【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： 

【元素符号】国际上统一采用的表示元素的化学符号，一般用元素拉丁文名称的第一个字母（大写)来表示，如：氢H、氧O。有些元素的拉丁文名称第一个字母相同，则在第一个字母后加上另一个字母（小写字)以示区别，例如：钙Ca、铜Cu、氯Cl。自人工合成104、105号元素后，由于元素的命名未取得国际上的公认，为统一起见，有关国际会议建议104号以后的新元素按原子序数的拉丁文数字命名，104、105、106、107号元素分别以Unq、Unp、Unh、Uns表示。元素符号除表示元素外，还有量的含义，即表示该元素的一个原子、表示该元素的原子量，例如O，表示氧元素，也表示氧元素的一个原子，又表示它的原子量为15.9994。

【说明】
1. 通常用元素的拉丁文名称的第一个字母(大写)来表示。 例如,碳(Carbonium)元素用C表示。如果几种元素名称的第一个字母相同，就在第一个字母(必须大写)后面加上元素名称中另 一个字母(必须小写）以示区别。例如,钙(Calcium)元素用Ca表示,铜(Cuprum)元素用Cu表示。
2. 1978年届际纯粹化学与应用化学联合会(IUPAC)所属 无机化学命名委员会通过“原子序数大于100的元素命名建议”。 它的命名法如下：
(1)用下列表示数目的词根，由元素的原子序数确定元素的名称。
0：nil    1 : un    2：bi
3：tri    4: quad   5：pent
6：hex    7：sept   8：oct
9：enn
(2)将表示数目的词根按原子序数相联，再加词尾ium，就得该元素的名称。例如，原子序数为104的元素名称是Unnil- quadium,即un.+ nil+quad
(3)元素符号由组成元素名称的代表数字中的三个词根的第一个字母表示，如104号元素的符号是Unq。
(4)下面列出一些元素的名称和符号。
原子序数 元素名称 元素符号
101 Unnilunium Unu (即 Md)
102 Unnilbium Unb(即 No)
103 Unniltrium Unt (即 Lr)
104 Unnilquadium Unq
105 Unnilpentium Unp
106 Unnilhexium Unh
107 Unnilseptium Uns
,108 Unniloctium Uno
.109 Unnilennium Une
110 Ununnilium Uun
注：当bi或tri出现在ium以前时，省去前二者中的那个i。当enn出现在nil以前时，省去enn中最后那个n。

3.元素符号表示一种元素，还可以表示这种元素的一个原 子。在热化学方程式中,元素符号还表示这种元素的1摩原子。 大多数固态单质也常用元素符号表示。

第一周期元素：1 氢(qīng) 2 氦(hài) 　　 

 第二周期元素：3 锂(lǐ) 4 铍(pí) 5 硼(péng) 6 碳(tàn) 7 氮(dàn) 8 氧(yǎng) 9 氟(fú) 10 氖(nǎi) 　　

第三周期元素：11 钠(nà) 12 镁(měi) 13 铝(lǚ) 14 硅(guī) 15 磷(lín) 16 硫(liú) 17 氯(lǜ) 18 氩(yà) 　　

第四周期元素：19 钾(jiǎ) 20 钙(gài) 21 钪(kàng) 22 钛(tài) 23 钒(fán) 24 铬(gè) 25 锰(měng) 26 铁(tiě) 27 钴(gǔ) 28 镍(niè) 29 铜(tóng) 30 锌(xīn) 31 镓(jiā) 32 锗(zhě) 33 砷(shēn) 34 硒(xī) 35 溴(xiù) 36 氪(kè) 　　

第五周期元素：37 铷(rú) 38 锶(sī) 39 钇(yǐ) 40 锆(gào) 41 铌(ní) 42 钼(mù) 43 锝(dé) 44 钌(liǎo) 45 铑(lǎo) 46 钯(bǎ) 47 银(yín) 48 镉(gé) 49 铟(yīn) 50 锡(xī) 51 锑(tī) 52 碲(dì) 53 碘(diǎn) 54 氙(xiān) 　　

第六周期元素：55 铯(sè) 56 钡(bèi) 57 镧(lán) 58 铈(shì) 59 镨(pǔ) 60 钕(nǚ) 61 钷(pǒ) 62 钐(shān) 63 铕(yǒu) 64 钆(gá) 65 铽(tè) 66 镝(dī) 67 钬(huǒ) 68 铒(ěr) 69 铥(diū) 70 镱(yì) 71 镥(lǔ) 72 铪(hā) 73 钽(tǎn) 74 钨(wū) 75 铼(lái) 76 锇(é) 77 铱(yī) 78 铂(bó) 79 金(jīn) 80 汞(gǒng) 81 铊(tā) 82 铅(qiān) 83 铋(bì) 84 钋(pō) 85 砹(ài) 86 氡(dōng)

 第七周期元素：87 钫(fāng) 88 镭(léi) 89 锕(ā) 90 钍(tǔ) 91 镤(pú) 92 铀(yóu) 93 镎(ná) 94 钚(bù) 95 镅(méi) 96 锔(jú) 97 锫(péi) 98 锎(kāi) 99 锿(āi) 100 镄(fèi) 101 钔(mén) 102 锘(nuò) 103 铹(láo) 104 鑪(lú) 105

【定义】
1.用价键表示分子各个直接相连原子的结合次序和电子的 共用情况,这种式子叫做结构式。
2.化学式的一种，用元素符号通过价键相互连接表示物质分子中原子的排列顺序和结合方式的式子。
【说明】
1.结构式是一种化学式。它用短线“一”代表一对共用电子， 该短线叫做价键。结构式是表示物质分子的化学结构的式子，并不表示分子的空间结构，例如甲烷分子的空间结构是正四面体。

【原子结构示意图】又叫原子结构简图。用以表示原子的核电荷数和核外电子在各电子层上的排布的图式。例如，钠的原子结构示意图是

【当量】物质相互反应时，彼此所需相当的量。元素的当量是元素在化学反应中跟1.008份质量的氢或8.000份质量的氧相当的量。酸、碱、盐、氧化剂和还原剂的当量分别为：

 【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。

【定义】表示电解质离解成自由离子的式子。

【说明】

1.强电解质(强碱、强酸和大部分盐类)在水溶液中完全电离。它的电离方程式用=或→表示。

NaOH=Na^＋ ＋OH^－ 或NaOH→Na^＋ ＋OH^－

2.硫酸是强电解质，一级电离完全，而二级电离不完全(K₂=1.2×10^－2 )，所以硫酸的电离方程式是

H₂SO₄=H^＋ ＋HSO₄^－

HSO₄^－ H^＋ ＋SO₄^2－

在中学化学教学中简化为H₂SO₄=2H^＋ ＋SO₄^2－

3. 弱电解质(弱酸、弱碱和个别盐类)在水溶液中仅部分电离，分子和离子之间存在电离平衡。所以电离方程式中常用表示。

例如，醋酸的电离方程式是:

CH₃COOHCH₃COO^－ ＋H^＋

4.在电离方程式中，阳离子带的正电荷总数和阴离子带的负电荷总数的绝对值相等。

5.电解质在水溶液中电离出的离子，都以水合离子的形式存在。例如，电离出的H^＋ 离子主要以H₃O^＋ ([H·H₂O]^＋ )等形式存在于水溶液中。由于不能确定水分子的数目，有时用符号H^＋ (aq)表不水合的氢离子。为了简便，在通常的电离方程式中仍然用简单离子符号书写，如H^＋ 、K^＋ 、Cl^－ 等。

6.在水溶液中，强电解质完全电离，用等号表示，例如：

弱电解质部分电离，存在电离平衡，用可逆号表示，例如：

多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步为主，例如：

多元弱碱的电离也是分步进行的，一般简化为一步，例如：

注意区别：①强酸的酸式盐和弱酸的酸式盐表示方法不同，例如：

②复盐和络盐表示方法不同，例如：

多数离子化合物在熔化时也能发生电离，表示方法如下：

【电极反应式】在电化学装置中，表示原子或离子在电极上得失电子，发生氧化或还原反应的式子。例如，Zn、Cu、稀H₂SO₄组成的原电池，电极反应式如下：

负极：Zn—2e^-=Zn²⁺ (氧化反应)

正极：2H⁺ +2e^-=H₂↑ (还原反应)

再如，用石墨做电极，电解硝酸银溶液的电极反应式如下：

阳极：4OH^-—4e^-=2H₂O+O₂↑ (氧化反应)

阴极：4Ag⁺+4e^-=4Ag (还原反应)注意：写电极反应式时，两个电极上得失电子总数必须相等。将两个电极反应式相加，可得到总反应式，例如，上述电解硝酸银溶液的总反应式如下：

【定义】

1.标明伴随化学反应放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式。

2.表示化学反应和热效应关系的化学方程式，叫做热化学方程式。

例如：

2H₂(气)＋O₂(气)=2H₂O(气)；ΔH=－483.6千焦/摩尔

2H₂(气)＋O₂(气)=2H₂O(液)；ΔH=－517.6千焦/摩尔

【说明】

书写热化学方程式时应注意：

①热化学方程式的系数只表示各反应物和生成物的物质的量，不表示微粒数，必要时，系数可用分数表示。

②化学反应的热效应与反应物和生成物的状态有关(如上例)，书写时必须将每种物质的状态注在化学式后面。

③ΔH为焓变，如果放热用“－”表示，吸热用“＋”表示；数值的多少必须与化学方程式中所表示的物质的量对应。

④化学反应的热效应还与外界条件有关，应在方程式的等号上注明温度和压强。若不注明，则表示温度为298K、压强为1.013×10⁵ 帕。

【离子方程式】用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子。它不仅表示一定物质间的某个反应，而且表示了所有同一类型的离子反应。

书写离子方程式的基本步骤为：

①写出有关反应的化学方程式。

②可溶性的强电解质(强酸、强碱、可溶性盐)用离子符号表示，其它物质仍用分子式表示。微溶的强电解质应看其是否主要以自由离子形式存在，例如，石灰水中的Ca(OH)₂写离子符号，石灰乳中的Ca(OH)₂用分子式表示。

③删去两边未参加反应的离子。

④检查式子两边的各种原子的个数及电荷数是否相等。

各种类型的离子方程式可按下列方法书写：①络合反应、盐类的水解反应应直接写离子方程式。例如，氯化铁溶液跟硫氰化钾溶液反应：

Fe^3＋ ＋SCN^－ [Fe(SCN]^2＋

碳酸钠水解：

②简单的复分解反应可直接写出离子方程式。注意：当反应物一边或生成物一边有多种物质需用分子式表示时，应当写全，不可遗漏。例如，氢氧化钡与硫酸铵溶液共热：

可溶性酸式盐跟强碱的反应比较复杂，应按基本步骤书写，否则易出错误。例如，磷酸二氢钙溶液与足量烧碱溶液反应，以下离子方程式是错误的：

应先写出化学方程式：

3Ca(H₂PO₄)₂＋12NaOH=Ca₃(PO₄)₂↓＋12H₂O＋4Na₃PO₄

再删去Na^＋ ：

③氧化还原类型的离子反应应按基本步骤书写，否则会出现多种错误。例如，铁跟氯化铁溶液反应，以下写法是错误的(两边电荷不等)：

Fe＋Fe^3＋ = 2Fe^2＋

应先写出化学方程式：Fe＋2FeCl₃= 3FeCl₂

再删去未反应的Cl^－ ：Fe＋2Fe^3＋ = 3Fe^2＋

书写离子方程式时要注意以下几点：

(1)把易溶的强电解质写成离子形式，难溶物质、弱电解质以及气体、单质、氧化物都用化学式表示，再删去没有参加反应的离子。

(2)书写离子方程式时要遵循质量守恒定律和离子电荷守恒(即离子方程式两边离子的电荷总数相同)的原则。例如，Fe^2＋ ＋Cl₂=Fe^3＋ ＋2Cl^－ 是错的，应改正为2Fe^2＋ ＋Cl₂=2Fe^3＋ ＋2Cl^－

(3)盐类水解是酸碱中和反应的逆反应，一般不能进行到底，所以盐类水解的离子方程式常用表示。

3.固体电解质之间的反应，如用固体Ca(OH)₂和固体NH₄Cl制取NH₃的反应，一般不用离子方程式，而用化学方程式表系。

【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。

【离子反应】电解质在溶液里所发生的离子间的反应。有两类情况：

（1)电解质在溶液里发生的离子互换反应，属于非氧化-还原反应，反应发生的条件是生成物之一是难溶物质，易挥发性物质或极难电离的物质，这类离子反应的特征一般是朝着减小离子浓度的方向进行。

例如：Ag⁺＋Cl^- = AgCl↓

（2)属于氧化-还原反应的离子反应，

例如：Zn＋2H⁺ =Zn²⁺ ＋H₂↑

【定义】单原子分子或以共价键结合的有限分子靠范德华力凝聚而成的晶体，是典型的分子晶体。

【说明】

1.全部稀有元素单质、许多非金属单质、一些非极性氧化物和绝大部分有机化合物的晶体，都属于分子晶体。如果由同种非金属元素或由异种元素的“无限多”个原子以共价键结合而形成的是一个无限大分子的晶体，则属于原子晶体。

2.范德华力比化学键、氢键的结合力都弱，所以一般分子晶体的熔点低、硬度小。范德华力没有方向性和饱和性，所以分子晶体的内部微粒都有形成密堆积的趋势，特别是球形对称分子大都采取最密堆积形式。例如，Ne、Ar、Kr、Xe以及HCl、H₂S等晶体都为立方最密堆积(A₁型)，而He和H₂的晶体为六方最密堆积(A₃型)。

3.很多有机化合物晶体，由于对称性较差，往往堆积得不太紧密。但它的致密程度尽量跟它们的不规则形状协调一致。例如，在苯的晶体结构中，每个苯分子的平面几乎跟晶胞的Z轴平行，但分子在差不多互成直角的两个方向上倾斜于该轴，分子的中心位于晶胞的顶点和面心，形成一种变形的立方密堆积排列，以容纳非球形分子。

氢键是一种分子间相互作用，但不是范德华力，所以由氢键形成的晶体不属分子晶体，而属于氢键型晶体。

4. 大多数非金属单质及其形成的化合物如干冰(CO₂)、I₂、大多数有机物，其固态均为分子晶体。分子晶体是由分子组成，可以是极性分子，也可以是非极性分子。分子间的作用力很弱，分子晶体具有较低的熔、沸点，硬度小、易挥发，许多物质在常温下呈气态或液态，例如O₂、CO₂是气体，乙醇、冰醋酸是液体。同类型分子的晶体，其熔、沸点随分子量的增加而升高，例如卤素单质的熔、沸点按F₂、Cl₂、Br₂、I₂顺序递增；非金属元素的氢化物，按周期系同主族由上而下熔沸点升高；有机物的同系物随碳原子数的增加，熔沸点升高。但HF、H₂O、NH₃、CH₃CH₂OH等分子间，除存在范德华力外，还有氢键的作用力，它们的熔沸点较高。

5.分子组成的物质，其溶解性遵守“相似相溶”原理，极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性的有机溶剂，例如NH₃、HCl极易溶于水，难溶于CCl₄和苯；而Br₂、I₂难溶于水，易溶于CCl₄、苯等有机溶剂。根据此性质，可用CCl₄、苯等溶剂将Br₂和I₂从它们的水溶液中萃取、分离出来。

【过渡晶体】指介于原子晶体、金属晶体、分子晶体之间的一种过渡型。例如，石墨晶体，在晶体内碳原子以sp² 杂化形成共价键，每个碳原子与另外三个碳原子以共价键相连，六个碳原子在同一平面上形成正六边形的环，伸展形成层状结构，在同一平面的碳原子各剩一个p轨道，上有一个电子，这个电子比较自由，相当于金属中的自由电子。石墨晶体中层与层之间以范德华力结合。属于过渡型晶体的还有黑磷、云母（一种天然硅酸盐)等。

【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。

【干冰】化学式CO₂，固态二氧化碳的俗称。白色冰雪状固体，分子型晶体。无毒无腐蚀性，密度1.56克/厘米³(-79℃)、熔点-56.6℃(226.89千帕——5.2大气压)。受热后，在-78.5℃时不经过液态直接变成气体(升华)。常压下气化时可得-80℃左右的低温，减压蒸发可得更低的温度。用作低温致冷剂，用于冷冻食品的运输箱、冷藏卡车。与乙醚、氯仿或丙酮等有机溶剂组成的冷膏在施工中用于低温冷浴，还可用于人工降雨、灭火和制汽水等。使液态二氧化碳减压膨胀可制得干冰。

【石墨】碳的一种同素异形体，是原子晶体、金属晶体和分子晶体之间的一种过渡型晶体。在晶体中同层碳原子间以sp²杂化形成共价键，每个碳原子与另外三个碳原子相联，六个碳原子在同一平面上形成正六边形的环，伸展形成片层结构。在同一平面的碳原子还各剩下一个p轨道，它们互相重叠，形成离域的π键电子在晶格中能自由移动，可以被激发，所以石墨有金属光泽，能导电、传热。由于层与层间距离大，结合力(范德华力)小，各层可以滑动，所以石墨的密度比金刚石小，质软并有滑腻感。灰黑，不透明固体，密度2.25克/厘米³，熔点3652℃，沸点4827℃，硬度1。化学性质稳定，耐腐蚀，同酸、碱等药剂不易发生反应。687℃在氧气中燃烧生成二氧化碳。可被强氧化剂如浓硝酸、高锰酸钾等氧化。可用作抗磨剂、润滑剂，高纯度石墨用作原子反应堆中的中子减速剂，还可用于制造坩埚、电极、电刷、干电池、石墨纤维、换热器、冷却器、电弧炉、弧光灯、铅笔的笔芯等。

【金刚石】碳的一种同素异形体，典型的原子晶体。碳原子形成4个sp³ 杂化轨道，以共价键彼此相连，每个碳原子都处于与它相联的四个碳原子所组成的正四面体的中心，组成了晶体，整个晶体可以看成是一巨型分子。晶体属等轴晶系，常为八面体晶形。纯品无色透明、有强烈光泽，因含杂质呈蓝色、天蓝色、淡黄色、红色或黑色。密度3.15～3.53克/厘米³ ，熔点3550℃，沸点4827℃，硬度10，是最硬的物质。不导电。在紫外线下显淡青蓝色荧光。与各种化学试剂不起反应，777℃时能在氧气中燃烧生成二氧化碳。用作高级的研磨、钻孔、切割、拉丝工具。透明的经过琢磨称为钻石，是一种华贵的装饰品。自然界有少量金刚石矿。用人工方法可制造金刚石，如石墨在高温高压和催化剂作用下可转化成金刚石。

【硼】元素符号B，原子序数5，原子量10.81，外国电子排布式2s²2p¹，位于第二周期第ⅢA族。天然存在的硼由两种稳定的同位素硼-10(19.78％)和硼-11(80.22％)组成。硼有无定形和结晶形两种单质，无定形硼为棕黑色或黑色粉末；结晶形硼为乌黑色或银灰色有光泽，硬度与金刚石相近。共价半径82皮米，离子半径20皮米，电离势800.0千焦/摩尔，电负性2.0，主要氧化数+3。无定形硼密度2.3克/厘米³，晶形硼密度2.31克/厘米³，熔点2300℃，沸点2550℃。晶态硼已知有八种同素异形体。单质硼晶体是由B-12正二十面体的基本结构单元组成的。结晶硼属于原子晶体，因此，结晶硼的硬度大，熔点、沸点高，化学性质不够活泼。

无定形硼的化学性质比较活泼，室温时在空气中缓慢氧化，700℃以上能燃烧，生成氧化硼B₂O₃并放出大量的热，常温下跟氟化合生成三氟化硼BF₃，加热时跟氯、溴、硫等化合，高温时还与碳、氮或氨反应，分别得到硬度很大的碳化硼B₄C、氮化硼(BN)；加热时跟水蒸气反应生成氢氧化硼并放出氢气。

 【实验式】 定义用元素符号表示化合物中各元素的原子(或离子)比， 这种式子叫做实验式(又叫最简式)。
说明
1. 非分子型化合物只能用实验式表示它的组成。例如， CaCl₂是氯化钙的实验式,它仅表示氯化钙晶体中钙离子和氯离 子的比是1:2。
2. 有机化合物中的不同化合物,往往会有相同的实验式。例 如，甲醛(HCHO)、乙酸(CH₃COOH)和葡萄糖(CsHGOs)的实验式都是CH₂O。实验式相同的不同化合物,具有相同的元素质量比。
3. 已知化合物的分子量和最简式,可设求出这种化合物的分子式。例如乙酸的最简式是:CH₂O (式量为30),分子量是60。 (CH₂0)n=60,11=60/30=2,所以乙酸的分子式是 C₂H₄0₂。

 【定义】
1.用元素符号表示物质组成的式子，叫做化学式。
2.用化学符号表示物质组成的式子,叫做化学式。
【说明】
1.化学式包括实验式(又叫最简式)、分子式和结构式等，这 是化学式的广义含义。有时又把实验式叫做化学式,这是化学式 的狭义含义。
2.定义1是初中刚学化学式时的定义，定义2更确切。
3.分子式仅适用于分子型化合物。例如，氧气、二氧化碳、硫酸、乙烯等可用分子式0₂、C0₂、H₂S0₄、C₂H₄等表示。非分子型化合物不宜用分子式表示，只能用实验式表示。例如,氯化钠、硫 酸钾、氢氧化钡等都是离子化合物,并不存在单个的分子,只能用实验式NaCl、K₂S0₄、Ba(OH)₂等表示。这时经常把这些实验式叫做化学式。
4.按分子式对各原子相对原子质量(旧称原子量)进行加和的结果，称为相对分子质量(过去称分子量)。按化学式对各原子 相对原子质量进行加和的结果,则称为式量。
5.在初中化学教学中,不能区别各种物质是分子型化合物还是非分子型化合物，所以常统称为化学式。
6.对磷、硫、铜、铁等的固体单质(除碘外)，常用元素符号表 示它的化学式。

【定义】

1.用分子式表示化学反应的式子。

2.用化学式表示化学反应的式子。

【说明】

1.化学方程式也叫化学反应式。

2.书写化学方程式时，必须反映事实，不能臆造，并应遵循质量守恒定律。

3.有的物质是由原子构成的，有的物质由离子构成，这些物质只有化学式而没有分子式。所以上述定义的第二种表述比第一种表述更确切。为此，我国中学化学教材中已开始用第二种表述替代原教材的第一种表述。

4.化学方程式中左边的反应物和右边的生成物中间以→或=相连，两边各种元素原子的总数应该相等。用可逆符号表示可逆反应，在讨论化学平衡时使用。用可逆符号表示双向反应。

5.化学方程式不仅表明反应物和生成物，还表明它们之间发生反应时的计量关系。例如，

               CO＋O₂=2CO₂

质量比：56： 32： 88

物质的量的比：2：1： 2

气体体积比：2： 1 ：2(相同状况下)

6.化学方程式中还有热化学方程式、离子方程式等。

化学教学中应注意不宜把化学方程式简称为方程式。

【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】一种元素的平均原子质量对核素¹² C原子质量1/12 的比。也叫相对原子质量。一个原子的真实质量很小，例如一个 H原子的质量为 1. 6736×10^－24 克、一个 O原子的质量为 2.6561×10^－23 克，用克作单位使用很不方便。1960年，国际上统一以 C的1/12的质量(1.6606×10^－24 克)作为质量的标准，得到统一的各原子的相对质量，例如同位素 H的原子量为1.007825、同位素 C的原子量为12.0000。
【说明】
1.相对原子质量旧称原子量。相对原子质量是无量纲的,常用符号Ar表示。Ar(Cl) =35. 4527,表示氯元素的相对原子质量为 35.4527。
2.定义中的“平均原子质量”是对多核素元素而言的。平均原子质量是该元素的各种核素原子质量和丰度的乘积的和。例如，
^l H 1.007825U 99.985%
² H 2.0140u 0.015%
氢的平均原子质量=1. 007825uX99. 985%+ 2.0140uX0. 015%=1.00794u
氢的相对原子质量=1.00794u/12u=l. 00794 

3.相对原子质量是相对数值，比较的基准在历史上几经变更。1803年道尔顿以H的原子量1作为基准,发表第一张原子 量表。1826年柏齐利乌斯建议以O的原子量的1/100为基准。 后来以O的原子量的1/16为基准,这在化学史上沿用了较长时 间。1929年发现氧有三种同位素(¹⁶ O、¹⁷ O、¹⁸ O),看来以O原子 量的1/16为基准就不妥当了。这时，物理学界改用¹⁶ 0的1/16 为基准。1959年马陶赫建议以¹² C的1/12为基准的新标准。 1960年国际纯粹物理与应用物理学联合会，1961年国际纯粹化学 与应用化学联合会相继同意这一新标准,一直应用至今。

 【定义】原子核内质子数(Z)和中子数(N)的总和。
【说明】
1.质量数用符号A表示。质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N), 按规定，质量数写在元素符号的左上方,如¹²C、³⁵C1、¹⁸0等表示不同的核素。
2.质量数也是跟同位素质量(或称同位素量)接近的整数。 例如，³⁵C1的同位素质量是34. 96885u, 37C1的同位素质量是 36. 96590u,它们的近似值分别是35和37。所以它们的质量数分别是35和37。
3.原子核内的中子和质子统称核子，所以原子核内核子数的和就是该原子的质量数。对于放射性元素，用不同的质量数来表明不同的词位素,在放射化学和原子核物理学中既重要又简明可靠。

 【定义】
1.分子式中各原子的相对原子质量的总和就是相对分子质量。
2.物质的分子或特定单元的平均质量跟核素¹² C原子质量 的1/12的比，叫做相对分子质量。
【说明】
1.相对分子质量旧称分子量。相对分子质量没有量纲，常用符号Mr表示。例如,氯分子的相对分子质量Mr(C1₂) =35.4527X2=70.9054。
2.相对分子质量一般适用于以分子存在的物质。以离子或巨型分子(原子晶体)存在的物质常以化学式表示。化学式中各原子的相对原子质量的总和称为式量。

【定义】化学式中各原子的相对原子质量的总和叫做式量。例如，NaCl仅代表氯化钠晶体的化学式，根据NaCl计算得到氯化钠的式量是58.5。

【说明】式量可适用于以分子形式存在或不是以分子形式存在的所有物质,只要它有确切的化学式。相对分子质量只适用于以分子形式存在的物质。

 【定义】1摩物质具有的质量叫做摩尔质量。
【说明】
1.摩尔质量的符号是M，它的单位是千克每摩(kg/md)、克 每摩(g/mol)。
2.有确定化学组成的物质,它的摩尔质量是 M =10^—3 Mkg/mol=Mr g/mol
式中Mr是有确定化学组成的物质的相对分子质量(或式量)。例 如，氯气的摩尔质量是M(C1₂) =70. 9054X10^—3 kg/mol = 70. 9054g/mol 氢氧化钠的摩尔质量是M(NaOH) =40g/mol 非金属固体和金属的单质常用元素符号表示，所以它们的摩 尔质量在数值上等于相对原子质量(Ar)。例如,铁的摩尔质量是M(Fe) =56g/mol 同理,氢氧根离子的摩尔质量是M(OH-）=17g/mol
3.物质的量（n )、物质的质量(m)和摩尔质量( M )三者之间的关系是:M=m/n
4.假如在某一混合系统中,含有a、b、c …物质(化学式)，各 物质的量是n(a)、n(b), n(c)…，各自的摩尔质量是M(a)、M (b)、M(c)…,混合系统中的总质量是m，那么该混合系统中的物质的量(n)是 n=n(a) + n(b) +n(c) + …（mol), 其中，m=n(a) • M(a) + n(b)• M(b) + n(c)•M(c)+ … (g)
则该混合系统中的摩尔质量(M)是

M=m/n=[n(a) • M(a) + n(b)• M(b) + n(c)•M(c)+ …] (g)÷[n(a) + n(b) +n(c) + …]（mol),

例如，空气中0₂和N₂的物质的量的比是21: 79，求空气的摩尔质量M
解: M(空气)=(32×21+28×79)÷(21+79)= 29 (g/mol)

【定义】摩尔是一系统的物质的量,该系统中包含的基本单 元数等于0. 012kg¹²C的原子数,该数量就叫1摩尔。
【说明】
1.1971年第十四届国际计量大会决定；物质的量的单位摩尔是国际单位制的第七个基本单位。
2.摩尔的符号是mol。摩尔简称摩，一般情况下使用简称。 使用摩尔时,基本单元必须指明,如原子、分子、离子、电子等，或这些粒子的特定组合。对基本单元能用化学式表示的,一定要注明化学式，否则会造成混淆。例如lmol N₂、lmolN、lmol OH^-、 lmol Na2C03、lmolNa₂C0₃ • 10H₂0,还可以指 lmol C—H 键 等。
3.0.012kg¹²C中含有的碳原子数是阿佛加德罗常数。阿佛加德罗常数经实验测得,随着科学技术的发展,测得的数值会不断趋于精确，所以给摩尔下定义时不采用具体数值。一般情况下,阿佛加德罗常数取6.02×10²³/mol。
4.lmol ¹²C的质量是12g,所以lmol任何原子的质量，以克为单位,在数值上等于该元素原子的相对原子质量。例如， lmol O的质量是16g, lmol Fe的质量是56g。同样,lmol任何分子的质量，以克为单位,在数值上等于该物质分子的相对分子质量。例如，lmol H₂O的质量是1.8g, lmol CO₂的质量是44g。依此类推，lmol OH^—的质量是17g，lmol NaCl的质量是58.5g。

 【定义】
1.在标准状况下,1摩任何气体所占的体积都约是22.4升， 这叫做气体的摩尔体积。
2.在标准状况下(0°C和lOlkPa),1摩理想气体的体积叫做 气体摩尔体积。它的符号是Vm，数值是(0. 02241410 ±0.00000019)m³/mol 或(22.41410 士 0.00019)L/mol
【说明】
1. 1摩固态或液态物质的体积是各不相同的。摩尔体积的大小决定于微粒的大小和微粒间的距离。固体或液体的不同微粒,大小不一样，当然它们的摩尔体积不同。
2.气体分子的直径约是气体分子间平均距离的1/10,所以 气体分子的体积跟整个气体体积相比，可以忽略不计。在标准状 况下,不同气体分子间的平均距离几乎是相等的，所以1摩的任何气体(即分子数目相同的任何气体)在标准状况下所占的体积几乎相等。
3.只有理想气体(指分子本身的体积和分子间的作用力可忽略不计的气体)在标准状况下的气体体积才是（22. 41410 士0.00019) L/mol。通常的气体，它的气体摩尔体积只是接近 22. 4 L/mol。

 【定义】在相同的温度和相同的压强下，同体积的任何气体都 含有同数的分子,这就叫阿伏加德罗定律。
【说明】
1.这是意大利科学家阿伏加德罗(Amedeo Avogadro, 1776 一1856)在1811年提出的假说，后来为许多实验所证实,所以叫做阿伏加德罗定律。它在原子、分子学说的形成和原子量测定等方面都起过重要的历史作用。
2.在0℃、101KPa时,1mol氢气、氧气或氮气等都含有6.02 ×10²³个分子(阿伏加德罗常数)。
3.根据阿伏加德罗的假说,结合道尔顿的原子学说，就可以解释盖•吕萨克的气体化合体积比定律。例如,在同温同压下，2 体积氢气跟1体积氧气完全化合生成2体积的水蒸气， 根据阿伏加德罗的假说,可推知每个氢分子和氧分子都是由两个原子构成的。

 【定义】
1.lmol物质中所含的微粒数。
2.0. 012kg¹²C中所含的碳原子数。
【说明】
1.阿伏加德罗常数的符号是N_A，单位是每摩(mol^-1_），数值是N_A= (6. 0221367±0.0000036)×10²³/mol
2.阿伏加德罗常数由实验测定。它的测定精确度随着实验技术的发展而不断提髙。测定方法有电化学当量法、布朗运动法、 油滴法、X射线衍射法、黑体辐射法、光散射法等。这些方法的理论依据不同，但测定结果几乎一样,可见阿伏加德罗常数是客观存在的重要常数。例如，用含Ag⁺的溶液电解析出lmol的银,需 要通过96485.3C (库仑）的电量(此个值叫做法拉第常数F)。

已知每个电子的电荷是1.60217733×10^—19 C,则N_A= ( 96485.3C/mol)/(1.60217733×10^-19C)=6.022136×10²³/mol

【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】在金属晶体里，金属离子和自由电子之间有较强的相 互作用，依靠这种作用把许多金属离子结合在一起，以这种方式结合的化学键叫做金属键。
【说明】
1. 金属自由电子模型可以解释金属的导电、导热、延展性和 有金属光泽等性质。但对金属比热、不同金属导电性差别以及导体、半导体和绝缘体之间的区别难以圆满解释。近代发展起来的金属键能带理论能够解释上述问题。
2. 金属键没有方向性和饱和性。

【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】由原子、分子、离子等结构微粒在空间作有规则、周期性重复排列而成的具有一定几何多面体外形的固体,叫做晶体。

【说明】
1. 晶体所以有一定的外形,因为晶体内的结构粒子(原子、分 子、离子)之间靠一定的作用力紧密联系,并以确定的位置在空间作有规则的排列。按照结构粒子种类不同,它们作用力的性质也不同，于是晶体分成四个大类。第一类是离子晶体(如NaCl、 CsCl),晶体的结构粒子是金属正离子和卤素负离子，粒子间靠静电引力结合。第二类是原子晶体(如金刚石、Si0₂)，晶体的结构粒子是原子,依靠共价键结合在一起。第彐类是金属晶体(如钨、 铜等)，金属原子靠金属键结合。第四类是分子晶体(如干冰、苯晶体),结构粒子是分子,靠分子间力结合。
2. 晶体具有和无定形固体不同的特性。第一是晶体有均匀性和各向异性。各向异性是指在不同方向上有不同的光、电、热、 力学等性质，而晶体内各个部分的各向异性程度是完全均匀。 第二是晶体有对称性和对X-射线的衍射性。X射线的波长和晶体中原子间距属于同数量级。当用X-射线照射晶体时,会发生衍射现象。第三是晶体有自范性,即会自发地生长出由晶面、晶棱和顶点构成的完整几何多面体外形。第四是晶体有固定的熔点。晶体加热到一定温度便开始熔化。这时外界提供的能量全部用来熔化晶体,温度不再上升。直到晶体全部熔化后，温度才继续上升。
3.晶体的天然平面叫晶面,两个晶面的交线叫晶棱。晶体在 形成时可能产生缺陷或畸变，但晶面间夹角总是不变的。研究晶体结构所用的点阵理论可以近似地适用。
4.晶体结构的周期性包含两方面内容：一是重复周期的大小及变化规律;二是周期性变化的具体内容(即原子、离子或分子的种类、数目和连接方式等)。前者可用点阵表示,后者用结构基元表示。故晶体结构可概括为： 晶体结构==点阵+结构基元 ；一个结构基元可以抽象为几何学上一个点，即为一个阵点。这些阵点在空间按一定方式周期性排列形成空间点阵。

【定义】由金属键形成的晶体,叫做金属晶体。
【说明】
1. 金属键没有方向性。因此在靠金属键结合的金属晶体中， 原子(或离子)总是趋向于形成相互配位数高,又能充分利用空间的密堆积方式。由于每个原子的电子云分布基本上呈球形对称， 因此可把同一种金属原子看成是半径相等的圆球,每个圆球周围可依几何原理排列尽可能多的邻近圆球(一般是6个，连自己共7个)，然后无限延伸出去构成一个密置层。在这个密置层上还可以再叠第二层，……,这样形成等径球的空间密堆积结构。
2. 根据金属原子半径大小和密置层的不同堆积方式，可以有 以下4种密堆积结构。
(1) 配位数为12的立方面心最密堆积(A₁型，即重复ABC 三层的堆积，见下图左)，空间利用率为74. 06%，如Cu副族、 Pb、Al、Tl、Ni副族、Sr 等。
(2) 配位数为12的六方最密堆积(A₃型，即重复AB两层的堆积,见下图中)，空间利用率为74. 06%,如钪副族、Be、Mg、 Hf、Tc、Re、Co 等。
(3) 配位数为8 (或14)的立方体心密堆积(A₂型，见下图右)，空间利用率为68. 02%,如碱金属、Ⅴ副族、Cr副族、Ti、Zr、 Zn、Cd、Ca、Sr、Ba 等。

金属晶体

(4)配位数为4的金刚石型四面体 堆积(A₄型),空间利用率为34.01 %, 如 Si、Ge、Sn 等。

金属晶体

3. 金属晶体大多数熔点、沸点高， 硬度较大，有金属光泽,有良好的导电性、导热性和机械加工性能。

4. 大多数金属在温度降低时电阻减小，但即使温度接近绝对零度仍有电阻。目前发现少数金属或合金，当冷到一定的低温时，电阻几乎完全消失,出现超导性能。例如，当温度降到一371°C时，金属汞的电阻完全消失。

5.金属单质及一些金属合金都属于金属晶体，例如镁、铝、铁和铜等。金属晶体中存在金属离子(或金属原子)和自由电子，金属离子(或金属原子)总是紧密地堆积在一起，金属离子和自由电子之间存在较强烈的金属键，自由电子在整个晶体中自由运动，金属具有共同的特性，如金属有光泽、不透明，是热和电的良导体，有良好的延展性和机械强度。大多数金属具有较高的熔点和硬度，金属晶体中，金属离子排列越紧密，金属离子的半径越小、离子电荷越高，金属键越强，金属的熔、沸点越高。例如周期系IA族金属由上而下，随着金属离子半径的增大，熔、沸点递减。第三周期金属按Na、Mg、Al顺序，熔沸点递增。

【定义】一定量的溶液里所含溶质的量,叫做这种溶液的浓度。
【说明】
1. 溶液的浓度是表达溶液中溶质跟溶剂相对存在量的数量标记。人们根据不同的需要和使用方便规定不同的标准,就有不同的溶液浓度。因此,同一种溶液,使用不同的标准,它的浓度就有不同的表示方法。
2. 表示溶液的浓度有多种方法，可归纳成两大类。一类是质量浓度,表示一定质量的溶液里溶质和溶剂的相对量,如质量百分比浓度、质量摩尔浓度、ppm浓度等。另一类是体积浓度,表示—定量体积溶液中所含溶质的量,如物质的量浓度、体积比浓度、克/ 升浓度等。质量浓度的值不因温度变化而变化,而体积浓度的值随温度的变化而相应变化。
3. 有些浓度的表示方法已被淘汰,如当量浓度已废弃不用， 克分子浓度已被物质的量浓度代替。还有些浓度正在被新的法定计量单位替代,如质量百分比浓度和ppm浓度将被质量数替代。

【定义】用溶质的质量占全部溶液的质量的百分比来表示的浓度，叫做质量百分比浓度(简称百分比浓度)。
【说明】
1. 百分比浓度计算公式是
质量百分比浓度=溶质的质量÷溶液质量 ×100%
2. 质量百分比浓度是日常生活和生产中常用的浓度,它没有量纲。以后它将被法定计量单位质量分数（W）代替。物质B的质量分数W_B是物质B的质量与混合物的质量之比。例如,5g氯化钠溶于95g水配成100g溶液,它的质量首分比浓度是5%,质量分数是0.05或5×10^—2。
3. 医疗用0. 9%的生理盐水,0. 9%是质量体积百分浓度。 它的含义是将0.9g氯化钠溶于水配成100 mL的溶液。

【定义】用溶质(液态)的体积占全部溶液体积的百分比来表示的浓度,叫做体积耳分比浓度。
【说明】
1.体积百分比浓度是60%的乙醇溶液,表示100mL溶液里含有乙醇60mL,也可以说将60mL乙醇溶于水配成100mL乙醇溶液。

2. 乙醇的体积百分比浓度是商业上表示酒类浓度的方法。 白酒、黄酒、葡萄酒等酒类的“度”（以°标示)，就是指酒精的体积百 分比浓度。例如,60% (V/V)的酒写成60°。

3. 体积百分比浓度属非法定单位，将被法定计量单位体积分数（ψ)代替。物质B的体积分数ψB是物质B的体积跟混合物的体积的比。例如,把60mL酒精溶于水,配制成100mL酒精溶液， 该溶液的体积分数是0. 60或60×10^—2。

【定义】用两种液体配制溶液时,为了操作方便,有时用两种液体的体积比表示浓度,叫做体积比浓度。例如配制1: 4的硫酸溶液,就是指1体积硫酸(一般指98%,密度是1. 848/cm³的H₂S0₄)跟4体积水配制成的溶液。

【说明】

1、体积比浓度只在对浓度要求不太精确时使用。

2、体积比浓度属于非法定单位,将被法定计量单位体积分数代替。

3、物质B的积积分数是纯物质B跟混合物在相同温度和压强下的体积的比,它没有量纲。

【定义】溶液的浓度用物质B的物质的量除以混合物的体积来表示的浓度,叫做物质的量浓度。
【说明 】
1. 物质的量浓度简称浓度,它的符号是c,单位是摩/立方米 (mol/m³)、摩/升(mol/L)、毫摩/升（mmol/L)和微摩/升 (μmol/L)。该浓度的表示方法,如lmol/L的硫酸溶液可表示为 c(H₂S0₄) = lmol/L,或 l·moL^-1。
2. 该量以前叫克分子浓度（巳被淘汰)，目前在教材中称摩尔浓度。该名称是非法定的量,也在淘汰之中。原来用M表示摩尔浓度,也应改用c。
3. 物质的量浓度跟质量百分比浓度可以通过溶液的密度跟溶质的摩尔质量换算。

c=1000ρw%/M
其中c的单位是mol/L,ρ的单位是g/cm³，M的单位是g/mol。 

【玻恩－哈伯循环法】由玻恩(Born)和哈伯(Haber)提出的求某一过程能量变化的方法。此法建立在热力学第一定律的基础上， 根据某过程总的能量变化等于各个分过程能量变化的总和的原理， 把某个变化过程设计成由若干个分过成组成的热力学循环， 即玻恩—哈伯循环。这样， 就可以根据已知的一些能量变化求出其中某一过程的能量变化。以求NaCl的晶格能为例， 设计出生成氯化钠晶体的热力学循环：

其中各个过程的能量变化是：ΔH_生成=411.0KJ·mol^－1 ， 为NaCl晶体的生成热；S=108.8KJ·mol^－1 为晶体钠的升华热；I=493.29KJ·mol^－1 为钠原子的第一电离能，D=119.7KJ·mol^－1 为mol Cl₂的解离能。E=－361.9KJ·mol^－1 为氯原子的电子亲和能；U晶格能为NaCl的晶格能是未知量。根据热力学第一定律可得出关系式：

=－411.0－(108.8＋493.29＋119.7－361.9)

=－770.9KJ·mol^－1

【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。