1. 每个原子轨道里最多只能容纳2个电子。
2. 当电子排布在同一能级时，总是优先单独占据不同的轨道而且自旋方向相同。
教科书在此设计一个科学探究，具有承上启下的作用，一方面把刚介绍的原子轨道图形用方框来代表，有了方框表示法就有了元素基态原子的电子排布的轨道表示式；通过探究第二周期元素基态原子的电子排布的轨道表示式，引出了泡利原理和洪特规则。在引导学生进行探究活动的过程中，要注意引导学生观察，既要观察每种元素基态原子的电子排布图，也要观察整个第二周期元素基态原子的电子排布的特点。在全面观察的基础上，要注意引导学生发现规律，并组织学生把发现的规律进行交流。 三、问题交流 【学与问】
1. 原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数为2n2。 2. 每个能层所具有的能级数等于能层的序数（n）。 3. 英文字母相同的不同能级中所容纳的最多电子数相同。 【思考与交流】
1. 铜、银、金的外围电子排布不符合构造原理。
2. 符号［Ne］表示Na的内层电子排布与稀有气体元素Ne的核外电子排布相同。
O：［He］2s22p4 Si：［Ne］3s23p2 Fe：［Ne］3s23p63d64s2或［Ar］3d64s2
四、习题参考答案
1. A、D 2. D 3. B 4. C 5. C
6. C是Mg的基态原子的电子排布式，而A、B、D都不是基态原子的电子排布。
第二节 原子结构与元素的性质
一、教学设计
本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点，以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位—构—性”三者关系的理解。 教学重点：
1. 元素的原子结构与元素周期表结构的关系； 2. 电离能、电负性与元素性质的关系；
3. 原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化。 教学难点：
1. 元素周期表的分区； 2. 电离能、电负性。 具体教学建议：
1. 可以以问题思考的形式复习原子结构、元素周期律和元素周期表的相关知识，引导学生从元素原子核外电子排布特征的角度进一步认识、理解原子结构与元素在周期表中位置的关系。
2. 对于电离能和电负性概念的教学，应突出电离能、电负性与元素性质间的关系。在了解电离能概念和概念要点的基础上，重点引导学生认识、理解元素电离能与元素性质间的关系。通过教科书中图1-21列举的Li ~ Ne、Na ~ Ar第一电离能数值，讨论元素的第一电离能与元素金属性、非金属性的关系。通过“学与问”表格中所列的Na、Mg、Al的逐级电离能的数据引导学生寻找其中的规律并分析：Na、Mg、Al的电离能为什么会逐渐增大？Na、Mg、Al的逐级电离能数据为什么会出现突变？这
与它们的化合价有何关系？等等。从而加深学生对电离能与元素性质关系的理解。
电负性概念的教学，可以通过引导学生对教科书中图1
所列元素
的电负性数据与元素性质间规律的探究，使学生认识到：金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大；元素的电负性越小，元素的金属性越强，元素的电负性越大，元素的非金属性越强，电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。 3. 可利用数据、图表进行教学，如利用教科书中图1
引导学生推出
原子半径的变化规律：同一周期元素从左到右，原子半径逐渐减小；同一主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。利用教科书中图1元素的第一电离能的变化规律。利用教科书中图1
探索
探究电负性周期
性变化的规律：同一周期的元素的电负性从左到右逐渐增大；同一主族的元素的电负性从上到下逐渐减小。 教学方案参考
【方案Ⅰ】问题探究学习原子结构与元素周期表的关系
回忆复习：（1）元素原子核外电子排布的周期性变化有什么特点？（2）元素周期表的结构如何？（3）元素的原子结构与元素在周期表中的位置有什么关系？
