3.官能团异构如：

2.位置异构官能团在碳链中的位置不同，如丙醇和异丙醇

　有机物的特点

有机化合物与无机化合物相比，一般具有如下特点：

(1)目前从自然界发现的和人工合成的有机物已超过一千万种(1990年)，而无机物却只有十来万种。这是由于碳原子跟碳原子之间能通过共价键相结合，形成长的碳链。例如，碳、氢两种原子可形成很多种碳氢化合物甲烷、乙烷、丙烷等等。这是有机物种类繁多的主要原因之一。在各种各样的天然有机物中，它们通常是由少数几种元素组成的，除碳外，几乎总含氢，往往含氧、氮，有的还含有硫、磷等。

(2)有机物中的同分异构现象是很普遍的，而无机物却不多见。许多有机物的分子式和分子量都相同，但物理性质和化学性质往往差异很大。如乙醇和二甲醚的分子式都是C₂H₆O，分子量都是46.07，但它们由于分子中的原子排列顺序不同，它们是两种性质不同的化合物。

同分异构现象是导致有机物种类繁多的又一重要原因。

(3)固态有机物的熔点不高，一般不超过623.2-673.2K。在空气存在下，绝大多数有机物能燃烧，其中碳元素转化成CO₂，氢元素转化成H₂O，氮元素转化为氮气。

(4)有机物分子中原子间具有明显的共价键性质。因此，大多数有机物属于非电解质；不容易溶于水而易溶于有机溶剂；有机物之间的反应往往很慢，常需使用催化剂。

(5)有许多有机化合物具有特殊的生理作用，是生命活动过程中的载体、成分或产物，如酶、激素、维生素等。无机物转化成有机物

18世纪至19世纪初，在生物学和有机化学领域中流行着一种“生命力论”。生命力论者认为：动植物有机体具有一种生命力，依靠这种生命力才能制造有机物质。因此，有机物只能在有机体内产生，在生产上和实验室，人们只能合成无机物，不能合成有机物质，特别是不能从无机物质合成有机物质。1824年，德国有机化学家维勒(Friedrich Wöhler)首先从无机物人工合成了有机物--尿素。

尿素的合成，是有机化学发展过程中的一个重大突破，它突破了无机化合物和有机化合物之间的绝对界限，动摇了生命力论的思想基础，为有机合成开辟了广阔的道路。1845年，德国化学家柯尔柏(Hermann Kolbe， 1818-1884)利用木炭、硫黄、氯气及水作原料，合成了有机化合物醋酸，随后，人们又合成了葡萄糖、柠檬酸、琥珀酸、苹果酸等一系列有机酸。这些有机酸过去都是从动植物提取的。 1854年，法国化学家贝特罗(Pierre E· Mar-cellin　 Berthelot， 1827-1907)成功地合成了属于油脂类的物质。1965年，我国科学工作者在世界上首次人工合成了蛋白质--结晶牛胰岛素，成为第一个人工合成蛋白质的国家。牛胰岛素的合成在有机合成中又是一次突破，它突破了合成简单有机物和生物高分子的界限，开创了人工合成生物高分子--蛋白质和核酸的新时期。

饱和烃

分子中碳原子间完全以单键结合的烃是饱和烃。按分子结构，可分为饱和链烃和炮和环烃。饱和链烃即烷烃，如丙烷、丁烷等；饱和环烃即环烷烃，如环戊烷、环己烷等。它们的化学性质、来源等(参看烷烃和环烷烃。)

取代反应

有机化合物分子里的某些原子或原子团被其它原子或原子团所代替的反应。例如：

此外，磺化、酯化、酯水解等也是取代反应。取代反应与置换反应是完全不同的两类反应。置换反应都有单质参加反应，一般都涉及电子得失，并且反应生成物一定有一种单质；而取代反应是因有机物分子里原子间都以共价键结合，发生反应时仅是原子间的代换，不涉及电子得失，生成物一定没有单质出现。如苯跟溴(Fe为催化剂)本是取代反应，反应方程式如下写法则是错误的：

当然，有机物并不是不能发生置换反应，如：

2C₂H₅OH+2Na→2C₂H₅ONa+H₂↑

则是置换反应。

烷　 烃

即饱和链烃。烷烃分子里的碳原子之间以单键结合成链状(直链或含支链)外，其余化合价全部为氢原子所饱和。烷烃包括一系列的化合物，有甲烷(CH₄)、乙烷(C₂H₆)、丙烷(C₃H₈)、丁烷(C₄H₁₀)等。烷烃的通式为C_nH_2n+2。烷烃的物理性质，如沸点、熔点等随分子中碳原子数目依次增加而呈现有规律性的变化。烷烃几乎不溶于水，化学性质较稳定，不跟酸性KMnO₄溶液反应；能燃烧；在一定条件能发生取代反应、裂解反应等。烷烃的主要工业来源是石油和天然气。天然气有干气、湿气之分，主要成分是甲烷。干气除用做燃料外，还可以生产碳黑以及生产合成氨、甲醇和其它有机化学工业品的原料气。湿气中含有较大量的乙烷、丙烷、丁烷等，除直接用作燃料外，也可经裂解生产乙烯做化工原料。石油经分馏，除获得大量燃料油、润滑油外，相当大的一部分进行化学加工，如C₇-C₉馏分经催化重整可得芳香烃，重质油经催化裂化再进行分离可得乙烯、丙烯、丁二烯等重要化工原料，用以生产塑料、橡胶等。

同系物

结构相似，在分子组成上相差1个或几个CH₂原子团的物质，互称为同系物。如甲烷(CH₄)、乙烷(C₂H₆)、丙烷(C₃H₈)、丁烷(C₄H₁₀)等，其中甲烷与正丁烷互为同系物，甲烷与异丁烷也互为同系物。乙烯、丙烯、丁烯等互为同系物。乙烯(CH₂＝CH₂)和丁二烯(CH₂＝CH－CH＝CH₂)的分子虽都呈链状，都有双键，但分子组成不符合相差2个CH₂原子团，故不属同系物。又如乙酸乙酯和三乙酸甘油酯虽都属于酯类，但分子组成不符合相差若干个CH₂原子团，故也不属同系物。同系物的物理性质，如沸点、熔点等，一般是随分子中碳原子数的增多，呈现有规律的变化。同系物的分子结构相似，它们的化学性质也相似。

同分异构现象

化合物具有相同的分子式但结构不同的现象，叫同分异构现象。具有同分异构现象的化合物互为同分异构体。在烷烃分子里，随着碳原子数目的增加，碳原子之间的结合方式也就越多样化，同分异构体的数目也就越多。如丁烷有两种同分异构体，己烷有5种同分异构体，庚烷有9种，癸烷有75种之多。在有机化学中，常见的同分异构现象有：

1.碳链异构碳原子在分子中的排列不同，如丁烷和异丁烷

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的物质。离子是带电的原子或原子团，例如Na⁺、OH^-、 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。例如氢有三种同位素， H氕、 H(或写作D)氘又叫重氢、 H(或写作T)氚又叫超重氢；碳有多种同位素，例如 C、 C、 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 C是作为确定原子量标准的原子； H、 H是制造氢弹的材料； 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 O标记化合物确证了酯化反应的历程， 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E_1s<E_2s<E_3s……、E_2p<E_3p<E_4p……，但个别能级出现交错现象，如E_3d>E_4s、E_4f<E_6s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 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 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。

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，例如天然的氢元素含 H和 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

H　　　　　　　 1.007825?　　　 99.985%

H　　　　　　　 2.0140　　　　　 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

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E_4s＜E_3d……，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。

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Ⅳ_A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。 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。

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。

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。

电子式也可表示离子化合物的形成过程，如氯化钙形成的电子式为：

式子表示一个钙原子失去2个价电子，变成8电子稳定结构的正2价钙离子，两个氯原子各得1个电子成为8电子稳定结构的负-价氯离子，负离子须加方括号。钙离子和氯离子通过静电作用形成离子化合物氯化钙。

原子的核外电子排布式

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。

热化学方程式

表示化学反应与热效应关系的化学方程式。例如：

2H₂(气)+O₂(气)=2H₂O(气)+483.6千焦

2H₂(气)+O₂(气)=2H₂O(波)+517.6千焦

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。③放出的热量用“+”表示，吸收的热量用“-”表示；热量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：

Fe³⁺+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+Fe³⁺=2Fe²⁺

应先写出化学方程式：

Fe+2FeCl₃=3PeCl₂

再删去未反应的Cl^-：

Fe+2Fe³⁺=3Fe²⁺

再如，氯气跟溴化亚铁溶液的反应，以下写法均不正确：

2Fe²⁺+Cl₂=2Fe³⁺+2Cl^-

2Br^-+Cl₂=Br₂+2Cl^-

2Fe²⁺+2Br^-+2Cl₂=2Fe³⁺+Br₂+4Cl^-

只有先写出化学方程式才能避免以上错误。正确书写方法为：

化学方程式：

2FeBr₂+3Cl₂=2FeCl₃+2Br₂

离子方程式：

2Fe²⁺+4Br^-+3Cl₂=2Fe³⁺+6Cl^-+2Br₂

电离方程式

表示电解质离解成自由离子的式子。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：

摩　 尔

国际单位制中的基本单位之一，用于表示物质的量，简称摩，符号为mol。1971年第十四届国际计量大会规定：“摩尔是一系统的物质的量，该系统中所包含的基本单元数与0.012千克碳-12的原子数目相等。”“在使用摩尔时应予以指明基本单元，它可以是原子、分子、离子、电子及其它粒子，或是这些粒子的特定组合。”摩尔象一座桥梁把单个的、肉眼看不见的微粒跟大数量的微粒集体、可称量的物质之间联系起来了。在化学计算中应用摩尔十分方便。

摩尔浓度

用1升溶液中所含溶质物质的量表示的浓度，单位是摩/升，计算公式：

它是一种体积浓度，通过溶液的体积和摩尔浓度可直接求出溶质物质的量，在实际应用中极为方便。在计算时应特别注意体积的单位。它与质量百分比浓度的换算方法是：

公式中：ρ为溶液的密度，单位是克/厘米³；A%为质量百分比浓度。由于溶液的体积随温度升高而变大，故摩尔浓度随温度升高而变小。现摩尔浓度已改称为物质的量浓度，用C_B表示。

摩尔质量

1摩尔物质的质量叫做该物质的摩尔质量，单位是克/摩，用M表示。定义式为：

摩尔质量在数值上等于该物质的式量。此外，原子、离子等也有摩尔质量，定义式和上述公式类似，单位仍为克/摩，数值上分别为原子量、离子的式量等。

气体摩尔体积

在标准状况下，1摩尔任何气体所占的体积都约为22.4升，这个体积叫做该气体的摩尔体积，单位是升/摩。使用时应注意：①必须是标准状况。②“任何气体”既包括纯净物又包括气体混合物。③22.4升是个近似数值。④单位是升/摩而不是升。

阿佛加德罗常数

0.012Kg¹²C含有的碳原子个数称为阿佛加德罗常数，用N₀表示，单位是个/摩。1摩尔任何物质均含N₀个微粒。N₀的近似数值为6.02×10²³，可通过单分子膜法、电解法等测出。

阿佛加德罗定律

同温同压下，相同体积的任何气体含有相同的分子数，称为阿佛加德罗定律。气体的体积是指所含分子占据的空间，通常条件下，气体分子间的平均距离约为分子直径的10倍，因此，当气体所含分子数确定后，气体的体积主要决定于分子间的平均距离而不是分子本身的大小。分子间的平均距离又决定于外界的温度和压强，当温度、压强相同时，任何气体分子间的平均距离几乎相等(气体分子间的作用微弱，可忽略)，故定律成立。该定律在有气体参加的化学反应、推断未知气体的分子式等方面有广泛的应用。

物质的量、质量、微粒数、气体体积、

摩尔浓度之间的相互关系

它们之间的关系如下图：

从上图中看出，物质的量处于中心，它是联系其它各物理量的桥梁。

氧化还原反应

一种物质被氧化，同时另一种物质被还原的化学反应。人们对它的认识分为三个阶段：①有得失氧的反应②有化合价升降的反应③有电子转移(包括电子得失和共用电子对偏移)的反应。第一种认识仅限于有氧参加的反应；而氧化还原反应的本质是电子转移，表面特征是元素化合价有升降。物质失电子的反应叫做氧化反应，表现为所含元素化合价升高；物质得电子的反应叫做还原反应，表现为所含元素化合价降低。在有机化学中，将有机物得氧或失氢称为被氧化，得氢或失氧称做被还原。氧化还原反应的分类方法有：①按元素间的作用分为不同物质中不同元素间的氧化还原、不同物质中同种元素不同价态间的氧化还原、同种物质中不同元素间的氧化还原、同种物质中同种元素的自身氧化还原等。②按反应微粒可分为分子与分子、分子与原子、分子与离子、原子与原子、原子与离子、离子与离子等类的氧化还原。氧化还原反应与化学反应四种基本类型之间的关系是：置换反应一定是氧化还原反应，复分解反应一定不是氧化还原反应，化合或分解反应不一定是氧化还原反应。

氧化性与还原性

在反应中，物质具有得电子的性质叫做氧化性，该物质为氧化剂；物质具有失电子的性质叫做还原性，该物质为还原剂。物质氧化性或还原性的强弱由得失电子难易决定，与得失电子多少无关。比较不同物质氧化性或还原性的强弱，主要有以下方法：①比较不同的氧化剂(或还原剂)跟同一还原剂(或氧化剂)反应时，所需条件及反应的剧烈程度。例如，钠与水常温下剧烈反应生成氢气，镁与冷水不易反应，加热时也能生成氢气，但较缓慢，说明钠比镁的还原性强。②“强强制弱弱”原理，即较强的氧化剂和还原剂反应，生成较弱的氧化剂和还原剂。例如，Fe³⁺可与I^-反应：

氧化剂　 还原剂　 还原产物　 氧化产物

说明Fe³⁺比I₂的氧化性强，I^-比Fe²⁺的还原性强。③比较不同的氧化剂(或还原剂)将同一还原剂(或氧化剂)氧化(或还原)的程度。例如，Cl₂可把Fe氧化为+3价，S只能把Fe氧化成+2价，说明Cl₂比S的氧化性强；再如，HI可把浓H₂SO₄还原成H₂S，HBr只能将浓H₂SO₄还原成SO₂，说明HI比HBr的还原性强。注意，氧化性或还原性的强弱不能由自身的变化决定，例如，浓HNO₃做氧化剂时，氮一般由+5变为+4价，稀HNO₃做氧化剂时，氮一般由+5变为+2价，不能说稀HNO₃比浓HNO₃氧化性强。此外，物质的氧化性或还原性还与外界条件、浓度等因素有关，一般情况温度升高或浓度加大，物质的氧化性或还原性增强

常见的氧化剂和还原剂

氧化剂主要有：活泼的非金属单质，例如，F₂、O₂、Cl₂、Br₂、I₂、N₂、S等；某些金属的阳离子，例如，Fe³⁺、Ag⁺、Cu²⁺等；非氧化性酸，例如，盐酸、稀硫酸等，它们做氧化剂时+1价的氢得电子；氧化性酸，例如，浓H₂SO₄、浓HNO₃、稀HNO₃、HClO等，它们的氧化性比非氧化性酸强，做氧化剂时中心原子得电子；还有KMnO₄、K₂Cr₂O₇、KNO₃、Na₂O₂、MnO₂等。还原剂主要有：金属单质；某些非金属单质，例如，C、H₂等；负价的非金属，例如， 、 等；+4价的硫--SO₂、H₂SO₄、亚硫酸盐；+2价的铁等。此外，有些物质既可做氧化剂又可做还原剂，例如，Na₂O₂、H₂O₂、S、Fe²⁺、SO₂等。但它们以一种性质为主，Na₂O₂、H₂O₂、S主要做氧化剂；Fe²⁺、SO₂主要做还原剂。

氧化还原反应中电子转移方向与

数目的判断及表示

在氧化还原反应中，氧化剂得电子，表现为所含元素化合价降低；还原剂失电子，表现为所含元素化合价升高；得失电子数与化合价升降数相等。因此，电子转移的方向和数目可通过元素化合价的变化判断。在反应中，某元素电子得失总数等于该元素一个原子化合价升降数乘以方程式系数。主要表示方法有两种：①表示同一元素反应前后电子转移情况时，分别将氧化剂与其产物、还原剂与其产物中相应的变价元素用直线连接起来，箭头从反应物指向产物，线上标出得失电子总数，称为“双线桥法”。②表示氧化剂和还原剂之间不同元素的电子转移情况时，将氧化剂中降价元素与还原剂中升价元素用直线连接起来，箭头从还原剂指向氧化剂，线上标出电子转移总数，称为“单线桥法”。例如，铁与氯气的反应。双线桥法：

单线桥法：

通常情况用单线桥法表示比较简单，且易判断出氧化剂和还原剂(箭头所指为氧化剂)。在同种元素发生自身氧化还原反应时，用双线桥法表示比较明确，例如，过氧化钠跟水反应。

氧化还原方程式的配平

较复杂的氧化还原反应，通常用化合价升降法配平。现以Cu₂S与稀HNO₃的反应为例说明配平方法：

①标出变价元素的化合价。

②计算氧化剂和还原剂的一个微粒化合价变化总数。

③利用最小公倍数法使氧化剂和还原剂的化合价升降总数相等，配出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。

3Cu₂S+10HNO₃──6Cu(NO₃)₂+3H₂SO₄+10N0+H₂O

④用观察法配平其它物质的系数。

3Cu₂S+22HNO₃ 6Cu(NO₃)₂+3H₂SO₄+10N0+8H₂O

注意：对于分解类型的氧化还原反应、同种元素的自身氧化还原反应等，应用产物计算化合价升降，先配出产物的系数，再配出氧化剂、还原剂及其它物质的系数。例如，下列的反应：

反应物中P的化合价变化不易计算，在产物中，Cu₃P、H₃PO₄分别为降6价、升5价，可确定Cu₃P和H₃PO₄的系数分别为5、6，方程式可配平：

15CuSO₄+11P+24H₂O 5Cu₃P+6H₃PO₄+15H₂SO₄

此外，氧化还原反应的配平方法还有：离子电子法、待定系数法等。例如，用待定系数法配平下列反应：

H₂S+KIO₃+KI──I₂+K₂SO₄+H₂O

首先根据H、S原子个数分析，H₂S、K₂SO₄、H₂O的系数应相等。设H₂S的系数为x，KIO₃的系数为y，则有：

xH₂S+yKIO₃+KI──I₂+xK₂SO₄+xH₂O

再根据氧原子个数列出以下方程式：

3y=4x+x

它的最简整数解为：x=3，y=5。然后代入化学方程式，即可配平：

3H₂S+5KIO₃+KI=3I₂+3K₂SO₄+3H₂O

胶　 体

分散质直径在10^-9-10^-7m之间的分散系。由于胶体分散质的微粒质量小，且带有同种电荷，一般情况下不会聚集成较大的颗粒而发生沉降或分层现象，因此胶体是较稳定的分散系。按分散质的不同，可把胶体分为粒子胶体(如氢氧化铁胶体、硅酸胶体)和分子胶体(如淀粉胶体、蛋白质胶体)；按分散剂的状态，又可把胶体分为气溶胶(如烟、雾)、液溶胶(如氢氧化铁胶体、碘化银胶体)、固溶胶(如有色玻璃、烟水晶)。胶体在外观上透明，均一，和真溶液相似，可通过丁达尔现象鉴别。制备胶体的方法主要有化学凝聚法和物理分散法。除去胶体中的杂质分子或离子用渗析法。胶体的知识对工农业生产、科研、动植物生理现象的解释等方面意义十分重要。胶体化学是化学的一个分支。参看胶体的性质。

胶体的性质

由于胶体中分散质微粒的直径在10^-9-10^-7m之间，且带有同种电荷，故表现出以下性质：①光学性质--丁达尔现象用一束光照射胶体，由于胶粒对光的散射作用，从垂直入射光线的方向可看到一条光亮的通路。②热力学性质--布朗运动 胶粒受到许多分散剂分子的作用，由于合力不为零，在显微镜下能看到胶粒作不停的、无规则的运动。③电学性质--电泳由于胶粒带有正电荷或负电荷，在外加电场的作用下，胶粒可向阴极或阳极做定向运动。④胶体的凝聚在一定条件下，使胶粒聚集成较大颗粒而沉降下来的现象叫做胶体的凝聚。主要方法有：a.加热；b.加入某些电解质；c.两种胶体的胶粒带异号电荷，混合后可共同凝聚。此外，胶体分散质微粒可透过滤纸而不能透过半透膜。

化学反应速度

化学反应快慢的量度①。一般用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加表示，单位是摩/升·秒、摩/升·分等。用不同物质浓度的变化表示同一化学反应的速度时，不论是浓度的增加还是减少，均取正值，且数值上与方程式系数成正比。反应速度的快慢，主要由反应物的性质决定，还受温度、压强、反应物浓度、催化剂等影响。将某段时间内反应速度的平均值称为平均速度，某时刻的速度称为即时速度。对于可逆反应，单位时间内，反应物浓度的减少或生成物浓度的增加叫正反应速度，生成物浓度的减少或反应物浓度的增加叫逆反应速度，正、逆反应速度的综合结果叫总反应速度。

外界条件对化学反应速度的影响

主要因素有：①温度其它条件不变时，对于绝大多数反应，升高温度，反应速度加快。一般情况，每升高10℃，速度增大2-4倍。②压强 其它条件不变时，对于有气体参加的反应，增大压强，反应速度加快。③浓度其它条件不变时，增大反应物的浓度，化学反应速度加快。注意，浓度因素仅适用于气体或溶液状态的反应物，不适用于固体反应物。④催化剂 其它条件不变时，使用催化剂，可加快化学反应速

①化学反应速度，严格地讲，化学反应速度应称做化学反应速率。度。注意，催化剂可分为正催化剂--能加快其它物质的反应速度、负催化剂(又称阻化剂

17．由于在日全食时段内要出现黑夜天象，为确保安全，防止意外事故发生。某地电力部门在8：30就开启了路灯，迎接日全食的到来，9：30关闭路灯。小明同学查看了一下电力部门当时记录的情况，每盏路灯功率均为250W。请你根据提供的数据计算当时开启了多少盏路灯？

16．小明同学观看了7月22号的日全食后，为了进一步理解日全食的形成及人们利用科技知识所作出的准确预报，他决定探究一下光源、物体与影子的关系。

(1)实验探究一：首先探究光源、物体、影子在一条直线上这种情况。图6为小明同学探究前的设计图。

(a)请你在图中画出人在A、B、C三处在地面上形成的影子。(用粗线画出来)；

(b)根据所画出的影子及自已的亲身感受总结出至少两个规律。

规律1：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 ；

规律2：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　；

(2)实验探究二：探究光源不动，物体移动，且物体与光源不在一条直线上的情况。如图7所示。请你根据本次探究实验，提出两个与物理知识有关的不同问题。

问题1：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 ；

问题2：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 。

15．本次日全食中国的成都、武汉、铜陵、嘉兴、苏州、上海等为最佳的观测点，许多外国天文观测者在一年前就在峨眉山顶上订下旅社，由于天气不好，天空中云层较厚，加上天空中下着小雨，他们最终没能观测到日食现象。关于雨滴下列说法正确的是(　　 )

A．雨滴下落过程中，重力势能减小(不考虑雨滴质量的变化)

B．雨滴下落过程中，动能一直增大

C．雨滴下落过程中只受重力

D．雨滴下落过程中受重力、阻力、惯性力

14．关于太阳、地球、月球，下列说法中正确的是(　　 )

A．太阳是光源　 　　　　B．地球是光源

　 　C．月球是光源　　 　　　　D．它们都不是光源

13．图5为小明同学在某地观察日全食发生前后(9：13分开始9：17分结束)当地气温变化的情况，通过记录绘制出来的温度----时间图象。下列说法正确的是(　　　 )

A．日全食前后当地气温下降约1.4⁰C

B．日全食前后当地气温下降约30⁰C

C．9：13分当地气温为30.6⁰C

D．该温度图象应为直线

12．城市路灯等公共照明分两部分，一部分是直接感应式的，天一黑，马上感应亮灯；另一部分是按照时段控制的，到时也会统一亮灯。在这次日全食发生时，为确保街面交通出行。请你设计一个电路，在天一黑路灯马上就照亮。(光控器一只，其电路图符号为：　 )