【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。

【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】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： 

 【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。

【核外电子排布式】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。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。

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。

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。

【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的能量。

    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，1个s轨道，3个p轨道发生sp³杂化，形成4个sp³ 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d²sp³由形成的正八面体分子，由dsp²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、O、Cl 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，有的被自己的孤对电子占用，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H₃O⁺、NH₄⁺等。

【定义】在发生放射性衰变时，放射性元素的核素减少到原有核素的一半所需的时间叫做半衰期。

【说明】 
半衰期是放射性元素的一个特征常数，它一般不随外界条件（温度、压强）的变化，元素所处状态（游离态或化合态）的不同和起始元素质量的多少而改变。因为任何放射性核素的衰变都属一级反应，所以每一种放射性核素都有恒定的半衰期。各种放射性核素的半衰期相差很悬殊，例如，钋212的半衰期是0.3微秒，而钕144 的半衰期却达2.1×10^l5 年，相差10²⁹倍。理论上放性核素的原子数只有经历无限长的时间后才变为零。实际上经7个半衰期，原子数就降为原来的(1/2)⁷=1/128，一般可以忽略。半衰期反映了各放射性核素原子核稳定性的差异。在考古工常用半衰期计算古代文物或遗址的年代。

【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：

【轨道表示式】它用来表示原子核外电子排布的一种图式。轨道表示式可以体现泡利不相容原理、能量最低原理和洪德规则等原子核外电子的排布规律。表示原子核外电子在各亚层、各轨道中排布的式子。能清楚地反映核外电子排布的规律。例如，⁷N的轨道表示式是：

【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】每种核素的一个原子的质量叫做该核素的原子质量。
【说明】
1.原子非常小,所以它的质量很小。例如，核素³⁵C1的质量 是5.80672X10^-26 kg,这样小的数字,书写、记忆和使用都很不方便。国际计量局规定:一个¹²C核素原子质量的1/12为原子质量单位(atomic mass unit),符号是 u。1u=1.6605402X10^-27 kg
2.用原子质量单位来表示核素的原子质量,一个¹²C的原子质量等于12u, —个³⁵C1的原子质量等于34.96885u, 一个³⁷C1的 原子质量等于36.96590u。
3.某元素各种核素原子质量与丰度的乘积的和，叫做这种元素的平均原子质量。例如，氯元素在自然界有两种同位素：³⁵Cl 的丰度是75. 77%, ³⁷C1的丰度是24. 23%。
C1的平均原子质量=34. 96885uX75. 77%+ 36.96590uX24.23%= 35.453u
Cl的相对原子质量Ar(Cl) =35. 453 .可见,一种元素的不同核素，原子质量的值不同；一种元素只有一种平均原子质量。原子质量和平均原子质量都有单位(kg或 u),而相对原子质量没有单位。

【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。

 【主量子数】描述电子在原子核外运动状态的4个量子数之一，习惯用符号n表示。它的取值是正整数,n=l，2，3,…… 

主量子数是决定轨道(或电子)能量的主要量子数。对同一元素,轨道能量随着n的增大而增加。在周期表中有些元素会发生轨道能量“倒置”现象。例如,在20号Ca元素处,K (19号)的 E3d>E4s,不符合n越大轨道能越高的规律。而Sc (21号）的E3d< E4s。其他如4d/5s , 5d/6s,……等也有类似情况。

【角量子数】角量子数k叫副量子数。它是描述电子在核外运动状态的第 二个量子数,常用符号l表示。l的取值是0、1、2、……（n -1)， 它的大小决定轨道角动量大小，因而决定轨道形状和电子云状态。

电子云形状图

 【磁量子数】磁量子数是确定原子轨道或电子云在空间取向的量子数,也是代表角动量在磁场方向的分量的量子数，常用符号m表示。它的取值是0、±1、±2、……±l,可以有2l+1个取值。

电子云形状

【自旋量子数】它是描写电子自旋运动的量子数。是电子运动状态的第四个量子数。

 【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】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。

【屏蔽效应】在多电子原子中, 将其它电子对某个指定电子的排斥作用归结为, 核电荷吸引电子的作用受到抵消, 这种效应叫屏蔽效应。这样, 对指定电子来说, 它所受到核的作用, 可以看成是具有核电荷(Z—σ)的核的作用。Z是核电荷, σ是屏蔽常数, (Z—σ)是有效核电荷。一般说来, 内层电子对外层电子的屏蔽效应较大, 同一层电子之间屏蔽效应较小；外层电子对内层电子的屏蔽效应很小, 可忽略不计。

【钻穿效应】在多电子原子中, 在核附近出现几率较大的电子, 可以较好地避免其他电子的屏蔽作用, 受到较大的有效核电荷的吸引, 因而能量较低。这种现象称为钻穿效应。钻穿效应主要是由于电子出现的几率径向分布不同形成的。钻穿效应不仅能解释n相同, l不同时轨道能量的高低；而且可以解释当n和l都不同时, 有的轨道发生的能级顺序交错的现象。

【能级交错】在多电子原子中, 当原子处于基态时, 主量子数较大的某些轨道的能量反而低于主量子数较小的某些轨道的能量的现象。例如, 从第4周期开始, 4s轨道能量反比3d轨道能量低, 按能量最低原理, 电子应先填充4s轨道, 然后再填充3d轨道。产生能级交错的原因比较复杂, 可能跟屏蔽效应、钻穿效应及其它影响轨道能量的因素有关。