原子结构与性质相关知识点(答案)

原子结构与性质相关知识点

1.能层：多电子原子的核外电子的能量是不同的，按电子的能量差异，可以将核外电子分成不同的能层，并用符号K、L、M、N、O、P、Q…表示相应的第一、二、三、四、五、六、七…能层。

2.能级：多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级。

3.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：

4.构造原理：核外电子按照能级顺序填充，填满一个能级再填一个新能级的规律称为构造原理。

5.电子填入能级的顺序：1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s，4f，5d，6p，7s，5f，6d，7p…

6.能量最低原理：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。

7.电子云：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。

8.原子轨道：量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。

9.泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳两个电子，而且它们的自旋状态相反，这个原理称为泡利原理。

10.洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同，这个规则称为洪特规则。

11.基态原子的电子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则。

12.元素周期律：(分周期和族进行比较、不考虑稀有气体元素)

原子半径：同周期元素从左到右逐渐减小，同主族元素从上到下逐渐增大。

得失电子能力：同周期元素从左到右得电子能力逐渐增强，同主族元素从上到下得电子能力逐渐减弱。

氧化性：同周期元素从左到右氧化性逐渐增强，同主族元素从上到下氧化性逐渐减弱。

还原性：同周期元素从左到右还原性逐渐减弱，同主族元素从上到下还原性逐渐增强。

化合价：同周期元素从左到右最高正价逐渐增大（除O和F）。

金属性：同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，同主族元素从上到下金属性逐渐增强。

非金属性：同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱。

气态氢化物的稳定性：同周期元素从左到右逐渐增大，同主族元素从上到下逐渐减小。

最高价氧化物对应水化物的酸碱性：同周期元素从左到右酸性逐渐增大，同主族元素从上到下碱性逐渐减大。

第一电离能：同周期元素从左到右第一电离能呈逐渐上升趋势（第三主族和第六主族特殊），同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小。

电负性：同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小。

13.易混概念比较：

分别写出下列元素的原子结构示意图、电子排布式、电子排布图：

Ca Fe

Cl Cr

分别写出下列元素的外围电子(价电子)排布图和最外层电子排布图：

Mn P

写出下列元素的能层数、能级数、轨道数：

(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。

(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 1原子结构电子的吸引外）电负性逐渐减小电负性增大主要化合价正价+1到+7 负价-4到最高正价等于族序数（F 、O 除元素性质金属性逐渐减弱，非金属性逐金属性逐渐增强，非金属性逐渐增强渐减弱，第一电离能逐渐减小, 原 2?位、构、性质子核电荷决定元素种系的图解、表解与例析_?近似相对原子（1原元素持中中子置、元素的性质子种素原子位原子不特下关系: 子决定主族元素的化学原子的电子式子结构最高正价=8- F 原子纟逐渐增多电子层数递增，最外层电子数相同原子核对外逐渐增强逐渐减弱 -1 电离能增大, 层 :电子排同主族：从上到下同主族：从上位置电子层结构电子层数主族序数最= 递增外电 T *子及化左核电荷数」到下一同周期::从左至负价

核外电 1族（18〈个）非金属性 ②副族（第I B 族一第％ B 族共七子是分能层排 3.元素的结构和性质的递变规律随着原子序数递增 ①原子结构呈周期性变化序数递增的顺序从左到右排列排②原则子半径呈周期性变化层数相同的元素排成一个横行个横行）②长周期（第四、五、六周期）厂金属性强元素性质 Y 主要化主族（第I A 族—第％ A 族共七验标志元素周、-③元素主要化合价周期,7①外层变化第同的元三周别别）除外）性质递变^原子半径弱判断实

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，族序数一2二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 贝y ： (1)m/n<1 时为金属，m/n 值越小，金属性越强： ⑵m/n>1 时是非金属，m/n 越大，非金属性越强； ⑶m/n=1时是两性元素 ⑵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)原子核外布的，每个能层又分为不同的能级

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 ?原子结构 1?能级与能层加：也瓦子的总十轨ift 呈哦讳醪 mW L1+ wpFfe 詆上各隐级上的廉「孰直養副」枳|睡緘丄宇牛佩址」一-牛 * + b +*-r ⑴相同题上㈱子執坦能量的高低; WS 畀卩M?i 『 ② 形状相R 的尙子報说能卡的髙低: 农2令触靭…… ③ 同橋层内用状相同而伸屛方向不同的廉了蜿ifi 的昶章和专'如即“ 2i 如即勘道仰能楚4A 零 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轨道（能级），叫做构造原理。 J ◎⑥?金 ? ◎⑥、⑥、⑥ ⑥⑥⑥? ?i/ 能级交错：由构造原理可知，电子先进入说明：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, 态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动 4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。

一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反 (用“TJ”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，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、dO 、fO 、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帀冋戸冋河丽FW1 In 2 驶 2fi 3* 3|> 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 分区这个规则叫洪特( Hund )规则。比如, f J J J fJ I f p3的轨道式为而且自旋方向相同,

高中化学选修3知识点全部归纳(物质的结构与性质)

高中化学选修3知识点全部归纳（物质的结构与性质）第一章原子结构与性质. 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）：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（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1. (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I1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ns1到ns2np6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.元素电离能的运用： a. 用来比较元素的金属性的强弱. I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱. b .电离能是原子核外电子分层排布的实验验证. 分析原子核外电子层结构，如某元素的I n＋1?I n，则该元素的最外层电子数为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）.

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 ．

高三复习原子结构与性质

原子结构与元素周期律考点1 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 [例1]（2008·茂名一模）一定量的锎（98252Cf ）是有用的中子源，1mg （98252Cf ）每秒约放出2. 34xl99个中子，在医学上常用作治疗恶性肿瘤的中子源。下列有关锎的说法错误的是 A.98252Cf 原子中，中子数为154 B.98252Cf 原子中，质子数为98 C.98252Cf 原子中，电子数为 98 D.锎元素的相对原子质量为252 考点2 原子核外电子排布规律决定 X)(A Z

[例2]（2008·广州二模·理基）X和Y属短周期元素，X原子的最外层电子数是次外层电子数的一半，Y位于X的前一周期，且最外层上只有一个电子，下列说法正确的是（）A．X可能是第二周期的非金属元素 B．X可能是第三周期的金属元素 C．Y可能与X同主族 D．Y一定是金属元素考点3 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。 [例4]（2008·汕头二模）某元素一种同位素的原子的质子数为m，中子数为n，则下列说法正确的是( ) A.不能由此确定该元素的原子量 B.这种元素的原子量为(m+n) C.若碳原子质量为w g，此原子的质量为(m+n)w g D.核内中子的总质量小于质子的总质量

选修3第一章原子结构与性质知识总结

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。 (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第二章分子结构与性质复习随着原子序数递增 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）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

1、微粒间的相互作用（2）共价键的知识结构 2．分子构型与物质性质（1）微粒间的相互作用 σ键 π键按成键电子云的重叠方式极性键非极性键一般共价键配位键离子键共价键金属键按成键原子的电子转移方式化学键范德华力氢键分子间作用力本质：原子之间形成共用电子对（或电子云重叠）特征：具有方向性和饱和性 σ键特征电子云呈轴对称（如s —s σ键、 s —p σ键、p —p σ键) π键特征电子云分布的界面对通过键轴的一个平面对称（如p —p π键）成键方式共价单键—σ键共价双键—1个σ键、1个π键共价叁键—1个σ键、2个π键规律键能：键能越大，共价键越稳定键长：键长越短，共价键越稳定键角：描述分子空间结构的重要参数用于衡量共价键的稳定性键参数共价键

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：

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。

物质结构与性质知识点总结

高中化学物质结构与性质知识点总结一.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（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1. (3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.

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