原子核外电子排布课件VIP

原子核外电子排布课件 教学过程 一、复习预习 本节课核外电子排布的初步知识，是在学习了第二章分子和原子的基础上进行的，核外电子排布的初步知识与原子构成，形成了原子结构理论的知识体系，本节之所以放在第三章讲述，目的为了分散知识难点，使学生的空间想象力得以充分的发挥。通过对前18号元素的核外电子排布情况的介绍。使学生了解前18号元素原子的核外电子排布规律，进一步了解元素性质与其原子结构的关系，为离子化合物，共价化合物的形成以及化合价的教学提供了理论依据。因本节课的内容抽象，学生难理解，在高中化学的学习中还会进一步讲述原子结构理论，所以本节课知识只要求学生达到了了解的水平即可。 二、知识讲解 课程引入： 我们知道，原子是由原子核和核外电子构成的，原子核的体积仅占原子体积的几千亿分之一，相对来说，原子里有很大的空间。电子就在这个空间里作高速的运动。那么电子是怎样运动的?在含有多个电 子的原子里，电子又是怎样排布在核外空间的呢? 视频演示：原子的构成 考点/易错点1核外电子排布对于氢原子来说，核外只有一个电子。电子的运动状态没有固定的轨道。它在核外一定距离的空间内作高速运动。是一个球形。对于多个电子的原子里。它的电子是怎样运动的呢? 视频2：原子核外电子的运动 结合视频2：在含有多个电子的原子里。电子的能量并不相同。能量低的。通称在离核近的区域运动。能量高的，通常在离核远的区域运动。我们将电子离核远近的不同的运动区域叫做电子层。离核最近的叫第一层，依次向外类推，分别叫做二，三，四，五，六，七层，即在多个电子的原子里，核外电子是在能量不同的电子层上运动的。 (1)在多个电子的原子里，因为电子的能量不同，电子在不同的电子层上运动。 (2)能量低的电子在离核近的电子层上运动;能量高的电子在离核较远的电子层运动。 1 2 3 4 5 核外电子排布规律及元素周期律 知识点分布 1、电子层与能层符号的关系 2、原子、离子的结构示意图 3、元素周期表的的四条规律 4、原子、离子半径大小比较 知识点精讲 一、核外电子排布 1、一般规律：(1) 各电子层最多容纳电子数为2n2 (2) 最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子 (3) 核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层内，排满后再依次向外排布。 （4）元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系： 金属性和非金属性 稀有气体元素的原子最外层有8个电子(氦是2个电子)，处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其他物质发生化学反应。 适用范围：仅限IAVIIA族，B族元素不全符合，稀有气体的电子排布符合最大数。 2、特殊规律 即排满K层排L层，排满L层排M层，但不是排满M层排N层 易考点、易错点：Fe、Mn的原子结构示意图 下面是1-20的原子结构示意图，练习以下规律： （）原子中无中子的原子： （）最外层有个电子的元素： （）最外层有个电子的元素： （）最外层电子数等于次外层电子数的元素： （）最外层电子数是次外层电子数倍的元素： （）最外层电子数是次外层电子数倍的元素： （）最外层电子数是次外层电子数倍的元素： （）与氩原子电子层结构相同的阴、阳离子是: （）核外有10个电子的粒子：阴阳离子： 原子分子： 二、元素周期律 思考：根据上图所示元素原子的大小，比较一下原子的微观结构原子半径，有何规律？ 规律一：元素原子半径的周期性变化 周期表中 由左到右，原子半径逐渐减小；由上到下，原子半径逐渐增大。?（1）电子层数越多，原子半径越大； ?（2）电子层数相同时，核电核数越多，原子半径越小。 考点、易错点：原子半径和离子半径与核电荷数、电子层数以及电子数的关系： 1、当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大；如NaK(层不同，层多，径大） 2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越小；如NaMg；Na+Mg2+（层相同，核多，径小） 3、阴离子半径大于对应的原子半径；如ClCl- 4、阳离子半径小于对应的原子半径；如Na Na+ 5、电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数的递增而减小。O2- F- CaNaMg Al Zn Fe Sn Pb (H)Cu Hg Ag Pt Au 元素非金属性的比较： 1、元素与H2化合生成气态氢化物的难易程度：元素与H2化合生成气态氢化物越容易，则元素的非金属性越强 2、气态氢化物的稳定性：生成气态氢化物越稳定，则元素的非金属性越强 3、非金属最高氧化物对应的水化物的酸性：非金属最高氧化物对应的水化物（即非金属元素最高正价所对应的含氧