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中子n（不帶電荷同位素 （核素）
原子核質量數（a=n+z近似相對原子質量
質子z（帶正電荷） → 核電荷數元素 → 元素符號
原子結構最外層電子數決定主族元素的決定原子呈電中性
電子數（z個）：
化學性質及最高正價和族序數
體積小，運動速率高（近光速），無固定軌道
核外電子運動特徵
電子雲（比喻） 小黑點的意義、小黑點密度的意義。
排布規律 → 電子層數週期序數及原子半徑
表示方法 → 原子（離子）的電子式、原子結構示意圖
隨著原子序數（核電荷數）的遞增：元素的性質呈現週期性變化：
①、原子最外層電子數呈週期性變化
元素週期律 ②、原子半徑呈週期性變化
③、元素主要化合價呈週期性變化
④、元素的金屬性與非金屬性呈週期性變化
①、按原子序數遞增的順序從左到右排列；
元素週期律和排列原則 ②、將電子層數相同的元素排成乙個橫行；
元素週期表把最外層電子數相同的元素（個別除外）排成乙個縱行。
①、短週期（
一、二、三週期）
週期（7個橫行） ②、長週期（
四、五、六週期）
週期表結構不完全週期（第七週期）
①、主族（ⅰa～ⅶa共7個）
元素週期表族（18個縱行） ②、副族（ⅰb～ⅶb共7個）
③、ⅷ族（8、9、10縱行）
④、零族（稀有氣體）
同週期同主族元素性質的遞變規律
①、核電荷數，電子層結構，最外層電子數
②、原子半徑
性質遞變 ③、主要化合價
④、金屬性與非金屬性
⑤、氣態氫化物的穩定性
⑥、最**氧化物的水化物酸鹼性
電子層數： 相同條件下，電子層越多，半徑越大。
判斷的依據核電荷數相同條件下，核電荷數越多，半徑越小。
最外層電子數相同條件下，最外層電子數越多，半徑越大。
微粒半徑的比較1、同週期元素的原子半徑隨核電荷數的增大而減小（稀有氣體除外）如：na>mg>al>si>p>s>cl.
2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數的增大而增大。如：li具體規律：
3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數的增大而增大。如：f--4、電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數的增大而減小。
如：f-> na+>mg2+>al3+
5、同一元素不同價態的微粒半徑，價態越高離子半徑越小。如fe>fe2+>fe3+
①與水反應置換氫的難易
②最**氧化物的水化物鹼性強弱
金屬性強弱 ③單質的還原性或離子的氧化性（電解中在陰極上得電子的先後）
④互相置換反應
依據原電池反應中正負極
①與h2化合的難易及氫化物的穩定性
元素的非金屬性強弱 ②最**氧化物的水化物酸性強弱
金屬性或非金屬單質的氧化性或離子的還原性
性強弱的判斷互相置換反應
①、同週期元素的金屬性，隨荷電荷數的增加而減小，如：na>mg>al;非金屬性，隨荷電荷數的增加而增大，如：si規律：
②、同主族元素的金屬性，隨荷電荷數的增加而增大，如：licl>br>i。
③、金屬活動性順序表：k>ca>mg>al>zn>fe>sn>pb>(h)>cu>hg>ag>pt>au
定義：以12c原子質量的1/12（約1.66×10-27kg）作為標準，其它原子的質量跟它比較所得的值。其國際單位制（si）單位為一，符號為1（單位1一般不寫）
原子質量：指原子的真實質量，也稱絕對質量，是通過精密的實驗測得的。
如：乙個cl2分子的m(cl2)=2.657×10-26kg。
核素的相對原子質量：各核素的質量與12c的質量的1/12的比值。一種元素有幾種同位素，就應有幾種不同的核素的相對原子質量，
相對原子質量諸量比較如35cl為34.969,37cl為36.966。
（原子量核素的近似相對原子質量：是對核素的相對原子質量取近似整數值，數值上與該核素的質量數相等。如：35cl為35,37cl為37。
元素的相對原子質量：是按該元素各種天然同位素原子所佔的原子百分比算出的平均值。如：ar(cl)=ar(35cl)×a% + ar(37cl)×b%
元素的近似相對原子質量：用元素同位素的質量數代替同位素相對原子質量與其豐度的乘積之和。
注意： ①、核素相對原子質量不是元素的相對原子質量。
②、通常可以用元素近似相對原子質量代替元素相對原子質量進行必要的計算。
定義：核電荷數相同，中子數不同的核素，互稱為同位素。（即：同種元素的不同原子或核素）
同位素結構上，質子數相同而中子數不同；
特點： ②、性質上，化學性質幾乎完全相同，只是某些物理性質略有不同；
③、存在上，在天然存在的某種元素裡，不論是游離態還是化合態，同位素的原子（個數不是質量）百分含量一般是不變的（即豐度一定）。
1、定義：相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用。
①、定義：陰陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵
②、存在：離子化合物（nacl、naoh、na2o2等）；離子晶體。
①、定義：原子間通過共用電子對所形成的化學鍵。
②、存在：共價化合物，非金屬單質、離子化合物中（如：naoh、na2o2）；
共價鍵分子、原子、離子晶體。
2、分類極性鍵共價化合物
化學鍵非極性鍵非金屬單質
③、分類：
雙方提供：共價鍵
單方提供：配位鍵如：nh4+、h3o+
金屬鍵：金屬陽離子與自由電子之間的相互作用。存在於金屬單質、金屬晶體中。
鍵能3、鍵引數鍵長
鍵角4、表示方式：電子式、結構式、結構簡式（後兩者適用於共價鍵）
定義：把分子聚集在一起的作用力
分子間作用力（范德瓦爾斯力）：影響因素：大小與相對分子質量有關。
作用：對物質的熔點、沸點等有影響。
①、定義：分子之間的一種比較強的相互作用。
分子間相互作用 ②、形成條件：第二週期的吸引電子能力強的n、o、f與h之間（nh3、h2o）
③、對物質性質的影響：使物質熔沸點公升高。
④、氫鍵的形成及表示方式：f-—h···f-—h···f-—h···←代表氫鍵。
氫鍵oo
h h h h
oh h
⑤、說明：氫鍵是一種分子間靜電作用；它比化學鍵弱得多，但比分子間作用力稍強；是一種較強的分子間作用力。
定義：從整個分子看，分子裡電荷分布是對稱的（正負電荷中心能重合）的分子。
非極性分子雙原子分子：只含非極性鍵的雙原子分子如：o2、h2、cl2等。
舉例只含非極性鍵的多原子分子如：o3、p4等
分子極性多原子分子： 含極性鍵的多原子分子若幾何結構對稱則為非極性分子
如：co2、cs2（直線型）、ch4、ccl4（正四面體型）
極性分子： 定義：從整個分子看，分子裡電荷分布是不對稱的（正負電荷中心不能重合）的。
舉例雙原子分子：含極性鍵的雙原子分子如：hcl、no、co等
多原子分子： 含極性鍵的多原子分子若幾何結構不對稱則為極性分子
如：nh3(三角錐型)、h2o（折線型或v型）、h2o2
非晶體離子晶體
固體物質分子晶體
晶體原子晶體
金屬晶體
①構成微粒：離子
②微粒之間的相互作用：離子鍵
③舉例：caf2、kno3、cscl、nacl、na2o等
nacl型晶體：每個na+同時吸引6個cl-離子，每個cl-同
結構特點時吸引6個na+；na+與cl-以離子鍵結合，個數比為1：1。
④微粒空間排列特點：
cscl型晶體：每個cs+同時吸引8個cl-離子，每個cl-同時吸引8個cs+；cs+與cl-以離子鍵結合，個數比為1：1。
離子晶體說明：離子晶體中不存在單個分子，化學式表示離子個數比的式子。
①、硬度大，難於壓縮，具有較高熔點和沸點；
性質特點 ②、離子晶體固態時一般不導電，但在受熱熔化或溶於水時可以導電；
③、溶解性：（參見溶解性表）
物質結構元素週期律總結
1 對原子的組成和三種微粒間的關係 x的含義 代表乙個質量數為a 質子數為z的原子。質量數 a 質子數 z 中子數 n 核電荷數 元素的原子序數 質子數 核外電子數。2 原子核外電子分層排布的一般規律 在含有多個電子的原子裡，電子依能量的不同是分層排布的，其主要規律是 1 核外電子總是盡先排布在能量...
E單元物質結構元素週期律
化學高考題分類目錄 e1 原子結構 2 e1 e3 2015 江蘇卷 下列有關氯元素及其化合物的表示正確的是 a 質子數為17 中子數為20的氯原子 cl b 氯離子 cl 的結構示意圖 c 氯分子的電子式 clcl d 氯乙烯分子的結構簡式 h3c ch2cl 2 c 解析 元素左上角的數字表示質...
原子結構元素週期律知識點 2019
一 知識概述 本週講述第五章第一節 原子結構 第二節 元素週期律。內容包括原子組成 電子雲 核外電子排布 元素週期律。二 重點 難點 知識剖析 一 原子組成 1 質量數 如果忽略電子質量，將原子核內所有質子和中子的相對質量取近似整數值加起來所得數值就是質量數。2 原子組成和三種粒子間的關係 原子 的...