课题原子的结构和基本性质实施日程第三、四次课授课时数4学时教学目的掌握原子的结构，熟悉原子轨道能级概念；熟悉原子中电子分布原理；领会原子性质的周期性。教学重点原子轨道能级概念、原子中电子分布、原子性质周期性教学难点原子轨道能级概念，电子分布，原子性质周期性教学方法讲解与举例、讨论、多媒体结合教学条件多媒体教学内容与过程设计任务原子的结构和基本性质（P13）一、原子轨道能级（波尔原子模型）1、定态轨道氢原子中，电子在核外一定势能范围内运动，运动轨道不是任意的，电子只能在以原子核为中心的某些能量（En）确定的圆形轨道上运动，这些轨道的能量状态不随时间而改变，称作为定态轨道，电子在定态轨道上运动时既不吸收也不释放能量。2、轨道能级的概念不同定态轨道能量是不同的，离核越近则能量越低，电子被束缚越牢，轨道的这些能量状态，称作为能级。正常状态下，电子尽可能的处于能量较低的轨道上，此时状态称作为基态，在获得一定能量后可以跃迁到能量较高的轨道上，此时的状态称为激发态。3、应用范围与局限性适合单电子的原子或离子的光谱现象，但对于多电子原子的原子光谱不能解释。二、原子结构的近代概念薛定谔建立起描述微观粒子的运动规律的量子力学理论，形成近代原子结构概念。教学内容与过程设计1、薛定谔方程（不做介绍）2、量子数描述原子中各电子状态，包含电子所处的电子层、轨道能级、形状、伸展方向和自旋方向，需要四个参数（量子数）主量子数、副量子数、磁量子数和自旋量子数（1）主量子数（n）意义:表示电子离核的远近和电子能量的高低.取值:1,2,3,4,…….n,为正整数(自然数),与电子层相对应。（2）副量子数（l）决定了原子轨道的形状.取值:受主量子数n的限制，对于确定的n,l可为：0,1,2,3,4,…….(n-1),为n个取值光谱符号:s,p,d,f,……如：n=3,表示角量子数可取：l=0，1，2（3）磁量子数（m）m取值受l的影响,对于给定的l,m可取:个值。例如:l=3,则共7个值。意义:对于形状一定的轨道(l相同电子轨道),m决定其空间取向.例如:l=1,有三种空间取向(能量相同,三重简并)。（4）自旋量子数（ms）电子本身的自转，可视为自旋.因为电子有自旋，用Ms表示,取值:只有两个,+1/2和-1/2.(电子只有两种自旋方式)通常用“”和“”表示。注：描述一个电子的运动状态,要用四个量子数:n,l,m和ms。三、原子中电子的分布（一）基本原理（1）能量最低原理电子由能量低的轨道向能量高的轨道排布(电子先填充能量低的轨道，后填充能量高的轨道。（2）Pauli(保利)不相容原理每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子(即同一原子中没有运动状态完全相同的电子，亦即无四个量子数完全相同的电子)。（3）Hunt(洪特)规则电子在能量简并的轨道中,要分占各轨道,且保持自旋方向相同。保持高对称性,以获得稳定.包括:轨道全空，半充满，全充满三种分布。例：（二）多电子原子轨道能级美国著名结构化学家Pauling(鲍林),经过计算,将能量相近的原子轨道组合,形成能级组.按这种方法,他将整个原子轨道划分成7个能级组:第一组第二组第三组第四组第五组第六组第七组1s;2s2p;3s3p;4s3d4p;5s4d5p;6s4f5d6p;7s5f6d7p教学内容与过程设计注1：1、各电子层按能级相对高低从小到大排列为：K，L，M，N，O…..；2、同一原子内同一电子层，各亚层之间能级相对高低顺序为：s，p，d，f；3、同一亚层内不同方向能级相同；4、同一原子不同亚层间存在着能级交错。注2：1、鲍林近似能级图只是总结出的一般规律，不可能完全反应每个元素原子轨道能级的相对高低，所以只有近似意义；2、不能用该能级图比较不同原子轨道能级的相对高低；3、该能级图主要反应外电子层中轨道能级相对高低，不能进一步反应内层电子轨道能级的相对高低；4、电子在某一轨道上能量与核电荷数有很大关系，与鲍林近似能级图会有所不同。（三）基态原子中电子分布例：（四）元素周期系与核外电子分布的关系1、元素的分区和族1)s区:,最后的电子填在ns上,包括IAIIA,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np上,包括IIIA-VIIA以及0族元素,为非金属和少数金属；3)d区:,最后的电子填在(n-1)d上,包括IIIB-VII...