原子结构复习讲义
《原子结构》 讲义
《原子结构》讲义一、原子的概念在探讨原子结构之前，我们先来了解一下什么是原子。
原子是化学变化中的最小粒子。
这意味着在化学反应中，原子不会被“创造”或“消灭”，只是重新组合形成新的物质。
想象一下，我们周围的各种物质，无论是金属、非金属，还是化合物，都是由无数微小的原子构成的。
比如，铁由铁原子组成，氧气由氧原子构成，水则是由氢原子和氧原子按一定比例结合而成。
原子非常小，小到我们用肉眼根本无法直接看到。
但科学家们通过各种先进的技术和实验手段，逐渐揭开了原子神秘的面纱。
二、原子的构成原子就像一个小小的“太阳系”，它由位于中心的原子核以及围绕原子核运动的电子组成。
原子核带正电荷，由质子和中子构成。
质子带正电，而中子不带电。
质子的数量决定了原子的种类，我们将其称为原子序数。
比如，氢原子的原子核中只有一个质子，而氧原子的原子核中有 8 个质子。
电子带负电，它们在原子核外的特定区域内运动。
这些区域被称为电子层或能层。
电子在不同的能层上运动，其能量也不同。
离原子核越近的电子层，电子的能量越低；离原子核越远的电子层，电子的能量越高。
电子的数量与质子的数量相等，从而使整个原子呈电中性。
为了更形象地理解原子的构成，我们可以把原子核比作太阳，而电子就像围绕太阳运转的行星。
不过，与太阳系不同的是，电子的运动轨迹并不是像行星那样有确定的轨道，而是以一种概率的方式出现在原子核外的一定区域内。
三、原子核的性质原子核虽然在整个原子中所占的体积非常小，但却集中了原子绝大部分的质量。
质子和中子的质量几乎相等，而电子的质量相比于质子和中子来说非常小，可以忽略不计。
这就好比原子核是一个沉重的“核心”，而电子只是围绕它“轻盈飞舞”的“小颗粒”。
原子核的稳定性也是一个重要的方面。
有些原子核是稳定的，不会自发地发生变化；而有些原子核则是不稳定的，会通过放射性衰变释放出粒子，转变为其他原子核。
四、电子的排布规律电子在原子核外的排布是有一定规律的。
《原子结构》 讲义
《原子结构》讲义一、原子的发现历程在人类对物质世界的探索中，对原子结构的认识是一个逐渐深入的过程。
早在古希腊时期，哲学家德谟克利特就提出了“原子”的概念，他认为万物由不可分割的原子构成。
但这仅仅是一种哲学上的思辨，缺乏科学的实验依据。
到了 19 世纪初，英国科学家约翰·道尔顿基于大量的实验观察和分析，正式提出了近代原子学说。
他认为原子是不可再分的实心球体，同种元素的原子性质和质量都相同。
然而，随着科学技术的不断进步，人们发现原子并非道尔顿所描述的那样简单。
1897 年，英国物理学家约瑟夫·约翰·汤姆逊在研究阴极射线时发现了电子，这一发现打破了原子不可再分的观念，人们开始认识到原子是有内部结构的。
之后，卢瑟福通过著名的α粒子散射实验，提出了原子的核式结构模型。
他认为原子的中心有一个带正电的原子核，而电子则在原子核外绕核运动。
二、原子的构成原子由原子核和核外电子构成。
原子核位于原子的中心，体积很小，但却集中了原子的绝大部分质量。
原子核由质子和中子组成。
质子带正电荷，中子不带电。
核外电子带负电荷，它们围绕着原子核做高速运动。
电子在核外的运动并非像行星绕太阳那样有固定的轨道，而是处于不同的能层和能级中。
质子的数量决定了元素的种类，我们将质子数相同的一类原子称为元素。
质子数和中子数之和称为质量数。
原子中，质子数等于核外电子数，所以整个原子呈电中性。
三、能层与能级能层就像是一栋大楼的楼层，从内到外分别用数字1、2、3、4、5、6、7 等表示，分别称为 K、L、M、N、O、P、Q 能层。
每个能层中又包含若干个能级。
能级就如同每个楼层中的房间。
例如，K 能层只有一个能级，即 1s；L 能层有两个能级，分别是 2s 和 2p；M 能层有三个能级，分别是 3s、3p 和 3d 等等。
不同的能级中所能容纳的电子数量是有一定规律的。
四、核外电子的排布规律核外电子的排布遵循一定的规律。
首先，遵循能量最低原理，即电子总是先排布在能量最低的能级中，然后再依次进入能量较高的能级。
高考复习讲义课件化学原子结构 化学键
4.核外电子排布的表示方法——结构示意图
(1)原子结构示意图 为了形象地表示元素原子的核电荷数和核外电子排布，引入了原子结构示意图。如钠原子的结 构示意图如图所示:
(2)离子结构示意图
原子得到或失去一定数目的电子形成阴离子或阳离子，原子核不发生改变，只是核外电子(一
般是最外层电子)数目发生了改变。 因此，单原子离子也可用离子结构示意图表示其核外电子排布。如Mg2+的结构示意图为 Cl-的结构示意图为
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考点全通关 8
原子结构 化学键
【通关秘籍】
(1)结构示意图能够反映微粒的带电情况 原子:核电荷数=核外电子数，不带电 阳离子:核电荷数>核外电子数，带正电 阴离子:核电荷数<核外电子数，带负电 (2)原子结构示意图能够反映原子的化学性质 ①得失电子能力:最外层电子数小于4时，一般易 失去电子，不易得到电子。 ②还原性与氧化性:最外层电子数小于4时，一般 具有较强的还原性;最外层电子数大于4时，一般 具有较强的氧化性。
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考情精解读 4
原子结构 化学键
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高考复习讲义
考点全通关 1
原子结构 化学键 考点一 原子结构
1.原子
(1)原子的组成 质子：一个质子带一个单位正电荷 原子核 原子 核外电子： 一个电子带一个单位负电荷 (2)原子的表示方法 质量数——A 质子数——Z 中子：不带电
+ NH4 :
举例 ‥ S: . S . ‥ Mg2+
阳 离 子
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考点全通关 15
《原子结构》 讲义
《原子结构》讲义一、原子的概念在我们探讨原子结构之前，先来了解一下什么是原子。
原子是化学变化中的最小粒子，也就是说，在化学变化中，原子不能再被分割。
想象一下，世界上的所有物质，无论是我们呼吸的空气、喝的水，还是脚下的大地，都是由无数微小的原子组成的。
二、原子的构成原子就像一个小小的“宇宙”，它由原子核和核外电子构成。
原子核位于原子的中心，体积很小，但却集中了原子的绝大部分质量。
原子核由质子和中子组成。
质子带一个单位的正电荷，中子不带电。
而核外电子则在原子核外的空间里，以极高的速度围绕着原子核运动。
电子带一个单位的负电荷。
一个原子中，质子数等于核外电子数，所以整个原子呈电中性，即不带电。
比如说，氢原子的原子核内只有一个质子，核外有一个电子；氧原子的原子核内有 8 个质子和 8 个中子，核外有 8 个电子。
三、原子核让我们更深入地了解一下原子核。
原子核的直径大约只有原子直径的十万分之一，如果把原子比作一个巨大的体育场，那么原子核就像体育场中心的一只蚂蚁。
但千万别小看这只“蚂蚁”，它可是原子的核心所在。
质子和中子的质量几乎相等，约为一个电子质量的 1836 倍。
这也就解释了为什么原子核集中了原子的绝大部分质量。
质子数决定了原子的种类。
不同元素的原子，质子数是不同的。
例如，氢原子的质子数是 1，氦原子的质子数是 2。
四、核外电子核外电子的排布是有规律可循的。
电子在不同的能量层（也称为电子层）上运动。
离原子核越近的电子层，能量越低；离原子核越远的电子层，能量越高。
电子总是先占据能量较低的电子层，当低能量层填满后，才会进入能量较高的电子层。
最内层电子层最多能容纳 2 个电子，第二层最多能容纳 8 个电子，第三层最多能容纳 18 个电子……电子的排布情况决定了原子的化学性质。
比如，最外层电子数为 8 的原子（氦原子最外层电子数为 2）通常化学性质稳定。
五、原子的质量原子的质量非常小，为了方便计量，我们引入了相对原子质量的概念。
《原子结构》 讲义
《原子结构》讲义一、原子的概念在我们探讨原子结构之前，首先得明白什么是原子。
原子，简单来说，是化学变化中的最小粒子。
这意味着在化学变化中，原子不能再被分割成更小的部分。
想象一下，我们周围的各种物质，无论是金属、塑料、木材还是水，它们都是由无数微小的原子组成的。
比如，一块铁由铁原子构成，一杯水由水分子组成，而水分子又是由氢原子和氧原子构成的。
二、原子的构成原子并不是一个实心的小球，它具有复杂的内部结构。
原子主要由原子核和核外电子构成。
原子核位于原子的中心，体积很小，但却集中了原子的绝大部分质量。
原子核由质子和中子组成。
质子带正电荷，中子不带电。
而核外电子则围绕着原子核高速运动。
电子带负电荷，其质量相对于质子和中子来说非常小，几乎可以忽略不计。
举个例子，氢原子是最简单的原子之一，它的原子核只有一个质子，核外有一个电子围绕着它运动。
而对于碳原子，原子核中有 6 个质子和 6 个中子，核外有 6 个电子在不同的轨道上运动。
三、质子质子是原子核中的一种粒子，它带有一个单位的正电荷。
质子的质量约为 167×10⁻²⁷千克。
不同元素的原子，其质子数是不同的。
元素的种类就是由质子数决定的。
比如，氢原子的质子数是 1，氦原子的质子数是 2。
质子数决定了原子的化学性质和在元素周期表中的位置。
四、中子中子也是原子核中的粒子，它呈电中性，也就是不带电。
中子的质量与质子相近。
中子的存在对于原子核的稳定性起着重要的作用。
在一些原子核中，中子的数量会影响原子的放射性等特性。
比如，有些同位素的原子核中中子数不同，导致它们的物理和化学性质也有所差异。
五、电子电子在原子中围绕着原子核运动。
电子的运动轨道并不是像行星绕太阳那样有固定的轨道，而是以概率分布的形式存在于特定的区域，我们称之为电子云。
电子的能量是不同的，离原子核越近的电子能量越低，越远的电子能量越高。
电子的得失会导致原子形成离子，从而参与化学反应。
例如，钠原子容易失去一个电子形成带正电的钠离子，氯原子容易得到一个电子形成带负电的氯离子，钠离子和氯离子结合就形成了氯化钠。
人教版 化学 九年级上册 3.2原子的结构 知识点讲义(无答案)
知识点讲义——物质构成的奥妙课题2 原子的结构知识点1 原子的构成（重、难点）1．原子的再分很长时间以来，科学家都认为原子是不可分割的、简单的实心体。
知道1897年英国科学家汤姆生发现了电子，才第一次揭开了原子的神秘面纱，原子中还含有更小的粒子——电子，说明原子还可以再分。
2.原子的结构（1）原子尽管很小，用化学方法不能再分，但用其他方法仍可以再分，因为原子也有一定的结构。
原子是由居于原子中心的带正电荷的原子核和核外带负电荷的电子构成的。
原子核是由质子和中子两种粒子构成的。
每个质子带一个单位正电荷质子每个质子的相对质量约等于1原子核（带正电）中子不带电原子（不带电）中子每个中子的相对质量约等于1每个电子带一个单位负电荷电子（带负电）电子质量很小，约为质子或中子质量的1/1836【注】①由原子构成的物质包括稀有气体、金属单质、金刚石、硅等，其化学性质由原子保持。
如氦气的化学性质由氦原子保持，铁的化学性质由铁原子保持。
②原子核位于原子中心，体积很小，如果把原子比作一个庞大的体育场，而原子核只相当于位于体育场中心的一只蚂蚁。
原子里有很大的空间，电子就在这个空间里做高速运动。
（2）原子中，一个质子带一个单位正电荷，一个电子带一个单位负电荷，中子不带电，原子核所带电荷由质子提供，所以原子核所带正电荷数目（简称核电荷数）等于核内质子数。
（3）在原子中，原子核所带正电荷的总数（即核内质子数）和核外电子数的总数相等，电量相等，电性相反，因而整个原子对外不显电性，可概括为：在原子中，核电荷数=质子数=核外电子数。
【注】①每个原子只有一个原子核，核电荷数（核内质子数）的多少决定了原子的种类，所以同一类原子，其核内质子数相同，不同类的原子，其核内质子数不同。
②原子核内中子数不一定对于质子数，如铁原子中质子数为26，中子数为30。
③并不是所有的原子中都有中子，如氢原子中就没有中子。
④电子的质量很小，约为质子或中子质量的1/1836，故原子的质量主要集中在原子核上。
《原子结构》 讲义
《原子结构》讲义一、引言原子，这个构成物质世界的基本单元，其结构的奥秘一直吸引着科学家们不断探索。
了解原子结构，对于我们理解物质的性质、化学反应的本质以及整个宇宙的构成都具有极其重要的意义。
二、原子的概念原子是化学变化中的最小粒子。
在化学反应中，原子的种类和数目不会发生改变。
但在物理变化中，如核反应，原子可以发生变化。
三、原子的组成原子由位于中心的原子核和核外电子组成。
原子核：由质子和中子构成。
质子带正电荷，中子不带电。
原子核的质量几乎占据了整个原子的质量，但体积却非常小。
核外电子：带负电荷，围绕着原子核做高速运动。
电子的质量很小，相对于原子核可以忽略不计。
四、质子质子是原子核中的一种粒子，其电荷为＋1 单位。
一个原子的质子数决定了它的元素种类。
例如，氢原子有 1 个质子，氧原子有 8 个质子。
质子的质量约为 16726×10⁻²⁷千克。
五、中子中子也是原子核的组成部分，它呈电中性，即不带电荷。
中子的质量与质子相近，约为 16749×10⁻²⁷千克。
中子的存在对于原子核的稳定性起着重要作用。
在一些原子中，质子数和中子数相等；而在另一些原子中，中子数可能多于或少于质子数。
六、核外电子电子在原子核外分层排布，离核越近的电子能量越低，离核越远的电子能量越高。
电子的排布遵循一定的规律，我们可以用电子层来描述电子的分布情况。
第一层最多容纳 2 个电子，第二层最多容纳 8 个电子，第三层最多容纳 18 个电子，依次类推。
电子的排布决定了原子的化学性质。
例如，最外层电子数为 8（若只有一个电子层，电子数为 2）的原子具有相对稳定的结构。
七、原子的质量原子的质量主要集中在原子核上。
由于质子和中子的质量相对较大，而电子的质量很小，所以在计算原子质量时，通常只考虑原子核中质子和中子的质量之和，称为质量数。
质量数＝质子数＋中子数八、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。
高考化学一轮复习讲义：《原子结构 化学键》人教通用
第一节原子结构化学键一、原子结构 1.原子构成原子⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧原子核⎩⎨⎧质子⎩⎪⎨⎪⎧ ①每个质子带一个单位正电荷②相对质量约为1中子⎩⎪⎨⎪⎧ ①中子不带电②相对质量约为1核外电子⎩⎪⎨⎪⎧①围绕原子核做高速运动②每个电子带一个单位负电荷③相对质量为一个质子（中子）的11 8362.微粒间数量关系 （1）一“和”：质量数＝质子数＋中子数 （2）四“同”：3.“三素”的辨析二、原子核外电子排布1.电子距核远近、能量高低与排布顺序在含有多个电子的原子里，核外电子是在原子核外距核由近及远，能量由低到高的不同电子层上分层排布的。
一般情况下，电子总是首先排在能量较低的电子层里，排满后再排能量较高的电子层。
2.排布规律三、化学键1.概念使离子相结合或原子相结合的作用力。
2.化学反应的实质旧化学键的断裂和新化学键的形成。
3.离子键和共价键4.电子式的书写1.符号各数字代表的意义；并举例说明如8O 18－12－2。
答案：A ——质量数、Z —质子数或核电荷数、＋c ——该元素的化合价、d ＋——该离子所带的电荷数、e ——该分子、离子或原子团中所含X 原子的个数。
如188O ＋12－2―→过氧根离子由两个质子数为8、中子数为10的氧原子构成，该离子带两个单位的负电荷，其中O 元素的化合价为－1。
2.判断正误（正确的打“√”、错误的打“×”）。
（1）所有的原子中都含有质子和中子。
（ ）（2）一种单质中可能含多种核素，如O 2中含16O 、17O 、18O 三种原子。
（ ） （3）质子数相同的微粒不一定都属于同一种元素。
（ ） （4）有多少种核素就有多少种原子。
（ ） 答案：（1）× （2）√ （3）√ （4）√ 3.填空。
（1）1H 、2H 、3H 三种微粒都属于 。
（2）在11H 、21H 、31H 、12 6C 、13 6C 、14 6C 、14 7N 、15 7N 中，核素、元素的种数分别为 种、种。
《原子的结构》 讲义
《原子的结构》讲义一、原子的发现与概念在探讨原子的结构之前，让我们先回溯一下原子是如何被发现的。
很久以前，人们对于物质的构成并没有清晰的认识。
直到近代科学的发展，科学家们通过一系列的实验和观察，逐渐揭开了原子的神秘面纱。
原子，简单来说，是化学变化中的最小粒子。
它是构成物质的基本单位。
当我们观察周围的各种物质，无论是固体、液体还是气体，它们都是由无数微小的原子组合而成。
二、原子的构成原子并不是一个实心的球体，而是由位于中心的原子核以及围绕原子核高速运动的电子组成。
原子核带正电荷，由质子和中子构成。
质子带正电，中子不带电。
电子带负电，它们在原子核外的特定区域内运动。
这些区域被称为电子层或能层。
原子的质量主要集中在原子核上，因为电子的质量相对来说非常小，可以忽略不计。
以一个常见的氢原子为例，它只有一个质子和一个电子。
而像氧原子，就有 8 个质子、8 个中子和 8 个电子。
三、原子核的结构质子和中子的大小和质量相近，但它们的性质却有所不同。
质子的数量决定了原子的种类和元素的性质。
不同元素的原子，其质子数是不同的。
中子的数量则会影响原子的稳定性和放射性。
原子核虽然体积很小，但却蕴含着巨大的能量。
四、电子的运动电子在原子核外的运动并非像行星绕太阳那样有固定的轨道，而是以一种概率分布的方式存在。
这种概率分布可以用电子云来形象地描述。
电子云密集的地方，表示电子在该区域出现的概率较大；电子云稀疏的地方，则表示电子出现的概率较小。
电子的能量不同，其所在的能层也不同。
能层又可以细分为不同的能级，每个能级上能容纳的电子数量也有一定的规律。
五、原子的大小和质量原子的直径通常在 10^－10 米左右，这是一个非常小的尺度。
虽然原子的质量很小，但科学家们通过相对原子质量的概念，来比较不同原子的质量大小。
相对原子质量是以一种碳原子（碳 12）质量的 1/12 为标准，其他原子的质量跟它相比较所得到的比。
六、原子的稳定性原子的稳定性与原子核内的质子数和中子数的比例有关。
《原子结构》 讲义
《原子结构》讲义一、原子的概念原子，这个微小而神秘的世界，是构成物质的基本单位。
从宏观世界的万物到微观世界的粒子，原子扮演着至关重要的角色。
想象一下，一个原子就像一个小小的“宇宙”，它有着自己独特的结构和运行规则。
虽然我们无法用肉眼直接看到原子，但通过科学的研究和先进的技术手段，我们逐渐揭开了它神秘的面纱。
那么，原子到底是什么呢？简单来说，原子是化学变化中的最小粒子。
在化学变化中，原子不会被创造或消失，只是重新组合形成新的物质。
二、原子的构成原子由位于中心的原子核和核外电子构成。
原子核带正电荷，由质子和中子组成。
质子带一个单位的正电荷，而中子不带电。
原子核虽然体积很小，但却集中了原子的绝大部分质量。
核外电子则带负电荷，它们围绕着原子核高速运动。
就像行星围绕太阳旋转一样，不过电子的运动轨迹并非像行星那样有固定的轨道，而是在一定的区域内出现的概率不同。
电子的数量和分布决定了原子的化学性质。
不同元素的原子，其质子数不同，这也就决定了元素的种类。
例如，氢原子只有一个质子和一个电子，而氧原子则有 8 个质子和8 个电子。
三、原子核的秘密质子和中子在原子核中紧密结合，它们之间存在着强大的相互作用。
质子之间因为都带正电荷，会相互排斥，但又能稳定地存在于原子核中，这是因为有一种叫做“强相互作用”的力量在起作用。
中子在原子核中也有着重要的作用，它可以帮助维持原子核的稳定性。
科学家们通过不断的实验和研究，逐渐深入了解原子核的结构和性质。
例如，通过高能粒子的撞击，可以使原子核发生裂变或聚变，释放出巨大的能量。
四、电子的运动与排布电子在核外的运动遵循一定的规律。
它们按照能量的高低分层排布，这被称为电子层。
离原子核越近的电子层，能量越低；离原子核越远的电子层，能量越高。
电子在不同的电子层上运动时，具有不同的能量和状态。
电子的排布遵循一些规则，比如泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则等。
泡利不相容原理指出，在一个原子中，不可能有两个或两个以上的电子具有完全相同的四个量子数。
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4、元素周期表 ⑸金属与非金属分界线
1 2 3 4 5 6 7
H Li
Be
B Al
Si Ge
As Sb
Te Po
At 0
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
5、金属性与非金属性强弱比较 ⑴金属性强弱判断 ① 根据原子结构判断。原 子半径越大，最外层电子数越 少，金属性越强。 ② 根据元素周期表同周期、 同主族规律判断。 ③ 根据金属活动顺序判断。
4、元素周期表 ⑶元素位、构、性关系
构
原子序数=质子数 周期数=电子层数 电子层结构 电子得失难易
主族数=最外层电子数
原子半径
化合价
位
同主族——相似性
同周期——递变性
性
4、元素周期表 ⑷递变规律 同周期规律
最外层电子数增多 原子半径依次减小
从左到右
原子得电子能力增强、失电子能力减弱
元素的非金属性增强、金属性减弱 最高价氧化物对应水化物酸性增强、碱性减弱 非金属与氢气反应越容易、生成的氢化物越稳定
① 最外层电子数增多，原子半径减小； ② 非金属性增强，金属性减弱； ③ 元素最高价氧化物对应水化物的酸性 增强，碱性减弱； ④ 非金属元素气态氢化物的稳定性增强， 还原性减弱。
4、元素周期表 ⑷递变规律 同主族元素上下变， “四同三增与三减”。
四同：① 最高正化合价相同(最外层电子数=最高正化合价)； ② 气态氢化物的通式相同(第ⅥA族H2O、H2S，通式H2R) ； ③ 最高价氧化物的通式相同(第ⅤA族N2O5、P2O5，通式R2O5 ) ； ④ 最高价氧化物对应水化物的通式相同(第ⅣA族H2CO3 、 H2SiO3 , 通式H2RO3) 。 三增与三减：① 金属性增强，非金属性减弱； ②元素最高价氧化物对应水化物的碱性增强，酸性减弱； ③非金属元素气态氢化物的还原性增强，稳定性减弱。如： 还原性Cl-＜Br-＜I-，但稳定性HCl＞HBr＞ HI。
三、微粒之间的相互作用力 7、分子间作用力 将分子聚集在一起的作用 力称为分子间作用力。又称为 范德华力、范德瓦尔斯力。 分子间作用力比化学键弱 很多。 影响物质熔沸点和溶解性。
三、微粒之间的相互作用力 8、氢键 氢键是一种特殊的分子间 作用力。它的存在会引起物质 性质的反常现象。比如：水的 熔沸点较高，水的比热容较大， 水结成冰后密度变小…… NH3、H2O、HF中含有氢键。
⑵ 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
⑶ 阳离子质子数=阳离子的核外电子数+阳离子的电荷数
⑷ 阴离子质子数=阴离子的核外电子数-阴离子的电荷数
⑸ 质量数≈相对原子质量（原子量）
二、元素周期律和元素周期表 1、元素周期律 元素的性质随着元素核电 荷数的递增而呈现周期性变化 的规律叫做元素周期律。元素 周期律是元素原子核外电子排 布随着元素核电荷数的递增发 生周期性变化的必然结果。
三、微粒之间的相互作用力 化学键分为离子键、共价 键和金属键(金属单质、金属 合金)三种。 1、离子键 ⑴定义：阴、阳离子结合 成化合物的静电作用叫离子键。 ⑵构成微粒：阴、阳离子
三、微粒之间的相互作用力 1、离子键 ⑶活泼的金属(ⅠA、ⅡA) 和活泼的非金属(ⅥA、ⅦA)之 间容易形成离子键。如：NaCl、 K2S、CaF2、MgO等。 ⑷绝大多数的盐、金属氧 化物、碱等中含有离子键。
类 短 周 期 长 周 期
别
周期序数 起止元素 元素种类 电子层数 1 2 3 4 H ～ He Li ～ Ne Na ～ Ar K ～ Kr 2 8 8 18 1 2 3 4
5
6 7
Rb ～ Xe
Cs ～ Rn Fr ～
18
32 排满32
5
6 7
不完全 周期
周期的序数=电子层数
4、元素周期表 ⑵结构 ②族 周期表有18个纵行。除第 8、9、10三个纵行叫做第Ⅷ族 元素外，其余15个纵行，每个 纵行标作一个族。族分为主族 (7个)、副族(7个)和0族(1个)。
正确：
H ‥ + ‥ [H:N:H] [:Cl:] ‥ ‥ 错误 H
三、微粒之间的相互作用力 6、结构式书写注意事项 ︰ N N︰ 切勿“画蛇添足”。 碳原子(ⅣA)能形成4个共 价键,即结构式中连有4个短线。 同样的ⅤA元素在结构式中连3 个短线，ⅥA元素连2个短线， ⅦA元素及氢元素连1个短线。
三、微粒之间的相互作用力 4、结构式 用一个短线表示一对共用 电子对的式子叫做结构式。 常见物质的电子式和结构式： H—H H︰ H H2 ‥ ‥ Cl2 ︰Cl︰Cl︰ Cl—Cl ‥ ‥
常见物质的电子式和结构式： ‥ N N N︰ N2 ︰N‥ ‥‥ HCl H—Cl H︰Cl︰ ‥ ‥ H—O—H H2O H︰O︰H ‥ ‥ NH3 H—N—H H ︰ N︰ H ‥ H H
二、元素周期律和元素周期表 1、元素周期律
随着核电荷数的增大而呈现周期性变化 最外层电子数 1→8 原子半径(稀有气体除外) 依次减小 金属性 依次减弱 非金属性 依次增强 最高化合价 +1→+7 最低化合价 -4→-1
2、原子核外电子排布 核外电子排布用原子结构 示意图表示，如：
核电荷数
+16 2 8 6
②族
主族元素在族序数（习惯 用罗马数字表示）后标一个A来 表示，如ⅠA 、ⅥA；副族元素 在族序数后标一个B来表示，如 ⅢB、ⅤB。
主族序数=最外层电子数=最高化合价=8-|最低化合价 |
4、元素周期表 ⑵结构
纵数十八横数七，横称周期纵称族。 三长三短一不全，七主七副0Ⅷ族。 八九锕系五七镧，一一二种装表中。 主族二五两边分，0族跟在最右边。 副族前五后一二，Ⅷ族三列在中间。 主族元素电子层，它和周期数相等。 主族最外电子数，等于主族族序数。
各电子层排 布的电子数
电子层数
3、原子核外电子排布规律 ⑴核外电子分层排布，从 内到外的序数n依次为1、2、 3 …分别称为K、L、M、N…电 子层。 ⑵ 内层电子能量低，外 层电子能量高，电子总是尽量 先排在能量最低的电子层里。
3、原子核外电子排布规律 ⑶ 每个电子层最多能容 2 纳2n 个电子。 ⑷ 最外层电子数最多不 超过8个；次外层电子数不超 过18个。 ⑸ 主族元素内层电子数 只能是2、8、18、32等数。
4、元素周期表 ⑴ 编排原则 ①电子层数相同的各种元 素，按原子序数递增的顺序从 左到右排成横行。 ②不同横行中最外层电子 数相同的元素，按照电子层数 递增的顺序由上到下排成纵行。
4、元素周期表 ⑵结构 ①周期 具有相同电子层数的元素 按照原子序数递增顺序排列成 一个横行称为一个周期。元素 周期表有7个横行，也就是7个 周期。
三、微粒之间的相互作用力 1、离子键 ⑸含有离子键的化合物一 定是离子化合物，离子化合物 中一定含有离子键，可能含有 共价键。如：NaOH。 ⑹含有金属离子或NH4+的 化合物一般为离子化合物。
三、微粒之间的相互作用力 2、共价键 ⑴定义：原子之间通过共 用电子对所形成的相互作用叫 做共价键。 ⑵构成微粒：原子 ⑶非金属原子之间容易形 成共价键。如：CO2、HCl、N2、
化学必修2 专题1和专题2复习讲义
夏 泉
一、原子结构
质子(Z个)
原子核 原子( ZA X)
(带正电，决定元素种类) 决定原子种类 决定质量数
中子(A-Z个)
(不带电)
(近似原子量)
核外电子(Z个)
（带负电，电子核外排布决定元素的性质)
一、原子结构
有关量的Байду номын сангаас系：
⑴ 质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数
四、物质的多样性 2、同分异构体 化合物具有相同的分子式， 而有不同的分子结构的现象叫 做同分异构现象。具有同分异 构现象的化合物互称为同分异 构体。
5、金属性与非金属性强弱比较 ⑵非金属性强弱判断 ① 根据原子结构判断。原 子半径越小，最外层电子数越 多，非金属性越强。 ② 根据元素周期表同周期、 同主族规律判断。
5、金属性与非金属性强弱比较 ⑵非金属性强弱判断 ③ 通过实验判断。
a、与氢气反应的难易程度。越容易，非 金属性越强，反之越弱。 b、生成气态氢化物的稳定性。越稳定， 非金属性越强，反之越弱。 c、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。 酸性越强，非金属性越强，反之越弱。 d、盐溶液中的相互置换反应。非金属性 强的置换非金属性弱的。
3O2 放电 2O 3
臭氧通常状况下是淡蓝色气 体，有鱼腥味，氧化性极强。 氟氯烃(氟利昂)破坏臭氧层。 ⑶磷元素的同素异形体 白磷(P4)、红磷等。 白磷常温下是蜡状固体，有 剧毒，在空气中能自燃，故少
量的保存在冷水中，大量的用 石蜡封存。 ⑷硫元素的同素异形体 单斜硫、斜方硫等。 ⑸硅元素的同素异形体 晶体硅、无定型硅等。
常见物质的电子式和结构式： ‥ ‥ CO2 :O::C::O: O=C=O H H ‥ CH4 H︰C︰H H—C—H ‥ H H ‥ Cl :Cl: ‥ ‥ ‥ CCl4 :Cl:C:Cl: Cl — C — Cl ‥‥ ‥ :Cl: Cl ‥
三、微粒之间的相互作用力 5、电子式正误判断 ⑴离子键的阳离子要带电荷 数，阴离子要带“[]”和电荷 数。 ⑵共价键不带“[]”和电荷 数。 ⑶注意计算电子总数。
三、微粒之间的相互作用力 2、共价键 CCl4等。极个别金属原子和非 金属之间也能形成共价键。如： AlCl3、AlN。 ⑷ 酸(HCl) 、非金属氧 化物(CO2)、碱、许多盐 (Na2CO3 、NH4Cl)中含有共价
三、微粒之间的相互作用力 2、共价键 ⑸共价化合物中只含共价 键，含有共价键的化合物可能 是离子化合物，也可能是共价 化合物。 ⑹同种原子间形成非极性 键，不同种原子间形成极性键。
四、物质的多样性 1、同素异形体 由同种元素形成几种性质 不同的单质的现象叫做同素异 形现象。具有同素异形现象的 物质互称为该元素的同素异形 体。