师：今天我们学习的课题是原子核外电子的排布，以下是本节课的学习目标。一是熟悉原子的核外电子排布规律，能写出常见简单原子的原子结构示意图。原子核外电子排布是科学家基于大量实验事实创建的理论模型，利用该模型可以解释一些现象，比如不同微粒的半径大小。二是运用原子或离子的电子排布规律比较微粒半径。此外，我们还能利用原子结构特征列出10电子微粒、18电子微粒。上节课我们学习了元素周期表，知道元素在周期表中的位置与原子核外电子的分层排布有关，那么原子核外电子的排布有什么规律呢？同学们请看，这是目前最常用的原子结构理论模型，从原子核往外一共有7个电子层，分别用K、L、M、N、O、P、Q表示。不同电子层的能量是否不同呢？是的，离核越近，电子层的能量越低，也就是说电子层能量最低的是K层。我们排布电子的时候，先把K层排满，接着再排下一层，这就是能量最低原则。每个电子层排满最多可以排布多少个电子呢？如果把每层排满电子，得到的正是每一周期稀有气体元素原子的电子层排布，我们能不能通过稀有气体元素原子的电子层排布发现一些规律呢？请同学们观察表格，看看最外层、次外层最多可以容纳多少电子？你能归纳出第n层最多能容纳的电子数吗？我们看氦原子，最外层是两个电子，而其他原子是8个电子，也就是说最外层最多能容纳的电子数是8，而次外层最多可以容纳18个电子。
师：再来看一下K层，也就是第一层，电子数都是2，L层是8个电子，M层最多可以容纳的电子数是18。你发现规律了吗？第n层最多容纳的电子数是2n2。要提醒同学们的是，这几条规律是相互联系的，画原子结构示意图时，不能只看其中一条。学习了以上规律，你能画出以下原子的原子结构示意图吗？我们一起看第十四号原子，它的核电荷数是14，第一层排满是两个电子，第二层是8个电子，排满后第三层就有4个电子，满足最外层电子数不超过8。下面这道题，L层也就是第二层，K层是第一层，先把K层排满两个电子，L层是它的3倍，也就是6个电子，所以核电荷数就是八号原子。看来同学们掌握得非常不错。
师：学习了原子结构的理论模型，就可以分析比较微粒半径的大小。同学们看一下，结合模型，你认为影响微粒半径的因素有哪些呢？电子层数或者电子数增多，由于电子之间相互排斥，半径就会增大。然而还有一个因素影响着半径，我们知道原子核带有正电荷，对核外电子有吸引作用，会收缩半径，使它减小。也就是说随着核电荷数增加，会使得原子半径减小。这两方面的因素同时影响着微粒半径的大小，情况不同，占据主导作用的因素也会不同，变化规律当然也不同。
师：具体什么情况下哪个因素占据主导作用呢？让我们通过一些例子来看一下。表格中提供了第一主族元素的原子半径数据，以钠原子和钾原子为例，原子半径钠小于钾。结合原子结构示意图，我们能解释原因吗？两种原子的核电荷数、电子层数都不同，而最外层电子数相同，都是一个电子。钾原子的电子层数更多，半径应该更大；核电荷数钾原子更大，会吸引核外的电子，使得半径更小。结合数据可知钾原子的半径更大，说明电子层数的影响占主导。
师：可见最外层电子数相同的时候，电子层数占主导作用，电子层数多的半径就大，也就是说同主族的元素从上往下原子半径逐渐增大，这和我们学过的碱金属元素原子半径的递变规律是相符合的。同样，第三周期的原子半径数据如下。因为稀有气体半径测量的方式不同，这里不研究。我们如何解释原子半径氯原子小于硫原子呢？结合原子结构示意图可以看到硫原子、氯原子电子层数相同，而核电荷数不一样。氯原子电子层数是3层，电子数更多，电子之间相互排斥会使半径更大；同时氯原子的核电荷数更大，对核外电子具有吸引力，会使得半径更小。从数据来看，氯原子的半径更小，说明此时占主导作用的是核电荷数。同理可知，同周期的元素从左往右原子半径逐渐减小，当然，稀有气体元素的原子除外。
师：根据原子半径的比较方法，同学们可以推测钠离子、镁离子、氧负离子、氟离子的半径从大到小的顺序是怎么样的吗？为了比较，我们可以先画出它们的结构示意图，可以看出它们核外电子的排布完全相同，也就是说电子层数以及电子数都一样。那么原子核的影响就占了主导作用，核电荷数大的例如镁离子，吸引核外电子，会使得半径更小，也就是说离子半径应该是氧负离子大于氟离子，大于钠离子大于镁离子。由此我们可以得出，核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。再来看一种情况，请同学们推测一下钠离子和钠原子谁的半径更大呢？同样的原理，钠离子和钠原子核电荷数一样，电子层的影响占主导因素，原子的电子层数越大，半径应该更大。那么氯离子和氯原子又是怎么样的呢？它们电子层数一样，核电荷数也一样，17个电子和18个电子排斥力有所不同，18个电子电子之间的排斥力更大，半径就更大。