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电离能及其变化规律
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．下列说法中不正确的是(　　)
A．电离能最小的电子能量最高
B．同主族元素，随着核电荷数的增加，I1逐渐增大
C．通常情况下，电离能I1＜I2＜I3
D．通常情况下，电离能越小，元素的金属性越强
【解析】　同主族元素，随核电荷数的增大，I1逐渐减小，B错误。
【答案】　B
2．下列原子中，第一电离能最大的是(　　)
A．B　　　　
B．C
C．Al
D．Si
【解析】　B、C属于同周期元素，故I1(C)>I1(B)，Al、Si属于同周期元素，故I1(Si)>I1(Al)；C、Si属于同主族元素，故I1(C)>I1(Si)，B、Al属于同主族元素，故I1(B)>I1(Al)。综上所述知I1(C)最大。
【答案】　B
3．在第2周期中，B、C、N、O四种元素的第一电离能由大到小的排列顺序是(　　)
A．I1(N)>I1(C)>I1(O)>I1(B)
B．I1(N)>I1(O)>I1(B)>I1(C)
C．I1(N)>I1(O)>I1(C)>I1(B)
D．I1(O)>I1(N)>I1(C)>I1(B)
【解析】　B、C、N、O属于同周期元素，同一周期元素随原子序数递增，第一电离能有增大的变化趋势，但ⅡA族元素大于ⅢA族元素，VA族元素大于ⅥA族元素。
【答案】　C
4．元素周期表第3周期所含主族元素(Ar除外)中，第一电离能最大和最小的两元素形成的化合物是(　　)
A．Na2S
B．MgCl2
C．NaCl
D．AlCl3
【解析】　第3周期主族元素中，第一电离能最大的元素为Cl，第一电离能最小的元素为Na，二者形成的化合物为NaCl。
【答案】　C
5．下列四种元素中，第一电离能由大到小顺序正确的是(　　)
①原子含有未成对电子最多的第2周期元素
②电子排布为1s2的元素
③周期表中电负性最强的元素
④原子最外层电子排布为3s23p4的元素
A．②③①④
B．③①④②
C．①③④②
D．无法比较
【解析】　根据原子的核外电子排布及元素周期律可知，①、②、③、④分别表示氮、氦、氟和硫，第一电离能由大到小的顺序是He＞F＞N＞S，A项正确。
【答案】　A
6．下列选项中，第二电离能最大的元素所具有的电子层结构为(　　)
A．1s2
B．1s22s1
C．1s22s2
D．1s22s22p2
【解析】　I2最大的元素应失去的是内层上已达稳定结构的电子层上的电子。
【答案】　B
7．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ/mol。根据下表所列数据判断错误的是(　　)
元素
I1
I2
I3
I4
X
500
4
600
6
900
9
500
Y
580
1
800
2
700
11
600
A.元素X的常见化合价是＋1价
B．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
C．元素Y是ⅢA族的元素
D．若元素Y处于第3周期，它可与冷水剧烈反应
【解析】　对元素X，I2开始突跃，说明X最容易失去1个e－，对于元素Y，I4开始突跃，说明Y容易失去3个e－，由此可知X的常见化合价为＋1价，元素Y是ⅢA族元素，若Y处于第3周期，Y是Al，Al与冷水不反应。
【答案】　D
8．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)
元素
I1
I2
I3
I4
……
R
740
1
500
7
700
10
500
……
下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　)
A．R的最高正价为＋3价
B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C．R元素的原子最外层共有4个电子
D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
【解析】　由表中数据I3 I2知其最高正价为＋2价，R元素位于ⅡA族，最外层有2个电子，R不一定是Be元素。
【答案】　B
9．下列各组元素，按原子半径依次减小、第一电离能逐渐增大的顺序排列的是(　　)
A．K、Na、Li
B．Al、Mg、Na
C．N、O、C
D．Cl、S、P
【解析】　同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小(除稀有气体元素)，第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势。同主族元素，从上到下，原子半径递增，第一电离能递减。
【答案】　A
10．不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量I1如下图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。
(1)同主族内不同元素原子的I1变化的特点是______________________，各主族中I1的这种变化特点体现了元素性质的________变化规律。
(2)同周期内，随原子序数增大，I1增大。但个别元素的I1出现反常，试预测下列关系中正确的是________(填序号)。
①I1(砷)>I1(硒)　②I1(砷)I1(硒)　④I1(溴)(3)第10号元素XT较大的原因是_____________________________________
_____________________________________________________________。
【解析】　(1)从Li、Na、K等可以看出，同主族元素随原子序数的增大，I1变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性变化。
(2)考查第一电离能与洪特规则的关系。同一周期元素的第一电离能存在一些反常，这与它们的原子价电子排布的特征有关。如镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大。基本规律：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)状态时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。从第2、3周期可以看出第ⅢA、第ⅥA族元素比同周期相邻两种元素的I1都低，由此可以推测：I1(砷)＞I1(硒)，I1(溴)＞I1(硒)。
(3)10号元素是稀有气体元素氖，已达到稳定结构，此时失去一个电子就需要很高的能量。
【答案】　(1)随着原子序数增大，I1变小　周期性
(2)①③
(3)10号元素是氖，该元素的原子最外层电子排布已达到8电子的稳定结构
11．根据下列5种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列问题。
元素符号
I1
I2
I3
I4
Q
2
080
4
000
6
100
9
400
R
500
4
600
6
900
9
500
S
740
1
500
7
700
10
500
T
580
1
800
2
700
11
600
V
420
3
100
4
400
5
900
(1)在元素周期表中，最有可能处于同一族的是________(填序号，下同)。
A．Q和R
B．S和T
C．T和V
D．R和T
E．R和V
(2)它们的氯化物的化学式，最有可能正确的是________。
A．QCl2　B．RCl　C．SCl3　D．TCl　E．VCl4
(3)下列元素中，最有可能与Q元素处于同一族的是________。
A．硼
B．铍
C．锂
D．氢
E．氦
(4)在这5种元素中，最容易与氯元素形成离子化合物的是________。
A．Q
B．R
C．S
D．T
E．V
(5)利用表中的数据判断，V元素最有可能是下列元素中的________。
A．H
B．Li
C．Na
D．K
理论根据是_____________________________________________。
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
【解析】　各级电离能中发生突跃式增高的情况是R：I2 I1、S：I3 I2、T：I4 I3、V：I2 I1，化合价分别为＋1、＋2、＋3、＋1；Q的第一电离能比其他元素的第一电离能明显高得多，最有可能为稀有气体。
【答案】　(1)E　(2)B　(3)E　(4)E
(5)D　R和V都是I2 I1，应该属于ⅠA族元素，因为R和V都存在第四电离能，核外电子数应该至少为4个，故应该是Na、K，并且V的第一电离能小于R的，所以V的金属性更强，应该是K
12．Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。已知：
①Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；
②Y原子价电子(外围电子)排布msnmpn；
③R原子核外L层电子数为奇数；
④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。
请回答下列问题：
【导学号：66240008】
(1)Q是________，R是________，X是________，
Y是________，Z是________(用元素符号填写)。
(2)Z的核外电子排布式是________。
(3)Q、R、X、Y四种元素的第一电离能由小到大的顺序是________________________________________________(用元素符号表示)。
(4)Q、R、Y三种元素最高价氧化物对应水化物酸性强弱顺序为____________________________________________________(用化学式表示)。
【解析】　由①得Z为铜元素，3d轨道是全充满状态；由②得Y为ⅣA族元素；由③得R原子L层电子数可能为1、3、5、7，且为第二周期元素；由④得Q价电子排布为ns2np2，X价电子排布为ns2np4。结合原子序数大小关系：Q＜R＜X＜Y＜Z可知，Q为碳元素，Y为硅元素，R为氮元素，X为氧元素。
【答案】　(1)C　N　O　Si　Cu
(2)1s22s22p63s23p63d104s1
(3)Si＜C＜O＜N
(4)HNO3＞H2CO3＞H4SiO4(或H2SiO3)
[能力提升]
13．某元素X的逐级电离能如图所示，下列说法正确的是(　　)
A．X元素显＋4价
B．X为非金属
C．X为第五周期元素
D．X与氯反应时最可能生成的阳离子为X3＋
【解析】　从图可以看出I4 I3，元素X易失去3个e－。
【答案】　D
14．(双选)下列叙述正确的是(　　)
A．同周期元素中，ⅦA族元素的原子半径最大
B．ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子
C．室温时，0族元素的单质都是气体
D．同一周期中，碱金属的第一电离能最小
【解析】　本题考查元素周期表中，同周期和同主族元素性质的一些递变规律。A项错，因为在同周期元素中ⅦA族元素原子的半径最小；B项错，因为在同主族元素中，原子半径越大越难得到电子。
【答案】　CD
15．下表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是(　　)
A.W元素的第一电离能小于Y元素的第一电离能
B．X元素的第一电离能小于Z元素的第一电离能
C．p能级未成对电子最多的是W元素
D．X元素是同周期中第一电离能最大的元素
【解析】　根据五种元素所处位置，X、W、Y、R、Z五种元素分别为：F、P、S、Ar、Br。同周期VA族元素原子价电子排布为ns2np3为半充满结构，故P元素的第一电离能比S元素的第一电离能要略大；F、Br在同一主族，F元素的第一电离能比Br元素的第一电离能要大，故A选项和B选项是错误的。W元素的p能级上有3个未成对的电子，故C选项是正确的。同周期中碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大，故D选项错误。
【答案】　C
16．如图是元素周期表的一部分，其中所列的字母分别代表某一化学元素。
(1)下列________(填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h　②b、g、k　③c、h、l　④d、e、f
(2)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：
a．原子核对核外电子的吸引力
b．形成稳定结构的倾向
下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ·mol－1)
锂
X
Y
失去第一个电子
519
502
580
失去第二个电子
7
296
4
570
1
820
失去第三个电子
11
799
6
920
2
750
失去第四个电子
9
550
11
600
①锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量，原因是__________________________________________________
_____________________________________________________________。
②表中X可能为以上13种元素中的________(填写字母)元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式______________。
③Y是周期表中________族的元素。
④以上13种元素中，________(填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
【解析】　锂原子核外电子排布式为1s22s1，失去核外第一个电子形成的Li＋核外电子排布式为1s2，为全充满状态，比较稳定，难以再失电子，所以失去第二个电子时所需能量要远远大于失去第一个电子时所需的能量。由表中所提供数据可知，X原子的各级电离能数据中，I2 I1，可判断其最外层只有一个电子，化合价为＋1，故可推知X是钠元素的原子，由j在元素周期表中的位置可推出j是氧元素，Na和O可形成Na2O和Na2O2两种化合物。Y元素原子的I4 I3，可判断其最外层有3个电子，故Y元素位于ⅢA族。因为m为稀有气体元素氩，价电子排布式为3s23p6，p能级达到全充满状态，是稳定结构，难以失去电子，故该元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
【答案】　(1)①④
(2)①锂原子失去一个电子后，形成的Li＋核外电子排布式为1s2，为全充满状态，达到稳定结构，此时再失去一个电子很困难
②a　Na2O和Na2O2　③ⅢA　④m第1节　原子结构模型
课堂合作探究
问题导学
一、光谱
活动与探究1
(1)什么是光谱？光谱的形状是怎样的？
(2)原子光谱如何分类？
迁移与应用
下列关于光谱的说法正确的是(　　)
A．炽热固体、液体和高压气体发出的光形成连续光谱
B．氢原子光谱是连续光谱
C．气体发出的光只能产生线状光谱
D．甲物质发出的白光通过低温的乙物质蒸气可得到甲物质的吸收光谱
对于氢原子而言，电子处在n＝1的轨道时能量最低，称为基态；能量高于基态的状态，称为激发态。
二、量子数
活动与探究2
(1)主量子数n的意义是什么？
(2)角量子数l有什么意义？
(3)磁量子数m有什么意义？磁量子数m和角量子数l有什么关系？
(4)自旋磁量子数ms有什么意义？
迁移与应用
主量子数n＝3时，电子的空间运动状态(即原子轨道)有(　　)
A．4种
B．7种
C．8种
D．9种
1．主量子数n决定轨道能量高低；
2．氢原子核外只有一个电子，能量只由主量子数n决定；
3．角量子数l决定原子轨道的形状；
4．磁量子数m决定原子轨道在空间的伸展方向。
当堂检测
1．下列说法正确的是(　　)
A．氢原子光谱是连续光谱
B．“量子化”就是不连续的意思，微观粒子运动均有此特点
C．玻尔理论不但成功解释了氢原子光谱，而且还推广到其他原子光谱
D．原子中电子在具有确定半径的圆周轨道上像火车一样高速运动着
2．下列关于电子云的说法不正确的是(　　)
A．s电子绕核旋转，其轨道为一圆圈，而p电子是走∞字形
B．s轨道都是球形轨道
C．电子云密集的地方，电子在那里出现的概率大
D．电子云图是形象地描述电子在空间单位体积内出现概率大小的图形
3．原子的吸收光谱是线状的而不是连续的，主要原因是(　　)
A．原子中电子的能量高低
B．外界条件的影响
C．仪器设备的工作原理
D．原子轨道的能量是量子化的
4．下列图像表述的现象与电子的跃迁无关的是(　　)
5．当n和l确定时，磁量子数(m)决定了原子轨道在空间的伸展方向共有多少种(　　)
A．m
B．n＋l
C．2n
D．2l＋1
6．下列说法正确的为(　　)
A．只用n、l，就能确定一个原子轨道
B．原子轨道的能量在任何原子中都必须取决于n、l
C．要描述一个电子的运动状态必须用四个量子数n、l、m和ms
D．对于碳原子来说，由于原子核外有六个电子，所以可以找到四个量子数完全相同的情况
答案：
课堂·合作探究
【问题导学】
活动与探究1：(1)答案：许多物质都能够吸收光或发射光。为了研究物质的这种性质，人们利用仪器将物质吸收光或发射光的波长和强度分布记录下来，就得到所谓的光谱。若由光谱仪获得的光谱是由各种波长的光所组成，且相近的波长差别极小而不能分辨，则所得光谱为连续光谱。例如，阳光形成的光谱即为连续光谱。若由光谱仪获得的光谱是由具有特定波长的、彼此分立的谱线组成的，则所得到的光谱为线状光谱。原子所形成的光谱——原子光谱即为线状光谱，人们可以通过原子光谱来了解原子发光的原理，进而认识原子结构的有关情况。
(2)答案：原子光谱有发射光谱和吸收光谱两种：原子的发射光谱是处于高能级的电子向低能级跃迁时，以光能的形式释放能量所产生的；在原子发射光谱中，一般通过加热样品的方法使其处于激发状态。原子吸收光谱是处于低能级的电子受外界提供的合适频率的射线照射时，吸收射线跃迁到较高能级所产生的，不同种类原子的电子能级不同，因而吸收射线的频率ν不同，据此可以分析被测样品中含有的原子种类，根据吸收强度可以测定该原子的含量。
所以，当原子中电子由较高能级E2跳回到较低能级E1时，就会以电磁辐射的形式向外放出能量，因而出现了光谱线，其频率为：
ν＝(E2－E1)
式中h为常数。因此，我们可以用相应于起始和终止状态中外层电子的跃迁来分析光谱。
迁移与应用：A　解析：氢原子光谱是线状光谱，所以B选项不对；气体发光时，若是高压气体发光形成连续光谱，若是稀薄气体发光形成线状光谱，故C选项也不对；甲物质发出的白光通过低温的乙物质蒸气后，看到的是乙物质的吸收光谱，故D选项也不对。所以上述选项中只有A正确。
活动与探究2：(1)答案：主量子数在确定电子运动的能量时起主要作用。当主量子数增大时，电子的能量随着增大，其电子离核的平均距离也相应增大。在一个原子内，具有相同主量子数的电子，近乎在同样的空间范围内运动，故n相同的电子空间运动状态称为一个电子层。常用的电子层符号如下：
主量子数n
1
2
3
4
5
6
7
电子层符号
K
L
M
N
O
P
Q
(2)答案：量子数l称为角量子数。对于给定的n值，l共有n个值，且l只能取小于n的正整数。
角量子数l
0
1
2
3
……
(n－1)
对应的能级符号
s
p
d
f
……
角量子数l确定了原子轨道的形状。在多电子原子中与主量子数n一起决定电子的能级，在一个电子层中，l有多少个取值，就表示该电子层有多少个不同的能级。
(3)答案：科学实验发现，在没有外磁场时，量子数n、l相同的状态的能量是相同的；有外磁场时，这些状态的能量就不同了。我们用磁量子数m来标记这些状态。
磁量子数m决定原子轨道在空间的取向。某种形状的原子轨道，可以在空间取不同的伸展方向，而得到几个空间取向不同的原子轨道。
磁量子数的取值范围是：m＝0、±1、±2……±l，共有(2l＋1)个值。磁量子数m与角量子数l的关系和它们确定的空间运动状态数如下：
l
m
空间运动状态数
0
0
s轨道，1种
1
＋1,0，－1
p轨道，3种(记为px、py和pz)
2
＋2，＋1,0，－1，－2
d轨道，5种(记为dxy、dxz、dyz、dx2－y2、dz2)
3
＋3，＋2，＋1，
f轨道，7种
0，－1，－2，－3
这样，一旦确定了n、l和m，就确定了原子核外电子的空间运动状态，即确定了一个原子轨道。
(4)答案：电子除有轨道运动外还有自旋运动。自旋运动有两种，用自旋磁量子数ms表示，其值取＋或－，相当于在同一个原子轨道中可容纳自旋运动状态相反的两个电子，通常也用“↓”和“↑”表示。
迁移与应用：D　解析：主量子数n＝3的原子轨道有3s(1个原子轨道),3p(3个伸展方向，即3个原子轨道),3d(5个伸展方向，即5个原子轨道)共9个原子轨道。
【当堂检测】
1．B　2．A
3．D　解析：原子轨道之间的能量变化是不连续的，是量子化的，从而造成了原子的线状吸收光谱。
4．A　解析：平面镜成像过程中没有发生能量变化，故与电子的跃迁无关。
5．D　解析：根据m与l的关系：对于一个确定的l，m共有(2l＋1)个值，所以应选D。
6．C　解析：原子轨道是由n、l、m三个量子数决定的；要描述一个电子的运动状态必须用n、l、m、ms四个量子数；在任何原子中没有运动状态完全相同的两个电子，即找不到四个量子数完全相同的情况；在单电子原子如氢原子中，原子轨道的能量只由n决定。第一节
原子结构模型
每种原子只能发出具有本身特征的某些波长的光，因此明线光谱的谱线又叫做原子的特征谱线。特征谱线为光谱分析技术的应用、研究和发展，提供了可靠的基础和保障。
光谱分析就是使用分光镜、分光仪、单色仪、摄谱仪、投影仪、记录仪和计算机等光谱仪器和分析仪器，通过对各类光谱的产生、拍摄、观察、记录等手段对物质进行定性或定量的检测、分析与研究。它在我国国民经济中，特别是地质、矿产部门有着广泛的应用，在现代航天事业和对外星球的探测中，光谱分析有着更广阔的发展前景。
物体发光直接产生的光谱叫做发射光谱。其中炽热的固体、液体和高压气体的发射光谱是连续光谱；而稀薄气
体或金属蒸气的发射光谱是一些不连续的亮线，叫做明线光谱。明线光谱是由游离态的原子发射的，所以也叫原子光谱。还有一些物质的发射光谱呈带状，是由该元素的原子团或分子发射的，叫做带状光谱或分子光谱。
吸收光谱是指高温物体发出的白光（其中包含连续分布的一切波长的光），通过物质时，某些波长的光波物质吸收后产生的光谱。所以吸收光谱是以连续光谱为背景的若干条暗线。各种原子的吸收光谱中的每条暗线，都跟该种原子的发射光谱中的一条明线相对应。
光谱是用来鉴别物质、发现新元素和确定它的化学组成的重要依据。光谱分为发射光谱和吸收光谱两大类。
PDP（Plasma
Display
Panel）等离子显示屏
近年来高速发展的PDP（Plasma
Display
Panel）等离子显示屏，可以制造出大屏幕壁挂彩色电视机，使未来的电视屏幕尺寸更大，图像更清晰，色彩更鲜艳，而本身的厚度只有8
cm左右，可挂在墙壁上。等离子显示屏PDP是一种利用等离子管作为发光元件，大量的等离子管排列在一起构成的屏幕。每个等离子管都是由透明玻璃制成的，管内充有低压的氖、氙气体，两端各有一个电极，在两个电极间加上高压后，封在管内的气体产生某种肉眼看不见的光谱，激发平板显示屏上的红绿蓝三基色荧光粉发出可见光，每个等离子管作为一个像素，由这些像素的明暗和颜色变化组合使之产生各种灰度和色彩的图像。等离子管发光的微观机理是通过高压使低压氖、氙气体原子的外层电子受到激发而发光.
玻尔原子模型的提出
玻尔，丹麦物理学家。1885年10月7日生于哥本哈根。7岁入小学后成绩一贯优异，敢开公开指出教材或老师讲课中的差错。从小爱好足球，身体很好，也擅长手工，他说过：“我是像一个哲学家和一个工匠那样地对物理学发生兴趣的。”由于对卢瑟福的仰慕，于1912年3月到曼彻斯特大学在卢瑟福领导下工作了4个月，当时正值卢瑟福提出了他的原子核模型，人们把原子设想成与太阳系相似的微观体系，但是在解释原子的力学稳定性和电磁稳定性上却遇到了矛盾，这时玻尔开始酝酿自己的原子结构理论。
玻尔早在大学作硕士论文和博士论文时，就考察了金属中的电子运动，并明确意识到经典理论在阐明微观现象方面的严重缺陷，赞赏普朗克和爱因斯坦在电磁理论方面引入的量子学说，在他研究原子结构问题时，就创造性地把普朗克的量子学说和卢瑟福的原子核概念结合了起来，1913年初，有朋友建议他研究原子结构，应很好地联系和应用当时已有的丰富而精确的光谱学资料，这使他思路大开，通过对光谱学资料的考察，玻尔的思维和理论有了巨大的飞跃，使他写出了“论原子构造和分子构造”的长篇论著，提出了量子不连续性，成功地解释了氢原子和类氢原子的结构和性质。1922年玻尔获诺贝尔物理学奖。
揭开内葛的卢瑟福
卢瑟福1871年8月30日生于新西兰的纳尔逊，毕业于新西兰大学和剑桥大学。1898年到加拿大任马克歧尔大学物理学教授，达9年之久，这期间他在放射性方面的研究，贡献极多。1907年，任曼彻斯特大学物理学教授。1908年因对放射化学的研究荣获诺贝尔化学奖。1919年任剑桥大学教授，并任卡文迪许实验室主任。1931年英王授予他勋爵的桂冠。1937年10月19日逝世。
在19世纪末，物理学上爆出了震惊科学界的“三大发现”：1895年，德国物理学家伦琴发现了X射线，同一年，法国物理学家贝克勒尔发现了天然放射性；
1897年，英国物理学家汤姆逊1859一1940）发现了电子。这些伟大发现激励了卢瑟福，使他决心对原子结构进行深入研究。
1899年，卢瑟福用强磁场作用于镭发出的射线，他发现，射线可以被分成三个组成部分。他把偏转幅度小的带正电的部分叫a
射线，把偏转幅度大的带负电的部分叫b
射线，第三部分在磁场中不偏转，且穿透力很强，他称之为r射线。
1903年，卢瑟福证实a
射线是与元素氦质量相同的正离子流（氦核），b
射线则是带负电的电子流。卢瑟福把a
射线也称为a
粒子，他进一步用实验证明，a
射线打击到涂有硫化锌的荧光屏上，就会发出闪光。因此，他利用这一现象制成了可以观测澈粒于的闪烁镜。
卢瑟福进一步对口射线的穿透力进行研究，他发现，大部分a粒子都可以穿透薄的金属箔，这些粒子在金属箔中“如入无人之境”，可以大摇大摆地通过。这一现象说明，固体中原子间并不是密不可人的，排列并不紧密，内部有许多空隙，所以a粒子可以穿过金属箔而不改变方向。
实验发现，也有少数a粒子穿过金属箔时，好象被什么东西挤了一下，因而行动轨迹发生了一定角度的偏转。还有个别的以粒子，好象正面打在坚硬的东西上，完全反弹回来。根据以上a粒子穿过金属箔的实验现象（这个实验被称为a粒子散射实验），卢瑟福设想，原子内部一定有一个带正电的坚硬的核，a粒子碰到核上就会被反弹回来，碰偏了就会改变方向，发生一定角度的偏转，而原子的核占据的空间很小，所以大部分a粒子还是能穿过去。他据这一假定计算出，原子核半径约为3×10-12厘米，而原子的半径为1.6×l0-8厘米。
1911年，卢瑟福受“大宇宙与小宇宙相似”的启发，把太阳系和原子结构进行类比，提出了一个原子模型。他认为，原子象一个小太阳系，每个原子都有一个极小的核，核的直径在10-12厘米左右，这个核几乎集中了原子的全部质量，并带有之单位个正电荷，原子核外有之个电子绕核旋转，所以一般情况下，原子显中性。
卢瑟福发现了原子核以后，进一步用各种金属做“粒子散射实验，发现不同的金属对”粒子的散射能力不同
，散射能力越强，证明核带的正电荷越多，因而斥力也就越大。
1913年，卢瑟福的学生和助手莫斯莱，在卢瑟福指导下，证明各种不同元素原子核所带的电荷数，正好等于它们的原子序数。卢瑟福的原子模型，成功地解释了许多物理化学现象，但后来的研究发现，它有很大的局限性。他的学生、丹麦物理学家尼尔森·玻尔，综合了普郎克的量子论、爱因斯但的光子论，在卢瑟福原子模型的基础上，提出了原子的玻尔模型，这个模型比卢瑟福模型有很大改进，但它是经典力学与量子论相结合的产物，故随着科学的发展，出现了很多不符合实际的情况，所以后来被量子力学模型所取代。
卢瑟福在核化学方面做出过杰出的贡献。他用a粒子散射研究原子核时，发现对于轻元素来说，往往出现反常现象。他当时认为，可能是因为轻核的核电荷少斥力小，高速a粒子有可能克服斥力，打到轻核里面去，因而出现反常。后来他就按着这个想法深入进行研究。卢瑟福首先选用最强的放射源，当时叫镭C'，实际上是204Po，对轻元素进行轰击。1919年，他在用a粒子轰击氮时，发现产生出一种新的、射程很长、质量更小的粒子，经研究证明，这种粒子是氢的原子核。卢瑟福把他发现的这种粒子命名为“质子”。在这一实验中，他不仅发现了质子，还实现了人类历史上第一个核反应：
14N+4He——>17O+1H
接着他又发现，硼、氟、钠、铝、磷等元素都能发生核反应，在核反应时，一种元素可以变成另一种元素。1920年，卢瑟福又提出了中子假说，他认为原子核中，质子可能与电子紧密地结合，形成一种不带电的粒子，即中子。他推测，因为中子周围不形成电场，所以当它通过气体时，应不产生离子。它不受电场作用力的影响，所以，穿透力会很强，只有当它与原子核发生正面碰撞时，才会转折。而被碰撞的核，因为得到一定的动能，可能以一定的速度射出。
卢瑟福关于中子的预言，在1932年，被查德威克所证实，他用a粒子轰击铰元素而得到中子：
9Be+4He——>12C+1n
卢瑟福对放射性的研究，最终指明了原子擅变的可能性，实现了中世纪以前炼金术士的梦想。此外，卢瑟福还对天然核裂变现象做了理论上的探讨。他认为，天然放射性是基本原子的爆炸分裂造成的，在以天文数字计算的原子中，某处会突然发生爆裂，放出各种射线，而所留下来的部分就成了另外的原子。如果爆裂时射出的是一个a质点，则这种新元素的原子量比爆裂前将减少一个氦原子的原子量。在卢瑟福时代，只知道重原子的裂变，还不知道轻原子可以聚变，无论是裂变还是聚变部能放出能量。
卢瑟福为人正直，尽瘁科学，不阿权贵，他还是一个伟大的教育家，为人类培养了许多第一流的专家，如玻尔、莫斯莱等。池逝世以后，每年人们都在10月19日为他进行悼念活动。基态原子的核外电子排布
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．下列原子中未成对电子(单独占据1个原子轨道的电子)数为2的是(　　)
A．O　　　B．N　　　C．Cu　　　D．F
【解析】　氧原子的电子排布式为1s22s22p4，所以2p轨道上有两个单电子分别占据两个不同的2p轨道。
【答案】　A
2．R元素的原子，其最外层的p能级电子数等于所有的电子层s能级电子总数，则R是(　　)
A．Li
B．Be
C．S
D．Ar
【解析】　若只有1个电子层，则不存在p能级，若有2个电子层，则有两个s能级，则电子排布式为1s22s22p4，为氧元素，若有3个电子层，则有三个s能级，则电子排布式为1s22s22p63s23p6，则可以看出应选D。
【答案】　D
3．下列微粒的核外电子的表示方法中正确的是(　　)
A．碳原子的轨道表示式：
B．磷原子价电子轨道表示式：
C．铬原子的价电子排布式：3d44s1
D．Fe2＋的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2
【解析】　A表示碳原子的轨道表示式，正确；B不符合洪特规则；正确的铬原子的价电子排布式为3d54s1；Fe2＋是铁原子失去最外层2个电子形成的，其电子排布式是1s22s22p63s23p63d6。
【答案】　A
4．(双选)下列价电子排布表示正确的是(　　)
A．Cu：3d94s2
B．Ca：3d2
C．Na：3s1
D．
Fe：3d64s2
【解析】　A项中违反洪特规则特例，应为3d104s1；B项中违反能量最低原则，应为4s2。
【答案】　CD
5．下列各原子或离子的电子排布式错误的是(　　)
A．K＋：1s22s22p63s23p6
B．As：1s22s22p63s23p63d104s24p3
C．N3－：1s22s22p6
D．Cr：1s22s22p63s23p63d44s2
【解析】　根据洪特规则，能量相同的原子轨道在全充满、半充满、全空状态时原子较稳定，故Cr原子电子排布式应为1s22s22p63s23p63d54s1。
【答案】　D
6．电子在一个原子的下列能级的原子轨道中排布时，最后排布的是(　　)
A．ns
B．np
C．(n－1)d
D．(n－2)f
【解析】　按照能级顺序，电子在原子轨道上排布顺序为ns(n－2)f(n－1)dnp，即最后排布在np轨道。
【答案】　B
7．一个电子排布为1s22s22p63s23p1的元素最可能的价态是(　　)
A．＋1
B．＋2
C．＋3
D．－1
【解析】　据题意可知该元素原子价电子排布为3s23p1，由元素最高正化合价＝价电子数可知该元素为＋3价。
【答案】　C
8．下列微粒中，电子排布式为1s22s22p63s23p6的是(　　)
A．Na＋
B．Mg2＋
C．Cl－
D．Br－
【解析】　该微粒的核外电子数为18，Cl－符合。
【答案】　C
9．下面是某些原子的最外层电子排布式，各组指定的元素不能形成AB2(A为正价，B为负价)型化合物的是(　　)
A．2s22p2和2s22p4
B．3s23p4和2s22p4
C．3s2和2s22p5
D．3s1和3s23p4
【解析】　A项为C和O，能形成CO2；B项为S和O，能形成SO2；C项为Mg和F，能形成MgF2；D项为Na和S，形成Na2S，属A2B型。
【答案】　D
10．某元素的激发态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p14s1，则该元素基态原子的电子排布式为________；元素符号为________；其最高价氧化物对应的水化物的酸性比碳酸________(增“强”或“弱”)。
【解析】　由该元素的激发态原子的电子排布式可知其基态原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p2，故为14号元素Si，其最高价氧化物对应的水化物H4SiO4的酸性比碳酸弱。
【答案】　1s22s22p63s23p2　Si　弱
11．A、B、C、D是四种短周期元素，E是过渡元素。A、B、C同周期，C、D同主族，A的原子结构示意图为：，B是同周期除稀有气体外半径最大的元素，C的最外层有三个成单电子，E的外围电子排布式为3d64s2。回答下列问题：
(1)A为______________(写出元素符号，下同)，电子排布式是________；
(2)B为________，简化电子排布式是_______________________；
(3)C为________，价电子排布式是______________________________；
(4)D为________，轨道表示式是________________________________；
(5)E为________，原子结构示意图是_____________________________。
【解析】　由题意可知，A为Si，B为Na，C为P，则D为N，E为Fe。
【答案】　(1)Si　1s22s22p63s23p2　(2)Na　[Ne]3s1　(3)P　3s23p3　(4)N　
　　(5)Fe　
12．已知X、Y两种元素的原子序数之和等于41。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。请回答下列问题。
(1)X元素原子基态时的电子排布式为________，该元素的符号是____；
【导学号：66240004】
(2)Y元素原子的价层电子的轨道表示式为__________________________，该元素的名称是________。
【解析】　(1)因为X原子4p轨道上有3个未成对电子，可知其电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p3，并推出其元素符号为As。
(2)根据Y元素的最外层2p轨道上有2个未成对电子，又因为X、Y的原子序数和为41，故Y的原子序数为41－33＝8，为氧，故价层电子的轨道表示式为：
，元素名称为氧。
【答案】　(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3　As
(2)
　氧
[能力提升]
13.下列各组表述中，两个微粒一定不属于同种元素原子的是(　　)
A.3p能级有一个空轨道的基态原子和核外电子排布为1s22s22p63s23p2的原子
B.M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布为1s22s22p63s23p63d64s2的原子
C.最外层电子数是核外电子总数的的原子和价电子排布为4s24p5的原子
D.2p能级有一个未成对电子的基态原子和原子的价电子排布为2s22p5的原子
【解析】　A项，3p能级有一个空轨道，说明3p上填2个电子，因填1个电子有2个空轨道，填3个电子或3个以上电子无空轨道，则3p上有2个电子，3s上肯定已填满，价电子排布为3s23p2，因此A中两微粒相同。B项，M层全充满而N层为4s2，M层上有d轨道，即：3s23p63d10，应该是锌元素，3d64s2是铁元素，B选项符合题意。C中价电子排布为4s24p5，则3d上已排满10个电子，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p5，最外层电子数是核外电子总数的原子，可按下述方法讨论：若最外层电子数为1，核外电子总数为5不可能，最外层电子数为2，核外电子总数为10不可能，同理，可讨论，只有最外层电子数为7，核外电子总数为35时合理，其电子排布式也是1s22s22p63s23p63d104s24p5，二者是同种元素的原子。D中2p能级有一个未成对电子，可以是2p1，也可以是2p5，因此二者不一定属于同种元素的原子，D选项不符合题意。
【答案】　B
14.下列有关原子结构或元素性质说法正确的是(　　)
A.原子核外电子排布式为1s2的元素与原子核外电子排布式为1s22s2的元素化学性质相似,B.基态碳原子的价电子轨道表示式：
C.基态铜原子的价电子轨道表示式：
D．Fe3＋的最外层电子排布式为3s23p63d5
【解析】　原子核外电子排布式为1s2的元素是He，原子核外电子排布式为1s22s2的元素是Be，二者化学性质不相似，A错；根据能量最低原则，基态碳原子的价电子排布式为2s22p2，B错；根据洪特规则，原子轨道全满，半满，全空时体系能量最低，原子最稳定，因此基态铜原子的价电子排布式为3d104s1，C错；Fe的基态原子核外电子排布为[Ar]3d64s2，失去3个电子后，最外层即M层的电子排布式为3s23p63d5，D正确。
【答案】　D
15．某元素原子的3p原子轨道中有2个未成对电子，则下列叙述中一定正确的是(　　)
A．M层上有4个电子
B．最高正价为＋2
C．最高正价为＋4
D．L层上没有未成对电子
【解析】　3p轨道上有两个未成对电子，则该原子的价电子轨道式可表示为：，即S元素。它们的L层上均已填满。
【答案】　D
16．有A、B、C、D、E
5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20，其中C、E是金属元素；A和E属同一族，且A为非金属元素，它们原子的最外层电子排布为ns1，B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍。C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。请回答下列问题：
【导学号：66240005】
(1)A是________，B是________，E是________(写元素符号)。
(2)写出C元素基态原子的电子排布式_____________________________
_____________________________________________________________。
(3)用轨道表示式表示D元素原子的价电子排布____________________
_____________________________________________________________。
【解析】　(1)A为非金属元素，且原子最外层电子排布为ns1，只能是H。B、D的价电子排布为ns2np4，前20号元素中B、D只能分别为O、S。由核电荷数及其为金属元素可知E为K。C最外层有3个电子，为Al。
(2)C为Al，电子排布式为1s22s22p63s23p1。
(3)D为S，价电子排布为3s23p4，用轨道表示式表示为
【答案】(1)H
O
K
(2)
1s22s22p63s23p1
(3)第1节
原子结构模型
第1课时
氢原子光谱和波尔的原子结构模型
【教学目标】
1.了解“玻尔原子结构模型”，知道其合理因素和存在的不足。
2.知道原子光谱产生的原因。
3.能利用“玻尔原子结构模型”解释氢原子的线状光谱。
【教学重点】
1.基态、激发态及能量量子化的概念。
2.原子光谱产生的原因
3.利用跃迁规则，解释氢原子光谱是线状光谱及其他光谱现象。
【教学难点】
1.能量量子化的概念。
2.原子光谱产生的原因
【教学方法】启发式
讨论式
【教学过程】
教学环节
活动时间
教学内容
教师活动
学生
活
动
设计意图
一、联想·质疑
2分钟
在美丽的城市，我们经常可以看到五光十色的霓虹灯，霓虹灯为什么能发出五颜六色的光？我们马上就会知道。【板书】第1节
原子结构模型第1课时量子力学前的原子结构模型
引起学生对本节课的学习兴趣。
二、复习旧课
3分钟
提问1.请同学们指出原子是由什么构成的？2.请同学们描述一下核外电子运动有什么特征？
对学生的回答加以完善。
回答问题
为评价各种原子结构模型提供知识支持
三、导入新课
5分钟
1.介绍道尔顿原子学说的内容。2.让学生评价“道尔顿原子学说”有那些不足之处，并对学生的评价加以完善
同组内交流、讨论，并对“道尔顿原子学说”进行评价。学生思考问题并做出否定的回答。
培养学生合作精神和分析、评价能力。1.使学生认识到原子结构模型是不断发展、完善的。2.使学生认识到化学实验对化学理论发展的重要意义。
四、展开新课
17分钟
1.道尔顿原子学说2.卢瑟福原子结构的核式模型3.玻尔原子结构模型
【板书】一、道尔顿原子学说1.介绍卢瑟福原子结构的核式模型。2.让学生思考:“卢瑟福原子结构的核式模型”能解释氢原子的光谱是线状光谱吗 【板书】二.卢瑟福原子结构模型1、逐条分析“玻尔原子结构模型”。【板书】2、玻尔原子结构模型（1）行星模型点拨：这里的“轨道”实际上就是我们现在所说的电子层。（2）定态假设点拨：玻尔原子结构理论认为：同一电子层上的电子能量完全相同。（3）量子化条件点拨：量子化条件的内涵是：各电子层能量差的不连续性，既E3-E2≠E2-E1。（4）跃迁规则点拨：▲原子光谱产生的原因：电子由激发态跃迁到基态会释放出能量，这种能量以光的形式释放出来，所以就产生光谱。▲氢原子光谱是线状光谱的原因：氢原子上的电子由n=2的激发态跃迁到n=1的基态，与从n=3的激发态跃迁到n=2的激发态，释放出的能量不同，因此产生光的波长不同。
1.阅读“玻尔原子结构模型”理论2.交流·讨论原子光谱产生的原因？3.交流·讨论氢原子光谱为什么是线状光谱？
1.使学生认识到“玻尔原子结构模型”对原子结构理论的发展起着极其重要的作用。2.使学生认识到化学实验对化学理论发展的起着极其重要的作用。3.使学生知道原子光谱产生的原因。4.使学生知道基态、激发态及能量量子化的概念。5.使学生知道氢原子光谱为什么是线状光谱。
五、概括整合
3分钟
学生自我归纳整理本节课核心知识
练习
1.解释下列概念（1）基态（2）激发态
2.霓虹灯管里充入许多气体或蒸气，如：氦气、氩气、水银蒸气等，通电时霓虹灯会发出五颜六色的光，试解释其原因？
3.填空：玻尔原子结构模型认为，电子运动的轨迹是__________（填固定的或不变的），电子绕着原子核高速运动是否释放能量__________（填是或否），同一电子层上的电子能量__________（填相同或不同）。若电子层的能量用表示，则E3-E2_________E2-E1
（填相等或不相等）
。基态
原子吸收能量跃迁到________态，电子由激发态 跃迁到基态会_______能量（填吸收或释放）。
【板书设计】
第1节
原子结构模型
一、道尔顿原子学说
二、卢瑟福原子结构模型
1.逐条分析“玻尔原子结构模型”。
2.玻尔原子结构模型
（1）行星模型
（2）定态假设
（3）量子化条件
（4）跃迁规则第2节　原子结构与元素周期表
第1课时　基态原子的核外电子排布
1．了解基态原子的核外电子在原子轨道上的排布顺序。
2．掌握基态原子的核外电子排布规律，会书写常见元素(1～36号)原子的核外电子排布。(重点)
3．学会利用电子排布式、轨道表示式正确表示核外电子排布。(难点)
基
态
原
子
的
核
外
电
子
排
布
原
则
[基础·初探]
1．能量最低原则
(1)基态原子的核外电子排布使整个原子体系的能量最低。
(2)基态原子的核外电子在原子轨道上的排列顺序：
1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s……
2．泡利不相容原理
(1)一个原子轨道最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反；或者说，一个原子中不存在两个完全相同的电子。
(2)在原子中，每个电子层最多能容纳2n2个电子。
3．洪特规则
(1)对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同轨道并且自旋方向相同。
(2)能量相同的原子轨道在全充满(如d10)、半充满(如d5)和全空(如d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如基态铬原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，基态铜原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。
4．电子数与电子层和能级的关系
在原子中，每个电子层最多容纳2n2个电子，每个能级最多能容纳的电子数为其所包含的原子轨道数的2倍。
(1)原子轨道能量的相对大小为：E4s＞E3d＞E3p＞E3s。(×)
(2)基态O原子电子排布式为：1s22s22p4。(√)
(3)Al原子核外有1个未成对电子。(√)
(4)2p能级上有2个未成对电子的元素只有碳。(×)
(5)基态铜原子：①1s22s22p63s23p63d94s2(×)
②1s22s22p63s23p63d104s1(√)
[合作·探究]
原子核外电子排布规律
[探究背景]
根据基态原子核外电子排布原则可知每一层上的电子排布有一定的数值或数值范围。
[探究问题]
1．为什么每个电子层最多容纳2n2个电子？
【提示】　各电子层上的能级数目＝电子层序数n，根据泡利不相容原理，每个原子轨道最多只能容纳2个电子，所以每个电子层最多容纳2n2个电子。
2．为什么原子核外最外层的电子不超过8个？次外层不超过18个电子？
【提示】　由于E(nd)＞E[(n＋1)s]，当ns和np轨道电子排满时，多余的电子不是填入nd轨道，而是首先填入(n＋1)s轨道，因此最外层电子数不可能超过2＋6＝8。同理次外层由(n－1)s(n－1)p(n－1)d组成，所容纳的电子数不大于2＋6＋10＝18。
[核心·突破]
1．多电子的基态原子核外电子排布遵循的排布顺序可表示为
2．基态原子电子排布原则
核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则，对三条原则不能孤立地理解，要综合应用。其中，能量最低原则又可叙述为：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量最低。
[题组·冲关]
1．基态原子的核外电子排布的原则不包括(　　)
A．能量守恒原理
B．能量最低原则
C．泡利不相容原理
D．洪特规则
【解析】　基态原子的核外电子排布必须遵守三个原则：泡利不相容原理、能量最低原则和洪特规则。能量守恒原理与此无关。
【答案】　A
2．在2p能级上最多只能排布6个电子，其依据的规律是(　　)
A．能量最低原则
B．泡利不相容原理
C．洪特规则
D．能量最低原则和泡利不相容原理
【解析】　A中能量最低原则主要是电子排布先后顺序，洪特规则指的是相同能级电子尽量占据不同轨道，只有B选项泡利不相容原理说明一个轨道上最多容纳2个电子且自旋方向相反，2p能级共有3个轨道，最多容纳6个电子。
【答案】　B
3．价电子排布满足4s半充满而3d为全充满的元素是(　　)
【导学号：66240003】
A．Ca
B．V
C．Cr　　　D．Cu
【解析】　由题意可知其价电子排布为3d104s1为Cu。
【答案】　D
4．下列原子或离子的电子排布式(或轨道表示式)正确的是________，违反能量最低原理的是________，违反洪特规则的是________，违反泡利原理的是________。
①Ca2＋：1s22s22p63s23p6
②F－：1s22s23p6
③P：
④Cr：1s22s22p63s23p63d44s2
⑤Fe：1s22s22p63s23p63d64s2
⑥Mg2＋：1s22s22p6
⑦C：。
【解析】　根据核外电子排布规律，②中错误在于电子排完2s轨道后应排2p轨道而不是3p轨道，正确的应为1s22s22p6；③中没有遵循洪特规则——电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道并且自旋方向相同，正确的应为：；④中忽略了能量相同的原子轨道在半充满状态时，体系的能量较低，原子较稳定，正确的应为：
【答案】　①⑤⑥　②　③④　⑦
【温馨提示】　在写基态原子的轨道表示式时，防止出现以下几种错误：
①　（违反泡利不相容原理）
②（违反洪特规则）
③
(违反洪特规则)
基
态
原
子
中
核
外
电
子
排
布
的
表
示
方
法
[基础·初探]
1．电子排布式
按照能量最低原则对能级进行排序，进而在ns、np、nd等能级符号的右上角用数字表示出电子的数目。
如基态氧原子的电子排布式可表示为1s22s22p4。
2．轨道表示式
一般用小圆圈(或方框)表示一个原子轨道。用“↑”或“↓”来区别自旋状态不同的电子。如基态氧原子的轨道表示式可表示为　。
3．价电子
(1)与化学性质密切相关的外层原子轨道上的电子，称为价电子。
(2)为了便于研究元素化学性质与核外电子间的关系，人们常常只表示出原子的价电子排布。如基态铁原子的价电子排布式为3d64s2。
(1)基态铁原子失去4s、3d轨道上各1个电子变为Fe2＋。(×)
(2)24Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1。(√)
(3)K的价电子排布式：4s1。(√)
(4)氮原子的轨道表示式：。(√)
(5)原子的价电子决定了其物理性质和化学性质。(×)
(6)基态N原子电子排布式为：[He]
。(×)
[合作·探究]
价电子及价电子排布
[探究背景]
原子的价电子影响元素的化学性质，主族元素和过渡元素价电子排布各不相同。
[探究问题]
1.价电子就是最外层电子吗？
【提示】　不一定。价电子是指决定元素化学性质的电子。主族元素的最外层电子是价电子，但过渡元素的次外层甚至倒数第三层电子也是价电子。
2.铁原子的价电子排布式为3d64s2，铁原子可以失去2或3个电子形成离子Fe2＋或Fe3＋，且离子稳定性大小顺序是Fe3＋＞Fe2＋。
[核心·突破]
核外电子排布的表示方法
原子结构示意图
意义
将每个电子层上的电子总数表示在原子核外的式子
实例
电子排布式
意义
用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式
实例
K：1s22s22p63s23p64s1
简化电子排布式
意义
为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示
实例
K：[Ar]4s1
价电子排布式
意义
主族元素的价电子指最外层电子，价电子排布式即外围电子排布式
实例
Al：3s23p1
轨道表示式
意义
每个圆圈（或方框）代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子
实例
[题组·冲关]
题组　基态原子中核外电子排布的表示方法
1.下列轨道表示式能表示氮原子的最低能量状态的是（　　）
【解析】　基态原子的电子在能量相同的轨道上分布时，将尽可能分占不同的轨道并且自旋方向相同。
【答案】　A
2．下列关于价电子构型为3s23p4的粒子描述正确的是(　　)
A．它的元素符号为O
B．它的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4
C．它可与H2生成液态化合物
D．其轨道表示式为
【解析】　A项，据价电子构型可知该粒子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，故该元素为硫元素；C项，S与H2化合生成气态氢化物H2S；D项，S原子核外电子轨道表示式应为
【答案】　B
3.下列原子中，单电子数最多的是（　　）
A.16S　　　B.35Br　　　C.24Cr　　　D.15P
【解析】　写出各项原子的价电子轨道表示式进行判断。
【答案】　C
4．按要求填空：
(1)Cu的原子结构示意图为____________________________________。
(2)P的价电子排布式为____________________________________。
(3)Fe的电子排布式为____________________________________。
(4)N的轨道表示式为____________________________________。
(5)X元素的价电子排布式是4s24p5，X元素的符号是________。
【解析】　Cu的电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s1，所以其原子结构示意图是；P的价电子排布式为3s23p3；Fe的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2；N的电子排布式为1s22s22p3，所以其轨道表示式是。X元素出现了4p能级，说明3d能级已经排满，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p5，原子序数是35，为溴元素。
【答案】　(1)
(2)3s23p3
(3)1s22s22p63s23p63d64s2
(4)
　(5)Br第2课时
核外电子排布与元素周期表、原子半径
1.了解核外电子的排布规律与元素周期表中周期、族划分的关系，并能解释它们之间的变化规律。（重点）
2.了解原子半径的具体意义及其测定方法，并能够解释原子半径的周期性变化规律。（难点）
3.了解元素周期表的应用价值。
核外电子排布与元素周期表
[基础·初探]
教材整理1　核外电子排布与周期的划分
1.周期与能级组、原子轨道的对应关系
2.原子核外电子排布与元素周期表中周期划分的本质联系
3．周期数与电子层数的关系
周期数＝最外层电子所在轨道的主量子数。
(1)周期序数＝电子层数＝对应能级组数。(√)
(2)同一能级组内能级之间的能量差较小，而相邻能级组之间的能量差较大。(√)
(3)原子的最外层电子排布为3d14s2，该元素位于第四周期。(√)
教材整理2　核外电子排布与族的划分
1．划分依据
取决于原子的价电子数目和价电子排布。
2．特点
同族元素的价电子数目和价电子排布相同。
3．规律
(1)
(2)
(3)稀有气体→价电子排布：ns2np6(He除外)。
(1)主族元素的价电子数全部排布在最外层的ns轨道上。(×)
(2)主族序数＝该元素原子价电子数。(√)
(3)同一副族不同元素原子价电子排布完全相同。(×)
(4)0族元素很稳定，化合价常为0，故其价电子也为0。(×)
[合作·探究]
[探究背景]
不同元素在周期表中有固定的位置，而且每一周期所包含元素种类可能不同。
[探究问题]
1．如何确定主族元素在周期表中的位置？
【提示】　首先由元素的原子序数，写出该元素原子结构的电子排布式或价电子排布式，再依据下列方法确定周期序数和族序数。
(1)元素原子的电子层数＝周期数。
(2)主族元素原子的价电子数＝该元素在周期表中的族序数。
2．同属长周期的4、5、6周期所包含的元素种类数分别为18、18、32，并解释其原因。
【提示】　18、18、32。
据鲍林近似能级图，第4、5周期元素包含的能级为ns、np、(n－1)d，共有9个原子轨道，最多容纳18个电子，对应两周期中各18种元素；而第6周期元素能级除ns、np和(n－1)d外，还有(n－2)f，故多出7个原子轨道即14个电子，对应多出14种元素。
[核心·突破]
1．核外电子排布与周期的划分
(1)每一周期元素原子的价电子排布和元素种数的关系
价电子排布
对应能级组
元素种数
周期
ⅠA族
0族
最外层最多容纳电子数
1
1s1
1s2
2
1s
2
2
2s1
2s22p6
8
2s、2p
8
3
3s1
3s23p6
8
3s、3p
8
4
4s1
4s24p6
8
4s、3d、4p
18
5
5s1
5s25p6
8
5s、4d、5p
18
6
6s1
6s26p6
8
6s、4f、5d、6p
32
7
7s1
8
7s、5f、6d(未完)
26(未完)
(2)核外电子排布与周期划分的关系
①将能量相近的能级分为一组，按能量由低到高可分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。
②每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最大的电子层数等于元素的周期序数。
2．核外电子排布与族的划分
(1)价电子排布与族序数之间的关系
价电子排布与族序数之间的关系可以按照下列方法进行判断：按电子填充顺序，由最后一个电子所进入轨道的情况确定，具体情况如下：
①进入ns(ns1～2，1s除外)为ⅠA族、ⅡA族。
②进入np
③进入(n－1)d
④进入(n－2)fⅢB族
(2)有关规律
由上可知：①主族元素的最外层电子数，即价电子数，为其族序数；②副族元素中ⅢB～ⅦB族元素价电子数为其族序数；③稀有气体单独列为0族。
[题组·冲关]
1．下列说法中，正确的是(　　)
A．周期表中的主族元素都是非金属元素
B．周期表中的主族元素都是金属元素
C．周期表中的非金属元素都位于短周期
D．周期表中的过渡元素都是金属元素
【解析】　第ⅡA族都是金属元素，A错；第ⅦA族元素都是非金属元素，B错；ⅤA、ⅥA、ⅦA族的非金属元素，长、短周期都有，C错；D符合题意。
【答案】　D
2．在元素周期表中，原子最外电子层只有2个电子的元素是(　　)
A．一定是金属元素
B．一定是稀有气体元素
C．一定是过渡元素
D．无法判断是哪一类元素
【解析】　原子最外电子层只有2个电子的元素如He、Mg、Fe等，看来无法判断是哪一类元素。
【答案】　D
3．价电子排布为5s25p1的元素，在周期表中的位置是(　　)
A．第4周期第ⅤA族
B．第5周期第ⅢA族
C．第5周期第ⅠA族
D．第4周期第ⅢA族
【解析】　n＝5，故应位于第5周期；价电子中有p电子，该元素属于主族元素；价电子数是3，属于第ⅢA族。
【答案】　B
4．(1)砷原子的最外层电子排布式是4s24p3，在元素周期表中，砷元素位于第________周期________族；最高价氧化物的化学式为________，砷酸钠的化学式是________。
(2)已知下列元素在周期表中的位置，写出它们价电子排布式和元素符号：
①第4周期ⅣB族______________________________________________；
②第5周期ⅦA族_____________________________________________。
【解析】　(1)砷原子最外层电子排布式是4s24p3，可知砷原子有4个电子层，价电子数为5，由电子层数＝周期序数可知，砷元素在第4周期，由主族序数＝价电子数＝最高正价可知，砷元素位于ⅤA族，最高价氧化物为As2O5，砷酸钠的化学式为Na3AsO4。
(2)根据元素在周期表中的位置与核外电子排布的关系分析。
【答案】　(1)4　ⅤA　As2O5　Na3AsO4　(2)①3d24s2　Ti　②5s25p5　I
【规律方法】　(1)由元素价电子排布式可推知其在周期表中的位置及化合价。
即：①周期序数＝电子层数；
②主族序数＝价电子数(最外层电子数)＝最高化合价；
③主族序数－8＝最低化合价。
(2)由元素在周期表中的位置可推知其价电子排布式。
核
外
电
子
排
布
与
原
子
半
径
[基础·初探]
教材整理　原子半径大小的影响因素和变化规律
1．影响因素
2．变化规律
(1)主族元素
(2)过渡元素：同一周期自左到右原子半径逐渐减小，但变化幅度不大。
(1)原子半径就是最外层电子到原子核的实际距离。(×)
(2)同周期从左到右，原子半径逐渐增大。(×)
(3)同主族元素从上而下，原子半径递增的主要因素是随核外电子增多，其排斥作用增大。(√)
(4)同周期的过渡元素，自左至右原子半径一定减小。(×)
[合作·探究]
不同周期主族元素原子半径的探究
[探究问题]
1．电子层数越多，原子半径越大，对吗？
【提示】　不对。如r(Li)＞r(Cl)。
2．如何比较相邻周期不同主族的两种元素原子的半径？
【提示】　找出其中一种元素的同主族元素作为参照物进行比较，如比较A、B的原子半径，可引入C元素，可得出原子半径大小顺序为A>C>B。
[核心·突破]
判断微粒半径大小的规律
(1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。
(2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。
(3)阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)＜r(Na)，r(S)＜r(S2－)。
(4)电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(N3－)＞r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)，r(S2－)＞r(Cl－)＞r(K＋)＞r(Ca2＋)。
(5)不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)，r(Cu＋)＞r(Cu2＋)。
[题组·冲关]
1．下列微粒半径大小比较正确的是(　　)
A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－
B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋
C．Na＜Mg＜Al＜Si
D．Cs＜Rb＜K＜Na
【解析】　A中四种离子核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小；B中S2－与Cl－，Na＋与Al3＋的核外电子排布分别相同，S2－和Cl－比Na＋和Al3＋多一个电子层，微粒半径大；C中微粒电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，应为Na＞Mg＞Al＞Si；D中微粒为同一主族，电子层数越多，原子半径越大，应为Cs＞Rb＞K＞Na。
【答案】　B
2．下列微粒半径依次增大的是(　　)
A．同一主族元素随着原子序数的递增
B．同一周期的元素随着原子序数的递增
C．Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－
D．P、S、S2－、Cl－
【解析】　依据比较微粒半径大小的规律进行分析，同一主族，随着原子序数的递增，原子的电子层数依次增加，原子半径依次增大，A项正确；同一周期，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，B项错误；C项中各微粒的电子层结构相同，核电荷数越大，半径越小，故半径F－最大，Al3＋最小，C项错误；D项中的微粒半径P＞S，S2－＞Cl－，D项错误。
【答案】　A
3．已知1～18号元素的离子aW3＋、bX＋、cY2－、dZ－都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是(　　)
A．质子数：c>d
B．离子的还原性：Y2－C．氢化物的稳定性：H2Y>HZ
D．原子半径：X>W
【解析】　因四种离子的电子层结构相同，所以质子数a、b、c、d的大小关系应为a>b>d>c，所以氢化物稳定性应为HZ>H2Y，离子的还原性Y2－>Z－。
【答案】　D
4．下列原子和离子：Ca2＋、Br－、Mg2＋，其半径由小到大的顺序是________；在同一周期中，元素的原子半径一般随原子序数的增大而________，这是因为
______________________________________________________________
_____________________________________________________________。
【解析】　可找参照离子Sr2＋，Br－与Sr2＋电子层结构相同，原子序数Br【答案】　r(Mg2＋)【规律总结】　有关微粒半径大小的比较可以按“一层二核三电子”法分析
“一层”：先比较电子层数，一般电子层越多，半径越大。
“二核”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
“三电子”：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。第二节
原子结构与元素周期表第一课时
基态原子的核外电子排布
教学目标
知识与技能
1.理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能用以上规则解释1~36号元素基态原子的核外电子排布；2.能根据基态原子的核外电子排布规则和基态原子的核外电子排布顺序，完成1~36号元素基态原子的核外电子排布式。
过程与方法
1.启发式教学，学生通过联想质疑发现问题，交流研讨解决问题，练习巩固消化问题。2.知识衔接及迁移应用，学生由旧知识推导新知识，并用新知识解释旧知识。
情感态度与价值观
树立发展的认识观，体会认识问题的方法，积极参与活动提高探究能力。
教学重点
1.理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则；2.正确书写1~36号元素基态原子的核外电子排布
教学难点
1~36号元素基态原子及其离子的核外电子排布
教学方法
引导探究法，讲练结合法，讨论回答法
教学准备
学历案
教学过程
教师主导活动
学生主体活动(设计意图)
一.
核外电子在能级中的排布【温故·知新】我们已经知道的基态原子的核外电子的排布规律有哪些
(必修2)
？（1）各电子层最多能容纳
个电子（2）最外层电子数目不超过
个（K层为最外层时不超过
个）；次外层电子数不超过
个（3）核外电子在距核由
到
，能量有
到
的电子层上依次排列【提问】哪些规律通过上节课的学习可以解释原因了呢？【联想·质疑1】基态氖原子的核外电子按怎样的能级顺序依次进行排列呢？基态氩原子的核外电子应按怎样的能级顺序依次进行排列呢？为什么？【迁移·升华】
根据上一节内容，结合原子结构示意图，引导学生推导出Ne原子具体的电子排布情况，并能用电子排布式正确表示其核外电子排布。
写出基态氩原子的电子排布式。【联想·质疑2】基态K原子的原子结构示意图中为什么是2，8，8，1结构，而不是2，8，9结构呢？【迁移·应用】原子核外电子在排布时,
最外层电子数为什么不超过8个 【知识·概括】1.基态原子的核外电子排布原则_______能量最低原则基态原子核外电子在排布时要先占有能量较低的能级，然后再依次进入能量较高的能级，这样使整个原子处于最低的能量状态。基态原子核外电子在原子轨道上的排列顺序为1s,
2s,
2p,
3s,
3p,
4s,
3d,
4p2.表示原子核外电子排布的图示法之一________电子排布式用核外电子分布的能级及各能级上的电子数来表示电子排布的式子。【练习·巩固Ⅰ】1-1
按能量由低到高的顺序排列，正确的一组是(　　)A．1s、2p、3d、4s　　　B．1s、2s、3s、2pC．2s、2p、3s、3p
D．4p、3d、4s、3p1-2（2015安徽高考）N的基态原子核外电子排布式为　
二.
核外电子在原子轨道中的排布【交流
.
研讨1】在同一个原子轨道里的两个电子以何种状态进行排布呢？(以1S轨道为例)【知识·概括】1.基态原子的核外电子排布原则_______泡利不相容原理（1）每个原子轨道上最多容纳2个电子，且一个原子轨道上的电子自旋方向必须相反。（2）在同一原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子。【迁移·升华】
引导学生根据基态Ne原子的电子排布式，书写能表示其电子在轨道上排布情况，反映出泡利不相容原理的轨道表示式，强调其书写时的注意事项。【知识·概括】2.表示原子核外电子排布的图示法之二_______轨道表示式（1）写出基态钠原子的轨道表示式（2）轨道表示式与电子排布式及原子结构示意图之间有哪些联系和区别 【交流·研讨2】写出基态N原子最外层p轨道上的三个电子的可能排布方式。【启发·思考】
从结构分析，N2为什么性质比较稳定？【知识·概括】3.基态原子的核外电子排布原则______洪特规则Ⅰ对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道并且自旋方向相同。【练习·巩固Ⅱ】2-1
写出下列基态原子的轨道表示式P:
2-2
(
2015全国课标Ⅰ)
在基态14C原子中，核外存在　
　对自旋相反的电子2-3
(2011山东高考)氧元素基态原子核外未成对电子数为________个【活动·
探究】（1）写出21~36号元素原子的电子排布式的可行方法有哪些？（2）按照前面介绍的原则和方法，尝试写出24号元素铬原子的核外电子排布式。【知识·概括】4.基态原子的核外电子排布原则______洪特规则Ⅱ洪特进一步指出，能量相同的原子轨道在全满（d10）、半满（d5）和全空（d0）状态时，体系能量低，原子较稳定。练习写出29号元素铜原子的核外电子排布式。【练习·巩固Ⅲ】3-1（2015安徽、浙江高考）（1）Cu的基态原子最外层有　
　个电子（2）Cu2+的电子排布式是　　　
　
3-2
(2014新课标全国Ⅰ)基态Fe原子有________个未成对电子,
Fe3+的电子排布式为　　　
　
3-3（2015海南高考改编）钒在元素周期表中的位置为　
　，其简化的轨道表示式为　
特别提醒：书写电子排布式时，不是按电子排布顺序书写，而是按电子层顺序，同一电子层的各能级必须连在一起。例如Fe的电子排布式应为1s22s22p63s23p63d64s2而不是1s22s22p63s23p64s23d6。【总结·收获】
邀请学生自己总结本节课内容要点。【概括·总结】
基态原子的核外电子排布
能层中的排布
原子结构示意图
复习,思考后口答。启发式引导，学生自行总结出本节课的研究内容及研究方向。以基态氖原子为明线，使核外电子排布规律形象化，具体化。新旧知识自然衔接，重视知识之间的联系与过渡，学生特别容易接受。小组讨论,由小组代表作总结,其他小组进行评价,发现能级排列顺序的特殊情况,并能自己解释以前学过的原理，激发其学习探究的兴趣，并总结出基态原子的核外电子排布原则_______能量最低原则学生由旧知识自行发现问题，思考，探索，得出结论，适时进行练习检测，学习兴趣高涨。同桌讨论，根据第一节内容轻松得出结论，进而引出泡利不相容原理。并强调基础知识重要性，引导学生读课本，做标记。新旧知识衔接，学生根据电子排布式可顺利写出其轨道表示式，强调注意事项，学生在理解中记忆，更有利于知识的掌握。同桌交流，讨论，气氛活跃。学生体会结构决定性质，性质反映结构。巩固提升的同时，发现问题，课本给出简化的轨道表示式，通过对比，使其优势更明显化，便于学生应用。小组讨论，列出方案，并小组小组之间讨论，分析其方案的可行性，最后自行总结出书写方法，而练习时又发现问题，激发学生的探究热情。同类型练习，培养自信。知识点配套练习，使巩固更有针对性，同时在练习中凸现高频考点______离子的电子排布式，分散难点，通过讨论分析，降低其难度，使其也更有针对性，有利于学生的掌握。关键问题，点睛之笔，使其重点突出。学生积极参与，对学习方法的提高有促进作用。展示概括总结，使零散知识系统化，抽象知识具体化，一方面有利于学生对重难点的掌握，同时体现总结的重要性，引导学生学习并学会概括总结，最后指出该节内容的重要性，为下节课的学习奠定基础。
鲁科版选修4
第一章
原子结构
第二节
原子结构与元素周期表
第一课时
基态原子的核外电子排布
编写人：白慧峰
【学习目标】
1.
理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能用以上规则解释1~36号元素基态原子的核外电子排布；
能根据基态原子的核外电子排布规则和基态原子的核外电子排布顺序图，完成1~36号元素基态原
子的核外电子排布式。
【学习过程】
一.
核外电子在能级中的排布
【温故·知新】
我们已经知道的基态原子的核外电子的排布规律有哪些
(必修2)
？
（1）各电子层最多能容纳
个电子
（2）最外层电子数目不超过
个（K层为最外层时不超过
个）；次外层电子数不超过
个（3）核外电子在距核由
到
，能量有
到
的电子层上依次排列
哪些规律通过上节课的学习可以解释原因了呢？
【联想·质疑1】
基态氖原子的核外电子按怎样的能级顺序依次进行排列呢？基态氩原子的核外电子应按怎样的能级顺序依次进行排列呢？为什么？
【联想·质疑2】
基态K原子的原子结构示意图中为什么是2，8，8，1结构，而不是2，8，9结构呢？
1.基态原子的核外电子排布原则_______能量最低原则
基态原子核外电子在排布时要先占有
的能级，然后再依次进入
的能级，这样使整个原子处于最低的能量状态。
基态原子核外电子在原子轨道上的排列顺序为1s，
，
，3s，
，
，3d，
，
┉。适用于大多数基态原子的核外电子排布。
2.
表示原子核外电子排布的图示法之一________电子排布式
用
来表示电子排布的式子。请写出基态氯原子的电子排布式，并用图示法解释箭头所指的每部分的含义。例：
【迁移·应用】原子核外电子在排布时,
最外层电子数为什么不超过8个
【练习·巩固Ⅰ】
1-1
按能量由低到高的顺序排列，正确的一组是(　　)
A．1s、2p、3d、4s　　　B．1s、2s、3s、2p
C．2s、2p、3s、3p
D．4p、3d、4s、3p
1-2（2015安徽高考）N的基态原子核外电子排布式为　
二.
核外电子在原子轨道中的排布
【交流
.
研讨1】
在同一个原子轨道里的两个电子以何种状态进行排布呢？(以1S轨道为例)
1.基态原子的核外电子排布原则_______泡利不相容原理
（1）每个原子轨道上最多容纳______电子，且一个原子轨道上的电子自旋方向必须______。
（2）在同一原子中，
________(填“存在”或“不存在”)运动状态完全相同的两个电子。
2.表示原子核外电子排布的图示法之二_______轨道表示式
意义:
（1）请写出基态钠原子的轨道表示式
（2）轨道表示式与电子排布式及原子结构示意图之间有哪些联系和区别
【交流
.
研讨2】
写出基态N原子最外层p轨道上的三个电子的可能排布方式：
3.基态原子的核外电子排布原则______洪特规则Ⅰ
对于基态原子，电子在_________的轨道上排布时，应尽可能分占_____的轨道并且自旋方向_____。
【练习·巩固Ⅱ】
2-1
写出下列基态原子的轨道表示式
P:
2-2
(
2015全国课标Ⅰ)
在基态14C原子中，核外存在　
　对自旋相反的电子
2-3
(2011山东高考)
氧元素基态原子核外未成对电子数为________个
【活动·
探究】
写出21~36号元素原子的电子排布式的可行方法有哪些？
请你按照前面介绍的原则和方法，尝试写出24号元素铬原子的核外电子排布式
4.基态原子的核外电子排布原则______洪特规则Ⅱ
洪特进一步指出，能量相同的原子轨道在_______（d10）、_______（d5）和______（d0）状态时，体系能量低，原子较稳定。
请你写出29号元素铜原子的核外电子排布式　　　
　
【练习·巩固Ⅲ】
3-1（2015安徽、浙江高考）
（1）Cu的基态原子最外层有　
　个电子
（2）Cu2+的电子排布式是　　　
　
3-2
(2014新课标全国Ⅰ)
基态Fe原子有________个未成对电子,
Fe3+的电子排布式为　　　
　
3-3（2015海南高考改编）
钒在元素周期表中的位置为　
　，其简化的轨道表示式为　
特别提醒：
书写电子排布式时，不是按电子排布顺序书写，而是按电子层顺序，同一电子层的各能级必须连在一起。例如Fe的电子排布式应为1s22s22p63s23p63d64s2而不是1s22s22p63s23p64s23d6。
【概括·总结】
基态原子的核外电子排布
能层中的排布
原子结构示意图
泡利不相容原理
洪特规则
能量最低原理
电子排布式
能级中的排布
原子轨道中的排布
轨道表示式
H：1
S
1
泡利不相容原理
洪特规则
能量最低原理
轨道表示式
电子排布式
能级中的排布
原子轨道中的排布第1节
原子结构模型
名师导航
知识梳理
一、氢原子光谱和玻尔的原子结构模型
1.原子结构模型的发展
（1）公元前400多年，古希腊哲学家把构成物质的最小单位叫做______________。
（2）1803年，英国化学家道尔顿把原子这一哲学名词变为化学中具有确定意义的实在微粒，并建立了______________学说。
（3）1903年，汤姆逊在发现______________的基础上提出了原子结构的“______________”模型，开始涉及原子内部的结构。
（4）1911年，英国物理学家卢瑟福根据α粒子散射实验提出了原子结构的______________模型。
（5）1913年，丹麦科学家玻尔进一步建立起______________的原子结构模型。
（6）20世纪20年代中期建立的______________理论，使人们对原子结构有了更深刻的认识，从而建立了原子结构的______________模型。
2.氢原子光谱
（1）通常所说的光是指人的视觉所能感觉到的在真空中波长介于______________之间的电磁波。不同波长的光在人的视觉中表现出不同的颜色，按波长由长到短依次为______________。实际上，广义的光即电磁波，除了可见光外，还包括______________等。
（2）人们在放电管内充入低压氢气，并在放电管两端的电极间加上高压电时，氢气会放电发光，经光谱仪记录得到的光谱是由具有特定波长，彼此分立的谱线所组成，即为____________________。
3.玻尔的原子结构模型
（1）为揭示氢原子光谱是线状光谱这一实验事实，玻尔在卢瑟福原子模型的基础上提出了核外电子排布的原子结构模型。
（2）玻尔原子结构模型的基本观点：
①原子中的电子在具有______________轨道上绕原子核运动，并不辐射能量。
②在不同轨道上运动的电子具有不同的能量（E），而且能量是______________的，即能量是“一份一份”的，不能任意连续变化而只能取某些______________的数值，轨道能量依n值（1,2，3……）的增大而升高，n称为______________。对氢原子而言，电子处在n=1的轨道时能量最低，称为______________；能量高于基态的状态，称为______________。
③只有当电子从一个轨道（能量为Ei）跃迁到另一个轨道（能量为Ej）时，才会______________能量。如果______________的能量以光的形式表现并被记录下来，就形成了______________。
（3）玻尔的核外电子分层排布的原子结构模型成功地解释了氢原子光谱是______________的实验事实。玻尔的重大贡献在于指出原子光谱源自核外电子在能量不同的轨道之间的跃迁，而电子所处的轨道的能量是______________的。
二、量子力学对原子核外电子运动状态的描述
1.原子轨道与四个量子数
（1）根据量子力学理论，原子中的单个电子的空间运动状态可以用______________来描述，而每个原子轨道由三个只能取整数的量子数______________共同描述。
（2）量子数n称为______________，n的取值为正整数1，2，3，4，5，6……对应的符号为______________等。一般而言，n越大，电子离核的平均距离越远，______________越高，因此将n值所表示的电子运动状态称为______________。
（3）量子数l称为______________。对于确定的n值，l共有______________个值：0、1、2、3……（______________），对应的符号分别为______________等。若两个电子所取的n、l值均相同，就表明这两个电子具有相同的________________。我们用_____________来表示具有相同______________值的电子运动状态，在一个电子层中，l有多少个取值，就表示该电子层有多少个______________。
（4）科学实验发现，在没有外磁场时，量子数n、l相同的状态的能量是相同的；有外磁场时，这些状态的能量就______________，我们用______________m来标记这些状态，对于每一个确定的l，m值可取0，±1，±2，…______________，共______________个值。
（5）高分辨光谱实验事实揭示电子还存在着一种奇特的量子化运动，人们称其为______________。人们用______________ms来描述电子的自旋运动，处于同一原子轨道上的电子自旋运动状态，只能有_____________种，分别用自旋磁量子数ms=_________和ms=__________来描述。
（6）主量子数n对应着______________；主量子数n和角量子数l对应着n电子层中的______________；主量子数n，角量子数l和磁量子数m对应着n电子层中l能级中的______________；自旋磁量子数ms描述的是电子的___________。这样，原子中的电子运动状态可用由量子数______________确定的原子轨道来描述，并取两种______________状态中的一种。
2.原子轨道的图像描述和电子云
（1）根据量子力学理论，可以将原子轨道在空间的分布以图像方式在直角坐标系中表示出来，s轨道在三维空间分布的图形为______________，即原子轨道具有______________性；p轨道在空间的分布特点是分别相对于______________对称，即p原子轨道在空间分布分别沿x、y、z方向。
（2）对于质量非常______________（电子质量仅为9.1×10-31kg），运动速度______________（如在1
000
V电压下加速的电子的速度可高达1.9×107m·s-1）的微观粒子而言，人们不能同时准确地测定它的______________和______________。
为了形象地表示电子在原子核外空间的分布状况，人们常用______________来表示电子在原子核外出现概率的大小。点密集的地方，表示电子在那里出现的______________，这种形象地描述______________的图形称为电子云图。
疑难突破
1.玻尔解决了原子的稳定运动、光谱类型等问题，提出了著名的玻尔原子结构模型。但是实验研究表明，在外磁场作用下，氢原子光谱的谱线会分裂成多条，这是玻尔理论所不能解释的。根据以上知识，试简要回答玻尔理论的缺陷是什么？量子力学是如何解决这一问题的？
剖析：根据玻尔理论，氢原子的一个电子通常在能量最低的轨道（基态）上运动，不释放能量。但当氢原子受到激发（加热或氢放电管放电）时，核外电子获得能量，即由基态跃迁至激发态。而处于激发态的电子极不稳定，它会迅速再跃迁至基态。在此跃迁过程中以光子的形式放出辐射能，发射出光子的频率取决于电子跃迁两轨道能级之差。由于各轨道的能量是不连续的（即量子化的），所以由电子的跃迁而发射出的光的频率也是不连续的，这便是氢原子光谱呈线状光谱的原因。线状光谱与连续光谱在谱线特征上有所不同，线状光谱是不连续的，连续光谱是连续的。
关系为E
0=hν=ΔE=E末-E始。
玻尔理论只能说明在电子发生特定跃迁时，若可以以光的形式将辐射或吸收的能量记录下来，其光谱应当是线状光谱。而在外磁场的作用下，这一特定跃迁将产生多条谱线，玻尔理论无法解释这种现象，表现出这一理论存在缺陷，需要有新理论作出科学说明，于是，产生了量子力学对原子结构模型的描述。
2.如何理解基态、激发态与原子光谱？
剖析：处于最低能量的原子叫做基态原子，基态原子是稳定的，此时电子尽可能地在离核最近的轨道上运动，这时原子的能量最低，若不加外界条件，则电子既不吸收，也不释放能量。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子，此时的原子处于不稳定状态；相反，电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量，吸收或释放的能量都是以光子的形式进行的。因此，我们日常生活中看到的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光、焰火等都与原子核外电子发生跃迁吸收或释放能量有关。不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱，每种原子都有自己特征的光谱。
3.什么是电子云？电子云表示的意义是什么？
剖析：当电子在原子核外很小的空间内做高速运动时，其运动规律跟普通物体不同，它们没有确定的轨道。因此，它们不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描画出它的运动轨迹。我们在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少。电子在原子核外空间一定范围内出现，可以想象为一团带负电荷的云雾笼罩在原子核周围，所以，人们形象地把它叫做“电子云”。电子云密度大的地方，表明电子在核外空间单位体积内出现的机会多；电子云密度小的地方，表明电子在核外空间单位体积内出现的机会少，即只能确定它在原子核各处出现的概率。
问题探究
问题：小明在学习了原子轨道和电子云的知识后，对2pz轨道提出了这样的观点：①它们都表示电子沿着“∞”形围绕原子核运动；②电子云上的小黑点表示一个个电子围绕原子核运动。你认为上述观点正确吗？讲讲你的观点。
探究：电子绕原子核运动是无规律的，没有确定的轨道。这里说的轨道形状表示原子轨道在三维坐标系中的分布情况，而不表示电子运动的轨迹。电子云上的小黑点是利用统计方法得到的结果，表示电子出现的几率，而不表示电子数目。所以，两种说法都不正确。
典题精讲
【例1】玻尔理论不能解释（
）
A.氢原子光谱为线状光谱
B.在一给定的稳定轨道上，运动的核外电子不辐射能量
C.氢原子的可见光区谱线
D.在有外加磁场时氢原子光谱有多条谱线
思路解析：玻尔理论是针对原子的稳定存在和氢原子光谱为线状光谱的事实提出的，有外加磁场时氢原子有多条谱线，玻尔的原子结构模型已无法解释这一现象，必须借助量子力学加以解释。
答案：D
【例2】下列电子层中，包含有f能级的是（
）
A.K电子层
B.L电子层
C.M电子层
D.N电子层
思路解析：K电子层（n=1）中,l的取值只能为0，对应的是1s能级；L电子层（n=2）中，l的取值只能为0或1，对应的是s、p能级（即2s和2p）；M电子层（n=3）中,l的取值有0、1、2,对应的是s、p、d能级（即3s、3p、3d）；N电子层（n=4）中，l的取值有0、1、2、3，对应的能级是s、p、d、f（即4s、4p、4d、4f）。而根据l与n的关系规律，l=3时，n的最小取值是l+1=3+1=4。即只有n≥4的电子层中才有f能级。所以，当n的取值分别是1、2、3时对应的K电子层、L电子层和M电子层中均无f能级。
答案：D
【例3】下列有关n、l、m、ms四个量子数的说法中，正确的是（
）
A.一般而言，n越大，电子离核平均距离越远，能量越低
B.l的数值多少，决定了某电子层不同能级的个数
C.对于确定的n值，m的取值共有2n+1个
D.ms可取±1/2两个数值，数值表示运动状态，正负号表示大小
思路解析：随着n值的增大，电子离核的平均距离越来越远，能量越来越高；n值和l值相同的电子，能量相同，故同一电子层（n值相同）中能级个数取决于l的取值；对于确定的n值，m的取值共有n2个；ms所取的±两个数值都表示电子自旋这一量子化运动的状态，正负号表示自旋方向而不表示大小。
答案：B
【例4】观察1s轨道电子云示意图，判断下列说法正确的是（
）
图13
A.一个小黑点表示1个自由运动的电子
B.1s轨道的电子云形状为圆形的面
C.电子在1s轨道上运动像地球围绕太阳旋转
D.1s轨道电子云的点的疏密表示电子在某一位置出现机会的多少
思路解析：电子云中的小黑点的疏密程度表示电子在原子核外出现概率的大小。点密集的地方，表示电子在那里出现的概率大；点稀疏的地方，表示电子在那里出现的概率小。由图可知，处于1s轨道上的电子在空间出现的概率分布呈球形对称，而且电子在原子核附近出现的概率最大，离核越远。出现的概率越小。图中的小黑点不表示电子，而表现电子曾经出现过的位置。
答案：D
知识导学
本节内容是沿着原子结构发展的历史脉络，以原子光谱事实为线索，介绍了玻尔模型的不足和量子力学的建立。
由原子结构的认识历史来学习原子核外电子的运动特征。
古希腊哲学家德谟克利特认为万物是由大量的不可分割的微粒构成的，并把这些微粒叫原子(希腊文原意是“不可分割”)。
道尔顿是近代原子学说的创始人，他认为物质是由原子构成的，这些原子是不可分割的实心球体，同种原子的性质和质量都相同。
汤姆逊提出的模型认为：原子是带正、负电荷的微粒均匀分布构成的。
核式模型观点：原子是由居于原子中心占有体积“很小”、质量“很大”的带正电的原子核和占有体积“很大”、质量“很小”的带负电的电子构成的。
玻尔认为氢原子的原子核是一个质子，原子核带正电，原子核外有一个电子，带负电。
了解原子结构模型的发展简史，能帮助我们认识到科学认识的形成都是循序渐进的，科学家的伟大之处就在已有知识的基础上，创造性地提出新的思想和方法。
掌握玻尔的原子结构模型的理论要点，不要求用光谱来推出玻尔模型，但需要用玻尔模型来解释氢原子的线状光谱。
为了揭示氢原子光谱是线状光谱这一实验事实,玻尔在卢瑟福原子模型的基础上提出了核外电子分层排布的原子结构模型。
玻尔提出，电子环绕原子核运动时，只有满足一定条件时，运动才是稳定的。这个稳定性条件称为量子化条件。
玻尔假设，电子在围绕原子核运转时，只能处于一些“特定的”能量状态中。这些能量状态是不连续的，称为定态。电子只能处于一个定态中，两个定态之间没有缓冲地带，那里是电子的禁区，电子无法出现在那里。
量子化条件的要求相应地导致稳定氢原子的能量可取值也不能在一定的范围内从小到大连续地变化，而只能是某些特定的分立值。
玻尔理论只能说明在电子发生特定跃迁时，若可以以光的形式将辐射或吸收的能量记录下来，其光谱应当是线状光谱。而在外磁场的作用下，这一特定跃迁将产生多条谱线，玻尔理论无法解释这种现象，表现出这一理论存在缺陷，需要有新理论作出科学说明，于是产生了量子力学对原子结构模型的描述。
主量子数n——层
决定轨道能量的高低。
主量子数n
1
2
3
4
5
6
7……
电子层符号K
L
M
N
O
P
Q
氢原子核外只有一个电子，不存在电子之间的相互作用，能量只决定于主量子数n。
角量子数l——形
决定原子轨道或电子云的形状，与电子运动的轨道角动量有关。
l
0
1
2
3
4……
能级符号
s
p
d
f
g……
轨道符号球形哑铃形花瓣形
磁量子数m——伸
决定电子运动轨道在空间的不同伸展方向。若l=1，表示p能级在空间有三个伸展方向，即有三条不同方向的轨道，用m=0，+1，-1代表。
自旋磁量子数ms——旋
决定电子运动的自旋方向。电子自旋只有顺时针和逆时针两个方向。
ms：
+
-
自旋方向：顺时针
逆时针
箭头示意：↑
↓
电子的运动状态可以用四个量子数来规定。其中n，l和m三个量子数确定电子在空间运动的轨道，称为原子轨道。当然电子运动并不是真有确定的轨道，量子力学理论认为电子在整个原子空间都有可能出现，只是在各处出现的概率密度不同，因而运动状态也不同。电子不仅在核外空间不停地运动，而且还做自旋运动，自旋量子数ms规定电子自旋运动状态。所以，电子的运动状态通常由n、l、m三个量子数决定轨道运动，由ms决定自旋运动。
由于电子的运动状态决定电子的能量（能级），电子在原子轨道上的分布特点决定其反应性能，因此了解和掌握各种原子轨道的特点，对于认识原子的结构和性质，以及进一步了解原子化合为分子的过程都有重要意义。
认识原子核外电子的运动状态，不可能像宏观运动物体那样有确定的轨道，可以用电子云来形象地描述电子在核外各处出现的概率。
电子云是电子在核外空间各处出现概率密度大小的形象化描述。
注意：①电子云是一个形象化描述。
②一个小黑点不代表一个电子。
③电子云的疏密代表电子在那里出现的概率密度的大小。
疑难导析
人们对客观世界的认识是逐步深入的，当通过理论推导出的结论与实验事实产生矛盾时，我们就要寻求新的理论去解释新出现的实验事实。所以，理论是随着人们对客观世界认识的深入而不断发展变化的。
首先明确玻尔模型把电子看成一经典粒子，推导中应用了经典物理学，使用了轨道的概念，所以玻尔理论不是彻底的量子理论。其次说明量子力学在玻尔轨道的基础上提出了用多个量子数来标记的轨道，电子在同一主量子数的不同轨道间跃迁会产生多条谱线，如图1-1、图1-2所示。
图1-1
玻尔理论揭示了线状光谱
图1-2
量子力学揭示了多重谱线
从原子中电子能量变化的角度去认识光产生的原因。
联系原子的电子排布所遵循的构造原理，理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念，并利用这些概念解释光谱产生的原因。
对于光谱分析的应用可举例说明，如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦，化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在含量。
还可以在课后查阅光谱分析方法及应用的有关资料以扩展自己的知识面。
把电子运动与普通物体运动对比来理解电子云。
可以把电子云想象成你手持一架虚拟的高速照相机拍摄电子，然后把所有照片叠加在一起得到的图像。
要清楚电子云图是否为概率分布图，氢原子的电子云是否呈球形对称，在离核近的地方电子云密度如何，离核远的地方电子云密度如何，在离核近的地方单位体积内电子出现的机会怎样，在离核远的地方单位体积内电子出现的机会怎样。
问题导思
根据原子轨道和电子云的定义，以及教材中原子轨道图像和电子云图进行分析。
先要分析电子绕原子核运动有无规律，有无确定的轨道；所说的轨道形状是表示原子轨道在三维坐标系中的分布情况，还是表示电子运动的轨迹；电子云上的小黑点是表示电子出现的几率，还是表示电子数目。在此基础上就能找到探究该问题的方法。
典题导考
绿色通道：氢原子光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱。玻尔理论成功地解释了氢原子光谱，但对多电子原子的光谱却遇到困难。另外原子中没有确定的半径，原子半径是电子运动出现的“区域”。
【典题变式1】下列说法正确的是（
）
A.氢光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱之一
B.“量子化”就是不连续的意思，微观粒子运动均有此特点
C.玻尔理论不但成功解释了氢原子光谱，而且还推广到其他原子光谱
D.原子中电子在具有确定半径的圆周轨道上像火车一样高速运动着
答案：B
绿色通道：主量子数（n）是决定电子能量的主要因素，角量子数确定原子轨道的形状并在多电子原子中和主量子数一起决定电子的能级。
【典题变式2】能说明两个电子具有相同的能级的量子数为（
）
A.n
B.n、m
C.n、l
D.m、l
答案：C
绿色通道：主量子数n取正整数，角量子数l最小值为0，最大取n-1，而磁量子数m可取0，±1、±2……，±l；共（2l+1）个值。自旋磁量子数ms，表示一种奇特的电子的量子化运动状态，与原子轨道无关。
判断给出的各组量子数的组合是否合理的方法：首先确定n、l、m关系n＞l≥m，l和m可以为零，但n和ms不可为0，n、l、m可有多种取值，而ms只有两个取值为±。
【典题变式3】下列几组量子数能够同时存在的是（
）
A.3，2，2，-
B.3，0，-1，+
C.2，2，2，2
D.1，0，0，0
答案：A
绿色通道：电子云图中的黑点绝无具体数目的意义，而有相对多少的意义。单位体积内黑点数目较多（黑点密度较大），表示电子在该空间的单位体积内出现的机会相对较大；单位体积内黑点数目相对较少（黑点密度较小），表示电子在该空间的单位体积内出现的机会相对较小。
电子的运动无宏观物质那样的运动规律，但有它自身的规律。电子云就是人们采用的描述电子运动规律的形象比喻，电子云图恰当地表示了电子运动的规律。
【典题变式4】下列关于氢原子电子云图的说法正确的是（
）
A.黑点密度大，电子数目大
B.黑点密度大，单位体积内电子出现的机会大
C.电子云图是对电子运动无规律的描述
D.电子云图描述了电子运动的客观规律
答案：BD第1章
原子结构
第1节
原子结构模型1
课堂互动
三点剖析
重点一：原子结构模型的演变过程
道尔顿原子学说→汤姆逊“葡萄干布丁”模型→卢瑟福核式模型→玻尔电子分层排布模型→量子力学模型。
人类对原子结构的认识经历了一个漫长，不断深化的过程，这有利于培养我们的正确的科学发展观。
重点二：氢原子光谱和玻尔的原子结构模型
玻尔的核外电子分层排布的原子结构模型成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。玻尔的重大贡献在于指出了原子光谱源自核外电子在能量不同的轨道之间的跃迁，而电子所处的轨道的能量是量子化的。
谱线的波长或频率与能级间能量差所具有的关系可用下式表示：
E0-hυ=ΔE=E末-E始。ΔE为两轨道的能量差。
玻尔指出,原子核外电子在具有确定能量的轨道上运动,当原子不受外界影响时,电子既不吸收能量也不放出能量。不同的原子轨道具有不同的能量,轨道能量的变化是不连续的,即量子化的。当电子吸收了能量(如光能、热能等)后，就会从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上。处于能量较高轨道的电子不稳定，会回到能量较低的轨道上，当电子从能量较高的轨道回到能量较低的轨道时发射出光子，发出光的波长取决于两个轨道的能量之差。
重点三：原子轨道电子云
量子力学中的轨道的含义已与玻尔原子结构模型中轨道的含义完全不同，它既不是圆形轨道，也不是指固定轨迹。
注意：①电子云的含义、电子云示意图的描述都是比较容易出错的地方，希望大家引起足够重视。②所谓电子在核外出现的概率大小，用通俗的话说就是电子在核外空间单位体积内出现的机会多少。
下表总结了量子数的取值范围和符号表示。
量子数和原子轨道
主量子数n
角量子数l
磁量子数m
取值
符号
取值
符号
取值
1
K
0
s
0
2
L
0
s
0
1
p
0，±1
3
M
0
s
0
1
p
0,±1
2
d
0,±1,±2
原子轨道
自旋磁量子数ms
原子轨道个数
符号
取值
亚层
层
1s
1
1
2s
1
4
2px,2py,2pz
3
3s
1
9
3px,3py,3pz
3
3dxy,3dyz,3dxz,3
5
从表中可以看出，四个量子数的取值必须遵守下列要求：l≤n-1,|m|≤l,ms只能取中的一种。
各个击破
【例1】
下列对不同时期原子结构模型的提出时间排列正确的是(
)
①电子分层排布模型
②“葡萄干布丁”模型
③量子力学模型
④道尔顿原子学说
⑤核式模型
A.①③②⑤④
B.④②③①⑤
C.④②⑤①③
D.④⑤②①③
解析：①电子分层排布模型由玻尔1913年提出；②“葡萄干布丁”模型由汤姆逊1903年提出；③量子力学模型于1926年提出；④道尔顿原子学说于1803年提出；⑤核式模型由卢瑟福于1911年提出。
答案：C
【例2】
下列关于光谱的说法正确的是(
)
A.炽热固体、液体和高压气体发出的光生成连续光谱
B.各种原子的线状光谱中的明线和它的吸收光谱中的暗线必定一一对应
C.气体发出的光只能产生线状光谱
D.甲物质发出的白光通过低温的乙物质蒸气可得到甲物质的吸收光谱
解析：由于通常看到的吸收光谱中的暗线比线状光谱中的亮线要少一些，所以B选项不对，而气体发光时，若是高压气体发光形成连续光谱，若是稀薄气体发光形成线状光谱，故C选项也不对，甲物质发出的白光通过低温的乙物质蒸发后，看到的乙物质的吸收光谱，所以上述选项中只有A正确。
答案：A
类题演练
1
当氢原子的一个电子从第二能级跃迁到第一能级时，发射出光的波长是121.6
nm;当电子从第三能级跃迁到第二能级时，发射出光子的波长是656.3
nm。
试回答：
(1)哪一种光子的能量大？说明理由。
(2)求氢原子中电子的第三和第二能级的能量差及第二和第一能级的能量差。说明原子中的能量是否连续。
解析：(1)由公式E=hγ得E=,λ愈小，E愈大，所以第一种光子能量大。
(2)由公式，可得(代入题中数据)ΔE2.1=1.63×10-18
J
ΔE3.2=3.03×10-19
J。
答案：(1)第一种光子的能量大。由公式E=hγ得E=,λ愈小，E愈大，所以第一种光子能量大。
(2)ΔE2.1=1.63×10-18
J
ΔE3.2=3.03×10-19
J原子中的能量是不连续的。
【例3】
下列各组用四个量子数来描述核外电子的运动状态，哪些是合理的？哪些是不合理的？并说明理由。
(1)n=2
l=1
m=0
ms=
(2)n=3
l=3
m=2
ms=
(3)n=3
l=2
m=2
ms=
(4)n=4
l=2
m=3
ms=
(5)n=2
l=1
m=1
ms=-1
解析：根据量子数取值相互限制性，它们的取值是：l由此可以判断。
答案：(1)合理。
(2)不合理，因取值l=n,错。
(3)合理。
(4)不合理，因取值m>l，错。
(5)不合理，因ms只能取或。
类题演练
2
下列对四个量子数的说法正确的是(
)
A.电子的自旋量子数是，在某一个轨道中有两个电子，所以总自旋量子数是1或是0
B.磁量子数m=0的轨道都是球形的轨道
C.角量子数l的可能取值是从0到n的正整数
D.多电子原子中，电子的能量取决于主量子数n和角量子数l
解析：轨道的形状由角量子数l决定，磁量子数决定轨道的空间的分布特点，实际上m=0的轨道可以是球形，也可以是其他形状。角量子数的可能取值是从0到(n-1)的正整数。
答案：D
类题演练
3
s、3s、3s1各代表什么意义？
答案:s:是原子轨道符号，表示l=0、m=0的电子运动状态，其空间图像为球形。
3s:代表第三层中的s原子轨道，即n=3，l=0，m=0的电子运动状态。
3s1:代表第三层s轨道中的一个电子。即n=3，l=0，m=0，ms=或的电子运动状态。第2课时
原子核外电子运动
(时间：30分钟)
1．首次将量子化概念应用到原子结构，并解释了原子的稳定性的科学家(　　)。
A．道尔顿
B．爱因斯坦
C．玻尔
D．普朗克
2．下列符号表示的轨道中具有球对称性的是
(　　)。
A．7s
B．4f
C．5d
D．3p
3．n、l、m确定后，仍不能确定该量子数组合所描述的原子轨道的
(　　)。
A．数目
B．空间伸展方向
C．能量高低
D．电子数目
4．下列关于四个量子数的说法中，正确的是
(　　)。
A．电子的自旋磁量子数是±，表示一个原子轨道中的2个电子的运动状态
完全相反
B．磁量子数m＝0的轨道都是球形的轨道
C．角量子数l的可能取值是从0到n的正整数
D．多电子原子中，电子的能量决定于主量子数n和角量子数l
5．下面关于多电子原子核外电子的运动规律的叙述正确的是
(　　)。
A．核外电子是分层运动的
B．所有电子在同一区域里运动
C．能量高的电子在离核近的区域运动
D．不同能量的电子在核外运动占有的区域形状可能不同
6．对于原子核外电子以及电子的运动，下列描述正确的是
(　　)。
①可以测定某一时刻电子所处的位置　②电子质量很小且带负电荷　③运
动的空间范围很小　④高速运动　⑤有固定的运动轨道　⑥电子的质量约
为质子质量的
A．①②③
B．②③④⑥
C．③④⑤⑥
D．⑤⑥
7．下面有关“核外电子的运动状态”的说法，其中错误的是
(　　)。
A．能级是描述电子运动的电子云形状
B．只有在电子层、能级、电子云的伸展方向及电子的自旋状态都确定时，
电子的运动状态才能被确定下来
C．必须在B项所述四个方面都确定时，才能确定组成每一电子层的最多轨
道数
D．电子云伸展方向与能量大小是无关的
8．关于npx和npy的叙述中，正确的是
(　　)。
A．它们是同一条轨道
B．二者能量相同
C．二者电子云在空间的伸展方向相同
D．电子云形状不同
9．在1s、2px、2py、2pz轨道中，具有球对称性的是
(　　)。
A．1s
B．2px
C．2py
D．2pz
10．下列有关电子云的叙述中，正确的是
(　　)。
A．电子云形象地表示了电子在核外某处单位体积内出现的概率
B．电子云直观地表示了核外电子的数目
C．1s电子云界面图是一个球面，表示在这个球面以外，电子出现的概率为
零
D．电子云是电子绕核运动形成的一团带负电荷的云雾
11．对于s轨道及s电子云，下列说法正确的是
(　　)。
A．某原子s轨道的能量随主量子数n的增大而增大
B．s电子在以原子核为中心的球面上出现，但其运动轨迹测不准
C．s能级有自旋方向相反的两原子轨道
D．s轨道的电子云图为球形，说明电子在空间各位置出现的机会相等
12．解释下列名词：
(1)原子轨道　(2)能量量子化第3节
原子结构与元素的性质
第2课时
元素的电负性及其变化规律
【教学目标】
1.了解电负性的概念及内涵；
2.认识主族元素电负性的变化规律并能给予解释。
3.了解化合价与原子结构的关系。
【教学重点】电负性概念及其变化规律。
【教学难点】电负性变化规律
【教学媒介】多媒体演示
【教学方法】诱导——启发式、演绎推理和逻辑探究相结合教学
【教学过程】
教学环节
活动时间
教学内容
教师活动
学生活动
设计意图
一、复习旧课
2分钟
第一电离能的变化规律，并解释为什么N的第一电离能大于O的第一电离能
学生回答问题
复习强化上一节课的知识点
二、联想·质疑
3分钟
电子亲和能
第一电离能是原子失电子能力的定量描述，那么原子得电子能力的有如何用定量去描述呢？
阅读电子亲和能
引起学生知识的冲突，激发学习动机
找出电子亲和能的变化规律
学生讨论：没有规律研究电子亲和能没有太多的意义
三、新课
20分钟
1.电负性的概念
思考与交流：1、电负性的概念：2、电负性的数值：3、电负性的意义：
学生自学回答问题1、元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。2、以氟元素的电负性数值为4。无单位。3、（1）、电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强，反之越弱。（2）、电负性大于2的元素大部分为金属元素，小于2的元素大部分为非金属元素。（3）电负性大，元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。（4）判断原子间成键的类型。一般两元素电负性的差值大于1.7，易形成离子键，差值小于1.7，易形成共价键。
培养自学能力
2.电负性的变化规律
读图，找规律
同周期，从左到右：电负性依次增大同主族，从上到下：电负性依次减小
培养读图能力和分析归纳的能力。
化合价与电子排布的关系3.电负性的意义
元素的最高正价等于它所在的族序数（除Ⅷ族和0族外）反映了原子间的成键能力和成键类型
阅读课本总结规律：1.一般认为：
电负性大于2.0的元素为非金属元素电负性小于2.0的元素为金属元素。2.一般认为：
如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成离子键
如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成共价键3.电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；
电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
四、概括整合
5分钟
电负性的概念电负性的变化规律电负性的意义
分析第一电离能的数据与电负性的数据的关系，将电负性与第一电离能变化规律的统一起来
学会比较学习
练习
分值
评分
1、下列各组元素按电负性大小顺序排列正确的是：A.F>N>O
B.O>Cl
C.As>P>H
D.Cl>S>As
20分

2、电负性为4.0的元素，在化合物中一般现：A.正价
B.负价
C.即显正价有显负价
D.不能确定
20分

3、电负性差值为零时，可形成：A.极性共价键
B.非极性共价键
C.金属键
D.离子键
20分

4、写出下列元素原子的电子排布式，并给出原子序数和元素名称。（1）第三个稀有气体元素。（2）第四周期的第六个过渡元素。（3）电负性最大的元素。（4）3p半充满的元素。（5）1～36号元素中，未成对电子数最多的元素。（6）
1～36号元素中，第一电离能最小的元素
40分
【板书设计】
二、元素的电负性及其变化规律
电负性的概念
电负性的变化规律
3.
电负性的意义第2课时　元素的电负性及其变化规律
课程学习目标
1.了解电负性的含义及其变化规律。
2.能应用元素的电负性说明元素的某些性质。
知识记忆与理解
知识体系梳理
　　元素的电负性及其变化规律
1.元素电负性的概念:元素的原子在化合物中
电子的能力。
2.元素电负性的周期性变化规律
(1)同周期:从左到右,元素电负性由
到
稀有气体除外)。
(2)同主族:从上到下,元素电负性由
到
。
由以上规律得出:元素周期表中,右上角
元素的电负性最大,左下角
元素的电负性最小。
3.元素电负性的应用
(1)元素的电负性可以用来判断元素为金属元素还是非金属性元素
电负性>2为
元素,
电负性<2为
元素。
(2)元素的电负性可以用来比较元素非金属性的强弱以及原子得电子能力的强弱
元素A和B,若电负性:χA>χB,则非金属性:A
B,得电子能力:A
B。
(3)元素电负性的差值可以用来判断化学键的类型
χA-χB>1.7,所形成的化学键为
;χA-χB<1.7,所形成的化学键为
。
(4)元素的电负性还可以判断化合物中元素化合价的正负
若元素A和B形成的化合物中,电负性χA>χB,则A呈
价,B呈
价。
基础学习交流
1.元素的电负性大其第一电离能也一定大吗
2.根据电负性大小判断ICl中各元素的化合价。
3.查找Cl和Al的电负性数据,判断AlCl3是共价化合物还是离子化合物
预习检测
1.下列四种元素:①C　②N　③F　④O,电负性由大到小的顺序为
(　　)。
A.①②③④　　　　
　B.④③②①
C.③④②①
D.③④①②
2.关于氮族元素(用R代表)的下列叙述不正确的是
(　　)。
A.电负性比同周期的氧族元素大
B.氢化物的通式为RH3
C.电负性由上到下递减
D.第一电离能由上到下递减
3.在下列空格中,填上适当的元素符号。
(1)在第三周期中,第一电离能最小的元素是　　　　,第一电离能最大的元素是　　　　。
(2)在元素周期表中,电负性最大的元素是　　　　,电负性最小的元素是　　　　(不包括放射性元素)。它们形成的化合物的电子式是　　　　。
(3)第二、三、四周期元素原子中p轨道半充满的元素是　　　　。
思维探究与创新
重点难点探究
　　探究:电负性及其变化规律
互动探究
下图为第三周期元素电负性的柱状图。
(1)根据如图规律推测电负性的大小:Be　　　　(填“>”或“<”,下同)B,N　　　　O。
(2)电子层数相同时,最外层电子数越多,电负性越　　　　;最外层电子数相同时,电子层数越多,电负性越　　　　。
(3)元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
探究拓展
1.电负性的大小与哪些因素有关
2.如何理解同周期元素电负性的递变规律
3.如何理解同主族元素电负性的递变规律
技能应用与拓展
当堂检测
1.下列有关电负性的说法中正确的是(　　)。
A.主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大
B.在元素周期表中,同周期元素电负性从左到右越来越小
C.金属元素电负性一定小于非金属元素电负性
D.在形成化合物时,电负性越小的元素越容易显正价
2.元素电负性随原子序数的递增而增大的是(　　)。
A.Li、Na、K　　　　　B.N、P、As
C.O、S、Cl
D.Si、P、Cl
3.已知X、Y元素同周期,且电负性X>Y,下列说法错误的是(　　)。
A.第一电离能:Y小于X
B.气态氢化物的稳定性:HmY小于HnX
C.最高价含氧酸的酸性:X对应的酸性强于Y对应的
D.X和Y形成化合物时,X显负价,Y显正价
4.下面给出了7种元素的电负性数值:
元素
Al
B
Be
C
Cl
S
X
电负性数值
1.5
2.0
1.5
2.5
2.8
2.5
1.0
请结合元素周期律的知识回答下列问题:
(1)X属于　　　　(填“金属”或“非金属”)元素。
(2)经验规律告诉我们:当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时,所形成的一般为离子键;当电负性差值小于1.7时,所形成的一般为共价键。试推断AlCl3中的化学键类型:　　　　。
(3)Cl与S形成的化合物中,显正化合价的是　　　　。
总结评价与反思
思维导图构建
学习体验分享
参考答案
参考答案
知识记忆与理解
知识体系梳理
1.吸引
2.
(1)小
大
(2)
大
小
氟
钫
3.
(1)非金属
金属
(2)
>
>
(3)离子键
共价键
(4)负价
正
基础学习交流
1.【答案】电负性的大小与第一电离能的大小有一定的一致性,但没有绝对的一致,如镁的电负性比铝小,但镁的第一电离能比铝大。
2.【答案】I为+1价,Cl为-1价。
3.【答案】电负性χCl=3.0,电负性χAl=1.5,χCl-χAl=1.5<1.7,所以AlCl3是共价化合物。
预习检测
1.【答案】C
2.【解析】电负性比同周期氧族元素小。
【答案】A
3.【答案】(1)Na;Ar
(2)F;Cs;Cs+]-
(3)N、P、As
思维探究与创新
重点难点探究
互动探究
【解析】根据电负性的周期性递变规律确定。
【答案】(1)<;<
(2)大;小
(3)电负性越大,非金属性越强;电负性越小,金属性越强
探究拓展
1.【答案】原子半径、核电荷数。
2.【答案】同周期元素从左到右原子半径逐渐减小,核电荷数逐渐增多,原子核吸引电子的能力逐渐增强,电负性逐渐增大。
3.【答案】同主族元素从上到下原子半径逐渐增大,原子核吸引电子的能力逐渐减弱,电负性逐渐减小。
技能应用与拓展
当堂检测
1.【解析】稀有气体的电负性比较小,C项错误。
【答案】D
2.【解析】同周期,从左向右,电负性越来越大;同主族,自上而下,电负性越来越小。A、B中均为同一主族,电负性随着原子序数的增大而减小。C中,O、S同主族,电负性O>S,S、Cl同周期,电负性Cl>S。D中为同一周期元素,电负性随原子序数的递增而增大。
【答案】D
3.【解析】据电负性X>Y推知,原子序数X>Y,由于同周期元素,第一电离能从左到右呈增大趋势,但有反常,如ⅡA族和ⅤA族元素,原子结构为全满和半充满状态,电离能比相邻元素的高,如电负性O>N,而第一电离能N>O,A项错误;氢化物稳定性HmY小于HnX,B项正确;最高价含氧酸的酸性X的强于Y,C项正确;电负性大的吸引电子能力强,化合物中显负价,电负性小的吸引电子能力弱,化合物中显正价。
【答案】A
4.【解析】(1)金属的电负性一般小于1.8,X元素电负性为1,属于金属。
(2)Al、Cl的电负性差值=2.8-1.5=1.3<1.7,AlCl3中的化学键类型是共价键。
(3)Cl的电负性大于S,因此Cl吸引电子能力强,显负价,S显正价。
【答案】(1)金属
(2)共价键
(3)S第2课时　核外电子排布与元素周期表、原子半径
课程学习目标
1.理解核外电子排布与周期、族的划分与周期表的分区。
2.认识原子半径的周期性变化。
3.体会元素周期律蕴含的辩证唯物主义思想以及对认识物质世界的指导作用。
知识记忆与理解
知识体系梳理
一、核外电子排布与元素周期表
1.核外电子排布与周期的划分
(1)同周期元素种类数目
周期
1
2
3
4
5
6
元素数目
2
8
8
18
18
32
(2)元素的价电子排布的规律和特点
①第2、3周期从左到右,元素原子的价电子排布呈现从
到
的变化。
②第4周期从左到右,元素原子的价电子排布从4s1经过
逐渐过渡到4s24p6。
③第5、6周期元素原子的价电子排布变化规律同第4周期。
2.核外电子排布与族的划分
族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关。一般说来,同族元素的价电子数目相同。
(1)主族元素价电子全部排布在最外层的
或
轨道上。主族元素所在族的序数等于该元素原子的⑦
。例如镁原子的价电子排布为
,镁元素属于ⅡA族;除氦元素外,稀有气体元素原子的最外电子层排布均为
。
(2)过渡元素的价电子排布为
,ⅢB~ⅡB的价电子的数目与族数相同。例如金属锰的价电子排布为
,价电子数为
对应的族序数为
。ⅠB、ⅡB则是根据ns轨道上是有一个还是两个电子来划分的。
二、元素周期表中区的划分
1.根据元素原子价电子排布的特征,可将元素周期表分成5个区域:
和f区。具体地说是根据最后一个电子填充在何原子轨道上来分区。
2.元素周期表中对应区的名称如下:
3.各区元素的特点
(1)s区元素:价电子只出现在s轨道上的元素。价电子排布为
,主要包括ⅠA和ⅡA族元素,这些元素除氢以外都是活泼的金属元素,容易失去1个或2个电子形成+1价或+2价离子。
(2)p区元素:价电子出现在p轨道上的元素(s
轨道上的电子必排满)。价电子排布为
,主要包括周期表中ⅢA族到ⅦA族和0族。这些元素随着最外层电子数的增加,原子失去电子变得越来越困难,得到电子变得越来越容易。除氢以外的所有非金属元素都在p区。
(3)d区元素:价电子出现在d轨道上的元素。价电子排布为
,主要包括周期表中
到
族和Ⅷ族,d区元素全是
元素。这些元素的核外电子排布的主要区别在(n-1)d的d轨道上。由于d轨道未充满电子,因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成。
(4)ds区元素:ds区元素与s区元素的主要区别是s
元素没有(n-1)d电子,而ds区元素的(n-1)d轨道全充满,因此ds区元素的价电子排布是
。包括
和
,全是金属元素。
(5)f区元素:包括镧系元素和锕系元素,它们的原子的价电子排布是(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2,电子进入原子轨道(n-2)f中。由于最外层的电子基本相同,(n-1)d的电子数也基本相同,因此镧系元素和锕系元素的化学性质非常相似。
三、核外电子排布与原子半径
原子半径递变规律
(1)同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐
。其主要原因是核电荷数的增加,使原子核对电子的引力增加而带来原子半径
的趋势
增加电子后电子间斥力增大带来原子半径
的趋势。
(2)同主族元素从上到下,原子半径逐渐
。其主要原因是电子层数的增加,使核电荷增加对电子所施加的影响处于次要地位,电子间的排斥作用占了主要地位。
(3)同一周期的过渡元素,自左到右原子半径的减小幅度越来越小,因为增加的电子都分布在内层d轨道上,它对
与
大致相当,使
的变化幅度不大。
基础学习交流
1.具有下列电子层结构的元素位于周期表的哪一个区
①ns2　②ns2np5　③(n-1)d5ns2　④(n-1)d10ns2
2.某元素基态(能量最低状态)原子最外层为3d54s1,它位于周期表中哪个区 哪个周期 哪个族
预习检测
1.下列表示元素基态原子的电子排布式,其中属于第3周期元素的是(　　)。
A.1s22s1　　　　　　　　　B.1s22s22p5
C.1s22s22p63s2
D.1s22s22p63s23p64s1
2.按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区,下列元素属于p区的是(　　)。
A.Fe　　　　B.Mg　　　　C.P　　　　D.Cu
3.完成下表空白处:
原子序数
15
元素符号
价电子排布式
3d74s2
周期表中的位置
第四周期ⅡA族
所属区
思维探究与创新
重点难点探究
　　探究:原子结构与周期表的关系
互动探究
写出下列价电子排布所对应的元素在元素周期表中的位置和所属的区。
A.4s24p5
　B.3d54s1　C.4d105s2　D.5s1　E.3d74s2　F.6s26p6
探究拓展
副族元素及第Ⅷ族元素的族序数与其对应元素的价电子排布有什么联系
技能应用与拓展
当堂检测
1.某元素基态原子的电子排布式为[Ar]3d74s2,它在元素周期表中的位置是(　　)。
A.第3周期ⅡB族　　　　　B.第4周期ⅡB族
C.第4周期ⅦB族
D.第4周期Ⅷ族
2.下列各组元素都属于p区的是(　　)。
A.原子序数为1、2、7的元素
B.O、S、P
C.Fe、Ar、Cl
D.Na、Li、Mg
3.下列说法正确的是(　　)。
A.第三周期共有8种元素,从左到右,价电子排布从3s1~3s23p8
B.第二周期主族元素原子半径最大的是F
C.同主族元素原子半径从上到下依次增大,离子半径依次减小
D.元素周期表中d区元素全部是金属
4.甲元素是第三周期p区元素,其最低化合价为-1价;乙元素是第四周期d区元素,其最高化合价为+4价,请将表格补充完整。
元素
价电子排布
周期
族
金属或非金属
甲
乙
总结评价与反思
思维导图构建
学习体验分享
参考答案
知识记忆与理解
知识体系梳理
一、
1.
(2)①ns1
ns2np6
②
3d1~104s1~2
2.(1)
ns
np
价电子数。
3s2
ns2np6。
(2
(n-1)d1~10ns1~2
3d54s2
7
ⅦB
二、1.
s区、p区、d区、ds区
3.(1)
ns1~2
(2)
ns2np1~6
(3)
(n-1)d1~9ns1~2
ⅢB族
ⅦB族
金属
(4)
(n-1)d10ns1~2
ⅠB族
ⅡB族
三、
(1
减小
减小
大于增
增大
(2)增大
(3)
外层电子对排斥作用
核电荷增加带来的对电子的有效吸引作用
有效核电荷
基础学习交流
1.【答案】①s区　②p区　③d区　④ds区
2.【答案】d区;第四周期ⅥB族
预习检测
1.【答案】C
2.【解析】p区元素包括ⅢA~ⅦA以及0族元素。Fe位于d区,Mg位于s区,Cu位于ds区,P位于p区。
【答案】C
3.　　【答案】
原子序数
15
20
27
元素符号
P
Ca
Co
价电子排布式
3s23p3
4s2
3d74s2
周期表中的位置
第三周期ⅤA族
第四周期ⅡA族
第四周期Ⅷ族
所属区
p区
s区
d区
思维探究与创新
重点难点探究
互动探究
【解析】元素所在的周期数=电子层数,族序数=价电子数,元素所属的区决定于最后一个电子填入的轨道类型。如4s24p5,共有4个电子层,位于第4周期,最外层有7个电子,为ⅦA族,最后一个电子填在p轨道上,故属p区。
【答案】
选项
A
B
C
D
E
F
位置
第4周期ⅦA族
第4周期ⅥB族
第5周期ⅡB族
第5周期ⅠA族
第4周期Ⅷ族
第6周期0族
区
p
d
ds
s
d
p
探究拓展
【答案】副族元素:周期表中共有ⅠB~ⅦB七个副族。凡最后一个电子填入(n-1)d亚层上的都属于副族;ⅢB~ⅦB族元素,价电子总数等于(n-1)d、ns两个轨道电子数目的总和,也等于其族数。ⅠB、ⅡB族由于其(n-1)d轨道已经填满,所以最外层ns轨道上电子数等于其族序数。
Ⅷ族:它处在周期表的中间,共有3个纵列。第四周期Ⅷ族最后1个电子填在3d轨道上,与副族元素同属于过渡元素,价电子总数是8~10。此族元素在化学反应中的价数并不等于族序数。
技能应用与拓展
当堂检测
1.【解析】由[Ar]3d74s2可知该元素位于第4周期,又由价电子数之和为7+2=9可知,位于第4周期第9纵列,为第Ⅷ族。
【答案】D
2.【解析】A项中的氢元素及D项中的Na、Li、Mg均属于s区,C项中的Fe属于d区。
【答案】B
3..【解析】第三周期共有8种元素,从左到右,价电子排布从3s1~3s23p6,A项错误;第二周期原子半径最大的元素是Li,B项错误;同主族元素离子半径从上到下依次增大,C项错误。
【答案】D
4.【解析】根据题意,甲元素处于周期表p区,为主族元素,其最低化合价为-1价,则它的价电子排布为3s23p5;乙元素处于第四周期d区,其最高化合价为+4价,所以它的价电子排布为3d24s2。
【答案】
元素
价电子排布
周期
族
金属或非金属
甲
3s23p5
3
ⅦA
非金属
乙
3d24s2
4
ⅣB
金属原子结构
第1节
原子结构模型（第1课时）
夯基达标
1在物质结构研究的历史上，首先提出原子是一个实心球体的是(　　)
A．汤姆逊　　
　B．卢瑟福
C．道尔顿　　
　D．玻尔
2玻尔理论不能解释(　　)
A．氢原子光谱为线状光谱
B．在一给定的稳定轨道上，运动的核外电子不辐射能量
C．电子从一个轨道(能量为Ei)跃迁到另一个轨道(能量为Ej)时会辐射或吸收能量，且该能量与两个轨道的能量差有关
D．有外加磁场时氢原子光谱增加多条谱线
3对充有氖气的霓虹灯管通电，灯管发出红色光。产生这一现象的主要原因是(　　)
A．电子由激发态向基态跃迁时以光的形式释放能量
B．电子由基态向激发态跃迁时吸收除红光以外的光线
C．氖原子获得电子后转变成发出红光的物质
D．在电流的作用下，氖原子与构成灯管的物质发生反应
4首次将量子化概念应用到原子结构，并解释了原子的稳定性的科学家是(　　)
A．道尔顿　　
　B．门捷列夫
C．波尔　　
　
D．卢瑟福
5现在，科学家研究发现，质子和中子里面还有更小的微粒夸克，夸克是基本微粒不可分。目前普遍认为，质子和中子都是由称为u夸克和d夸克的两类夸克组成。u夸克带电量为2/3e，d夸克带电量为－1/3e，e为基元电荷。下列论断可能正确的是(　　)
A．质子由1个u夸克和1个d夸克组成，中子由1个u夸克和2个d夸克组成
B．质子由2个u夸克和1个d夸克组成，中子由1个u夸克和2个d夸克组成
C．质子由1个u夸克和2个d夸克组成，中子由2个u夸克和1个d夸克组成
D．质子由2个u夸克和1个d夸克组成，中子由1个u夸克和1个d夸克组成
61913年，丹麦科学家玻尔第一次认识到氢原子光谱是氢原子的电子跃迁产生的。玻尔的原子结构理论，一个很大的成就是(　　)
A．证明了原子核外电子在圆形轨道上运动
B．提出了原子核是可以进一步细分的
C．解决了氢原子光谱和原子能级之间的关系
D．应用了量子力学理论中的概念和方法
7同一原子的基态和激发态相比较(　　)
A．基态时的能量比激发态时高
B．基态时比较稳定
C．基态时的能量比激发态时低
D．激发态时比较稳定
8正电子、负质子等都是反粒子。它们跟通常所说的电子、质子相比较，质量相等但电性相反。科学家设想在宇宙中可能存在完全由反粒子构成的物质——反物质；物质与反物质相遇会产生“湮灭”现象，释放出巨大的能量，在能源研究领域中前景可观。请你推测，反氢原子的结构可能是(　　)
A．由一个带正电荷的质子和一个带负电荷的电子构成
B．由一个带负电荷的质子和一个带正电荷的电子构成
C．由一个带正电荷的质子和一个带正电荷的电子构成
D．由一个带负电荷的质子和一个带负电荷的电子构成
9日光等白光经棱镜折射后产生的是______光谱。原子光谱则与之不同，它是由不连续特征谱线组成的，称为______光谱。
根据原子光谱谱线分析结果，可以得到的认识是原子轨道能量变化是不连续的，这种情况又称为原子的能量是______化的。
能力提升
10请你运用所学的化学知识判断，下列有关化学观念的叙述错误的是(　　)
A．几千万年前地球上一条恐龙体内的某个原子可能在你的身体里
B．用斧头将木块一劈为二，在这个过程中个别原子恰好分成更小微粒
C．一定条件下，金属钠可以成为绝缘体
D．一定条件下，水在20
℃时能凝固成固体
11在探索微观世界的过程中，科学家们常通过建立假说模型来把握物质的结构及特点。关于假说，有如下表述，其中正确的是(　　)
A．假说是对现实中已知事物或现象的一种简化处理
B．假说是对未知领域的事物或现象提出的一种推测
C．假说是对一个问题的所有幻想和假定
D．假说最终都可以变成科学理论
12(1)19世纪末，人们开始揭示原子内部的秘密，最早发现电子的科学家是__________。
(2)道尔顿的原子学说曾起了很大的作用。他的学说包含有下列三个论点：①原子是不能再分的粒子，②同种元素的原子的各种性质和质量都相同，③原子是微小的实心球体。从现代的观点看，你认为三个论点中不确切的是________。
参考答案
1解析：汤姆逊提出“葡萄干布丁”的原子结构模型，A错；卢瑟福提出带核的原子结构模型，B错；玻尔提出电子在一定轨道上运动的原子结构模型，D错；道尔顿首先提出原子是一个实心球体，所以选C。
答案：C
2
解析：玻尔理论是针对原子的稳定存在和氢原子光谱为线状光谱的事实提出的，有外加磁场时氢原子光谱增加多条谱线，玻尔的原子结构模型已无法解释这一现象，必须借助于量子力学加以解释。
答案：D
3解析：对充有氖气的霓虹灯管通电，电子由激发态向基态跃迁时以红色光的形式释放出能量。
答案：A
4解析：道尔顿、门捷列夫、波尔和卢瑟福的主要贡献分别是原子学说、元素周期律、原子轨道理论和原子的有核模型。丹麦物理学家波尔引入量子论观点，提出电子在一定轨道上运动的原子结构模型。C正确。
答案：C
5解析：本题抓住质子带一个单位正电荷、中子不带电这样的最基本的知识入手，经计算不难发现2个u夸克和1个d夸克加在一起带一个单位正电荷，1个u夸克和2个d夸克加在一起不带电。
答案：B
6解析：波尔把量子论用于原子，与卢瑟福有核原子模型结合起来，提出电子在一定轨道上运动的原子结构模型，成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的原因，为后来人们用更多的量子数来标记核外电子的运动状态，来解释复杂的原子光谱提供了可以借鉴的方法。所以D说法正确。
答案：D
7解析：本题考查原子的基态和激发态的能量和稳定性。基态时比较稳定，基态时的能量比激发态时低，B、C正确；A、D错误。
答案：BC
8解析：立足原子、电子和质子的概念，突出一个“反”字，选B。
答案：B
9解析：阳光形成的光谱为连续光谱，原子光谱是由不连续特征谱线组成的，都是线状光谱。根据原子光谱谱线分析结果，可以得到的认识是原子轨道能量变化是不连续的，这种情况又称为原子的能量是量子化的。
答案：连续　线状　量子
10解析：本题考查的是化学常识。化学常识是历年高考常考题，要求牢固掌握基础知识方可从容答题。由质量守恒可知A项正确；在木块被劈开时，断裂的是其中的某些纤维素分子，原子结构并未被破坏，故B项错误；金属导电是靠金属内的自由移动的电子，当在气态时不能导电，故C项正确；室温下的水结成的冰叫“热冰”，由韩国科学家在实验室制得，故D项正确。
答案：B
11解析：假说是科学家在探索微观世界的过程中为把握物质的结构及特点而建立的一种模型，是在不太成熟的情况下提出的假设，在科学研究中是很有必要的一个过程。科学家提出的假说模型只要是正确的，随着科学的发展就会被实践或实验证实。建构模型思想是化学研究中重要的思想方法，其核心是抓住化学对象或问题的主要方面，剔除次要方面，从而建构实验过程中的理想模型或创建物质形态的理想模型；这种化学研究的思想在对微观世界的研究中有相当重要的位置。在本章原子结构、核外电子的排布、能级等的研究中有重要体现。
答案：B
12解析：(1)最早发现电子的科学家是汤姆逊；(2)从现代化学理论看：①原子是能再分的粒子，②同种元素的原子的各种性质和质量不一定相同，③原子不是微小的实心球体。所以上述三个论点均不确切。
答案：(1)汤姆逊　(2)①②③原子结构模型
第2课时
量子力学对原子核外电子运动状态的描述
【教学目标】
１.知道原子结构的发展历程
２.知道玻尔理论的要点
３.知道氢光谱是线状光谱的原因
【教学重点】
1.知道玻尔理论的要点
2.知道氢光谱是线状光谱的原因
【教学难点】知道氢光谱是线状光谱的原因
【教学过程】
教学环节
活动时间
教学内容
教师活动
学生活动
设计意图
一一、提出问题导入新课
10分钟
介绍一些光谱现象，评价“玻尔原子结构模型”的贡献和存在的不足。
教师在学生评价的基础上，整理“玻尔原子结构模型”的贡献：（1）说明了激发态原子为什么会发射光线（2）成功解释了氢原子光谱是线状光谱的实验现象（3）提出了主量子数n的概念及处于不同轨道上的电子能量量子化的理论，为量子力学的原子结构模型打下了基础。介绍一些光谱现象和其他现象：（1）玻尔理论电子延着固定的轨道绕核运动的观点，不符和电子运动的特性。（2）玻尔理论不能解释多原子光谱，也不能解释氢原子光谱的精细结构。教师讲解：20世纪20年代中期建立的量子理论，引入了四个量子数，解释了原子光谱的实验现象，成为现代化学的理论基础。【板书】第1节
原子结构模型原子结构的量子力学模型（1）
评价“玻尔原子结构模型”的贡献，通过一些光谱现象和其他现象，知道“玻尔原子结构模型”存在的不足。
复习旧知识，引入新问题，使学生明白“玻尔原子结构模型”的贡献和不足，并顺其自然的导入新课题。
二、展开新课
5分钟
1.主量子数n
教师讲解：主量子数n既能层或电子层。在多电子原子中根据电子离原子核的远近和能量的高低，分为若干电子层(或能层)。一般来说，主量子数n越大，处于该层的电子离原子核越远、能量越高。【板书】1.主量子数n能量关系一般为：EK了解主量子数n的大小与离核远近和能量高低的关系。
1.巩固新学知识。2.培养合作意识3.解决新课开始提出的问题。
15分钟
2.角量子数ι
▲教师讲解：角量子数ι既能级或电子亚层。处于同一电子层上的电子能量也不尽相同，根据这种能量差异，一个能层分为一个或若干个能级（或电子亚层），分别用符号s、p、d、f等表示。▲【板书】2.角量子数ι①主量子数n与角量子数ι的关系对于确定的n值，ι共有n个值，分别为：0、1、2、3……(n-1)②角量子数ι的光谱学符号ι0123
符号spdf③能级的记录方法举例：若主量子数n=2，角量子数ι有0和1两个取值。既第二能层有两个能级,
记做2s、2p。④能级顺序：Ens学生完成下列习题1.写出下列能层相应的能级符号：（1）n=1（2）n=3（3）n=42、交流·讨论钠原子光谱由n=4的状态跃迁到n=3的状态，会产生多条谱线，为什么？
五、概括整合
17分钟
对学生的整理加以完善
整理本课时主题知识
培养学生归纳总结能力
练习
1.写出下列能级符号（1）n=5,ι=0
（2）n=3,ι=1（3）n=4,ι=2
（4）n=5,ι=3
2.写出下列能级的n、ι值（1）3p
（2）4s
（3）6f
（4）5d
3.下列能级可能存在的是（
）(A)1p(B)2d(C)3f(D)5d
4.将下列能级按能量由高到低的顺序排列出来（1）(A)4s(B)4d(C)4f(D)4p
_______________________________________（2）(A)1s(B)2s(C)2p(D)3d(E)3p(F)4d(G)4f_______________________________________
5.填写下表主量子数n的取值2角量子数ι的取值能级的表示方法
【板书设计】
第1节
原子结构模型
原子结构的量子力学模型
1.主量子数n
能量关系一般为：EK2.角量子数ι
①主量子数n与角量子数ι的关系
对于确定的n值，ι共有n个值，分别为：0、1、2、3……(n-1)
②角量子数ι的光谱学符号
ι
0
1
2
3
符号
s
p
d
f
③能级的记录方法
举例：若主量子数n=2，角量子数ι有0和1两个取值。既第二能层有两个能级,
记做2s、2p。
④能级顺序：Ens原子结构
1.1
原子结构模型
自主广场
我夯基
我达标
1.在探索微观世界的过程中，科学家们常通过建立假说模型来把握物质的结构及特点。关于假说，有如下表述，其中正确的是（
）
A.假说是对现实中已知事物或现象的一种简化处理
B.假说是对未知领域的事物或现象提出的一种推测
C.假说是对一个问题的所有幻想和假定
D.假说最终都可以变成科学理论
思路解析：假说是科学家在探索微观世界的过程中为把握物质的结构及特点而建立的一种模型，它是对未知领域的事物或现象提出的一种推测，然后通过实验或推理去验证它的正确与否。
答案：B
2.下列波长的光不能被肉眼感知的是（
）
A.300nm
B.500nm
C.600nm
D.900nm
思路解析：人的视觉所能感觉到的是在真空中波长介于400—700
nm之间的电磁波。
答案：AD
3.下列对不同时期原子结构模型的提出时间排列正确的是（
）①电子分层排布模型
②“葡萄干布丁”模型
③量子力学模型
④道尔顿原子学说
⑤核式模型
A.①③②⑤④
B.④②③①⑤
C.④②⑤①③
D.④⑤②①③
思路解析：①电子分层排布模型由玻尔1913年提出；②“葡萄干布丁”模型由汤姆逊1903年提出；③量子力学模型于1926年提出；④道尔顿原子学说于1803年提出；⑤核式模型由卢瑟福于1911年提出。
答案：C
4.能够确定核外电子空间运动状态的量子数组合为（
）
A.n、l
B.n、l、ms
C.n、l、m
D.n、l、m、ms
思路解析：主量子数（n）决定电子的离核远近，角量子数（l）确定原子轨道的形状，磁量子数（m）决定原子轨道在空间的取向，故用n、l、m三个量子数可以确定一个电子的空间运动状态，即一个原子“轨道”。
答案：C
5.在1s、2p
x、2p
y、2p
z轨道中，具有球对称性的是（
）
A.1s
B.2p
x
C.2py
D.2pz
思路解析：1s轨道和2p轨道的图像分别为：
由图像可看出，呈球对称性的为1s原子轨道。
答案：A
6.n、l、m确定后，仍不能确定该量子数组合所描述的原子轨道的（
）
A.数目
B.空间伸展方向
C.能量高低
D.电子数目
思路解析：n、l、m确定后，原子轨道数目、空间伸展方向、能量高低都可以确定，而只有每个轨道所填充的电子数尚不知道。例如，对n=1，l=0，m=0，可知其轨道的数目为1，轨道能量高低也可确定，其空间伸展方向呈球形，而填充的电子数目无法确定。
答案：D
7.下列能级中，轨道数目为7的是(
)
A.s能级
B.p能级
C.d能级
D.f能级
思路解析：对于给定的l，轨道数目为2l+1，若轨道数目为7，说明l=3，即f能级。
答案：D
8.下列有关电子云的叙述中，正确的是（
）
A.电子云形象地表示了电子在核外某处单位体积内出现的概率
B.电子云直观地表示了核外电子的数目
C.1s电子云界面图是一个球面，表示在这个球面以外，电子出现的概率为零
D.电子云是电子绕核运动形成了一团带负电荷的云雾
思路解析：为了形象地表示电子在原子核外空间的分布状况，人们常用小黑点的疏密程度来表示电子在原子核外出现几率的大小：点密集的地方，表示电子出现的几率大；点稀疏的地方，表示电子出现的几率小，这就是电子云。1s电子云界面以外，电子出现的概率（几率）不为零，只是出现的几率很小。
答案：A
我综合
我发展
9.角量子数l=2的某一电子，其磁量子数m(
)
A.只能为+2
B.只能为-1、0、+1三者中的某一个数值
C.可以为-2、-1、0、+1、+2中的任意一个数值
D.可以为任何一个数值
思路解析：考查n、l、m的取值，当角量子数为2时，磁量子数可取0、±1或±2。
答案：C
10.为揭示原子光谱是线状光谱这一事实，玻尔提出了核外电子的分层排布理论。下列说法中不符合这一理论的是（
）
A.电子绕核运动具有特定的半径和能量
B.电子在特定半径的轨道上运动时不辐射能量
C.电子跃迁时，会吸收或放出特定的能量
D.揭示了氢原子光谱存在多条谱线
思路解析：D选项的内容无法用玻尔理论解释。要解释氢原子光谱的多重谱线，需用量子力学所建立的四个量子数来描述核外电子的运动状态。
答案：D
11.下列关于四个量子数的说法中，正确的是（
）
A.电子的自旋磁量子数是±，表示一个原子轨道中的2个电子的运动状态完全相反
B.磁量子数m=0的轨道都是球形的轨道
C.角量子数l的可能取值是从0到n的正整数
D.多电子原子中，电子的能量决定于主量子数n和角量子数l
思路解析：自旋磁量子数为±，只表示一个原子轨道中的两个电子的自旋方向相反。既然在同一原子轨道中，它们的主量子数、角量子数和磁量子数都相同，故A错误。角量子数为零时，对应的为s轨道，在空间呈球形伸展方向，故B错误。l最大取值为n-1，故C错误。
答案：D
12.下列关于原子轨道的说法中，正确的是（
）
A.与玻尔理论中的轨道等同
B.只与n有关系
C.只与n、l有关系
D.由n、l、m共同确定
思路解析：玻尔理论的轨道只涉及了主量子数，其轨道有特定的半径，是一种实际存在的轨道，而用量子数n、l、m描述的原子轨道理论是三维立体图形，能更好的描述电子的运动状态，指出了电子在核外运动所出现的区域，与玻尔理论的轨道有本质的区别。
答案：D
13.当n=5时，l的可能值是多少？轨道的总数是多少？各轨道的量子数取值是什么？
当n=n
0(n0＞5)时，l的可能值是多少？轨道的总数是多少？各轨道的量子数取值是什么？
思路解析：电子运动状态的种数（各电子层最多可能容纳的电子数）
主量子数n
1
2
3
4
n
电子层符号
K
L
M
N
—
角量子数l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
—
电子亚层符号
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
—
磁量子数m
0
0
0、±1
0
0、±1
0、±1、±2
0
0、±1
0、±1、±2
0、±1、±2、±3
—
亚层轨道数
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
—
电子层轨道数
1
4
9
16
n2
电子运动状态种数
2
8
18
32
2n2
答案：
主量子数n
角量子数l
磁量子数m
原子轨道数
5
0
0
1
1
0，±1
3
2
0，±1，±2
5
3
0，±1，±2，±3
7
4
0，±1，±2，±3，±4
9
原子轨道总数
25
n0(n0＞5)
0
0
1
1
0，±1
3
2
0，±1，±2
5
3
0，±1，±2，±3
7
4
0，±1，±2，±3，±4
9
……
0，±1，±2，±3，±4……
……
n0-1
0，±1，±2，±3，……，±（n0-1）
2n0-1
原子轨道数总计
n02
我创新
我超越
14.每当夜幕降临，我们都会看到五光十色的霓虹灯将城市的夜景装扮得分外美丽；盛大节日时，我们常能观赏到五彩斑斓的焰火将都市的夜空点缀得绚丽夺目。此时你是否想过，这番美景如何产生的？为什么会产生各种颜色的光？
提示：在通常情况下，原子核外电子的排布总是使整个原子处于能量最低的状态。当处于能量最低状态的原子吸收能量后，电子从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上，如从1s跃迁到2s、3p……相反，电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，将释放出能量。光是电子释放能量的重要形式之一。我们在日常生活中看到的霓虹灯光、激光、焰火等都与原子核外电子跃迁释放能量有关。
当原子中的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，放出光子。将发出的光通过棱镜就得到原子发射光谱；将特定波长范围的光通过某种物质蒸气，原子中电子吸收光子，从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上，然后将通过光透过棱镜，就得到原子吸收光谱。不同元素的原子中发生跃迁时吸收或放出的光是不同的，可以用光谱仪摄取各种元素的原子的发射光谱或吸收光谱。人们可通过原子发射光谱或吸收光谱来鉴测元素，在现代化学中称为光谱分析。历史上许多元素就是通过原子光谱发现的，如稀有气体氦（其拉丁文的原意是“太阳元素”就是1868年分析太阳光谱时发现的。第二节
原子结构与元素周期表
科学史话：第一张元素周期表
在十九世纪初期，人们已经发现了不少元素。在这些元素的状态和性质方面，有些极为相似，有些则完全不同，有些元素在某些性质方面很相似，但在另一些方面却又差别很大。化学家们很自然地产生了一种寻求元素相之间内在联系从而把元素作一科学分类的要求。科学家们在这方面作了不少的工作，曾发表了部分元素间相互联系的论述。
1829年德国段柏莱纳根据元素性质的相似性，提出“三素组”的分类法，并指出每组中间元素的原子量大约等于两端的元素原子量的平均值。但他当时只排了五个三素组，还有许多元素没找到其间相互联系的规律。
1864年德国迈耶按元素的原子量顺序把元素分成六组，使化学性质相似的元素排在同一纵行里。但也没有指出原子量跟所有元素之间究竟有什么联系。
1865年英国纽兰兹把当时所知道的元素按原子量增加的顺序排列，发现每个元素
它的位置前后的第七个元素有相似的性质。他称这个规律叫“八音律”。他的缺点在于机械地看待原子量，把一些元素（Mn、Fe等）放在不适当的位置上而把表排满，没有考虑发现新元素的可能性。
直到1868年，迈耶发表了著名的原子体积周期性图解。都末找出元素间最根本的内在联系，但却一步步地向真理逼近，为发现元素周期律开辟了道路。
与迈耶尔相似，以先行者提供的借鉴为基础，门捷列夫通过自己顽强的努力，于1869年2月编成了他的第一张元素周期表。1869年3月18日，俄国化学会举行学术报告会，门捷列夫因病未能出席，他委托他的同事、彼得堡大学化学教授门许特金代他宣读他的论文《元素性质和原子量的关系》。在论文中，他指出：
(1)按照原子量大小排列起来的元素，在性质上呈现明显的周期性变化。
(2)化学性质相似的元素，或者是原子量相近（如Pt，Ir，Os），或者是依次递增相同的数量（如K，Rb，Cs）。
(3)各族元素的原子价（化合价）一致。
(4)分布在自然界的元素都具有数值不大的原子量值，具有这样的原子量值的一切元素都表现出特有的性质，因此可以称它们是典型的元素。
(5)原子量的大小决定元素的特征。
(6)应该预料到许多未知元素将被发现，例如排在铝和硅后面的、性质类似铝和硅的、原子量位于65～75之间的两种元素。
(7)当我们知道了某些元素的同类元素的原子量后，有时可借此修正该元素的原子量。
(8)一些类似的元素能根据其原子量的大小被发现出来。
正如门捷列夫所指出的，周期律的全部规律性都表述在这些原理中。其中最主要的是元素的物理和化学性质随着原子量的递增而做着周期性的变化。他的卓见没有立即被接受。他的老师、俄国化学家齐宁甚至训诫他是不务正业。在这种压力下，门捷列夫没有象纽兰兹那样伤心地放弃对新理论的研究，他不顾名家的指责和嘲笑，继续为周期律的揭示而奋斗。经过两年的努力，1871年他发表了关于周期律的新论文。文中他果断地修正了前一个元素周期表。例如在前一表中，性质类似的各族是横排，周期是竖排；而在新表中，族是竖排，周期是横排，这样各族元素化学性质的周期性变化就更为清晰。同时他象迈耶尔那样，将那些当时性质尚不够明确的元素集中在表格的右边，形成了各族元素的副族。在前表中为尚未发现的元素留下的4个空格，在新表中则变成了6个。
门捷列夫深信他所发现的周期律是正确的。他以周期律为依据，大胆指出某些元素的原子量是不准确的，应重新测定。例如当时公认金的原子量为169.2，按此，在周期表中，金应排在锇、铱、铂（当时认为它们的原子量分别是198.6，196.7，196.7）的前面。而门捷列夫根据金的性质认为金在周期表中应排在这些元素的后面，所以它们的原子量应重新测定。重新测定的结果是：锇为190.9，铱为193.1，铂为195.2，金为197.2。实验证明了门捷列夫的意见是对的。又例如，当时铀公认的原子量是116，是三价元素。门捷列夫则根据铀的氧化物与铬、钼、钨的氧化物性质相似，认为它们应属于一族，因此铀应为六价，原子量约为240。经测定，铀的原子量为238.07，再次证明门捷列夫的判断正确。基于同样的道理，门捷列夫还修正了铟、镧、钇、铒、铈、钍的原子量。
门捷列夫对于各种元素的单质和化合物的化学性质十分了解，并清楚多种原子量的测定方法，这些知识使他对周期律怀有坚定的信念。而他在周期表中留下空位，并详细预言尚未发现元素的种种性质，则是他在揭示元素周期律的道路上迈出的最出色、最具胆略的一步。门捷列夫的兴趣非常广泛。他对物理学、化学、气象学、流体力学等，都有许多贡献。但他的生活却十分简朴。他的衣服式样常常落后别人十年以至二十年，他毫不在乎他说：“我的心思在周期表上，不在衣服上。”
恩格斯评价说“门捷列夫不自觉地应用黑格尔的量转化为质的规律，完成了科学上的一个勋业，这个勋业可与勒维烈计算尚未知道的行星海王星的勋业居于同等地位”
。第1章
原子结构
第1节
原子结构模型
夯基达标
1以下能级符号正确的是(　　)
A．6s　　
　B．2d　　
　C．3f　　
　D．7p
2下列各电子层中不包含p能级的是(　　)
A．N　　
B．M
C．L　　
　D．K
3下列能级中轨道数为5的是(　　)
A．s能级　　
B．p能级
C．d能级　　
　
D．f能级
4电子作为微观粒子，其运动特征与宏观物体的运动特征有着明显的区别，下列关于电子运动特征的叙述中，正确的是(　　)
A．电子的运动根本就不存在运动轨迹
B．电子在原子核周围的空间内围绕原子核做圆周运动，只不过每一个圆周的半径不同而已
C．电子的运动速率特别快，所以其能量特别大
D．电子的运动速率特别快，运动范围特别小，不可能同时准确地测定其位置和速度
5下列电子层中，原子轨道的数目为4的是
…(　　)
A．K层　　
B．L层
C．M层　　
D．N层
6多电子原子中，在主量子数为n，角量子数为l的能级上，原子轨道数为(　　)
A．2l＋1　　
　
B．n－1
C．n－l＋1　　
　D．2l－1
能力提升
7下列关于原子轨道的叙述中，正确的是(　　)
A．原子轨道就是原子核外电子运动的轨道，这与宏观物体运动轨道的含义相同
B．第n电子层上共有n2个原子轨道
C．任意电子层上的p能级都有3个伸展方向相互垂直的原子轨道
D．处于同一原子轨道上的电子，运动状态完全相同
l
m
m取值的数目
0
0
1
1
0，±1
3
2
0,
±1，±2
5
3
0，±1，±2，±3
7
…
…
…
n－1
0，±1，±2，…，±(n－1)
2n－1
合计
n2
8下列说法中正确的是(　　)
A．任何一个能层最多只有s、p、d、f四个能级
B．用n表示电子层序数，则每一能层最多容纳电子数为2n2
C．核外电子的运动的概率分布图(电子云)就是原子轨道
D．电子的运动状态可从电子层、能级、轨道3个方面进行描述
9在自由原子中，电子从n＝1的原子轨道上跃迁到n＝2的某原子轨道上，理论上产生光谱线的条数是
…
(　　)
A．1　　
　B．2
C．3　　
　D．4
10写出具有下列指定量子数的能级符号：
(1)n＝2，l＝1__________；(2)n＝3，l＝0________；
(3)n＝5，l＝2__________；(4)n＝4，l＝3________。
参考答案
1解析：对于确定的n值，l共有n个值：0,1,2，…，(n－1)，分别用符号s、p、d、f等来表示。在一个电子层中，l有多少个取值，就表示该电子层有多少个不同的能级。因此不存在2d和3f能级。
答案：AD
2解析：在K层中只有1个s能级；在L层中有1个s能级和1个p能级；在M层中有1个s能级、1个p能级和1个d能级；在N层中有1个s能级、1个p能级、1个d能级和1个f能级。
答案：D
3解析：对于给定的能级，轨道数目为2l
＋1，s、p、d、f能级的l
分别是0、1、2、3，因此s、p、d、f能级中的轨道数分别是1、3、5、7，选C。
答案：C
4解析：电子的存在是客观事实，每一个瞬间肯定都有客观存在的位置，所以肯定存在运动轨迹，只不过这个运动轨迹到底是什么样的，两个相邻的时间间隔内有什么关系就不能确定了；电子的运动速率虽然很快，但是其质量特别小，所以其能量也不会特别大；电子的运动速率特别快，运动范围特别小，故不能准确地测定其位置和速度。
答案：D
5解析：我们通常用原子轨道表示n、l和m确定的核外电子的空间运动状态。s能级中有1个原子轨道，p能级中有3个能量相同的原子轨道，d能级中有5个能量相同的原子轨道，等等。我们不难推出，第n电子层有n2个原子轨道。因此原子轨道的数目为4的是L层。
答案：B
6解析：在主量子数为n，角量子数为l的能级上，由于m可以取(2l＋1)个值，因此原子轨道数为2l＋1。原子核外电子的每种空间运动状态(原子轨道)都与一组确定的n、l和m值相对应。因此，一旦知道了n、l和m，就知道了该电子在原子核外处于什么样的空间运动状态。
答案：A
7解析：原子轨道与宏观物体的运动轨道完全不同，它是指电子出现的主要区域，而不是电子运动的实际轨迹，A错误。p能级的l＝1，所以m值可以取0，±1，有三种伸展方向的原子轨道，所以C正确。当处于同一轨道上的电子自旋方向不同时，其运动状态也不同，D错误。B选项，对于确定的n值，m的取值共有n2个，说明如下：
答案：BC
8解析：由于元素周期表未填满，以后还有元素被发现，一个能层除有s、p、d、f四个能级外，可能还有能级存在，A错；核外电子的运动的概率分布图(电子云)应是原子轨道的近似图，C错；电子的运动状态可从电子层、能级、原子轨道、电子的自旋运动4个方面进行描述，D错；B正确。
答案：B
9解析：n＝1的原子轨道只有1s能级，n＝2的原子轨道有2s、2p两种，并且这两种轨道的能量不同，所以电子既可以从1s能级跃迁到2s能级，也可以从1s能级跃迁到2p能级，相应的也就可以产生两条对应不同能量差的谱线。
答案：B
10解析：对多电子原子来说，电子运动状态的能量不仅与n有关，还与l有关。n、l值均相同的电子具有相同的能量。因此我们用能级来标记具有相同n、l值的电子运动状态。对于第n层的s轨道，记作ns；对于第n层的p轨道，记作np。
答案：(1)2p　(2)3s　(3)5d　(4)4f元素的电负性及其变化规律
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．利用元素的电负性不能判断的是(　　)
A．元素的得电子能力
B．化学键的类别(离子键和共价键)
C．元素的活泼性
D．元素稳定化合价的数值
【解析】　元素电负性是元素原子在化合物中吸引电子能力的标度。所以利用元素电负性的大小能判断元素得电子能力(电负性越大，元素原子得电子能力越强)、化学键的类别(两元素电负性差值小于1.7的一般是共价键，大于1.7的一般是离子键)、元素的活泼性(金属元素的电负性越小，金属元素越活泼，非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼)、元素在化合物中所显示化合价的正负(电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价)，但不能判断元素稳定化合价的数值。
【答案】　D
2．元素电负性随原子序数的递增而增大的是(　　)
A．Na　K　Rb
B．N　P　As
C．O　S　Cl
D．Si　P　Cl
【解析】　根据同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小的规律来判断。
【答案】　D
3．下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是(　　)
A．OB．CC．PD．K【解析】　同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，故A选项符合题意。
【答案】　A
4．有短周期A、B、C、D四种元素，A、B同周期，C、D同主族，已知A的阳离子与D的阴离子具有相同的电子层结构，B的阴离子和C的阴离子电子层结构相同，且C离子的核电荷数高于B离子，电负性顺序正确的是(　　)
A．A>B>C>D
B．D>C>B>A
C．C>D>B>A
D．A>B>D>C
【解析】　根据题意可知A、B、C处于同一周期，且原子序数C>B>A，C、D处于同一主族，且C在D的下一周期。据此分析画出A、B、C、D在周期表中相对位置关系为：，然后依据同周期、同主族元素电负性变化规律即可确定其电负性顺序：D>C>B>A。
【答案】　B
5．下列说法正确的是
(　　)
A．金属与非金属化合时，都可以形成离子键
B．金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性
C．电负性相差越大的元素间越容易形成离子键
D．同周期元素从左到右，第一电离能和电负性均增大
【解析】　A项，金属和非金属电负性相差较大时可以形成离子键；B项，金属元素的电负性不一定小于非金属元素；D项，同周期元素从左到右，第一电离能有增大趋势，但并不是依次增大。
【答案】　C
6．下列元素电负性最大的是
(　　)
A．最高正化合价和最低负化合价的代数和为4的短周期元素
B．最高正化合价与最低负化合价绝对值相等的元素
C．没有负化合价的元素
D．没有正化合价的元素
【解析】　A中元素为S，B中元素为ⅣA族的元素或氢元素，C中元素为金属元素，D中元素是氟元素，氟元素的电负性最大。
【答案】　D
7．元素周期表中能稳定存在且电负性相差最大的两种元素形成的化合物的化学式为(　　)
A．HI
B．LiI
C．CsF
D．KI
【解析】　
电负性最强的元素在元素周期表的右上方即氟元素，电负性最小的在元素周期表的左下方，能在自然界稳定存在的为Cs，所以二者形成化合物的化学式为CsF。故正确答案为C。
【答案】　C
8．下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是(　　)
A．1s22s22p4
B．1s22s22p63s23p3
C．1s22s22p63s23p2
D．1s22s22p63s23p64s2
【解析】　A、B、C、D四种元素分别为O、P、Si、Ca，电负性最大的原子是氧。
【答案】　A
9．电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的方法，下列关于电负性的变化规律正确的是(　　)
A．周期表中同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大
B．周期表中同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐增大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
【解析】　根据元素周期律，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，选项B错；电负性越大，非金属性越强，金属性越弱，选项C、D错。
【答案】　A
10．(1)比较下列元素电负性的大小。
①Li______Na　②O______F　③Si______P
④K______Ca　⑤Mg______Al　⑥N______O
(2)按要求回答下列问题。
①标出下列化合物中元素的化合价。
a．MgO　b．BeCl2　c．CO2　d．Mg3N2　e．IBr　f．SOCl2
②判断下列化合物类型：NaF、HCl、NO2、MgO、CaCl2、CH4
a．离子化合物：_____________________________________________；
b．共价化合物：__________________________________________。
【答案】　(1)①＞　②＜　③＜　④＜　⑤＜　⑥＜
(2)①a.　b.2　c.2　d.32
e.　f.2
②a：NaF　MgO　CaCl2
b：HCl　NO2　CH4
11．下列给出14种元素的电负性：
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
元素
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
请运用元素周期律知识完成下列各题：
(1)同一周期中，从左到右，元素的电负性________；同一主族中，从上到下，元素的电负性________。所以，元素的电负性随原子序数递增呈________变化。
(2)短周期元素中，电负性最大的元素是________，电负性最小的元素是________，由这两种元素形成的化合物属于________化合物，用电子式表示该化合物的形成过程：____________________________。
【答案】　(1)逐渐增大　逐渐减小　周期性　(2)F　Na　离子　
12．W、X、Y、Z四种短周期元素的原子序数X＞W＞Z＞Y。W原子的最外层没有p电子，X原子核外s电子与p电子数之比为1∶1，Y原子最外层s电子与p电子数之比为1∶1，Z原子核外电子中p电子数比Y原子多2个。
【导学号：66240010】
(1)X元素的单质与Z、Y所形成的化合物反应，其化学方程为________________________________。
(2)W、X元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱为________＜________(用化学式表示)。
(3)四种元素原子半径的大小为________＞________＞________＞________(填元素符号)。
(4)四种元素的电负性由大到小的顺序为_________________________。
(5)这四种元素形成的化合物中为离子化合物的有________(写化学式，至少写4种)；属于共价化合物的有_______________________________________(写化学式，写两种)。
【解析】　X原子核外s电子与p电子数之比为1∶1，可能为1s22s22p4或1s22s22p63s2，Y原子最外层s电子与p电子数之比为1∶1，则可能为1s22s22p2或1s22s22p63s23p2，由于原子序数X＞Y，所以Y只能为1s22s22p2，是碳元素，Z原子核外电子p电子数比Y原子多2个，则Z为1s22s22p4，是氧元素，又X的原子序数大于Z，所以X为1s22s22p63s2，是镁元素，则W为钠元素。
【答案】　(1)2Mg＋CO22MgO＋C
(2)Mg(OH)2　NaOH
(3)Na　Mg　C　O
(4)O＞C＞Mg＞Na
(5)Na2O、Na2O2、MgO、Na2CO3、MgCO3　CO、CO2
[能力提升]
13．已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述中错误的是(　　)
A．金属性：B>A>C>D
B．原子半径：B>A>C>D
C．元素的电负性：D>C>B>A
D．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋
【解析】　据题意可知，A、B、C、D在周期表中的位置为：
C
D
B
A
…
则金属性：B>A>C>D，原子半径：B>A>C>D，电负性：D>C>A>B，离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋。
【答案】　C
14．处于同一周期的A、B、C、D四种短周期元素，其气态原子获得一个电子所放出的能量A＞B＞C＞D。下列关于A、B、C、D四种元素的说法中，正确的是(　　)
A．元素的非金属性依次增强
B．元素的电负性依次减小
C．元素的第一电离能依次增大
D．最高价的大小关系是：A＜B＜C＜D
【解析】　气态原子获得一个电子放出的能量越多，说明该原子越易获得电子，非金属性越强，电负性越大，第一电离能一般也越大。
【答案】　B
15．A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述：①原子半径AB；③原子序数A>B；④原子最外层电子数AA．③④⑥
B．①②⑦
C．③⑤
D．③④⑤⑥⑦
【解析】　A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，则A在B的下一周期，则原子半径A>B，故①错误；A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，则离子半径AB，故③正确；当原子最外层电子数<4时，易失去最外层电子形成阳离子，当原子最外层电子数>4时，易得到电子形成阴离子，则原子最外层电子数A【答案】　A
16．下面是元素周期表的简略框架图。
(1)请在上面元素周期表中画出金属元素与非金属元素的分界线。
(2)根据氢元素最高正价与最低负价的绝对值相等，你认为还可把氢元素放在周期表中的________族；有人建议将氢元素排在元素周期表的ⅦA族，请你写出支持这一观点的1个化学事实_______________________________________。
(3)上表中元素①、②原子的最外层电子的电子排布式分别为________、________；比较元素①与元素②的下列性质(填写“>”或“<”)。
原子半径：①________②，电负性：①________②，
金属性：①________②。
(4)某短周期元素最高正价为＋7，其原子结构示意图为______________。
【解析】　(1)金属与非金属的分界线是非金属元素的硼、硅、砷、碲、砹与金属元素铝、锗、锑、钋之间的分界线。
(2)最高正价与最低负价绝对值相等的族为ⅣA族；氢原子得到1个电子达到稳定结构，这一特点同ⅦA族元素相同。
(3)由①和②在周期表中的位置可确定①、②分别为Mg和Al，其价电子排布式分别为3s2和3s23p1。利用同周期元素的递变规律可知：原子半径Mg>Al，金属性Mg>Al，电负性Al>Mg。
(4)因短周期元素最高正价为＋7的元素应为ⅦA族元素，氟元素无正价，所以该元素为氯元素。
【答案】　(1)
(2)ⅣA　H原子得到一个电子实现最外电子层稳定结构；氢分子的结构式为H—H(其他合理答案也可)
(3)3s2　3s23p1　>　<　>
(4)核外电子排布与元素周期表、原子半径
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．下列关于微粒半径的说法正确的是(　　)
A．电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径
B．核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同
C．质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大
D．原子序数越大，原子半径越大
【解析】　由于同周期主族元素原子半径逐渐减小，故ⅦA族的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大，如r(Li)＞r(S)＞r(Cl)。对于核外电子层结构相同的单核离子和原子，半径是不同的。质子数相同的不同单核粒子，阴离子半径＞原子半径＞阳离子半径。原子序数增大，原子半径不是一直增大，而是呈周期性变化。
【答案】　C
2．短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置如图所示。下列说法正确的是(　　)
【导学号：66240006】
A．元素X与元素Z的最高正化合价之和的数值等于8
B．原子半径的大小顺序为：rX>rY>rZ>rW>rQ
C．离子Y2－和Z3＋的核外电子数和电子层数都不相同
D．元素W的最高价氧化物对应的水化物酸性比Q的强
【解析】　由元素在周期表中的位置可推知X、Y、Z、W、Q分别为N、O、Al、S、Cl。元素X(N)的最高正价＋5与元素Z(Al)的最高正价＋3之和为8；原子半径的大小顺序为rZ>rW>rQ>rX>rY；Y2－和Z3＋的核外电子数和电子层数均相同；非金属性：W(S)【答案】　A
3．已知某＋2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d9，该元素在周期表中所属的族是(　　)
A．ⅠB　
　B．ⅡB　
　C．Ⅷ　
　D．ⅡA
【解析】　＋2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d9，则该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，由ⅠB、ⅡB族序数等于ns能级上的电子数可知该元素位于ⅠB族。
【答案】　A
4．电子构型为[Ar]3d104s2的元素是(　　)
A．稀有气体
B．过渡元素
C．主族元素
D．ⅡA族元素
【解析】　该元素的价电子排布式出现d轨道，且符合过渡元素价电子排布(n－1)d1～10ns1～2，应为过渡元素。
【答案】　B
5．元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是(　　)
A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性
B．第3周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数
C．短周期元素形成离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构
D．同一主族的元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同
【解析】　处于元素周期表金属与非金属分界线附近的元素，既表现金属性，又表现非金属性，A错误；第3周期主族元素的最高正化合价等于它所处的主族序数，也等于其最外层电子数，B正确；H＋的最外层电子是0，C项错误；同一主族的元素的原子最外层电子数虽相同，但是核电荷数、原子半径不同，化学性质不完全相同，D错误。
【答案】　B
6．具有下列电子层结构的原子，其对应的元素一定属于同一周期的是(　　)
A．两种元素原子的电子层上全部都是s电子
B．3p能级上只有1个空轨道的原子和3p能级上只有1个未成对电子的原子
C．最外层电子排布为2s22p6的原子和最外层电子排布为2s22p6的离子
D．原子核外的M层上的s、p能级上都填满了电子而d轨道未排电子的两种原子
【解析】　两种元素原子的电子层上全部都是s电子，即为：1s1或1s2或1s22s1或1s22s2，对应的分别是H、He、Li、Be，即：两种元素原子的电子层上全部都是s电子，可能属于第1周期和第2周期。3p能级上只有1个空轨道的原子即：1s22s22p63s23p2是硅元素；3p能级上只有1个未成对电子的原子即：1s22s22p63s23p1是铝元素或1s22s22p63s23p5是氯元素，都属于第3周期元素。最外层电子排布为2s22p6的原子是氖，属于第2周期元素；最外层电子排布为2s22p6的离子对应的元素可能为钠、镁、铝属于第3周期元素，很显然不属于同一周期元素。原子核外的M层上的s、p能级上都填满了电子而d轨道未排电子的两种原子的核外电子排布式为：1s22s22p63s23p6或1s22s22p63s23p64s1或1s22s22p63s23p64s2，可能为Ar、K、Ca，很显然不一定属于同一周期。
【答案】　B
7．具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是(　　)
A．1s22s22p63s1
B．1s22s22p3
C．1s22s22p2
D．1s22s22p63s23p4
【解析】　据电子排布式可知原子序数，从而推知A→D各项表示的原子分别为Na、N、C、S；再结合同周期从左到右原子半径减小，同主族从上到下原子半径增大，可得Na原子半径最大。
【答案】　A
8．下列四种粒子中，半径按由大到小排列顺序正确的是(　　)
①基态X的原子结构示意图为
②基态Y的价电子排布式：3s23p5
③基态Z2－的轨道表示式：
④W基态原子有2个电子层，其电子式为∶
A.①＞②＞③＞④
B.③＞④＞①＞②
C.③＞①＞②＞④
D.①＞②＞④＞③
【解析】　由题意可知：X、Y、Z2－、W分别为S、Cl、S2－、F。S、Cl、S2－、F粒子半径大小排列顺序为r（S2－）＞r（S）＞r（Cl）＞r（F），故C项正确。
【答案】　C
9.下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是（　　）
A.LiI
B.NaBr
C.KCl
D.CsF
【解析】　阳离子都为碱金属元素的金属阳离子，元素的核电荷数越大，离子半径越大，阴离子都为卤素阴离子，元素的核电荷数越大，离子半径越大，则金属阳离子半径最小的是Li＋，非金属阴离子半径最大的是I－，所以阴离子半径和阳离子半径之比最大的是LiI。
【答案】　A
10.五种元素原子的电子排布式如下：
A.1s22s22p63s23p63d54s2；B.1s22s22p63s2；
C.1s22s22p6；D.1s22s22p63s23p2；E.[Ar]4s1。
试回答：
（1）哪种元素是稀有气体？　　　　。
（2）A的元素符号是　　　　。
（3）画出D元素核外电子的轨道表示式：　　　　。
（4）B、D、E三种元素的原子半径大小顺序是　　　　　　　　　　。
【解析】　由原子的电子排布式可知A～E元素分别为Mn、Mg、Ne、Si、K。依据相关知识，可得各小题答案。
【答案】　（1）C（Ne）　（2）Mn
（3）Si：
(4)E＞B＞D[或r(K)＞r(Mg)＞r(Si)]
11．原子结构与元素周期表存在着内在联系。根据已学知识，请你回答下列问题：
(1)指出31号元素镓(Ga)在元素周期表中的位置：________周期________族。
(2)X原子在第二电子层上只有一个空轨道，则X是________；其轨道表示式为________。
(3)被誉为“21世纪的金属”的钛(Ti)元素原子的价电子排布式为：________。
(4)写出原子序数最小的Ⅷ族元素原子的核外电子排布式：________。
(5)写出3p轨道上有2个未成对电子的元素符号：
________。
(6)日常生活中广泛应用的不锈钢，在其生产过程中添加了某种元素，该元素的价电子排布式为3d54s1，该元素的名称为：________。
【解析】　(1)31号元素电子排布为4s24p1位于第四周期，第ⅢA族。
(2)X的电子排布为1s22s22p2为C元素。
(3)钛为22号元素，其价电子排布式为3d24s2。
(4)此元素为Fe元素。
(5)此元素3p轨道电子排布为，故是Si或是S元素。
(6)为铬
【答案】　(1)4　ⅢA
(2)C(或碳)　
(3)3d24s2　(4)1s22s22p63s23p63d64s2　(5)Si或S　(6)铬
12．下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种元素。结合元素周期表回答下列问题：
(1)写出基态时J元素原子的价电子排布式________，N元素原子的价电子排布式________。
(2)下列关于元素在元素周期表中的位置以及元素原子的价电子排布特点的有关叙述不正确的是______(填字母序号)。
A．L位于元素周期表中第5周期、ⅠA族，属于s区元素
B．O位于元素周期表中第7周期、Ⅷ族，属于d区元素
C．M的价电子排布式为6s1，属于ds区元素
D．F所在族的价电子排布式为ns2np2，属于p区元素
(3)某元素＋2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d9，则该元素位于________族。
(4)根据鲍林能级图，Ⅰ元素原子核外电子最高能级组的电子占有________个轨道。
(5)B、C、D、E、H元素的原子所形成的简单离子的半径由大到小的顺序为(用离子符号表示)_______________________________________________
_____________________________________________________________。
【解析】　(1)J位于第ⅤⅢ族，价电子数为8，所以其价电子排布式为3d64s2；N位于第6周期第ⅦA族，原子最外层有7个电子，所以价电子排布式为6s26p5。
(2)M位于第6周期ⅠB族，价电子排布式为5d106s1，属ds区元素。
(3)某元素＋2价离子的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d9，则其原子的价电子排布式为3d104s1，根据次外层3d上有10个电子，最外层有1个电子，可知它位于第4周期ⅠB族。
(4)Ⅰ位于第4周期第ⅤB族，价电子数为5，价电子排布式为3d34s2，最高能级组为4s、3d、4p，5个电子共占4个轨道。
(5)B、C、D、E、H分别为O、Na、Mg、Al、S元素，对应的离子分别为O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋、S2－，根据电子层结构相同，核电荷数越多，离子半径越小，可知离子半径由大到小顺序为r(O2－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)，又因S2－比O2－多一个电子层，所以离子半径r(S2－)＞r(O2－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)
【答案】　(1)3d64s2　6s26p5　(2)C　(3)ⅠB　(4)4
(5)r(S2－)＞r(O2－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)
[能力提升]
13．X＋、Y＋、M2＋、N2－均为含有一定数目电子的短周期元素的简单离子，离子半径大小关系是N2－>Y＋、Y＋>X＋、Y＋>M2＋，下列比较正确的是(　　)
A．原子半径：N可能比Y大，也可能比Y小
B．M2＋、N2－核外电子数：可能相等，也可能不等
C．原子序数：N>M>X>Y
D．碱性：M(OH)2>YOH
【解析】　N原子只可能是第2周期的非金属元素，Y只能是第2、3周期的金属元素，所以N的原子半径只能小于Y的原子半径，A项错；若M、N是相邻周期的元素，则M2＋、N2－核外电子数可能相等，反之不等，B项对；与以上分析类似，C、D项都错。
【答案】　B
14．元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示，已知Y元素原子的外围电子排布为ns(n－1)np(n＋1)，则下列说法不正确的是(　　)
X
Y
Z
A．Y元素原子的外围电子排布为4s24p4
B．Y元素在周期表的第3周期第ⅥA族
C．X元素所在周期中所含非金属元素最多
D．Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3
【解析】　因为Y元素原子的外围电子排布中出现了np能级，故其ns能级已经排满且只能为2个电子，则n－1＝2，n＝3，即Y元素原子的外围电子排布为3s23p4，故A项错误，B项正确。Y为S元素，X为F元素，第2周期所含非金属元素最多，故C项正确。Z为As元素，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，D项正确。
【答案】　A
15．A、B属于短周期中不同主族的元素，A、B原子的最外层电子中，成对电子和未成对电子占据的轨道数相等，A、B可组成化合物AnBm。若A元素的原子序数为a，则B元素的原子序数为(　　)
A．a－8
B．a－3
C．a＋3
D．a＋4
【解析】　原子的最外层电子中，成对电子占据轨道数和不成对电子占据轨道数相等的情况可能为：①[He]2s22p1(硼元素)；②[He]2s22p4(氧元素)；③[Ne]3s23p1(铝元素)；④[Ne]3s23p4(硫元素)，这四种元素相互结合成化合物时，按其原子序数关系，若A的原子序数为a，B的原子序数可能为a＋3(在B2O3和Al2S3中)和a－5(在Al2O3中)，即C选项正确。
【答案】　C
16．现有下列短周期元素性质的数据：
元素编号元素性质　
①
②
③
④
⑤
⑥
⑦
⑧
原子半径(10－10
m)
0.74
1.60
1.52
1.10
0.99
1.86
0.75
1.43
化合价
最高
＋2
＋1
＋5
＋7
＋1
＋5
＋3
最低
－2
－3
－1
－3
试回答下列问题：
(1)上述元素中处于第ⅤA族的有________，处于第2周期的有________(以上均用编号表示)。
(2)上述元素中金属性最强的是________(用编号表示)。
(3)比较元素非金属性强弱有很多方法，其中④和⑦的非金属性强弱的研究方案中不可行的是________(填字母)。
A．比较两种单质的颜色
B．比较氢化物的稳定性
C．依据两元素在周期表中的位置
D．比较原子半径大小
E．比较最高价氧化物对应水化物的酸性
(4)写出元素①、⑧形成的化合物与KOH溶液反应的化学方程式：
________________________________________________________________。
【解析】　(1)④、⑦元素由其最高化合价为＋5知它们在第ⅤA族，由于⑦的原子半径小于④，故⑦为N，④为P。由①的原子半径小于⑦，故①为O。③、⑥位于第ⅠA族，且因③的原子半径小于⑥，故③为Li，⑥为Na，由于②、⑧的原子半径与⑥相近且又是第ⅡA、第ⅢA族元素，故②为Mg，⑧为Al。则处于第ⅤA族的有④、⑦，处于第2周期的有锂、氧、氮元素，即①③⑦。
(2)Mg、Al、Na、Li中金属钠的金属性最强。
(3)N、P位于同一主族，可依据元素周期律比较非金属性强弱，但其单质的颜色不具有可比性。
(4)①、⑧形成的化合物Al2O3与KOH溶液反应的化学方程式为Al2O3＋2KOH＋3H2O===2K[Al(OH)4]。
【答案】　(1)④⑦　①③⑦　(2)⑥　(3)A
(4)Al2O3＋2KOH＋3H2O===2K[Al(OH)4]第1章
原子结构
第3节
原子结构与元素的性质
备课日期
课
型
新课
教
学
目
标
知识与技能
1.了解电离能的概念及内涵；认识主族元素电离能的变化规律并能给予解释。
2.了解电负性的概念及内涵；认识主族元素电负性的变化规律并能给予解释。了解化合价与原子结构的关系。
过程与方法
引导学生按已形成的思路进行分析，在讨论的基础上进行归纳总结，形成简要的话进行记忆，使认识得以提升。
情感态度与价值观
充分感受化学在人类生产、生活中的作用和贡献。
教学重点
电离能及其变化规律。电负性概念及其变化规律。
教学难点
电离能变化规律的特例；电负性概念及其变化规律。
教学方法
诱导——启发式、演绎推理和逻辑探究相结合教学
教学用具
多媒体演示
课时安排
2课时
教
学
内
容
设计与反思
第一课时一、复习导入:学生活动，教师可适当引导]请同学们写出第3周期及VA族元素原子的价电子排布；请同学们根据写出的价电子排布分析元素周期表中元素原子得失电子能力的变化规律。二、讲授新课:过渡]在科学研究和生产实践中，仅有定性的分析往往是不够的，为此，人们用【PPT】电离能、电子亲和能、电负性来定量的衡量或比较原子得失电子能力的强弱。电离能是元素的一种性质。表1-3-2和表1-3-3种写出了某些元素的第一电离能数值。从已经学过的知识出发，你能推测出电离能描述的是元素的那中性质吗？你能分析第一电离能的数值和性质的关系吗？展示：表1-3-2第三周期元素（除Ar）的第一电离能的变化NaMgAlSiPSCl49673857778610129991256表1-3-3
VA族元素的第一电离能的变化NPAsSbBi14021012947834703思考]设置问题1.什么是电离能。2.符号和表示方法3.意义【PPT】一、电离能及其变化规律1.定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。2.符号：II1表示第一电离能；I2表示第二电离能……意义：表示原子或离子失去电子的难易程度。电离能越小，该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度【师】肯定学生的发言，强调分析事物时看好条件是关键。然后请同学们根据这些物质的电子排布式和我们前面学习的电子排布的特殊性来理解强调学生的分析思路是正确的，鼓励学生自己继续探究。强调Mg(1s22s22p63s23p0)正处于全空状态，能量较低，比较稳定，所以不易失去电子。同理分析：P和S观察图1-3-5和1-3-6，请你说明原子的第一电离能随着元素原子序数的递增呈现怎样的变化，并从原子结构的角度加以解释。三、课堂小结:【总结】通过观察可以发现，对同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。短周期元素的这种递变更为明显，这是同周期元素原子电子层数相同，但随着核电荷数的增大和原子半径的减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强的必然结果。同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越易失去电子。这是因为同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱。过渡元素的第一电离能的变化不太规则，随元素原子序数的增加从左到右略有增加。这是因为对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排步在（n-1）d轨道上，核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。四、课堂练习:1.从元素原子的第一电离能数据的大小可以判断出（
）A、元素原子得电子的难易B、元素的主要化合价C、元素原子失电子的难易D、核外电子是分层排布的2.下列元素中，第一电离能最小的是（
）A、K
B、
Na
C、P
D、Cl五、布置作业:练习一张1．（山东卷32）（8分）（化学－物质结构与性质）C和Si元素在化学中占有极其重要的地位。（1）写出Si的基态原子核外电子排布式　　　
　。从电负性角度分析，C、Si和O元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为　　　
　。2．（09安徽卷）（17分）W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数一次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，Z能形成红色（或砖红色）的和黑色的ZO两种氧化物。（1）W位于元素周期表第_________周期第_________族。W的气态氢化物稳定性比__
______
（填“强”或“弱”）。（2）Y的基态原子核
外电子排布式是____
____，Y的第一电离能比X的
_（填“大”或“小”）。六、教学效果追忆:
教
学
内
容
设计与反思
一、复习导入:昨日回放]
第一电离能的变化规律，并解释为什么N的第一电离能大于O的第一电离能复习强化上一节课的知识点【联想·质疑】第一电离能是原子失电子能力的定量描述，那么原子得电子能力的有如何用定量去描述呢？二、讲授新课:【板书PPT】
1.电负性的概念【思考与交流】1、电负性的概念：2、电负性的数值：3、电负性的意义（2）、电负性大于2的元素大部分为金属元素，小于2的元素大部分为非金属元素。（3）电负性大，元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。（4）判断原子间成键的类型。一般两元素电负性的差值大于1.7，易形成离子键，差值小于1.7，易形成共价键【板书PPT】2.电负性的变化规律【读图，找规律】【板书PPT】3.电负性的意义【阅读课本总结规律】1.一般认为：
电负性大于2.0的元素为非金属元素
电负性小于2.0的元素为金属元素。2.一般认为：
如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成离子键
如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成共价键3.电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；
电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。三、课堂小结:分析第一电离能的数据与电负性的数据的关系，将电负性与第一电离能变化规律的统一起来四、课堂练习:1、下列各组元素按电负性大小顺序排列正确的是：A.F>N>O
B.O>Cl
C.As>P>H
D.Cl>S>As2、电负性为4.0的元素，在化合物中一般现：A.正价
B.负价
C.即显正价有显负价
D.不能确定3、电负性差值为零时，可形成：A.极性共价键
B.非极性共价键
C.金属键
D.离子键4、写出下列元素原子的电子排布式，并给出原子序数和元素名称。（5）1～36号元素中，未成对电子数最多的元素。（6）
1～36号元素中，第一电离能最小的元素五、布置作业:练习一张六、教学效果追忆:第3节
原子结构与元素的性质
第1课时
电离能及其变化规律
【教学目标】
1.了解电离能的概念及内涵；
2.认识主族元素电离能的变化规律并能给予解释。
【教学重点】电离能及其变化规律。
【教学难点】电离能变化规律的特例
【教学媒介】多媒体演示
【教学方法】诱导——启发式、演绎推理和逻辑探究相结合教学
【教学过程】
教学环节
教学活动
可能出现的情况
设计意图
复习引入
请同学们写出第3周期及VA族元素原子的价电子排布；请同学们根据写出的价电子排布分析元素周期表中元素原子得失电子能力的变化规律。
学生写的是电子排布式，没有抓住价电子，规律内容书记忆型，没什么难点，定性的记住规律。内容如素材1
巩固第二节的学习内容，并为本节的教学做准备
过渡
在科学研究和生产实践中，仅有定性的分析往往是不够的，为此，人们用电离能、电子亲和能、电负性来定量的衡量或比较原子得失电子能力的强弱。
学生思维活跃，什么是电离能、电负性呢？自己会猜想
调动学生的积极性，明确学习目标。
联想质疑
电离能是元素的一种性质。表1-3-2和表1-3-3种写出了某些元素的第一电离能数值。从已经学过的知识出发，你能推测出电离能描述的是元素的那中性质吗？你能分析第一电离能的数值和性质的关系吗？展示：表1-3-2第三周期元素（除Ar）的第一电离能的变化NaMgAlSiPSCl49673857778610129991256表1-3-3
VA族元素的第一电离能的变化NPAsSbBi14021012947834703
学生可能会分析出是失电子的能力；也有可能得出是得电子的能力。
对比分析，再次生成强烈的疑惑感，即为下面的进一步分析作了准备，又是他们产生了浓厚的兴趣。
阅读分析课本内容电离能的定义部分板书
设置问题1.什么是电离能。2.符号和表示方法3.意义一、电离能及其变化规律1.定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。2.符号：II1表示第一电离能；I2表示第二电离能……3.意义：表示原子或离子失去电子的难易程度。电离能越小，该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度
自我的深度学习，解决问题巩固知识，即时梳理学生会提出疑问：Mg的第一电离能比Al的大，所以Al比Mg易失去电子，但我们以前学习的金属失电子顺序中，Mg比Al易失电子，与酸反应时更剧烈。同理：P与S有同学反驳，条件不一致，一是气态，二是溶液
让学生自己动手查阅资料，形成自己的知识体系，解决刚才生成的疑惑产生新的疑问，为解决问题很好过渡，激发了学习兴趣让学生爱学
讨论分析学生的质疑
肯定学生的发言，强调分析事物时看好条件是关键。然后请同学们根据这些物质的电子排布式和我们前面学习的电子排布的特殊性来理解
可能会想到洪特指出的电子排布的特殊性，能量相同的原子轨道在全充满（P6或d10）、半充满（如P3或d5）和全空（P0或d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
学生自己动手解决，既学习了新知识，又巩固了已学知识
解疑答惑
强调学生的分析思路是正确的，鼓励学生自己继续探究。强调Mg(1s22s22p63s23p0)正处于全空状态，能量较低，比较稳定，所以不易失去电子。同理分析：P和S
学生分析P和S,
P(1s22s22p63s23p3)半满状态，比较稳定，所以不易失去电子。
得到了及时的提高，解决了在积极地问题，学生的积极情绪正在提升。
交流研讨
观察图1-3-5和1-3-6，请你说明原子的第一电离能随着元素原子序数的递增呈现怎样的变化，并从原子结构的角度加以解释。
和前面所学知识对应，找出不同点，讨论分析，还是从全空、半满、全满角度分析特殊性
从前面知识很好的认识到了这种规律，使学习的知识更加准确。学生自己也能解释原因，积极性很高。
必要的总结，注重对知识的强化
通过观察可以发现，对同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。短周期元素的这种递变更为明显，这是同周期元素原子电子层数相同，但随着核电荷数的增大和原子半径的减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强的必然结果。同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越易失去电子。这是因为同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱。过渡元素的第一电离能的变化不太规则，随元素原子序数的增加从左到右略有增加。这是因为对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排步在（n-1）d轨道上，核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。
实质分析
总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
对知识及时总结，有效增加知识的增长点
练习1填表
族
周期
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA1234567
原子的第一电离能增大
原子的第一电离能减小
练习2
2.从元素原子的第一电离能数据的大小可以判断出（
）A、元素原子得电子的难易B、元素的主要化合价C、元素原子失电子的难易D、核外电子是分层排布的
练习3
3.下列元素中，第一电离能最小的是（
）A、K
B、
Na
C、P
D、Cl
原子的第一电离能减小
原子第一电离能增大
【板书设计】
一、电离能及其变化规律
1.
电离能概念：
2.
符号：
3.
意义：1章
原子结构
第1节
原子结构模型
备课日期
课
型
新课
教学
目
标
知识与技能
1.了解“玻尔原子结构模型”，知道其合理因素和存在的不足；知道原子光谱产生的原因。能利用“玻尔原子结构模型”解释氢原子的线状光谱。
2.知道原子结构的发展历程；.知道玻尔理论的要点；.知道氢光谱是线状光谱的原因
3.初步认识原子结构的量子力学模型，能用n、l、m、ms
这四个量子数描述核外电子的运动状态；知道主量子数n
、角量子数
l
和磁量子数m对应着n电子层中l能级中的原子轨道；了解原子轨道的图象是原子轨道在空间的一种形象化表示；会辨认不同的原子轨道示意图
过程与方法
1．使学生学会片面全面分析问题的能力
2．在学习过程中，学会运用观察、对比、分析、思考等方法对所获得的信息进行处理。
情感态度与价值观
1．使学生体会化学对人类发展过程的作用
2．养成良好的实事求是的科学态度。
教学重点
基态、激发态及能量量子化的概念；原子光谱产生的原因；利用跃迁规则，解释氢原子光谱是线状光谱及其他光谱现象。2.知道玻尔理论的要点；知道氢光谱是线状光谱的原因3.
1.n、ι、m、ms的相互关系及有关量子限制；原子轨道和电子云的概念
教学难点
3.用四个量子数描述核外电子的运动状态。；n、ι、m、ms的相互关系及有关量子限制；原子轨道和电子云的概念及形状；书写能级符号及原子轨道符号
教学方法
启发式讨论式
教学用具
ppt
课时安排
共三课时
教
学
内
容
设计与反思
第一课时一、复习导入:
在美丽的城市，我们经常可以看到五光十色的霓虹灯，霓虹灯为什么能发出五颜六色的光？我们马上就会知道。二、讲授新课:【板书】第1节
原子结构模型第1课时量子力学前的原子结构模型1.介绍道尔顿原子学说的内容。2.让学生评价“道尔顿原子学说”有那些不足之处，并对学生的评价加以完善【板书】一、道尔顿原子学说1.介绍卢瑟福原子结构的核式模型。2.让学生思考:“卢瑟福原子结构的核式模型”能解释氢原子的光谱是线状光谱吗 【板书】二.卢瑟福原子结构模型1、逐条分析“玻尔原子结构模型”。【板书】PPT2、玻尔原子结构模型（1）行星模型点拨：这里的“轨道”实际上就是我们现在所说的电子层。（2）定态假设点拨：玻尔原子结构理论认为：同一电子层上的电子能量完全相同。（3）量子化条件点拨：量子化条件的内涵是：各电子层能量差的不连续性，既E3-E2≠E2-E1。（4）跃迁规则点拨：【板书】PPT▲原子光谱产生的原因：电子由激发态跃迁到基态会释放出能量，这种能量以光的形式释放出来，所以就产生光谱。▲氢原子光谱是线状光谱的原因：氢原子上的电子由n=2的激发态跃迁到n=1的基态，与从n=3的激发态跃迁到n=2的激发态，释放出的能量不同，因此产生光的波长不同。三、课堂小结:培养学生合作精神和分析、评价能力。1.使学生认识到原子结构模型是不断发展、完善的。2.使学生认识到化学实验对化学理论发展的重要意义。3.使学生认识到“玻尔原子结构模型”对原子结构理论的发展起着极其重要的作用。四、课堂练习:1.解释下列概念（1）基态（2）激发态 2.霓虹灯管里充入许多气体或蒸气，如：氦气、氩气、水银蒸气等，通电时霓虹灯会发出五颜六色的光，试解释其原因？3.填空：玻尔原子结构模型认为，电子运动的轨迹是__________（填固定的或不变的），电子绕着原子核高速运动是否释放能量__________（填是或否），同一电子层上的电子能量__________（填相同或不同）。若电子层的能量用表示，则E3-E2_________E2-E1
（填相等或不相等）
。基态
原子吸收能量跃迁到________态，电子由激发态 跃迁到基态会_______能量（填吸收或释放）。五、布置作业:
练习卷一张六、教学效果追忆:
教
学
内
容
设计与反思
第二课时一、复习导入:教师在学生评价的基础上，整理“玻尔原子结构模型”的贡献：（1）说明了激发态原子为什么会发射光线（2）成功解释了氢原子光谱是线状光谱的实验现象（3）提出了主量子数n的概念及处于不同轨道上的电子能量量子化的理论，为量子力学的原子结构模型打下了基础。二、讲授新课:【讲解】教师在学生评价的基础上，整理“玻尔原子结构模型”的贡献：（1）说明了激发态原子为什么会发射光线（2）成功解释了氢原子光谱是线状光谱的实验现象（3）提出了主量子数n的概念及处于不同轨道上的电子能量量子化的理论，为量子力学的原子结构模型打下了基础。介绍一些光谱现象和其他现象：（1）玻尔理论电子延着固定的轨道绕核运动的观点，不符和电子运动的特性。（2）玻尔理论不能解释多原子光谱，也不能解释氢原子光谱的精细结构。教师讲解：20世纪20年代中期建立的量子理论，引入了四个量子数，解释了原子光谱的实验现象，成为现代化学的理论基础。【板书】PPT第1节
原子结构模型原子结构的量子力学模型（1）教师讲解：主量子数n既能层或电子层。在多电子原子中根据电子离原子核的远近和能量的高低，分为若干电子层(或能层)。一般来说，主量子数n越大，处于该层的电子离原子核越远、能量越高。【板书】PPT1.主量子数n能量关系一般为：EK符号spdf③能级的记录方法举例：若主量子数n=2，角量子数ι有0和1两个取值。既第二能层有两个能级,
记做2s、2p。④能级顺序：Ens（2）n=3,ι=1
（3）n=4,ι=2
（4）n=5,ι=3
2.写出下列能级的n、ι值（1）3p
（2）4s
（3）6f
（4）5d3.下列能级可能存在的是（
）
(A)1p(B)2d(C)3f(D)5d4.将下列能级按能量由高到低的顺序排列出来（1）(A)4s(B)4d(C)4f(D)4p
______（2）(A)1s(B)2s(C)2p(D)3d(E)3p(F)4d(G)4f六、教学效果追忆:
教
学
内
容
设计与反思
第三课时②在高分辨光谱仪中，氢原子的电子从n=2跃迁到n=1层时，得到两条靠得很近的谱线？二、讲授新课:【板书】PPT第1节
原子结构模型原子结构的量子力学模型（2）教师讲解：磁量子数既原子轨道个数。原子轨道是指一个电子空间运动状态。根据光谱现象，科学家发现同一能级电子空间运动状态不尽相同，一个能级包含着一个或若干个原子轨道。【板书】PPT3.磁量子数m①角量子数ι和磁量子数m的关系角量子数ι和磁量子数m的关系既能级与原子轨道个数的关系。对于一个确定的ι值，m值可取0、1、2、3……ι，共(2ι+1)个数值。当ι=2时，m有0、1、2五个取值；既d能级有五个原子轨道。②原子轨道的表示方法s能级只有一个原子轨道，可表示为s。p能级有3个原子轨道，可表示为px、py、pz。d能级有5原子轨道，f能级有7原子轨道。教师讲解并板书：4.自旋磁量子数ms量子力学认为，同一轨道上的电子还在做自旋运动，而且只有两种自旋运动状态，分别用自旋磁量子数（通常用符号“↑”表示）和（通常用符号“↓”表示）来描述。教师介绍：（1）原子轨道的概念（2）轨道和轨道的形状（3）电子云和原子轨道的区别三、课堂小结:整理本课时主题知识四、课堂练习:1.写出写出下列各能级所有原子轨道符号（1）n=1（2）n=22.计算下列各能层所有原子轨道数目（1）n=1（2）n=2（3）n=3（4）n=43.原子轨道是由那几个量子数决定的？五、布置作业:1.写出下列各能级对应的所有原子轨道的符号（1）n=4，ι=1：
（2）n=5，ι=2：
（3）n=7，ι=0：2.填空n取值ι取值m取值原子轨道数目12343.下列说法是否正确？若不正确应如何改正。（1）“s电子绕原子核旋转，其轨道为一圆圈，而p电子是走∞字形”。（2）“主量子数为1时，有自旋相反的两个轨道”。第3节　原子结构与元素性质
第1课时　电离能及其变化规律
课程学习目标
1.了解元素电离能的含义,了解元素电离能和原子核外电子排布的关系。
2.了解同一周期、同一主族中元素电离能的变化规律。
3.能应用电离能说明元素的某些性质。
知识记忆与理解
知识体系梳理
　　电离能及其变化规律
(一)电离能的定义
1.电离能:气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫作电离能,常用符号I表示,单位为
。
2.第一电离能:处于基态气态原子失去
电子形成+1价
所需的最低能量称为第一电离能,常用符号
表示。+1价气态阳离子再失去一个电子形成+2价气态阳离子所需要能量称为
,常用符号
表示。依次还有第三、第四电离能等。通常,原子的第二电离能
第一电离能,第三电离能
第二电离能。
3.第一电离能的作用:可衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。I1越小,原子越
;I1越大,原子越
。
(二)I1的周期性变化
1.同一周期,随着原子序数的增加,元素的第一电离能呈现
的趋势,碱金属的第一电离能最
,稀有气体的第一电离能最
。
2.同一主族,随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐
。
3.周期表的右上角元素的第一电离能数值
,左下角元素的第一电离能的数值
。
4.钠原子的第一电离能较低,而第
电离能突跃式变高,这说明钠原子很容易失去一个电子成为+1价阳离子,形成具有稀有气体元素原子的稳定状态后,核对外层电子的有效吸引作用变得更强。镁元素第
电离能突跃式变高。
基础学习交流
1.同周期元素第一电离能是否逐渐增大
2.已知某元素的第一至第八电离能(单位kJ·mol-1):
I1=577,I2=1820,I3=2740,I4=11600,I5=14800,I6=18400,I7=23400,I8=27500
(1)为什么I1至I8是增加的
(2)试推测该元素的原子最外层有几个电子。
3.参考教材中钠和镁的电离能数据分析:为什么Na易形成Na+,而不易形成Na2+ Mg易形成Mg2+,而不易形成Mg3+
预习检测
1.下列原子第一电离能最大的是(　　)。
A.O　　　　B.Ne　　　　C.F　　　　D.N
2.下列有关电离能的说法中,正确的是(　　)。
A.第一电离能越大的原子失电子的能力越强
B.第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量
C.同一周期中,主族元素原子第一电离能从左到右越来越大
D.可通过一种元素各级电离能的数值,判断元素可能的化合价
3.第ⅠA族元素从上到下,原子半径依次　　　　、金属性依次　　　　、非金属性依次　　　　、元素第一电离能依次　　　　;第3周期的主族元素中,第一电离能最大的元素是　　　　(填元素符号,下同),第一电离能:P　　　　(填“>”或“<”)S,原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
思维探究与创新
重点难点探究
　　探究:元素的电离能及其变化规律
互动探究
下表是一些元素的电离能(kJ·mo):
电离能
锂
X
Y
I1
519
502
580
I2
7296
4570
1820
I3
11799
6920
2750
I4
9550
11600
　　(1)通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)X、Y元素具有的价电子数分别为　　　、　　　。
探究拓展
1.铍原子电子排布式如何表示 铍原子各级电离能之间的变化规律与电子排布有何关系
2.其他主族元素原子各级电离能之间的变化规律与电子排布有何关系
技能应用与拓展
当堂检测
1.下列原子第一电离能最小的是(　　)。
A.He　　　　B.Ne　　　　C.Ar　　　　D.Kr
2.下列叙述中正确的是(　　)。
A.同周期元素中,ⅦA族元素的原子半径最大
B.ⅥA族元素的原子,其半径越大,越容易得到电子
C.同周期元素,0族元素第一电离能最小
D.同一周期中,碱金属元素的第一电离能最小
3.已知元素A、B、C处于前四周期。
①元素A的-1价离子和元素B的-2价离子的电子层结构都为1s22s22p63s23p6;
②元素B、C处于同一主族,C原子半径大于B。
(1)写出元素符号:A　　　、B　　　、C　　　。
(2)A、B、C三种元素的第一电离能由大到小的排列顺序是　　　　　　　　。
4.下表列出了某短周期元素R的某些电离能数据(用I1、I2……表示,单位为kJ·mol-1)。
I1
I2
I3
I4
……
R
740
1
500
7
700
10
500
……
下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　)。
A.R的最高正价为+3价
B.R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C.R元素的原子最外层共有4个电子
D.R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
总结评价与反思
思维导图构建
学习体验分享
参考答案
知识记忆与理解
知识体系梳理
(一)
1.
kJ·mol-1
2.一个
气态阳离子
I1
第二电离能
I2
高
高
3.
容易失去一个电子
难失去一个电子
(二)
1.
增大
小
大
2.减小
3.
大
小
4.
二
三
基础学习交流
1.【答案】不完全是,其中ⅡA族和ⅤA族例外。
2.【答案】(1)第一电离能是气态原子失去最外层上的1个电子所吸收的能量,最外层电子能量高,不稳定,易失去。当失去的电子离核越近就越难失去,所以需要吸收的能量越来越高。
(2)I3之间I4发生突变,可推知该元素原子最外层有3个电子。
3.【答案】Na的第二电离能很大,远远大于第一电离能,所以Na易失去1个电子,而Na+很难再失去1个电子;同理Mg的第三电离能远远大于第二电离能,所以Mg2+很难再失去电子。
预习检测
1.【解析】同周期元素中,稀有气体元素的第一电离能最大。
【答案】B
2.【解析】第一电离能越大的原子越难失去电子,A项错误;第一电离能是元素的气态原子失去一个电子形成气态阳离子时需要的能量,B项错误;同一周期从左到右,元素第一电离能有增大的趋势,但第
Ⅱ
A族和第ⅤA族元素出现反常,C项错误。
【答案】D
3.【答案】增大;增大;减弱;减小;Cl;>;P原子的价电子排布式为3s23p3,p轨道处于半充满状态,能量低,所以第一电离能较大
思维探究与创新
重点难点探究
互动探究
【解析】(1)锂失去核外第一个电子后为稳定结构,不易再失去电子。
(2)X第一电离能与第二电离能相差较大,可知X最外层有1个电子;Y第一、第二、第三电离能相差不大,与第四电离能相差较大,Y最外层有3个电子。
【答案】(1)锂失去核外第一个电子后为稳定结构,不易再失去电子
(2)1;3
探究拓展
1.【答案】1s22s2;铍原子最外层有2个电子,容易失去,因此I1、I2较小且相差不大,铍原子失去最外层2个电子后形成稳定结构,不容易再失去电子,因此I3比I2大得多。
2.【答案】如果某原子最外层有n个电子,则前n个电离能较小且相差不大,但In+1 In,即:I1技能应用与拓展
当堂检测
1.【答案】D
2.【答案】D
3.【解析】(1)A-、B2-的电子层结构均为1s22s22p63s23p6,A、B的电子层结构分别为1s22s22p63s23p5、1s22s22p63s23p4,A为Cl、B为S;B、C处于同一主族,C原子半径大于B,又由于B、C处于前四周期,故C为Se。
(2)同周期元素的第一电离能以左往右总体逐渐增大,Cl>S,同主族元素原子半径越大越容易失去电子,第一电离能越小,S>Se。
【答案】(1)Cl;S;Se
(2)Cl>S>Se
4.【解析】从电离能的数据可知,该元素的电离能在I2和I3之间发生突变,所以R的最高正价为+2价,B项正确。
【答案】B第2节　原子结构与元素周期表
第1课时　基态原子的核外电子排布
学习目标　1.熟练掌握基态原子核外电子排布要遵循的原则。2.熟练写出1～36号元素的名称、元素符号和用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布。
双基落实
一、基态原子的核外电子排布
1．基态原子核外电子排布要遵循的三个原则是：________________、________________、
____________。
2．能理最低原则：电子先占据能量最______的轨道，只有当这些轨道占满后，再依次进入能量较高的轨道；即核外电子在各个原子轨道上的排布方式使这个原子体系的能量最______。
泡利不相容原理：一个原子轨道中最多只能容纳______个电子，并且这两个电子的____________________。即在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子。
洪特规则：电子在能量相同的轨道上排布时，将尽可能以________的自旋方向分占____的轨道。
洪特规则的特例：能量相同的原子轨道在________________、________________、____________________的状态，体系能量较______，原子较________。
3．角量子数l相同的能级，其能量次序由主量子数n决定，n值越______，其能量越
______。如_____________。主量子数n相同，角量子数l不同的能级，其能量
随l的增大而________，如________________________。主量子数和角量子数同时变化时，情况较复杂，如________________________，这种现象称为“能级交错”。
4．基态原子的核外电子在原子轨道上的排布顺序为1s，____，____，3s，____，____，3d，____，____，____，5p，____，…。
思维点拨　从3p开始出现能级交错现象。书写19～36号元素K～Kr的原子核外电子排布式时，需要注意按照以上顺序，即21～30号元素的核外电子排布是电子先排在4s能级上、后排在3d能级上，并且铬及铜原子核外电子排布还要符合洪特规则特例。
5．在原子中，每个电子层最多容纳2n2个电子，每个能级最多容纳______________个电子。价电子指的是____________________________，元素的化学性质与价电子的数目密切相关。基态铁原子的价电子排布为____________。
二、电子排布的表达方式
1．电子排布式
简写为nlx，其中n为______________，l为______________，并用其所对应的符号表示，x为__________。如氧原子可表示为________________。
2．轨道表示式
一般用__________(或方框，或短线)表示一个确定的____________，用________来区别ms上不同的电子。
3．价电子
(1)与____________密切相关的________原子轨道上的电子，称为价电子。
(2)为了便于研究化学性质与核外电子间的关系人们常常只表示出原子的________排布。
课堂练习
1．若将6C原子的电子排布式写成1s22s22p，它违背了(　　)
A．能量守恒定律
B．能量最低原则
C．泡利不相容原理
D．洪特规则
2．按能量由低到高的顺序排列正确的一组是(　　)
A．1s、2p、3d、4s
B．1s、2s、3s、2p
C．2s、2p、3s、3p
D．4p、3d、4s、3p
3．下列微粒的核外电子的表示方法中正确的是(　　)
A．C　
B．P原子价电子轨道表示式
C．Cr原子的价电子排布式　3d44s2
D．Fe2＋　1s22s22p63s23p63d64s2
4．当基态原子的第四电子层只有2个电子，则原子的第三电子层的电子数为(　　)
A．肯定为8个电子
B．肯定为18个电子
C．肯定为8～18个电子
D．肯定为8～32个电子
5．下列元素的电子排布式各违背了哪一规律
(1)21Sc　1s22s22p63s23p63d3
(2)22Ti　1s22s22p63s23p10
参考答案
双基落实
一、
1．能量最低原则　泡利不相容原理　洪特规则
2．低　低　两　自旋方向必须相反　相同　不同　全充满(p6、d10f14)　半充满(p3、d5、f7)　全空时(p0、d0、f0)　低　稳定
3．大　高　E2p4．2s　2p　3p　4s　4p　5s　4d　6s
5．2(2l＋1)　外层原子轨道上的电子　3d64s2
二、
1．主量子数　角量子数　电子数　1s22s22p4
2．小圆圈　原子轨道　“↑”或“↓”
3．(1)化学性质　外层　(2)价电子
课堂练习
1．D　[洪特规则规定，对于基态原子的电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道且自旋方向相同。所以D项正确。]
2．C
3．A　[A表示碳原子的轨道表示式，正确；B不符合洪特规则；正确的Cr原子的价电子排布式为3d54s1；Fe2＋是铁原子失去最外层2个电子形成的，其电子排布式是1s22s22p63s23p63d6。]
4．C　[第三电子层对应的原子轨道分别为3s、3p、3d，因为此时4s轨道已充满电子，3s、3p轨道肯定也已填满，3d轨道可能填充电子，也可能未填充电子，故第三电子层上的电子数一定在8～18之间。]
5．(1)违反能量最低原则
(2)违反泡利不相容原理第三节
原子结构与元素性质
第一个稀有气体化合物的发现
在加拿大工作的英国年轻化学家巴特列特（N．Bartlett）一直从事无机氟化学的研究。自1960年以来，文献上报道了数种新的铂族金属氟化物，它们都是强氧化剂，其中高价铂的氟化物六氟化铂（PtF6）的氧化性甚至比氟还要强。巴特列特首先用PtF6与等摩尔氧气在室温条件下混合反应，得到了一种深红色固体，经X射线衍射分析和其他实验确认此化合物的化学式为O2PtF6，其反应方程式为：
O2＋PtF6→O2PtF6
这是人类第一次制得O2+的盐，证明PtF6是能够氧化氧分子的强氧化剂。
巴特列特头脑机敏，善于联想类比和推理。他考虑到O2的第一电离能是1175.7千焦／摩尔，氙的第一电离能是1175.5千焦／摩尔，比氧分子的第一电离能还略低，既然O2可以被PtF6氧化，那么氙也应能被PtF6氧化。他同时还计算了晶格能，若生成XePtF6，其晶格能只比O2PtF6小41.84千焦／摩尔。这说明XePtF6一旦生成，也应能稳定存在。于是巴特列特根据以上推论，仿照合成O2PtF6的方法，将PtF6的蒸气与等摩尔的氙混合，在室温下竟然轻而易举地得到了一种橙黄色固体XePtF6：
Xe＋PtF6→XePtF6
该化合物在室温下稳定，其蒸气压很低。它不溶于非极性溶剂四氯化碳，这说明它可能是离子型化合物。它在真空中加热可以升华，遇水则迅速水解，并逸出气体：
2XePtF6＋6H2O→2Xe↑+O2↑+2PtO2
＋12HF
这样，具有历史意义的第一个含有化学键的“惰性”气体化合物诞生了，从而很好地证明了巴特列特的正确设想。1962年6月，巴特列特在英国Proccedings
of
the
Chemical
Society杂志上发表了一篇重要短文，正式向化学界公布了自己的实验报告，一下震动了整个化学界。持续70年之久的关于稀有气体在化学上完全惰性的传统说法，首先从实践上被推翻了。化学家们开始改变了原来的观念，摘掉了冠以稀有气体头上名不副实的“惰性”的帽子，拆除了人为的樊篱，很快形成了一个合成和研究新的稀有气体化合物的热潮，开辟了一个稀有气体化学的新天地。
元素性质的周期性
1．核外电子构型
元素的化学性质很大程度上取决于价电子构型。凡基态呈稀有气体构型，即填满p电子(np6)构型者是稳定结构。这种结构的原子具有相当的化学惰性。其它结构的原子或获取或丢失电子达到稳定结构而呈现化学活性。各族元素外层能级都有相似的电子构型。因而价态及氧化值相似、化学性质相似。其中过渡元素，电子除填入(n-1)d或(和)(n-2)f轨道上外，常还有一两个更易丢失的ns电子，因而它们既有共同的价态，又有各自的多种氧化态，可形成多种价态的化合物，而且它们常各自呈现独特又美丽的颜色。
2．原子半径
关于原子半径r，
按近代原子结构的概念，核外电子呈几率分布，因而原子的大小无明确界限。但在单质和化合物中，元素的原子常以化学键结合在一起，因此原子的半径实际上根据
测定它们的核间距离的实验结果推导而得。通常将同种相邻原子形成单键键距之半定为共价半径，在金属晶体中则称金属半径。
周期表中同周期内的主族元
素自左向右核电荷逐渐增加，各元素的最后一个电子都填充在最外层上，由于同层上电子屏蔽较弱，因此有效核电荷是明显增加的，从而导致了原子半径的明显变
小；若自上而下按族递增时，增加了电子层，而电子构型基本不变，因内层电子对外层电子的屏蔽较有效，因此有效核电荷的增加不显著，原子半径显著增大。副族
元素自左向右递变时，各元素的最后一个电子都填充在(n-1)层上，由于较内层电子对外层电子屏蔽较强，因此有效核电增加不明显，因而大体上原子半径变化不大。但当次外层的d轨道全充满时由于(n-1)d10的较大的屏蔽作用而导致原子半径突然明显增大。副族自上而下，有效核电荷增加不明显，因而原子半径基本不变。至于镧系元素从左至右，各元素的最后一个电子都填充在(n-2)层上，由于内层电子对外层电子的屏蔽较有效，因此有效核电荷增加很少，因此原子半径略有收缩(约1pm)，但累计有14个元素导致镧系原子半径相近，加上电子构型相似因而La系15个元素(常还包括钇)化学性质相近。镧系元素原子半径的收缩(镧系收缩)，又导致其后的元素与其相应上一周期的同族元素的原子半径非常接近，如Zr与Hf，Nb与Ta，Mo与W等，它们的化学性质也极相近，常以共生矿在地球共存，化学上分离它们具有一定难度。周期表中的原子半径的周期性。
3．电离能与电子亲合能
在化学反应中，各元素原子将得到或失去电子使自己的外层电子构型变成稳定的构型，其得失电子的能力可用电离能(I)，电子亲合能(Y)与电负性(X)来描述。
电离能(I)指基态气态原子或离子失去一个电子形成其相应的气态离子所需最低能量：
Me(g)→Me
(g)
e-
第一电离能I1=△H1(正值)
Me
(g)→Me2
(g)
e-
第二电离能I2=△H2(正值)
显然多级电离能有I1＜I2＜I3＜…，它们皆为正值。同一周期中，自左向右元素的I1总体上由小变大，到稀有气体时达到最大值，但会出现有规律的曲折变化，这与电子处于充满或半充满时(s2，p3，p6，d5…)的构型较为稳定有关，如I1(B)＜I1(Be)，I1(O)＜I1(N)等。同一主族内自上而下元素的I1递减。I1的周期性变化。
电子亲合能(Y)指基态气态原子获取一个电子成为气态负离子时释放的能量：
A(g)
e-→A-(g)
电子亲合能Y=-△H
当负离子再结合电子成带二个负电荷的负离子所释放的能量为第二电子亲合能(Y2)。一般Y1为正值即放热过程，但由于电子与负离子间的静电斥力，故Y2是负值，即为吸热过程。实际上仅有少数元素能形成稳定负离子，加之确定Y值较困难，因而这方面数据较少，且仅少数元素的电子亲合能数据是准确的。
4．电负性
一个原子既有得电子能力又有失电子能力，当它处于指定分子中时究竟倾向于得电子还是失电子呢？为统一说明原子在分子中的行为，鲍林(
L．Pauling(美)因在化学键和蛋白质分子结构方面的重要贡献而获1954年诺贝尔化学奖)。综合了原子得失电子的能力，提出了元素电负性的概念。电负性是元素的原子在分子中吸引成键电子的能力。鲍林比较了A与B两原子间的生成热和A—A，B—B的键能数据，且指定F的电负性X=4.0，从而依此得出了其它元素的电负性。电负性越大的元素的原子在分子中吸引成键电子能力越大。在周期表中总变化趋势是：同一周期元素，从左到右电负性加大，同一族元素，从上到下电负性递减。因此，表的左下角元素电负性最小，右上角则最大，其余元素居中。电负性X的周期性变化。
5．金属性
元素的金属性和非金属性是指其原子在化学反应中失去和得到电子的能力。自然，比较电离能I、电负性X的数值可判断元素的这个属性。凡I，X越小，元素的金属性越强；I，X越大，非金属性越强。因此，周期表左下角与右上角元素分别是最活泼的金属与非金属。其分界限在B，Si，As，Te，At与Al，Ge，Sb，Po两条对角线元素上。此区域及其附近元素常成为半导体材料，这些元素有时称为半金属，它们的电负性约在2.0左右，在不同条件下或呈金属性或呈非金属性。原子结构模型
第3课时
量子力学对原子核外电子运动状态的描述（2）
【教学目标】
1.初步认识原子结构的量子力学模型，能用n、l、m、ms
这四个量子数描述
核外电子的运动状态
2.知道主量子数n
、角量子数
l
和磁量子数m对应着n电子层中l能级中的
原子轨道
3.了解原子轨道的图象是原子轨道在空间的一种形象化表示
4.会辨认不同的原子轨道示意图
【教学重点】
1.用四个量子数描述核外电子的运动状态。
2.n、ι、m、ms的相互关系及有关量子限制
3.原子轨道和电子云的概念及形状
4.书写能级符号及原子轨道符号
【教学难点】
1.n、ι、m、ms的相互关系及有关量子限制。
2.原子轨道和电子云的概念
【教学过程】
教学环节
活动时间
教学内容
教师活动
学生
活
动
设计意图
一、复习旧课导入新课
3分钟
教师让学生回答下列问题①为什么在通常条件下，钠原子中的处于n=4能层的电子跃迁到n=3能层的状态时，在高分辨光谱仪上看到的不是一条谱线，而是多条谱线？②在高分辨光谱仪中，氢原子的电子从n=2跃迁到n=1层时，得到两条靠得很近的谱线？
1.回答问题2.思考老师提出的问题。
复习旧知识，引入新问题，导入新课教学。
二、展开新课
15分钟
3.磁量子数m
【板书】第1节
原子结构模型原子结构的量子力学模型（2）教师讲解：磁量子数既原子轨道个数。原子轨道是指一个电子空间运动状态。根据光谱现象，科学家发现同一能级电子空间运动状态不尽相同，一个能级包含着一个或若干个原子轨道。【板书】3.磁量子数m①角量子数ι和磁量子数m的关系角量子数ι和磁量子数m的关系既能级与原子轨道个数的关系。对于一个确定的ι值，m值可取0、1、2、3……ι，共(2ι+1)个数值。当ι=2时，m有0、1、2五个取值；既d能级有五个原子轨道。②原子轨道的表示方法s能级只有一个原子轨道，可表示为s。p能级有3个原子轨道，可表示为px、py、pz。d能级有5原子轨道，f能级有7原子轨道。
学生完成下列习题1.写出写出下列各能级所有原子轨道符号（1）n=1（2）n=22.计算下列各能层所有原子轨道数目（1）n=1（2）n=2（3）n=3（4）n=43.原子轨道是由那几个量子数决定的？
巩固新学知识。
5分钟
4.自旋磁量子数ms
教师讲解并板书：4.自旋磁量子数ms量子力学认为，同一轨道上的电子还在做自旋运动，而且只有两种自旋运动状态，分别用自旋磁量子数（通常用符号“↑”表示）和（通常用符号“↓”表示）来描述。
交流·讨论1.氢原子上的电子由n=2的状态跳回到n=1的状态，会产生两条靠得很近的谱线，为什么？2.电子的运动状态包括自旋状态是由那几个量子数决定的？
1、巩固新学知识。2、培养合作意识3、解决新课开始提出的问题
4分钟
5.电子云
教师介绍：（1）核外电子运动特征（2）电子云的概念（3）电子云和电子云的形状
4分钟
6.原子轨道
教师介绍：（1）原子轨道的概念（2）轨道和轨道的形状（3）电子云和原子轨道的区别对学生的整理加以完善
三、概括整合
3分钟
整理本课时主题知识
培养学生归纳总结能力
练习
1.写出下列各能级对应的所有原子轨道的符号（1）n=4，ι=1：
（2）n=5，ι=2：（3）n=7，ι=0：
2.填空n取值ι取值m取值原子轨道数目1234
3.下列说法是否正确？若不正确应如何改正。（1）“s电子绕原子核旋转，其轨道为一圆圈，而p电子是走∞字形”。（2）“主量子数为1时，有自旋相反的两个轨道”。（3）“主量子数为3时，有3s、3p、3d、3f四个轨道”。
4.有无下列运动状态？为什么？（1）n=1,
ι=1,
m=0
（2）n=2,
ι=0,
m=1（3）n=3,
ι=3,
m=3（4）n=4,
ι=3,
m=2
5.填充合理的量子数（1）n=
__________
,
ι=2
,
m=0
,.
（2）n=2
,
ι=
_______
,
m=1,.（3）n=
4
,
ι=2
,
m=0
,.ms
=
_________（4）n=
2
,
ι=0
,
m=_________
,
【板书设计】
第1节
原子结构模型
3.磁量子数m
4.自旋磁量子数ms第1节　原子结构模型
1．了解玻尔原子结构模型的基本观点及如何用其解释氢原子光谱的特点。
2．能应用量子力学对原子核外电子的运动状态进行描述。(重点)
3．了解原子轨道和电子云的含义。(难点)
氢
原
子
光
谱
和
玻
尔
的
原
子
结
构
模
型
[基础·初探]
1．不同时期的原子结构模型
2．光谱和氢原子光谱
(1)光谱
①概念：利用仪器将物质吸收的光或发射的光的波长和强度分布记录下来的谱线。
②形成原因：电子在不同轨道间跃迁时，会辐射或吸收能量。
(2)氢原子光谱：属于线状光谱。
氢原子外围只有1个电子，故氢原子光谱只有一条谱线，对吗？
【提示】　不对。
3．玻尔原子结构模型
(1)基本观点
运动轨迹
原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动，并且不辐射能量
能量分布
在不同轨道上运动的电子具有不同的能量，而且能量是量子化的。轨道能量依n(量子数)值(1，2，3…)的增大而升高
电子跃迁
对氢原子而言，电子处于n＝1的轨道时能量最低，称为基态，能量高于基态的状态称为激发态。电子在能量不同的轨道之间跃迁时，辐射或吸收的能量以光的形式表现出来并被记录下来，就形成了光谱
(2)贡献
①成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。
②阐明了原子光谱源自核外电子在能量不同的轨道之间的跃迁，而电子所处的轨道的能量是量子化的。
(1)道尔顿原子学说涉及到原子内部结构。(×)
(2)氢原子光谱属于线状光谱。(√)
(3)基态氢原子转变成激发态氢原子时释放能量。(×)
(4)焰色反应与电子跃迁有关，属于化学变化。(×)
[核心·突破]
1．光谱
(1)基态原子激发态原子。
(2)同一原子不同状态的能量激发态大于基态；不同原子的能量不一定存在激发态大于基态。
(3)基态原子和激发态原子相互转化时吸收或释放能量，形成光谱。
(4)光谱分析：利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素。如焰色反应产生的原因是原子中的电子在能量不同轨道上跃迁。
2．玻尔原子结构模型
(1)基本观点：①电子在确定的轨道上运动
②轨道能量是量子化的
③电子跃迁产生能量变化
(2)意义：①成功解释了氢原子的线状光谱
②说明核外电子是分层排布的
(3)不足：无法解释复杂光谱问题
[题组·冲关]
1．下列有关化学史知识错误的是(　　)
A．原子分子学说的建立是近代化学发展的里程碑
B．俄国科学家门捷列夫发现了元素周期律，编制了元素周期表
C．意大利科学家阿伏加德罗在总结气体反应体积比的基础上提出了分子的概念
D．英国科学家道尔顿首先发现了电子
【解析】　英国科学家汤姆逊首先发现了电子。
【答案】　D
2．下列说法正确的是(　　)
【导学号：66240000】
A．氢原子光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱之一
B．“量子化”就是不连续的意思，微观粒子运动均有此特点
C．玻尔理论不但成功地解释了氢原子光谱，而且还能推广到其他原子光谱
D．原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上像火车一样高速运转着
【解析】　A项中氢原子光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱；B项正确；C项中玻尔理论成功地解释了氢原子光谱，但对于解释多电子原子的光谱却遇到了困难；D项中电子运动没有确定的轨道，电子的运动特点决定了只能用统计的方法来描述电子在空间出现的概率，不能同时准确测定电子的位置和速度，D项错误。
【答案】　B
3．原子光谱是线状光谱，是由不连续的谱线组成的，这表明(　　)
A．在原子中只有某些电子能够跃迁产生光谱
B．原子中的电子可以处于某些特定的能量状态，即电子的能量是量子化的
C．原子发射的光是单色光
D．白光可以由多种单色光组成
【解析】　原子光谱是线状光谱，也就是由具有特定频率的光形成的谱线，原子光谱之所以产生这种特定的谱线，是由于电子的能量是量子化的，电子跃迁的始态和终态的能级差也是量子化的。
【答案】　B
4．对充有氖气的霓虹灯管通电，灯管发出红色光，产生这一现象的主要原因是(　　)
A．电子跃迁时发光
B．氖气发光，发出红光
C．氖原子获得电子后转变成发出红光的物质
D．在电流的作用下，氖原子与构成灯管的物质发生反应
【解析】　原子发光的根本原因是由于电子跃迁释放或者吸收能量。
【答案】　A
【规律方法】　激发态原子不稳定，电子从能量较高的激发态跃迁到能量较低的激发态乃至基态时，将释放能量。光辐射是电子释放能量的重要形式之一。灯光、霓虹灯光、激光、焰火等可见光都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。激发态的电子从能量较高的轨道跃迁至能量较低的轨道时，以一定波长(可见光区域)光的形式释放能量是大多数金属发生焰色反应的原因。电子的跃迁是物理变化，金属(元素)的焰色反应是物理变化。
量子力学对原子核外电子运动状态的描述
[基础·初探]
教材整理1　原子轨道
1．电子层
分层标准
电子离核的远近
n的取值
1
2
3
4
5
6
7
符号
K
L
M
N
O
P
Q
能量
离核
2.能级
在同一电子层中，电子所具有的能量可能不同，所以同一电子层可分成不同的能级，用s、p、d、f表示。
3．原子轨道
(1)概念：原子中的单个电子的空间运动状态。
(2)n值所对应的能级和原子轨道的情况
n(电子层)
能级
原子轨道
取值
符号
符号
符号
数目
1
K
s
2
L
s
p
3
M
s
p
d
4
N
s
p
d
f
【答案】　1s　1　2s　1　2px、2py、2pz　3　3s　1　3px、3py、3pz　3　3d　5　4s　1　4px、4py、4pz　3　4d　5　4f　7
4．自旋运动状态
处于同一原子轨道上的电子自旋运动状态只有两种，分别用符号“↑”和“↓”表示。
(1)离核越近的电子，能量越低。(√)
(2)第n电子层共有n个能级，n2个原子轨道。(√)
(3)每个轨道容纳的2个电子自旋方向不固定。(×)
(4)n＝2时，有2s、2px、2py、2pz四个原子轨道。(√)
教材整理2　原子轨道的图形描述和电子云
1．原子轨道的图形描述
(1)对象：原子中单个电子的空间运动状态即原子轨道。
(2)方法：用直角坐标系标注。
(3)意义：表示原子轨道的空间分布。
(4)形状：s轨道球形；p轨道在空间的分布特点是分别相对于x、y、z轴对称，呈哑铃形(∞)。
2．电子云
(1)概念：描述电子在空间单位体积内出现概率大小的图形。
(2)含义：用单位体积内小点的疏密程度表示电子在原子核外出现概率的大小。
电子云中的每一个小点就是一个电子，对吗？
【提示】　不对。
[合作·探究]
原子核外电子运动状态的探究
[探究背景]
多电子原子如氧原子，电子的运动区域不同，其能量不同，而且电子的运动轨迹也不同。
[探究问题]
1．多电子原子中，电子的运动区域与其能量的高低之间有何关系？
【提示】　多电子原子中，通常能量较低的电子在离核较近的区域运动，而能量较高的电子在离核较远的区域运动。
2．不同电子层的同种能级的原子轨道形状是否完全相同？
【提示】　不同能层的同种能级的原子轨道形状相似，但不完全相同。只是原子轨道的半径不同，能级序数n越大，电子的能量越大，原子轨道的半径越大。例如1s、2s、3s轨道均为球形，原子轨道半径：r(1s)＜r(2s)＜r(3s)。
[核心·突破]
1．电子层数(n)、能级数、原子轨道数、容纳电子数的关系：
n取值
1
2
3
4
n
能级数
1
2
3
4
n
原子轨道数
1
4
9
16
n2
最多容纳电子数
2
8
18
32
2n2
2.不同原子轨道能量大小的关系：
3．s轨道为球形，p轨道为“∞”形，并不是说s能级电子绕核做圆周运动，p能级电子绕核做“∞”形运动。
4．电子云图中的一个小黑点，不代表一个电子。
5．离核越近，电子在单位体积内出现的概率越大。
[题组·冲关]
1．下列有关认识正确的是(　　)
A．各能级的原子轨道数按s、p、d、f顺序依次为1、3、5、7
B．各电子层的能级都是从s能级开始至f能级结束
C．各电子层含有的能级数为n－1
D．各电子层含有的电子数为2n2个
【解析】　各电子层的能级数等于其所处的电子层数，即当n＝1时，它只有一个s能级，当n＝2时，它有两个能级：s能级和p能级，所以B、C均错误；而每个电子层最多容纳的电子数为2n2个。
【答案】　A
2．某元素原子的核外有三个电子层，最外电子层有4个电子，该原子核内的质子数为(　　)
A．14
B．15　　　C．16　　　D．17
【解析】　原子核外共有三个电子层，最内层只有1s能级，可容纳2个电子，第二层有2s、2p两个能级，可容纳1×2＋3×2＝8个电子，最外层有4个电子，所以该原子核外有14个电子，又因在原子中，核外电子数等于核内质子数，故选A项。
【答案】　A
3．如图是2pz轨道电子云的示意图，请观察图，并判断下列说法中不正确的是(　　)
A．2pz轨道上的电子在空间出现的概率分布是z轴对称
B．s电子的电子云形状是球形对称的
C．电子先沿z轴正半轴运动，然后再沿负半轴运动
D．2pz轨道形状哑铃形
【解析】　电子云是电子在一定区域内出现概率大小的图形，它并不是电子运动的实际轨迹(或轨道)，故C错；s轨道是球形对称的，s电子的电子云是球形对称的，故B对；观察该图可知A对；该p轨道为哑铃状，D对。
【答案】　C
4．比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。【导学号：66240001】
(1)2s________3s　
(2)2s________3d
(3)3p________3s
(4)4f________5d
(5)3d________4s
(6)3px________3pz
【解析】　相同电子层上不同原子轨道能量的高低顺序：ns【答案】　(1)<　(2)<　(3)>　(4)<　(5)>　(6)＝
【温馨提示】　(1)一个原子轨道上最多只能容纳两个电子，且运动状态不同。
(2)同一电子层上的电子能量不一定相同，但同一能级上的电子能量一定相同。
(3)不同电子层的能级上的电子能量一定不同。

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