39.098×1+35.453×1+15.999×3=122.548
CuSO4·5H2O的式量应该是CuSO4与5H2O的式量的和，不要把式中的“·”误为“×”而错算为CuSO4与5H2O的式量的乘积，CuSO4·5H2O的式量=63.546×1+32.066×1+15.999×4+5(1.008×2+15.999×1)=249.683。和原子量一样，化学式量也是相对比值，没有单位。
化合价 元素之间形成化合物时，一种元素一定数目的原子跟其它元素一定数目的原子化合的性质。化合价有正价和负价，正负化合价的代数和等于零。在离子化合物里，元素化合价的数值，是这种元素一个原子得失电子的数目。化合价的正负与离子所带的电荷一致。例如，在形成氯化镁时，一个镁原子失去两个电子，即镁为+2价，一个氯原子得到一个电子，即氯为－1价。在共价化合物里，元素化合价的数值，是这种元素的一个原子跟其它元素的原子形成的共用电子对的数目。化合价的正负由电子对的偏移来决定。例如，在氢原子和氧原子形成水分子时，一个氧原子跟两个氢原子共用两个电子对时，且电子对偏向氧原子，则氧为－2价，电子对偏离氢原子，氢为+1价。书写化合价的价标要与离子所带的电荷加以区别，价标写在元素
表示在氯化镁中镁元素为+2价；Mg2+表示镁离子，每个镁离子带两个单位正电荷。
人类认识化合价有个历史过程，英国化学家弗兰克兰于1852年根据许多化学实验事实，提出原子价的概念。德国化学家凯库勒于1856年从研究大量有机化合物的结构中，提出碳原子四价的学说。1868年威克尔汉斯建议氢为1价、氧为2价、氮为3价等。进入20世纪，人们对原子结构的认识逐渐深入，进而发现了化合价的本质。
质量守恒定律 参加化学反应的各物质的质量总和，等于反应后生成的各物质的质量总和，这个规律叫做质量守恒定律。物质在发生化学变化时，都遵守此定律，因为化学反应的全过程，正是参加了反应的各反应物的原子重新组合成为各生成物的过程。即在一切化学反应中，反应前后原子的种类不会改变，原子的数目也没有增减，而原子的质量也没有变化。所以，化学反应前后各物质的质量总和必然相等。例如：在实验室制取氧气的反应中：
反应前 反应后 结论
2KClO3 
2KCl+3O2↑
原子种类K Cl O K Cl O 各3种
原子个数2个2个 6个 2个2个 6个 相等
总质量2×39+2×35.5+6×16 2×39+2×35.5+6×16
=245 =245 相等
注意：①质量总和相等所说的“质量”，限指参加了化学反应的那部分物质的质量。
②反应前后原子种类、数目相等，而分子总数不一定相等。
1756年俄国化学家罗蒙诺索夫(M.V.Lomonosov，1711-1765)在重复波义耳煅烧金属的实验时，首次发现质量守恒定律。他同样用密闭的容器煅烧金属，所不同的是煅烧完全后，不开启容器盖就进行称量，结果发现尽管金属已经被烧成灰烬，但是煅烧后质量并无变化。18年后(1774年)，法国化学家拉瓦锡精确地研究了氧化汞的分解与合成反应中HgO、O2、Hg三者的质量，他将45份重的HgO加热分解，恰好得到了41.5份重的Hg和3.5份重的O2。这一结果说明，化学反应中反应物与生成物的质量总和是相等的，反应前后，各元素的质量保持不变。在这里，拉瓦锡再次证明了质量守恒定律，以准确的实验数据，使质量守恒定律赢得了普遍的承认。这个定律揭示了化学反应中的质量关系，成为书写化学方程式和根据化学方程式进行计算的理论依据。
化学方程式 用化学式或分子式表示化学反应的式子。又叫化学反应式，简称反应式。化学方程式表示客观存在着的化学反应，所以不能任意编造，并且化学方程式一定符合质量守恒定律，即等号两边各种原子的数目必须相等，不符合以上两点的化学方程式就是错误的，例如：
2Na+CuSO4 
Na2SO4+Cu
此反应客观上不存在
Mg+O2 
MgO2
化学式MgO2不正确
Fe2O3+CO 
2Fe+2CO2↑
等号两边各种原子的数目不相等(配平有错误)，反应物中有气体CO，生成物的CO2气体不应标“↑”。
欲正确书写化学方程式，必须切实理解化学方程式表示的意义，例如：
表示：
①水在通电的条件下，分解生成氧气和氢气。
②每2个水分子分解生成2个氢分子和1个氧分子。
③反应中各物质之间的质量比
2×18 2×2 32
即每36份质量的水，分解生成4份质量的氢气和32份质量的氧气。
化学方程式的配平 在化学方程式各化学式的前面配上适当的系数，使式子左、右两边每一种元素的原子总数相等。这个过程叫做化学方程式配平。配平的化学方程式符合质量守恒定律，正确表现反应物和生成物各物质之间的质量比，为化学计算提供准确的关系式、关系量。配平方法有多种：
(1)观察法观察反应物及生成物的化学式，找出比较复杂的一种，推求其它化学式的系数。如：
Fe2(SO4)3+NaOH-Fe(OH)3+Na2SO4
Fe2(SO4)3所含原子数最多、最复杂，其中三个SO4进入Na2SO4，每个Na2SO4含有一个SO4，所以Na2SO4系数为3；2个铁原子Fe需进入2个Fe(OH)3，所以Fe(OH)3系数为2，这样就得到：
Fe2(SO4)3+NaOH-2Fe(OH)3+3Na2SO4
接下去确定NaOH的系数，2Fe(OH)3中有6个OH，3Na2SO4中有6个Na，所以在NaOH前填上系数6，得到：
Fe2(SO4)3+6NaOH-2Fe(OH)3+3Na2SO4
最后把“-”改成“=”，标明Fe(OH)3↓。
(2)单数变双数法如：
C2H2+O2-CO2+H2O
首先找出左、右两边出现次数较多，并且一边为单数，另一边为双数的原子-氧原子。由于氧分子是双原子分子O2，生成物里氧原子总数必然是双数，所以H2O的系数应该是2(系数应该是最简正整数比)，如下式中①所示：
C2H2+O2-CO2+2H2O
①
由于2H2O中氢原子个数是C2H2的2倍，所以C2H2系数为2，如下式中②所示：
2C2H2+O2-CO2+2H2O
② ①
又由于2C2H2中碳原子个数为CO2的4倍，所以CO2系数为4，如下式中③所示：
2C2H2+O2-4CO2+2H2O
② ③ ①
最后配单质O2的系数，由于生成物里所含氧原子总数为10，所以反应物O2的系数是5，如下式中④所示：
2C2H2+5O2-4CO2+2H2O
② ④ ③ ①
核算式子两边，每一种元素的原子总数已经相等，把反应条件，等号、状态符号↑填齐，化学方程式已配平。
(3)求最小公倍数法例如：
KClO3-KCl+O2
式中K、Cl、O各出现一次，只有氧原子数两边不等，左边3个，右边2个，所以应从氧原子入手来开始配平。由于3和2的最小公倍数是6，6与KClO3中氧原子个数3之比为2，所以KClO3系数应为2。又由于6跟O2的氧原子个数2之比为3，所以O2系数应为3。配平后的化学方程式为：
2KClO3 2KCl+3O2↑
化合反应 两种或两种以上的物质生成一种物质的反应。是化学反应基本类型之一。常见的化合反应有：
(1)非金属单质和非金属单质化合。例如：
4P+5O2 2P2O5
H2+Cl2 2HCl
(2)金属单质和非金属单质化合。例如：
2Na+Cl2 2NaCl
2Cu+O2 2CuO
3Fe+2O2 Fe3O4
(3)氧化物和非金属化合。例如：
2CO+O2 2CO2
CO2+C 
2CO
(4)碱性氧化物和水化合生成碱。例如：
CaO+H2O Ca(OH)2
(5)酸性氧化物和水化合生成酸。例如：
CO2+H2O H2CO3
P2O5+H2O(冷水) 2HPO3
偏磷酸
P2O5+3H2O(热水) 2H3PO4
磷酸
(6)碱性氧化物和酸性氧化物化合生成含氧酸盐例如：
CaO+SiO2 CaSiO3
(7)氨和酸化合生成铵盐。例如：
NH3+HCl NH4Cl
(8)其它。例如：
CaCO3+H2O+CO2 Ca(HCO3)2
化合反应中有的属于氧化还原反应，如：
CO2+C 2CO
有的是非氧化还原反应。如：
CaO+H2O Ca(OH)2
反应条件有的是加热、有的是点燃、有的是高温，由反应物的性质决定，不可以混用。
分解反应 一种物质生成两种或两种以上其它物质的反应。是化学反应的基本类型之一。氧化物、酸、碱、盐等类物质大都可以发生分解反应。常见的分解反应有：
(1)氧化物分解成单质。例如：
2HgO 2Hg+O2↑
(2)大多数碳酸盐在不同温度下受热可以分解。例如：
CaCO3 
CaO+CO2↑
Cu2(OH)2CO3 2CuO+CO2↑+H2O碱式碳酸铜
(3)不稳定的盐分解制取单质。例如：
2KClO3 2KCl+3O2↑
2KMnO4 K2MnO4+MnO2+O2↑
(4)难溶性碱分解制取碱性氧化物。例如：
Cu(OH)2 H2O+CuO
2Fe(OH)3 Fe2O3+3H2O
(5)含氧酸分解得到酸性氧化物。例如：
H2CO3 
H2O+CO2↑
H2SO3 H2O+SO2↑
(6)结晶水合物分解。例如：
CuSO4·5H2O 
CuSO4+5H2O
发生分解反应的化合物是在一定条件下性质比较不稳定的物质，分解后生成较稳定的物质。分解反应的发生需要能量，一般需要在加热、通电等条件下进行。
置换反应 一种单质和一种化合物生成另一种单质和另一种化合物的反应。是化学反应基本类型之一，置换是指组成单质的元素代换出化合物里的某种元素，常见的置换反应有：
(1)干态置换在加热或高温条件下固体与固态或固体与气体发生的置换反应。例如：
CuO+H2 Cu+H2O
2CuO+C 2Cu+CO2↑
多用于冶炼金属。
(2)湿态置换在水溶液中进行的置换反应。例如：
①金属跟酸的置换，是金属原子与酸溶液中氢离子之间的反应。如：
Zn+2HCl ZnCl2+H2↑
2Al+3H2SO4(稀) Al2(SO4)3+3H2↑
②金属跟盐溶液的置换，是金属原子跟盐溶液中较不活动金属的阳离子发生置换。如：
Cu+Hg(NO3)2 Hg+Cu(NO3)2
湿态置换遵守金属活动性顺序。
(参看金属活动性顺序)
复分解反应 两种化合物互相交换成分生成另外两种化合物的反应。是化学反应基本类型之一。从微观看，互相交换的成分是离子，因此参加交换的两种化合物主要是电解质酸、碱、盐。由于电解质在水溶液中能电离出自由离子，所以交换离子需要在水溶液中发生，而交换的结果必然有离子结合生成新的化合物而从溶液中减少。常见的复分解反应有盐跟酸、盐跟碱，盐跟盐、酸跟盐之间的反应。但不是任意两种电解质都可以发生复分解反应。在溶液中复分解反应发生的条件是：
①生成物中有沉淀析出、气体放出或有水等难电离的物质生成。例如：
合，不发生反应。而将AgNO3溶液滴入NaCl溶液中，有白色沉淀产生-4种离子中Ag+和Cl-结合成AgCl沉淀，从溶液中析出，留在溶液中的Na+和NO3-生成另一种物质NaNO3，则此反应能够发生。②盐和盐，盐和碱之间反应，反应物双方均应是溶液，酸跟碱、酸跟盐反应时，反应物一方应是溶液。例如：
Fe(OH)3+3HCl FeCl3+3H2O
不溶物 水溶液
此反应可以发生。特例：
①碳酸盐跟酸反应是复分解反应。例如：
Na2CO3+H2SO4 Na2SO4+H2O+CO2↑
这整体反应包含两个反应，一个是复分解反应：
Na2CO3+H2SO4 Na2SO4+H2CO3
另一个是分解反应：
H2CO3 H2O+CO2↑
由于第一步是复分解反应，而碳酸分解从属于第一步反应，所以整个反应还应认为是复分解反应。
②酸性氧化物跟碱的反应。如：
CO2+2NaOH Na2CO3+H2O
虽然是两种化合物生成另外两种化合物，但不是直接交换离子，因此一般认为它不属于复分解反应。
③微溶的物质如Ca(OH)2、MgCO3、CaSO4、Ag2SO4等参加反应，当生成难溶的物质时，反应能够发生。例如：
MgSO4+Ca(OH)2 Mg(OH)2↓+CaSO4
微溶 难溶
CaSO4+Na2CO3 CaCO3↓+Na2SO4
微溶 难溶
反之，如果反应物是难溶物，生成物是微溶物，则反应不能发生。如：
Mg(OH)2+CaCl2≠Ca(OH)2+MgCl2
难溶 微溶
④变价元素的化合物，在复分解反应前后价态不变。
中和反应 酸和碱互相交换成分，生成盐和水的反应。
例如：
Cu(OH)2+2HNO3 Cu(NO3)2+2H2O
见中和反应属于复分解反应。注意以下几点：
①酸和碱不一定都能发生中和反应，如Cu(OH)2和H2CO3基本上不发生反应。
②生成盐和水的反应不一定都是中和反应，如：
SO2+Ca(OH)2 CaSO3↓+H2O
因为SO2不是酸，所以此反应不能称为中和反应。
③中和反应若进行完全，则生成正盐，若进行不完全，则生成酸式盐或碱式盐，如：
Cu(OH)2+HCl Cu(OH)Cl+H2O
碱式氯化铜
NaOH+H2SO4 NaHSO4+H2O
硫酸氢钠
④中和与中性不能混淆。酸和碱完全中和，反应后所得的溶液不一定是中性溶液，可以呈中性、酸性或碱性，视盐的组成而定。如：
NaOH+HCl NaCl+H2O
强酸强碱盐
得到中性溶液。
NaOH+CH3COOH CH3COONa+H2O
醋酸 强碱弱酸盐
得到碱性溶液。
NH3·H2O+HCl NH4Cl+H2O
强酸弱碱盐
得到酸性溶液。
中和反应在工农业生产和科学实验中应用广泛，如用它来制造肥皂、精炼石油、改良土壤、洗涤油污等。从广义看，加入某物质使酸或碱的酸性或碱性削弱，也可以叫做中和，如加纯碱(Na2CO3，属于盐类)使酸的酸性减弱或消失，也是中和反应。
氧化反应 反应物跟氧发生反应。氧化反应又叫氧化作用或被氧化。例如：
2H2+O2 2H2O
2CO+O2 2CO2
反应物H2、CO中氢原子和碳原子分别跟氧分子中的氧原子结合，发生了氧化反应，H2和CO被氧化。又如：
H2+CuO H2O+Cu
CO+CuO CO2+Cu
反应中H2、CO同样被氧化，只是氧原子来自CuO中的化合态氧。氧化反应中被氧化的物质(H2、CO)在等号的左边，能结合氧，叫还原剂，所以H2、CO是还原剂。具有可以做还原剂的性质，叫还原性，H2、CO具有还原性。常见的还原剂有金属单质，如Mg、Cu、Fe；非金属单质，如C、S、P及低价的化合物如CO等。还原剂得氧发生氧化反应以后，生成的物质叫氧化产物。如H2发生氧化反应后的产物是H2O，CO的氧化产物是CO2等。物质跟氧发生的氧化反应，分为剧烈氧化和缓慢氧化两类(参看燃烧、缓慢氧化)。
还原反应 含氧化合物里的氧被夺去的反应。又叫被还原。参看氧化反应的例子，O2和CuO失去氧，发生了还原反应。由于O2和CuO在反应中供给其它物质以氧原子，使其它物质(如H2、CO)发生氧化反应，所以叫氧化剂。像O2、CuO这样的物质具有可以做氧化剂的性质叫具有氧化性。氧化反应与还原反应同时发生在同一个化学反应中(参看氧化与还原)。
氧化与还原 分析下列反应
Fe2O3失去氧-被还原-是氧化剂-有氧化性。
CO得到氧-被氧化-是还原剂-有还原性。
从以上分析中可以看出，同一反应中，两种反应物一种得氧，必然有另一种失氧，即一种反应物被氧化，必然有另一种反应物被还原。所以，氧化与还原必定同时发生，相互依存。像这样一种物质被氧化，同时另一种物质被还原的反应，叫做氧化还原反应。从失氧得氧的观点分析这类反应，是人们对氧化还原反应的初步认识。在这个基础上，人们可以把化学反应分为氧化还原反应和非氧化还原反应两大类。
催化剂 在化学反应里能改变其它物质的化学反应速度，而本身的质量和化学性质在化学反应前后都没有变化的物质，叫催化剂或称触媒。例如：
2KClO3 2KCl+3O2↑
KClO3在加热到较高温度时，能够分解放出O2，而在较低的温度下不能分解放氧。加入一定量MnO2后，KClO3在较低温度时就能够迅速地分解出O2，待反应完全以后，将剩余的固体(KCl、MnO2混合物)溶解、过滤(KCl、KClO3溶于水、MnO2难溶于水)，洗涤、干燥，得到MnO2，测定其质量与化学性质，发现都不改变。MnO2本身受热在较低温度时，不能放出O2(加热到535℃时分解放出O2)，但能改变KClO3的分解速度，做这一反应的催化剂(MnO2还有其它用途，如制取氯气时做反应物等)。催化剂改变化学反应速度，包含加速和减慢两层意思。使反应加快的催化剂叫做正催化剂，减慢反应的叫负催化剂(缓化剂或抑制剂)。催化剂对化学反应速度的影响很大，有的可使反应速度加快达几百万倍以上。不同性质的催化剂只能加速某一特定的反应，或某一类型的反应过程，如MnO2不能对所有的化学反应起催化作用，只是对KClO3、H2O2(过氧化氢)的分解反应起催化作用。同一个反应可以使用不同的催化剂，但效果强弱不同，如NaCl、Fe2O3、MgO、CuO、粘土等对KClO3也有催化作用，只是效果比MnO2差。催化剂在现代化学工业中地位极其重要，几乎半数以上的化工生产过程都采用催化剂，以提高生产效率，或使用负催化剂，减慢对人类有害的化学反应。
催化作用 催化剂在化学反应里所起的作用，叫催化作用。(参看催化剂)
燃烧 可燃物跟空气中的氧气发生的剧烈的发光、放热的氧化反应。不同物质燃烧时产生不同的现象，如H2、CO等气态的可燃物，汽油、酒精等易挥发的液态物质，S、P、石蜡等固态物质受热时，能气化成蒸气状态，它们燃烧时都有火焰。有些物质如铁等燃烧只有火花，而没有火焰。乙炔等含碳量高的物质燃烧，供氧不足时产生大量黑烟。同一物质在空气中燃烧的现象也不相同。如纯净的氢气可产生平静的燃烧；混有一定量氧气的氢气点燃后会发生爆炸。空气中混有可燃性蒸气或粉尘，如汽油、煤粉、面粉、甲烷等，遇火星就能发生爆炸。爆炸是由于急速燃烧发生在有限的空间里，而且燃烧产生大量气体物质受热剧烈膨胀而造成的。若急速燃烧发生在相对很大的空间里，只会发生爆鸣而不致爆炸。燃烧、爆鸣、爆炸都是剧烈的氧化反应，只是条件不同而产生的不同现象(参看燃烧的条件)。没有氧气参加也可以引起燃烧，如H2在Cl2中燃烧、Mg条在CO2中燃烧等。
燃烧的条件 可燃物跟空气里的氧气发生氧化反应时，是否有燃烧现象决定于可燃物的温度是否达到了着火点。燃烧的剧烈程度决定于可燃物跟氧气的接触面积的大小、氧气充足的程度和可燃物的性质。一般说来，接触面越大，燃烧越迅速；氧气越充足，燃烧越剧烈。
灭火原理 根据燃烧的条件可以导出灭火的原理。灭火的一般方法是将可燃物跟空气隔绝。例如：万一酒精灯的酒精洒在桌面上燃烧起来，应立刻用湿抹布、或砂子盖灭，或用灭火器扑救。衣服着火时，应立刻用湿布压灭火焰。敞口容器中物质着火，可以设法把口盖住，以隔绝空气。灭火的另一种方法是将可燃物的温度降低到着火点以下，一般是用泼水来达到这个目的。在扑救化学火灾时应注意：①能跟水发生剧烈化学反应的物质，如金属钠、钾、钙、镁、铝粉、电石、五氧化二磷、过氧化氢等着火，不能用水扑救，这些物质小范围的燃烧，可以用砂盖灭。②比水轻的有机溶剂如苯、汽油、酒精、乙醚、丙酮等着火，若错用水去扑灭，会扩大燃烧面积，酿成更大的灾害。应用砂土或泡沫灭火器去扑灭。比水重又不溶于水的物质，如CS2等着火，可用水扑灭。日常生活、生产和做化学实验时应注意防火。如做加热或燃烧的实验时，要严格遵守操作规程；使用汽油、酒精等易挥发、易燃物质时，要防止其蒸气逸散，实验之前要认真检查，以保证装置严密不漏气。绝对不能在燃烧的火焰附近添加易燃溶剂。如应绝对禁止向燃着的酒精灯里添加酒精。平时应注意了解灭火器的类型和使用范围，掌握防火灭火的知识。
缓慢氧化 如呼吸、金属锈蚀、食物腐败、农家肥料的腐熟等都属于缓慢氧化的过程。这类氧化进行得很缓慢，不发光，只是缓慢地放热。缓慢氧化可以自发地转变为剧烈氧化--自燃。缓慢氧化放出的热量，可以加以利用。如农业生产上的高温堆肥，以及把未经腐熟的牛粪、马粪、猪厩肥等埋在温室的土层下，使其缓慢氧化，放出的热能使土壤温度升高，从而促进蔬菜的生长、发育。
自燃 物质在缓慢氧化的过程中，产生的热量如果不能及时散失，就会越积越多，引起物质的温度升高，一旦温度达到了这种物质的着火点，不经点火也会引起自发的燃烧。这种由缓慢氧化而引起的自发燃烧叫做自燃。如稻草堆、擦过机器的油棉纱、煤炭等可燃物堆放不合理，空气不流通，缓慢氧化产生的热不能及时散失，就会引起自燃。为防止自燃现象发生，堆放的可燃物要经常翻动，加强通风，以降低温度。
吸热反应 化学反应都伴随着热的吸收或放出。氧化汞分解放出氧气的反应，从开始到结束始终需要加热。如果在实验进行中撤走热源，反应就会停止。这类需要从外界吸收热量方可完成的化学反应叫做吸热反应。有的物质如木炭或铁丝，在氧气里燃烧，开始都需要把反应物预热，然后再放入氧气里，才能发生剧烈反应。预热仅仅是为了引发反应，一旦反应开始就不需要外界再提供热量了。引发反应需要的“热”和反应过程中需“吸收的热”是两回事，二者不能混淆。
放热反应 化学上把放出热量的化学反应叫做放热反应。例如，镁或硫在氧气里燃烧；当点燃引发反应后，离开热原，反应仍继续进行，并能放出大量的热。可燃物的燃烧就是放热反应。放热反应对于人类的生活和生产具有巨大的意义，人类主要是利用煤、石油、天然气等可燃物的燃烧放热来获得热能的。(参看吸热反应)。
爆炸 粉末或气态的可燃物与空气(或其它具有氧化性的物质)充分混合或大面积地接触，温度达到着火点，便会发生急速燃烧。这种急速燃烧若发生在有限的空间里，则在很短的时间内便会产生并积聚大量的热，导致温度、压强剧烈升高，气态生成物的体积骤然膨胀，从而引起爆炸。氢气与氧气或氯气，以及甲烷、一氧化碳、酒精、汽油的蒸气按一定量的比例与氧气或空气混合，经点燃也会发生爆炸。煤粉、面粉厂以及汽车库、公共汽车内都应“严禁烟火”。这是因为在这些地方的空气里常常混有可燃物质的细小颗粒或蒸气，接触到火星就有发生爆炸的危险。化学上的爆炸都是由于化学反应引起的。(参看爆炸极限)，但生活中的爆炸现象并不都是由于化学反应造成的。例如，汽车轮胎充气过多，受热受压引起的“爆炸”就属于物理变化。
爆炸极限 当可燃气体、可燃液体的蒸气(或可燃粉尘)与空气混合并达到一定浓度时，遇到火源就会发生爆炸。这个能够发生爆炸的浓度范围，叫做爆炸极限，通常用可燃气体、蒸气或粉尘在空气中的体积百分比来表示。在“发生爆炸的浓度范围”内，有一个最低的爆炸浓度叫爆炸下限；还有一个最高的爆炸浓度叫爆炸上限。只有在这两个浓度之间，才有爆炸的危险。如果可燃气体、蒸气或粉尘在空气中的浓度低于爆炸下限，遇到明火，既不会爆炸，也不会燃烧；高于爆炸极限，遇到明火，虽然不会爆炸，但接触空气却能燃烧。因为低于爆炸下限时，空气所占的比例很大，可燃物质的浓度不够；高于上限时，则含大量的可燃物质，而空气量却不足。
了解各种可燃气体、蒸气或粉尘的爆炸极限，对于做好防火、防爆工作具有重要的意义。可燃物质危险性的大小，主要取决于爆炸极限幅度的宽窄。幅度越宽，其危险性就越大。例如：乙炔的爆炸极限是2.5-80%；乙烷的爆炸极限是3.22-12.45%。两者相比，乙炔的危险性比乙烷大8.4倍。因此，在生产和使用这类物质时，就要特别注意防止“跑、冒、滴、漏”，注意设备的密闭性，严防空气进入，同时还要注意安全操作。(参看爆炸)。
易燃物 通常是指在环境温度下即能着火的液体或固体，或是在空气中易挥发、扩散和燃烧的物质。易燃的液体主要是有机溶剂，如乙醇、乙醚、丙酮、二硫化碳、苯、甲苯、汽油等。它们极易挥发或气化，遇到明火即燃烧。易燃的固体，如无机物中的硫磺、红磷、镁粉和铝粉等。此外，还有遇水易燃烧的物质，如金属钾、钠、钙和电石等。因此，易燃物存放时应注意采取低温、通风、远离火种等措施。长期不用时，应将其密封保存，妥善保管。
易爆物 易爆物是指具有猛烈爆炸性的物质。这样的物质当受到高热、摩擦、冲击或与其它物质接触发生作用后能在瞬间发生剧烈反应，产生大量的热和气体，并且由于气体的体积迅速膨胀而引起爆炸。一些强氧化剂如过氧化物(H2O2、Na2O2、BaO2等)，强氧化性的含氧酸，如高氯酸及强氧化性的含氧酸盐(硝酸盐、氯酸盐、重铬酸盐、高锰酸盐)，当受热被撞击或混入还原性物质时，就可能引起爆炸。因此，存放这些物质时，不能与可燃物或还原性物质放在一起，而且存放处应阴凉通风。
溶质 被溶剂所溶解的物质叫做溶质。溶质可以是气体、固体和液体，如食盐水中的食盐、汽水中的二氧化碳和稀硫酸中的硫酸，都可以称它们为该溶液的溶质。通常溶质的微粒直径小于10-9米，在溶液中呈分子或离子状态，它可以透过滤纸和半透膜。
溶剂 能溶解溶质的物质叫溶剂。常见的溶剂为水。其它如酒精、丙酮等均称为有机溶剂。如果溶剂和溶质都是液体时，可以认为量多者为溶剂，量少的物质为溶质，例如95份酒精与5份水配成的溶液，可以看成是水溶在酒精里，溶剂为酒精，溶质为水。
溶液 溶液是由溶质和溶剂组成。通常是指由一种或一种以上物质，它们以分子或离子状态分散到另一种物质里形成的均一的、稳定的混合物称为溶液。常见的溶液为液态。这里说的“均一”是指溶液中各部分浓稀都一样、性质都相同；“稳定”是指外界条件不变时，溶质和溶剂不会分离，就是不会产生分层或沉淀的现象。“均一”和“稳定”是溶液的主要外观特征。
溶解过程 物质在水里的溶解实际上包含着两种变化的过程：一种是溶质的微粒(分子或离子)在溶剂分子(水溶液中即指水分子)的作用下，克服了相互的作用力，向水里扩散的过程，这是物理变化的过程；另一种是，溶质的微粒(分子或离子)和水分子作用形成水合分子或水合离子的过程，这是化学变化的过程。这两种过程是同时存在的。溶质微粒在溶剂(水)里依靠水合和扩散作用，离开了溶质本体，均匀地扩散到水分子间，从而逐渐溶解。溶质微粒的水合和扩散过程，我们用肉眼是难以观察的，但可以依靠实验来证实。另外溶质微粒在水中扩散时需要吸收热量，使溶液的温度降低。而溶质微粒和水分子结合成水合分子或水合离子时将放出热量，使溶液的温度升高。
一种物质溶解在水里，究竟是温度升高还是降低，取决于溶解过程中两种过程所吸收或放出的热量多少。用Q吸代表溶质微粒扩散所吸收的热量，用Q放代表溶质微粒水合时放出的热量。若：
Q吸＞Q放 溶液温度下降
Q吸＜Q放 溶液温度升高
Q吸≈Q放 溶液温度无明显变化
溶质溶解过程的热量变化，我们可以用仪器测得。
饱和溶液和不饱和溶液 在一定温度下，一定量的溶剂里不能继续溶解某种溶质的溶液，叫做这种溶质的饱和溶液。如还能继续溶解某种溶质的溶液，就叫做这种溶质的不饱和溶液。例如，在一定温度下，有晶体析出后剩余的溶液一定是饱和溶液。如果加入溶剂或者改变温度，原析出的晶体此时又被溶解了，则这时的溶液一定是不饱和溶液。
饱和溶液和不饱和溶液在温度和溶剂量改变时是可以互变的。对大多数饱和溶液来说有如下的变化：
溶解度 物质溶解与否，溶解能力的大小，一方面决定于物质的本性；另一方面也与外界条件如温度、压强、溶剂种类等有关。在相同条件下，有些物质易于溶解，而有些物质则难于溶解，即不同物质在同一溶剂里溶解能力不同。通常把某一物质溶解在另一物质里的能力称为溶解性。例如，糖易溶于水，而油脂难溶于水，就是它们对水的溶解性不同。溶解度是溶解性的定量表示。
固体物质的溶解度是指在一定的温度下，某物质在100克溶剂里达到饱和状态时所溶解的克数。在未注明的情况下，通常溶解度指的是物质在水里的溶解度。如20℃时，食盐的溶解度是36克，氯化钾的溶解度是34克。这些数据可以说明20℃时，食盐和氯化钾在100克水里最大的溶解量分别为36克和34克；也说明在此温度下，食盐在水中比氯化钾的溶解能力强。人们常根据室温(20℃)时溶解度的大小对物质溶解难易进行分类，如下表：
气体溶解度通常指的是该气体①(其压强为1标准大气压即1.01×105帕)在一定温度时溶解在1体积水里的体积数。例如，在0℃时，1体积水里最多能溶解氧气0.049体积，20℃1标准大气压时，氧气的溶解度是0.031。所以在0℃和20℃时，氧气的溶解度分别0.049和0.031。
悬浊液 固体小颗粒悬浮于液体里所形成的液体混合物。例如，将泥土放入盛水的试管里，振荡之后形成的浑浊液体就是悬浊液。悬浊液的固体小颗粒是一种多分子的集合体，直径一般大于10-7米，不能透过滤纸。由于比水重，因而在重力作用下会发生沉降，所以这种液体不稳定。有时农药常配制成悬浊液使用以提高药效，节省药剂。
乳浊液 乳浊液又称乳状液，是由两种不相混的液体经强烈振荡或者在乳化剂的作用下形成的。通常其中一种是水或水溶液，另一种是有机液体，例如油类。这种液体中分散的互不相溶的小液滴是多分子集合体。因而当乳化剂不存在时，也是不稳定的。常见的乳浊液如油井中喷出的原油、牛奶等。许多农药、杀虫剂常配制成乳浊液使用，这样可以提高药效。
温度对溶解度的影响 物质的溶解度与温度有关。温度对不同物质溶解度的影响不同，大多数固体物质的溶解度随着温度的升高而增大。例如，硝酸钾在常压10℃时溶解度为20.9克，50℃时为85.5克，100℃时为246克。少数物质如氯化钠受温度的影响不大。也有个别物质其溶解度随着温度的升高而减少，例如氢氧化钙(熟石灰)。对于气态物质而言。当压强一定时，溶解度一般随温度的升高而减小；当温度不变时，随着压强的增大，气体的溶解度也增大。(参看固体的溶解度曲线)。
压强对气体溶解度的影响 气体的溶解度除与气体的性质、溶剂种类及温度有关外，还与压强有明显关系。由于气体溶解时其体积变化很大，因而当温度不变时，气体的溶解度随压强增加而增大。例如20℃1标准大气压时，氢气在100毫升水中的溶解度为1.82毫升(已换算成标准状况时的体积，下同)；若压强变为2标准大气压时，则氢气的溶解度为3.64毫升。
固体的溶解度曲线 由于温度对物质的溶解度有影响，而且不同物质的溶解度受温度的影响不同。因此，可以用纵坐标表示溶解度，横坐标表示温度。在坐标上画出不同物质的溶解度和温度的关系曲线。这种曲线就叫做溶解度曲线。溶解度曲线上的每个点表示某温度下某溶质的溶解度。溶解度曲线上两条曲线的交点表示在该点所示的温度下，两种物质的溶解度相同。利用溶解度曲线，可以求得物质在不同温度下的溶解度，也可借助溶解度曲线来进行某些物质的提纯和分离。
合金 一种金属与另一种(或几种)金属或非金属经过熔合而得到的具有金属性质的物质。例如，黄铜是铜和锌的合金(含铜67%、锌33%)；青铜是铜和锡的合金(含铜78%、锡22%)；钢和生铁是铁与非金属碳的合金。故合金可以认为是具有金属特性的多种元素的混合物。合金在硬度、弹性、强度、熔点等许多性能方面都优于纯金属。如：普通的焊锡就是由67%的锡和33%的铅组成的合金，其熔点是180℃，低于铅和锡的熔点(铅熔点是327℃，锡的熔点是232℃)。
合金的性质主要决定于它的组成和内部结构。其内部结构与成分金属的性质，各成分用量之比及制备合金时的条件有密切的关系。特别是温度的控制，对结构有很大的影响。如果把合金熔体慢慢冷却，可以得到粗晶粒的合金；如急剧冷却(淬火)，则得到细晶粒的合金。后者比前者强度较大，但性质较脆。这种坚硬的合金在机械加工前若先加热，然后慢慢冷却(回火)，便可使合金的脆性降低，韧性增加。
一般说来，除密度以外，合金的性质并不是它的各成分金属性质的总和。多数合金的熔点低于组成它的任何一种成分金属的熔点。合金的硬度一般比各成分金属的硬度都大，如在铜里加1%的铍所生成的合金的硬度，比纯铜大7倍。
有些合金与组成它的纯金属在化学性质上也表现出很大的不同，例如铁容易与酸反应，如果在普通钢里加入25%左右的铬和少量的镍，就不容易跟酸反应了，这种钢称为耐酸钢。
总之，使用不同的原料、改变这些原料用量的比例，控制合金的结晶条件，就可制得具有各种特性的合金。现代的机器制造、飞机制造、化学工业和原子能工业的成就，尤其是火箭、导弹、人造地球卫星、宇宙飞船的制造成功，都与制成了各种优良性能的合金有密切的关系。
物质的结晶 晶体在溶液中形成的过程称为结晶。结晶的方法一般有2种：一种是蒸发溶剂法，它适用于温度对溶解度影响不大的物质。沿海地区“晒盐”就是利用的这种方法。另一种是冷却热饱和溶液法。此法适用于温度升高，溶解度也增加的物质。如北方地区的盐湖，夏天温度高，湖面上无晶体出现；每到冬季，气温降低，纯碱(Na2CO3·10H2O)、芒硝(Na2SO4·10H2O)等物质就从盐湖里析出来。在实验室里为获得较大的完整晶体，常使用缓慢降低温度，减慢结晶速度的方法。
人们不能同时看到物质在溶液中溶解和结晶的宏观现象。但是却同时存在着组成物质微粒在溶液中溶解与结晶的两种可逆的运动：
通过改变温度或减少溶剂的办法，可以使某一温度下溶质微粒的结晶速度大于溶解的速度，这样溶质便会从溶液中结晶析出。
结晶水合物 含有结晶水的物质称为结晶水合物。常见的结晶水合物有蓝矾(CuSO4·5H2O)、明矾(K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O)、绿矾(FeSO4·7H2O)等。结晶水合物中的水，常以水分子形式存在。在晶体结构中水分子也占有一定的位置，它以一定的比例存在于晶体内。当然也有些结晶水合物中的水是没有一定比例的。如硅酸盐矿石和不溶性的金属氢氧化物。有些无水盐在空气中可吸收水分，从而形成结晶水合物，如无水硫酸铜和氯化钙等。结晶水合物在受热时，易失去结晶水，有显著的吸热效应。有些结晶水合物常发生风化现象。
风化 风化是指在室温和干燥空气里，结晶水合物失去结晶水的现象。例如，日常生活中碱块(Na2CO3·10H2O)变成碱面(Na3CO3)，就是风化现象。加热结晶水合物使它们失去结晶水的现象不叫风化，而叫失水。
由于晶体结构的特点和外界条件的影响，有的晶体只失去一部分结晶水；有的晶体可失去全部结晶水；有的晶体先失去一部分结晶水。再逐渐失去全部结晶水。可见风化并不一定都是失去全部结晶水。因此，有十水合碳酸钠(Na2CO3·10H2O)、七水合碳酸钠(Na2CO3·7H2O)和一水合碳酸钠(Na2CO3·H2O)的存在。
结晶水合物的风化与自然岩石的风化不同，前者是失去结晶水，而后者是指岩石与空气、水、二氧化碳等物质长期作用，发生了复杂的化学反应，造成岩石崩解和破碎的现象。
潮解 某些易溶于水的物质吸收空气中的水蒸气，在晶体表面逐渐形成溶液或全部溶解的现象。例如氯化钙、氯化镁都很容易潮解。容易潮解的某些晶体可用来做干燥剂如CaCl2、NaOH等。
晶体的潮解现象与某些固体表面或孔隙里所附着的湿存水不同，例如木屑在阴雨天气里表面及空隙里附着一些水气，就不能说木屑有潮解现象。
结晶 固体物质从溶液里析出晶体的原理，常应用于生产或科研，用以分离可溶性混合物或除去一些可溶性杂质。这种混合物的分离方法叫结晶法。结晶法又可分结晶、重结晶(或称再结晶)和分步结晶等方法。一般地说，将可溶性的粉末状物质经溶解、过滤、蒸发溶剂或冷却热饱和溶液分离出晶体状态的物质叫结晶。从混有少量可溶性杂质的晶体里用多次结晶的方法除去杂质得到纯度较高的物质叫做重结晶。如果把可溶于水的混合物利用各种物质在一种溶剂里溶解度的不同，用结晶方法把它们分离，同时得到两种或几种晶体，这种方法叫做分步结晶法。例如，苦卤的主要成分是MgCl2、NaCl，其次是MgSO4，含量较少的是KCl，工业上利用这四种物质的溶解度不同，采取去水或加水，升温或降温的方法，分别使它们结晶或溶解，从而把比较重要的KCl分离出来。
过滤 过滤是把不溶于液体的固体物质跟液体相分离的一种方法。根据混合物中各成分的性质可采用常压过滤、减压过滤或热过滤等不同方法。中学常用的是常压过滤的方法，即用普通玻璃漏斗做过滤器，用滤纸做过滤介质。当将混合物进行过滤时，得到的澄清液体是滤液，留在过滤介质上面的固体颗粒是滤渣(参看漏斗的使用、过滤)。
混合物的分离 在生产和生活中，接触到的很多物质大多是混合物，如石油、粗盐等。化工生产的产品也常混有少量的杂质。为了适应各种不同的需要，常常要把混合物里的几种物质分开，得到较为纯净的物质。这叫做混合物的分离。混合物常用的分离方法有过滤、结晶、重结晶、蒸馏和萃取等(参看过滤、结晶)。
萃取是利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，以一种溶剂把溶质从另一溶剂里提取出来的方法。例如用四氯化碳萃取碘水中的碘。
溶液的浓度 浓度是用来表示一定量溶液中所含溶质量的多少。由于考虑到工、农业和医药卫生等事业实际应用的方便，对溶质和溶液所采用的单位常常不同，于是表示浓度的方法也就不同。
质量百分比浓度 溶液的浓度用溶质的质量占全部溶液质量的百分比来表示的，叫做质量百分比浓度(简称百分比浓度)，其公式表示如下：
例如，农村选种常用浓度为16%的食盐溶液，就是每100克的溶液里含有16克食盐和84克的水。由于能从百分比浓度的表中直接看出溶质的多少，使用简明，所以广泛用于工农业中(参看一定百分比浓度溶液的配制)。
体积比浓度 用两种液体体积比表示的溶液浓度，即某种液体的体积数(或浓溶液)与水的体积数之比。例如：1∶4的硫酸溶液，其中“1”指1体积的硫酸(一般指浓硫酸)，“4”是指4体积的水。二者按此体积比混合成的溶液就是1∶4的硫酸溶液。由于体积比浓度的配制比较简单，所以常用于农药、化肥的稀释。
ppm浓度 用溶质质量占全部溶液质量的百万分比来表示的浓度，也称百万分比浓度。按法定计量单位制，1ppm可表示为1×10-6，或
例如，20℃氢氧化钙饱和溶液的百分比浓度为0.164%，即1640ppm。所以说ppm浓度适用于表示极稀溶液的浓度。例如，表示医药用针剂有效成分的含量，用来表示水质和空气污染物的测定结果等。
溶液的导电性 电解质(如碱、酸、盐)的水溶液都可以导电。这是由于在其中存在着能自由移动的离子。但是，不同电解质在不同条件下形成的溶液，其导电能力会各不相同。溶液的导电能力又称导电性。研究和测量溶液在不同情况下的导电性有着重要的实际意义(参看电解质、电离)。
电解质 溶于水或熔化状态下能够导电的化合物。例如，NaCl、K2SO4、NaOH、纯H2SO4等酸、碱、盐类化合物都是电解质。电解质在溶于水或熔化状态下为什么能导电，这是因为在此条件下能电离出自由移动的离子。这个过程可以简单表示如下：
判断某化合物是不是电解质，只凭它导电与否是不全面的，还应该考虑它的结构与性质。例如，硫酸钡(BaSO4)，由于它难溶于水(20℃在水中的溶解度为2.4×10-4克)，在溶液中的离子浓度很小，所以测定其溶液的导电性就比较困难。但是已溶于水的极小部分的BaSO4却是完全电离的(20℃BaSO4饱和溶液的电离度为97.5%)。因此，BaSO4是电解质。铜、银、铁等金属能导电，但它们不是电解质，因为金属与电解质导电的原因不同。
非电解质 溶于水和熔化状态下不能导电的化合物叫非电解质，如蔗糖、酒精等一些有机物(参看电解质)。
电离 电解质溶于水或受热熔化，离解成自由移动离子的过程。
例如：
离子化合物(NaCl、KOH、K2SO4等)和某些共价化合物(共用电子对偏移程度大的如HCl、H2SO4等)溶于水中或在熔融状态下都能发生电离。要注意：电离是在电解质溶于水或受热熔化时自动发生的。
电离方程式 表示电解质电离的式子，简称电离式。如：
MgCl2 Mg2++2Cl-
NaOH Na++OH-
书写电离方程式时，要注意以下几点：
(1)式子左边书写化学式，表示电解质还未电离时的状态；右边书写离子符号，表示电解质电离产生的离子。
(2)离子所带的电荷数应等于元素或原子团的化合价数。
(3)在电解质溶液中，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。如：
(4)书写电离方程式必须以事实为依据，不能臆造。酸在水溶液中电离时产生的阳离子全部是氢离子的化合物。酸溶液具有以下5点性质：
(1)可以使蓝色石蕊试纸变红；
(2)与碱发生中和反应生成盐和水；
(3)与活泼金属反应生成盐和氢气；
(4)与金属氧化物反应生成盐和水；
(5)与盐反应生成新盐和新酸。
常见的酸都具有腐蚀性。对于酸依据其结构、成分和性质的差别，可以有不同的分类方法：
有时还可以根据物理性质，分为易挥发性的酸，如HCl、HNO3和不易挥发的酸，如H2SO4；受热易分解的酸，如H2CO3，及受热不易分解的酸，如HCl，等等。
碱 在水溶液中电离时产生的阴离子全部是氢氧根(OH-)离子的化合物。碱的通性是①一般具有涩味，对皮肤有腐蚀性；②溶液pH值大于7，能使红色石蕊试液变为蓝色，酚酞试液变为红色；③能与酸发生中和反应，生成盐和水；④与某些非金属氧化物反应生成盐和水；⑤与某些可溶性的盐反应生成新盐和新碱。
根据碱在水溶液中电离出氢氧根离子的能力大小，可分为强碱如NaOH、KOH、Ba(OH)2，和弱碱如NH3·H2O，以及中强碱如Ca(OH)2等。根据碱在水中溶解性的大小，可分为可溶性碱如NaOH、KOH等，难溶性碱如Ca(OH)2、Fe(OH)3等及微溶性碱如Ca(OH)2等。
盐 由金属离子(或铵根离子NH4+)与酸根离子组成的化合物。例如，NaCl、NH4NO3等。大部分盐类是离子化合物，属于强电解质。少数盐如醋酸铅、氯化汞等为弱电解质。盐类在水中的溶解性不同，差别很大。一般说来，钾盐、钠盐和硝酸盐都易溶于水，而碳酸盐、磷酸盐、氢硫酸盐(硫化物)大多不溶于水。盐可以跟某些金属发生置换反应，生成另一种盐和金属(参看置换反应)；盐还可以与酸、碱或其它种类的盐发生复分解反应，生成新的酸、碱和盐(参看复分解反应)。
根据盐的组成和结构的不同，一般有如下的分类：
(1)根据盐组成中是否含有酸式酸根或氢氧根，可分为正盐、酸式盐和碱式盐。
正盐：组成中不含酸式酸根或氢氧根的盐，如NaCl、Na2CO3、KNO3等。
酸式盐：组成中含酸式酸根的盐，如NaHCO3、KHSO4、Ca(H2PO4)2等。
碱式盐：组成中含氢氧根的盐，如Mg(OH)Cl、Cu2(OH)2CO3等。
(2)按盐组成中的阳离子或阴离子的名称而定名的，如：
钠盐：NaCl、Na2CO3、Na2SO4、Na2S等。
钾盐：K2CO3、KNO3、KCl等。
硫酸盐：CuSO4、K2SO4、(NH4)2SO4等。
碳酸盐：Na2CO3、K2CO3、(NH4)2CO3等。
(3)多种阳离子与一种酸根离子组成的盐叫做复盐。如KAl(SO4)2等。
氧化物 氧与另一种元素组成的化合物。绝大多数元素都能与氧形成氧化物，通常分为如下几类：
(1)金属氧化物(如CaO、MgO等)和非金属氧化物(如CO2、SiO2、SO2等)。
(2)碱性氧化物(如Na2O、CaO等)、酸性氧化物(如SO2、P2O5等)和两性氧化物(如Al2O3、ZnO等)。
酸性氧化物 能与碱反应生成盐和水的氧化物，由于它们具有类似酸的物质，因此叫做酸性氧化物。例如：
CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O
SO3+Ca(OH)2=CaSO4+H2O
酸性氧化物大都能够直接跟水化合而生成酸，如：
SO3+H2O＝H2SO4
CO2+H2O=H2CO3
SiO2是酸性氧化物但不能直接跟水反应生成酸。酸性氧化物可以跟碱性氧化物在一定条件下反应生成含氧酸的盐。如：
SiO2+CaO CaSiO3
这一反应在炼铁高炉和玻璃熔炉中进行，在生产上颇有意义。
两性氧化物 既可以跟酸反应生成盐和水，又可以跟碱反应生成盐和水的氧化物。如ZnO、Al2O3等。
ZnO+2HCl=ZnCl2+H2O
ZnO+2NaOH=Na2ZnO2+H2O
(锌酸钠)
Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O
Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O
(偏铝酸钠)
两性氧化物跟碱的反应，一般是指跟强碱的反应，跟弱碱不反应。
酸酐 含氧酸失去水以后的生成物。有时也把酸性氧化物叫做酸酐。
如：H2SO4 SO3+H2O
H2CO3 CO2+H2O
SO3为H2SO4的酸酐，CO2为H2CO3的酸酐。其它如：N2O5、SO2、P2O5、SiO2分别为HNO3、H2SO3、H3PO4、H2SiO3的酸酐。学习时需要注意：酸酐中除氧元素以外的另一种元素的化合价必须与酸中该元素的化合价相同。例如：HNO3中氮的化合价为+5，其相应的酸酐一定是N2O5，而不是NO2，因为NO2中N的化合价为+4，N2O5中氮的化合价才是+5。
碱性氧化物 能够跟酸反应生成盐和水的氧化物。例如：
MgO+H2SO4＝MgSO4+H<
化学研究的对象 人类生活的世界，是一个永恒运动着的物质总体，物质的种类千千万万。这么多种物质，其形成、宏观组成和微观结构各不相同，并且各自发生着不同的变化。这些变化有的对人类有益，有的给人类带来灾难。古代，人类为了解释万物的起源，提出过朴素的元素论(金、木、水、火、土等)。认为万物是由简单的本原物质组成的。在长期的生产劳动中，人类研究了多种物质，18世纪，随着天平被引入化学实验，从物质质量的变化研究化学反应，使得支配了化学家约一百年的燃素学说被否定，使质量守恒定律得到普遍公认，成为近代化学的创始。进入19世纪化学发展很快，如原子-分子学说、原子与分子结构理论的提出、元素周期律、周期系的发现等，一系列成就使化学成为一门科学--一门基础自然科学。化学研究的对象包括物质的组成、性质、结构和变化等。人类研究化学的巨大意义在于掌握化学变化的原理、解释各种化学现象、控制化学变化向人类有利的方向发展；提炼自然界原来存在的物质、制造自然界原来并不存在的物质；研制新材料、新能源；研究生命现象；合理利用和开发资源、保护环境、促进工农业增产、保护人体健康；协同研究其它科学如生物学、物理学、地质学等。人们对化学研究对象的认识，从定性向定量、从宏观向微观、从描述性的向推理性的探讨等，是逐步深化的。化学研究的范围正在不断扩大。大量新学科分支不断产生。如研究单质和无机化合物的无机化学，研究碳氢化合物及其衍生物的有机化学，还有分析化学、物理化学。其边缘学科有生物化学、农业化学、地质化学、地球化学、海洋化学、石油化学等。随着原子能、塑料、半导体的应用形成了原子能化学、放射化学、高分子化学、半导体化学。量子概念的引入产生量子化学，在此基础上发展了结构化学等等。新的实验手段不断被应用，人类对化学研究对象的认识正在继续深化。
物质的变化 一切物质都在不停地变化着。物质的变化是物质运动的一种形式。如铁的生锈、轮胎的老化、生命的衰老、钟乳石的形成、岩石的风化等。这些变化总是在人们不知不觉中缓慢而又不停地进行着。自然灾害如地震、海啸、森林起火等，是最易被人们发觉到的变化。人类根据自己的意志，用智慧把空气、水和煤变成化肥、炸药，把食盐和水变成氢气、氯气、烧碱，把石油变成橡胶、塑料、合成纤维、染料、医药等等有用的物质。在化学领域中研究的物质变化，大致可分为物理变化和化学变化两类。(参看物理变化、化学变化。)
物理变化 没有新物质生成的变化。如固态的冰受热熔化成水，液态的水蒸发变成水蒸气；水蒸气冷凝成水，水凝固成冰。水在三态变化中只是外形和状态变化了。并没有新的物质产生出来，所以属于物理变化。又如扩散、聚集、膨胀、压缩、挥发、升华、摩擦生热、铁变磁铁、通电升温发光、活性炭吸附氯气等都是物理变化。石墨在一定条件下变成金刚石就不是物理变化，而是化学变化，因为它变成了另外一种单质。物理变化前后，物质的种类不变、组成不变、化学性质也不变。这类变化的实质是分子的聚集状态(间隔距离、运动速度等)发生了改变，导致物质的外形或状态随之改变。物理变化表现该物质的物理性质。物理变化跟化学变化有着本质的区别。(参看化学变化。)
化学变化 有新物质产生的变化叫做化学变化，又叫化学反应。化学变化在生产和生活中普遍存在。如铁的生锈、节日的焰火、酸碱中和等等。宏观上可以看到各种化学变化都产生了新物质，这是化学变化的特征。从微观上可以理解化学变化的实质：化学反应前后原子的种类、个数没有变化，仅仅是原子与原子之间的结合方式发生了改变。例如对于分子构成的物质来说，就是原子重新组合成新物质的分子。物质的化学性质需要通过物质发生化学变化才能表现出来，因此可以利用使物质发生化学反应的方法来研究物质的化学性质，制取新的物质。化学变化常伴有光、热、气体、沉淀产生或颜色气味改变等表观现象发生，可以参照这些现象来判断有无化学反应发生。但要注意跟物理变化的区别。物理变化也常伴有发光(电灯)、放热(摩擦)、放出气体(启开汽水瓶盖)、颜色变化(氧气变成液氧)等现象发生，只是没有新物质生成，这是物理变化与化学变化的根本区别。根据反应物、生成物种类不同可以把化学反应分为化合、分解、置换和复分解4种基本类型。也可以从其它角度给化学反应分类，如分成氧化还原反应与非氧化还原反应；吸热反应与放热反应等等(参看物理变化)。
物质的性质 物质的根本属性。一种物质具有什么样的性质，是由它的内部结构决定的。如金刚石和石墨同是由碳元素组成的单质，可是物理性质却有天壤之别，原因是在它们当中碳原子的排列方式不同，分别具有不同的内部结构，以致物理性质各异。又如氢气和碳都能燃烧，具有还原性，那是由于氢原子和碳原子具有相似的结构--最外层电子数半满。物质的性质主要通过物质本身发生的变化表现出来。例如，金属镁在拉成条状、展成片状时表现镁有延展性；镁条或镁粉燃烧时表现镁具有可燃性等。人们研究物质，通常是从研究物质的性质入手。物质的性质又分为物理性质和化学性质。为了研究物质的性质，必须应用一系列的科学方法，如通过感官和借助仪器来观测物质的物理性质，用实验法--使物质发生化学反应的方法来研究物质的化学性质(参看物理性质、化学性质、物理变化、化学变化等)。
物理性质 物质没有发生化学反应就表现出来的性质叫做物理性质。通常用观察法和测量法来研究物质的物理性质，如可以观察物质的颜色、状态、光泽和溶解性；可以闻气味，尝味道(实验室里的药品多数有毒，未经教师允许绝不能用口尝)；也可以用仪器测量物质的熔点、沸点、密度、硬度、导电性、导热性、延展性等。应注意物理变化和物理性质两个概念的区别。如灯泡中的钨丝通电时发光、发热是物理变化，通过这一变化表现出了金属钨具有能够导电、熔点高、不易熔化的物理性质。人们掌握了物质的物理性质就便于对它们进行识别和应用。如可根据铝和铜具有不同颜色和密度而将它们加以识别。又可根据它们都有优良的导电性而把它们做成导线用来传输电流。
化学性质 物质在发生化学变化时才表现出来的性质叫做化学性质。如可燃性、不稳定性、酸性、碱性、氧化性、还原性、跟某些物质起反应等。用使物质发生化学反应的方法可以得知物质的化学性质。例如，加热KClO3到熔化，可以使带火星的木条复燃，表明KClO3受热达较高温度时，能够放出O2。因此KClO3具有受热分解产生O2的化学性质。应该注意化学变化和化学性质的区别，如蜡烛燃烧是化学变化；蜡烛能够燃烧是它的化学性质。物质的化学性质由它的结构决定，而物质的结构又可以通过它的化学性质反映出来。物质的用途由它的性质决定。
混合物 由不同种单质或化合物简单机械地混合而成的物质。其特点有四：①由多种物质组成，这些物质相互间没有发生化学反应。②各组分的含量多少不固定，不能用化学式或分子式表示其组成。③混合物没有固定的性质，它决定于所含各物质原有的性质和数量。如水和硫酸的混合液体，硫酸含量从1%增到98%，混合液的密度随之由1.01克/
厘米3增大到1.84克/厘米3。④各组分保持自己的性质。如食盐水的咸味是食盐的性质。常见的混合物，如空气、溶液、浊液等。混合物与纯净物的区别在于组分是否单一(参看纯净物)。混合物与化合物的区别在于有没有固定的组成(参看化合物)。
纯净物 由一种成分组成的物质。纯净物具有固定的性质，化学上研究任何一种物质的性质和结构，都必须取用纯净物，因为即或含有少量的杂质，也会对原有的某些性质产生影响。如纯水中滴入少量墨水，则纯水就会失去原有的“无色”这一性质。判定某物质是不是纯净物，主要根据它的组成是否单一。如胆矾(CuSO4·5H2O)，氧化镁(MgO)都是纯净物。而洁净均匀的物质不一定都是纯净物，如自来水蒸发后总留有水印，说明它不止一种成分，还含有不挥发性杂质，所以自来水是混合物。完全纯净的物质是没有的，纯净物是含杂质很少的，具有一定纯度的物质。根据组成纯净物的元素是同种或不同种，可以把纯净物分为单质和化合物两大类(参看单质、化合物)。
化合物 由不同种元素组成的纯净物。如水H2O，高锰酸钾KMnO4、十水碳酸钠Na2CO3·10H2O等都是化合物。化合物是元素以化合态存在的具体形式。它具有固定的组成，即组成该化合物的元素种类、质量比和各元素的原子个数比均是固定不变的。由于化合物的组成固定，所以可以用元素符号和数字表示它的组成，这就是化学式(或分子式)。就水来说，从宏观上看，纯净的水是由氢氧两种元素组成的，氢元素和氧元素的质量比为1∶8；从微观看，水是由同一种分子--水分子构成的，每个水分子由2个氢原子和1个氧原子构成。由于水的组成固定不变，所以可以用分子式H2O来表示水的组成。化合物种类繁多，达一千多万种(1990年)，有的化合物由阴阳离子构成，如氯化钠NaCl、硫酸铵(NH4)2SO4等；有的化合物由分子构成，如氨气NH3、甲烷CH4、五氧化二磷P2O5、二硫化碳CS2等；有的化合物由原子构成，如二氧化硅SiO2、碳化硅SiC等。化合物可以分为无机化合物(不含碳的化合物)和有机化合物(含碳的化合物，除CO、CO2、H2CO3和碳酸盐等)两大类。按化学性质的不同，可以把化合物分为氧化物、酸类、碱类和盐类(参看单质、离子化合物、共价化合物、有机化合物等)。
单质 由同种元素组成的纯净物。单质是元素以游离态存在的具体形式。同一种元素可以形成几种不同单质，如磷元素可以形成白磷、红磷、黑磷三种单质；碳元素可以形成金刚石、石墨两种单质①。由同种元素组成的不同单质互称“同素异形体”。目前，共发现300多种单质。从单质的结构形式看，有的单质由分子构成，如氧气O2、氢气H2、氮气N2、液溴Br2、碘片I2；有的单质由原子构成，如铁Fe、铝Al、铜Cu、金刚石C、硅Si、硼B、氦He、氖Ne。根据单质的性质(包括物理性质和化学性质)特点，单质又可以分为金属和非金属两大类。单质和元素两个概念是不同的，既有联系又有区别：单质是元素的存在形式之一，一种元素可以形成几种单质，这些单质在物理性质和化学性质上有着明显的不同。如氧气O2和臭氧O3，同是氧元素组成的单质，但分子组成不同，性质不同。氧气是无色无味，臭氧是淡蓝色有鱼腥臭味的气体；臭氧比氧气的氧化性更强。单质和化合物两个概念从组成加以区分：单质里只含有同一种元素；化合物含有不同种元素(参看元素、化合物)。
金属 金属元素的原子结构特征是最外层电子数较少，一般为1-3个，且在化学反应中较易失去，从而使次外层变为最外层，通常达到8个电子的稳定结构。原子结构的这一特征，决定了金属的性质特点。物理性质方面：金属有金属光泽、不透明、容易传热、导电，可以被拉成细丝、展成薄片、塑成各种形状。不少金属(游离态及其化合态)在火焰上灼烧时，会使火焰呈现特殊的颜色，根据这种颜色可以判定某种金属或金属离子的存在。如钠呈黄色、钾呈浅紫色(透过蓝色的钴玻璃观察)、钙呈砖红色、铜呈绿色。金属也具有各自不同的密度、熔点、硬度等。如密度最小的锂Li(只0.534克/厘米3，20℃)、熔点最低的汞Hg为-38.87℃、而钨的熔点高达3370℃。化学性质方面：金属跟氧化合时，生成金属氧化物。活动金属(如钾K、钙Ca、钠Na)跟活动非金属(如氟F、氧O、氯Cl等)化合时，金属原子失去电子变成阳离子，非金属原子夺得电子变成阴离子，阴阳离子通过静电的相互作用形成离子化合物。如NaCl、MgO等。金属跟酸、盐溶液的置换反应遵循金属活动性顺序。即位于金属活动性顺序氢以前的金属跟盐酸、稀硫酸、磷酸等非氧化性酸起置换反应，产生氢气。反应中金属原子失去电子变成阳离子，酸中氢离子H+夺得电子变成氢原子，氢原子结合成H2放出。金属跟盐溶液发生的置换反应中，位于金属活动性顺序前面的金属能够把后面的金属从它的盐溶液里置换出来。反应中前面金属的原子失去电子，变成阳离子，后面金属的离子夺得电子，变成原子，若干个原子聚集成金属而析出。如：
Fe+H2SO4＝FeSO4+H2↑
Fe+CuS4＝FeSO4+Cu
目前发现的金属元素有80多种。金属应用广泛，采用不同的方法分类。按密度大小的不同将它分为轻金属和重金属，密度小于4.5克/厘米3的叫轻金属，如KCa、Na、Mg、Al等；密度大于4.5克/厘米3的叫重金属如Cu、Ni、Pb等。按活动性强弱又可把金属分为活动金属和不活动金属。冶金工业上常把铁Fe、铬Cr、锰Mn叫黑色金属，其余叫有色金属。此外还把金属分为常见金属和稀有金属，前者如Fe、Al，后者如锆Zr、铪Hf、铌Nb、钼Mo等。
非金属 目前已发现的109种元素中，非金属元素占16种。非金属元素原子结构的特征，最外层电子一般为4-7个(氢为1个，硼B是3个)，所以在化学反应中，容易结合电子，达到8个电子的相对稳定结构。由非金属元素组成的单质称为非金属。非金属一般没有金属光泽，不易传热导电(石墨除外)，常温下为固体(如C、S、P、B、Si)、液体(如溴Br2)或气体(如H2、O2、N2、F2、Cl2)，一般质脆(指固态)，密度较小。非金属的化学性质是：易跟氧反应，生成非金属氧化物。多数非金属氧化物是酸性氧化物，其对应水化物为酸，如S-SO2-H2SO3。非金属元素间化合，形成共价化合物，如HCl、CO2。活动非金属与活动金属化合，形成离子化合物，如CaCl2。非金属跟氢气反应，生成气态的氢化物，如氯化氢HCl气体，水蒸气等。非金属和金属之间没有绝对的界限，如硅既有金属性质，又有非金属性质。
分子 保持物质化学性质的一种微粒。分子不能保持物质的物理性质，因为物理性质是分子集体显示的性质。分子体积很小，如1滴水里大约含1.67×1021个水分子。分子的质量也非常小，如1个水分子只有3×10-26千克。分子处于不停地运动之中，温度越高，运动速度越快。分子间有一定的间隔，气态物质的分子间隔很大，液态、固态物质分子间隔很小。同种物质分子的化学性质相同，不同种物质分子的化学性质不同。由分子构成的物质有：①一些非金属单质，如溴Br2、碘I2、硫S、磷P、氢气H2、氧气O2、氮气N2、氯气Cl2；②气态化合物，如CO2、SO2、氨气NH3；③酸类，如HNO3；④有机化合物，如甲烷CH4、乙炔C2H2、酒精C2H5OH。这些物质的纯净物是由同种分子构成的，混合物是由不同种分子构成的。而分子是由原子构成的，单质的分子是由同种元素的原子构成；化合物的分子是由不同种元素的原子构成。如氦气He、氖气Ne等稀有气体分子是单原子分子，分子之间存在作用力；H2、O2等是双原子分子；H2O、CO2等分子中原子之间通过共用电子对结合成共价化合物的分子。由分子构成的物质，在发生物理变化时，分子本身不发生变化，只是分子聚集状态改变；在发生化学反应时，分子破裂成原子，原子重新组合成新物质的分子或直接聚集成新物质。分子的概念是在1811年首先由意大利物理学家阿佛加德罗提出来的，他还指出了分子和原子的区别与联系(参看原子、阿佛加德罗、分子概念的形成)。
原子 科学上把在化学反应中不能再分的微粒叫做原子，因此，原子是化学变化中的最小微粒。跟分子相比较，原子比分子更小，也处于不停地运动之中。物质内部的原子与原子之间有一定的间隔。原子构成分子，也可以直接构成物质，如金属单质、金刚石、石墨、硅、二氧化硅等就是由原子直接构成的。由离子构成的物质，其离子是由原子变化而成的，所以原子是构成物质的最基本微粒。原子与分子的联系和区别，在于分子在化学变化中可分成原子，而原子在化学变化中是不可再分的，只是最外层电子发生改变。原子是由更小的微粒构成。原子是元素的最小物质单位，质子数相同的同一类原子总称为元素(参看元素)。近代原子学说是由英国科学家道尔顿提出来的。它对化学科学的发展起了十分重要的作用，恩格斯精辟地指出：“化学中的新时代是随着原子论开始的”，并尊称道尔顿为“近代化学之父”(参看道尔顿、原子概念的形成)。
离子 带电的原子或原子团。由单一元素组成的离子称为简单离子，如氧原子在化学变化中得到2个电子变成的氧离子O2-，铝原子在化学变化中失去最外层3个电子变成的铝离子Al3+等。带电的原子团，如硫酸根离子SO42-、
离子的重要特征，阳离子所带正电荷的数目等于原子失去电子的数目，如Na+、K+、Mg2+、Ca2+、Al3+，这些不变价的金属元素各自只有一种简单离子；有变价的元素则有多种离子，如铁有Fe2+、Fe3+等。阴离子所带负电荷数目等于非金属元素的原子得到电子的数目，如F-、Cl－、O2-、S2-等。离子的电子层排布常见的有：无电子的离子H+；与Ne原子电子层排布相同的离子，如F-、O2-、N3-、Na+、Mg2+、Al3+等；与Ar原子电子层排布相同的离子，如Cl-、S2-、P3-、K+、Ca2+等。离子的核电荷数和电子排布，可以用离子结构示意图表示，如：
离子与原子的区别：①结构不同。原子的核内质子数等于核外电子数，最外层电子数没有达到稳定结构(稀有气体除外)；离子的核内质子数大于或小于核外电子数，最外层电子数大多达到8电子稳定结构。②电性不同。原子的核内正电荷总数等于核外负电荷总数，所以原子不显电性，而显电性是离子区别于原子的重要标志。由于阳离子核内正电荷数大于核外负电荷总数，所以显正电性；阴离子相反，显负电性。③性质不同。结构不同，电性不同决定了原子和离子的性质也不同。如钠原子构成的金属钠，可以跟水剧烈反应，而钠离子却不跟水反应，而能在水中自由移动。原子和离子的联系：由于离子是由原子经过得(或失)电子变成的，所以原子和离子的核电荷数相同，属于同一种元素的微粒，如氯原子Cl和氯离子Cl-都是氯元素的不同存在状态。在一定条件下，原子与离子可以互相转化，如：
2Na+Cl2=2NaCl
Na→Na+ Cl→Cl-
Na+→Na Cl-→Cl
由离子组成的物质很多，如多数盐类、氢氧化钠、氢氧化钾等(参看离子化合物)。
原子团 在许多化学反应里，作为一个整体参加反应，好像一个原子一样，这样的原子集团叫做原子团。原子团又叫根，如氢氧根OH-、硝酸根
的一个组成部分。在溶液中原子团作为一个整体参加反应，如：
CuSO4+BaCl2 BaSO4↓+CuCl2
又如：
2KClO3 2KCl+3O2↑
Ba2+产生不溶于稀硝酸的白色沉淀，OH-使酚酞试液变成红色等。利用特性反
相同，但其中锰元素的化合价不同，所以根价不同。原子团的化合价等于根内各元素化合价的代数和，如：
原子量 原子极小，一个原子的实际质量是以千克做单位的，如一个氧原子的质量是2.657×10-26千克。这样的数值，书写和记忆都不方便。因此科学上不采用原子的实际质量，而用相对质量。它就是相对原子量，简称原子量。1961年国际统一原子量标准为1.66×10－27千克，以μ表示(1μ
质量的关系是：
由此式可以看出：①原子量是相对质量，是一个比值，没有单位。②已知原子的质量可以求得原子量；已知原子量，也可求得原子的实际质量；已知元素质量可以求得原子个数等。由于原子核由质子、中子构成，核外电子的质量极小，可以忽略不计，因此原子的质量主要集中在原子核上，即可以认为质子和中子的相对质量的总和等于原子量。因为质子和中子的相对质量各约等于1，所以可以根据下式粗略地估算原子量：
原子量=质子数+中子数
国际原子量表中的原子量是元素的平均原子量。
原子的构成 原子是由原子核和核外电子构成的。原子核居于原子的中心，带正电，是由带正电的质子和呈电中性的中子构成的。原子核所带的正电荷数(又称核电荷数)等于核内的质子数。质子数与核外电子数相等，原子核所带的电量与核外电子的电量相等、电性相反，原子作为一个整体不显电性。原子是很小的微粒，原子核更小，它的半径约为原子半径的万分之一。质子的质量和中子的质量大致相等，电子的质量约为质子质量的1/1836，原子的质量主要集中在原子核上。电子在原子核外空间里围绕着原子核作高速运动。
人类对原子构成的认识经历了一个漫长的历史过程(参看原子结构的发现)。
原子核 简称“核”。位于原子的核心部分，由质子和中子两种微粒构成。原子核极小，它的直径在10-16-10-14米之间，体积只占原子体积的几千亿分之一，在这极小的原子核里却集中了99.95%以上原子的质量。原子核的密度极大，核密度约为1014克/厘米3，即1立方厘米的体积如装满原子核，其质量将达到108吨。原子核的能量极大。构成原子核的质子和中子之间存在着巨大的吸引力，能克服质子之间所带正电荷的斥力而结合成原子核，使原子在化学反应中原子核不发生分裂。当一些原子核发生裂变(原子核分裂为两个或更多的核)或聚变(轻原子核相遇时结合成为重核)时，会释放出巨大的原子核能，即原子能。例如核能发电。
1911年英国科学家卢瑟福根据α射线照射金箔的实验中大部分射线能穿过金箔，少数射线发生偏转的事实确认：原子内含有一个体积小而质量大的带正电的中心，这就是原子核。
质子 带正电荷的一种基本粒子。常用符号p表示。是构成原子核的一种微粒。质子带电量与电子相等。质子的质量是1.6726×10-27千克，是电子的1836倍。原子的原子核内质子数目决定了元素的种类。例如，核内有一个质子的原子，属于氢元素，有8个质子的原子，属于氧元素。
中子 电中性的一种基本粒子。常用符号n表示。中子与质子共同构成原子核(氢原子除外)。中子的质量是1.6748×10-27千克①，是电子的1838.6倍，与质子的质量大约相等。中子数目多少影响着原子的质量，不影响它的化学性质。
中子是英国物理学家查德威克在1932年用α粒子轰击硼、铍的实验中发现的。
电子 带负电荷的一种基本粒子。常用符号e表示。是构成原子的一种微粒，电子在原子内围绕着原子核作复杂的高速运动。电子带电量为1.602189×10-19库仑①，是电量的最小单元。电子的质量为9.1095×10-31千克②，约为质子质量的1/1836。电子极小，半径为2.8179×10-15米。一般情况下可视作点电荷。原子中的电子数如等于质子数，整个原子为电中性；如电子数少于质子数，则微粒带正电，为阳离子；如电子数多于质子数，则微粒带负电，为阴离子。例如，钠原子的电子数和质子数都是11，钠阳离子的电子数(10)少于质子数(11)。
电子是英国物理学家汤姆生，在1897年研究阴极射线时发现的。
核外电子排布 核外电子围绕原子核运动的规律。大量的科学实验证明，在有多个电子的原子里，电子的能量不同。有的在离校近的区域运动，有的在离核远的区域运动，可以看做是分层运动的，或是成层排布的。离核最近电子层的能量最低，称为第一层(或K层)，离核稍远电子层的能量稍高，称为第二层(或L层)。由里往外依次类推，电子层分别为第三层(或M层)，第四层(或N层)，第五层(或O层)，第六层(或P层)，第七层(或Q层)。核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里往外依次排布。从已知核电荷较少的原子的电子层排布中总结出各电子层所能容纳电子数的规律：①每个电子层最多容纳的电子数为2n2(n表示电子层数)。如第一层是2个、第二层是8个、第三层是18个、第四层是32个。②最外层电子数不超过8个(K层为最外层时不超过2个)。如稀有气体除氦最外层为2个电子外，氖、氩、氪、氙的最外层都是8个电子。③次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个。例如，氪的次外层为18个电子。这些规律是相互联系的，不能片面去理解它。核外电子排布的规律是1913年丹麦物理学家玻尔，在他的老师卢瑟福含核原子模型及普朗克的量子论的基础上，提出核外电子在固定轨道上绕核运动的“行星式原子模型”，其后又有新的认识和发展。
原子结构示意图 表示原子的核电荷数(或质子数)和核外电子排布的图示。圆圈表示原子核，圈内的数字表示质子数目，“+”号表示质子带正电荷；弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层上的电子数。钠原子和氧原子的结构示意图分别为：
钠原子的原子核有11个带正电的质子，核外有三个电子层，K层有2个电子，L层有8个电子，M层有1个电子。氧原子的原子核有8个质子，核外有两个电子层，K层有2个电子，L层有6个电子。
元素周期表 表现元素周期律的元素分类表。元素周期律指的是元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化。把已知的109种元素中电子层数相同的元素，按着核电荷递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上到下排成纵行。所排成的表叫做元素周期表(见附表)。元素周期表有7个横行，即七个周期，分别包括有2，8，18，18，32，23等种元素(其中核电荷数93-109是人工合成的放射性元素)。元素周期表有18个纵行。除第7、8、9三个纵行为一个族外，其余15个纵行，每个纵行为一个族，共16个族。元素周期表除最右侧的纵行是化学性质非常不活泼的稀有气体外，最左侧的纵行是金属性最活泼的元素，紧临稀有气体的纵行是非金属性最活泼的元素。
元素周期律是1869年俄国化学家门捷列夫在仔细研究大量资料和前人工作的基础上提出的，并根据当时已知的63种元素编制成第一张元素周期表。
离子化合物 由阳离子和阴离子组成的化合物。活泼金属(如钠、钾、钙、镁等)与活泼非金属(如氟、氯、氧、硫等)相互化合时，活泼金属失去电子形成带正电荷的阳离子(如Na+、K+、Ca2+、Mg2+等)，活泼非金属得到电子形成带负电荷的阴离子(如F-、Cl-、O2-、S2-等)，阳离子和阴离子靠静电作用形成了离子化合物。例如，氯化钠即是由带正电的钠离子(Na+)和带负电的氯离子(Cl-)组成的离子化合物。许多碱(如NaOH、KOH、Ba(OH)2等)和盐(如CaCl2、KNO3、CuSO4等)都是离子化合物。在离子化合物里阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数，整个化合物呈电中性。多数离子化合物在固态(或晶态)时不能导电，而它的水溶液或熔化状态则能导电。离子化合物一般说来，熔点和沸点较高，硬度较大，质脆，难于压缩，难挥发。
共价化合物 原子间以共用电子对所组成的化合物。两种非金属元素原子(或不活泼金属元素和非金属元素)化合时，原子间各出一个或多个电子形成电子对，这个电子对受两个原子核的共同吸引，为两个原子所共有，使两个原子形成化合物的分子。例如，氯化氢的分子是氢原子和氯原子各以最外层一个电子形成一个共用电子对而组成的。非金属氢化物(如HCl、H2O、NH3等)、非金属氧化物(如CO2、SO3等)、无水酸(如H2SO4、HNO3等)、大多数有机化合物(如甲烷、酒精、蔗糖等)都是共价化合物。多数共价化合物在固态时，熔点、沸点较低，硬度较小。
元素 具有相同核电荷数(即质子数)的同一类原子的总称。原子(或离子)的核电荷数(即质子数)决定了元素的种类，例如，氧气、水、二氧化碳中都含有氧元素，其中的氧原子核内都有8个质子。元素是组成宇宙所有物质的基础。目前人类已发现了109种元素，其中89种是自然界有的，20种是用人工方法制成的，它们组成了1千多万种(1990年)不同的化合物。地壳中以质量计，氧元素含量最多(占48.60%)，硅元素其次(占26.30%)，在金属元素中铝元素含量最多(占7.73%)，铁元素其次(占4.75%)。元素有两种存在的形态：一种是以游离形态存在的单质，如氧气就是氧元素的游离态；另一种是以化合形态存在的化合物，如水和二氧化碳中的氧元素就是化合态存在的氧元素。自然界里，少数元素以游离态存在(如稀有气体、氧、氮、碳、硫、金、铂等)，多数元素是以化合态存在。元素、单质和原子之间既有联系，又有区别。元素只存在于具体物质中，不是游离态存在就是化合态存在，单质是元素存在的一种形态。元素是个宏观概念，而原子是个微观概念。元素只讲种类，不讲个数，没有数量的含义；原子是化学变化的最小微粒，既表示种类，又表示个数，有数量的含义。常用元素描述物质的宏观组成，用原子描述物质的微观结构。例如，对水的宏观描述为“水是由氢元素和氧元素组成的”，对水的微观描述为“一个水分子是由两个氢原子和一个氧原子所构成的”。元素的名称常以专用汉字表示。根据游离态元素在通常情况下的状态，加上字头或偏旁。气态非金属都有“气”字头，如氢、氧、氮等；液态非金属有“氵”旁，如溴；固态非金属都有“石”旁，如碳、硫、磷等；金属元素都有“钅”旁(汞除外)。
人类对元素概念的认识经历了很长的历史过程(参看元素的发现)。
元素符号 表示元素的化学符号。通常用元素拉丁文名称的第一个字母表示。例如，氧的拉丁文名称Oxyge-nium，氧的元素符号O。碳的拉丁文名称Carbonium，碳的元素符号C。有些元素的拉丁文名称第一个字母相同，则用两个字母表示，第一个字母大写，第二个字母小写。例如，铜的拉丁文名称Cuprum、铜的元素符号Cu。如果第一和第二个字母都相同，则用拉丁文名称的第三个或以后的字母作小写字母。例如，氩的拉丁文名称Argoni-um、氩的元素符号Ar，银的拉丁文名称Argentum、银的元素符号Ag。现在通用的元素符号是1860年世界各国化学工作者在卡尔斯鲁厄召开国际会议，共同制订的国际统一的元素符号，一直沿用下来(参看“元素符号的形成”)。元素符号不仅代表某元素的名称，还代表该元素的一个原子。例如，N表示氮元素和一个氮原子。元素符号前的系数，表示该元素的原子个数。例如，5Cu表示5个铜原子。
化学式 用元素符号表示物质组成的式子。化学式包括分子式、实验式(或称最简式)、结构式、示性式(或称结构简式)等。表示物质分子组成的化学式，就是该物质的分子式，如氧气O2、二氧化碳CO2等。表示组成物质的元素原子最简整数比的化学式称为实验式，如氯化钠NaCl、五氧化二磷P2O5等。金属单质和某些非金属单质，用元素符号表示它们的实验式，如铁Fe、硫S等。表示组成分子中各原子间结合方式的化学式称为结构式。
表示简化结构式的化学式称为示性式，如酒精C2H5OH。
分子式 用元素符号表示物质分子组成的化学式。分子式表示每个分子中所含元素种类和原子数目，如氨的分子式NH3，表示每个氨分子是由1个氮原子和3个氢原子组成。分子式前的系数表示该分子的数目，如3O2表示3个氧分子。常用P表示白磷，是白磷的化学式，不是它的分子式，因为每个白磷分子是由4个磷原子组成，它的分子式为P4。有些物质不是由分子组成，不能用分子式表示，如氯化钠无论是固态、液态、还是溶液里都没有NaCl分子存在，只有钠离子和氯离子，NaCl是它的化学式而不是分子式。
分子量 组成分子中各原子的原子量总和。根据已知分子式和原子量，可计算出分子量，例如，甲烷的分子式为CH4，C的原子量是12.011、H的原子量是1.008，甲烷的分子量：
12.011×1+1.008×4=16.043
和原子量一样，分子量也是相对比值，没有单位。
化学式量 化学式中各原子的原子量总和。根据已知化学式和原子量，可计算出化学式量，例如，氯酸钾的化学式为KClO3，K的原子量是39.098、Cl的原子量是35.453、O的原子量是15.999，KClO3的式量：
3.题型方面：8道选择，4道填空，4道解答。
(1)a2－1; (2) －x2－
; (3)
x3－3x2y+3xy2－y3;
(4)2x－
4.一个关于x的二次三次项式,它的二次项系数为－1,一次项系数为
,常数项为－7,写出这个多项式为
.
3.多项式xn+2xn－1+3xn－2+4是 次 项式.
2、多项式－x2+3xy－
y3是 次 项式,最高项的系数是 ,是单项式 的和.
1、多项式a2+2ab+b2－1是 次 项式且常数项是 .
5.下列说法中正确的是( )
(A)
7x2－2x+1的项是7x2,2x,1; (B) 
和
都是多项式；
(C) 5x－1是由5x和－1两项组成的一次二项式； (D)3a,
和
+
都是整式.
4．下列代数式－2x3, a－b, at, 
,－x,a2+2a+1, 
中多项式的个数是(
)
(A) 5; (B) 4; (C) 3 ; (D) 2.
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