“无机化学”中“原子结构”一章的教学探讨

张一兵

(上饶师范学院 化学与环境科学学院,江西 上饶334001)

从2017年下半年起，我校对新生采用新编教学大纲，“无机化学”的教学课时进一步缩减，第1学期5节/周，13周共65个课时，第2学期4节/周，16周共64个课时，且每节课为40分钟。课程内容多，教学课时少，学生的基础相比之下又差了很多，如何保质保量的完成教学任务，授课老师感觉压力越来越大，为此绞尽脑汁想办法，找通道。纵观“无机化学”教学内容，“原子结构”这一章是公认的教学难点与重点之一，本章计划安排课时由早期的12-14节(50分钟/节)减少到近期10-12节(40分钟/节)再到现在的最多8节(40分钟/节)，且教学内容不变甚至有增加(补充现代知识)，教学进度完成困难。为此作者专门对此进行教材内容研究，旨在确保时间紧、任务重的情况下完成本章的教学任务。

近十多年来我们一直使用的《无机化学》主要教材是由武汉大学等三校编写的[1]，同时参照北京师范大学等三校编写的《无机化学》[2]，“原子结构”内容安排在教材上册中的第三章，本章内容主要从三个方面讲解：原子核外电子的运动状态的描述、基态原子核外电子的排布(组态)、元素基本性质的周期性。为了按时按质按量完成教学任务，一直尝试对重要知识点用表格(或图)进行分析、对比、关联和总结的办法进行教学，力求学生能产生“多快好省”的学习效果。下面就此进行简要阐述，以期抛砖引玉，更好地完成教学任务。

1 原子核外电子的运动状态的描述

1.1 微观粒子的特性

原子结构这章内容涉及电子、原子、分子等微粒，既看不见又摸不着，大一的学生总是感觉抽象难懂，难掌握。如何让学生理解和掌握原子核外电子运动状态和排布就成为教学难点。通过绘制图1讲明物质化学性质(宏观)是由原子结构(微观)决定的，如电子的得失或转移等。使学生理解要掌握物质的性质特别是化学性质，就必须先掌握原子结构及其核外电子的运动状态。由于每个原子具有自己的特征光谱，就像人类“指纹”一样，所以为我们确定不同的元素及其原子核外电子的运动状态提供了“芝麻开门”之通道。

图1 讲解原子结构反向示意图

鉴于电子等微观粒子与宏观物体性质差异很大，属于两个完全不同的“世界”，为此老师首先要讲明由于微观粒子运动特性(波粒二象性)、不能同时确定其动量与位置(只符合测不准原理)，即不能套用宏观物质运动的经典力学定理，而必须用统计学手段，通过薛定谔方程进行描述。为此根据历史脉络绘制表1，沿着“光(子)—电子—其它微粒”的线路，对学生进行波动性和粒子性的讲解，并将微观粒子与宏观物体进行性质比较(表2)，让学生明晰两者的异同，充分建立起“微观”的概念。要对学生强调，必须摒弃宏观、传统的思维，换用微观理念来学习原子结构及其核外电子的运动状态等知识。

表1 微粒的波粒二象性

表2 宏观物体与微观粒子性质之比较

1.2 核外电子运动状态的描述

实验证明，原子光谱是线性光谱即不连续光谱。最简单的单电子原子—氢原子的原子光谱理所当然成为首选的研究对象，这是学生能理解的。根据电子的波粒二象性，运用统计学的观点，建立现代量子力学概念，对氢原子核外电子运动状态，薛定谔通过数学处理方法处理电子的波动性，建立描述微观粒子的波动方程，它是到目前为止建立的最成功的原子结构模型。

表3 核外电子运动状态的描述

要让学生明白，求解薛定谔方程就是求得波函数Ψ和能量E。为了求得和理解，必须引入三个量子数n、l、m，即主量子数n、副量子数或角量子数l和磁量子数m，解得的Ψ不是一个具体的数，而是包含有合理取值(n,l,m)和三个变量(r,θ,φ)的波函数Ψn,l,m(r,θ,φ)。波函数Ψ(又称“原子轨道”)和几率密度|Ψ|2(又称电子云)可以用几何图象进行形象化描述，分别引出角度分布图和径向分布图等概念。通过n、l、m确定的一套参数就能表示一种波函数即确定一个“原子轨道”。为了描述“原子轨道”上电子的运动状态，根据理论和实验的要求，又引入第四个量子数ms，它是描述电子自旋特征的量子数。有了四个量子数，电子的能量、电子的空间运动状态(“原子轨道”)、电子的运动状态均能确定了，造表3进行对比总结。

最后向学生指明，四个量子数之间互相联系又互相制约，数值间的关系则可算出各电子层中可能有的运动状态数(表4)。

表4 四个量子数与电子运动状态间的关系

2 基态原子核外电子的排布(组态)

2.1 电子排布(组态)的构造原理

对于多电子原子，核外电子是如何排布的，如何入门呢？告知学生必须遵循构造原理即戏称的“三把半钥匙”，分别是：能量最低原理、保里不相容原理、洪特规则及特例(“半把钥匙”)，具体见表5。提醒学生注意能量最低原理是其中的难点，因为必须掌握鲍林近似能级图，还包括此图中能层、能级、能级组等概念，为便于掌握可辅以E=n+0.7l近似规则。

需要注意的是，鲍林近似能级图是他根据大量光谱实验数据理论计算得出的多电子原子轨道能量高低顺序图，即电子填入轨道的顺序，并非总能代表原子中电子的实际能级。如25Mn，其电子排布式是[Ar] 3d54s2，即前18个e填满1s2s2p3s3p共9个轨道外，最后7个e排布是先将4s轨道填满2个e，剩下的5个e分占能级图中能量最高的3d轨道。但实际上Mn与酸的化学反应失去的是4s轨道的2个e，并非3d轨道的e。所以化学反应中，电子失去的顺序是由最外层向内层进行，而不是完全按鲍林近似能级图由高到低的顺序失去。

表5 基态原子核外电子排布规律

2.2 核外电子排布的表示方法(式)

基态原子核外电子排布的表示方法(式)主要有三种：(1)电子排布式；(2)轨道表示式；(3)原子结构示意图。如表6所示，从定义、表示方式、示例及说明四个方面进行对比讲解，最后进行总结，目的是让学生能理清思路，快速掌握。习惯上把电子最后填入的能量最高的能级组(即由“n+0.7l”计算出的整数相同的能级组合)叫做外围电子层，在其上面的电子分布叫外围电子构型(或组态)。

表6 基态原子核外电子排布的表示

2.3 原子的电子层结构与元素同期系

根据原子核外电子排布规则和光谱实验结果，得到了多电子各元素原子的电子层结构。从中发现随着核电荷数递增，电子排布呈现周期性变化，人们按照元素核电荷数的增加将化学元素排成序列称之为元素周期系或元素周期表。告诉学生，必须掌握根据原子元素的核外电子排布特点，将周期表划分为5个区，元素分区与原子的电子层结构之间关系见表7。理解能级组的划分是周期系中各元素所在周期的原因所在(表8)。

表7 周期表中元素分区及原子的电子层结构

表8 周期与对应能级组的关系

3 元素基本性质的周期性

告诉学生，由于原子的电子层结构的周期性变化，导致了元素的基本性质如原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等呈现周期性变化，见表9所示。

注意区别原子半径一般分为：共价半径、金属半径、范德华半径。讨论原子半径变化规律时采用的是共价半径，稀有气体用范德华半径代替。除表9中共价半径的定义外，补充另外两个半径的定义，使知识体系完整。金属半径定义：金属晶体中，原子视为刚性球体，彼此相切，其核间距一半；范德华半径：单原子分子(如He，Ne等)，原子间靠分子间力(范德华)结合，在低温高压下形成晶体，其核间距的一半。提醒学生，因为共价半径发生的原子轨道重叠，金属半径无原子轨道重叠(原子相切，紧密堆积)，而范德华半径原子间无相切(非键合)，故三种半径以范德华半径最大，共价半径最小。

表9 元素性质的周期性

4 结语

对“无机化学”中“原子结构”一章主要难点进行梳理与辨析，运用几张表格进行对比教学，简明扼要，学生感觉容易掌握多了，提高了学生对“无机化学”的学习兴趣和学习动力，教学效果得到明显提高，达到教学目的。