高二化学电子云与原子轨道教案

第一节原子结构

第三课时

一、教学目标

1. 了解电子云和原子轨道的含义。

2. 知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理

二、教学重难点

1. 原子轨道的含义

2. 泡利原理和洪特规则

三、教学方法

以科学探究、思考与交流等方式，探究泡利原则、洪特规则以及原子结构之间的关系，充分认识结构决定性质的化学基础

四、教具准备

多媒体

【教学过程】

【导入】

复习构造原理

Cr 1s22s22p63s23p63d54s1【引入】电子在核外空间运动，能否用宏观的牛顿运动定律来描述呢？

五、电子云和原子轨道：

1. 电子云

宏观物体的运动特征：

可以准确地测出它们在某一时刻所处的位置及运行的速度；可以描画它们的运动轨迹。

微观物体的运动特征：核外电子质量小，运动空间小，运动速率大。无确定的轨道，无法描述其运动轨迹。无法计算电子在某一刻所在的位置，只能指出其在核外空间某处出现的机会多少。

【讲述】电子运动的特点：

①质量极小 ②运动空间极小 ③极高速运动。因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。

概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。

2. 原子轨道

【讲述】S 的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。

P 的原子轨道是纺锤形的，每个P 能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以P x 、P y 、P z 为符号。P 原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。

【讲述】s 电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数越大，原子

轨道的半径越大。这是由于1s ，2s ，3s……电子的能量依次增高，电子在离核

更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。这是不难理

解的，打个比喻，神州五号必须依靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s

电子比1s 电子能量高，克服原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s

大，因而2s 电子云必然比1s 电子云更扩散。

3. 轨道表示式

（1）表示:用一个小方框表示一个原子轨道，在方框中用“↑ ”或“↓ ”表示该轨道上排入的电子的式子。

电子排布式：1s 2 2s 22p 3

轨道表示式：

（2）原则 ✍泡利原理：内容：每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。即每个原子轨道最多只容纳两个电子。

✍洪特规则：内容：原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子

尽量分占不同的原子轨道，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低。

全充满（p6，d10，f14）全空时（p0，d0，f0）半充满（p3，d5，f7）

1S 2S 2P

+7 2 5

【讲述】量子力学告诉我们：ns能级各有一个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf 能级各有7个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。

一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。

推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。

当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则是洪特规则。

【练习】

写出5、6、7、8、9号元素核外电子排布轨道式。并记住各主族元素最外层电子排布轨道式的特点：(成对电子对的数目、未成对电子数和它占据的轨道。

【思考】下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息。

【思考】写出24号、29号元素的电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比较有什么不同，为什么？从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。它们是否符合构造原理?

【板书设计】

五、电子云和原子轨道：

1. 电子云

2. 原子轨道

3. 轨道表示式