文章简介

《高中化学学习词典》

作者：刘知新/何少华/王建成【完结】

编者的话

《高中化学学习词典》以国家教委制订的《全日制中学化学教学大纲（修 订本）》为根据，涵盖国家教委考试中心编订的《普通高等学校招生全国统 一考试化学科说明》规定的要求，着眼于提高学生的素质，培养学生系统地 掌握课程内容的内在联系，理解和运用知识、技能，培养分析问题和解决问 题的能力。

这部词典以初中义务教育后的高中一、二、三年级学生为读者对象，不 兼顾化学教师。在词目释文的内容上力图紧密结合学生的学习需要（如学生 中普遍存在于认识上、操作上及学习方法上的疑难、困惑或缺陷等），重视 联系社会生活、生产等实际，让学生理解化学知识、技能等的应用与价值。 对于重要的化学概念、理论和定律等词条，释文在说明基本知识的同时，还 简要介绍这些知识的发展过程、使用范围及其学习要求和方法；对于化学实 验、化学计算和化学用语等词条，释文从智力技能和操作（计算）技能两方 面说明，注意引导学生培养自己的思维能力和操作能力，还介绍了一些简便 有效的自我训练的方法。还注意到与初中卷的词条内容的衔接。

这部词典主要按照化学知识构成对词目进行分类，除化学基本概念和原 理、元素化合物知识、化学基本计算、化学实验等四个部分之外，还收入了 科学家和化学史、化学学习方法方面的内容。对在内容上联系较紧密的词条， 设置了参看条，以便于读者参阅、同时避免重复。对于某些词条的释文中必 要的注解，直接列于该词条的释文之下。在书末附有全部条目的汉语拼音索 引和相应的页码。在查找词条时，可以按词条所属的知识内容查，也可以按 词条的汉语拼音查。例如，欲查“原子量”这一词条，可从“化学基本概念 和原理”项目内找到该词条，也可以按其汉语拼音音节“yuán zǐliàng”查 到该词条的页码。书末还附有元素周期表。

本词典的副主编是何少华（北京师范大学副教授）和王建成（北京师范大学）。参加本词典撰写工作的有：北京师范大学刘知新（教授）、何少华（副教投）、姚乃红（副教授）、李郁颖（副编审）；首都师范大学丁辰兀（副教授）；北京师范大学附属实验中学刘振贵（特级教师）；北京师范大 学附中王天开（高级教师）、芮琴华（高级教师）；北京师范大学二附中王 美文（高级教师）；北京第 14 中学陆禾（特级教师）；北京汇文 中学高文 会（特级教师）；北京市朝阳区教研室傅良骥（高级教帅）。

编者

1993 年 9 月

前 言

为了配合我国的基础教育和九年制义务教育的推广普及工作，帮助中小 学生更好地学习和掌握教学大纲规定的教学内容，给学生平时学习、做作业、 复习和考试提供一套高质量有特色、方便实用并相对稳定的工具书，以利于 全面提高学生的素质，我们在广泛调查，并征询教委领导部门意见的基础上， 编写了《九年制义务教育暨高中学生系列学习词典》。本书按科设卷，其中 小学四卷：语文、数学、自然常识、思想品德；初中、高中各九卷：语文、 英语、政治、历史、数学、物理、化学、生物、地理，全书共计 22 卷，二万 多个词条，七百万字。作为专门为学生而编写的与教学大纲、教材相配套的 多卷系列学习词典，这在我国基础教育史上还是首创。

本书是专为中小学生而编，处处考虑学生的实际需要。因此框架编排， 收词范围紧扣国家教委颁布的新教学大纲，参照使用面广的各种版本教材。 小学、初中各卷的编写侧重知识技能，注意全面提高学生的素质。条目的筛 选不仅覆盖了教学大纲规定的全部知识，而且根据大纲的新精神，增加一定 量的学习方法、学习新思路，以及联系社会生活、生产实际方面的词条。高 中各卷还兼顾了高考的需要，收录了总复习、高考指导等方面的内容；释文 尽量做到科学性、启发性和实用性的统一。内容的纵深介绍针对小学、初中、 高中学生的不同接受能力和学习特点，力求做到递次解析，深入浅出，重点 知识还论及了其发展过程，以利于学生的理解和运用；适度采用了部分有科 学根据的新观点、新资料；文字表述力求简洁、鲜明、准确、生动；为便于 学生按教学进度进行学习和查阅，目录按知识块分类设计，并比照大纲和教 材的顺序，书后附有汉语拼音索引。

本书由全国人大常委、北京师范大学副校长许嘉璐任主编，各分卷主编大多为国家教委教材审查委员、专家学者。撰稿人都是学术上有造诣，对中 学教学有研究的北京师范大学、北京教育学院、北京市教育局系统、北京海 淀教师进修学院、北京市重点中小学以及其它部分省市的教授、副教授、高 级教师、讲师、基础教育专家，共计 100 余人。几经运筹，勤奋笔耕，历一 年半而成。

我们衷心希望全国的中小学生以及老师和家长喜欢此工具书，诚恳希望读者在使用过程中给我们提出宝贵意见，以便通过不断修订再版，使之日臻 完美，成为中小学生的良师益友。

总编委会

1993 年 9 月于北京

高中化学学习词典

一、化学基本概念和基础理论

物质的组成

世界上的一切物质都是由元素组成的。科学家已经发现 109 种元素(含自 然界存在的元素及人造元素)。元素可分为金属元素和非金属元素。元素呈游 离态时为单质，呈化合态时则形成化合物。分子、原子、离子是构成物质最基 本的微粒。分子能独立存在，是保持物质化学性质的一种微粒，由分子构成的 物质，有非金属单质如 O2、白磷等；稀有气体如 Ar，是单原子分子；非金属元 素的化合物如氢化物、氧化物、含氧酸、大多数有机物等，它们在固态时均为 分子晶体。原子是化学变化中的最小微粒，在化学反应中，原子核外的价电子 发生改变，原子重新组合形成新物质。原子可结合成分子，例如 CO2 分子，干 冰是由 CO2 分子构成的；原子也可直接构成原子晶体的物质，例如 SiO2 是由 Si 原子和 O 原子按 1∶2 直接连接构成的。金属单质也可视作是由金属原子构成+ 2

的物质。离子是带电的原子或原子团，例如 Na+、OH-、 NH 4 、SO 4 等，由阳、阴离子结合构成的物质，例如 NaCl、NH4Cl、MgO 等，它们都是离子晶体。大多数盐、强碱、低价金属氧化物都是离子化合物。

物质的分类

世界上的物质有千千万万种，根据组成和性质可将物质大致分为以下几 类：①混合物和纯净物混合物是由不同种物质的分子混合而成，没有固定的组成 和熔、沸点，例如空气、天然气是气态混合物，石油，一切溶液是液态混合 物，玻璃、铁合金是固态混合物。同种元素组成的同素异形体如 O2 和 O3 混 合也是混合物。纯淀粉因分子大小不同，没有固定熔点，可以视作混合物。 纯净物由同种分子组成，有固定的组成和熔、沸点，例如结晶水合物 (CuSO4·5H2O)、复盐(KAl(SO4)2·12H2O)、络合物(Na3AlF6)，它们都是纯净 物。②单质 由同种元素组成的物质。金属单质如 Mg、Cu、Fe 等都是金属晶 体，常温下除 Hg 为液体外均为固体。金属具有金属光泽，有良好的导电、导 热、延展性，金属在化学反应中作还原剂。非金属单质除金刚石、硅晶体、 硼晶体是原子晶体，石墨是碳原子组成的过渡型晶体外，大多数是分子晶体。 非金属单质一般无金属光泽、质脆易碎，常温呈气、液或固态。在化学反应 中，非金属性强的以氧化性为主，如 Cl2、Br2、O2；非金属性弱的常显还原 性，如 C、H2 等。稀有气体的分子是单原子分子。③化合物 由两种或两种以 上的元素组成的纯净物。根据组成元素种类不同可分为有机化合物和无机化 合物。含碳元素的化合物叫有机化合物，其它为无机化合物，习惯上把二氧 化碳、碳酸盐等视作无机化合物。无机化合物又可划分为氧化物、碱、酸、 盐。④氧化物由氧元素与另一种元素组成的化合物。碱性氧化物能跟酸反应 生成盐和水，碱性氧化物一定是金属氧化物，低价金属氧化物都是碱性氧化 物；酸性氧化物能跟碱反应生成盐和水，例如 CO2、SO2，SiO2 等，酸性氧化 物又称酸酐。两性氧化物既能与酸又能与碱反应生成盐和水，例如 Al2O3、ZnO 等。以上三种氧化物又叫成盐氧化物。CO、NO、N2O 等不能与碱反应生成同 价态的盐，称为不成盐氧化物，另一些如 H2O2、Na2O2 等称为过氧化物，其中 氧为—1 价，具有氧化、还原性。⑤酸由氢和酸根组成，能与碱反应生成盐 和水。酸是电解质，在水中电离生成氢离子和酸根离子。酸有多种分类法， 按酸的电离程度可分为强、中、弱三种酸，强酸有 HClO4、HI、HNO3、H2SO4、HCl、SO3H 等；中强酸为 H2SO3、H3PO4；弱酸由强至弱的顺序为 HF、 RCOOH、H2CO3、H2S、HClO、H2SiO3。元素的非金属性越强，最高价氧化物的 水化物酸性越强。酸根中含氧元素的酸叫含氧酸，不含氧元素的酸叫无氧酸； 不挥发的酸有 H2SO4、H3PO4、H2SiO3，挥发性的酸有 HNO3、HX、H2SO3、H2S；酸根具有氧化性的酸叫氧化性酸，例如 HNO3、浓 H2SO4、HClO，常见的非氧 化性酸(仅 H+有氧化性)为 HCl、HF、H3PO4，酸氧化性的强弱与酸性强弱无直 接的对应关系。原子的构成原子是由带正电的原子核和带负电的核外电子构 成。原子核带的正电荷等于核外电子所带的负电荷，整个原子不显电性。原 子核是由质子和中子两种微粒构成。质子带一个单位正电荷(电量为 1.602×

10-19 库仑)，中子不带电。故原子的核电荷数=质子数=核外电子数=原子序 数。原子核非常小，位于原子的中心，它的半径约是原子半径的万分之一， 原子的质量 99.5%以上集中在原子核。质子的质量为 1.6726×10-27 千克， 中子的质量为 1.6748×10-27 千克，质子和中子的相对质量分别为 1.007 和1.008，取整数都为 1。若忽略电子的质量，原子的质量数(A)=质子数(Z)+中 子数(N)。电子带一个单位负电荷，电子的质量约为质子质量的 1/1836；核 外电子在原子核外的空间作高速旋转运动。

同位素

质子数相同而中子数不同的同种元素的不同原子。例如氢有三种同位

1 2 3

素，1 H 氕、1 H(或写作 D)氘又叫重氢、1 H(或写作 T)氚又叫超重氢；碳有多

12 13 14

种同位素，例如 6 C、 6 C、 6 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

2 3 235

子； 1 H、 1 H 是制造氢弹的材料； 92 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

18 131

用 8 O 标记化合物确证了酯化反应的历程， 53 I 用于甲状腺吸碘机能的实验等。

核外电子的运动状态

多电子原子核外电子的运动状态各不相同，电子运动的状态从 4 个方面 来描述。①电子层(用 n 表示)根据元素电离能数据分析，核外的电子是分能 级分层分布的，依据能量由低到高，离核距离由近及远，依次称为 1、2、3、

4、5、6、7

电子层，分别用符号 K、L、M、N、O、P、Q 表示。电子层是 同一组电子在原子核外空间某处出现机会多的区域。②电子亚层 表示同一电 子层内电子云的不同形状，分别用 s、p、d、f 符号表示。同电子层内亚层的 能后按 spdf 顺序逐渐升高；不同电子层中相同亚层的能量随 n 增大而升高，例如 E1s? E2s? E3s

、E2p? E3p? E4p

，但个别能级出现交错现象，如

E3d? E4s、E4f? E6s 等，③电子云的伸展方向 电子云在空间的分布具有方向性，s 电子云呈球形对称，无方向(即一个方向)，p 电子云沿 X、Y、Z 轴方向 有互相垂直的三种取向，分别用 Px、Py、Pz 表示，d 电子云有 5 个方向，f 电子云有 7 个方向。电子层、电子亚层、电子云伸展方向都确定的电子云， 在空间的区域称为一个轨道。s、p、d、f 亚层各含有的轨道数分别为 1、3、5、7，各电子层具有的轨道总数为 n2。④自旋方向 电子的自旋运动有 2 种 状态，用“↑↓”表示。同一轨道上的电子自旋方向相反。总之，由以上 4 个方面便可确定原子核外各个电子的运动状态。

原子量

以12 C 质量的 1/12 为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的一种相对 质量，简称原子量①，没有单位。一个原子的真实质量很小，例如一个 1 H 原子的质量为 1.6736×10-24 克、一个16 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12 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 1 H 的原子量为 1.007825、同位素12 C 的原子量为 12.0000。

元素的原子量是根据天然各同位素原子量及丰度计算的平均值，例如天

1 2

然的氢元素含 1 H 和 1 H 两种同位素，其组成如下：

同位素符号

同位素原子量

各同位素丰度

1 H

1

2 H

1

.007825 ‘

2.0140

99.985%

0.015 %

氢元素的原子量=1.007825×99.985%+2.0140×0.015%=1.00798 根据同位素的质量数和丰度可以计算元素的近似原子量。 氢元素的近似原子量=1×99.985%+2×0.015%=1.00015

① “原子量”是沿用多年的名称。根据法定计量单位应称为相对原子质量。分子量则应称为相对分子质量。

电子云

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。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。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。

核外电子的排布规律多

电子原子核外电子的排布应遵循以下三个原理：①能量最低原理，核外 电子总是首先占据能量最低的轨道，按照近似能级图，电子由低到高进入轨 道的顺序为 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p 。因能级交错，其中 E4s<E3d ， 电子先排满 4s 后再进入 3d，例如钪元素核外 21 个电子依次填充的轨道为1s22s22p63s23p64s23d1。②保里不相容原理，在同一原子中没有运动状态完 全相同的电子，即同一个原子中的电子，描述其运动状态的四个方面不可能 完全相同，在同一轨道上的电子必须自旋方向相反，每个轨道只能容纳 2 个 电子。根据保里不相容原理，各电子层最多容纳的电子总数为 2n2；周期表 中各周期含有元素的数目以及填充的能级如下：③洪特规则，电子进入同一亚层的各个轨道(也称等价轨道)时，总是尽先分 占不同轨道，而且自旋方向相同，例如氮原子核外电子排布的轨道表示式为： N 原子的价电子中有 3 个未成对电子，这与 N 原子的成键情况和化合物的组 成、结构有密切的关系。洪特还指出，等价轨道上的电子排布处于以下状态 比较稳定。

全满

即 半满

全空

p6 、d10 、f 14

p3 、d5 、f 7

p0 、d 0 、f 0

例 如 铬 原 子 的 电 子 排 布 式 是 ls22s22p63s23p63d54s1 ， 而 不 是ls22s22p63s23p63d44s2。

化学键

分子和晶体中相邻两原子或多个原子之间存在的强烈的相互作用。例如 水分子中 2 个氢原子和一个氧原子之间形成 2 个共价键，强烈地结合在一起， 成为稳定的 H2O 分子。又如食盐晶体中，钠离子与氯离子通过静电作用强烈 地结合在一起，形成稳定的 NaCl 晶体。化学键主要包括共价键、离子键和金 属键。分子间作用力以及氢键不属于化学键。与化学键相比，分子间作用力 很弱，提供较少的能量就能破坏分子间力，使分子晶体的物质熔化，例如冰 易熔化成水，被破坏的是分子间力；若使水发生分解，需要高温才能使氢氧 共价键断裂。

离子键

阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键。例如 NaCl 晶体是由阳离子 Na+与阴离子 Cl-通过静电作用相互吸引，当离子间的吸引力与排斥力达成平 衡时，则形成稳定的离子键。离子的电荷是球形对称分布的，它可以从不同 的方向同时吸引多个异性离子，例如 NaCl 晶体中，每个 Na+同时吸引 6 个 Cl， 每个 Cl 也同时吸引 16 个 Na+；在 CsCl 晶体中， 每个 Cs+同时吸引 8 个 Cl-， 每个 Cl-也同时吸引 8 个 Cs+。离子键没有方向性、没有饱和性，一个离子周 围容纳的异性离子数及其配置方式决定于离子间的静电引力。

活泼金属如钾、钠、钙等跟活泼非金属如氯、溴、氧等化合时，形成典 型的离子键。由离子键形成的化合物叫做离子化合物。离子化合物中，离子 的电荷越大，半径越小，离子键越强，其熔沸点就越高。例如 MgO 的熔点比 NaCl 高：MgO 的熔点为 2852℃，NaCl 的熔点为 801℃。

共价键

原子间通过共用电子对(即电子云的重叠)所形成的化学键。例如 H2 分 子，两个氢原子的 1s 电子配对共用，使每个氢原子具有氦原子的稳定结构； 又如 HCl 分子，H 原子和 Cl 原子各提供一个未成对电子，共用的一对电子把 两个原子核吸引在一起，形成稳定的 HCl 分子。共价键形成的本质是电子云 的重叠，例如 HCl 分子形成时，H 原子的 1s 电子云与氯原子的未成对电子占 据的 3p 电子云重叠，两核间的电子云密度增大，形成 HCl 分子。电子云重叠 越多，分子越稳定。根据价键理论，两个原子的未成对电子，只有自旋相反，才能配对形成一个共价键。共价键具有饱和性，例如分子，氢原子形成 一个共价键，氧原子可形成两个共价键；在 N≡N 分子中，两个 N 原子以共价 叁键相结合。共价键也具有方向性，s 电子云无方向，p 电子云和 d 电子云均 有方向性，p 和 d 电子参加成键时，一定要沿着电子云伸展的方向进行重叠， 才能形成稳定的分子。共价键的方向性和饱和性使分子具有一定的空间构 型。非金属原子间化合形成共价键，若成键两原子相同，形成非极性共价键； 若成健两原子不同，则形成极性共价键。

键 长

分子中两个成键原子核间的平均距离。例如 H—H 键长为 0.74×10-10 米、Cl-Cl 键长为 1.988×10-10 米。一般两原子间的键长越短，键越牢固， 分子越稳定。对同族元素的单质或同类化合物的双原子分子，其键长随原子 序数递增而增大，例如：F—F Cl-Cl Br—Br I—I 键长(10-10 米) 1.418 1.988 2.284 2.666

H—F H-Cl H—Br H-I 键长(10-10 米) 0.918 1.274 1.408 1.608 碳原子间可形成单键、双键、叁键、键数越多，键长越短，例如：

C-C 单健 C=C 双键 C≡C 叁键 键长(10-10 米) 1.54 1.34 1.20

键 角

分子中键和键之间的夹角。例如 H2O 分子中两个 H-O 键的夹角为 104.5

°，CO2 分子中两个 C=O 键间的夹角为 180°。键长和键角决定分子的空间构型。H2O 和 CO2 同是三原子分子，但 H2O 分子是 V 形而 CO2 分子是直线形。NH3

分子中三个 N-H 键的键长相等，两个 N—H 键之间的夹角为 107°18′，NH3

分子呈三角锥形。又如 CH4 分子，四个 C—H 键的键长相等，C—H 键之间的夹角均为 109°28′，CH4 分子是正四面体形。周期表中，同族非金属元素的氢化物或卤化物，组成相似，分子结构相同，例如第ⅣA 族元素形成的 CH4、CCl4、SiH4、SiF4 等，它们的分子均是正四面体结构。又如氧族的氢化物 H2O、H2S、H2Se 等，它们的分子均是 V 形结构。

键能形成一摩尔共价键放出的能量或拆开一摩尔共价键成为原子需要吸 收的能量。键能的单位是千焦/摩。例如 H—H 键的键能为 436 千焦/摩，表示 形成一摩尔 H—H 键放出的能量或拆开—摩尔 H-H 键需要吸收的能量均为436 千焦/摩。键能又称解离能。键能的大小标志着共价键的强弱，键能越大，键越牢固，该分子越稳定。例如Cl2 和I2 的键能分别为239.74千焦/摩、148.95

千焦/摩。对于分子，Cl2 比 I2 稳定，对于原子，Cl 比 I 活泼。若用 Q 表示 反应热，E 表示键能，则任何一个化学反应的反应热与键能的关系是：Q=∑E 生成物-∑E 反应物

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。 例如：H-H H-I H-Br H—Cl H-F Na+ F

分子的极性

分子可分为极性分子和作极性分子。以极性共价键结合形成的分子，例 如 HCl 分子中，共用电子对偏向氯原子，氯原子一端带部分负电荷，氢原子 一端带部分正电荷，整个分子中电荷分布不均匀，正电荷重心和负电荷重心 不重合，分子形成偶极，这种分子叫极性分子。有些分子如氢分子中的电荷 分布均匀，正、负电荷重心重合，这种分子叫非极性分子。分子有无极性与 键的极性和分子的结构有关：以非极性键结合的双原子分子为非极性分子， 如 O2、Cl2、N2 等；以极性键结合的双原子分子是极性分子，如 HCl、CO 等； 极性键结合的多原子分子是否有极性，还决定于分子的空间结构，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。又如水分子是V 形分子，两个 H—O 极性键偏向分子的一端，整个分子正、负电 荷重心不重合，是极性分子。氨分子呈三角锥形，也是极性分子。 分子的极性会影响物质的性质如溶解性，极性分子易溶于极性溶剂，非极性 分子易溶于非极性有机溶剂。例如，NH3、HCl 极易溶于水，难溶于有机溶剂。 而 Br2、I2 难溶于水，易溶于 CCl4，苯、汽油等。根据物质在不同溶剂中具 有不同的溶解性，可用液-液萃取分离的方法分离提纯物质。

配位键

成键原子由单方面提供电子对与另一原子共用形成的共价键，配位键可 表示为 A→B。例如，氨分子与氢离子结合形成铵根离子：氨分子中的氮原子上有一对孤对电子，氢离子的 1s 是空轨道。NH3 与 H+反应 时，N 原子上的孤对电子进入 H+的 1s 轨道，成为 N 与 H 两原子的共用电子对， 形成了配位键。NH + 中的 4 个共价键是完全等同的，它们的键长、键能和键 角均相等，构成正四面体的空间结构。又如水合氢离子也是以配位键形成的。

水分子中的氧原子上有二对孤对电子，其中一对进入 H+的 1s 空转道，形成 了配位键。形成配位键必须具备两个条件：①一个原子要有能接受孤对电子 的空轨道；②另一个原子要具有能提供的孤对电子。

配位键广泛存在，通过配位键还能形成复杂的离子(或分子)。过渡元素的离子，如 Fe3+、Cu2+、Ag+等都具有能接受电子对的空轨道，称为中心离子； 一些分子或离子，如 NH3、H2O、Cl-、CN-、SCN-等具有可提供的孤对电子，称为配位体。中心离子与配位体通过配位键结合，形成的复杂离子叫络离子 (或配位离子)，形成的中性分子叫络分子(或配位化合物)。例如：Ag++2NH3→[Ag(NH3)2]+

银氨络离子 Fe3++xSCN+→[Fe(SCN)x]3-x

第二个反应式中，x 可以是 1、2 6。若 x=1 时，生成[Fe(SCN)]2+络离 子，x=3 时，生成 Fe(SCN)3 络分子。

离子晶体

离子间通过离子键结合形成的晶体。在离子晶体中，阴、阳离子按照一 定的格式交替排列，具有一定的几何外形，例如 NaCl 是正立方体晶体，Na+ 离子与 Cl-离子相间排列，每个 Na+离子同时吸引 6 个 Cl 离子，每个 Cl-离子 同时吸引 6 个 Na+。不同的离子晶体，离子的排列方式可能不同，形成的晶 体类型也不一定相同。离子晶体中不存在分子，通常根据阴、阳离子的数目 比，用化学式表示该物质的组成，如 NaCl 表示氯化纳晶体中 Na+离子与 Cl- 离子个数比为 1∶1， CaCl2 表示氯化钙晶体中 Ca2+离子与 Cl-离子个数比为1∶ 2。 离子晶体是由阴、阳离子组成的，离子间的相互作用是较强烈的离子键。

离子晶体具有较高的熔、沸点，常温呈固态；硬度较大，比较脆，延展性差； 在熔融状态或水溶液中易导电；大多数离子晶体易溶于水，并形成水合离子。 离子晶体中，若离子半径越小，离子带电荷越多，离子键越强，该物质的熔、 沸点一般就越高，例如下列三种物质，其熔沸点由低到高排列的顺序为，KCl<NaCl<MgO。

原子晶体

相邻原子间以共价键结合而形成的空间网状结构的晶体。例如金刚石晶 体，是以一个碳原子为中心，通过共价键连接 4 个碳原子，形成正四面体的 空间结构，每个碳环有 6 个碳原子组成，所有的 C-C 键键长为 1.55×10-10 米，键角为 109°28′，键能也都相等，金刚石是典型的原子晶体，熔点高 达 3550℃，是硬度最大的单质。原子晶体中，组成晶体的微粒是原子，原子 间的相互作用是共价键，共价键结合牢固，原子晶体的熔、沸点高，硬度大， 不溶于一般的溶剂，多数原子晶体为绝缘体，有些如硅、锗等是优良的半导 体材料。原子晶体中不存在分子，用化学式表示物质的组成，单质的化学式 直接用元素符号表示，两种以上元素组成的原子晶体，按各原子数目的最简 比写化学式。常见的原子晶体是周期系第ⅣA 族元素的一些单质和某些化合 物，例如金刚石、硅晶体、SiO2、SiC 等。对不同的原子晶体，组成晶体的 原子半径越小，共价键的键长越短，即共价键越牢固，晶体的熔，沸点越高， 例如金刚石、碳化硅、硅晶体的熔沸点依次降低。

金属晶体

由金属键形成的单质晶体。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。

分子晶体

分子间以范德华力相互结合形成的晶体。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。

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。

元素周期律

元素的性质随着元素的原子序数(即核电荷数)的递增而呈周期性变化的 规律。早在 19 世纪，人们已经发现了 63 种元素，许多科学家试图按性质将 元素系统地分类，直到 1869 年，俄国化学家门捷列夫在前人经验的基础上， 从大量的实验事实中，总结得出一条规律：元素的性质随着原子量的递增而 呈周期性的变化，同时发表了元素周期表。随着科学的发展，现在人们对元 素周期律有了更深刻的认识，元素的性质即原子半径、第一电离能、元素的 主要化合价随元素原子序数的递增呈现周期性的变化。元素性质的周期性变 化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果。周期律的发现，揭示了众多 元素之间的内在联系，有力地推动了化学及其它学科的发展，原子量的量的 变化(或原子序的增减变化)而引起的元素性质质变的事实，充分证明了量变 到质变规律的普遍性。

元素周期表

简称周期表。根据元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化的规律， 按原子序数排列而成的表。元素周期表有多种形式，现在最常用的是维尔纳 长式周期表①，根据元素周期律，把电子层数相同的元素，按原子序数递增的 顺序从左到右排成横行，称为一个周期；把最外层电子数相同的元素按电子 层数递增的顺序由上而下排成纵行，称为一个族。长周期表中有 7 个周期， 第 1、2、3 为短周期，第 4、5、6 为长周期，各周期含有元素数目依次为 2、8、8、18、18、32，第 7 周期还未排满，叫不完全周期。元素所在的周期数 等于该元素原子核外的电子层数。长周期表有 18 个族(用罗马数字表示)，其 中有 7 个主族(用 A 表示)、7 个副族(用 B 表示)、一个第Ⅷ族，一个 0 族。 主族元素所在的族数等于该元素最外层的电子数。

元素的一些性质与元素在周期表中的位置密切相关，例如①元素的最高 化合价=最外层电子数=族序数，元素的最低负价=8—最高化合价。②同周期 元素从左到右，原子半径递减，最外层电子数递增，元素的金属性减弱、非 金属性增强；同主族元素由上而下，电子层数增加，原子半径增大，金属性 增强而非金属性减弱。③最高价氧化物对应的水化物，按同周期从左到右， 随元素的非金属性增强，其酸性增强；按同族由上而下，最高价氧化物的水 化物碱性增强。④同周期的气态氢化物从左到有稳定性增强，同主族的气态 氢化物由上而下稳定性减弱。⑤同周期的气态氢化物与稀有气体元素的原子 具有相同的质子数和核外电子数。熟悉元素在周期表中的位置，运用周期律， 能更好地掌握并推断元素及其化合物的性质。

① 维尔纳（A·werner，1866—1919），瑞士化学家同素异形体(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。

电子式

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·， 氯原子的电子式为。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+、Mg2+。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，例如氯离子 的电子式为，氢氧根离子的电子式为 ，铵根离子的电子式为。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、—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。

电子式表示共价化合物和离子化合物的形成过程

用电子式表示由原子形成共价化合物和离子化合物过程的式子。例如氮 分子形成的电子式为：式子的左边是两个氮原子的电子式，根据氮原子的电子排布式(1s22s22p3)， 每个氮原子有三个未成对电子，一对成对电子。反应时，两个氮原子的未成 对电子形成三对共用电子对，用箭头表示生成了氮分子。氮分子中，每个氮 原子均具有与氖原子相同电子层结构的 8 电子稳定结构，N—N 键为非极性共 价键。又如水分子形成的电子式为：式子表示一个氧原子和两个氢原子分别共用一对电子形成稳定的水分子。水 分子中，氢原子具有氦一样的两电子稳定结构，氧原子具有氖一样的 8 电子 稳定结构，共用电子对偏向电负性大的氧原子一方，氢氧键是极性共价键。