完整版原子结构与性质知识点总结与练习

原子结构与性质相关知识点1.能层：多电子原子的核外电子的能量是不同的，按电子的能量差异，可以将核外电子分成不同的能层，并用符号K、L、M、N、O、P、Q…表示相应的第一、二、三、四、五、六、七…能层。

2.能级：多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级。

3.各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数：4.构造原理：核外电子按照能级顺序填充，填满一个能级再填一个新能级的规律称为构造原理。

5.电子填入能级的顺序：1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s，4f，5d，6p，7s，5f，6d，7p…6.能量最低原理：原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。

7.电子云：电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。

8.原子轨道：量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。

9.泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳两个电子，而且它们的自旋状态相反，这个原理称为泡利原理。

10.洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同，这个规则称为洪特规则。

11.基态原子的电子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则。

12.元素周期律：(分周期和族进行比较、不考虑稀有气体元素)原子半径：同周期元素从左到右逐渐减小，同主族元素从上到下逐渐增大。

得失电子能力：同周期元素从左到右得电子能力逐渐增强，同主族元素从上到下得电子能力逐渐减弱。

氧化性：同周期元素从左到右氧化性逐渐增强，同主族元素从上到下氧化性逐渐减弱。

还原性：同周期元素从左到右还原性逐渐减弱，同主族元素从上到下还原性逐渐增强。

化合价：同周期元素从左到右最高正价逐渐增大（除O和F）。

金属性：同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，同主族元素从上到下金属性逐渐增强。

非金属性：同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱。

原子的结构和元素知识点1:一、原子构成1、原子结构:（原子：化学变化中的最小粒子）⎧⎧⎨⎪⎩⎨⎪⎩质子(带一个单位正电荷)原子核(带正电)原子中子(不带电)核外电子(带一个单位负电荷)（1）质子数=核外电子数=核电荷数=原子序数（2）质子数不一定等于中子数（3）原子中不一定含有中子（4）原子不显电性的原因：在原子中，由于质子（原子核）与电子所带电荷数相等，但电性相反，所以整个原子不显电性。

以碳原子为例描述原子的组成构成碳原子的粒子有6个质子，6个中子和6个电子。

其中6个质子和6个中子构成了原子核作为原子的中心,而6个电子在核外一定空间内绕核做高速运动.2、原子核外电子排布(1)原子结构示意图：①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。

②最外层电子层不超过8个，（只有一层的不超过2个)（2)三决定:①决定元素种类: 质子数(核电荷数）②决定元素化学性质: 最外层电子数③决定原子的质量：原子核说明：最外层电子数相同其化学性质不一定都相同(Mg，He最外层电子数为2) 最外层电子数不同其化学性质有可能相似（He，Ne均为稳定结构）知识点2：离子1.定义：是带电的原子或原子团，离子符号的意义见右图所示（数字“2”的意义）。

2.表示方法及意义：如Mg2+ ：一个镁离子带2个单位正电荷3.离子的形成：阳离子：质子数〉电子数阴离子：质子数<电子数（1）金属元素的原子容易_失去__最外层电子，失去ｍ个电子就带ｍ个单位正电荷，表示为R m+。

Al。

如铝原子Al→铝离子 3（13＝2＋8＋3）原子结构示意图阳离子结构示意图（13＞2＋8）（2）非金属元素的原子容易_得到__电子，达到8电子稳定结构,得到n个电子，就带ｎ个单位负电荷,表示为Rｎ－。

如氧原子O→氧离子O2－。

(8＝2＋6)原子结构示意图 (8＜2+8)阴离子结构示意图4. 原子和离子的比较原子离子数量关系核电荷数＝质子数＝电子数核电荷数＝质子数＞电子数核电荷数＝质子数＜电子数电性__中性________ _带正电荷_________ __带负电荷________稳定性不稳定，金属原子易失电子非金属原子易得电子稳定符号元素符号：H Al Cl 阳离子符号H＋ Al3＋阴离子符号Cl－结构示意图特点比对应原子少一个电子层电子层数不变与相同电子层数的惰性原子的核外电子排布相同相互转化知识点3：相对原子质量原子的质量非常小，使用起来很繁琐，不方便，一般不采用。

第一章原子结构与性质第一节原子结构【知识点梳理】1、原子的诞生：现代大爆炸理论认为：宇宙大爆炸诞生了大量的氢、少量的氦、以及极少量的锂。

如今，宇宙中最丰富的元素是氢、其次是氦。

地球上的元素大多数是金属，非金属仅22种。

2、能层、能级（1）能层①原子核外的电子是分层排布的。

根据电子的能级差异，可将核外电子分成不同的能层。

②每一能层最多能容纳的电子数不同：最多容纳的电子数为2n2个。

③离核越近的能层具有的能量越低。

④能层的表示方法：能层序数 1 2 3 4 5能层符号能级符号轨道数电子数离核远近由近————————→远能量高低由低————————→高（2）能级在多电子的原子中，同一能层的电子，能量也可以不同。

不同能量的电子分成不同的能级。

规律：①每个能层所包含的能级数等于该能层的序数n，且能级总是从s能级开始，如：第一能层只有1个能级1s，第二能层有2个能级2s和2p，第三能层有3个能级3s、3p、3d，第四能层有4个能级4s、4p、4d和4f，依此类推。

②不同能层上的符号相同的能级中最多所能容纳的电子数相同，即每个能级中最多所能容纳的电子数只与能级有关，而与能层无关。

如s能级上最多容纳2个电子，无论是1s还是2s；p能级上最多容纳6个电子，无论是2p还是3p、4p能级。

③在每一个能层（n）中，能级符号的排列顺序依次是ns、np、nd、nf……④按s、p、d、f……顺序排列的各能级最多可容纳的电子数分别是1、3、5、7……的两倍，即分别是2、6、10、14……原子轨道轨道形状轨道数最多电子数3、构造原理与基态原子的核外排布（1）基态原子与激发态原子①基态原子为能量最低的原子。

基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。

②基态原子与激发态原子相互转化与能量转化关系：（2）构造原理随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循如图的排布顺序，我们将这个顺序成为构造原理。

原子核结构与性质知识点总结原子核，这个微小却又极其重要的物质核心，承载着物质世界的基础性质和规律。

让我们一同深入探索原子核的结构与性质，揭开其神秘的面纱。

一、原子核的组成原子核由质子和中子组成。

质子带一个单位的正电荷，而中子呈电中性。

质子数决定了元素的种类，被称为原子序数。

质子和中子的质量相近，约为 167×10⁻²⁷千克。

将质子和中子的质量相加，得到的近似值称为原子的质量数。

质量数等于质子数与中子数之和。

例如，氢原子的原子核只有一个质子，没有中子，其质量数为 1；而碳原子常见的有碳-12 和碳-14 两种同位素，碳-12 的原子核中有 6 个质子和 6 个中子，质量数为 12，碳-14 则有 6 个质子和 8 个中子，质量数为 14。

二、原子核的大小和密度原子核的半径非常小，约为 10⁻¹⁵米到 10⁻¹⁴米的量级。

尽管原子核体积很小，但它却集中了原子几乎全部的质量。

原子核的密度极大，约为 10¹⁷千克/立方米。

这意味着原子核内的物质紧密堆积，其密度远远超过我们日常生活中所接触到的任何物质。

打个比方，如果把原子核比作一颗绿豆，那么整个原子就像一个足球场，可见原子核在原子中所占的体积是极小的。

三、原子核的稳定性原子核的稳定性取决于质子数和中子数的比例以及两者的数量。

一般来说，质子数和中子数相等或接近时，原子核比较稳定。

但对于轻元素，质子数与中子数之比约为 1:1 时稳定；而对于重元素，中子数相对较多时原子核更稳定。

当原子核内的质子数或中子数过多或过少时，原子核就会变得不稳定，可能会发生放射性衰变，释放出粒子或射线，以达到更稳定的状态。

四、原子核的结合能原子核的结合能是指将原子核中的质子和中子完全分开所需要的能量，或者是将分散的质子和中子结合成原子核所释放出的能量。

结合能的大小反映了原子核的稳定性。

结合能越大，原子核越稳定。

例如，铁元素的原子核具有较大的结合能，因此在原子核的形成和变化过程中，趋向于生成更接近铁元素的原子核。

原子结构与性质知识点归纳集团标准化小组：[VVOPPT-JOPP28-JPPTL98-LOPPNN]第一章原子结构与性质知识点归纳山东临沂市莒南三中（276600）张琛山东省烟台市蓬莱四中（265602）马彩红随着原子序数递增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。

排列原则① ②③ 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 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 零族（稀有气体）。

高中化学原子知识点总结一、原子基本结构1. 原子定义：原子是物质的基本单位，由原子核和围绕核的电子组成。

2. 原子核：位于原子中心，由质子和中子组成，带正电荷。

3. 电子：带有负电荷的粒子，围绕原子核运动，存在于不同的能级和轨道上。

4. 质子：带有正电荷的粒子，存在于原子核中，决定原子的核电荷数。

5. 中子：不带电荷的粒子，存在于原子核中，影响原子的质量和同位素的类型。

6. 电子云：电子在原子周围的概率分布区域，反映了电子出现的可能性。

二、原子性质1. 原子序数：表示原子核中质子的数量，决定了元素在周期表中的位置。

2. 核外电子排布：电子按照能级和轨道填充，遵循奥布定律和泡利不相容原理。

3. 电子亲和能：原子吸引一个电子的能力，与元素的电负性有关。

4. 电负性：原子吸引电子对的能力，影响化合物中键的性质。

5. 离子化能：移除原子中一个电子所需的能量，与元素的活泼性有关。

三、原子间的相互作用1. 化学键：原子之间的相互作用，包括离子键、共价键和金属键。

2. 离子键：由电荷相反的离子通过静电吸引力形成的键。

3. 共价键：两个或多个非金属原子通过共享电子对形成的键。

4. 金属键：金属原子间的电子共享，形成“电子海”。

5. 键能：形成或断裂一个摩尔化学键所需的能量。

四、同位素与放射性1. 同位素：具有相同原子序数但不同质量数的原子，即质子数相同而中子数不同。

2. 放射性同位素：不稳定的同位素，会通过放射性衰变转变为其他元素或同位素。

3. 衰变：原子核自发放出粒子或能量，转变为新原子核的过程。

4. 半衰期：放射性物质衰变到其原始量一半所需的时间。

五、原子的表示方法1. 元素符号：表示元素的缩写，如H代表氢，O代表氧。

2. 原子表示式：用元素符号和下标表示原子的组成，如H2表示氢分子。

3. 电子排布式：表示原子中电子的能级和轨道分布，如1s2表示氦原子的电子排布。

4. 化学方程式：描述化学反应的式子，如2H2 + O2 → 2H2O表示水的合成。

20XX级高二化学（上）期末复习选3第一、二章知识点一、原子结构与性质：1、原子结构：要求：认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义（1）什么叫能层：；在周期表中有个能层，分别用符号表示；（2）每能层的能级数与能层序数的关系：；例如：M能层有个能级，分别是：；（3）什么叫电子云：电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的分布的形象化描述，电子云的小黑点越密，表明电子在该处出现的越大；（4）什么叫原子轨道：；4s能级有个轨道，轨道电子云形状为；4p能级有个相互轨道，分别是，轨道电子云形状为；4d能级有个轨道，4f能级有个轨道；（5）能层、能级、原子轨道、最多能容纳电子数之间的关系：2、基态原子电子排布规律：要求：了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布（1）在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子；（2）原子核外电子排布原理①能量最低原理：；②泡利不相容原理：；③洪特规则：；洪特规则的特例：在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性，如24Cr：[Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1；(3)掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式：①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循箭头所示的顺序。

②根据构造原理，基态多电子原子核外电子填充顺序为：（n≥4）；（4）书写以下原子的简化电子排布式和价电子排布图：3、基态、激发态与光谱：（1）基态原子是指处于的原子；（2）电子从基态跃迁至激发态时，不同能量的光，得到的原子光谱是光谱，电子从激发态跃迁至基态时，不同能量的光，得到的原子光谱是光谱；4、元素周期表的分区：要求：知道元素周期表的分区及s、p、d、ds区的特点，能够判断常见元素位于元素周期表中的那个区（1）按电子排布，可把元素周期表分为5个区，分别是，除ds区以外，区的名称来自构造原理；（2）5、元素周期律：（1）原子半径（稀有气态原子除外）：原子半径的大小取决于两个因素：一是：，二是：；（2）比较微粒半径的方法：①，②，③；例如：r（O2—）r（F—）r（Na+），比较r（P），r（S2—），r（K），r（K+）的大小：；（2）元素的电离能：①第一电离能：原子失去个电子转化为气态基态正离子所需要的；②第一电离能的变化规律：同周期：，同主族：；由此可知，周期表中，第一电离能最大的是元素：，第一电离能最小的元素是：；③当最外层全充满或半充满时，第一电离能反常，如I1（Be）I1（Ｂ），I1（Ｎ）I1（O）；I1（Mg）I1（Al），I1（P）I1（S）；（3）元素的电负性（稀有气体除外）：①电负性是用来描述原子对形成化学键的的吸引力大小，电负性越大，对的吸引力；②元素电负性的变化规律：同周期：；同主族：；由此可知，周期表中，电负性最大的是元素：，电负性最小的元素是：；③电负性可用于判断共价键的极性，元素电负性相同，形成共价键（如O2），元素电负性不同，形成共价键（如HCl），电负性差异越大，共价键的极性；④在周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，称为规则，如Li 与、Be与、B与；例如：Al和NaOH反应生成H2，方程式为：2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑，请推测Be与NaOH反应的反应方程式：；二、分子结构与性质1、共价键：（1）共价键是化学键的常见类型，本质是在原子之间形成了，一般而言，若要形成共价键，则两原子电负性差小于；（2）共价键的两个特点：具有性和性；（3）根据形成共价键电子云的重叠方式，共价键主要包括键和键；请根据共价键的相关知识完成下表：（4）共价键的一般规律是：共价单键都是键，共价双键中有一个键和一个键，共价叁键中有一个键和两个键；2、键参数：（1）键能：键能是指形成1mol化学键释放的能量（也可以说是断开1mol化学键为气态基态原子吸收的最低能量），单位是，通常取正值，例如，形成1molH—H键释放的最低能量为436kJ，则H—H键的键能为；键能可用于比较化学键的稳定性，键能越大，则化学键越；（2）键长：键长是指形成共价键的两个原子之间的；键长越短，则键能越，形成的共价键就越；（3）键角：两个之间的夹角；多原子分子的键角一定，表明共价键具有性；3、等电子原理：（1）概念：相同、相同的分子或原子团具有相似的化学键特征，人们就把这些分子或原子团称为；（2）应用：等电子原理主要用于推测未知分子或原子团的空间构型：例如，H2O和H2S互为等电子体，则H2S的空间构型为：；根据等电子原理推测BF4—空间构型：；4、分子的立体构型：要求：能够根据价层电子对互斥理论和杂化轨道理论推测分子的空间构型（1）价层电子对是指 的价层电子对，主要包括 电子对和 ； （2）杂化轨道理论是为了解释分子的 提出的，杂化轨道只用于形成 和容纳中心原子的 ； （3）推测中心原子杂化类型的方法： ①根据空间构型推测中心原子杂化类型②不能直接判断空间构型的，计算中心原子的价层电子对VESPR 理想模型 推测中心原子杂化类型 （4）根据所学知识完成表格：5、配合物理论：（1）配位键：形成共价键的电子对由一个原子或离子完全提供，而另一个原子或离子则只提供空轨道； （2）定义：通常把 与某些分子或离子（称为 ）以 键形式结合形成的化合物，称为配位化合物，简称配合物，常见的中心原子或离子有，常见的配体有；（3）向盛有硫酸铜溶液的试管中加入氨水，先生成蓝色沉淀，继续加入氨水，沉淀溶解，得到深蓝色溶液，写出其中涉及到的离子方程式：①生成蓝色沉淀：；②沉淀溶解：；③表示出四氨合铜（Ⅱ）离子中的配位键：6、分子的性质：（1）键的极性与分子的极性：①判断键的极性的方法：共价键的共用电子对（形成共价键原子的电负性相同），则形成非极性键，共价键的共用电子对（形成共价键原子的电负性不相同）则形成极性键，且电负性差异越大，形成的共价键极性越；②判断分子极性的方法：、；③判断下列分子中共价键的极性和分子的极性：（2）分子间作用力对物质性质的影响：①分子间作用力主要影响物质的熔沸点，分子间作用力越大，物质的熔沸点越高；分子间作用力主要包括和；E化学键E氢键E范氏力②范德华力的比较方法：相对分子质量越大，范德华力；分子的极性越大，范德华力；③氢键是除范德华力以外的另一种分子间作用力，它是由已经与电负性很大原子形成共价键的与另一个电负性（主要包括、、）之间的作用力，例：表示出HF水溶液中所有氢键：；④请用分子间作用力有关知识解释下列事实：卤素单质的熔沸点从F2到I2逐渐升高：；NH3、H2O、HF均比其同主族其它氢化物的沸点高：；邻羟基苯甲醛沸点比对羟基苯甲醛低：；（3）溶解性：物质的溶解性从物质结构的角度，存在规律，主要考虑溶质与溶解的和；例如，乙醇与水可以以任意比互溶，原因是，I2在苯中的溶解度比在水中大，因为；（4）手性：具有完全相同的和的一对分子，互为镜像，却在三维空间，互称为手性异构体，有手性异构的分子称为；（5）无机含氧酸的酸性：同一元素的含氧酸，该元素化合价越高，其含氧酸的酸性，中心原子不同的含氧酸，其与中心原子直接相连非羟基氧的数目越多，该含氧酸酸性。

高一化学原子结构与性质知识点原子是构成物质的最基本单位，掌握原子结构与性质对于深入理解化学世界至关重要。

本文将为您详细介绍高一化学原子结构与性质的相关知识点。

一、原子结构原子由带正电的原子核和围绕核运动的电子构成。

1. 原子核：原子核由带正电的质子和中性粒子——中子组成。

质子质量为1，带正电；中子质量为1，电荷中性。

2. 电子：电子是质量很轻、带负电的粒子。

每个原子的电子数与质子数相同，使得原子整体电荷为中性。

二、原子质量原子质量是指一个原子的质子数和中子数之和。

以质子质量为基础，可以计算出原子质量的相对大小。

1. 原子质量单位：原子质量单位（缩写：u）定义为^12C的质量的1/12。

相对质量较小的元素，其原子质量是小数；较重的元素，原子质量通常为整数。

2. 原子质量数：原子质量数是指原子核中质子数和中子数之和。

用A表示，如氧的原子质量数为16。

三、元素周期表元素周期表是由Dmitri Mendeleev按照原子序数和性质将元素分类而成的表格。

使用元素周期表可以了解元素的基本性质和结构。

1. 元素周期表的构成：元素周期表按序数递增排列，横排称为周期，竖排称为族。

2. 元素周期表的分区：- 主族元素：位于周期表的1A至8A族元素，具有较为相似的性质。

- 过渡元素：位于主族元素之后，包括3B至2B族元素。

- 稀有气体：位于元素周期表最后一列的18族元素，具有稳定的八电子外层。

- 锕系和锔系元素：位于元素周期表下方的两行分别为锕系和锔系元素。

四、原子的电子结构原子的电子结构指的是原子内电子的排布方式，可分为主壳层、次壳层和轨道。

1. 主壳层：原子中离核越远的电子主壳层数值越大。

主壳层的编号使用数字和字母表示（如1、2、3...K、L、M）。

2. 次壳层：主壳层内部的层级，由数字表示（如1s、2s、2p 等）。

3. 轨道：次壳层下的进一步划分，用字母表示（如s、p、d、f 等）。

五、原子的化学键和分子原子间的化学键和分子为物质的结构和性质提供了基础。

初中化学原子的结构知识点总结和基础练习第一章、原子的构成1.原子是由下列粒子构成的：原子由原子核和核外电子（带负电荷）构成，原子核由质子（带正电荷）以及中子（不带电）构成，但并不是所有的原子都是由这三种粒子构成的。

例如：普通的氢原子核内没有中子。

2.原子中的等量关系：核电荷数=质子数=核外电子数在原子中，原子核所带的正电荷数（核电荷数）就是质子所带的电荷数（中子不带电），每个质子带1个单位正电荷，每个电子带一个单位负电荷，原子整体是呈电中性的粒子。

3.原子内部结构揭秘—散射实验（如下图所示）：实验结论：（1）原子核体积很小，原子内部有很大空间，所以大多数α粒子能穿透金箔；（2）原子核带正电，α粒子途经原子核附近时，受到斥力而改变了运动方向；（3）金原子核的质量比α粒子大得多，当α粒子碰到体积很小的金原子核被弹了回来。

（2）第二章、相对原子质量1.概念：以一种碳原子质量的1/12为标准，其他原子的质量跟它相比较所得到的比，就是这种原子的相对原子质量（符号为Ar）。

根据这个标准，氢的相对原子质量约为1，氧的相对原子质量约为16。

2.计算式：总结：1.相对原子质量只是一个比值，单位是“1”（一般不读也不写），不是原子的实际质量。

2.每个质子和每个中子的质量都约等于1个电子质量的1836倍，即电子质量很小，跟质子和中子相比可以忽略不计。

原子的质量主要集中在质子和中子（即原子核）上。

3.在相对原子质量计算中，所选用的一种碳原子是碳12，是含6个质子和6个中子的碳原子，它的质量的1/12约等于1.66×10-27 kg。

4.几种原子的质子数、中子数、核外电子数及相对原子质量比较：原子种类质子数中子数核外电子数相对原子质量氢 1 0 1 1碳 6 6 6 12氧8 8 8 16钠11 12 11 23氯17 18 17 35.5铁26 30 26 56通过分析上表，得到以下结论：（1）质子数=核外电子数；（2）相对原子质量≈质子数+中子数；（3）原子核内质子数不一定等于中子数；（4）原子核内质子数不同，原子的种类不同；（5）不是所有的原子核内都有中子（或普通的氢原子核内无中子）。