原子结构与元素周期律教案（高职）

职业教育环境监测与治理技术专业教学资源库

《化学》教案（高职）

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一、章节课题

项目1：原子结构与元素周期律 二、教学目的要求

1、了解电子运动的波粒二象性，掌握原子核外电子排布规律，了解不相容、能量最低原理和洪特规则

2、了解原子核外电子结构周期性变化规律与周期表结构的关系，掌握主、副族原子结构及主要性质差异

3、了解元素主要性质与电子结构变化基本规律间关系 三、教学重点难点

电子的空间运动状态、原子核外电子排布、元素性质与其电子结构的周期性变化规律 四、教学方式

多媒体教学 五、教学内容组织

[引入].同学们讨论回顾原子的组成。

[启发].根据所学过的光波的特性，微观粒子的运动是否也具有波粒二象性？

1.电子的波粒二象性

(1) 电子等微观粒子——波粒二象性(具有波动性又具有粒子性)

粒子性——光电效应、光的吸收

波动性——光的衍射、干涉

通过电子衍射实验证实：实物微粒都具有波粒二象性 电子等微观粒子运动的波动性

A 少量的电子运动并不表现出波动性,只有大量微粒运动的统计结果才表现出波动性规律

B 在衍射图案中，衍射强度大的地方，说明电子在该处出现的机会多，即电子出现的几率大，即空间某点电子波的强度和电子在该点出现的几率成正比

2.核外电子运动状态的描述

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2.1 波函数和电子云 （1） 薛定锷方程

奥地利物理学家E.Schr?dinger提出了描述核外电子运动状态的波动方程—称薛定锷方程

?2??2??2?8?2m?2?2?(E?V)??02?x?y?zh根据此方程，得到四个量子数 n、l、m、ms ，这4个量子数规定了电子的空间运动状态。

2.2 基态原子核外电子排布

解薛定谔方程，得到三个常数项 n，l，m，这3个量子数规定了电子的空间运动状态，电子在原子核外是分层排布的，首先排布能量低的电子层，排满后再排能量稍高的电子层。

根据大量光谱数据和理论计算，得到原子轨道能级顺序图

（1） 核外电子排布原理

泡利（W.Pauli）不相容原理：每个原子轨道上最多只能容纳自旋方向相反二个电子。所以s，p，d，f亚层最多可容纳电子数2，6，10，14个，每个电子层最多可容纳2n2个。

能量最低原理：在不违背泡利不相容原理的条件下，基态原子核外电子排布应使整个原子的能量处于最低状态。即按照轨道能量由低到高顺序排列

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洪特规则：电子在简并轨道中的分布，总是尽可能以自旋相同的方式分占不同的原子轨道。

3 元素周期系与原子结构

[引入].同学们讨论回顾元素周期律中周期、族等相关知识 [讨论].元素性质的周期性变化 3.1 元素性质的周期性变化 3.1.1 原子结构的周期性变化 （1）外层电子构型的周期性变化 同一族元素有相似的价电子构型 （2）原子半径的周期性变化

a、同一主族，从上到下，原子半径依次增大 b、同一周期，从左到右，原子半径依次减少 c、副族元素的原子半径变化规律性不强。 （3）电离能

电离能是元素基态的气态原子失去电子成为气态离子所需要的能量。其大小表示元素的气态原子失去电子的能力,用来比较元素的金属性强弱，即其值越小元素的金属性越强

电离能的变化规律：

a、同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，电离能减小，元素的金属性增强。

b、同一周期，从左到右，电离能总趋势增大，非金属性越强 （4）电子亲和能

电子亲和能是气态基态原子获得电子成为气态负离子所放出的能量。 元素的电子亲和能越大，表示气态原子获得电子生成负离子的倾向越大，即非金属性越强。

（5）电负性

电负性 是元素的原子对电子吸引能力相对大小的物理量。电负性越大，原子对电子的吸引力越强。

电负性的变化规律：

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a、同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，电负性减小，元素的金属性增强。

b、同一周期，从左到右，电负性增大，元素的非金属性增强。

c、一般地 电负性>2.0元素认为非金属元素电负性<2.0元素认为金属元素 六、作业〕

课后习题

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