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煌敦市安放阳光实验学校包集中学高中化学必修二原子结构一、知识点精讲（知识再现）1．原子的构成：2．原子中有关量的关系：质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数离子电荷数=质子数—核外电子数质量数（A）=质子数(Z)+中子数(N)质子数(Z)=离子的核外电子数+离子的电荷数（阳离子为正，阴离子为负）3．同位素：4．相对原子质量=元素的一个原子的质量/1个12C原子的质量×1/125．几种特殊粒子的结构特点：⑴离子的电子层排布：主族元素阳离子跟上一周期稀有气体的电子层排布相同；阴离子跟同一周期稀有气体的电子排布相同，如O2-、F-与Ne相同⑵电子粒子（注意主要元素在周期表中的相对位置）①10电子粒子：CH4、N3-、NH2-、NH3、NH4+、O2-、OH-、H2O、H3O+、F -、HF、Ne、Na+、Mg2+、Al3+②18电子粒子：SiH4、P3-、PH3、S2-、HS-、H2S、Cl-、HCl、Ar、K+、Ca2+、(F2、H2O2、C2H6、CH3OH)③核外电子总数及质子总数均相同的阳离子有：Na+、NH4+、H3O+；阴离子有：F-、OH-、NH2-、HS-、Cl-。
6．氢原子光谱：广义上讲光即，可见光的真空波长在之间。
可见光的视觉颜色不同，根本原因是。
氢气在高压分解为原子后得到的光谱特点是，这种光谱是，原子光谱即为；而阳光形成光谱为，这种光谱特点是。
原子光谱的形成有什么特点？答：7．原子结构模型：玻尔的原子模型有哪些基本观点？答：氢光谱为什么是线状光谱？谱线的波长或频率与能级间能量差有什么关系？原子在正常或稳状态时，电子尽可能处于能量最低的轨道，这种状态称为；电子受激发处于能量高于的状态称为。
8．原子轨道与四个量子数：原子中单个电子的空间运动状态可以用来描述，而每个原子轨道由三个只能取整数的量子数共同描述。
⑴主量子数n：决轨道。
取值为；1，2，3，4…n越大。
n值与电子层相对，n=1表示、离核的第一电子层。
《原子结构》第二课时教学设计原子结构理论成功的阐述了原子的稳定性，氢原子光谱的产生和不连续性。
1926年，量子力学推翻了玻尔的氢原子模型，指出一定空间运动状态的电子并不在玻尔假定的线性轨道上运行，而在核外空间各处都可能出现，但出现的概率不同，可以算出它们的概率密度分布。
概率密度：P表示电子在某处出现的概率；V表示该处的体积；求真务实、不断进步的科学精神与社会责任感。
讲授新课第一节原子结构第二课时电子云与原子轨道、泡利原理、洪特规则、能力最低原理一、电子云【问题】图1-7 中的小点是什么呢？是电子吗？小点是1s电子在原子核外出现的概率密度的形象描述。
小点越密，表明概率密度越大。
由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象的称作“电子云”。
1.电子云概念电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。
电子在原子核外一定空间范围内出现的概率统计起来，好似在原子核外笼罩着一团带负电的云雾，形象称为“电子云”。
2.电子云轮廓图电子云图很难绘制，使用不便，我们常使用电子云轮廓图。
为了表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。
把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来，即电子云轮廓图。
【过渡】所有原子的任意能层的s电子的电子云轮廓图都思考认识核外电子的运动特点。
知道电子的运动状态（空间分布及能量）。
是一个球形，只是球的半径不同。
同一原子的能层越高，s 电子云半径越大，是由于电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。
就像宇宙飞船必须提供能量推动才能克服地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克服原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更弥散。
二、原子轨道1.定义：电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。
2.形状：（1）s电子的原子轨道呈球形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。
第四章 物质结构 元素周期律第一节 原子结构与化学周期表一、原子结构 1、原子的构成原子由原子核和核外电子组成(原子核包括质子和中子)，质子带 正电 ，电子带 负电 ，中子中立 不带电 。
2、质量数(1)概念：将核内所有 质子 和 中子 的相对质量取近似整数值相加，所得的数值。
(2)构成原子的粒子间的两个关系①质量数(A )＝ 质子数(Z ) ＋ 中子数(N ) ②质子数＝ 核电荷数 ＝核外电子数 3、原子的表示方法如作为相对原子质量标准的12 6C 表示质子数为 6 ，质量数为 12 的碳原子。
4、粒子符号(A Z X ±bn ±m )中各数字的含义5、原子核外电子排布的表示方法 (1)原子结构示意图用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示 原子核 及 核内质子数 ，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数。
以钠原子为例：(2)离子结构示意图①金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与上一周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构(电子层数相同，每层上所排的电子数也相同)。
如 Mg ：→ Mg 2＋：。
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。
如 F ：→F－：。
Na＋与稀有气体Ne的核外电子排布相同；Cl－与稀有气体Ar的核外电子排布相同。
二、元素在周期表1、周期的分类与包含元素216个族分为7 个主族、7 个副族、1个第Ⅷ 族和1个0 族。
3、元素周期表中的方格中各符号的意义注：元素周期表记忆口诀横行叫周期，现有一至七；三四分长短，四长副族现；竖行称作族，总共十六族；Ⅷ族最特殊，三列是一族；二三分主副，先主后副族；镧锕各十五，均属ⅧB族。
4、元素在周期表中的位置与原子结构的相互推断(1)元素的位置与原子结构的关系(2)短周期元素原子结构与位置的关系①族序数等于周期数的元素有H、Be、Al 。
②族序数是周期数2倍的元素有C、S 。
原子结构(必修)
近代原子结构模型的演变
⑤ 质子数（Z ）＝ 阴离子核外电子数 — 阴离子的电荷数
一、原子结构模型的演变
公元前5世纪，古希腊哲学家德谟克利特提出古代原子学说，认为万物都是由间断的、 不可分的原子构成的。
模型 道尔顿（英） 汤姆生（英） 卢瑟福（英） 玻尔（丹麦） 海森伯 年代 1803年 1904年 1911年 1913年
1926年 依据 元素化合时
的质量比例关系 发现电子 ɑ粒子散射 氢原子光谱
近代科学实验
主要内容
原子是不可
再分的实心小球
葡萄干布丁式 核式模型 行星轨道式原子模型
量子力学原子结构模型
模型
（微观粒子具有波粒二象性）
存在问题 不能解释电子的存在 不能解释ɑ粒
子散射时的现
象
不能解释氢
原子光谱
二、原子的构成
1.
得 电
失 子
阳离子 X n+
（核外电子数＝ ） 离子
阴离子 X n- （核外电子数＝ ）
2. 原子、离子中粒子间的数量关系：
① 质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数 ② 质量数（A ）＝质子数（Z ）＋ 中子数（N ）
③ 离子电荷＝质子数—核外电子数
④ 质子数（Z ）＝ 阳离子核外电子数 ＋ 阳离子的电荷数 ⑥ 质量数≈相对原子质量 原子核
原子A
Z X
中子（A-Z 个，电中性，决定原子种类→同位素） 质子（Z 个，带正电，决定元素的种类） 核外电子（Z 个，带负点，核外电子排布决定元素的化学性质）
①核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的
电子层(能量最低原理)；
②每个电子层最多容纳2n2个电子（n为电子层数）；
③最外层电子数目不能超过8个（K层为最外层时不能超过2个）；
④次外层电子数目不能超过18个（K层为次外层时不能超过2个）；
⑤倒数第三层电子数目不能超过32个（K层为倒数第三层时不能超过2个）。
（2）阳离子：核电荷数＝核外电子数＋电荷数（如图乙所示）
（3）阴离子：核电荷数＝核外电子数—电荷数（如图丙所示）
M电子层
微粒符号（原子或离子）
L电子层原子核 K电子层核电荷数
(1)原子核中无中子的原子1
1H
3.核外电子排布的一般规律
（1）
电子层数（n） 1 2 3 4 5 6 7
符号K L M N O P Q
电子层能量的关系从低到高
电子层离核远近的关系由近到远
（2）在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：
4.原子、离子的结构示意
（1）原子中：核电荷数＝核外电子数（如图甲所示）
5.常见等电子粒子
（1）2电子粒子：H—、Li＋、Be2＋；H2、He
（2）10电子粒子：分子Ne、HF、H20、NH3、CH4 ；阳离子Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H30+；
阴离子N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。
（3）18电子粒子：分子Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4；
阳离子K、Ca ；阴离子P3—、S2—、Cl—、HS—、O22—。
（4）14电子粒子：Si、N2、CO、C2H2；16电子粒子：S、O2、C2H4、HCH0 。
6.1～20号元素原子结构的特点
(2)最外层有1个电子的元素： H、Li、Na、K
(3)最外层有2个电子的元素： He、Be、Mg、Ca
(4)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Al
(5)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C ；
是次外层电子数3倍的元素：O ；
是次外层电子数4倍的元素：Ne
(6)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、A1
(7)电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be
(8)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si
(9)内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P
(10)最外层电子数等于最内层电子数的元素：Be、Mg、Ca
掌握了上述一些结构特点及规律可以迅速推断元素及其原子序数等。
7.原子半径大小的比较规律
①电子层数相同时，随着原子序数递增，原子半径逐渐减少
例：r（Na）＞ r（Mg）＞ r（Al）＞ r（Si）＞ r（P）＞ r（S）＞ r（Cl）
②最外层电子数相＞同时，随着电子层数的递增，原子半径逐渐增大
r（Li）＜ r（Na）＜r（K）＜r（Rb）＜r（Cs）
8.离子半径大小的比较规律
①同种元素的离子半径：阴离子＞原子＞阳离子低价阳离子＞高价阳离子
例： r（Cl—）＞r（Cl） r（Fe）＞r（Fe2＋）＞r（Fe3＋）电子越多半径越大
②电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小
例： r（H—）＞r（Li＋） r（O2—）＞r（F—）＞ r（Na＋）＞ r（Mg2＋）＞ r（Al3＋） r（S2—）＞ r（Cl—）＞ r（K＋）＞ r（Ca2＋）
③带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大
例： r（Li＋）＜r（Na＋）＜ r（K＋）＜ r（Rb＋）＜ r（Cs＋）
r（F—）＜ r（Cl—）＜ r（Br—）＜ r（I—）
④带电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较
例：比较 r（K＋）和 r（Mg2＋）可选 r（Na＋）作为参照：r（K＋）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）
※注：△周期表中若元素的位置关系为 B—C 或 B—C ..则A＞B＞C ；若为A—B,则无法比较
A A C
△同一周期最后一种金属离子半径最小： S2—＞Cl—（＞F—或K＋）＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋
游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。
三、元素、核素、同位素
1. 元素：具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称。
（现行元素周期表中排有112种元素）
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叫核素。
（即每一种原子为一种核素，如12
13
14
C C C 、、各为一种核素）
3. 同位素：具有相同质子数而有不同种子数的同一元素的原子即同一元素的不同核素互称为同位素。
4. 同位素中各核素的特点
① 三同：同种元素（同质子数、同核电荷数、同电子数），相同位置（元素周期表中）， 化学性质几乎相同。
② 三不同：不同种原子（中子数不同、质量数不同），不同的物理性质，不同丰度（原子个数百分比） ③ 两特性：同一元素的各种同位素的化学性质几乎完全相同；在天然存在的某种元素里，不论是。
