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1、精选优质文档-倾情为你奉上课 题原子的结构和基本性质实施日程第三、四次课授课时数4学时教学目的掌握原子的结构，熟悉原子轨道能级概念；熟悉原子中电子分布原理；领会原子性质的周期性。教学重点原子轨道能级概念、原子中电子分布、原子性质周期性教学难点原子轨道能级概念，电子分布，原子性质周期性教学方法讲解与举例、讨论、多媒体结合教学条件多媒体教学内容与过程设计教学内容与过程设计教学内容与过程设计任务 原子的结构和基本性质（P13）一、原子轨道能级（波尔原子模型）1、定态轨道氢原子中，电子在核外一定势能范围内运动，运动轨道不是任意的，电子只能在以原子核为中心的某些能量（En）确定的圆形轨道上运动，这些轨道
2、的能量状态不随时间而改变，称作为定态轨道，电子在定态轨道上运动时既不吸收也不释放能量。2、轨道能级的概念不同定态轨道能量是不同的，离核越近则能量越低，电子被束缚越牢，轨道的这些能量状态，称作为能级。正常状态下，电子尽可能的处于能量较低的轨道上，此时状态称作为基态，在获得一定能量后可以跃迁到能量较高的轨道上，此时的状态称为激发态。 3、应用范围与局限性适合单电子的原子或离子的光谱现象，但对于多电子原子的原子光谱不能解释。二、原子结构的近代概念薛定谔建立起描述微观粒子的运动规律的量子力学理论，形成近代原子结构概念。1、薛定谔方程（不做介绍）2、量子数 描述原子中各电子状态，包含电子所处的电子层、轨
3、道能级、形状、伸展方向和自旋方向，需要四个参数（量子数）主量子数、副量子数、磁量子数和自旋量子数（1）主量子数（n）意义: 表示电子离核的远近和电子能量的高低. 取值: 1, 2, 3, 4, . n, 为正整数(自然数), 与电子层相对应。（2）副量子数（l）决定了原子轨道的形状. 取值: 受主量子数n的限制， 对于确定的n, l可为： 0, 1, 2, 3, 4, . (n-1), 为n个取值 光谱符号: s, p, d, f, 如：n = 3, 表示角量子数可取：l = 0， 1， 2 （3）磁量子数（m）m 取值受 l 的影响, 对于给定的 l , m 可取:个值。例如: l = 3,
4、 则 共7个值。 意义: 对于形状一定的轨道( l 相同电子轨道), m 决定其空间取向. 例如: l = 1, 有三种空间取向 (能量相同, 三重简并)。（4）自旋量子数（ms）电子本身的自转，可视为自旋. 因为电子有自旋，用 Ms 表示, 取值: 只有两个, +1/2和-1/2. (电子只有两种自旋方式) 通常用“”和“”表示。 注：描述一个电子的运动状态, 要用四个量子数: n, l, m 和ms。三、原子中电子的分布（一）基本原理（1） 能量最低原理 电子由能量低的轨道向能量高的轨道排布(电子先填充能量低的轨道，后填充能量高的轨道。（2）Pauli(保利)不相容原理 每个原子轨道中只能
5、容纳两个自旋方向相反的电子(即同一原子中没有运动状态完全相同的电子，亦即无四个量子数完全相同的电子)。（3） Hunt(洪特)规则 电子在能量简并的轨道中, 要分占各轨道,且保持自旋方向相同。保持高对称性, 以获得稳定. 包括: 轨道全空，半充满，全充满三种分布。例： （二）多电子原子轨道能级美国著名结构化学家 Pauling(鲍林), 经过计算, 将能量相近的原子轨道组合, 形成能级组. 按这种方法, 他将整个原子轨道划分成 7个能级组:第一组 第二组 第三组 第四组 第五组 第六组 第七组1s; 2s 2p; 3s 3p; 4s 3d 4p; 5s 4d 5p;6s 4f 5d 6p; 7
6、s 5f 6d 7p注1：1、各电子层按能级相对高低从小到大排列为：K，L，M，N，O.；2、同一原子内同一电子层，各亚层之间能级相对高低顺序为：s，p，d，f；3、同一亚层内不同方向能级相同；4、同一原子不同亚层间存在着能级交错。注2：1、鲍林近似能级图只是总结出的一般规律，不可能完全反应每个元素原子轨道能级的相对高低，所以只有近似意义；2、不能用该能级图比较不同原子轨道能级的相对高低；3、该能级图主要反应外电子层中轨道能级相对高低，不能进一步反应内层电子轨道能级的相对高低；4、电子在某一轨道上能量与核电荷数有很大关系，与鲍林近似能级图会有所不同。（三）基态原子中电子分布例：（四）元素周期系
7、与核外电子分布的关系1、元素的分区和族1) s 区: , 最后的电子填在ns上, 包括 IA IIA , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属;2) p区:, 最后的电子填在np上, 包括 IIIA-VIIA以及 0 族元素, 为非金属和少数金属；3) d区: , 最后的电子填在(n-1)d上, 包括 IIIB-VIIB以及VIII族元素, 为过渡金属；4) ds区: , (n-1)d全充满, 最后的电子填在ns上, 包括 IB-IIB, 过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属)；5) f区: , 包括镧系和锕系元素, 称为内过渡元素或内过渡系。镧系: 57-74号元素(La-Lu); La
8、, Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu镧, 铈, 镨, 钕, 钷, 钐, 铕, 钆, 铽, 镝, 钬, 铒, 铥, 镱, 镥锕系: 89-103号元素(Ar-Lr), 均为放射性元素。包括:Ar, Th, Pa, U , Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr锕, 钍, 镤, 铀, 镎, 钚, 镅, 锔, 锫, 锎, 锿, 镄, 钔, 锘, 铹除钍为外, 其余均为 和 。2、元素的周期周期数 = 能级组数, 所以共有7个周期Cr 的电子结构为: 判断Cr所在的周期数?由于最后
9、一个电子填在最高的能级组 n = 4 的4s轨道上, 所以, Cr 必然为第四周期的元素。3、元素的族主族: s 区 + p 区, (ns+np)的电子数 = 族数, (ns+np)的电子数 = 8, 则为 0族元素。副族: d 区: (n-1)d + ns的电子数 = 族数; (n-1)d + ns的电子数8, 则为VIII族元素. ds 区: 全充满, ns中的电子数 = 族数, 如: 中一个电子, 为 IB 族元素. f 区: 内过渡元素, , 镧系:La-Lu, 锕系:Ar-lr。四、原子性质的周期性（一）原子半径1、 共价半径: 同种元素的两个原子, 以两个电子用共价单键相连时, 核
10、间距的一半, 为共价半径. 如: H2 X2 等同核单键双原子分子, 均可测得其共价半径. 2、金属半径: 金属晶体中, 金属原子被看为刚性球体, 彼此相切, 其核间距的一半, 为金属半径. .3、范德华半径: 单原子分子(He, Ne等), 原子间靠范德华力, 即分子间作用力结合(未成键), 在低温高压下形成晶体, 核间距的一半为范德华半径。4、原子半径周期性变化规律同一周期：从左到右随着核电荷数增加对电子的束缚能力加强，原子共价半径逐渐减小，但在d区元素半径变化规律由于受到外层电子排布因素出现不完全按规律变化情况；同一族：主族元素从上到下，原子半径显著增大，副族元素略有增大，部分变化不明显
11、。注：原子半径越大，核对外层电子的引力越弱，就越容易失去外层电子，但注意难失去电子的不一定就容易得电子。（二）电离能和电子亲和能1、电离能：原子失去电子变成阳离子需要克服核对电子的吸引能量，因而该能量越小，表明越容易失去电子。2、电子亲和能：原子得到电子变成阴离子释放出的能量，因而该能量表明能量越小，表明越容易得到电子。3、电负性（x）：某原子难失去电子，不一定容易得到电子，为了比较全面描述不同元素原子的电子等失能力，鲍林提出了电负性概念，指原子吸引电子的能力，指定最活泼的F为4.0，计算出其他元素的电负性，因而电负性越大得电子能力越强。4、变化规律：同一周期：从左至右电负性逐渐增大；同一族：主族自上至下电负性逐渐减小，副族中III-VB变小，VI-IIB变大。（三）元素的氧化数1、氧化数：氧化数是化合物中某元素所带形式电荷的数值，与原子的价电子数直接相关。2、变化规律（四）元素的金属性和非金属性1、金属性：原子电负性越小，失电子能力越大则金属性越强。2、非金属性：原子电负性越大，得电子能力越大则金属性越强3、变化规律： 同一周期，从左至右金属性减弱，非金属性增强同一族：从上至下金属性增强，非金属性减弱。五、总结本任务的主要内容1、原子的结构；2、元素周期性。六：作业P27 1教学反思专心-专注-专业
