原子结构与性质
一
原子结构
1、原子的构成
决定原子种类
中子 N（不带电荷）
同位素 （核素）
原子核
→ 质量数（ A=N+Z）
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
最外层电子数决定主族元素的
决定原子呈电中性
A
电子数（ Z 个）
(Z X)
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 决定
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
[ 特别提醒 ]
对于公式：质量数（ A） =质子数（ Z） +中子数（ N），无论原子还是离子，该公式均适应。
原子可用 ZA X 表示，质量数
A 写在原子的右上角，质子数
Z 写在原子的左下角，上下两数值的差值即为中子数。原子
周围右上角以及右下角或上面均可出现标注，注意不同位置标注的含义，右上角为离子的电性和电荷数，写作
n ；右下
角为微粒中所含 X 原子的个数，上面标注的是化合价，写作
n 形式，注意与电荷的标注进行正确区分，如由氧的一种同
16 -1
2
位素形成的过氧根离子，可写作
8 O
2 。
二
原子核外电子排布规律
各电子层最多能容纳
2n 2
个电子
即：电子层序号
1
2
3
4
5
6
7
核
1
代表符号
K L
M
N O
P
Q
外
最多电子数 2 8 18
32
50
72
98
电
2
最外层电子数目不超过
8
个（ K 层为最外层时不超过
2 个）。
子3次外层电子数最多不超过 18 个，倒数第三层不超过 32 个。
排
核外电子总是尽先排满能量最低、离核最近的电子层，然后才由里往外，依次排在能量较高，离核较远
布
4
的电子层。
规
1.
以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求。
律
注意
2.
上述乃核外电子排布的初步知识，只能解释
1～18 号元素的结构问题，若要解释更多问题，有待进一
事项
步学习核外电子排布所遵循的其它规律。
[ 特别提醒 ]1-18 号元素的原子结构特性：
①原子核中无中子的原子：
1
1H。
②最外层有 1 个电子的元素： H、 Li 、 Na。
③最外层有 2 个电子的元素： Be、 Mg、 He。
④最外层电子数等于次外层电子数的元素：
Be、 Ar。
⑤最外层电子数是次外层电子数
2 倍的元素： C；是次外层电子数
3 倍的元素： O；是次外层电子数
4 倍的元素： Ne。
⑥电子层数与最外层电子数相等的元素：
H、Be、Al 。
⑦电子总数为最外层电子数
2 倍的元素： Be。
⑧次外层电子数是最外层电子数2 倍的元素： Si 。
⑨内层电子数是最外层电子数
2 倍的元素： Li 、 P。
三 相对原子质量
12 -27
定义：以 C原子质量的 1/12 （约× 10 kg）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(35 Cl)= ×10 -26 kg。
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 , 37Cl 为。
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, 37 Cl 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。
注意 ①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。
②、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。
四 微粒半径的大小比较和 10 电子、 18 电子微粒
1．原子半径和离子半径
原 1. 电子层数相同时（同周期元素） ，随原子序数递增，原子半径减小子 例： Na＞Mg＞Al ＞Si ＞P＞ S＞ Cl
半 2. 最外层电子数相同时（同主族元素） ，随电子层数递增原子半径增大。径 例： Li ＜Na＜K＜ Rb＜ Cs
1. 同种元素的离子半径
: 阴离子大于原子 , 原子大于阳离子 , 低价阳离子大于高价阳离子。例：
Cl ―＞ Cl ，Fe＞Fe2 ＋ ＞ Fe3
＋
离
2. 电子层结构相同的离子 , 核电荷数越大 , 半径越小。例：
子
3. 带相同电荷的离子（同主族元素的离子） , 电子层越多
半
例： Li ＋ ＜Na＋ ＜K＋ ＜Rb＋ ＜ Cs＋； O2― ＜ S2― ＜Se2―
径
带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。
O2― ＞F― ＞Na＋ ＞Mg2＋ ＞Al 3＋
半径越大。
例：比较 K＋与 Mg2＋ 可选 Na＋ 或 Ca2 ＋ 为参照可知 K＋＞ Na＋ （或 Ca2 ＋ ）＞ Mg2＋
2． 10 电子的微粒：
1）分子： Ne 、 CH4、 NH3、 H2O、 HF；
+2+
3+
+-
+
--
-
。
（ 2）离子： Na 、 Mg 、 Al
、 NH4
、 NH2
、H3O
、 OH、 O2
、 F
3． 18 电子的微粒： 2．（1）
1）分子： Ar 、 SiH 4、 PH3、 H2S、 HCl、 CH3CH3、 N2H4、 H2O2、 F2、 CH3OH、 CH3F 等；
（ 2）离子： S
2-
-
+
2+-
、 Cl
、 K
、 Ca 、 HS 。
[特别提醒 ]：
记忆 10 电子微粒的方法：首先找出 10 电子的原子（单原子分子） Ne，然后向前寻找非金属元素对应的氢化物： CH4～
HF，向后寻找金属形成的阳离子： Na+～Al 3+。在氢化物的基础上增加或减少 H+，可构成一系列的离子。
记忆 18 电子的微粒方法：首先找出 18 电子的原子（单原子分子） Ar ，然后向前寻找非金属元素对应的氢化物： SiH4～
HCl，向后寻找金属形成的阳离子： K+～ Ca2+。在氢化物的基础上减少 H+，可构成一系列的离子。还有部分 18 电子的分子可
通过 10 电子的氢化物分析得到， 10 电子的氢化物分子去掉一个 H 得到 9 电子的基团：— CH3、— NH2、— OH、— F，这些基团两两结合可形成 18 电子的分子。
元素周期律与元素周期表
一
元素周期表的结构
元素周期表的结构
周期序数
元素的种数
短
第一周期
①
2
种
周
周
第二周期
②
8
种
期
第三周期
③
8
种
长
第四周期
④
18
种
期
第五周期
⑤
18
种
周
第六周期
⑥
32
种
期
第七周期
⑦ 32 种（如果排满）
主
ⅠA族～
由长周期和短周期元素
族
ⅦA族
共同构成的族
零 族
族
副
IB 族～
只由长周期元素构成的
族
ⅦB族
族
有三列元素（
8、 9、 10
第Ⅷ族
三个纵行）
位置与结构的关系
周期序数＝ 电子层数
对同主族元素
若 n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。
若 n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。
最外层电子数 = 主族族数 = 价电子数
最外层电子数均为 8 个（ He 为 2 个除外）
最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB 族、ⅡB 族除外）；最外层电子数只有 1～2 个。
特别提醒：
掌握元素周期表的结构中各族的排列顺序，结合惰性气体的原子序数，我们可以推断任意一种元素在周期表中的位置。
记住各周期元素数目，我们可以快速确定惰性气体的原子序数。各周期元素数目依次为 2、8、8、18、18、 32、32（如果第七周期排满），则惰性气体原子序数依次为 2、 2+8=10、 10+8=18、 18+18=36、 36+18=54、 54+32=86、 86+32=108。
二
元素周期律
涵
义
元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。
实
质
元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化
核外电子
最外层电子数由 1 递增至 8( 若 K 层为最外层则由 1 递增至 2) 而呈现周期性变化。
排布
原子半径
原子半径 由大到小 ( 稀有气体元素除外 ) 呈周期性变化。原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是
反映结构的一个参考数据。
主要
最高正价由 +1 递变到 +7 ，从中部开始（ IVA 族）有负价，从 -4
递变至 -1
。( 稀有气体元素化合价
为零 ) ， 呈周期性变化。元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：最高正价
化合价
数＝最外层电子数，非金属元素的负价
= 8- 最外层电子数 。
元素及化合物
金属性 逐渐减弱 ，非金属性 逐渐增强
，最高氧化物对应的水化物的碱性逐渐减弱
，酸性 逐渐增强
，
呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引
的性质
力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律。
特别提醒
作为元素周期律知识的考查，在解题中我们应尽量把它们体现在元素周期表中进行理解。如
m+m-
（ m+1） +
（ m+1） -
四
X、Y、Z
、W
种离子具有相同的电子层排布，要考查四种元素的有关性质，比如原子序数大小、原子半径大小、离子半径大小、单质金属
性和非金属性强弱等，我们首先可以确定出元素的相对位置为，则问题容易解决。
三 元素金属性和非金属性强弱的判断方法和规律
根据元素周期表的知识进行判断
①同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。元素
周期表中最活泼的金属是 Fr ，天然存在的最活泼的金属是 Cs；最活泼的非金属元素是 F。②同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。元素
周期表左边为活泼的金属元素，右边为活泼的非金属元素；中间的第
金属元素的完整的族，它们的同族相似性甚少，但具有十分明显的递变性。
VIA 、VA 族则是从非金属元素过渡到
根据元素的单质及其化合物的性质进行判断。
1）金属性强弱判断原则
①根据单质与水（或酸）反应，置换出水（或酸）中的氢的难易程度来判断：
一般地，能与水反应产生氢气的金属元素的金属性比不能与水反应的金属元素的强，与冷水反应产
生氢气的金属元素的金属性比只能与热水反应产生氢气的金属元素的强。
②根据元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱来判断：
一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则对应的金属元素的金属性就越强。反之，则越弱。
③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置换“弱”。
④根据金属元素的单质的还原性（或离子的氧化性）来判断：
一般情况下，金属阳离子的氧化性越强，则对应的金属单质的还原性越弱，金属元素的金属性也就越弱。
⑤根据原电池的正、负极及金属腐蚀的难易程度来判断：一般地，负极为金属性强的元素的单质，容易腐蚀。
（ 2）非金属性强弱判断原则
①根据单质与 H2 反应生成气态氢化物的剧烈程度或生成的气态氢化物的稳定性强弱来判断：
一般地，单质与 H 反应生成气态氢化物越容易，或反应生成的气态氢化物越稳定，则对应的非金属
2
元素的非金属性越强；反之，则越弱。
②根据元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱来判断：
一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则对应的非金属元素的非金属性就越强。
反之，则越弱。
③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置换“弱”。
④根据非金属单质的氧化性（或离子的还原性）强弱来判断：
一般情况下，非金属阴离子的还原性越强，则对应的非金属单质的氧化性越弱，非金属性元素的非
金属性也就越弱。
点燃
⑤根据与同一种金属反应，
生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。
例如：Cu Cl2CuCl2
，
2Cu＋ S＝ Cu2S，即得非金属性：
Cl 2＞ S。
特别提醒
一般来说在氧化还原反应中，单质的氧化性越强（或离子的还原性越弱）
，则元素的非金属性越强；单质的还原性越强
（或离子的氧化性越弱） ，则元素的金属性越强。故元素的金属性和非金属性的强弱判断方法与单质的氧化性和还原性的强
弱判断方法是相一致的。
四 元素“位—构—性”之间的关系
特别提醒：元素性质和物质结构的常用的突破口
1）形成化合物种类最多的元素是碳。
2）某元素的最高价氧化物的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，该元素是氮。
3）在地壳中含量最多的元素是氧，在地壳中含量最多的金属元素是铝。
4）常温下呈液态的非金属单质是溴，金属单质是汞。
5）气态氢化物最稳定的元素是氟。
（ 6）三种元素最高氧化物对应的水化物两两皆能反应，则必定含有 Al 元素。
7）焰色反应呈黄色的元素是钠，焰色反应呈紫色的元素是钾。
8）最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是氯。
9）单质的硬度最大的元素是碳。
10）化学式为 A2B2 形的化合物，则只可能为 Na2 O2、H2 O2、 C2 H2。
化学键
一 化学键类型
化学键的类型
化学键
离子键
共价键
金属键
类型
概念
阴阳离子间通过静电引力作用
原子间通过共用电子
金属阳离子与自由电子间通过相互作用
所形成的化学键
对所形成的化学键
而形成的化学键
成键微粒
阴阳离子
原子
金属阳离子和自由电子
成键性质
静电作用
共用电子对
电性作用
形成条件
活泼金属与活泼的非金属元素
非金属与非金属元素
金属内部
实例
NaCl、MgO
HCl、H2SO
Fe、Mg
4
特别提醒：
1. 离子键一般由活泼的金属元素和不活泼的非金属元素组成， 或者由铵根离子和不活泼的非金属元素组成； 共价键一般由非金属元素组成；而金属键则存在于金属单质内部。
离子三特征：
离子所带的电荷：阳离子电荷就是相应原子失去的电子数；阴离子电荷是相应原子得到的电子数。
离子的电子构型：主族元素形成的简单离子其电子层结构与在周期表中离它最近的惰性气体原子结构相同。
离子的半径： 离子半径大小近似反映了离子的大小。 一般来说， 电子层数相同的离子， 随着核电荷数的增大， 离子半径减小。
共价键三参数
键能：折开 1mol 共价键所吸收的能量 (KJ/mol) 。键能越大，键越牢固，含该键的分子越稳定。键长：两个成键原子核间的 ( 平均 ) 距离。键长越短，键能越大，键越牢固，含该键的分子越稳定。键角：分子中两个键轴间的夹角。它决定了分子的空间构型。
共价键的类型
非极性键
极性键
概念
同种元素原子形成的共价键，
不同种元素原子形成的共价键，
共用电子对没有发生偏移
共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力
相同
不同
共用电子对
不偏向任何一方
偏向吸引电子能力强的原子
成键原子电性
电中性
显电性
形成条件
由同种非金属元素组成
由不同种非金属元素组成
特别提醒：极性共价键参与形成化合价，非极性共价键不参与形成化合价。共价化合物中，假设共用电子全部转移到非金属性相对强的一方原子后，成键原子所“得”或所“失”的电子数就是该元素的合化价。如： H2 O2，Na2 O2 中 O为 -1
价， FeS2 中
的 S为-1 价。
二 极性分子与非极性分子
根据共价分子中 荷分布是否 称，正 荷重心是否重合，整个分子 性是否出 “两极”，把分子分 极性分子和非极性分子。
分子内各原子及共价 的空 排布 称，分子内正、 荷中心重合的分子 非极性分子；分子内各原子及共价 的空 排布不 称，分子内正、 荷中心不重合的分子 非极性分子。常 分子中，属非极性分子的不多，具体有：
①非金属 分子。如：稀有气体、H2、Cl 2、 N2 等。② 构 称的直 型分子。如：CO2
③ 构 称的正三角形分子。如：BF 、 BCl
3
④ 构 称的正四面体型分子。如：
CH、 CCl 、 P
3
4
4
4
而其它大多数分子 极性分子。如：
HCl、H O、 NH、 CHCl 等等。
2
3
3
判断 ABn 型分子极性的 律：若中心原子A 的化合价的 等于 元素所在的主族序数，
非极性分子；若不相等， 极性分子。如BF3、 CO2 等 非极性分子， NH3、 H2O、 SO2 等 极性分子。
3. 相似相溶原理 ：极性分子易溶于极性分子溶 中（如
HCl 易溶于水中） ，非极性分子易溶于非极性
分子溶 中（如碘易溶于苯中，白磷易溶于
CS 中）。
2
特别提醒：
1. 分子的极性与键的极性没有必然的联系。由极性键形成的分子不一定是极性分子，如：
CO；由非极性键形成的分子
2
也不一定是非极性分子，如： H2O2
2. 几种常见共价分子的空间构型
①直线型： O＝C＝ O、 H－ Cl 、 N≡ N、CH≡CH
②V 型： H2O 键角 (H-O-H) 为 104°30′
2
2
6
6
③平面型： CH ＝CH、及苯
C
H
④三角锥型： NH3
键角 (H-N-H) 为 107°18′
4
4
4
+
键角为
4
⑤正四面体： CH
和 CCl 及 NH
109°28′；P 键角为 60°
三
的形成条件
如两个分子中都存在 极性共价
F、O、 N。若两个 同一种分子， X、 Y
X-H 或 Y-H ，共中 X 、Y 原子半径 小，非金属性很 的原子
同一种原子；若两个是不同的分子， X、 Y 不同的原子。当
一个分子中的 与另一个分子中的 X 或 Y 充分接近，两分子 生 的静 吸引作用。
种由 原子
与另一分子中原子半径 小，非金属性很 的原子形成的吸引作用称 。可表示 X －H?Y－
H
，
可 只有在分子中具有 H － F、 H－ O、 H－N 等 构条件的分子 才能形成 。
不属于化学 ，其
度比化学 弱得多，通常 入分子 力（范德 力） ，但它比分子 作用力稍 。
2. 物 物理性 的影响
的形成加 了分子 的作用力，使物 的熔沸点 没有 的同 物 高，如 HF、 H2O、NH3 的沸点都比它 各自同族元素的 化物高。又如乙醇的沸点（ 70℃）也比乙 的沸点（ - 86℃）高出很多。此
外，如 NH3、C2H5OH、 CH3COOH由于它 能与水形成 ，使得它 在水中的溶解度 其它同 物 大。