元素周期表(律)知识体系教学策略的思考

彭思艳,张文广*,曾常根

(1.上饶师范学院 化学与环境科学学院,江西 上饶 334001;2.永丰县第二中学,江西 吉安 331500)

元素周期表(律)具有非常丰富的科学内涵,是化学工作者终生耕耘的土地,是化学化工专业的学生开启化学知识宝库的金钥匙,是所有化学相关专业的学者必须深入了解和系统掌握的知识体系。元素周期表蕴含严密的逻辑关系和复杂的辩证思想。教学中若照本宣科地简单讲授或浅表性地介绍这部分知识,周期表中一些较深层次的逻辑关系、元素间的内在联系和事物矛盾,就得不到淋漓尽致的揭示;学生应用相关知识分析问题、解决问题的能力,就得不到很好的保证;利用该素材对学生进行事物普遍联系和矛盾对立统一等辩证唯物主义思想的教育,就得不到充分的发挥。到目前为止,除了中学教师对中学层面的元素周期表(律)知识内容有较多的教学讨论之外[1－3],大学教师的相关研究几乎很少看到。有鉴于此,本文从大学教师的视角对物质结构知识体系中元素周期表和元素性质周期性内容的教学策略,做一些思考和探讨,以期帮助化学教师更清晰地把握元素周期表的宏、微观结构,提高中学生参加化学奥赛、大学生参加化学考研应试元素周期表知识难题的能力,揭示元素周期律所隐含的物质性构相依的化学学科思想和矛盾对立统一的哲学辩证理念。

1 讲好周期表中各种显、隐的逻辑关系,引导学生理解周期表的本质特征

现代化学通用的元素周期表是根据原子序数(原子的核电荷数或质子数)从小到大排序的化学元素列表。元素周期表的本质特征是:元素的周期划分,是按原子结构中能级组高低顺序划分元素的结果;元素所在的周期序数,是该元素原子外层电子所处的最高能级组序数,它等于该元素原子最外层的主量子数;每一周期从左到右填充的元素,是每一最高能级组从低能级到高能级填充电子,直至稀有气体原子为止的元素;各周期所包含的元素数目,等于相应周期的最高能级组内各原子轨道所能容纳的电子总数。因此,教师在按照教材的编排体系介绍完元素周期表中一些表观或显明的知识后,还应该进一步引导学生挖掘其中隐含的知识要素和逻辑关系,揭示出蕴藏的规律,以加深对周期表本质特征的理解(见表1)。

表1 各周期元素对应的电子最高能级组及元素数目

例如,根据表1知识及逻辑关系,可以继续引导学生思考下列问题并做出推测:

(1)随着科学的不断发现,将来的元素周期表有可能填满第八和九周期,它们可能各有多少种元素?这些周期填有的元素,核外电子的最高电子能级组是什么?末位元素的原子序数是多少?

(2)如何理解各周期内元素的电子层排布规律:最外层不超过8个电子,次外层不超过18个电子,倒数第三层不超过32个电子?

可以启发学生做如下分析:

(1)按照表1中各周期内元素核外电子最高能级组中的能级数目规律,通过归纳、演绎、类比等逻辑推理方式,可推测第八和九周期内元素核外电子最高能级组中的能级数目都是5,其能级分别是8s 5g 6f 7d 8p和9s 6g 7f 8d 9p,按照s、p、d、f各能级分别有1、3、5、7个原子轨道的规律,可推测g能级应该有9个轨道,所以,第八和九周期内元素核外电子的最高能级组中具有的原子轨道数最大值都为25,可填有的电子数都为50,它们将都有50种元素,末位元素的原子序数分别是168(即118＋50)和218(即118＋50＋50)。

(2)按照表1中各周期内元素核外电子最高能级组的组成规律,可归纳出“第n周期元素核外电子最高能级组的通式”为:ns(n－2)f(n－1)d np。

在此,应向学生特别强调的是,由于量子数特殊的取值规律,实际上不存在1p、2d、3f等电子能级。由此通式可知,各周期内元素核外电子层的排布规律是:最外层(第n电子层)只能填ns、np能级,所以不会超过8(即2＋6)个电子;次外层(第(n－1)电子层)在填(n－1)d能级之前已填满了(n－1)s和(n－1)p两个能级,所以它最多只能填18(即2＋6＋10)个电子;倒数第三层(第(n－2)电子层)在填(n－2)f能级之前已填满了(n－2)s、(n－2)p和(n－2)d三个能级,所以它最多可以填32(即2＋6＋10＋14)个电子。

2 讲活“最高能级组法”问题解决策略,引导学生掌握各种信息“一知多求”的思维技巧

元素周期表蕴含有无比丰富的科学信息。一种元素,若告知某一方面的信息,根据表1中的逻辑关系,可以推理出其他方面的信息(见图1)。

图1 元素周期表信息“一知多求”关系图

例如,根据图1,可以引导学生思考下列问题并做出正确判断:

(1)已知某元素的原子序数是80,推测该元素①原子的外围电子构型;②处在哪一周期、哪一族、哪一区;③是什么元素;④最高氧化态及离子的最外层电子构型。

(2)已知某元素的外围电子构型4s24p4,推测该元素①处在哪一周期、哪一族、哪一区;②原子序数是多少;③是什么元素;④列举离子化合物和共价化合物各一种。

(3)已知某元素处在第五周期VIB族,试推测该元素①原子的外围电子构型;②属哪一区;③是什么元素;④原子序数是多少。

对于类似这些问题的解答,可以引导学生总结、概括出“前一周期末位元素＋本元素最高能级组电子排布”的思维推理或问题解决法,笔者称之为“原子结构和元素周期表各种信息‘一知多求’思维技巧”(见图2)。这一教学策略特别要求学生一定要记住各周期末位元素即稀有气体原子的元素符号和原子序数,以便精准确定问题中元素的“原子实”。

图2 元素周期表信息“一知多求”思维技巧图

例如,根据这一思维方法或教学策略,可以启发学生做如下分析:

(1)80号元素原子序数大于第五周期的末位元素Xe(54),小于第六周期的末位元素Rn(86),因此,它属于第六周期元素,具有第五周期末位元素Xe的原子实。剩下的核外电子数为80－54＝26,这些电子应排在最高能级组,故该元素核外电子排布为[54Xe]6s24f145d10。这是按能级高低填充电子的写法,习惯上又按量子数n、l从小到大或内层到外层的次序写作[54Xe]4f145d106s2;按照周期表的惯常要求,其外围电子构型应写成5d106s2。由此可判断该元素处在第六周期、IIB族、ds区,是汞元素,元素符号为Hg;最高氧化态为＋2,Hg2＋的最外层电子构型为5s25p65d10,是18电子构型的离子。

(2)外围电子构型为4s24p4的元素,其原子实对应于第三周期末位元素Ar,核外电子排布为[18Ar]4s23d104p4(这是按电子填序的写法,习惯上还可按量子数n、l从小到大或内层到外层的次序写作[18Ar]3d104s24p4)。故该元素处在第四周期、VIA族、p区,是硒元素(Se),原子序数为34(即18＋10＋2＋4),离子化合物如K2Se,共价化合物如H2Se。

(3)第五周期VIB族的元素,其原子的外围电子构型为4d55s1,是d区的钼元素(Mo);因其核外电子排布为[36Kr]4d55s1,故原子序数为42(即36＋5＋1)(按洪特规则特例,4d5结构是较稳定的半充满结构)。

“前一周期末位元素＋本元素最高能级组电子排布”的思维推理方法,是原子结构和元素周期表各种信息“一知多求”重要而独到的解题技巧。在这里,尤其要向学生强调,周期表中元素的“外围电子构型”与“最高能级组电子排布”及“最外层电子排布”是几个既有区别又有联系的概念。元素的“外围电子构型”,也称为“价层电子构型”,对主族元素而言,实际上就是最外层的电子排布;对副族元素而言,是指最外层ns能级及对副族d区和ds区元素而言,是指次外层(n－1)d能级和最外层ns能级的电子排布。例如,上文中提到的元素Hg,其核外电子排布为[54Xe]4f145d106s2,最高能级组的电子排布是6s24f145d10,外围电子构型(即价层电子构型)是5d106s2,最外层电子排布是6s2。

应该向学生说明,按照能级次序,对于主族p区元素而言,电子在填充最外层np能级之前,会先填满次外层的(n－1)d能级(对于第六周期的p区元素,甚至要更先填满4f能级),而按照周期表的惯常表示法,(n－1)d能级的电子结构并不写在p区元素的“外围电子构型(价电子构型)”中,因为此时的(n－1)d电子,是稳定的电子,并不参与成键;对于第六周期副族的d区、ds区元素而言,电子在填充次外层5d能级之前,也会先填满较内层的4f能级,而按照周期表的惯常表示法,4f能级的电子结构也不写在d区、ds区元素的“外围电子构型(价层电子构型)”中,因为此时的4f电子也是稳定的电子,并不参与成键。所以,在教学中,尤其要提醒学生,只有用“前一周期末位元素原子序数＋本元素最高能级组中电子数”的推理方法,才能准确判断出周期表中任何元素的原子序数;若用“前一周期末位元素原子序数＋本元素外围或最外层电子数”的推理方法,则根本得不到正确的结论。

3 讲清原子半径变化的分区特点,引导学生学会分析镧系元素性质极为相似的结构根源

在讲解原子半径的周期性变化规律时,绕不开半径收缩的分区特征。把这个问题讲清楚了,也可以为元素化学讲“镧系收缩”及镧系元素的性质奠定基础或赢得时间。应该引导学生理解:感悟“镧系收缩”概念的关键,是要明白各“分区”元素原子半径随核电荷数增加而减小的幅度大不相同。以长周期第6周期元素为例,各分区内相邻元素原子半径收缩的对比情况及原因分析,具体如下(见表2)[4－5]。

表2 第6周期s、d、f各区部分相邻元素原子半径收缩情况对比分析

还应进一步引导学生推理:对于相同周期的s或p区元素,从左至右,原子的核电荷数和核外电子数都相应依次增加,但增加的电子是分别填进最外层的ns或np轨道,其对原子核的屏蔽作用最小(σ≈0.35),故作用于最外层电子的元素有效核电荷Z*＝(Z－σ)增加最多,因此原子半径r的减小值最大;而对于f区的镧系元素,随着核电荷数的依次递增,核外电子是填入倒数第三层的4f轨道,相对于最外及次外(第6或第5)电子层来说,更内层(倒数第三层以内电子层)的电子对核的屏蔽作用更强(屏蔽常数σ接近于1.00[6]),所以元素的原子核作用于最外层电子的有效核电荷Z*增加不多,原子半径减小的幅度很小(甚至可能增大)。

镧系元素外围电子结构相似(最外层都为6s2、次外层多为5s25p6),原子或离子半径无比接近。至此,通过分析推理,学生完全可以理解:镧系元素具有极为相似的性质;矿物极易伴生,分离极其困难。

4 讲透周期表中蕴含的事物矛盾,引导学生感悟物质性构相依的学科思想和矛盾对立统一的辩证理念

随着原子序数或元素核电荷的增加,原子的电子层结构表现出周期性的变化,从而又导致元素的原子半径、电负性、电离能、电子亲和能等基本性质也呈现出显著的周期性变化,这种变化规律称为元素周期律。在按照教材的内容体系讲授完元素性质的周期性变化规律后,应引导学生揭示宏观性质变化规律背后隐含的微观结构变化本质,同时进一步分析某些特殊性的表现及其成因。通过物质结构和物质性质的因果关系分析以及两点论与重点论相结合的事物矛盾分析,培养学生物质性构相依的化学学科思想和矛盾对立统一的哲学辩证理念。

例如,元素电离能的大小主要取决于原子的有效核电荷数、原子半径和电子构型。在同一周期中,从左到右随着元素有效核电荷数的逐渐增加和原子半径的不断缩小,原子核对外层电子的吸引作用依次增强,电离能呈增大趋势(见表3)[4－5]。这是一般规律,但也有特殊性现象出现:短周期元素中硼、铝的第一电离能比左边的铍、镁小,氧、硫又比左边的氮、磷小。究其原因是它们在失去最外层1个p电子后达到了ns能级的全充满或np能级的半充满较稳定结构。各周期末尾稀有气体元素的电离能最大,主要原因也在于它们具有8电子的ns、np能级全充满稳定结构。

表3 第二、三周期元素的第一电离能I 1 单位:kJ/mol

又如,一般说来,元素间若电子层结构相似、有效核电荷相近,则原子半径越小,元素的电子亲和能越大(因为原子核对外来电子的吸引作用越大)。故电子亲和能在同周期元素中从左到右有增大的趋势;同族中从上到下有减小的趋势(见表4)[4－5]。这是总体规律,但也有特殊情况出现:卤族和氧族元素中的氟和氧,其电子亲和能并不是最大,而要比同族中的氯和硫更小。如何引导学生理解这种“反常”现象?启发学生:带电粒子间吸引作用和排斥作用的矛盾是决定物质化学结构的基本矛盾,是化学运动的基本矛盾。从微观结构考察,影响宏观性质——元素电子亲和能的因素,除了元素的电子层结构和有效核电荷外,更为重要的则是元素的原子半径(主要矛盾)。而原子半径影响电子亲和能的作用方式,又存在着矛盾的两个方面:一方面,原子半径越小,原子核对外来电子的异电性吸引作用越强,电子亲和能越大;另一方面,原子半径越小,电子云的密度越大,核外电子对外来电子的同电性排斥作用越强,元素的电子亲和能则越小。通常认为,对于卤素中的氯、溴、碘或氧族中的硫、硒、碲来说,原子核对电子的正负电性吸引作用是矛盾的主要方面;对于第二周期元素、原子半径非常小的氟、氧来说,电子间的同电性排斥作用是矛盾的主要方面。所以,卤、氧族元素电子亲和能的实际变化规律为氟＜氯＞溴＞碘,氧＜硫＞硒＞碲。

表4 VIIA、VIA元素的第一电子亲和能E 1 单位:kJ/mol

5 结语

元素周期表深刻揭示了化学元素间的内在联系。它的发现是化学史上的一个创举和重要里程碑,对推动化学科学的发展起到了巨大的作用。科学的发展永无止境,人们对元素周期表的认识和探索、对原子核外电子排布规律的洞察和探讨、对原子结构影响元素性质机理的分析和探究也将永无止境。

元素周期表(律)知识体系蕴含着丰富的唯物辩证思想和科学的思维方法因素。加强元素周期表及元素性质周期性规律的教学,是无机化学知识体系和课程内容的客观要求,也是对学生进行事物普遍联系、物质性构相依、矛盾对立统一等辩证唯物主义思想和化学学科思想、思维方法教育的必然要求。实践表明,在大学无机化学教学中,对本章节内容进行上述挖掘、分析,能大大激发学生的求知欲望,提高他们的思维能力,培养其乐于探究的精神和品德,从而提升教学的效率和质量。