原子核外电子的运动状态

原子核外电子排布
【学习目标】
知识与技能
1、了解元素原子核外电子排布的基本规律
2、会用原子结构示意图熟练表示1——18号元素，惰性气体，部分第四，五周
期的主族元素的电子排布式，
3、在必修1的基础上，进一步认识卢瑟福和玻尔的原子结构模型，了解原子核
外电子的运动状态。

4、在原子核外电子排布基本规律的基础上，进一步了解表述电子运动状态的四
个要素，了解电子云，知道1——36号元素的电子排布式，轨道表示式，价电子排式。

过程与方法
学习运用实验，查阅资料等多种手段获取信息，运用比较、分类、归纳等方法对信息进行加工。

情感态度与价值观
体会化学发展史中化学家们追求真理的精神，培养问题意识与探究意识，提高逻辑思维能力，领悟科学发现的艰辛，了解科学发现的意义，培养科学精神【教学重点】原子电子排布的规律
【教学难点】原子电子排布规律的探究
已有知识背景：
1、原子结构模型的演变过程
“原子结构模型”是科学家根据自己的认识对原子结构的形象描述，一种模型代表了人类某一阶段对原子结构的认识。

人类认识原子结构的历史依次为：道尔顿的原子模型→汤姆生的原子模型→卢瑟福原子模型→波尔原子模型→现代量子力学、电子云模型。

公元前5世纪，我国墨翟曾经提出物质微粒说，他称物质的微粒为“端”，意思是不可分割的质点。

但在战国时代，有一本著作《庄子·天下篇》中却提到了物质无限可分的思想。

与此同时，公元前5世纪的古希腊哲学家德谟克里特把物质碎片小到不可再分的最小组成单位称为“原子”（意思是“不可分割”）。

在他的观点中，原子是最微小的不可分割的物质微粒。

19世纪，化学家道尔顿进一步阐述了原子学说的基本观点：化学元素由非常微小的、不可分割的物质微粒——原子组成，原子在所有化学变化中均保持自己独特的性质；同一元素的所有原子，各方面性质相同，而不同元素的原子有自己独特的性质；元素的原子以简单数值比相结合时就发生化合。

由此近代原子理论得以建立。

然而，道尔顿的学说不能从化合比例决定原子的相对重量。

1811年阿伏伽德罗提出了分子的概念（尽管当时不被人接受）。

19世纪初原子分子学说的出现，是近代化学发展过程中的重要里程碑。

1897年，汤姆生在研究阴极射线的时候，发现了原子中电子的存在，这打破了“原子不可分割”的理念，明确地向人们昭示：原子是可以继续分割的，
它有着自己的内部结构。

汤姆逊当时因缺乏实验证据，于是通过想象勾勒出这样的图景：原子呈球状，带正电荷。

而带负电荷的电子则一粒粒地
“镶嵌”在这个圆球上。

这样的一幅图画，就是史称的“葡萄干面包模型”。

1910年卢瑟福和学生们利用高能α粒子（质量数为4，带两个正电荷）去轰击一张极薄的金箔，想通过散射来确认“葡萄干面包”的大小和性质。

但是不可思议的情况出现了：当一束平行的α—粒子射向一金属薄片时，穿过薄片的α—粒子绝大多数都是直线前进的，只有极少数（约万分之一）的α—粒子发生了偏转，其中有些α—粒子偏转的程度较大，甚至被反射回来。

这样就发生了所谓的α—粒子散射现象。

根据以上实验结果，可以得出以下结论：（1）每个原子中央都有一个带正电荷的原子核，核外有若干电子绕核旋转。

原子核和电子之间是十分敞空的，并存在着电场，电场把核和电子束缚在一起，形成相对稳定的原子。

（2）原子核所带的正电量与核外电子的负电总量相等。

所以整个原子是电中性的。

（3）由于电子的质量很小，因此原子的质量几乎全部集中在原子核上。

但是，这个看似完美的模型却有着自身难以克服的严重困难。

因为物理学家们很快就指出，带负电的电子绕着带正电的原子核运转，这个体系是不稳定的，两者之间会放出强烈的电磁辐射，从而导致电子一点点地失去自己的能量，作为代价，它便不得不逐渐缩小运行半径，直到最终“坠毁”在原子核上为止，整个过程用时不过一眨眼的工夫。

1913年，丹麦物理学家卢瑟福的学生玻尔在研究了氢原子光谱(原子中电子在能量变化时所发射或吸收的一系列光所组成的光谱。

光谱是不连续的)后，根据量子力学观点，提出了新的原子结构模型，其要点有：（1）原子核外电子在一系列稳定的轨道上运动，这些轨道称为原子轨道。

核外电子在原子轨道上运动时，既不放出能量，也不吸收能量。

（2）不同原子轨道具有不同的能量，原子轨道的能量变化是不连续的，即量子化的。

（3）原子核外电子可以在不同的轨道上发生跃迁。

当电子吸收了能量（如光能、热能等）后，就会从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上。

处于能量较高轨道的电子不稳定，会回到能量较低的轨道上，就会发射出光子，发出光的波长取决于两个轨道的能量之差。

20世纪初，科学家揭示了微观世界波粒二象性的规律，认识到原子核外电子的远动不遵循经典力学的原理，必须用量子力学的模型描述核外电子的远动。

1919年，卢瑟福用α粒子撞击氮原子核而发现质子；1932年，英国人查德威克用α粒子撞击铍原子核而发现中子。

此时人们才发现：原子核还可以分为质子和中子。

在原子核中或核反应中还有一些其它的亚原子粒子，并且已经建立了中子和质子的组成与被称为“夸克”的基本粒子的有关理论。

2、原子由原子核和核外电子组成，原子核又由质子和中子构成。

一个质子带一个单位正电荷，一个电子带一个单位负电荷，原子中质子数等于核外电子数，整个原子呈电中性。

质量数=质子数+中子数。

一个原子的表示：
3、元素的种类只有114种，而原子的种类远不止114种。

造成这种现象的原因是由于大多数元素都有同位素的缘故。

各种天然的同位素原子在自然界中的丰度（即原子个数百分比）是固定的。

4、关于相对原子质量的几个概念
（1）原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得，原子的真实质量很小，记忆、使用很不方便，所以科学上一般不直接使用原子的真实质量，而采用原子的相对质量。

（2）原子（核素）的相对原子量（同位素的相对原子量）：指的是某一种原子的相对质量，即指各同位素原子的绝对质量分别与12C的绝对质量1/12的比值。

（3）原子（核素）的质量数（同位素的质量数）：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取整数，加起来所得的数值）
（4）元素的相对原子质量：指某元素各种同位素的相对原子质量与该同位素原
=A×a%+B×b%+C×子所占的原子个数百分比（即丰度）的乘积之和。

即M
X
c%+……，其中A、B、C表示各同位素的相对原子质量，a%、b%、c%分别为自然界中各种天然同位素原子所占的原子个数百分比，M
是元素X的相对原子质量。

X
元素周期表中查得的原子量就是这样计算出来的。

（5）元素的近似相对原子质量：在上式中，若用同位素的质量数代替同位素相对原子质量，所得结果即为该元素的近似相对原子质量。

一．原子核外电子的排布规律
1:有关能级
玻尔原子模型将核外电子的分布情形，由内向外可分为几个壳层，以n的大小表示壳层能量高低的顺序，此一顺序称为能级，n越大表示该壳层的能级越高。

当n=1时为最靠近原子核，能级最低的第一层，成为K层，n = 2,3,4
……则分别成为L,M,N……。

2：核外电子分层排布的规律
（1）电子填充时，首先占据能量最低的能层。

这个原则也叫能量最低原则。

（2）各能层的填充电子总数≤2n2,n为该能层的序号。

（3）原子的最外层电子数不超过8个（若最外层为K层最多不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个……
【练习1】熟记1—18号元素原子外层电子排布，用原子结构示意图表示原子的核外电子排布
【练习2】已知溴，碘的原子序数分别为35,53，试画出溴，碘的原子的原子结构示意图。

【练习3】已知K，Ca原子序数分别为19,20，如何确定其原子结构示意图
二．原子核外电子运动特征描述的四个方面
由K Ca的原子结构示意图引出核外电子运动特征
1．电子层
在含有多个电子的原子里，电子的能量并不相同。

能量低的，通常在离核近的区域运动；能量高的通常在离核远的区域运动。

根据电子的能量差异和通常运动区域离核的远近不同，可以将核外电子分成不同的电子层。

依次叫做K、L、M、N、……
根据对元素电离能数据的分析可以得到核外电子分层运动的结论。

从气态原子（或气态阳离子）中去掉一个电子，把它变成气态阳离子（或更高价态的气态阳离子），需要克服核电荷的引力而消耗能量，这个能量叫电离能，符号为I，单位常用电子伏特（现在用kJ·mol-1）。

从元素的气态原子去掉一个电子成为
），从+1价的气态阳+1价的气态阳离子所需消耗的能量，称为第一电离能（I
1
离子再去掉一个电子成为+2价的气态阳离子所需消耗的能量，称为第二电离能（I
）；依次类推。

2
有关电子伏特：1eV指一个电子经过1V电压加速后所增加的能量，1个电子电
量为：1.6×10-19 C
所以1eV = 1.6×10-19 C ×1 V = 1.6×10-19 J = 1.6×10-22 kJ
所以a eV = a ×1.6×10-22 ×6.02×1023 = 96.32a kJ·mol-1
2．电子亚层和电子云的形状
（1）电子亚层：同一电子层中，电子的能量还稍有差异，可以把电子层分成几个亚层，分别用s、p、d、f、g等符号表示。

第几电子层就有几个亚层。

如K层只有一个亚层，即s亚层；L层有两个亚层即s亚层和p亚层。

依次类推M层有s、p、d三个亚层；N层有s、p、d、f四个亚层。

可以用下列的方法表示核外电子处于哪个电子层和电子亚层，如1s1表明K电子层s亚层的一个电子；3d5表明M电子层d亚层上的5个电子。

想一想：3f、1p、2d等表示方法是否正确？
在同一个电子层里，亚层电子的能量是按s、p、d、f、g的顺序递增的。

请比较处于下列运动状态的电子的能量的高低：
1s与2s；3p与3d、2s与3p、3d与4s。

（2）电子云：
电子云是对核外电子运动的形象化的描述，它表明电子
在核外空间某处单位体积内出现机会的多少。

核外电子
的运动没有确定的轨迹，我们不能测定或计算出它在某
一时刻所处的位置，也不能描述其空间轨迹。

我们在描
述核外电子运动时，只能指出它在原子核外空间某处出
现机会的多少。

电子在核外空间一定范围内出现，好象
带负电荷的云雾笼罩在原子核周围，所以，我们形象地
称它为“电子云”。

对氢原子电子云示意图的理解：氢原子的电子云呈球形对称，在离核近处密度大，离核越远处密度越小。

也就是说，在离核近处单位体积的空间中电子出现的机会多，离核越远处单位体积的空间中电子出现的机会越少。

不同亚层的电子云的形状不同。

s亚层的电子云是球形对称的，p亚层的电子云是纺锤形的，d亚层的电子云是五瓣梅花形的，f、g亚层的电子云的形状比较复杂。

电子云的空间伸展方向：电子云不仅有确定的形状，而且有一定的伸展方向。

s电子云是球形对称的，在空间各个方向伸展程度相同；p电子云在空间有三个互相垂直的伸展方向；d电子云有五种伸展方向；f电子云有七种伸展方向。

轨道：在一定的电子层上，具有一定形状和伸展方向的电子云所占据的空间称为一个轨道。

按此推算，s、p、d、f四个亚层就分别有1、3、5、7个轨道。

所以每个电子层可能有的最多轨道数应为n
2。

3.电子的自旋
电子不仅在核外空间不停地运动，而且还作自旋运动。

电子的自旋有两种状态，相当于顺时针和逆时针方向。

平时我们用↑↓两种不同箭头来表示不同的自旋状态。

综上所述：
1．电子在核外空间的运动状态是十分复杂的，必须由它所处的电子层、电子亚层、电子云的空间伸展方向和自旋状态四个方面来决定。

其中电子层、电子亚层、电子云的空间伸展方向跟电子在核外空间的位置有关，确定了电子在核外空间运动的轨道。

因此，当我们要说明一个电子的运动状态时，必须同时指明它处于什么轨道和哪一种自旋状态。

2．电子的能量与电子层、电子亚层有关，而与电子云的伸展方向、电子的自旋无关。

在同一电子层，同一亚层上的不同电子具有相同的能量。

如：E（2p
x
） =
E（2p
y ） = E（2p
z
）
3．一般来说n 越大，电子能量越高，即能量低电子通常在离核近的区域运动，能量高的电子在离核远的区域运动。

4．同一电子层，电子能量按s、 p、d、f顺序增加
【例题】已知某元素I
1→ I
8
（kJ·mol-1）数据如下：
I 1 = 577 I
2
= 1820 I
3
= 2740 I
4
= 11600 I
5
= 14800 I
6
= 18400 I
7
=
23400 I
8
= 27500 试推测该元素最外层有几个电子？
三.原子核外电子排布遵循三条规律
1.Pauli不相容原理：
在同一个原子里没有运动状态四个方面完全相同的两个电子存在。

由此我们可以知道，在原子核外电子的排布中，排在同一轨道(电子层，电子亚层，电子空间伸展方向均相同)上的两个电子，自旋方向就相反；而自旋方向相同的电子，必然处于不同的轨道上。

也就是说：在一个轨道上最多只能容纳自旋方向相反的两个电子，我们已经知道每个电子层最多可能有的轨道数为
n
2个，所以，各电子层最多容纳的电子数为2n2个。

2．能量最低原理
在核外电子排布中，通常状况下电子总先占有能量最低的轨道，只有当这些轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道。

+5 2 3 如：B原子电子式：；原子结构示意图：
电子排布式：1s2 2s2 2p6 3s1
轨道表示式：
不同的电子层具有不同的能量，而每个电子层中不同亚层的能量也不相同。

为了表示原子中各电子层和亚层电子能量的差异，人们把原子中不同电子层和亚层的电子按能量高低排成顺序，像台阶一样，叫做能级。

例如1s能级、2p 能级、4f能级等。

在一个原子中，离核越近，n越小的电子层能量越低。

在同一电子层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的顺序增高的。

可是对于那些核外电子数较多的元素来说，情况就比较复杂。

因为多电子原子的各个电子之间存在排斥力，在研究某个外层电子的运动状况时，必须同时考虑核对它的吸引力和其它电子对它的排斥力。

由于其它电子的存在，往往减弱了原子核对外层电子的吸引力，从而使多电子原子的电子所处的能级产生了交错现象。

下图是多电子
原子电子的近似能级图以及电子填入轨道的顺序。

到此就可以解释K，Ca的电子排布了
【练习】试确定Fe、Cu 的电子排布式
3．Hund规则：
在同一亚层中各个轨道上，电子的排布尽可能分占不同的轨道，而且自旋方向相同，这样排布整个原子的能量最低。

Hund规则的特例：对于同一电子亚层，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。

.。