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高考化学专题复习教案：第八章原子结构

第八章原子结构

一、教学基本要求

1．氢原子结构的近代概念

了解微观粒子运动特征；了解原子轨道(波函数)、几率密度和电子云等核外电子运动的近代的概念；熟悉四个量子数对核外电子运动状态的描述；熟悉s、p、d原子轨道的形状和伸展方向。

2．电子原子结构

掌握原子核外电子分布原理，会由原子序数写出元素原子的电子分布式和外层电子构型；掌握元素周期系和各区元素原子或离子的电子层结构的特征；根据元素原子的电子分布式能确定元素在周期表中的位置。了解有效核电荷、屏蔽效应的概念；熟悉原子半径、有效核电荷、电离能、电子亲合能、电负性、主要氧化值等周期性变化规律，以了解元素的有关性质。

二、学时分配:

§8.1引言

从19世纪末，随着科学的进步和科学手段的加强，在电子、放射性和x射线等发现后，人们对原子内部的较复杂结构的认识越来越清楚。1911年卢瑟福(Rutherford E)建立了有核原子模型，指出原子是由原子核和核外电子组成的，原子核是由中子和质子等微观粒子组成的，质子带正电荷，核外电子带负电荷。

在一般化学反应中，原子核并不发生变化，只是核外电子运动状态发生改变。因此原子核外电子层的结构和电子运动的规律，特别是原子外电子层结构，就成为

化学领域中重要问题之一。

原子中核外电子的排布规律和运动状态的研究以及现代原子结构理论的建立，是从对微观粒子的波粒二象性的认识开始的。

§8.2氢原子结构的近代概念

8.2.1微观粒子的运动特征

1.微观粒子的波粒二象性

光的干涉、衍射现象表现出光的波动性，而光压、光电效应则表现出光的粒子性。称为光的波粒二象性。光的波粒二象性可表示为λ= h/p= h /mυ式中，m是粒子的质量，υ是粒子运动速度 p是粒子的动量。

1924年，法国理论物理学家德布罗依(de Broglie L V)在光的波粒二象性的启发下，大胆假设微观粒子的波粒二象性是具有普遍意义的一种现象。他认为不仅光具有波粒二象性，所有微观粒子，如电子、原子等也具有波粒二象性。

1927年，德布罗依的大胆假设就由戴维逊(Davisson C J)和盖革(Geiger H)的电子衍射实验所证实。图8-1是电子衍射实验的示意图。当经过电位差加速的电子束A 入射到镍单晶B上，观察散射电子束的强度和散射角的关系，结果得到完全类似于单色光通过小圆孔那样得到的衍射图像，如图所示。这表明电子确实具有波动性。电子衍射实验证明德布罗依关于微观粒子波粒二象性的假设是正确的。

图8-1电子衍射实验

电子的粒子性只需通过下面实验即可证实：阴极射线管内两极之间装一个可旋转的小飞轮，当阴极射线打在小飞轮上，小飞轮即可旋转，说明电子是有质量、有动量的粒子，亦即具有粒子性。

2．微观离子运动的统计性

在经典力学中，一个宏观粒子在任一瞬间的位置和动量是可以同时准确测定的。例如发出一颗炮弹，若知道它的质量、初速及起始位置，根据经典力学，就能准确地知道某一时刻炮弹的位置、速度(或动量)。换言之，它的运动轨道是可测知的。而对具有波粒二象性的微观粒子则不同，现在已证明：由于它们运动规律的统计性．我们不能像在经典力学中那样来描述它们的运动状态，即不能同时准确地测定它们的速度和空间位置。

1927年海森伯(Heisenberg W)提出了测不准原理(uncertainty principle)，Δx ΔP=h

Δx 为粒子位置的不确定度， ΔP 为粒子动量的不确定度。

由此可见，对于宏观物体可同时准确测定位置和动量(或速度)，即不确定原理对宏观物体实际上不起作用，而该原理却很好地反映了微观粒子的运动特征。表明具有波动性的微观粒子与服从经典力学的宏观粒子有完全不同的特点。

8.2.2 核外电子运动状态描述

一、波函数ψ和电子云

1．波函数

1926年，薛定谔根据波粒二象性的概念提出了一个描述微观粒子运动的基本方程—薛定谔方程。薛定谔方程是一个二阶微分方程：

当将这个方程用于氢原子时，求解这个方程，就能把氢原子系统的波函数ψ和能量E 求出来。r 是核与电子的距离，代入上式，得到原子轨道和电子云的分布图——波函数的空间图像。但求解过程很复杂，下面只介绍求解得到的一些基本概念。 0

822222222=?+??+??+??ψπψψψ

）（V E h m z y x

2．电子云

氢原子核外只有一个电子，设想核的位置固定，而电子并不是沿固定的轨道运动，由于不确定关系，也不可能同时测定电子的位置和速度。但我们可以用统计的方法来判断电子在核外空间某一区域出现的机会(概率)是多少。设想有一个高速照相机能摄取电子在某一瞬间的位置。然后在不同瞬间拍摄成千上万张照片，若分别观察每一张照片，则它们的位置各不相同，似无规律可言，但如果把所有的照片叠合在一起看，就明显地发现电子的运动具有统计规律性，电子经常出现的区域是在核外的一个球形空间。如用小黑点表示一张照片上电子的位置，如叠合起来就如图8-2所示。离核愈近处，黑点愈密，它如同带负电的云一样，把原子核包围起来，

这种想像中的图形就叫做电子云，图(a)电子在核附近出现的概率密度最大。概率密度随r的增加而减少。图(b)是一系列的同心球面，一个球面代表一个等密度面，在一个等密度面上概率密度相等。图中的数字表示概率密度的相对大小，同样离核愈近，概率密度愈大，其值规定为1。图(c)是电子云的界面图，它表示在界面内电子出现的概率(如95％以上)。

概率密度代表单位体积中电子出现的概率。

二、原子轨道和电子云的图像

图8-2 电子云和界面图

电子运动的状态由波函数ψ来描述，|ψ|2则是电子在核外空间出现的几率密度。处于不同运动状态的电子，它们的ψ各不相同，其|ψ|2也不同。

在波函数ψ(r、θ、φ)=R(r)Θ(θ)Φ(φ)中，R(r)与r有关，可以用以讨论径向的分布；其他两个函数与电子出现在什么角度(θ和φ)有关，将两个函数可以合并起来，用以讨论角度分布。

即令：Θ(θ)Φ(φ)=Y(θ、φ)

Y(θ、φ)称为角度波函数，于是波函数ψ可以写为

ψ(r、θ、φ)= R(r)Y(θ、φ)

下面分别讨论原子轨道和电子云角度分布图。波函数ψ的角度部分是Y(θ、φ)。若以Y(θ、φ)对θ、φ，作图则得到波函数的角度分布图，若以Y2(θ、φ)对θ、φ作图，得到电子云的分布图(即概率密度的分布图)。

1. ψ的角度分布图

原子轨道的角度分布图的具体作法是：从球极坐标原点出发，引出各条方向为θ、φ的直线，取它们的长度等于相应的Y(θ、φ) 值，将所有这些直线的端点连起来，在空间形成的曲面即为原子轨道的角度分布图。因为Y(θ、φ) 只与l、m有关，与n无关。

2. |ψ|2的角度分布图

如前所述，把|ψ|2在空间中的分布叫做电子云，它形象地表示电子在空间出现的概率密度的大小。

把波函数的角度部分Y(θ、φ)取平方后Y2(θ、φ)对（θ、φ) 作图就得到电子云角度分布图。

电子云的角度分布图与相应的波函数的角度分布图是相似的，但有区别：

波函数的角度分布图中Y有正负，电子云的角度分布图Y2则无正负。

而且由于Y(θ、φ)<1，取平方后其值更小，所以电子云角度分布图稍“瘦长”些。图8-3是 s、p、d电子云的角度分布图。

图8-3 s、p、d电子云的角度分布图

三、四个量子数

要描述原子中各电子的运动状态，需用四个参数确定。

1．主量子数 n

主量子数 (主电子层数) n=1， 2， 3， 4， 5， 6，7，…

电子层符号: K，L，M，N，O，P….

物理意义：主量子数n是描述电子离核的远近程度的参数，电子运动的能量主要由主量子数n来决定，n值越大，电子的能量越高。

2．角量子数 l

角量子数 l 的取值为0，1，2，3…，(n-1)，

在光谱学上分别以 s，p，d，f，…表示。

意义：角量子数 l是描述电子云形状。

当n相同时，不同的 l 值(即不同的电子云形状)对能量值也稍有影响，且与 l

值成正比，例如：当主量子数同为n时，有如下的关系：E ns

3．磁量子数m

磁量子数m的量子化条件是取值0，±1，± 2，± 3…±l。

磁量子数表示原子轨道在空间的一种伸展方向。l=0时，m只取一个值，即m=0，表示亚层只有一个轨道。当l=1时，m=0，± 1，p x、p y和p z这三种不同伸展方向的轨道能量是相同的

4.自旋量子数m s

电子除绕核运动外，其自身还做自旋运动。为了描述核外电子自旋状态，引入第四个量子数—自旋量子数m s，根据量子力学的计算规定：m s只可能取+1/2和-1/2，用以表示两种不同的自旋状态，通常用正反两个箭头↓和↑来表示。

综上所述，主量子数和角量子数决定原子轨道的能量；角量子数决定原子轨道的形状；磁量子数决定原子轨道的空间取向或原子轨道的数目；自旋量子数电子运动的自旋状态。也就是说，电子在核外运动的状态可以用四个量子数来描述。

例已知核外某电子的四个量子数n=2 l=1 m=-1 m s=+1/2

则这是指第二电子层、p亚层2Px 2Py轨道上自旋方向以+1/2为特征的那一个电子。

§8.3多电子原子结构

8.3.1原子结构的周期性

一、屏蔽效应和钻穿效应

在原子轨道的能级图上出现能级交错的原因，来源于屏蔽效应和钻穿效应。下

面分别介绍。

1．屏蔽效应

氢原子核外只有1个电子，这个电子仅受到原子核的作用，氢原子的波动方程可精确求解。但是在多电子原子中，每一个电子不仅受到带Z个电荷的原子核的吸引，而且还受到(Z-1)个电子的排斥。故至今尚未能对除氢原子或类氢原子以外的微观粒子运动方程精确求解，因此对多电子原子系统是采取近似的方法。

在多电子原子中，核电荷对某个电子的吸引力，因其它电子对该电子的排斥而被削弱的作用称为屏蔽效应

令Z’=Z - σi，其中Z’是有效核电荷数。σi为屏蔽常数。

σi就是电子i受其他电子排斥而在核的吸引上要把核的正电荷扣除的部分。

2．钻穿效应

由图8-4中可知不同电子在离核r处球面上出现的概率大小不同。对于n较大的电子(例如3s，3p电子)，出现概率最大的地方离核较远，但在离核较近的地方有小峰，表明在离核较近的地方电子也有出现的可能．也就是说外层电子可能钻到内层出现在离核较近的地方，这种现象叫做钻穿效应。

图8-4 4s，3d电子云的径向分布图

二. 核外电子排布原理

根据光谱实验数据以及对元素性质周期律的分析，归纳出多电子原子中的电子

在核外的排布应遵从以下三条原则，即泡利(Pauli)不相容原理、能量最低原理和洪特(Hund)规则。

1．泡利不相容原理

泡利指出：在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的2个电子同时存在，称为泡利不相容原理。换言之，每一种运动状态的电于只能有1个，在同一轨道上最多只能容纳自旋方向相反的2个电子。由于每个电子层中原子轨道的总数是n2个，因此各电子层中电子的最大容量是2n2个。

2．能量最低原理

在不违背泡利不相容原理的前提下电子在个轨道上的排布方式应使整个原子能量处于最低状态，即多电子原子在基态时核外电子总是尽可能地先占据能量最低的轨道，称为能量最低原理。

3．洪特规则

电子在能量相同的轨道(即等价轨道)上排布时，总是尽可能以自旋相同的方向分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低，称为洪特规则。

洪特规则特例：对于同一电子亚层，当电子分布为半充满（p3、d5、f7）、全充满（p6、d10、f14）和全空（p0、d0、f0）时，电子云分布呈球状，原子结构较稳定。

三、多电子原子轨道的能级

1. 近似能级图

原子轨道的能量主要与主量子数有关，对多电子原子来说，原子轨道的能级还和角量子数及原子序数有关。图8-5为Pauling近似能级图。该图反映核外电子填入轨道的最后顺序。

近似能级图是按原子轨道能量高低的顺序排列的，能量相近的能级划为一组放在一个方框中称为能级组。不同能级组之间的能量差较大，同一能级组内各能级之间的能量差别较小。图中共列出6组，它们依次是：

第一能级组：1s

第二能级组：2s，2p

第三能级组：3s，3p

第四能级组：4s，3d，4p

第五能级组：5s，4d，5p

第六能级组：6s，4f，5d，6p

第七能级组：7s，5f，6d，7p…

图8-5 原子轨道近似能级图

每一个小圆圈代表一个原子轨道。s亚层只有一个原子轨道，p亚层中有3个能量相等的原子轨道。在量子力学中把能量基本相同的状态叫做简并状态。所以p轨道是三重简并的，这3个原子轨道能量基本相同，只是空间取向不同，所以又称它们是等价轨道。同样d亚层的5个d轨道是五重简并的，f亚层的7个f轨道是七重简并的。图8-5反映出：

?主量子数n相同，角量子数l不同者，它们的能量有微小的差别，l 值越大，能量也越大，即E ns

称为能组分裂。

?若角量子数相同，其能级次序则由主量子数决定，n 越大能量越高，例：如E2p

?若主量子数n和角量子数 l 同时变动时，能量次序就比较复杂。这种情况常发生在第三层以上的电子层中，如E4s

?核外电子的能级次序，直接关系到核外电子的排布次序，因此引起许多学者的关注。我国化学家徐光宪教授总结归纳出一个近似公式，利用(n+0.7l)值的大小，来计算各原于轨道的相对次序，并将所得值的整数部分相同者，作为一个能级组。?必须指出，Pauling的近似能级图，只是基本上反映了多电子原子核外电子的能级填充次序，如果忽略了不同元素的原子的个性，认为所有元素的原子都能满足近似能级图，显然是不现实的。后来的光谱实验和量子力学的理论证明，随着元素原子序数的增加，核对电子的引力增加，轨道的能量都有所下降，由于下降的程度不同，所以能级的相对位置就随之而变。

2.原子轨道能级与原子序数的关系

图8-6 原子轨道能级与原子序数的关系图

当代的美国无机化学家科顿(Cotton)指出：原子轨道的能级在很大程度上取决于原子序数。他根据有关数据画出了原子轨道能量随原子序数而变化的图，称为Cotton能级图。从图8-6中可知：随着原子序数的增加，各原子轨道能量都逐渐降低，由于下降的程度不同，因而发生能级交错。例如，当原子序数大于21时，3d 的能级就低于4s能级。Cotton能级图更能反映原子核外电子的实际情况。

四、电子分布式和电子构型

应用Pauling近似能级图和核外电子填充规则，110种元素中可以准确写出91种原子的核外电子分布式，只有19种元素原子外层电子的分布情况稍有例外，我们主要要求主族、过渡元素中符合上述规律的元素核外电子的排布(不包括放射性元素)。1．电子分布式（电子构型、电子组态）：

原子实：为避免电子分布式书写过繁，可用该元素前一周期稀有气体元素符号外加方括号表示。

价电子构型：决定元素化学性质的主要是原子的外层电子，所以主族元素只写出ns np轨道的电子分布式，副族元素只写出（n-1）d ns 轨道的电子分布式。

核外电子填充实例和表示方法：

例1：15P 电子分布式：1s22s22p63s23p3

原子实表示 [Ne] 3s23p3

例2：24Cr [Ar] 4s13d5 3d5是半满状态稳定，所以4s的一个电

子排在3d轨道上。

以上是电子填充顺序（能级交错），电子分布式按n的大小顺序写。

即：24Cr [Ar] 3d54s1

例3：29Cu [Ar] 3d104s1原因同上。

例4：82Pb 电子填充顺序

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s25d104f146p2

或：82Pb [Xe]6s25d104f146p2

电子分布式：82Pb [Xe] 4f145d106s26p2

2．离子的电子构型实例：

原子失去电子后便成为离子，离子的电子排布取决于电子从何轨道中失去。电子失去顺序，按照徐光宪的n+0.4l 规则，值大的先失去。失电子顺序为：np ns （n-1）d （n-2）f

基态原子外层电子填充顺序为：：

ns （n-2）f （n-1）d np

例：26Fe2+ [Ar]3d64s0而26Fe[Ar]3d64s2

26Fe3+ [Ar]3d54s0

?小结：

(1)原子的最外电子层最多只能容纳8个电子(第一电子层只能容纳2个电子)。

(2)次外电子层最多只能容纳18个电子(若次外层n=1或2，则最多只能有2或8个电子)。

(3)原子的外数第三层最多只有32个电子(若该层的n=1，2，3，则最多只能有2，8，18个电子)。

8.3.2元素周期律

根据元素性质的周期性，建立了长式周期表，原子核外电子排布的周期性规律是元素周期律的本质。

一、周期与能级组

从各元素原子的电子层结构可知，当主量子数n依次增加时，n每增加1个数值就增加一个能级组，也就增加一个新的电子层，而每一个能级组就相当于周期表中的一个周期。从长式周期表上可知：在第四周期中，从21号元素Sc到30号元素Zn，它们新增的电子都是填充到3d轨道上，这10种元素称为第四周期的过渡元素。从39号元素Y到48号元素Cd，新增的电子都是填充到4d轨道上，这10种元素称为第五周期的过渡元素。在第六周期中，从57号元素La到71号元素Lu，新增的电子都是依次

填充在4f轨道上，这14种元素习惯上称为镧系元素。从72号元素Hf到80号元素Hg，新增加的电子则依次填充到5d轨道上，这也是过渡元素。第七周期，从87号元素Fr 到112号元素Uub，共25种元素是不完全周期，可以预计这一周期也应有32种元素，其中从89号元素Ac到103号元素Lu，称为锕系元素。

每当主量子数增加1时，相应的在周期表上就出现一个新的周期。这就是元素性质呈周期性变化的根本原因，换言之，周期的本质是按能级组的不同对元素进行分类。能级组和周期性的关系可参阅表8-1。

表8-1能级组与周期的关系

二、外层电子构型与元素分区、分族

1.周期表中的族

?主族：周期表中共有7个主族，IA一ⅦA，凡最后1个电子填入ns或np亚层上的，都是主族元素，价电子的总数等于其族数。例如元素16S核外电子排布是1s22s22p63s23p4，最后填入3p亚层，价电子构型为3s23p4，故为ⅥA族。

?副族：周期中共有IB一ⅦB 7个副族。凡最后1个电子填人(n—1)d或(n—2)f亚层上的都属于副族，也称为过渡元素(镧系和锕系称为内过渡元素)。ⅢB一ⅦB族元素，价电子总数等于其族数。例如，元素：25Mn的填充次序是1s22s22p63s23p6 3d54s2，价电子构型是3d54s2，所以是ⅦB 族。IB、ⅡB族由于其(n-1)d亚层已经填满，所

以最外层上电子数等于其族数。

?零族：是稀有气体，其最外层均已填满，呈稳定结构。

?Ⅷ族：它处在周期表的中间共有三个纵行。最后1个电于填在(n-1)d亚层上，也称为过渡元素。

2.周期表按区划分元素的化学性质主要决定于价电子，而周期表中“区”的划分主要是基于价电子构型的不同。根据元素最后1个电子填充的能级不同，将周期表中的元素分为5个区，这实际上是把价电子构型相似的元素集中分在一个区(参见表8-2和表8-3)。

图8-2 周期表中元素的分区

?s区元素：最后1个电子填充在s轨道上的元素，价电子的构型是ns l或ns2，位于周期表的左侧，包括IA和ⅡA族，它们容易失去电子形成+1或+2价离子，它们是活泼金属。

? p区元素：最后1个电子填充在p轨道上的元素，价电子构型是ns2np1～6，位于长周期表右侧，包括ⅢA一ⅦA族元素。稀有气体元素也属于p区。

? s区和p区的共同特点是：最后1个电子都排布在最外层，最外层电子的总数等于

该元素的族数。s区和p区就是按族划分的周期表中的主族。

? d区元素：它的电子构型是(n—1)d1～9ns l～2，最后1个电子基本都是填充在次外层，即(n—1)层d轨道上的元素(个别也有例外)，位于长周期的中部。这些元素常有可变化的氧化态。它包括ⅢB一ⅦB族和Ⅷ族元素。

?ds区元素：价电子层结构是(n—1)d10ns1～2，即次外层d轨道是充满的，最外层轨道上有1～2个电子。它们既不同于p区，也不同于d区，故称为ds区，它包括IB和ⅡB族，周期表中处于d区和p区之间。

? f区元素：最后1个电子填充在f 轨道上，它包括镧系和锕系元素，由于本区包括的元素数较多(各有15种元素)，故常将其列于周期表之下。

表8-3 元素分区与原子结构

8.3.3原子性质的周期性

元素的基本性质如原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等都与原子的结构密切相关，因而也呈现明显的周期性变化。

1.原子半径

按照量子力学的观点，电子在核外运动没有固定轨道，只是概率分布不同。因此，对原子来说并不存在固定的半径。通常所说的原子半径，是指相邻原子的平均核间距。根据原子与原子间作用力的不同，原子半径一般可分为三种：共价半径、金属半径和范德华半径。

?共价半径同种元素的两个原子以共价健连接时，它们核间距离的一半称为该原子的共价半径。同一元素的两个原子以共价单键、双键或三键连接时，共价半径也不同。

?金属半径金属晶体中相邻两个金属原子的核间距的一半称为金属半径。?范德华半径当两个原子只靠范德华力(分子间作用力)互相吸引时，它们核间距的一半称为范德华半径。各元素的原子半径见表8-4。

表8-4 元素原子半径 r/pm

?同一主族元素的原子半径从上到下逐渐增大，这是因为从上到下，元素原子的电子层数增多起主要作用，所以半径增大。副族元素的原子半径从上到下的变化不很明显。第五、第六周期的一些同族元素如铌和钽、钼和钨、锝和铼等它们的原子半径十分相近，这是由于镧系收缩的结果。

?同一周期中原子半径的变化有两个因素在起作用：从左到右随着核电荷的增加，原子核对外层电子的吸引力也增加，使原子半径逐渐缩小；另一方面，随着核外电子数的增加，电子间的相互排斥力也增强，使得原子半径增大，这是两个作用相反的因素。但是，由于增加的电子不足以完全屏蔽增加的核电荷，因而从左到右有效核电荷逐渐增加，原子半径逐渐减小。

应该指出，就同一周期而言，过渡元素由左向右原子半径缩小的程度比主族元素(?r ≈ 10pm)要来得小(?r ≈ 5pm)。这是因为对于过渡元素，随着原子核电荷的增加，

新增加的电子是填充到次外层，镧系元素和锕系元素新增加的电子填充到倒数第三层，而决定原子大小的是最外层电子，内层电子对它的屏蔽作用要比最外层中电子间的屏蔽作用大得多，所以同一周期过渡元素自左向右有效核电荷增加比较少，原子半径缩小的趋势就比较缓慢。对于d10电子构型，因为有较大的屏蔽作用，故原子半径略有增大，f7和f14构型也有类似的情况。

2．电离能

一个基态的气态原子失去1个电子成为+1价气态正离子所需要的能量，称为该元素的第一电离能，用 I1表示，单位 kJ/mol。

如： Al(g) – e-→Al+(g) ΔH=I1

Al+(g) – e-→Al2+(g) ΔH=I2

Al2+(g) – e-→Al3+(g) ΔH=I3

从+1价正离子再失去1个电子，成为+2价正离子所消耗的能量称为第二电离能I2，余此类推。

?电离能的大小，反映原子失去电子的难易，电离能愈大，失电子愈难。各级电离能的大小按 I1

表8-5 元素的第一电离能I1（单位：KJ/mol）

?元素原子的第一电离能随原子序数的增加呈现明显的周期性变化。电离能的大小

主要取决于原子的核电荷、半径和电子构型。

?同一周期：自左向右核电荷增加，原子核对外层电子的吸引力也增加，半径减小，故电离能也随之增大。

?同一主族中，从上到下电子层数增加，原子核对外层电子的引力减小，半径增大，电离能也随之减小。

除了核电荷和半径因素外，电子构型对电离能的影响也很大。各周期中稀有气体的电离能最大，部分原因就是因为它们的原子具有稳定的8电子结构。又如从图中可以看出，在同一周期中，元素的第一电离能从左到右总的趋势是依次增大，但在某些地方出现曲折变化。以第二周期为例，这种曲折出现在硼和氧的次序上，B 在Be后，但B的电离能反而比Be小，O在N后，但O的电离能反而比N小。这是因为B 的电子构型为2s22p1，B失去一个电子后具有2s22p0的结构；O的电子构型为2s22p4，O 失去一个电子后具有2s22p3的结构，根据洪特规则，等价轨道全满、半满或全空是比较稳定的结构，故硼和氧失去电子后，分别成为全空(p0)和半满p3)构型，所需的能量较小。副族元素的电离能变化缓慢。而且规律性不明显，因为它们新增加的电子是填入(n—1)d轨道或(n—2)f轨道，而最外层基本相同。

?元素的第一电离能愈小，表示它愈容易失去电子，该元素的金属性也愈强。因此，元素第一电离能可用来衡量元素的金属活泼性。此外，电离能还可用于说明元素通常呈现的价态，对于钠、镁和铝，电离能分别在I1、I2、和I3后迅速增大，这表明钠、镁和铝分别难以失去第二、第三、第四个电子，故通常呈现的价态分别为+1、+2和+3。由此可见，元素的电离能是元素的重要性质之一。

3．电子亲和能

元素的一个基态的气态原子得到电子形成-1价气态负离子时所放出的能量称为该元素的第一电子亲和能。某些元素的电子亲和能列于下表中。元素的电子亲和

能愈大，表示原于得到电子的倾向愈大，非金属性也愈强。

元素的第一电子亲和能一般为正值，表示放出能量；第二电子亲和能一般为负值，表示吸收能量。例如，氧原子的电子亲和反应为： O(g)+e- → O-(g)； |ΔH

=E1=-141 kJ·mol-1

O-(g)+e- → O2-(g)； |ΔH =E2= +780kJ·mol-1

目前已知道的元素的电子亲和能数据较少，测定的准确性也差。一般来说，电子亲和能随原子半径的增大而减小，即在同一族中由上向下减小，而在同一周期中由左到右增大。但应该注意的是ⅥA和ⅦA电子亲和能最大的并不是每族的第一种元素，而是第二种元素。这一反常现象可以解释为第二周期的氧和氟的元素的第一电子亲和能一般为正值，表示放出能量；第二电子亲和能一般为负值，表示吸收能量。

有些元素在形成化合物时，既不是完全失去电子，也不是完全得到电子，如亲NH3中的N和H。因此不能仅仅从电离能来衡量元素的金属性或从电子亲和能来衡量元素的非金属性，需要把两者结合起来考虑。鲍林在1932年将电离能、电子亲和能综合考虑引入了电负性的概念。

4.电负性

电负性是指元素的原子在分子中吸引电子的能力的相对大小，它较全面地反映

了元素金属和非金属性的强弱。

表8-6 元素电负性(L.Pauling值)

化学选修3第一章原子结构与性质--教案

第一章原子结构与性质教材分析：一、本章教学目标 1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。 2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。 5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。本章知识分析：本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。注意本章不能挖得很深，属于略微展开。相关知识回顾（必修2） 1.原子序数：含义：（1）原子序数与构成原子的粒子间的关系：原子序数＝＝＝＝。（3）原子组成的表示方法 a. 原子符号：A z X A z b. 原子结构示意图： c.电子式：

人教版初三化学上册《原子的结构》精品教案

课题2 原子的结构第1课时原子的构成相对原子质量教学过程情景导入第二次世界大战的时候日本对我国进行了非常不人道的侵虐，当时穷凶极恶的日本侵略者最后为什么会投降呢？那是因为美国给日本投了两颗原子弹，原子弹爆炸产生的巨大杀伤力摧毁了日本最后的斗志……继而“问题激疑”引入新课。【问题激疑】为什么“原子弹的爆炸”会产生如此巨大的能量呢？要了解这个问题，我们首先要弄清原子结构的奥秘。合作探究探究点一原子的构成提出问题原子是化学变化中的最小粒子。在化学变化中原子不能再分，通过其他变化或方法原子还可以再分吗？交流讨论阅读教材讨论归纳，了解原子的构成。归纳总结 1.构成：质子（每个质子带1个单位正电荷）原子核原子中子（不带电）核外电子（每个电子带1个单位负电荷） 2.原子中核电荷数、质子数、核外电子数的关系（1）原子不显电性，是由于原子核所带正电荷数（即核电荷数）和核外电子所带负电荷数电量相等，但电性相反，所以整个原子不显电性。（2）在原子中，原子核所带的正电荷数（核电荷数）就是所有质子所带的电荷数（中子不带电），而每个质子带1个单位正电荷，因此，核电荷数=质子数，由于原子核内质子数与核外电子数相等，所以在原子中，核电荷数=质子数=核外电子数。（3）根据分析教材中“几种原子的构成”的数据可知：①在原子中质子数不一定等于中子数。②并不是所有的原子都是由质子、中子和电子构成的。如氢原子。③不同种类的原子，核内的质子数不同。

探究点二相对原子质量提出问题原子虽小但也有质量和体积，它的质量如何表示呢？交流讨论阅读教材讨论归纳，了解相对原子质量。归纳总结（1）定义：国际上以一种碳原子质量的1/12为标准，其他原子质量跟它相比较所得的比，作为这种原子的相对原子质量。（2）表达式：相对原子质量＝12 1*碳原子质量该原子的质量（3）跟质子和中子相比，电子质量很小，所以原子的质量主要集中在原子核上。即相对原子质量≈质子数+中子数。知识拓展板书设计第1课时原子的构成、相对原子质量一、原子的构成质子（每个质子带1个单位正电荷）原子核原子中子（不带电）核外电子（每个电子带1个单位负电荷）在原子里，核电荷数=质子数=核外电子数二、相对原子质量 1.定义： 2.公式：某原子的相对原子质量＝12 1*碳原子质量该原子的质量 3.相对原子质量=质子数+中子数

高一化学第一节原子结构教案

第一节原子结构教学目标：知识目标： 1．复习原子构成的初步知识，使学生懂得质量数和A Z X的含义，掌握构成原子的粒子间的关系。 2．了解关于原子核外电子运动特征和常识。 3．理解电子云的描述和本质。 4．了解核外电子排布的初步知识，能画出1～号元素的原子结构示意图。能力目标：培养自学能力、归纳总结能力、类比推理能力。教学重点：原子核外电子的排布规律。教学难点：原子核外电子运动的特征，原子核外电子的排布规律。 (第一课时) 教学过程： [复习]原子的概念，原子的构成，原子为什么显电中性？ [板书]一、原子核 1。原子结构质子： 1.6726×10-27kg 原子核原子中子： 1.6748×10-27kg 电子： 1.6726×10-27kg/1836 注意：核电荷数=质子数=电子数近似原子量=质子数+中子数原子的粒子间的关系：决定元素种类的是：，决定原子质量的是：决定元素化学性质的主要是：，决定原子种类的是： 1.6726×10-27kg 1.66×10-27kg 2．质量数质子的相对质量= =1.007≈1 1.6748×10-27kg 1.66×10-27kg 中子的相对质量= =1.008≈1 将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似值整数加起来，所得的数值叫质量数（A）质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） N = A – Z 练习：用A Z X表示原子：（1）求中性原子的中子数：N= （2）求阳离子的中子数，A X n+共有x个电子，则N=

（3）求阴离子的中子数，A X n-共有x个电子，则N= （4）求中性分子或原子团的中子数，12C16O2分子中， N= （5） A2-原子核内有x个中子，其质量数为m，则n g A2-离子所含电子的物质的量为： . 二、核外电子运动的特征请一位同学讲述宏观物体的运动的特征。比较电子的运动和宏观物体的运动。 1．核外电子运动的特征：（1）带负电荷，质量很小。（2）运动的空间范围小。（3）高速运动。学生阅读课本P91，播放电子云形成的动画。 2．电子云电子在原子核外空间一定范围内出现，可以想象为一团带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，所以人们形象地把它叫做“电子云”。注意：（1）图中的每个小黑点并不代表一个电子，小黑点的疏密表示电子在核外单位体积内出现机会的多少。（2）“电子云”是核外电子运动的一种形象化表示。 1．已知一种碳原子（质子数、中子数均为6）的一个原子的质量为m kg，若一个铁原子的质量为n kg ，则铁的原子量是 2．以下有关电子云的描述，正确的是（） A 电子云示意图的小黑点疏密表示电子在核外空间出现机会的多少 B 电子云示意图中的每一个小黑点表示一个电子 C 小黑点表示电子，黑点愈多核附近的电子就愈多 D 小黑点表示电子绕核作圆周运动的轨道第二课时 [复习]1。原子的结构。 2．电子云的概念及核外电子运动的特征。对于多电子的原子，核外电子的运动要复杂一些，通常，能量低的在离核较近的区域运动，能量高的在离核较远的区域运动。三、原子核外电子的排布 1．电子层层序数 1 2 3 4

高三化学第18讲原子结构化学键教案

第18讲原子结构化学键（第一课时）考纲要求 1.了解元素、核素和同位素的含义。 2.了解原子的构成，了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。 3.了解原子核外电子排布规律，掌握原子结构示意图、电子式、结构式的表示方法。考点一原子结构、核素 1.原子构成 (1)构成原子的微粒及作用原子(A Z X)原子核 Z——决定元素的种类中子[A－Z] 在质子数确定后决定原子种类同位素 Z——最外层电子数决定元素的化学性质 (2)微粒之间的关系 ①原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数； ②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)；

③阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数； ④阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数。 (3)微粒符号周围数字的含义 (4)两种相对原子质量 ①原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与12C质量的 1 12 的比值。一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。 ②元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：A r(Cl)＝A r(35Cl)×a%＋A r(37Cl)×b%。 2.元素、核素、同位素 (1)元素、核素、同位素的概念及相互关系 (2)同位素的特征 ①同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大； ②同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变。 (3)氢元素的三种核素

1 1H：名称为氕，不含中子； 21H：用字母D表示，名称为氘或重氢； 31H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。 (4)几种重要核素的用途核素23592U 146C 21H 31H 188O 用途核燃料用于考古断代制氢弹示踪原子 3.核外电子排布 (1)核外电子排布规律 (2)原子结构示意图 (3)核外电子排布与元素性质的关系 ①金属元素原子的最外层电子数一般小于4，较易失去电子，形成阳离子，表现出还原性，在化合物中显正化合价。 ②非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，较易得到电子，活泼非金属原子易形成阴离子，在化合物中主要显负化合价。 ③稀有气体元素的原子最外层为8电子(氦为2电子)稳定结构，不易失去或得到电子，通

人教版九年级化学上册原子的结构教案

【学习目标】 1、知识目标：了解原子的构成。 2、学习目标：通过参与科学家对原子结构的探究实验，提高学生的实验探究能力。【重点、难点】原子的构成【教学过程】［创设情景］人类在很久以前就意识到物体有大有小，而且它们总可以分解成更小的部分，那么人们到底能够将物质粉碎到多小的程度呢？这个问题一直吸引着勤于思考的人们。［活动与探究——像科学家一样思考［猜想］以“我想象中的原子结构”为题，请提出你的假设。［交流讨论］学生以小组为单位交流各自的想法。［小组汇报］学生甲：我们小组认为，原子像一个实心球体。学生乙：原子像一个乒乓球。学生丙：原子像一个桃子。［点拨转入］同学心中的原子，各式各样，各不相同。随着科学技术的发展，在19世纪初，科学家们终于通过实验验证了原子的存在。英国化学家道尔顿提出了近代科学原子论：一切物质都是由最小的不能再分的粒子——原子构成那么原子能不能再分？原子具有怎样的结构？这就是今天我们要研究的课题。我们将沿着科学家的足迹努力探索，共同打开原子世界的大门。活动与探究——体验科学的魅力师：请同学们根据以下科学史实，合作探究原子的结构。汤姆森是通过怎样的实验进行科学研究，才有这个伟大的发现的呢？课件展示汤姆森的低压气体导电实验实验探究一汤姆森低压气体导电实验 1897年英国科学家汤姆生利用某种装置使得气体中所含的某种粒子射出。特别是他发现这些粒子在正负电极板的作用下发生如下图所示的偏转。示意图如下：请同学们根据实验讨论分析： 1、射出的这些粒子是原子吗？为什么？你认为这种微粒的带电情况如何？为什么？ 2、你觉得原子能不能再分？原子中能不能只含有这种粒子？

人教版高中化学选修3第一章第一节第二课时《原子结构》教案

教案课题：第一节原子结构（2）授课班级课时第二课时教学目的知识与技能 1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布 2、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布 3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理 4、知道原子的基态和激发态的涵义 5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用过程与方法复习和沿伸、动画构造原理认识核外电子排布，亲自动手书写，体会原理情感态度价值观充分认识原子构造原理，培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。重点电子排布式、能量最低原理、基态、激发态、光谱难点电子排布式知识结构与板书设计三、构造原理 1．构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布的能级顺序都遵循下列顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s…… 2、能级交错现象(从第3电子层开始)：是指电子层数较大的某些轨道的能量反低于电子层数较小的某些轨道能量的现象。电子先填最外层的ns，后填次外层的（n-1）d，甚至填入倒数第三层的（n-2）f的规律叫做“能级交错” 3．能量最低原理：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。 4、对于同一电子亚层(能级)(等价轨道),当电子排布为全充满、半充满或全空时,原子是比较稳定的。 5、基态原子核外电子排布可简化为：［稀有气体元素符号］+外围电子(价电子、最外层电子) 四、基态与激发态、光谱 1、基态—处于最低能量的原子。

人教版高中化学选修三《原子结构》教案设计

电子云原子轨道泡利原理洪特规则【教学目标】了解电子云、原子轨道、泡利原理、洪特规则【重点难点】电子云、原子轨道、泡利原理、洪特规则【教学过程】一、引言： 01．20世纪初，丹麦科学家玻尔把原子类比为太阳系，提出了原子的行星模型，认为核外电子像行星绕着太阳运行那样绕着原子核运动，玻尔还因此于1916年获得诺贝尔物理奖，然而在后来的十年里，玻尔的行星模型却被彻底否定了，你知道为什么吗？ 02．那是因为电子是一种质量极小的微观粒子，电子在核外的运动速度又接近光速，因此电子的运动和光一样，具有波粒二相性。此时，不可能像描述宏观物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间何处。而只能用统计的方法，确定它在原子中某一区域内出现的概率。 03．就以最简单的原子氢原子为例，这种概率统计的结果如何？有何规律？二、指导阅读： 01．假想给电子拍照，然后把照片叠加在一起得到电子云图像（右图）。 02．把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，即为电子云轮廓图，该轮廓图即为原子轨道。

03．s能级的原子轨道和p能级的原子轨道图分别如下，由此可见：s电子的原子轨道都是球形的，p电子的原子轨道是纺锤形的，每个p能级的3个原子轨道相互垂直。三、基态原子电子排布图： 01．描述核外电子的运动状态，你已经了解了哪几个方面？ 02．写出原子序数为3-10的电子排布式，到此，你能解释下列电子排布图吗？ 03．阅读：泡利原理、洪特规则、电子自旋。四、小结： 01．描述电子运动状态应从哪几方面着手？ 02．构造原理解决了哪些方面的问题？其余问题靠什么解决的？

03．可见，学习原子结构的方法如何？五、课后作业： 01．图1和图2分别表示1s电子的概率分布和原子轨道。下列说法正确的是（） A．图1中的每个小黑点表示1个电子 B．图2表示1s电子只能在球体内出现 C．图2表明1s轨道呈圆形，有无数对称轴 D．图1中的小黑点表示某一时刻，电子在核外所处的位置 02．各能级最多容纳的电子数是该能级原子轨道数的二倍，其理论依据是（）A．构造原理B．泡利原理 C．洪特规则 D．能量最低原理 03．电子排布在同一能级时，总是（）A．优先单独占据不同轨道，且自旋方向相同 B．优先单独占据不同轨道，且自旋方向相反 C．自由配对，优先占据同一轨道，且自旋方向相同 D．自由配对，优先占据同一轨道，且自旋方向相反 04．基态原子的4s能级中只有1个电子的元素共有（）A．1种 B．2种C．3种 D．8种 05．下图中，能正确表示基态硅原子的是（） A B C D

鲁教版九年级化学上册《原子的构成》教案-新版

第一节原子的构成教案 [教学目标] 知识与技能： 1、知道原子的构成、原子核外电子是分层排布以及原子质量的计算。 2、了解原子结构的表示方法，知道原子结构示意图的含义。 3、了解原子最外层电子数与元素化学性质的关系。过程与方法： 1、通过想像、猜想—探索、证明—归纳和学生间相互讨论、交流，增强学生归纳知识、获取知识的能力。情感态度与价值观： 1.培养学生对微观世界学习的乐趣，初步体会物质构成的奥秘，培养抽象思维能力、想象力和分析推理能力。 2.树立“结构决定性质”、“物质的微粒性”等辩证唯物主义观。 [教学重点、难点] 1、教学重点：原子的结构、离子的形成、原子质量计算。 2、教学难点：核外电子的排布。 3、[教学过程] 一、原子的构成 1.提问：（1）什么是分子、原子？分子是保持物质化学性质的最小粒子。原子是化学变化中的最小粒子。（2）分子和原子的最大区别是什么？在化学变化中，分子可以再分成原子，而原子不能再分。 2. 发挥想象，说说你对原子的最初认识，原子的外形可能是什么样的？（1）猜想：原子不能分。 1)、原子可能是一个实心球体。 2)、原子可能像一个乒乓球。 3)、原子可能像一个樱桃。 …………

19世纪末前的科学家，如道尔顿。当时人们都认为原子不可分其实，原子不是一个个简单的、实心的球体，而是一个空心球，几个小粒子围绕着一个大粒子运动。但这些粒子是什么呢？其中居于原子中心的大粒子就是原子核，原子核带正电；小粒子就是电子，电子带负电，它们在原子核外的一定范围内作高速的运动。原子是由居于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的电子构成的。原子的构成示意图原子结构模型图（2）原子核还能不能再分呢？想一想原子弹的爆炸？原子弹爆炸正是利用原子核裂变时产生的巨大能量，这说明原子核还能再分。科学研究表明：原子核也不是简单的、不可分割的，它由质子和中子两种粒子构成。科学研究还发现，质子带正电，中子不带电。构成原子的粒子的电性和质量（表1）

高中化学《原子结构与元素的性质》教案14 新人教版选修3

1.2.1 原子结构与元素的性质（第2课时）知识与技能： 1、掌握原子半径的变化规律 2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质 3、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系 4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系 5、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值教学过程：【复习】元素周期表结构，核外电子排布式书写。【板书】二、元素周期律【提问】思考回答元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化有什么规律? 【回答】同周期的主族元素从左到右，最高化合价从+1～+7，最低化合价从－4～－1价，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。【讲解】元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变，称为元素周期律。元素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。【板书】元素周期律：元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。 1、原子半径【讨论】原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个因素是核电荷数。这两个因素怎样影响原子半径？【总结】电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大；而核电荷数越大，核对电子的引力也就越大，将使原子的半径缩小。这两个因素综合的结果使各种原子的半径发生周期性的递变。【板书】影响因素：能层数、核电荷数。【投影】主族元素的原子半径如图l—20所示。【学与问】元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何?应如何理解这种趋势?周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何?应如何理解这种趋势? 【回答】原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。【板书】2、电离能【讲解】气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。上述表述中的“气态”“基态”“电中性”“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件。【板书】（1）电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。

高三化学考前复习教案：专题原子结构与性质

专题二原子结构与性质（两课时）【考试说明】１、了解元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律，了解元素电离能与原子核外电子排布的关系，能根据元素电负性说明周期表中元素金属性和非金属性的周期性变化规律。２、认识元素周期律的本质。掌握同一周期、同一主族元素的原子结构与元素性质递变规律的关系。了解元素（主族和零族）原子结构、在周期表中的位置及其性质递变的规律。【知识要点】考点一：原子结构与元素周期表１、在周期表中同一横行的元素原子所含有的相同。同一纵行相同。每一个周期总是由（ns１）开始到（ns２np6）结束.如此循环往复，可见元素周期系的形成是由于的排布发生周期性的重复。２、随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循原理，不同周期里所含元素种类不一定相同，并且随着周期序号的递增，金属元素的种类也逐渐，非金属的种类也逐渐。３、元素的分区和族（１）s 区：, 最后的电子填在上, 包括, 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属;（２）p区:, 最后的电子填在上, 包括族元素, 为非金属和少数金属;（３）d区：, 最后的电子填在上, 包括族元素, 为过渡金属; （４）ds区：, （n—１）d全充满, 最后的电子填在上, 包括, （５）f区：, 包括元素区全是金属元素，非金属元素主要集中区。主族主要含区，副族主要含区，过渡元素主要含区。考点二：元素周期律１、核外电子排布的周期性变化，２、元素主要化合价的周期性变化，３、金属性与非金属性，４、原子半径的周期性变化１电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。２核电荷数：相同条件下，核电荷数越多，半径越小。３核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多，半径越大。

高中化学《原子结构》教案2 新人教版选修3

第一章第一节原子结构（第二课时）教学目标： 1、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理 2、知道原子的基态和激发态的涵义 3、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用重点难点:能量最低原理、基态、激发态、光谱教学过程：〖引入〗在日常生活中，我们看到许多可见光如灯光、霓虹灯光、激光、焰火与原子结构有什么关系呢？创设问题情景：利用录像播放或计算机演示日常生活中的一些光现象，如霓虹灯光、激光、节日燃放的五彩缤纷的焰火等。提出问题：这些光现象是怎样产生的? 问题探究：指导学生阅读教科书，引导学生从原子中电子能量变化的角度去认识光产生的原因。问题解决：联系原子的电子排布所遵循的构造原理，理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念，并利用这些概念解释光谱产生的原因。应用反馈：举例说明光谱分析的应用，如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦，化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量，还可以让学生在课后查阅光谱分析方法及应用的有关资料以扩展他们的知识面。〖总结〗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，简称能量最低原理。处于最低能量的原子叫做基态原子。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。〖阅读分析〗分析教材p8发射光谱图和吸收光谱图，认识两种光谱的特点。阅读p8科学史话，认识光谱的发展。〖课堂练习〗 1、同一原子的基态和激发态相比较（） A、基态时的能量比激发态时高 B、基态时比较稳定 C、基态时的能量比激发态时低 D、激发态时比较稳定 2、生活中的下列现象与原子核外电子发生跃迁有关的是（） A、钢铁长期使用后生锈 B、节日里燃放的焰火 C、金属导线可以导电 D、卫生丸久置后消失 3、比较多电子原子中电子能量大小的依据是（） A．元素原子的核电荷数 B．原子核外电子的多少 C．电子离原子核的远近 D．原子核外电子的大小 4、当氢原子中的电子从2p能级，向其他低能量能级跃迁时 ( ) A. 产生的光谱为吸收光谱 B. 产生的光谱为发射光谱 C. 产生的光谱线的条数可能是2 条 D. 电子的势能将升高.

人教版高三化学补习闪充方案专题五原子结构元素周期律

人教版高三化学补习闪充方案专题五原子结构元素周期律一．高考怎么考原子结构元素周期律，根据高考指挥棒来学习原子结构元素周期律。 1．（2020年全国高考（新课标Ⅱ））一种由短周期主族元素组成的化合物（如图所示），具有良好的储氢性能，其中元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大、且总和为24．下列有关叙述错误的是（） A．该化合物中，W、X、Y之间均为共价键 B．Z的单质既能与水反应，也可与甲醇反应 C．Y的最高化合价氧化物的水化物为强酸 D．X的氟化物XF3中原子均为8电子稳定结构【解析】：由上述分析可知，W为H、X为B、Y为N、Z为Na， A．H、B、N均以共价键结合，故A正确； B．Na与水、甲醇均反应生成氢气，故B正确； C．Y的最高化合价氧化物的水化物为硝酸，属于强酸，故C正确； D．XF3中B的最外层电子数为3+3＝6，故D错误；故选：D。 2．（2020年全国高考（新课标Ⅲ））W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，四种元素的核外电子总数满足X+Y＝W+Z；化合物XW3 与WZ相遇会产生白烟。下列叙述正确的是（） A．非金属性：W＞X＞Y＞Z B．原子半径：Z＞Y＞X＞W C．元素X的含氧酸均为强酸 D．Y的氧化物水化物为强碱【解析】：A．根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，非金属性Cl＞N＞H＞Na，故

A错误； B．同周期元素从左向右原子半径依次减小，同主族元素自上而下原子半径依次增大，原子半径：Na＞Cl＞N＞H，故B错误； C．元素X的含氧酸有硝酸和亚硝酸，亚硝酸是弱酸，故C错误； D．Y的氧化物水化物为氢氧化钠，氢氧化钠是强碱，故D正确；故选：D。 3．（2020年天津市高考）短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。用表中信息判断下列说法正确的是（）元素最高价氧化物的水化物X Y Z W 分子式H3ZO4 0.1mol?L﹣1溶液对应的pH（25℃） 1.0013.00 1.570.70 A．元素电负性：Z＜W B．简单离子半径：W＜Y C．元素第一电离能：Z＜W D．简单氢化物的沸点：X＜Z 【解析】：由上述分析可知，X为N、Y为Na、Z为P、W为S， A．非金属性越强、电负性越大，则元素电负性：Z＜W，故A正确； B．电子层越多、离子半径越大，则简单离子半径：W＞Y，故B错误； C．P的3p电子半满为稳定结构，则元素第一电离能：Z＞W，故C错误； D．相对分子质量越大，物质的熔沸点越高，但由于氨气分子间含氢键，则简单氢化物的沸点：X＞Z，故D错误；故选：A。 4．（2020年1月浙江省高校招生选考）（1）比较给出H+能力的相对强弱：H2O C2H5OH（填“）”、“＜”或“＝”）；用一个化学方程式说明OH﹣和C2H5O﹣结合H+能力的相对强弱。（2）CaC2是离子化合物，各原子均满足8电子稳定结构。写出CaC2的电子式。（3）在常压下，甲醇的沸点（65℃）比甲醛的沸点（﹣19℃）高。主要原因是。【解析】：（1）水为弱电解质，能微弱的电离；而乙醇为非电解质，不能电离，故给出H+能力的相对强弱：H2O＞C2H5OH；C2H5ONa能水解，即C2H5O﹣能夺取水中的氢离子，故能说明OH﹣和C2H5O﹣结合H+能力的相对强弱的化学方程式为C2H5ONa+H2O═NaOH+C2H5OH，故答案为：＞；C2H5ONa+H2O═NaOH+C2H5OH；

九年级化学上册《原子的结构》教学设计

第三单元物质构成的奥秘课题2 原子的结构丽泽中学张涛【教学目标】 1、知识与技能：了解原子是由质子、中子和电子构成的。初步了解相对原子质量的概念，并学会查找相对原子质量表。 2、过程与方法：学会运用对比、归纳的方法在微观世界和宏观世界之间架起一座桥梁，充分发挥学生的空间想象力，运用形象恰当的比喻来加深对微观世界的认识。 3、情感态度价值观：了解世界的物质性和物质的可分性，进行辩证唯物主义教育。培养学生善于想象、敢于创新的精神。【重点难点】重点：原子的结构及相对原子质量，难点：核电荷数、质子数和核外电子数的关系以及相对原子质量概念的形成。【学情分析】本课题是学习化学的理论基础。对学生而言，研究一种看不见的粒子的构成会有很大困难。因为学生缺乏粒子的观点，在第三单元学习水的组成时，借助水电解的微观解释图片或动画，从感性上可能会认为原子是一种实心球体。本课题要帮助学生形成化学科学概念、知识和方法，以及观察物质的独特视角，即通过宏观物质研究其元素组成和微观结构，帮助学生更深入地认识物质的微观构成，为认同“物质是可分的” 辩证观点奠定一定的基础。学生主要的困难是缺乏微观想象力，对原子的理解是实心球体，对原子构成粒子的种类、带电量和电性主要靠记忆，容易出现张冠李戴的情况。【教学过程】

过20世纪整整一个世纪的努力，科学家不但打开了原子的大门，而且发现小小的原子内部结构十分复杂。科学实验证明在原子中心还有一个原子核。原子的结构究竟怎样呢？学习兴趣【播放动画】动画部分内容为原子的中心有一个很小的球体，一些粒子围绕球体在高速旋转运动。通过观看动画，加深对原子结构的了解。【讲述】原子很小，一个原子跟一个乒乓球体积相比，相当于乒乓球跟地球的体积之比。原子核比原子的体积又小得多，若把原子比成一个庞大的体育场，而原子核只相当于一只蚂蚁。因此，原子里有很大的空间，电子就在这个空间里作高速运动。（原子核的体积约占原子体积的几万亿分之一）想象【板书】一、原子的构成原子核（+）原子（电中性）核外电子（-）【讲解】原子核的质量几乎是整个原子的质量，原子核虽小，但还可以再分。现代原子能的利用、原子弹的爆炸，就是利用了原子核裂变所放出的巨大能量。那么原子核又是怎样构成的呢？?实验证明：原子核是由带正电的质子和不带电的中子构成。其中质子数决定了原子的种类。如：碳原子【讲解】每个质子带一个单位正电荷，中子不带电，每个电子带一个单位的正电荷。【板书】质子（+）：每个质子带一个单位正电荷原子核中子（不带电）原子核外电子：每个电子带一个单位负电荷【讲解】每个质子带一个单位正电荷，中子不带电，原子核所带的正电荷总数“核电荷数”等于核内质子数【投影】表4-2 几种原子的构成【提问】1、是否所有原子中都含有中子？ 2、核电荷数、质子数、核外电子数、元素序号之间有何关系？ 3、中子数与质子数一定相等吗？ 4、为何原子不显电性？讨论问题，提高分析能力【板书】原子组成中的规律：

高三化学全册教案

高三化学教案(全一册)

第一章节离子、分子、原子晶体第一节离子晶体、分子晶体和原子晶体(一) 一、学习目标 1.使学生了解离子晶体、分子晶体和原子晶体的晶体结构模型及其性质的一般特点。 2.使学生理解离子晶体、分子晶体和原子晶体的晶体类型与性质的关系 3.使学生了解分子间作用力对物质物理性质的影响 4.常识性介绍氢键及其物质物理性质的影响。二、重点难点重点：离子晶体、分子晶体和原子晶体的结构模型；晶体类型与性质的关系难点：离子晶体、分子晶体和原子晶体的结构模型；氢键三、学习过程 (一)引入新课 [复习提问] 1.写出NaCl 、CO2、H2O 的电子式。 2．NaCl晶体是由Na+和Cl—通过形成的晶体。 [课题板书] 第一节离子晶体、分子晶体和分子晶体（有课件）一、离子晶体 1、概念：离子间通过离子键形成的晶体 2、空间结构以NaCl 、CsCl为例来，以媒体为手段，攻克离子晶体空间结构这一难点 [针对性练习] [例1]如图为NaCl晶体结构图，图中直线交点处为NaCl晶体中Na+与Cl-所处的位置

(不考虑体积的大小)。 (1)请将其代表Na+的用笔涂黑圆点，以完成 NaCl晶体结构示意图。并确定晶体的晶胞，分析其构成。 (2)从晶胞中分Na+周围与它最近时且距离相等的 Na+共有多少个? [解析]下图中心圆甲涂黑为Na+，与之相隔均要涂黑 (1)分析图为8个小立方体构成，为晶体的晶胞， (2)计算在该晶胞中含有Na+的数目。在晶胞中心有1个Na+外，在棱上共有4个Na+，一个晶胞有6个面，与这6个面相接的其他晶胞还有6个面，共12个面。又因棱上每个Na+又为周围4个晶胞所共有，所以该晶胞独占的是12×1/4=3个.该晶胞共有的Na+为4个。晶胞中含有的Cl-数：Cl-位于顶点及面心处，每.个平面上有4个顶点与1个面心，而每个顶点上的氯离于又为8个晶胞(本层4个，上层4个)所共有。该晶胞独占8×1/8=1个。一个晶胞有6个面，每面有一个面心氯离子，又为两个晶胞共有，所以该晶胞中独占的Cl-数为6×1/2=3。不难推出，n(Na+):n(Cl-)=4:4:1:1。化学式为NaCl. (3)以中心Na+为依据，画上或找出三个平面(主个平面互相垂直)。在每个平面上的Na+都与中心 Na+最近且为等距离。每个平面上又都有4个Na+，所以与Na+最近相邻且等距的Na+为3×4=12个。 [答案] (1)含8个小立方体的NaCl晶体示意图为一个晶胞 (2)在晶胞中Na+与Cl-个数比为1:1. (3)12个 3、离子晶体结构对其性质的影响（1）离子晶体熔、沸点的高低取决于离子键的强弱，而离子晶体的稳定性又取决于什么?在离子晶体中，构成晶体的粒子和构成离子键的粒子是相同的，即都是阴、阳离子。离子晶体发生三态变化，破坏的是离子键。也就是离子键强弱即决定了晶体熔、沸点的

高中化学1.1原子结构教案鲁科版必修2

第一章原子结构与元素周期律第一节原子结构一．教材分析（一）知识脉络通过初中的化学学习,同学们已经知道原子是由原子核和核外电子构成的。本节教材，就是要在已有经验的基础上继续深入地探讨原子核的结构以及核外电子的排布的规律，并利用原子结构的知识解释某些元素的部分性质，使学生初步了解原子的最外层电子排布与元素的性质(得失电子能力、化合价等)的关系。同时，通过原子结构知识的学习，为后阶段学习元素周期律、元素周期表和分子结构打下基础。（二）知识框架（三）新教材的主要特点：新教材（必修）与旧教材相比，删掉了描述核外电子运动特征的电子云；降低了核外电子排布规律的要求；增加了原子结构示意图，元素的部分化学性质与原子的最外层电子排布的关系；调整了核素、同位素在教材中出现的位置。使得它更符合知识的逻辑关系，符合学生认识规律。同时，新教材更注重了让学生参与学习，提高了学生学习的主动性，更注重了学生能力的培养。二．教学目标（一）知识与技能目标 1．引导学生认识原子核的结构，懂得质量数和 A Z X 的含义，掌握构成原子的微粒间的关系；知道元素、核素、同位素的涵义；掌握核电荷数、质子数、中子数、质量数之间的相互关系。 2.引导学生了解原子核外电子的排布规律，使他们能画出1～18号元素的原子结构示意图；了解原子的最外层电子排布与元素的原子得、失电子能力和化合价的关系。

（二）过程与方法目标通过对构成原子的微粒间的关系和氢元素核素等问题的探讨，培养学生分析、处理数据的能力，尝试运用比较、归纳等方法对信息进行加工。 (三)情感态度与价值观目标 1.通过构成物质的基本微粒的质量、电性的认识,了解微观世界的物质性,从而进一步认识物质世界的微观本质；通过原子中存在电性不同的两种微粒的关系，认识原子是矛盾的对立统一体。 2.通过人类探索原子结构的历史的介绍，使学生了解假说、模型等科学研究方法和科学研究的历程，培养他们的科学态度和科学精神，体验科学研究的艰辛与喜悦。 3.通过“化学与技术----放射性同位素与医疗”,引导学生关注化学知识在提高人类生活质量中所起的作用。 4.通过“未来的能源----核聚变能”,引导他们关注与化学有关的热点问题,形成可持续发展的思想。三．教学重点、难点（一）知识上重点、难点：构成原子的微粒间的关系和核外电子排布规律。（二）方法上重点、难点：培养分析、处理数据的能力,尝试运用比较、归纳等方法对信息进行加工。了解假说、模型等科学研究方法和科学研究的历程。四．教学准备（一）学生准备：上网查阅，14 6C在考古上的应用；核素、同位素在生产和生活中的应用。搜集有关原子结构模型的资料。（二）教师准备：教学媒体、课件、相关资料。五．教学方法问题推进法、讨论法。六．课时安排 2课时七．教学过程第1课时【提问】化学变化中的最小微粒是什么? 【学生回答】原子是化学变化中的最小微粒。【引出课题】这一节就从探讨原子的结构开始我们的学习。【点评】开头简洁，直截了当，由初中相关知识提出问题，过渡到原子结构的学习。【板书】第一节原子结构【提出问题】原子是化学变化中的最小微粒。同种原子的性质和质量都相同。那么原子能不能再分？原子又是如何构成的呢? 【学生思考、回答】

高三化学一轮复习教案物质结构与性质全册

2009届高三化学一轮复习教案：物质结构与性质全册第四讲原子结构与性质. 一.认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义. 1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d 轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7. 例1.下列关于氢原子电子云图的说法正确的是 A.通常用小黑点来表示电子的多少，黑点密度大，电子数目大 B.黑点密度大，单位体积内电子出现的机会大 C.通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动 D.电子云图是对运动无规律性的描述例2.下列有关认识正确的是 A.各能级的原子轨道数按s、p、d、f的顺序分别为1、3、5、7 B.各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束 C.各能层含有的能级数为n -1 D.各能层含有的电子数为2n2 2.(构造原理）了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布. (1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子. (2).原子核外电子排布原理. ①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. ②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子. ③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.

高中化学《原子结构模型的演变》教学设计苏教版必修1.doc

第3单元课时1 原子结构模型的演变教学设计一、学习目标 1. 通过原子结构模型演变的学习，了解原子结构模型演变的历史，了解科学家探索原子结构的艰难过程。认识实验、假说、模型等科学方法对化学研究的作用。体验科学实验、科学思维对创造性工作的重要作用。 2.了解钠、镁、氯等常见元素原子的核外电子排布情况，知道它们在化学反应过程中通过得失电子使最外层达到8电子稳定结构的事实。通过氧化镁的形成了解镁与氧气反应的本质。了解化合价与最外层电子的关系。 3.知道化学科学的主要研究对象，了解化学学科发展的趋势。二、重点、难点重点：原子结构模型的发展演变镁和氧气发生化学反应的本质难点：镁和氧气发生化学的本质三、设计思路本课设计先让学生描绘自己的原子结构模型，继而追随科学家的脚步，通过交流讨论，逐步探讨各种原子结构模型存在的问题，并提出改进意见，让学生主动参与人类探索原子结构的基本历程，同时也可体会科学探索过程的艰难曲折。通过镁和氧气形成氧化镁的微观本质的揭示，初步认识化学家眼中的微观物质世界。四、教学过程 [导入] 观看视频：扫描隧道显微镜下的一粒沙子。今天我们还将进入更加微观的层次，了解人类对于原子结构的认识。你认为我们可以通过什么样的方法去认识原子的内部结构呢？直接法和间接法，直接法努力的方向是观察技术的提高和观察工具的改进，而间接法则依赖精巧的实验和大胆的假设。事实上直到今天即使借助扫描隧道显微镜也无法观察到原子的内部结构，所以在人们认识原子结构的过程中，实验和假设以及模型起了很大的作用。一、中国古代物质观 [提出问题]我们通常接触的物体，总是可以被分割的（折断粉笔）。但是我们能不能无限地这样分割下去呢？ [介绍]《中庸》提出：“语小，天下莫能破焉”。惠施的人也说道“其小无内，谓之小一”。

高考化学专题复习教案：第八章 原子结构

化学选修3第一章 原子结构与性质--教案