【定义】由两种或两种以上的简单盐类组成的同晶型化合物，叫做复盐。

 【说明】

     1.复盐又叫重盐。复盐中含有大小相近、适合相同晶格的一些离子。例如，明矾（硫酸铝钾）是KAl（S0₄)₂·12H₂0，莫尔盐（硫酸亚铁铵）是(NH₄)₂Fe(S0₄)₂·6H₂0，铁钾矾（硫酸铁钾）是KFe(S0₄)₂·12H₂0。

    2.复盐溶于水时，电离出的离子，跟组成它的简单盐电离出的离子相同。例如，KAl(S0₄)₂=K⁺+A1³⁺+2SO₄^2-

    3.使两种简单盐的混合饱和溶液结晶，可以制得复盐。例如，使CuS0₄和(NH₄)₂S0₄的溶液混合结晶，能制得硫酸铜铵[(NH₄)₂S0₄ ·CuS0₄ ·6H₂0]。

    4.由两种不同的金属离子和一种酸根离子组成的盐。例如硫酸铝钾[KAl(SO₄)₂]，十二水合硫酸铝钾[KAl(SO₄)₂·12H₂O]俗称明矾。明矾也可用化学式K₂SO₄·Al₂(SO₄)₃·24H₂O表示，是无色晶体，溶于水完全电离产生三种离子，Al³⁺水解形成Al(OH)₃胶体，水溶液呈酸性。

 【结晶水合物】含有结晶水的固体物质，叫做结晶水合物。

 【定义】主要以共价键结合形成的化合物，叫做共价化合物。

 【说明】

    1.不同种非金属元素的原子结合形成的化合物（如CO₂、ClO₂、B₂H₆、BF₃、NCl₃等）和大多数有机化合物，都属于共价化合物。在共价化合物中，一般有独立的分子（有名符其实的分子式)。通常共价化合物的熔点、沸点较低,难溶于水，熔融状态下不导电，硬度较小。

    2.有些离子型化合物中也可能存在共价键结合。例如NaOH分子中既有离子键又有共价键。有些共价化合物中局部区域也可能包含离子键的成分，例如苯酚钠等。

【定义】阳、阴离子之间通过离子键结合而形成的化合物为离子化合物。

【说明】

1. 离子化合物的形成可以用电子式表示：如氯化铵形成的电子式为：

 【定义】含有过氧基（一O一O一)的化合物叫做过氧化物。

【定义】氢跟其它元素组成的二元化合物。例如氢化钠、硫化氢、硼烷等。

【说明】

按其结构大致可分成三种类型：

   【半金属】它是物理化学性质介于金属和非金属之间的元素，包括硼、硅、锗、砷、锑、硒、碲、钋、砹9种元素。半金属元素在元素周期表中部，介于金属和非金属的过渡位置。
    半金属元素的电负性在1.8一2.4之间，一般是大于金属，小于非金属。它们的氧化物跟水作用生成弱酸性或弱碱性的溶液。半金属大多数是半导体材料，导电性能介于金属和非金属之间，而且导电性随温度的升高而增强（金属的导电性随温度的升高而减弱)。

 【定义】由非金属元素组成的单质。非金属一般没有金属光泽，不是电和热的良导体，没有延性和展性。在通常情况下，非金属有的是固体，有的是气 体，只有溴是液体。非金属固体大多数是分子晶体，硬变小，熔点、沸点较低，但有的非金属固体属原子晶体，如金刚石、晶体硅等，它们的硬度大，熔点、沸点较 高。非金属元素的原子价电子较多，原子半径较小，在化学反应中倾向于得到电子。大多数非金属既具有氧化性，又具有还原性。金属与非金属没有严格界限，位于 周期表P区左上到右下对角线附近的元素，如硼、硅、锗、砷、锑、碲等既具有非金属的性质，又具有金属的性质，可把这些元素的单质称为准金属或半金属。

 【定义】由金属元素组成的单质。具有金属光泽、不透明、有延性和展性、有良好的传热性和导电性的一类物质。在金属晶体中有中性原子、阳离子和自由电子，金 属具有上述性质，都与晶体中存在自由电子有关。常温下除汞外，都以固态形式存在。化学性质一般表现较强的还原性，由于金属元素原子的价电子较少，原子半径 较大，在反应中容易失去价电子成为阳离子的缘故。工业上通常把金属分为黑色金属和有色金属两大类。有色金属又可分成轻金属、重金属、贵金属和稀有金属等。

【分类】

1、黑色金属：通常是指铁、铬、锰和铁的合金（主要指钢铁)。在各种金属中，铁在地壳中分布较集中，储量较丰富，开采和冶炼较多，价格也较廉。铸铁和钢的品种和 规格很多，它们是工业上最广泛应用的金属材料，在国民经济中占有极重要的地位。铬与锰主要应用于制合金钢。铁、铬、锰及其合金都不是黑色的，而钢铁表面经 常覆盖着一层黑色的四氧化三铁。这样分类，主要是从钢铁在国民经济中的重要地位出发的。

2、有色金属：通常是指除铁、铬、锰和铁的合金以外的其它金属。可分为四类：（1)重金属，如铜、锌、铅、镍等。（2)轻金属，如钠、钙、镁、铝等。（3)贵金属，如金、银、铂、铱等。（4)稀有金属，如锗、铍、镧、铀等。
a、重金属：一般是指密度在4.5克/厘米³以上的金属。例如铜、锌、钴、镍、钨、钼、锑、铋、铅、锡、汞等，过渡元素大都属于重金属。也有把密度在5克/厘米3以上的金属称为重金属的。
b、轻金属：一般是指密度在4.5克/厘米³以下的金属。例如钠、钾、镁、钙、铝等。周期系中第一、二主族均为轻金属。也有把密度在5克/厘米3以下的金属称为轻金属的。
c、贵金属：通常是指金、银和铂族金属（包括钌、铑、钯、锇、铱、铂)。这些金属在地壳中含量较少，不易开采，价格较贵，所以叫贵金属。这些金属对氧和其它试剂较稳定，金和银常用来制造装饰品和硬币。
d、稀有金属：通常是指自然界中含量较少，比较分散的金属。它们难于从原料中提取，在工业上制备及应用较晚。稀有金属和普通金属没有严格界限，某些稀有金属比 铜、汞、镉等金属还多。稀有金属在现代工业中具有重要的意义，往往把黑色金属、有色金属和稀有金属并列为三大类。稀有金属根据其在地壳中的分布状况及冶炼 方法，可分为六类：（1)稀有轻金属，如锂、铷、铯、铍、钛等。（2)稀有难熔金属，如钨、钼、铌、钽、铪、钒等。（3)稀有分散金属（或称稀散金属)， 如镓、铟、铊、锗等。（4)稀土金属，包括钪、钇和镧系元素。（5)稀有贵金属，指铂族元素。（6)稀有放射性金属：包括钋、钫、镭、锕、钍、镤、铀以及 从1940年以来陆续发现的十多种人造放射性元素。

【说明】
    1.金属具有特殊的金属光泽（对可见光强烈反射）、富有延性和展性，是电和热的良导体等性质。
    2.金属的上述特性都跟金属晶体里含有自由电子有关。在金属晶体中有中性原子、金属阳离子和自由电子。自由电子能在整个晶体中自由移动。
    ①当光线照射到金属表面时，自由电子吸收所有频率的可见光，然后很快发射出大部分所有频率的可见光，这就使绝大多数金属显出银白色或钢灰色的光泽。金属在 粉末状态时，晶体排列不规则，可见光吸收后难以发射出去，所以金属粉末一般呈暗灰色或黑色。少数金属如金、铝等，它们的粉末仍保持原有的颜色和光泽。
    ②自由电子在金属晶体里作不规则的运动，在外电场的作用下，自由电子会作定向移动，形成电流，这就是金属容易导电的原因。
    ⑧当金属的一部分受热时，受热部分的自由电子的能量增加，运动加剧，不断跟金属离子碰撞而交换能量，把热量从一部分传向整块金属，因而金属有良好的导热性。
    ④当金属受到外力作用时，金属晶体内某一层金属原子、离子跟另一层金属原子、离子发生相对滑动，由于自由电子的运动，各层间仍保持着金属键的作用力，所以金属具有良好的延展性。只有少数金属，如锑、铋、锰性质比较脆。
    3.金属在通常状况下，除汞是液体外，其余都是固体。导电、导热性最好的是银，延性铂最突出，展性金最优越，密度最大的是锇（在25℃是22. 57 g/cm³)，硬度铬最高，熔点最高的是钨(3410℃)。
    4.金属元素原子的价电子较少，在化学反应中容易失去电子，所以金属一般表现还原性。
    5.工业上常常把金属分为黑色金属和有色金属两大类。有又可分为轻金属、重金属、贵金属、稀有金属和半金属等类别。
    6.金属除铜、金、铂和铋等以游离态存在外，极大多数以化合态存在于自然界中。金属的矿物通常以氧化物或硫化物的形式存在，较少的氯化物、硫酸盐、碳酸 盐、硅酸盐等形式存在于自然界。业上常在高温下用碳、一氧化碳或氢气还原、电解水溶液或熔融盐、用活泼金属（如Al、Ca、Mg、Na)热还原等方法提炼金属。

 【稀有气体（惰性气体）】
    它包括氦(He)、氖(Ne)、氩(Ar）、氪(Kr)、氙(Xe)和放射性元素氡(Rn)等6种元素，属周期系零族。
    它们主要存在于空气中。在空气中的含量（以体积计）是氦0.0005%、氖0.0018%、氩0.94%、氪0.00011%、氙0.000009%，氡 是镭衰变后的产物，平均寿命只有几天。它们在空气中的含量很低，又都是气体，所以叫稀有气体。液态空气是制取稀有气体的重要原料。
    稀有气体都没有颜色、没有气味。它们原子的最外电子层具有稳定的结构，化学性质很不活泼，所以长期以来人们把它们叫饑它们叫做惰性气体。
    自从1962年巴特利特(Neil Bartlett)首次合成Xe[ PtF₆]以后，至今已合成数以百计的稀有气体化合物。这些事实表明，惰性气体并不“惰性”，因此改称稀有气体。
    稀有气体主要用作冶炼、焊接稀有金属的保护气、制造各种电光源。氦气可制成供潜水员呼吸用的“人造空气”。稀有气体在激光上的应用也越来越受到重视。

 【混和物】由几种不同的单质或化合物通过机械混和而成的物质。混和物没有固定的组成，混和物中各成分仍保持各自原有的性质，可以利用混和物中所含各成分的不同物理性质进行分离，例如空气中所含的氮气、氧气、惰性气体等可利用它们的沸点不同而分离开来。

说明
    1.混合物跟化合物不一样，它没有固定的组成。混合物中各组分仍保持各自原有的性质。
    2.混合物中各组分之间可以均匀地分散（如溶液）或非均匀地分散（如浊液或固体混合物)，但互相不发生化学反应。由于不同组分之间相互吸引或排斥，可能影响混合物的整体特性。例如，由几种液体形成的混合物，总体积一般不等各种液体分体积的和。
    3.混合物能根据它所含各组分的物理性质（如溶解度、沸点、密度、磁性等）的不同，用物理方法（如结晶、升华、蒸馏、萃取等操作）加以分离。
    4.我国中学化学教材中长期把混合物写成混和物，把混合写成混和，现在已经改正。

 【定义】由不同种元素组成的纯净物。化合物具有固定的组成并具有一定的性质。化合物从成分上可分为有机物和无机物两大类，从构成化合物的化学键又可分为离子化合物和共价化合物两大类。

 【定义】由同种元素组成的纯净物。单质不可能再分解成两种或两种以上的不同物质。例如氧气（O₂)、磷（P₄)、铁（Fe)、银（Ag)等。单质和元素是两个不同的概念，元素是具有相同核电荷数的同一类原子的总称，元素以游离态存在时为单质，有些元素可以形成多种单质，例如碳元素可以形成金刚 石、石墨和无定形碳等多种单质。根据单质的不同性质，一般单质可分为金属和非金属两大类。

 【定义】由一种单质或一种化合物组成的物质。

    纯净物具有固定的组成、结构和性质，例如纯净的水无色透明、无味。密度是1克/毫升，熔点0℃， 沸点100℃。自然界里纯净物极少，根据生产和科学实验的要求，可按物质不同性质进行提纯。实际上绝对纯的物质是不存在的，凡含杂质的量不至于在生产和科 学实验过程中发生有害影响的物质，就当作纯净物，如作半导体材料的高纯硅，其纯度为99.999999999％，也不是完全纯净的。因此，纯净物一般是指 含杂质很少具有一定纯度的物质。

 许多物质从水溶液中形成晶体析出时，晶体里常结合一定数目的水分子。这样的水分子叫做结晶水。如胆矾（CuSO₄·5H₂O)中就含有结晶水。

    一般指中心原子获得电子显示氧化性的酸。如浓硫酸、硝酸、氯酸、高氯酸、高锰酸、重铬酸等，其中心原子在氧化-还原反应中容易获得电子而显示氧化性，可用作氧化剂。任何酸的水溶液中都不同程度地电离出H⁺，H⁺在一定条件下可获得电子而形成H₂，这也是酸的氧化性的表现，实质上是H⁺的一种性质。应该与酸的中心原子获得电子所呈现的氧化性区别开来。通常把盐酸、稀硫酸等称作为非氧化性酸。

【定义】在氧化-还原反应中失去电子（或电子对偏离)的反应物。在反应中还原剂中元素的化合价（或氧化数)升高。还原剂能还原其它物质而自身在反应中被氧化。

【说明】

1、还原剂能还原其他物质而自身被氧化。它失去电子后，自身的化合价(或氧化数)升高。

2、还原剂通常是指容易失去电子的物质，常见的有：

（1)活泼金属，如钠、钾、镁、铝、铁等。

（2)具有低化合价（氧化数)的金属离子，如Fe²⁺、Sn²⁺等。

（3)非金属离子，如I^-、S^2-等。

（4)含有低化合价（氧化数)元素的含氧化合物，如CO、SO₂、Na₂SO₃、Na₂S₂O₃、NaNO₂等。

3、根据还原剂失去电子的难易程度，可分为弱还原剂和强还原剂，定量地判断还原剂还原能力的大小，应根据该还原剂及其氧化产物所组成的氧化还原电对的标准电极电位E⁰值来确定，E⁰值越负，表明该还原剂的还原能力越强。

【定义】 盐是指一类金属离子或铵根离子与酸根离子或非金属离子结合的化合物。如NaCl、(NH₄)₂SO₄、Cu₂(OH)₂CO₃、KHCO₃等。在常温时，盐一般为晶体。它们在水中的溶解性各不相同，钾盐、钠盐、硝酸盐和铵盐很容易溶解；有些盐很难溶解，如AgCl和BaSO₄等。铵盐和碳酸盐、硝酸盐、亚硝酸盐、重铬酸盐、高锰酸盐等含氧酸的盐稳定性较差，受热时可以分解。大多数盐是强电解质，其水溶液或熔液能够导电。但有些盐(如HgCl₂)的水溶液几乎不导电，它在水溶液中主要以分子状态存在。根据组成的不同，盐可以分为无氧酸盐、含氧酸盐、正盐、酸式盐、碱式盐、复盐、络盐等。

【说明】

1.根据组成不同，盐可以分成正盐、酸式盐、碱式盐、复盐和 络盐等。既不含可以电离的氢原子,又不含氢氧根，这种盐叫正 盐。由金属离子和含有可以电离的氢原子的酸根所组成的盐,叫 做酸式盐，如NaHC03和NaH2P04。它们分别叫碳酸氢钠和磷 酸二氢钠。除金属离子和酸根以外，还含有一个或几个氢氧根， 这种盐叫碱式盐，如：Cu2(OH)2C03、Mg(OH)Cl、(BiO)Cl 和 (BiO)2C03。它们分别叫做碱式碳酸铜、碱式氯化镁、碱式氯化 铋(或氯化氧铋)和碱式碳酸铋(或碳酸氧化铋)。上述后面的f种 物质是碱式盐失水后的产物，如Bi(OH)2Cl失水后成(BiO)Cl。

2.在常温下，盐一般是晶体。大多数盐能溶于水,如钾盐、钠 盐、铵盐、硝酸盐等。

3.有些盐受热时容易分解,如铵盐、碳酸盐、硝酸盐、重铬酸 盐和高锰酸盐。但是盐都比相应的酸稳定，例如，就稳定性说， Na2C03>NaHC03>H2C03

4.大多数盐是电解质,它们的水溶液或在熔融状态下能够导 电。有些盐(如HgCl2)由于发生离子极化作用，键性从离子键转向共价键,它们的水溶液不导电。

   【苛性碱】碱金属氢氧化物的总称。一般指的是苛性钠（NaOH)和苛性钾（KOH)。由于它们对皮肤、羊毛、纸张、木材等具有强烈的腐蚀性而得名。

【碱】电解质电离时所生成的阴离子全部是氢氧根离子(OH^-)的化合物。例如NaOH、Ca(OH)₂、NH₃·H₂O等。能跟酸性氧化物或酸反应生成盐和水，碱的水溶液有涩味，可使紫色石蕊试液变蓝。根据碱的电离程度，可以分为强碱(如NaOH、Ca(OH)₂)和弱碱(如NH₃·H₂O)。根据碱电离时产生的氢氧根离子的数目可分为一元碱(如NaOH)、二元碱(如Ca(OH)₂)、多元碱(如Fe(OH)₃)等。此外，根据酸碱的质子理论和电子理论，还有质子碱和路易斯碱，因而使得“碱”这个概念包括的范围极为广泛，而且又赋予它新的含义。

【说明】
1.根据碱在水溶液中的电离程度,碱分成强碱和弱碱。能全 部电离的是强碱,包括碱金属和钙、锶、钡的氢氧化物；只能部分电离的是弱碱,其他的氢氧化物都是弱碱。

   【过氧酸】简称过酸。分子中含有过氧基(－O—O-)的酸。例如过硫酸H₂SO₅和过二硫酸H₂S₂O₈等。过氧酸可以看成是H₂O₂中的氢原子被酸根取代的产物。

【酸】电解质电离时所生成的阳离子全部是氢离子(H⁺)的化合物。它能和碱或碱性氧化物反应生成盐和水，能与某些金属反应生成盐和氢气，水溶液有酸味并能使指示剂变色，如紫色石蕊变红。根据酸分子中可被金属原子置换的氢原子数目，可分为一元酸(如HCl)、二元酸(如H₂SO₄)、多元酸(如H₃PO₄)等。根据酸在水溶液中产生氢离子程度的大小(即电离度的大小)，可分为强酸(如HCl、H₂SO₄、HNO₃、HClO₄等)和弱酸(如H₂CO₃、H₂S等)。根据酸根的组成成分又可分为含氧酸(如H₂SO₄)和无氧酸(如HCl)。此外，根据酸碱的质子理论和电子理论，还有质子酸和路易斯酸等，因而使得“酸”这个概念包括的范围极为广泛，而且又赋予它新的含义。

【说明】
1. H₃0⁺(水合氢离子)是H+和H₂0结合而成的。在书写电离方程式时,为了简便起见，通常仍以H⁺代替H₃0⁺ 。
2. 根据酸在水溶液中电离度的大小,酸分为强酸和弱酸。根据酸分子中可以电离的氢原子个数,酸分为一元酸(如HNO₃)、 二元酸(如H₂S0₄)和三元酸(如H₃P0₄)。根据酸中是否含氧,酸分为含氧酸和无氧酸。
3. 无氧酸称氢某酸。如HF叫氢氟酸,H₂S叫氢硫酸。在无氧酸中,HC1、HBr和HI是强酸，其余都是弱酸。简单含氧酸 通常叫某酸,如硫酸(H₂S0₄)、碳酸(H₂CO₃)。某一成酸元素如果能形成多种含氧酸,就按成酸元素的氧化数高低命名,如高氯酸 (HClO₄、氯酸(HC10₃)、亚氯酸(HC10₂)、次氯酸(HClO)。两个简单含氧酸缩去一分子水而形成的酸,叫做焦酸(或称一缩某酸、重酸)，例如，2H₂S0₄ = H₂S₂0₇(焦硫酸）+H₂0；2H₂Cr0₄=H₂Cr₂0₇(重铬酸）+H₂O
酸分子中的氢氧塞数等于成酸元素的氧化数,这种酸叫原某酸,如 原磷酸[P(OH)₅ 即 H₅PO₅],原硅酸[Si(OH)₄,即 H₄Si0₄]。一个正酸分子失去一分子水而形成的酸,叫做偏某酸,如偏磷酸 (HP0₃)、偏硅酸(H₂Si0₃)。含有过氧键(一0—O—)的酸叫过酸，如过一硫酸(H₂SO₅)，过二硫酸(H₂S₂O₈)。
4. 把含氧酸的化学式写成MOm(OH)n(M是非金属)，就 能根据m值判断常见含氧酸的强弱。

m=0,极弱酸，如硼酸(H₃B0₃)。 

m=1,弱酸,如亚硫酸(H₂S0₃)。 

m=2,强酸，如硫酸(H2S04)、硝酸(HN03)。 

m=3,极强酸,如高氯酸(HC104)。

5. 强酸在水溶液中完全电离；弱酸在水溶液中存在电离平衡 HA H+ + A-。
K=[H+][A-]/[HA]
电离平衡常数K随弱酸的浓度和温度不同，变化不大。
6. 定义2是根据酸碱质子理论对酸下的定义。
A  H+ +B
HC1= H++Cl-
H2PO4- H+ +HPO42-
NH4+  H+ +NH3
HC1、H2SO4叫分子酸，H2P04-、NH4+叫离子酸，A和B互为共轭酸碱对。

【定义】

氧元素跟其它元素形成的二元化合物。如氧化钙、二氧化硫、一氧化氮等。氧化物可分为不成盐氧化物(如一氧化碳、一氧化氮等)和成盐氧化物 两类，后者又分为碱性氧化物(如氧化钙)、两性氧化物(如氧化铝)和酸性氧化物(如二氧化碳)。此外还有过氧化物、超氧化物、臭氧化物等。同一种元素往往 有几种不同价态的氧化物，如SO₂和SO₃；FeO、Fe₂O₃和Fe₃O₄等。有时氧化物的含义更广泛，不限于含氧元素的二元化合物，如多元氧化物(如NiFe₂O₄)和有机氧化物(如氧化乙烯C₂H₄O₂，即环氧乙烷)等。

【分类】

1、不成盐氧化物：又称惰性氧化物或中性氧化物。是既不能跟酸起反应，又不能跟碱起反应的氧化物，如CO和NO等。

2、碱性氧化物：能跟酸起反应，生成盐和水的氧化物。金属氧化物大多数是碱性氧化物，如氧化钙、氧化铜等。碱性氧化物对应的水化物是碱，例如CaO对应的水化物是Ca(OH)₂，CuO对应的水化物是Cu(OH)₂等，多数碱性氧化物不能直接跟水化合，有些碱性氧化物如CaO能跟水化合生成碱。CaO＋H₂O=Ca(OH)₂，碱性氧化物一般由金属直接氧化或难溶性碱、含氧酸盐受热分解制得。

3、两性氧化物：既能跟酸起反应生成盐和水，又能跟碱起反应生成盐和水的氧化物。例如氧化铝、氧化锌等，某些过渡元素的中间价态的氧化物，如Cr₂O₃和Mn₂O₃等也是两性氧化物。两性氧化物对应的水化物是两性氢氧化物。

4、酸性氧化物：能跟碱起反应，生成盐和水的氧化物。非金属氧化物多数是酸性氧化物，某些过渡元素的高价氧化物(如CrO₃、Mn₂O₇等)也是酸性氧化物。酸性氧化物也叫酸酐，例如SO₃叫硫酐，CO₂叫碳酐。酸性氧化物对应的水化物是含氧酸，如SO₃对应的水化物是H₂SO₄，CO₂对应的水化物是H₂CO₃，SiO₂对应的水化物是H₂SiO₃等。酸性氧化物多数能跟水直接化合生成含氧酸，少数酸性氧化物(如SiO₂)不能直接跟水反应。酸性氧化物一般由非金属直接氧化或含氧酸、含氧酸盐受热分解制得。

【说明】

1.除了有些稀有气体以外，实际上已制得所有元素的氧化物。根据不同的标准，氧化物有以下几种分类。

(1)按酸碱性分，一般分酸性氧化物(如三氧化硫)、碱性氧化物(如氧化钠)、两性氧化物(如氧化铝)和不成盐氧化物(如一氧化氮)。

(2)按价键特征分，有离子型氧化物(如氧化钠)和共价型氧化物(如二氧化碳)。

(3)按晶体结构分，有无限三维晶格氧化物(如二氧化钛)、层状晶格氧化物(如三氧化钼)、链状晶格氧化物(如三氧化铬)和分子结构氧化物(如二氧化碳)。

2.同种元素往往有几种不同价态的氧化物，如SO₂和SO₃，As₂O₃和As₂O₅，FeO、Fe₂O₃和Fe₃O₄等。在Fe₃O₄中，Fe有两种不同的价态，一般把Fe₃O₄看作是FeO·Fe₂O₃，经x射线研究证明，它是一种铁(Ⅲ)酸盐，化学式是FeⅡFeⅢ[Fe₃Ⅲ4]。

3.有人认为氧化物是指氧跟电负性比氧小的元素所形成的二元化合物。从这个观点看，OF₂不属于氧化物，而属于氟化物。

4.氧化物中还有过氧化物(如过氧化钠、过氧化氢)和超氧化物(如超氧化钾KO₂)。过氧化物和超氧化物都具有强氧化性。

5.有时氧化物的含义比较广泛，如NiFe₂O₄、YVO₄、 Y₃Al₅O₁₂等叫混合氧化物或多元氧化物。还有一类叫有机氧化物，如C₂H₄O₂叫环氧乙烷或氧化乙烯、C₃H₆O叫环氧丙烷或氧化丙烯。

6.同周期元素的氧化物，随着原子序数的递增，碱性减弱而酸性增强。同族元素的氧化物，随着原子序数的递增，碱性增强而酸性减弱。同种元素形成不同价态的氧化物时，随着价态的递增，氧化物的酸性增强。

【定义】简称酐。含氧酸脱水后生成的氧化物或羧酸的分子间和分子内脱水缩合而产生的有机物，都叫做酸酐。例如三氧化硫SO₃为硫酐，可看作H₂SO₄分子缩去一个分子水而成；五氧化二磷(P₂O₅)为磷酐，可看作两个H₃PO₄分子缩去三个水分子而成；醋(酸)酐(CH₃CO)₂O，可以看作由两个醋酸CH₃COOH分子缩去一个分子水而成。酸性氧化物也叫酸酐，但酸酐不一定是氧化物，例如醋酐。

【说明】

1.SO₃、N₂O₅、P₂O₅分别是 H₂SO₄、HNO₃、H₃PO₄的酸酐，叫做硫酸酐(简称硫酐)、硝酸酐、磷酸酐。酸酐中的成酸元素跟对应水化物(即含氧酸)中的成酸元素，如SO₃和H₂SO₄，N₂O₅和HNO₃，它们的化合价相同。

2.通常酸酐跟水化合而生成对应的酸。

SO₃＋H₂O =H₂SO₄        N₂O₅＋H₂O=2HNO₃

个别酸酐不能跟水反应，如SiO₂不溶于水，但H₂SiO₃的酸酐仍是SiO₂

3.有时候酸酐跟水结合能生成几种酸，则该酸酐同时成为几种酸的酸酐。例如，P₂O₅跟不同数目的水分子结合，能生成偏磷酸(HPO₃)、磷酸(H₃PO₄)和焦磷酸(H₄P₂O₇)等。

4.大多数含氧酸的酸酐是非金属氧化物，但也有一些是金属氧化物。例如高锰酸(HMnO₄)的酸酐是Mn₂O₇，重铬酸(H₂Cr₂O₇)的酸酐是CrO₃。

5.有机酸酐不是氧化物，例如，乙酸酐是由乙酸分子间脱水而得到的。有的有机酸酐是由分子内缩水而得到的。通常用脱水剂(如P₂O₅、乙酸酐)跟羧酸共热而脱水来制有机酸酐。

 【无机物】是无机化合物的简称，通常指不含碳元素的化合物。但少数含碳的化合物，如一氧化碳、二氧化碳、碳酸盐、氰化物等也属无机物。无机物大致可以分为氧化物、碱、酸和盐四大类。

【定义】又称化学元素。具有相同核电荷数（即相同质子数)的同一类原子的总称。现在已经发现108种元素，其中包括22种非金属元素和86种金属元 素，金属元素与非金属元素的区分是相对的，一些非金属元素也具有类金属（半金属)的性质。元素的最小单位是原子。大多数元素都有同位素，这是由于原子核内 的中子数不同引起的，如氢由质量数为1、2和3的三种同位素组成。在1940年以前，元素周期表中铀以后的元素（超铀元素)是不存在的，都是以后由人工合成的放射性元素。在自然界里元素以游离态和化合态两种形式存在，但大部分是以化合态存在的。

化合态：元素以化合物存在的形态。如水中氢元素和氧元素都是化合态的。

【定义】碱中的氢氧根离子部分被中和的产物，它是由金属阳离子、氢氧根离子和酸根阴离子组成的。例如碱式氯化镁[mg(OH)Cl]、碱式碳酸铜[Cu₂(OH)₂CO₃]。

【说明】

1、Na₂CO₃溶液加入铜盐溶液得到绿色Cu₂(OH)₂CO₃沉淀。自然界存在的Cu₂(OH)₂CO₃俗称孔雀绿。

2、碱式盐的溶解度一般不大，但溶于强酸，受热的分解，例如：

Cu₂(OH)₂CO₃==2CuO＋CO₂↑＋H₂O

【定义】酸中的氢离子部分被碱中和的产物，它是由金属阳离子(或铵根离子)和酸式酸根离子组成，例如KHSO₄、NaHCO₃、NH₄HCO₃等。

【说明】

1、大多数酸式盐的溶解度大于正盐，例如Ba(HCO₃)₂、Ca(H₂PO₄)₂在水中易溶而BaCO₃、Ca₃(PO₄)₂难溶。NaHCO₃在水中 的溶解度小于CO₂，往饱和的Na₂CO₃溶液中通入足量CO₂，便可析出NaHCO₃晶体。

2、酸式盐的水溶液不一定显酸性。KHSO₄在水中完全电离出 H⁺、K⁺、SO₄^2－；NaHCO₃溶液中，HCO₃^－离子既能电离产生H⁺，又能水解产生OH^-，由于水解趋势大于电离趋势，溶液呈弱碱性；NaH₂PO₄溶液，水解趋势小于电离趋势，溶液呈弱酸性；

3、弱酸酸式盐有两性，既能跟酸反应，又能跟碱反应。例如：

Ca(H₂PO₄)₂＋2Ca(OH)₂==Ca₃(PO₄)₂↓＋4H₂O

NaHCO₃＋HCl==NaCl＋H₂O＋CO₂↑

4、含氧酸的酸式盐，其热稳定性一般小于正盐，大于相应的酸，例如：CaCO₃＞ Ca(HCO₃)₂＞ H₂CO₃

5、常温酸式盐可由多元酸与适量的碱式盐反应生成，例如：

NaOH＋CO₂==NaHCO₃

NaCl固＋H₂SO₄浓==NaHSO₄＋HCl↑

Ca₃(PO₄)₂＋4H₃PO₄==3Ca(H₂PO₄)₂

 【正盐】金属阳离子(或铵离子)和酸根阴离子组成的化合物。正盐是酸跟碱完全反应(中和完全)的产物。例如，磷酸与氢氧化钠完全反应：

H3PO4+3NaOHNa3PO4+3H2O

若多元酸未被碱完全中和，则生成酸式盐：

H3PO4+NaOHNaH2PO4+H2O

H3PO4+2NaOHNa2HPO4+2H2O

多元碱未被酸完全中和，则生成碱式盐：

Mg(OH)2+HClMg(OH)Cl+H2O

由此可见，多元酸(或碱)与碱(或酸)反应生成的盐，究竟是正盐、酸式盐，还是碱式盐，取决于反应物的物质的量之间的比值。参看酸式盐、碱式盐。

【两性氢氧化物】既能跟酸反应，又能跟碱反应，分别生成盐和水的氢氧化物，例如Al(OH)₃和Zn(OH)₂。两性金属氢氧化物都难溶于水。Al(OH)₃ 溶于盐酸生成铝盐，溶于NaOH溶液生成偏铝酸盐。

Al(OH)₃＋3HCl=AlCl₃＋3H₂O

Al(OH)₃＋NaOH=NaAlO₂＋2H₂O

氢氧化物的两性是由它既能进行酸式电离，又能进行碱式电离决定的，例如Al(OH)₃在水中：

AlO₂^－ ＋H^＋ ＋H₂OAl(OH)₃Al^3＋ ＋3OH^－

未溶的Al(OH)₃与两种电离产生的离子建立动态平衡。当加入盐酸时，平衡向右移动，Al(OH)₃继续溶解，发生碱式电离产生OHˉ，与盐酸中和生成AlCl₃和H₂O；当加入NaOH溶液时，平衡向左移动，Al(OH)₃也继续溶解，发生酸式电离产生H^＋ 与NaOH中和生成NaAlO₂和H₂O。Al(OH)₃是典型的两性氢氧化物，它的酸性和碱性都很弱。

两性氢氧化物表现酸性时，可写成酸的形式，例如H₃AlO₃、H₂ZnO₂。一些非金属氢氧化物以酸性为主，一般写酸的形式，例如亚砷酸(H₃AsO₃)。

 【络合物】含有络离子的一类复杂化合物，例如冰晶石Na₃[AlF₆]、硫酸四氨合铜(II)[Cu(NH₃)₄]SO₄、氢氧化二氨合银[Ag(NH₃)₂]OH等。上述络合物的化学式中，用方括号括起的部分叫络离子，是络合物的内界，方括号以外的部分是络合物的外界。络离子是由中心离子(或原子)和配位体以配位键结合而成。常见的中心离子是过渡元素离子如Fe²⁺、Fe³⁺、Cu²⁺、Ag⁺、Hg²⁺等；常见的配位体有F^-、Cl^-、C_n^-、SCN^-离子和NH₃·H₂O等分子。它们之间容易形成络离子如[Fe(SCN)]²⁺、[Ag(NH₃)₂]⁺、[Cu(H₂O)₄]²⁺等。络合物的内界与外界以离子键结合，络合物溶于水时，完全电离产生络离子：[Ag(NH₃)₂]OH[Ag(NH₃)₂]⁺＋2OH^-

络离子比较稳定，在水溶液中部分电离。

[Ag(NH₃)₂]⁺Ag⁺＋2NH₃

络合物普遍存在。例如人体中的血红素是Fe³⁺的络合物，植物体内的叶绿素是Mg²⁺的络合物。络合物广泛应用于工农业生产和科学技术，例如金的提取、电镀、照相技术，离子的鉴定和测定等。络合物，现称为配位化合物，简称配合物。

【同素异形体】(亦称同素异性体)同种元素组成的不同单质，例如石墨和金刚石、氧气和臭氧、白磷和红磷等。同素异形体的分子组成或晶体结构不同，它们的物理性质和化学性质有明显的区别，

    例如金刚石是由碳原子以共价键连接形成的正四面体空间网状结构的原子晶体；石墨是一种层状结构的过渡型晶体，层内碳 原子以共价键结合形成正六边形网状结构，层与层之间距离较大，相当于分子间力的作用。金刚石是硬度最大的物质，不能导电；而石墨的硬度较小，层之间可以相 对滑动，导电性好，化学性质较金刚石活泼。

    又如白磷和红磷，白磷是由正四面体结构的分子(P₄)组成，为白色腊状固体，有剧毒，易溶于CS₂，着火点低(40℃)，在空气中可自燃；红磷是较复杂的层状晶体，红色粉末，无毒，不溶于CS₂，着火点240℃。隔绝空气加热温度升至260℃时，白磷转变成红磷，红磷受热在416℃时先升华，蒸气冷却又变为白磷。

   O₂和O₃的分子组成不同，O₃是较O₂更活泼的氧化剂。

【定义】元素周期表是元素周期律用表格表达的具体形式，它反映元素原子的内部结构和它们之间相互联系的规律。元素周期表简称周期表。

【说明】

1.元素周期表有很多种表达形式，目前最常用的是维尔纳长式周期表（见图)。元素周期表有7个周期，有16个族和4 个区。

2.元素在周期表中的位置能反映该元素的原子结构。周期表中同一横列元素构成一个周期。同周期元素原子的电子层数等于该周期的序数。同一纵行（第Ⅷ族包括3个纵行）的元素称“族”。族是原子内部外电子层构型的反映。例如外电子构型，IA 族是ns¹，IIIA族是ns²np¹，O族是ns²np⁶，IIIB族是(n一l)d¹ns²等。

3.元素周期表能形象地体现元素周期律。根据元素周期表以推测各种元素的原子结构以及元素及其化合物性质的递变规律。当年，门捷列夫根据元素周期表中未知元素的周围元素和化合物的性质，经过综合推测，成功地预言未知元素及其化合物的性质。现在科学家利用元素周期表，指导寻找制取半导体、催化剂、农药、新型材料的元素及化合物。

【电负性】 分子中原子对成键电子吸引能力的相对大小的量度。目前有三套电负性数据：鲍林（Linus Pauling)电负性，用x^p表示；密立根（Mulliken)电负性，用x^M表示；阿莱-罗周（Allred-Rochow)电负性，用x^A表示。三套电负性数据，是在不同的基础上计算出来的，因此它们的数值不完全相同，但都能反映元素的原子在化合物中吸引电子的能力。

【说明】
1. 元素电负性的值是个相对的量，它没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强,反之就弱。同周期主族元素电负性从左到右逐渐增大,同主族元素的电负性从上到下逐渐减小。
2. 元素电负性的概念最先是由鲍林(Linus Pauling, 1901— 1994)于1932年在研究化学键性质时提出来的。他指定电负性最大的氟的值为4. 0，然后根据键能推算其他元素的相对电负性的数值。后来又有人作了更精确的计算，对鲍林的电负性值作了修改。1934 年，马利肯（Robert. Sanderson Mulliken, 1896—)采用 电离能（I）和电子亲和势(EA)结合的方法求出电负。1957年， 阿莱-罗周(Allred-Rochow)又根据原子的有效核电荷(Z*)对成 键电子的静电引力算出一套电负性数据X_AR。他们所用公式是 X_AR=0. 359z*/r² + 0. 744，式中r是原子的共价半径(10^-10米)。
3. 现行中学课本上的元素电负性(X_F=4.0, X_Cl = 3.0, X_Cs =0.7…)是鲍林最早的标度值。由于键能值已几经修改,现今书刊上的数据已不是原先的数据，已作适当的修正。
4. 元素的原子在不同分子中的价态、所带电荷量以及相应轨 道杂化方式等因素都会影响原子吸引电子的能力，因此每一元素的电负性实际表现不是一成不变的。
5. 根据元素电负性大小可判别化合物分子中键的性质。 两种元素的电负性差值(X_A—X_B)越大,形成键的极性越强。鲍林曾对A—B键的离子性大小提出如下经验方程式。

【定义】指基态的气态原子、离子或分子得到一个电子所释放的能量。元素的电子亲合能指元素的气态原子得到一个电子变为气态-1价阴离子所释放的能量。从电子亲合能数据可以判断元素的原子得电子的难易。非金属元素一般具有比较大的电子亲合能。因此，非金属元素的原子比金属元素的原子容易得电子。

【说明】

1. 电子亲和势的常用符号恰好同热力学惯用符号相反。热力学上把放出能量取为负值,例如，氟原子F(g) +e-→F^-(g), ΔH= - 322kJ/mol。而氟的电子亲和势（EA)被定义为 322kJ/mol。为此,有人建议元素的电子亲和势是指从它的气态阴离子分离出一个电子所吸收的能量。于是，氟离子F^-(g) -e-→F(g), ΔH= 322 kJ/mol。两者所用符号就趋于统一。可以认为,原子的电子亲和势在数值上跟它的阴离子的电离能相同。
2. 根据电子亲和势数据可以判断原子得失电子的难易。非金属元素一般具有较大的电子亲合势,它比金属元素容易得到电子。
3. 电子亲和势由实验测定,但目前还不能精确地测得大多数 元素的电子亲和势。
4. 元素的电子亲和势变化的一般规律是：在同一周期中，随着原子序数的增大,元素的电子亲和势一般趋于增大,即原子结合电子的倾向增强,或它的阴离子失去电子的能力减弱。在同一族中,元素的电子亲合势没有明显的变化规律。当元素原子的电子排布呈现稳定的s²、p³、p⁶构型时,EA值趋于减小，甚至ⅡA族和零族元素的EA都是负值，这表明它们结合电子十分困难。
5. 在常见氧化物和硫化物中含有一2价阴离子。从0^-(g) 或S^-(g)结合第二个电子而变成0^2-(g)或S^2-(g)时，要受到明显的斥力，所以这类变化是吸热的。即0^-(g) +e- → 0^2-(g),ΔH= 780kJ/mol；S^-(g) +e- → S^2-(g),ΔH= 590kJ/mol；这些能量能从形成氧化物或硫化物晶体时放出的晶格能得到补偿。

【定义】又称离子有效半径，是通过实验测定的。一般认为的离子半径是：离子晶体中相邻的两个正负离子的核间距是正负离子的半径之和。若核间距为d，则d=r^＋＋r^－（r^＋，r^-分别代表正负离子的半径)。已知一个离子的半径和核间距，就可以求出另一离子的半径。原子失去电子形成的阳离子的半径比其原子半径小，如Na原子半径为 1.537×10^－10米，而Na⁺离子半径为0.95×10^-10米。原子得到电子形成的阴离子的半径比其原子半径大，如Cl原子半径为0.99×10^-10米，而Cl^-离子的半径为1.81×10^-10米。

【说明】
1.由于电子的波动性,离子不可能有确切的界面，所以很难确定它的真正半径。又因离子具有(或近似具有)球对称电子云，通常把阳、阴离子不等径圆球相切时的核间距作为两个离子的离 子半径的和。因此,离子半径指离子在晶体中的“接触”半径。
2.离子并非钢性圆球。为了使阳、阴离子在晶体中各跟尽可能多的异号离子接触，从而使体系的能量尽可能低，阳、阴离子必须在不同晶体中采用不同的密堆积方式。同一种离子在不同晶型 中表现的“接触”半径也有不同。一般所说的离子半径，是以NaCl型离子晶体为标准的数值。
3.阳离子是由原子失去电子而形成的，它的半径总比相应原子半径小(rNa⁺=95pm, rNa=l57pm)。阴离子半径因最外层电子数增多，它比相应的原子半径大(如rCl^- =181pm, rCl=99pm)。一般来说,阳离子半径较小，阴离子半径较大。
4.周期表中各元素的离子半径变化规律有：
(1)同一周期中阳离子半径随价数增加而减小,而阴离子半径随价数降低略有减小。
(2)同族元素的离子半径从上到下逐渐增大。
(3)周期表中左上方和右下方对角线上元素的相应价态离子 (如 Na⁺、Ca²⁺和 Y³⁺ ;Ti⁴⁺ 、Nb⁵⁺和 W⁶⁺;Li⁺ 和Mg ²⁺ 等)的离 子半径比较接近。 ， 
(4)同种元素阳离子的价态越高,半径越小(rFe²⁺ = 76pm, rFe³⁺ = 64pm) 
(5)同价镧系元素的离子半径随原子序数的增加而减小。因此,镧系后的元素跟前一周期的同族元素(如锆和铪、铌和钽、钼和钨)离子半径大致相等。这跟规律(2)所述有所不同

【分子间作用力】又称范德华(Van der Waals)力。是物质分子间存在着的作用力, 无方向性, 无饱和性。是短程作用力, 其范围约3～5×10^-10 米。分子间作用力比化学键的键能要弱得多, 比化学键的键能小一、二个数量级。分子间作用力有取向力、诱导力和色散力三种, 一般以色散力为主。分子间作用力是决定分子型物质的熔点、沸点、气化热、熔化热以及溶解度、表面张力、粘度等物理化学性质的主要因素。

【色散力】分子间作用力的主要成分。色散力普遍存在于各种分子之间。由于分子中电子不断运动和原子核的不断振动,经常发生电子云和原子核之间的瞬时相对位移, 因而产生了瞬时偶极。瞬时偶极虽然存在的时间极短, 但总是不断地出现。这种由瞬时偶极产生的分子间作用力叫色散力。色散力的大小和分子的变形性、电离势以及分子间的距离有关。

【取向力】分子间作用力的一种。存在于极性分子和极性分子之间。当两个极性分子相互接近时,一个分子带负电的一端要和另一个分子带正电的一端接近, 使极性分子有按一定方向排列的趋势。这种由极性分子的取向而产生的分子间作用力叫取向力。取向力的本质是静电引力,取向力的大小和分子的偶极矩(见偶极矩)的大小、温度及分子间的距离有关。

【诱导力】分子间作用力的一种。存在于极性分子与非极性分子之间以及极性分子和极性分子之间；离子和分子以及离子和离子之间。当极性分子和非极性分子接近时, 极性分子的偶极使非极性分子极化而产生诱导偶极, 这种由于诱导偶极而产生的作用力叫诱导力。极性分子之间, 离子和分子以及离子和离子之间也会产生诱导力。诱导力的大小和分子的偶极矩、变形性及分子间距离有关。 

说明

1.分子间作用力首先是由荷兰物理学家范德华提出的，因此又叫范德华力。由于这种力的存在，常温下是气态的物质，在降温和加压时能够凝聚成液态，再能凝结成固态的分子晶体。在发生物态变化时分子的组成不变，只是分子间距离缩短（或伸长），分子的运动逐步由无序向有序（或者相反）过渡。

2.分子间作用力约比化学键的作用力小1一2个数量级。分子间作用力约为每摩尔几个到几十个千焦，作用力范围约为300 一500 pm。

3.分子间作用力来源于分子间的取向力、诱导力和色散力。取向力只存在于极性分子间，是极性分子间靠具有电性的永久偶极间的相互作用。诱导力存在于极性分子间和极性分子与非极性分子间。非极性分子受极性分子偶极电场的影响，能使正、负电荷中心发生位移，产生诱导偶极。诱导偶极和极性分子永久偶极间的作用力就是诱导力，又叫变形极化作用力。色散力又叫瞬时极化作用力，普遍存在于各种分子之间，因为非极性分子也会由于电子运动和原子核振动而发生瞬时相对位移而形成瞬时偶极，于是瞬时偶极间发生相互作用。

分子中三种作用力哪种占优势，取决于相互作用分子的极性和变形性。例如，在卤化氢(HF除外）分子中，HCl分子的极性最大，它的诱导力和取向力也最大；HI的变形性最大，它的色散力最大。极性小的分子间主要存在色散力，取向力和诱导力占的比重极小；极性大的分子之间，取向力和诱导力所占比重明显增大。

4.分子间作用力是决定物质物理性质（如熔点、熔化热、沸点、气化热、溶解度、表面张力和粘度等）的主要因素。因此，可以根据相似物质的分子间作用力大小来推断这些物质物理性质的递变规律。

【定义】氢键是特殊的分子间或分子内的作用。它是由极性很强的A一H键上的氢原子跟另F个键（可存在于同一种分子或另一种分子中）上电负性很强、原子半径较小的B原子（如F、O、N 等）的孤对电子之间相互吸引而成的一种键(A一H…B)。

【说明】

1.当电负性很大的F、O、N原子和H形成极性很强的F一H、0一H、N一H键时，它们中共用电子对基本上偏向于这些电负性大的原子一边，使H原子几乎成为“裸露”的氢核。氢核的半径很小，带δ+的氢核对另外的F、O、N原子有强烈的静电作用，这就形成氢键。

2.氢键可以用A一H…B表示。A和B可以是同种原子，也可以是不同种原子，但都是电负性较大、半径极小的非金属原子。表示式中的实线表示共价键，虚线表示氢键。H和B两原子中心的距离就是氢键的键长。氢键的键能一般小于40kJ/mol，共价键的键能小得多，比较接近分子间作用能。因此氢键不属于化学键，而属于一般分子间力范畴。

3-在A一H…B中，为了使A和B原子中电子云之间斥力最小，所成氢键较强，体系较稳定，A和B应尽量距离远一些，故A一H…B必须在同一直线上。这表明氢键有方向性。另外，H 的原子半径比A和B小得多。当形成A一H…B后，如再有另外的A或B靠近它们时，这个原子的电子云会受原先氢键中A、B 中电子云的排斥，因此一个H原子不能再形成第二个氢键。这表明氢键具有饱和性。

4．氢键的强弱跟A、B元素的电负性和原子半径大小有关。半径越小、电负性越大，形成的氢键越强。碳原子的电负性较小，一般不易形成氢键。氯原子的电负性虽大，但原子半径较大，因而形成的氢键也很弱。

5.用氢键的形成可以解释水、氢氟酸、氨等沸点的反常现象，解释醇、甲酸、乙酸沸点较高以及氨、低级醇易溶于水的原因。因此，氢键的形成会使化合物的性质（如熔点、沸点、溶解度）发生很大变化。由于一般的糖、蛋白质、脂肪中都含有氢键，因此氢键在生物化学中有特别重要的意义。

6. 当在苯酚的邻位军有一CHO、一COOH、一N0₂等基团时，酚羟基中的氢原子可能跟这些基团中的氧原子形成分子内氢键，生成螯合环。如硝酸分子内的氢键： 

【定义】由分子中正、负电荷重心是否重合，会引起分子有、无极性的现象。

【说明】

1. 当整个分子中正、负电荷重心不相重合时，就形成两个“极”。这正、负两极叫做偶极。这样的分子是有极性的。如果正、负电荷重心相重合，这样的分子没有极性。

2.分子极性的强弱可用分子偶极矩μ来度量。分子的偶极矩越大，分子的极性越大。

3.由同种原子组成的双原子分子没有极性，μ=0。
由典型的金属和典型的非金属组成的气态离子型分子，正、负电荷的重心的分离程度就足够大，这是极性分子的一种极端情况。
由不同原子组成的共价型双原子分子都有极性，μ≠0。分子极性的大小随两元素电负性差的减小而减小。例如，从HF到HI，μ不断减小。
在多原子分子中，如果各个键的偶极矩矢量和为0，分子没有极性，例如CO2是直线形分子(O=C=O)，分子中两个C=O极性键对称地分布在碳原子的两边，两个键的极性互相抵消，CO2是非极性分子。三氟化硼分子为平面正三角形，甲烷分子是正四面体结构，这些分子由于结构对称，键的极性互相抵消，正、负电荷重心重合，均为非极性分子。

 【定义】正、负电荷中心间的距离r和电荷中心所带电量q的乘积，叫做偶极矩μ=r×q，它是一个矢量，方向规定为从正电荷中心指向负电荷中心。偶极矩的单位是D(德拜)。

 【说明】

    1.根据讨论的对象不同，偶极矩可以指键偶极矩，也可以是分子偶极矩。分子偶极矩可由键偶极矩经矢量加法后得到。

    2.实验测得的偶极矩可以用来判断分子的空间构型。例如，同属于AB₂型分子，C0₂的μ=0，可以判断它是直线型的；H₂S 的μ≠0，可判断它是折线型的。

    3.可以用偶极矩表示极性大小。键偶极矩越大，表示键的极性越大；分子的偶极矩越大，表示分子的极性越大。

    4.一些常见气态分子的偶极矩μ(D)

偶极矩

 【电子云】是一种形象化的比喻，电子在原子核外空间的某区域内出现，好象带负电荷的云笼罩在原子核的周围，人们形象地称它为“电子云”。电子是一种微观粒子，在原子如此小的空间(直径约10^-10 米)内作高速运动，核外电子的运动与宏观物体运动不同，没有确定的方向和轨迹，只能用电子云描述它在原子核外空间某处出现机会的大小。下左图为氢原子的1s电子云，用小黑点表示氢原子外一个电子在核外某空间单位体积内出现机会的多少，离核近处，黑点密度大，电子出现机会多，离核远处，电子出现机会少。下右图为氢原子1s电子云的界面图，电子出现机会的90％在界面内。电子云有不同的形状，分别用符s、 p、 d、 f表示，s电子云呈球形，在半径相同的球面上，电子出现的机会相同，p电子云呈纺锤形(或亚铃形)，d电子云是花瓣形，f电子云更为复杂。

【定义】

1.原子核里质子数相同而中子数不同的同种元素的原子互称同位素。

2.多核素元素中的不同核素互称同位素。

3.同一元素中质量数不同的一些原子品种。

例如氢有三种同位素，¹ H氕、² H(或写作D)氘又叫重氢、³ H(或写作T)氚又叫超重氢；碳有多种同位素，例如¹² C、¹³ C、¹⁴ C等。在19世纪末先发现了放射性同位素，随后又发现了天然存在的稳定同位素，并测定了同位素的丰度。大多数天然元素都存在几种稳定的同位素。同种元素的各种同位素质量不同，但化学性质几乎相同。许多同位素有重要的用途，例如¹² C是作为确定原子量标准的原子；² H、³ H是制造氢弹的材料；²³⁵ U是制造原子弹的材料和核反应堆的原料。同位素示踪法广泛应用于科学研究、工农业生产和医疗技术方面，例如用¹⁸ O标记化合物确证了酯化反应的历程，¹³¹ I用于甲状腺吸碘机能的实验等。

【说明】
1．同位素(isotope)一词来源于希腊文Iso(相同）τοποs(位置），因为同位素的核电荷数相同，即原子序数相同，在元素周期表中占有同一位置。

2. 同位素概念最早由英国放射化学家索迪(Frederick，Sod-dy，1877一1956)在1913年提出。目前已知的天然元素中：大多素有稳定的同位数。

3.在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素的原子百分比一般是不变的。元素实际上是各种稳定同位素的“混合物”。

4.到目前已发现的元素中，存在约300种射性同位素多达1500种以上。

5.同位素的化学性质相似。人们利用放射性同位素合成标记化合物，标记化合物的示踪原子在化学、生物学、医学、工业与农业中有广泛的应用。

【键的极性】 两个原子形成共价键时，由于原子吸引电子的能力不同，共用电子对偏向原子的一方，吸引电子能力强的原子带部分负电荷，吸引电子能力弱的原子带部分正电荷，共价键有了极性，称为极性共价键，简称极性键。共价键的极性与两成键原子吸引电子的能力(即电负性)的差值有关。同种元素的原子成键时，两原子吸引电子的能力相同，电子对无偏向，形成非极性共价键；不同种元素的原子成键时，共用电子对偏向吸引电子能力强的原子，形成极性共价键。两原子吸引电子能力的差值越大，键的极性越强，当这种差值大到一定程度时，电子从一个原子转移到另一个原子，共价键转变成离子键。

H－H      H－I     H－Br    H—Cl     H－F     Na⁺ F^-

【定义】表示原子或离子最外层电子结构的式子。原子的电子式是在元素符号的周围用小黑点(或×)表示原子的最外层电子，例如钠原子的电子式为Na·。离子的电子式与原子的电子式的写法略有不同，简单阳离子是由原子失去最外层电子后形成的，一般用离子符号表示，例如Na^＋ 、Mg^2＋ 。简单阴离子和带电的原子团的电子式必须加方括号，并在括号的右上角标出该离子所带电荷的电性和电量，

例如氢氧根离子的电子式为

运用电子式还可以表示共价化合物分子、离子化合物以及烃基和官能团等结构，例如NH₃、C₂H₂、Na₂O₂、Na^＋ 、—C₂H₅、－OH的电子式分别为：

由多个原子组成的化合物或基团的电子式中，元素符号周围小黑点的总数应该等于电子式中所有原子最外层电子数之和。

【说明】

1.电子式是美国科学家路易斯(Gilbert Newton Lewis,1875~1946)首先提出的,所以又叫路易斯式。

2.电子式一般只适用于表示主族元素的原子或离子,以及由它们构成的离子化合物和共价化合物。

3.用电子式可以比较简便和形象地表示离子化合物和共价分子的形成过程。

【等电子体】具有相同电子数的分子或离子称等电子体。例如，都含有14个电子的CO和N₂两种分子，就是等电子体。在一般情况下，等电子体在分子轨道中的电子排布和成键情况是相似的，这一规律称作等电子原理。由于等电子体具有相似的结构，所以在性质上也有许多相似之处。如：

　　　 另外，如NO₃^－和CO₃^2－也是等电子体或称等电子离子，它们的几何构型都是平面三角形；PO₄^3－、SO₄^2－、ClO₄^－三种等电子离子的几何构型都是正四面体。

【定义】由同种分子结合成较复杂的分子，但又不引起化学性质改变，这种现象叫做分子缔合。

【说明】

    1.HF、NH₃、H₂O等分子容易发生分子缔合，主要原因是形成了氢键。形成的分子叫缔合分子。分子发生缔合时放热。

    2. 水分子发生缔合，xH₂O(H₂O)_x十热量。在固态时，大量水分子以氢键互相连接成巨型缔合分子。其中每个氧原子跟两个氢原子紧靠，形成O-H键（键长为101 pm，键角为109°28'，比原来104.5°稍稍扩张），而跟另外两个氢原子相距很远，形成键长276 pm 的氢键。这个结构向空间无限周期性地延伸，就形成冰晶体。冰的结构比较疏松，出现密度比水小的特殊性质。

    当冰熔化成液态水时，部分氢键遭到破坏，部分缔合作用消除，但仍有许多运动自由的、以氢键结合的小集团（x=2，3，4，…），不断地变动、改组，且可堆积得较为紧密。因此冰熔化时体积反而缩小。

    在气态时，缔合作用完全消失，水就以单个分子存在。

    3.分子缔合作用除了形成氢键的原因外，还可以通过极性分子中偶极的相互作用，以及通过形成配位键（如AlCl₃二聚体）而缔合。

【现代价键理论】又称电子配对理论或电子配对法，简称VB法（Valence Bond Theory)。基本要点如下：

（1)原子带有未成对且自旋相反的电子相互接近时，核间电子云密度较大，可形成稳定的化学键。

（2)共价键有饱和性，一个原子有几个未成对电子，就能和几个自旋相反的电子配对成键，未成对电子都配对成键就达到饱和。

（3)共价键有方向性，即共价键尽可能沿着原子轨道最大重叠的方向形成，这也叫做“最大重叠”原理。轨道重叠越多，电子在两核间出现的几率就越大，形成的共价键就越稳定。

现代价键理论模型直观，易于人们接受，但解释某些分子形成（如H₂⁺,O₂）等遇到了困难。这些问题由于分子轨道理论的建立才得以解决。

【离子的极化作用】电荷相反的离子相互接近时就有可能发生极化，即它们在相反电荷的电场的影响下电子云发生变形。离子使异号离子极化而变形的作用称为该离子的极化作用。

离子极化作用的大小跟离子所带电荷的多少、离子半径大小及离子构型有关。一般离子所带电荷数越大，半径越小，外层电子的屏蔽作用越小，离子的极化作用就越大。通常阳离子的极化作用较强，因此在多数情况下应考虑阳离子对阴离子的极化作用。有的阴离子对阳离子也有显著的极化作用，而阳离子被极化后又对阴离子产生更强的极化作用。这样反复作用叫做离子的相互极化作用或附加极化作用。

离子的极化对化合物的键型、溶解度、熔点、颜色及化学稳定性都有一定的影响。

【元素的丰度】各种元素在地壳中平均含量的百分数，叫做元素的丰度。

说明 ：

1、美国化学家克拉克等在总结了世界各地5759个矿样的分析数据后，第一次提出元素在地壳中的平均含量值。为了纪念克拉克，人们把地壳中的元素丰度叫做克拉克值。

2、在88种天然元素中，12种元素(O、Si、Al、Fe、Ca、Na、K、Mg、H、Ti、C、Cl)占了地壳总重量的99.47%，其余66种元素共占0.53%。

3、克拉克值最初表示元素在地壳中质量百分比（叫质量克拉）。后来认为各种元素的原子所占的量对于在地壳中进行的化学作用来说显得更重要，这种元素原子的百分数叫原子克拉克值。地壳中原子数含量最多是O、Si、H、Al、Na、Ca、Fe、Mg等元素。

4、1917年哈金斯提出一个规律：偶数质子数元素的丰度大于邻近奇数质子数元素的丰度。例如，元素周期表的前28种元素中，偶数元素的质量占86.36%(原子数占73.86%)，奇数元素仅占13.64%(原子数占25.14%)。上述规律也有少数例外，如稀有气体都是偶数元素，但它们的丰度值都很小。这可能因为它们是气体，容易离开地壳的缘故。

【孤对电子】也称孤对电子。指分子或离子中某原子的最外层未共用的电子对。例如，NH₃分子中，N原子有一个孤电子对；H₂O分子中，O原子上有两个孤电子对：

【电子排布式】表示原子核外电子在每个电子层中各个亚层排布情况的式子。可清楚地表明各亚层中的电子数目。例如¹⁷Cl的电子排布式是1s²2s²2p⁶3s²3p⁵。

【说明】
 1.将K、L、M等电子层分别用1、2、3等数字表示。用s、p、d等符号表示各电子亚层,并在这些符号的右上角用数字表示各亚层上电子的数目。例如,氟原子的电子排布式是1s²2s²2p⁵。
2. 将电子排布式简化,还可以用来表示原子的特征电子构型 (或外围电子层排布)，每种元素的原子只有一种特征电子构型,即 每种特征电子构型只表示一种元素的原子。例如,氟原子的特征电子构型是2s²2p⁵，钙原子的特征电子构型是4s²，铁原子的特征电子构型是3d⁶4s²。
3. 电于排布式书写比较简便,但不能像轨道表示式那样能体现洪特规则和电子的自旋状态。

4.书写电子排布式时，要从左向右按电子层能量递增的顺序排列；每个电子层中的亚层是按s p d f能量递增的顺序排列；各电子亚层上的电子数标在亚层符号的右上角。

例如氮原子的电子排布式为1s²2s²2p³，它表示氮原子核外7个电子的排布情况，第一电子层(1s²)2个、第二电子层(2s²2p³)5个。

铁原子的电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²，铁原子核外26个电子，第一电子层(1s²)2个、第二电子层(2s²2p⁶)8个、第三电子层(3s²3p⁶3d⁶)14个、第四电子层(4s²)2个。

5.电子排布式的书写顺序与电子填入轨道的顺序不同，电子填入轨道的顺序是按能级递增的顺序，例如铁原子的8个价电子是先进入能量较低的4s能级，后进入能量较高的3d能级。铁原子的电子排布式是按电子层顺序先写3d⁶，后写4s²。

6.已知元素的核外电子排布式，便可推断元素的原子序数、核外电子总数、价电子构型以及它在周期表中的位置。元素所在的周期数等于电子排布式中最高的电子层数，元素所在的族数等于价电子数，例如氮元素处在第2周期、ⅤA族，铁元素处在第4周期、Ⅷ族。 

【能量最低原理】在不违背泡利原理的情况下，核外电子总是尽先排布在能量最低的轨道上，只有当这些轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道。在多电子原子中，电子能量的高低与主量子数n和角量子数l有关。当n≥3时，出现能级交错现象。

【泡利不相容原理】1925年由奥地利物理学家泡利(Pauli)提出。原理指出, 在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的电子, 即每个原子轨道最多只能容纳两个电子, 并且这两个电子的自旋必须相反。从而可得出, 第n层电子最多能容纳的电子数是2n² 个。

【定义】由两种或几种不同的单质或化合物机械混合而成的物质，叫做混合物。

【定义】冶金工业上习惯把铁、铬、锰以及它们的合金(主要指合金钢 及钢铁)叫做黑色金属。实际上纯净的铁与铬都是银白色的，而锰是银灰色的。之所以把它们叫做黑色金属,是因为钢铁表面常覆 盖一层黑色的四氧化三铁,而锰和铬又主要应用于冶炼合金钢，所 以人们把铁、铬、锰以及它们的合金叫做黑色金属。另外,人们专门把这三种金属及其合金归成一类，而把其余所 有的金属及合金归成有色金属,这是因为钢铁在国民经济中占有极其重要的地位,是衡量一个国家国力的重要标志之一;它的产量 约占世界上金属总产量的95%。铬是所有金属中最硬的,又是难腐蚀的金属。人们常把铬接 进钢里,制成又硬又耐腐蚀的铬钢。铬钢是建造机械、枪炮筒、坦克和装甲、车等的好材料。在炼钢时掺人12%以上的铬,再掺进一定量的镍,可以炼成不锈钢。铬还是电镀时(俗称克罗米)的必用金属。在炼钢时掺人约13%的锰，可炼出坚硬、强軔的锰钢。人们用锰钢制造钢磨、滚珠轴承、推土机与掘土机的铲斗等易磨损部件。高锰钢还用来制造钢盔、坦克钢甲和穿甲弹的弹头等。近年来,大洋底下的锰结核引起人们的广泛兴趣。锰结核中 含锰高达50%,铁为27%。据估计,太平洋底约有1000亿吨猛结 核。我国是世界上取得锰结核开采资格的国家之一。新中国成立以后，我国的钢铁工业得到了飞速的发展,到 1993年为止我国的钢产量已超过8868万吨,是新中国成立以前 最高年产量(1943年90万吨)的近89倍，年产量已跃居为世界第二位。

 【有色金属】除黑色金属以外的所有金属叫做有色金属。有色金属及其合金是现代材料的重要组成部分，它跟能源、信息技术关系密切,是发展国民经济,实现四个现代化必不可少的基础材料。据估计， 铜、铝、铅、锌、镍、锡、金和银8种有色金属的世界年产量仅为钢产量的5%,而其产值达到钢昀50%。

 【重金属】它一般指密度大于4.5 g/cm³的金属，包括铜、铅、锌、镍、钴、 锡、锑、汞、镉、铋。如果把金属分成铁和非铁金属两大类,锰、铬也可归人重金属。

 【轻金属】它一般指密度小于4.5 g/cm³的金属,包括铝、镁、钠、钾、钙、 锶、钡。按冶金工业中有色金属的分类法，密度小于4.5 g/cm³的金属并不都归入轻金属,如锂、铷、铯、铍归入稀有金属（分属稀有轻金属)，钛归入稀有金属中的难熔金属。

 【贵金属】贵金属是有色金属中的一类，包括金、银和铂族金属(钼、钌、 铑、钯、锇、铱)共8种。这些金属在地壳里的丰度低,分布稀散,彼此互溶共生,富集、分离和提纯都较困难,价格较贵,所以得名为贵金属。

大量的银从冶炼铜、铅、锌的阳极泥中回收，金和铂族金属主 要从处理砂矿和矿脉中获得。我国的铂族金属主要从铜、镍、硫化共生矿中回收获得。

 【稀有金属】稀有金属通常指在地壳中含量较少或分布稀散的金属。它们 难以从原料中经济地提取，制取和使用得很少,因此得名为稀有金 属。近半个世纪以来，稀有金属的研究、生产和应用迅速发展,有 些稀有金属已经不“稀”,如钛在现代技术中的应用日益广泛、产量增多，所以有人也把它列人轻金属。

 【不成盐氧化物】不能跟酸起反应,又不能跟碱起反应而生成盐和水,这类氧化 物叫做不成盐氧化物。例如,NO、CO属于不成盐氧化物。一氧化碳能跟氢氧化钠起反应，生成甲酸的钠盐。

【定义】能跟碱起反应而生成盐和水,这种氧化物叫做酸性氧化物。

【定义】能跟酸起反应,生成盐和水,这种氧化物叫碱性氧化物。

【定义】能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水，这种氧化物叫做两性氧化物。

【定义】由一定数量的配体(阴离子或分子)通过配位键结合于中心离子(或中性原子)周围而形成的跟原来组分性质不同的分子 或离子,叫做配合物。

2.现以[Cu(NH3)4]S04为例说明配合物的组成。

配合物

【定义】

【定义】它是元素在周期表中的序号，等于该元素原子的核内质子数。

【定义】零族元素包括氦(He)、氖(Ne）、氩(Ar)、氪(Kr)、氙(Xe)和 氡(Rn) 6种元素，因位于周期表的零族而得名。

【定义】以IIIB族镧为首的一系列元素叫镧系元素。它包括从原子 序数57到71共15种元素。这15种元素是镧(La)、铈(Ce)、镨 (Pr)、钕(Nd)、钷(Pm)、钐（Sm)、铕(Eu)、钆(Gd)、铽(Td)、镝 (Dy)、钬(Ho)、铒(Er)、铥(Tm)、镱(Yb)和镥(Lu)。通常以Ln代表镧系元素(所有的或各个的)。

【定义】以IIIB族锏为首的一系列元素叫锕系元素。它包括原子序数从89到103共15种元素。这15种元素是锕(Ac)、钍(Th)、 镤(Pa)、铀(U)、镎(Np)、钚(Pu)、镅(Am)、锔(Cm)、锫(Bk)、锎 (Cf) 、 锿(Es)、镄(Fm)、钔(Md)、锘(No)和镑(Lr)。通常以An代表锕系元素(所有的或各个的)。

【定义】由核电荷数相同的放射性同位素组成的元素叫放射性元素。 

【定义】原子序数大于92 (即铀元素）的元素统称铀后元素。 铀后元素又叫超铀元素。

【定义】 在自然界中未发现的只由人工核反应制取的元素，叫做人造元素。

电子是构成原子的基本粒子,带有1. 60218×10^-19库仑负电荷,是电量的最小单位,在原子单位中被定义为一个原子单位电荷,叫做电子电荷。电子的静止质量是9.110×10^-3Okg，这个数 值也被定义为1个原子单位质量。电子常用符号e表示。

 质子是构成原子的基本粒子,常用符号P表示。它和中子一起构成原子核,质子数+中子数=原子的质量数。质子带1个单位正电荷,它带的电量等于电子带的电量,只是电性相反。氢的原 子核就是质子,它的质量是1.6726×10^-27kg。约为电子质量的1836.2倍。原子中所有质子的质量和所有中子的质量之和，近似地等于原子的质量。

中子也是构成原子的基本粒子,常用符号n表示。它和质子一起构成原子核。中子是不带电的中性粒子,它的质量是1. 675×10^-27kg,比质子的质量略大,约为电子质量的1838.7倍。

 【原子核外电子排布】当原子处在基态时,原子核外电子的排布遵循三个原则：

【定义】
1. 它是带电的原子或原子团。
2. 它是由原子(包括原子团)或分子失去或得到电子后形成 的带电粒子。
【说明】
1. 原子失去电子后带正电荷,变成阳离子(或正离子)；得到电子后带负电荷,变成阴离子(或负离子)。带电的原子团如高锰 酸根离子(Mn0₄^-)、铜氨络离子{[Cu(NH₃)²⁺}等,后者用定义2就难以说明。
2. 简单离子有三个重要特征,它们对离子的性质有决定性的影响。
(1) 离子电荷  简单离子所带的电荷数,就是该元素的化合价。例如,Fe-2e-→Fe²⁺ , Fe²⁺带2个单位正电荷,铁的化合价是+ 2。Fe²⁺有还原性,而Fe³⁺有氧化性。
(2) 离子半径   测定离子化合物的核间距,可以算出离子的半径,如rI^-=216pm, rBr^-=195pm。I^-和Br^-有相同的最外电子层结构，但因rI^->rBr^- ，I^—容易失去电子，表现较强的还原性。
(3) 离子的电子层结构  离子的电子层结构有惰性气体构型 [如Na⁺ (2s²2p⁶), F^-(2s²2p⁶) ]、18电子构型[如Zn²⁺ (3s²3p⁶Sd¹⁰)、 Ag⁺ (4s²4p⁶4d¹⁰)]和不饱和构型[如 Pb²⁺ (6s²)、Fe²⁺ (3s²3p⁶3d⁶)] 三类
3. 离子一般存在于电解质溶液和离子化合物的熔融状态中。 在电弧、火焰或气体放电管中也能发现有简单离子或简单分子的离子。例如,在放电管或阴极射线中可以证明有H₂⁺

【定义】由不同种元素的原子间形成的共价键，叫做极性键。
【说明】
1.不同种原子,它们的电负性必然不同，因此对成键电子的吸引能力不同,共用电子对必然偏向吸引电子能力强（即电负性大)的原子一方，使该原子带部分负电荷（δ^- ),而另一原子带部分正电荷（δ⁺ )。这样,两个原子在成键后电荷分布不均匀,形成有极性的共价键。
2.极性键的表示方式可在原子的上方写δ+和δ-，键的极性大小用键偶极矩定量表示。 它是一个矢量,规定它的方向由带δ+的原子指向带δ-的原子， 其数值为所带电量δ和核间距(d)的乘积,单位为德拜(D)。例如,C-H键的0.4D; N—H键的5D; 0-H键的1.6D;H —F键1.91D。显然，H—F键的极性大大地强于C—H键。
3. 键的极性大小取决于两个原子吸引成键电子能力的差异程度。根据两种元素电负性差值△X可大体估计共价键的极性大小。一般认为：0<△X<1. 7,形成极性键；△X>1.7形成离子键;△X=0形成非极性键。由此看来,非极性键、极性键、离子键之间是个渐变过程。可以把离子键看作极性最强的极性键，两者既有本质差别,又没有严格的界限。
4. 由极性键形成的分子可以是极性分子,也可以是非极性分子,取决于分子本身结构的对称性。

【定义】由同种元素的原子间形成的共价键，叫做非极性键。
【说明】
1.同种原子吸引共用电子对的能力相等,成键电子云对称地分布在两核之间，不偏向任何一个原子,成键的原子都不显电性。
2.非极性键可存在于单质分子中（如H₂中H—H键、0₂中 0=0键、N₂中N☰N键)，也可以存在于化合物分子中(如C₂H₂中的C—C键)。
3.非极性键的键偶极矩为0。以非极性键结合形成的分子都是非极性分子。存在于非极性分子中的键并非都是非极性键。
4.由非极性键结合形成的晶体可以是原子晶体，也可以是混合型晶体或分子晶体。例如，碳单质有三类同素异形体:依靠C一C非极性键可以形成正四面体骨架型金刚石(原子晶体)、层型石墨(混合型晶体)，也可以形成球型碳分子富勒烯C₆₀(分子晶体)。

【定义】在以极性共价键结合的分子中,正、负电荷中心不重合而形成偶极，这样的分子叫做极性分子。
【说明】
1.分子的极性和分子类型以及空间构型的关系见下表。

极性分子

2. 以极性键结合的双原子分子或骨架结构不对称的多原子分子都形成极性分子。多原子分子的极性通常由键的极性和分子的空间构型两方面综合起来考虑。
3. 分子极性的大小能直接影响范德华力的大小，间接影响物质熔点、沸点的高低和物质的溶解度。
4. 极性分子的极性大小用分子偶极矩来度量。

【定义】以共价键结合,正、负电荷中心重合的分子,整不分子不显极性。这种分子叫非极性分子。
【说明】
1. 在非极性分子中,整个分子的电子云分布是对称的。
2. 同种原子组成的双原子分子是非极性分子。多原子分子中,如果各极性键的空间取向对称，极性互相抵消,也会形成非极性分子。
3. 以非极性键结合形成的单质分子都是非极性分子。
4. 分子类型和空间构型对分子极性的影响，参见下表。

非极性分子

【定义】在配合物中,跟配合物形成体（中心原子或离子)直接结合的配位原子总数,叫配位数。
【说明】
1. 直接结合的配位原子总数，就是各配位体配位原子数的总和。对单齿配体(即一个配体只有一个被结合的配位原子)来说， 配位数就是配体数。如果是双齿或多齿配体,一个配体上被结合的配位原子数不止一个，则配位数就不是配体数，但仍然是直接结合的配位原子数目。
2. 配位数跟中心原子、配体的大小和它们的氧化态有关。 一般说来，随中心原子(或离子)的半径增大,氧化态升高而配位数增大。同一种中心原子(或离子)在不同配合物中的配位数不是固定不变的，例如[CoCl₄]^2-和[Co(NH₃)₆]²⁺ ; [Ni(CN)₄]^2- 和[Ni(CN)₅]^3-
3. 除了中心原子和配位体的结构因素外，配合物形成的条件,如温度、浓度等对配位数也有影响。一般说,低温、高浓度有利于形成高配位数配离子。此外,配位数还跟化合物的物理状态、有没有聚合作用等因素有关。例如，固态的MoC1₅是双聚分子,Mo的配位数不是5而是6。
4. 目前发现的配合物中，配位数的范围从2〜12都有。其中以4、6为最多、最普遍;配位数为8的正在多起来,2、3、5、7较少见,9~12的更少见。五配位的在过渡金属为中心原子的配合物中也经常遇到,它可以形成双三角锥或四方锥形两种结构。
5. 在讨论各种类型晶体结构时,也常借用配位数这个名词， 系指一个原子(或离子)周围连接的其他原子(或异号离子）的数目。

【定义】原子在成键时受到其他原子的作用，原有一些能量较近的原子轨道重新组合成新的原子轨道，使轨道发挥更高的成键效能，这叫做轨道杂化。形成的新原子轨道叫做杂化轨道。
【说明】
1. 轨道杂化概念，是由美国化学家鲍林在1931年首先提出的，经过不断深化和完善，现已成为当今化学键理论的重要内容之一。 '
2. 杂化轨道的成键能力比原轨道的成键能力大大提高。因此由杂化轨道成键时给体系带来的稳定能,远远超过杂化时需要能量。
3. 由n个原子轨道参加杂化而形成n个能量相等、成分和形状完全相同，仅空间方位不同的杂化轨道，这样的杂化方式叫等性杂化。不同的等性杂化方式会形成不同几何构型的分子结构。例如，1s个轨道，3个p轨道发生sp³杂化，形成4个sp³杂化轨道，这样形成的分子呈正四面体构型。由sp²杂化形成的分子呈平面三角形，由sp杂化形成的分子呈线型。过渡元素常有d轨道参与杂化，如由d²sp³杂化形成的正八面体分子，由d²sp²杂化形成的平面正方形分子，由dsp³杂化形成的三角双锥分子。
4. 当原有能量较近的原子轨道没有全部参加杂化时,如 sp²、sp杂化,就会有多余的p轨道留下来进行侧面重叠，形成Π型轨道或多中心离域大Π轨道。

5.如果原有的价电子层上有富余的价电子（如N、0、C1 等)，则常形成不完全等同的杂化轨道。这些轨道除了空间方位不同外,能量、成分、形状都不完全相同。其中有的用以成键，有的被自已的孤对电子占用，如H₂O、NH₃分子等。H₂O分子中氧原子 采取不等性作sp³杂化,形成四个不完全等同的杂化轨道,其中两两 等价,分别和两个氢原子成键及被氧原子的两对孤对电子占有。 这些被孤对电子占用的杂化轨道,在合适的条件下也能再跟另一 原子的空轨道形成配位键,如H₃0⁺、NH₄⁺等。

【定义】在单原子分子或以共价键结含的分子中，分子和分子之间存在的一种比化学键弱的相互作用力,叫做分子作用力。
【说明】
1. 分子间作用力首先是由荷兰物理学家范德华提出的，因此又叫范德华力。由于这种力的存在,常温下是气态的物质,在降温和加压时能够凝聚成液态,再能凝结成固态的分子晶体。在发生物态变化时分子的组成不变,只是分子间距离缩短(或伸长),分子的运动逐步由无序向有序(或者相反)过渡。
2. 分子间作用力约比化学键的作用力小1〜2个数量级。分子间作用力约为每摩尔几个到几十个千焦,作用力范围约为300〜500 pm
3. 分子间作用力来源于分子间的取向力、诱导力和色散力。 取向力只存在于极性分子间,是极性分子间靠具有电性的永久偶 极间的相互作用。诱导力存在于极性分子间和极性分子与非极性分子间。非极性分子受极性分子偶极电场的影响,能使正、负电荷中心发生位移,产生诱导偶极。诱导偶极和极性分子永久偶极间的作用力就是诱导力，又叫变形极化作用力。色散力又叫瞬时极化作用力,普遍存在于各种分子之间，因为非极性分子也会由于电 子运动和原子核振动而发生瞬时相对位移而形成瞬时偶极,于是瞬时偶极间发生相互作用。
分子中三种作用力哪种占优势,取决于相互作用分子的极性和变形性。例如,在卤化氢(HF除外)分子中,HC1分子的极性最大,它的诱导力和取向力也最大;HI的变形性最大,它的色散力最大。极性小的分子间主要存在色散力,取向力和诱导力占的比重极小；极性大的分子之间，取向力和诱导力所占比重明显增大。
4. 分子间作用力是决定物质物理性质(如熔点、熔化热、沸 点、气化热、溶解度、表面张力和粘度等)的主要因素。因此,可以根据相似物质的分子间作用力大小来推断这些物质物理性质的递变规律。

【定义】含有结晶水的固体物质,叫做水合物(曾用名：结晶水合物)。
【说明】
1. 结晶水合物中的水分子是以确定量存在的，如FeCl₃•6H₂0、FeS0₄•7H₂0、Ba(OH)₂•8H₂0 和 ZnS0₄•7 H₂0等。 因此,结晶水合物是纯净物。
2. 水合物中的水分子有各种结合方式。一种是作为配位体， 配位在金属离子上，叫配位结晶水。另一种结合在阴离子上,叫阴离子结晶水。例如，CuSO₄•5H₂0加热到113°C,只失去4分子水，加热到258°C才能脱去最后1分子水。由此推断，它的结构是 [Cu(H₂O)₄]²⁺ [SO₄(H₂O)]^2- 。

【概述】两个原子轨道沿键轴方向重叠而形成的一种以两个原子核之间的直线为对称轴的共价键叫σ键。构成σ键的电子叫σ电子。σ键是原子轨道沿轴向重叠的, 具有较大的重叠程度, 因而比较稳定。σ键可以自由旋转, 而不影响电子云的分布。

【定义】由两个相同或不相同的原子轨道沿轨道对称轴方向相互重叠而形成的共价键,叫做σ键。下面是它的形成示意图。

σ键

【说明】
1. σ键是原子轨道沿轴方向重叠而形成的，具有较大的重叠程度，因此σ键比较稳定。σ键是能围绕对称轴旋转,而不影响键的强度以及键跟键之间的角度(键角)。
2. 根据分子轨道理论，两个原子轨道充分接近后，能通过原子轨道的线性组合，形成两个分子轨道。其中，能量低于原来原子轨道的分子轨道叫成键轨道， 能量高于原来原子轨道的分子轨道叫反键轨道。以核间轴为对称轴的成键轨道叫σ轨道， 相应的键叫σ键。以核间轴为对称轴的反键轨道叫σ^* 轨道， 相应的键叫σ^* 键。分子在基态时，构成化学键的电子通常处在成键轨道中，而让反键轨道空着。

【概述】成键原子的未杂化的p轨道, 通过平行侧向重叠所形成的共价键叫π键。两个p轨道侧向重叠, 其重叠程度比轴向重叠的σ键小, 稳定性不如σ键, 两个p轨道在平行时才能较大地重叠, 当形成π键的两个原子以核间轴为轴相对旋转时, 会使p轨道重叠程度减小, 导致π键的破坏, π键电子云密集在核间轴平面的上面和下面两部分, 受两核的吸引力较弱, 有较大的流动性。

【定义】成键原子的未杂化p轨道，通过平行、侧面重叠而形成的共价键，叫做π键。它的示意图如下。

【说明】
1. π键是由两个p轨道从侧面重叠而形成的，重叠程度比σ键小,所以π键不如σ键稳定。当形成π键的两个原子以核间轴为轴作相对旋转时，会减少p轨道的重叠程度，最后导致π键的断裂。
2. 根据分子轨道理论，两个原子的p轨道线性组合能形成两个分子轨道。能量低于原来原子轨道的成键轨道π和能量高于原来原子轨道的反键轨道π^* ,相应的键分别叫π键和π^* 键。分子在基态时，两个P电子（π电子)处于成键轨道中，而让反键轨道空着。

π键

【高分子溶液】高分子化合物溶于适当的溶剂中可形成高分子溶液。高分子溶液具有双重性质, 一方面由于这种分散相微粒大小与溶胶粒子相近, 表现出溶胶的某些特性；另一方面高分子溶液是分子分散体系, 又有某些真溶液的特点。

高分子溶液和胶体溶液有许多不同之处：

(1)高分子溶液是单相体系, 胶体是多相体系。

(2)高分子溶液分散相极易溶剂化, 这是因为高分子化合物组成中, 常含有大量亲水基团, 如—OH、－COOH、－NH₂等, 而胶体微粒的溶剂化能力比高分子化合物弱得多。

(3)高分子溶液中分散相微粒一般不带电荷, 胶体微粒则是带电的, 高分子溶液的稳定性是它的高度溶剂化起了决定性作用。

(4)高分子化合物溶解的过程就是溶剂化过程, 当用蒸发的方法除去溶剂后再加入溶剂仍能自动溶解, 它的溶解过程是可逆的, 而胶体中的胶粒一旦凝聚, 一般很难或者不能用简单加入溶剂的方法使之复原。高分子溶液还有一项与真溶液和溶胶都不同的特性, 就是有较大的粘度。