原子结构高考化学知识点

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。

高考化学一轮复习讲义—原子结构、核外电子排布规律[复习目标]1、掌握原子结构中微粒数目的关系。

2、了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理。

3、能正确书写1～36号元素原子核外电子排布式、价层电子排布式和轨道表示式。

考点一原子结构、核素、同位素1．原子结构(1)构成微粒及作用(2)微粒间的数量关系①阳离子的核外电子数＝质子数－所带电荷数。

②阴离子的核外电子数＝质子数＋所带电荷数。

(3)微粒符号周围数字代表的信息2．元素、核素、同位素(1)元素、核素、同位素的概念及相互关系(2)同位素的特征①同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大。

②同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变。

(3)氢元素的三种核素11H：名称为氕，不含中子；21H：用字母D表示，名称为氘或重氢；31H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。

(4)几种重要核素的用途核素23592U146C21H31H188O用途核燃料用于考古断代制氢弹示踪原子1．一种元素可以有多种核素，也可能只有一种核素，有多少种核素就有多少种原子()2．所有原子核内一定都有中子()3．质量数就是元素的相对原子质量()4．质子数相同的微粒一定属于同一种元素()5．核外电子数相同的微粒，其质子数一定相同()6．核聚变如21H＋31H―→42He＋10n，因为有新微粒生成，所以该变化是化学变化()7．氢的三种核素形成的单质有6种，它们物理性质有所不同，但化学性质几乎完全相同()答案 1.√ 2.× 3.× 4.× 5.× 6.×7.√一、微粒中“粒子数”的确定1．月球上的每百吨32He聚变所释放出的能量相当于目前人类一年消耗的能量，地球上氦元素主要以42He的形式存在。

已知一个12C原子的质量为a g，一个32He 原子的质量为b g，N A为阿伏加德罗常数。

高考化学原子结构必备知识点升上高中，我们学生会学习更多的化学知识，化学元素、化学方程式和化学反应等，而且这些知识点都是要记牢的。

下面是小编为大家整理的关于高考化学原子结构必备知识点，希望对您有所帮助。

欢迎大家阅读参考学习!高考化学原子结构必备知识点主要知识有：原子的结构、构成原子后离子粒子间的数量关系、元素与同位素、核外电子排布的一般规律、核外电子的运动特征、核外电子的构造原理、有关相对原子质量的计算等知识，知识的特点是抽象。

在学习时要注意理解。

1、原子结构与元素在周期表中的位置关系(元素在周期表中的位置由原子结构决定)原子核外电子层数决定元素所在的周期：周期序数=原子核外电子层数;原子的价电子总数决定元素所在的族，周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化，“价电子”即与元素化合价有关的电子，元素周期表的每个纵列的价电子层上电子总数相同，对于主族元素，价电子指的就是最外层电子，所以主族元素其族序数=价电子数=最外层电子数。

而副族元素的族序数不等于其最外层电子数，其族序数跟核外电子的排布有关。

2、原子半径：原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。

电子层数越多，电子间的排斥将使原子半径增大;而当电子层数相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小。

①电子能层数：电子能层数越多，原子半径越大;②核电荷数：核电荷数越大，原子半径越小。

3、在原子里，原子核位于整个原子的中心，电子在核外绕核作高速运动，因为电子在离核不同的区域中运动，我们可以看作电子是在核外分层排布的。

经过大量的科学实验和理论分析，我们得知核外电子的排布遵循以下规律：(1)核外电子是分层排布的，并且电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里及外排布在能量稍高的电子层里。

即排满层再排L 层，排满L层再排M层。

(2)每一电子层里最多容纳电子数为2n2。

课时24原子结构化学键知识点一原子结构【考必备·清单】1．原子的构成(1)构成原子的微粒及作用(2)微粒符号周围数字的含义[名师点拨]①原子中不一定都含有中子，如11H中没有中子。

②电子排布完全相同的原子不一定是同一种原子，如互为同位素的各原子。

(3)微粒之间的数量关系①原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数；②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)；③阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带电荷数；④阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带电荷数。

(4)两种相对原子质量①原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与12C质量的112的比值。

一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。

②元素的相对原子质量：该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。

如A r(Cl)＝A r(35Cl)×a%＋A r(37Cl)×b%。

2．元素、核素、同位素(1)元素、核素、同位素的关系(2)同位素的特征①相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全相同，物理性质不同。

②天然存在的同一元素的各核素所占的原子百分数一般不变。

[名师点拨]①由于同位素的存在，核素的种数远大于元素的种类。

②不同核素可能具有相同的质子数，如21H和31H；也可能具有相同的中子数，如146C和168O；也可能具有相同的质量数，如146C和147N。

(3)常见的重要核素及其应用核素235 92U14 6C21H(D)31H(T)18 8O用途核燃料用于考古断代制氢弹示踪原子【夯基础·小题】1．在当前空气污染日益严重，人们的健康受到来自空气威胁的情况下，“空气罐头”应运而生。

16O和18O是氧元素的两种核素，下列说法正确的是()A．16O2与18O2互为同素异形体B．16O与18O核外电子排布方式不同C．通过化学变化可以实现16O与18O间的相互转化D．16O与18O互为同位素解析：选D同素异形体是指同一元素形成的结构不同的单质，A错误；16O和18O质子数相同，核外电子数相同，所以两者的核外电子排布方式相同，但两种核素的中子数不同，则16O和18O互为同位素，B错误；D正确；16O 和18O都是氧原子，而化学变化中的最小微粒是原子，所以化学变化不能实现16O与18O间的转化，C错误。

高考化学原子结构知识点详解在高考化学中，原子结构是一个非常重要的知识点。

理解原子结构对于深入学习化学的其他领域，如化学键、物质的性质和化学反应等，都有着至关重要的作用。

接下来，让我们详细地了解一下高考化学中原子结构的相关知识。

一、原子的组成原子是由位于原子中心的原子核和核外电子组成的。

原子核带正电荷，由质子和中子构成。

质子带正电荷，中子不带电。

而核外电子则带负电荷，围绕着原子核做高速运动。

质子数决定了原子的种类，也就是说，只要质子数相同，就属于同一种元素。

质子数和中子数之和称为质量数。

质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）。

电子在原子核外的分布是有一定规律的。

电子按照能量的高低分层排布，离原子核越近的电子，其能量越低；离原子核越远的电子，其能量越高。

二、原子核外电子的排布规律1、能量最低原理电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再依次排布在能量较高的电子层里。

2、每层最多容纳的电子数第 n 层最多容纳 2n²个电子。

例如，第一层最多容纳 2 个电子，第二层最多容纳 8 个电子，第三层最多容纳 18 个电子。

3、最外层电子数最外层电子数不超过 8 个（当 K 层为最外层时，电子数不超过 2 个）。

4、次外层电子数次外层电子数不超过 18 个。

这些规律是我们判断原子结构和推测元素性质的重要依据。

三、原子结构与元素周期表的关系元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的。

原子序数等于质子数。

周期表的横行称为周期，同周期元素的原子电子层数相同，从左到右，原子序数递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

周期表的纵列称为族，主族元素的最外层电子数相同，化学性质相似。

四、原子结构与元素性质的关系1、原子半径原子半径的大小主要取决于电子层数和核电荷数。

电子层数越多，原子半径越大；当电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小。

2、金属性和非金属性原子最外层电子数越少，越容易失去电子，金属性越强；原子最外层电子数越多，越容易得到电子，非金属性越强。

高考化学元素周期律单元知识总结物质结构元素周期律单元知识总结【单元知识结构】(一)原子结构1．构成原子的粒子及其关系(1)原子的构成(2)各粒子间关系原子中:原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数阳离子中:质子数＝核外电子数+电荷数阴离子中:质子数＝核外电子数一电荷数原子.离子中:质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)(3)各种粒子决定的属性元素的种类由质子数决定.原子种类由质子数和中子数决定.核素的质量数或核素的相对原子质量由质子数和中子数决定. 元素中是否有同位素由中子数决定.质子数与核外电子数决定是原子还是离子.原子半径由电子层数.最外层电子数和质子数决定.元素的性质主要由原子半径和最外层电子数决定.(4)短周期元素中具有特殊性排布的原子最外层有一个电子的非金属元素:H.最外层电子数等于次外层电子数的元素:Be.Ar.最外层电子数是次外层电子数2.3.4倍的元素:依次是C.O.Ne. 电子总数是最外层电子数2倍的元素:Be.最外层电子数是电子层数2倍的元素:He.C.S.最外层电子数是电子层数3倍的元素:O.次外层电子数是最外层电子数2倍的元素:Li.Si .内层电子总数是最外层电子数2倍的元素:Li.P.电子层数与最外层电子数相等的元素:H.Be.Al.2．原子.离子半径的比较(1)原子的半径大于相应阳离子的半径.(2)原子的半径小于相应阴离子的半径.(3)同种元素不同价态的离子,价态越高,离子半径越小.(4)电子层数相同的原子,原子序数越大,原子半径越小(稀有气体元素除外).(5)最外层电子数相同的同族元素的原子,电子层数越多原子半径越大;其同价态的离子半径也如此.(6)电子层结构相同的阴.阳离子,核电荷数越多,离子半径越小.3．核素.同位素(1)核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子.(2)同位素:同一元素的不同核素之间的互称.(3)区别与联系:不同的核素不一定是同位素;同位素一定是不同的核素.(二)元素周期律和元素周期表1．元素周期律及其应用(1)发生周期性变化的性质原子半径.化合价.金属性和非金属性.气态氢化物的稳定性.最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性.(2)元素周期律的实质元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化,是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果.也就是说,原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化,充分体现了结构决定性质的规律.具体关系如下:2．比较金属性.非金属性强弱的依据(1)金属性强弱的依据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,说明其金属性就越强.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱.碱性越强,说明其金属性也就越强,反之则弱.金属间的置换反应.依据氧化还原反应的规律,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.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.(2)非金属性强弱的依据单质跟氢气化合的难易程度.条件及生成氢化物的稳定性.越易与反应,生成的氢化物也就越稳定,氢化物的还原性也就越弱,说明其非金属性也就越强.最高价氧化物对应水化物酸性的强弱.酸性越强,说明其非金属性越强.非金属单质问的置换反应.非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来,说明甲的非金属性比乙强.如非金属元素的原子对应阴离子的还原性.还原性越强,元素的非金属性就越弱.3．常见元素化合价的一些规律(1)金属元素无负价.金属单质只有还原性.(2)氟.氧一般无正价.(3)若元素有最高正价和最低负价,元素的最高正价数等于最外层电子数;元素的最低负价与最高正价的关系为:最高正价+最低负价＝8.(4)除某些元素外(如N元素),原子序数为奇数的元素,其化合价也常呈奇数价,原子序数为偶数的元素,其化合价也常呈偶数价,即价奇序奇,价偶序偶.若元素原子的最外层电子数为奇数,则元素的正常化合价为一系列连续的奇数,若有偶数则为非正常化合价,其氧化物是不成盐氧化物,如NO;若原子最外层电子数为偶数,则正常化合价为一系列连续的偶数.4．原子结构.元素性质及元素在周期表中位置的关系原子半径越大,最外层电子数越少,失电子越易,还原性越强,金属性越强.原子半径越小,最外层电子数越多,得电子越易,氧化性越强,非金属性越强.在周期表中,左下方元素的金属性大于右上方元素;左下方元素的非金属性小于右上方元素.5．解答元素推断题的一些规律和方法元素的推断多为文字叙述题.考查该知识点的题型主要有选择题.填空题.推断题等,涉及知识面广,常给出如下条件:结构特点,性质特点,定量计算.常需运用相关的基础知识去解决问题.(1)根据原子结构与元素在周期表中的位置关系的规律电子层数＝周期数,主族序数＝最外层电子数原子序数＝质子数,主族序数＝最高正价数负价的绝对值=8-主族序数(2)根据原子序数推断元素在周期表中的位置.记住稀有气体元素的原子序数:2.10.18.36.54.86.用原子序数减去比它小而相近的稀有气体元素的原子序数,即得该元素所在的纵行数.再运用纵行数与族序数的关系确定元素所在的族;这种元素的周期数比相应的稀有气体元素的周期数大1.(3)根据位置上的特殊性确定元素在周期表中的位置.主族序数等于周期数的短周期元素:H.Be.Al.主族序数等于周期数2倍的元素:C.S.最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素:C.Si短周期中最高正价是最低负价绝对值3倍的元素:S.(4)根据元素性质.存在.用途的特殊性.形成化合物种类最多的元素.或单质是自然界中硬度最大的物质的元素.或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素:C.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.地壳中含量最多的元素.或气态氢化物的沸点最高的元素.或气态氢化物在通常情况下呈现液态的元素:O.最活泼的非金属元素:F;最活泼的金属元素:Cs;最轻的单质的元素:H;最轻的金属元素:Li;单质的着火点最低的非金属元素是:P.6．确定元素性质的方法(1)先确定元素在周期表中的位置.(2)一般情况下,主族序数-2＝本主族中非金属元素的种数(IA除外).(3)若主族元素的族序数为m,周期数为n,则:时,为金属,值越小,金属性越强;时,为非金属,值越大,非金属性越强;时是两性元素.(三)化学键和分子结构1．化学键(1)化学键的定义:相邻的两个或多个原子间的强烈的相互作用.(2)化学键的存在:化学键只存在于分子内部或晶体中的相邻原子间以及阴.阳离子间.对由共价键形成的分子来说就是分子内的相邻的两个或多个原子间的相互作用;对由离子形成的物质来说,就是阴.阳离子间的静电作用.这些作用是物质能够存在的根本原因.(3)离子键.共价键的比较离子键共价键概念阴.阳离子结合成化合物的静电作用原子间通过共用电子对所形成的相互作用成键粒子离子原子作用的实质阴.阳离子间的静电作用原子核与共用电子对间的电性作用形成条件活泼金属与活泼非金属化合时形成离子键非金属元素形成单质或化合物时形成共价键(4)键的强弱与成键粒子的关系离子键的强弱与阴.阳离子半径大小以及电荷数的多少有关.离子半径越小,电荷数越多,其离子键的作用就越强.共价键的强弱与成键双方原子核间距有关.原子半径越小,原子间核间距就越小,共价键就越牢固,作用就越强.离子键的强弱影响该离子化合物的熔.沸点.溶解性等;共价键的强弱往往会影响分子的稳定性或一些物质熔.沸点的高低.(5)物质中的化学键的判断规律离子化合物中一定有离子键,可能有共价键.共价化合物.非金属单质中只有共价键.稀有气体元素的单质中无化学键.2．书写电子式注意的几个问题(1)用电子式表示离子化合物的形成过程时要注意的几点:①左边写出形成离子化合物所需原子的电子式,右边写出生成的离子化合物的电子式,中间用〝→〞连接.②用电子式表示离子化合物的结构时,简单的阳离子一般用离子符号表示,而阴离子和复杂的阳离子则不同,在元素符号周围一般用小黑点(或_)表示最外层电子数,外面再加［］,并在［］右上方标出所带电荷.③构成离子化合物的每个离子都要单独写,不可合并;书写原子的电子式时,若有几个相同的原子可合并写.(2)用电子式表示共价化合物或非金属单质的形成过程时要注意的几点:①左边写出形成共价化合物所需原子的电子式,右边写出共价化合物的电子式,中间用〝-〞连接(非金属单质也相同).②不同元素的原子形成分子时共用电子对的数目不同,原子的最外层电子数目与达到稳定结构所需电子数目相差几个电子,一般就要共用几对电子.③共价化合物的电子式中,要注意使每个原子周围的电子数均达到稳定的结构的要求.④共价化合物中没有离子,表示电子式时不使用括号,也不标电荷数.【难题巧解点拨】例1 设某元素中原子核内的质子数为m,中子数n,则下列论断正确的是( )A.不能由此确定该元素的相对原子质量B.这种元素的相对原子质量为m+nC.若碳原子质量为Wg,此原子的质量为(m+n)WgD.核内中子的总质量小于质子的总质量解析元素的相对原子质量并不是某种原子的相对原子质量;只有原子的相对原子质量大约等于该原子的质量数;任何原子的质量不可能是碳原子质量与此原子质子数与中子数之和的乘积;在原子中质子数与中子数的相对多少是不一定的关系.答案 A点拨由相对原子质量的引入入手,明确原子的质量数与其相对原子质量的关系,注意同位素的相对原子质量与元素的相对原子质量的区别和联系.例2 推断下列微粒的名称,并用电子式表示其形成过程(1)离子化合物AB,阳离子比阴离子多一个电子层,1mol AB中含12mol电子,则化合物的名称为__________,形成过程为___________.(2)由第三周期元素的半径最大的阳离子和半径最小的阴离子形成的化合物为___________,名称为___________,形成过程为___________.解析(1)AB为离子化合物,则A为金属元素,B为非金属元素,且A.B.的原子序数小于12.A可能为Li.Be.Na,B可能为H.O.F,又因阳离子与阴离子中,半径最大的阳离子为,半径最小的阴离子为.答案(1)氢化钠,(2)NaCl氯化钠,点拨根据离子化合物形成的条件和离子化合物中的电子数去确定可能的金属元素和非金属元素,特别注意氢元素也能形成阴离子.掌握规律,应用结构,综合判断.例3 氢化钠(NaH)是一种白色的由离子构成的晶体,其中钠是+1价,NaH与水反应出氢气.下列叙述正确的是( )A.NaH在水中显酸性B.NaH中氢离子半径比锂离子半径大C.NaH中氢离子的电子层排布与氦原子相同D.NaH中氢离子可被还原成解析因NaH是离子化合物,其中的钠为+1价,因此氢为-1价.溶液应显碱性,NaH 中H元素化合价升离被氧化;与电子层结构与He相同,的核电荷数,所以半径大于半径.答案 B.C点拨思维的关键就是由NaH中分析出氢元素的化合价为-1价后所作出的相应变化,注意与这两种离子在性质和结构上的不同.例4 A.B.C.D为中学化学中常见的四种气体单质,在一定条件下B可以分别和A.C.D化合成甲.乙.丙.C和D化合生成化合物丁.已知甲.乙.丙每个分子含有的电子数相同,并且甲.乙.丙.丁有如下关系:(1)单质B的化学式是_______________,单质D的结构式______________.(2)单质A和化合物乙反应的化学方程式为____________,单质C和化合物丙反应的化学方程式为____________.解析因为A.B.C.D为常见气体单质,有,且电子数均相同,大胆确定甲.乙.丙中均含有氢元素,它们的分子中都有10个电子,且B为.又根据甲.乙.丙.丁的相互转化关系,可推出A为氟气.C为氧气.D为氮气.答案(1),(2),点拨 A.B.C.D为常见的气体单质,A.B.C.D一定为非金属单质,根据甲.乙.丙所含电子数相同,且为非金属元素的化合物,大胆推测甲.乙.丙中均含有氢元素.又根据反应进行逻辑推理可知A.C为何物.例5 能够说明分子的4个原子在同一平面的理由是( )A.两个键之间夹角为120°B.B—F键为非极性共价键C.3个B—F键的强弱相同D.3个B—F键的键长相等解析分子的空间结构由两个键之间的夹角决定,若4个原子在同一平面,则键之间的夹角为120°,若4个原子构成三角形,则键之间的夹角小于120°.点拨判断分子的空间构型.分子的极性的思路一般是:键之间的夹角→分子空间构型→分子极性;或由分子极性→分子空间构型.例6 若短周期的两元素形成原子个数比为2:3的化合物,则这两种元素原子序数差不可能是 ( )A.1B.3C.5D.6解析设短周期两种元素形成的化合物或,根据化合价规则:或,则_元素在周期表中所处的主族序数一定是奇数,原子序数也一定是奇数,而Y元素所处的主族序数为偶数,原子序数也一定是偶数.奇.偶之差一定为奇数,不可能是偶数.答案 D点拨本题若用具体元素代入或(如...等)的解法较用上述规律法推导繁杂,灵活运用恰当的方法可能会变繁为简,所以要针对题目灵活运用方法.【拓展延伸探究】例7 证明金属和非金属之间没有严格的界限,方案自己设计,例如(1)用镊子夹住去除了氧化膜的镁条,放在酒精灯焰上点燃,把生成的白色氧化镁放入试管里,注入少量蒸馏水,振荡.观察白色粉末的溶解情况加几滴紫色石蕊试液,观察颜色变化.(2)把少量红磷入在燃烧匙里,把燃烧匙放在酒精灯火焰上加热.使红磷燃烧,再把燃烧匙伸进集气瓶中加入少量蒸馏水,观察瓶内壁白色固体溶解情况.加几滴紫色石蕊试液,观察颜色变化.(3)在盛有少量氧化锌的试管中,加入少许蒸镏水,再把它分装在两个试管中,一试管里加入2mL盐酸,另一试管里加入2mL NaOH溶液,观察两试管的变化.以上三个实验中的化学应用化学方程式表示,并作出相应的结论.解析(1)镁在空气中燃烧生成氧化镁,MgO在水中溶解度很小,只能溶解少许,但这些量足以能使紫色的石蕊试液变蓝.(2)红磷在空气中燃烧生成,,可与水反应生成或,溶液呈酸性,能使紫色石蕊试液变红.(3)ZnO既能溶于盐酸,又能溶于NaoH,它即能跟酸反应又能跟碱反应,都生成盐和水.综合述三个实验,MgO是碱性氧化物,是酸性氧化物,ZnO是两性氧化物,说明由金属到非金属是逐渐过渡,它们之间没有严格的界限.答案(1)(2)或(3)点拨设计一个实验方案,首先要依据确定的化学原理,用明显的化学现象证明其存在;其次要简单,充分体现各步的目的和相互依存关系.证明一个事实的实验方案可有多种,思维要开放,探究要灵活,在探究中学习,在学习中探究.【课本习题解答】一.填空题1．17,18,17.35..第三.ⅦA.,,HCl.2．填表3．(1)钠.钾.镁.铝.碳.氧.氯.溴.氩,氩.(2)NaOH (3)K_gt;Na_gt;Mg (4),,_gt; (5)NaBr,黄(6)184．32,16,S.三.ⅥA,,.5．(1)钠.铝.氯.(2)NaOH.;盐酸....二.选择题1．解析Na原子变成就是失去了M层上的一个电子.答案 D2．解析ⅦA元素的原子最外层均为7个电子,均为非金属元素,随着电子层数增多,元素的非金属性减弱.答案 A3．解析在周期表中,元素所在的周期数等于原子核外电子层数,主族元素的族序数等于原子核外最外层电子数.在同一周期内原子序数越大,原子半径越小.最外层电子数为8的粒子可能是原子,也可以是离子.答案 B4．解析由_元素的气态氢化物的化学式,推知_元素原子最外层有6个电子,_元素的最高价为+6价.答案 D5．解析由可推出R的最高正价为+4.设R的相对原子质量为_,,_＝12,_=12,R为碳元素.答案 B6．解析由型分子可推出A.B元素化合价为:..答案 C7．解析 a.b.c.d离子电子层结构相同,a.b阳离子位于c.d阴离子的下一周期.在同一周期中,同电性离子从左到右由大到小.则原子序数大小b_gt;a_gt;d_gt;c.答案 B8．解析_元素的离子为,Y元素的离子为,化合物Z为.答案D三.问答题1． .2．(1)_为Cl.Y为S.Z为K(2)..KOH9．(1)7个,4个(2)第七周期,第ⅣA族,金属元素(3).(4)或四.计算题解析,,_＝16,_为氧元素,再推出Y为硫元素._为第二周期,第六主族;Y为第三周期,第六主族..2．解析B的氢氧化物为.n(HCl)＝0.4mol(1)B的相对原子质量为24,原子序数为12.(2)A是Na,C是Al.(3)A1产生最多,体积为33.6 L.【单元达纲练习】1.(97全国)已知铍(Be)的原子序数为4,下列对铍及其化合物的叙,正确的是 ( )A.铍的原子半径大于硼的原子半径B.氯化铍分子中铍原子的最外层电子数是8C.氢氧化铍的碱性氢氧化钙弱D.单质铍跟冷水反应产生氢气2.(98上海)钛(Ti)金属常被称为未来钢铁,钛元素的同位素....中,中子数不可能为()A．30B．28C．26D．243.(99全国)原计划实现全球卫星通讯需发射77颗卫星,这与铱(Ir)元素的原子核外电子数恰好相等,因此称为〝铱星计划〞.已知铱的一种位素是,则其核内的中子数是 ( )A．77B．114C．191D．2684.(94全国)已知_.Y的核电荷数分别是a和b,它们的离子和的核外电子排布相同,则下列关系中正确的是( )A.a=b+m+nB.a=b-m+nC.a=b+m-nD.a=b-m-n5.(94上海)某粒用表示,下列该粒子的叙述正确的是 ( )A.所含质子数=A-nB.所含中子数=A-ZC.所含电子数=Z+nD.质量数=Z+A6.(95全国)据报道,1994年12月科学家发现一种新元素,它的原子核内有161个中子,质量数为272.该元素的原子序数为( )A．111B．161C．272D．4337.(2000上海)据报道,某些建筑材料会产生放射性同位素氡从而对人体产生伤害,该同位素原子的中子数和质子数之差是( )A．136 B．50 C．86D．2228．(95全国)科学家最近制造出第112号新元素,其原子的质量数为277,这是迄今已知元素中最重的原子.关于该新元素的下列叙述正确的是( )A．其原子核内中子数和质子数都是112B．其原子核内中子数为165,核外电子数为112C．其原子质量是原子质量的277倍D．其原子质量与原子质量之比为277:129．(96全国)_元素的阳离子和Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构,下列叙述正确的是( )A．_的原子序数比Y的小B．_原子的最外层电子数比Y的大C．_的原子半径比Y的大D．_元素的最高正价比Y的小10．(_上海)已知短周期元素的离子,,,,都具有相同的电子层结构,则下列叙述正确的是( )A．原子半径A_gt;B_gt;D_gt;C B．原子序数d_gt;c_gt;b_gt;aC．离子半径C_gt;D_gt;B_gt;A D．单质的还原性A_gt;B_gt;D_gt;C参考答案【单元达纲练习】1． A.C 2．A 3．B 4．A 5．B 6．A 7．B 8．B.D9．C.D 10．C。

考点24 原子结构一、微粒的组成与结构1．原子的构成2．原子内的等量关系（1）质量数(A)=质子数+中子数（2）质子数=核电荷数=原子序数=核外电子数3．同位素、核素（1）概念辨析（2）同位素的特征①相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全相同，物理性质不同。

②天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数一般不变。

（3）常见的重要核素及其应用4．同位素、同素异形体、同分异构体、同系物二、核外电子排布 1．核外电子排布规律2．原子结构示意图3．1～18号元素原子结构的特点归纳（1）原子核中无中子的原子：H 。

（2）最外层有1个电子的元素：H 、Li 、Na 。

（3）最外层有2个电子的元素：Be 、Mg 、He 。

（4）最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。

（5）最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；最外层电子数是次外层3倍的元素：O；最外层电子数是次外层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、Al。

（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）内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。

（10）电子层数是最外层电子数2倍的元素：Li。

（11）最外层电子数是电子层数2倍的元素：He、C、S。

（12）最外层电子数是电子层数3倍的元素：O。

考向一原子中各种微粒数目之间的关系及计算典例 1 现有下列几组粒子：①N2、CO、C2H2；②NH＋4、H3O＋、OH－；③C2－2、O2＋2、CN－；④PO3－4、SO2－4、ClO－4。

对上述四组粒子归类正确的是A．质子数相等、电子数和原子数不相等：①B．质子数和电子数相等、原子数不相等：②C．电子数相等、质子数和原子数不相等：③D．原子数和电子数相等、质子数不相等：④【解析】阳离子：电子总数＝质子总数－所带的电荷总数；阴离子：电子总数＝质子总数＋所带的电荷总数。

考点二十八物质结构与性质学问点讲解一、原子结构1. 能层与能级由必修的学问，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：第一、二、三、四、五、六、七……能层符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、Q……能量由低到高例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，其次层8个电子，第三层1个电子。

由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充溢后再填充下一层。

理论探讨证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：能层一二三四五六七……符号K L M N O P Q……最多电子数 2 8 18 32 50……即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。

各能层上的能级是不一样的。

能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：能层 K L M N O ……能级1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……各能层电子数 2 8 18 32 50 ……（1）每个能层中，能级符号的依次是ns、np、nd、nf……（2）任一能层，能级数=能层序数（3）s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：2. 构造原理依据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎全部元素原子的电子排布。

即电子所排的能级依次：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……电子填充的先后依次（构造原理）为：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p...ns (n－2)f (n－1)d np构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。

高三化学结构必背知识点化学结构是化学的基础，理解和掌握化学结构的知识点对于高三化学学科的学习至关重要。

下面将介绍高三化学结构必背的知识点，帮助学生备考。

一、原子的结构1. 原子核的组成：原子核由质子和中子组成，质子带正电，中子不带电。

2. 原子的电子结构：原子的电子分布在不同的能级上，每个能级上电子的数量有限，按顺序填充。

3. 元素周期表：元素周期表按照元素的原子序数排列，周期表中的元素按照原子结构的变化规律分组。

二、化学键1. 共价键：共用电子对形成的化学键，通常由非金属元素形成。

2. 离子键：通过电子转移产生的化学键，通常由金属元素和非金属元素形成。

3. 金属键：金属原子通过共享其外层电子形成的化学键。

三、分子结构1. 分子的定义：由两个或多个原子通过共价键连接而成的粒子称为分子。

2. 分子式表示：用元素符号和下标表示分子中各个原子的种类和数量。

3. 键长和键角：共价键的长度和角度对于化学物质的性质有重要影响。

四、晶体结构1. 离子晶体：由阳离子和阴离子通过离子键连接而成的晶体。

2. 共价晶体：由非金属原子通过共价键连接而成的晶体。

3. 金属晶体：由金属原子通过金属键连接而成的晶体。

五、有机化学结构1. 烷烃：只含有碳和氢元素的饱和碳氢化合物。

2. 烯烃：含有碳碳双键的不饱和碳氢化合物。

3. 炔烃：含有碳碳三键的不饱和碳氢化合物。

六、官能团1. 羟基（-OH）：在有机化合物中常见的官能团，影响化合物的酸碱性和溶解性。

2. 羰基（C=O）：醛、酮和酸等化合物中的官能团，决定了它们的性质和反应。

3. 氨基（-NH2）：氨基与有机酸反应可以生成相应的酰胺。

七、配位化学1. 配位键：过渡金属离子与配位体之间形成的化学键。

2. 配位数：一个过渡金属离子和配位体之间的配位键的数目。

3. 配位化合物：由过渡金属离子和配位体组成的化合物。

以上是高三化学结构必背的知识点，学生们在备考过程中需要牢记这些基础知识，加深对化学结构的理解和把握。

29 原子结构与性质知识清单【知识网络】【知识归纳】一、人类对原子结构认识的演变二、核外电子运动状态的形象描述1．电子云图（1）含义：形象描述核外电子在空间出现的概率大小（2）小黑点：表示电子在某一时刻曾在此处出现一次（3）小黑点疏密程度：表示电子出现的概率大小①离核近的地方，小黑点密，电子云密度大，电子出现的概率大②离核远的地方，小黑点疏，电子云密度小，电子出现的概率小（4）氢原子的电子云呈球形对称2．能层（n）：（又称：电子层）分层依据按照电子的能量差异、运动区域离核的远近各层取值（n） 1 2 3 4 5 6 7能层符号K L M N O P Q能量高低能量依次升高离核远近离核逐渐变远3．原子轨道（又称：能级、电子亚层）轨道符号s p d f电子云形状球形纺锤形或哑铃形花瓣形形状较复杂（轨道形状）轨道个数1 3 5 7空间伸展方向个数 1 3 5 74．构造原理示意图5．1~36号元素的能层和能级（1）K层：有1s一个电子亚层（2）L层：有2s、2p两个电子亚层（3）M层：有3s、3p、3d三个电子亚层（4）N层：有4s、4p、4d、4f四个电子亚层6．电子能量高低的比较三、原子核外电子排布1．原子核外电子排布的原理（1）能量最低原理：电子尽先排布在能量最低的轨道中。

（2）泡利不相容原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋方向相反的电子。

如：（3）洪特规则：电子在能量相同原子轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道而且自旋方向相同。

错误正确N原子的2p轨道（4）洪特规则特例①全满；即s2、p6、d10②半满；即s1、p3、d5③全空；即s0、p0、d02．基态原子核外电子排布（1）21~30号：［Ar］3d x4s2①一般最后1位数是几，x就等于几②24Cr：［Ar］3d44s2→［Ar］3d54s1③29Cu：［Ar］3d94s2→［Ar］3d104s1（2）31~36号：［Ar］3d104s24p x①最后1位数是几，x就等于几②32Ge：［Ar］3d104s24p2③34Se：［Ar］3d104s24p43．价电子（外围电子、特征电子）（1）21~30号：3d和4s上的电子数之和（2）其他：最外层电子数（3）过渡金属原子：除Cu和Cr原子最外层有1个电子外，其余的元素的原子最外层都有2个电子（4）过渡金属离子的价电子构型：优先失去最外层电子数原子Fe Co Cu价电子构型3d64s23d74s23d104s1离子Fe2+Fe3+Co2+Co3+Cu+Cu2+价电子构型3d63d53d73d63d103d9（5）元素的最高价：等于价电子数元素Cr Fe Mn As价电子构型3d54s13d44s23d54s24s24p3最高价+6 +8 +7 +5（6）过渡金属原子或离子的结构示意图微粒V Cr3+Cu+结构示意图（7）第四周期主族元素原子或离子的结构示意图：次外层都有18个电子微粒Ga As Br－结构示意图4．元素在周期表中的位置（1）主族：主族序数＝原子的最外层电子数，周期序数＝原子的电子层数（2）21~30号：根据3d和4s上的电子数之和确定Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s23d64s23d74s23d84s23d104s13d104s23 4 5 6 7 8 9 10 11 12ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅧⅠB ⅡB （3）元素的分区①s区：ⅠA族、ⅡA族和He②p区：ⅢA族~ⅦA族以及0族（氦除外）③d区：ⅢB族~ⅦB族以及Ⅷ族④ds区：ⅠB族、ⅡB族⑤f区：镧系元素和锕系元素5．各种特征的电子（以Mn为例，1s22s22p63s23p63d54s2）（1）不同运动状态的电子数：25（2）不同空间运动状态的电子数：15（3）形状不同的电子云种类：3（4）不同能级（能量）的电子种类：7（5）最高能级的电子数：5（6）最高能层的电子数：26．1~36号元素原子的空轨道数目空轨道数价电子构型元素种类1 n s2n p2（3） 32 n s2n p1（3）、3d34s2（1） 43 3d24s2（1） 24 3d14s2（1） 17．1~36号元素原子的未成对电子数（n）（1）n＝1：n s1（4）、n s2n p1（3）、n s2n p5（3）、3d14s2（1）、3d104s1（1），共12种（2）n＝2：n s2n p2（3）、n s2n p4（3）、3d24s2（1）、3d84s2（1），共8种（3）n＝3：n s2n p3（3）、3d34s2（1）、3d74s2（1），共5种（4）n＝4：3d64s2（1），共1种（5）n＝5：3d54s2（1），共1种（6）n＝6：3d54s1（1），共1种8．基态原子核外电子排布的表示方法（以铁原子为例）（1）各类要求的电子排布式①电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2②简化电子排布式：［Ar］3d64s2③价电子（外围电子、特征电子）排布式：3d64s2④最外层电子排布式：4s2⑤M层电子排布式：3s23p63d6⑥最高能级电子排布式：3d6（2）各类要求的电子排布图①电子排布图：②轨道表示式：③价电子排布图：④原子结构示意图：四、原子光谱1．电子的跃迁（1）基态电子：处于最低能量的电子（2）激发态电子：能量比基态电子高的电子（3）电子跃迁3．原子光谱：电子跃迁时会吸收或释放不同的光形成的谱线（1）测量光谱仪器：光谱仪（2）光谱图上数据：波长（3）光谱类型：线状光谱①发射光谱：1s22s22p63s23p34s1→1s22s22p63s23p4②吸收光谱：1s22s22p3→1s22s22p13s2（4）解释原子发光现象①在××条件，基态电子吸收能量跃迁到激发态②由激发态跃迁回基态过程中，释放能量③释放的能量以××可见光的形式呈现（5）可见光的波长（λ）和能量（E）①公式：E＝hv，c（光速）＝λv②颜色和波长的关系五、电离能大小的比较及应用1．概念：气态原子或离子失去1个电子所需要的最小能量（1）第一电离能（I1）：M（g）－e－＝M+（g）（2）第二电离能（I2）：M+（g）－e－＝M2+（g）（3）第n电离能（I n）：M（n－1）+（g）－e－＝M n+（g）2．同一原子各级电离能（1）变化规律：I1＜I2＜I3＜…（2）变化原因①电子分层排布②各能层能量不同3．第一电离能变化规律（1）根据递变规律判断①基本规律：周期表右上角位置的He原子的I1最大②特殊规律：同一周期中I1，ⅡA＞ⅢA；ⅤA＞ⅥA元素Li Be B C N O F NeI1大小⑧⑥⑦⑤③④②①（2）根据金属性判断①基本规律：I1越小，金属性越强，注意ⅡA和ⅤA族元素的特殊性②金属元素和非金属元素的I1：I1（金属）＜I1（非金属）（3）根据微粒结构判断①稳定结构微粒的I大：全满、半满和全空状态稳定②I（全满）＞I（半满）③判断：I1（Cu）＜I1（Ni），I2（Cu）＞I2（Zn）4．各级电离能数据的应用（1）判断元素价态：I n+1≫I n，最高正价为+n（2）判断某一级电离能最大：第n级电离能最大，说明其最高正价为+（n－1）价（3）判断电离能的突增点：形成相应电子层最稳定状态后再失去1个电子元素原子突增点的电离能级数第一次第二次第三次P I6I14Ca I3I11I19六、电负性1．意义：衡量元素的原子在化合物中得电子能力2．递变规律（1）周期表右上角氟元素的最大（2）电负性大小①电负性最大的前三种元素：F＞O＞N②氢元素的电负：C＞H＞B；P＞H＞Si3．其他判断方法（1）根据共用电子对的偏向判断：偏向一方元素的电负性大（2）化合物中化合价的正负判断：显负价元素的电负性大（3）根据元素的非金属性判断①最高价氧化物对应水化物的酸性越强，电负性越大②单质与氢气越容易化合，电负性越大③气态氢化物越稳定，电负性越大4．判断元素的属性5．判断化合物的类型（1）差值：|△X|＞1.7，离子化合物（2）差值：|△X|＜1.7，共价化合物6．根据电负性写水解方程式（1）水解原理①电负性大的原子显负价，结合水中的H+②电负性小的原子显正价，结合水中的OH－（2）实例①BrI：IBr+H2O HIO+HBr②NCl3：NCl3+3H2O NH3+3HClO七、微粒半径的比较（以短周期为例）1．相同电性微粒半径大小的比较（1）原子半径：左下角的钠最大（2）阳离子半径：左下角的钠离子最大（3）阴离子半径：左下角的磷离子最大2．不同电性微粒半径大小的比较（1）同周期：阴离子半径＞阳离子半径，如Na+＜Cl－（2）同元素：电子数越多，微粒半径越大，如Fe2+＞Fe3+（3）同结构：质子数越多，离子半径越小，如Na+＜O2－八、原子结构推断常用的突破口1．1~36号原子结构的特殊点（1）未成对电子数最多的元素原子是：Cr（3d54s1，6个）（2）未成对电子数最多的短周期元素的原子是：N、P（ns2np3，3个）（3）空轨道数最多的原子是：Sc（3d14s2，4个）2．1~36号原子结构推断题常见的突破口（1）2p能级有一个未成对电子的基态原子是：B（2s22p1）或F（2s22p5）（2）3p能级上有两个未成对电子的元素原子是：Si（3s23p2）或S（3s23p4）（3）M层上有一个半充满的能级的主族元素原子是：Na（3s1）或P（3s23p3）（4）M层上有一个半充满的能级的元素原子是：K（3d04s1）或Cr（3d54s1）或Cu（3d104s1）（5）N层上有一个半充满的能级的元素原子是：Sc（3d14s2）或Mn（3d54s2）（6）+1价阳离子中所有电子正好充满K、L、M三个电子层的离子：Cu+（1s22s22p63s23p63d10）（7）基态原子中s电子数比p电子数多1的元素：N（1s22s22p3）（8）原子的最外层中p亚层电子数等于前一电子层电子总数的主族元素的原子：O（1s22s22p4）（9）基态原子电子占据三种能量不同的原子轨道且每种轨道中的电子总数相同的短周期元素：C（1s22s22p2）（10）基态原子占据两种形状的原子轨道，且两种形状轨道中的电子总数均相同的短周期元素：O（1s22s22p4）（11）基态原子核外成对电子数是成单电子数的3倍的短周期元素：O（1s22s22p4）（12）元素原子核外电子仅有一种原子轨道的短周期元素：H（1s1）或He（1s2）（13）元素的原子核外所有p轨道半满的短周期元素：N（1s22s22p3）（14）原子的L电子层中，成对电子与未成对电子占据的轨道数相等，且无空轨道的短周期元素：O（1s22s22p4）（15）正三价离子的3d亚层为半充满的元素：Fe（3d64s2）（16）基态原子的4s能级中只有1个电子的元素：K（3d04s1）或Cr（3d54s1）或Cu（3d104s1）（17）M层中只有两对成对电子的元素：S（3s23p4）。

高考化学结构化学知识点化学是一门科学，研究物质组成、性质和变化规律的科学。

而在高考中，结构化学是化学中的重要知识点之一。

结构化学研究物质的空间结构、分子的构成及其之间的相互作用。

接下来，我们将深入探讨高考中的结构化学知识点。

一、原子结构结构化学的起点是原子结构，它是构成物质的基本单元。

元素周期表是化学家们长期研究得出的重要成果。

元素周期表以其规律性和统一性而获得广大化学家的认可。

根据元素周期表，我们可以了解到不同元素的原子组成和结构特征，例如原子序数、原子量等。

二、分子结构分子是元素或化合物的最小化学单位，是由原子通过化学键结合而成。

在结构化学中，我们需要了解分子中原子的排列方式以及化学键的性质。

其中，共价键是最常见的化学键，两个或更多原子通过共用电子对结合在一起。

离子键是由带电离子之间的相互吸引所形成的。

金属键则是由金属原子之间的电子云相互作用所形成的。

三、键长和键能键长和键能是结构化学中的重要概念。

键长指的是两个相邻原子核之间的距离，键能则是化学键形成时释放或吸收的能量。

键长和键能与化学键的强度相关，例如，较短的键长和较大的键能表示较强的化学键。

四、分子构象分子构象是指分子在空间中的排列方式。

由于化学键的旋转和振动，许多分子具有不同的构象。

分子构象对于研究分子的性质和反应机制非常重要。

例如，立体异构体是指具有相同分子式但空间结构不同的分子，它们可能具有不同的物理和化学性质。

五、化学反应化学反应是物质之间发生的变化过程，是结构化学研究的核心内容之一。

在高考中，我们需要了解不同化学反应的机理和分类。

化学反应的速率、平衡和能量变化等也是结构化学的重要方面。

六、配位化学配位化学研究的是金属离子和其他原子或分子之间的相互作用。

通常，金属离子由配位体与之配对形成配合物。

在高考中，配位化学是一个重要的考点，我们需要了解金属配合物中金属离子的电子结构以及配位体对其形成稳定配合物的影响。

七、分子轨道理论分子轨道理论是研究分子的电子结构的关键理论之一。

高考化学原子结构知识点详解在高考化学中，原子结构是一个极其重要的知识点，它是理解化学元素性质、化学反应原理的基础。

下面，让我们一起来详细探讨一下这部分内容。

首先，我们来了解原子的组成。

原子是由居于原子中心的原子核以及核外电子构成的。

原子核又由质子和中子组成。

质子带正电荷，中子不带电，而核外电子带负电荷。

质子数决定了元素的种类，也就是说，只要质子数相同，就是同一种元素。

质子数和中子数之和就是原子的质量数。

在原子中，存在着几个重要的等式关系。

质子数等于核电荷数等于核外电子数，质量数等于质子数加上中子数。

理解这些等式对于我们解决相关的化学问题非常关键。

接下来，我们说一说核外电子的排布规律。

核外电子是分层排布的，分别用 K、L、M、N、O、P、Q 等表示不同的电子层。

离原子核越近的电子层，能量越低；离原子核越远的电子层，能量越高。

电子在排布时遵循以下原则：能量最低原则，即电子总是先排布在能量最低的电子层；泡利不相容原理，指在一个原子轨道里，最多只能容纳两个电子，且这两个电子的自旋方向相反；洪特规则，指电子在等价轨道上排布时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋方向相同。

了解了核外电子的排布规律，我们就能解释很多元素的化学性质。

比如，最外层电子数决定了元素的化学性质。

当最外层电子数小于 4 时，元素在化学反应中容易失去电子，表现出还原性；当最外层电子数大于 4 时，元素在化学反应中容易得到电子，表现出氧化性；当最外层电子数等于 8（氦为 2）时，元素处于稳定结构，化学性质相对稳定。

原子结构与元素周期表也有着密切的关系。

元素周期表的周期数等于原子的电子层数，同一周期的元素，从左到右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

元素周期表的族数等于原子的最外层电子数，同一主族的元素，从上到下，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

同位素是原子结构中的一个重要概念。

具有相同质子数，不同中子数的同一元素的不同原子互称为同位素。

高考化学知识点细目表一、物质的组成和结构1. 原子结构a. 电子、质子、中子的概念和基本性质b. 原子的结构和原子核的构成c. 原子序数、原子质量的概念及其测定方法2. 元素与化合物a. 元素的概念及其分类b. 化合物的概念及其分类3. 原子键和分子间力a. 原子键的类型及其特点b. 非共价键的性质和特点c. 分子间力及其对物质性质的影响二、化学反应和化学方程式1. 化学反应a. 化学反应的概念及基本要素b. 反应速率与化学平衡2. 化学方程式a. 化学方程式的基本形式和规律b. 平衡反应的化学方程式c. 离子方程式的表示方法及应用三、原子结构与周期表1. 原子结构与周期性a. 原子结构对周期表的影响b. 周期表的基本特点和组成2. 周期表的应用a. 周期表上元素的周期性规律b. 周期表上元素的性质与用途四、离子和离子反应1. 离子的生成与性质a. 离子的定义和离子的形成b. 离子的稳定性和反应性2. 离子反应a. 离子反应的概念和性质b. 离子反应的应用五、氧化还原反应1. 氧化还原反应的概念a. 氧化还原反应的基本特点和要素b. 氧化还原反应的类型和规律2. 氧化还原反应的应用a. 氧化还原反应在生活中的应用b. 氧化还原反应在工业上的应用六、酸碱盐的性质和应用1. 酸的性质和酸碱中和反应a. 酸的定义和性质b. 酸碱中和反应的特点和规律2. 碱的性质和碱式盐的结构a. 碱的定义和性质b. 碱式盐的结构和性质3. 盐的性质和制备a. 盐的定义和性质b. 盐的制备方法和应用七、化学实验与化学计算1. 化学实验a. 基本实验器材的使用与操作b. 化学实验常用的定量和定性分析方法2. 化学计算a. 化学计算中的基本单位和常用计算公式b. 摩尔概念及其在化学计算中的应用八、常见元素与常见化合物1. 常见元素a. 氧、氮、碳、氢等元素的性质和应用b. 常见金属元素的性质和应用2. 常见化合物a. 金属氧化物和金属氢氧化物b. 酸和盐的性质及应用九、有机化学基础知识1. 有机化合物a. 有机化合物的定义和分类b. 有机化合物的命名规则和命名方法2. 有机反应a. 有机反应的基本类型及常见反应b. 有机反应的机理和应用以上是高考化学知识点的基本细目表，希望对您备考化学考试有所帮助。

高三化学结构部分知识点化学结构是高中化学中的重要考点之一，它主要涉及物质的组成、形态和性质等方面的知识。

掌握好化学结构的知识点对于高三化学的学习和备考具有重要意义。

下面，我们将详细介绍高三化学结构部分的知识点。

一、物质的构成1. 原子：物质的最小单位是原子，它由质子、中子和电子组成。

质子和中子位于原子核中，电子绕核运动。

2. 元素：由具有相同原子序数的原子组成，例如氢、氧、金等。

元素通过化学符号表示，如H代表氢，O代表氧。

3. 分子：相同或不同原子通过共价键连接而成，是物质的基本单位。

如H2代表氢气，O2代表氧气。

4. 离子：指具有电荷的原子或原子团，可分为阳离子和阴离子。

阳离子带正电，阴离子带负电。

如Na+代表钠离子，Cl-代表氯离子。

二、化学键1. 离子键：由正负电荷的离子通过电荷吸引力结合而成，常见于金属与非金属的化合物中，如NaCl。

2. 共价键：由两个或多个原子通过电子的共用来相互连接，常见于非金属之间的化合物中，如H2O。

3. 金属键：金属元素中的原子通过电子云共享而连接，形成一种金属结构，如Fe, Cu。

三、分子结构1. 线性分子：分子中的原子排列在一条直线上，如二氧化碳（CO2）。

2. 非线性分子：分子中的原子排列不在一条直线上，如水分子（H2O）。

3. 极性分子：分子中的原子间存在电荷不均匀分布，导致分子具有正负极性，如水分子（H2O）。

四、等电子体与共价键等电子体指具有相同电子数或相同电子排布的物质，由于它们具有相同的电子结构，因此它们在化学性质上通常具有相似性。

共价键是通过共享电子实现的，当原子之间共享的电子对数目相等时，它们的价电子层就变成等电子体。

五、分子与晶体分子和晶体是物质存在的两种基本形式。

1. 分子：由非金属元素或非金属化合物构成，分子间通过相互作用力连接。

分子可以是单质，如氢气（H2），也可以是化合物，如水（H2O）。

2. 晶体：由金属或离子化合物构成，晶体结构呈规则排列。

原子结构知识点前言原子结构是化学中一个非常重要的概念，它解释了物质的性质和行为。

本文将重点介绍原子结构相关的知识点，包括原子的组成、结构和性质，希望能帮助读者更深入地了解原子的奥秘。

原子的组成原子是构成所有物质的基本单位，它由三种基本粒子组成：质子、中子和电子。

质子带正电荷，中子是中性粒子，而电子带负电荷。

质子和中子位于原子核中，形成原子的核心，而电子则绕核壳层运动。

原子的结构原子的结构包括原子核和电子壳层。

原子核由质子和中子组成，电子围绕在原子核外部的不同能级壳层上运动。

原子核的直径约为电子壳层的万分之一，但其中包含原子99.9%以上的质量。

电子结构电子壳层的能级分为K、L、M、N等，每个能级壳层可以容纳不同数量的电子。

根据泡利不相容原理和居里原理，每个电子轨道最多容纳2个电子，且必须填满低能级轨道后才能填满高能级轨道。

原子物理性质原子的物理性质主要由其原子序数（核电荷数）和电子结构决定。

原子序数越大，原子核中的质子数目越多，电子结构也更加稳定。

原子的性质还受到元素化学属性的影响，如电负性、原子半径、离子半径等。

原子结构的应用原子结构不仅在化学领域有重要应用，还在物理、材料科学等领域发挥关键作用。

人们通过深入研究原子结构，可以设计新材料、开发新技术，甚至探索宇宙奥秘。

结语原子结构是一个精彩而复杂的领域，本文只是对其进行了简要介绍，希望读者在学习过程中能够继续深入探索原子结构的奥秘，拓展对自然世界的认识，为科学发展做出贡献。

以上就是有关原子结构知识点的介绍，希望能对你有所启发。