高中化学概念.docx
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高中化学概念
（一）掌握基本概念
1．分子：
分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。
（1）分子同原子、离子一样是构成物质的基本微粒．
（2）按组成分子的原子个数可分为：
单原子分子如：
He、Ne、Ar、Kr…
双原子分子如：
O2、H2、HCl、NO…
多原子分子如：
H2O、P4、C6H12O6…
2．原子：
原子是化学变化中的最小微粒。
即在化学反应中原子核不变，只有核外电子发生变化。
（1）原子是组成某些物质（如金刚石、晶体硅、二氧化硅等原子晶体）和分子的基本微粒。
（2）原子是由原子核（中子、质子）和核外电子构成的。
3．离子：
离子是指带电荷的原子或原子团。
（1）离子可分为：
阳离子：
Li+、Na+、H+、NH4+…
阴离子：
Cl–、O2–、OH–、SO42–…
（2）存在离子的物质：
①离子化合物中：
NaCl、CaCl2、Na2SO4…
②电解质溶液中：
盐酸、NaOH溶液…
③金属晶体中：
钠、铁、钾、铜…
4．元素：
元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同—类原子的总称。
（1）元素与物质、分子、原子的区别与联系：
物质是由元素组成的（宏观看）；物质是由分子、原子或离子构成的（微观看）。
（2）某些元素可以形成不同的单质（性质、结构不同）—同素异形体。
（3）各种元素在地壳中的质量分数各不相同，占前五位的依次是：
O、Si、Al、Fe、Ca。
5．同位素：
是指同一元素不同核素之间互称同位素，即具有相同质子数，不同中子数的同一类原子互称同位素。
如H有三种同位素：
11H、21H、31H（氕、氘、氚）。
6．核素：
核素是具有特定质量数、原子序数和核能态，而且其寿命足以被观察的一类原子。
（1）同种元素、可以有若干种不同的核素—同位素。
（2）同一种元素的各种核素尽管中子数不同，但它们的质子数和电子数相同。
核外电子排布相同，因而它们的化学性质几乎是相同的。
7．原子团：
原子团是指多个原子结合成的集体，在许多反应中，原子团作为一个集体参加反应。
原子团有几下几种类型：
根（如SO42-、OHˉ、CH3COOˉ等）、官能团（有机物分子中能反映物质特殊性质的原子团，如—OH、—NO2、—COOH等）、游离基（又称自由基、具有不成价电子的原子团，如甲基游离基·CH3）。
8．物理性质与化学性质
物理性质
化学性质
概念
（宏观）
物质不需要发生化学变化就能表现出来的性质
物质在发生化学变化时表现出来的性质
实质
（微观）
物质的分子组成和结构没有发生改变时呈现的性质
物质的分子组成和结构发生改变时呈现的性质
性质包
括内容
颜色、状态、气味、味道、密度、熔点、沸点、溶解性、导电性、导热性等
一般指跟氢气、氧气、金属、非金属、氧化物、酸、碱、盐能否发生反应及热稳定性等
物理变化和化学变化：
物理变化：
没有生成其他物质的变化，仅是物质形态的变化。
化学变化：
变化时有其他物质生成，又叫化学反应。
化学变化的特征：
有新物质生成伴有放热、发光、变色等现象
化学变化本质：
旧键断裂、新键生成或转移电子等。
二者的区别是：
前者无新物质生成，仅是物质形态、状态的变化。
9．液化：
指气态物质在降低温度或加大压强的条件下转变成液体的现象。
在化学工业生产过程中，为了便于贮存、运输某些气体物质，常将气体物质液化。
液化操作是在降温的同时加压，液化使用的设备及容器必须能耐高压，以确保安全。
常用的几种气体液化后用途见下表。
气体名称
液化后名称
主要用途
空气
液体空气
分离空气制取氧气、氮气、稀有气体
氮气
液氮
冷冻剂
氯气
液氯
自来水消毒剂，制氯化铁、氯化烷等
氨气
液氨
制冷剂，用于氨制冷机中
二氧化硫
液体二氧化硫
漂白剂
石油气
液化石油气
燃料
10．溶解性：
指物质在某种溶剂中溶解的能力。
例如氯化钠易溶于水，却难溶于无水乙醇、苯等有机溶剂。
单质碘在水中溶解性较差，却易溶于乙醇、苯等有机溶剂。
苯酚在室温时仅微溶于水，当温度大于70℃时，却能以任意比与水互溶（苯酚熔点为43℃，70℃时苯酚为液态）。
利用物质在不同温度或不同溶剂中溶解性的差异，可以分离混合物或进行物质的提纯。
在上述物质溶解过程中，溶质与溶剂的化学组成没有发生变化，利用简单的物理方法可以把溶质与溶剂分离开。
还有一种完全不同意义的溶解。
例如，石灰石溶于盐酸，铁溶于稀硫酸，氢氧化银溶于氨水等。
这样的溶解中，物质的化学组成发生了变化，用简单的物理方法不能把溶解的物质提纯出来。
11．金属性：
元素的金属性通常指元素的原子失去价电子的能力。
元素的原子越易失去电子，该元素的金属性越强，它的单质越容易置换出水或酸中的氢成为氢气，它的最高价氧化物的水化物的碱性亦越强。
元素的原子半径越大，价电子越少，越容易失去电子。
在各种稳定的同位素中，铯元素的金属性最强，氢氧化铯的碱性也最强。
除了金属元素表现出不同强弱的金属性，某些非金属元素也表现出一定的金属性，如硼、硅、砷、碲等。
12．非金属性：
是指元素的原子在反应中得到（吸收）电子的能力。
元素的原子在反应中越容易得到电子。
元素的非金属性越强，该元素的单质越容易与H2化合，生成的氢化物越稳定，它的最高价氧化物的水化物（含氧酸）的酸性越强（氧元素、氟元素除外）。
已知氟元素是最活泼的非金属元素。
它与氢气在黑暗中就能发生剧烈的爆炸反应，氟化氢是最稳定的氢化物。
氧元素的非金属性仅次于氟元素，除氟、氧元素外，氯元素的非金属性也很强，它的最高价氧化物（Cl2O7）的水化物—高氯酸（HClO4）是已知含氧酸中最强的一种酸。
金属性强弱
非金属性强弱
最高价氧化物水化物碱性强弱
最高价氧化物水化物酸性强弱
与水或酸反应，置换出H2的易难
与H2化合的易难及生成氢化物稳定性
活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属
活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质
阳离子氧化性强的为不活泼金属，氧化性弱的为活泼金属
阴离子还原性强的为非金属性弱，还原性弱的为非金属性强
原电池中负极为活泼金属，正极为不活泼金属
将金属氧化成高价的为非金属性强的单质，氧化成低价的为非金属性弱的单质
电解时，在阴极先析出的为不活泼金属
电解时，在阳极先产生的为非金属性弱的单质
13．氧化性：
物质（单质或化合物）在化学反应中得到（吸引）电子的能力称为物质的氧化性。
非金属单质、金属元素高价态的化合物、某些含氧酸及其盐一般有较强的氧化性。
非金属单质的氧化性强弱与元素的非金属性十分相似，元素的非金属性越强，单质的氧化性也越强。
氟是氧化性最强的非金属单质。
氧化性规律有：
①活泼金属阳离子的氧化性弱于不活泼金属阳离子的氧化性，如Na+＜Ag+；②变价金属中，高价态的氧化性强于低价态的氧化性，如Fe3+＞Fe2+，MnO4−＞MnO42−＞MnO2；③同种元素含氧酸的氧化性往往是价态越高，氧化性越强，如HNO3＞HNO2，浓度越大，氧化性也越强，如浓HNO3＞稀HNO3,浓H2SO4＞稀H2SO4。
然而，也有例外，如氯元素的含氧酸，它们的氧化性强弱顺序是HClO＞HClO2＞HClO3＞HClO4。
14．还原性：
物质在化学反应中失去电子的能力称为该物质的还原性。
金属单质、大多数非金属单质和含有元素低价态的化合物都有较强的还原性。
物质还原性的强弱取决于该物质在化学反应中失去电子能力的大小。
元素的金属性越强，金属单质的还原性也越强，金属单质还原性顺序和金属活动性顺序基本一致。
元素的非金属性越弱，非金属单质的还原性越强。
元素若有多种价态的物质，一般说来，价态降低，还原性越强。
如含硫元素不同价态的物质的还原性：
H2S＞S＞SO2；含磷元素物质的还原性PH3＞P4＞PO33−；铁及其盐的还原性：
Fe＞Fe2+等。
15．挥发性：
液态物质在低于沸点的温度条件下转变成气态的能力，以及一些气体溶质从溶液中逸出的能力。
具有较强挥发性的物质大多是一些低沸点的液体物质，如乙醇、乙醚、丙酮、氯仿、二硫化碳等。
另外氨水、浓盐酸、浓硝酸等都具有很强的挥发性。
这些物质贮存时，应密闭保存并远离热源，防止受热加快挥发。
16．升华：
在加热的条件下，固态物质不经过液态直接变为气态的变化。
常见能升华的物质有I2、干冰（固态CO2）、升华硫、红磷、灰砷等。
17．稳定性：
是物质的化学性质的一种。
它反映出物质在一定条件下发生化学反应的难易程度。
稳定性可分为热稳定性、光化学稳定性和氧化还原稳定性。
越不活泼的物质，其化学稳定性越好。
例如：
苯在一般情况下，化学性质比较稳定，所以，常用苯作萃取剂和有机反应的介质。
很多反应在水溶液中进行和水作溶剂，都是利用了水的化学稳定性。
18．混合物：
由两种或多种物质混合而成的物质叫混合物；
（1）混合物没有固定的组成，一般没有固定的熔沸点；
（2）常见特殊名称的混合物：
氨水、氯水、王水、天然水、硬水、软水、盐酸、浓硫酸、福尔马林、水玻璃；爆鸣气、水煤气、天然气、焦炉气、高炉煤气、石油气、裂解气、空气；合金；过磷酸钙、漂白粉、黑火药、铝热剂、水泥、铁触媒、玻璃；煤、石油；石油的各种馏分。
【注意】由同素异形体组成的物质为混合物如红磷和白磷。
由同位素原子组成的物质是纯净物如H2O与D2O混合为纯净物。
19．单质：
由同种元素组成的纯净物叫单质。
如O2、Cl2、N2、Ar、金刚石、铁（Fe）等。
HD、16O、18O也属于单质，单质分为金属单质与非金属单质两种。
20．化合物：
由不同种元素组成的纯净物叫化合物。
从不同的分类角度化合物可分为多种类型，如离子化合物和共价化合物；电解质和非电解质；无机化合物和有机化合物；酸、碱、盐和氧化物等。
21．酸：
电离理论认为：
电解电离出的阳离子全部是H+的化合物叫做酸。
常见强酸：
HClO4、H2SO4、HCl、HBr、HI、HNO3…
常见弱酸：
H2SO3、H3PO4、HF、HClO、H2CO3、H2SO3、CH3COOH…
22．碱：
电离理论认为，电解质电离时产生的阴离子全部是OHˉ的化合物叫碱。
常见强碱：
NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2…
常见弱碱：
NH3·H2O、Al（OH）3、Fe（OH）3…
23．盐：
电离时生成金属阳离子（或NH4+）和酸根离子的化合物叫做盐。
盐的分类：
①正盐：
如：
（NH4）2SO4、Na2SO4…②酸式盐：
如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4…③碱式盐：
Cu2（OH）2CO3…④复盐：
KAl（SO4）2·12H2O…
24．氧化物：
由两种元素组成，其中一种是氧的化合物叫氧化物。
（1）氧化物的分类方法按组成分：
金属氧化物：
Na2O、Al2O3、Fe3O4…
非金属氧化物：
NO2、CO、SO2、CO2…
（2）按性质分：
不成盐氧化物：
CO、NO
成盐氧化物：
CO2、SO2、SO3
酸性氧化物：
CO2、SO2…
碱性氧化物：
Na2O、CuO…
两性氧化物：
Al2O3、ZnO
过氧化物：
Na2O2
超氧化物：
KO2
25．同素异形体：
由同种元素所形成的不同的单质为同素异形体。
（1）常见同素异形体：
红磷与白磷；O2与O3；金刚石与石墨。
（2）同素异形体之间可以相互转化，属于化学变化但不属于氧化还原反应。
（二）正确使用化学用语
1．四种符号
（1）元素符号：
①表示一种元素（宏观上）。
②表示一种元素的一个原子（微观上）。
③表示该元素的相对原子质量。
（2）离子符号：
在元素符号右上角标电荷数及电性符号（正负号），“l”省略不写如：
Ca2+、SO42ˉ、C1ˉ、Na+…
（3）价标符号：
是在元素正上方标正负化合价、正负写在价数前。
“l”不能省略。
如：
、
、
、
、
…
（4）核素符号：
如2713Al、3216S、168O左上角为质量数，左下角为质子数。
2．化合价：
化合价是指一种元素一定数目的原子跟其他元素一定数目的原子化合的性质。
①在离子化合物中，失去电子的为正价，失去n个电子即为正n价；得到电子为负价，得到n个电子为负n价。
②在共价化合物中，元素化合价的数值就是这种元素的一个原子跟其他元素的原子形成的共用电子对的数目、正负则由共用电子对的偏移来决定，电子对偏向哪种原子，哪种原子就显负价；偏离哪种原子、哪种原子就显正价。
③单质分子中元素的化合价为零。
3．化学式：
用元素符号表示单质或化合物的组成的式子成为化学式。
根据物质的组成以及结构特点，化学式可以是分子式、实验式、结构简式等。
不同的化学式所表示的意义有区别。
离子化合物的化学式表示离子化合物及其元素组成，还表示离子化合物中阴、阳离子最简单的整数比，同时也表示离子化合物的化学式量。
例如，氢氧化钡这种物质及其组成元素是钡、氢、氧3种元素，化学式还表示了Ba2+与OH−的个数比是1：
2，它的化学式量为171。
过氧化钠的化学式是Na2O2，但不能写成NaO，在过氧化钠中实际存在的离子是O22−离子，且Na+：
O22−为2：
1，所以，过氧化钠的化学式只能用Na2O2表示。
某些固体非金属单质及所有的金属单质因组成、结构比较复杂，它们的化学式只用元素符号表示。
比如红磷的化学式是P。
4．分子式：
用元素符号表示物质的分子组成的式子。
一般分子式是最简式的整数倍，多数无机物二者是一致的。
但也有例外，如最简式为NO2的分子可能是NO2，也可能是N2O4。
有些单质、原子晶体和离子晶体通常情况下不存在简单分子，它的化学式则表示这种晶体中各元素的原子或离子数目的最简整数比，如C、SiO2、CsCl、Na2CO3、2CaSO4·H2O等。
分子式的意义：
（1）表示物质的元素组成；
（2）表示该物质的一个分子；
（3）表示分子中各元素的原子个数；
（4）表示该物质的相对分子质量。
例如，硫酸的分子式是H2SO4，它表示硫酸这种物质，也表示了硫酸的一个分子及分子是由2个氢原子、1个硫原子、4个氧原子组成。
H2SO4同时也表示它的相对分子质量为
1.008×2+32.07+16.00×4=98.086≈98
5．原子结构示意图：
用以表示原子核电荷数和核外电子在各层上排布的简图，如钠原子结构简图为：
表示钠原子核内有11个质子，弧线表示电子层（3个电子层），弧线上数字表示该层电子数（K层2个电子，M层1个电子）。
原子结构示意图也叫原子结构简图，它比较直观，易被初学者接受，但不能把弧线看作核外电子运行的固定轨道。
.6．电离方程式：
表示电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动离子过程的式子。
①强电解质的电离方程式用“=”。
弱电解质的电离方程式用“
”链接。
②弱酸的酸式酸根的电离用“
”。
HCO3－
CO3－+H+
③强酸的酸式酸根的电离用“=”。
HSO4－=SO42－+H+
④多元弱酸的电离分步进行。
H3PO4
H2PO4－+H+
H2PO4－
HPO42－+H+
HPO42－
PO43－+H+
⑤多元弱碱的电离认为一步完成。
Fe（OH）3
Fe3++3OH－
7．离子反应方程式的书写规则：
用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子叫做离子方程式。
离子方程式书写原则如下：
①只能将易溶、易电离的物质写成离子式；如NaCI、Na2SO4、NaNO3、CuSO4…
②将难溶的（如BaSO4、BaCO3、AgCl…），难电离的（如HClO、HF、CH3COOH、NH3·H2O、H2O），易挥发的气体（如SO2、CO2、H2S…）用化学式表示。
③微溶物：
若处于混浊态要写成分子式，澄清态改写成离子式。
④弱酸的酸式盐酸根不可拆开。
如HCO3ˉ、HSO3ˉ、HSˉ。
⑤碱性氧化物亦要保留分子式。
⑥离子方程式除了应遵守质量守恒定律外，离子方程式两边的离子电荷总数一定相等（离子电荷守恒）。
（三）氧化还原反应：
氧化剂、还原剂
1．基本概念：
①氧化反应：
物质失去电子（化合价升高）的反应。
还原反应：
物质得到电子（化合价降低）的反应。
②被氧化：
物质失去电子被氧化。
（所含元素化合价升高）。
被还原：
物质得到电子被还原。
（所含元素化合价降低）。
③氧化剂：
得到电子的物质。
还原剂：
失去电子的物质。
④氧化性：
物质得电子的能力。
还原性：
物质失电子的能力。
⑤氧化产物：
氧化反应得到的产物。
还原产物：
还原反应得到的产物。
⑥氧化还原反应：
有电子转移（电子得失或共用电子对偏移）的反应，实质是电子的转移，特征是化合价的升降。
2．概念间的关系：
3．氧化还原反应的一般规律：
①表现性质规律
同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。
②性质强弱规律
氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物
氧化剂得电子→还原产物
还原剂失电子→氧化产物
氧化性：
氧化剂＞氧化产物；还原性：
还原剂＞还原产物
③反应先后规律
在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。
例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+
④价态归中规律
含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价→中间价”的规律。
⑤电子守恒规律
在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。
4．氧化性、还原性大小的比较
（1）由元素的金属性或非金属性比较
a、金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱
b、非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱
（2）由反应条件的难易比较
不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。
如：
2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O（常温）
MnO2+4HCl（浓）=MnCl2+Cl2↑+2H2O（加热）
前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：
KMnO4＞MnO2。
同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。
（3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较
当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。
如：
2Fe+3Cl2
2FeCl3，S+Fe
FeS，
根据铁被氧化程度的不同（Fe3+、Fe2+），可判断氧化性：
Cl2＞S。
同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。
（4）根据反应方程式进行比较
氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物
氧化性：
氧化剂＞氧化产物；还原性：
还原剂＞还原产物
简记：
左＞右
（5）根据元素周期律进行比较
一般地，氧化性：
上＞下，右＞左；还原性：
下＞上，左＞右。
（6）某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关：
温度：
如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。
浓度：
如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。
酸碱性：
如中性环境中NO3－不显氧化性,酸性环境中NO3－显氧化性；又如KMnO4溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。
三．化学中常用计量
1．同位素相对原子质量：
以12C的一个原子质量的1/12作为标准，其他元素的一种同位素原子的质量和它相比较所得的数值为该同位素相对原子质量，单位是“1”，一般不写。
2．元素相对原子质量（即平均相对原子质量）：
由于同位素的存在，同一种元素有若干种原子，所以元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占的一定百分比计算出来的平均值，即按各同位素的相对原子质量与各天然同位素原子百分比乘积和计算平均相对原子质量。
3．相对分子质量：
一个分子中各原子的相对原子质量×原子个数的总和称为相对分子质量。
4．物质的量的单位——摩尔
物质的量是国际单位制（SI）的7个基本单位之一，符号是n。
用来计量原子、分子或离子等微观粒子的多少。
摩尔是物质的量的单位。
简称摩，用mol表示
①使用摩尔时，必须指明粒子的种类：
原子、分子、离子、电子或其他微观粒子。
②1mol任何粒子的粒子数叫做阿伏加德罗常数。
阿伏加德罗常数符号NA，通常用6.02×1023molˉ1这个近似值。
③物质的量，阿伏加德罗常数，粒子数（N）有如下关系：
n=N·NA
5．摩尔质量：
单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量。
用M表示，单位：
g·molˉ1或kg·molˉ1。
①任何物质的摩尔质量以g·molˉ1为单位时，其数值上与该物质的式量相等。
②物质的量（n）、物质的质量（m）、摩尔质量（M）之间的关系如下：
M=m·n
6．气体摩尔体积：
单位物质的量气体所占的体积叫做气体摩尔体积。
用Vm表示，Vm=V÷n。
常用单位L·molˉ1
【注】标准状况下，气体摩尔体积约为22.4L·molˉ1。
7.阿伏加德罗定律及推论：
定律：
同温同压下，相同体积的任何气体都会有相同数目的分子。
理想气体状态方程为：
PV=nRT（R为常数）
由理想气体状态方程可得下列结论：
①同温同压下，V1：
V2=n1：
n2
②同温同压下，P1：
P2=Ml：
M2
③同温同体积时，nl：
n2=Pl：
P2
【注意】
（1）阿伏加德罗定律也适用于混合气体。
（2）考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3、乙醇等。
（3）物质结构和晶体结构：
考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及稀有气体He、Ne等单原子分子，Cl2、N2、O2、H2双原子分子。
胶体粒子及晶体结构：
P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。
（4）要用到22.4L·mol－1时，必须注意气体是否处于标准状况下，否则不能用此概念；
（5）某些原子或原子团在水溶液中能发生水解反应，使其数目减少；
（6）注意常见的的可逆反应：
如NO2中存在着NO2与N2O4的平衡；
（7）不要把原子序数当成相对原子质量，也不能把相对原子质量当相对分子质量。
（8）较复杂的化学反应中，电子转移数的求算一定要细心。
如Na2O2+H2O；Cl2+NaOH；电解AgNO3溶液等。
8．物质的量浓度：
以单位体积里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的量浓度。
符号CB。
CB=nB（mol）／V（L）（nB是溶质B的物质的量，V是溶液体积），单位是mol·Lˉ1。
物质的量浓度与质量分数的换算公式：
一）原子结构
1．原子（AZX）中有质子（带正电）：
Z个，中子（不显电性）：
（A—Z）个，电子（带负电）：
Z个。
2．原子中各微粒间的关系：
①A=N+Z（A：
质量数，N：
中子数，Z：
质量数）
②Z=核电荷数=核外电子数=原子序数
③MZ≈MN≈1836Meˉ（质量关系）
3．原子中各微粒的作用
（1）原子核：
几乎集中源自的全部质量，但其体积却占整个体积的千亿分之一。
其中质子、中子通过强烈的相互作用集合在一起，使原子核十分“坚固”，在化学反应时不会发生变化。
另外原子核中蕴含着巨大的能量——原子能（即核能）。
（2）质子：
带一个单位正电荷。
质量为1.6726×10-27kg，相对质量1.007。
质子数决定元素的种类。
（3）中子：
不带电荷。
质量为1.6748×10-27kg，相对质量1.008。
中子数决定同位素的种类。
（4）电子：
带1个单位负电荷。
质量很小，约为11836×1.6
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