第一章 物质结构基础 §1-1 原子核外电子的运动状态 教学目的：认识电子云；掌握四个量子数。 教学过程： [板] 一、电子云 电子在原子核外出现的几率大小 二、核外电子的运动状态 电子层 [新课引出]由于原子核外电子的能量有差异，因此运动时运动的区域离核的远近也不同，为了形象地描述这一差异——电子层 [板] n = 1、2、3、4、5、 6、 7 电子层：K、L、M、N、O、P、Q [注意]n的数值越小，表示电子离核越近，受核的引力越大，电子的能量越小；当n增大时，表示电子离核较远，受核的引力就较小，电子的能量就大。 2．电子亚层和电子云的形状 [新课引出]科学研究发现，在同一电子层中，电子的能量还稍有差别，电子云的形状也不相同。根据这个差别，又可以把一个电子层分成一个或几个亚层。 [板] s、p、d、f亚层 [叙]简介s、p、d、f亚层的形状，亚层的能量高低。 3．电子云的伸展方向  4．电子的自旋 [叙]电子自旋有两种状态，类似于顺时针和逆时针两种方向。一般用向上箭头↑和向下箭头↓来表示不同的自旋状态。 §1-2 原子核外电子的排布 教学目的：要求学生熟练排出1-36号元素原子核外的排布。 教学过程： [板]一、保利不相容原理 在同一个原子里，没有运动状态四个方面完全相同的两个电子存在。 [叙]根据这个原理，可以推算出各电子层可以容纳的最多电子数。每个电子层可能有的最多原子轨道数为n2，而每个原子轨道又只能容纳2个电子，因此，各电子层可能容纳的电子总数就是2n2。现将1～4电子层可容纳电子的最大数目列于表1-1中。  二、能量最低原理 在核外电子的排布中，通常状况下电子也总是尽先占有能量较低的原子轨道，只有当能量较低些原子轨道占满后，电子才依次进入能量较高的原子轨道，这个规律称能量最低原理。 三、洪德规则 在同一亚层中的各个轨道(如3个p轨道，或5个d轨道，或7个f轨道)上，电子排布尽可能单独分占不同的轨道，而且自旋方向相同，这样排布整个原子的能量最低。 根据洪德规则可得： 全充满 p6或d10或f14 半充满 p3或d5或f7 全 空 p0或d0或f0 引导学生排出1-36号元素的原子核外的电子排布。 §1-3 原子结构和元素周期律 教学目的：认识元素周期性；了解族的分类 教学过程： [课题引出] 人们根据大量实验事实总结得出：元素以及由其形成的单质与化合物的性质，随着原子序数(核电荷数)的递增，呈周期性的变化。 [板] 一、周期与能级组 1、周期 [叙] 周期表共分7个周期(见表1-3)，第1周期只有2种元素，为特短周期；第2周期和第3周期各有8种元素，为短周期；第4周期和第5周期各有18种元素，为长周期；第6周期有32种元素，为特长周期；第7周期预测有32种元素，尚有几种元素还待发现，故称其为不完全周期。 每一周期中的元素随着原子序数的递增，总是从活泼的碱金属开始(第1周期例外)，逐渐过渡到稀有气体为止。 2、能级组 [叙]元素划分为周期的本质在于能级组的划分。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。见表1-4 [板] 二、族与价层电子构型 1、价电子、价电子层 价电子是指原子参加化学反应时，能用于成键的电子。 价电子所在的亚层统称为价电子层，简称价层 2．主族元素 周期表中共有8个主族，即I A～ⅧA。 简介主族元素的特点 3．副族元素 在各族号罗马字旁加B表示副族。周期表中共有8个副族，即ⅢB～ⅧB～ⅡB。凡是原子核外最后一个电子填入(n-1)d或(n-2)f亚层上的元素，都是副族元素。 简介副族的特点。 三、周期表元素分区 根据周期、族和原子结构特征的关系，可将周期表中的元素划分成五个区域。 s区，为I A，ⅡA族元素，价层电子构型为ns1 ,ns2(1，2两行)。 d区，为ⅢB～ⅧB族元素，价层电子构型(n-1)d1-8ns0-2(3～10行，共8行)。 p区，为ⅢA～ⅧA族元素，价层电子构型为行ns2np1-6(13～18行，共6行)。 f区，为镧系、锕系元素(内过渡元素)，其价层电子构型为(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2(周期表下的两横列)。 [例题1]p21 §1-4 原子结构与元素性质 教学目的：认识原子半径；掌握电离能。 教学过程： [板] 一、原子半径（r） 1．共价半径： 两个相同原子形成共价键时，其核间距离的一半，称为原子的共价半径。 金属半径 金属单质的晶体中，两个相邻金属原子核间距离的一半，称为该金属原子的金属半径。 3．范德华半径 在分子晶体中，分子之间是以范德华力(即分子间力)结合的。 [叙]从表1-5中可以看出各元素的原子半径在周期和族中变化的大致情况。 [结论] 同一周期的主族元素，自左向右，随着核电荷数增多，原子半径变化的总趋势是逐渐减小的。 主族元素从上往下过渡时，尽管核电荷数增多，但是电子层数的增多起主导作用，因此原子半径是显著增大。 [叙] 原子半径越大，核对外层电子的引力越弱，原子就越易失去电子；相反，原子半径越小，核对外层电子的引力越强，原子就越易得到电子。但必须注意，难失去电子的原子，不一定就容易得到电子。例如，稀有气体原子得、失电子都不容易。 [板]二、电离能和电子亲合能 [叙]原子失去电子的难易可用电离能( I )来衡量，结合电子的难易可用电子亲合能( Y ) 1．电离能( I ) 气态原子要失去电子变为气态阳离子(即电离)，必须克服核电荷对电子的引力而消耗能量，这种能量称为电离能( I )。其单位采用kJ?mol-1。见表1-6 [结论] 电离能越大，原子失电子越难；反之，电离能越小，原子失电子越容易。 [叙] 通常用第一电离能I1来衡量原子失去电子的能力。 2．电子亲合能( Y ) 与电离能恰好相反，元素原子的第一电子亲合能是指一个基态的气态原子得到一个电子形成气态阴离子所释放出的能量。 见表1-7 [结论] 从表1-7可以看出，无论是在周期或族中，电子亲合能的代数值一般都是随着原子半径的减小而减小的。 [板]三、电负性( X ) [课题引出] 电离能和电子亲合能都是从一个侧面反映元素原子失去或得到电子能力的大小，为了综合表征原子得失电子的能力，1932年鲍林提出了电负性概念。 [板] 元素电负性是指在分子中原子吸引成键电子的能力。 [规定] 最活泼的非金属元素氟的电负性为4.0，然后通过计算得出其他元素电负性的相对值。 见表1-8 [结论]1、元素电负性越大，表示该元素原子在分子中吸引成键电子的能力越强。反之，则越弱。 2、同一周期主族元素的电负性从左到右依次递增。 3、在同一主族中，从上到下电负性趋于减小。 4、过渡元素电负性的变化没有明显的规律。 四、元素的氧化值 元素的氧化值与其价电子构型有关。 见表1-9。