作业：P81：3、6、7；P88：2、3、6；P98 2、3；P129 4、6
i) 原子半径
这不是量子力学的概念，因为自由原子中电子的径向分布可以弥散在距核很远的空间。但是在凝聚态中，原子占有一定的空间，应该具有一定的半径。状态不同，半径的定义及其值均不同：
范德华半径 两个分子相互接近时，引力和斥力达成平衡时分子间保持一定的接触距离，两个原子的核间距离的一半
共价半径 同种元素的两个原子以共价单键连接时核间距的一半
金属半径 金属晶格中相邻金属核间距的一半，原子的金属半径一般比其单键共价半径大10 15%
离子半径 核间距与对应离子半径之差
离子半径有两套数据，一套以rF-为标准，另一套以rO2-为标准。
独立地考察每一套数据，有如下规律： （1）同一周期元素的原子半径随原子序数增加而减小；
（2）同一族元素的原子半径随原子序数增加而增大；
（3）第4周期d区元素的缩容效应和第6周期的镧系缩容效应；
（4）np和(n1)d亚层趋于填满的时候，有关元素的原子半径略有增加。
镧系收缩效应：是指镧系15个元素随着原子序数的增加，原子半径收缩的总效果(从镧到镥半径总共减小11pm)，使镧系以后的第三过渡系和第二过渡系同族元素的半径相近，因而性质相似的现象。镧系各元素彼此的原子半径十分接近，故性质也十分接近。
斯莱特认为，多电子原子中，原子轨道上电子出现几率最大的球壳半径可以用一个类似于波尔公式的半经验公式估算：r
=n**2Za0
其中n*是轨道的有效主量子数，Z*是作用在电子上的有效核电荷。按这样的观念，原子半径的上述周期性变化趋势可以得到大体的解释。
ii) 电离能(I)
气态基态原子失去电子变为气态基态离子时所吸收的能量称为原子的电离能，符号为I。
多电子原子失去第1、第2个电子时所需的能量，分别叫第一电离能I1、第二电离能I2： E (g) = E (g) + e (g) H = I1
第二节原子结构结构与元素的性质
教学目标
1. 知识与能力
（1）根据原子结构知识，知道元素周期表的排布与原子结构的关系。
⑵掌握元素原子的价电子变化规律，了解周期元素种类与构造原理的关系。
⑶掌握元素原子半径与性质的关系，掌握素周期表中原子半径的变化规律。
⑷掌握电离能、电负性的涵义，应用电离能、电负性解释元素某些性质。
2. 过程与方法
⑴熟悉元素周期表结构，根据元素在周期表中的位置，推断元素某些性质变化规律。 ⑵通过讨论，明确元素周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律。
3. 情感态度与价值观
⑴复习必修一相关内容，让学生巩固元素周期表的知识，培养学生探究性思想和创新能
力。
（2）了解元素周期表的过去、现在和未来。使学生热爱科学，用科学。
重点难点
理解电离能、电负性的涵义，应用电离能、电负性解释元素某些性质。
教学安排 三课时
教学过程
一、原子结构与元素周期表
元素周期律是经过许多人的努力，最后由俄国化学家门捷列夫发现的。他还根据元素周 期律编制了第一个元素周期表。
考黎元紊用期悉，攘丸下列何.題：
1. 元紊周期羔共有凡个周期？每个周期各有多少种元紊? 写岀每个周期升头第一个元素和绪尾元素的矗外层电子的排 帝丈的邈丈.为什么第一周期结尾元萦的电子排布跟芬他用 斟不同？
2. 元紊用期疲共•有多少金纵列？周期娠上元紊的“外国 电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数 可在化学反应中发生交化。每个纵拥的价比子层时电子总数是 否相籌？
3. 按电子排帝，可把周期集里的元紊划分成5个区，如 因1-16所示.除ds①区外，区的名称来自按构遊原理聂士填 入电子射館级詢経号。，区、d氏和p区分別有几个纵列？为 什么s区、d区和血区的元耒都是金厲？
4. 元索周期恙可分为哪些族？为什么副旅元隶又称为过
［复习］
1. 元素周期表的结构
周期：具有相同电子层数而又按照原子序数递增的顺序排列的一系列元素，称为一个 周期。周期的序数就是该元素原子具有的电子层数。元素周期表有7个横行，每一横行为一 个周期，即有7个周期。
高中化学原子结构课件
一、电子的发现
1897年汤姆生（英）发现了电子，提出原子的枣糕模型，揭开了研究原子结构的序幕。（谁发现了阴极射线？）
二、原子的核式结构模型
1、1909年起英国物理学家卢瑟福做了α粒子轰击金箔的实验，即α粒子散射实验（实验装置见必修本P257）得到出乎意料的结果：绝大多数α粒子穿过金箔后仍沿原来的方向前进，少数α粒子却发生了较大的偏转，并且有极少数α粒子偏转角超过了90°，有的甚至被弹回，偏转角几乎达到180°。（P53 图）
2、卢瑟福在1911年提出原子的核式结构学说：在原子的中心有一个很小的核 ，叫做原子核，原子的全部正电荷和几乎全部质量都集中在原子核里，带负电的电子在核外空间里绕着核旋转。
按照这个学说，可很好地解释α粒子散射实验结果，α粒子散射实验的数据还可以估计原子核的大小（数量级为10-15m）和原子核的正电荷数。原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数。
三、氢原子的光谱
1、光谱的种类：
（1）发射光谱：物质发光直接产生的光谱。炽热的固体、液体及高温高压气体发光产生连续光谱； 稀薄气体发光产生线状谱，不同元素的线状谱线不同，又称特征谱线。
（2）吸收光谱：连续谱线中某些频率的光被稀薄气体吸收后产生的光谱，元素能发射出何种频率的光，就相应能吸收何种频率的光，因此吸收光谱也可作元素的’特征谱线。
2、氢原子的光谱是线状的（这些亮线称为原子的特征谱线），即辐射波长是分立的。
3、基尔霍夫开创了光谱分析的方法：利用元素的特征谱线（线状谱或吸收光谱）鉴别物质的分析方法。
四、波尔的原子模型
1、卢瑟福的原子核式结构学说跟经典的电磁理论发生矛盾（矛盾为：a、原子是不稳定的；b、原子光谱是连续谱），1913年玻尔（丹麦）在其基础上，把普朗克的量子理论运用到原子系统上，提出玻尔理论。 2、玻尔理论的假设：
作业：P112：3、5、7、8； P121：1、2；
更正：P121：2. （a）ICl4
P121：1、2：加上“中心原子的杂化轨道类型”
三、共价键理论
ⅰ）前言
1916年Lewis共价键电子理论认为：
共价键是两个原子间共享一对电子，每个原子的价层（共享 +
未共享）保持8电子的稳定结构——八偶律。所依据的事实是化学性质不活泼的稀有气体原子的外层电子都具有ns2np6结构，即8电子层稳定结构。
两个原子通过共用一对价电子的相互作用称为共价键
共用一对电子
共价单键
共用二对电子
共价双键
共用三对电子 共价叁键
由一个原子单方面提供一对电子与另一个原子共用而形成的共价键称为 配位共价键或共价配键
成键电子、成键电子对 (bonding pair)
未成键电子或n电子 (nonbonding electron)
孤电子对、孤对电子（lone pair electrons）
原子中参与化学成键的外层电子称为价电子。一般用小黑点代表价电子，用短线代表原子之间的共享电子对，如此表达的电子结构称为Lewis结构。
Lewis共价概念初步解释了一些简单非金属原子键形成共价分子的过程及其与离子键的区别。不足：
1、并未对化学键的本质，键能的来源等基本问题作出正确的解答；
2、八偶律只是较好地适用于第二周期的原子；
3、不能解释某些分子性质，如分子在磁场中表现出来的磁性。
磁天平：
ⅱ）H2的量子力学处理
实验值：r＝0.074 nm E＝－458.02 kJ/mol
a. Heitler和Londen（价键理论）
出发点: 电子是定域的，只属于一个原子
ΨH2＝Ψa(1)·Ψb(2) 电子未共享:
r＝0.079 nm E＝－24.1 kJ/mol
如以交换方式共享电子，体系有两种能量相等的不同微观状态：
状态1 1 = a(1)b(2) 状态2 2 = a(2)b(1)
