3.1原子考点自查清单---2024--2025学年鲁教版（五四学制）八年级化学(2024)全一册

八年级化学 考点自查 第三单元 物质构成的奥秘 第一节 原子 学习任务： 1.认识原子是由原子核和核外电子构成的，能根据原子核电荷数判断核内质子数和核外电子数 2.了解稀有气体、金属、非金属原子的原子核外电子的排布特点,初步认识核外电子在化学反应中的作用； 3.知道原子可以结合成分子,也可以转变成离子,并能说明分子、原子和离子的区别和联系 4.知道相对原子质量的含义,能说出原子的相对质量和实际质量的关系,能根据相对原子质量的概念进行简单计算;初步认识计量的科学方法； 5.学习科学家探索原子结构的科学史实,了解科学家严谨求实的科学态度。 知识体系 一、原子的结构： （一）对原子结构的探究史： 1.1808年，道尔顿提出近代原子学说，他认为原子是微小的不可分割的实心球体； 2.1897年，汤姆生发现原子中还有电子，证明了原子是可以再分的，在此基础上他构建了“葡萄干布丁”原子模型； 3.1909年，卢瑟福通过α粒子散射实验，推翻了汤姆生的原子模型，并在此基础上，提出了原子核式结构模型； 4.1935年，查德威克发现了中子，进一步揭示了原子核的奥秘。 （二）α粒子散射实验： 如下图，使用一束带正电的α粒子轰击金箔，观察α粒子轨迹的偏转情况。 现象 结论 大部分α粒子直接通过，运动方向不变 原子核很小，原子中存在很大的空间 有部分α粒子运动轨迹发生偏转 原子核带正电 极少数α粒子被反弹 金原子核的质量远大于α粒子 实验结论：原子是由原子核和核外电子构成的，电子在原子核外有很大运动空间。 （三）关于原子核的几点说明： 1.原子核体积极小，约占原子体积的十万分之一； 2.原子核几乎占有原子所有质量，核外电子质量可忽略不计； 3.每个原子只有一个原子核，核内质子数与中子数共同决定原子种类； 4.质子数（一定/不一定）等于中子数，如钠原子中，质子数为11，中子数为12； 5.原子核中（一定/不一定）含有中子，如氢原子。 （四）原子的构成：质子：每个质子带一个单位正电荷 中子：不带电 原子核： 原子 核外电子：每个电子带一个单位负电荷 1.原子核所带的正电荷数称为核电荷数； 2.在原子中：核电荷数=质子数=核外电子数； 3.因原子核所带的正电荷与核外电子所带的负电荷的电量相等，电性相反，故原子整体不显电性。 （五）原子： 1.定义：原子是构成物质的一种微观粒子，金刚石、金属、石墨等都是由原子直接构成的 注：由原子直接构成的物质，其化学性质由构成物质的原子保持 2.原子的基本性质： （1）原子的质量和体积都很小； （2）原子之间存在间隔和相互作用； （3）原子总在不断运动。 3.原子和分子的区别与联系： 分子 原子 区别 在化学变化中可再分 在化学变化中不可再分，只能重新组合 联系 原子 物质 分子 构成 构成 直接构成 二、相对原子质量： （一）定义： 以一种碳原子质量的1/12（1.66×10-27kg）为标准，其他原子的质量跟它相比较所得到的比，作为这种原子的相对原子质量，符号为Ar。 （二）定义表达式： （三）定义解析： 由定义可知，质子和中子的质量接近碳原子质量的1/12，而电子的质量约为质子质量的1/1836，可忽略不计，故原子的质量集中在原子核上，即相对原子质量≈质子数＋中子数； （四）注意： 1.相对原子质量只是一个比值，不是原子实际质量； 2.相对原子质量在国际单位制中的单位为“1”，一般不写出也不读出； 3.质子、中子的相对质量近似看作“1”，电子的质量很小，一般忽略不计； 4.两种原子的质量之比等于它们的相对原子质量之比。 三、原子与离子、分子： （一）原子核外电子的排布： 在原子核外有极大的空间，电子便在这广阔的空间里做接近光速的无规则运动。 1.核外电子的排布： 在含有较多电子的原子中，电子的能量不同，高能量电子通常在离核较远的区域运动，低能量电子通常在离核较近的区域运动，我们把此种排布方式称为分层运动或分层排布。 电子层 1 2 3 4 5 6 7 离核距离 （近） （远） 能量高低 （低） （高） 2.核外电子的排布规律： （1）核外电子总是尽量先排在能量最低的电子层里，第一层排满才能排第二层，第二层排满才能排第三层； （2）每个电子层最多能容纳2n2个电子（n为层序数，第一层n=1，第二层n=2）； （3）最外层电子数不超过8个（第一层为最外层时，不超过2个）。 （二）原子结构示意图： 1.原子结构示意图的含义： 原子结构示意图是表示原子核电荷数和电子层排布的图示形式，其具体含义如下： （1）小圈表示原子核； （2）圈内的数字表示核内质子数（核电荷数）； （3）弧线表示电子层； （4）弧线上的数字表示该层的电子数。 2.常见原子的结构示意图（必须熟练掌握！）： 氢 氦 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩 （三）核外电子排布特点与原子性质的关系： 原子种类 最外层电子数 得失电子趋势 化学性质 金属原子 ＜4 易（失去/获得）最外层电子 易发生化学反应 非金属原子 ≥4 易（失去/获得）电子使最外层达到8电子稳定结构 稀有气体原子 ＝8 难得失电子 极难发生化学反应 原子在化学变化中的表现取决于原子的最外层电子数。 （四）离子： 1.离子的定义：带电的原子或原子团叫离子，离子也是构成物质的微观粒子。 注：原子团是指多个原子按一定个数构成的原子集团，往往作为一个整体参加反应，原子团一般命名为××根，初中化学常见原子团：SO42-(硫酸根)，CO32-(碳酸根)，NO3-(硝酸根)，OH-(氢氧根)，NH4＋(铵根)等。 2.离子的分类： （1）阳离子：带正电荷的离子，如Na+、Mg2+、NH4+等（质子数＞电子数） （2）阴离子：带负电荷的离子，如O2-、Cl-、S2-、SO42-等（质子数＜电子数） 3.离子的形成： （1）金属元素的原子容易(得到/失去)最外层电子，带(正/负)电荷，电子层数减少1。如右图表示：铝原子Al→铝离子Al3+； （2）非金属元素的原子容易(得到/失去)电子，带(正/负)电荷，电子层数不变。如右图表示：氧原子O→氧离子O2-。 4.离子符号： （1）离子符号：在原子团或元素符号的右上角标出离子所带的电荷的多少及电荷的正负，注意数字在前，正负在后。例如：Na+(钠离子)、Ca2+(钙离子)、Cl-(氯离子)、O2-(氧离子) （2）离子符号中的数字：表示每个镁离子带两个单位正电荷 表示两个镁离子 5.离子结构示意图： （1）阳离子：内圈核电荷数（大于/小于）外圈电子数，以钠离子为例 （2）阴离子：内圈核电荷数（大于/小于）外圈电子数，以钠离子为例 6.原子变为离子后的变与不变 （1）一定不变：元素种类、核内质子数、核电荷数、原子质量、相对原子质量； （2）一定改变：电性、化学性质、核外电子数、最外层电子数； （3）不一定改变：电子层数。 7.常见离子符号的书写： （1）阳离子： ； 氢离子 钠离子 镁离子 铝离子 铁离子 铵根离子 亚铁离子 （2） 阴离子： 。 氧离子 硫离子 氯离子 氢氧根离子 硫酸根离子 碳酸根离子 （五）构成物质的粒子： 分子，原子，离子都是可以直接构成物质的微观粒子，其关系如下图所示： 1 学科网（北京）股份有限公司 $$八年级化学 考点自查 第三单元 物质构成的奥秘 第一节 原子 学习任务： 1.认识原子是由原子核和核外电子构成的，能根据原子核电荷数判断核内质子数和核外电子数 2.了解稀有气体、金属、非金属原子的原子核外电子的排布特点,初步认识核外电子在化学反应中的作用； 3.知道原子可以结合成分子,也可以转变成离子,并能说明分子、原子和离子的区别和联系 4.知道相对原子质量的含义,能说出原子的相对质量和实际质量的关系,能根据相对原子质量的概念进行简单计算;初步认识计量的科学方法； 5.学习科学家探索原子结构的科学史实,了解科学家严谨求实的科学态度。 知识体系 一、原子的结构： （一）对原子结构的探究史： 1.1808年，道尔顿提出近代原子学说，他认为原子是微小的不可分割的实心球体； 2.1897年，汤姆生发现原子中还有电子，证明了原子是可以再分的，在此基础上他构建了“葡萄干布丁”原子模型； 3.1909年，卢瑟福通过α粒子散射实验，推翻了汤姆生的原子模型，并在此基础上，提出了原子核式结构模型； 4.1935年，查德威克发现了中子，进一步揭示了原子核的奥秘。 （二）α粒子散射实验： 如下图，使用一束带正电的α粒子轰击金箔，观察α粒子轨迹的偏转情况。 现象 结论 大部分α粒子直接通过，运动方向不变 原子核很小，原子中存在很大的空间 有部分α粒子运动轨迹发生偏转 原子核带正电 极少数α粒子被反弹 金原子核的质量远大于α粒子 实验结论：原子是由原子核和核外电子构成的，电子在原子核外有很大运动空间。 （三）关于原子核的几点说明： 1.原子核体积极小，约占原子体积的十万分之一； 2.原子核几乎占有原子所有质量，核外电子质量可忽略不计； 3.每个原子只有一个原子核，核内质子数与中子数共同决定原子种类； 4.质子数（一定/不一定）等于中子数，如钠原子中，质子数为11，中子数为12； 5.原子核中（一定/不一定）含有中子，如氢原子。 （四）原子的构成：质子：每个质子带一个单位正电荷 中子：不带电 原子核： 原子 核外电子：每个电子带一个单位负电荷 1.原子核所带的正电荷数称为核电荷数； 2.在原子中：核电荷数=质子数=核外电子数； 3.因原子核所带的正电荷与核外电子所带的负电荷的电量相等，电性相反，故原子整体不显电性。 （五）原子： 1.定义：原子是构成物质的一种微观粒子，金刚石、金属、石墨等都是由原子直接构成的 注：由原子直接构成的物质，其化学性质由构成物质的原子保持 2.原子的基本性质： （1）原子的质量和体积都很小； （2）原子之间存在间隔和相互作用； （3）原子总在不断运动。 3.原子和分子的区别与联系： 分子 原子 区别 在化学变化中可再分 在化学变化中不可再分，只能重新组合 联系 原子 物质 分子 构成 构成 直接构成 二、相对原子质量： （一）定义： 以一种碳原子质量的1/12（1.66×10-27kg）为标准，其他原子的质量跟它相比较所得到的比，作为这种原子的相对原子质量，符号为Ar。 （二）定义表达式： （三）定义解析： 由定义可知，质子和中子的质量接近碳原子质量的1/12，而电子的质量约为质子质量的1/1836，可忽略不计，故原子的质量集中在原子核上，即相对原子质量≈质子数＋中子数； （四）注意： 1.相对原子质量只是一个比值，不是原子实际质量； 2.相对原子质量在国际单位制中的单位为“1”，一般不写出也不读出； 3.质子、中子的相对质量近似看作“1”，电子的质量很小，一般忽略不计； 4.两种原子的质量之比等于它们的相对原子质量之比。 三、原子与离子、分子： （一）原子核外电子的排布： 在原子核外有极大的空间，电子便在这广阔的空间里做接近光速的无规则运动。 1.核外电子的排布： 在含有较多电子的原子中，电子的能量不同，高能量电子通常在离核较远的区域运动，低能量电子通常在离核较近的区域运动，我们把此种排布方式称为分层运动或分层排布。 电子层 1 2 3 4 5 6 7 离核距离 （近） （远） 能量高低 （低） （高） 2.核外电子的排布规律： （1）核外电子总是尽量先排在能量最低的电子层里，第一层排满才能排第二层，第二层排满才能排第三层； （2）每个电子层最多能容纳2n2个电子（n为层序数，第一层n=1，第二层n=2）； （3）最外层电子数不超过8个（第一层为最外层时，不超过2个）。 （二）原子结构示意图： 1.原子结构示意图的含义： 原子结构示意图是表示原子核电荷数和电子层排布的图示形式，其具体含义如下： （1）小圈表示原子核； （2）圈内的数字表示核内质子数（核电荷数）； （3）弧线表示电子层； （4）弧线上的数字表示该层的电子数。 2.常见原子的结构示意图（必须熟练掌握！）： 氢 氦 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩 （三）核外电子排布特点与原子性质的关系： 原子种类 最外层电子数 得失电子趋势 化学性质 金属原子 ＜4 易（失去/获得）最外层电子 易发生化学反应 非金属原子 ≥4 易（失去/获得）电子使最外层达到8电子稳定结构 稀有气体原子 ＝8 难得失电子 极难发生化学反应 原子在化学变化中的表现取决于原子的最外层电子数。 （四）离子： 1.离子的定义：带电的原子或原子团叫离子，离子也是构成物质的微观粒子。 注：原子团是指多个原子按一定个数构成的原子集团，往往作为一个整体参加反应，原子团一般命名为××根，初中化学常见原子团：SO42-(硫酸根)，CO32-(碳酸根)，NO3-(硝酸根)，OH-(氢氧根)，NH4＋(铵根)等。 2.离子的分类： （1）阳离子：带正电荷的离子，如Na+、Mg2+、NH4+等（质子数＞电子数） （2）阴离子：带负电荷的离子，如O2-、Cl -、S2-、SO42-等（质子数＜电子数） 3.离子的形成： （1）金属元素的原子容易(得到/失去)最外层电子，带(正/负)电荷，电子层数减少1。如右图表示：铝原子Al→铝离子Al3+； （2）非金属元素的原子容易(得到/失去)电子，带(正/负)电荷，电子层数不变。如右图表示：氧原子O→氧离子O2-。 4.离子的表示： （1）离子符号：在原子团或元素符号的右上角标出离子所带的电荷的多少及电荷的正负，注意数字在前，正负在后。例如：Na+(钠离子)、Ca2+(钙离子)、Cl-(氯离子)、O2-(氧离子) （2）离子符号中的数字：表示每个镁离子带两个单位正电荷 表示两个镁离子 5.离子结构示意图： （1）阳离子：内圈核电荷数（大于/小于）外圈电子数，以钠离子为例 （2）阴离子：内圈核电荷数（大于/小于）外圈电子数，以钠离子为例 6.原子变为离子后的变与不变 （1）一定不变：元素种类、核内质子数、核电荷数、原子质量、相对原子质量； （2）一定改变：电性、化学性质、核外电子数、最外层电子数； （3）不一定改变：电子层数。 7.常见离子符号的书写： （1）阳离子： H+ Na+ Mg2+ Al3+ Fe3+ NH4+ Fe2+ ； 氢离子 钠离子 镁离子 铝离子 铁离子 铵根离子 亚铁离子 （2）阴离子： O2- S2- Cl - OH - SO42- CO32- 。 氧离子 硫离子 氯离子 氢氧根离子 硫酸根离子 碳酸根离子 （五）构成物质的粒子： 分子，原子，离子都是可以直接构成物质的微观粒子，其关系如下图所示： 1 学科网（北京）股份有限公司 $$