高二化學電子云與原子軌道

1、第1節(jié) 原子結構第三課時一、教學目標1. 了解電子云和原子軌道的含義。2. 知道原子核外電子的排布遵循能量最低原理二、教學重難點1. 原子軌道的含義2. 泡利原理和洪特規(guī)則三、教學方法以科學探究、思考與交流等方式，探究泡利原則、洪特規(guī)則以及原子結構之間的關系，充分認識結構決定性質(zhì)的化學基礎四、教具準備 多媒體【教學過程】【導入】復習 構造原理Cr 1s22s22p63s23p63d54s1【引入】電子在核外空間運動，能否用宏觀的牛頓運動定律來描述呢？五、電子云和原子軌道：1. 電子云 宏觀物體的運動特征：可以準確地測出它們在某一時刻所處的位置及運行的速度；可以描畫它們的運動軌跡。 微觀物體的運

2、動特征：核外電子質(zhì)量小，運動空間小，運動速率大。無確定的軌道，無法描述其運動軌跡。無法計算電子在某一刻所在的位置，只能指出其在核外空間某處出現(xiàn)的機會多少。【講述】電子運動的特點：質(zhì)量極小 運動空間極小 極高速運動。因此，電子運動來能用牛頓運動定律來描述，只能用統(tǒng)計的觀點來描述。我們不可能像描述宏觀運動物體那樣，確定一定狀態(tài)的核外電子在某個時刻處于原子核外空間如何，而只能確定它在原子核外各處出現(xiàn)的概率。概率分布圖看起來像一片云霧，因而被形象地稱作電子云。常把電子出現(xiàn)的概率約為90%的空間圈出來，人們把這種電子云輪廓圖成為原子軌道。2. 原子軌道【講述】S的原子軌道是球形的，能層序數(shù)越大，原子軌道

3、的半徑越大。 P的原子軌道是紡錘形的，每個P能級有3個軌道，它們互相垂直，分別以Px、Py、Pz為符號。P原子軌道的平均半徑也隨能層序數(shù)增大而增大?！局v述】s電子的原子軌道都是球形的(原子核位于球心)，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。這是由于1s，2s，3s電子的能量依次增高，電子在離核更遠的區(qū)域出現(xiàn)的概率逐漸增大，電子云越來越向更大的空間擴展。這是不難理解的，打個比喻，神州五號必須依靠推動(提供能量)才能克服地球引力上天，2s電子比1s電子能量高，克服原子核的吸引在離核更遠的空間出現(xiàn)的概率就比1s大，因而2s電子云必然比1s電子云更擴散。3. 軌道表示式（1）表示:用一個小方框表示一個原子

4、軌道，在方框中用“ ”或“ ”表示該軌道上排入的電子的式子。 +725 電子排布式：1s2 2s22p31S 2S 2P 軌道表示式：（2）原則 泡利原理：內(nèi)容：每個原子軌道上最多只能容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子。即每個原子軌道最多只容納兩個電子。 洪特規(guī)則：內(nèi)容：原子核外電子在能量相同的各個軌道上排布時，電子盡量分占不同的原子軌道，且自旋狀態(tài)相同，這樣整個原子的能量最低。全充滿（p6，d10，f14）全空時（p0，d0，f0）半充滿（p3，d5，f7）【講述】量子力學告訴我們：ns能級各有一個軌道，np能級各有3個軌道，nd能級各有5個軌道，nf能級各有7個軌道.而每個軌道里最多能容納2個電子，通常稱為電子對，用方向相反的箭頭“”來表示。一個原子軌道里最多只能容納2個電子，而且自旋方向相反，這個原理成為泡利原理。推理各電子層的軌道數(shù)和容納的電子數(shù)。當電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則是洪特規(guī)則?！揪毩暋繉懗?、6、7、8、9號元素核外電子排布軌道式。并記住各主族元素最外層電子排布軌道式的特點：(成對電子對的數(shù)目、未成對電子數(shù)和它占據(jù)的軌道?！舅伎肌肯铝斜硎镜氖堑诙芷谥幸恍┰拥暮送怆娮优挪迹堈f出每種符號的意義及從中獲得的一些信息。 【思考】寫出24號、29號元素的電子排布式，價電子排布軌道式，閱讀周期表，比較有什么不