[原子]由希腊词义“不可分 衍化来的.原子是元素能够存在的最小单位.是化学变化中的最小微粒.原子是由原子核和核外电子组成的.原子核由质子和中子组成.在化学反应中.只是核外电子发生了变化.原子核的组成并没有改变.在核反应中.原子核发生了变化.原子变成了其它元素的原子. [原子核]由质子和中子组成的带正电荷的微粒.原子核所带的正电荷数等于核内质子数.原子的质量主要集中在原子核上.原子核的体积只占原子体积的几千亿分之一.原子核内的质子和中子由结合能结合在一起. [质子]原子核的组成部分.是原子核中带正电荷的基本粒子.元素的原子序数就是核内的质子数.质子的质量是1.67265×10-27千克.即1.00728原子质量单位. [中子]原子核中不带电的基本粒子.质量是1.67495×10-27千克.即 [电子]原子中带负电的微粒.质量是9.11×10-31千克.半径是2.82×10-15米.原子由原子核和核外电子组成.核外电子数与质子数相等.原子中的电子受到外来能量的激发能脱离原子核的束缚.以电流形式通过导体.电子管或半导体.放射性核如镭能以β-粒子的形式放出电子. [基本粒子]泛指比原子核还小的物质单元.包括光子.电子.质子.中子以及在宇宙射线和高能物理实验中发现的一系列粒子.现已发现的基本粒子有几百种.并分为轻子(如电子.正电子.中微子等)和强子两大类.许多基本粒子都有对应的反粒子. [反粒子]许多基本粒子如电子.质子.中子.中微子.介子.超子等.都有对应的正电子.反质子.反中子.反中微子.反介子.反超子等.这些对应的粒子总称为反粒子. [亚原子粒子]指小于原子的粒子.即基本粒子或原子核. [原子实]原子中.原子核及除价电子以外的内层电子组成原子实.例如.钠Na的核外电子排布为:1s22s22p63s1.其中第1.2电子层与原子核组成原子实.此原子实与氖Ne(1s22s22p6)的结构相同.钠的核外电子排布也可写作[Ne]3s1.钾K的电子排布为:1s22s22p63s23p64s1.也可写作[Ar]4s1.铜Cu为:1s22s22p63s23p63d104s1.也可写作[Ar]3d104s1. [原子半径]通常指以实验方法测定的相邻两同种原子的核间距离的一半.原子的大小无严格边界.无法精确测定一个单独原子的半径.目前所使用的原子半径数据只有相对的.近似的意义.根据测定的方法不同.有三种原子半径数据:(1)共价半径:同种元素的两原子以共价键结合时.两核间距离的一半.称该元素原子的共价半径.(2)金属半径:金属晶体中.相邻两原子核间距离的一半.称该元素原子的金属半径.(3)范德华半径:在分子型晶体中.不属于同一分子的两个最接近的相同原子核间距离的一半.称该元素原子的范氏半径.一般说来.各元素的金属半径比共价半径略大.而范德华半径则比共价半径大得多. [氢光谱]指氢原子的线状光谱.装有氢气的放电管.通过高压电流.氢分子分解为原子并受到激发.激发态氢原子中的电子.由高能级跃迁回低能级时.以发光形式释放能量.这种光通过棱镜时.可以看到几条分立的波长不同的谱线.即氢光谱.1913年丹麦物理学家玻尔首先用量子概念解释了这一现象. [玻尔理论]由丹麦物理学家玻尔在1913年提出的阐明原子结构的初步理论.它的基础是两个基本假设:(1)核外电子沿一定轨道绕核运转.在稳定轨道上运动的电子不放出能量.也不吸收能量,(2)在一定轨道上运动的电子都具有一定的能量.这些能量具有量子化的特征.只能取某些由量子化条件决定的分立数值.这些不连续的能量状态称为电子的能级.玻尔理论冲破了经典物理学中能量连续变化的束缚.大胆地把量子概念引进原子结构理论.解释了用经典物理学无法解释的氢原子结构与氢光谱的关系.但玻尔理论未能认识电子运动的另一重要特征--玻粒二象性.未能完全摆脱经典物理学的束缚.以致认为核外电子运动也象宏观物体那样具有固定的轨道.在解释多电子原子的光谱时.遇到了难以解决的困难.这些问题直到量子力学建立后.才得到解决. [玻尔轨道]玻尔理论中电子绕核运行的许多分立的轨道.在一定轨道上运动的电子都具有一定的能量.也称作能级.电子从外层轨道向内层轨道跃迁时.以发光形式释放能量.其能量变化具有量子化的特征. [玻尔半径]在玻尔理论中.它是氢原子处于基态时.电子沿圆形轨道绕核运行的半径.其值为5.29177×10-11米.常用a0表示.在原子物理学中.a0也是一种长度单位. [基态]微观粒子系统(如原子.原子核.或其它多粒子体系等)所具有的各种状态中能量最低的状态.此种状态为最稳定的状态. [激发态]微观粒子系统当其内部能量高于基态能量时所处的运动状态.原子获得能量可处于激发态.激发态原子是不稳定的.一般将通过发射光子或与其它粒子发生作用而回复到基态. [测不准原理]由德国物理学家海森堡提出.他认为微观粒子的某些成对的物理量不可能同时具有确定的数值.如位置和动量之间有以下测不准关系: 式中△x是确定位置的测不准量.△px是确定动量的测不准量.h是普朗克常数.上式表明.微观粒子位置测定得愈准确.则动量测时间和能量也服从测不准关系.它的意义是微观粒子存在于某一能量状态的时间愈短.则这一能量的确定程度愈差. [测不准关系]见测不准原理条. [波粒二象性]微观粒子的基本属性之一.它们有时显示出波动性.有时又显示出微粒性.这种在不同条件下分别表现为波动性和微粒性的特征称为波粒二象性.1905年爱因斯坦提出的光子学说阐明了光的这一特征.1924年德布罗意提出电子和其它实物粒子也具有波粒二象性的假说.这在1927年被实验证实.从此.在科学上就认为一切微观粒子都具有波粒二象性.粒子的质量或能量愈大.波动性愈不显著.所以.可认为宏观物体不具有波动性.[德布罗意波]由法国物理学家德布罗意(Louis Vi-ctor de Broglie)在1924年首先提出.他把当时已发现的光具有波粒二象性这一事实加以推广.预言一切微观粒子都具有波粒二象性.并提出著名的德布罗意公式: λ=h/mv 式中λ为与质量为m.运动速度为v的实物微粒相应的波长.德布罗意波又称物质波. [德布罗意公式]见德布罗意波条. [量子]微观世界的某些物理量不能连续变化.只能以某一最小单位的整数倍发生变化.这个最小单位就称为该物理量的量子.例如.物质吸收或发射的能量只能是某一最小能量单位的整数倍.其能量量子的大小为hv(v为幅射频率.h为普朗克常数).光的能量变化也具有量子化的特征.光的能量量子的大小也是hv. [量子化]见量子条. [量子论]量子力学的先驱.又称旧量子论.从普朗克在物理学中提出量子概念开始.特别是在玻尔提出氢原子结构理论后发展起来的.它在解释微观粒子运动中.引进了运动具有量子特征的条件.但未能完全摆脱经典物理学的束缚.它是探索微观粒子运动的初步理论.它的进一步发展导致量子力学的建立. [量子力学]研究微观粒子(电子.质子.中子.原子.分子等)运动规律的理论.是现代物理学的基础理论之一.它是法国物理学家德布罗意.奥地利物理学家薛定谔(Erwin Schrdinger).德国物理学家海森堡等人逐步建立和发展起来的.薛定谔方程是量子力学中描述微观粒子运动规律的基本方程.量子力学的建立对科学的发展有重要意义.它标志着人类对物质的认识从宏观世界进入到微观世界. [薛定谔方程]量子力学中研究微观粒子的基本方程.由奥地利物理学家薛定谔(Erwin Schrdinger)提出: 式中x.y.z为微观粒子的空间坐标.E是总能量.即电子的动能和势能之和.V为总势能.m是微观粒子的质量.h是普朗克常数.ψ是波函数.这一方程在量子力学中的地位就好象牛顿定律在经典力学中的地位同样重要. [波函数]量子力学中表征微观粒子或其体系运动状态的函数.在原子中核外电子的运动状态就是用波函数ψ来描述的.ψ是薛定谔方程的解.是一个函数式.微观粒子在空间某点出现的几率密度.跟波函数绝对值的平方│ψ│2成正比. [原子轨道]在量子力学中是波函数的同义词.是指n.l.m(见主量子数.角量子数.磁量子数)具有一定值的波函数.每一个原子轨道都有一个相应的波函数.原子轨道又称原子轨道函数或原子轨函. [原子轨函]见原子轨道条. [几率]在数学上也称为“概率 .“或然率 .用来表示随机事件发生的可能性大小的一个量.必然发生的事件的几率为1.不可能发生的事件的几率为0.而一般随机事件发生的几率是在0与1之间的一个数.因此.几率也可理解为“机会 的百分数.在现代原子结构理论中.常用来说明原子中核外电子在空间某处出现机会的多少. [几率密度]指空间某处单位体积中出现的几率.在空间某一点.微观粒子出现的几率密度正比于波函数的绝对值的平方.在原子结构理论中.常用来说明原子中的电子在核外空间某处单位体积里出现机会的多少. [电子云]是电子在核外空间出现几率密度分布的形象化描述法.也就是波函数的绝对值的平方│ψ│2在空间的分布的描述.电子云用小黑点表示.小黑点稠密的地方表示几率密度大.小黑点稀疏的地方表示几率密度小.电子云有时也用界面图表示.电子云的界面是一个等密度面.电子在界面以内的几率很大.而在界面以外的几率可以忽略不计. [主量子数]表示电子在原子中运动状态的四个量子数之一.符号是n.是确定电子能量的主要量子数.它的取值是1.2.3.--等正整数.一般随着n值的增大.电子的能量随着增加.离核的平均距离也相应增大.在一个原子内.具有相同主量子数的电子.差不多在同样的空间范围内运动.所以.习惯上称主量子数相同的电子为一个电子层.常用K.L.M.N.O.P等符号分别表示n=1.2.3.4.5.6等电子层. [电子层]见主量子数条. [角量子数]表示电子在原子中运动状态的四个量子数之一.符号是l.是代表角动量的量子数.确定电子云的形状.当n值一定时.l只能取0.1.2.3--(n-1)等值.当l=0时.电子云的形状是球形对称的.用符号s表示.也称s亚层,当l=1时.电子云呈哑铃形.用符号p表示.也称p亚层,当l=2时.电子云常呈四瓣形.用符号d表示.也称d亚层,当l=3时.用符号f表示.也称f亚层.电子云形状更为复杂.在n=1的电子层中.l=0.只有一个亚层即1s亚层, n=2时. l=0.1.这时有两个亚层.即2s. 2p亚层,n=3时.l=0.1.2.这时有三个亚层.即3s.3p.3d.依此类推可知各电子层具有的亚层数目和种类. [电子亚层]见角量子数条. [磁量子数]表示电子在原子中运动状态的四个量子数之一.符号为m.确定电子云在空间的取向.是代表角动量在磁场方向的分量的量子数.当角量子数l值一定时.磁量子数m的取值为0.±1.±2.±3--±l.即有个数值.磁量子数有几个取值.就代表电子云在空间有几种取向.或者说有几个不同的轨道.例如.l=0时.m=0.表示s电子云无方向性.在空间只有一种取向.即只有一个轨道,l=1时.m=+1.0.-1.表示p电子云在空间有三种取向.即有三个轨道,l=2时.m=+2.+1.0.-1.-2.表示d电子云在空间有五种取向.即有五个轨道,余类推. [等价轨道]又称简并轨道.指能量相等的原子轨道.例如n=2时的三个p轨道.2px.2py.2pz,其它如在主量子数相同时的五个d轨道.七个f轨道等.都是等价轨道. [简并轨道]见等价轨道条. [自旋量子数]表示电子在原子中运动状态的四个量子数之一.符号为ms.确定电子的自旋方向.是代表电子自身相反的两种运动的量子数.它仅 [能级]微观粒子系统在定态中只能处于一系列不连续的.分立的能量状态.按这些状态的能量由低到高加以排列即组成能级.在原子体系中.能级的高低主要由主量子数决定.但在多电子原子中又会出现能级交错现象.在分子轨道理论中.认为原子轨道组成分子轨道.分子轨道也按能量分为若干能级. [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的核的作用.Z是核电荷.σ是屏蔽常数.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. [有效核电荷]见屏蔽效应条. [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. [泡利不相容原理]1925年由奥地利物理学家泡利提出.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. [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. [洪特规则]也称等价轨道原则.由德国物理学家洪特提出.在同一亚层的各个轨道上排布的电子.总是尽先分占不同的轨道.并且自旋方向相同.这样.整个原子的能量最低.洪特规则也有特例.等价轨道在全充满(P6.d10.f14).半充满(p3.d5.f7).全空(p0.d0.f0)时.原子结构比较稳定.例如.24Cr的电子排布式是1s22s22p63s23p63d54s1,29Cu的电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s1. [电子排布式]表示原子核外电子排布的式子.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. [轨道表示式]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: [电离能]指从基态的气态原子.离子或分子.失去一个电子所需要的能量叫电离能.以千焦·摩尔-1为度量单位.元素的第一电离能指元素的基态的气态原子失去一个电子变为气态+1价阳离子所需要的能量.元素第一电离能的数值随原子序数的递增呈现周期性的变化. [电子亲合能]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. [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:鲍林电负性.用xp表示,密立根电负性.用xM表示,阿莱-罗周电负性.用xA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. [质能关系式]物质的质量m.与其能量E之间的关系式:E=mc2.式中c为真空中的光速.这是20世纪初爱因斯坦提出的狭义相对论的一个重要结论.由质能关系式可以看出.当物体的能量发生改变时.其质量也有相应的变化.运用这一关系可以解释原子核的质量亏损现象.认识到在原子核内蕴藏着巨大的能量.可以通过核反应加以利用. [质量亏损]原子核的质量小于它所含各核子独自存在时的总质量.这两种质量的差额称为质量亏损.质量亏损说明.当核子集合组成原子核时要释放出结合能(即使核分解为质子和中子时所需要的能量).它的数值越大.原子核就越稳定. [离子]带电荷的原子或原子团.由原子.原子团或分子失去或得到电子时形成的.失去电子时形成带正电荷的阳离子.如H+.Na+.等.离子存在于离子化合物中.也存在于溶液中.还存在于气体中.离子的性质与电中性的原子.原子团.分子的性质完全不同. [阳离子]见离子条. [正离子]见离子条. [阴离子]见离子条. [负离子]见离子条. [离子半径]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. [离子构型]指离子的外围电子构型.是离子的重要特征.离子构型主要可分为以下几种类型:(1)惰气型.即与惰性元素原子的核外电子排布相同.其中有He型.如Li+(ls2).Be2+(is2)等,Ne型.如F-(2s22p6).Na+(2s22p6).Mg2+(2s22p6)等,Ar型.如Cl-(3s23p6).K+(3s23p6)等.(2)18电子型.最外层为18个电子的离子.如Zn2+(3s23p63d10).Ag+(4s24p64d10)等.(3)18+2电子型.次外层为18个电子.最外层为2个电子的离子.如Sn2+(4s24p64d105s2).Pb2+(5s25p65d106s2)等.(4)不规则型.最外层有9-17个电子的离子.如Fe3+(3s23p63d5).Cu2+(3s23p63d9)等. [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. [离子的变形性]离子被异号离子极化而发生电子云变形的性能称为该离子的变形性或可极化性.离子变形性的大小主要和离子半径.离子的电子构型有关.最容易变形的是半径较大的阴离子和18电子外壳或不规则电子外壳的带电荷少的阳离子.如Ag+.Hg2+等.最不容易变形的是离子半径小.带电荷多的惰气型阳离子.如Be2+.Al3+等. [相互极化作用]见离子的极化作用条. [化学键]在分子.原子团或晶体中.相邻的两个或多个原子之间的强烈的相互作用叫做化学键.化学键有三种基本类型:离子键.共价键.金属键.化学键的强度可用键能表示.一般约在125-840千焦·摩尔-1之间. [离子键]又称电价键.系由原子得失电子后生成的阴阳离子之间通过静电作用所形成的化学键.例如氯化钠晶体中Na+和Cl-之间就是靠离子键结合在一起的.由于离子的电荷分布是球形对称的.只要空间条件许可.就可以从不同方向同时吸引几个带相反电荷的离子.离子键的特征是既没有方向性又没有饱和性. [电价键]见离子键条. [离子化合物]以离子键相结合而形成的化合物.如氯化钾KCl.氧化钙CaO等.离子化合物一般以离子晶体的形式存在. [离子型分子]当离子键存在于气态分子中.这种独立的分子称做离子型分子.例如在氯化钠蒸气中.就存在着由一个Na+和一个Cl-组成的氯化钠分子NaCl.这种情况较为少见. [共价键]原子间通过共用电子对所形成的化学键.例如.两个氢原子共用一对电子形成氢分子H2:H:H,两个氮原子共用三对 [共价单键]原子间共用一对电子形成共价单键.例如H2分子中的共价键. [共价双键]原子间共用两对电子形成共价双键.例如CO2分子中.碳原子和氧原子之间以共价双键结合: [共价叁键]原子间共用三对电子形成共价叁键.例如N2分子中的共价键. [共价化合物]元素的原子以共价键相结合而形成的化合物.例如:水 [配位键]两原子间的共用电子对是由一个原子单独提供而形成的共价键.它和一般的共价键的区别仅在于提供电子对的方式不同.在形成配位键时电子给予体具有孤对电子.而电子接受体具有空轨道.例如氨分子NH3中N原子有一对孤对电子.而氢离子H+有空轨道.它们可以通过配位键结合形成 [键长]表征价键性质的参数之一.是分子中两个成键原子的核间矩.一般键长越短.键就越强. [键角]表征价键性质的参数之一.系分子中键和键之间的夹角.键角是决定分子几何构型的重要因素.例如在水分子H2O中.两个O-H键的键角是104°45′.这就决定了水分子的折线形结构. [键能]表征价键性质的参数之一.在给定条件下.对气态物质断开1摩尔键.使成键原子变为气态原子时所需的能量.键能表示化学键的强度.键能越大.键越牢固.含有该键的分子越稳定. [键矩]将极性键的正电荷重心作为正电中心.负电荷重心作为负电中心.所带电荷分别为+q和-q.两中心间的距离为d.则q和d的乘积就是键矩μ.用下式表示: μ=qd 键矩是矢量.其方向定为从正电中心到负电中心.单位为德拜.用D表示.键的极性可用键矩来量度.μ愈大键的极性愈强. [键级]分子轨道法中表示相邻的两个原子成键强度的一种数值.对双原子分子来说.把成键电子数与反键电子数的差值的一半.称为键级.在形成共价键时.成键轨道上的电子称为成键电子.它使体系的能量降低.有利于形成稳定的键,反键轨道上的电子称作反键电子.它使体系的能量升高.不利于形成稳定的键.可见.键级是衡量化学键相对强强的参数.键级愈大.键愈稳定.若键级为零.则不能成键. [极性共价键]简称极性键.由于成键的两个原子的电负性不同.共用电子对必然偏向电负性较大的一方.使键具有极性.因此.这种键叫极性键.例如.在氯化氢HCl分子中.H-Cl键是极性键.共用电子对偏向氯原子.极性键极性的大小可用键矩来量度. [非极性共价键]简称非极性键.存在于单质分子中.由于成键的两个原子的电负性相同.共用电子对处于两核之间.没有偏移.电子云均匀分布.这种两个原子间共用电子对无偏向的共价键叫非极性共价键.例如.在H2分子.Cl2分子中的H-H键.Cl-Cl键都是非极性键. [金属键]在金属晶体中.金属原子容易丢失电子.形成正离子.因此金属晶体中.晶格结点上存在着大量金属正离子.而在晶格中还存在着大量的“自由电子 .金属离子和自由电子之间存在的较强作用.叫金属键.金属键又称改性共价键.因为它可以看成许多原子共用许多电子的一种特殊形式的共价键.但又和共价键不同.金属键不具有饱和性和方向性. [分子间作用力]又称范德华力.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. [氢键]在含氢化合物中.由一个与电负性极强的元素相结合的氢原子和另一个电负性极强带孤电子对且原子半径小的原子间产生的引力形成的.氢键的键能比化学键的键能小得多.但和范德华力相近.也可以说氢键是另一种分子间作用力.它具有饱和性和方向性.氢键可分为分子间氢键.如水中的氢键以及分子内氢键.如硝酸分子内的氢键: [分子的极化]在外电场作用下.分子中正.负电荷中心发生分化的过程.由于外电场影响了分子中电荷的分布.使电子云与核发生了相对位移.分子发生变形.从而造成分子中正.负电荷中心的分化.非极性分子由于极化可产生极性.极性分子由于极化可使极性增强. [偶极矩]是衡量分子极性大小的物理量.物理学中.把大小相等.符号相反.彼此相距为d的两个电荷组成的体系称为偶极子.其电量与距离之积就是偶极矩(μ). μ＝qd 偶极矩是矢量.其方向系沿两电荷连线由正到负.极性分子就是偶极子.对分子中正负电荷.可以设想它们分别集中于一点.叫正电荷中心和负电荷中心.极性分子的偶极矩等于正负电荷中心的距离乘以正电中心的电量.其方向由正到负. [永久偶极]又称固有偶极.指极性分子本身具有的偶极.这是由于极性分子中电荷分布不均匀.正电荷重心与负电荷重心不重合造成的.每个极性分子就是一个偶极子. [固有偶极]见永久偶极条. [诱导偶极]分子在外电场的作用下.正.负电荷重心分化而产生的偶极叫做诱导偶极. [瞬时偶极]由于分子中电子和原子核的不断运动.经常发生电子云与核之间的瞬时位移而产生的偶极.称作瞬时偶极.这种现象是不断消失又不断发生的.时间虽短暂.但经常存在. [八隅规则]1916年由美国物理化学家G.N.路易斯提出.原子相互作用形成离子或分子时.趋于形成外层为8个电子的惰性元素的构型.这通常称作八隅规则.例如.氯和钠通过得失电子形成离子化合物氯化钠.其中Na+离子和Cl-的电子排布都是惰性元素的构型.此外.在两个氯原子形成的氯气分子或一个氢原子和一个氯原子形成的氯化氢分子中原子之间通过共用电子对而形成惰性元素的电子构型. [现代价键理论]又称电子配对理论或电子配对法.简称VB法.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. [电子配对法]见现代价键理论条. [杂化轨道理论]由美国化学家鲍林及斯莱脱在电子配对法的基础上提出.它的要点是:同一原子中能量相近的原子轨道.在成键时重新组合成一系列能量相等.成键能力更强的新轨道.这就叫原子轨道的杂化.形成的新轨道称做杂化轨道.杂化轨道理论解释了许多用电子配对法不能解释的分子的几何构型和稳定性的事实. [分子轨道理论]又称分子轨道法(Molecular OrbitalTheory)或MO法.1932年由美国化学家密立根及德国物理学家洪特提出.是现代共价键理论之一.它的要点是:从分子的整体性来讨论分子的结构.认为原子形成分子后.电子不再属于个别的原子轨道.而是属于整个分子的分子轨道.分子轨道是多中心的,分子轨道由原子轨道组合而成.形成分子轨道时遵从能量近似原则.对称性一致原则.最大重叠原则.即通常说的“成键三原则 ,在分子中电子填充分子轨道的原则也服从能量最低原理.泡利不相容原理和洪特规则. [分子轨道]分子中描述单电子运动状态的波函数即为分子轨道.分子轨道由原子轨道线性组合而成.原子轨道形成分子轨道时遵从“成键三原则 . [成键分子轨道]能量相近的原子轨道组合形成的分子轨道中.比原子轨道的能量有所降低的叫做成键分子轨道.在成键分子轨道中.两核间电子出现的几率增大.其能量比原子轨道中能量较低的还低.因此有利于化学键的形成. [反键分子轨道]能量相近的原子轨道组合形成的分子轨道中.比原子轨道的能量有所升高的称反键分子轨道.在反键分子轨道中.两核间电子出现的几率减小.甚至为零.其能量比原子轨道中能量较高的还高.因此不利于化学键的形成.反键轨道通常以“* 号标记. [成键三原则]指原子轨道组合形成分子轨道时所遵从的能量近似原则.对称性匹配原则和轨道最大重叠原则. [单电子键]只有一个电子的共价键.如氢分子离子H+2中.两个氢原子间共用一个电子而形成的共价键.H+2中虽然没有电子配对.但却有明显的键能DH+2=269kJ·mol-1. [三电子π键]O2分子中电子在分子轨道中的排布如下.O2[KK2(σ2s*)2(σ2p)2(π2p)4(π2p*)2].除已充满的低能级的成键轨道和反键轨道基本抵消外.成键的(σ2p)2构成一个σ键,因成键的π轨道和反键的π轨道在空间方位一致.因此成键的(π2pv)2和反键的(π2p*)1构成一个“三电子π键 .成键的(π2p)2和反键的(π2p*z)1构成另一个“三电子π键 .O2的结构又可表示为: O2分子中每个三电子π键中仍各有一个未成对电子.所以O2是顺磁性 [缺电子原子]具有共价性的原子.若其价电子数少于价电子层的轨道数时.称这种原子为缺电子原子.例如.硼B原子.因半径较小.电负性较大.而表现出共价性,其价电子为2s2p1.共3个.但第二电子层有4个原子轨道2s.2px.2py.2pz.硼原子就是缺电子原子. [缺电子化合物]缺电子原子以共价键形成的不具有八隅体结构的化合物.称作缺电子化合物.例如.硼的一些化合物就是缺电子化合物.卤化硼BX3.硼烷B2H6.硼酸H3BO3等就是缺电子化合物.缺电子化合物一般可做电子接受体. [价电子]指原子在参加化学反应时能够用于成键的电子.主族元素的价电子就是最外层电子.对过渡元素来说.价电子指最外层的s电子和次外层的d电子.甚至还有倒数第三层的f电子. [等电子原子]在价电子层中.价轨道数等于价电子数的原子.例如.H.C.Si等原子. [多电子原子]在价电子层中.价电子数多于价轨道数的原子.例如.N.O.S.Cl等原子. [孤电子对]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: N.O原子都是多电子原子.H原子是等电子原子.因此在NH3分子和H2 O分子中都有孤电子对. [孤对电子]见孤电子对条. [价电子对互斥理论]该理论最初由西奇威克和鲍威尔提出.以后吉林斯比和宁荷姆发展了这一理论.它的概念非常简单.不需要用原子轨道的概念.就能较好地判断许多共价分子的几何构型.价电子对互斥理论认为在一个共价分子中.中心原子周围电子对排布的几何构型主要决定于中心原子的价电子层中的电子对数.价电子对包括成键的σ电子对和孤电子对.分子的几何构型总是采取彼此间排斥力最小的结构.因为这样能量最低.根据价电子对互斥理论.得出理想的几何构型如下: 电子对数 几何构型 2 直线型 3 平面三角形 4 四面体 5 三角双锥 6 八面体 在分子中.孤对电子和成键电子之间静电排斥作用大小的顺序如下: 孤对-孤对＞孤对-成键对＞成键对-成键对 例如.在CH4 .NH3 .H2 O分子中:CH4 无孤对电子.而C-H键是相同的.所以CH4 分子是正四面体形,NH3 分子中N有一对孤对电子.它对N-H键有较大的排斥作用.所以NH3分子中N-H键之间的夹角为107°18′,H2O分子中O有两对孤对电子.它们对O-H键的排斥力更大.所以H2O分子中O-H键间的夹角是104°45′.由此可见.对简单分子AXn Er(A代表中心原子.X代表以共价键和A结合的配位体.n代表配位体的数目.E代表孤对电子.r代表孤对电子数)的几何构型就能简便地作出判断:AX4 一定是正四面体形.AX3 E一定是三角锥形.AX2 E2 一定是折线型.此外.根据具有最少数目的.角度最小的孤电子对-孤电子对排斥作用的构型最稳定的原则.还可判断其它分子的几何构型.例如.在XeF4 分子中.有六对价电子.所有价电子呈八面体形.而中心原子Xe与四个氟原子处于同一平面形成平面正方形的构型是最稳定的. [特征电子构型]表示原子的电子层结构特性的式子.也称外围电子.根据元素原子的特征电子构型.元素周期表可划分为四个区:s区.p区.d区.f区. [晶体]具有一定几何多面体形状的固体.以分子.离子或原子为质点在三维空间有规则地排列而成.晶体具有固定的熔点和各向异性.根据构成晶格质点的不同.晶体分为离子晶体.原子晶体.分子晶体和金属晶体四种类型.根据晶粒的取向不同.晶体又分为单晶体和多晶体. [晶格]构成晶体的质点在空间的确定点上有规律地重复排列所构成的点阵结构. [晶胞]晶格中含有晶体结构中具有代表性的最小部分.晶胞在空间无限地周期性的重复就成为晶格. [晶系]根据晶胞的几何构型对晶体进行分类.晶体划分为七大晶系.一种晶系的性质用晶胞的边长及夹角描述.七大晶系是:立方晶系.四方晶系.正交晶系.单斜晶系.三斜晶系.菱形晶系和六方晶系.在同一晶系中又有不同的晶格类型.共十四种晶格类型:简单立方.体心立方.面心立方.简单四方.体心四方.简单斜方.底心斜方.体心斜方.面心斜方.简单单斜.底心单斜.三斜.菱形.六方. [无定形体]无晶体结构.内部质点在三维空间不规则排列.不具有一定几何多面体形状的固体.它和晶体不同.没有固定的熔点和各向异性.如石蜡.玻璃等.有的固体.因其结晶的取向是无序的.也称无定形态.如无定形碳.若用X-射线研究其结构可以发现它是由许多微小的石墨晶体构成的. [离子型晶体]晶体的一种.组成晶格的质点是正.负离子.正.负离子间以离子键结合.每个离子周围被异号离子包围.它们有一定的比例关系和一定的排列顺序.例如.在氯化钠晶体中.每个钠离子被六个氯离子包围.每个氯离子被六个钠离子包围.交替延伸为整个晶体.在氯化钠晶体中不存在单个分子.离子型晶体有较高的熔点.沸点,有一定的硬度但较脆,易溶于极性溶剂.特别是水中,在熔化状态或极性溶剂中发生电离.因而具有导电性.晶体不导电. [原子型晶体]也称共价型晶体.晶体的一种.组成晶格的质点是原子.原子间以共价键结合.结合力很强且形成空间网状结构.例如.金刚石中.碳原子形成sp3 杂化轨道.以共价键彼此相连.每个碳原子都处于正四面体的中心.组成整块晶体.在原子晶体中不存在单个小分子.原子晶体的熔点.沸点.硬度都比离子晶体高.不导电.在大多数常见的溶剂中不溶解.无延展性.常见的原子型晶体有金刚石.晶体硅.灰锡.锗.硼等单质.有一些化合物.如碳化硅SiC.氮化铝AlN.二氧化硅SiO2 等也是原子型晶体. [金属型晶体]晶体的一种.组成晶格的质点是金属原子.金属离子和自由电子.质点间的作用力是金属键.金属晶体有三种特有的坚实结构:面心立方紧密堆积晶格.配位数是12,体心立方紧密堆积晶格.配位数是8,六方紧密堆积晶格.配位数是12.金属型晶体一般熔点.沸点高(部分低熔点金属除外.如汞Hg.镉Cd等).硬度较大.有金属光泽.良好的导热性.导电性和机械加工性能. [分子型晶体]晶体的一种.组成晶格的质点是分子.例如.固态氧O2 .干冰CO2 .固态氩Ar.冰H2 O等.在分子晶体内.分子间以范德华力相结合.由于结合力弱.分子晶体一般熔点.沸点低.硬度小.易挥发.通常状况下是电的不良导体. [过渡型晶体]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.云母等. [同质多晶]同一种物质在不同条件下形成不同的结晶.称同质多晶现象.例如.单质硫在不同条件下可以形成不同的晶型. [异质同晶]不同的物质.具有相同的晶体结构.称异质同晶现象.如氯化钾KCl.氧化镁MgO晶体都是NaCl型晶体. [类质同晶]有一些组成不同.但化学性质类似的物质能够生成外形完全相同的晶体.称类质同晶现象.例如.明矾[KAl(SO4 )2 ·12H2 O]和铬矾[KCr(SO4 )2 ·12H2 O]都形成八面体结晶.硫酸镁(MgSO4 ·7H2 O)和硫酸镍也是类质同晶物质. [能带]晶体中的电子.在一定能量范围内的许多能级(用彼此相隔很近的一条条水平横线表示)形成的一条带.形象地称为能带.各种晶体的能带数目和宽度都不相同.完全被电子占据的能带称作“满带 ,部分被电子占据的能带称作“导带 ,完全未被占据的能带称作“空带 .价电子所占据的能带称作“价带 .能量比价带低的各能带一般是满带.价带可以是满带.也可以是导带.如在金属中价带是导带.故金属能导电,在绝缘体和半导体中.价带是满带.所以它们不能导电.但半导体很容易受其它因素的影响.使价带中的电子数目减少.或使空带中出现一些电子而成为导带.因而也能导电. [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: CO N2 分子量 28 28 熔点(K) 73 63 沸点(K) 83 77 液体密度(g·cm-3 ) 0.793 0.796 另外.如NO-3 和CO23- 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,PO34- .SO24-.ClO-4 三种等电子离子的几何构型都是正四面体. [等电子原理]见等电子体条. [等离子体]亦称等离子态.气体被加热到很高的温度或被辐射后.使原子呈电离态.整个气体将成为带正电的离子和带负电的电子所组成的集合体.而且正负电量相等.这就叫做等离子体.象火焰和电弧中的高温部分.太阳和其它恒星的表面气层等都是等离子体. [元素周期律]指元素性质随原子序数的递增呈周期性变化的规律.元素性质的周期性变化实质上是由原子的电子层结构的周期性变化决定的.元素周期律是1869年俄国化学家门捷列夫在前人研究成果的基础上提出的.当时认为.元素的性质随着原子量的递增而呈周期性变化.现在.根据现代原子结构理论对元素周期律的本质有了更深刻的认识.这样才把元素周期律修正为现在的形式.同时对元素周期表也作了许多改进. [元素周期系]根据元素周期律把化学元素组织在一起所形成的完整体系.叫做化学元素周期系. [元素周期表]根据元素周期律.把现在已知的107种元素中电子层数目相同的各种元素.按原子序数递增的顺序从左到右排成横行.再把不同横行中最外电子层的电子数相同的元素(或外围电子构型相似的元素)按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行.这样得到的表.叫元素周期表.元素周期表是元素周期律的具体表现形式.它反映了元素之间相互联系的规律. [原子序数]元素周期表中按元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号.这种序号叫做元素的原子序数.原子序数在数值上等于元素的核电荷数. [周期]在元素周期表中.具有相同电子层数又按照原子序数递增的顺序排列的每一横行中的一系列元素.元素周期表中共分7个周期.第1周期.含两种元素,第2.3周期各含八种元素,第4.5周期各含18种元素,第6周期有32种元素,其中.含元素较少的第1.2.3周期叫短周期,含元素较多的第4.5.6周期叫长周期,第7周期到现在只发现了21种元素.还没有填满.叫不完全周期. [短周期]见周期条. [长周期]见周期条. [不完全周期]见周期条. [族]元素周期表中的纵行.周期表中有18个纵行.除第8.9.10三个纵行叫做第Ⅷ族外.其余15个纵行.每个纵行为一族.周期表中有七个主族.七个副族.一个零族和第Ⅷ族.族序号习惯用罗马数字表示.由短周期元素和长周期元素共同组成的族叫主族.族序号后面标一A字,只由长周期元素构成的族叫副族.族序号后面标一B字,惰性元素叫做0族. [主族]见族条. [副族]见族条. [零族]见族条. [第Ⅷ族]周期表中第8.9.10三个纵行的元素为第Ⅷ族.其中包括铁Fe.钴Co.镍Ni.钌Ru.铑Rh.钯Pd.锇Os.铱Ir.铂Pt.共九种元素. [铁系元素]第Ⅷ族元素中铁.钻.镍这三种元素的性质很相似.称为铁系元素. [铂系元素]第Ⅷ族中钌.铑.钯.锇.铱.铂六种元素性质相似.称为铂系元素. [镧系元素]周期表中第六周期ⅢB族中57-71号的15种元素称作镧系元素.其中包括镧La.铈Ce.镨Pr.钕Nd.钷Pm.钐Sm.铕Eu.钆Gd.铽Tb.镝Dy.钬Ho.铒Er.铥Tm.镱Yb.镥Lu.共十五种元素. [锕系元素]周期表中第七周期ⅢB族中89-103号的15种元素称作锕系元素.其中包括锕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.铹Lr.共十五种元素.它们都是放射性元素.其中只有锕.钍.镤.铀四种元素存在于自然界.在铀以后的元素称为超铀元素.它们都是用人工核反应合成的.极微量的镎Np和钚Pu也存在于自然界中. [超铀元素]见锕系元素条. [稀土元素]周期表中第ⅢB族中钪Sc.钇Y和镧系元素在性质上都非常相似.并在矿物中共生.18世纪时.人们习惯上把不溶于水的固体氧化物叫做“土 .19世纪初.稀土元素被发现时.它们很象“土 .又因是在很稀有的矿物中发现的.因此把它们叫“稀土 .稀土元素并不稀有.在自然界中约有250多种稀土矿.稀土元素主要应用于玻璃制造.陶瓷工业.冶金工业.原子能工业.电子技术以及用作催化剂等. [过渡元素]广义的过渡元素包括周期表中所有副族元素和第Ⅷ族元素.也有的将ⅠB.ⅡB两个副族除外.过渡元素都是金属.在现代科学技术中有重要应用. [内过渡元素]镧系和锕系元素的总称. [元素周期表的分区]根据原子的电子层结构特征.元素周期表可划分为四个区.S区:包括ⅠA和ⅡA两个主族.特征电子构型分别为ns1 和ns2 ,p区:包括ⅢA-ⅦA五个主族和0族.除He以外.特征电子构型为ns2 np1-6,d区:包括ⅠB-ⅦB七个副族和第Ⅷ族.最外层有两个电子.次外层有1-10个d电子.特征电子构型为(n-1)d1-10 ns2,f区:包括镧系和锕系.最外层有2个s电子,次外层电子排布基本相同.有2个s电子和6个p电子.倒数第三层有 1-14个f电子.特征电子构型一般是(n-2)f1-14 ns2 .其中.d区元素和f区元素都是过渡元素. [同位素]原子核内质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同原子互称同位素.同位素中有的是稳定的.称稳定同位素.在天然元素中多数都有稳定同位素.也有一些元素尚未发现稳定同位素.如氦.氟.钠.铝.磷.金等,有的同位素具有放射性.称放射性同位素.放射性同位素中除天然放射性同位素外.还有人工放射性同位素.天然存在的同一元素的各种同位素均匀地分布在自然界各种物质中.同一元素的各种同位素的原子核虽有差别.但核外电子排布相同.化学性质基本相同. [核素]具有一定质子和中子数目的一种原子称为核素.例如.氧有三种核素.它们核内的质子数都是8.而中子数分别是8.9.10.质量数分别是16.17.18.氧的这三种核素就是氧的同位素:168O.178 O.188O. [同量素]又称同量异序素.质量数相同而核内质子数不同的各种不同元素的原子互为同量素.例如.4018Ar.4019 K.4020Ca互为同量素. [道尔顿原子学说]1803年由英国化学家道尔顿提出.其要点如下:一切物质都是由极小的微粒--原子所组成.原子不能自生自灭.也不可再分,同种物质含有同种原子.不同物质含有不同种原子.不同种原子具有不同的大小.性质和质量,单质由简单原子组成.化合物则由复杂原子所组成(为数不多的简单原子可组成复杂原子).1808年道尔顿在其著作中全面阐明了这一学说.在化学发展史上是一个重要的里程牌.这一学说的不完善之处在于.没有提出分子概念.未把原子与分子加以区别.并认为原子是不可再分的微粒.这些问题在分子学说提出后以及进入20世纪以后关于原子结构的一系列新发现和原子结构理论建立后才得到解决. [原子分子学说]又称原子分子论.是在道尔顿原子论和阿佛加德罗分子论的基础上.经意大利化学家康尼查罗(Stanislao Cannizzaro.1826-1910)的实验论证.于1860年建立的.其要点是:一切物质都是由分子组成的.分子是由原子组成的,分子是保持物质化学性质的最小单位.原子则是化学反应中不可再分的最小微粒,单质分子由同种原子组成.化合物分子由不同原子组成.分子质量等于组成它的原子质量的总和.原子分子学说的建立.是化学发展史上的重要阶段. [X-射线]又称伦琴射线.1895年由德国物理学家伦琴 大致介于紫外线和γ射线之间.X-射线有一定的穿透能力.还能使荧光物质发光.照相底片感光.气体电离等.X-射线应用很广.在科学研究中用于研究晶体结构.工业上用于金属探伤.医疗上用于人体透视. [α-射线]放射性原子核所发出的α粒子流.α-射线中.α粒子的动能很大.可达几兆电子伏特以上,但由于α粒子的质量比电子大得多.通过物质时极易使其中的原子电离而损失能量.所以它的穿透物质的本领比β射线弱得多.容易被薄层物质阻挡. [β-射线]放射性原子核所发出的电子流.电子的动能可达几兆电子伏特以上.由于电子的质量小.速度大.通过物质时不易使其中的原子电离.所以它的能量损失较慢.穿透物质的本领比α射线强得多. 子核在衰变过程中能放出γ-射线. [d-pπ键]是一种特殊形式的π键.指某元素的原子用d轨道与另一原子具有相同对称性的p轨道形成的π键.如第三周期的一些元素在和O.F.Cl等原子结合时就可能形成这种形式的键.现代研究表明.在SiF4.PF3.PO34-.SO24-.ClO-4 等分子和原子团中都存在d-pπ键.其中做为中心原子的 Si.P.S.Cl等原子用空的3d轨道和 F.O等原子的充满电子的p轨道成键. [非极性分子]指没有偶极的分子.即分子的固有偶极为零的分子.这种分子里负电荷中心与正电荷中心是相重合的.如H2分子.Cl2分子.CO2分子.CH4分子.CCl4分子等. [极性分子]指具有固有偶极的分子.这种分子里负电荷中心与正电核中心不重合.而显示出极性.如HCl分子.H2O分子.NH3分子.CHCl3分子等.分子极性的大小用偶极矩来度量. 【
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