(一)原子结构
1.原子(AZX)中有质子(带正电)：Z个，中子(不显电性)：(A—Z)个，电子(带负电)：Z个。
2.原子中各微粒间的关系：
①A=N+Z(A：质量数，N：中子数，Z：质量数)
②Z=核电荷数=核外电子数=原子序数
③MZ ≈ MN≈1836 Meˉ(质量关系)
3.原子中各微粒的作用
(1)原子核
几乎集中源自的全部质量，但其体积却占整个体积的千亿分之一。其中质子、中子通过强烈的相互作用集合在一起，使原子核十分“坚固”，在化学反应时不会发生变化。另外原子核中蕴含着巨大的能量——原子能(即核能)。
(2)质子
带一个单位正电荷。质量为1.6726×10-27kg，相对质量1.007。质子数影响元素的种类。
(3)中子
不带电荷。质量为1.6748×10-27kg，相对质量1.008。中子数影响同位素的种类。
(4)电子
带1个单位负电荷。质量很小，约为11836×1.6726×10-27kg。与原子的化学性质密切相关，特别是外层电数数及排布影响了原子的化学性质。
4.原子核外电子排布规律
(1)能量较低原理：核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里，即依次：
K→L→M→N→O→P→Q顺序排列。
(2)各电子层多容纳电子数为2n2个，即K层2个，L层8个，M层18个，N层32个等。
(3)外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个
【注意】以上三条规律是相互联系的，不能孤立理解其中某条。如M层不是外层时，其电子数多为18个，当其是外层时，其中的电子数多为8个。
(二)元素周期律、元素周期表
1.原子序数：人们按电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。(原子序数=质子数=核电荷数)
2.元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素周期律。
具体内容如下：
随着原子序数的递增，
①原子核外电子层排布的周期性变化：外层电子数从1→8个的周期性变化。
②原子半径的周期性变化：同周期元素、随着原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。
③元素主要化合价的周期性变化：正价+1→+7，负价-4→-1的周期性变化。
④元素的金属性、非金属性的周期性变化：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变化。
【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化的本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的选然结果。
3.元素周期表
(1)元素周期表的结构：横七竖十八
周期(横)
短周期 第一周期 2种元素
第二周期 8种元素
第三周期 8种元素
长周期 第四周期 18种元素
第五周期 18种元素
第六周期 32种元素
不周期第七周期 26种元素
族(纵)
主族(A)：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA
副族(B)：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB
第VIII 族：三个纵行，位于ⅦB族与ⅠB族中间
零族：稀有气体元素
【注意】表中各族的顺序：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、VIII、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0
(2)原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律：
①原子序数=核内质子数
②电子层数=周期数(电子层数影响周期数)
③主族元素外层电子数=主族序数=较高正价数
④负价值=8-主族序数(限ⅣA～ⅦA)
⑤同一周期，从左到右：原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，则非金属元素单质的氧化性增强，形成的气态氧化物越稳定，形成的较高价氧化物对应水化物的酸性增强，其离子还原性减弱。
⑥同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。则金属元素单质的还原性增强，形成的较高价氧化物对应的水化物的碱性增强，其离子的氧化性减弱。
(3)元素周期表中“位、构、性”的三角关系
(4)判断微粒大小的方法
(三)化学键和晶体结构
1.化学键：相邻原子间强烈的相互作用叫作化学键。包括离子键和共价键(金属键)。
2.离子建
(1)定义：使阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键。
(3)静电作用：指静电吸引和静电排斥的平衡。
3.共价键
(1)定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫作共价键。
(2)成键元素：一般来说同种非金属元素的原子或不同种非金属元素的原子间形成共用电子对达到稳定结构。
(3)共价键分类：
5.分之间作用力和氢键
(1)分子间作用力
把分子聚集在一起的作用力叫作分子间作用力。又称范德华力。
①分子间作用力比化学键弱得多，它对物质的熔点、沸点等有影响。
②一般的对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔点、沸点也越高。
(2)氢键
某些物质的分子间H核与非金属强的原子的静电吸引作用。氢键不是化学键，它比化学键弱得多，但比范德华力稍强。
6.晶体
①分子晶体
分子间的分子间作用力相结合的晶体叫作分子晶体。
②原子晶体
相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体叫原子晶体。
③离子晶体
离子间通过离子键结合而成的晶体叫作离子晶体。
④金属晶体
通过金属离子与自由电子间的强作用(金属键)形成的单质晶体叫作金属晶体。
7.四种晶体类型与性质比较
8.物质熔点、沸点高低的比较
(1)不同晶体类型的物质：原子晶体>离子晶体>分子晶体
(2)同种晶体类型的物质：晶体内微粒间的作用力越大，溶、沸点越高。
①原子晶体要比较共价键的强弱(比较键能和鍵长)，一般地说原子半径越小，键能越大，鍵长越短，共价键越牢固，晶体的溶沸点越高。如：
熔点：金刚石>水晶>金刚砂>晶体硅
②离子晶体要比较离子键的强弱，一般地说阴阳离子电荷数越多，离子半径越小，则离子间作用力越大，离子键越强，溶沸点越高。如：
③分子晶体：
a.组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高。
b.组成和结构不相似的物质，较性大则熔沸点高(如CO>N2)。
c.有些还与分子的形状有关。如有机同分异构体中，一般线性分子的熔沸点比带支链的高，如正戊烷>异戊烷>新戊烷。
d.有些与分子中含有的碳碳双键的多少有关。组成结构相似的有机物，一般含碳碳双键多的熔沸点低，如油酸甘油酯(油)的熔点比硬脂酸甘油酯(脂肪)的低。
来源：明师教育-高考