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原子和分子
现实生活是智慧的源泉。
人们不能满足五行、四元素、太极、八卦的一般议论，要求明确组成这些物质的构件。
人们从聚少成多，积土成山等生活经验中得到启发，认为组成物质的原始东西是那些小到不能最小的粒子。
公元前5世纪，希腊学者德谟克利特提出原子说，认为，万物是由极其微小的、不可分割的微粒，即原子组成的。
墨翟前480-前380）
与此同时，中国学者墨翟在他的著作《墨经》中也有类似的说法，认为物质分割到最后的东西叫“端”或“莫破”。
到17世纪，由于航海、造船、纺织、冶金业的迅速发展，迫切要求建立科学的物质本源理论，例如，为了提高燃烧效率，不能光谈火与木的作用，而要弄清哪些燃料更有效、更经烧；
为了提高金属强度，需要了解和比较它们的性质等。
1650年法国科学家伽桑狄关于原子学说的论文，首创分子一词，澄清了原子和分子的模糊认识，他指出，原子是不可分的终极粒子；
而分子是独立存在的物质最小单位，它是可分的。
他的观点得到了英国科学家玻意尔和牛顿的支持。
道尔顿1766-1844）
经过150多年的努力，1803年英国科学家道尔顿首次在实验室的基础上提出科学的原子论。
他以玻意尔、拉瓦锡元素学说为依据指出：
元素的确良最终组成为原子，它在所有的变化中保持本性不变；
每种元素以其原子的质量为基本特征，同种元素的原子质量及各种性质均相同；
不同元素的原子以简单整数比相结合。
他还通过实验确定了37种原子如氢、氧、氮等的原子量。
他的主要论点沿用至今。
又过了100年，在法国化学家盖吕萨克、意大利物理学家阿佛加德罗、化学家康尼查罗、英国植物学家布朗、德国物理学家爱因斯坦和法国科学家佩兰的努力下，证实了分子的存在，分子是保持物质化学性质的最小微粒。
20世纪，分子、原子的研究取得了光辉的成果：
1955年，美国宾西法尼亚州立大学的研究人员发明了能将针尖大的物体放大500万倍的场离子显微镜，第一次看到了单个原子的形貌。
1983年IBM公司研制成功扫描隧道显微镜（STM），它可以观察到单个原子在物质表面的排列。
至此，人们不再怀疑任何物质都是由原子、分子组成的了。
离子和电子
1883年瑞典化学家阿仑尼乌斯首先提出电解质在水溶液中自动离解成游离的带电离子即离子的概念。
电解质电离的研究，可以追溯到法拉弟时代。
1833年法拉弟发现了电解定律，他在研究电解反应时，把电解以前未被分解的物质叫电解质，意思是这种物质可用电流使之分解；
他还认为，在通电以前，电解质就已经在水溶液中离解了。
阿仑尼乌斯根据他的电离理论进行了一系列关于溶液性质的计算，结果与荷兰化学家范霍夫的一致，从而获得化学界的公认，并获得1903年的诺贝尔奖。
19世纪可以说是电大显身手的世纪，1800年，意大利物理学家伏特受到伽伐尼解剖青蛙时产生电流现象的启发，发明了电池，这就是现代各种化学电源的老祖宗；
1807年英国化学家戴维用电解法分离出两种元素---钠和钾，使电的名声大噪；
1820年，法国科学家安培发现带电流的线圈可以产生磁场；
1831年法拉弟发现电磁感应，从理论和实践上支持了19世纪半叶电机工业的发展。
阴极射线
由于电在生产和人们的生活中已得到很多应用，于是人们迫切需要了解电报本质，即电究竟是什么？
1879年英国物理学家克鲁克斯研究电气放电现象，发现了阴极射线是一种带电的粒子流。
1897年4月30日，英国物理学家汤姆逊公布了阴极射线管粒子的荷质比e/m。
他把这种带电的微粒命名为“电子”，这是人类认识得最早的基本粒子，以此，他获得1906年度诺贝尔物理学奖。
原子的核式结构
1897年电子的发现，是研究原子微观结构的一个重大突破，电子是一切原子的组成部分，又由电子荷质比的测定知道电子的质量比整个原子的质量小得多。
1896-1898年居里夫妇发现了放射性，并认识到放射现象是由原子内部引起的。
根据这些实验事实和过去的已有理论知识，于是对原子的结构进行了新的探索，英国科学家卢瑟福提出了原子结构模型。
原子本身究竟有无结构？
在道尔顿时代，以及后来许多有机化学的研究中，只须将原子当作一个没有结构的小球就够了。
电子发现后，实验证明原子虽小，却别有天地。
放射性的发现，推翻了原子不能再分裂的传统观念。
原子是中性的，其中若有带负电的电子就一定有等量的正电。
原子结构的确良一个重要问题就是确定这些正负电荷的数值及其分布。
1898年，电子发现者英国物理学家汤姆逊提出原子的“西瓜模型”，也称为“海洋模型”,认为电子浸透在带正电的海洋中，或者说西瓜的红瓤好比正电荷的分布，“嵌在”上面的黑籽就像一个个带负电的电子。
1908年，汤姆逊的学生卢瑟福设计了非常巧妙的实验，原来放射性元素能放出αβγ三种射线，其中α射线是极短的光波，β射线是电子，γ射线是失去两个电子的氦离子，他用能量比较高的α粒子作为炮弹去轰击原子，以检验汤姆逊模型的正确性。
卢瑟福和他的学生们用α粒子撞一个极薄的金叶，发现绝大部分的质点透过之后，其飞行的方向和原来和差不多；
但是偶尔有几个的方向改变了许多。
方向为什么会改变呢？
卢瑟福认为，那不是受了金原子中电子吸引的影响，而是受了金原子正电部分推斥的结果，因为电子比α质点轻了7000余倍，两个相撞之时，就像大象撞上小猫，一定是轻的被推斥，而重的可以通行无阻。
只有撞着与它质量相仿的正电荷，而且斥力非常之大时，α质点的方向才能改变那么多。
欲得很大斥力，则正电荷的体积一定很小。
这就是说原子有一个体积很小，质量很大，带正电的核。
1911年卢瑟福受太阳系组成的启示，提出了原子的核式结构，即有一个原子核。
被称为太阳系模型。
解读元素周期表
1869年俄罗斯化学家门捷列夫发现了当元素按原子量递增的顺序排列时，元素的性质显示周期性的变化，这就是元素周期律。
“周期”一词的含义是“有规则的重复”。
在此基础上，他排出了早期的周期表。
自此，周期表不断地得到深入地研究。
其中，最重要的进展是1913年英国物理学家莫斯莱发现元素在周期表上的排列次序，原来就是原子核带的单位电荷数，他将其命名为原子序数。
所谓元素就是质子数（即核电荷数）相同的一类原子的总称。
当然，在每个元素原子的核外，也有同样数目的电子。
元素周期表中的原子
已经知道原子核带正电荷，而且也知道这个正电荷数就是原子序数，那么原子核的结构如何呢？
它外面的电子是怎样排列的呢？
1919年，卢瑟福的研究组用α-粒子轰击许多元素的原子核，都打出了高速的氢原子核，被取名为质子。
1932年，英国物理学家查德威克利用卢瑟福所领导的英国剑桥卡文迪许实验室的优越条件，重新进行了α-粒子的轰击实验，发现了中子。
质子和中子能称为“核子”。
由于质子和中子的质量都是1单位，那么所有的元素的原子量应该是整数才对。
自从道尔顿的原子论问世以来，科学家一向认为单质是最简单最纯的物质，其中只含一种原子。
但对原子量的测定表明，各元素的原子量并不是氢原子量的整数倍。
在制备单质时，全是用化学方法，到了用一般化学方法不能将其简化时，就是说单质是用一种元素所组成，但是一种元素事实上可以含两种或多种原子，它们有不同的原子量，它们的化学性质基本相同，帮不能用一般化学方法将其分开，但这并不意味着用非化学方法也不能将其分开。
这种化学性质基本相同而质量不同的几种原子叫做同位素，于1911年由英国科学家索迪提出。
1919年卡迪文许实验室的英国物理学家阿斯顿制成了质谱仪，可以用来分离不同质量的粒子，并测定它们的质量，他研究了71种元素，找到了202种同位素。
至此，我们知道原子是由更简单的粒子组成的，在这些粒子中，与化学性质最密切的有三种：
电子，它是负电的单位；
质子，带正电，其荷电量与电子相同，但符号相反；
中子，不带电，质量与质子相近。
它们的质量都很小：
质子的质量为1.00728AMU,中子的质量为1.00867AMU,电子的质量为质子的1/1836。
（AMU是原子质量单位atomicmassunit的缩写，一个碳-12的原子质量的1/12，又称道尔顿）。
Fe铁
一个原子有两部分：
原子核及其外围的电子。
原子核非常小，其半径的数量级是10-12-10-13cm，由质子和中子组成。
核中质子的数目叫做原子序数，即各元素在元素周期表中的座次。
原子核集中了原子的几乎全部质量。
核外电子的数目和核内质子的数目一样多，分若干层排布在原子核外，这些层按离核的远近分为K、L……层，也称为1，2，3，……（和s,p,d,f,……）层。
各层的电子数目不同：
K层至多有2个电子；
L层可有8个，M层可有18个……,化学反应只与原子最外一层或二层的电子有关。
这种电子叫做价电子。
元素周期表由100多个方格组成，每个方格分别对应一种元素。
每个方格内通常标有元素的原子序数、元素符号、元素名称以及相对原子质量。
原子周期表的基本结构：
元素周期表明按元素的原子序数排列的。
整个表是以原子序数为1的氢元素从左上角开始，然后按原子序数逐渐递增的顺序从左至右排列。
构成纵向的18列和横向的7行。
族（直的关系）
每一列中的所有元素组成一族（family），每族均标有序号，从最左的第1列到最右的第18列。
每一族的名称（除氢外）通常用该族中第一个元素的名称来命名。
如第14族中的元素就称为碳族，而第15族称为氮族。
同族中的所有元素具有类似的特征，如第1族中的元素都是碱金属，能与水发生剧烈反应；
而第11族中的确良元素尽管都属于金属元素，但与水的反应都非常缓慢，有的甚至根本不发生反应。
第17族的元素与第1族的元素发生强烈化学反应，而第18族中的元素几乎不能和任何元素发生化学反应。
族有主、副之分，分别在列数上标以A、B。
主族的特点是它们具有所示族化学性质的典型性及价电子结构的规范性（均为s电子或p电子）。
副族元素只出现于第4-7周期，它们全是金属，其化学性质有异常，电子结构的特点是倒第二层的电子数未满额（均为d或ds型）。
由于引入了主、副族的划分，所以按族只有0-Ⅷ共8族，更好地体现了外层电子的结构价态特征。
此外ⅡA-ⅢA之间的第3-12族元素（不包括镧以外的镧系元素和锕以外的锕系元素）称为过渡元素，电子结构上属d区元素，它们都是金属，起着连接周期表左侧化学活性极强的金属元素与周期表可侧元素的作用，是它们之间的过渡，其特点是相邻元素的性质常常很相似。
周期
周期表中的每一行称为一个周期（period）,每个周期包含属于不同族的各类元素。
在同一周期内，从左至右，元素的性质逐渐变化。
以第3周期为例，该周期全是主族元素，自Na至Cl，由左端典型的金属到右端典型的非金属；
中间的3个元素也呈弱金属到弱非金属性递变。
还应注意，虽然性质的改变是逐渐的，有规则的，但自一个到次一个，性质改变很显著。
地壳所含元素的质量分数化学元素的命名：
化学元素与生命的关系极为密切，人们已对元素在我们生存环境即地壳中的分布进行了比较深入的研究，其含量判别很大。
对化学元素在生物体内的分布进行过很多研究，已得到细胞中元素组成的信息，发现各种动物、植物、微生物以及人体中的细胞有大致相近的元素组成。
还发现了丰度疚，也就是人体血液中60多种化学元素的平均含量与地壳元素的分布趋势大体一致，即两者的丰度曲线相当吻合。
丰度效应曲线。
丰度效应生物体内的化学元素
生物体内的化学元素很多，几乎包括了地球上所有元素，迄今已确定20多种是必需元素。
什么是必需元素？
目前认为，若没有这些元素，生物体就不能成活，也不能生长。
例如，缺少碳、氢、氧，就根本无法实现生物的营养作用和物质代谢；
对人类来说，不吃食物，不喝水就会饿死、渴死；
对作物而言，不满足它们对水、肥的要求也难以生存。
此外，这些元素在生物体内的独特作用是无可替代的。
再者，这些元素对生物体的某种功能有直接影响，例如，钙对人的骨骼、牙齿的形成作用明显。
对于各种生物体，它所含的常量元素和经过科学认证的微量元素构成神经质必需元素。
人体内约含60多种元素，按其含量多少，居前11位的是氧、碳、氢、氮、钙、硫、磷、钠、钾、氯、镁，其总量占体重的99.97%，属于常量元素，又称宏量元素或大量元素。
其余的总量占体重0.03%以下的数十种元素，划入痕量范围，其中铁、碘、铜、锰、锌、钴、钼、硒、铬、锡、钒、氟、镍及硅，因已确认有特定物理功能，被专称为微量元素。
以上提到的常量元素和微量元素为人体的必需元素。
还有近40种元素的作用正待研究。
生物细胞中所含元素的质量分数：
至于与作物生长有关的化学元素，1840年起德国化学家李比希等作过深入研究，发现除了前面提到的生物细胞中的元素也是作物组织的主要元素外，按农业化学的基本原理，农作物特别是大田作物需要氮、磷、钾这类大量元素肥料。
当它们缺乏时，植株就会出现明显病症；
在现代农业化学指导下，进一步明确了作物还需要多种元素肥料如镁、铁，特别是硼肥。
20世纪80年代以来，我国科学工作者发现，稀土元素能使许多作物显著增产，因而它可能成为一类新的微量元素肥料。
人体所需金属元素的功能，必需元素在人体内的功能。
目前已确定人体的必需元素有20多种，除了常量元素主要以糖类（包括淀粉和纤维素）、蛋白质、脂肪等形式起着维持人体基本生命活动的作用外，微量元素在各种生命活动中的功能也很受重视。
在常量元素中，钙、磷、钠、钾、镁的功能需要着重讨论。
钙，99%集中在骨骼和牙齿，构成人体的硬组织，钙还能促进骨肉和神经的正常兴奋，使之在正常状态下能够承受较为严重的精神刺激。
因此，钙是人体重要的保护性元素。
磷，骨骼和牙齿中的磷占人体总磷量的85%，它也是构成细胞核的主要元素，磷在维持机体的酸、碱平衡上有重要作用。
钠和钾都是人体内维持细胞膜内外渗透平衡的主要元素，它们对维持肌肉和神经的正常功能，特别是心肌的兴奋和细胞膜的通透性有重要意义。
钠、钾含量失常会导致高血压和心脏病。
镁具有抵抗忧郁症，解除肌肉痉挛，预防心脏病发作，防止钙在组织和血管中沉积，防止产生肾结石和胆结石，改善消化的功能。
在微量元素中，这里主要介绍铁、锌、铜、碘。
人体内的铁70%存在于血红蛋白和肌红蛋白中，主要运送肺吸收的氧气至全身各处组织，也将细胞中的二氧化碳送回肺部，使生物体实现呼吸作用和氧气产生能量的功能。
锌，主要存在于眼球和前列腺，它能促进皮肤、骨和性器官的正常发育，维持消化功能和代谢活动。
发育中的儿童缺铁时，会引起食欲不振，生长停滞，性机能发育不全等，因此，锌有“生命元素”之称。
铜，主要存在于血、肝、脑及肌肉中，组成铜蛋白，它是制造血红蛋白的催化剂，能加速体内代谢反应。
冠心病、少年白发、白化病等与体内铜代谢失调有关。
碘在人体内主要集中在甲状腺内，其主要功能是形成甲状腺激素，促进新陈代谢和神经、骨骼的生长发育，并大大影响智力。
所以碘有“智慧元素”之称。
元素引起的人体病变
主要有某些必需元素缺乏症及有毒元素引起的病变。
前者中，钙铁锌碘的缺乏受到全球关注。
人体缺钙对从婴儿到老年人的各个年龄段都不容忽视，可导致软骨、畸形、佝偻病、骨质疏松等。
缺铁导致贫血、抵抗力降低、急躁，引起社会动乱。
缺锌严重时导致侏儒症。
碘缺乏症引起甲状腺肿，对獐则导致呆小。
聋哑、瘫痪，称为地方性克汀病。
有毒元素引起的病变主要有镉导致的骨痛病，汞引起的水俣病，铝引起的痴呆症，铬、铊中毒的神经性疾病，地方性中毒等，都是有名的重大公害病。
分子结构
过去提到过水中氢与氧的原子数之比为2：
1，为什么不是3：
1或1.5：
1；
同样是一氯化物的氯化钠（NaCl）是很硬的固体，而氯化氢（HCl）则是气体，为什么？
我们知道，物质的性质与其结构有关系，但结构是怎样形成的，它又怎样影响性质。
这些涉及原子价和化学键问题。
原子价和化学键
在解读元素周期表时，我们可以得到很多信息，与化学反应关系最密切的是价电子。
要讨论分子的结构首先须知一种分子中有几个原子，而这就是原子价问题。
在HCl、H2O、NH3、CH4各化合物中，有的原子只能和1个H化合，而有的却能和2、3、4个化合。
这说明，各原子化全时，数量关系不同，科学上这种关系称为原子价。
若以H为标准，和一个H化合的，其原子价就是1，与两个H化合的就是2，等；
在上例中的Cl、O、N、C的原子价分别为1、2、3、4价。
有许多物质不能直接与氢化合，其原子价须间接确定。
如O是2价的，则由CaO、Al2O3、P2O5、SO3、Cl2O7可知Ca、Al、P、S、Cl分别为2、3、5、6、7价。
有些元素可以有好几个化合价。
例如P可成PCl3及PCl5,就说P有时是3价，有时是5价。
若是一种金属与一种非金属化合，就将金属当作正的，非金属当作负的，其原子价也是如此，分别为正、负价。
例如Na的原子价为+1，O的原子价是-2。
还有些原子团，在化学反应中的行为如同一个元素，称为根，倘若它是酸的一部分，称为酸根，也有相应的“原子价”。
例如SO42-是-2价、NO3-是-1价，而NH4+则是+1价。
元素的原子价与它在周期表中的位置，特别是它所属的族的族数有关。
观察周期表知，稀有气体是最稳定的物质，那就是它具有稳定的电子结构，原子最外层的电子数为2个或8个。
宇宙间一切体系都有变成最稳定状态的趋势。
若一个原子的最外层有1个电子而倒数第二层有8个，则此原子有失去最外层的1个电子而变成稀有气体式最稳定结构的倾向；
若最外层有7个电子，此原子有再取得1个的倾向。
这种电子的得失或转移形成化学键，即原子间的结合力是分子形成的基础。
主要有离子键和共价键形成两种情况。
离子键的形成
以钠原子和氯原子间的反应为例，当它们相遇时，我们要注意每个原子各有多少价电子。
当Na的一个价电子转移给Cl后，两个原子都变成了离子，钠原子成了Na+，氯原子成了Cl-，阴阳离子相互吸引，于是Na+和Cl-结合成NaCl。
离子键是带有相反电荷的离子间的一种吸引力，当两个异号离子相遇时，正负电荷抵消，生成电中性的化合物，氯化钠的化学式为NaCl，表明每个氯化钠分子中，Na+：
Cl-=1：
1。
离子键的形成的实质就是电子的转移。
如NaCl的生成或Na+与Cl-形成离子键，就是电子从Na转移到Cl上的结果。
从元素周期表提示的结果说明，一个原子带有1个、2个、3个价电子，这些电子表容易失去。
如果原子的价电子少于4个，这些电子就容易转移到价电子数大于4的另一些原子上，这样，原子通过得到工失去电子形成稳定的化合物，离子键又称电价键。
共价键的形成
对于H2、O2、H2O、CO2及绝大多数有机物，原子间不是通过电子的接受，而是由原子共享电子形成化学键的，这种由原子共用了价电子形成的结合叫共价键。
1916年，美国化学家路易斯考察了许多分子数目，发现绝大多数分子中的电子数目是双数。
前面已提到，稀有气体式的电子结构是最稳定的结构，若有可能，原子就有将其电子结构变成这类稳定结构。
设有两个H原子，它们的外层全只有1个电子，要变成He式的结构，必须再取得1个电子，于是通过共享，两个原子都有了2个电子。
设有两个Cl原子，它们的最外层全有7个电子，须再取得1个才能变成Ar式结构，于是它们各提供1个电子共用，从而形成Cl2分子。
在共价键中，两个原子同时吸引两个共用电子。
一个共用电子对就是一个键。
例如中，N的最外层有5个电子，H的最外层有1个电子，当3个H与N结合时，使N的最外层有了8个电子，达到了稀有气体稳定结构，结果形成了3个N-H键。
以上H2、Cl2、NH3的形成中，各种原子均给出了电子，但当NH3与相遇时，出现了NH3上的N还有一对电子未与别的原子结合，而则没有电子，而是一个光质子，这时N将这一对电子单独供给H+，生成稳定的NH4+，。
这种结合叫做配位键。
因为仍是两个原子共用一对电子，所以仍是共价。
在共价键中，由一个原子供给一对电子形成的，叫共价配键，供给电子对的物质，叫配位体。
形成的物质叫做配位物或络合物。
分子的结构和性能
通过各种键的作用形成各种化全物，它们有独特的性能。
离子化合物
食盐、铁锤、小苏打、石灰石，它们都是通过离子键形成的化合物，都含有正离子和负离子，有规则的外形、高熔点、能（在熔融时）导电，这是离子化合物的特性。
在离子化合物中，每个离子吸引着周围带反号电荷的离子，离子键很强，所有的离子化合物在室温时均为固体，熔点较高，例如，食盐的熔点是801℃。
离子化合物有导电性，是指它溶于水后，离解成离子，因而能导电，熔融的离子化合物，离子能自由移动，也能导电。
岩盐是一种由氯化钠（NaCl）组成的矿物，它是一种离子晶体，硬度很高。
共价化合物
水、甲烷、二氧化碳、氨，它们都是由共价键的分子组成。
在共价化合物的固体中，分子间紧密结合，但这种紧密结合力比在离子化合物中离子间的结合力弱得多。
某些共价化合物，如糖、水、二氧化碳也能形成晶体，但这些晶体的熔、沸点比离子化合物低得多。
大多数共价化合物的导电性较差，这是因为它们没有可自由移动的带电粒子，这就是为什么塑料、橡胶等共价化合物可用来包裹电线的原因。
共价化合物即使处于液态，或溶于水，也是不良导体，如纯水和溶解了糖的糖水均不导电。
水分子和二氧化碳分子
在共价化合物中，一些原子对共用电子对的拉力比另一些原子更大，共用电子就会更靠近拉力大的原子，这样，成键的原子就带上了电荷。
共用电子对的这种偏移，使共价键产生了极性。
正负电中心不重合的分子，叫极性分子。
如水分子中，两个H在一端，一个O原子在另一端，氧原子把电子从氢原子上拉向自己的一端，总的结果是，氧的一端带有一些负电荷，氢的一端带有一些负电荷，所以水分子是极性的。
再来看二氧化碳分子，O原子吸引电子的能力比C原子强，O和C原子的两个键都是极性的。
但两个O用相同的力从两个相反的方向拉电子，这样两个力相互抵消，使得CO2成为含有极性键的非极性分子。
配位化合物
配位化合物简称配合物，又称络合物，是指有配位键结合的化全物。
所谓配位键就是相结合的双方共用的电子对是由一方单独提供而形成的键。
1891-1893年，瑞士化学家维尔纳首次系统研究并提出了络合物理论。
实验室中常见的铜氨络合物、铁氟络合物是常见的配合物。
血红素、叶绿素是生物休整重要的配合物，20世纪60年代提出的治癌有效药物（顺式二氯二氨合铂），开创了配合物药物质新领域。
链状化合物和环状化合物
碳在元素周期表中居于ⅣA族的首位，碳原子得失电子能力居中，有4个价电子，能形成4个
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