原子主要结构和基本性质
原子结构知识：原子结构和原子的物理及化学性质
原子结构知识：原子结构和原子的物理及化学性质原子是构成物质的基本单位，也是研究物质的基础。
原子结构和原子的物理及化学性质是研究原子的重要内容，下面将从以下几个方面进行论述。
一、原子结构原子结构包括原子核和电子云两部分。
原子核位于原子的中心，由质子和中子组成。
电子云是包围在原子核周围的一层层电子，是负电荷。
电子云的形状是由电子云中电子的位置所决定的。
原子的大小和构成有多种不同的衡量方法，其中最常用的是以其电子云的大小为基础。
原子的大小和电子云的大小有很大的联系，当然也和原子核的大小有关。
原子核的大小相比于整个原子来说是非常微小的。
一般而言，原子的大小取决于其原子的核的半径。
原子核半径大小的估计需要用到原子核的质量和电荷来计算。
二、原子的物理性质原子的物理性质包括原子的质量、电子的电荷量、原子的半径、电子的速度和能量，等等。
其中，原子的质量是原子核的质量，用原子质量单位表示，即u。
一个质子和一个中子的总质量约为1.0 u。
电子的电荷量与正电荷相等，因而原子是电中性的。
原子中的电子数量是相等于质子数量的。
原子半径的大小是难以确定的。
原子核的直径远远小于原子的直径，因此原子的半径主要取决于电子云的大小。
电子的速度和能量是物理性质中最重要的两个，它们直接影响着电子在原子中的位置和动态。
电子速度越高，电子离原子核的距离就越远，而电子的能量也就越大。
三、原子的化学性质原子的化学性质包括原子的原子序数、元素周期表中的位置、原子价电子数、氧化态、化学键、化学反应等。
原子的原子序数是元素周期表中所有元素的一个重要特征。
原子序数越大，元素的周期数就越多，元素的化学性质也相应地发生变化。
原子价电子数是原子在化学反应中参与的电子数。
氧化态是指原子在化学反应中的电子失去或者获得，形成的化学物质中原子所具有的电荷状态。
化学键是指相邻原子间通过共享电子来形成的结合力，比如共价键和离子键。
这些化学键的强度决定着金属、非金属、甚至是惰性元素的区别。
元素的原子结构及其化学性质
元素的原子结构及其化学性质元素是组成物质的基本单位，其原子结构和化学性质是研究化学的基础。
本文将详细介绍元素的原子结构及其化学性质。
一、原子结构原子是最小的物质单位，具有无限的分解能力。
在现代原子理论中，原子结构被分为三个组成部分：质子、中子和电子。
质子和中子位于原子核中心，占据原子的大部分质量，而电子则绕核旋转，占据大部分原子的体积。
原子核的电荷为正电荷，电子的电荷为负电荷，因此原子整体带有净电荷为0的性质。
元素的质子数为每种元素的唯一特征，称作原子序数。
原子序数为1的元素是氢（H），原子序数为2的元素是氦（He），以此类推。
元素的核外层的电子数，决定了元素的性质和化学反应能力。
原子的电子排布方式是按照“能量最低、能级最少”的原则排布，也称作能级填充原则。
二、周期表元素的周期性是指，在同一周期内，原子核内的质子数不断增加，电子数不断增加，外层电子在同一层次上填满，导致原子性质的周期性变化。
Dmitri Mendeleev将元素按照原子序数和化学性质排列，并形成了我们熟知的现代元素周期表。
周期表的竖列为元素的族，每个族的元素具有相似的物理和化学性质。
周期表的水平行被称为一周期，同时在相邻一周期内的元素具有相似的元素化学性质。
由此，周期表成为研究元素化学性质和性质周期性的基础。
三、元素的化学性质元素的化学性质包括元素的原子结构、元素的反应活性和元素的物理性质。
1. 元素的反应活性元素的反应活性是指元素自身或与其他物质发生反应的能力。
化学反应是通过原子的失去或获得电子实现的，因此，原子外层的电子数越少，该元素就越容易与其他元素反应形成化合物。
金属元素与非金属元素的反应活性是不同的。
金属元素在化学反应中，通常是丧失外层电子形成离子，再和其他原子形成化合物。
非金属元素则通常是在反应中获得一个或多个外层电子，形成阴离子或分子化合物。
元素的反应活性可以通过电位高低、键结构和化学结构等来指示。
2. 元素的物理性质元素的物理性质包括元素的密度、熔点、沸点和硬度等特征。
高中化学选修三 原子结构与性质知识总结
原子结构与性质一 原子结构 1、原子的构成中子N（核素）原子核质子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 + 中子数决定定义：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。
帮助学生理解原子与核的结构与性质
帮助学生理解原子与核的结构与性质原子与核的结构与性质原子与核是物质世界的基本组成部分，它们的结构与性质对于学生理解化学、物理等科学知识至关重要。
本文将从原子与核的结构、原子的性质、核的性质等方面进行探讨，以帮助学生深入理解这一重要概念。
一、原子的结构原子是物质的基本单位，由原子核和电子壳层构成。
原子核位于原子的中心，由质子和中子组成。
质子带有正电荷，中子不带电荷。
电子壳层围绕原子核运动，电子带有负电荷，平衡了原子核的正电荷。
在原子结构中，质子和中子集中在原子核中，而电子则围绕核运动。
原子核带有正电荷，而整体原子带有零净电荷。
二、原子的性质原子的性质包括原子半径、原子质量、原子的化学性质等。
1. 原子半径: 原子半径指的是原子核与最外层电子轨道的距离。
原子半径主要由原子核的质子数以及电子的排布方式决定。
原子半径随着电子层次增加而增加，同一周期内，原子半径由左至右逐渐减小。
2. 原子质量: 原子质量由原子核中质子数和中子数之和决定。
质子和中子的相对质量均为1，而电子的质量可忽略不计。
原子质量主要用来标识不同元素。
3. 原子的化学性质: 原子的化学性质取决于原子核中的质子和不同电子层次之间的电子结构。
电子层次的不同排布方式决定了元素的化学性质，例如反应活性和元素化合价等。
三、核的结构与性质核是原子的重要组成部分，它决定了原子的质量、核能等重要性质。
1. 核子: 核子是原子核中的基本组成单位，包括质子和中子。
核子质量相对较大，质子带有正电荷，中子不带电。
质子数目决定了元素的种类，即不同元素的原子核中质子数不同。
2. 质子数与核能: 核能是核结构的重要性质，与核中的质子数密切相关。
在同位素中，质子数增加，核能增大。
3. 同位素与同位素变化: 同位素指的是原子核中质子数相同、中子数不同的核种。
同位素变化包括α衰变、β衰变和γ射线等，这些变化反映了原子核的不稳定性。
四、原子核与放射性放射性是原子核的一种特殊性质，放射性元素的核能不稳定，会自发地发生核衰变过程，放出辐射。
化学原子结构知识归纳总结
化学原子结构知识归纳总结在化学学科中，原子结构是一个基础性的概念，它描述了物质的最基本的组成单位——原子的构成和性质。
理解和掌握化学原子结构对于学好化学以及应用化学知识至关重要。
本文将对化学原子的结构进行归纳总结，并探讨其相关概念和性质。
一、原子的基本构成1. 原子的组成原子由三种基本粒子组成：质子、中子和电子。
质子带正电荷，中子没有电荷，电子带负电荷。
质子和中子位于原子的核心，称为原子核，而电子则绕着核心围绕运动。
2. 质子和中子原子的质子数等于其核中的质子数，决定了元素的原子序数。
中子数可以不同，对同一元素的不同同位素而言，中子数不同，但质子数一定相同。
3. 电子原子的电子数等于其核中的电子数，决定了元素的化学性质。
电子负电荷的大小和质子正电荷相等，所以一个元素的正电荷和负电荷相等，保持电中性。
二、原子的结构模型1. 托姆森模型托姆森模型（提出于19世纪末）认为原子是一个带正电的球体，电子嵌入其中，如“西瓜糖葫芦”的糖葫芦是正电，糖果是电子。
这个模型强调了原子中带负电荷的电子存在。
2. 鲁瑟福模型鲁瑟福模型（提出于20世纪初）通过金箔实验的结果，提出了原子核的概念。
鲁瑟福模型认为原子由一个极小且带正电荷的核和围绕核运动的电子构成，类似于太阳系的构造。
这个模型强调了原子中的正电荷集中在核内。
3. 波尔模型波尔模型（提出于1913年）是鲁瑟福模型的发展，引入了能级概念，解释了为什么电子在围绕核运动时不会向核坠落。
波尔模型中电子只能处于特定能级，吸收或释放能量时跃迁能级。
三、量子力学的发展1. 波尔模型的局限性波尔模型无法解释原子光谱的全貌以及电子在原子中的精确位置和运动轨迹。
2. 德布罗意假说德布罗意提出了一种物质粒子也具有波动性的假说，也被应用到原子结构中。
这为原子结构的研究提供了新的理论依据。
3. 薛定谔方程薛定谔方程是描述微观粒子运动的方程，用于计算原子中电子的能级和电子云的概率分布。
四、电子排布和元素周期表1. 电子能级和轨道电子在原子中的排布遵循一定的规律，按照能级和轨道的顺序填充电子。
原子的主要参数
原子的主要参数原子是构成化学物质的最小单位，由质子、中子和电子组成。
质子和中子位于原子的中心，而电子则围绕中心旋转。
每个原子都有一个原子核，其中包含一定数量的质子和中子，而电子则围绕原子核旋转。
原子序数和原子量是描述原子的重要参数，它们分别表示原子核中质子的数量和原子的质量。
原子的结构和性质决定了化学物质的特性和变化。
原子在化学反应中起着非常重要的作用，因为它们是化学键形成的基础。
本文将详细介绍原子的基本概念、结构和性质，以及它们在科学和工程中的应用。
一、原子的结构质子：质子是带正电荷的粒子，它的质量约为1.67×10^-27千克。
质子数是确定元素种类的关键，它们的数量直接对应于元素的原子序数。
中子：中子是不带电荷的粒子，它的质量约为1.67×10^-27千克。
中子在稳定同位素原子核中起着重要作用，但也可以在放射性原子核中找到。
电子：电子是带负电荷的粒子，它的质量约为9.11×10^-31千克。
电子在原子核周围的不同能级上运动，这些能级之间的跃迁产生了各种光谱线。
二、原子的分类氢原子：氢原子的原子序数为1，原子量为1。
它是所有原子中最简单的，只有一个质子和一个电子。
氦原子：氦原子的原子序数为2，原子量为4。
它有两个质子和两个中子，是宇宙中最丰富的元素之一。
碳原子：碳原子的原子序数为6，原子量为12。
它是生命体中最常见的元素之一，因为它具有很高的化学活性，可以与其他元素形成多种键合形式。
氧原子：氧原子的原子序数为8，原子量为16。
它是地球上最丰富的元素之一，可以与许多元素形成氧化物，也是生物体内最重要的元素之一。
铁原子：铁原子的原子序数为26，原子量为56。
它是过渡金属中最常见的元素之一，常用于制造合金和催化剂等。
三、原子的相互作用共价键：两个或更多原子通过共享电子形成共价键。
共价键的形成是因为这些原子都具有一定数量的电子，这些电子可以在它们之间共享，从而形成了稳定的结构。
原子的结构和性质
0
14
2.1.2 分离变量法求解薛定谔方程
运用分离法变量法使ψ( r, θ, φ)变成只 含一种变数的函数R(r)、Θ(θ)和Φ(φ)的乘积:
r,, Rr
15
sin2 (r2 R ) sin (sin )
R r r
2mr 2sin 2
2
E
Ze2 40 r
1
2 2
D = r2R2n,l(r)
41
2.3.2 原子轨道的径向部分与电子云 的径向部分
原子轨道的态函数形式非常复杂, 表达成图形才便于讨论化学问题。
42
作图对象重要涉及： (1) 态函数 (即轨道)和电子云；
(2) 完全图形和部分图形； 完全图形有: 态函数图：ψ(r,θ,φ) 电子云图：|ψ(r,θ,φ)|2
9
类氢原子的薛定谔方程：
哈密顿算符： H
2
2
ze2
2m
4 0 r
2
2 x2
2 y 2
2 z 2
薛定谔方程表达式：
2 2 2m
ze2
4 0
r
E
r x2 y2 z2
10
11
通过坐标变换，将 Laplace算符从直角坐 标系(x, y, z)换成球坐 标系(r, θ, ф):
2
1 r2
21
2.1.4 类氢原子的态函数
1.态函数表达式：
n,l,m r, , Rn,l r l,m m
令： Yl,m ( ,) l,m ( ) m ()
则： n,l,m Rn,l (r) Yl,m ( , )
22
Rn,l (r) : 径向态函数
Yl,m ( ,) : 角度态函数
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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2．原子核外电子排布的原理 (1)能量最低原理：即：电子尽先占有能量低的轨道， 然后依次进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最 低状态。
如图为构造原理示意图，亦即基态原子核外电子在原子 轨道上的排布顺序图：
构造原理原理示意图
小结： d 能级穿透一个能层，f能级
穿透两个能层。
(2)泡利原理 一个原子轨道最多容纳_2_个电子，并且_自_旋__状__态__相反。
特别提醒 (1)周期的序号等于能层数。 (2)每一周期都是从活泼碱金属开始逐渐过渡到活泼 的非金属，最后以惰性气体结束。 (3)主族元素所在族的序数等于该元素原子的价电子 数，等于最外层电子数。 (4)ⅢB～ⅦB 族元素原子的价电子数目与族序数相 同。
3．元素周期表的分区 (1)根据核外电子排布 ①分区
(3) 原 子 轨 道 ： 电 子 云 轮 廓 图 给 出 了 电 子 在 _核__外__经__常__出__现_的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。
①每个能层(n)中，能级符号的顺序 是__n_s_、__n_p_、__n_d_、__n_f_…__…_______
②任一能层，能级数 =___能__层__序_______数
1要关注同周期元素的典型性、掌握同一周期内元素 的性质：原子半径、化合价、第一电离能、电负性、单 质及其化合物的性质等的递变规律，并理解其中的特殊 性；理解构造原理、能熟练写出基态原子或离子的电子 排布式、轨道表示式，尤其是 Cr 和 Cu。
2能分析出常见分子中的 σ 键、π 键的数目，分子的 结构式和空间构型，能用杂化轨道理论和价层电子对互 斥模型解释，能进一步分析陌生分子。
③s、p、d、f……最多可容纳的电子数依次是 ___1___3___5___7__…__…__的两倍_.
原子轨道 轨道形状 轨道个数 s p
特别提醒 第一能层(K)，只有 s 能级；第二能层(L)， 有 s、p 两种能级，p 能级上有三个原子轨道 px、py、pz， 它们具有相同的能量；第三能层(M)，有 s、p、d 三种能 级。
d 区 族、Ⅷ族(除镧
程度地参与化学
ns 9 1～2
系、锕系外)
键的形成Biblioteka ds ⅠB 族、ⅡB (n－
区
族
1)d10ns1～2
金属元素
(n－2)f0～14 镧系元素化学性 f 区 镧系、锕系 (n－1)d0～ 质相近，锕系元
2ns2 素化学性质相近
3掌握几种典型晶体的结构与计算。重点关注 NaCl、 CsCl、金刚石、SiO2、干冰和石墨等晶体的结构特点， 并能从晶体中质点间作用力分析晶体的物理性质。
考纲展示 1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示 常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。了解原子核外 电子的运动 状态。 2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性 质。 3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其 简单应用。 4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
热点关注 1.前四周期元素中基态原子核外电子排布式的 书写以及根据电子排布式的特点进行元素推断。 2.运用电离能、电负性解释、推测某些元素的 性质。 3.结合元素周期律、周期表以推断题的形式进 行考查原子结构与性质的应用。
一、原子核外电子排布 1．能层、能级与原子轨道 (1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的__能__量__是 不同的，按照电子的__能__量___差异将其分成不同能层。通 常用 K、L、M、N……表示，能量依次升高。
特别提醒 基态原子：处于最低能量的原子。当基 态原子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发 态原子。电子从激发态跃迁回基态时，释放一定频率的 光子，这是产生原子光谱的原因。
二、原子结构与元素周期表 1．原子结构与周期表的关系(完成下列表格)
2.原子结构与族的关系 (1)对主族元素：主族元素的族序数＝
原子的__最___外___层___电___子。 数
(2)对副族元素：次外层电子数多于 8 个而少于 18 个的一些元素，它们除了能失去__最_外__层___的电子外，还 能失去_次__外__层__上的一部分电子。例如元素钪[Ar]3d14s2， 总共可以失去三个电子，钪为ⅢB 族元素。所以，失去 的(或参加反应的)电子总数，就等于该元素所在的族数。 除第Ⅷ族元素外，大多数元素所在族的族序数等于(n－ 1)d＋ns(n 为最外层)的电子数。
(2)能级：同一能层里的电子的__能__量__也可能不同， 又将其分成不同的能级，通常用_s_、__p_、__d_、__f__等表示， 同一能层里，各能级的能量按_s、 __p_、__d_、__f___的顺序升高， 即：_E__(s_)_<_E_(p_)_<_E_(_d_)_<_E_(_f)____。
(3)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___，并且_自__旋__状__态___相 同。洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在_全__满__ (p6、 d10、f14)、半__满____ (p3、d5、f7)和_全__空__ (p0、d0、f0)状态时， 体 系 的 能 量 最 低 ， 如 ： 24Cr 的 电 子 排 布 式 为 1s22s22p63s23p63d54s1。
原子主要结构和基本性质
本章内容主要包括：1构造原理、基态原子或离子 的电子排布式、轨道表示式、电离能和电负性等；2共 价键的类型、分子的结构式、空间结构、常见的微粒杂 化方式；3晶体结构的分析、晶体类型对物质性质的影 响、晶体内质点间作用力的大小及其对性质的影响及有 关晶体的简单计算。在复习时应注意：
②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
分 元素分布
区
外围电子 排布
元素性质特点
除氢、氦外都是活
s ⅠA、ⅡA 族及 He
泼金属元素；通常
ns1～2
区
元素
是最外层电子参与
反应
p ⅢA 族～ⅦA 族、0
通常是最外层电子
ns2np1～6
区 族(除氦外)
参与反应
ⅢB 族～ⅦB
d 轨道可以不同
(n－1)d1～