原子结构（讲义）
一、知识点睛
1.核外电子排布
（1）各电子层的符号表示如下：
电子层数（n） 1 2 3 4 5 6 7
电子层符号K L M N O P Q
电子能量与其离核远近的关系距原子核由近至远
电子能量由____至____
（2）核外电子排布的一般规律：
①先排布在能量最低的电子层里，即先排布K层，当K层排满后，再排
布_____层；
②每层最多容纳的电子数为_____；
③最外层电子数不超过_____个（当K层为最外层时不超过____个）。
④次外层电子数不超过_____个。
（3）元素的性质与最外层电子的关系：
①原子得失电子
②元素的化合价
2.构成原子的微粒
①质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
②核电荷数=质子数=核外电子数
③原子的相对原子质量≈质量数
3.核素、同位素、元素
（1）核素：具有一定数目______和一定数目_____的一种_______。即核素的种类是由_______________决定的。
（2）同位素：_______数相同而_______数不同的同一种元素的不同核素互为同位素。同位素的化学性质几乎完全相同。
（3）核素、同位素、元素之间的关系
①一种元素可以有不同的核素；
②同种元素的不同核素之间互为同位素；
③核素和同位素指的都是原子。
二、精讲精练
1.下列原子的核外电子排布正确的是（）
A ．①②
B ．②④
C ．③⑤
D ．②⑤ 2. 请写出以下结构示意图表示的微粒符号。
_____ _____ _____ _____ 3. 下列叙述正确的是（ ）
A ．电子的能量越低，运动区域离原子核越远
B ．K 层的电子比L 层电子的能量高
C ．稀有气体元素原子的最外层都排有8个电子
D ．当M 层是最外层时，原子核外最多可排布18个电子
4. 两种元素原子的核外电子层数之比与最外层电子数之比相等，则在前10号
元素中，满足上述关系的有（ ）
A ．1对
B ．2对
C ．3对
D ．4对
5. 今有A 、B 两种原子，A 原子的M 层比B 原子的M 层少3个电子，B 原子的
L 层电子数恰为A 原子L 层电子数的2倍。则A 、B 分别是（ ） A ．He 和B B ．C 和Cl C ．Na 和Si D ．C 和Al
6. 请利用原子结构的知识解释：在硫化钠中，钠元素显+1价，硫元素显-2价。
7. 下列关于铱（19277
Ir ）的说法错误的是（ ） A ．质子数77 B ．质量数为192 C ．中子数与质子数差为38 D ．核外电子数为115
8. 已知R 2+核外有a 个电子，b 个中子。表示R 原子的符号正确的是（ ）
A ．R b
a B ．2R a+b
a+ C ．
2
2
R a+b+a+ D ．
22
R a+b-a- 9. 已知R 2 核外有a 个电子，b 个中子。表示R 原子的符号正确的是（ ）
A ．R b a
B ．2R a+b
a+ C ．
22
R a+b+a+ D ．
22
R a+b-a-
10. 某些花岗岩会产生氡（22286
Rn ），对人体产生伤害。请回答：
（1）该原子的质量数为_______，中子数为________。（2）请补全Rn的原子结构示意图。
（3）请根据Rn的原子结构预测氡气的化学性质（）A．非常活泼，容易与氧气等非金属单质反应
B．比较活泼，能与钠等金属反应
C．不活泼，很难与其他物质发生反应
11.我国稀土资源丰富。下列有关稀土元素144
62Sm和150
62
Sm的说法正确的是
（）
A．它们互为同位素
B．它们的质量数相同
C．它们是同一种核素
D．它们的核外电子数和中子数均为62
12.“玉兔”号月球车用238
94Pu作为热源材料。下列关于238
94
Pu
的说法正确的是（）
A．238
94Pu与238
92
U互为同位素
B．238
94Pu与239
94
Pu具有相同的中子数
C．238
94Pu与238
92
U具有完全相同的化学性质
D．238
94Pu与239
94
Pu具有相同的最外层电子数
13.对于和两种粒子，下列叙述正确的是（）
A．质子数一定相同，质量数和中子数一定不相同
B．化学性质几乎相同
C．一定都是由质子、中子、电子构成
D．核电荷数、核外电子数一定相同
14.现有下列粒子：1H、2H、3H、1H+、48K、48Ca、14N、13C。回答下列问题：
（1）其中，它们分属_______种元素，属于氢元素的核素有_______种，互为同位素的原子分别为____________。
（2）质量数相等，但不能互称同位素的是_____和_____。
（3）中子数相等，但是质子数不相等的是_____和_____。
15.请回答下列问题：
（1）16O、18O是氧元素的两种核素，则：
①16O2中有_____个质子、_____个中子。
②0.5 mol 18O2中有_____N A个质子、_____ N A个中子。
（2）35Cl、37Cl是氯元素的两种核素，则：
①标况下，3.5 g 35Cl2气体的体积是_________。
②35Cl、37Cl相互结合成氯气，可得到到的氯分子有
_____种。
（3）9.2 g金属钠投入到足量的重水（D2O）中，则产生的
气体中含有_____mol分子、_____ mol质子、____ mol
中子。
【参考答案】
一、知识点睛
1.（1）低高
（2）①L ②2n2③8 2 ④18
3.（1）质子中子原子质子数和中子数
（2）质子中子
二、精讲精练
1. D
2.O Mg2+Cl-Ar
3. D
4. B
5. D
6.钠原子最外层只有1个电子，易失去这个电子形成+1价的Na+，达到8电子
稳定结构；硫原子最外层有6个电子，易得到2个电子形成-2价的S2-，达
到8电子稳定结构。
7. D
8. C
9. D
10.（1）222 136
（2）
（3）C
11.A
12.D
13.A
14.（1）5 3 1H、2H、3H
（2）48K 48Ca
（3）14N 13C
15.（1）①16 16 ②8 10
（2）①1.12L 3
（3）0.2 0.4 0.4
微观结构与物质的多样性 ⑴已知短周期元素的离子：a A2+、b B+、c C3-、d D-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＞B＞D＞C B、原子序数d＞c＞b＞a C、离子半径C＞D＞B＞A D、单质的还原性A＞B＞D＞C ⑵质量数为23，中子数为12的原子的原子结构示意图： ⑶甲、乙两种非金属：①甲比乙容易与H2化合；②甲原子能与乙阴离子发生氧化还 原 反应得到乙单质；③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应的 水化物酸性强；④与某金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多；⑤甲的单质熔沸点比乙 的低。能说明甲比乙的非金属性强的是。 ⑷元素最高氧化物对应的水化物为H2XO3，它的气态氢化物为（） A、HX B、H2X C、XH3 D、XH4 ⑸一些科学家预言，存在稳定的超重元素，如：中子数为184的原子，它位于元素周期 表第七周期，第ⅣA族。由此，下列说法正确的是（） A、第七周期有50种元素 B、该原子的质子数是184 C、该元素的相对原子质量是298 D、该原子核外有114个电子 ⑹在短周期元素中，原子最外电子层只有1个或2个电子的元素（） A、是非金属元素 B、是稀有气体元素 C、是金属元素 D、无法确认为哪一类元素 ⑺X、Y、Z、W四种元素在元素周期表中序数逐渐增大。X为非金属元素，且X、W同主族， Y、Z为同周期的相邻元素。W原子的质子数等于Y、Z原子最外层电子数之和。Y的氢化 物分子中有3个共价键。Z原子最外层电子数是次外层电子数的3倍。试推断： ①X、Y、Z的元素符号分别是： ②有X、Y、Z所形成的离子化合物是它与W的最高价氧化物对应水化物 的溶液加热时反应的离子方程式是 ⑻X、Y、Z均为短周期元素，它们的原子核外最外层电子数依次为1、6、6，Z位于Y的 上一周期，则X、Y、Z三种元素形成的某种化合物的化学式可能为（） A、X2YZ4 B、 XY2Z3 C、 X3YZ4 D、X3YZ3 ⑼下列说法正确的是（） A.离子键就是使阴、阳离子结合成化合物的静电引力 B.所有金属与所有非金属原子之间都能形成离子键 C.在化合物CaCl2中，两个氯离子之间也存在离子键 D.含有离子键的化合物一定是离子化合物 ⑽列物质中，只存在共价键的是（） A、Ne B、NaOH C、SO2 Na2O
第4节玻尔的原子模型 1.丹麦物理学家玻尔提出玻尔原子理论的基本假设。(1)定态假设：原子只能处于一系列不连续的能量状态之 中，这些状态中能量是稳定的。 (2)跃迁假设：原子从一个定态跃迁到另一个定态，辐射或 吸收一定频率的光子。hν＝Em－En。 (3)轨道假设：原子的不同能量状态跟电子沿不同的圆形轨 道绕核运动相对应。 2．氢原子的轨道半径rn＝n2r1，n＝1,2,3，… 氢原子的能量：En＝1 n2 E1，n＝1,2,3，… 一、玻尔原子理论的基本假设 1．玻尔原子模型 (1)原子中的电子在库仑力的作用下，绕原子核做圆周运动。 (2)电子绕核运动的轨道是量子化的。 (3)电子在这些轨道上绕核的转动是稳定的，且不产生电磁辐射。 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作能级。 (2)原子中这些具有确定能量的稳定状态，称为定态。能量最低的状态叫作基态，其他的状态叫作激发态。 3．跃迁 (1)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，这个光子的能量由前、后两个能级的能量差决定，即hν＝E m－E n，该式被称为频率条件，又称辐射条件。 (2)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、玻尔理论对氢光谱的解释
1．解释巴耳末公式 (1)按照玻尔理论，从高能级跃迁到低能级时辐射的光子的能量为hν＝E m－E n。 (2)巴耳末公式中的正整数n和2正好代表能级跃迁之前和之后所处的定态轨道的量子数n和2。并且理论上的计算和实验测量的里德伯常量符合得很好。 2．解释氢原子光谱的不连续性 原子从较高能级向低能级跃迁时放出光子的能量等于前后两个能级差，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。 3．解释气体导电发光 通常情况下，原子处于基态，基态是最稳定的，原子受到电子的撞击，有可能向上跃迁到激发态，处于激发态的原子是不稳定的，会自发地向能量较低的能级跃迁，放出光子，最终回到基态。 4．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。 三、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，这种图像就像云雾一样分布在原子核周围，故称电子云。 1．自主思考——判一判 (1)玻尔的原子结构假说认为电子的轨道是量子化的。(√) (2)电子吸收某种频率条件的光子时会从较低的能量态跃迁到较高的能量态。(√) (3)电子能吸收任意频率的光子发生跃迁。(×) (4)玻尔理论能很好地解释氢光谱为什么是一些分立的亮线。(√) (5)巴耳末公式是玻尔理论的一种特殊情况。(√) (6)玻尔理论能成功地解释氢光谱。(√) (7)电子云就是原子核外电子的分布图。(×) 2．合作探究——议一议
第1讲磁原子和星系 【知识要点】 一、磁体 1．物体能够吸引铁、钴、镍等物质的性质叫做磁性，具有磁性的物体叫做磁体。 2．磁体上磁性最强的部分叫做磁极，每一个磁体都有两个磁极，分别是N极（北极）和S极（南极）。 3．同名磁极相互排斥，异名磁极相互吸引。 二、磁场 1．磁体周围存在着一种看不见摸不着的物质叫做磁场，磁体之间的相互作用力就是通过磁场来传递的。 2．磁场是有方向的，放在磁场中的某一点的，可以自由转动的小磁针静止时N极所指的方向就是这一点磁场方向。3．磁感应线是人们为了方便、直观、形象地描述磁场分布情况的假想曲线，磁体外部的磁感应线总是从磁体的N极出来，回到磁体的S极。 常见的磁感应线分布图 三、电流的磁场 1．著名的奥斯特实验首先表明了电流周围存在着磁场，即电流具有磁效应。 2．通电螺线管周围存在着磁场，其对外相当于一个条形磁铁。 3．右手螺旋定则 a．对于通电直导线：用右手握住导线，大拇指指向电流方向，那么弯曲的四指就表示导线周围磁场的方向； b．对于通电螺线管：用右手握住通电螺线管，弯曲的四指指向电流方向，那么大拇指所指的一端就是通电螺线管的N极。 四、原子 1．物质构成了物体，组成物质的最小微粒是分子，分子是由原子组成。 2．原子模型的建立过程 a．英国物理学家汤姆发现原子中存在着电子，建立了原子的“葡萄干蛋糕模型”； 他认为整个原子就好像是一个均匀分布的正电荷的蛋糕，而电子则是一颗颗嵌在其中的葡萄干。 b．英国物理学家卢瑟福的α粒子散射实验，建立了原子的“行星模型”； 在原子的中心有一个很小的原子核（恒星），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（行星）在核外空间里绕核高速旋转。 c．奥地利物理学家薛定谔根据量子理论，建立了原子的“电子云模型”。 *电子云是电子在原子核外空间概率密度分布的形象描述，电子在原子核外空间的某区域出现，好像带负电荷的云笼罩在原子核的周围，人们形象地称它为“电子云”。电子云模型是目前认为最科学的原子模型。
第1讲 原子结构 [考纲要求] 1.掌握元素、核素、同位素、相对原子质量、相对分子质量、原子构成、原子核外电子排布的含义。2.掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。3.掌握1～18号元素的原子结构示意图的表示方法。 考点一 原子构成 1.构成原子的微粒及作用 原子(A Z X )????? 原子核? ??? ? 质子(Z 个)——决定元素的种类中子[(A －Z )个] 在质子数确定后 决定原子种类同位素核外电子(Z 个)——最外层电子数决定元素的化学性质 2.微粒之间的关系 (1)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－阳离子所带的电荷数； (4)阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数。 3.一个信息丰富的符号 深度思考 1.有5种单核粒子，它们分别是4019□、4018□、4019□＋ 、4020□2＋ 、41 20□(“□”内元素符号未写出)， 则它们所属元素的种类有________种。 答案 3 解析 质子数决定元素种类，质子数有19、18、20共3种，所以它们所属元素的种类有3种。 2.判断正误，正确的划“√”，错误的划“×” (1)34S 原子核内中子数为16 ( ) (2)2H ＋ 核外电子数为2 ( ) (3)1H 182O 的摩尔质量为20 g·mol －1 ( ) (4)13C 和15N 核内中子数相差1 ( ) (5)H 3O ＋ 和OH － 中具有相同的质子数和电子数 ( ) (6)O 2－ 2和S 2 － 具有相同的质子数和电子数 ( ) 答案 (1)× (2)× (3)√ (4)√ (5)× (6)√
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 （1）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下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。 （PS：构造原理并非4s 能级比3d 能级能量低，而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。） （2）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。 （3）泡利（不相容）原理：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，这个规则叫洪特规则。比如，p3 的轨道式为，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 2s 22p 0、12Mg 3s 23p 0、20Ca 4s 23d 0；半充满状态的有：7N 2s 22p 3、15P 3s 23p 3、24Cr 3d 54s 1、25Mn 3d 54s 2、33As 4s 24p 3；全充满状态的有 10Ne 2s 22p 6、18Ar 3s 23p 6、29Cu 3d 104s 1、30Zn 3d 104s 2、36Kr 4s 24p 6。 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 ：1s 22s 22p 63s 23p 64s 1。 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]4s 1。 （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 分区元素分布外围电子排布元素性质特点 s 区ⅠA 族、ⅡA 族 及 He 元素ns 1~2除氢、氦外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应 p 区ⅢA~ⅦA 族、0 族（除氦外）ns 2np 1~6通常是最外层电子参与反应 d 区ⅢB~ⅦB 族、Ⅷ(除镧系、锕系外) (n-1)d 1~9ns 1~2 d 轨道可以不同程度地参与化学键的形成ds 区ⅠB 族、ⅡB 族(n-1)d 10ns 1~2 金属元素 f 区 镧系、锕系 (n-2)f 0~14(n-1)d 0~2 ns 2 镧系元素化学性质相近、锕系元素化学性质相近 根据核外电子排布，可确定：①分区 ②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点 ③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。 如：某元素的外围电子排布为 4s24p4，由此可知，该元素位于 p 区，为第四周期ⅥA 族元素。即最大 ↑↓↑
第1讲原子结构氢原子光谱 板块一主干梳理·夯实基础 【知识点1】氢原子光谱Ⅰ 1．原子的核式结构 (1)电子的发现：英国物理学家J.J.汤姆孙发现了电子。 (2)α粒子散射实验：1909～1911年，英国物理学家卢瑟福和他的助手进行了用α粒子轰击金箔的实验，实验发现绝大多数α粒子穿过金箔后基本上仍沿原来的方向前进，但有少数α粒子发生了大角度偏转，偏转的角度甚至大于90°，也就是说它们几乎被“撞”了回来。 (3)原子的核式结构模型：在原子中心有一个很小的核，原子全部的正电荷和几乎全部质量都集中在核里，带负电的电子在核外空间绕核旋转。 2．光谱 (1)光谱 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，即光谱。 (2)光谱分类 有些光谱是一条条的亮线，这样的光谱叫做线状谱。有的光谱是连在一起的光带，这样的光谱叫做连续谱。 (3)氢原子光谱的实验规律 巴耳末线系是氢原子光谱在可见光区的谱线，其波长公式1 λ＝R? ? ? ? 1 22－ 1 n2，(n＝3,4,5，…)，R 是里德伯常量，R＝1.10×107 m－1，n为量子数。 【知识点2】氢原子的能级结构、能级公式Ⅰ 1．玻尔理论 (1)定态：原子只能处于一系列不连续的能量状态中，在这些能量状态中原子是稳定的，电子虽然绕核运动，但并不向外辐射能量。 (2)跃迁：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，光子的能量由这两个定态的能量差决定，即hν＝E m－E n。(h是普朗克常量，h＝6.63×10－34 J·s) (3)轨道：原子的不同能量状态跟电子在不同的圆周轨道绕核运动相对应。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。 2．基态和激发态 原子能量最低的状态叫基态，其他能量较高的状态叫激发态。 3．氢原子的能级图
初中化学原子分子离子 讲义 文档编制序号：[KKIDT-LLE0828-LLETD298-POI08]
原子、分子、离子 知识点1：原子核外电子的排布 1、核外高速运动的电子是按能量由低到高，离核由近至远的顺序分层排布的 核外电子的运动状况： 电子层数：一二三四五六七…… 电子能量：逐渐升高 离核距离：逐渐增大 2、原子结构示意图： 核电荷数＝质子数＝电子数 相对原子质量≈质子数+中子数 3、元素周期表 元素：具有相同核电荷数(即质子数)的一类原子的总称 元素周期表与原子结构的关系： ①同一周期的元素原子的电子层数相同，电子层数＝周期数 ②同一族的元素原子的最外层电子数相同，最外层电子数＝主族数 ②原子最外层电子数为8（氦为2）的结构称为稳定结构。 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：离子的形成 1、定义：带电的原子或原子团叫离子.（原子团：常作为一个整体参加反应的原子集团） 2、分类： （1）阳离子：带正电荷的离子（原子失电子） （2）阴离子：带负电荷的离子（原子得电子） 3、离子的表示方法： （1）离子符号：（离子符号歪戴帽，先写数字后写号）Na+、Cl－、O2－、2Mg2+ Mg2+——表示镁离子（一个镁离子） 2Mg2+：小2表示每个镁离子带两个单位的正电荷，大2表示两个镁离子 离子符号表示的意义：表示离子（或一个离子） 离子符号前面的化学计量数（系数）表示离子的个数； （2）离子结构示意图：（特点：最外层稳定结构） 阳离子：质子数>电子数 阴离子：质子数<电子数
江苏专版高考物理一轮复习第十一章第3节原子结构与 原子核讲义含解析 原子结构与原子核 (1)原子中绝大部分是空的，原子核很小。(√) (2)核式结构学说是卢瑟福在α粒子散射实验的基础上提出的。(√) (3)氢原子光谱是由一条一条亮线组成的。(√) (4)玻尔理论成功地解释了氢原子光谱，也成功地解释了氦原子光谱。(×) (5)按照玻尔理论，核外电子均匀分布在各个不连续的轨道上。(×) (6)人们认识原子具有复杂结构是从英国物理学家汤姆孙研究阴极射线发现电子开始的。(√) (7)人们认识原子核具有复杂结构是从卢瑟福发现质子开始的。(×) (8)如果某放射性元素的原子核有100个，经过一个半衰期后还剩50个。(×) (9)质能方程表明在一定条件下，质量可以转化为能量。(×)
突破点(一) 原子的核式结构 1．汤姆孙原子模型 (1)电子的发现：1897年，英国物理学家汤姆孙通过对阴极射线的研究发现了电子。电子的发现证明了原子是可再分的。 (2)汤姆孙原子模型：原子里面带正电荷的物质均匀分布在整个原子球体中，而带负电的电子镶嵌在球内。 2．α粒子散射实验 (1)α粒子散射实验装置 (2)α粒子散射实验的结果：绝大多数α粒子穿过金箔后基本上仍沿原来的方向前进，但少数α粒子穿过金箔后发生了大角度偏转，极少数α粒子甚至被“撞了回来”。 3．原子的核式结构模型 (1)α粒子散射实验结果分析 ①核外电子不会使α粒子的速度发生明显改变。 ②汤姆孙模型不能解释α粒子的大角度散射。 ③绝大多数α粒子沿直线穿过金箔，说明原子中绝大部分是空的；少数α粒子发生较大角度偏转，反映了原子内部集中存在着对α粒子有斥力的正电荷；极少数α粒子甚至被“撞了回来”，反映了个别α粒子正对着质量比α粒子大得多的物体运动时，受到该物体很大的斥力作用。 (2)原子的核式结构模型 在原子的中心有一个很小的核，叫原子核，原子的所有正电荷和几乎所有质量都集中在原子核里，带负电的电子在核外绕核旋转。 (3)核式结构模型的局限性 卢瑟福的原子核式结构模型能够很好地解释α粒子散射实验现象，但不能解释原子光谱是特征光谱和原子的稳定性。 [题点全练] 1．在α粒子散射实验中，电子对α粒子运动的影响可以忽略。这是因为与α粒子相比，电子的( ) A．电量太小B．速度太小 C．体积太小D．质量太小
课时提升作业 原子结构与性质(45分钟100分) 1.(18分)有四种前四周期的元素，它们的结构、性质等信息如下表所述： 元素结构、性质等信息 A 是应用最广泛的金属 B 是第3周期元素，其最高价氧化物的水化物呈两性 C 元素的气态氢化物极易溶于水，可用作制冷剂 是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物也是自来D 水生产过程中常用的消毒杀菌剂 请根据表中信息填写：世纪金榜导学号30682445 (1)A原子的核外电子排布式为_____________________________。 (2)B元素在周期表中第________族。 (3)C原子的基态电子排布图是______________， 其原子核外有________个未成对电子，能量最高的电子为________轨道上的电子，其轨道呈________形。 (4)C的同周期元素中第一电离能小于C的非金属元素有________种。 (5)B的最高价氧化物对应的水化物与NaOH溶液反应的化学方程式为_________。与D的氢化物的水溶液反应的化学方程式为_____________________________。【解析】根据题中信息可推出：A为Fe，B为Al，C为N，D为Cl。 (1)A为Fe，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2。 (2)B为Al，其在元素周期表中的位置为第ⅢA族。 (3)C为N，其基态电子排布图为，其中有3个未成对电子，能量最
高的为2p轨道上的电子，其轨道呈哑铃形。 (4)第2周期元素中非金属元素有B、C、N、O、F、Ne，其中第一电离能小于氮元素的有B、C、O三种元素。 (5)本题考查Al(OH)3与NaOH和HCl反应的化学方程式，Al(OH)3+NaOH NaAlO2+ 2H2O，Al(OH)3+3HCl AlCl3+3H2O。 答案：(1)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2) (2)ⅢA (3) 3 2p 哑铃 (4)3 (5)NaOH+Al(OH)3NaAlO2+2H2O 3HCl+Al(OH)3AlCl3+3H2O 【加固训练】 A、B、C、D、E是周期表中前四周期的元素，其有关性质或结构信息如下表： 元素有关性质或结构信息 负二价的A元素的氢化物在通常状况下是一种液体，其中A的质量A 分数为88.9% B B原子得到一个电子后3p轨道全充满 C原子的p轨道半充满，它的气态氢化物能与其最高价氧化物对应C 的水化物反应生成一种常见的盐X D元素的最高化合价与最低化合价的代数和为零，其最高价氧化物D 对应的水化物的酸性为同主族最强 E元素的核电荷数等于A原子的核电荷数和B元素氢化物的核电荷E 数之和
第3节原子结构与原子核 (1)原子中绝大部分是空的，原子核很小。(√) (2)核式结构学说是卢瑟福在α粒子散射实验的基础上提出的。(√) (3)氢原子光谱是由一条一条亮线组成的。(√) (4)玻尔理论成功地解释了氢原子光谱，也成功地解释了氦原子光谱。(×) (5)按照玻尔理论，核外电子均匀分布在各个不连续的轨道上。(×) (6)人们认识原子具有复杂结构是从英国物理学家汤姆孙研究阴极射线发现电子开始的。(√) (7)人们认识原子核具有复杂结构是从卢瑟福发现质子开始的。(×) (8)如果某放射性元素的原子核有100个，经过一个半衰期后还剩50个。(×) (9)质能方程表明在一定条件下，质量可以转化为能量。(×)
突破点(一)原子的核式结构 1．汤姆孙原子模型 (1)电子的发现：1897年，英国物理学家汤姆孙通过对阴极射线的研究发现了电子。电子的发现证明了原子是可再分的。 (2)汤姆孙原子模型：原子里面带正电荷的物质均匀分布在整个原子球体中，而带负电的电子镶嵌在球内。 2．α粒子散射实验 (1)α粒子散射实验装置 (2)α粒子散射实验的结果：绝大多数α粒子穿过金箔后基本上仍沿原来的方向前进，但少数α粒子穿过金箔后发生了大角度偏转，极少数α粒子甚至被“撞了回来”。 3．原子的核式结构模型 (1)α粒子散射实验结果分析 ①核外电子不会使α粒子的速度发生明显改变。 ②汤姆孙模型不能解释α粒子的大角度散射。 ③绝大多数α粒子沿直线穿过金箔，说明原子中绝大部分是空的；少数α粒子发生较大角度偏转，反映了原子内部集中存在着对α粒子有斥力的正电荷；极少数α粒子甚至被“撞了回来”，反映了个别α粒子正对着质量比α粒子大得多的物体运动时，受到该物体很大的斥力作用。 (2)原子的核式结构模型 在原子的中心有一个很小的核，叫原子核，原子的所有正电荷和几乎所有质量都集中在原子核里，带负电的电子在核外绕核旋转。 (3)核式结构模型的局限性 卢瑟福的原子核式结构模型能够很好地解释α粒子散射实验现象，但不能解释原子光谱是特征光谱和原子的稳定性。 [题点全练] 1．在α粒子散射实验中，电子对α粒子运动的影响可以忽略。这是因为与α粒子相比，电子的() A．电量太小B．速度太小 C．体积太小D．质量太小 解析：选D在α粒子散射实验中，由于电子的质量太小，电子的质量只有α粒子的1 7 300，它对α粒子速度的大小和方向的影响就像灰尘对枪弹的影响，完全可以忽略。故D正确，A、B、C错误。 2．[多选]如图所示是英国物理学家卢瑟福用α粒子轰击金箔的实验装置。下列关于该实验的描述正确的是()
第四节玻尔的原子模型 ★新课标要求 （一）知识与技能 1．了解玻尔原子理论的主要内容。 2．了解能级、能量量子化以及基态、激发态的概念。 （二）过程与方法 通过玻尔理论的学习，进一步了解氢光谱的产生。 （三）情感、态度与价值观 培养我们对科学的探究精神，养成独立自主、勇于创新的精神。 ★教学重点 玻尔原子理论的基本假设 ★教学难点 玻尔理论对氢光谱的解释。 ★教学方法 教师启发、引导，学生讨论、交流。 ★教学用具： 投影片，多媒体辅助教学设备 ★课时安排 1 课时 ★教学过程 （一）引入新课 复习提问： 1．α粒子散射实验的现象是什么？ 2．原子核式结构学说的内容是什么？
3．卢瑟福原子核式结构学说与经典电磁理论的矛盾 教师：为了解决上述矛盾，丹麦物理学家玻尔，在1913年提出了自己的原子结构假说。 （二）进行新课 1．玻尔的原子理论 （1）能级（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，电子虽然绕核运动，但并不向外辐射能量。这些状态叫定态。（本假设是针对原子稳定性提出的）（2）跃迁假设：原子从一种定态（设能量为E n ）跃迁到另一种定态（设能量为E m ）时，它辐射（或吸收）一定频率的光子，光子的能量由这两种定态的能量差决定，即 n m E E h -=ν（h 为普朗克恒量） （本假设针对线状谱提出） （3）轨道量子化假设：原子的不同能量状态跟电子沿不同的圆形轨道绕核运动相对应。原子的定态是不连续的，因此电子的可能轨道的分布也是不连续的。（针对原子核式模型提出，是能级假设的补充）2.玻尔根据经典电磁理论和牛顿力学计算出氢原子的电子的各条可能轨道半径和电子在各条轨道上运动时的能量（包括动能和势 能）公式：轨道半径：12r n r n = n=1，2，3……能 量： 121E n E n = n=1，2，3……式中r 1、E 1、分别代表第一条（即离核最近的）可能轨道的半径和电子在这条轨道上运动时的能量，r n 、E n 分别代表第n 条可能轨道的半径和电子在第n 条轨道上运动时的能量，n 是正整数，叫量子数。3．氢原子的能级图
原子结构（讲义） 一、知识点睛 1.核外电子排布 （1）各电子层的符号表示如下： 电子层数（n） 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号K L M N O P Q 电子能量与其离核远近的关系距原子核由近至远 电子能量由____至____ （2）核外电子排布的一般规律： ①先排布在能量最低的电子层里，即先排布K层，当 K层排满后，再排布_____层； ②每层最多容纳的电子数为_____； ③最外层电子数不超过_____个（当K层为最外层时不 超过____个）。 ④次外层电子数不超过_____个。 （3）元素的性质与最外层电子的关系： ①原子得失电子 ②元素的化合价 2.构成原子的微粒 ①质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） ②核电荷数=质子数=核外电子数 ③原子的相对原子质量≈质量数 3.核素、同位素、元素 （1）核素：具有一定数目______和一定数目_____的一种_______。即核素的种类是由_______________决定的。 （2）同位素：_______数相同而_______数不同的同一种元素的不同核素互为同位素。同位素的化学性质几乎完 全相同。 （3）核素、同位素、元素之间的关系 ①一种元素可以有不同的核素； ②同种元素的不同核素之间互为同位素； ③核素和同位素指的都是原子。
二、精讲精练 1.下列原子的核外电子排布正确的是（） A．①②B．②④C．③⑤D．②⑤2.请写出以下结构示意图表示的微粒符号。 _____ _____ _____ _____ 3.下列叙述正确的是（） A．电子的能量越低，运动区域离原子核越远 B．K层的电子比L层电子的能量高 C．稀有气体元素原子的最外层都排有8个电子 D．当M层是最外层时，原子核外最多可排布18个电子4.两种元素原子的核外电子层数之比与最外层电子数之比相 等，则在前10号元素中，满足上述关系的有（） A．1对B．2对C．3对D．4对 5.今有A、B两种原子，A原子的M层比B原子的M层少3 个电子，B原子的L层电子数恰为A原子L层电子数的2 倍。则A、B分别是（） A．He和B B．C和Cl C．Na和Si D．C和Al 6.请利用原子结构的知识解释：在硫化钠中，钠元素显+1价， 硫元素显-2价。 7.下列关于铱（192 Ir）的说法错误的是（） 77 A．质子数77 B．质量数为192 C．中子数与质子数差为38 D．核外电子数为115
元素周期表原子示意图大全 +19 2 8 8 1 钾K +20 2 8 8 2 钙Ca +21 2 8 9 2 钪Sc +22 2 8 10 2 钛Ti +23 2 8 11 2 钒V +24 2 8 13 1 铬Cr +25 2 8 13 2 锰Mn +26 2 8 14 2 铁Fe +27 2 8 15 2 钴Co +28 2 8 16 2 镍Ni +29 2 8 18 1 铜Cu +30 2 8 18 2 锌Zn +31 2 8 18 3 镓Ga +32 2 8 18 4 锗Ge +33 2 8 18 5 砷As +34 2 8 18 6 硒Se +35 2 8 18 7 溴Br +36 2 8 18 8 氪Kr +37 2 8 18 8 1 铷Rb +38 2 8 18 8 2 锶Sr +39 2 8 18 9 2 钇Y +40 2 8 18 10 2 锆Zr +41 2 8 18 12 1 铌Nb +42 2 8 18 13 1 钼Mo +43 2 8 18 13 2 锝Tc +44 2 8 18 15 1 钌Ru +45 2 8 18 16 1 铑Rh +46 2 8 18 18 钯Pd +47 2 8 18 18 1 银Ag +48 2 8 18 18 2 镉Cd +49 2 8 18 18 3 铟In +50 2 8 18 18 4 锡Sn +51 2 8 18 18 5 锑Sb +52 2 8 18 18 6 碲Te +53 2 8 18 18 7 碘I +54 2 8 18 18 8 氙Xe +55 2 8 18 18 8 1 铯Cs +56 2 8 18 18 8 2 钡Ba +57 2 8 18 18 9 2 镧La +58 2 8 18 19 9 2 铈Ce +59 2 8 18 21 8 2 镨Pr +60 2 8 18 22 8 2 钕Nd +61 2 8 18 23 8 2 钷Pm +62 2 8 18 24 8 2 钐Sm +63 2 8 18 25 8 2 铕Eu +64 2 8 18 25 9 2 钆Gd +65 2 8 18 27 8 2 铽Td +66 2 8 18 28 8 2 镝Dy +67 2 8 18 29 8 2 钬Ho +68 2 8 18 30 8 2 铒Er +69 2 8 18 31 8 2 铥Tm
第二节 原子结构与元素的性质 第1课时原子结构与元素周期表 目标与素养：1.了解元素周期表的结构与原子结构的关系。(宏观辨识与微观探析)2.了解元素的核外电子排布和外围电子排布与周期表位置的关系。(微观探析与模型认知) 一、元素周期系 1．价电子或外围电子：主族元素和零族元素的最外层电子和过渡元素的最外层电子与次外层的d电子或倒数第三层的f电子称为价电子。 2．碱金属和稀有气体元素原子的价电子排布对比 周期碱金属价电子排布稀有气体价电子排布 二锂2s1氖2s22p6 三钠3s1氩3s23p6 四钾4s1氪4s24p6 五铷5s1氙5s25p6 六铯6s1氡6s26p6 结论每一周期从碱金属元素开始到稀有气体元素结束，价电子排布从n s1递增到n s2n p6，但元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目并不总是一样多 (1)周期系的形成 随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体，形成一个周期，循环往复形成周期系。
(2)原因 元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。 微点拨：①原子的电子层数＝能级中最高能层序数＝周期序数。②主族元素原子的外围电子数＝该元素在周期表中的主族序数。 二、元素周期表 1．元素周期表的分区 按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区。除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号。 2．根据元素的金属性和非金属性分区 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)稀有气体的外围电子排布均符合n s2n p6() (2)符合价电子排布式n s1的元素一定为碱金属() (3)s区元素均为金属元素() (4)元素周期表中所有区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级符号() [答案](1)×(2)×(3)×(4)× 2．若某原子的外围电子排布式为4d15s2，则下列说法正确的是() A．该元素在元素周期表中的位置为第五周期ⅢB族
第一章原子结构与性质 一.原子结构 1.能级与能层 注意: 每个能层的能级种数为n；轨道总数为n2 ；每个轨道最多容纳电子数为2 每个能层最多容纳电子数为2n2 2.原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道 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能量由低到高的顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。 1s / 2s 2p / 3s 3p / 4s 3d 4p / 5s 4d 5p / 6s 4f 5d 6p / 7s 5f 6d 7p 能级交错：原子轨道的能量关系是：n s＜(n-2)f＜(n-1)d＜n p 【能级组：n s (n-2)f (n-1)d n p；一个能级组中的各能级能量相近但不同】 （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。 基态原子：处于最低能量状态的原子激发态原子：处于能量较高状态的原子 基态原子可以吸收能量使核外电子跃迁到较高能级变成激发态，形成吸收光谱
激发态原子也可释放能量使核外电子跃迁到较低能级变成低能激发态或基态，形成发射光谱 现代化学中常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析 （焰火、激光、灯光、霓虹灯光、焰色反应等许多可见光都与核外电子跃迁释放能量有关） （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，这个规则叫洪特规则。比如，p3的轨道式为 或，而不是 洪特规则特例：当p、d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、p3、d5、p6、d10时，是较稳定状态。 前36号元素全空状态的有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、 Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。 18 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 19K：1s22s22p63s23p64s1 ②简化的电子排布式：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19K：[Ar]4s1 12Mg:[Ne]3S2 (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。如基态硫原子轨道表示式 （3）价电子排布式或轨道表示式 ①主族元素：只需表示出最外层的电子（如Na：3s1；Cl：3s23p5） ②第四周期的过渡元素：要写出3d和4s两个能级的电子排布（如Fe：3d64s2）。 二.原子结构与元素周期表 1.元素周期表的分区：除ds外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号。
一、高考试卷分析： 一、单项选择题，共10分，每小题2分； 二、单项选择题，共36分，每小题3分； 三、多项选择题，共20分，每小题4分，每小题有一个或两个正确选项。只有一个正确选项的，多选不给分；有两个正确选项的，选对一个给2分，选错一个，该小题不给分) （84分）四、无机：元素、物质结构、元素周期律、氧化还原、化学平衡及反应速率、实验、无机推断、离子反应、无机推断；；五、有机推断；六、计算题；（共计30个题） 原子结构、元素周期律 3.原子核外电子排布规律
3.带相同电荷的离子,电子层越多,半径越大. 例：r Li+＜r Na+＜r K+＜r Rb+＜r cs+；r O2-＜r s2-＜r se2-＜r Te2-4.带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r k+与r Mg2+可选r Na+为参照可知r k+＞r Na+＞r Mg2+ 金属性比较本质原子越易失电子，金属性越强。 判 断 依 据 1．在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。 2．单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。 3．单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。 4．最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。 5．若x n++y→x+y m+则y比x金属性强。 非金属性比较本质原子越易得电子，非金属性越强。 判 断 方 法 1．与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。 2．单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。 3．最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。 4．A n-+B→B m-+A 则B比A非金属性强。 7.元素周期表的结构 元素周期表的结构位置与结构的关系 周期 周期序数元素的种数 1.周期序数＝原子核外电子层数 2.对同主族(nA族)元素 若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期 元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。 若n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期 元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。 短 周 期 第一周期 2 第二周期8 第三周期8 长 周 期 第四周期18 第五周期18 第六周期32 第七周期不完全周期 族主 族 ⅠA族 ⅡA族 ⅢA族 ⅣA族 ⅤA族 ⅥA族 ⅦA族 由长周期元 素和短周期 元素共同构 成的族。 最外层电子数 主族序数 价电子数 零族最外层电子数均为8个（He为2个除外） 副 族 ⅠB族 ⅡB族 ⅢB族 ⅣB族 ⅤB族 ⅥB族 ⅦB族 只由长周期 元素构成的 族 最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族 除外） 最外层电子数只有1～7个。