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第一章原子结构知识点总结

物质结构与性质（鲁科版）知识点总结

第一章原子结构

第1节原子结构模型

一、原子结构认识的演变过程

1. 道尔顿原子模型(1803年):原子是组成物质的基本的粒子,它们是坚实的、不可再分的实心球。

2. 汤姆逊原子模型(1903年):原子是一个平均分布着正电荷的粒子,其中镶嵌着许多电子,中和了正电荷,从而形成了中性原子。

3. 卢瑟福原子模型(1911年):在原子的中心有一个带正电荷的原子核,它的质量几乎等于原子的全部质量,电子在它的周围沿着不同的轨道运转,就像行星环绕太阳运转一样。

4. 玻尔原子模型(1913年):电子在原子核外空间的一定轨道上绕核做高速的圆周运动。

原子结构的量子力学模型(20世纪20年代中期):现代物质结构学说。

二、原子光谱和波尔的原子结构模型

1.基态、激发态与原子光谱

（1）

（2）原子光谱形成原因：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或释放不同波长的光。（3）氢原子光谱是最简单的光谱。

2.玻尔的原子结构模型

（1）原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动,并且不辐射能量,所以原子是稳定的。

（2）只有电子在原子轨道间跃迁时才会辐射或吸收能量，并且以光的形式进行。

（3）在原子核外不同轨道上运动的电子具有不同的能量，而且能量是量子化的。玻尔只引入一个量子数n,n越大，轨道的能量越高,n取1、2、3、4…的正整数，所以原子核外轨道的能量是量子化的，当电子在原子轨道间的跃迁所吸收或放出的能量是量子化的，是不连续的。

三、电子层、能级、原子轨道

【关键提醒】（1）一个原子轨道上最多容纳2个电子，且运动状态不同。

（2）任一电子层的能级总是从s能级开始,而且能级数电子层数。

（3）每个电子层(n)中，原子轨道总数为n2个，核外电子的运动状态共有2n2种。

2.不同原子轨道能量大小关系

（1）相同电子层不同能级的原子轨道能量:ns

（2）不同电子层中同一能级的原子轨道能量:1s<2s<3s<4s , 2p<3p<4p。

（3）相同电子层和相同能级的各原子轨道能量相等,例如:2p x=2p y=2p z 。

【关键提醒】

（1）原子核外电子的能量取决于电子层和能级。

（2）一般离核越近的电子具有的能量越低。

四、原子轨道的图形描述和电子云

1.电子云

（1）电子云图中的小点不代表电子。小点疏密程度表示电子在原子核外出现概率的大小。（2）离核越近,电子出现的概率越大,电子云越密集。如1s电子云比2s电子云更密集。

（3）s能级的电子云为球形，只有一种空间伸展方向p能级的电子云为哑铃形，有三种空间伸展方向。

2.原子轨道

（1）不同电子层的同种能级的原子轨道形状相似，只是半径不同。电子层序数n越大,原子轨道的半径越大。

（2）s能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道,它们互相垂直,分别以p x、p y、p z表示。（3）原子轨道数与电子层序数(n)的关系是原子轨道数为n2个

【关键提醒】量子力学中的轨道含义与玻尔轨道的含义完全不同,原子轨道不能理解成圆周轨道，也不能理解成电子的实际运动轨道。

第2节原子结构与元素周期表

一、基态原子核外电子排布原则

1.能量最低原则

基态原子按能量顺序1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s……即按ns、(n-2)f、(n-1)d、np顺序排布。能量高低:ns

2.泡利不相容原理

一个原子轨道中最多只能容纳两个电子,且这两个电子的自旋方向必须相反。如2s2的电子

排布为,不能为

3.洪特规则

（1）原子核外电子在能量相同的各个原子轨道上排布时，将尽可能分占不同的原子轨道,且自旋方向相同，这样整个原子的能量最低。如2p3轨道上的电子排布为,不能为

或

（2）洪特规则特例:能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5 )和全空(如p0和d0 )状态时体系的能量较低,原子较稳定。如Cr:3d54s1，不能为3d44s2 ；Cu:3d104s1，不能为394s2。

【关键提醒】基态原子核外电子排布必须同时符合核外电子排布三原则。

二、基态原子核外电子排布方法

K:1s22s23s23p64s1

(1)简单原子的电子排布式的书写

按照基态原子核外电子排布顺序将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中。

如: 6C: 1s2 2s2 2p2，19K: 1s22s23s23p64s1

(2)复杂原子的电子排布式的书写

先按能量最低原理从低到高排列,然后将同一层的电子移到一起。

如26Fe:先按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d6，,然后将同一层的排列一起,即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。

(3)特殊原子的电子排布式

如24Cr:先按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5较3d4稳定，因此需要将4s2的一个电子调整到3d能级,得1s22s22p63s23p64s13d5。再将同一层的排到一起，,即该原子的电子排

布式为1s22s22p63s23p63d54s1(3d5、4s1均为半充满,稳定)。

Cu:先按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10比3d9更稳定，因此需要将4s2的29

一个电子调整到3d能级，得1s22s22p63s23p64s13d10(3d10为全充满,稳定,4s1为半充满,稳定)。再

将同一层的排到一起，即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1 。

(4)简化电子排布式的书写

为避免电子排布式书写烦琐,可把内层电子排布达到稀有气体结构的部分用相应稀有气体的元素符号外加“[ ]”表示。如S:[Ne]3s23p4,Ca:[Ar]4s2,Fe:[Ar]3d64s2, Ge: [Ar]3d104s24p2 (5)简单离子电子排布式的书写

先写原子的电子排布式,然后再得失电子。例如:O2-的电子排布式,先写O原子的电子排布式为1s22s22p4,再得2个电子知O2-的电子排布式为1s22s22p6。Fe3+的电子排布式,先写Fe原子的电子排布式为[Ar]3d64s2,再失去3个电子(由外层向里层失去电子)得到Fe电子排布式为[Ar]3d5,而不能先失去3个电子,再按轨道能量顺序写成[Ar]3d24s2.

三、核外电子排布与元素周期表

1.原子核外电子排布与周期的划分

（1）周期序数=电子层数=最外层电子所在轨道的主量子数。

（2）周期元素数目一相应能级组最多容纳的电子数

2.原子核外电子排布与族的划分

族序数由该元素原子的价电子数决定。

(1)主族(IA~ⅦA)的族序数=价电子数=原子最外层电子数。

(2)0族:原子最外层电子数等于8或2。

(3)IB、ⅦB族:族序数=原子最外层电子数。

(4)ⅦB~ⅦB族:族序数=价电子数=原子最外层ns电子数+次外层(n-1)d电子数=最高正价。

(5)Ⅶ族:原子最外层ns电子数+次外层(n-1)d电子数之和,分别为8、9、10

3.族序数与价电子排布

（1）同主族元素原子的价电子排布完全相同。

IA~ⅦA的价电子排布分别为ns1、ns2、ns2np3、ns2np2、ns2np3、ns2np4、ns2np5

(2)稀有气体的价电子排布式为1s2或ns2np6。

(3)过渡元素同一纵行的价电子排布基本相同

s区包含He和IA、ⅦA两族元素;除氢、氦外,其余都是活泼的金属元素;

p区包含ⅦA~ⅦA和0族(He除外)元素;除氢、氦外,所有的非金属元素都在p区;

d区包含ⅦB~ⅦB和Ⅶ族(镧系和锕系除外)全是金属元素

ds区包含IB和ⅦB族,全是金属元素

f区包含镧系和锕系,全是金属元素。

s区、d区、ds区的元素,它们的原子最外层电子数均不超过2个,只有p区的元素原子最外层

电子数可为3~8个。

四、微利半径大小的比较

1.有关微粒半径大小的比较可以按“一层二核三电子”法分析

“一层”: 先比较电子层数,一般电子层越多,半径越大。

“二核”: 当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。

“三电子”: 当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。

2.判断微粒半径大小的规律

（1）同周期,从左到右,原子半径依次减小

（2）同主族,从上到下,原子或同价态离子半径均增大。

（3）阳离子半径小于对应的原子半径,阴离子半径大于对应的原子半径,如r(Na+)

（4）电子层结构相同的离子,随核电荷数增大,离子半径减小,如r(S2-)>r(C1-)>r(K+)>r(Ca2+)。（5）不同价态的同种元素的离子,核外电子多的半径大如r(Fe2+)>r(Fe3+),r(Cu+)>r(Cu2+)。

【关键提醒】(1)不同周期不同主族元素原子半径比较:找出其中一种元素的同主族元素作为参照进行比较,如比较P与F原子半径的大小,可引入N元素,可通过原子半径P>N>F比较。(2)对于离子的半径比较:要借助于电子层结构相同的离子半径和元素周期律进行判断。

第三节原子结构与元素性质

一、电离能规律及其应用

1.影响电离能的因素及变化规律

电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排布。

（1）核电荷数、原子半径对电离能的影响

①同周期元素具有相同的电子层数,从左到右核电荷数增大,原子半径减小,I1总体上有增大的趋势(而非逐渐增大,因ⅡA、ⅤA元素岀现特殊情况)。碱金属元素的I1最小,稀有气体元素的I1最大。

②同主族元素从上到下,原子半径增大起主要作用,元素的I1逐渐减小

Ⅶ第一电离能最大的元素为氦。第一电离能最小的元素为铯。

（2）核外电子层排布对电离能的影响

①某原子或离子具有全充满、半充满、全空的电子排布时,电离能较大。如ⅡA族元素、VA族元素比同周期左2右相邻元素的I1都大,这是因为ⅦA族的元素原子的最外层原子轨道为ns2全充满nP0全空稳定状态,V A族的元素原子的最外层原子轨道为np3半充满的稳定状态。各周期稀有气体元素的I1最大,原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。

Ⅶ通常情况下,元素的电离能逐级增大。因此离子的电荷正值越来越大,离子半径越来越小,所以失去这些电子逐渐变难,需要的能量越来越高。

Ⅶ当相邻逐级电离能突然变大时,说明电子的电子层发生了变化,即同一电子层中电离能相近,不同电子层中电离能有很大的差距。

2.电离能的应用

（1）比较元素金属性的强弱

一般情况下,元素的第一电离能越小,元素的金属性越强。

（2）确定元素原子的核外电子层排布

由于电子是分层排布的,内层电子比外层电子难失去,因此元素的电离能会发生突变。

（3）确定元素的化合价

如果I n+1>>I n,即电离能在I n与I n+1之间发生突变,则元素的原子易形成+n价离子,并且主族元素的最高化合价为+n价(或只有+n价、0价)。某元素的逐级电离能,若I2>>I1,则该元素通常显+1价；若I3>>I2,则该元素通常显+2价；若14>>13,则该元素通常显+3价。

过渡元素的价电子数较多,且各级电离能之间相差不大,所以常表现多种化合价。如锰元素通常有+2~+7多种化合价。

二、电负性规律及其应用

1.电负性变化规律

（1）同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大。

（2）同一主族，从上到下，元素的电负性逐渐减小。

（3）金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。

（4）电负性最大的元素为氟，最小的元素为铯。

2.元素电负性的应用

（1）判断元素的金属性和非金属性及其强弱

Ⅶ金属的电负性一般小于2.0,非金属的电负性一般大于2.0,而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在2.0左右,它们既有金属性,又有非金属性。

Ⅶ金属元素的电负性越小,元素的金属性越强；非金属元素的电负性越大,元素的非金属性越强。（2）判断元素的化合价

Ⅶ电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱,元素的化合价为正值。

Ⅶ电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强,元素的化合价为负值。

（3）判断化学键的类型

一般认为:

Ⅶ如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键。

Ⅶ如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7,它之间通常形成共价键。

(4)解释“对角线规则”

Ⅶ在元素周期表中,某些主族元素与右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的,被称为“对角线规则”。

Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2 ；Be、A1的电负性分别为1.5、1.5 ；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性相同或接近,说明它们对键合电子的吸引力相当,表现出的性质相似。

Ⅶ实例分析

锂和镁的相似性

a.锂与镁的沸点较为接近:

b.锂和镁在氧气中燃烧时只生成对应的氧化物,并且Li2O和MgO与水反应都十分缓慢。

点燃点燃

4Li + O2 2Li2O 2Mg+O22MgO

c.锂和镁与水的反应都十分缓慢,并且生成的氢氧化物难溶于水,附着于金属表面阻碍反应的进行。

d.锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物Li3N和Mg3N2。

e.锂和镁的氢氧化物在加热时,可分解为Li2O、H2O和MgO、H2O。

f.在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中,只有锂盐是较难溶于水的,相应的镁盐也较难溶于水铍和铝的相似性

a.铍与铝都可与酸、碱反应放出氢气,并且铍在浓硝酸中也发生钝化。

b.二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液:

Al(OH)3+3HCl= AlCl3+3H2O ,Al(OH)+NaOH =NaAlO2+ 2H2O ；

Be (OH )2+ 2HCI= BeCl2 +2H2O ，Be(OH)2+2NaOH-Na2BeO2+2H2O.

c.二者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高

d.BeCl2和ACl3都是共价化合物,易升华。

硼和硅的相似性

a.自然界中B与Si均以化合物的形式存在。

b.B与Si的单质都易与强碱反应,且不与稀酸反应:2B+2KOH+2H2O=2KBO2+3H2↑, Si+ 2KOH+H2O =K2SiO3+2H2↑

c.硼烷和硅烷的稳定性都比较差,且都易水解。

d.硼和硅的卤化物的熔、沸点比较低,易挥发,易水解

水解反应:4BF3+3H2O=H3BO3+3HBF4, BCl3+3H2O= B(OH)3+3HCI, SiF4+4H2O=H2SiO3↓+4HF。

三、元素金属性、非金属性强弱的判断方法

1.元素金属性强弱的判断方法

(1)单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度):反应越易,说明元素的金属性越强。

(2)最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱:碱性越强,说明元素的金属性越强,反之则越弱。

(3)金属间的置换反应:依据氧化还原反应规律,若金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙,说明甲的金属性比乙强。

(4)依据金属活动性顺序:K→Ca→……→(H)→Cu→…→Au,金属性逐渐减弱。

(5)由原电池判断:两种金属分别作原电池的正极、负极,一般作负极材料的金属的金属性更强。

(6)金属阳离子氧化性的强弱:阳离子的氧化性越强,对应金属的金属性就越弱反之越强。

(7)元素的第一电离能的大小:元素的第一电离能数值越小,元素的原子越易失去电子,元素的金属性越强。但元素的价电子排布影响元素的第一电离能。如Mg(3s2为全充满状态,稳定)的第一电离能大于Al的第一电离能。

2.元素非金属性强弱的判断方法

(1)单质跟氢气化合的难易程度:越容易跟氢气化合,说明其非金属性越强。

(2)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱:酸性越强,说明其非金属性越强。

(3)非金属单质间的置换反应:如Cl2 + 2KI=2KCl + I2 ,说明氯的非金属性比碘强。

(4)元素的原子对应阴离子的还原性:阴离子的还原性越强,元素的非金属性就越弱。

(5)元素电负性的大小:元素的电负性越大,得电子能力越强,非金属性越强。

四、元素推断题的常见题眼

(1)与稀有气体原子电子层结构相同的离子

Ⅶ与He原子电子层结构相同的离子有: H—、Li+、Be2+

Ⅶ与Ne原子电子层结构相同的离子有: F—、O2-、N3-、Na+、Mg2+、Al3+

Ⅶ与Ar原子电子层结构相同的离子有: Cl-、S2-、P3-、K+、Ca2+。

(2)核外电子总数为10的粒子

Ⅶ阳离子: Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+。

Ⅶ阴离子: N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。

Ⅶ分子: Ne、HF、H2O、NH3、CH4。

(3)核外电子总数为18的粒子

Ⅶ阳离子:K+、Ca2+。Ⅶ阴离子:P3-、S2-、CI-、HS-、O22-。

Ⅶ分子:Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4、C2H6 。

(4)核外电子总数及质子总数均相同的粒子

ⅦNa+、NH4+、H3O+ⅦF-、OH-、NH2-ⅦCl-、HS-Ⅶ N2、CO、C2H2等

(5)常见元素及其化合物的特征

Ⅶ其中一种单质是自然界中硬度最大的物质,最简单气态氢化物中氢的质量分数最高的元素:C。Ⅶ空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素:N。

Ⅶ地壳中含量最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素:O。

Ⅶ单质最轻的元素:H;单质最轻的金属元素:Li。

Ⅶ单质在常温下呈液态的非金属元素:Br ；单质在常温下呈液态的金属元素:Hg。

Ⅶ最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应,又能与强碱反应的元素:Be、Al。

Ⅶ元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素:N ；能发生氧化还原反应的元素:S。

Ⅶ元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F 。

(完整版)第一章原子结构与性质知识点归纳

第一章原子结构与性质知识点归纳山东临沂市莒南三中（276600）张琛山东省烟台市蓬莱四中（265602）马彩红 2．位、构、性关系的图解、表解与例析 (1)元素在周期表中的位置、元素的性质、元素原子结构之间存在如下关系：同位素（两个特性）

3．元素的结构和性质的递变规律 4．核外电子构成原理 (1)核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。随着原子序数递增 ① 原子结构呈周期性变化 ② 原子半径呈周期性变化 ③ 元素主要化合价呈周期性变化 ④ 元素的金属性与非金属形呈周期性变化 ⑤ 元素原子的第一电离能呈周期性变化 ⑥ 元素的电负性呈周期性变化元素周期律排列原则 ① 按原子序数递增的顺序从左到右排列 ② 将电子层数相同的元素排成一个横行 ③ 把最外层电子数相同的元素（个别除外），排成一个纵行周期（7个横行） ① 短周期（第一、二、三周期） ② 长周期（第四、五、六周期） ③ 不完全周期（第七周期）性质递变原子半径主要化合价元素周期表族（18 个纵行） ① 主族（第ⅠA 族—第ⅦA 族共七个） ② 副族（第ⅠB 族—第ⅦB 族共七个） ③ 第Ⅷ族（第8—10纵行） ④ 结构

(2)核外电子排布遵循的三个原理： a．能量最低原理b．泡利原理c．洪特规则及洪特规则特例 (3)原子核外电子排布表示式：a．原子结构简图b．电子排布式c．轨道表示式5．原子核外电子运动状态的描述：电子云 6．确定元素性质的方法 1．先推断元素在周期表中的位置。 2．一般说，族序数—2=本族非金属元素的种数(1 A族除外)。 3．若主族元素族序数为m，周期数为n，则： (1)m/n<1时为金属，m/n值越小，金属性越强： (2)m/n>1时是非金属，m/n越大，非金属性越强；(3)m/n=1时是两性元素。

物理选修3---5第十八章：原子结构知识点汇总

物理选修3---5第十八章：原子结构知识点汇总（训练版）知识点一、电子的发现和汤姆生的原子模型： 1、电子的发现： 1897年英国物理学家汤姆生，对阴极射线进行了一系列的研究，从而发现了电子。电子的发现表明：原子存在精细结构，从而打破了原子不可再分的观念。 2、汤姆生的原子模型： 1903年汤姆生设想原子是一个带电小球，它的正电荷均匀分布在整个球体内，而带负电的电子镶嵌在正电荷中。这就是汤姆生的枣糕式原子模型。知识点二、α粒子散射实验和原子核结构模型 1、α粒子散射实验：1909年，卢瑟福及助手盖革手吗斯顿完成 ①实验装置的组成：放射源、金箔、荧光屏 1

②实验现象： a. 绝大多数α粒子穿过金箔后，仍沿原来方向运动，不发生偏转。 b. 有少数α粒子发生较大角度的偏转 c. 有极少数α粒子的偏转角超过了90度，有的几乎达到180度，即被反向弹回。 2、原子的核式结构模型：由于α粒子的质量是电子质量的七千多倍，所以电子不会使α粒子运动方向发生明显的改变，只有原子中的正电荷才有可能对α粒子的运动产生明显的影响。如果正电荷在原子中的分布，像汤姆生模型那模均匀分布，穿过金箔的α粒了所受正电荷的作用力在各方向平衡，α粒了运动将不发生明显改变。散射实验现象证明，原子中正电荷不是均匀分布在原子中的。 1911年，卢瑟福通过对α粒子散射实验的分析计算提出原子核式结构模型：在原子中心存在一个很小的核，称为原子核，原子核集中了原子所有正电荷和几乎全部的质量，带负电荷的电子在核外空间绕核旋转。原子核半径小于1014-m,原子轨道半径约1010-m。 3、卢瑟福对实验结果的解释电子对α粒子的作用忽略不计。因为原子核很小，大部分α粒子穿过原子时离原子核很远，受到较小的库仑斥力，运动几乎不改变方向。极少数α粒子穿过原子时离原子核很近，因此受到很强的库仑斥力，发生大角度散射。

原子物理知识点总结全

原子物理知识点总结全 -CAL-FENGHAI-(2020YEAR-YICAI)_JINGBIAN

原子物理一、卢瑟福的原子模型——核式结构 1.1897年,_________发现了电子.他还提出了原子的______________模型. 2.物理学家________用___粒子轰击金箔的实验叫__________________。 3.实验结果: 绝大部分α粒子穿过金箔后________;少数α粒子发生了较大的偏转; 极少数的α粒子甚至被____. 4.实验的启示：绝大多数α粒子直线穿过，说明原子内部存在很大的空隙；少数α粒子较大偏转，说明原子内部集中存在着对α粒子有斥力的正电荷；极个别α粒子反弹，说明个别粒子正对着质量比α粒子大很多的物体运动时，受到该物体很大的斥力作用． 5.原子的核式结构: 卢瑟福依据α粒子散射实验的结果，提出了原子的核式结构：在原子中心有一个很小的核，叫________，原子的全部正电荷和几乎全部质量都集中在原子核里，带负电的电子在核外空间绕核旋转．例1:在α粒子散射实验中,卢瑟福用α粒子轰击金箔,下列四个选项中哪一项属于实验得到的正确结果: A.α粒子穿过金箔时都不改变运动方向 B.极少数α粒子穿过金箔时有较大的偏转,有的甚至被反弹 C.绝大多数α粒子穿过金箔时有较大的偏转 D.α粒子穿过金箔时都有较大的偏转. 例2:根据α粒子散射实验，卢瑟福提出了原子的核式结构模型。如图1-1所示表示了原子核式结构模型的α粒子散射图景。图中实线表示α粒子的运动轨迹。其中一个α粒子在从a 运动到b 、再运动到c 的过程中（α 粒子在b 点时距原子核最近），下列判断正确的是（） A ．α粒子的动能先增大后减小 B ．α粒子的电势能先增大后减小 C ．α粒子的加速度先变小后变大 D ．电场力对α粒子先做正功后做负功二玻尔的原子模型能级 1．玻尔提出假说的背景——原子的核式结构学说与经典物理学的矛盾： ⑴按经典物理学理论，核外电子绕核运动时，要不断地辐射电磁波，电子能量减小，其轨道半径将不断减小，最终落于原子核上，即核式结构将是不稳定的，而事实上是稳定的． ⑵电子绕核运动时辐射出的电磁波的频率应等于电子绕核运动的频率，由于电子轨道半径不断减小，发射出的电磁波的频率应是连续变化的，而事实上，原子辐射的电磁波的频率只是某些特定值。为解决原子的核式结构模型与经典电磁理论之间的矛盾，玻尔提出了三点假设，后人称之为玻尔模型． 2．玻尔模型的主要内容： ⑴定态假说：原子只能处于一系列__________的能量状态中，在这些状态中原子是_______的，电子虽然绕核运动，但不向外辐射能量．这些状态叫做________． ⑵ 跃迁假说：原子从一种定态跃迁到另一种定态时，它辐射（或吸收）一定频率的光子，光子的能量由这两定态的能量差决定，即________________. ⑶轨道假说：原子的不同能量状态对应于______子的不同轨道.原子的定态是不连续的，因此电子的可能轨道也是不连续的． 3．氢原子的能级公式和轨道公式原子各定态的能量值叫做原子的能级，对于氢原子，其能级公式为:______________；对应的轨道公式为：12r n r n 。其中n 称为量子数，只能取正整数.E 1=-13.6eV ，r 1=0.53×10-10m ．原子的最低能量状态称为_______，对应电子在离核最近的轨道上运动；图1-1 a b c 原子核 α粒子

高二化学选修三《原子结构》知识点总结归纳典例导析

原子结构【学习目标】 1、根据构造原理写出1~36号元素原子的电子排布式； 2、了解核外电子的运动状态； 3、掌握泡利原理、洪特规则。【要点梳理】要点一、原子的诞生我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约2小时，诞生了大量的氢、少量的氦及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的融合反应，分期分批地合成了其他元素。（如图所示）要点二、能层与能级 1．能层（1）含义：在含有多个电子的原子里，由于电子的能量各不相同，因此，它们运动的区域也不同。通常能量最低的电子在离核最近的区域运动，而能量高的电子在离核较远的区域运动。根据多电子原子核外电子的能量差异可将核外电子分成不同的能层（即电子层）。如钠原子核外有11个电子，第一能层有2个电子，第二能层有8个电子，第三能层有1个电子。要点诠释：电子层、次外层、最外层、最内层、内层在推断题中经常出现与层数有关的概念，理解这些概念是正确推断的关键。为了研究方便，人们形象地把原子核外电子运动看成分层运动，在原子结构示意图中，按能量高低将核外电子分为不同的能层，并用符号K、L、M、N、O、P、Q……表示相应的层，统称为电子层。一个原子在基态时，电子所占据的电子层数等于该元素在周期表中所处的周期数。倒数第一层，称为最外层；从外向内，倒数第二层称为次外层；最内层就是第一层（K 层）；内层是除最外层外剩下电子层的统称。以基态铁原子结构示意图为例：铁原子共有4个电子层，最外层(N层)只有2个电子，次外层（M层）共有14个电子，最内层（K层）有2个电子，内层共有24个电子。 2．能级（1）含义：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，这样同一能层就可分成不同的能级（也可称为电子亚层）。能层与能级类似于楼层与阶梯之间的关系。在每一个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……（n代表能层）

原子结构知识总结复习

【技能归纳】一、原子结构 1.原子的结构 2.质量数（1）概念：（2）关系式：原子中: 核电荷数（Z ）＝＝质量数（A ）＝（）＋（） 3.原子结构的表示方法： A Z X 【思考】①阳离子中A Z X n ＋：核外电子数＝质量数（A ）＝＋ ②阴离子中A Z X m －：核外电子数＝质量数＝＋二、元素、核素、同位素 1.元素是，元素的种类由决定。 2.核素: 。 3.同位素：。相对质量约为质子的数目决定中子不带电相对质量约为决定元素的不同原子，影响原子的质量围绕原子核做高速运动每个电子带电荷相对质量为一个质子（中子）的1/1836 核外电子层排布：最外层电子数目决定每个质子带电荷

【拓展视野】相对原子质量 1、核素的相对原子质量是指某核素的实际质量与的比值； 2、元素的相对原子质量（元素的平均相对原子质量，也就是周期表中查得的数值）是指各种天然核素的相对原子质量与它的原子所占的原子个数百分比的乘积的总和。计算式：M ＝M1×n1 % ＋ M2×n2 % ＋ M3×n3 % ＋… 如：同位素35 17Cl的相对原子质量为34.969，在自然界占75.77%(原子数的百分含量)， 37 17Cl 为36.966，在自然界中占24.23%，则Cl的相对原子质量为：34.969×75.77%＋36.966× 24.23% ＝35.45 三、核外电子排布 1、核外电子运动的特征 2、核外电子的分层排布 3、核外电子排布的规律（1）电子总是从能量的电子层排起,然后由往排，称为原理。（2）各层最多能容纳的电子数目为（n为电子层数）。（3）最外层最多能容纳的电子数目为（K层为最外层，不超过个电子），次外层电子数目不超过，倒数第三层不超过个电子。注意．．：这几条规律是相互联系的，不能孤立理解，必须同时遵循这几条规律。 4、原子（离子）结构示意图

(完整版)原子结构与性质知识点总结与练习

第一章原子结构与性质一.原子结构 1.能级与能层 2.原子轨道 3.原子核外电子排布规律 ⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之，

一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。比如，p3 的轨道式为或，而不是。洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。 4. 基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式 ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K ：1s22s22p63s23p64s1。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K ：[Ar]4s1。 (2)电子排布图(轨道表示式) 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。如基态硫原子的轨道表示式为二.原子结构与元素周期表 1.原子的电子构型与周期的关系 (1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He 为1s2外，其余为ns2np6。He 核外只有2个电子，只有1个s 轨道，还未出现p 轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。 (2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。 2.元素周期表的分区 (1)根据核外电子排布 ①分区 ②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点 ↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑

高中化学选修三原子结构与性质知识总结

原子结构与性质一原子结构 1、原子的构成中子N （核素）原子核近似相对原子质量质子Z → 元素符号原子结构决定原子呈电中性电子数（Z 个）体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子运动特征电子云（比喻）小黑点的意义、小黑点密度的意义。排布规律 → 电子层数周期序数及原子半径表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 2、三个基本关系（1）数量关系：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中）（2）电性关系： ①原子中：质子数=核电荷数=核外电子数 ②阳离子中：质子数>核外电子数或质子数=核外电子数+电荷数 ③阴离子中：质子数<核外电子数或质子数=核外电子数-电荷数（3）质量关系：质量数 = 质子数 + 中子数二原子核外电子排布规律决定 X) (A Z

三相对原子质量定义：以12C原子质量的1/12（约1.66×10-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（SI）单位为1，符号为1（单位1一般不写）原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。如：一个氯原子的m(35Cl)=5.81×10-26kg。核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量，相对诸量如35Cl为34.969,37Cl为36.966。原子比较核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该质量核素的质量数相等。如：35Cl为35,37Cl为37。元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子个数百分比算出的平均值。如： Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b% 元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其原子个数百分比的乘积之和。注意①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。 ②、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。四微粒半径的大小比较和10电子、18电子微粒 1．原子半径和离子半径 1.电子层数相同时（同周期元素），随原子序数递增，原子半径减小例：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl 2.最外层电子数相同时（同主族元素），随电子层数递增原子半径增大。例：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs （1）分子：Ne、CH4、NH3、H2O、HF ；（2）离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、NH2-、H3O+、OH-、O2-、F-。 3．18电子的微粒：2．（1）（1）分子：Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、CH3CH3、N2H4、H2O2、F2、CH3OH、CH3F 等；（2）离子：S2-、Cl-、K+、Ca2+、HS-。

原子物理知识点总结全

原子物理一、卢瑟福的原子模型——核式结构 1.1897年,_________发现了电子.他还提出了原子的 ______________模型. 2.物理学家________用___粒子轰击金箔的实验叫 __________________。 3. 实验结果:绝大部分α粒子穿过金箔后________;少数α粒子发生了较大的偏转;极少数的α粒子甚至被____. 4. 实验的启示：绝大多数α粒子直线穿过，说明原子内部存在很大的空隙；少数α粒子较大偏转，说明原子内部集中存在着对 α粒子有斥力的正电荷；极个别α粒子反弹，说明个别粒子正对着质量比 α粒子大很多的物体运动时，受到该物体很大的斥力作用． 5.原子的核式结构: 卢瑟福依据α粒子散射实验的结果，提出了原子的核式结构：在原子中心有一个很小的核，叫 ________，原子的全部正电荷和几乎全部质量都集中在原子核里，带负电的电子在核外空间绕核旋转．例1:在α粒子散射实验中,卢瑟福用α粒子轰击金箔,下列四个选项中哪一项属于实验得到的正确结果: A.α粒子穿过金箔时都不改变运动方向 B . 极少数α粒子穿过金箔时有较大的偏转 ,有的甚至被反弹 C.绝大多数α粒子穿过金箔时有较大的偏转 D. α粒子穿过金箔时都有较大的偏转. 例2:根据α粒子散射实验，卢瑟福提出了原子的核式结构模型。如图 1-1所示表示了原子核式结构模型的 α粒子散射图景。图中实线表示 α粒子的运动轨迹。其中一个 c α粒子在从a 运动到b 、再运动到c 的过程中（α粒子在b 点时距原子核最近），下列判断正确的是（） a b A ．α粒子的动能先增大后减小原子核 B ．α粒子的电势能先增大后减小 C ．α粒子的加速度先变小后变大 α粒子 D ．电场力对α粒子先做正功后做负功图1-1 二玻尔的原子模型能级 1．玻尔提出假说的背景——原子的核式结构学说与经典物理学的矛盾：⑴按经典物理学理论，核外电子绕核运动时，要不断地辐射电磁波，电子能量减小，其轨道半径将不断减小，最终落于原子核上，即核式结构将是不稳定的，而事实上是稳定的．⑵电子绕核运动时辐射出的电磁波的频率应等于电子绕核运动的频率，由于电子轨道半径不断减小，发射出的电磁波的频率应是连续变化的，而事实上，原子辐射的电磁波的频率只是某些特定值。为解决原子的核式结构模型与经典电磁理论之间的矛盾，玻尔提出了三点假设，后人称之为玻尔模型． 2．玻尔模型的主要内容： ⑴定态假说：原子只能处于一系列 __________的能量状态中，在这些状态中原子是 _______的，电子虽然绕核运动，但不向外辐射能量．这些状态叫做 ________． ⑵跃迁假说：原子从一种定态跃迁到另一种定态时，它辐射（或吸收）一定频率的光子，光子的能量由这两定态的能量差决定，即________________. ⑶轨道假说：原子的不同能量状态对应于 ______子的不同轨道 .原子的定态是不连续的，因此电子的可能轨道也是不连续的． 3．氢原子的能级公式和轨道公式原子各定态的能量值叫做原子的能级，对于氢原子，其能级公式为 :______________；对应的轨道公式为： r n n 2 r 1。其中n 称为量子数，只能取正.E1=-13.6eV ，r1=0.53×10-10m ．

新人教版九年级上册化学[原子的结构知识点整理及重点题型梳理]

新人教版九年级上册初中化学重难点有效突破知识点梳理及重点题型巩固练习原子的结构【学习目标】 1.了解原子是由质子、中子和电子构成的；知道不同种类原子的区别。 2.初步了解相对原子质量的概念，并能利用相对原子质量进行简单的计算。 3.记住两个等量关系：核电荷数=质子数=核外电子数；相对原子质量≈质子数+中子数。【要点梳理】要点一、原子的构成（《原子的构成》） 1.原子是由下列粒子构成的：原子由原子核和核外电子（带负电荷）构成，原子核由质子（带正电荷）以及中子（不带电）构成，但并不是所有的原子都是由这三种粒子构成的。例如：普通的氢原子核内没有中子。 2.原子中的等量关系：核电荷数=质子数=核外电子数在原子中，原子核所带的正电荷数（核电荷数）就是质子所带的电荷数（中子不带电），每个质子带1个单位正电荷，每个电子带一个单位负电荷，原子整体是呈电中性的粒子。 3.原子内部结构揭秘—散射实验（如下图所示）： 1911年，英国科学家卢瑟福用一束平行高速运动的α粒子（α粒子是带两个单位正电荷的氦原子）轰击金箔时，发现大多数α粒子能穿透金箔，而且不改变原来的运动方向，但是也有一小部分α粒子改变了原来的运动路径，甚至有极少数的α粒子好像碰到了坚硬不可穿透的质点而被弹了回来。实验结论：

（1）原子核体积很小，原子内部有很大空间，所以大多数α粒子能穿透金箔；（2）原子核带正电，α粒子途经原子核附近时，受到斥力而改变了运动方向；（3）金原子核的质量比α粒子大得多，当α粒子碰到体积很小的金原子核被弹了回来。【要点诠释】 1.原子是由居于原子中心带正电的原子核和核外带负电的电子构成，原子核又是由质子和中子构成，质子带正电，中子不带电；原子核所带正电荷（核电荷数）和核外电子所带负电荷相等，但电性相反，所以整个原子不显电性。 2.区分原子的种类，依据的是原子的质子数（核电荷数），因为不同种类的原子，核内的质子数不同。要点二、相对原子质量 1.概念：以一种碳原子质量的1/12为标准，其他原子的质量跟它相比较所得到的比，就是这种原子的相对原子质量（符号为Ar）。根据这个标准，氢的相对原子质量约为1，氧的相对原子质量约为16。 2.计算式：【要点诠释】 1.相对原子质量只是一个比值，单位是“1”（一般不读也不写），不是原子的实际质量。 2.每个质子和每个中子的质量都约等于1个电子质量的1836倍，即电子质量很小，跟质子和中子相比可以忽略不计。原子的质量主要集中在质子和中子（即原子核）上。 3.在相对原子质量计算中，所选用的一种碳原子是碳12，是含6个质子和6个中子的碳原子，它的质量的1/12约等于1.66×10-27 kg。 4.几种原子的质子数、中子数、核外电子数及相对原子质量比较：

2019年高考高三物理波粒二象性、原子结构、原子核单元总结与测知识点分析(含解析)

2019年高考高三物理波粒二象性、原子结构、原子核单元总结与测知识网络

学习重点和难点 1、光电效应现象的基本规律。在光电效应中（1）对光的强度的理解，（2）发生光电效应时光电流的强度为什么跟光电子的最大初动能无关，只与入射光的强度成正比，此处是难点之一； 2、玻尔模型中能级的跃迁及计算。在玻尔原子模型中能级的跃迁问题以及量子化的提出也是难点之一； 3、原子核的衰变问题以及核能的产生与计算是本部分重点。核能的计算与动量和能量的结合既是重点又是难点，要处理好。知识要点知识梳理知识点一——光的本性 1、光电效应（1）产生条件：入射光频率大于被照射金属的极限频率（2）入射光频率决定每个光子的能量决定光子逸出后最大初动能（3）入射光强度决定每秒逸出的光子数决定光电流的大小（4）爱因斯坦光电效应方程 2、光的波粒二象性光既有波动性，又具有粒子性，即光具有波粒二象性，这就是光的本性。（1）大量光子的传播规律体现波动性；个别光子的行为体现为粒子性。（2）频率越低，波长越长的光，波动性越显著；频率越高，波长越短的波，粒子性越显著。（3）可以把光的波动性看作是表明大量光子运动规律的一种概率波。知识点二——原子核式结构 1、α粒子散射 α粒子散射实验结果：α粒子穿过金箔后，绝大多数沿原方向前进，少数发生较大角度

偏转，极少数偏转角大于90°，有的甚至被弹回。 2、核式结构模型原子中心有一个很小的核，叫原子核，原子的全部正电荷和几乎全部的质量都集中在原子核，带负电的电子在核外空间绕核旋转。原子半径大约为10-10m，核半径大约为10-15～10-14 m。知识点三——氢原子跃迁对氢原子跃迁的理解： 1、原子跃迁的条件原子从低能级向高能级或从高能级向低能级跃迁时吸收或放出恰好等于发生跃迁时的两能级间的能级差的光子；当光子的能量大于或等于13.6eV时，也可以被氢原子吸收，使氢原子电离；当氢原子吸收的光子能量大于13.6eV时，氢原子电离后，电子具有一定的动能；原子还可吸收实物粒子的能量而被激发，由于实物粒子的动能可全部或部分地被氢原子吸收，所以只要实物粒子的能量大于或等于两能级的差值，均可使原子发生能级跃迁。 2、氢原子跃迁时发出不同频率光子的可能数一群氢原子从第n能级向低能级跃迁时最多发出的光子数为种。知识点四——原子核反应 1、天然放射现象元素自发地放出射线的现象叫做天然放射现象。（1）法国科学家贝克勒尔首先发现天然放射现象，揭示了人类研究原子核结构的序幕。（2）原子序数大于或等于83的所有天然存在的元素都有放射性，原子序数小于83的天然存在的元素有些也具有放射性。 2、原子核人工转变用高能粒子轰击靶核，产生另一种新核的反应过程，即，其中为靶核的符号，x为入射粒子，是新核，y是放射出粒子的符号。发现质子的方程：（卢瑟福）发现中子的方程：（查德威克）发现正电子的方程：（约里奥·居里夫妇）原子核的组成：质子和中子，统称为核子。核反应方程遵循两个守恒关系，即核电荷数守恒和质量数守恒。质子数=原子序数=核电荷数质量数=质子数+中子数

原子结构知识点总结

选修3-5知识点第十八章原子结构电子的发现一、阴极射线 1876 年，德国物理学家戈德斯坦认为管壁上的荧光是由于玻璃受到的阴极发出的某种射线的撞击而引起的，并把这种未知射线称之为阴极射线。二、电子的发现 1、汤姆逊发现电子，认为阴极射线的粒子是电子且带负电，电子是原子的做成部分，是比原子更基本的物质单元。 2、密立根“油滴实验”测出电子电荷量： 3、密立根“油滴实验”发现是电荷是量子化的，即任何带电体倍。 4、电子的质量为: 5、质子质量与电子质量的比值为: 原子的核式结构模型 1、汤姆孙的西瓜模型：原子是一个球体，正电荷均匀分布在整个球体内，电子镶嵌其中。一、卢瑟福的α粒子散射实验——利用碰撞中动量守恒原理

1、α粒子是从放射性物质(如铀和镭)中发射出来的快速运动的粒子，带有两个单位的正电荷，质量为氢原子质量的4 倍.电子质量的7300倍。 2、核式结构模型 ①在原子的中心有一个很小的核，叫做原子核。 ②原子的全部正电荷和几乎全部质量都集中在原子核里。 ③带负电的电子在核外空间绕着核旋转。二、原子核的电荷与尺度 1、原子核的电荷等于核外电子数 2、原子核的半径10-15m，原子的半径10-10m，原子内十分空旷。氢原子光谱一、光谱 1、光谱是用光栅或棱镜可以把各种颜色的光按波长展开，获得波长（频率）和强度分布的记录。有时只是波长成分的记录。 2、有些光谱是一条条的亮线，我们把它们叫做谱线。 3、光谱可分为两类：线状谱和连续谱。 ①线状谱：由一条条分立的谱线（亮线）组成。 ②连续谱：由谱线（亮线）粘在一起的光带。

4、特征谱线（亮线）：各种原子的发射光谱都是线状谱，原子只发出几种特定频率的光。不同原子的亮线位置不同，不同原子的发光频率（颜色）是不一样的。 5、每种原了都有自己的特征谱线，我们就可以利用它来鉴别物质和确定物质的组成成分。这种方法称为光谱分析。二、氢原子光谱的实验规律 1、光是由原子内部电子的运动产生的。 2、氢原子是最简单的原子，其光谱也最简单。 3、——巴耳末公式 n的两层含义： ①每一个n值分别对应一条谱线。

高中化学选修3 物质结构与性质全册知识点总结

高中化学选修3知识点总结主要知识要点： 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质（一）原子结构 1、能层和能级（1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。

2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E （5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np （4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；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。（5）基态和激发态 ①基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。 ②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。 ③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 3、电子云与原子轨道（1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。

原子结构和律规律总结

物质结构元素周期律基础知识（一）一、原子结构与同位素基础知识 1、原子的构成： 2、原子的表示方法： ①原子可表示为A Z X，代表的意义是表示一个质量数为A、质子数为Z的原子。 ②a b X c d的含义：a代表质量数，b代表质子数，c代表原子个数，d代表所带电荷数。 3、原子中各粒子存在的数据关系： ①质量关系：质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)。 ②电子关系：对于原子（或分子）：核外电子数＝质子数＝原子序数＝核电荷数；对于阳离子：核外电子数＝质子数—所带电荷数；对于阴离子：核外电子数＝质子数—所带电荷数。 4．核外电子排布规律： ①最外层最多只能容纳8个电子（氦原子是 2 个）； ②次外层最多只能容纳18 个电子； ③倒数第三层最多只能容纳32 个电子； ④每个电子层最多只能容纳2n2 个电子。另外，电子总是尽先排布在能量最低的电子层里； 5、元素、核素与同位素：（1）概念： ①元素：具有相同的质子数的同一类原子的总称。 ②核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 ③同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素互称为同位素。（2）元素的种类是由质子数决定的，原子（核素）的种类是由质子数和中子数决定的。

6、一些元素在周期表中的特殊位置（1）同主族的两元素，原子序数为2倍关系的是S和O (2)最高正价与最低负价代数和为0的元素：ⅣA （3）最高正价与最低负价代数和为4的元素：ⅥA 二、重点题型 1、下列各组物质中，互为同位素的是（） A、O2、和O3 B、H2、D2和T2 C、H2O、D2O和T2O D、4020Ca 和4220Ca 2、两种微粒的质子数和电子数均分别相等，它们可能是（） A、一种阳离子和一种阴离子 B、一种原子和一种离子 C、一种分子和一种离子 D、一种原子和一种分子 3、有以下一些微粒：①②③④⑤⑥O2⑦O3 其中互为同位素的是和，互为同素异形体的是和，质量数相等但不能互为同位素的是和，中子数相等，但质子数不等的是和。 4、已知A2－、B－、C＋、D2＋、E3＋五种简单离子的核外电子数相等，与它们对应的原子的核电荷数由大到小的顺序是，原子半径由大到小的顺序是，离子半径原子半径由大到小的顺序是。 5、0.6摩尔RO42-共有30摩尔电子，则R在周期表中位置是。 6、已知质量为数为A的某阳离子R n+核外有X个电子，则核内中子数为 7、 b X n?和 a Y m+两离子的电子层结构相同，则a等于 8、填写适当的符号：（1）A是原子，核内有12个中子，核外M电子层上有2个电子，A是（2）B是原子，没有中子，B是 9、有几种元素的微粒的电子层结构与氩的结构相同,其中: (1)某电中性微粒一般不和其它元素的原子反应,这种微粒的符号是_____. （2）该微粒的盐溶液能使溴水褪色，并出现浑浊，这种微粒的符号是___ （3）该微粒的氧化性很弱，得到1个电子后变为原子，原子的还原性很强，这种微粒的符号是___ （4）该微粒的还原性很弱，失去1个电子后变为原子，原子的氧化性很强，这种微粒的符号是___ 10、已知单核离子R n-的核内中子数为（A-x+n）,其中A为原子的质量数，则m g R n-中的电子总数为

课题2 原子的结构知识点

课题2 原子的结构知识点 Point1.原子的构成（1）原子的构成原子（2）构成原子的粒子间的关系原子序数= = = 整个原子不显电性的原因不同原子不同，即决定元素的种类。所有元素中没有中子数，即中子数为零。 Point2.核外电子排布 1.电子层：核外电子的运动有自己的特点，在含有多个电子的原子里，有的电子能量较低，通常在离核较近的区域运动；有的电子能量较高，通常在离核较远的区域运动，为了形象说明，通常用电子层来表示 2.核外电子的分层排布 (1) 核外电子在不同的电子层内运动的现象叫做核外电子的分层排布 (2) 电子层数 K L M N O P Q 一二三四五六七 (3) 原子结构示意图：第一层最多容纳2个电子，第二层最多容纳8个电子，最外层不超过 8个电子画出下列原子的原子结构示意图 Li Be Na Mg Al H B C N O F Si P S Cl He Ne Ar 3.离子（1）定义：，带正电的原子叫做，如Na +，2Mg +，3Al +；叫做阴离子；如2S -，Cl - ，24SO -等。

（2）离子化合物：由阴离子和阳离子直接构成的化合物叫做离子化合物，如氯化钠（NaCl）（3）离子符号的书写及意义 2 2Mg+表示： Cl-表示: Point3 相对原子质量 1.原子的质量很小。国际上规定：以一种碳原子质量的为标准，其它原子的质量跟它相比所得的值就是该种原子的相对原子质量。表达式为，相对原子质量≈+ 。相对原子质量是一个比值，单位为，一般省略不写。 2.某原子实际质量为a kg，作为标准的碳原子的质量为b kg，则该原子的相对原子质量为。

原子结构知识点

第十八章:原子结构一、研究进程汤姆孙(糟糕模型)→卢瑟福由α粒子散射实验(核式结构模型)→ 波尔量子化模型 →现代原子模型(电子云模型) 二、α 粒子散射实验 a 、实验装置得组成:放射源、金箔、荧光屏 b 、实验得结果: 绝大多数α 粒子基本上仍沿原来得方向前进, 少数 α 粒子(约占八千分之一)发生了大角度偏转, 甚至超过了90o 。 C 、卢瑟福核式结构模型内容: ①在原子得中心有一个很小得原子核, ②原子得全部正电荷与几乎全部质量集中在原子核里, ③带负电得电子在核外空间里旋转。原子直径得数量级为m 1010-,而原子核直径得数量级约为m 1015-。 c 、卢瑟福对实验结果得解释电子对α粒子得作用忽略不计。因为原子核很小,大部分α粒子穿过原子时离原子核很远,受到较小得库仑斥力,运动几乎不改变方向。极少数α粒子穿过原子时离原子核很近,因此受到很强得库仑斥力,发生大角度散射。 d 、核式结构得不足认为原子寿命得极短;认为原子发射得光谱应该就是连续得。三、氢原子光谱 1、公式:)11(1 22n m R -=λ m=1、2、3……,对于每个m,n=m+1,m+2,m+3…… m=2时,对应巴尔末系,其中有四条可见光,一条红色光、一条就是蓝靛光、另外两条就是紫光。 2、线状光谱:原子光谱(明线光谱)就是线状光谱,比如霓虹灯发光。 3、吸收光谱(主要研究太阳光谱):吸收光谱就是连续光谱背景上出现不连续得暗线。吸收谱既不就是线状谱又不就是带状光谱(连续光谱)

4、实验表明:每种原子都有自己得特征谱线。(明线光谱中得亮线与吸收光谱中得暗线相对应,只就是通常在吸收光谱中得暗线比明线光谱中得两线要少一些) 5、光谱分析原理:根据光谱来鉴别物质与确定它得化学组成。 6、连续光谱(带状光谱):炽热得固体、液体或高压气体得光谱就是连续光谱。三、波尔模型 1、电子轨道量子化r=n 2r 1 , r 1=0、053nm ——针对原子得核式结构模型提出。电子绕核旋转可能得轨道就是分立得。 2、原子能量状态量子化(定态)假设——针对原子稳定性提出。电子在不同得轨道对应原子具有不同得能量。原子只能处于一系列不连续得能量状态中,这些状态中原子就是稳定得,电子虽然绕核旋转,但不向外辐射能量,这些状态叫定态。取氢原子电离时原子能量为0,用定积分求得E 1= -13、6ev 、 21n E E n =,E 1 = —13、6ev 3、原子跃迁假设(针对原子得线状谱提出) 电子从能量较高得定态轨道跃迁到能量较低得定态轨道时,会放出光子。电子吸收光子时会从能量较低得定态轨道跃迁到能量较高得轨道。末初E -E hv =。注:电子只吸收或发射特定频率得光子完成原子内得跃迁。如果要使电子电离,光子得能量与氢原子能量之与大于等于零即可。 4、局限性保留了经典粒子得观念,把电子得运动仍然瞧成经典力学描述下轨道运动,没有彻底摆脱经典理论得框架。→无法解释较为复杂原子得光谱。 5、现代原子模型: 电子绕核运动形成一个带负电荷得云团,对于具有波粒二象性得微观粒子,在一个确定时刻其空间坐标与动量不能同时测准,这就是德国物理学家海森堡在1927年提出得著名得测不准原理。习题 1、对α粒子散射实验装置得描述,您认为正确得有:( ) A.实验器材有放射源、金箔、荧光屏、显微镜

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