最新原子结构知识点
原子结构-高中化学知识点总结大全
一、原子结构的基本概念1. 原子：物质的基本单位，由原子核和核外电子组成。
2. 原子核：原子的中心部分，由质子和中子组成，带正电荷。
3. 质子：原子核中的带正电荷的粒子，决定元素的种类。
4. 中子：原子核中的不带电荷的粒子，对原子质量有影响。
5. 电子：原子核外的带负电荷的粒子，绕核运动，决定原子的化学性质。
二、原子核外电子排布1. 电子层：原子核外电子运动的区域，分为K、L、M、N等层。
2. 电子云：描述电子在原子核外空间分布的形象化模型。
3. 能级：电子在原子核外运动时具有的能量状态。
4. 电子排布原则：电子在原子核外按能量最低原则依次填充各个能级。
5. 泡利不相容原理：一个原子轨道上最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
6. 洪特规则：在等价轨道上，电子尽可能单独占据一个轨道，且自旋方向相同。
三、原子结构与元素周期表1. 元素周期表：根据元素的原子序数和化学性质排列的表格。
2. 周期：元素周期表中的横行，表示电子层数相同。
3. 族：元素周期表中的纵行，表示元素的最外层电子数相同。
4. 主族元素：周期表中1A至8A族的元素，最外层电子数等于族序数。
5. 副族元素：周期表中1B至8B族的元素，最外层电子数不等于族序数。
6. 稀有气体：周期表中0族的元素，最外层电子数为8（氦为2），化学性质稳定。
四、化学键与分子结构1. 化学键：相邻原子之间的强烈相互作用，分为离子键、共价键、金属键等。
2. 离子键：正负离子之间的静电作用，形成的化合物为离子化合物。
3. 共价键：原子间通过共享电子对形成的化学键，形成的化合物为共价化合物。
4. 金属键：金属原子间通过自由电子形成的化学键，形成的物质为金属晶体。
5. 分子结构：分子中原子之间的相对位置和化学键的排列。
6. 分子极性：分子中正负电荷中心不重合，产生偶极矩，导致分子具有极性。
五、原子结构与化学反应1. 化学反应：原子、分子或离子之间的相互作用，导致物质组成、结构和性质的变化。
原子的结构-元素知识点与练习
原子的结构和元素知识点1:一、原子构成1、原子结构:（原子：化学变化中的最小粒子）⎧⎧⎨⎪⎩⎨⎪⎩质子(带一个单位正电荷)原子核(带正电)原子中子(不带电)核外电子(带一个单位负电荷)（1）质子数=核外电子数=核电荷数=原子序数（2）质子数不一定等于中子数（3）原子中不一定含有中子（4）原子不显电性的原因：在原子中，由于质子（原子核）与电子所带电荷数相等，但电性相反，所以整个原子不显电性。
以碳原子为例描述原子的组成构成碳原子的粒子有6个质子，6个中子和6个电子。
其中6个质子和6个中子构成了原子核作为原子的中心,而6个电子在核外一定空间内绕核做高速运动.2、原子核外电子排布(1)原子结构示意图：①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。
②最外层电子层不超过8个，（只有一层的不超过2个)（2)三决定:①决定元素种类: 质子数(核电荷数）②决定元素化学性质: 最外层电子数③决定原子的质量：原子核说明：最外层电子数相同其化学性质不一定都相同(Mg，He最外层电子数为2) 最外层电子数不同其化学性质有可能相似（He，Ne均为稳定结构）知识点2：离子1.定义：是带电的原子或原子团，离子符号的意义见右图所示（数字“2”的意义）。
2.表示方法及意义：如Mg2+ ：一个镁离子带2个单位正电荷3.离子的形成：阳离子：质子数〉电子数阴离子：质子数<电子数（1）金属元素的原子容易_失去__最外层电子，失去ｍ个电子就带ｍ个单位正电荷，表示为R m+。
Al。
如铝原子Al→铝离子 3（13＝2＋8＋3）原子结构示意图阳离子结构示意图（13＞2＋8）（2）非金属元素的原子容易_得到__电子，达到8电子稳定结构,得到n个电子，就带ｎ个单位负电荷,表示为Rｎ－。
如氧原子O→氧离子O2－。
(8＝2＋6)原子结构示意图 (8＜2+8)阴离子结构示意图4. 原子和离子的比较原子离子数量关系核电荷数＝质子数＝电子数核电荷数＝质子数＞电子数核电荷数＝质子数＜电子数电性__中性________ _带正电荷_________ __带负电荷________稳定性不稳定，金属原子易失电子非金属原子易得电子稳定符号元素符号：H Al Cl 阳离子符号H＋ Al3＋阴离子符号Cl－结构示意图特点比对应原子少一个电子层电子层数不变与相同电子层数的惰性原子的核外电子排布相同相互转化知识点3：相对原子质量原子的质量非常小，使用起来很繁琐，不方便，一般不采用。
原子构成知识点总结
原子构成知识点总结1. 原子的结构原子由质子、中子和电子三种基本粒子组成。
质子和中子组成了原子核，而电子则绕着原子核运动。
原子的质子数和电子数相同，因此原子是电中性的。
2. 原子核的性质原子核由质子和中子组成，其中质子的电荷为正，中子是中性的。
原子核的直径约为万分之一到十万分之一的原子直径，但它含有原子的绝大部分质量。
3. 质子质子是原子核中的一种基本粒子，它的质量为1.6726×10^-27千克，电荷为基本电荷的正一（即1.6×10^-19库仑）。
4. 中子中子是原子核中的一种基本粒子，它的质量稍大于质子，电荷为零。
5. 电子电子是原子中的一种基本粒子，它的质量远小于质子和中子，为9.11×10^-31千克，电荷为基本电荷的负一。
电子在原子外部绕原子核运动，形成电子云。
6. 原子的量子化原子的能级是量子化的，即它只能具有确定的能量值。
电子的轨道也是量子化的，它只能出现在一定的能级上，不可能出现在介于两个能级之间的状态。
7. 原子的组成原子由质子、中子和电子组成。
质子和中子的质量和电子质量之比约为1836:1。
因此，原子的质量主要来自于质子和中子，而电子的贡献可以忽略不计。
8. 原子的核电荷数原子核的电荷数等于其中的质子数，它决定了原子的化学性质。
在相同元素的不同同位素中，原子核的电荷数不同，但它们的化学性质相同。
9. 原子的大小原子的大小约为0.1纳米到0.5纳米。
原子的大小由电子云的尺寸决定，它与原子核的大小关系不大。
10. 原子的质量数原子的质量数等于其中的质子数和中子数之和。
在不同元素的同位素中，原子的质量数不同，但它们的化学性质相同。
11. 原子的元素符号原子的元素符号由元素的化学符号与原子的质量数组成。
例如，氧的元素符号是O，氧-16的元素符号是O-16。
12. 原子的化学键原子通过共价键、离子键和金属键等化学键相互结合形成化合物。
共价键是由电子的共享形成的，离子键是由正负离子的相互吸引形成的，金属键是由金属离子的自由电子形成的。
《原子结构与元素周期表》 知识清单
《原子结构与元素周期表》知识清单一、原子结构1、原子的组成原子由原子核和核外电子组成。
原子核位于原子的中心，由质子和中子构成。
质子带正电荷，中子不带电。
核外电子带负电荷，围绕原子核作高速运动。
质子的数量决定了元素的种类，称为原子序数。
在一个原子中，质子数等于电子数，因此整个原子呈电中性。
2、原子核原子核虽然体积很小，但却集中了原子的绝大部分质量。
质子和中子的质量大致相等，而电子的质量很小，几乎可以忽略不计。
3、核外电子的排布核外电子按照一定的规律分层排布。
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。
电子层通常用数字表示，分别为 1、2、3、4、5、6、7 等，也可以用字母表示，依次为 K、L、M、N、O、P、Q 等。
每层所能容纳的电子数也有一定的规律。
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，依次类推。
最外层电子数对元素的化学性质起着关键作用。
一般来说，当原子的最外层电子数为8（只有一个电子层时为2）时，原子处于稳定结构。
二、元素周期表1、元素周期表的结构元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的。
共有 7 个横行，18 个纵行。
7 个横行称为周期，同一周期的元素原子电子层数相同，从左到右原子序数依次递增。
18 个纵行称为族，分为主族（A 族）、副族（B 族）、第Ⅷ族和 0 族。
主族元素的族序数等于最外层电子数。
2、元素周期表的分区根据元素的电子排布特点，可以将元素周期表分为 s 区、p 区、d区和 f 区。
s 区包括第ⅠA 族和第ⅡA 族，其价电子构型为 ns1-2。
p 区包括第ⅢA 族到第ⅦA 族和 0 族，其价电子构型为 ns2np1-6。
d 区包括第ⅢB 族到第ⅦB 族和第Ⅷ族，其价电子构型为（n-1）d1-10ns1-2。
f 区包括镧系和锕系元素，其价电子构型为（n-2）f0-14（n-1）d0-2ns2。
3、元素性质的周期性变化（1）原子半径同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小；同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大。
《原子的结构》知识点
《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__。
难点点拨：原子和离子的区别与联系注意：1．原子得失电子形成离子时只是核外电子发生改变，核内质子数不变。
高中化学-原子结构知识点汇总
高中化学-原子结构知识点汇总
1. 原子的组成：
- 原子由质子、中子和电子组成。
- 质子位于原子核中，带有正电荷。
- 中子也位于原子核中，没有电荷。
- 电子绕着原子核运动，带有负电荷。
2. 原子的基本性质：
- 原子的质量数等于质子数加上中子数。
- 原子的电荷数等于质子数减去电子数。
3. 原子的核结构：
- 原子核是原子的中心部分，由质子和中子组成。
- 原子中电子围绕着原子核运动。
4. 原子的电子结构：
- 电子以壳层的方式分布在原子周围。
- 第一壳层最多可容纳2个电子。
- 第二壳层最多可容纳8个电子。
- 第三壳层最多可容纳18个电子。
- 原子的化学性质主要取决于外层电子的数量和分布。
5. 原子的元素周期表：
- 元素周期表是将元素按照原子序数和元素性质分类的表格。
- 元素周期表中的每一行称为一个周期，每一列称为一个族。
- 周期表中的元素按照原子序数递增排列。
6. 原子的同位素：
- 同位素是指具有相同质子数但中子数不同的元素。
- 同位素的质量数不同，但化学性质相似。
以上是高中化学中关于原子结构的一些基本知识点。
希望对你有帮助！。
高中化学原子知识点总结
高中化学原子知识点总结一、原子基本结构1. 原子定义：原子是物质的基本单位，由原子核和围绕核的电子组成。
2. 原子核：位于原子中心，由质子和中子组成，带正电荷。
3. 电子：带有负电荷的粒子，围绕原子核运动，存在于不同的能级和轨道上。
4. 质子：带有正电荷的粒子，存在于原子核中，决定原子的核电荷数。
5. 中子：不带电荷的粒子，存在于原子核中，影响原子的质量和同位素的类型。
6. 电子云：电子在原子周围的概率分布区域，反映了电子出现的可能性。
二、原子性质1. 原子序数：表示原子核中质子的数量，决定了元素在周期表中的位置。
2. 核外电子排布：电子按照能级和轨道填充，遵循奥布定律和泡利不相容原理。
3. 电子亲和能：原子吸引一个电子的能力，与元素的电负性有关。
4. 电负性：原子吸引电子对的能力，影响化合物中键的性质。
5. 离子化能：移除原子中一个电子所需的能量，与元素的活泼性有关。
三、原子间的相互作用1. 化学键：原子之间的相互作用，包括离子键、共价键和金属键。
2. 离子键：由电荷相反的离子通过静电吸引力形成的键。
3. 共价键：两个或多个非金属原子通过共享电子对形成的键。
4. 金属键：金属原子间的电子共享，形成“电子海”。
5. 键能：形成或断裂一个摩尔化学键所需的能量。
四、同位素与放射性1. 同位素：具有相同原子序数但不同质量数的原子，即质子数相同而中子数不同。
2. 放射性同位素：不稳定的同位素，会通过放射性衰变转变为其他元素或同位素。
3. 衰变：原子核自发放出粒子或能量，转变为新原子核的过程。
4. 半衰期：放射性物质衰变到其原始量一半所需的时间。
五、原子的表示方法1. 元素符号：表示元素的缩写，如H代表氢，O代表氧。
2. 原子表示式：用元素符号和下标表示原子的组成，如H2表示氢分子。
3. 电子排布式：表示原子中电子的能级和轨道分布，如1s2表示氦原子的电子排布。
4. 化学方程式：描述化学反应的式子，如2H2 + O2 → 2H2O表示水的合成。
《原子的结构》 知识清单
《原子的结构》知识清单一、原子的概念原子是化学变化中的最小粒子。
在化学变化中，原子不可再分，而在物理变化中，原子可以再分。
二、原子的构成原子由原子核和核外电子构成。
原子核位于原子的中心，体积很小，但质量却很大，几乎集中了原子的全部质量。
原子核由质子和中子组成。
质子带一个单位的正电荷，中子不带电。
核外电子带一个单位的负电荷，在原子核外的空间做高速运动。
原子中，质子数＝核电荷数＝核外电子数。
三、质子质子是构成原子核的一种粒子，每个质子带一个单位的正电荷。
质子数决定了元素的种类。
不同元素的原子，质子数不同。
四、中子中子也是原子核的组成部分，中子不带电。
中子的数量会影响原子的质量，但一般不影响元素的种类。
五、核外电子核外电子围绕着原子核运动，它们的运动具有一定的规律性。
电子在原子核外是分层排布的，离核越近的电子能量越低，离核越远的电子能量越高。
目前已知的原子电子层最多有 7 层。
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，依次类推。
最外层电子数对原子的化学性质有着重要的影响。
当原子的最外层电子数小于 4 时，在化学反应中容易失去电子，形成阳离子；当原子的最外层电子数大于 4 时，在化学反应中容易得到电子，形成阴离子；当原子的最外层电子数为 8（氦为 2）时，原子处于相对稳定的结构。
六、相对原子质量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。
相对原子质量约等于质子数＋中子数。
相对原子质量是一个比值，单位为“1”，通常省略不写。
七、原子结构示意图原子结构示意图是用来表示原子的核电荷数和电子层排布的图示。
小圆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上的电子数。
例如，氧原子的结构示意图为：圆圈内数字为 8 ，表示氧原子的质子数为 8 ，弧线有两条，第一层有 2 个电子，第二层有 6 个电子。
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第十八章：原子结构
1
2
一、研究进程
3
汤姆孙（糟糕模型）→卢瑟福由α粒子散射实验（核式结构模型）→
4
波尔量子化模型→现代原子模型（电子云模
5
型）
6
7
二、α粒子散射实验
8
a、实验装置的组成：放射源、金箔、荧光屏
9
b、实验的结果：
10
绝大多数α粒子基本上仍沿原来的方向前进，
11
少数α粒子(约占八千分之一)发生了大角度偏转，
12
甚至超过了90o 。
13
C、卢瑟福核式结构模型内容：
14
①在原子的中心有一个很小的原子核，
15
②原子的全部正电荷和几乎全部质量集中在原子核里，
16
③带负电的电子在核外空间里旋转。
17
原子直径的数量级为m
1010-，而原子核直径的数量级约为m
1015-。
18
19
c、卢瑟福对实验结果的解释
20
21
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
22
23
力，运动几乎不改变方向。
24
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25
度散射。
26
d、核式结构的不足
27
认为原子寿命的极短；认为原子发射的光谱应该是连续的。
三、氢原子光谱 28
1、公式：)11(122n m R -=λ m=1、2、3......，对于每个m ，n=m+1,m+2,m+3 (29)
m=2时，对应巴尔末系，其中有四条可见光，一条红色光、一条是蓝靛光、 30
另外两条是紫光。
31
2、线状光谱：原子光谱（明线光谱）是线状光谱，比如霓虹灯发光。
32
3、吸收光谱（主要研究太阳光谱）：吸收光谱是连续光谱背景上出现不连续的暗线。
33
吸收谱既不是线状谱又不是带状光谱（连续光谱） 34
4、实验表明：每种原子都有自己的特征谱线。
（明线光谱中的亮线与吸收光谱中的暗线相35
对应，只是通常在吸收光谱中的暗线比明线光谱中的两线要少一些） 36
5、光谱分析原理：根据光谱来鉴别物质和确定它的化学组成。
37
6、连续光谱（带状光谱）：炽热的固体、液体或高压气体的光谱是连续光谱。
38
三、波尔模型 39
1、电子轨道量子化r=n 2r 1 ， r 1=0.053nm ——针对原子的核式结构模型提出。
40
电子绕核旋转可能的轨道是分立的。
41
2、原子能量状态量子化（定态）假设——针对原子稳定性42
提出。
43
电子在不同的轨道对应原子具有不同的能量。
原子只能处44
于一系列不连续的能量状态中，这些状态中原子是稳定的，45
电子虽然绕核旋转，但不向外辐射能量，这些状态叫定态。
46
取氢原子电离时原子能量为0，用定积分求得E 1= -13.6ev. 47
21n E E n =，E 1 = —13.6ev 48
3、原子跃迁假设（针对原子的线状谱提出） 49
电子从能量较高的定态轨道跃迁到能量较低的定态轨道时，会放出光子。
50
电子吸收光子时会从能量较低的定态轨道跃迁到能量较高的轨道。
末初E -E hv =。
51
注：电子只吸收或发射特定频率的光子完成原子内的跃迁。
如果要使电子电离，光子的能52
量 53
与氢原子能量之和大于等于零即可。
54
4、局限性 55
保留了经典粒子的观念，把电子的运动仍然看成经典力学描述下轨道运动，没有彻底摆脱
56
57
经典理论的框架。
→无法解释较为复杂原子的光谱。
58
5、现代原子模型：
59
电子绕核运动形成一个带负电荷的云团，对于具有波粒二象性的微观粒子，在一个确60
定时刻其空间坐标与动量不能同时测准，这是德国物理学家海森堡在1927年提出的著名的61
测不准原理。
62
习题
63
1、对α粒子散射实验装置的描述，你认为正确的有：（）
64
65
A．实验器材有放射源、金箔、荧光屏、显微镜
66
B．金箔的厚度对实验无影响
67
C．如果不用金箔改用铝箔，就不会发生散射现象；
68
D．实验装置放在空气中和真空中都可以
69
2、在卢瑟福的α粒子散射实验中，有极少数α粒子发生大角度偏转，其70
原因是（）
71
A．原子的正电荷和绝大部分质量集中在一个很小的核上
72
B．正电荷在原子中是均匀分布的
73
C．原子中存在着带负电的电子
74
D．原子只能处于一系列不连续的能量状态中
75
3、在α粒子散射实验中，如果两个具有相同能量的α粒子，从不同大小的角度
散射出来，则散射角度大的这个α粒子（）
76
77
A．更接近原子核B．更远离原子核．
78
C．受到一个以上的原子核作用D．受到原子核较大的冲量作用
79
4、卢瑟福通过对a粒子散射实验结果的分析，提出
80
A．原子的核式结构模型 B．原子核内有中子存在．
81
C．电子是原子的组成部分 D．原子核是由质子和中子组成的．
5、图中的圆点代表α粒子散射实验中的原子核，带箭头的曲线代表α粒子的径
82
83
迹，其中不可能发生的是：（）
84
6、根据α粒子散射实验，卢瑟福提出了原子的核式结构模型，图中虚线表示原85
子核所形成的电场的等势线，实线表示一个α粒子的运动轨迹。
在α粒子从a 86
运动到b 、再运动到c 的过程中，下列说法正确的是( ) 87
A ．动能先增大，后减小 88
B ．电势能先减小，后增大 89
C ．电场力先做负功，后做正功，总功等于零 90
D ．加速度先变小，后变大 91
92
7、用光子能量为E 的单色光照射容器中处于基态的一群氢原子。
停止照射后，发93
现该容器内的氢能够释放出三种不同频率的光子，它们的频率由低到高依次为ν1、94
ν2、ν3，由此可知，开始用来照射容器的单色光的光子能量可以表示为：①hν1；95
②hν3；③h (ν1+ν2)；④h (ν1+ν2+ν3) 以上表示式中
96 97
A ．只有①③正确
B ．只有②正确 98
C ．只有②③正确
D ．只有④正确 99
8、现有1200个氢原子被激发到量子数为4的能级上，若这些受激氢原子最后100
都回到基态，则在此过程中发出的光子总数是多少？假设处在量子数为n 的激101
发态的氢原子跃迁到各较低能级的原子数都是处在该激发态能级上的原子总数102 的11
-n 。
103
A ．2200
B ．2000
C ．1200
D ．2400 104
9、氢原子处于基态时，原子的能量为eV 6.131-=E ，问： 105
（1）氢原子在n =4的定态时，可放出几种频率的光？其中最小频率等于多106
少Hz ？ 107
（2）若要使处于基态的氢原子电离，至少要用多大频率的电磁波照射此原108
子？ 109
110
111
10、对于基态氢原子，下列说法正确的是（ ）
112 1 2 3
v 3 v 2
v 1
A、它能吸收10.2eV的光子
B、它能吸收11eV的光子
113
C、它能吸收14eV的光子
D、它能吸收具有11eV动能的电子的部分114
动能
115
11、设氢原子的基态能量为E
1。
某激发态的能量为E，则当氢原子从这一激发态
116
跃迁到基态
117
时，所________________（填“辐射”或“吸收”）的光子在真空中的波118
长为________。
119
120
12、一些氢原子都处于量子数n=4的激发态，这些氢原子在能级跃迁时
121
（1）能释放出多少种频率不同的光子？
122
（2）在这些光子波长中的最小值是多少？请画能级图来回答这些问题
123
124
125。