第一章物质结构基础 §1-1原子核外电子的运动状态 教学目的:认识电子云;掌握四个量子数。 教学过程: 板]一、电子云 电子在原子核外出现的几率大小 核外电子的运动状态 1.电子层 [新课引出]由于原子核外电子的能量有差异,因此运动时 运动的区域离核的远近也不同,为了形象地描述这一差 异—一电子层 [板]n=1、2、3、4、5、6、7 电子层:K、L、M、N、O、P、Q 注意j的数值越小,表示电子离核越近,受核的引力越 大,电子的能量越小;当n增大时,表示电子离核较远, 受核的引力就较小,电子的能量就大。 2.电子亚层和电子云的形状 新课引出]科学研究发现,在同一电子层中,电子的能量 还稍有差别,电子云的形状也不相同。根据这个差别
第一章 物质结构基础 §1-1 原子核外电子的运动状态 一、 教学目的：认识电子云；掌握四个量子数。 二、 教学过程： [板] 一、电子云 电子在原子核外出现的几率大小 二、核外电子的运动状态 1． 电子层 [新课引出]由于原子核外电子的能量有差异，因此运动时 运动的区域离核的远近也不同，为了形象地描述这一差 异——电子层 [板] n = 1、2、3、4、5、 6、 7 电子层：K、L、M、N、O、P、Q [注意]n 的数值越小，表示电子离核越近，受核的引力越 大，电子的能量越小；当 n 增大时，表示电子离核较远， 受核的引力就较小，电子的能量就大。 2．电子亚层和电子云的形状 [新课引出]科学研究发现，在同一电子层中，电子的能量 还稍有差别，电子云的形状也不相同。根据这个差别
又可以把一个电子层分成一个或几个亚层。 [板]s、p、d、f亚层 [叙]简介S、p、d、f亚层的形状,亚层的能量高低 3.电子云的伸展方向 电子层(n)亚层 原子轨道数 n=1 s、p 1+3=4=22 5、p、d 1+3+5=9=32 n 4.电子的自旋 [叙]电子自旋有两种状态,类似于顺时针和逆时针两种方 向。一般用向上箭头↑和向下箭头↓来表示不同的自旋状 态 §1-2原子核外电子的排布 教学目的:要求学生熟练排出1-36号元素原子核外 的排布 教学过程 [板」一、保利不相容原理 在同一个原子里,没有运动状态四个方面完全相同的两
又可以把一个电子层分成一个或几个亚层。 [板] s、p、d、f 亚层 [叙]简介 s、p、d、f 亚层的形状，亚层的能量高低。 3．电子云的伸展方向 4．电子的自旋 [叙]电子自旋有两种状态，类似于顺时针和逆时针两种方 向。一般用向上箭头↑和向下箭头↓来表示不同的自旋状 态。 §1-2 原子核外电子的排布 一、 教学目的：要求学生熟练排出 1-36 号元素原子核外 的排布。 二、 教学过程： [板]一、保利不相容原理 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 [叙根据这个原理,可以推算出各电子层可以容纳的最多 电子数。每个电子层可能有的最多原子轨道数为n2,而 每个原子轨道又只能容纳2个电子,因此,各电子层可 能容纳的电子总数就是2n2。现将1~4电子层可容纳电 子的最大数目列于表1-1中。 表1-11~4电子层可容纳电子的最大数目 电子层 (2) (3) (4) 电子亚层 亚层中的原子轨道数 亚层中的电子数 226 10 261014 每个电子层中可容纳电子 8 18 的最大数目(2n2) 能量最低原理 在核外电子的排布中,通常状况下电子也总是尽先 占有能量较低的原子轨道,只有当能量较低些原子轨道 占满后,电子才依次进入能量较高的原子轨道,这个规 律称能量最低原理 、洪德规则 在同一亚层中的各个轨道(如3个p轨道,或5个d轨道
个电子存在。 [叙]根据这个原理，可以推算出各电子层可以容纳的最多 电子数。每个电子层可能有的最多原子轨道数为 n 2，而 每个原子轨道又只能容纳 2 个电子，因此，各电子层可 能容纳的电子总数就是 2n2。现将 1～4 电子层可容纳电 子的最大数目列于表 1-1 中。 二、能量最低原理 在核外电子的排布中，通常状况下电子也总是尽先 占有能量较低的原子轨道，只有当能量较低些原子轨道 占满后，电子才依次进入能量较高的原子轨道，这个规 律称能量最低原理。 三、洪德规则 在同一亚层中的各个轨道(如 3 个 p 轨道，或 5 个 d 轨道
或7个f轨道)上,电子排布尽可能单独分占不同的轨道, 而且自旋方向相同,这样排布整个原子的能量最低。 根据洪德规则可得 全充满p或d0或f4 半充满p3或d或f 全空p或d或門 引导学生排出1-36号元素的原子核外的电子排布 §1-3原子结构和元素周期律 教学目的:认识元素周期性;了解族的分类 二、教学过程 课题引出]人们根据大量实验事实总结得出:元素以 及由其形成的单质与化合物的性质,随着原子序数(核电 荷数)的递增,呈周期性的变化。 [板]一、周期与能级组 周期 [叙]周期表共分7个周期(见表1-3),第1周期只有2种 元素,为特短周期;第2周期和第3周期各有8种元素, 为短周期;第4周期和第5周期各有18种元素,为长周 期;第6周期有32种元素,为特长周期;第7周期预测
或 7 个 f 轨道)上，电子排布尽可能单独分占不同的轨道， 而且自旋方向相同，这样排布整个原子的能量最低。 根据洪德规则可得： 全充满 p 6或 d 10或 f 14 半充满 p 3或 d 5或 f 7 全 空 p 0或 d 0或 f 0 引导学生排出 1-36 号元素的原子核外的电子排布。 §1-3 原子结构和元素周期律 一、 教学目的：认识元素周期性；了解族的分类 二、 教学过程： [课题引出] 人们根据大量实验事实总结得出：元素以 及由其形成的单质与化合物的性质，随着原子序数(核电 荷数)的递增，呈周期性的变化。 [板] 一、周期与能级组 1、周期 [叙] 周期表共分 7 个周期(见表 1-3)，第 1 周期只有 2 种 元素，为特短周期；第 2 周期和第 3 周期各有 8 种元素， 为短周期；第 4 周期和第 5 周期各有 18 种元素，为长周 期；第 6 周期有 32 种元素，为特长周期；第 7 周期预测
有32种元素,尚有几种元素还待发现,故称其为不完全 周期 每一周期中的元素随着原子序数的递增,总是从活泼 的碱金属开始(第1周期例外),逐渐过渡到稀有气体为止。 、能级组 [叙]元素划分为周期的本质在于能级组的划分。元素性质 周期性的变化,是原子核外电子层结构周期性变化的反 映。见表1-4 [板]三、族与价层电子构型 1、价电子、价电子层 价电子是指原子参加化学反应时,能用于成 键的电子。 价电子所在的亚层统称为价电子层,简称价层 2.主族元素 周期表中共有8个主族,即IA~ⅧA 简介主族元素的特点 3.副族元素 在各族号罗马字旁加B表示副族。周期表中共有8 个副族,即ⅢB~ⅧB~ⅡB。凡是原子核外最后一个 电子填入(n-1)d或(n2f亚层上的元素,都是副族元
有 32 种元素，尚有几种元素还待发现，故称其为不完全 周期。 每一周期中的元素随着原子序数的递增，总是从活泼 的碱金属开始(第1周期例外)，逐渐过渡到稀有气体为止。 2、能级组 [叙]元素划分为周期的本质在于能级组的划分。元素性质 周期性的变化，是原子核外电子层结构周期性变化的反 映。见表 1-4 [板] 二、族与价层电子构型 1、价电子、价电子层 价电子是指原子参加化学反应时，能用于成 键的电子。 价电子所在的亚层统称为价电子层，简称价层 2．主族元素 周期表中共有 8 个主族，即 I A～ⅧA。 简介主族元素的特点 3．副族元素 在各族号罗马字旁加 B 表示副族。周期表中共有 8 个副族，即ⅢB～ⅧB～ⅡB。凡是原子核外最后一个 电子填入(n-1)d 或(n-2)f 亚层上的元素，都是副族元
素 简介副族的特点。 、周期表元素分区 根据周期、族和原子结构特征的关系,可将周期表 中的元素划分成五个区域。 区,为IA,ⅢA族元素,价层电子构型为nsns2(1,2两行) d区,为ⅢB~ⅧB族元素,价层电子构型(n-1)d1-ns23~10 行,共8行) p区,为ⅢA~ⅧA族元素,价层电子构型为行nsnp(13 18行,共6行)。 f区,为镧系、锕系元素(内过渡元素),其价层电子构型为 (n-2f14(n-1)d0ns2(周期表下的两横列) 图17周期表中元素分区示意图 [例题1lp21 §1-4原子结构与元素性质 教学目的:认识原子半径;掌握电离能 教学过程
素。 简介副族的特点。 三、周期表元素分区 根据周期、族和原子结构特征的关系，可将周期表 中的元素划分成五个区域。 s 区，为 I A，ⅡA 族元素，价层电子构型为 ns1 ,ns2 (1，2 两行)。 d 区，为ⅢB～ⅧB 族元素，价层电子构型(n-1)d1-8ns0-2 (3～10 行，共 8 行)。 p 区，为ⅢA～ⅧA 族元素，价层电子构型为行 ns2np1-6 (13～ 18 行，共 6 行)。 f 区，为镧系、锕系元素(内过渡元素)，其价层电子构型为 (n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2 (周期表下的两横列)。 [例题 1]p21 §1-4 原子结构与元素性质 一、 教学目的：认识原子半径；掌握电离能。 二、 教学过程：
[板]一、原子半径(r) 1.共价半径: 两个相同原子形成共价键时,其核间距离的一半,称为 原子的共价半径 2.金属半径 金属单质的晶体中,两个相邻金属原子核间距离的一半, 称为该金属原子的金属半径。 3.范德华半径 在分子晶体中,分子之间是以范德华力即分子间力结合 的 [叙]从表1-5中可以看出各元素的原子半径在周期和族 中变化的大致情况 结论]同一周期的主族元素,自左向右,随着核电荷数 增多,原子半径变化的总趋势是逐渐减小的 主族元素从上往下过渡时,尽管核电荷数增多,但是电 子层数的增多起主导作用,因此原子半径是显著增大。 [叙]原子半径越大,核对外层电子的引力越弱,原子就 越易失去电子;相反,原子半径越小,核对外层电子的 引力越强,原子就越易得到电子。但必须注意,难失去
[板] 一、原子半径（r） 1．共价半径： 两个相同原子形成共价键时，其核间距离的一半，称为 原子的共价半径。 2． 金属半径 金属单质的晶体中，两个相邻金属原子核间距离的一半， 称为该金属原子的金属半径。 3．范德华半径 在分子晶体中，分子之间是以范德华力(即分子间力)结合 的。 [叙]从表1-5 中可以看出各元素的原子半径在周期和族 中变化的大致情况。 [结论] 同一周期的主族元素，自左向右，随着核电荷数 增多，原子半径变化的总趋势是逐渐减小的。 主族元素从上往下过渡时，尽管核电荷数增多，但是电 子层数的增多起主导作用，因此原子半径是显著增大。 [叙] 原子半径越大，核对外层电子的引力越弱，原子就 越易失去电子；相反，原子半径越小，核对外层电子的 引力越强，原子就越易得到电子。但必须注意，难失去
电子的原子,不一定就容易得到电子。例如,稀有气体 原子得、失电子都不容易。 [板]二、电离能和电子亲合能 叙]原子失去电子的难易可用电离能(I)来衡量,结合电 子的难易可用电子亲合能(Y) 1.电离能(I) 气态原子要失去电子变为气态阳离子(即电离),必须 克服核电荷对电子的引力而消耗能量,这种能量称为电 离能(I)。其单位采用kJmo1。见表1-6 [结论]电离能越大,原子失电子越难;反之,电离 能越小,原子失电子越容易。 [叙]通常用第一电离能I来衡量原子失去电子的能 力。 2.电子亲合能(Y) 与电离能恰好相反,元素原子的第一电子亲合能是 指一个基态的气态原子得到一个电子形成气态阴离子所 释放出的能量。 见表1-7 [结论]从表1-7可以看出,无论是在周期或族中,电子
电子的原子，不一定就容易得到电子。例如，稀有气体 原子得、失电子都不容易。 [板]二、电离能和电子亲合能 [叙]原子失去电子的难易可用电离能( I )来衡量，结合电 子的难易可用电子亲合能( Y ) 1．电离能( I ) 气态原子要失去电子变为气态阳离子(即电离)，必须 克服核电荷对电子的引力而消耗能量，这种能量称为电 离能( I )。其单位采用 kJ•mol-1。见表 1-6 [结论] 电离能越大，原子失电子越难；反之，电离 能越小，原子失电子越容易。 [叙] 通常用第一电离能 I1 来衡量原子失去电子的能 力。 2．电子亲合能( Y ) 与电离能恰好相反，元素原子的第一电子亲合能是 指一个基态的气态原子得到一个电子形成气态阴离子所 释放出的能量。 见表 1-7 [结论] 从表 1-7 可以看出，无论是在周期或族中，电子
亲合能的代数值一般都是随着原子半径的减小而减小 的 [板]三、电负性(X) 课题引出]电离能和电子亲合能都是从一个侧面反映元 素原子失去或得到电子能力的大小,为了综合表征原子 得失电子的能力,1932年鲍林提出了电负性概念。 [板]元素电负性是指在分子中原子吸引成键电子的能 力 [规定]最活泼的非金属元素氟的电负性为4.0,然后通过 计算得出其他元素电负性的相对值。 见表1-8 [结论]l、元素电负性越大,表示该元素原子在分子中吸 引成键电子的能力越强。反之,则越弱。 2、同一周期主族元素的电负性从左到右依次递增。 3、在同一主族中,从上到下电负性趋于减小。 4、过渡元素电负性的变化没有明显的规律。 四、元素的氧化值 元素的氧化值与其价电子构型有关 见表19
亲合能的代数值一般都是随着原子半径的减小而减小 的。 [板]三、电负性( X ) [课题引出] 电离能和电子亲合能都是从一个侧面反映元 素原子失去或得到电子能力的大小，为了综合表征原子 得失电子的能力，1932 年鲍林提出了电负性概念。 [板] 元素电负性是指在分子中原子吸引成键电子的能 力。 [规定] 最活泼的非金属元素氟的电负性为 4.0，然后通过 计算得出其他元素电负性的相对值。 见表 1-8 [结论]1、元素电负性越大，表示该元素原子在分子中吸 引成键电子的能力越强。反之，则越弱。 2、同一周期主族元素的电负性从左到右依次递增。 3、在同一主族中，从上到下电负性趋于减小。 4、过渡元素电负性的变化没有明显的规律。 四、元素的氧化值 元素的氧化值与其价电子构型有关。 见表 1-9
