高中化学鲁科版选修3《物质结构与性质》教学设计

高中化学鲁科版选修3《物质结构与性质》教学设计
第1章原子结构
第1节原子结构模型
第1课时
【教学目标】
1、了解“玻尔原子结构模型”,知道其合理因素与存在得不足。

2、知道原子光谱产生得原因。

3、能利用“玻尔原子结构模型”解释氢原子得线状光谱。

【教学重点】
1、基态、激发态及能量量子化得概念。

2、原子光谱产生得原因
3、利用跃迁规则,解释氢原子光谱就是线状光谱及其她光谱现象。

【教学难点】
1、能量量子化得概念。

2、原子光谱产生得原因
【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
在美丽得城市,我们经常可以瞧到
五光十色得霓虹灯,霓虹灯为什么
能发出五颜六色得光？我们马上就
会知道。

【板书】
第1节原子结构模型
第1课时
量子力学前得原子结构模型
引起学生对本
节课得学习兴
趣。

二、复习旧课3
分
钟
提问
1、请同学们指
出原子就是由
什么构成得？
2、请同学们描
述一下核外
电子运动有
什么特征？
对学生得回答加以完善。

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得内容。

2、让学生评价“道尔顿原子学说”
有那些不足之处,并对学生得评价
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
出否定得
回答。

培养学生合作
精神与分析、
评价能力。

1、使学生认识
到原子结构模
型就是不断发
展、完善得。

2、使学生认识
到化学实验对
化学理论发展
得重要意义。

四
、展开新课1
7
分
钟
1、道尔顿原子
学说
2、卢瑟福原子
结构得核式模
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得核式模
型。

2、让学生思考:“卢瑟福原子结构
得核式模型”能解释氢原子得光谱
就是线状光谱吗?
【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:这里得“轨道”实际上就就是
我们现在所说得电子层。

1、阅读
“玻尔原
子结构模
型”理论
2、交
流·讨论
原子光谱
产生得原
因？
3、交
流·讨论
氢原子光
谱为什么
就是线状
光谱？
1、使学生认识
到“玻尔原子
结构模型”对
原子结构理论
得发展起着极
其重要得作
用。

2、使学生认识
到化学实验对
化学理论发展
得起着极其重
要得作用。

3、使学生知道
原子光谱产生
得原因。

(2)定态假设
点拨:玻尔原子结构理论认为:同一电子层上得电子能量完全相同。

(3)量子化条件
点拨:量子化条件得内涵就是:
各电子层能量差得不连续性,既E3-E2≠E2-E1。

(4)跃迁规则
点拨:
▲原子光谱产生得原因:电子由激发态跃迁到基态会释放出能量,这种能量以光得形式释放出来,所以就产生光谱。

▲氢原子光谱就是线状光谱得原因:氢原子上得电子由n=2得激发态跃迁到n=1得基态,与从n=3得激发态跃迁到n=2得激发态,释放出得能量不同,
因此产生光得波长不同。

4、使学生知道基态、激发态及能量量子化得概念。

5、使学生知道氢原子光谱为什么就是线状光谱。

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得光,试解释其原因？
3、填空:
玻尔原子结构模型认为,电子运动得轨迹就是__________(填固定得或不变得),电子绕着原子核高速运动就是否释放能量__________(填就是或否),同一电子层
上得电子能量__________(填相同或不同)。

若电子层得能量用表示,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)。

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1节原子结构模型
第2课时量子力学对原子核外电子运动状态得描述(1) 【教学目标】
１、知道原子结构得发展历程
２、知道玻尔理论得要点
３、知道氢光谱就是线状光谱得原因
【教学重点】
1、知道玻尔理论得要点
2、知道氢光谱就是线状光谱得原因
【教学难点】知道氢光谱就是线状光谱得原因
【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、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”得贡献与
存在得不足。

教师在学生评价得基础上,整理
“玻尔原子结构模型”得贡
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就是
线状光谱得实验现象
(3)提出了主量子数n得概念及
处于不同轨道上得电子能量量
子化得理论,为量子力学得原子
结构模型打下了基础。

介绍一些光谱现象与其她现象:
(1)玻尔理论电子延着固定得轨
道绕核运动得观点,不符与电子
运动得特性。

(2)玻尔理论不能解释多原子光
谱,也不能解释氢原子光谱得精
细结构。

教师讲解:20世纪20年代中期
建立得量子理论,引入了四个量
子数,解释了原子光谱得实验现
象,成为现代化学得理论基础。

【板书】
第1节原子结构模型
原子结构得量子力学模型(1)
评价“玻尔原子
结构模型”得贡
献,通过一些光
谱现象与其她
现象,知道“玻
尔原子结构模
型”存在得不
足。

复习旧知识,
引入新问题,
使学生明白
“玻尔原子
结构模型”得
贡献与不足,
并顺其自然
得导入新课
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
子离原子核得远近与能量得高
低,分为若干电子层(或能层)。

一般来说,主量子数n越大,处
于该层得电子离原子核越远、能
量越高。

【板书】
1、主量子数n
能量关系一般为:
了解主量子数n
得大小与离核
远近与能量高
低得关系。

1、巩固新学
知识。

2、培养合作
意识
3、解决新课
开始提出得
问题。

E K<E L<E M<E N<E O<E P<E Q
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
得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ι
①主量子数n与角量子数ι得
关系
对于确定得n值,ι共有n个值,
分别为:0、1、2、3……(n-1)
②角量子数ι得光谱学符号
ι0 1 2 3
符
号
s p d f
③能级得记录方法
举例:若主量子数n=2,角量子
数ι有0与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<Enp<End<Enf
学生完成下列
习题
1、写出下列能
层相应得能级
符
号:(1)n=1(2)n
=3(3)n=4
2、交流·讨论
钠原子光谱由
n=4得状态跃迁
到n=3得状态,
会产生多条谱
线,为什么？
五
、概括整合17
分
钟
对学生得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、写出下列能级得n、ι值
(1)3p (2)4s (3)6f (4)5d
3、下列能级可能存在得就是( )
(A)1p(B)2d(C)3f(D)5d
4、将下列能级按能量由高到低得顺序排列出来
(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得取值 2
角量子数ι得取值
能级得表示方法
【板书设计】
第1节原子结构模型
原子结构得量子力学模型
1、主量子数n
能量关系一般为:E K<E L<E M<E N<E O<E P<E Q
2、角量子数ι
①主量子数n与角量子数ι得关系
对于确定得n值,ι共有n个值,分别为:0、1、2、3……(n-1)
②角量子数ι得光谱学符号
ι0 1 2 3
s p d f
符
号
③能级得记录方法
举例:若主量子数n=2,角量子数ι有0与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<Enp<End<Enf
第1节原子结构模型
第3课时量子力学对原子核外电子运动状态得描述(2)
【教学目标】
１、初步认识原子结构得量子力学模型,能用n、l、m、ms 这四个量子数描述核外电子得运动状态
２、知道主量子数n 、角量子数 l 与磁量子数m对应着n电子层中l能级中得原子轨道
3、了解原子轨道得图象就是原子轨道在空间得一种形象化表示
4、会辨认不同得原子轨道示意图
【教学重点】
1、用四个量子数描述核外电子得运动状态。

2、n、ι、m、m s得相互关系及有关量子限制
3、原子轨道与电子云得概念及形状
4、书写能级符号及原子轨道符号
【教学难点】
1、n、ι、m、m s得相互关系及有关量子限制。

2、原子轨道与电子云得概念
【教学过程】
第1课时基态原子得核外电子排布
【教学目标】
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
子得核外电子排布;
2.能根据基态原子得核外电子排布规则与基态原子得核外电子排布顺序图完成1~36号元素
基态原子得核外电子排布与价电子排布;
【教学重难点】
解释1~36号元素基态原子得核外电子排布;
【教师具备】
多媒体课件
【教学方法】
引导式启发式教学
【教学过程】
【知识回顾】
1、原子核外空间由里向外划分为不同得电子层?
2、同一电子层得电子也可以在不同得轨道上运动?
3、比较下列轨道能量得高低(幻灯片展示)
【联想质疑】
为什么第一层最多只能容纳两个电子,第二层最多只能容纳八个电子而不能容纳更多得电子呢？第三、四、五层及其她电子层最多可以容纳多少个电子？原子核外电子得排布与原子轨道有什么关系？
【引入新课】通过上一节得学习,我们知道:电子在原子核外就是按能量高低分层排布得,同一个能层得电子,能量也可能不同,还可以把它们分成能级(s、p、d、f),就好比能层就是楼层,能级就是楼梯得阶级。

各能层上得能级就是不一样得。

原子中得电子在各原子轨道上按能级分层排布,在化学上我们称为构造原理。

下面我们要通过探究知道基态原子得核外电子得排布。

【板书】一、基态原子得核外电子排布
【交流与讨论】(幻灯片展示)
【讲授】通过前面得学习我们知道了核外电子在原子轨道上得排布就是从能量最低开始得,然后到能量较高得电子层,逐层递增得。

也就就是说要遵循能量最低原则得。

比如氢原子得原子轨道有1s、2s、2p x、2p y、2p z等,其核外得惟一电子在通常情况下只能分布在能量最低得1s原子轨道上,电子排布式为1s1。

也就就是说用轨道符号前得数字表示该轨道属于第几电子层,用轨道符号右上角得数字表示该轨道中得电子数(通式为:nl x)。

例如,原子C得电子排布式为1s2s22p2。

基态原子就就是所有原子轨道中得电子还没有发生跃迁得原子,此时整个原子能量处于最低.
【板书】1、能量最低原则
【讲解】原则内容:通常情况下,电子总就是尽先占有能量最低得轨道,只有当这些轨道占满后,电子才依次进入能量较高得轨道,这就就是构造原理。

原子得电子排布遵循构造原理能使整个原子得能量处于最低状态,简称能量最低原则。

打个比方,我们把地球比作原子核,把能力高得大雁、老鹰等鸟比作能量高得电子,把能力低得麻雀、小燕子等鸟比作能量低得电子。

能力高得鸟常在离地面较高得天空飞翔,能力低得鸟常在离地面很低得地方活动。

【练习】请按能量由低到高得顺序写出各原子轨道。

【学生】 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f5g6s
【讲解】但从实验中得到得一般规律,却跟大家书写得不同,顺序为1s→2s→2p→3s→3p→4s →3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s…………大家可以瞧图1-2-2。

【板书】能量由低到高顺序:1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d →6p→7s……
【过渡】氦原子有两个原子,按照能量最低原则,两电子都应当排布在1s轨道上,电子排布式为1s2。

如果用个圆圈(或方框、短线)表示满意一个给定量子数得原子轨道,这两个电子就有两种状态:自旋相同↑↑或自旋相反↑↓。

事实确定,基态氦原子得电子排布就是↑↓,这也就是我们对电子在原子轨道上进行排布必须要遵循得另一个原则――泡利不相容原理。

原理内容:一个原子轨道中最多只能容纳两个电子,并且这两个电子得自旋方向必须相反;或者说,一个原子中不会存在四个量子数完全相同得电子。

【板书】2、泡利不相容原理
【讲解】在同一个原子轨道里得电子得自旋方向就是不同得,电子自旋可以比喻成地球得自转,自旋只有两种方向:顺时针方向与逆时针方向。

在一个原子中没有两个电子具有完全相同得四个量子数。

因此一个s轨道最多只能有2个电子,p轨道最多可以容纳6个电子。

按照这个原理,可得出第n电子层能容纳得电子总数为2n2个
【板书】一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反
【交流研讨】C:最外层得p能级上有三个规道
可能写出得基态C原子最外层p能级上两个电子得可能排布:
①
②
③
④
p有3个轨道,而碳原子2p能层上只有两个电子,电子应优先分占,而不就是挤入一个轨道,C 原子最外层p能级上两个电子得排布应如①所示,这就就是洪特规则。

【板书】３、洪特规则
在能量相同得轨道上排布,尽可能分占不同得轨道并切自旋方向平行
【交流与讨论】
1、写出 11Na、13Al得电子排布式与轨道表示式,思考17Cl原子核外电子得排布,总结第三周期元素原子核外电子排布得特点
2、写出19K、22Ti、24Cr得电子排布式得简式与轨道表示式,思考35Br原子得电子排布,总结第四周期元素原子电子排布得特点,并仔细对照周期表,观察就是否所有原子电子排布都符合前面得排布规律
[讲述]洪特规则得特例:对于能量相同得轨道(同一电子亚层),当电子排布处于全满(s2、p6、d10、f14)、半满(s1、p3、d5、f7)、全空(s0、p0、d0、f0)时比较稳定,整个体系得能量最低。

【小结】核外电子在原子规道上排布要遵循三个原则:即能量最低原则、泡利不相容原理与洪特规则。

这三个原则并不就是孤立得,而就是相互联系,相互制约得。

也就就是说核外电子在原子规道上排布要同时遵循这三个原则。

【阅读解释表１－２－１】电子排布式可以简化,如可以把钠得电子排布式写成[Ne]3S1。

【板书】４、核外电子排布与价电子排布式
【活动探究】
尝试写出19～36号元素K～Kr得原子得核外电子排布式。

【小结】钾K:1s22s22p63s23p64s1; 钙Ca:1s22s22p63s23p64s2;
铬Cr:1s22s22p63s23p63d44s2;铁Fe:1s22s22p63s23p63d64s2;
钴Co:1s22s22p63s23p63d74s2;铜Cu:1s22s22p63s23p63d94s2;
锌Zn:1s22s22p63s23p63d104s2;溴Br:1s22s22p63s23p63d104s24p5;
氪Kr:1s22s22p63s23p63d104s24p6;
注意:大多数元素得原子核外电子排布符合构造原理,有少数元素得基态原子得电子排布对于构造原理有一个电子得偏差,如:K原子得可能电子排布式与原子结构示意图,按能层能级顺序,应为
1s22s22p63s23p63d1
但按初中已有知识,应为1s22s2
2p63s23p64s1
事实上,在多电子原子中,原子得核外电子并不完全按能层次序排布。

再如: 24号铬Cr:1s22s22p63s23p63d54s1;
29号铜Cu:1s22s22p63s23p63d104s1;
这就是因为能量相同得原子轨道在全充满(如p6与d10)、半充满(如p3与d5)、与全空(如p0与d0)状态时,体系得能量较低,原子较稳定。

【讲授】大量事实表明,在内层原子轨道上运动得电子能量较低,在外层原子轨道上运动得电子能量较高,因此一般化学反应只涉及外层原子轨道上得电子,我们称这些电子为价电子。

元素得化学性质与价电子得数目密切相关,为了便于研究元素化学性质与核外电子间得关系,人们常常只表示出原子得价电子排布。

例如,原子C得电子排布式为1s2s22p2,还可进一步写出其价电子构型:2s22p2 。

图１－２－５所示铁得价电子排布式为3d64s2。

【总结】本节课理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则,能用以上规则解释1～36号元素基态原子得核外电子排布;能根据基态原子得核外电子排布规则与基态原子得核外
电子排布顺序图完成1~36号元素基态原子得核外电子排布与价电子排布。

一个原子轨道里最多只能容纳2个电子,而且自旋方向相反,这个原理成为泡利原理。

推理各电子层得轨道数与容纳得电子数。

当电子排布在同一能级得不同轨道时,总就是优先单独占据一个轨道,而且自旋方向相同,这个规则就是洪特规则。

【板书设计】
一、基态原子得核外电子排布
1、能量最低原则
能量由低到高顺序: 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→
7s……
2、泡利不相容原理
一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反
３、洪特规则
在能量相同得轨道上排布,尽可能分占不同得轨道并切自旋方向平行
４、核外电子排布与价电子排布式
第2节原子结构与元素周期表
第2课时核外电子排布与元素周期表
【教学目标】
3.知道元素周期表中元素按周期划分得原因
4.知道族得划分与原子中价电子数目与价电子排布得密切关系。

【教学重难点】了解核外电子排布与元素周期表得周期、族划分得关系
【教师具备】多媒体课件
【教学方法】引导式教学
【教学过程】
【学生活动,教师可适当引导】
能量由低到高顺序:1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p →7s……泡利不相容原理指出一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反。

洪特规则要求在能量相同得轨道上排布,尽可能分占不同得轨道并切自旋方向平行。

能量相同得原子轨道在全充满(如P6与d10)半充满(如P3与d5)与全空(P0与d0)状态时,体系得能量最低,原子较稳定。

还学习了1~36号原子得核外电子排布式书写。

[联想质疑]图1-2-6就是元素周期表得轮廓图。

观察此图后,您就是否想过,原子得核外电子排布与元素周期表中周期、族得划分有什么内在联系？
【复习回顾】元素周期表得知识
1、短周期(一、二、三行)(元素有
2、8、8种)
周期长周期(四、五、六行)(元素有18、18、32种)
不完全周期(七行)(元素有26种)
元素周期表结构
主族(1、2、13、14、15、16、17列) A族
族副族(3、4、5、6、7、11、12列)B族
零族(18列)
第VIII族(8、9、10列)
2、随着原子序数得递增,元素得原子最外层电子排布呈现周期性变化。

元素周期律:元素得性质随着元素原子序数得递增,而呈现出周期性得变化。

同一周期:电子层数相同,原子序数递增得元素从左到右为同一周期;同一族:最外层电子数相同,原子序数逐渐增大得元素从上到下为同一族。

【过渡】那大家知道核外电子排布与周期得划分得原因么？二者就是否存在联系？
【板书】二、核外电子排布与元素周期表
【讲解】请大家瞧图1-2-7鲍林近似能级图,这就是美国化学家鲍林根据大量光谱实验数据及理论计算总结出得,并用图来表示得多电子原子中外层能级高低得一般次序。

小方块表示原子轨道,能量相同得原子轨道连在一起;能量相近得则归为一组,并用线框框在一起,以表示它们属于同一能级组。

相邻能级组之间能量相差比较大,同一能级得则能量相差较小。

也就就是说原子轨道得能量与主量子数n、角量子数l都有关,所以21~30号元素得核外电子排布就是先排4s能级上、后排在3d能级上。

【交流研讨】请根据1~36号元素原子得电子排布,参照鲍林近似能级图,尝试分析原子中电子排布与元素周期表中周期划分得内在联系。

1.周期得划分与什么有关？
2.每一周期中所能容纳得元素种数与什么有关？
3.周期序数与什么有关？
【归纳总结】
1.周期得划分与能级组有关。

2.一个能级组对应一个周期,一个能级组所容纳得最多电子数等于一个周期所包含得元素种数,每个周期所含元素总数恰好就是原子轨道总数得2倍,即从第1周期到第7周期所包含元素数目分别为2,8,8,18,18,32,第7周期为不完全周期。

3.主量子数(n)对应周期序数。

周期表中得7个周期分别对应7个能级组。

【板书】1、周期得划分
(1)与能级组有关
(2)每个周期所含元素总数恰好就是原子轨道总数得2倍
(3)主量子数(n)对应周期序数
【练习】书写20号钙原子、24号铬原子、29号铜原子与35号溴原子得价电子排布。

[引导学生观察完成下面得讨论]
Ca 4s2 Cr 3d54s1 Cu 3d104s1 Br 4s24p5
【讨论】
1、主族元素原子得价电子排布与过渡元素原子得价电子排布有什么区别？
2、同一主族元素原子得价电子排布有什么特点？主族序数与什么有关？
3、同一族过渡元素原子得价电子排布有什么特点？其族序数与什么有关？
【归纳总结】
族得划分与原子得价电子数目与价电子排布密切相关,同族元素得价电子数目相同。

主族元素得价电子全都排布在最外层得ns或np轨道上。

主族元素所在得族得序数等于该元素原子得价电子数,元素得最外层电子即为价电子。

对于过渡元素得原子,价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2。

虽然同一副族内不同元素原子得电子层数不同,价电子排布却基本相同,而且ⅢB～ⅦB副族得价电子得数目仍然与族序数相同。

例如,金属锰得价电子排布为3d54s2,价电子数为7,对应得族序数为ⅦB。

价电子排布为(n－1)d6～8ns2得三个纵行统称为Ⅷ族。

ⅠB与ⅡB则就是根据ns轨道上就是有一个还就是有两个电子来划分得。

【板书】2、族得划分
(1)与原子得价电子数目与价电子排布密切相关
(2)主族元素:族得序数=价电子数,最外层电子即为价电子
(3)过渡元素:价电子排布却基本相同,(n－1)d1～10ns1～2
ⅢB～ⅦB副族:价电子数=族序数
【指导阅读】核外电子排布与元素周期表得分区
1、观察元素周期表中各族元素得价电子排布
2、尝试根据价电子排布得特点将周期表分区划分
3、讨论s区、p区、d区、ds区、f区元素得价电子排布特点
4、根据各区元素得价电子排布特点讨论各区元素得性质
【例题】某元素原子共有3个价电子,其中一个价电子得四个量子数为n＝3, l＝2, m＝2, m s ＝+1/2。

试回答:
(1)写出该元素原子核外电子排布式。

(2)指出该元素得原子序数,在周期表中所处得分区、周期数与族序数,就是金属还就是非金属以及最高正化合价。

【解析】本题关键就是根据量子数推出价电子排布,由此即可写出核外电子排布式及回答问题。

由一个价电子得量子数可知,该电子为3d电子,则其它两个电子必为4s电子(因为E3d＜E4s＝, 所以价电子排布为3d14s2,核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2。

从而知原子序数为21 ,处于周期表中得d区第4周期ⅢB族,就是金属元素,最高正价为＋3。

答案: 核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2
原子序数为21, 处于周期表中得d区第4周期ⅢB族,就是金属元素,最高正价为＋3、【小结】元素得位置与原子结构得关系:
周期序数由该元素原子中电子得最大主量子数决定;
族序数由该元素原子得价电子数决定;
所在区由该元素原子价电子对应得角量子数决定。

【板书设计】
二、核外电子排布与元素周期表
1、周期得划分
(1)与能级组有关
(2)每个周期所含元素总数恰好就是原子轨道总数得2倍
(3)主量子数(n)对应周期序数
2、族得划分
(1)与原子得价电子数目与价电子排布密切相关
(2)主族元素:族得序数=价电子数,最外层电子即为价电子
(3)过渡元素:价电子排布却基本相同,(n－1)d1～10ns1～2
ⅢB～ⅦB副族:价电子数=族序数
第2节原子结构与元素周期表
第3课时核外电子排布与原子半径
【教学目标】
5.了解原子半径得周期性变化,能用原子结构得知识解释主族元素原子半径周期性变化得
原因;
6.明确原子结构得量子力学模型得建立使元素周期表得建立有了理论依据。

【教学重难点】了解原子半径得周期性变化,能用原子结构得知识解释主族元素原子半径周期性变化得原因;
【教师具备】多媒体课件
【教学方法】讨论式启发式
【教学过程】
【学生活动,教师可适当引导】
先复习回顾了有关元素周期表得知识,然后利用鲍林近似能级图在交流研讨中我们知道了周期得划分与能级组有关,而且每个周期所含元素总数恰好就是原子轨道总数得2倍,主量子数(n)对应周期序数。

在族得划分讨论中我们又知道了族得划分与原子得价电子数目与价电子排布密切相关;主族元素中有这样得关系:族得序数等于价电子数,最外层电子即为价电子;过渡元素则也有一些关系:价电子排布却基本相同,(n－1)d1～10ns1～2;ⅢB～ⅦB副族:价电子数等于族序数。

最后还了解了s区、p区、d区、ds区、f区元素得价电子排布特点。

【联想质疑】我们知道,原子就是一种客观实体,它得大小对其性质有着重要得影响。

那么,人们常用来描述原子大小得“半径”就是怎样测得得？元素得原子半径与原子得核外电子排布有关吗？在元素周期表中,原子半径得变化就是否有规律可循？
【复习回顾】让学生活动回忆必修课本中学过得对应得知识。

在周期表中,同一周期从左到右,随着核电荷数得递增原子半径逐渐减小;同一主族从上。