1 一．原子的构成与排布构成：（１）原子的质量主要集中在原子核上２）质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略３）原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数（４）质量数(A)=质子数 (Z)+中子数 (N) （５）在化学上，我们用符号A ZX 来表示一个质量数为A，质子数为Z 的具体的X 原子排布：１．在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布２．电子总是尽先排布在能量最低的电子层里3. 核外电子的排布规律（ 1）各电子层最多容纳的电子数是2n2（n 表示电子层）（ 2）最外层电子数不超过8 个（ K 层是最外层时，最多不超过2 个） ；次外层电子数目不超过18 个；倒数第三层不超过32 个 3）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布总结：电子层 1 2 3 4 n 电子层符号 K L M N ⋯⋯离核距离近远电子的能量低高最多能容纳的电子数 2 8 18 32 2n2 二．构成原子或离子的各基本粒子间的数量关系1．质子数+ 中子数= 质量数= 原子的近似相对原子质量2．原子的核外电子数= 核内质子数= 核电荷数3．阳离子核外电子数= 核内质子数– 电荷数4．阴离子核外电子数= 核内质子数+ 电荷数5．核外电子数相同的粒子规律(1)与 He 原子电子层结构相同的离子有（2 电子结构）：H-、Li+、Be2+(2)与 Ne 原子电子层结构相同的离子有（10 电子结构）：阴离子有F-、O2-、N3-、OH-、NH 2-；阳离子有 Na+、 Mg2+、Al3+、NH 4+、H 3O+；分子有Ne、HF、H2O、 NH3、CH4(3)与 Ar 原子电子层结构相同的离子有（18 电子结构）：阴离子有P3-、S2-、Cl-、HS-；阳离子有K+、Ca2+；分子有Ar 、HCl 、 H2S、 PH3、 SiH4、F2、H2O2、 C2H6、CH3OH、N2H4三．元素，核素与同位素(1)元素：具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称。
原子A ZX 原子核质子Z 个中子N 个=（A－Z）个核外电子Z 个2 （2）核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素一种原子即为一种核素核素之间的比较：两者相同处：质子数相同、同一元素两者不同处：中子数不同、质量数不同二者关系：属于同一种元素的不同种原子(3)同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素（同一种元素的不同核素间互称为同位素）注意：① 同一元素的各种同位素(原子 )虽然质量数不同，但化学性质几乎完全一样；②天然存在的元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的4）相对原子质量的计算：元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占的原子个数百分比求出的平均值Ar＝Arl*a1％+Ar2＊a2％+其中 Ar1、Ar2⋯ 为各种同位素的相对原子质量，a1％、 a2％⋯为同位素的原子数百分比或同位素的原子的物质的量分数但不是质量分数元素、核素、同位素三者之间的关系：四．周期表及其相应规律周期表结构：短周期（一、二、三行） （元素有 2、8、8 种）周期长周期（四、五、六行） （元素有 18、18、32 种）不完全周期（七行）（元素有 26 种）元素周期表结构主族（ 1、2、13、14、15、16、17列） A 族族副族（ 3、4、5、6、7、11、12 列）B族零族（ 18 列）第 VIII族（8、9、10列）周期表递变规律：元素性质同周期元素（左→右）同主族元素（上→下）最外层电子数逐渐增多（ 1e—→8 e—）相同原子半径逐渐减小逐渐增大主要化合价最高正价逐渐增大（＋1→ ＋7）最低负价＝－(8－主族序数 ) 最高正价、最低负价相同最高正价＝主族序数元素同位素核素 1核素 n⋯3 最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强非金属元素气态氢化物的稳定性逐渐增强逐渐减弱元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱金属性逐渐增强金属性、非金属性的变化规律是：金属性和非金属性的演变规律：金属性 ---还原性 ----- 失电子能力 ----最高价氧化物对应水化物的碱性---置换氢的难易----原电池反应中正负极非金属性 ---氧化性 -----得电子能力 ---- 最高价氧化物对应水化物的酸性性---情态氢化物的稳定性注意：金属性的强弱不等于还原性的强弱，同理非金属性的强弱不等于氧化性的强弱。
例如I－有较强的还原性而不是金属性；Ag+有氧化性而不是非金属性只是作题中大部分相同）元素金属性和非金属性强弱的实验标志：1．金属性强弱的判断原则(1)元素的单质与水或酸反应置换出氢的难易或反应的剧烈程度(2)元素的氧化物对应的水化物即氢氧化物的碱性强弱(3)元素的单质的还原性(4)对应离子的氧化性强弱(Fe3+除外 ) (5)相互置换反应(6)原电池反应中正负极2．非金属性强弱判断原则(1)与 H2反应生成气态氢化物的难易或反应的剧烈程度或生成气态氢化物的稳定性强弱(2)元素最高价氧化物对应的水化物酸性强弱(3)相互置换反应(4)单质的氧化性强弱(5)对应离子的还原性强弱4 五．原子半径和离子半径原子半径比较：1. 同周期的原子半径，从左往右依次减小（不包括稀有气体）2. 同主族的原子半径，从上往下依次增大离子半径比较：1. 同周期的离子半径，从左往右依次减小（不包括稀有气体）2. 同主族的离子半径，从上往下依次增大3. 具有相同电子层排布的离子：核电荷数越大，半径反而越小具有 2 8 排布的离子：具有 2 8 8 排布的离子：六．化学键和金属类型（ 1）共价键和离子键的比较化学键离子键共价键形成过程得失电子形成共用电子对成键粒子阴、阳离子原子实质阴、 阳离子间的静电作用原子间通过共用电子对所形成的相互作用用电子式表示HCl 的形成过程：（ 2）共价键的分类：非极性键：在同种元素．．的原子间形成的共价键为非极性键。
共用电子对不发生偏移 极性键：在不同种元素．．的原子间形成的共价键为极性键共用电子对偏向吸引能力强的一方 （ 3）离子化合物和共价化合物离子化合物 ：像 NaCl 这种由离子构成的化合物叫做离子化合物1）活泼金属与活泼非金属形成的化合物如NaCl、 Na2O、K2S 等（2）强碱：如NaOH、KOH 、 Ba(OH)2、Ca(OH)2等（3）大多数盐：如Na2CO3、BaSO4 （4）铵盐：如NH4Cl 小结：一般含金属元素的物质(化合物 )＋铵盐（一般规律） 酸不是离子化合物离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物化合物离子化合物共价化合物小结：化合物中不是离子化合物就是共价化合物共价键离子键共价键晶体类型离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体微粒间的作用结构微粒阴、阳离子分子原子金属离子自由电子分子间作用力金属键。