原子的结构
责编：熊亚军
【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（高清课堂《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：
原子种类质子数中子数核外电子数相对原子质量
氢 1 0 1 1
碳 6 6 6 12
氧8 8 8 16
钠11 12 11 23
氯17 18 17 35.5
铁26 30 26 56
通过分析上表，得到以下结论：
（1）质子数=核外电子数；
（2）相对原子质量≈质子数+中子数；
（3）原子核内质子数不一定等于中子数；
（4）原子核内质子数不同，原子的种类不同；
化学原子结构知识点 化学原子结构是化学的基础知识之一。它按照电子结构原理，揭示了元素周期表中各元素化学性质的规律，弥补了经典化学理论的不足，是现代化学的核心概念之一。本文将介绍化学原子结构的知识点及其相关应用。 一、原子的组成 原子是组成物质的基本单位。它由质子、中子和电子三种粒子组成。质子和中子组成了原子核，电子则绕着原子核旋转。质子带正电荷，中子带中性，而电子带负电荷。原子的质量数由质子和中子的数目决定，原子序数由质子的数目决定。同位素是指，质量数相同但原子序数不同的元素。 二、电子结构 原子的电子结构是指原子中电子的排布情况，通常用原子轨道模型来描述。原子轨道最初是由波尔提出的，后由德布罗意波长假设和哈密顿力学理论证实。按照波尔定理，电子围绕原子核作匀速运动，所需的轨道半径与电子与核之间的相互作用能成正比。 从轨道能量角度来看，原子轨道可以分为不同的壳层、子层和轨道。原子的壳层数目由原子序数决定，每个壳层可以包含不同数量的子层和轨道，每个子层可以包含不同数量的轨道。根据原子轨道角动量量子数（l）的不同取值和最大电子数，式子n=1,2,3,4,5,6,7 …表示原子的壳层数。s轨道在每个壳层中仅
有一个；p轨道在第二层及以上的壳层中有三个；d轨道在第三层及以上的壳层中有五个；f轨道则在第四层及以上的壳层中出现。因此，重要的化学元素大多以p、s和d轨道为特征，这些轨道不仅在化学反应中起重要作用，也在材料科学和纳米技术领域中应用广泛。 三、原子能级 原子能级是描述原子内外电子能量的一种综合指标。当电子被激发时，它们可以由低能级向高能级跃迁，或者由高能级向低能级跃迁。在跃迁时，电子会发出光（或其他电磁波），从而形成物质光谱图。物质光谱图是一种将物质分光的技术，是分析化学的重要工具。在化学反应过程中，原子能级的变化特征可以解释反应物转化为产物的机制和能量变化。 四、静电作用与共价键 静电作用是描述同电荷或异电荷之间电力相互作用的物理学概念。在化学中，静电作用可以用来解释分子内和分子间的相互作用。在共价键中，静电作用是分子中原子之间电子共享的重要力量，是促使原子共享电子构成共价键的主要驱动力。共价键是一种相当强的化学键，它是形成分子的基础。两个原子之间固定共享的电子数目被称为化学键的价数。 五、化学键理论 化学键理论是描述原子间或分子间相互作用的一组概念和规律。其中，最重要的理论包括共价键理论、化钙键理论和离子键理论等。共价键理论是描述原子间电子共享过程的理论，是分子和晶体结构的基础。
原子的结构知识点 原子的结构是物质世界的基本组成单位，是构成所有物质的最基本粒子。本文将从原子的组成和结构、原子的三个基本粒子以及原子的核外电子层结构等三个方面进行探讨。 一、原子的组成和结构 原子由原子核和核外电子层组成。原子核位于原子的中心，电子围绕在原子核的外部。原子核是原子的重要组成部分，质量约占整个原子质量的99.9%。而电子的质量很小，约为1/1836个质子的质量。原子核由质子和中子组成，质子带正电，中子不带电。原子的质量数等于质子数和中子数之和，原子的电荷数等于质子数减去电子数。 二、原子的三个基本粒子 原子由三个基本粒子组成，分别是质子、中子和电子。质子是带正电的基本粒子，质子数决定了原子的元素种类。中子是不带电的基本粒子，中子的数量可以影响到原子的同位素。质子和中子都位于原子核中，它们的质量几乎相同，质子的质量约为1.6726219×10^-27千克，中子的质量约为1.67492716×10^-27千克。电子是带负电的基本粒子，电子围绕在原子核外部，电子的质量约为9.10938356×10^-31千克。 三、原子的核外电子层结构
原子的核外电子层结构是由一系列能量不同的电子壳层组成。以氢原子为例，氢原子只有一个质子和一个电子，电子围绕在原子核的外部，形成一个电子壳层。电子壳层分为K壳、L壳、M壳等，每个壳层可以容纳一定数量的电子。K壳最靠近原子核，能量最低，最多容纳2个电子；L壳次于K壳，能量较高，最多容纳8个电子；M壳以此类推。原子的电子层结构决定了元素的化学性质，不同元素的电子层结构各不相同。 总结： 原子的结构是由原子核和核外电子层组成，原子核由质子和中子组成，而电子围绕在原子核的外部。原子的三个基本粒子分别是质子、中子和电子，它们的性质和数量决定了元素的特性。原子的核外电子层结构由一系列能量不同的电子壳层组成，不同元素的电子层结构各不相同。通过对原子的结构和组成的了解，我们可以更好地理解物质的性质和变化。
知识点总结 一.原子结构与性质. 一.认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义. 1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K 、L 、M 、N 、O 、P 、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s 、p 、d 、f 表示不同形状的轨道，s 轨道呈球形、p 轨道呈纺锤形，d 轨道和f 轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7. 2.(构造原理） 了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布. (1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子. (2).原子核外电子排布原理. ①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. ②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子. ③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p 6 、d 10 、f 14 ）、半充满（p 3 、d 5、f 7）、全空时(p 0、d 0、f 0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d 54s 1、29Cu [Ar]3d 104s 1. (3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式. 3.元素电离能和元素电负性 第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正 离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I 1表示，单位为kJ/mol 。 (1).原子核外电子排布的周期性. 随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns 1到ns 2np 6的周期性变化. (2).元素第一电离能的周期性变化. 随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化: ★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小； ★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势. 说明： ①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be 、N 、Mg 、P ②.元素第一电离能的运用： a.用来比较元素的金属性的强弱. I 1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱. B.逐级电离能发生突变是原子核外电子能层排发生了改变，如I(n+1）≥In ，其化合价为n 。 (3).元素电负性的周期性变化. 元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。 随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势. 电负性的运用: a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素). b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键). c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）. D.对角线规则：Li 和Mg ，Be 和Al ，B 和Si 性质相识 二.化学键与物质的性质. 离子键――离子晶体 1.理解离子键的含义，能说明离子键的形成.了解NaCl 型和CsCl 型离 子晶体的结构特征，能用晶格能解释离子化合物的物理性质. (1).化学键：相邻原子之间强烈的相互作用.化学键包括离子键、共价键和金属键. (2).离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键. 离子键强弱的判断:离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高. 离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol 离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量.晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大. 离子晶体:通过离子键作用形成的晶体. NaCl 晶体结构 1.NaCl 晶体中每个Na +周围有6个Cl -，每个Cl -周围有6个Na +，NaCl 晶体中阴阳离子的配位 数是6。 2.晶体中,在每个Na+的周围与它最接近的且距离相等的Na+共有12个；晶体中,在每个Cl- 的周围与它最接近的且距离相等的Cl-有12个 3.一个NaCl 晶胞实际拥有的离子数目：Na +4个，Cl -4个。 4.晶体中Na +和Cl -间最小距离为a cm ， 计算NaCl 晶体的密度:Ρ=4*M(NaCl)/N A ÷a 3 5.在氯化钠晶体中，与每个Na ＋ 等距离且最近的Cl － 所围成的空间几何构型为正八面体 【探究二】CsCl 晶体结构 （1）在CsCl 晶体中每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离 子周围有8个铯离子，阴阳离子的配位 数是8 。 （2） Cs +周围有6个Cs +， Cl -周围有6个Cl -。 （3）一个氯化铯晶胞实际拥有的离子数目：Cs +离子1 个，Cl -1 个。 (4)晶体中Cs +和Cl -间最小距离为a cm ， 计算CsCl 晶体的密度:Ρ=M(Cs Cl)/N A ÷a 3 3、从图中可以看出，Ca 跟F 形成的离子化合物的化学式为 ；该离子化合物晶体的密度为ag·c m -3，则晶胞的体积是 （只要求列出算式）。 【探究三】ZnS 晶体结构 （1）ZnS 构造：ZnS 晶体中___离子先以__型紧密 堆积(填A 1、A 2或A 3)，___离子再填充到空隙中。 （2）在ZnS 晶体中每个Zn 2+周围有__个S 2-，每个S 2-周围有__个Zn 2+，阴阳离子的配位数是__。 （3）一个ZnS 晶胞实际拥有的离子数目：Zn 2+离 子_____个， S 2- ___个。 （4）在ZnS 晶体中每个Zn 2+周围有__个S 2-，每个S 2-周围有__ 意图? 2、将ZnS 晶胞中的Zn 2+和S 2-都换为碳原子，可以得到金刚石晶体的 晶胞，计算金刚石晶胞中含的微粒数为 ，碳碳键的夹角
《原子的结构》必记知识点 知识点一原子的结构 1．原子是由居于原子中心的__原子核__与__核外电子__构成的。原子核是由__质子__和__中子__构成的，每个质子带1个单位的__正__电荷，每个电子带1个单位的__负__电荷，中子__不带电__。 2．原子核内质子所带电荷与核外电子所带电荷__数量相等__，__电性相反__，因此原子__不显电性__。 3．原子中，__核电荷数＝核内质子数＝核外电子数__。 4．__核内质子数__不同，原子的种类不同。 知识点二原子核外电子的排布 1．(1)原子是一个__空心__球体，原子核体积很__小__，原子内部大部分空间被__电子__占据。 (2)原子核外电子是__分层__排布的。原子的核外电子最少的只有一层，最多的有七层，最外层电子数不超过__8__个(只有一层的，电子数不超过__2__个)。 (3)原子核外电子的分层排布可以用__原子结构示意图__ 来表示。以钠原子的结构示意图 为例，各部分表示的含义分别为：①圆圈表示__原子核__；②圆圈内“＋”表示__原子核带正电荷__；③数字“11”表示__核电荷数__；④弧线表示__电子层__；⑤弧线上的数字表示__各电子层上的电子数__。(原子结构示意图的五个要素) 知识点三离子 1．带正电的原子或原子团叫做__阳离子__，带负电的原子或原子团叫做__阴离子__。2．离子也是构成物质的一种微粒，由离子构成的物质，其化学性质由离子保持。如保持NaCl 化学性质的最小粒子是__Na＋__和__Cl－__。 3．离子符号： 钠离子__Na＋__；镁离子__Mg2＋__；氯离子__Cl－__；硫离子__S2－__。 4．离子符号中数字的意义： Na＋__每个钠离子带1个单位的正电荷__； Mg2＋__每个镁离子带2个单位的正电荷__； Cl－__每个氯离子带1个单位的负电荷__； 3Fe2＋__3个亚铁离子，每个亚铁离子带2个单位的正电荷__。
原子的结构说课稿 原子的结构说课稿1 1教学目标 1、知识与技能 （1）了解原子是由质子、中子和电子构成的，以及原子中各粒子之间的数量关系。 （2）初步了解相对原子质量的概念，并学会查相对原子质量表。 2、过程与方法 学会从史料、图片、表格中运用观察、分析归纳的方法获取信息，并对收集的信息进行加工处理，提高自主探究的能力。 3、情感态度与价值观 （1）利用探究激发学生学习化学的兴趣，感受探究学习的历程，树立学习的自信心。 （2）对学生进行物质的可分性的辩证唯物主义观点教育，和情感教育。 2学情分析
该节课是继分子和原子之后继续对微观世界的探究和认识。学生对于微观世界的认识处于刚刚起步阶段，而学生的抽象思维也才属于起步阶段，因此学生对于微观的抽象知识理解起来还是有一定难度的。 3重点难点 教学重点：原子的构成以及原子中各粒子之间的数量关系 教学难点：帮助学生建立“原子构成”的模型 4教学过程 4.1第一学时 教学活动 活动1 【导入】 1、引用典籍，导入新课 百家讲坛栏目中于丹的“庄子心得”把我们带进了庄子的世界。这位道学家给我们留下了许多极富哲理的言论，“一尺之棰（木棍），日取其半，万世不竭”就是其中之一。“同学们知道这句话的含义吗？” “如果将木棍一直分下去，你认为可以分到什么程度？”（学生会想到原子。）
“在前面的学习中，我们了解到，原子是化学变化中的最小粒子。那么，原子究竟可不可以再分？这就是今天我们要研究的课题。” 典籍的引用不仅体现了我国文化的博大精深，而且创设了问题情境，利于激发学生的探究欲望。 活动2【讲授】2、大胆猜想，讨论交流 2、大胆猜想，讨论交流 鼓励学生对原子构成大胆猜想，这样就给了学生一个活跃思维的空间，为后面的探究奠定了基础。 实验是验证猜想的方法之一，所以我播放卢瑟福用“α粒子轰击金箔”的视频，以“假如我是卢瑟福，会怎样解释这些现象”为主题，组织学生围绕原子的构成分组展开讨论，再进行交流。 （讨论提纲：①大多数带正电的α粒子能够穿透金箔而不改变方向，说明原子是否为实心球体？②少数带正电的α粒子发生方向上的偏转，极少数带正电的α粒子被反弹，说明原子的构成是否像乒乓球一样，内部完全是空的？） 学生结合已有的物理知识，很容易找到正确答案：原子不是实心球体，其内部有一个质量较大的带正电的粒子。这时我指出这就是原子核，并提出第三个问题： ③根据实验现象，你认为相对来说，原子核外的空间是否很大？
第一章 原子结构与性质知识点归纳 2．位、构、性关系的图解、表解与例析 3．元素的结构和性质的递变规律 同位素（两个特性）
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。 (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。 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
第一章物质结构元素周期表 一、原子结构 质子（Z个） 原子核注意： 中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 1.）原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外 电子数 核外电子（Z个） ★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布： H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。 电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q 3.元素、核素、同位素 元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。 核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说) 二、元素周期表 1.编排原则： 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 ．．．．．．的各元素从左到右排成一横行 ．．。（周期序数＝原子的电子层数） ③把最外层电子数相同 ．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行 ．．。 主族序数＝原子最外层电子数 2.结构特点： 核外电子层数元素种类 第一周期 1 2种元素 短周期第二周期 2 8种元素 周期第三周期 3 8种元素 元（7个横行）第四周期 4 18种元素 素（7个周期）第五周期 5 18种元素 周长周期第六周期 6 32种元素 期第七周期 7 未填满（已有26种元素） 表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族 族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族 （18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间 （16个族）零族：稀有气体 三、化学键 化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。
原子结构 原子的构成： 原子结构示意图 ?概念: 原子结构示意图（如图）是表示原子核电荷数和电子层排布的图示形式。小圈和圈内的数字表示原子核和核内质子数，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层的电子数。 ?原子结构示意图及各部分的含义： 前20号元素的原子结构示意图： ? 原子核的构成：
原子核相对原子来说，体积很小，但质量却很大，原子的质量主要集中在原子核上，电子的质量约为质子质量的。 质子的质量为：1.6726×10-27kg 中子的质量为：1.6749×10-27kg ?构成原子的粒子间的关系: ?对原子构成的正确理解: （1）原子核位于原子中心，绝大多数由质子和中构成(有一种氢原子的原子核内只含有1个质子，无中子)，体积极小，密度极大，几乎集中了原子的全部质量，核外电子质量很小，可以忽略不计。 （2）每个原子只有一个原子核，核电荷数(核内质子数)的多少，决定了原了的种类。 （3）在原子中：核电荷数二质子数二核外电子数。 （4）原子核内的质子数不一定等干中子数，如钠原子中，质子数为11，中子数为12。 （5）并不是所有的原子中都有中子，如有一种氢原子中就没有中子。 （6）在原子中，由于质子(原子核)与电子所带电荷数相等，且电性相反，因而原
子中虽然存在带电的粒子，但原子在整体上不显电性。 核外电子的排布: ①电子层核外电子运动有自己的特点，在含有多个电子的原子里，有的电子通常在离核较近的区域运动，有的电子通常在离核较远的区域运动，科学家形象地将这些区域称为电子层。 ②核外电子的分层排布通常用电子层来形象地表示运动着的电子离核远近的不同：离核越近，电子能量越低；离核越远，电子能量越高。电子层数、离核远近、能量高低的关系如下所示： 电子层数1 2 3 4 5 6 7 离核远近近→远 能量高低低→高 ③核外电子排布的规律了解一些核外电子排布的简单规律对理解原子核外电子排布的情况有很重要的作川，核外电子排布的简单规律主要有： a.每层上的电子数最多不超过2n2(n为电子层数)，如第一电子层上的电子数可能为1，也可能为2，但最多为2。 b.核外电子排布时先排第一层，排满第一层后，再排第二层，依次类推。 c.最外层上的电子数不超过8;当只有一个电子层时，最外层上的电子数不超过2。
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） 处于能量最低 （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 原子 释放青缰 吸收青缰 （发射光诺）（吸收光谱） 处于较高能量 《电子跃迁到较高能 全激发态原子
原子结构知识点(总8页) --本页仅作为文档封面，使用时请直接删除即可-- --内页可以根据需求调整合适字体及大小--
随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 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性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。 判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如： Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如： Li
原子的结构知识点九年级 原子是构成物质的基本单位，它的结构对物质的性质和行为有 着重要的影响。以下是九年级学生需要了解的关于原子结构的知 识点： 1. 原子的组成 原子由电子、质子和中子组成。电子带负电荷，质子带正电荷，中子是电荷中性的。 2. 原子核 原子核位于原子的中心，由质子和中子组成。它呈正电荷，质 子数量决定了原子的元素。 3. 电子壳层 电子围绕原子核以不同的能级分布，称为电子壳层。第一层能 容纳最多2个电子，第二层能容纳最多8个电子，第三层能容纳 最多18个电子。 4. 元素的原子序数
元素的原子序数等于其原子核中质子的数量。原子序数决定了元素的特性和在元素周期表中的位置。 5. 同位素 拥有相同原子序数但质量不同的同种元素称为同位素。同位素的存在使得元素具有不同的质量数。 6. 原子的质量数 原子的质量数等于其质子和中子的总数。质量数决定了原子的相对质量。 7. 原子的电子排布 根据能级填充规则，电子会按照一定顺序填充到电子壳层中。其中最外层的电子称为价电子，它们决定了原子的化学性质。 8. 原子的离子 当原子失去或获得电子时会变成带电离子。失去电子的原子形成正离子，获得电子的原子形成负离子。
9. 原子的键合 原子之间通过共价键或离子键形成化学键。共价键是通过共享电子形成的，离子键是由正负离子间的电荷吸引力形成的。 10. 原子的核反应 核反应是指原子核的变化，包括核裂变和核聚变。核裂变是原子核分裂成较小的核片段，核聚变是原子核合并形成较大的核。 这些是九年级学生需要了解的关于原子结构的基本知识点。通过深入学习和理解这些知识，学生将能够更好地理解物质的组成以及不同元素之间的化学反应。
原子的结构 责编：熊亚军 【学习目标】 1.了解原子是由质子、中子和电子构成的；了解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〔高清课堂《原子的构成》〕 1.原子是由以下粒子构成的： 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，但并不是全部的原子都是由这三种粒子构成的。例如：一般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〔如以下列图所示〕： 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，觉察大多数α粒子能穿透金箔，而且不改变原来的运动方向，但是也有一小局部α粒子改变了原来的运动路径，甚至有极少数的α粒子好似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〕。依据这个标准，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： 原子种类质子数中子数核外电子数相对原子质量 氢 1 0 1 1 碳 6 6 6 12 氧8 8 8 16 钠11 12 11 23 氯17 18 17 35.5 铁26 30 26 56 通过分析上表，得到以下结论： 〔1〕质子数=核外电子数； 〔2〕相对原子质量≈质子数+中子数； 〔3〕原子核内质子数不肯定等于中子数； 〔4〕原子核内质子数不同，原子的种类不同；
物理原子结构知识总结 物理原子结构是高中物理选修模块里的一个知识点，为了方便同学们复习，接下来店铺为你整理了物理原子结构知识总结，一起来看看吧。 物理原子结构知识：原子核结构模型 1、电子的发现和汤姆生的原子模型： ⑴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。 ⑵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。 2、粒子散射实验和原子核结构模型 ⑴粒子散射实验：1909年，卢瑟福及助手盖革和马斯顿完成的。 ⑵原子的核式结构模型： 由于粒子的质量是电子质量的七千多倍，所以电子不会使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，穿过金箔的粒了所受正电荷的作用力在各方向平衡，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。 原子核半径约为10-15m，原子轨道半径约为10-10m。 ⑶光谱
①观察光谱的仪器，分光镜 ②光谱的分类，产生和特征 发射光谱连续光谱产生特征 由炽热的固体、液体和高压气体发光产生的由连续分布的，一切波长的光组成 明线光谱由稀薄气体发光产生的由不连续的一些亮线组成 吸收光谱高温物体发出的白光，通过物质后某些波长的光被吸收而产生的在连续光谱的背景上，由一些不连续的暗线组成的光谱 ③ 光谱分析： 一种元素，在高温下发出一些特点波长的光，在低温下，也吸收这些波长的光，所以把明线光波中的亮线和吸收光谱中的暗线都称为该种元素的特征谱线，用来进行光谱分析。 物理原子结构知识：氢原子光谱 物理原子结构知识：原子的能级 玻尔的原子模型： 1.原子核式结构模型与经典电磁理论的矛盾(两方面) a.电子绕核作圆周运动是加速运动，按照经典理论，加速运动的电荷，要不断地向周围发射电磁波，电子的能量就要不断减少，最后电子要落到原子核上，这与原子通常是稳定的事实相矛盾。 b.电子绕核旋转时辐射电磁波的频率应等于电子绕核旋转的频率，随着旋转轨道的连续变小，电子辐射的电磁波的频率也应是连续变化，因此按照这种推理原子光谱应是连续光谱，这种原子光谱是线状光谱事实相矛盾。 2.玻尔理论 上述两个矛盾说明，经典电磁理论已不适用原子系统，玻尔从光谱学成就得到启发，利用普朗克的能量量了化的概念，提了三个假设： ①定态假设：原子只能处于一系列不连续的能量状态中，在这些状态中原子是稳定的，电子虽然做加速运动，但并不向外在辐射能量，这些状态叫定态。 ②跃迁假设：原子从一个定态(设能量为Em)跃迁到另一定态(设能
原子结构与元素的性质 知识衔接◆ 1．元素的化学性质是由元素原子的最外层电子数决定的。 2． 1 碱金属元素 碱金属元素是第ⅠA族除H之外的非常活泼的金属元素，在自然界中都以化合态存在，包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr），钫有放射性，中学阶段一般不讨论。 知识衔接◆ 钠元素的原子结构和性质 钠原子最外层只有1个电子，易失去；钠是活泼金属，具有强还原性，易与O2、H2O等多种物质发生反应。 （1）碱金属元素的原子结构
由表中信息分析可知： （2）碱金属单质的主要物理性质 （3）教材P94·探究碱金属化学性质的比较①碱金属与氧气的反应
K＋O2KO2（超氧化钾）2Na＋O2Na2O2 钾的焰色 钠的焰色 总结◆相同条件下，碱金属从Li到Cs，与O2反应越来越剧烈，产物越来越复杂，说明金属越来越活泼。 名师提醒 （1）做碱金属化学性质的比较实验时，碱金属一般取绿豆大小为宜。若用量过多，实验时易发生危险。在使用前，要用滤纸吸干钾、钠等金属表面的煤油。未用完的钾、钠要放回原试剂瓶。 （2）碱金属在空气中加热与O2反应，Li与O2反应主要生成Li2O，Na与O2反应生成Na2O2，K与O2反应生成KO2，Rb和Cs遇空气立即燃烧，生成更复杂的产物。改变反应条件，K 也能与O2反应生成K2O、K2O2。 ②碱金属与水的反应 总结◆相同条件下，碱金属从Li到Cs，与水反应越来越剧烈，说明金属越来越活泼，反应
方程式可用通式表示：2R＋2H2O===2ROH＋H2↑。 名师提醒 （1）碱金属单质与H2O反应生成强碱和H2，Li反应剧烈（但比Na弱），Rb和Cs遇H2O 立即燃烧、甚至会爆炸。 着火时，不能用水灭火，必须用干燥的沙土扑灭 （2）由于Li、Na、K能与O2和H2O反应，故实验室中Na、K保存在煤油中，Li（密度比煤油的小）常保存在液体石蜡中。 （3）碱金属与盐溶液反应时，可以看作是碱金属先与H2O反应生成碱和H2，而非直接与盐发生置换反应。 （4）碱金属中还原性最强的是Cs，还原性最弱的是Li。 （4）碱金属元素的原子结构与性质的关系 想一想 Ca与Mg是同一主族元素，谁的金属性更强？如何设计实验加以证明？ 答案◆根据碱金属元素性质的递变规律可以推知Ca的金属性更强。可以通过比较Ca和Mg 分别与水反应的剧烈程度进行证明。 名师提醒
一、认识原子核 1、原子（为中性）的构成 电性角度电荷数关系原子带=质子带=电子带 阳离子（原子失去电子达到稳定时）核电荷数>核外电子数 阴离子（原子得到电子达到稳定时）核电荷数<核外电子数 质量角度原子的质量主要在质子和中子 ●数值角度质量数(A)=质子数（Z）+中子数（N）(近似整数值上相加等式成立) ❍原子表达式字母分别代表 以（氧气）和（水中O带-2价）（O离子带两个负电荷）为例知 A（质量数）d（化合价）n（原子个数） Z (质子数) c（带电量） 2、 元素定义：具有相同荷电荷数（即核内质子数的）一类原子的总称 核素定义：具有一定质子数和中子数的一种原子为一种核素 ●同位素定义：同一元素的不同核素之间互称为同位素（即质子数相同中子数不同的同一元素的不同原子） 3、实际应用 1）医学于显影、诊断、治疗、消毒等 2）农业上的辐射育种技术，提高农产品的质量和数量 3）的放射性被应用于考古时代 4）和是制造氢弹的材料 二、原子的半径 影响原子半径的因素(三个)： 一是核电荷数(核电荷数越多原子核对核外电子的引力越大（使电子向原核收缩），则原子半径越小；当电子层数相同时，其原子半径随核电荷数的增加而减小； 二是最外层电子数，最外层电子数越多半径越大；
三是电子层数（电子的分层排布与离核远近空间大小以及电子云之间的相互排斥有关），电子层越多原子半径越大。当电子层结构相同时，质子数越大，半径越小 1.电子层数越多原子半径就越大（适用于同主族） 2.核内质子多那么原子核质量就大对电子的束缚能力就强原子半径反而越小 3.电子数越多原子半径越大 比较同一周期的原子半径大小就看核内质子数 比较同一族元素就看电子层数 如果两种元素的周期和族都不同那么主要考虑电子层数与最外层电子数一般没有关系
一、阴极射线电子的发现 1.科学家用真空度很高的真空管做放电实验时，发现真空管阴极发射出的一种射线，叫做阴极射线． 2．阴极射线的特点： (1)在真空中沿直线传播； (2)碰到物体可使物体发出荧光 3．电子的发现 汤姆孙让阴极射线分别通过电场或磁场，根据偏转情况，证明了它的本质是带负电的粒子流并求出了其比荷． 4．密立根通过著名的“油滴实验”精确地测出了电子电荷．电子电荷量一般取e＝1.6×10－19 C，电子质量m e＝9.1×10－31 kg. 二、粒子散射实验和原子核结构模型 ⑴粒子散射实验：1909年，卢瑟福及助手盖革和马斯 顿完成的. ①装置：如右图。 ②现象：a. 绝大多数粒子穿过金箔后，仍沿原来方 向运动，不发生偏转。 b. 有少数粒子发生较大角度的偏转 c.有极少数粒子的偏转角超过了90°，有的几乎达到180°，即被反向弹回。 ⑵原子的核式结构模型： 1911年，卢瑟福通过对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。 原子核半径约为10-15m，原子轨道半径约为10-10 m。 三、光谱和光谱分析 1．光谱的定义：用光栅或棱镜可以把各种颜色的光按波长展开，获得光的波长(频率)和强度分布的记录． 2．特征谱线：各种原子的发射光谱都是线状谱，说明原子只发出几种特定频率的光，不同原子的亮线位置不同，说明不同原子的发光频率不一样，光谱中的亮线称为原子的特征谱线． 3．应用：利用原子的特征谱线，可鉴别物质和确定物质的组成成分，该方法称为光谱分析。4.光谱分析：一种元素，在高温下发出一些特点波长的光，在低温下，也吸收这些波长的光，所以把明线光波中的亮线和吸收光谱中的暗线都称为该种元素的特征谱线，用来进行光谱分析。 (1)优点：灵敏度高，分析物质的最低量达10－10 g. (2)应用：a.发现新元素；b.鉴别物体的物质成分． (3)用于光谱分析的光谱：线状光谱和吸收光谱 5.氢原子光谱的实验规律 （1）氢原子光谱的特点：在氢原子光谱图中的可见光区内，由右向左，相邻谱线间的距离越来越小，表现出明显的规律性． （2）巴耳末公式 ①巴耳末对氢原子光谱的谱线进行研究得到 了下面的公式： 1 λ＝R( 1 22－ 1 n2)(n＝3,4,5，…)， 该公式称为巴耳末公式．式中R叫做里德伯常量，实验值为R＝1.10×107 m－1. ②巴耳末公式说明氢原子光谱的波长只能取分立值，不能取连续值．巴耳末公式以简洁的形式反映了氢原子的线状光谱，即辐射波长的分立特征． 比较 光谱 概念产生条件光谱形式及应用 线状 光谱 光谱是一条条的 亮线． 稀薄气体发光形成的光 谱 一些不连续的明线组成，不同元素 的明线光谱不同(又叫特征光谱)， 可用于光谱分析连续 光谱 光谱是连在一起 的光带． 炽热的固体、液体和高压 气体发光形成的 连续分布，一切波长的光都有 吸收 光谱 光谱中有一条一 条的暗线 炽热的白光通过温度较 白光低的气体后，再色散 形成的 用分光镜观察时，见到连续光谱背 景上出现一些暗线(与特征谱线相 对应)，可用于光谱分析 第十八章《原子结构》知识点汇总