第一章物质结构元素周期表知识点总结
物质的结构 元素周期表
除氖元素外，其他各元素原子的最外层电 子数与该元素所在的族序数有什置的描述？
第三周期VIIA族
第III周期 第3周期
第七主族
VII族
第三周期
VIIA族
小结: 7个周期分长短，3短3长1不全； 18纵行16族，7主7副Ⅷ和0。 镧系、锕系排下边。
淡黄绿色气 体 黄绿色气体 深红棕色液 体 紫黑色固体
与金属反应，生成卤化物。 与氢气反应，生成卤化氢。
与水反应，生成卤化氢和次卤酸。
卤素原子结构的差异性，决定了 单质化学性质的差异性和递变性
与水反应的能力渐弱 与氢反应的能力渐弱 氢化物的稳定性渐弱
二、 元 素的性质与原子结构 1 、碱金属: 锂(Li) 钠(Na) 钾(K)
第一章 物质结构 元素周期律
一、原子的组成 核外电子 原子 AX
质量用相对质量来表示 带负电荷 9.1176×10-31千克 相对质量 1/1836 质子 Z个 带正电荷 1.6726×10-27千克 相对质量 1.007 不带电荷 1.6748×10-27千克 相对质量 1.008
Z 原子质量数A
-7.2
-188.1 -34.6
58.78
黄绿色气体
深红棕色液体
I２
紫黑色固体
4.93g/mL
-113.5
184.4
卤族元素在物理性质上的规律
浏览P8资料片卡中卤素单质的物理性质表，并总结 规律： 结论： （1）颜色 —— 浅 （2）状态 —— 气 深； 液 固；
（3）密度 —— 逐渐增大（自上而下）
最外层电子数
相同， 都为 1个 。
②递变性：从Li到Cs，碱金属元素 的原子结构中， 电子层数 增多。 依次
碱金属元素的主要物理性质
化学：物质结构 元素周期律单元知识总结
物质结构元素周期律单元知识总结(一)原子结构1．构成原子的粒子及其关系(1)原子的构成(2)各粒子间关系原子中：原子序数＝核电荷数＝＝阳离子中：质子数＝核外电子数+阴离子中：质子数＝核外电子数一原子、离子中：质量数(A)＝ (Z)+ (N)(3)各种粒子决定的属性元素的种类由决定。
原子种类由和决定。
核素的质量数或核素的相对原子质量由和决定。
元素中是否有同位素由决定。
与决定是原子还是离子。
原子半径由、和决定。
元素的性质主要由和决定。
(4)短周期元素中具有特殊性排布的原子最外层有一个电子的非金属元素：。
最外层电子数等于次外层电子数的元素：。
最外层电子数是次外层电子数2、3、4倍的元素：依次是。
电子总数是最外层电子数2倍的元素：。
最外层电子数是电子层数2倍的元素：。
最外层电子数是电子层数3倍的元素：。
次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：。
内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：。
电子层数与最外层电子数相等的元素：。
2．原子、离子半径的比较(1)原子的半径大于相应阳离子的半径。
(2)原子的半径小于相应阴离子的半径。
(3)同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。
(4)电子层数相同的原子，原子序数越大，原子半径越小(稀有气体元素除外)。
(5)最外层电子数相同的同族元素的原子，电子层数越多原子半径越大；其同价态的离子半径也如此。
(6)电子层结构相同的阴、阳离子，核电荷数越多，离子半径越小。
3．核素、同位素(1)核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
(2)同位素：同一元素的不同核素之间的互称。
(3)区别与联系：不同的核素不一定是同位素；同位素一定是不同的核素。
(二)元素周期律和元素周期表1．元素周期律及其应用(1)发生周期性变化的性质原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。
(2)元素周期律的实质元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
高中化学必修二知识点大全
高中化学必修二知识点大全高中化学必修2知识点归纳总结第一章物质结构、元素周期律一、原子结构原子由质子、中子和电子组成。
其中，质子数量决定了元素的种类，中子数量则决定了同一元素不同核素的存在，而电子则决定了元素的化学性质。
原子序数等于核电荷数等于质子数，也等于核外电子数。
电子按照能量最低的原则排布在不同的电子层中，每个电子层最多容纳2n个电子，最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
二、元素周期表元素周期表是按照原子序数递增的顺序，将元素按照电子层数和最外层电子数的不同排列而成的表格。
周期数等于元素最外层电子层数，主族序数等于元素最外层电子数。
元素周期表中，横行称为周期，纵列称为族，共有7个主族和7个副族，以及三个Ⅷ族和一个零族。
周期表中的元素按照一定的规律排列，能够显示出元素的物理和化学性质的周期性变化。
例如，同一周期内的元素具有相似的电子结构和化学性质，而同一族内的元素具有相同的最外层电子结构和化学性质。
三、元素周期律元素周期律是指元素周期表中元素物理和化学性质的周期性变化规律。
元素周期律包括原子半径、电子亲和能、电离能、电负性等物理和化学性质的周期性变化。
例如，原子半径随着周期数的增加而逐渐减小，而同一周期内原子半径随着原子序数的增加而逐渐减小。
电子亲和能和电离能则相反，随着周期数的增加而逐渐增大，而同一周期内电子亲和能和电离能随着原子序数的增加而逐渐减小。
掌握元素周期律可以帮助我们预测元素的物理和化学性质，从而更好地理解和应用化学知识。
元素周期律是指元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。
这些性质包括核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性和非金属性。
这种周期性变化实际上是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
同一周期内的元素性质也存在递变规律。
以第三周期元素为例，它们的电子排布和原子半径随着核电荷数的增加而发生变化，而主要化合价则依次为+1、+2、+3、-4、+5、-3、+6、-2、+7和-1.此外，金属性和非金属性、单质与水或酸置换、氢化物的化学式、与H2化合的难易、氢化物的稳定性、最高价氧化物的化学式、酸碱性以及变化规律等方面也存在一定的变化规律。
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必修2第一章 物质结构 元素周期律一、元素周期表1、元素周期表是俄国科学家门捷列夫发明的2、写出1~18号元素的原子结构示意图3、元素周期表的结构7个周期（三短、三长、一个不完全），周期数=电子层数7个主族、7个副族、一个零族、一个Ⅷ族，主族序数＝最外层电子数 4、碱金属元素（1）碱金属元素的结构特点：Li 、Na 、K 、Rb 的最外层电子数、原子半径对其性质的影响。
（2）Na 与K 分别与水、氧气反应的情况 分别与出K 、Na 与水反应的化学方程式（3）从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律 （4）同族元素性质的相似性 5、卤族元素（1）卤族元素的结构特点：F 、Cl 、Br 、I 的最外层电子数、原子半径对其性质的影响。
（2）单质与氢气发生反应的条件与生成气态氢化物的稳定性 （3）卤素间的置换反应（4）从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律 （5）同族元素性质的相似性结论：同主族元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
3、核素（1）核素的定义： A P X（2）同位素： 1 1H 、 2 1H 、 3 1H（3）原子的构成：二个关系式：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数 质量数A = 质子数P + 中子数N（3）几种同位素的应用： 126C 、146C 、 2 1H 、 3 1H 、238 92U二、元素周期律1、原子核外电子的排布（1）原子核外电子是分层排布的，能量高的在离核远的区域运动，能量低的在离核近的区域运动（2）电子总是先从内层排起，一层充满后再排入下一层，依次是K、L、M、N（3）每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
最外层最多只能容纳8个电子（氦原子是2 个）；次外层最多只能容纳18 个电子；倒数第三层最多只能容纳32 个电子。
2、元素周期律随着原子序数的递增，元素的性质呈周期性变化的规律原子的电子层排布的周期性变化原子半径的周期性变化主要化合价的周期性变化3、第三周期元素化学性质变化的规律金属性的递变规律（1）钠镁与水反应现象，比较钠镁与水反应的难易（方程式书写）（2）镁铝与盐酸反应的难易（现象，方程式）（3）比较钠镁铝最高价氧化物对应水化物的碱性强弱非金属性的递变规律（1）比较硅、磷、硫、氯与氢气反应的难易以及气态氢化物的稳定性（2）比较它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱（3）向硫化氢水溶液中滴入氯水的现象结论：同一周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
高一化学一第一章知识点
高一化学一第一章知识点高一化学一第一章主要介绍了化学的基本概念和化学反应的基本原理。
在本章中，我们将学习有关原子结构、元素周期表、化学键、化学方程式等方面的知识。
一、原子结构在化学中，原子是构成物质的基本单位。
原子由原子核和电子组成，原子核由质子和中子组成。
质子带正电荷，中子不带电荷，而电子带负电荷。
原子的质子数等于电子数，因此原子呈电中性。
二、元素周期表元素周期表是按照元素的原子序数排列的一张表格。
元素周期表将元素按照一定的规律分组，使得相似性质的元素排在一起。
元素周期表根据元素的原子序数、电子结构和化学性质进行了系统的分类。
元素周期表可以分为周期和族。
周期指的是元素周期表中横行的行数，周期表共有7个周期。
族指的是元素周期表中的列数，根据元素的化学性质，族可以分为八个主族和八个副族。
三、化学键化学键是原子之间相互结合而形成的连接。
化学键类型包括共价键、离子键和金属键。
共价键是由两个非金属原子共用电子形成的，其特点是电子密度较高。
离子键是由金属离子和非金属离子间的静电作用形成的，其特点是带正电荷和带负电荷的离子之间相互吸引。
金属键是由金属原子之间的电子云形成的，其特点是金属离子之间形成的电子云能够自由移动。
四、化学方程式化学方程式是用化学符号表示化学反应的过程。
一个完整的化学方程式包括反应物、生成物和反应条件。
在化学方程式中，我们使用箭头表示反应的方向，反应物位于箭头的左侧，生成物位于箭头的右侧。
化学方程式中的化学符号表示原子或离子的种类和数量。
化合物的化学式用来表示化合物中不同元素的种类和原子数目。
总结：高一化学一第一章主要介绍了原子结构、元素周期表、化学键和化学方程式等基础知识。
通过学习本章内容，我们可以了解物质的组成结构和化学反应的基本原理。
这些基础知识为我们后续学习化学的更深层次的知识打下了坚实的基础。
物质结构和元素周期表
物质结构和元素周期表一、物质结构(一) 原子组成2.组成原子的三种微粒的关系(1)质量关系：质量数(A) = 质子数(Z) + 中子数(N)(2)电性关系：质子数(Z) - 电子数(e-) = 粒子所带电荷数(粒子的价数) 如Cl －：17–18 = –1(3)数量关系：质子数 = 核电荷数 = 原子序数 = 中性原子的核外电子数 3.元素与同位素： (1)元素：质子数相同的同类原子的总称，现在已发现的元素有112种，如Na Al O C Ne(2)同位素：具有相同质子数和不同中子数的同一元素的不同原子互称为同位素。
如3517Cl与3717Cl(二) 分子结构1.化学键 相邻的两个或多个原子之间强烈地相互作用。
可分为离子键、共价键和金属键。
(1)离子键:阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键。
活泼金属和活泼非金属原子间化合都能形成离子键。
(2)共价键:原子间通过共用电子对所形成的化学键。
—般非金属原子间化合都能形成共价键。
由共用电子对是否发生偏移可分为极性键和非极性键。
①.非极性键：由同种元素形成的共价键，共用电子对不偏向任何一个原子。
如Cl －Cl 键②.极性键：由不同种元素形成的共价键，其共用电子对偏向吸引电子能力强的原子一方。
如H －Cl 键、C －H 键等，共用电子对分别偏向C1和C 。
2.离子化合物和共价化合物含离子键的化合物一定离子化合物(如NaCl )，只含共价键的化合物一定是共价化合物(如H 2SO 4)，既含离子⎪⎩⎪⎨⎧≈质子数决定元素种类带一个单位的正电荷相对质量1⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧中子质子⎪⎩⎪⎨⎧-=≈，中子数决定同位素不带电相对质量)Z A (N 1⎪⎩⎪⎨⎧素的化学性质核外电子的排布决定元带一个单位的负电荷质量是质子的1836/1⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎨⎧核外电子原子核1.原子(A Z X)键又含共价键的化合物一定是离子化合物(如NaOH )。
(1)常见的离子化合物⎪⎩⎪⎨⎧))KAl(SO Cl NH BaSO CO Na NaCl ()Ba(OH) Ca(OH) KOH (NaOH )O Al BaO CaO O K O Na (244432223222绝大多数盐强碱活泼金属的氧化物 (2)常见共价化合物⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧C O O HCH CHO CH OH CH CH H C HClO SO H PO H CO H HClO SO H HNO O H SO SO NO NO CO CO HCl S H NH CH 332322324332442323222234绝大多数有机物：含氧酸：非金属氧化物：非金属氢化物：3.极性分子与非极性分子分子的极性是指整个分子的正负电荷分布情况，即电极。
第一章 物质结构元素周期律(知识点总结)
Z 第一章物质结构元素周期律班级姓名一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 1.原子（A X）原子序数=质子数= 核电荷数=原子的核外电子数核外电子（Z个）2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷(质子)数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素(对于原子来说)二、元素周期表1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列；②将电子层数相同．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．③把最外层电子数相同．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．（注意：周期序数＝原子的电子层数；主族序数＝原子最外层电子数）2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元（7个横行）第四周期 4 18种元素素（7个周期）长周期第五周期 5 18种元素周第六周期 6 32种元素期不完全周期：第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：7个主族族副族：7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行（16个族）零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电．．．．．．．．．．子排布的周期性变化．．．．．．．．．的必然结果。
2.同周期元素性质递变规律（从左到右）：电子层数相同，最外层电子数依次增加，原子半径依次减小，金属性减弱，非金属性增强，与H2的化合由难到易，氢化物的稳定性由弱到强。
高中化学必修2 第1章 《物质结构 元素周期表》核心知识点
第一章物质结构元素周期表第一节 元素周期表一、周期表原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列2、结构周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数短周期（第 1、2、3 周期）周期：7 个（共七个横行）周期表长周期（第 4、5、6、7 周期）主族 7 个：ⅠA -ⅦA族：16 个（共 18 个纵行）副族 7 个：IB-ⅦB第Ⅷ族 1 个（3 个纵行）过渡元素零族（1 个）稀有气体元素二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为 1 个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属） 熔点低、易导热、导电、有展性。
（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常）②熔点、沸点逐渐降低结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、化学性质（1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 点燃 Li 2O2Na + O 2 点燃 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
结论：碱金属元素原子的最外层上都只有 1 个电子，因此，它们的化学性质相似。
（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
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第一章物质结构元素周期律
1.原子结构（C）
（代表一个质量数为A，质子数为Z的原子）
⑴原子的组成
核外电子 e = Z
质子 Z
核电荷数（Z） == 核内质子数（Z） == 核外电子数 == 原子序数
质量数（A）== 质子数（Z）＋中子数（N）
阴离子的核外电子数 == 质子数＋电荷数（—）
阳离子的核外电子数 == 质子数 - 电荷数（＋）
⑵区别概念：元素、核素、同位素
元素：具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子的互称；
也就是说同一元素的不同核素之间互称为同位素。
⑶元素的相对原子质量
①同位素的相对原子质量：该同位素质量与12C质量的1/12的比值。
②元素的相对原子质量等于各种同位素相对原子质量与它们在元素中原子所占百分数（丰度）乘积之和。
即：元素的相对原子质量A r == A r1·a%＋A r2·b% ＋…
⑷核外电子的电子排布（了解）
①核外电子运动状态的描述
电子云（运动特征）：电子在原子核外空间的一定范围内高速、无规则的运动，不能测定或计算出它在任何一个时刻所处的位置和速度，但是电子在核外空间一定范围内出现的几率（机会）有一定的规律，可以形象地看成带负电荷的云雾笼罩在原子核周围，我们把它称为电子云。
电子层：在多个电子的原子里，根据电子能量的差异和通常运动的区域离核远近不同，把电子分成不同的能级，称之为电子层。
电子能量越高，离核越远，电子层数也越大。
②原子核外电子排布规律
每一层电子数最多不超过2n2；
最外层电子数最多不超过8个，次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超过32个；
核外电子总是先占有能量最低的电子层，当能量最低的电子层排满后，电子才依次进入能量较高的电子层。
电子的排布是先排K层，K层排满再排L层，L层排满再排M层，M层不一定排满了再排N 层，后面的也一样不一定排满了再排下一层。
(只有前3层)
⑸原子结构示意图的书写
2. 元素周期表（B）
⑴元素周期表见课本封页
⑵元素周期表的结构分解
3. 元素周期律（C ）
⑴ 定义：元素的性质随着元素原子序数递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。
⑵ 实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子数排布的周期性变化的必然结果。
这就是元素周期律的实质。
⑶ 内容
现周期性变化； ⑷ 元素周期表中元素性质的递变规律
得电子能力逐渐增强逐渐减弱
金属性逐渐减弱逐渐增强
非金属性逐渐增强逐渐减弱
主要化合价最高正价（＋1 →＋7）
非金属负价 == ―（8―族序数）
最高正价 == 族序数
非金属负价 == ―（8―族序数）最高氧化物的酸性酸性逐渐增强酸性逐渐减弱
对应水化物的碱性碱性逐渐减弱碱性逐渐增强
非金属气态氢化物
的形成难易、稳定性
形成由难→易
稳定性逐渐增强
形成由易→难
稳定性逐渐减弱
碱金属、卤素的性质递变
⑸几个规律
1、元素金属性强弱的判断：
①金属单质与水（或酸）反应置换出H2的难易程度（越易置换出氢气，说明金属性越强）
②最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱（碱性越强，则金属性越强）
③金属活动性顺序表（位置越靠前，说明金属性越强）
④金属单质之间的置换（金属性强的置换金属性弱的）
⑤金属阳离子氧化性的强弱（对应金属阳离子氧化性越弱，金属性越强）
2、元素非金属性强弱的判断：
①单质与H2化合的难易程度（与H2化合越容易，说明非金属性越强）
②形成的气态氢化物的稳定性（形成的气态氢化物越稳定，则非金属性越强）
③最高价氧化物的水化物——最高价含氧酸酸性的强弱（酸性越强，说明非金属性越强）回忆金属性的比较，置换反应：金属性强的置换金属性弱的，同样
④非金属单质之间的置换（非金属性强的置换非金属性弱的）
回忆金属性的比较，金属阳离子氧化性的强弱（对应金属阳离子氧化性越弱，金属性越强）同样
⑤非金属阴离子还原性的强弱（对应非金属阴离子还原性越弱，非金属性越强）
3、半径比较三规律：
(1)同一种元素的微粒看核外电子数。
核外电子数越多，微粒半径越大。
（核电荷数相同，对核外电子吸引相同，核外电子数越多，所占区域越大）
如r(Cl-)＞r(Cl)，r(Na+)＜r(Na)；
(2)电子层结构相同时，比核电荷数。
核电荷数越大（对核外电子吸引越大，体积缩小），微粒半径越小。
如: r(F－ )＞r Na+)＞r(Mg2+)＞r(Al3+)；
(3)同周期元素原子（电子层数不变，核电荷数增加，吸引变大）半径随原子序数递增逐渐减小。
同主族元素（增加电子层）原子和离子半径随原子序数递增逐渐增大。
4、元素化合价规律
最高正价 == 最外层电子数，非金属的负化合价 == 最外层电子数－8，最高正价数和负化合价绝对值之和为8；其代数和分别为：0、2、4、6。
F无正价，O无最高正价（+6），OF
（O +2价）；金属元素只有正价；
2
三、化学键
①离子键与共价键的比较
内）
作用本质阴、阳离子间的静性作用共用电子对（电子云重叠）对两原子核产生
的电性作用
形成条件活泼金属和活泼非金属化合时形成
离子键
非金属元素形成的单质或化合物形成共价键
决定键能大小因素①离子电荷数越大，键能越大；②
离子半径越小，键能越大
①原子半径越小，键能越大；②键长越短，
键能越大
影响性质离子化合物的熔沸点、硬度等分子的稳定性，原子晶体的熔沸点、硬度等实例
②极性共价键与非极性共价键的比较
共价键极性共价键非极性共价键
定义不同元素的原子形成的共价键，
共用电子对（电子云重叠）发生
偏移的共价键同种元素的原子形成共价键，共用电子对（电子云重叠）不发生偏移
原子吸引电子
能力
不相同相同成键原子电性显电性电中性
影响性质极性分子或非极性分子非极性分子实例H—Cl H—H、Cl—Cl 三、范德华力、氢键
存在范围
作用
本质作用
强弱
决定键能大小因素影响性质
范德华力分子间和分子晶
体内
电性
引力
弱
结构相似的分子，其式
量越大，分子间作用力
越大。
分子晶体的
熔沸点、硬度
等
氢键分子间和分子晶电性弱分子晶体的
⑶化学反应的实质：
一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。