高中化学第2节 原子结构与元素周期表 选修三.docx

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高中化学第2节原子结构与元素周期表选修三

课题:

第2节原子结构与元素周期表

课本:

物质结构与性质（选修）山东科学技术出版社

知识与技能：

1.理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能用以上规则解释1~36号元素基态原子的核外电子排布；

2.能根据基态原子的核外电子排布规则和基态原子的核外电子排布顺序图完成1~36号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布；

3.知道元素周期表中元素按周期划分的原因，族的划分与原子中价电子数目和价电子排布的密切关系。

4.了解原子半径的周期性变化，能用原子结构的知识解释主族元素原子半径周期性变化的原因；

5.明确原子结构的量子力学模型的建立使元素周期表的建立有了理论依据。

过程与方法：

通过书写1~18号元素的原子结构示意图进行联想质疑，从而尝试总结排布原则，理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，在活动探究中学会1~36号原子的核外电子排布式书写。

第2、3课时也通过联想质疑、交流研讨、观察思考等栏目理清核外电子排布与元素周期表，与原子半径等的关系。

情感、态度与价值观：

树立发展的认识观，积极参与活动探究培养个人处理事情的能力。

教学重难点：

认识能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，了解核外电子排布与元素周期表的周期、族划分的关系。

课型：

新课

课时安排：

3课时

（第一课时）

教学过程：

[基础梳理]

1我们以前知道的原子核外电子的排布规律内容有：

（1）原子核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层理，然后由里向外逐步排布在能量逐渐升高的电子层里，即先排满K层再排L层，排满L层再排M层┅┅┅

（2）每一层上最多容纳的电子数为个；

（3）最外层电子数不超过个（K层为最外层不超过个）；

（4）次外层电子数不超过个，倒数第三层电子数不超过个。

2请画出1～20号元素的原子结构示意图。

[联想质疑]

为什么第一层最多只能容纳两个电子，第二层最多只能容纳八个电子而不能容纳更多的电子呢？

第三、四、五层及其他电子层最多可以容纳多少个电子？

原子核外电子的排布与原子轨道有什么关系？

[引入新课]通过上一节的学习，我们知道：

电子在原子核外是按能量高低分层排布的，同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级（S、P、d、f），就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。

各能层上的能级是不一样的。

原子中的电子在各原子轨道上按能级分层排布，在化学上我们称为构造原理。

下面我们要通过探究知道基态原子的核外电子的排布。

[板书]一、基态原子的核外电子排布

[讲授]通过前面的学习我们知道了核外电子在原子轨道上的排布是从能量最低开始的，然后到能量较高的电子层，逐层递增的。

也就是说要遵循能量最低原则的。

比如氢原子的原子轨道有1s、2s、2px、2py、2pz等，其核外的惟一电子在通常情况下只能分布在能量最低的1s原子轨道上，电子排布式为1s1。

也就是说用轨道符号前的数字表示该轨道属于第几电子层，用轨道符号右上角的数字表示该轨道中的电子数（通式为：

nlx）。

例如，原子C的电子排布式为1s2s22p2。

基态原子就是所有原子轨道中的电子还没有发生跃迁的原子，此时整个原子能量处于最低．

[板书]1.能量最低原则

[讲解]原则内容：

通常情况下，电子总是尽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，这就是构造原理。

原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原则。

打个比方，我们把地球比作原子核，把能力高的大雁、老鹰等鸟比作能量高的电子，把能力低的麻雀、小燕子等鸟比作能量低的电子。

能力高的鸟常在离地面较高的天空飞翔，能力低的鸟常在离地面很低的地方活动。

[练习]请按能量由低到高的顺序写出各原子轨道。

[学生]1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f5g6s

[讲解]但从实验中得到的一般规律，却跟大家书写的不同，顺序为1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s…………大家可以看图1-2-2。

[板书]能量由低到高顺序：

1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s……

[过渡]氦原子有两个原子，按照能量最低原则，两电子都应当排布在1s轨道上，电子排布式为1s2。

如果用个圆圈（或方框、短线）表示满意一个给定量子数的原子轨道，这两个电子就有两种状态：

自旋相同

或自旋相反

。

事实确定，基态氦原子的电子排布是

，这也是我们对电子在原子轨道上进行排布必须要遵循的另一个原则――泡利不相容原理。

原理内容：

一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反；或者说，一个原子中不会存在四个量子数完全相同的电子。

［板书］2.泡利不相容原理

［讲解］在同一个原子轨道里的电子的自旋方向是不同的，电子自旋可以比喻成地球的自转，自旋只有两种方向：

顺时针方向和逆时针方向。

在一个原子中没有两个电子具有完全相同的四个量子数。

因此一个s轨道最多只能有2个电子，p轨道最多可以容纳6个电子。

按照这个原理，可得出第n电子层能容纳的电子总数为2n2个

［板书］一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反

［交流研讨］C：

最外层的p能级上有三个规道

可能写出的基态C原子最外层p能级上两个电子的可能排布：

2p：

2p:

2p:

2p

p有3个轨道，而碳原子2p能层上只有两个电子，电子应优先分占，而不是挤入一个轨道，C原子最外层p能级上两个电子的排布应如

所示，这就是洪特规则。

［板书］３.洪特规则

在能量相同的轨道上排布，尽可能分占不同的轨道并切自旋方向平行

［小结］核外电子在原子规道上排布要遵循三个原则：

即能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则。

这三个原则并不是孤立的，而是相互联系，相互制约的。

也就是说核外电子在原子规道上排布要同时遵循这三个原则。

［阅读解释表１－２－１］电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3S1。

［板书］４.核外电子排布和价电子排布式

［过渡］活动　探究

尝试写出19～36号元素K～Kr的原子的核外电子排布式。

［小结］钾K：

1s22s22p63s23p64s1；钙Ca：

1s22s22p63s23p64s2；铬Cr：

1s22s22p63s23p63d44s2；

铁Fe：

1s22s22p63s23p63d64s2；钴Co：

1s22s22p63s23p63d74s2；

铜Cu：

1s22s22p63s23p63d94s2；锌Zn：

1s22s22p63s23p63d104s2；

溴Br：

1s22s22p63s23p63d104s24p5；氪Kr：

1s22s22p63s23p63d104s24p6；

注意：

大多数元素的原子核外电子排布符合构造原理，有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：

K原子的可能电子排布式与原子结构示意图，按能层能级顺序，应为

1s22s22p63s23p63d1；

，但按初中已有知识，应为1s22s22p63s23p64s1；

事实上，在多电子原子中，原子的核外电子并不完全按能层次序排布。

再如：

24号铬Cr：

1s22s22p63s23p63d54s1；

29号铜Cu：

1s22s22p63s23p63d104s1；

这是因为能量相同的原子轨道在全充满（如p6和d10）、半充满（如p3和d5）、和全空（如p0和d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。

［例题］基态铬原子的电子排布式是（   ）

A.1S22S22p63S23p64S14p5  

B.1S22S22p63S23p63d6 

C.1S22S22p63S23p64S23d4 

D.1S22S22p63S23p63d54S1

［解析］核外电子排布式书写必须符合能量最低原理、洪特规则、泡利不相容原理，三者相互制约，相互联系。

另外还要注意洪特通过分析光谱实验的结果指出，能量相同的原子轨道在全充满（如P6和d10）半充满（如P3和d5）和全空（P0和d0）状态时，体系的能量最低;原子较稳定。

答案：

D

［讲授］大量事实表明，在内层原子轨道上运动的电子能量较低，在外层原子轨道上运动的电子能量较高，因此一般化学反应只涉及外层原子轨道上的电子，我们称这些电子为价电子。

元素的化学性质与价电子的数目密切相关，为了便于研究元素化学性质与核外电子间的关系，人们常常只表示出原子的价电子排布。

例如，原子C的电子排布式为1s2s22p2，还可进一步写出其价电子构型：

2s22p2　。

图１－２－５所示铁的价电子排布式为3d64s2。

［总结］本节课理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能用以上规则解释1～36号元素基态原子的核外电子排布；能根据基态原子的核外电子排布规则和基态原子的核外电子排布顺序图完成1~36号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布。

一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。

推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。

当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则是洪特规则。

［作业］简写19～36号元素K～Kr的原子的核外电子排布式。

主板书

一、基态原子的核外电子排布

1.能量最低原则

能量由低到高顺序：

1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s……

2.泡利不相容原理

一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反

３.洪特规则

在能量相同的轨道上排布，尽可能分占不同的轨道并切自旋方向平行

４.核外电子排布和价电子排布式

（第二课时）

[昨日回放]学生像过电影一样回忆上一课时学习到的内容，进一步规范学生的学习习惯。

[学生活动，教师可适当引导]

能量由低到高顺序：

1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s……泡利不相容原理指出一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反。

洪特规则要求在能量相同的轨道上排布，尽可能分占不同的轨道并切自旋方向平行。

能量相同的原子轨道在全充满（如P6和d10）半充满（如P3和d5）和全空（P0和d0）状态时，体系的能量最低，原子较稳定。

还学习了1~36号原子的核外电子排布式书写。

[联想质疑]图1-2-6是元素周期表的轮廓图。

观察此图后，你是否想过，原子的核外电子排布与元素周期表中周期、族的划分有什么内在联系？

[复习回顾]元素周期表的知识

1.

短周期（一、二、三行）（元素有2、8、8种）

周期长周期（四、五、六行）（元素有18、18、32种）

不完全周期（七行）（元素有26种）

元素周期表结构

主族（1、2、13、14、15、16、17列）A族

族副族（3、4、5、6、7、11、12列）B族

零族（18列）

第VIII族（8、9、10列）

2.随着原子序数的递增，元素的原子最外层电子排布呈现周期性变化。

元素周期律：

元素的性质随着元素原子序数的递增，而呈现出周期性的变化。

同一周期：

电子层数相同，原子序数递增的元素从左到右为同一周期；同一族：

最外层电子数相同，原子序数逐渐增大的元素从上到下为同一族。

[过渡]那大家知道核外电子排布与周期的划分的原因么？

二者是否存在联系？

[板书]二、核外电子排布与元素周期表

[讲解]请大家看图1-2-7鲍林近似能级图，这是美国化学家鲍林根据大量光谱实验数据及理论计算总结出的，并用图来表示的多电子原子中外层能级高低的一般次序。

小方块表示原子轨道，能量相同的原子轨道连在一起；能量相近的则归为一组，并用线框框在一起，以表示它们属于同一能级组。

相邻能级组之间能量相差比较大，同一能级的则能量相差较小。

也就是说原子轨道的能量与主量子数n、角量子数l都有关，所以21~30号元素的核外电子排布是先排4s能级上、后排在3d能级上。

[交流研讨]请根据1~36号元素原子的电子排布，参照鲍林近似能级图，尝试分析原子中电子排布与元素周期表中周期划分的内在联系。

1.周期的划分与什么有关？

2.每一周期中所能容纳的元素种数与什么有关？

3.周期序数与什么有关？

[归纳总结]

1．周期的划分与能级组有关。

2．一个能级组对应一个周期，一个能级组所容纳的最多电子数等于一个周期所包含的元素种数，每个周期所含元素总数恰好是原子轨道总数的2倍，即从第1周期到第7周期所包含元素数目分别为2，8，8，18，18，32，第7周期为不完全周期。

3．主量子数（n）对应周期序数。

周期表中的7个周期分别对应7个能级组。

[板书]1.周期的划分

（1）与能级组有关

（2）每个周期所含元素总数恰好是原子轨道总数的2倍

（3）主量子数（n）对应周期序数

[练习]书写20号钙原子、24号铬原子、29号铜原子和35号溴原子的价电子排布。

[引导学生观察完成下面的讨论]

Ca4s2Cr3d54s1Cu3d104s1Br4s24p5

[讨论]

1.主族元素原子的价电子排布与过渡元素原子的价电子排布有什么区别？

2.同一主族元素原子的价电子排布有什么特点？

主族序数与什么有关？

3.同一族过渡元素原子的价电子排布有什么特点？

其族序数与什么有关？

[归纳总结]

族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关，同族元素的价电子数目相同。

主族元素的价电子全都排布在最外层的ns或np轨道上。

主族元素所在的族的序数等于该元素原子的价电子数，元素的最外层电子即为价电子。

对于过渡元素的原子，价电子排布为（n－1）d1～10ns1～2。

虽然同一副族内不同元素原子的电子层数不同，价电子排布却基本相同，而且ⅢB～ⅦB副族的价电子的数目仍然与族序数相同。

例如，金属锰的价电子排布为3d54s2，价电子数为7，对应的族序数为ⅦB。

价电子排布为（n－1）d6～8ns2的三个纵行统称为Ⅷ族。

ⅠB和ⅡB则是根据ns轨道上是有一个还是有两个电子来划分的。

[板书]2.族的划分

（1）与原子的价电子数目和价电子排布密切相关

（2）主族元素：

族的序数=价电子数，最外层电子即为价电子

（3）过渡元素：

价电子排布却基本相同，（n－1）d1～10ns1～2

ⅢB～ⅦB副族：

价电子数=族序数

[指导阅读]核外电子排布与元素周期表的分区

1.观察元素周期表中各族元素的价电子排布

2.尝试根据价电子排布的特点将周期表分区划分

3.讨论s区、p区、d区、ds区、f区元素的价电子排布特点

4.根据各区元素的价电子排布特点讨论各区元素的性质

[例题]某元素原子共有3个价电子，其中一个价电子的四个量子数为n＝3，l＝2，m＝2，ms＝+1/2。

试回答：

（1）写出该元素原子核外电子排布式。

（2）指出该元素的原子序数，在周期表中所处的分区、周期数和族序数，是金属还是非金属以及最高正化合价。

[解析]本题关键是根据量子数推出价电子排布，由此即可写出核外电子排布式及回答问题。

由一个价电子的量子数可知，该电子为3d电子，则其它两个电子必为4s电子（因为E3d＜E4s,所以价电子排布为3d14s2，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2。

从而知原子序数为21，处于周期表中的d区第4周期ⅢB族，是金属元素，最高正价为＋3。

答案:

核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2

原子序数为21,处于周期表中的d区第4周期ⅢB族，是金属元素，最高正价为＋3.

[小结]元素的位置与原子结构的关系：

周期序数由该元素原子中电子的最大主量子数决定；

族序数由该元素原子的价电子数决定；

所在区由该元素原子价电子对应的角量子数决定。

[作业]

主板书

二、核外电子排布与元素周期表

1.周期的划分

（1）与能级组有关

（2）每个周期所含元素总数恰好是原子轨道总数的2倍

（3）主量子数（n）对应周期序数

2.族的划分

（1）与原子的价电子数目和价电子排布密切相关

（2）主族元素：

族的序数=价电子数，最外层电子即为价电子

（3）过渡元素：

价电子排布却基本相同，（n－1）d1～10ns1～2

ⅢB～ⅦB副族：

价电子数=族序数

作业：

（第三课时）

[昨日回放]学生像过电影一样回忆上一课时学习到的内容，进一步规范学生的学习习惯。

[学生活动，教师可适当引导]

先复习回顾了有关元素周期表的知识，然后利用鲍林近似能级图在交流研讨中我们知道了周期的划分与能级组有关，而且每个周期所含元素总数恰好是原子轨道总数的2倍，主量子数（n）对应周期序数。

在族的划分讨论中我们又知道了族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关；主族元素中有这样的关系：

族的序数等于价电子数，最外层电子即为价电子；过渡元素则也有一些关系：

价电子排布却基本相同，（n－1）d1～10ns1～2；ⅢB～ⅦB副族：

价电子数等于族序数。

最后还了解了s区、p区、d区、ds区、f区元素的价电子排布特点。

[联想质疑]我们知道，原子是一种客观实体，它的大小对其性质有着重要的影响。

那么，人们常用来描述原子大小的“半径”是怎样测得的？

元素的原子半径与原子的核外电子排布有关吗？

在元素周期表中，原子半径的变化是否有规律可循？

[复习回顾]让学生活动回忆必修课本中学过的对应的知识。

在周期表中，同一周期从左到右，随着核电荷数的递增原子半径逐渐减小；同一主族从上而下，随着核电荷数的递增原子半径逐渐增大。

其中影响原子半径的因素：

电子层数相同，质子数越多，吸引力越大，半径越小；最外层电子数相同，电子层数越多，电子数越多，半径越大。

还有一个比较半径大小的方法：

首先比较电子层数，电子层数越多，半径越大；如果电子层数一样，则比较核电荷数，核电荷数越大，半径越小；如果电子层数和核电荷数都一样，那就比较最外层电子数，最外层电子数越多，半径越大。

[过渡]从现代量子力学理论中，我们知道核外电子是在具有一定空间范围的轨道上运动，而且是无规则的，我们只知道电子存在的概率，那整个原子的半径又是如何得到的呢？

[学生阅读]课本P17的原子半径和追根寻源。

[学生归纳，教师可适当引导]

首先将原子假定为一个球体，然后采用一些方法进行测定。

常用的一种方法是根据固态单质的密度算出1mol原子的体积，再除以阿伏加得罗常数，得到一个原子在固态单质中平均占有的体积，再应用球体的体积公式得到原子半径。

还有一种方法是指定化合物中两个相邻原子的核间距为两个原子的半径之和，再通过实验来测定分子或固体中原子的核间距，从而求得相关原子的原子半径。

有三种半径，分别为共价半径、金属半径和范德华半径。

[讲解]共价半径由共用电子对结合（共价键）结合的两个原子核之间距离的一半，比如氢气（H2），两个氢原子共用一对电子形成，测得两原子间原子核距离，然后除以2就得到一个半径，我们称之为共价半径。

金属半径是金属晶体中两个相邻金属原子原子核距离的一半，这种半径比共价半径要大，因为金属原子与金属原子之间未共用电子，也就是两原子间没有重叠。

（可以画图来讲解）范德华半径或者简称范氏半径，主要针对的是那些单原子分子（稀有气体），也就是相邻两原子间距离的一半，所以范德华半径都比较大。

[板书]三、核外电子排布与原子半径

1.原子半径

共价半径

金属半径

范德华半径

[过渡]了解完原子半径之后，我们接下来要讨论元素的原子半径与原子的核外电子排布是否有关，并且得出结论。

[指导分析图1-2-10主族元素的原子半径变化示意图]

1.观察同一周期元素原子半径的变化.

2.观察同一主族元素原子半径的变化.

[师生共同分析归纳]

1.同一周期主族元素原子半径从左到右逐渐变小,而且减小的趋势越来越弱。

这是因为每增加一个电子，核电荷相应增加一个正电荷，正电荷数增大，对外层电子的吸引力增大，使外层的电子更靠近原子核，所以同一周期除了稀有气体外原子半径是逐渐减小的。

但由于增加的电子都在同一层，电子之间也产生了相互排斥，就使得核电荷对电子的吸引力有所减弱。

所以半径变化的趋势越来越小。

2.同一主族元素原子半径从上而下逐渐变小。

这是因为没增加一个电子层，就使得核电荷对外层的电子的吸引力变小，而距离增加得更大，所以导致核对外层电子的吸引作用处于次要地位，原子半径当然逐渐变小。

[指导分析图1-2-11]

[归纳]从总的变化趋势来看，同一周期的过渡元素，从左到右原子半径的减小幅度越来越小。

[思考]为什么会有这种情况产生？

[讲解]以第四周期为例，这是因为增加的电子都分布在d的轨道上，从钪到钒半径是逐渐减小的，由于d轨道的电子未充满，电子间的作用较小，而核电荷却依次增加，对外层电子云的吸引力增大，所以原子半径依次减小。

到铬原子时，d轨道处于半充满状态，这种情况会使能量达到较低，核电荷虽然仍在增加，但对外层电子云的吸引力增大得并不多，所以使半径有些增大。

到锰时，4s轨道电子增加，电子间的作用，核电荷增加带来的核对电子的吸引作用减缓。

铁、钴、镍d轨道未处于半充满或全充满状态，核电荷增加带来的核对电子的吸引作用缓缓增加，所以半径又有所下降。

而铜、锌d轨道处于全充满状态，处于能量较低状态所以又使半径增大。

总之，在过渡元素中，外层电子对外层电子的排斥作用与核电荷增加带来的核对电子的吸引作用大致相当，使有效核电荷的变化幅度不大。

[板书]2.原子半径的周期性变化

主族元素：

同一周期从左到右逐渐减小，同一主族从上而下逐渐增大

过渡元素：

同一周期呈波浪式变化，同一族仍是从上而下递增

[练习及课后作业]

一、选择题

1．下列用四个量子数标记某基态原子的电子在原子轨道上的运动状态，其中合理的是（）

A.2，2，1，+

B.2，1，2，-

C.３，2，-2，+

　　D.３，-2，２，-

2．基态原子的核外电子在原子轨道上的能量大小关系不正确的是（　　　）

A.3s＞2sB.３p＞3sC.4s＞3d　　　D.3d＞3s

3．下列符合泡利不相容原理的是（）

4．下列哪个选项可以更贴切地展现洪特规则的内容（）

5．关于价电子的描述正确的是（）

A.价电子就是元素原子最外层的电子

B.元素的物理性质与价电子的数目密切相关

C.从价电子中可以研究并推测出元素可能具有的价态

D.价电子能量都比较低，较稳定

6．根据鲍林近似能级图，理解正确的是（）

A.从能级组中我们可以推测对应周期包含元素的种数

B.相邻能级组之间的能量差较小，不相邻的能级组之间的能量差才较大

C.归为一组的能级用线框框在一起，表示其中能级的能量由于相互影响形成能量相同的能级

D.每个能级组中所示的能级，其主量子数都相同

7．下列关于核外电子排布的说法不合理的是（）

A.族的划分与原子的价电子数目和价电子的排布密切相关

B.周期中元素的种数与原子的能级组最多容纳的电子有关

C.稀有气体元素原子的最外层电子排布ns2np6的全充满结构，所以具有特殊稳定性

D.同一副族内不同元素原子的电子层数不同，其价电子排布一定也完全不同

8．指定化合物中两个相邻原子的核间距为两个原子的半径之和，再通过实验来测定分子或固体中原子的核间距，从而求得相关原子的原子半径。

不属于这种方法测得的半径是（）

A.玻尔半径B.金属半径C.共价半径D.范德华半径

9．下列关于原子半径的周期性变化描述不严谨的是（）

A.元素的原子半径随元素原子序数的递增呈周期性变化

B.同周期元素随着原子序数的递增，元素的原子半径