一、 原子结构
（一）原子的组成：
相对质量 电量 数目 影响因素
质子： 1 ＋1 Z个 质子数决定元素种类
核
原子 中子： 1 0 （A－Z）个 中子数决定同位素种类
电子： 1/1836 －1 Z个 核外电子排布（尤其最外层电子排布）决定化学性质
质子数＝核电荷数＝原子核外电子总数＝原子序数
质量数（A）＝质子数（Z） + 中子数（N）
原子M失去ne－ 阳离子Mn+ 原子M得到ne－ 阴离子Mn-
阳离子电子数＝原子电子数－阳离子所带电荷数
阴离子电子数＝原子电子数＋阴离子所带电荷数
原子变成离子后5变、5不变：
5变：①电子总数②带电情况③化学性质④物理性质⑤阳离子电子层数
5不变：①质子数②中子数③元素种类④相对原子质量⑤阴离子电子层数
（二）核外电子排布规律：核外电子排布遵循以下规律：
1、分层排布：由核向外依次叫K、L、M、N、O、P、Q层。能量低的电子离核近，能量高的电子离核远。
2、电子先进入能量低的电子层，填满后再进入能量高的电子层。
3、各电子层最多容纳的电子数为2n2个（即K层2，L层8，M层18，N层32）
4、最外层电子数≤8（K层为2个），次外层电子数≤18，倒数第三层电子数≤32
以上几条规律相互制约
（三）同位素：
1、 定义：质子数相同中子数不同的同种元素的不同原子。
2、 性质：（1）化学性质：几乎完全相同 （2）物理性质：不同
3、 实例：
（1）氢元素的三种同位素：
氕 氘 氚
重氢 超重氢
D T
制造氢弹的原料
（2）碳元素的三种同位素：
C C C
① C是定义相对原子质量的标准 （ 相对原子质量＝ ）
② C是定义阿伏加德罗常数的标准 （12g C所含的原子数叫阿伏加德罗常数 ）
（3）铀元素的三种同位素： U U （制造原子弹的原料） U
附：1、10电子的微粒： 分子 离子
一核10电子的微粒： Ne O2－、F－、Na+、Mg2+、Al3+
二核10电子的微粒： HF OH－
三核10电子的微粒： H2O NH
四核10电子的微粒： NH3 H3O+
五核10电子的微粒： CH4 NH
2、18电子的微粒：
一核18电子的微粒： Ar S2－、Cl－、K+、Ca2+
二核18电子的微粒： HCl、F2 HS－
三核18电子的微粒： H2S
四核18电子的微粒： PH3、H2O2
五核18电子的微粒： SiH4、
六核18电子的微粒： CH3OH
二、元素周期表：
（一） 元素周期律：元素的性质（最外层电子数、原子半径、化合价、金属性、非金属性等）随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。
（二） 元素周期表：Ⅰ元素周期表的结构：
1、表的结构：
横向：七个周期：一、二、三周期为短周期，元素数目分别为2、8、8
四、五、六周期为长周期，元素数目分别为18、18、32
第七周期为不完全周期
周期数＝原子核外电子层数
纵向：18个纵列，包括16个族： 7个主族（用A表示）：位于1、2、13—17列
7个副族（用B表示）：位于3—7、11、12列
一个第Ⅷ族：位于8—10列
一个0族：位于第18列
主族族序数＝最外层电子数＝最高正价数
最低负价数＝－（8－最高正价数）（非金属才有）
金属、非金属的阶梯形分界线
2、原子最外层、次外层电子数：
（1） 最外层：主族＝族序数 ；副族、第Ⅷ族：1—2个电子 ；0族：8电子（He为2电子）
（2） 次外层：①2电子的：第二周期元素（凡最外层电子数比次外层电子数多或是次外层电子数多少倍的一定是第二周期元素）
②8电子的：第三周期元素以及四——七周期的ⅠA、ⅡA族元素
③18电子的：四——七周期的ⅢA——ⅦA族、0族元素以及ⅠB、ⅡB族元素
④9——17电子的：ⅢB——ⅦB、第Ⅷ族元素 （③、④不要求）
3、上下相邻元素的原子序数之差：
（1） H和Li：差2
（2）二、三周期之间上下原子序数相差8，He与Ne、Na与K、Mg与Ca相差8
（3）三、四周期之间的ⅢA——ⅦA族、0族上下原子序数相差18
Ⅱ周期表中元素性质的递变规律：
判断元素金属性强弱通常可通过以下标准：
（1） 单质与水（或酸）置换出氢气越容易，元素的金属性越强。
（2） 其最高氧化物的水化物——氢氧化物碱性越强，元素的金属性越强。
判断元素非金属性强弱通常可通过以下标准：
（1） 单质与氢气反应越容易，生成的气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。
（2） 最高氧化物的水化物酸性越强，元素的非金属性越强。
1、总的变化趋势：
2、一些量的大小比较：
（1）粒子半径：
①原子：同周期从左到右原子半径逐渐减小。
同主族从上到下原子半径逐渐增大。
②离子：a、阳离子半径<对应原子半径 例如：Na+<Na
b、阴离子半径>对应原子半径 例如：Cl->Cl
c、电子层结构相同的离子：核电荷数越小半径越大
H->Li+>Be2+ ； O2->F->Na+>Mg2+>Al3+ ； S2->Cl->K+>Ca2+
（附：“阴前阳下”规律：与稀有气体电子层结构相同的离子，阴离子在稀有气体的前面，阳离子在稀有气体的下一个周期靠左。）
（2）元素的金属性、非金属性：
①同周期从左到右元素的金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强。
②同主族从上到下元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。
（3）单质的氧化性、还原性：
①同周期从左到右单质的氧化性逐渐增强、还原性逐渐减弱。
②同主族从上到下单质的氧化性逐渐减弱、还原性逐渐增强。
（4）非金属氢化物的稳定性：元素的非金属性越强，其气态氢化物越稳定。
①同周期从左到右非金属氢化物的稳定性逐渐增强。
②同主族从上到下非金属氢化物的稳定性逐渐减弱。
（最稳定的非金属氢化物是HF）
（5）最高氧化物对应水化物的酸、碱性：
①元素的非金属性越强其最高氧化物对应水化物的酸性越强。（最强为HClO4）
②元素的金属性越强其最高氧化物对应水化物的碱性越强。(最强为CsOH)
（6）阳离子氧化性：金属越活泼其阳离子氧化性越弱，阳离子氧化性与金属活动顺序表正相反，即K+<Ca2+<Na+<Mg2+<Al3+<Zn2+<Fe2+<Sn2+<Pb2+<H+<Cu2+<Hg2+<Ag+
（7）阴离子还原性：S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根>F－
（8）熔、沸点：a、原子晶体>离子晶体>分子晶体
b、原子晶体中：共价键键长越小熔沸点越高（金刚石>SiC>Si）
c、分子晶体中：对组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，范德瓦尔斯力越大，熔沸点越高。
例如：F2<Cl2<Br2<I2 CH4<C2H6<C3H8<C4H10 CH3Cl<CH3Br<CH3I
d、金属单质中：同主族从上至下熔沸点逐渐降低，如Li<Na<K<Rb<Cs
同周期从左至右熔沸点逐渐升高，如Na<Mg<Al
三、化学键：相邻原子之间强烈的相互作用叫做化学键。
（一）离子键：
1、定义：使阴阳离子结合成化合物的静电作用叫做离子键。
2、形成方式：阴阳离子间通过静电作用结合。
3、形成条件：活泼金属（ⅠA、ⅡA族）与活泼非金属（ⅦA、ⅥA族）之间形成。
4、电子式：要求掌握以下物质的电子式：NaCl、 CaO 、MgBr2 、K2S、NaOH、Na2O2、
NH4Cl
5、用电子式表示离子化合物的形成过程：以NaCl、MgBr2为例
6、含有离子键的物质：活泼金属的氧化物、强碱、大多数盐。
（二）共价键：
1、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。
2、形成元素：非金属元素之间形成（稀有气体一般不能形成化学键）
3、形成过程：原子之间通过共用电子对结合（电子云重叠）而成。
4、分类：（1）非极性键：同种原子形成，共用电子对不偏移。例如：H2、Cl2 、N2
（2）极性键：不同种原子形成，共用电子对偏移。例如：HCl、H2O、NH3、CH4、CO2、
5、共价化合物的电子式：要求写出H2、Cl2 、N2、HCl、H2O、NH3、CH4、CO2的电子式
6、化学反应的本质——旧键断裂、新键形成的过程。
（三）金属键：
1、 定义：金属阳离子与自由电子之间强烈的相互作用力叫做金属键。
2、 形成元素：金属单质内
3、 金属键对金属性质的影响：延展性、导电性、导热性
（四）分子间作用力（范德瓦尔斯力）：存在于分子之间的一种微弱的作用力（比化学键弱得多），影响着分子晶体的物理性质（如：熔、沸点，密度，溶解性等）对组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，范德瓦尔斯力越大，熔沸点越高。
例如：F2<Cl2<Br2<I2 CH4<C2H6<C3H8<C4H10 CH3Cl<CH3Br<CH3I
氢键：也属于分子间作用力，但是比分子间力要强一些，存在于HF、H2O、NH3等分子之间，由于氢键的存在，使得这些物质的熔、沸点出现了反常的现象。
（五）极性分子和非极性分子：
1、 极性分子：不对称的分子，正、负电荷的重心不重合，使分子带有极性。如：HCl、
H2O、NH3、CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3等。
2、 非极性分子：对称的分子，正、负电荷的重心重合，使分子没有极性。如：H2、N2、Cl2、CH4、C2H4、C2H2、C6H6、CO2、CCl4等。
不知道图你能不能看清楚 要是不行就加我Q279652101 把文件传给你
参考资料：本人高中化学老师总结的高三复习内容