第七章原子结构资料
课件第七章-原子结构
一 、氢原子光谱 1. 连续光谱(continuous spectrum)
2. 线状光谱(原子光谱)(line spectrum)
3. 氢原子可见光谱
氢原子光谱
一、氢原子光谱 热致发光——焰火是热致发光 电致发光——把气体装进真空管，真空管两端 施以高压电，气体也会发光，叫 做电致发光。
基本概念 元素、原子序数和元素符号
元素: 具有一定核电荷数（等于核内质子数） 的原子称为一种（化学）元素。
原子序数: 按（化学）元素的核电荷数进行 排序，所得序号叫做原子序数。
元素符号: 每一种元素有一个用拉丁字母 表达的元素符号。
元素符号表达的含义：在不同场合，元素 符号可以代表一种元素，或者该元素的一个 原子，也可代表该元素的1摩尔原子。
元素符号
质子数
例如： 168O、 178O、 188O 126C、 136C
同位素、
同位素——质子数相同中子数不同的原子的 总称。既多核元素中的不同核素互称同位 素。
稳定同位素 3517Cl 3715Cl；126C 136C;
放射性同位素: 146C
同量异位素、同中素
同量异位素——核子数（质量数）相同而质子 数和中子数不同的原子（的 总称）。
只需将1/22改为1/n12,n1=1,2,3,4;而把后一个n改写成 n2=n1+1,n1+2,…即可。
当ｎ1=2时,所得到的是可见光谱的谱线,称为巴尔麦
当 n1=3,得到氢的红外光谱,称为帕逊系, 当 n1=1,得到的是氢的紫外光谱,称为来曼系。
氢原子光谱
巴尔麦的经验方程引发了一股研究各种元素的光 谱的热潮，但人们发现，只有氢光谱(以及类氢原子 光谱)有这种简单的数学关系。
大一化学第七章知识点
大一化学第七章知识点大一化学第七章主要讲解了电子结构和周期性。
本章的知识点包括原子的电子结构、电子排布规则、周期表中的规律以及原子半径和离子半径等内容。
下面将逐一介绍这些知识点。
一、原子的电子结构1. 原子的组成：原子由质子、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. 原子的电子层：电子按能级分布在不同的电子层，分别命名为K层、L层、M层等，能级越高离核越远。
3. 原子的电子壳层：原子的电子层按主量子数分为不同的壳层，第一壳层为K壳层，第二壳层为L壳层，以此类推。
4. 原子的电子云：电子在空间中的分布形成电子云，电子云表示了电子的可能位置。
二、电子排布规则1. 轨道和亚轨道：电子在不同壳层的电子层中沿不同轨道运动，轨道可分为s轨道、p轨道、d轨道和f轨道。
每个轨道可进一步分为不同的亚轨道。
2. 电子填充原则：按能级从低到高的顺序填充电子，每个轨道最多容纳一对电子。
3. 朗德规则：在同一轨道上填充电子时，优先尽量使电子自旋相反。
三、周期表中的规律1. 元素周期表：由元素按照一定的顺序排列形成的表格，主要包括元素的原子序数、元素符号和元素名称。
2. 周期：周期表中的横行称为一个周期，每个周期代表不同壳层的元素。
3. 主族元素和过渡族元素：周期表中，主族元素位于周期表的左侧，过渡族元素位于周期表的中间。
4. 周期表中的规律：周期表中元素的位置和性质呈现出周期性规律，例如电子层的增加、半径的变化、电离能的变化、电负性的变化等。
四、原子半径和离子半径1. 原子半径：原子半径是指原子核与最外层电子云之间的距离，通常以PM（皮克米）为单位。
2. 原子半径的变化：原子半径随着周期数的增加而逐渐减小，在同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大。
3. 离子半径：当原子失去或获得电子形成带电离子时，离子半径会发生变化。
正离子的半径比原子半径小，负离子的半径比原子半径大。
以上就是大一化学第七章的主要知识点，包括原子的电子结构、电子排布规则、周期表中的规律以及原子半径和离子半径的相关内容。
第七章 原子的壳层结构 - 71 有两种原子,在基态时其电子壳层是
第七章 原子的壳层结构7.1 有两种原子，在基态时其电子壳层是这样添充的：（1）n=1壳层、n=2壳层和3s 次壳层都填满，3p 次壳层填了一半。
（2）n=1壳层、n=2壳层、n=3壳层及4s、4p、4d 次壳层都填满。
试问这是哪两种原子？解：每个壳层上能容纳的最多电子数为，每个次壳层上能容纳的最多电子数为。
22n )12(2+l （1）n=1壳层、n=2壳层填满时的电子数为：10221222=×+×3s 次壳层填满时的电子数为：2)102(2=+×3p 次壳层填满一半时的电子数为：3)112(221=+×× 此种原子共有15个电子，即Z=15，是P(磷)原子。
（2）与（1）同理：n=1,2,3三个壳层填满时的电子数为28个4s、4p、4d 次壳层都填满的电子数为18个。
所以此中原子共有46个电子，即Z=46，是（钯）原子。
Pd 7.2 原子的3d 次壳层按泡利原理一共可以填多少电子？为什么？答：根据泡利原理，在原子中不能有两个电子处在同一状态，即不能有两个电子具有完全相同的四个量子数。
对每一个次壳层,最多可以容纳个电子。
3d 次壳层的，所以3d 次壳层上可以容纳10个电子，而不违背泡利原理。
l ）（122+l 2=l 7.3 原子的S、P、D 项的量子修正值Na 01.0,86.0,35.1=Δ=Δ=ΔD p s 。
把谱项表达成22)(n Z R σ−形式，其中Z 是核电荷数。
试计算3S、3P、3D 项的σ分别为何值？并说明σ的物理意义。
解：用量子数亏损表征谱项时 形式为 22)(*Δ−=n R n R 用有效电荷表征时 形式为 2222)(*n Z R n RZ σ−= 两种形式等价。
令二者相等，则得到 Δ 与 σ 之间的关系Δ−=−n n Z σ Δ−−=n n Z σ 用 Z = 11 和 n = 3 代入上式得 3S、3P、3D 项的σ值分别为：3119.183 1.35S σ=−=− 3119.630.86P σ=−=− 3111030.01D σ=−≈− σ 代表因内层电子对核电荷的屏蔽效应、价电子的轨道贯穿效应和原子实的极化效应而使价电子感受到的核电荷数的亏损。
原子的结构完整版PPT课件
工业领域应用
放射性同位素可用于材料 检测、无损探伤、辐射加 工等。
其他领域应用
放射性同位素还可用于科 学研究、环境保护、农业 生产等领域。
放射性同位素对环境影响及安全防护措施
对环境影响
放射性同位素衰变产生的射线会对环境和生物体造成危害，如污 染空气、水源和土壤等。
安全防护措施
为了保障人类和环境安全，需要采取一系列安全防护措施，如合 理选址、屏蔽防护、废物处理等。
放射性同位素概念及来源
放射性同位素定义
01
具有相同原子序数但质量数不同的同位素，能自发地放出射线
并转变为另一种元素。
放射性同位素来源
02
天然放射性元素和人工合成放射性元素。
放射性同位素衰变类型
03
α衰变、β衰变和γ衰变。
放射性同位素在医学、工业等领域应用
医学领域应用
放射性同位素可用于诊断 和治疗疾病，如放射性碘 治疗甲状腺疾病、PET扫 描等。
过渡元素位于周期表中间部分， 包括3~12列的元素。它们具有 多种氧化态和丰富的化学性质， 是构成众多合金和催化剂的重要
成分。
稀有气体元素
稀有气体元素位于周期表的最右 侧，它们具有稳定的8电子构型 （氦为2电子构型），化学性质 极不活泼，一般不易与其他物质
发生化学反应。
04
化学键与分子间作用 力
化学键类型及特点
分子间作用力影响物质的物理性质
分子间作用力主要影响物质的熔点、沸点、密度、硬度等物理性质。一般来说，分子间作用力越强，物质的熔点 、沸点越高，密度越大，硬度也越大。例如，氢键的存在使得水的熔沸点异常高，范德华力则主要影响由分子构 成的物质的物理性质。
05
原子光谱与能级跃迁
无机化学基本原理第七章原子结构与周期表2
15
五、元素周期表 1. 能级组与元素周期的划分 周期的划分就是核外电子能级的划分，各能级 组容纳的电子数就等于相应周期元素的数目。 2.原子的电子构型及周期表中族的划分 2.原子的电子构型及周期表中族的划分 主族的族数 = 最外层电子数的总和 主族元素的最高氧化态 =最外层电子数 一般：族数 = (n-1)d + ns 电子数的总和 VIIIB, IB, IIB 副族元素的族数 = 反应中失去的电子数
8
例：试应用Slater计算方法求算氧原子的第一电离能
解：氧原子O结构为1s2, 2s2 2p4, 氧离子结构为1s2, 2s2 2p3，氧原子的电离能 (I) O = O+ + e I = E (O+) - E (O) = E(2s2 2p3) - E(2s2 2p4) O+： (1s2) (2s2 2p3) ZO+* = 8 - (4×0.35 + 2×0.85) = 4.9 (4 0.35 2 0.85) E(O+) = 5×(-13.6)× = 5×(- 81.63) = 408.17eV O： (1s2) (2s2 2p4) ZO* = 8 - (5×0.35 + 2×0.85) = 4.55 E(O) = 6 ×(-13.6)× = -422.34eV
11
二、钻穿效应 n相同，l不同的轨道，由于电子云径向分布不 同，电子穿过内层到达核附近以回避其他电子 屏蔽的能力不同，而使电子具有不同的能量， 这种由于s，p，d，f 轨道径向分布不同而引起 的能量效应（penetrating effect)。 对于单电子体系： 对于单电子体系：E3s = E3p = E3d 对于多电子体系： 对于多电子体系： E3s < E3p < E3d 能级交错： 能级交错： 由于屏蔽效应和钻穿效应，使不同轨道上的电 子能级发生变化，从而引起能级上的交错。 ns电子能量变的更低，nd, nf 电子能量变的更 电子能量变的更低， 电子能量变的更低 高。
第七章--原子的壳层结构
到第36号元素氪为止填满4p支壳层。
38
共有18个元素。
第五周期 :
从元素铷(Ru,Z=37) 开始填充
又因为能级交错现象,(4d支壳层10个,4f支壳层14 个空着).在n壳层留下24个空位,而开始填充第五壳 层，所以Rn开始了第五个主壳层的填充,也就开始 了第五周期。
能成为区别电子态的参数。
10
二、原子中电子分布所遵从的基本原理
1.泡利不相容原理 2.能量最低原理
11
1.泡利不相容原理
这是一条实验规律,它的内容是:
在同一个原子中,一个被(n, ,m,ms)四个量子 数表征的态中只能有一个电子；或者说, 同 一个原子中,不可能有两个或两个以上的电 子处在同一个状态；也可以说，不可能有两 个或两个以上的电子具有完全相同的四个量 子数。
壳层未填满，而又进入下一壳层，这都是
由能量最小原理决定的.
37
第四周期 : 从 k 开始填充4s
因为能级交错现象,E4s<E3d<E4p
所以k开始了第四个主壳层的填充,也就开始了第四 周期。
特 各元素的原子都占有四个主壳层。 点 : 多出一组填充3d支壳层的10个元素，它们大多有
两 个没满的壳层。
1s1
2.He
1s2
27
第二周期
1s
2s
2p
3.Li 4.Be
1s22s1 1s22s2
5.B
1s22s22p1
6.C
1s22s22p2
7.N
1s22s22p3
8.O
1s22s22p4
9.F
1s22s22p5
10.Ne
九年级化学原子结构(人教版)
九年级化学原子结构(人教版)
一、介绍原子结构的概念
原子是构成物质的基本单位，而原子结构是由核和电子组成的。
这个概念对于理解化学反应和性质至关重要。
二、原子的组成部分
1. 核
核位于原子的中心，由质子和中子组成。
质子带正电，中子不
带电。
核决定了元素的质量数和核电荷数。
2. 电子
电子绕着核的轨道运动，带有负电荷。
电子的数量和排布决定
了元素的化学性质和电子结构。
三、原子的电子层结构
1. 原子殼層結構
根据电子的能级和电子排布规律，电子层可以分为K层、L层、M层等，依次向外排布。
每层都有对应的电子容纳数目限制。
2. 电子填充规则
根据麦克斯韦-玻尔兹曼分布原理，原子的电子填充遵循“能级
低优先填满”的原则。
这决定了不同能级的电子填充顺序。
四、化学元素周期表和原子结构的关系
化学元素周期表按照原子序数（电子数）和元素性质排列。
周
期表的结构与原子的电子层结构有着密切的关系，元素周期性性质
的变化与电子排布有关。
五、结论
原子结构的理解对于化学的研究和应用至关重要。
通过了解原子核和电子的组成，以及电子层结构和填充规则，我们可以更好地理解化学反应和元素性质的变化。
原子 结构
原子结构原子结构原子是物质的基本单位，由原子核和电子组成。
原子核位于原子的中心，带有正电荷，由质子和中子组成。
电子则围绕原子核运动，带有负电荷。
原子核的直径约为10^-15米，电子云的直径约为10^-10米，原子的大小约为10^-10米。
原子核的质量主要由质子和中子贡献，而电子的质量则很小，可以忽略不计。
原子核中的质子带有正电荷，质子数目决定了原子的元素。
例如，氢原子的原子核只有一个质子，所以氢是最简单的元素。
碳原子的原子核有六个质子，所以碳是第六个元素。
质子的数目通常与电子的数目相等，以保持整体电荷的中性。
质子和中子都有质量，而电子则质量很小，约为质子和中子质量的1/1836。
原子核中的中子是中性的，不带电荷。
中子贡献了原子核的质量，但并不影响原子的元素。
中子的数目可以不同，形成同一元素的不同同位素。
例如，氢的同位素有氘（一个质子和一个中子）和氚（一个质子和两个中子）。
电子是带有负电荷的粒子，围绕原子核的轨道上运动。
电子的能量与轨道的距离有关，离原子核越近的电子能量越低。
电子的能级可以分为不同的壳层，分别用K、L、M、N等字母表示。
每个壳层又可以分为不同的亚壳层，用s、p、d、f表示。
每个亚壳层可以容纳一定数量的电子，按照一定的填充顺序排布。
原子的化学性质主要由其电子结构决定。
原子核的质子数决定了元素的化学性质，而电子的排布决定了元素的化学反应和化合价。
原子间的化学反应和化合形成了物质的多样性。
在原子结构的研究中，科学家发现了一些有趣的现象。
例如，量子力学的发展揭示了电子的波粒二象性，即电子既表现为粒子又表现为波动。
这导致了电子云的概念，即电子在空间中的分布概率。
另外，科学家还发现了原子核的结构，即质子和中子的组织方式。
原子核的结构与放射性衰变、核反应等有关。
原子结构的研究对于理解物质的性质和变化机理非常重要。
通过了解原子的组成和排布，科学家可以预测和控制物质的性质。
例如，通过调控原子间的化学键和键能，可以设计新材料和催化剂，从而应用于能源、环境、医药等领域。
原子结构知识点
原子结构知识点原子是构成物质的基本单位，理解原子结构对于理解物质的性质和相互作用起着重要的作用。
本文将介绍原子结构的基本概念、组成以及相关的理论和实验。
一、原子的概念原子是由质子、中子和电子组成的基本微粒，是构成元素的最小单位。
质子带正电荷，中子不带电荷，电子带负电荷。
质子和中子都存在于原子的核心，即原子核，电子则绕着核心旋转。
二、原子的组成1. 原子核：原子核由质子和中子组成。
质子和中子都具有质量，而且质子带正电荷，中子不带电荷。
质子的质量约为 1.67×10^(-27)千克，中子的质量约为1.67×10^(-27)千克。
2. 电子：电子是原子中带负电荷的基本粒子，绕原子核的轨道上运动。
电子质量很小，约为9.1×10^(-31)千克。
三、原子结构的发现历程1. 原子核的发现：电子是最早被人们发现的基本粒子之一。
1897年，英国物理学家汤姆孙通过实验证明了存在带负电荷的粒子，即电子。
1909年，英国物理学家拉瑟福进行了著名的金箔散射实验，发现了原子具有一个核心，并以此提出了原子核理论。
2. 量子力学的发展：20世纪初，量子力学的发展使得我们对原子结构有了更深入的认识。
通过研究原子在不同能级上的行为，科学家们发现原子的电子只能处于特定的能级上，且能向更高能级跃迁吸收能量，向较低能级跃迁释放能量。
四、原子结构相关理论1. 玻尔模型：玻尔在1913年提出了一个简化的原子模型，称为玻尔模型。
该模型将电子看作绕原子核旋转的粒子，且只能在特定的能级上存在。
同时，玻尔模型还解释了原子光谱现象。
2. 量子力学：量子力学是对微观粒子行为的描述理论。
通过量子力学理论，我们可以了解原子结构中电子的分布情况，并预测物质的性质。
量子力学的发展是基于波粒二象性理论。
五、原子结构的实验方法1. 高速粒子散射：通过将高速粒子轰击物质样品，观察散射的态势，可以推测出原子核的存在和结构。
2. 光谱分析：通过对原子的光谱进行观察和分析，可以了解原子中的电子能级分布情况，以及原子组成元素的种类和比例。
原子物理学——原子的壳层结构
第七章 原子的壳层结构§7.1 元素性质的周期性变化将元素按核电荷数的大小排列起来，其物理、化学性质将出现明显的周期性。
1869年，门捷列夫首先提出元素周期表。
当时，周期表是按原子量的次序排列起来的，虽然比较粗糙，但仍能反映元素性质的周期变化特性。
那时共知道62个元素，按其性质的周期性排列时，并不连续，而是出现了一些空位。
在周期性的前后特征的指导下，于1874—1875年发现了钪(Sc)，它处于钙和钛之间；又发现了锗(Ce)和镓(Ga)，它们填补了锌与砷之间的两个空位。
1925年泡利提出不相容原理之后，人们认识到元素的周期性是电子组态的周期性的反映，而电子组态的周期性则联系于特定轨道的可容性。
这样，化学性质的周期性用原子结构的物理图像得到了说明，从而使化学概念“物理化”，化学不再是一门和物理学互不相通的学科了。
元素的化学、物理性质的变化呈现周期性，如原子光谱、电离能等。
各种元素为什么会有周期性？元素的周期性和原子中电子的分布有关，电子如何分布？§7.2 原子的电子壳层结构玻尔：原子内的电子按一定的壳层排列，每一壳层内的电子都有相同的主量子数，每一个新的周期是从电子填充新的主壳层开始，元素的物理、化学性质取决于原子最外层的电子即价电子的数目。
一、电子填充壳层结构的原则：1．泡利不相容原理：在一个原子中，不可能有两个或两个以上的电子具有完全相同的状态(完全相同的四个量子数)。
2．能量最小原理：电子按能量由低到高的次序填充各壳层。
二、各壳层所能容纳的最大电子数1．n 、l 相同的次壳层：)12(2+=l N l2．n 相同的主壳层：2102)12(2n l N n l n =+=∑-=三．各元素的原子壳层结构1．第一周期：从n=1的K壳层填起。
2．第二周期：从n=2的L壳层填起。
3．第三周期：从n=3的M壳层填起。
§7.3 原子基态的电子组态一、电子组态的能量——壳层的次序前面已经讲过，决定壳层次序的是能量最小原理。
无极分析化学原子结构
第七章 原子结构
核外电子的运动状态与原子模型
求出氢原子轨道的半径和能量
n r a0 Z
如
2
E - 2.17910
-18
Z J 2 n
2
n = 1，Z=1，r = 0.0529(nm)， E= -2.17910-18 J
E2 E1 ν h 2.1791018 1 1 ( 2 2 ) 34 6.62610 n1 n2 1 1 3.289 10 ( 2 2 ) s 1 n1 n2
2、氢原子光谱
2018/10/24
2
第七章 原子结构
核外电子的运动状态与原子模型
实验说明：
氢原子光谱是不连续的，即线状光谱。
经验公式：
1 1 1 v 3.289 10 ( 2 2 )s 2 n
15
n= 3,4,5,6 为解释原子可以稳定存在的问题和氢原子 的线状光谱，1913年，丹麦物理学家玻尔总结 普朗克的量子论、爱因斯坦的光子论和卢瑟福 的原子模型结构，提出了玻尔理论。
Y ( , )
1 4π
z
Y
（2）列表：与角度无关 （3）作图：
1 4π
（4）结论： 所有的s原子轨道角 度分布图是一个半径为 1 的 球面，符号为正。
2018/10/24
4π
x
+
y
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第七章 原子结构
核外电子的运动状态与原子模型
例：pz 轨道角度分布图 轨道
(r, , )
R (r)
波函数径向 分布函数
2
波函数角度 分布函数
（3）作图
z
x= r sinө cos
y= r sinөsin z= r cosө
7第七章原子的壳层结构
各周期电 壳子层构 造
洪特定则 朗德间隔 定则
原子基态 光谱项
首页
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事实上，根据磁场强度的不同，将用不同
的一组量子数来描述电子的状态。
壳层中电 子数目
1）强磁场中（磁场强到自旋之间、轨道之间以 及自旋和轨道之间的相互作用都可以忽略）此 时描述电子状态的量子为 (n,l, ml , ms ) ；
第七章 原子的壳层结构
1869年,人们已经发现了62种元素,这些元 素之间有什么规律性呢?
壳层中电 子数目
这一年俄国科学家门捷列夫创立了元素周 期说。他发现，把元素按原子量进行排列,元 素的物理和化学性质都表现出明显的周期性。
在作排列时,门捷列夫还发现有三处缺位,他 预言了这几种元素的存在以及它们的性质。后来 这些元素在实验中先后被发现，它们分别是钪 (Sc)，镓(Ga)和锗(Ge)。
各量子数的取值范围是
n 1, 2, 3L ; l 0,1, 2L n 1; ml 0, 1L l;
壳层中电 子数目
电子填充 规律
s
1 2
;
ms
1 2
,
12;
j
l
1 2
,l
1 2
;
mj j, j 1,L j
除
s
1 2
外，其余6个量子数都可用来描述
电子的状态。
而Pauli原理指出，决定电子的状态需要四
基本思想：
取19号元素K及类K离子进行研究，
的电子构成一个支壳层（一个壳层内有几个支
壳层），壳层和支壳层表示为：
n 壳层名称
12 3 4 5 6 7 … KL MN O P Q …
L
01 2 3 4 5 6 …
第七章 原子的壳层结构及 基态光谱项-精选文档
原子物理学(Atomic Physics)
3.玻尔对周期性的解释
尽管元素性质的周期性早在1869年就提出来 了，但是人们对此却无法给出一个满意的解释，直 到50年后的玻尔时代，才由玻尔给出了合理的物理 解释。玻尔在柯塞尔（电价理论的创始人）提出的 电子分布壳层模型的基础上， 1921年，玻尔发表 了“各元素的原子结构及其物理性质和化学性质” 的长篇演讲，阐述了光谱和原子结构理论的新发展， 诠释了元素周期表的形成.对周期表中从氢开始的各 种元素的原子结构作了说明，同时对周期表上的第 72号元素的性质作了预言．1922年，发现了这种 元素铪（hā），证实了玻尔预言的正确性．
Psz ms
原子物理学(Atomic Physics)
②．泡利原理的限制
在一个原子中，不可能有两个或两个 以上的电子具有完全相同的四个量子数。 或者说，原子中的每一个状态只能容纳 一个电子。 Pauli原理更一般的描述是，在费米 子（自旋为半整数的粒子）组成的系统 中不能有两个或多个粒子处于完全相同 的状态。
原子物理学(Atomic Physics)
③．壳层中所能容纳的最多电子数
（1）强磁场中
(n,l, m l ,m s)
当n,L一定时， 可取 m l (2L+1)个值，对每一 个m ， 可取二个值，所以 L支壳层内所能容 m l s 纳的最大电子数为
l 0 ,1 , 2 ,3 , 4 ,
N 2 ,6 ,1 0 ,1 4 ,1 8 , l
原子物理学(Atomic Physics)
原子物理学(Atomic Physics)
2．电子排列的壳层结构
不论在强磁场中还是弱磁场中，主量子数相 同的电子构成一个壳层；同一壳层内，相同L的 电子构成一个支壳层（一个壳层内有几个支壳 层），壳层和支壳层表示为： n= 1 2 3 4 5 6 7 … 壳层名称 K L M N O P Q … L= 0 1 2 3 4 5 6… 支壳层名称 s p d f g h i…
原子结构ppt课件
表3-1 几种原子的构成
原子序数
原子种类
质子数
中子数
核外电子数
1
氢
1
0
1
6
碳
6
6
6
8
氧
8
8
8
11
钠
11
12
11
17
氯
17
18
17
①不是所有原子都有中子；②核电荷数=质子数=核外电子数= 原子序数，不一定等于中子数③原子种类由质子数和中子数决定（氢、氘、氚）④整个原子不显电性
原 子
（带正电）
（不带电）
（带负电）
（带正电）
（不带电）
讨论：原子中存在着带电的粒子，为什么整个原子不显电性？
一、原子的构成
由于原子核内质子所带正电荷与核外电子所带 负电荷数量相等、电性相反，所以原子不显电性。 可见，原子核所带的正电荷数(核电荷数)就等于 核内质子数，也等于核外电子数。
原子中存在着带电的粒子，为什么整个原子不显电性？
二、原子核外电子的排布能量低能来自高离核近离核远
（用圆圈表示）
（用“+”和数字表示）
（用弧线表示）
（用弧线上的数字表示）
第一层
第二层（最外层）
原子结构示意图：
（最外层电子数）
K层
L层
第一周期
第二周期
第三周期
原子核外电子排布规律：
①第一层最多排2个电子，第二层最多排8个电子；②最外层最多排8个电子（如果只有一层，最多排2个）③排满第一层，再排第二层，以此类推；④每个电子层最多排2n2个电子，次外层不超过18个电子
观察表格，得出什么规律？
原子的结构知识点总结
原子的结构知识点总结1.原子的概念：原子是构成物质的最小粒子，由带正电荷的质子、带负电荷的电子和电中性的中子组成。
原子的直径约为0.1纳米。
2. 原子核：原子核是原子的中心部分，由质子和中子组成。
质子的质量是中子的约2倍，且都是质子质量单位（amu）的单位。
原子核的直径约为10^-5纳米，直径与整个原子的直径比例为1：10,000。
3.电子云：电子云是电子在原子周围的空间分布，描述了电子的可能位置。
根据量子力学理论，电子云存在各种能量级别的轨道，电子不能在轨道之间连续移动，只能跃迁到具有合适能量的轨道上。
4.轨道：轨道是描述电子在原子中可能找到的位置的功能。
主量子数决定能量级别和轨道大小，主量子数n的平方是一个轨道所能容纳电子的最大数目。
每个轨道可以容纳不超过2个电子。
5.能级分布：在原子中，能级依次增加。
第一能级最低，以此类推。
能级间的差异是电子能量的差异。
电子填充能级时尽量填充低能级。
6.电子排布：按构建原子的原子序数排布，如H（氢）有1个电子，He（氦）有2个电子，Li（锂）有3个电子等。
按能级填充原子中的电子。
7.原子核结构：原子核由质子和中子组成，质子带正电荷，中子无电荷。
原子核的质量和电荷都集中在非常小的范围内。
8.原子量和原子序数：原子量是一个原子中质子和中子的总数。
原子序数是一个原子中质子数（也是电子数）的数目。
原子序数决定了元素的化学性质。
9.同位素：同位素是原子序数相同但质量数不同的原子，它们具有相同的化学特性。
10.质子数与电子数：一个元素的原子质子数与电子数相同，因为一个原子是电中性的。
11.电子的能级跃迁：电子可以从一个能级跃迁到另一个能级，吸收或释放能量，导致光的发射或吸收。
这解释了原子光谱和电子能级。
12.元素周期表：元素周期表按照原子序数（即质子数）的增加顺序排列。
元素周期表显示不仅每个元素的质子数，而且还显示了元素的原子量、符号和名称。
13.原子的量子力学模型：量子力学模型通过描述原子内部发生的量子力学过程，提供了对原子结构的更深入的理解。
大单元三 第七章 第31讲 原子结构 核外电子排布规律
第31讲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235 92U 14 6C 21H 31H 18 8O用途核燃料用于考古断代制氢弹示踪原子两种相对原子质量辨析(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原子质量的112的比值，其近似值可用质量数代替。
(2)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百分比算出的平均值。
如A r(Cl)＝A r(35Cl)×a%＋A r(37Cl)×b%。
其近似值是用各核素质量数算出的平均值，即A r(Cl)≈35×a%＋37×b%。
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．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.√一、元素、核素、同位素1．(2021·天津，3)核聚变发电有望成为解决人类能源问题的重要手段之一。
原子的结构知识点总结
原子的结构知识点总结1. 原子组成原子由核和电子组成。
核由质子和中子组成，电子环绕在核外。
质子和中子几乎占据了原子的整个质量，而电子的质量很小，占据了原子的整个体积。
在化学中，质子数被称为原子序数，通常用字母 Z 表示，而核内的中子数目则用符号 A 表示。
电子的数量通常与质子数相等，使得原子整体呈电中性状态。
2. 原子核原子核是原子的中心部分，由质子和中子组成。
原子核的直径约为 10^-15 米，而原子整体的直径约为 10^-10 米。
因此原子核的大小是原子整体的万分之一。
由于质子和中子都属于核子，因此原子核也被称为核子。
在原子中，质子数决定了原子的化学性质和元素的性质。
例如，氢原子的原子核只包含一个质子，而氧原子的原子核则包含了 8 个质子。
3. 电子轨道电子围绕原子核运动，但并不是在固定的轨道上运动，而是以一定的能级分布在不同的轨道中。
电子轨道可以由量子数来描述，分为主量子数、角量子数、磁量子数和自旋量子数。
主量子数决定了电子的能级大小，角量子数决定了电子轨道的形状，磁量子数和自旋量子数则决定了电子的方向。
4. 电子云电子不是固定在某条轨道上的，而是以一定概率分布在电子云中。
电子云是描述电子位置的概率密度分布，可以用来描述电子的运动状态和轨道。
电子云的形状可以由轨道函数描述，它是通过量子力学方程求解得到的。
5. 元素周期表元素周期表是按原子序数排列的化学元素表，表中的每一行都代表了同一个主量子数的化学元素。
周期表的周期表示了元素的电子壳层数量，而周期表的族表示了元素的价电子数。
通过分析元素周期表，可以很好地描述元素的化学性质和元素之间的关系。
6. 原子的质量数和质量能原子核的质量数是指核子的总质量，它等于质子数和中子数的总和。
而质量能则是描述核子结合情况的物理量，它等于原子核的质量与核子质量总和之间的差值。
质量能对核子的结合情况有很大的影响，它决定了原子核的稳定性和原子核的衰变过程。
7. 原子的稳定性原子核的稳定性是指核子之间的相互作用能够维持原子核的结构不发生变化，不会发生核衰变的状态。
原子结构-高中化学知识点总结大全
一、原子的基本构成原子是化学元素的基本单位，由原子核和核外电子组成。
原子核位于原子的中心，由质子和中子组成。
质子带正电荷，中子不带电荷。
核外电子带负电荷，围绕原子核运动。
二、原子的电子排布电子在原子中的排布遵循能级原理，即电子先占据能量较低的能级，再依次占据能量较高的能级。
每个能级上的电子数不超过该能级的最大容纳电子数，遵循泡利不相容原理和洪特规则。
三、原子的化学性质原子的化学性质主要由最外层电子（价电子）的数目和排布决定。
原子的化学性质包括原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等。
这些性质影响着原子的化学活性和化合物的形成。
四、同位素同位素是指具有相同原子序数但质量数不同的原子。
同位素在原子核中质子数相同，但中子数不同。
同位素的存在使得元素的原子质量呈现一定的范围。
五、离子离子是带电的原子或原子团。
离子可以分为阳离子和阴离子。
阳离子带正电荷，阴离子带负电荷。
离子在化学反应中起着重要作用，如酸碱反应、沉淀反应等。
六、化学键化学键是原子之间相互作用的力，使原子结合成分子或离子化合物。
化学键包括离子键、共价键、金属键等。
离子键是由正负离子之间的电荷吸引力形成的，共价键是由原子之间共享电子对形成的，金属键是由金属原子之间的自由电子形成的。
七、分子结构分子是由两个或多个原子通过化学键结合而成的。
分子结构包括分子的形状、键长、键角等。
分子的形状和键角决定了分子的性质和化学反应的能力。
八、化学反应化学反应是原子、分子或离子之间发生的化学变化。
化学反应包括合成反应、分解反应、置换反应、酸碱反应等。
化学反应遵循质量守恒定律和能量守恒定律。
九、化学方程式化学方程式是用化学符号和化学式表示化学反应的式子。
化学方程式遵循质量守恒定律和电荷守恒定律。
化学方程式中的反应物和物的化学式要平衡，反应物和物的系数要满足质量守恒定律。
十、实验技能实验技能是化学学习中不可或缺的一部分。
实验技能包括实验设计、实验操作、实验观察、实验结果分析等。
原子结构知识点
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。
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镧系收缩
由于4f 电子对 s
和 d 电子的屏蔽
稀
不完全，从镧(La)
土
到镥 (Lu) 随核电
元
荷和 4f 电子数的
素
逐渐增加，有效
57 ~
核电荷也逐渐增 加，引起整个原
71
子体积逐渐缩小。
镧系收缩效应
Y
Zr
Nb
Mo
162 145
134 130
La Hf
Ta
W
169 144 134
130
第五周期 第六周期
元素的离子半径
等电子体的阳离子，离子半径随核电荷数增加而减小。 Al3+ < Mg2+ < Na+
2、对于(n－1)d 电子未充满的元素（d区元素）
III B ~ VII B：族数等于(n-1)d1~5和ns1~2电子数之和 如 Sc [Ar]3d14s2 ⅢB
VIII 三个纵列: 价电子构型 (n-1)d6~10ns0~2 价电子总数是8~10 如
Fe Co Ni Ru Rh Pd Os Ir Pt
属于第四周期 最外层电子数+次外层d电子数=7
VIIB族
应为VII B族
第四
3d电子未充满，应属于d 区元素
周期
元素符号 Mn
3d54s2
锰
Mn
25号 元素
例 某第四周期元素失去3 个电子后，在 l =2 的轨道上电子恰 好半充满，判断该元素是什么。
解： 该元素为第四周期元素：电子层数 n=4 失去3个电子后 l = 2 的轨道半充满：M3+ 为 3d5 该元素的电子结构： [Ar]3d64s2 该元素在周期系中位置：第四周期 VIII 族 原子序数26号，元素名称铁，符号 Fe
[例] 据下列元素的外层电子构型判断它们在周期 表中所属于周期、族、区
A. 3s2 C. 3d24s2
B. 2s22p5 D. 3d54s1
E. 4d105s1
F. 4s24p6
[例] 某元素+3价离子电子排布式为： 1s2 2s2 2p63s23p63d54s0，判断元素所在周期、族。
[Ar]3d64s2 第4周期，2 + 6 = 8，VIIIB
零 族 : 稀有气体 最外层已填满 稳定结构
副族(B)：IB～VII B，VIII 金属元素 (过渡元素) 最后一个电子填入(n－1) d 或 (n－2)f 亚层
内过渡元素: 镧系、锕系
副族元素所处的族数与价层电子的关系
1、对于(n-1)d 电子已充满的元素（d区元素）
I B 、II B: 族数等于最外层电子数 如 Cu [Ar]4d105s1 IB Cd [Kr]4d105s2 IIB
* 仅对稀有气体元素
r
* 一般大于其共价或金属半径
原子半径周期性变化规律：
同周期内—— *主族元素的半径随原子序数增加明显减小 *过渡元素缓慢减小后略增 *内过渡元素几乎不变
主族元素：同一族元素的原子半径随周期数增加而增大 副族元素：同一族元素从上到下增加的幅度比较小
特别是第五、六周期的原子半径比较接近
价层电子：原子轨道中最外层的电子数
> 1s
> 2s
2p
> 3s
3p
> 4s 3d 4p
> 5s 4d 5p
> 6s 4f 5d 6p
> 7s 5f 6d 7p
2. 每个周期所含元素的数目与能级组最多能容纳 的电子数相同2，8，18，32…
周期
特短周期 1 短周期 2 短周期 3 长周期 4 长周期 5 特长周期 6 未完周期 7
元素性质的周期性变化
1、有效核电荷 Effective Nuclear Charge 2、原子半径 Atomic Radius 3、离子半径 Ionic Radius 4、同族及同周期元素物理性质的周期性变化 5、电离能 6、电子亲合力 7、主族元素化学性质的周期性变化
1、有效核电荷 Effective Nuclear Charge
* 由于镧系收缩，至使后面五、六周期同族元素化合物性质 极为相似：
如 在自然界中Zr 与 Hf、Nb 与 Ta、 铂系六种（Pt、Pd、 Os、 Ir、Ru、Rh）金属共生，分离相当困难。
如 自然界中Zr (含量较多，1789年发现) Hf（1923年发现）
3、离子半径
（a）碱金属及其 阳离子
（b）卤素及其阴 离子
元素数目 相应能级组原子轨道数 电子最大容量
2
1s
2
8
2s2p
8
8
3s3pΒιβλιοθήκη 8184s3d4p
18
18
5s4d5p
18
32
6s4f5d6p
32
20(未完) 7s5f5d(未完)
未满
(二) 价层电子组态与族（18个族）
主族(A)：IA～VIIA 内层电子全充满 最后一个电子填入 ns 或 np 亚层 价层电子数 = 所属族数 = 最外层电子数
3、镧系和锕系元素：价电子构型 (n-2)f1-14(n-1)d0-1ns2 （内过渡元素）—— 价层电子陆续填充(n－2)f 亚层的元素
[例] 已知某元素的原子序数为25，试写出该元素原子的电子 排布式，并指出该元素在周期表中所属周期、族和区。
解：1s22s22p63s23p6 3d54s2 或 [Ar] 3d54s2
原子结构－II
Atomic Structures
❖元素周期表 ❖元素的周期性变化
元素在周期表中的分类
主族元素 稀有气体 过渡金属
镧系 锕系
(一) 能级组与周期的关系
1. 每建立一个新电子层就形成一个新周期
元素所属的周期数 = 最外电子层数 = 能级组数
如 26Fe [Ar] 3d64s2 ； 47Ag [Kr] 4d105s1； 58Ce [Ar] 4f15d16s2
[例] 已知某元素位于第五周期VIIA族位置上，试 写出该元素的电子排布式和原子序数。
解： 该元素最外层电子的主量子数 n = 5 第VIIA族，所以最外层电子数应为 7，
应是 5s25p5 , 其内层应为全充满状态，
1s22s22p63s23p63d104s24p64d10 5s25p5 或：[Kr] 4d10 5s25p5 原子序数为： 2+8+18+18+7 = 53 为 I 元素
σ：屏蔽常数 Z：核电荷数
Zeff：有效核电荷数
2、原子半径
1）金属半径 (metallic radius)
* 适用金属元素 * 固体中两个最邻近金属原子的核间距一半
2）共价半径 (covalent radius) ＊适用非金属元素（相同原子） ＊两个相同原子形成共价键时，其核间距 离的一半
3）范德华半径 (Van der Waals radius)