第三单元-物质构成的奥秘-知识点.docxVIP

第三单元 物质构成的奥秘 一、原子的结构 1、原子是可分的： ①化学变化中，分子可再分，原子不可再分。即原子不能再破裂，它是化学变化中的最小粒子。 ②1897年，英国科学家汤姆森发现电子。 ③1911年，卢瑟福的α粒子散射实验，提出原子核结构理论。 2、卢瑟福实验： 现象 推论 ① 绝大多数α粒子能够穿过金箔，且运动方向不变。 原子中存在较大空间。 ② 少数α粒子运动方向发生偏转。 原子核带正电。 ③ 极少数α粒子被原路反弹回来。 原子核体积小，但质量大。 3、原子核是可分的： 原子核的体积很小，但可继续再分，原子核分为质子和中子。 原子一般由质子、中子和电子三种粒子构成，它们分别带有不同电性。 4、原子的结构： 原子 （不带电） 原子核（带正电） 体积小，质量大 质子（带正电） 中子（不带电） 核外电子（带负电） 体积大，质量小 5、等量关系： 核电荷数=质子数=核外电子数=原子序数 6注意： ①原子核一般由质子和中子构成。原子核中，一定有质子，但不是所有的原子核都有中子。 例：一种氢原子，原子核中只有一个质子，没有中子。 ②质子数不一定等于中子数。同种元素的原子有很多种，它们的质子数相同，但是中子数不同。 例：氢原子有三种，碳原子也有三种，其结构如图： 氢原子 质子数 中子数 核外电子数 氕 1 0 1 氘 1 1 1 氚 1 2 1 碳原子 质子数 中子数 核外电子数 碳—12 6 6 6 碳—13 6 7 6 碳—14 6 8 6 ③不同种类的原子，核内的质子数不同（核电荷数不同）。 因此决定原子种类的粒子是核内质子数（核电荷数）。不同种类原子的本质区别 二、构成物质的微粒 1、分子、原子、离子： ①图示联系： ②由原子直接构成的物质： 金属单质 带“钅” 特殊：金（Au）、汞（Hg）。 固态非金属单质 带“石” 例：碳（C）、硫（S）、硅（Si）等。 稀有气体 惰性气体 例：氦（He）、氖（Ne）、氩（Ar）等。 2、注意： ①分子与原子大小比较：分子比构成它的原子大，但不一定比其它原子大。 ②分子与原子本质区别：化学变化中，分子可再分，原子不可再分。 ③微粒的基本性质：微粒体积质量小；微粒在不断运动；微粒之间有间隔。 三、相对原子质量 1、定义式： 相对原子质量＝ EQ \F(原子的实际质量,碳12原子实际质量的1/12) 2、简单式： 相对原子质量≈质子数＋中子数 3、注意： ①相对原子质量只是一个比值，单位为“1”，一般不写。 ②相对原子质量不是原子实际质量。 四、原子结构示意图 1、画法与含义： 2、核外电子排布特点与原子性质的关系： 原子类别 最外层电子数 得失电子趋势 性质 金属原子 一般＜4个 易失去最外层电子 较易发生化学反应 非金属原子 一般≥4个 易得电子使最外层达到8电子稳定结构 稀有气体原子 8 （氦为2） 很难得失电子（常称为稳定结构） 极难发生化学反应 3、原子的化学性质/原子在化学变化中的表现主要取决于：最外层电子数。 4、离子： ①分类： 离子 阳离子（原子失去电子→带正电的离子） Na+、Mg2+、H+ 阴离子（原子得到电子→带负电的离子） Cl-、CO32-、OH- ②形成： ③表示方法： Ⅰ.把离子所带的电荷个数和表示电荷种类的“+”“﹣”号写在元素符号的右上角。 （电荷个数写在“+”“﹣”的前面。） 如：镁离子：Mg2+，硫离子：S2﹣。 Ⅱ.当电荷个数为1时，就省略数字。 如：带一个单位正电荷的钠离子：Na+，带一个单位负电荷的氯离子：Cl﹣。 ④离子符号的意义： ⑤原子团： 在化学反应里，作为一个整体参加反应，好像一个原子一样，这样的原子集团叫做原子团。 常见的原子团：NH4+、SO42-、CO32-、NO3-、OH-、MnO4-、MnO42-、ClO3-、PO43-、HCO3- 五、元素 1、概念：具有相同质子数（或核电荷数）的一类原子的总称。 2、注意： ①质子数或核电荷数——不能用电子数代替。（Na和Na+） ②一类原子——不能用一类微粒代替。（H2O和Ne） 3、原子与元素的对比： 原子：微观（个体）、既讲种类，又讲个数、说构成 元素：宏观（总称）、只讲种类，不讲个数、说组成 4、元素的存在与分类： ①地壳：氧（O）、硅（Si）、铝（Al）、铁（Fe）、钙（Ca） ②空气：氮（N）、氧（O） ③人体：氧（O）、碳（C）、氢（H） ④分类： 元素 金属元素 带“钅” 特殊：金（Au）、汞（Hg） 非金属元素 固态非金属元素 带“石” 碳（C）、硅（Si）、硫（S）等 液态非金属元素 带“氵” 溴（Br） 气态非金属元素 带“气” 氢（H）、氧（O）、氮（N）等 稀有气体元素 惰性气体元素、0族元素 氦（He）、氖（Ne）、氩（Ar）等 5、元素符号与元素周期表：