第一章原子结构 知识点总结
原子构成知识点总结
原子构成知识点总结1. 原子的结构原子由质子、中子和电子三种基本粒子组成。
质子和中子组成了原子核，而电子则绕着原子核运动。
原子的质子数和电子数相同，因此原子是电中性的。
2. 原子核的性质原子核由质子和中子组成，其中质子的电荷为正，中子是中性的。
原子核的直径约为万分之一到十万分之一的原子直径，但它含有原子的绝大部分质量。
3. 质子质子是原子核中的一种基本粒子，它的质量为1.6726×10^-27千克，电荷为基本电荷的正一（即1.6×10^-19库仑）。
4. 中子中子是原子核中的一种基本粒子，它的质量稍大于质子，电荷为零。
5. 电子电子是原子中的一种基本粒子，它的质量远小于质子和中子，为9.11×10^-31千克，电荷为基本电荷的负一。
电子在原子外部绕原子核运动，形成电子云。
6. 原子的量子化原子的能级是量子化的，即它只能具有确定的能量值。
电子的轨道也是量子化的，它只能出现在一定的能级上，不可能出现在介于两个能级之间的状态。
7. 原子的组成原子由质子、中子和电子组成。
质子和中子的质量和电子质量之比约为1836:1。
因此，原子的质量主要来自于质子和中子，而电子的贡献可以忽略不计。
8. 原子的核电荷数原子核的电荷数等于其中的质子数，它决定了原子的化学性质。
在相同元素的不同同位素中，原子核的电荷数不同，但它们的化学性质相同。
9. 原子的大小原子的大小约为0.1纳米到0.5纳米。
原子的大小由电子云的尺寸决定，它与原子核的大小关系不大。
10. 原子的质量数原子的质量数等于其中的质子数和中子数之和。
在不同元素的同位素中，原子的质量数不同，但它们的化学性质相同。
11. 原子的元素符号原子的元素符号由元素的化学符号与原子的质量数组成。
例如，氧的元素符号是O，氧-16的元素符号是O-16。
12. 原子的化学键原子通过共价键、离子键和金属键等化学键相互结合形成化合物。
共价键是由电子的共享形成的，离子键是由正负离子的相互吸引形成的，金属键是由金属离子的自由电子形成的。
高中化学-原子结构知识点汇总
高中化学-原子结构知识点汇总1. 原子的组成- 原子是物质最小的基本单位，由原子核和电子构成。
- 原子核包含了质子和中子，质子带正电荷，中子不带电荷。
- 电子带负电荷，围绕原子核的轨道上运动。
2. 原子尺寸- 原子的尺寸非常小，一般以皮米（pm）为单位来表示。
- 原子的尺寸可以通过原子的半径来表示，常用皮米或安格斯特罗姆（Å）作为单位。
3. 原子质量- 原子的质量可以通过质子和中子的质量总和来表示。
- 原子的质量一般以原子质量单位（amu）来表示。
4. 元素周期表- 元素周期表是一种按照元素的原子序数（或原子数）排列而成的表格。
- 元素周期表按照元素的化学性质和电子结构进行分组和分类。
- 元素周期表包含了元素的基本信息，如元素符号、原子序数、原子质量等。
5. 原子的能级和电子排布- 原子中的电子分布在不同能级上，能级从内到外依次增加。
- 每个能级最多可以容纳一定数量的电子，第一能级最多容纳2个电子，第二能级最多容纳8个电子，以此类推。
- 电子的排布遵循一定的顺序和规律，如填充顺序、分区原则等。
6. 原子的离子与化合价- 原子可以失去或获得电子形成带电的离子。
- 失去电子的原子形成正离子（阳离子），获得电子的原子形成负离子（阴离子）。
- 原子的化合价是指原子与其他原子形成化合物时发生电荷转移的能力。
7. 同位素- 同位素是指原子核中质子数相同、中子数不同的同类原子。
- 同位素具有相同的化学性质，但物理性质和放射性性质可能会有所不同。
- 同位素常用质量数来表示，即中子数加上质子数的总和。
以上是高中化学中关于原子结构的知识点的汇总。
希望对你有帮助！。
原子结构与性质知识点归纳
第一章 原子结构与性质知识点归纳2．位、构、性关系的图解、表解与例析3．元素的结构和性质的递变规律同位素（两个特性）4．核外电子构成原理(1)核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。
(2)核外电子排布遵循的三个原理：a ．能量最低原理b ．泡利原理c ．洪特规则及洪特规则特例(3)原子核外电子排布表示式：a ．原子结构简图 b ．电子排布式 c ．轨道表示式 5．原子核外电子运动状态的描述：电子云 6．确定元素性质的方法1．先推断元素在周期表中的位置。
2．一般说，族序数—2=本族非金属元素的种数(1 A 族 除外)。
3．若主族元素族序数为m ，周期数为n ，则： (1)m/n<1时为金属，m/n 值越小，金属性越强：(2)m/n>1时是非金属，m/n 越大，非金属性越强；(3)m/n=1时是两性元素。
随着原子序数递增① 原子结构呈周期性变化② 原子半径呈周期性变化③ 元素主要化合价呈周期性变化④ 元素的金属性与非金属形呈周期性变化⑤ 元素原子的第一电离能呈周期性变化⑥ 元素的电负性呈周期性变化元素周期律 排列原则① 按原子序数递增的顺序从左到右排列 ② 将电子层数相同的元素排成一个横行 ③ 把最外层电子数相同的元素（个别除外），排成一个纵行周期 （7个 横行） ① 短周期（第一、二、三周期）② 长周期（第四、五、六周期）③ 不完全周期（第七周期）性质递变 原子半径主要化合价元 素 周期表族（18 个纵行） ① 主族（第ⅠA 族—第ⅦA 族共七个） ② 副族（第ⅠB 族—第ⅦB 族共七个） ③ 第Ⅷ族（第8—10纵行） ④结构第二章 分子结构与性质复习1．微粒间的相互作用(2)共价键的知识结构2．分子构型与物质性质（1）微粒间的相互作用σ键π键 按成键电子云 的重叠方式极性键 非极性键一般共价键 配位键离子键 共价键 金属键 按成键原子的电子转移方式 化学键 范德华力氢键 分子间作用力本质：原子之间形成共用电子对（或电子云重叠） 特征：具有方向性和饱和性σ键特征 电子云呈轴对称（如s —s σ键、 s —p σ键、p —p σ键)π键 特征电子云分布的界面对通过键轴的一个平面对称（如p —p π键）成键方式共价单键—σ键共价双键—1个σ键、1个π键共价叁键—1个σ键、2个π键 规律 键能：键能越大，共价键越稳定键长：键长越短，共价键越稳定键角：描述分子空间结构的重要参数用于衡量共价键的稳定性 键参数 共 价 键定义：原子形成分子时，能量相近的轨道混合重新组合成一组新轨道sp 杂化 sp 2杂化sp 3杂化 分类 构型解释： 杂化理论sp 杂化：直线型sp 2杂化：平面三角形sp 3杂化：四面体型杂化轨道理论 价电子理论 实验测定 理论推测 构型判断 分 子 构 型共价键的极性 分子空间构型决定因素由非极性键结合而成的分子时非极性分子（O 3除外）,由极性键组成的非对称型分子一般是极性分子，由极性键组成的完全对称型分子为非极性分子。
物质结构知识点总结归纳
物质结构知识点总结归纳一、原子结构1. 原子的组成原子由原子核和电子组成，原子核由质子和中子组成。
质子带正电荷，中子不带电。
质子和中子统称为核子。
原子核由质子和中子组成，是原子的重心。
电子负责形成原子的外部电子云层。
电子云层的电子以不同轨道绕原子核运动，轨道称为能级。
2. 元素和同位素元素是由同一种原子核组成的一类原子的总称。
元素的主量子数决定了它的化学性质。
同位素是指原子核内质子数相同，但中子数不同的原子。
同位素的存在使某个元素具有多种类型，但其化学性质相同。
3. 周期表元素周期表按照元素的原子序数排列，原子序数是元素的质子数。
周期表的横行称为周期，纵列称为族。
元素的周期和族数决定了元素的电子排布规律和化学性质。
4. 电子排布规律对于s轨道，最大可容纳2个电子；对于p轨道，最大可容纳6个电子；对于d轨道，最大可容纳10个电子；对于f轨道，最大可容纳14个电子。
电子填充规律遵循能级最低原则和保两性原则。
二、化学键1. 离子键离子键是一种化学键，形成于金属和非金属之间，非金属元素倾向于吸收金属元素的电子形成阴离子，金属元素倾向于失去电子形成阳离子。
离子键的化合物的性质通常为高熔点和易溶于水。
2. 共价键共价键是一种化学键，形成于非金属元素之间。
当原子核周围的电子能级相互重叠，形成共享电子对，就形成了共价键。
共价键的特点是化合物通常为固体、液体或气体，并且通常不溶于水。
3. 金属键金属键是一种化学键，形成于金属元素之间。
金属锁的原子核和电子云大量重叠形成一个离域电子云，这些电子可以在金属中自由流动，形成金属键。
金属键的特点是导电性高、热导性高，而且具有延展性和韧性。
4. 共价键的性质共价键的性质取决于成键原子的电负性差异，电负性差异越大，成键越容易形成，共价键会变得越极性。
三、晶体结构1. 离子晶体结构离子晶体由正负离子构成。
正负离子间通过静电作用形成强大的结晶力，使得其特点是具有高熔点和易溶于水。
《原子的结构》知识点
《原子的结构》必记知识点知识点一原子的结构1．原子是由居于原子中心的__原子核__与__核外电子__构成的。
原子核是由__质子__和__中子__构成的，每个质子带1个单位的__正__电荷，每个电子带1个单位的__负__电荷，中子__不带电__。
2．原子核内质子所带电荷与核外电子所带电荷__数量相等__，__电性相反__，因此原子__不显电性__。
3．原子中，__核电荷数＝核内质子数＝核外电子数__。
4．__核内质子数__不同，原子的种类不同。
知识点二原子核外电子的排布1．(1)原子是一个__空心__球体，原子核体积很__小__，原子内部大部分空间被__电子__占据。
(2)原子核外电子是__分层__排布的。
原子的核外电子最少的只有一层，最多的有七层，最外层电子数不超过__8__个(只有一层的，电子数不超过__2__个)。
(3)原子核外电子的分层排布可以用__原子结构示意图__来表示。
以钠原子的结构示意图为例，各部分表示的含义分别为：①圆圈表示__原子核__；②圆圈内“＋”表示__原子核带正电荷__；③数字“11”表示__核电荷数__；④弧线表示__电子层__；⑤弧线上的数字表示__各电子层上的电子数__。
(原子结构示意图的五个要素)知识点三离子1．带正电的原子或原子团叫做__阳离子__，带负电的原子或原子团叫做__阴离子__。
2．离子也是构成物质的一种微粒，由离子构成的物质，其化学性质由离子保持。
如保持NaCl 化学性质的最小粒子是__Na＋__和__Cl－__。
3．离子符号：钠离子__Na＋__；镁离子__Mg2＋__；氯离子__Cl－__；硫离子__S2－__。
4．离子符号中数字的意义：Na＋__每个钠离子带1个单位的正电荷__；Mg2＋__每个镁离子带2个单位的正电荷__；Cl－__每个氯离子带1个单位的负电荷__；3Fe2＋__3个亚铁离子，每个亚铁离子带2个单位的正电荷__。
难点点拨：原子和离子的区别与联系注意：1．原子得失电子形成离子时只是核外电子发生改变，核内质子数不变。
高中化学原子结构知识点总结
原子结构知识点总结第1课时原子核核素一、原子的构成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. 带电特点：微粒质子中子电子带电特点一个质子带一个单位的正电荷不带电一个电子带一个单位的负电荷原子序数＝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。
二、核素1. 元素、核素、同位素、同素异形体的比较元素核素同位素同素异形体定义具有相同核电荷数(质子数)的同一类原子的总称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同一种元素的不同核素间互称为同位素相同元素组成，不同形态的单质本质质子数(核电荷数)相同的一类原子质子数、中子数都一定的一类原子质子数相同、中子数不同的核素的互称同种元素的不同单质范畴同类原子，存在游离态、化合态两种形式原子原子单质特性只有种类，没有个数化学反应中的最小微粒物理性质不同化学性质相同一种元素组成，独立存在决定质子数质子数、中子数质子数、中子数组成元素、结构举例H、C、N是三种元素11H、21H、31H是三种核素23492U、23592U、23892U O2与O32. 元素、核素、同位素、同素异形体的联系三、原子或离子中微粒间的数量关系1. 原子或离子中核电荷数、质子数、中子数及核外电子数之间的关系（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）除11H外，其它元素的原子中，中子数≥质子数原子AZX原子核质子Z个中子N个=（A－Z）个核外电子Z个原子的质量数原子的相对原子质量元素的相对原子质量区别原子的质量数是该原子内所有质子和中子数的代数和，都是正整数原子的相对原子质量，是指该原子的真实质量与126C质量的121的比值，一般不是正整数元素的相对原子质量是由天然元素的各种同位素的相对原子质量与其在自然界中所占原子个数的百分比的积的加和得来。
知识点总结化学物质结构
第一章物质结构元素周期律一、原子结构1、原子A ZX中，质子有Z 个，中子有A-Z 个，核外电子有Z 个。
2、质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）（质量数在数值上等于其相对原子质量）原子中：原子序数= 核电荷数= 质子数= 核外电子数阳离子中：质子数=核电荷数=离子核外电子数+ 离子电荷数阴离子中：质子数=核电荷数=离子核外电子数- 离子电荷数3、电子层划分电子层数 1 2 3 4 5 6 7符号K L M N O P Q离核距离近远能量高低低高4、核外电子排布规律（一低四不超）（1）核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层摆布（即排满K层再排L层，排满L层再排M层）。
（2）各电子层再多容纳的电子数是2n2 个(n表示电子层)（3）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）；次外层电子数不超过18 个；倒数第三层不超过32 个。
5、概念元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称核电荷数决定元素种类核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子之间的互称。
例：氕（1 1H）、氘（2 1D ）、氚（3 1T ）同素异形体：同种元素原子组成结构不同的不同单质之间的互称。
例：O2与O3，白磷与红磷，石墨与金刚石等6、粒子半径大小的比较（1）同周期元素的原子或最高价阳离子的半径随着核电荷数的增大而逐渐减小（除稀有气体外）。
例：Na>Mg>Al>Si, Na+>Mg2+>Al3+（2）同主族元素的原子或离子随核电荷数增大而逐渐增大。
例：Li<Na<K, Li+<Na+<K+ （3）电子层结构相同（核外电子排布相同）的离子半径（包括阴阳离子）随核电荷数的增加而减小。
例：O2->F->Na+>Mg2+>Al3+(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律)（4）同种元素原子形成的粒子半径大小为：阳离子<中性原子<阴离子；价态越高的粒子半径越小。
知识点原子结构总结
知识点原子结构总结1. 原子的概念原子是由希腊科学家德谟克利特提出的，意为不可分割的微小粒子。
在古代，人们曾经认为物质是可以不断分割的，直到19世纪，化学家们开始逐渐接受了原子的概念。
现代化学中，原子是构成物质的基本单位，是最小的化学单位，具有化学特性。
原子是由质子、中子和电子组成的。
2. 原子的组成原子由质子、中子和电子组成。
质子和中子构成了原子核，而电子则环绕在原子核外。
质子的电荷为正电荷，中子为中性，电子的电荷为负电荷。
质子的质量约为1.6726×10^-27千克，中子的质量也大致相同。
电子的质量则远远轻于质子和中子，约为9.11×10^-31千克。
质子和中子的质量几乎相同，但质子的电荷为正电荷，中子没有电荷。
在原子结构中，质子和中子构成了原子核，电子则围绕在原子核周围。
3. 原子的结构原子主要由原子核和电子组成。
原子核由质子和中子组成，电子则环绕在原子核外。
原子核占据了原子的绝大部分质量和几乎全部的正电荷。
而电子则负责维持原子的化学性质，并决定了原子的化学行为。
原子中的质子数目决定了该原子的元素特性，而中子数则可以有不同的组合。
而电子数目则决定了原子的电荷，并影响了原子的化学性质。
4. 原子的核原子核主要由质子和中子组成，质子和中子都具有质量，因此原子核占据了原子的绝大部分质量。
质子和中子通过强相互作用相互结合，形成了原子核。
原子核的直径约为10^-15米，而整个原子的直径则约为10^-10米，可以说原子核非常小，但却包含了原子几乎全部的质量。
原子核的密度非常大，依靠强相互作用来维持核内粒子之间的相互作用。
原子核内的质子和中子数量决定了元素的特性，不同元素的原子核结构也有所不同。
根据核内质子和中子的数量不同，会形成不同的同位素。
同位素具有相同的化学性质，但具有不同的原子质量。
5. 原子的电子原子的电子则环绕在原子核外，负责维持原子的电荷平衡，并决定了原子的化学性质。
电子具有负能量，可以存在于不同的能级上。
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物质结构与性质（鲁科版）知识点总结第一章原子结构第1节原子结构模型一、原子结构认识的演变过程1. 道尔顿原子模型(1803年):原子是组成物质的基本的粒子,它们是坚实的、不可再分的实心球。
2. 汤姆逊原子模型(1903年):原子是一个平均分布着正电荷的粒子,其中镶嵌着许多电子,中和了正电荷,从而形成了中性原子。
3. 卢瑟福原子模型(1911年):在原子的中心有一个带正电荷的原子核,它的质量几乎等于原子的全部质量,电子在它的周围沿着不同的轨道运转,就像行星环绕太阳运转一样。
4. 玻尔原子模型(1913年):电子在原子核外空间的一定轨道上绕核做高速的圆周运动。
原子结构的量子力学模型(20世纪20年代中期):现代物质结构学说。
二、原子光谱和波尔的原子结构模型1.基态、激发态与原子光谱（1）（2）原子光谱形成原因：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或释放不同波长的光。
（3）氢原子光谱是最简单的光谱。
2.玻尔的原子结构模型（1）原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动,并且不辐射能量,所以原子是稳定的。
（2）只有电子在原子轨道间跃迁时才会辐射或吸收能量，并且以光的形式进行。
（3）在原子核外不同轨道上运动的电子具有不同的能量，而且能量是量子化的。
玻尔只引入一个量子数n,n越大，轨道的能量越高,n取1、2、3、4…的正整数，所以原子核外轨道的能量是量子化的，当电子在原子轨道间的跃迁所吸收或放出的能量是量子化的，是不连续的。
三、电子层、能级、原子轨道【关键提醒】（1）一个原子轨道上最多容纳2个电子，且运动状态不同。
（2）任一电子层的能级总是从s能级开始,而且能级数电子层数。
（3）每个电子层(n)中，原子轨道总数为n2个，核外电子的运动状态共有2n2种。
2.不同原子轨道能量大小关系（1）相同电子层不同能级的原子轨道能量:ns<np<nd<nf（2）不同电子层中同一能级的原子轨道能量:1s<2s<3s<4s , 2p<3p<4p。
（3）相同电子层和相同能级的各原子轨道能量相等,例如:2p x=2p y=2p z 。
【关键提醒】（1）原子核外电子的能量取决于电子层和能级。
（2）一般离核越近的电子具有的能量越低。
四、原子轨道的图形描述和电子云1.电子云（1）电子云图中的小点不代表电子。
小点疏密程度表示电子在原子核外出现概率的大小。
（2）离核越近,电子出现的概率越大,电子云越密集。
如1s电子云比2s电子云更密集。
（3）s能级的电子云为球形，只有一种空间伸展方向p能级的电子云为哑铃形，有三种空间伸展方向。
2.原子轨道（1）不同电子层的同种能级的原子轨道形状相似，只是半径不同。
电子层序数n越大,原子轨道的半径越大。
（2）s能级只有1个原子轨道。
p能级有3个原子轨道,它们互相垂直,分别以p x、p y、p z表示。
（3）原子轨道数与电子层序数(n)的关系是原子轨道数为n2个【关键提醒】量子力学中的轨道含义与玻尔轨道的含义完全不同,原子轨道不能理解成圆周轨道，也不能理解成电子的实际运动轨道。
第2节原子结构与元素周期表一、基态原子核外电子排布原则1.能量最低原则基态原子按能量顺序1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s……即按ns、(n-2)f、(n-1)d、np顺序排布。
能量高低:ns<np<nd<nf,1s<2s<3s,2p<3p<4p。
2.泡利不相容原理一个原子轨道中最多只能容纳两个电子,且这两个电子的自旋方向必须相反。
如2s2的电子排布为,不能为3.洪特规则（1）原子核外电子在能量相同的各个原子轨道上排布时，将尽可能分占不同的原子轨道,且自旋方向相同，这样整个原子的能量最低。
如2p3轨道上的电子排布为,不能为或（2）洪特规则特例:能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5 )和全空(如p0和d0 )状态时体系的能量较低,原子较稳定。
如Cr:3d54s1，不能为3d44s2 ；Cu:3d104s1，不能为394s2。
【关键提醒】基态原子核外电子排布必须同时符合核外电子排布三原则。
二、基态原子核外电子排布方法K:1s22s23s23p64s1(1)简单原子的电子排布式的书写按照基态原子核外电子排布顺序将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中。
如: 6C: 1s2 2s2 2p2，19K: 1s22s23s23p64s1(2)复杂原子的电子排布式的书写先按能量最低原理从低到高排列,然后将同一层的电子移到一起。
如26Fe:先按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d6，,然后将同一层的排列一起,即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。
(3)特殊原子的电子排布式如24Cr:先按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5较3d4稳定，因此需要将4s2的一个电子调整到3d能级,得1s22s22p63s23p64s13d5。
再将同一层的排到一起，,即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1(3d5、4s1均为半充满,稳定)。
Cu:先按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10比3d9更稳定，因此需要将4s2的29一个电子调整到3d能级，得1s22s22p63s23p64s13d10(3d10为全充满,稳定,4s1为半充满,稳定)。
再将同一层的排到一起，即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1 。
(4)简化电子排布式的书写为避免电子排布式书写烦琐,可把内层电子排布达到稀有气体结构的部分用相应稀有气体的元素符号外加“[ ]”表示。
如S:[Ne]3s23p4,Ca:[Ar]4s2,Fe:[Ar]3d64s2, Ge: [Ar]3d104s24p2 (5)简单离子电子排布式的书写先写原子的电子排布式,然后再得失电子。
例如:O2-的电子排布式,先写O原子的电子排布式为1s22s22p4,再得2个电子知O2-的电子排布式为1s22s22p6。
Fe3+的电子排布式,先写Fe原子的电子排布式为[Ar]3d64s2,再失去3个电子(由外层向里层失去电子)得到Fe电子排布式为[Ar]3d5,而不能先失去3个电子,再按轨道能量顺序写成[Ar]3d24s2.三、核外电子排布与元素周期表1.原子核外电子排布与周期的划分（1）周期序数=电子层数=最外层电子所在轨道的主量子数。
（2）周期元素数目一相应能级组最多容纳的电子数2.原子核外电子排布与族的划分族序数由该元素原子的价电子数决定。
(1)主族(IA~ⅦA)的族序数=价电子数=原子最外层电子数。
(2)0族:原子最外层电子数等于8或2。
(3)IB、ⅦB族:族序数=原子最外层电子数。
(4)ⅦB~ⅦB族:族序数=价电子数=原子最外层ns电子数+次外层(n-1)d电子数=最高正价。
(5)Ⅶ族:原子最外层ns电子数+次外层(n-1)d电子数之和,分别为8、9、103.族序数与价电子排布（1）同主族元素原子的价电子排布完全相同。
IA~ⅦA的价电子排布分别为ns1、ns2、ns2np3、ns2np2、ns2np3、ns2np4、ns2np5(2)稀有气体的价电子排布式为1s2或ns2np6。
(3)过渡元素同一纵行的价电子排布基本相同s区包含He和IA、ⅦA两族元素;除氢、氦外,其余都是活泼的金属元素;p区包含ⅦA~ⅦA和0族(He除外)元素;除氢、氦外,所有的非金属元素都在p区;d区包含ⅦB~ⅦB和Ⅶ族(镧系和锕系除外)全是金属元素ds区包含IB和ⅦB族,全是金属元素f区包含镧系和锕系,全是金属元素。
s区、d区、ds区的元素,它们的原子最外层电子数均不超过2个,只有p区的元素原子最外层电子数可为3~8个。
四、微利半径大小的比较1.有关微粒半径大小的比较可以按“一层二核三电子”法分析“一层”: 先比较电子层数,一般电子层越多,半径越大。
“二核”: 当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。
“三电子”: 当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
2.判断微粒半径大小的规律（1）同周期,从左到右,原子半径依次减小（2）同主族,从上到下,原子或同价态离子半径均增大。
（3）阳离子半径小于对应的原子半径,阴离子半径大于对应的原子半径,如r(Na+)<r(Na),r(S)<r(S2-)。
（4）电子层结构相同的离子,随核电荷数增大,离子半径减小,如r(S2-)>r(C1-)>r(K+)>r(Ca2+)。
（5）不同价态的同种元素的离子,核外电子多的半径大如r(Fe2+)>r(Fe3+),r(Cu+)>r(Cu2+)。
【关键提醒】(1)不同周期不同主族元素原子半径比较:找出其中一种元素的同主族元素作为参照进行比较,如比较P与F原子半径的大小,可引入N元素,可通过原子半径P>N>F比较。
(2)对于离子的半径比较:要借助于电子层结构相同的离子半径和元素周期律进行判断。
第三节原子结构与元素性质一、电离能规律及其应用1.影响电离能的因素及变化规律电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排布。
（1）核电荷数、原子半径对电离能的影响①同周期元素具有相同的电子层数,从左到右核电荷数增大,原子半径减小,I1总体上有增大的趋势(而非逐渐增大,因ⅡA、ⅤA元素岀现特殊情况)。
碱金属元素的I1最小,稀有气体元素的I1最大。
②同主族元素从上到下,原子半径增大起主要作用,元素的I1逐渐减小Ⅶ第一电离能最大的元素为氦。
第一电离能最小的元素为铯。
（2）核外电子层排布对电离能的影响①某原子或离子具有全充满、半充满、全空的电子排布时,电离能较大。
如ⅡA族元素、VA族元素比同周期左2右相邻元素的I1都大,这是因为ⅦA族的元素原子的最外层原子轨道为ns2全充满nP0全空稳定状态,V A族的元素原子的最外层原子轨道为np3半充满的稳定状态。
各周期稀有气体元素的I1最大,原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。
Ⅶ通常情况下,元素的电离能逐级增大。
因此离子的电荷正值越来越大,离子半径越来越小,所以失去这些电子逐渐变难,需要的能量越来越高。
Ⅶ当相邻逐级电离能突然变大时,说明电子的电子层发生了变化,即同一电子层中电离能相近,不同电子层中电离能有很大的差距。
2.电离能的应用（1）比较元素金属性的强弱一般情况下,元素的第一电离能越小,元素的金属性越强。
（2）确定元素原子的核外电子层排布由于电子是分层排布的,内层电子比外层电子难失去,因此元素的电离能会发生突变。