張一兵

(上饒師范學(xué)院 化學(xué)與環(huán)境科學(xué)學(xué)院,江西 上饒334001)

從2017年下半年起，我校對(duì)新生采用新編教學(xué)大綱，“無(wú)機(jī)化學(xué)”的教學(xué)課時(shí)進(jìn)一步縮減，第1學(xué)期5節(jié)/周，13周共65個(gè)課時(shí)，第2學(xué)期4節(jié)/周，16周共64個(gè)課時(shí)，且每節(jié)課為40分鐘。課程內(nèi)容多，教學(xué)課時(shí)少，學(xué)生的基礎(chǔ)相比之下又差了很多，如何保質(zhì)保量的完成教學(xué)任務(wù)，授課老師感覺(jué)壓力越來(lái)越大，為此絞盡腦汁想辦法，找通道?？v觀“無(wú)機(jī)化學(xué)”教學(xué)內(nèi)容，“原子結(jié)構(gòu)”這一章是公認(rèn)的教學(xué)難點(diǎn)與重點(diǎn)之一，本章計(jì)劃安排課時(shí)由早期的12-14節(jié)(50分鐘/節(jié))減少到近期10-12節(jié)(40分鐘/節(jié))再到現(xiàn)在的最多8節(jié)(40分鐘/節(jié))，且教學(xué)內(nèi)容不變甚至有增加(補(bǔ)充現(xiàn)代知識(shí))，教學(xué)進(jìn)度完成困難。為此作者專門對(duì)此進(jìn)行教材內(nèi)容研究，旨在確保時(shí)間緊、任務(wù)重的情況下完成本章的教學(xué)任務(wù)。

近十多年來(lái)我們一直使用的《無(wú)機(jī)化學(xué)》主要教材是由武漢大學(xué)等三校編寫的[1]，同時(shí)參照北京師范大學(xué)等三校編寫的《無(wú)機(jī)化學(xué)》[2]，“原子結(jié)構(gòu)”內(nèi)容安排在教材上冊(cè)中的第三章，本章內(nèi)容主要從三個(gè)方面講解：原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的描述、基態(tài)原子核外電子的排布(組態(tài))、元素基本性質(zhì)的周期性。為了按時(shí)按質(zhì)按量完成教學(xué)任務(wù)，一直嘗試對(duì)重要知識(shí)點(diǎn)用表格(或圖)進(jìn)行分析、對(duì)比、關(guān)聯(lián)和總結(jié)的辦法進(jìn)行教學(xué)，力求學(xué)生能產(chǎn)生“多快好省”的學(xué)習(xí)效果。下面就此進(jìn)行簡(jiǎn)要闡述，以期拋磚引玉，更好地完成教學(xué)任務(wù)。

1 原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的描述

1.1 微觀粒子的特性

原子結(jié)構(gòu)這章內(nèi)容涉及電子、原子、分子等微粒，既看不見(jiàn)又摸不著，大一的學(xué)生總是感覺(jué)抽象難懂，難掌握。如何讓學(xué)生理解和掌握原子核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)和排布就成為教學(xué)難點(diǎn)。通過(guò)繪制圖1講明物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)(宏觀)是由原子結(jié)構(gòu)(微觀)決定的，如電子的得失或轉(zhuǎn)移等。使學(xué)生理解要掌握物質(zhì)的性質(zhì)特別是化學(xué)性質(zhì)，就必須先掌握原子結(jié)構(gòu)及其核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。由于每個(gè)原子具有自己的特征光譜，就像人類“指紋”一樣，所以為我們確定不同的元素及其原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)提供了“芝麻開(kāi)門”之通道。

圖1 講解原子結(jié)構(gòu)反向示意圖

鑒于電子等微觀粒子與宏觀物體性質(zhì)差異很大，屬于兩個(gè)完全不同的“世界”，為此老師首先要講明由于微觀粒子運(yùn)動(dòng)特性(波粒二象性)、不能同時(shí)確定其動(dòng)量與位置(只符合測(cè)不準(zhǔn)原理)，即不能套用宏觀物質(zhì)運(yùn)動(dòng)的經(jīng)典力學(xué)定理，而必須用統(tǒng)計(jì)學(xué)手段，通過(guò)薛定諤方程進(jìn)行描述。為此根據(jù)歷史脈絡(luò)繪制表1，沿著“光(子)—電子—其它微?！钡木€路，對(duì)學(xué)生進(jìn)行波動(dòng)性和粒子性的講解，并將微觀粒子與宏觀物體進(jìn)行性質(zhì)比較(表2)，讓學(xué)生明晰兩者的異同，充分建立起“微觀”的概念。要對(duì)學(xué)生強(qiáng)調(diào)，必須摒棄宏觀、傳統(tǒng)的思維，換用微觀理念來(lái)學(xué)習(xí)原子結(jié)構(gòu)及其核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)等知識(shí)。

表1 微粒的波粒二象性

表2 宏觀物體與微觀粒子性質(zhì)之比較

1.2 核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的描述

實(shí)驗(yàn)證明，原子光譜是線性光譜即不連續(xù)光譜。最簡(jiǎn)單的單電子原子—?dú)湓拥脑庸庾V理所當(dāng)然成為首選的研究對(duì)象，這是學(xué)生能理解的。根據(jù)電子的波粒二象性，運(yùn)用統(tǒng)計(jì)學(xué)的觀點(diǎn)，建立現(xiàn)代量子力學(xué)概念，對(duì)氫原子核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，薛定諤通過(guò)數(shù)學(xué)處理方法處理電子的波動(dòng)性，建立描述微觀粒子的波動(dòng)方程，它是到目前為止建立的最成功的原子結(jié)構(gòu)模型。

表3 核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的描述

要讓學(xué)生明白，求解薛定諤方程就是求得波函數(shù)Ψ和能量E。為了求得和理解，必須引入三個(gè)量子數(shù)n、l、m，即主量子數(shù)n、副量子數(shù)或角量子數(shù)l和磁量子數(shù)m，解得的Ψ不是一個(gè)具體的數(shù)，而是包含有合理取值(n,l,m)和三個(gè)變量(r,θ,φ)的波函數(shù)Ψn,l,m(r,θ,φ)。波函數(shù)Ψ(又稱“原子軌道”)和幾率密度|Ψ|2(又稱電子云)可以用幾何圖象進(jìn)行形象化描述，分別引出角度分布圖和徑向分布圖等概念。通過(guò)n、l、m確定的一套參數(shù)就能表示一種波函數(shù)即確定一個(gè)“原子軌道”。為了描述“原子軌道”上電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，根據(jù)理論和實(shí)驗(yàn)的要求，又引入第四個(gè)量子數(shù)ms，它是描述電子自旋特征的量子數(shù)。有了四個(gè)量子數(shù)，電子的能量、電子的空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)(“原子軌道”)、電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)均能確定了，造表3進(jìn)行對(duì)比總結(jié)。

最后向?qū)W生指明，四個(gè)量子數(shù)之間互相聯(lián)系又互相制約，數(shù)值間的關(guān)系則可算出各電子層中可能有的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)數(shù)(表4)。

表4 四個(gè)量子數(shù)與電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)間的關(guān)系

2 基態(tài)原子核外電子的排布(組態(tài))

2.1 電子排布(組態(tài))的構(gòu)造原理

對(duì)于多電子原子，核外電子是如何排布的，如何入門呢？告知學(xué)生必須遵循構(gòu)造原理即戲稱的“三把半鑰匙”，分別是：能量最低原理、保里不相容原理、洪特規(guī)則及特例(“半把鑰匙”)，具體見(jiàn)表5。提醒學(xué)生注意能量最低原理是其中的難點(diǎn)，因?yàn)楸仨氄莆挣U林近似能級(jí)圖，還包括此圖中能層、能級(jí)、能級(jí)組等概念，為便于掌握可輔以E=n+0.7l近似規(guī)則。

需要注意的是，鮑林近似能級(jí)圖是他根據(jù)大量光譜實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)理論計(jì)算得出的多電子原子軌道能量高低順序圖，即電子填入軌道的順序，并非總能代表原子中電子的實(shí)際能級(jí)。如25Mn，其電子排布式是[Ar] 3d54s2，即前18個(gè)e填滿1s2s2p3s3p共9個(gè)軌道外，最后7個(gè)e排布是先將4s軌道填滿2個(gè)e，剩下的5個(gè)e分占能級(jí)圖中能量最高的3d軌道。但實(shí)際上Mn與酸的化學(xué)反應(yīng)失去的是4s軌道的2個(gè)e，并非3d軌道的e。所以化學(xué)反應(yīng)中，電子失去的順序是由最外層向內(nèi)層進(jìn)行，而不是完全按鮑林近似能級(jí)圖由高到低的順序失去。

表5 基態(tài)原子核外電子排布規(guī)律

2.2 核外電子排布的表示方法(式)

基態(tài)原子核外電子排布的表示方法(式)主要有三種：(1)電子排布式；(2)軌道表示式；(3)原子結(jié)構(gòu)示意圖。如表6所示，從定義、表示方式、示例及說(shuō)明四個(gè)方面進(jìn)行對(duì)比講解，最后進(jìn)行總結(jié)，目的是讓學(xué)生能理清思路，快速掌握。習(xí)慣上把電子最后填入的能量最高的能級(jí)組(即由“n+0.7l”計(jì)算出的整數(shù)相同的能級(jí)組合)叫做外圍電子層，在其上面的電子分布叫外圍電子構(gòu)型(或組態(tài))。

表6 基態(tài)原子核外電子排布的表示

2.3 原子的電子層結(jié)構(gòu)與元素同期系

根據(jù)原子核外電子排布規(guī)則和光譜實(shí)驗(yàn)結(jié)果，得到了多電子各元素原子的電子層結(jié)構(gòu)。從中發(fā)現(xiàn)隨著核電荷數(shù)遞增，電子排布呈現(xiàn)周期性變化，人們按照元素核電荷數(shù)的增加將化學(xué)元素排成序列稱之為元素周期系或元素周期表。告訴學(xué)生，必須掌握根據(jù)原子元素的核外電子排布特點(diǎn)，將周期表劃分為5個(gè)區(qū)，元素分區(qū)與原子的電子層結(jié)構(gòu)之間關(guān)系見(jiàn)表7。理解能級(jí)組的劃分是周期系中各元素所在周期的原因所在(表8)。

表7 周期表中元素分區(qū)及原子的電子層結(jié)構(gòu)

表8 周期與對(duì)應(yīng)能級(jí)組的關(guān)系

3 元素基本性質(zhì)的周期性

告訴學(xué)生，由于原子的電子層結(jié)構(gòu)的周期性變化，導(dǎo)致了元素的基本性質(zhì)如原子半徑、電離能、電子親和能、電負(fù)性等呈現(xiàn)周期性變化，見(jiàn)表9所示。

注意區(qū)別原子半徑一般分為：共價(jià)半徑、金屬半徑、范德華半徑。討論原子半徑變化規(guī)律時(shí)采用的是共價(jià)半徑，稀有氣體用范德華半徑代替。除表9中共價(jià)半徑的定義外，補(bǔ)充另外兩個(gè)半徑的定義，使知識(shí)體系完整。金屬半徑定義：金屬晶體中，原子視為剛性球體，彼此相切，其核間距一半；范德華半徑：?jiǎn)卧臃肿?如He，Ne等)，原子間靠分子間力(范德華)結(jié)合，在低溫高壓下形成晶體，其核間距的一半。提醒學(xué)生，因?yàn)楣矁r(jià)半徑發(fā)生的原子軌道重疊，金屬半徑無(wú)原子軌道重疊(原子相切，緊密堆積)，而范德華半徑原子間無(wú)相切(非鍵合)，故三種半徑以范德華半徑最大，共價(jià)半徑最小。

表9 元素性質(zhì)的周期性

4 結(jié)語(yǔ)

對(duì)“無(wú)機(jī)化學(xué)”中“原子結(jié)構(gòu)”一章主要難點(diǎn)進(jìn)行梳理與辨析，運(yùn)用幾張表格進(jìn)行對(duì)比教學(xué)，簡(jiǎn)明扼要，學(xué)生感覺(jué)容易掌握多了，提高了學(xué)生對(duì)“無(wú)機(jī)化學(xué)”的學(xué)習(xí)興趣和學(xué)習(xí)動(dòng)力，教學(xué)效果得到明顯提高，達(dá)到教學(xué)目的。