原子结构知识点总结
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。
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- 原子是物质最小的基本单位，由原子核和电子构成。
- 原子核包含了质子和中子，质子带正电荷，中子不带电荷。
- 电子带负电荷，围绕原子核的轨道上运动。
2. 原子尺寸- 原子的尺寸非常小，一般以皮米（pm）为单位来表示。
- 原子的尺寸可以通过原子的半径来表示，常用皮米或安格斯特罗姆（Å）作为单位。
3. 原子质量- 原子的质量可以通过质子和中子的质量总和来表示。
- 原子的质量一般以原子质量单位（amu）来表示。
4. 元素周期表- 元素周期表是一种按照元素的原子序数（或原子数）排列而成的表格。
- 元素周期表按照元素的化学性质和电子结构进行分组和分类。
- 元素周期表包含了元素的基本信息，如元素符号、原子序数、原子质量等。
5. 原子的能级和电子排布- 原子中的电子分布在不同能级上，能级从内到外依次增加。
- 每个能级最多可以容纳一定数量的电子，第一能级最多容纳2个电子，第二能级最多容纳8个电子，以此类推。
- 电子的排布遵循一定的顺序和规律，如填充顺序、分区原则等。
6. 原子的离子与化合价- 原子可以失去或获得电子形成带电的离子。
- 失去电子的原子形成正离子（阳离子），获得电子的原子形成负离子（阴离子）。
- 原子的化合价是指原子与其他原子形成化合物时发生电荷转移的能力。
7. 同位素- 同位素是指原子核中质子数相同、中子数不同的同类原子。
- 同位素具有相同的化学性质，但物理性质和放射性性质可能会有所不同。
- 同位素常用质量数来表示，即中子数加上质子数的总和。
以上是高中化学中关于原子结构的知识点的汇总。
希望对你有帮助！。
(完整版)原子结构知识点汇总
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：1λ＝R(122－1n2)(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》知识点汇总四、玻尔的原子模型1．轨道量子化(1)原子中的电子在库仑引力的作用下，绕原子核做圆周运动．(2)电子运行轨道的半径不是任意的，也就是说电子的轨道是量子化的(3)电子在这些轨道上绕核的转动是稳定的，不产生电磁辐射．2．定态(1)当电子在不同轨道上运动时，原子处于不同的状态，原子在不同的状态中具有不同的能量，即原子的能量是量子化的，这些量子化的能量值叫做能级．(2)原子中这些具有确定能量的稳定状态，称为定态．(3)基态：原子能量最低的状态称为基态，对应的电子在离核最近的轨道上运动，氢原子基态能量E1＝－13.6 eV.(4)激发态：较高的能量状态称为激发态，对应的电子在离核较远的轨道上运动．3．频率条件与跃迁当电子从能量较高的定态轨道(其能量记为E m)跃迁到能量较低的定态轨道(能量记为E n，m＞n)时，会放出能量为hν的光子，该光子的能量hν＝E m－E n，该式称为频率条件，又称辐射条件．(1)能级图中的横线表示氢原子可能的能量状态——定态．(2)横线左端的数字“1,2,3，…”表示量子数，右端的数字“－13.6，－3.4，…”表示氢原子的能级．(3)相邻横线间的距离，表示相邻的能级差，量子数越大，相邻的能级差越小．(4)带箭头的竖线表示原子由较高能级向较低能级跃迁，原子跃迁条件为hν＝E m－E n. 注：（1）电子轨道半径越大，电子绕核运动的动能越小．(2)当电子的轨道半径增大时，库仑引力做负功，原子的电势能增大，反之，电势能减小．(3)电子的轨道半径增大时，说明原子吸收了光子，从能量较低的轨道跃迁到了能量较高的轨道上．即电子轨道半径越大，原子的能量越大．4．解释氢原子光谱的不连续性原子从高能级向低能级跃迁时放出的光子的能量等于前后两个能级之差，由于原子的能级是分立的，所以放出的光子的能量也是分立的，因此原子的发射光谱只有一些分立的亮线．5．解释不同原子具有不同的特征谱线不同的原子具有不同的结构，能级各不相同，因此辐射(或吸收)的光子频率也不相同．五、玻尔理论的局限性1．成功之处玻尔理论第一次将量子观念引入原子领域，提出了定态和跃迁的概念，成功解释了氢原子光谱的实验规律．2．局限性保留了经典粒子的观念，把电子的运动仍然看做经典力学描述下的轨道运动．3．电子云原子中的电子没有确定的坐标值，我们只能描述电子在某个位置出现概率的多少，把电子这种概率分布用疏密不同的点表示时，这图象就像云雾一样分布在原子核周围，故称电子云．六、对玻尔原子模型的理解1．氢原子的半径公式rn＝n2r1(n＝1,2,3，…)，其中r1为基态半径，又称玻尔半径，r1＝0.53×10－10 m.2．氢原子的能级公式氢原子的能级公式：E n＝1n2E1(n＝1,2,3，…)，其中E1为基态能量，E1＝－13.6 eV.3．大量处于n激发态的氢原子向基态跃迁时，最多可辐射2)1(nn种不同频率的光，一个处于激发态的氢原子向基态跃迁时，最多可辐射(n－1)种频率的光子．。
原子的结构知识点归纳
原子的结构知识点归纳
原子的结构知识点归纳如下：
1. 原子的组成：原子由原子核和绕核运动的电子构成。
2. 原子核：原子核由带正电荷的质子和不带电荷的中子组成。
质子数决定了原子的元素种类，也决定了原子核所带的核电荷数。
3.电子：电子是负电荷粒子，围绕在原子核外部的电子云中。
电子的数量与质子数相等，使得原子整体呈电中性。
4. 能层、能级和电子轨道：电子云中存在着多个能层或称为能级，每个能层又包含多个电子轨道。
不同能级上的电子具有不同的能量和运动状态。
5.电子排布规则：电子按一定的规则填充在不同的能级和轨道中，最低能级的轨道首先被填满。
常用的电子排布规则有阿尔尼奥规则和洪特规则等。
6. 层次结构：原子的层次结构由内向外依次为K层、L层、M层等。
每个能层最多容纳一定数量的电子，第一能层(K层)最多容纳2个电子，第二能层(L层)最多容纳8个电子，依此类推。
7.同位素：同一个元素的原子，质子数相同但中子数不同的情况下，称为同位素。
同位素具有相同的化学性质，但具有不同的物理性质和相对原子质量。
8. 原子序数：原子序数指的是元素周期表中元素的序号，也等于元素的质子数。
原子序数决定了元素的化学性质和排列顺序。
以上是关于原子的结构知识点的归纳总结。
原子结构知识点
原子结构知识点原子是构成物质的最基本单位，了解原子结构的知识是理解化学和物理学的基础。
本文将介绍原子的基本结构以及与之相关的重要概念和理论。
1. 原子的组成原子由带正电荷的质子、不带电荷的中子和带负电荷的电子组成。
质子和中子位于原子核中心的质子核内，电子则在质子核外围的电子云中运动。
2. 元素和原子序数元素是由原子组成的。
每个元素都有一个独特的原子序数，即其原子核中质子的数量。
例如，氢的原子序数为1，氧的原子序数为8。
3. 原子质量原子质量等于其质子和中子的总质量。
通常以原子质量单位（amu）表示，其中氢的质量被定义为1 amu。
相对原子质量是相对于碳-12同位素而言的，碳-12被定义为12 amu。
4. 原子结构模型有许多原子结构模型，其中最著名的是波尔模型。
根据波尔模型，电子绕着原子核以特定能级（轨道）运动。
每个电子能级有固定的能量。
5. 电子排布根据泡利不相容原理，每个电子的量子状态是唯一的。
每个电子在能级中的能量和位置是不同的。
根据能级填充顺序，电子遵循阜那诺定律、洪特规则和保里排斥原理。
6. 原子间互作用物质的性质很大程度上取决于原子间的相互作用。
这些相互作用包括离子键、共价键和金属键。
离子键通过正负电荷之间的相互吸引力来形成，共价键则通过电子对之间的共享来形成。
7. 常见原子结构理论量子力学为理解原子结构和行为提供了理论基础。
包括德布罗意假设、波函数和薛定谔方程等理论。
这些理论描述了电子在原子中的运动轨迹和能级分布。
8. 原子光谱原子的结构和能级导致原子能够吸收和发射特定波长的电磁辐射，形成了原子光谱。
原子光谱可以用来确定元素的存在、深入研究原子结构和进一步理解光和能量的关系。
总结原子结构是一个广泛而深奥的领域，涉及物理、化学和量子力学等多个学科。
了解原子的组成、电子排布和原子间互作用等知识点，可以帮助我们更好地理解化学反应、物质性质以及电子结构的重要性。
通过研究原子结构，我们可以洞察微观世界的奥秘，并将其应用于生活和科学研究中。
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。
原子的结构知识点
原子的结构知识点原子结构知识点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- 组成：原子核由质子和中子组成，统称为核子。
- 质子：带有正电荷，质量约为1个原子质量单位（u）。
- 中子：不带电，质量与质子相近，也约为1 u。
3. 电子- 带有负电荷，质量极小，约为1/1836 u。
- 电子在原子核外围按照特定的能级和轨道运动。
4. 能级和轨道- 能级：电子所处的能量状态，通常用主量子数n表示，n的值越大，电子与原子核的距离越远，能量越高。
- 轨道：电子在空间中运动的轨迹，由角量子数l和磁量子数m决定。
5. 量子数- 主量子数（n）：决定电子的能级，取值为正整数（1, 2,3, ...）。
- 角量子数（l）：决定电子轨道的形状，取值范围从0到n-1。
- 磁量子数（m）：决定电子轨道在空间中的具体位置，取值范围从-l到+l，包括0。
- 自旋量子数（s）：描述电子自旋状态，取值为+1/2或-1/2。
6. 原子的化学性质- 化学性质主要由原子最外层电子（价电子）的数量决定。
- 原子通过共享、转移或重新排列价电子来形成化学键。
7. 原子符号- 原子符号表示元素的化学符号，左上角表示原子序数（质子数），左下角表示原子质量数（质子数+中子数）。
8. 同位素- 同位素是具有相同原子序数（质子数相同）但不同质量数（中子数不同）的原子。
9. 原子的结合能- 结合能是指将原子核中的核子（质子和中子）从原子核中分离出来所需的能量。
- 结合能越大，原子核越稳定。
10. 原子光谱- 原子光谱是由于电子在能级间跃迁时发射或吸收特定频率的光而产生的。
- 每种元素的原子光谱都是独特的，可用于识别和分析元素。
11. 原子的电离- 电离是指原子或分子失去或获得电子的过程。
- 电离能是指移除一个电子所需的最小能量。
12. 原子的放射性- 放射性原子通过放射性衰变过程自发地转变为其他元素的原子。
- 放射性衰变有三种类型：α衰变、β衰变和γ衰变。
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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。
②n只能取正整数3,4,5…,不能取连续值，反映了氢原子光谱波长的分立特征（线状谱）。
巴耳末系:一系列符合巴耳末公式的光谱线
三、经典理论的困难
无法解释原子的稳定性，又无法解释原子光谱的分立特征
波尔的原子模型
一、波尔原子理论的基本假设
1、轨道量子化与定态
①电子的轨道是量化的。
②定态：原子中具有确定能量的稳定状态。
当电子在不同的轨道上运动时，原子处于不同的状态。
玻尔指出，原子在不同的状态中具有不同的能量。
因此、原子的能量是量子化的。
这些量子化的能量值叫做能级。
基态：能量最低的状态(离核最近)
激发态：其他的能量状态
2、频率条件——解释原子分立谱线
当电子从能量较高的定态轨道（设能量为Em）跃迁到能量较低的定态轨道（设能量为En）时，会放出能量为hv的光子.
(m>n)
反之，当电子吸收光子时会从较低的能量态跃迁到较高的能量态，吸收的光子的能量同样由频率条件决定。
二、波尔理论对氢光谱的解释
波尔运用经典电磁学和经典李颉的理论，可以计算氢原子中电子的可能轨道半径以及相应的能量。
由
由于不同的原子具有不同的结构，能级各不相同，因此辐射的光子频率（颜色）也不相同。
这就是不同元素的原子具有不同的特征谱线的原因，所以我们可以看到多彩的霓虹灯。
三、波尔模型的局限性
1、成功：将量子观念引入原子领城，提出了定态和跃迁的概念。
2、不足：把电子的运动看做经典力学描述下的轨道运动。
实际上，原子中电子的坐标没有确定的值。
因此，我们只能说某时刻电子在某点附近单位体积内出现的概率是多少。
3、电子云——用小黑点的疏密来代表电子在各处单位体积出现的几率大小。