人教版教学设计元素周期律备课资源10

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1、第五章 原子结构与元素周期律 教学目的1了解原子核外电子运动的波粒二象性、波函数、概率密度等概念；2理解四个量子数的取值、含义和核外电子运动状态的关系；3熟练掌握电子排布遵循的三个原理，能写出一些常见元素的电子排布；4了解原子结构与元素周期系的关系；5熟悉元素周期表的分区、重要元素的位置。教学重点 1四个量子数；2电子排布的三个原理；3常见元素核外电子排布式。教学难点 波函数、原子轨道、概率密度等概念。每节时分配 第一节 原子核外电子的运动状态 2节时第二节 原子中电子的排布 1节时第三节 原子核外电子排布与元素周期律 2节时第四节 元素性质的周期性 1节时教学方法 讲授、启发、练习使用教具

2、挂图、多媒体第一节 原子核外电子的运动状态（本节内容较抽象，最好采用多媒体教学方法，将抽象的概念用可视图形表示，增进学生理解。）说明复习原子的构成及各组成间的数量关系。而化学反应只对核外电子产生影响，所以是我们讨论的重点。 上述结构称为“卢瑟福的有核原子模型”，它是在自1881年发现电子（汤姆逊）、1900发现质子（卢瑟福、斯塔克）、1932年发现中子（查德威克）的基础上，由卢瑟福提出的，此模型的建立，正确回答了原子的组成问题，近几十年来，随着现代科学技术的发展，又在原子核内先后发现了三百多种基本粒子。实验结果已初步证明，质子和中子是各由三个称为夸克的粒子所组成的，并发现夸克可以带有非整数的单

3、位电荷。这些事实说明原子的组成和结构是十分复杂的和物质是无限可分的。但与化学关系更密切的是核外电子的运动和分布。原子核外电子的分布规律和运动状态等问题的解决，以及近代原子结构理论的确立是从氢原子光谱实验开始的。1原子光谱：任何一种元素的气态原子在高温火焰、电火花的作用下均能发光，经三棱镜分光后可以得到一种由一系列线条构成的特征的线性光谱，不同种类的原子所发射的光谱不同，同种类原子发射的光谱相同。2氢原子光谱：氢原子光谱是最简单的原子光谱，将氢气在高压下激发，氢原子在电场的激发下发光，光线经狭缝，再通过棱镜可得氢原子光谱。谱线是不连续的。3玻尔理论：经典电磁学理论无法解释氢原子光谱的不连续性，1

4、900年，普朗克首先提出了著名的、当时被誉为物理学上一次革命的量子化理论。普朗克认为能量象物质微粒一样是不连续的，它具有微小的、分立的能量单位量子。物质吸收或发射的能量总是量子能量的整倍数。能量以光的形式传播时，其最小单位又称光量子，也叫光子。 1913年玻尔在普朗克量子论、爱因斯坦(Etmteln)光子学说和卢瑟福有核原子模型的基础上，提出了原子结构理论的三点假设：（1）电子在一些符合一定条件（量子化条件）的轨道上运动（稳定轨道），不放出能量；（2）轨道离核越远，能量越高；电子尽可能处在离核最近的轨道上；（3）电子从较高能量轨道（离核远）跃迁到较低能量轨道（离核近）时，原子才会以光子形式放出

5、能量。玻尔理论的贡献、局限性、产生局限性的原因、理论的发展。一、电子的波粒二象性波粒二象性是光的属性，在一定的条件下，波动性比较明显，例如光在空间传播过程中发生的干涉、衍射现象就突出表现了光的波动性；在另一种条件下，粒子性比较明显，如光与实物接触进行能量交换时就突出地表现出光的粒子性，发生光的吸收、发射、光电效应时就是如此。从电子的发现和光电效应，证实电子的粒子性；1927年，电子衍射现象的发现，说明电子运动与光相似，具有波动性。其他的微观粒子如质子、中子等也具波粒二象性，是微观粒子的运动特征，与宏观粒子的运动不同，不能用经典力学描述其运动规律，而应使用描述微观粒子运动规律的量子力学。1定义2

6、特点讲解经典力学中：能准确同时确定宏观粒子的位置和动量；量子力学中：电子质量非常小，运动速度非常快，不可能同时准确测定电子运动的速度和空间位置，没有确定运动轨道，只能采用统计的方法，作出几率性的判断。如何确定其运动状态呢？二、波函数与原子轨道宏观物体的运动状态可以用轨道、速度等描述，而作为微观粒子的电子的运动状态，用同时包含粒子特征（电子的质量、位能、系统总能量）和波动性（波函数）的数学方程式描述。1波函数量子力学描述核外电子运动状态的数学函数式，用n，l，m（x，y，z）表示。讲解上述数学方程式的解就是波函数的具体形式，是一个包含n，l，m三个常数项的三变量（x、y、z）的函数，用n，l，m

7、（x，y，z）表示。n，l，m必须符合一定的取值，称为量子数，分别为主量子数、角量子数和磁量子数，取值分别为：n=1，2，3，n；l=0，1，2，3，n-1；m=0，1，2，3，l。通过一组特定组合可得一个相应n，l，m（x，y，z），每一个n，l，m（x，y，z）表示核外电子的一种运动状态。举例说明。2原子轨道波函数原子轨道函数，简称原子轨函或原子轨道。讲解原子轨道是借用经典力学中轨道的概念，与宏观物体的固定轨道（轨迹）的概念不同，反映的是核外电子运动状态表现出的波动性和统计学规律。3原子轨道的角度分布图讲解在球形坐标系中，将n，l，m（x，y，z）分解为径向分布函数R（r）（由n，l决定）

8、和角度分布函数Y（，）（由l，m决定），其中，角度分布图很重要。说明波函数有没有明确的物理意义呢？没有。但其绝对值的平方由明确的物理意义。三、概率密度和电子云1概率密度|2表示电子在核外空间某点附近微体积内出现的概率。讲解概率与概率密度的关系：电子在核外空间某区域出现的概率等于概率密度与该区域总体积的乘积。2电子云用密度不同的小黑点表示电子在原子核外的分布情况。讲解电子云是描述电子在核外空间运动的一种图象，就是核外电子的概率密度，是从统计的概念出发对核外电子出现的概率密度形象化的图示；而概率密度|2可从理论上计算而得。所以说电子云是概率密度|2的具体图象。3原子轨道角度分布图与电子云角度分布图

9、的区别讲解两种图形基本相似。区别：（1）原子轨道有正、负之分；（2）电子云角度分布图较瘦。原因：电子云角度分布图是波函数角度分布函数平方的结果，而角度分布函数值小于1。 电子云角度分布图不表示电子云在空间的实际形状，而只是角度部分，其空间图象还应考虑径向分布情况。原子轨道的角度分布图 电子云的角度分布图 四、四个量子数讲解电子在核外的运动状态应包括：原子轨道或电子云的形状（l）、在空间的伸展方向（m）、离原子核的距离（n）、能量大小（n）。这些问题可通过求解方程得到，也就是说，三个量子数组成一套参数即可描绘出一种波函数的特征，或者说，三个量子数可以描绘出核外电子运动的状态。另外，还有一个描述电

10、子自旋运动特征的量子数ms称为自旋量子数。1主量子数n（决定电子所在的电子层）（1）取值：从1开始的正整数（1，2，n）；（2）意义：决定电子离核远近（能量高低）； （3）与电子层关系。 n123456电子层名称第一层第二层第三层第四层第五层第六层电子层符号KLMNOP讲解由于电子的能量与离核的距离直接有关，电子处在不同的电子层其能量也就不同。主量子数n是决定电子能量高低的主要因素。n值越小，电子的能量越低。随着n值的增大，电子的能量也相应地升高。对于氢原子来说电子的能量完全取决于n值的大小。对于多原子来说，电子能量除了主要与n有关以外，还同原子轨道的形状有关。2角量子数l（电子所在电子亚层、

11、电子云形状）n1234l00，10，1，20，1，2，3（1）取值：从0到n-1的正整数；l0123亚层符号spdf原子轨道或电子云形状球形哑铃形花瓣形花瓣形（2）意义：代表电子所处的亚层，不同亚层的原子轨道形状 不同。（3）能量比较：讲解在同电子层上的电子能量仍有所差别，且运动状态也不同，可以用亚层来描述。每一亚层能量不同，称为相应能级。亚层间能量差别小得多。不同电子层上不同亚层间能量无法比较。3磁量子数m（原子轨道或电子云的伸展方向）（1）取值：从+l到-l并包括0在内的整数；（2）意义：m数值的多少代表亚层中有多少个伸展方向不同的轨道；（3）能量比较：同一亚层不同伸展方向轨道的能量相同，

12、称为简并轨道或等价轨道。讲解原子轨道不仅形状不同，同一种形状还有不同的伸展方向，所以在原子精细光谱图中会看到更多的分裂线。一种伸展方向代表一个轨道。这样，用n，l，m三个量子数即可决定一个特定原子轨道的能量大小、形状和伸展方向。4自旋量子数ms（决定电子的自旋方向）取值：+1/2或-1/2（顺时针或逆时针），用或表示。讲解由上述可知，对原子核外每个电子的运动，须用四个量子数才能描述清楚。例如在n3轨道中的某一个电子，若只指出其n3，仅意味着该电子在第三电子层，显然太笼统了。因为在第三电子层中可以有很多电子，究竟描述的是哪一个电子就不滑楚了。但当相应的n，l，m值均已给出，那就非常明确。若该电子

13、的n=3，l=1，m=0，ms=+1/2，这样便可知此电子在第三电子层(M层)、p亚层、pz轨道，且以ms=+1/2代表的自旋方向运动。将电子层、电子亚层（分层）、原子轨道、运动状态同量子数之间的关系汇于下表。例题 习题188页 第4题练习 习题188页 第1、6、7题五、多电子原子轨道的能级讲解氢原子轨道的能级只取决于主量子数，但对于多电子原子，电子不仅受到原子核的吸引而且还存在电子之间的排斥，使得原子轨道能级关系较为复杂。根据光谱实验数据，确定了原子轨道能量的高低，并将能量相近的能级划为一组，称为能级组。1近似能级图：按原子轨道能量高低顺序排列的图2能级组：能量相近的能级划为一组能级组 周

14、期7 7 6 6 5 5 4 4 3 3 2 2 1 1讲解能级组内各轨道能量相近，不同能级组之间能量差别较大。三层以上的电子层中出现能级交错现象，对核外电子排布的影响很大。能级组的划分是造成元素周期表中元素划分为周期的本质原因。3相应轨道能量比较（三种情况）（1）同电子层，不同亚层；（2）不同电子层，同类型亚层；（3）同一能级组间不同轨道。说明近似能级图不是按原子轨道离核远近排序的。作业 习题188页 第3、5、7题第二节 原子中电子的排布（本节是该章的重点，是在近似能级图的基础上，根据三个原理对电子进行排布的，可以加强学生练习，以加深记忆。）说明核外电子分布时，是分布在量子条件所允许的某一

15、个状态，还是任意分布在各种可能的状态？占据不同能量状态时有无一定的规律？根据光谱实验结果和对元素周期律的分析，得出核外电子排布的三个原则。一、基态原子中电子的排布原理1能量最低原理 能量越低越稳定。讲解电子排布时总是优先进入能量最低的能级，可按能级图依次填入。由于能级图只是能量的高低顺序，而非轨道离核远近顺序，所以原子失电子顺序与填充顺序并不对应，失电子按离核远近顺序进行。电子能否都进入能量低的轨道？2泡利不相容原理 （1）内容：同一原子中没有四个量子数完全相同的电子，或，同一原子中没有运动状态完全相同的电子。（2）结论：（1）每一种运动状态最多只能容纳一个电子；（2）每一个原子轨道最多只能容

16、纳2个自旋相反的电子；（3）可计算各亚层最多容纳电子数（2，6，10，14）；（4）可计算各电子层最多容纳电子数2n2。例题写出Be和Mg的电子排布式；用四个量子数表示Be的各能级上的电子运动状态。讲解写出C的电子排布式，并说明p亚层上三个电子的分布情况。（3个电子的伸展方向各不相同，为什么？）3洪德规则（洪特规则、等价轨道规则）（1）内容：电子分布到能量相同的等价轨道时，总是尽先以自旋相同的方向，单独占据能量相同的轨道。（或在等价轨道中，自旋相同的单电子越多，体系就越稳定。）讲解两个电子在同一轨道，之间存在的排斥力比分散在不同轨道时的排斥力大，为使能量最低，分占不同轨道。（2）特例：等价轨道

17、全充满、半充满或全空的状态比较稳定。讲解举例说明。根据原子轨道的近似能级图及核外电子排布的三条基本原则，可以得到任何个元素基态原子的电子排布。电子在核外的诽布情况，常称为电子层构型或电子层结构，简称电子构型。通常表示电子构型有两种方法，一种是轨道表示法，它用一个圆圈或一个小方格表示一个原子轨道，在它们的下面或上面注明该轨道的能级，用向上或向下的箭头表示电子的自旋状态。例如：另一种表示电子构型的方法是在亚层(能级)符号的右上角用数字注明排列的电子数，例如3s2、2p4、3d5等。练习分别用轨道表示式和电子排布式表示镁、硫、铬、铜的电子结构。Mg: 1s 2s 2p 3s 1s22s22p63s2

18、讲解为避免电子结构过长，通常把内层已达到稀有气体的电子层写成“原子芯”（原子实），并以稀有气体符号加方括号表示。铁原子：Ar3d64s2。讲解有实验数据得到的排布情况，大多数符合原则，有少数不符合，必须尊重事实。 能否解释：最外层最多容纳8个电子；次外层最多容纳18个（若此外层为1或2，最多只能有2或8个电子）；外数第三层最多只有32个电子（若该层n=1，2，3，最多只能有2，8，18个电子）。作业 独立背写周期表中前36号元素的电子排布式。 习题189页 第8题 选做 第9、10题第三节 原子核外电子排布与元素周期律（本节是在前两节的基础上，进一步深入介绍元素的周期性变化规律。课堂教学应以学

19、生自己总结为主。）提问1能级组的划分有什么特点？（能级组数等于核外电子层数）2周期表中有几个周期？各周期有和特点？讲解比较近似能级图与元素周期表。一、周期与能级组1周期与能级组的关系：周期数=-核外电子层数=能级组数或：每周期元素数目=该能级组容纳电子总数（如图）2周期表的特点：讲解从活泼碱金属开始（从ns1开始），逐渐过度到稀有气体为止（至np6结束），如此周期性重复出现。3划分周期的本质：能级组的划分讲解元素性质周期性的变化，是原子核外电子层结构周期性变化的反映。二、族与电子层构型提问周期表中族是如何分类的？各族有何特点？1概念：（1）价电子：原子参加反应时，能用于形成化学键的电子。（2）

20、价电子层：价电子所在的亚层。简称价层。（3）价层电子构型：价层电子的排布式。2主族元素：ns12或ns2np16（1）最后一个电子填入ns或np亚层上的元素。（2）价层电子构型：ns12或ns2np16。 （3）价电子总数=族数根据元素所在的族数可以确定其价层电子构型，反之亦然。举例说明。3副族元素：（n-1）d110ns12讲解（1）最后一个电子填入（n-1）d或（n-2）f亚层上的元素。（2）价层电子构型：（n-1）d110ns12（3）B到B和族：最高能级组中的电子总数=族数B和B：最外层电子数=族数 举例说明：钪、铁、铜等。三、周期表元素分区原子序数电子层结构周期和族讲解周期表分为五个

21、区域：s区、p区、d区、ds区、f区。学生总结各区域划分的依据或者说，各区域电子层结构的共同点。例题已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的电子结构式，并指出该元素的名称、符号以及所属的周期和族。解：根据原子序数为25可知该元素的原子核外有25个电子，其排态为Ar3d24s5，属d区过渡元素。最高能级组数为4，其中有7个电子，故该元素是第四周期B族的锰，元素符号为Mn。例题已知某元素在周期表中位于第五周期、A族位置上。试写出该元素的基态原子的电子结构式、元素的名称、符导和原子序数。解：元素位于第五周期，故电子的最高能级组是第五能级组，即5s4d5p，元素是A族的，故最外层电子数应为6，故有

22、5s25p4，这对4d一定是全充满的。电子结构式为Kr4d105s25p4，元素名称是碲，符导Te，核外共有52个电子，原子序数是52。练习已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。（第四周期，B族。）练习试确定32号元素在周期表中的位置。（第四周期，A族）练习判断处于第三周期，A族元素的价层电子结构、原子序数。第四节 元素性质的周期性（本节从六个方面介绍了元素性质随原子结构周期性变化而显示的变化规律，重点讲解电负性、金属性与非金属性的变化。）讲解物质的性质是由其结构决定的。由于元素核外电子的排布具有周期性，那么，元素的性质是否也具有周期性的变化规律呢？一、有效核电荷（

23、Z*）1概念（1）屏蔽效应：内层电子或同层电子对某一电子的排斥作用，削弱原子核对该电子吸引的作用。（2）有效核电荷：电子实际受到核电荷的引力。（Z*=Z-）（3）屏蔽常数：原有核电荷减小或被抵消的部分。讲解屏蔽常数越大，有效核电荷越小，原子核对外层电子的吸引力越小，外层电子能量越高。 外层电子对内层电子没有屏蔽作用。屏蔽常数与电子层结构有关，所以有效核电荷呈现周期性变化。2变化规律讲解同周期：（1）主族元素从左到右，有效核电荷明显增加；副族元素增加幅度小；（以第四周期为例说明）同族：有效核电荷增加不多。（核电荷增加，但依次增加电子层，屏蔽常数大，故有效核电荷增加不多。）二、原子半径（r）1原子

24、半径的类型金属半径、共价半径、范德华半径讲解原子总是以化学键的形式存在于化合物或单质中，在化学键的形成过程中总会发生一定程度的重叠；而不同的化学键重叠的情况不同，所以不可能给出任何情况下均适用的原子半径。共价半径：同中元素的原子以共价单键连接时核间距离的一半。（如氢气等）金属半径：在金属晶体中，相邻两金属原子核间距离的一半。（对于同一种元素的原子，其金属半径比共价半径大10%15%。如：金属钠中，钠原子的金属半径是186pm；钠原子形成气态双原子分子时，共价半径是154pm）范德华半径：两个原子之间只靠分子间作用力连接时，两个原子的核间距离的一半。（由于作用力弱，对于同一元素的原子，其范德华半

25、径比共价半径大。）在使用原子半径数据做比较时，应采用同一套数据。一般是以共价半径作为原子半径，但稀有气体的原子半径为范德华半径。2原子半径的周期性变化讲解原子半径的大小主要取决于核外电子层数核有效核电荷。层数越多，半径越大；有效核电荷越大，半径越小。同周期：从左到右，半径递减；过渡元素原子半径减小缓慢；“镧系收缩”。同族：主族元素从上到下，半径递增；副族元素半径增加不明显。（镧系收缩所致）三、电离能（I）1概念（1）电离能：也称电离势，是指使原子失去电子变成正离子为克服核电荷的吸引需消耗的能量。（2）第一电离能I1：使一个基态的气态原子失去一个电子形成+1气态正离子时所需的能量。讲解+1价正离

26、子再失去一个电子所需能量称为第二电离能，依次类推。电离能一般是金属元素的常数。电离能大小反映了原子失去电子的难易。元素的第一电离能越小表示其越容易失去电子，即该金属的金属性越强。所以，第一电离能是元素的金属活泼性的衡量尺度。电离能的大小取决于原子的有效核电荷、原子半径以及原子的电子层结构。2第一电离能的周期性变化讲解同周期：主族元素失去电子由易变难，电离能明显增加；副族元素电离能增高缓慢；（半充满、全充满、全空状态稳定，电离能较高。）同族：电子层数明显增多，原子半径明显增大，而有效核电荷增加不明显，故电离能逐渐减小。四、电子亲和能（Y）1概念一个基态的气态原子得到一个电子形成气态负离子所放出的

27、能量（为负值）讲解电子亲和能也有第一、第二之分，是非金属元素的常数。电子亲和能反映了原子得电子的倾向，其值越负（绝对值越大），说明原子得到电子转变为负离子的倾向越大，获得电子能力越强。电子亲和能取决于原子的有效核电荷、原子半径以及原子的电子层结构。2电子亲和能的周期性变化讲解同周期：从左到右，主族元素的原子越来越容易结合电子，即电子亲和能更负，非金属性增强；同族：从上到下，结合电子能力下降，电子亲和能绝对值减小，非金属性减弱。五、电负性1定义：原子在分子中吸引电子的能力。讲解电负性是原子得失电子能力的总和表征，将电离能和电子亲和能总和考虑的结果。非金属元素的电负性（20以上）大于金属元素（20

28、以下），但没有严格界限。电负性越大，表明该元素原子在分子吸引电子能力越强。2电负性的周期性变化：讲解同周期：主族元素从左到右电负性依次递增；同族：从上到下电负性依次递减。六、元素的金属性与非金属性讲解同周期：主族元素从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同族：从上到下非金属性依次递减，金属性逐渐增强。（以第三周期、第七主族为例说明）七、元素的氧化值1定义氧化值是指某元素的一个原子的荷电数，该荷电数是假定把每一个化学键中的电子指定给电负性大的原子而求得的。讲解以氯化钠为例解释。元素的氧化值与其价层电子构型有关，呈周期性变化。2元素氧化值的周期性变化讲解元素的最高氧化值是周期性重复变化的。最高氧化值=价电子总数=族数（B、B和族除外）说明本节要求掌握主族元素各种性质周期性变化规律，了解副族元素的有关特点。本章小结1了解原子核外电子运动的波粒二象性、波函数、概率密度等概念；2理解四个量子数的取值、含义和核外电子运动状态的关系；3熟练掌握电子排布遵循的三个原理，能写出一些常见元素的电子排布；4了解原子结构与元素周期系的关系；5熟悉元素周期表的分区、重要元素的位置。