高中化学原子结构(必修)

原子结构(必修)
近代原子结构模型的演变
⑤ 质子数（Z ）＝ 阴离子核外电子数 — 阴离子的电荷数
一、原子结构模型的演变
公元前5世纪，古希腊哲学家德谟克利特提出古代原子学说，认为万物都是由间断的、 不可分的原子构成的。

模型 道尔顿（英） 汤姆生（英） 卢瑟福（英） 玻尔（丹麦） 海森伯 年代 1803年 1904年 1911年 1913年
1926年 依据 元素化合时
的质量比例关系 发现电子 ɑ粒子散射 氢原子光谱
近代科学实验
主要
内容
原子是不可
再分的实心小球
葡萄干布丁式 核式模型
行星轨道式原子模型 量子力学原子结构模型
模型
（微观粒子具
有波粒二象性）
存在问题 不能解释电子的存在 不能解释ɑ粒
子散射时的现
象
不能解释氢
原子光谱
二、原子的构成
1.
得 电
失 子
阳离子 X n+
（核外电子数＝ ） 离子
阴离子 X n- （核外电子数＝ ）
2. 原子、离子中粒子间的数量关系：
① 质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数 ② 质量数（A ）＝质子数（Z ）＋ 中子数（N ）
③ 离子电荷＝质子数—核外电子数
④ 质子数（Z ）＝ 阳离子核外电子数 ＋ 阳离子的电荷数 ⑥ 质量数≈相对原子质量 原子核
原子A
Z X
中子（A-Z 个，电中性，决定原子种类→同位素） 质子（Z 个，带正电，决定元素的种类） 核外电子（Z 个，带负点，核外电子排布决定元素的化学性质）
① 核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的
电子层(能量最低原理)；
② 每个电子层最多容纳2n 2
个电子（n 为电子层数）；
③ 最外层电子数目不能超过8个（K 层为最外层时不能超过2个）； ④ 次外层电子数目不能超过18个（K 层为次外层时不能超过2个）；
⑤ 倒数第三层电子数目不能超过32个（K 层为倒数第三层时不能超过2个）。

（2）阳离子：核电荷数＝核外电子数 ＋电荷数（如图乙所示） （3）阴离子：核电荷数＝核外电子数 —电荷数（如图丙所示）
M 电子层
微粒符号（原子或离子）
L 电子层 原子核 K 电子层 核电荷数
3. 核外电子排布的一般规律
（1） 在同一原子中各电子层之间的关系
电子层数（n ） 1 2 3 4 5 6 7 符号
K
L
M
N O
P
Q
电子层能量的关系 从低到高 电子层离核远近的关系
由近到远
（2） 在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：
4. 原子、离子的结构示意
（1）原子中：核电荷数＝核外电子数 （如图甲所示）
5. 常见等电子粒子
（1）2电子粒子：H —、Li ＋、Be 2＋
；H 2、He
（2）10电子粒子：分子Ne 、HF 、H 20、NH 3、CH 4 ；阳离子Na +、 Mg 2+、Al 3+、NH 4+、H 30+ ； 阴离子N 3-、O 2-、F -、OH -、NH 2-。

（3）18电子粒子：分子Ar 、HCl 、H 2S 、PH 3、SiH 4、F 2、H 2O 2、C 2H 6、CH 3OH 、N 2H 4 ；
阳离子K 、Ca ；阴离子P 3—、S 2—、Cl —、HS —、O 22—。

（4）14电子粒子： Si 、N 2、CO 、C 2H 2 ； 16电子粒子：S 、O 2、C 2H 4、HCH0 。

6. 1～20号元素原子结构的特点
(1)原子核中无中子的原子1
1 H
(2)最外层有1个电子的元素： H 、Li 、Na 、K (3)最外层有2个电子的元素： He 、Be 、Mg 、Ca (4)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be 、Al (5)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C ；
是次外层电子数3倍的元素：O ； 是次外层电子数4倍的元素：Ne
(6)电子层数与最外层电子数相等的元素：H 、Be 、A1 (7)电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be
(8)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li 、Si (9)内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li 、P
(10)最外层电子数等于最内层电子数的元素：Be 、Mg 、Ca
r （Li ）＜ r （Na ）＜r （K ）＜r （Rb ）＜r （Cs ） 例： r （Cl —）＞r （Cl ） r （Fe ）＞r （Fe 2＋）＞r （Fe 3＋
） 电子越多半径越大
掌握了上述一些结构特点及规律可以迅速推断元素及其原子序数等。

7. 原子半径大小的比较规律
① 电子层数相同时，随着原子序数递增，原子半径逐渐减少
例：r （Na ）＞ r （Mg ）＞ r （Al ）＞ r （Si ）＞ r （P ）＞ r （S ）＞ r （Cl ）
② 最外层电子数相＞同时，随着电子层数的递增，原子半径逐渐增大
8. 离子半径大小的比较规律
① 同种元素的离子半径： 阴离子＞原子＞阳离子 低价阳离子＞高价阳离子
② 电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小
例： r （H —）＞r （Li ＋） r （O 2—）＞r （F —）＞ r （Na ＋）＞ r （Mg 2＋）＞ r （Al 3＋
）
r （S 2—）＞ r （Cl —）＞ r （K ＋）＞ r （Ca 2＋
）
③ 带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大
例： r （Li ＋）＜r （Na ＋）＜ r （K ＋）＜ r （Rb ＋）＜ r （Cs ＋
）
r （F —）＜ r （Cl —）＜ r （Br —）＜ r （I —
）
④ 带电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较
例： 比较 r （K ＋）和 r （Mg 2＋）可选 r （Na ＋）作为参照：r （K ＋）＞r （Na ＋）＞r （Mg 2＋
）
※注：△周期表中若元素的位置关系为 B —C 或 B —C ..则A ＞B ＞C ；若为A —B,则无法比较
A A C
△同一周期最后一种金属离子半径最小： S 2—＞Cl —（＞F —或K ＋）＞Na ＋＞Mg 2＋＞Al 3＋
游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。

三、元素、核素、同位素
1. 元素：具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称。

（现行元素周期表中排有112种元素）
2. 核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫核素。

（即每一种原子为一种核素，如12
13
14
C C C 、、各为一种核素）
3. 同位素：具有相同质子数而有不同种子数的同一元素的原子即同一元素的不同核素互称为同位素。

4. 同位素中各核素的特点
① 三同：同种元素（同质子数、同核电荷数、同电子数），相同位置（元素周期表中）， 化学性质几乎相同。

② 三不同：不同种原子（中子数不同、质量数不同），不同的物理性质，不同丰度（原子个数百分比） ③ 两特性：同一元素的各种同位素的化学性质几乎完全相同；在天然存在的某种元素里，不论是。