要点一 构成原子或离子的各基本粒子间的数量关系

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

Z

X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

原子A

Z

X

原子核

质子Z个

中子N个=（A－Z）个

核外电子Z个

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-、NH2-；阳离

子有Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；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。

（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＝Ar l*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：

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

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 、Na 2O 、K 2S 等

（2）强碱：如NaOH 、KOH 、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 （3）大多数盐：如Na 2CO 3、BaSO 4 （4）铵盐：如NH 4Cl

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

原子 金属离子 自由电子

分子间作用力 金属键