高中化學選修三原子結構及性質學習知識總結計劃（11頁）

原子結構與性質

一

原子結構

1、原子的構成

決定原子種類

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

A

電子數（ Z 個）

(Z X)

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

運動特征

電子云（比喻）

小黑點的意義、小黑點密度的意義。

排布規律

→ 電子層數 決定

周期序數及原子半徑

表示方法

→ 原子（離子）的電子式、原子結構示意圖

2、三個基本關系

1）數量關系：質子數 = 核電荷數 = 核外電子數（原子中）

2）電性關系：

①原子中：質子數 =核電荷數 =核外電子數

②陽離子中：質子數 >核外電子數 或 質子數 =核外電子數 +電荷數③陰離子中：質子數 <核外電子數 或 質子數 =核外電子數 - 電荷數

（ 3）質量關系：質量數 = 質子數 + 中子數

[ 特別提醒 ]

對于公式：質量數（ A） =質子數（ Z） +中子數（ N），無論原子還是離子，該公式均適應。

原子可用 ZA X 表示，質量數

A 寫在原子的右上角，質子數

Z 寫在原子的左下角，上下兩數值的差值即為中子數。原子

周圍右上角以及右下角或上面均可出現標注，注意不同位置標注的含義，右上角為離子的電性和電荷數，寫作

n ；右下

角為微粒中所含 X 原子的個數，上面標注的是化合價，寫作

n 形式，注意與電荷的標注進行正確區分，如由氧的一種同

16 -1

2

位素形成的過氧根離子，可寫作

8 O

2 。

二

原子核外電子排布規律

各電子層最多能容納

2n 2

個電子

即：電子層序號

1

2

3

4

5

6

7

核

1

代表符號

K L

M

N O

P

Q

外

最多電子數 2 8 18

32

50

72

98

電

2

最外層電子數目不超過

8

個（ K 層為最外層時不超過

2 個）。

子3次外層電子數最多不超過 18 個，倒數第三層不超過 32 個。

排

核外電子總是盡先排滿能量最低、離核最近的電子層，然后才由里往外，依次排在能量較高，離核較遠

布

4

的電子層。

規

1.

以上幾點是相互聯系的，不能孤立地理解，必須同時滿足各項要求。

律

注意

2.

上述乃核外電子排布的初步知識，只能解釋

1～18 號元素的結構問題，若要解釋更多問題，有待進一

事項

步學習核外電子排布所遵循的其它規律。

[ 特別提醒 ]1-18 號元素的原子結構特性：

①原子核中無中子的原子：

1

1H。

②最外層有 1 個電子的元素： H、 Li 、 Na。

③最外層有 2 個電子的元素： Be、 Mg、 He。

④最外層電子數等于次外層電子數的元素：

Be、 Ar。

⑤最外層電子數是次外層電子數

2 倍的元素： C；是次外層電子數

3 倍的元素： O；是次外層電子數

4 倍的元素： Ne。

⑥電子層數與最外層電子數相等的元素：

H、Be、Al 。

⑦電子總數為最外層電子數

2 倍的元素： Be。

⑧次外層電子數是最外層電子數2 倍的元素： Si 。

⑨內層電子數是最外層電子數

2 倍的元素： Li 、 P。

三 相對原子質量

12 -27

定義：以 C原子質量的 1/12 （約× 10 kg）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 1，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：一個氯原子的 m(35 Cl)= ×10 -26 kg。

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 諸量 如 35Cl 為 , 37Cl 為。

原子 比較 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，數值上與該質量

核素的質量數相等。如： 35Cl 為 35, 37 Cl 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占的原子個數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原子個數百分比

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?？梢杂迷亟葡鄬υ淤|量代替元素相對原子質量進行必要的計算。

四 微粒半徑的大小比較和 10 電子、 18 電子微粒

1．原子半徑和離子半徑

原 1. 電子層數相同時（同周期元素） ，隨原子序數遞增，原子半徑減小子 例： Na＞Mg＞Al ＞Si ＞P＞ S＞ Cl

半 2. 最外層電子數相同時（同主族元素） ，隨電子層數遞增原子半徑增大。徑 例： Li ＜Na＜K＜ Rb＜ Cs

1. 同種元素的離子半徑

: 陰離子大于原子 , 原子大于陽離子 , 低價陽離子大于高價陽離子。例：

Cl ―＞ Cl ，Fe＞Fe2 ＋ ＞ Fe3

＋

離

2. 電子層結構相同的離子 , 核電荷數越大 , 半徑越小。例：

子

3. 帶相同電荷的離子（同主族元素的離子） , 電子層越多

半

例： Li ＋ ＜Na＋ ＜K＋ ＜Rb＋ ＜ Cs＋； O2― ＜ S2― ＜Se2―

徑

帶電荷、電子層均不同的離子可選一種離子參照比較。



O2― ＞F― ＞Na＋ ＞Mg2＋ ＞Al 3＋

半徑越大。

例：比較 K＋與 Mg2＋ 可選 Na＋ 或 Ca2 ＋ 為參照可知 K＋＞ Na＋ （或 Ca2 ＋ ）＞ Mg2＋

2． 10 電子的微粒：

1）分子： Ne 、 CH4、 NH3、 H2O、 HF；

+2+

3+

+-

+

--

-

。

（ 2）離子： Na 、 Mg 、 Al

、 NH4

、 NH2

、H3O

、 OH、 O2

、 F

3． 18 電子的微粒： 2．（1）

1）分子： Ar 、 SiH 4、 PH3、 H2S、 HCl、 CH3CH3、 N2H4、 H2O2、 F2、 CH3OH、 CH3F 等；

（ 2）離子： S

2-

-

+

2+-

、 Cl

、 K

、 Ca 、 HS 。

[特別提醒 ]：

記憶 10 電子微粒的方法：首先找出 10 電子的原子（單原子分子） Ne，然后向前尋找非金屬元素對應的氫化物： CH4～

HF，向后尋找金屬形成的陽離子： Na+～Al 3+。在氫化物的基礎上增加或減少 H+，可構成一系列的離子。

記憶 18 電子的微粒方法：首先找出 18 電子的原子（單原子分子） Ar ，然后向前尋找非金屬元素對應的氫化物： SiH4～

HCl，向后尋找金屬形成的陽離子： K+～ Ca2+。在氫化物的基礎上減少 H+，可構成一系列的離子。還有部分 18 電子的分子可

通過 10 電子的氫化物分析得到， 10 電子的氫化物分子去掉一個 H 得到 9 電子的基團：— CH3、— NH2、— OH、— F，這些基團兩兩結合可形成 18 電子的分子。

元素周期律與元素周期表

一

元素周期表的結構

元素周期表的結構

周期序數

元素的種數

短

第一周期

①

2

種

周

周

第二周期

②

8

種

期

第三周期

③

8

種

長

第四周期

④

18

種

期

第五周期

⑤

18

種

周

第六周期

⑥

32

種

期

第七周期

⑦ 32 種（如果排滿）

主

ⅠA族～

由長周期和短周期元素

族

ⅦA族

共同構成的族

零 族

族

副

IB 族～

只由長周期元素構成的

族

ⅦB族

族

有三列元素（

8、 9、 10

第Ⅷ族

三個縱行）



位置與結構的關系

周期序數＝ 電子層數

對同主族元素

若 n≤2，則該主族某一元素的原子序數與上一周期元素的原子序數的差值為上一周期的元素種數。

若 n≥3，則該主族某一元素的原子序數與上一周期元素的原子序數的差值為該周期的元素種數。

最外層電子數 = 主族族數 = 價電子數

最外層電子數均為 8 個（ He 為 2 個除外）

最外層電子數一般不等于族序數（第ⅠB 族、ⅡB 族除外）；最外層電子數只有 1～2 個。

特別提醒：

掌握元素周期表的結構中各族的排列順序，結合惰性氣體的原子序數，我們可以推斷任意一種元素在周期表中的位置。

記住各周期元素數目，我們可以快速確定惰性氣體的原子序數。各周期元素數目依次為 2、8、8、18、18、 32、32（如果第七周期排滿），則惰性氣體原子序數依次為 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

義

元素性質隨著元素原子序數的遞增而呈周期性變化。

實

質

元素的性質隨著原子序數的遞增而呈現周期性變化

核外電子

最外層電子數由 1 遞增至 8( 若 K 層為最外層則由 1 遞增至 2) 而呈現周期性變化。

排布

原子半徑

原子半徑 由大到小 ( 稀有氣體元素除外 ) 呈周期性變化。原子半徑由電子層數和核電荷數多少決定，它是

反映結構的一個參考數據。

主要

最高正價由 +1 遞變到 +7 ，從中部開始（ IVA 族）有負價，從 -4

遞變至 -1

。( 稀有氣體元素化合價

為零 ) ， 呈周期性變化。元素主要化合價由元素原子的最外層電子數決定，一般存在下列關系：最高正價

化合價

數＝最外層電子數，非金屬元素的負價

= 8- 最外層電子數 。

元素及化合物

金屬性 逐漸減弱 ，非金屬性 逐漸增強

，最高氧化物對應的水化物的堿性逐漸減弱

，酸性 逐漸增強

，

呈周期性變化。這是由于在一個周期內的元素，電子層數相同，最外層電子數逐漸增多，核對外層電子引

的性質

力漸強，使元素原子失電子漸難，得電子漸易，故有此變化規律。

特別提醒

作為元素周期律知識的考查，在解題中我們應盡量把它們體現在元素周期表中進行理解。如

m+m-

（ m+1） +

（ m+1） -

四

X、Y、Z

、W

種離子具有相同的電子層排布，要考查四種元素的有關性質，比如原子序數大小、原子半徑大小、離子半徑大小、單質金屬

性和非金屬性強弱等，我們首先可以確定出元素的相對位置為，則問題容易解決。

三 元素金屬性和非金屬性強弱的判斷方法和規律

根據元素周期表的知識進行判斷

①同一周期，從左到右，隨著原子序數的遞增，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。元素

周期表中最活潑的金屬是 Fr ，天然存在的最活潑的金屬是 Cs；最活潑的非金屬元素是 F。②同一主族，從上到下，隨著原子序數的遞增，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。元素

周期表左邊為活潑的金屬元素，右邊為活潑的非金屬元素；中間的第

金屬元素的完整的族，它們的同族相似性甚少，但具有十分明顯的遞變性。



VIA 、VA 族則是從非金屬元素過渡到

根據元素的單質及其化合物的性質進行判斷。

1）金屬性強弱判斷原則

①根據單質與水（或酸）反應，置換出水（或酸）中的氫的難易程度來判斷：

一般地，能與水反應產生氫氣的金屬元素的金屬性比不能與水反應的金屬元素的強，與冷水反應產

生氫氣的金屬元素的金屬性比只能與熱水反應產生氫氣的金屬元素的強。

②根據元素的最高價氧化物對應的水化物的堿性強弱來判斷：

一般地，元素的最高價氧化物對應的水化物的堿性越強，則對應的金屬元素的金屬性就越強。反之，則越弱。

③根據置換反應進行的方向來判斷：一般是“強”置換“弱”。

④根據金屬元素的單質的還原性（或離子的氧化性）來判斷：

一般情況下，金屬陽離子的氧化性越強，則對應的金屬單質的還原性越弱，金屬元素的金屬性也就越弱。

⑤根據原電池的正、負極及金屬腐蝕的難易程度來判斷：一般地，負極為金屬性強的元素的單質，容易腐蝕。

（ 2）非金屬性強弱判斷原則

①根據單質與 H2 反應生成氣態氫化物的劇烈程度或生成的氣態氫化物的穩定性強弱來判斷：

一般地，單質與 H 反應生成氣態氫化物越容易，或反應生成的氣態氫化物越穩定，則對應的非金屬

2

元素的非金屬性越強；反之，則越弱。

②根據元素最高價氧化物對應的水化物的酸性強弱來判斷：

一般地，元素的最高價氧化物對應的水化物的酸性越強，則對應的非金屬元素的非金屬性就越強。

反之，則越弱。

③根據置換反應進行的方向來判斷：一般是“強”置換“弱”。

④根據非金屬單質的氧化性（或離子的還原性）強弱來判斷：

一般情況下，非金屬陰離子的還原性越強，則對應的非金屬單質的氧化性越弱，非金屬性元素的非

金屬性也就越弱。

點燃

⑤根據與同一種金屬反應，

生成化合物中金屬元素的化合價的高低進行判斷。

例如：Cu Cl2CuCl2

，

2Cu＋ S＝ Cu2S，即得非金屬性：

Cl 2＞ S。

特別提醒

一般來說在氧化還原反應中，單質的氧化性越強（或離子的還原性越弱）

，則元素的非金屬性越強；單質的還原性越強

（或離子的氧化性越弱） ，則元素的金屬性越強。故元素的金屬性和非金屬性的強弱判斷方法與單質的氧化性和還原性的強

弱判斷方法是相一致的。

四 元素“位—構—性”之間的關系

特別提醒：元素性質和物質結構的常用的突破口

1）形成化合物種類最多的元素是碳。

2）某元素的最高價氧化物的水化物能與其氣態氫化物化合生成鹽，該元素是氮。

3）在地殼中含量最多的元素是氧，在地殼中含量最多的金屬元素是鋁。

4）常溫下呈液態的非金屬單質是溴，金屬單質是汞。

5）氣態氫化物最穩定的元素是氟。

（ 6）三種元素最高氧化物對應的水化物兩兩皆能反應，則必定含有 Al 元素。

7）焰色反應呈黃色的元素是鈉，焰色反應呈紫色的元素是鉀。

8）最高價氧化物對應水化物酸性最強的元素是氯。

9）單質的硬度最大的元素是碳。

10）化學式為 A2B2 形的化合物，則只可能為 Na2 O2、H2 O2、 C2 H2。

化學鍵

一 化學鍵類型

化學鍵的類型

化學鍵

離子鍵

共價鍵

金屬鍵

類型

概念

陰陽離子間通過靜電引力作用

原子間通過共用電子

金屬陽離子與自由電子間通過相互作用

所形成的化學鍵

對所形成的化學鍵

而形成的化學鍵

成鍵微粒

陰陽離子

原子

金屬陽離子和自由電子

成鍵性質

靜電作用

共用電子對

電性作用

形成條件

活潑金屬與活潑的非金屬元素

非金屬與非金屬元素

金屬內部

實例

NaCl、MgO

HCl、H2SO

Fe、Mg

4

特別提醒：

1. 離子鍵一般由活潑的金屬元素和不活潑的非金屬元素組成， 或者由銨根離子和不活潑的非金屬元素組成； 共價鍵一般由非金屬元素組成；而金屬鍵則存在于金屬單質內部。

離子三特征：

離子所帶的電荷：陽離子電荷就是相應原子失去的電子數；陰離子電荷是相應原子得到的電子數。

離子的電子構型：主族元素形成的簡單離子其電子層結構與在周期表中離它最近的惰性氣體原子結構相同。

離子的半徑： 離子半徑大小近似反映了離子的大小。 一般來說， 電子層數相同的離子， 隨著核電荷數的增大， 離子半徑減小。

共價鍵三參數

鍵能：折開 1mol 共價鍵所吸收的能量 (KJ/mol) 。鍵能越大，鍵越牢固，含該鍵的分子越穩定。鍵長：兩個成鍵原子核間的 ( 平均 ) 距離。鍵長越短，鍵能越大，鍵越牢固，含該鍵的分子越穩定。鍵角：分子中兩個鍵軸間的夾角。它決定了分子的空間構型。

共價鍵的類型

非極性鍵

極性鍵

概念

同種元素原子形成的共價鍵，

不同種元素原子形成的共價鍵，

共用電子對沒有發生偏移

共用電子對發生偏移

原子吸引電子能力

相同

不同

共用電子對

不偏向任何一方

偏向吸引電子能力強的原子

成鍵原子電性

電中性

顯電性

形成條件



由同種非金屬元素組成



由不同種非金屬元素組成

特別提醒：極性共價鍵參與形成化合價，非極性共價鍵不參與形成化合價。共價化合物中，假設共用電子全部轉移到非金屬性相對強的一方原子后，成鍵原子所“得”或所“失”的電子數就是該元素的合化價。如： H2 O2，Na2 O2 中 O為 -1



價， FeS2 中

的 S為-1 價。

二 極性分子與非極性分子

根據共價分子中 荷分布是否 稱，正 荷重心是否重合，整個分子 性是否出 “兩極”，把分子分 極性分子和非極性分子。

分子內各原子及共價 的空 排布 稱，分子內正、 荷中心重合的分子 非極性分子；分子內各原子及共價 的空 排布不 稱，分子內正、 荷中心不重合的分子 非極性分子。常 分子中，屬非極性分子的不多，具體有：

①非金屬 分子。如：稀有氣體、H2、Cl 2、 N2 等。② 構 稱的直 型分子。如：CO2

③ 構 稱的正三角形分子。如：BF 、 BCl

3

④ 構 稱的正四面體型分子。如：

CH、 CCl 、 P

3

4

4

4

而其它大多數分子 極性分子。如：

HCl、H O、 NH、 CHCl 等等。

2

3

3

判斷 ABn 型分子極性的 律：若中心原子A 的化合價的 等于 元素所在的主族序數，

非極性分子；若不相等， 極性分子。如BF3、 CO2 等 非極性分子， NH3、 H2O、 SO2 等 極性分子。

3. 相似相溶原理 ：極性分子易溶于極性分子溶 中（如

HCl 易溶于水中） ，非極性分子易溶于非極性

分子溶 中（如碘易溶于苯中，白磷易溶于

CS 中）。

2

特別提醒：

1. 分子的極性與鍵的極性沒有必然的聯系。由極性鍵形成的分子不一定是極性分子，如：

CO；由非極性鍵形成的分子

2

也不一定是非極性分子，如： H2O2

2. 幾種常見共價分子的空間構型

①直線型： O＝C＝ O、 H－ Cl 、 N≡ N、CH≡CH

②V 型： H2O 鍵角 (H-O-H) 為 104°30′

2

2

6

6

③平面型： CH ＝CH、及苯

C

H

④三角錐型： NH3

鍵角 (H-N-H) 為 107°18′

4

4

4

+

鍵角為

4

⑤正四面體： CH

和 CCl 及 NH

109°28′；P 鍵角為 60°

三

的形成條件

如兩個分子中都存在 極性共價

F、O、 N。若兩個 同一種分子， X、 Y



X-H 或 Y-H ，共中 X 、Y 原子半徑 小，非金屬性很 的原子

同一種原子；若兩個是不同的分子， X、 Y 不同的原子。當

一個分子中的 與另一個分子中的 X 或 Y 充分接近，兩分子 生 的靜 吸引作用。

　種由 原子

與另一分子中原子半徑 小，非金屬性很 的原子形成的吸引作用稱 ?？杀硎? X －H?Y－



H



，

可 只有在分子中具有 H － F、 H－ O、 H－N 等 構條件的分子 才能形成 。

　 不屬于化學 ，其

度比化學 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 的影響

的形成加 了分子 的作用力，使物 的熔沸點 沒有 的同 物 高，如 HF、 H2O、NH3 的沸點都比它 各自同族元素的 化物高。又如乙醇的沸點（ 70℃）也比乙 的沸點（ - 86℃）高出很多。此

外，如 NH3、C2H5OH、 CH3COOH由于它 能與水形成 ，使得它 在水中的溶解度 其它同 物 大。