常见题型：选择题、综合题-结构推断
原子由原子核（质子和中子）和核外电子构成。原子序数Z=质子数=核电荷数。质量数A=质子数Z+中子数N。核外电子分层排布（K/L/M/N...），每层最多容纳2n²个电子，最外层不超过8个（K层不超过2个），次外层不超过18个。电子按构造原理（能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则）填入各轨道。
【原子结构三微粒关系】
①原子中：质子数=电子数=核电荷数，电中性。
②阳离子（Xⁿ⁺）：质子数>电子数，电子数=Z-n。
③阴离子（Yⁿ⁻）：质子数<电子数，电子数=Z+n。
④同位素：¹H（氕）、²H（氘、D）、³H（氚、T），化学性质相同、物理性质不同。
【核外电子排布的书写】上海等级考要求能写出1~36号元素的电子排布式（或轨道表示式）。对于Fe³⁺(3d⁵)，电子排布式：1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵（注意先失去4s电子再失去3d电子）。
【元素在周期表中的位置】由电子排布式确定：周期数=最大主量子数n（即电子层数）；族数=最外层电子数+次外层d电子数（对主族=最外层s/p电子数，对副族需综合d电子）。例如Fe(3d⁶4s²)：第4周期（n=4），Ⅷ族（VIIIB，s+d电子=8）。
【微粒半径比较】原子半径：同周期从左到右减小（核电荷增加→引力增大），同族从上到下增大（电子层数增多）。离子半径比较：①电子层结构相同的离子（如Na⁺、Mg²⁺、Al³⁺、F⁻、O²⁻）→核电荷越大半径越小（O²⁻>F⁻>Na⁺>Mg²⁺>Al³⁺）。②同种元素的原子和离子：阳离子<原子（失电子层减少），阴离子>原子（得电子排斥增大）。
【电离能与电负性】第一电离能I₁：气态原子失去第一个电子所需最小能量。I₁越小金属性越强。同周期I₁大体从左到右增大（但N的I₁>O的I₁，因N的2p³半满稳定）。电负性：原子在分子中吸引电子能力的量度，F最大（4.0），用来比较化学键极性。
⚠️易错：(1)4s轨道先于3d填充（E₄s<E₃d），但失电子时先失4s电子；(2)Fe³⁺的电子排布为[Ar]3d⁵而非[Ar]3d³4s²；(3)Cr和Cu的价电子构型是特殊的半满/全满稳定结构；(4)离子半径比较时不能仅看电子层数还要看核电荷。
构造原理来源于轨道的能量顺序（n+0.7l规则近似）。电子层能级交错：4s(4+0=4)<3d(3+2×0.7=4.4)，所以4s先于3d填充。洪特规则的本质是电子自旋平行时交换能最小（量子力学效应），使半满/全满轨道更稳定。电离能是原子能级能量的直接体现。