原子结构与元素周期律

(4)同一族元素，由上至下，金属性逐渐增强，然而 以性质相似为主。
原子(
A Z
X)
原子核
质子（Z）个 中子（A-Z）个
核外电子 （Z）个
例如：氢原子 H 或 1H，氧原子 O 或 O16
1
8
3.1.2 元素、同位素、核素
具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子叫元素。 具有相同质子数和不同中子数的同一种元素的原子互 称同位素。例如：
H1
1
21H(或 D)
31H(或 T) 互为氢的同位素
2e2Na+Cl2 2NaCl(Na+Cl-)
3.2 元素周期律
元素的性质是由元素的原子结构决定的 原子序数：按照核电荷数（所含质子数）由
小到大的顺序对元素编号，这种序号称为元 素的原子序数 元素周期律：元素的单质和化合物的性质随 着原子序数递增而呈周期性的变化。
（1）核外电子排布的周期性变化 第1电子层：电子数由1至2个（原子序数为1~2） 第2电子层：电子数由1至8个（原子序数为3~10） 第3电子层：电子数由1至8个（原子序数为11~18） …………
（2）最外层电子数少（如碱金属，碱土金属），容易失 去，变为8电子稳定结构。
所谓“金属性强 →2Na+
失去
Na +11 2 8 1
Na+ +11 2 8
（3）非金属元素原子最外层电子数较多，容易获 得电子达到8电子稳定结构，呈显负价。 非金属性强弱指获电子能力的大小。 Cl2+2e- → 2Cl-
（4）元素的氢氧化物酸碱性的周期性变化
① 由左到右，氢氧化物的碱性逐渐减弱，而酸性逐渐增强。
Li(OH) Be(OH)2 H2BO3 H2CO3 HNO3

第九章首 页 基本要求原子结构和元素周期律重点难点 讲授学时 内容提要1基本要求[TOP]1.1 掌握四个量子数的取值限制和它们的物理意义,量子数组合和轨道数的关系;原子轨道,电子云的 角度分布; 基态原子核外电子排布遵守的三条规律 (Pauli 不相容原理, 能量最低原理, Hund 规则) . 1.2 熟悉原子轨道和概率密度的观念;熟悉原子轨道的角度分布图,径向分布函数图的意义和特征;熟 悉电子组态与元素周期表的关系,有效核电荷,原子半径及电负性变化规律. 1.3 了解氢原子的 Bohr 模型;电子的波粒二象性,测不准原理;电子云的径向分布;元素性质的周期 性变化规律;元素和人体健康. 2 重点难点 [TOP]2.1 重点 2.1.1 原子轨道,概率密度的观念;n,l,m,s 4 个量子数;电子组态和价层电子组态.熟悉的意义和 特征;熟悉电子组态与元素周期表的关系,有效核电荷,原子半径及电负性变化规律. 2.1.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图;了解原子结构的有核模型和 Bohr 模型;了解了解元 素和健康的关系. 2.1.3 电子组态的书写,与元素周期表的关系;元素性质的变化规律. 2.2 难点 2.2.1 电子的波粒二象性,测不准原理;波函数和原子轨道. 2.2.2 原子轨道的角度分布图和径向分布函数图. 2.2.3 熟悉电子组态与元素周期表的关系.3讲授学时[TOP]建议 4～6 学时4内容提要[TOP]第一节第二节第三节第四节1氢原子的结构 4.1 第一节 氢原子的结构 4.1.1 氢光谱和氢原子的 Bohr 模型 氢原子的发射光谱是不连续的线光谱. 经典物理学对微观粒子高速运动领域的实验结果已经解释不 了. Bohr N 综合关于热辐射的量子论,光子说和原子有核模型,提出原子结构的三项基本假定: 1.电子在处于某些定态的原子轨道上绕核作圆周运动. 2.原子可由一种定态(能级 E1)跃迁到另一种定态(能级 E2) ,在此过程中吸收或发射辐射,辐射 的频率可由公式 hν = |E2 -E1| 决定. 3.定态时,电子的轨道运动角动量 L 必须等于 h/2π 的整数倍. 计算出氢原子定态的能量为 E n = 4.1.2 电子的波粒二象性 法国物理学家 de Broglie L 导出微观粒子(如电子,原子等)具有波动性的 de Broglie 关系式RH (n=1, 2, 3, 4, …),解释了氢原子光谱. n2λ=h h = (p 为粒子的动量,m 为质量,υ 为粒子运动速度;λ 为粒子波波长) ,提出微观粒子具 p mυ有波粒二象性.微观粒子的波动性和粒子性通过普朗克常量 h 联系和统一起来.de Broglie 关系式分别 被美国物理学家 Davisson C-Germer L 及英国 Thomson G P 的电子衍射实验所证实. Born M 从统计的角度解释了电子的这种波动性,即衍射图像上,亮斑强度大的地方,电子出现的概 率大;反之,电子出现的概率小.所以,电子波是概率波,空间任一点的波强度是和电子在该处出现的 概率成正比. 4.1.3 测不准原理 由于微观粒子的运动兼具波动性,则可料想它不会同时具有确定的位置和动量.1927 年,德国科学 家 Heisenberg W 提出著名的测不准原理.他指出,具有波动性的粒子当某个坐标被确定得越精确,则 在这个方向上的动量(或速度)就越不确定,反之亦然:△x△px≥h/4π (△x 为坐标上粒子在 x 方 向的位置误差,△px 为动量在 x 方向的误差) .测不准原理表明微观粒子的运动不存在确定的运动轨迹. 4.2 第二节 量子数和原子轨道 4.2.1 量子数 波函数(ψ)描述了电子的运动状态,|ψ| 表 示在原子核外空间某处电子出现的概率密度,即在 该处单位体积中电子出现的概率.|ψ| 的几何图形直观地表示电子概率密度的大小,俗称电子云.在量 子力学中,原子轨道仅仅是波函数的代名词,绝无经典力学中的轨道含义.原子轨道在空间是无限扩展22 2[TOP]的,一般把电子出现概率在 99%的空间区域作为原子轨道的大小.ψ(原子轨道)是空间坐标的函数,表示成 ψ(r,θ,φ).合理的波函数,必须满足一些整数条件,否则波函数将为零.这些整数分别被称为主量子数(n) ,角量子数(l) ,磁量子数(m) .当 n,l 和 m 的取值一定时,一个不为零的波函数 ψn,l,m(r,θ,φ)就确定了.此时,它才代表一种确定的运动状态. 研究电子的运动状态实则上是研究原子中电子在核外空间出现的概率密度分布,可以说波函数给出了电 子运动的全部信息.因此,运用一组量子数的组合就可以方便地了解原子轨道,而不必去记忆波函数复 杂的数学式. 量子数的取值限制和它们的物理意义如下: 1. n 是决定电子能量的主要因素 是决定电子能量的主要因素,可以取任意正整数值,即 1,2,3,… .n 越小,能量越低. 氢原子的能量只由主量子数决定.多电子原子由于存在电子间的静电排斥,能量在一定程度上还取决于 量子数 l. 主量子数还决定原子轨道的大小,n 愈大,原子轨道也愈大.n 也称为电子层.电子层用下列符号 表示: 电子层符号 K 1 L 2 M 3 N … 4 …n2. l 决定原子轨道的形状,只能取小于 n 的正整数和零:0,1,2,3,…,(n – 1),共 n 个值, 给出 n 种不同形状的轨道. 在多电子原子中,l 对电子能量高低有影响.当 n 给定,l 愈大,原子轨道能量越高.所以 l 又称 为能级或电子亚层.电子亚层用下列符号表示: 能级符号 s 0 p 1 d 2 f 3 g … 4 …l3. m 决定原子轨道的空间取向,取值受 l 的限制,为 0,±1,±2,…,±l.l 亚层共有 2l+1 个 不同空间伸展方向的原子轨道. 磁量子数与电子能量无关.l 亚层的 2l+1 个原子轨道能量相等,称为简并轨道或等价轨道. 一个原子轨道由 n,l 和 m 三个量子数决定,每个电子层的轨道总数为 n .但要描述电子的运动状 态还需要有第四个量子数——自旋磁量子数(s) . 4.s 表示电子自旋的状态,可以取 +21 1 和 两个值,也可用符号"↑"和"↓"表示.两个电子 2 2自旋处于相同状态称为自旋平行,可用符号"↑↑"或"↓↓"表示;反之,叫做自旋反平行,用符号 "↑↓"或"↓↑"表示.一个电子的运动状态由 n,l,m,ms 四个量子数确定.由于一个原子轨道最3多容纳自旋相反的两个电子,每个电子层最多容纳的电子总数应为 2n . 表 9-1 量子数和轨道数 主量子数 轨道角动 量量子数 磁量子数 波函数 同一电子层的 2 轨道数(n ) 1 同一电子层容纳 2 电子数(2n ) 22n1l0 0m0 0 0ψψ 1s ψ 2s2 1ψ 2p z*48±1 0 0 0 1 ±1 3 0 ±1 2ψ 2p x ,*ψ 2p yψ 3sψ 3p z*ψ 3p x ,*ψ 3p yψ 3d z2918*ψ 3d xz ,*ψ 3d yz*ψ 3d xy ,*2±2ψ 3d x-y2*这些实波函数是经过组合以后得到的.4.2.2 原子轨道的角度分布 将 ψn,l,m(r,θ,φ)进行变量分离,可写成函数 Rn,l(r)和 Y l,m(θ,φ)的积:ψn,l,m(r,θ,φ)= Rn,l(r)Y l,m(θ,φ) Rn,l(r)称为波函数的径向部分或径向波函数, 它是电子离核距离 r 的函数, n 和 l 有关. l,m(θ,φ) 与 Y称为波函数的角度部分或角度波函数,它是方位角 θ 和 φ 的函数,与 l 和 m 有关,体现了轨道的形状 和空间取向. 1.s 轨道角度分布图是球形. 2.p 轨道角度分布图是双波瓣图形,俗称"哑铃"形,每一波瓣是一个球体.三个 p 轨道分别在 x 轴,y 轴和 z 轴方向上伸展.波函数值为零的坐标平面称为节面.p 轨道的电子云图形比相应的角度波 函数图形瘦,而且两个波瓣没有正负号.43.d 轨道的角度分布图各有两个节面,一般有四个橄榄形波瓣. d z 2 的图形很特殊,负波瓣呈环状. dxy,dxz 和 dyz 的波瓣在坐标轴夹角 45 方向上伸展, d x 2 2 和 d z 2 在坐标轴上伸展.共轴线的波瓣代数符 y 号相同.电子云图形相应比较瘦且没有符号的区别. 4.2.3 原子轨道的径向分布 原子轨道的径向分布函数表示电子在一个以原子核为球心,在半径 r 处单位厚度的球壳内出现的概 率:D(r)dr = Rn ,l ( r ) 4πr ,电子云出现概率密度大的地方,D(r)有极大值,但该处|ψ| 不一定极大. 所以径向分布函数真正反映了电子出现的概率与离核距离 r 的关系. 1. 基态氢原子的玻尔半径表示电子出现概率最大处离核的距离. 2. 径向分布函数有(n-l)个峰,每一个峰表现电子在距核 r 处出现的概率的一个极大值.n 越大, 主峰距核越远.电子离核的统计平均距离也越远,原子半径也越大.n 一定时,l 越小,峰越多,电子 在核附近出现的概率越大.两个原子轨道的 n 和 l 都不相同时,外层电子也可能在内层出现. 4.3 第三节 电子组态和元素周期表 4.3.1 多电子原子的能级 多电子原子中某电子受其它电子的排斥,抵消了部分核电荷它的吸引,称为屏蔽作用,屏蔽常数 σ 表示抵消掉的部分核电荷.引某电子的有效核电荷 Z′是核电荷 Z 和屏蔽常数 σ 的差: [TOP]22 2 oZ′= Z –σ以 Z′代替 Z,近似计算电子的能量En = Z ′2 × 2.18 × 10 -18 J 2 n电子的能量与 n,Z,σ 有关.n 越小,能量越低;Z 愈大,能量愈低;σ 愈大,能量越高. 屏蔽作用主要来自内层电子.当 l 相同时,n 越大,电子层数越多,外层电子受到的屏蔽作用越强, 轨道能级愈高:E1s <E2s <E3s <… E2p <E3p <E4p <……n 相同时,l 愈小,径向分布函数 D(r)的峰越多,电子在核附近出现的可能性越大,受到的屏蔽就越弱,能量就愈低:Ens <Enp <End <Enf <… n ,l 都不同时,一般 n 越大,轨道能级愈高.但有时会出现反常现象,比如 E4s<E3d,称为能级交5错. 鲍林的近似能级顺序是:E1s<E2s<E2p<E3s<E3p<E4s<E3d<E4p<…徐光宪用(n+0.7l)估算原子轨道的能级. 4.3.2 原子的电子组态 原子核外的电子排布又称为电子组态.基态原子的电子排布遵守三条规律. (一)Pauli 不相容原理 在同一原子中不可能有 2 个电子具有四个完全相同的量子数.或者说一个原子轨道最多只能容纳自 旋相反的两个电子.据此,一个电子层最多可以容纳 2n 个电子. (二)能量最低原理 基态原子的电子排布时,总是依据近似能级顺序,先占据低能量轨道,然后才排入高能量的轨道, 以使整个原子能量最低. (三)Hund 规则 电子在能量相同的轨道(简并轨道)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. 有些副族元素,简并轨道全充满,半充满或全空才是能量最低的稳定状态.这个规律称为 Hund 规 则的补充规定. 例如氮原子组态是 1s 2s 2p ,三个 2p 电子的运动状态是: 2, 1, 0, +2 2 3 21 ; 22, 1, 1, +1 ; 22, 1, -1, +1 2在书写 20 号元素以后基态原子的电子组态时,虽然电子填充按近似能级顺序进行,但电子组态必 须按电子层排列. 为简化电子组态的书写,把内层达到稀有气体电子层结构的部分称为原子芯,用稀有气体元素符号 加方括号表示.原子芯写法还指明了元素的价层电子结构.化学反应中价电子的结构发生改变,引起元 素化合价的变化;原子芯部分的电子结构一般不改变.价电子所处的电子层称为价层. 离子的电子组态仿照原子电子组态的方式书写. 4.4 第四节 元素性质的周期性变化规律 4.4.1 原子的电子组态与元素周期表 (一)能级组和元素周期 按能级的高低把原子轨道划分为若干能级组,不同能级组的原子轨道之间能量差别大,同一能级组 [TOP]6内各能级之间能量差别小.能级组与近似能级顺序一致. n+0.7l)计算法同样能预测能级组(表 9-2) ( . 表 9-2 能级组与周期序列 能级 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7pn + 0.7 l1.0 2.0 2.7 3.0 3.7 4.0 4.4 4.7 5.0 5.4 5.7 6.0 6.1 6.4 6.7 7.0 7.1 7.4 7.7能级组 1 2 3能级组能容最多电子数 2 8 8对应周期 1 2 3每个周期所含元素数 2 8 8418418518518632632732732(二)价层电子组态与族,元素分区 表 9-3 价层电子组态与族,元素分区 价层电子组态 族 ⅠA 和ⅡA(He 除外) ⅢA~ⅦA,0(包括 He) ⅢB~ⅦB,Ⅷ 元素分区 s 区(He 除外) p 区(包括 He) d区ns1 和 ns2 ns2np1~6 (n-1)d1~8ns2 或(n-1)d9ns1或(n-1)d ns10 0(n-1)d10ns1~2 (n-2)f 0~14(n-1)d 0~2ns2(三)过渡元素概念ⅠB 和ⅡB ⅢB(镧系和锕系元素)ds 区 f区过渡元素包括 d 区,ds 区和 f 区的元素,其中镧系和锕系称为内过渡元素. 4.4.2 元素性质的周期性变化规律 (一)有效核电荷7周期表从上到下每增加一个周期,就增加一个电子层,也就增加了一层屏蔽作用大的内层电子,所 以有效核电荷增加缓慢. 同一周期中从左到右,增加的几乎都是同层电子,屏蔽常数较小,有效核电荷增加迅速.短周期增 加较快,长周期增加较慢,f 区元素几乎不增加. (二)原子半径 同一周期从左到右,有效核电荷愈大,主族元素的原子半径逐渐减少,过渡元素原子半径缩小缓慢, 内过渡元素有效核电荷变化不大,原子半径几乎不变. 同一主族从上到下,有效核电荷增加缓慢,而电子层数增加使得原子半径递增. (三)元素的电负性 元素的第一电离能是气态的基态原子失去一个电子,变成气态的正一价离子所需要的最低能量.同 一周期中,第一电离能从左到右逐渐增加,同一主族中,第一电离能从上到下逐渐减小. 气态的基态原子结合一个电子形成负一价气态离子所放出的能量,称为电子亲合势.卤族元素的原 子结合电子放出能量较多,金属元素放出能量较少甚至吸收能量. 元素电负性(χ)表示原子吸引成键电子的相对能力,电负性大者,原子在分子中吸引成键电子的 能力强,反之就弱. 同一周期中,从左到右元素电负性递增;同一主族中,从上到下元素电负性递减.副族元素的电负 性没有明显的变化规律. 金属元素的电负性一般小于 2,非金属元素的电负性一般大于 2.89。

鲍林指定氟的电负性为4.0，锂的电负性 为1.0.并以此为标准确定其他元素的电 负性。
氢 锂 钠 钾 铷 铯 2.1 1.0 0.9 0.8 0.8 0.7 铍1.5 镁1.2 钙1.0 锶1.0 钡0.9 硼2.0 铝1.5 镓1.6 铟1.7 铊1.8 碳2.5 硅1.8 锗1.8 锡1.8 铅1.9 氮3.0 磷2.1 砷2.0 锑1.9 铋1.9 氧 硫 硒 碲 3.5 2.5 2.4 2.1 氟 氯 溴 碘 4.0 3.0 2.8 2.5
2.原子的电子排布与族的划分
周期表上元素的“外围电子排 布”简称“价电子层”，这是由于 这些能级上的电子可在化学反应中 发生变化,这些电子称为价电子,仔 细观察周期表,看看每个族序数与 价电子数是否相等？
在周期中有18个纵列,除零族元素中He （1s2）与其它稀有气体ns2np6不同外, 一般说来,其它每个族序数和价电子数 是相等的. 主族元素： 族序数=原子的最外层电子数=价电子数
原子结构决定元素在周期表中的位置，决定性质 原子结构
原子序数= 核电荷数
周期数= 电子层数 主族序数=最外层电子数 电子层数 最外层电子数 元素金属性、 非金属性强弱
（主族）最外层电子数 = 最高正价 最外层电子数－8 = 最低负价
同位素－化学性质相同
表中位置
同主族 同周期 相似性
元素性质
递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱） 递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）
学与问： 1、金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联 系? 2、下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去 电子的电离能
为什么原子的逐级电离能越来越大?这些数据跟钠、镁、 铝的化合价有什么联系? 1、碱金属越活泼，第一电离能越小。 2、逐级电离时，原子核对核外电子的吸引能力是越来越 大，所以原子的逐级电离能越来越大

《原子结构与元素周期表》说课稿尊敬的各位评委老师：大家好！今天我说课的题目是《原子结构与元素周期表》。

下面我将从教材分析、学情分析、教学目标、教学重难点、教学方法、教学过程以及教学反思这几个方面来展开我的说课。

一、教材分析《原子结构与元素周期表》是高中化学必修课程中非常重要的内容，它不仅是化学学科的基础，也是后续学习元素化合物、化学反应原理等知识的重要基石。

在教材的编排上，这部分内容先介绍了原子的结构，包括原子的组成、核外电子的排布等，然后在此基础上引入元素周期表，阐述了元素周期表的结构、周期和族的划分以及元素周期律等内容。

通过这部分内容的学习，学生能够从微观结构的角度理解元素的性质和元素之间的关系，建立起结构决定性质的化学思维。

二、学情分析对于高中学生来说，他们在初中已经初步了解了原子的构成以及元素周期表的简单知识，但对于原子结构的微观层面以及元素周期表的内在规律理解还不够深入。

这个阶段的学生具备一定的逻辑思维能力和抽象思维能力，但在理解较为抽象的概念和原理时可能会遇到困难。

因此，在教学中需要通过直观的模型、生动的示例以及适当的引导，帮助学生突破难点，掌握重点。

三、教学目标1、知识与技能目标（1）了解原子的结构，包括原子核、质子、中子、电子的关系，掌握核外电子的排布规律。

（2）理解元素周期表的结构，包括周期、族的划分以及元素周期表与原子结构的关系。

（3）能够运用原子结构和元素周期表的知识解释元素的性质。

2、过程与方法目标（1）通过对原子结构和元素周期表的学习，培养学生的观察能力、分析能力和归纳总结能力。

（2）通过探究活动，培养学生的科学探究精神和创新思维。

3、情感态度与价值观目标（1）让学生感受化学世界的奇妙，激发学生学习化学的兴趣。

（2）培养学生的辩证唯物主义观点，认识事物的发展是有规律可循的。

四、教学重难点1、教学重点（1）原子的结构及核外电子的排布规律。

（2）元素周期表的结构及元素周期律。