【教育资料】人教高中化学选修三第一章第一节原子结构知识点学习专用

随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化

③、元素主要化合价呈周期性变化

④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化

①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；元素周期律和排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期）周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期）周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个）元素周期表族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体）

同周期同主族元素性质的递变规律

①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数

②、原子半径

性质递变 ③、主要化合价

④、金属性与非金属性

⑤、气态氢化物的稳定性

⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性

电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大。

判断的依据核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

最外层电子数相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：

Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.

2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li

具体规律： 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F --

4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F -> Na +>Mg 2+>Al 3+

5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe 2+>Fe 3+ 1--36号元素电子排布式

氢 H ：1s 1 氦 He ：1s 2

锂 Li ：1s 22s 1 铍 Be ：1s 22s 2

硼 B ：1s 22s 22p 1 碳 C ：1s 22s 22p 2

氮 N ：1s 22s 22p 3 （第一电离能比氧大）氧 O ：1s 22s 22p 4

氟 F ：1s 22s 22p 5 氖 Ne ：1s 22s 22p 6

编排依据具体表现形式

七

主七

副零

和八

三长三短一不全

钠Na：1s22s22p63s1 镁Mg：1s22s22p63s2

铝Al ：1s22s22p63s23p1 硅Si ：1s22s22p63s23p2

磷P ：1s22s22p63s23p3硫S ：1s22s22p63s23p4

氯Cl：1s22s22p63s23p5氩Ar：1s22s22p63s23p6

钾K ：1s22s22p63s23p64s1钙Ca：1s22s22p63s23p64s2

钪Se：1s22s22p63s23p63d14s2钛Ti ：1s22s22p63s23p63d24s2矾V ：1s22s22p63s23p63d34s2铬Cr：1s22s22p63s23p63d54s1锰Mn：1s22s22p63s23p63d54s2铁Fe：1s22s22p63s23p63d64s2 钴Co：1s22s22p63s23p63d74s2镍Ni：1s22s22p63s23p63d84s2铜Cu：1s22s22p63s23p63d104s1锌Zn：1s22s22p63s23p63d104s2镓Ga：1s22s22p63s23p63d104s24p1亚铁离子1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 锗Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2

砷As：1s22s22p63s23p63d104s24p3

硒Se：1s22s22p63s23p63d104s24p4

溴Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5

氪Kr：1s22s22p63s23p63d104s24p6

①与水反应置换氢的难易

②最高价氧化物的水化物碱性强弱

金属性强弱③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）

④互相置换反应

依据：⑤原电池反应中正负极

①与H2化合的难易及氢化物的稳定性

元素的非金属性强弱②最高价氧化物的水化物酸性强弱

金属性或非金属③单质的氧化性或离子的还原性

性强弱的判断④互相置换反应

①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，

随荷电荷数的增加而增大，如：Si

规律：②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Li

金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：F>Cl>Br>I 。

③、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au

、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。

①、定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键

②、存在：离子化合物（NaCl 、NaOH 、Na 2O 2等）；离子晶体。 ①、定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。 ②、存在：共价化合物，非金属单质、离子化合物中（如：NaOH 、Na 2O 2）；

共价键分子、原子、离子晶体。 2、分类共价化合物化学键非极性键非金属单质

③、分类：

如：NH 4+、H 3O +

金属键：金属阳离子与自由电子之间的相互作用。存在于金属单质、金属晶体中。

3、键参数键长

4、表示方式：电子式、结构式、结构简式（后两者适用于共价键）

固体物质

分子间作用力（范德瓦尔斯力）：影响因素：大小与相对分子质量有关。

作用：对物质的熔点、沸点等有影响。

①、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。

分子间相互作用 ②、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N 、O 、F 与H 之间（NH 3、H 2O ）

③、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。

④、氢键的形成及表示方式：F -—H ···F -—H ···F -—H ···←代表氢键。

氢键 O O

H H H H

H H ⑤、说明：氢键是一种分子间作用；它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍强；

是一种较强的分子间作用力。氢键：无机物如NH 3,H 2O,HF,等.有机

物：乙醇、乙酸、邻硝基苯酚（分子内）等.

定义：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的（正负电荷中心能重合）的分子。

非极性分子双原子分子：只含非极性键的双原子分子如：O 2、H 2、Cl 2等。

举例：只含非极性键的多原子分子如：O 3、P 4等

分子极性多原子分子：含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子

如：CO 2、CS 2（直线型）、CH 4、CCl 4（正四面体型）

极性分子：定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的（正负电荷中心不能重合）的。

举例双原子分子：含极性键的双原子分子如：HCl 、NO 、CO 等

多原子分子：含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子

如：NH 3(三角锥型)、H 2O （折线型或V 型）、H 2O 2

离子键不同原子间

存在相同原子间分子的极性分子的稳定性

分子的空间构型决定分子的极性决定

分子化合物的杂化类型及分子构型

1 确定中心原子A价层电子对数目。计算时注意：

(a)氧族元素（ⅥA族）原子作为配位原子时，可认为不提供电子（如氧原子有6个价电子，作为配位原子时，可认为它从中心原子接受一对电子达到8电子结构），但作为中心原子时，认为它提供所有的6个价电子。

(b)如果讨论的是离子，则应加上或减去与离子电荷相应的电子数。如PO43－离子中P原子的价层电子数应加上3，而NH4＋离子中N原子的价层电子数则应减去1。

(c)如果价层电子数出现奇数电子，可把这个单电子当作电子对看待。如NO2分子中N原子有5个价电子，O原子不提供电子。因此中心原子N价层电子总数为5，当作3对电子看待。

(d)中心原子孤电子对数＝n（价电子对数）－m（配位原子数）。

2 由价电子对数确定空间结构

价层电子对

数目电子对的

排列方式

分子类型孤电子对

数目

分子构型实例

2 直线形AB20 直线形BeH

、BeCl2、CO2、CS2

3 正三角形AB3

AB20

正三角形

角形(V形)

BF3SO3、CO2-3

SnCl2

4 正四面体AB4

AB3

AB20

正四面体形

三角锥形

角形（V形）

CH4CCl4SiH4

SO42-NH4＋、PO43－

NH3

H2O H2S

3 由价电子数目确定杂化类型

中心原子价电子对数价电子对几何分布中心原子杂化轨道类型

2 直线形sp

3 平面三角形sp2

4 正四面体sp3

石墨为sp2，金刚石为sp3，CO2为sp，二氧化硅为sp3。

键角sp3，109°28‘sp2，120°，sp，180°

常见分子的键角硫化氢：90°水：104.5°氨气：107.3°甲烷、四氯甲烷、四氟化硅109°28′二氧化碳、二硫化碳、一氧化碳：180°白磷：60°三氟化硼：120°乙烯：120°乙炔：180°

苯：120°

4 等电子原理

等电子原理中所讲的“电子数相等”既可以是指总电子数相等（如CO和N2，均为14），也可以是指价电子数相等（如N2和CN-，均为10）。因而互为等电子体的微粒可以是分

子，也可以是离子。注意的是，若按价电子数相等计数时，此时价电子总数包括重原子

（原子序数≥4）提供的价电子以及轻原子(H、He、Li)用来与重原子成键的电子，如N2

和C2H2互为10电子体，其中，C2H2的总电子数就包括两个H原子与C原子形成C-H

键的电子。此外，等电子原理中所指的“原子数相等”通常指的是重原子个数相等；“结构

相似”也是针对重原子而言。因此，等电子原理也可以理解为：重原子数相等，总电子数

相等的分子或离子，重原子的空间构型通常具有相似性。运用等电子原理预测分子或离

子的空间构型时，不能简单的认为价电子数相等的两种微粒即为等电子体，必须注意等

电子体用于成键的轨道具有相似性。例如CO2和SiO2，CO2为sp，二氧化硅为sp3。

表2 常见的等电子体及空间构型

等电子类型常见等电子体空间构型

2原子10电子

2原子14电子

3原子16电子

3原子18电子

4原子24电子

4原子26电子

5原子8电子

5原子32电子

6原子30电子

7原子48电子 N 2, CN -, C 22-, C 2H 2, NO + F 2, O 22-, H 2O 2, N 2H 4, C 2H 6, CH 3NH 2, NH 2OH, CH 3F CO 2, N 2O, NCO -, N 3-, NO 2+, SCN -, HgCl 2, BeCl 2(g)， O 3, SO 2, NO 3- SO 3(g), CO 32-, NO 3-, BO 33-, BF 3 SO 32-, ClO 3-, BrO 3-, IO 3-, XeO 3 CH 4, SiH 4, NH 4+, PH 4+, BH 4- CCl 4, SiF 4, SiO 44-, SO 42-, ClO 4- C 6H 6, N 3B 3H 6(俗称无机苯) AlF 63-, SiF 62-, PF 6-, SF 6 直线型直线型直线型折线型平面三角型三角锥型正四面体型正四面体型平面六边型八面体型

固体物质

①构成微粒：离子

②微粒之间的相互作用：离子键

③举例：CaF 2、KNO 3、CsCl 、NaCl 、Na 2O 等

NaCl 型晶体：每个Na +同时吸引6个Cl -离子，每个Cl -同

结构特点时吸引6个Na +；Na +与Cl -以离子键结合，个数比为1：1。

④微粒空间排列特点：

CsCl 型晶体：每个Cs +同时吸引8个Cl -离子，每个Cl -同时

吸引8个Cs +；Cs +与Cl -以离子键结合，个数比为1：1。

离子晶体： ⑤说明：离子晶体中不存在单个分子，化学式表示离子个数比的式子。

①、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点；

性质特点 ②、离子晶体固态时一般不导电，但在受热熔化或溶于水时可以导电；

③、溶解性：（参见溶解性表）

晶体晶胞中微粒个数的计算：顶点，占1/8；棱上，占1/4；面心，占1/2；体心，占1

①、构成微粒：分子

结构特点 ②、微粒之间的相互作用：分子间作用力

③、空间排列：（CO 2如右图）

分子晶体： ④、举例：SO 2、S 、CO 2、Cl 2等

①、硬度小，熔点和沸点低，分子间作用力越大，熔沸点越高；

性质特点 ②、固态及熔化状态时均不导电；

③、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非极性物质一般易溶于非极性分子溶剂，极

性分子易溶于极性分子溶剂。

①构成微粒：原子

②微粒之间的相互作用：共价键

③举例：SiC 、Si 、SiO 2、C(金刚石)等

Ⅰ、金刚石：（最小的环为非平面6元环）

结构特点

每个C 被相邻4个碳包围，处于4个C 原子的中心

④微粒空间排列特点：

原子晶体： Ⅱ、SiO 2相当于金刚石晶体中C 换成Si ，Si 与Si 间间插O

⑤说明：原子晶体中不存在单个分子，化学式表示原子个数比的式子。

①、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点；

性质特点 ②、一般不导电；

③、溶解性：难溶于一般的溶剂。

①、构成微粒：金属阳离子，自由电子；

结构特点 ②、微粒之间的相互作用：金属键

③、空间排列：

金属晶体： ④、举例：Cu 、Au 、Na 等

①、良好的导电性；

性质特点 ②、良好的导热性；

③、良好的延展性和具有金属光泽。

①、层状结构

结构：②、层内C ——C 之间为共价键；层与层之间为分子间作用力；

过渡型晶体（石墨）： ③、空间排列：（如图）

性质：熔沸点高；容易滑动；硬度小；能导电。

2体心立方堆积A 2

3 面心立方最密堆积A1

(完整版)第一章原子结构与性质知识点归纳

第一章原子结构与性质知识点归纳山东临沂市莒南三中（276600）张琛山东省烟台市蓬莱四中（265602）马彩红 2．位、构、性关系的图解、表解与例析 (1)元素在周期表中的位置、元素的性质、元素原子结构之间存在如下关系：同位素（两个特性）

3．元素的结构和性质的递变规律 4．核外电子构成原理 (1)核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。随着原子序数递增 ① 原子结构呈周期性变化 ② 原子半径呈周期性变化 ③ 元素主要化合价呈周期性变化 ④ 元素的金属性与非金属形呈周期性变化 ⑤ 元素原子的第一电离能呈周期性变化 ⑥ 元素的电负性呈周期性变化元素周期律排列原则 ① 按原子序数递增的顺序从左到右排列 ② 将电子层数相同的元素排成一个横行 ③ 把最外层电子数相同的元素（个别除外），排成一个纵行周期（7个横行） ① 短周期（第一、二、三周期） ② 长周期（第四、五、六周期） ③ 不完全周期（第七周期）性质递变原子半径主要化合价元素周期表族（18 个纵行） ① 主族（第ⅠA 族—第ⅦA 族共七个） ② 副族（第ⅠB 族—第ⅦB 族共七个） ③ 第Ⅷ族（第8—10纵行） ④ 结构

(2)核外电子排布遵循的三个原理： a．能量最低原理b．泡利原理c．洪特规则及洪特规则特例 (3)原子核外电子排布表示式：a．原子结构简图b．电子排布式c．轨道表示式5．原子核外电子运动状态的描述：电子云 6．确定元素性质的方法 1．先推断元素在周期表中的位置。 2．一般说，族序数—2=本族非金属元素的种数(1 A族除外)。 3．若主族元素族序数为m，周期数为n，则： (1)m/n<1时为金属，m/n值越小，金属性越强： (2)m/n>1时是非金属，m/n越大，非金属性越强；(3)m/n=1时是两性元素。

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2n2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 (1)原子核中无中子的原子1 1H 3.核外电子排布的一般规律（1）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＋、Be2＋；H2、He （2）10电子粒子：分子Ne、HF、H20、NH3、CH4 ；阳离子Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H30+；阴离子N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。（3）18电子粒子：分子Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4；阳离子K、Ca ；阴离子P3—、S2—、Cl—、HS—、O22—。（4）14电子粒子：Si、N2、CO、C2H2；16电子粒子：S、O2、C2H4、HCH0 。 6.1～20号元素原子结构的特点

(完整版)原子结构与性质知识点总结与练习

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 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右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。说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。（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。构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。（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（Pauli ）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（Hund ）规则。比如，p3 的轨道式为或，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 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、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。 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 ：1s22s22p63s23p64s1。 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]4s1。 (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 (1)根据核外电子排布 ①分区 ②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点 ↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑

初中数学知识点总结汇总结构图

有理数数轴：数轴是规定了原点、正方向、单位长度的一条直线。有理数概念：凡能写成形式的数，都是有理数。（正整数、0、负整数统称整数；正分数、负分数统称分数；整数和分数统称有理数.注意：0即不是正数，也不是负数；-a不一定是负数，+a也不一定是正数；π不是有理数。）有理数的分类：①有理数正有理数零负有理数正整数正分数负整数负分数 ②有理数整数分数正整数零负整数正分数负分数相反数 (1)只有符号不同的两个数，我们说其中一个是另一个的相反数；0的相反数还是0； (2)相反数的和为0 ? a+b=0 ? a、b互为相反数。绝对值：正数的绝对值是其本身，0的绝对值是0，负数的绝对值是它的相反数；注意：绝对值的意义是数轴上表示某数的点离开原点的距离；有理数比大小（1）正数的绝对值越大，这个数越大；（2）正数永远比0大，负数永远比0小；（3）正数大于一切负数；（4）两个负数比大小，绝对值大的反而小；（5）数轴上的两个数，右边的数总比左边的数大；（6）大数-小数＞0，小数-大数＜0。互为倒数：乘积为1的两个数互为倒数；注意：0没有倒数；若a≠0，那么的倒数是；若ab=1? a、b互为倒数；若ab=-1? a、b互为负倒数。有理数乘方的法则（1）正数的任何次幂都是正数；（2）负数的奇次幂是负数；负数的偶次幂是正数；注意：当n为正奇数时: (-a)n=-a n 或(a -b)n=-(b-a)n , 当n为正偶数时: (-a)n =a n 或(a-b)n=(b-a)n . 科学记数法：把一个大于10的数记成a×10n的形式，其中a是整数数位只有一位的数，这种记数法叫科学记数法. 近似数的精确位：一个近似数，四舍五入到那一位，就说这个近似数的精确到那一位。有效数字：从左边第一个不为零的数字起，到精确的位数止，所有数字，都叫这个近似数的有效数字。举几个例子：3一共有1个有效数字，0.0003有一个有效数字，0.1500有4个有效数字， 1.9*10^3有两个有效数字（不要被10^3迷惑，只需要看1.9的有效数字就可以了，10^n 看作是一个单位）。整式的加单项式：在代数式中，若只含有乘法（包括乘方）运算。或虽含有除法运算，但除式中不含字母的一类代数式叫单项式。单项式的系数与次数：单项式中不为零的数字因数，叫单项式的数字系数，简称单项式的系数；系数不为零时，单项式中所有字母指数的和，叫单项式的次数。多项式：几个单项式的和叫多项式。

物理选修3---5第十八章：原子结构知识点汇总

物理选修3---5第十八章：原子结构知识点汇总（训练版）知识点一、电子的发现和汤姆生的原子模型： 1、电子的发现： 1897年英国物理学家汤姆生，对阴极射线进行了一系列的研究，从而发现了电子。电子的发现表明：原子存在精细结构，从而打破了原子不可再分的观念。 2、汤姆生的原子模型： 1903年汤姆生设想原子是一个带电小球，它的正电荷均匀分布在整个球体内，而带负电的电子镶嵌在正电荷中。这就是汤姆生的枣糕式原子模型。知识点二、α粒子散射实验和原子核结构模型 1、α粒子散射实验：1909年，卢瑟福及助手盖革手吗斯顿完成 ①实验装置的组成：放射源、金箔、荧光屏 1

②实验现象： a. 绝大多数α粒子穿过金箔后，仍沿原来方向运动，不发生偏转。 b. 有少数α粒子发生较大角度的偏转 c. 有极少数α粒子的偏转角超过了90度，有的几乎达到180度，即被反向弹回。 2、原子的核式结构模型：由于α粒子的质量是电子质量的七千多倍，所以电子不会使α粒子运动方向发生明显的改变，只有原子中的正电荷才有可能对α粒子的运动产生明显的影响。如果正电荷在原子中的分布，像汤姆生模型那模均匀分布，穿过金箔的α粒了所受正电荷的作用力在各方向平衡，α粒了运动将不发生明显改变。散射实验现象证明，原子中正电荷不是均匀分布在原子中的。 1911年，卢瑟福通过对α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。原子核半径小于1014-m,原子轨道半径约1010-m。 3、卢瑟福对实验结果的解释电子对α粒子的作用忽略不计。因为原子核很小，大部分α粒子穿过原子时离原子核很远，受到较小的库仑斥力，运动几乎不改变方向。极少数α粒子穿过原子时离原子核很近，因此受到很强的库仑斥力，发生大角度散射。

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）原子核近似相对原子质量质子Z （带正电荷） → 核电荷数元素 → 元素符号原子结构决定原子呈电中性电子数（Z 个）化学性质及最高正价和族序数体积小，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 + 中子数二原子核外电子排布规律决定 X) (A Z

三相对原子质量定义：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。

原子结构与性质知识点归纳

第一章原子结构与性质知识点归纳山东临沂市莒南三中（276600）张琛山东省烟台市蓬莱四中（265602）马彩红 1原子结构电子的吸引外）电负性逐渐减小电负性增大主要化合价正价+1到+7 负价-4到最高正价等于族序数（F 、O 除元素性质金属性逐渐减弱，非金属性逐金属性逐渐增强，非金属性逐渐增强渐减弱，第一电离能逐渐减小, 原 2?位、构、性质子核电荷决定元素种系的图解、表解与例析_?近似相对原子（1原元素持中中子置、元素的性质子种素原子位原子不特下关系: 子决定主族元素的化学原子的电子式子结构最高正价=8- F 原子纟逐渐增多电子层数递增，最外层电子数相同原子核对外逐渐增强逐渐减弱 -1 电离能增大, 层 :电子排同主族：从上到下同主族：从上位置电子层结构电子层数主族序数最= 递增外电 T *子及化左核电荷数」到下一同周期::从左至负价

核外电 1族（18〈个）非金属性 ②副族（第I B 族一第％ B 族共七子是分能层排 3.元素的结构和性质的递变规律随着原子序数递增 ①原子结构呈周期性变化序数递增的顺序从左到右排列排②原则子半径呈周期性变化层数相同的元素排成一个横行个横行）②长周期（第四、五、六周期）厂金属性强元素性质 Y 主要化主族（第I A 族—第％ A 族共七验标志元素周、-③元素主要化合价周期,7①外层变化第同的元三周别别）除外）性质递变^原子半径弱判断实

电子排布表示式：a .原子结构简图 b ?电子排布式c ?轨道表示式 5.原子核外电子运动状态的描述：电子云 6 .确定元素性质的方法 1 .先推断元素在周期表中的位置。 2 .一般说，族序数一2二本族非金属元素的种数(1 A 族除外) 3 .若主族元素族序数为 m 周期数为n 贝y ： (1)m/n<1 时为金属，m/n 值越小，金属性越强： ⑵m/n>1 时是非金属，m/n 越大，非金属性越强； ⑶m/n=1时是两性元素 ⑵核外电子排布遵循的三个原理： a .能量最低原理 b .泡利原理 c .洪特规则及洪特规则特例 (3)原子核外布的，每个能层又分为不同的能级

初中数学知识点框架图(供参考)

第一部分《数与式》知识点第二部分《方程与不等式》知识点第三部分《函数与图象》知识点第四部分《图形与几何》知识要点

?????????????点在圆外：d ＞r 点与圆的三种位置关系点在圆上：d ＝r 点在圆内：d ＜r 弓形计算：（弦、弦心距、半径、拱高）之间的关系圆的轴对称性定理：垂直于弦的直径平分弦，并且平分弦所对的两条弧垂径定理推论：平分弦（不是直径）的直径垂直于弦，并且平分线所对的弧在同圆或等圆中，两条弧、两条弦、两个圆心角、两个圆周角、五组量的关系：两条弦心距中有一组量相等，则其余的各组两也分别圆的中心对称性圆009090AB CD P PA PA PC PD..??????????????????=????????相等.同弧所对的圆周角是它所对圆心角的一半；圆周角与圆心角半圆（或直径）所对的圆周角是；的圆周角所对的弦是直径，所对的弧是半圆.相交线定理：圆中两弦、相交于点，则圆中两条平行弦所夹的弧相等相离：d ＞r 直线和圆的三种位置关系相切：d ＝r(距离法）相交：d ＜r 性质：圆的切线垂直圆的切线直线和圆的位置关系2PA PB PO APB PA PC PD.???????????????=????????于过切点的直径（或半径）判定：经过半径的外端且垂直于这条半径的直线是圆的切线.弦切角：弦切角等于它所夹的弧对的圆周角切线长定理：如图，=，平分∠切割线定理：如图，外心与内心：相离：外离（d ＞R+r ），内含（d ＜R-r ）圆和圆的位置关系相切：外切（d=R+r ），内切（d=R-r ）相交：R-r ＜d ＜R+r ）圆的有关计算22n n 2360180n 1S 36021S 2(2S l r r r l r r l rl r l r rl πππππππ?????????????????????????????????????????????==?????==????????=??=?????=+??? 弧长弧长侧全弧长公式：扇形面积公式：圆锥的侧面积：为底面圆的半径，为母线）圆锥的全面积：第五部分《图形的变化》知识点

完整版原子结构与性质知识点总结与练习

第一章原子结构与性质 ?原子结构 1?能级与能层加：也瓦子的总十轨ift 呈哦讳醪 mW L1+ wpFfe 詆上各隐级上的廉「孰直養副」枳|睡緘丄宇牛佩址」一-牛 * + b +*-r ⑴相同题上㈱子執坦能量的高低; WS 畀卩M?i 『 ② 形状相R 的尙子報说能卡的髙低: 农2令触靭…… ③ 同橋层内用状相同而伸屛方向不同的廉了蜿ifi 的昶章和专'如即“ 2i 如即勘道仰能楚4A 零 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轨道（能级），叫做构造原理。 J ◎⑥?金 ? ◎⑥、⑥、⑥ ⑥⑥⑥? ?i/ 能级交错：由构造原理可知，电子先进入说明：构造原理并不是说 4s 能级比3d 能级能量低（实际上 4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。（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。构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。（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, 态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动 4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。

一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反 (用“TJ”表示)，这个原理称为泡利(Pauli )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，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、dO 、fO 、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 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、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。 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 : 1s22s22p63s23p64s1。 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]4s1。 (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帀冋戸冋河丽FW1 In 2 驶 2fi 3* 3|> 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 (1)根据核外电子排布 ① 分区这个规则叫洪特( Hund )规则。比如, f J J J fJ I f p3的轨道式为而且自旋方向相同,

初中数学知识点框架图

第一部分《数与式》知识点定义：有理数和无理数统称实数分类有理数：整数与分数类无理数：常见类型（开方开不尽的数、与有关的数、无限不循环小数）法则：加、减、乘、除、乘方、开方实数运算运算定律：交换律、结合律、分配律相关概念数轴（比较大小八相反数、倒数（负倒数）科学记数法有效数字、平方根与算术平方根、立方根、非负式子a 2,a,ya ）八*单项式：系数与次数分类多项式：次数与项数加减法则：加减法、去括号分式的定义：分母中含可变字母分式分式有意义的条件：分母不为零分式值为零的条件：分子为零，分母不为零分式的性质：a 冬卫;a 2（通分与约分的根据） b b m b b m 通分、约分，加、减、乘、除分式的运算和“+治先化简再求值（整式与分式的通分、符号变化）简求整体代换求值定义：式子? a （a >0叫二次根式二次根式的意义即被开方数大于等于1 二次根式的性质（孑a; 了爲0。））最简二次根式（分解质因数法化简）二次根式二次根式的相关概念同类二次根式及合并同类二次根式分母有理化（“单项式与多项式’型）加减法：先化最简，再合并同类二次根式二次根式的运算一一—書 a 乘除法::a Vb ^―;（结果化简）定义：（与整式乘法过程相反，分解要彻底）提取公因式法：（注意系数与相冋字母，要提彻底）分解因式、、土公式法平方差公式：2 2b2 （a b ）（a b ） 2 方法元全平方公式：a 2ab b （a b ）十字相乘法：x 2 （a b ）x ab （x a ）（x b ）分组分解法：（对称分组与不对称分组）整式幕的运算 m n m a ;a m m 、n mn m m. m /a 、m a 0 ；(a ) a ,(ab) a b ;(匸) 而；a b b 1a a P 单项式; 单项式; 单项式单项式先乘方开方，再乘除，最后算加减；同级运算自左至右顺序计算; 乘法公式平方差公式：（a b ）（a b ） a 2 b 2 完全平方公式：（a b ）2 a 2 2ab b 2 乘法运算混合运算: 单项式多项式多项式；多项式多项式单项式括号优先实数（添括号）法则、合并同类项数与式分式

高二化学选修三《原子结构》知识点总结归纳典例导析

原子结构【学习目标】 1、根据构造原理写出1~36号元素原子的电子排布式； 2、了解核外电子的运动状态； 3、掌握泡利原理、洪特规则。【要点梳理】要点一、原子的诞生我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约2小时，诞生了大量的氢、少量的氦及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的融合反应，分期分批地合成了其他元素。（如图所示）要点二、能层与能级 1．能层（1）含义：在含有多个电子的原子里，由于电子的能量各不相同，因此，它们运动的区域也不同。通常能量最低的电子在离核最近的区域运动，而能量高的电子在离核较远的区域运动。根据多电子原子核外电子的能量差异可将核外电子分成不同的能层（即电子层）。如钠原子核外有11个电子，第一能层有2个电子，第二能层有8个电子，第三能层有1个电子。要点诠释：电子层、次外层、最外层、最内层、内层在推断题中经常出现与层数有关的概念，理解这些概念是正确推断的关键。为了研究方便，人们形象地把原子核外电子运动看成分层运动，在原子结构示意图中，按能量高低将核外电子分为不同的能层，并用符号K、L、M、N、O、P、Q……表示相应的层，统称为电子层。一个原子在基态时，电子所占据的电子层数等于该元素在周期表中所处的周期数。倒数第一层，称为最外层；从外向内，倒数第二层称为次外层；最内层就是第一层（K 层）；内层是除最外层外剩下电子层的统称。以基态铁原子结构示意图为例：铁原子共有4个电子层，最外层(N层)只有2个电子，次外层（M层）共有14个电子，最内层（K层）有2个电子，内层共有24个电子。 2．能级（1）含义：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，这样同一能层就可分成不同的能级（也可称为电子亚层）。能层与能级类似于楼层与阶梯之间的关系。在每一个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……（n代表能层）

高中化学选修3知识点全部归纳(物质的结构与性质)

高中化学选修3知识点全部归纳（物质的结构与性质）第一章原子结构与性质. 一、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义. 1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。 2.(构造原理）了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布. (1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子. (2).原子核外电子排布原理. ①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. ②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子. ③.洪特规则：在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例：在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1. (3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式. 3.元素电离能和元素电负性第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。 (1).原子核外电子排布的周期性. 随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化. (2).元素第一电离能的周期性变化. 随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化: ★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小； ★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势. 说明： ①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA 族、第ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P ②.元素电离能的运用： a. 用来比较元素的金属性的强弱. I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱. b .电离能是原子核外电子分层排布的实验验证. 分析原子核外电子层结构，如某元素的I n＋1?I n，则该元素的最外层电子数为n。 (3).元素电负性的周期性变化. 元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势. 电负性的运用: a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素). b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键). c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）.

原子物理知识点总结全

原子物理一、卢瑟福的原子模型——核式结构 1.1897年,_________发现了电子.他还提出了原子的 ______________模型. 2.物理学家________用___粒子轰击金箔的实验叫 __________________。 3. 实验结果:绝大部分α粒子穿过金箔后________;少数α粒子发生了较大的偏转;极少数的α粒子甚至被____. 4. 实验的启示：绝大多数α粒子直线穿过，说明原子内部存在很大的空隙；少数α粒子较大偏转，说明原子内部集中存在着对 α粒子有斥力的正电荷；极个别α粒子反弹，说明个别粒子正对着质量比 α粒子大很多的物体运动时，受到该物体很大的斥力作用． 5.原子的核式结构: 卢瑟福依据α粒子散射实验的结果，提出了原子的核式结构：在原子中心有一个很小的核，叫 ________，原子的全部正电荷和几乎全部质量都集中在原子核里，带负电的电子在核外空间绕核旋转．例1:在α粒子散射实验中,卢瑟福用α粒子轰击金箔,下列四个选项中哪一项属于实验得到的正确结果: A.α粒子穿过金箔时都不改变运动方向 B . 极少数α粒子穿过金箔时有较大的偏转 ,有的甚至被反弹 C.绝大多数α粒子穿过金箔时有较大的偏转 D. α粒子穿过金箔时都有较大的偏转. 例2:根据α粒子散射实验，卢瑟福提出了原子的核式结构模型。如图 1-1所示表示了原子核式结构模型的 α粒子散射图景。图中实线表示 α粒子的运动轨迹。其中一个 c α粒子在从a 运动到b 、再运动到c 的过程中（α粒子在b 点时距原子核最近），下列判断正确的是（） a b A ．α粒子的动能先增大后减小原子核 B ．α粒子的电势能先增大后减小 C ．α粒子的加速度先变小后变大 α粒子 D ．电场力对α粒子先做正功后做负功图1-1 二玻尔的原子模型能级 1．玻尔提出假说的背景——原子的核式结构学说与经典物理学的矛盾：⑴按经典物理学理论，核外电子绕核运动时，要不断地辐射电磁波，电子能量减小，其轨道半径将不断减小，最终落于原子核上，即核式结构将是不稳定的，而事实上是稳定的．⑵电子绕核运动时辐射出的电磁波的频率应等于电子绕核运动的频率，由于电子轨道半径不断减小，发射出的电磁波的频率应是连续变化的，而事实上，原子辐射的电磁波的频率只是某些特定值。为解决原子的核式结构模型与经典电磁理论之间的矛盾，玻尔提出了三点假设，后人称之为玻尔模型． 2．玻尔模型的主要内容： ⑴定态假说：原子只能处于一系列 __________的能量状态中，在这些状态中原子是 _______的，电子虽然绕核运动，但不向外辐射能量．这些状态叫做 ________． ⑵跃迁假说：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，光子的能量由这两定态的能量差决定，即________________. ⑶轨道假说：原子的不同能量状态对应于 ______子的不同轨道 .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． 3．氢原子的能级公式和轨道公式原子各定态的能量值叫做原子的能级，对于氢原子，其能级公式为 :______________；对应的轨道公式为： r n n 2 r 1。其中n 称为量子数，只能取正.E1=-13.6eV ，r1=0.53×10-10m ．

高中化学练习-原子结构_word版含解析

课练15原子结构基础练 1．下列有关化学用语正确的是() A．甲烷分子的球棍模型： B．NH4I的电子式： C．F原子的结构示意图： D．中子数为20的氯原子：3717Cl 2．131 53I是常规核裂变产物之一,可以通过测定大气或水中131 53I的含量变化来监测核电站是否发生放射性物质泄漏。下列有关13153I的叙述中错误的是() A. 131 53I的化学性质与127 53I相同 B. 131 53I的原子序数为53 C. 131 53I的原子核外电子数为78 D. 131 53I的原子核内中子数多于质子数 3．已知氢有3种核素(1H、2H、3H),氯有2种核素(35Cl、37Cl)。则HCl的相对分子质量可能有() A．1种B．5种 C．6种D．1 000种 4．两种微粒含有相同的质子数和电子数,这两种微粒可能是() ①两种不同的原子；②两种不同元素的原子；③一种原子和一种分子；④一种原子和一种离子；⑤两种不同分子；⑥一种分子和一种离子；⑦两种不同阳离子；⑧两种不同阴离子；⑨一种阴离子和一种阳离子 A．①③⑤⑥⑦⑧B．①③⑤⑦⑧ C．①③④⑤⑦D．全部都是 5．下列说法中正确的是() A．原子中,质量数一定大于质子数 B．电子层多的原子半径一定大于电子层少的原子半径 C．由两种元素组成的化合物,若含有离子键,就没有共价键 D．自然界中有多少种核素,就有多少种原子 6．镨(Pr)、钕(Nd)都属于稀土元素,在军事和国防工业上有广泛应用,下列有关说法中正确的是()

A．镨(Pr)和钕(Nd)可能互为同位素 B.140 59Pr是镨的一种新元素 C.140 59Pr核内有59个质子,核外有81个电子 D.140 59Pr质量数为140,原子序数为59,核内有81个中子 7．据报道,在火星和金星大气层中发现了一种非常特殊的能导致温室效应的气态化合物,它的结构式为16O===C===18O。下列说法正确的是() A．16O与18O为同种核素 B．16O===C===18O与16O===C===16O互为同位素 C．16O===C===18O与16O===C===16O的化学性质几乎完全相同 D．目前提出的“低碳经济”的目标是向空气中增加CO2,促进碳的平衡 8．六种粒子的结构示意图分别为 A B C D E F 请回答下列问题： (1)依次写出6种粒子的符号：_____________________________________________________________________ ___。 (2)A、B、C、D、E、F共表示________种元素、________种原子、________种阳离子、________种阴离子。 (3)上述微粒中,阴离子与阳离子可构成两种化合物,这两种化合物的化学式为________、________。 9．用A＋、B－、C2－、D、E、F、G和H分别表示含有18个电子的八种微粒(离子或分子)。请回答： (1)A元素是________,B元素是________,C元素是________。(用元素符号表示) (2)D是由两种元素组成的双原子分子,其分子式是________。 (3)E是所有含18个电子的微粒中氧化能力最强的单质分子,其分子式是________。 (4)F是由两种元素组成的三原子分子,其分子式是________,电子式是________。 (5)G分子中含有4个原子,其分子式是________。 (6)H分子中含有8个原子,其分子式是________。 10．已知A、B、C、D是中学化学中常见的四种不同微粒。它们之间存在如图所示的转化关系。 (1)如果A、B、C、D均是10电子的微粒,则A的结构式为________；D的电子式为________。 (2)如果A和C是18电子的微粒,B和D是10电子的微粒。

选修3第一章原子结构与性质知识总结

第一章原子结构与性质知识点归纳 2．位、构、性关系的图解、表解与例析同位素（两个特性）

3．元素的结构和性质的递变规律 4．核外电子构成原理 (1)核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。 (2)核外电子排布遵循的三个原理： a ．能量最低原理 b ．泡利原理 c ．洪特规则及洪特规则特例 (3)原子核外电子排布表示式：a ．原子结构简图 b ．电子排布式 c ．轨道表示式 5．原子核外电子运动状态的描述：电子云 6．确定元素性质的方法第二章分子结构与性质复习随着原子序数递增 ① 原子结构呈周期性变化 ② 原子半径呈周期性变化 ③ 元素主要化合价呈周期性变化 ④ 元素的金属性与非金属形呈周期性变化 ⑤ 元素原子的第一电离能呈周期性变化 ⑥ 元素的电负性呈周期性变化元素周期律排列原则 ① 按原子序数递增的顺序从左到右排列 ② 将电子层数相同的元素排成一个横行 ③ 把最外层电子数相同的元素（个别除外），排成一个纵行周期（7个横行） ① 短周期（第一、二、三周期） ② 长周期（第四、五、六周期） ③ 不完全周期（第七周期）元素周期表族（18 个纵行） ① 主族（第ⅠA 族—第ⅦA 族共七个） ② 副族（第ⅠB 族—第ⅦB 族共七个） ③ 第Ⅷ族（第8—10纵行） ④结构

1、微粒间的相互作用（2）共价键的知识结构 2．分子构型与物质性质（1）微粒间的相互作用 σ键 π键按成键电子云的重叠方式极性键非极性键一般共价键配位键离子键共价键金属键按成键原子的电子转移方式化学键范德华力氢键分子间作用力本质：原子之间形成共用电子对（或电子云重叠）特征：具有方向性和饱和性 σ键特征电子云呈轴对称（如s —s σ键、 s —p σ键、p —p σ键) π键特征电子云分布的界面对通过键轴的一个平面对称（如p —p π键）成键方式共价单键—σ键共价双键—1个σ键、1个π键共价叁键—1个σ键、2个π键规律键能：键能越大，共价键越稳定键长：键长越短，共价键越稳定键角：描述分子空间结构的重要参数用于衡量共价键的稳定性键参数共价键

【教育资料】人教高中化学 选修三 第一章 第一节 原子结构知识点学习专用