第一講原子結(jié)構(gòu)的發(fā)展史

1、第一講原子結(jié)構(gòu)的發(fā)展史學(xué)習(xí)目標(biāo)：1 . 了解原子結(jié)構(gòu)的發(fā)展歷史2 .熟悉相應(yīng)化學(xué)用語(yǔ)表示方法3 .掌握微粒計(jì)算方法、概念差異的比較4 .掌握核外電子排布及其相關(guān)理論教學(xué)過(guò)程：1 .發(fā)展歷史與實(shí)驗(yàn)原子結(jié)構(gòu)模型的演變圖中，為道爾頓實(shí)心球式原子模型、為盧瑟福行星運(yùn)轉(zhuǎn)式原子模型、為湯姆生葡萄干面包式原子模型、為近代量子力學(xué)原子模型、為玻爾軌道 式原子模型。其中符合歷史演變順序的一組排列是A.B.C.D.2 .組成原子的基本粒子之間的關(guān)系(1)質(zhì)子數(shù)決定 的種類；質(zhì)子數(shù)和中子數(shù)決定 的種類(2) AzX代表一個(gè)質(zhì)量數(shù)為 ,質(zhì)子數(shù)為,中子數(shù)為,核外電子數(shù) 為 的原子(3) 質(zhì)量數(shù) =+, 對(duì)任一原子，核電

2、荷數(shù) =; 對(duì)中 性原子，核外電子數(shù)=(4) zX-中核外電子數(shù)=, 乂+中核外電子數(shù)=課堂練習(xí)：1:在物質(zhì)結(jié)構(gòu)研究的歷史上，根據(jù)量子論的觀點(diǎn)，首先提出原子核外電子在一系列穩(wěn) 定軌道上運(yùn)動(dòng)并較好地解釋了氫原“子光譜的科學(xué)家是D.玻爾2.兩種微粒的質(zhì)子數(shù)和電子數(shù)都相等，它們不可能是A. 一種陽(yáng)離子和一種陰離子B. 一種單質(zhì)分子和一種化合物分子C. 一I種分子和一I種離子D. 一I種原子和一I種分子2 .核外電子排布的初步核外電子以極高的速度、在極小的空間作應(yīng)不停止的運(yùn)轉(zhuǎn)。不遵循宏觀物體的運(yùn)動(dòng)規(guī) 律（不能測(cè)出在某一時(shí)刻的位置、速度，即不能描畫出它的運(yùn)動(dòng)軌跡）?？捎媒y(tǒng)計(jì)（圖示）的方法研究電子在核外出

3、現(xiàn)的概率。電子云一一電子在核外空間一 定范圍內(nèi)出現(xiàn)的機(jī)會(huì)的大小，好像帶負(fù)電荷的云霧籠罩在原子核周圍，人們形象的稱為電 子云。電子云圖中小黑點(diǎn)的疏密表示 ,成關(guān)系。原子核外電子的運(yùn)動(dòng)特征（一）電子層（又稱能層）：分層依據(jù)：能量的較大差別；電子運(yùn)動(dòng)的主要區(qū)域或離核遠(yuǎn)近的不同。（二）原子軌道一一電子亞層軌道的類型不同，軌道的形狀也不同。用s、p、d、f分別表示不同形狀的軌道。原子軌道表示方法：表示為 ns, np, nd, nf等。原子軌道種類數(shù)與電子層序數(shù)。（三）軌道的伸展方向思考：各原子軌道的能量高低：（提高是多電子原子中，電子填充原子軌道時(shí)）相同電子層上原子軌道能量的高低：ns np nd n

4、f形狀相同的原子軌道能量的高低：1s 2s 3s 4s電子層和形狀相同的原子軌道的能量高低：2px 2py 2pz鞏固練習(xí)：1 .下列軌道含有軌道數(shù)目為3的是（A. 1s B . 2p C . 3p D . 4d2 . 3d軌道中最多容納電子數(shù)為（）A. 2 B .10 C . 14 D .183 .第三電子層含有的軌道數(shù)為（）A . 3 B .5 C .7 D .94 .用“v”或表示下列各組多電子原子的原子軌道能量的高低 3s _3p 2Px 2py 3s d 4s _p5 .以下能級(jí)符號(hào)不正確的是（）A . 5s B . 4d C . 3f D . 6P6 .下列各電子層中不包含 d亞層

5、的是 （）A. N電子層 B . M電子層 C . L電子層 D . K電子層（四）自旋方向思考：各電子層包含的原子軌道數(shù)目和可容納的電子數(shù)3 .核外電子排布與周期表的關(guān)系（1）構(gòu)造原理關(guān)鍵點(diǎn)：一定要記住電子排入軌道的順序，這是本章最重要的內(nèi)容。從第四能層開(kāi)始，該能層的ns與np能級(jí)之間插入了（n-1）層的d能級(jí)，第六能層開(kāi)始還插入（n-2） f,其能量關(guān)系是：nsv （n-2 ） f v （n-1 ） d vnp核外電子排布的表示方法：（2）核外電子排布規(guī)律A .最低能量原理：B . 原理:C. 規(guī)則：(3)核外電子排布方法以24Cr為例:課堂練習(xí)：1 .下列各原子或離子的電子排布式錯(cuò)誤的是

6、()A Al 1s 22s22P63s23p1B O2- 1s 22s22p6C Na+ 1s 22s22p6D Si 1s22s22p22 .下列各原子或離子的電子排布式錯(cuò)誤的是()A. Ca 2+ 1s 22s22P63s23p6B. O 2- 1s 22s23p4C. Cl - 1s 22s22P63s23p6D. Ar 1s22s22P63s23p63 .判斷下列原子的電子排布式是否正確；如不正確，說(shuō)明它違反了什么原理？(1) Al : 1s2 2s 22p6 3s13p2(2) Cl : 1s2 2s 22p6 3s 23p5(3) S: 1s2 2s22p6 3s 33p3(4)

7、K: 1s2 2s 22p6 3s23p63d1(5) Ne： 1s2 2s 22p64 .“各能級(jí)最多容納的電子數(shù)，是該能級(jí)原 .子軌道數(shù)的二倍”，支撐這一結(jié)論的理論是A.構(gòu)造原理B .泡利原理C.洪特規(guī)則D.能量最低原理5 .下列原子結(jié)構(gòu)與洪特規(guī)則有關(guān)的是A . Cu原子的外圍電子排布是 3d104s1而不是3d94s2。B . S原子的價(jià)電子排布是 3s23P4而不是3s13P5。C . Fe原子的外圍電子排布是 3d64s2而不是3d8。D . N原子的最外層有3個(gè)未成對(duì)電子，且自旋方向相同6 .熟練寫出元素周期表中前 36號(hào)元素的名稱、元素符號(hào)和用電子排布式表示136號(hào)元素原子核外電

8、子的排布。填表兀系名稱原子序數(shù)電子排布式價(jià)電子排布7S氯銅Cr八.6 / 23d 4s35A.在一般情況下總想處于一種較為安全（或穩(wěn)定）的一種狀態(tài)（基態(tài)），也就是能量最低時(shí)的狀態(tài)。當(dāng)有外加作用時(shí)，電子也是可以吸收能量到能量較高的狀態(tài)（激發(fā)態(tài)），但是它總有時(shí)時(shí)刻刻想回到基態(tài)的趨勢(shì)。一般來(lái)說(shuō)，離核較近的電子具有較低的能量，隨著 電子層數(shù)的增加，電子的能量越來(lái)越大；同一層中，各亞層的能量是按s、p、d、f的次序增高的。這兩種作用的總結(jié)果可以得出電子在原子核外排布時(shí)遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、 3p、 4s、 3d、 4PB.我們已經(jīng)知道，一個(gè)電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)要從 4個(gè)方面來(lái)進(jìn)行描述，即它所處

9、的電子層、 電子亞層、電子云的伸展方向以及電子的自旋方向。在同一個(gè)原子中沒(méi)有也不可能有運(yùn)動(dòng) 狀態(tài)完全相同的兩個(gè)電子存在，這就是保里不相容原理所告訴大家的。根據(jù)這個(gè)規(guī)則，如果兩個(gè)電子處于同一軌道，那么，這兩個(gè)電子的自旋方向必定相反。也就是說(shuō)，每一個(gè)軌道中只能容納兩個(gè)自旋方向相反的電子。這一點(diǎn)好像我們坐電梯，每個(gè)人相當(dāng)于一個(gè)電子,每一個(gè)電梯相當(dāng)于一個(gè)軌道，假設(shè)電梯足夠小，每一個(gè)電梯最多只能同時(shí)供兩個(gè)人乘坐，而且乘坐時(shí)必須一個(gè)人頭朝上，另一個(gè)人倒立著（為了充分利用空間）根據(jù)保里不相容原理，我們得知：s 亞層只有1 個(gè)軌道，可以容納兩個(gè)自旋相反的電子；p 亞層有 3 個(gè)軌道，總共可以容納6 個(gè)電子；d 亞層有 5 個(gè)軌道，總共可以容納10 個(gè)電子。我們還得知：第一電子層（K 層）中只有1s 亞層，最多容納兩個(gè)電子；第二電子層（L 層）中包括2s 和 2p兩個(gè)亞層，總共可以容納 8個(gè)電子；第3電子層（M層）中包括3s、3p、3d三個(gè)亞層，總共可以