物質結構元素周期律

一、原子結構

1.原子結構

微粒電子質子中子

質量（Kg）9.109x10-311.673x10-271.675X10-27

相對質量0.000548(1/1836)1.007?11.008~1

電量（C）1.602x10-191.602X10190

電荷-1+10

核電荷數=質子數=核外電子數；質子數（Z）+中子數（N）=質量數（A）

AzX的意義：表示一個質量數為A、質子數為Z的原子。

2.原子結構理論的發展：

經臉了以下五個發展階段：

①古希臘哲學家德讀克利特提出古典原子論，認為物質本源是原子和虛空，原子在虛空中處于永恒運動之

中，物質是由原子構成的，物質只能分割到原子；

②1803年英國化學家道爾頓家建立了蜃無至逸二（認為原子是不行再分的實心球）

..........這一發覺使化學起先成為一門科學

③1903年湯姆遜發覺了電子建立了“葡萄干布丁”模型；（原子仍是實心球，電子象前荷干一樣嵌在球上）

④1911年英國物理學家盧瑟福依據a粒子散射試驗提出原子結構的核式（行星式）模型；

⑤1913年丹麥科學家玻爾建立了核外電子分層排布的原子結構模型；

..........玻爾首次將量子化概念應用到原子結構中

⑥20世紀20年頭建立了現代量子力學模型。

3.元素、核素和同位素

1）元素：具有相同質子數（核電荷數）的同一類原子的總稱。

2）核素：具有肯定數目質子和肯定數目中子的一種原子。

3）同位素：質子數相同而中子數不同的同一種元素的不同核素互為同位素。

同位素的物理性質不同，但化學性質幾乎完全相同。不同同位素構成的化合物是不同的化合物，其物理

性質不同，化學性質幾乎相同。

質子數確定元素的種類，質子數和中子數確定核素的種類。

說明：①三者的探討對象都是原子②同一元素的不同核素之間互稱為同位素

③同種元素可以有多種核素（同位素）所以元素的種數遠少于原子的種數。

4）同素異形體：是相同元素組成，不同形態的單質。

如碳元素就有金剛石、石墨、無定形碳等同素異形體。同素異形體由于結構不同，彼此間物理性質有差異；

但由于是同種元素形成的單質，所以化學性質相像。同素異形體的形成方式有三種：

①組成分子的原子數目不同，例如：氧氣O?和臭氧紅磷：P,白磷：P4

②晶格中原子的排列方式不同，例如：金剛石、石墨、C60

③晶格中分子排列的方式不同，例如：正交硫和單斜硫，（正交硫穩定），分子式均為S8

4.原子核外電子的排布

電子在原子核外排布時，總是盡量先排在離核最近（能量最低）的電子層里，然后由里向外，依次排布在能

量較高的電子層里，核外電子是分層排布。電子做高速運動，接近光速

在化學上，各電子層的層序數n依次為1、2、3、4、5、6、7,分別稱為K、L、M、N、O、P、Q電子層。

（1）各電子層最多容納的電子數為2n2個（n為電子層序數）。

（2）最外層電子數都不超過8個（K層不超過2個）。

（3）各稀有氣體元素的原子中最外層所容納的電子數是8（氮除外）。

（4）各元素原子次外層所容納的電子數最多是18,倒數第三層電子數不超過32個。

5.幾種常見的相對原子質量

1）元素的相對原子質量：已知某元素的各種同位素的相對原子質量，及在自然界中各同位素的原子百分數,

就可以利用下式求出該元素的相對原子質量。入=AIX“I%+A2X42%+...........

2）元素的近似相對原子質量：將上式中的Ar用質量數A代替進行計算。

3）元素的一種同位素的相對原子質量（原子的相對原子質量）：以一種碳原子（核內有6個質子和6個中子

的碳原子）的質量的1/12（約1.66x10-27千克）作為標準，其他原子的質量跟它比較所得的數值，就是

理程冬于的相對原子質量。

4）原子的近似相對原子質量（即質量數）

5.現代測定相對原子質量的方法主要有化學方法和物理方法（質譜法）。

化學方法：是先制備該元素的純鹵化物，采納銀作二級基準分析鹵化物純度，再向肯定量的鹵化物樣品溶

液中加入等量的硝酸銀，用重量法測定鹵化銀的重量，然后通過當量求出相對原子質量。

質譜法：是通過測定同位素的相對原子質量，然后依據其在自然界的豐度（即原子百分數）計算得到的。

它所運用的儀器叫質譜儀。這種方法的最大優點是精度高，現代相對原子質量幾乎都是由質譜法測定的。

在質譜儀中，被測樣品（氣體和固體的蒸汽）中的元素經陰極射線的作用產生帶正電荷的離子，正離子先

后通過電場和磁場后，發生偏轉。無論正離子速度的大小，只要其電荷與質量之比｛elm,簡稱荷質比）相

同的離子就會收斂在一處，在照相板上留下痕跡；不同e/w的正離子將收斂在不同位置，從而形成相應的

線條。將這些線條的位置與12c原子質譜上的譜線和相應的質量標度比較可求得這些離子即元素的相對質

量。同時，用電流檢示計通過測定離子流的強度求出這些元素的相對豐度，進而便可算出該元素的相對原

子質量。

二、元素周期表

1.原子序數：把不同的元素按核電荷數由小到大的依次對其進行編號，這種編號叫~

2.元素周期表

（1）周期：把電子層數相同的各種元素依據原子序數遞增的依次從左到右排成橫行。

周期周期名稱周期別名元素總數規律

具有相同的電子層第1周期2

數而又按原子序數第2周期短周期8電子層數==周期數

遞增的依次排列的第3周期1號到18號元素8

一個橫行叫周期。第4周期18第7周期排滿是第118號元素

第5周期長周期18

7個橫行第6周期32其中含錮系元素15種niB

7個周期第7周期不完全周期26（目前）其中含的系元素15種IIIB

（2）族：把不同的橫行中最外層電子數相同的元素，電子層遞增的依次由上而下排成縱行

族族名類名核外最外層電子數規律

周期表中有18個第IA族H和堿金屬1主族數==最外層電子數

縱行，第8、9、10第HA族堿土金屬2

三個縱行為第vni第IHA族3VDA族原子最外層有3對

族外，其余15個第IVA族碳族元素4孤對電子1個成單電子；

縱行，每個縱行標族第VA族氮族元素5VIA族原子最外層有2對

為一族。孤對電子2個成單電子；

第VIA族氧族元素6

7個主族VA族原子最外層有1對

第VDA族鹵族元素7

7個副族孤對電子3個成單電子

0族標有氣體2或8

。族

副第IB族、第IIB族、第H1B族、第IVB族、最外層電子數一般不等

第vni族

族第VB族、第VIB族、第VUB族、第vm族于族序數（第IB族、IIB

共16個族

只由長周期元素構成的族族除外）

最外層電子數只有1?7

個。

由短周期元素和長周期元素共同構成的族，叫做主族：完全由長周期元素構成的族，叫做副族。

（短周期（第1.2、3周期）

周期：7個（共7個橫行）長周期（第4、5、6周期）

不完全周期（第7周期）

周期表<「主族7個（用IA.nA表示）

副族7個（用1BJB……表示）

族：16個（共18個縱行乂

第珊族1個（包括三個縱行）

〔零族1個（稀有氣體）

**同周期相鄰元素原子序數差：H1A族與IIA族，從其次周期到第七周期依次為1,1,11,11,25,25

**同主族相鄰元素原子序數差：IA族、1IA族元素：相差上一周期所含元素種數

111人族711人族、0族：相差下一周期所含元素種數

3.確定元素在周期表中的位置

1）依據元素的原子序數，與0族元素的序數比較大小確定

0族元素的序數：1-He,10-Ne,18-Ar,36-Kr,54-Xe,86-Rn

①依據元素的原子序數，找出與其相鄰的0族元素，若其原子序數小于0族元素的原子序數，則該元素與相鄰的0

族元素處于同一周期

②若該元素原子序數比相應0族元素多1或2,則該元素處于IA或nA

③若該元素原子序數比相應。族元素少1~5時，則該元素處于同一周期VHA~VA

④若預料新元素的位置，可與118號元素依據上法推想

2）周期表中特殊位置的元素

族序數等于周期數的元素：H、Be、Al:族序數等于周期數2倍的元素：C、S:

族序數等于周期數3倍的元素：O;周期數是族序數2倍的元素：Li:

周期數是族序數3倍的元素是：Na:最高正價不等于族序數的元素是：O、F。

3）元素性質、存在、用途的特殊性

形成化合物種類最多的元素，或氣態氧化物中氫的質量分數最大的元素：C;

空氣中含量最多的元素，或氣態氨化物的水溶液呈堿性的元素：N;

常溫下呈液態的非金屬單質元素是：Br:

最高價氧化物及其水化物既能與強酸反應，又能與強堿反應的元素是：Be、Al:

元素的氣態氯化物和它的最高價氧化物的水化物起化合反應的元素是：N;,

元素的氣態氧化物和它的最高價氧化物的水化物起氧化還原反應的元素是：S;

元素的氣態氨化物能和它的氧化物在常溫下反應生成該元素單質的元素是：So

4.重水

重水的一個分子是由兩個重氫原子和一個氧原子組成，其分子式為D?。，相對分子質量是20,重水在自然

界中分布較少，在一般水中約含重水0015%。由于含量少，制備難，它比黃金還珍貴。重水外觀上和一般

水相像，是無色、無臭無味的液體。密度比一般水大，熔點、沸點比一般水高。由于重水分子量大，運動

速度慢，所以在高山上的冰雪中，特殊是在南極的冰雪中重水含量微乎其微，水的密度最小，是地球上最

輕的水。重水在尖端科技中有非常重要的用途。原子能發電站的心臟是原子反應堆，為了限制原子反應堆

中核裂變反應的正常進行，須要用重水做中子的減速劑。電解重水可以得到重氫，重氫是制氫彈的原料，

我國已于1967年6月17日勝利地爆炸了第一顆II彈，大長了中國人民的志氣。更重要的是重賽進行核聚

變反應時，可放出巨大的能量，而且不會污染環境。有人計算推想，假如將海水中的重氫都用于熱核反應

發電，其總能量相當于全部海洋都變成了石油。

重水雖然在尖端技術上是珍貴的資源，但對人卻是有害的。人是不能飲用重水的，微生物、魚類在純重水

或含重水較多的水中，只要數小時就會死亡。相反，含重水特殊少的輕水，如雪水，卻能刺激生物生長。

三、元素周期律

「隨著原子序數（核電荷數）的遞增：元素的性質呈現周期性變更:

①原子最外層電子數呈周期性變更

元素周期律<②原子半徑呈周期性變更

③元素主要化合價呈周期性變更

、④元素的金屬性與非金屬性呈周期性變更

同周期（從左到右）同主族（從上到下）

原子半徑漸漸減小漸漸增大

電子層數相同電子層數遞增

電子層排布

最外層電子數遞增最外層電子數相同

失電子實力漸漸減弱漸漸增加

得電子實力漸漸增加漸漸減弱

金屬性漸漸減弱漸漸增加

非金屬性漸漸增加漸漸減弱

最高正價（+1—+7）最高正價==族序數

主要化合價

非金屬負價=—（8—族序數）非金屬負價==—（8—族序數）

最高氧化物的酸性酸性漸漸增加酸性漸漸減弱

對應水化物的堿性堿性漸漸減弱堿性漸漸增加

非金屬氣態氨化物形成由難一易形成由易T難

的形成難易、穩定性穩定性漸漸增加穩定性漸漸減弱

1.元素的金屬性和非金屬性

（1）電子層數越多一原子半徑越大一核對電子引力越弱T原子失電子實力越強一得電子實力越_

弱一金屬性越強、非金屬性越弱。

（2）電子層數相同，質子數越多（即原子序數越大）-原子半徑越小一核對電子的引力越強一原子

失電子實力越重一得電子實力越T金屬性越弱、非金屬性越強。

原子半徑變更規律：

同一周期，從左到右核電荷數依次增多，原子半徑漸漸削減，失電子實力漸漸減弱，得電子實力漸漸增加。

因此，金屬性漸漸減弱，非金屬性漸漸增加。

在同一主族的元素中，由于從上到下電子層數依次增多，原子半徑漸漸增大，失電子實力漸漸增加，得電

子實力漸漸減弱。所以元素的金屬性漸漸增加，非金屬性漸漸減弱。

在周期表中，物（Fr）元素的原子半徑最大，氟（F）元素的原子半徑最小，由于鉉及其后面的元素均是放射

性元素，在自然界穩定存在的元素當中，鐫（Cs）的金屬性是最強的。

非

1稀

金非金屬性逐漸增強

2金

屬

兀

3屬

您

4性

素

需

5皙

6增

強

7強

金屬性逐漸增強

（3）推斷元素金屬性強弱的依據:

元素金屬性和非金屬性強弱的推斷方法

本質原子越易失電子，金屬性越強。

金

1.在金屬活動依次表中越靠前，金屬性越強。

屬判

2.單質與水或非氧化性酸反應越猛烈，金屬性越強。

性斷

3.單質還原性越強或離子氧化性越弱，金屬性越強。

比依

4.最高價氧化物對應水化物的堿性越強，金屬性越強。

較據

5.若x"+y=x+ym+則y比x金屬性強。

非本質原子越易得電子，非金屬性越強。

金判1.與H2化合越易，氣態氨化物越穩定，非金屬性越強。

屬斷2.單質氧化性越強，陰離子還原性越弱，非金屬性越強。

性方3.最高價氧化物的水化物酸性越強，非金屬性越強。

比法4.An+B=Bm+A則B比A非金屬性強。

較

1).單質跟水(或酸)反應置換出氫的難易:

性質NaMgA1

單質與水(或酸)的反與冷水猛烈反應放出與冷水反應緩慢，與沸水快速反應，

與酸快速反應放出氫氣

應狀況氫氣放出氫氣，與酸猛烈反應放出氫氣

最高價氧化物對應水

NaOHMg(OH)2A1(OH)3

化物的堿性強弱強堿中強堿兩性氫氧化物

2).最高價氧化物的水化物——氫氧化物的堿性強弱。

金屬性Na>Mg>Al堿性強弱NaOH>Mg(OH)2>A1(OH)3

(4)推斷元素非金屬性強弱的依據：

1).跟氫氣生成氣態氧化物的難易程度以及氧化物的穩定性;

2).元素最高價氧化物的水化物的酸性強弱。

性質SiPSC1

非金屬單質與氫氣反高溫磷蒸氣與氫氣能須加熱光照或點燃時發生

應的條件反應爆炸而化合

最高價氧化物對應水

H4SiO4H3P。4H2so4HC104是比H2so4

化物的酸性強弱弱酸中強酸強酸更強的酸

非金屬性Si<P<S<Cl氫化物穩定性SiH4<PH3<H2S<HCI

酸性強弱依次H4SiO4>H3PO4>H2SO4>HC1O4

［彳急定性強弱：HF>HC1>HBr>HINH3<HFNH3>PH,

2.堿性強弱：KOH>NaOH>Mg(OH)

3.酸性強弱：HC1O4>HBrQjHNO：>HFOa

2.元素化合價

元素的化合價與原子的電子層結構，特殊是與最外電子層中電子的數目有親密關系，因此，元素原子的最

外電子層中的電子，也叫做價電子。

主族序數=最外層電子數=主族元素最高正價數

其中，有個別元素比較特殊，如氧元素的化合價一般是一2價，而氟元素沒有正化合價，即氟元素無最高價

氧化物及其水合物。

非金屬元素的I最高正價I+I最低負價I=8,金屬元素只有正化合價而無負價

例：若短周期中的兩種元素可以形成原子個數比為2：3的化合物，則這兩種元素的原子序數之差不行能是

A.lB.3C.5D.6

解析：規律性：依據價偶序偶，價奇序奇規律，在短周期元素化合物X2Y3或X3Y2中，價數之差屬于奇偶數之差，不

行能是偶數；原子序數之差也不行能是偶數，只有D項符合。

元素的主要化合價及實例

原子序數12

元素符號HHe

主要化合價+10

實例H2OHe

原子序數345678910

元素符號LiBeBCN0FNe

主要化合價+1+2+3+4,-4+5,—3—2—10

實例UOBeClBFC0、CH>S、HFNe

2232HNONH3H2O

原子序數1112131415161718

元素符號NaMgAlSiPSClAr

主要化合價+1+2+3+4.-4+5,-3+6,-2+7,-10

H.POa.H2sd.HClOd,

Ar

實例NaClMgCl2AICI3SiO2、理也

PMH2sHCl

結論：隨著原子序數的遞增，元素化合價呈現囿叟隹變化。

3.隨著原子序數的遞增，元素原子半徑呈現周期性變更。

1).當電子層數及核電荷數均不同時，電子層數越多的，半徑越大。

2).當電子層數相同，核電荷數不同時，核電荷數越大的，半徑越小。

3).當核電荷數相同，電子層數也相同時，核外電子數越多的，半徑越大。

4).當核電荷數相同，電子層數不相同時，電子層數越多的，半徑越大。

簡潔微粒半徑的比較方法

原1.電子層數相同時，隨原子序數遞增，原子半徑減小

子

例：rNa>rMg>rAi>rsi>rp>rs>rci

半2.最外層電子數相同時，隨電子層數遞增原子半徑增大。

徑

例：rLi<rNa<rk<rRb<rcs

1.同種元素的離子半徑:陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽

離子.例：rci->rci,帖>r氏2+>昨3+

離2.電子層結構相同的離子,核電荷數越大，半徑越小.

子+2+3+

例：>rF'>tNa>FMg>FAI

半3.帶相同電荷的離子，電子層越多，半徑越大.

徑++++2222

例：<fNa<FK<fRb<rcs:ro<rs<rse<rre-

4.帶電荷、電子層均不同的離子可選一種離子參照比較。

++2+

例：比較Fk與“J可選FNa為參照可知鼠>「Na>>FMg

4.隨著原子序數的遞增，元素原子最外層電子排布呈現周期性變更。

元素的性質隨著元素原子序數的遞增而呈周期性變更，這個規律叫元素周期律。

元素原子的核外電子排布的周期性變更，確定了元素性質的周期性變更。這也是元素周期律的實質。

5.對角線規則：在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的性質有些相像，其相像性甚至超過了同主族元

素，被稱為“對角線規則

LiBeB

-—

MgAlSi

實例：①鋰與鎂的相像性超過了它和鈉的相像性，如：LiOH為中強堿而不是強堿，Li2c。3難溶于水等等。

②Be、Al的單質、氧化物、氫氧化物均表現出明顯的“兩性“；Be和Al單質在常溫下均能被濃H2sO4

鈍化；AlCb和BeCL均為共價化合物等。

③晶體硼與晶體硅一樣，屬于堅硬難熔的原子晶體。

6.周期律的發覺和周期表的編排，為后人從事科學探討和工農業生產起著重要的指導

(1)在非金屬區找尋制造農藥的元素，如Cl、P、S、N、As等。

(2)在B、Si、As、Te、At階梯線兩旁找尋半導體材料，如Si、Ge、Se等。

(3)在過渡元素區找尋化學反應的催化劑(如Fe、Ni、Cu、Mn、Pt等)及耐高溫材料(如W)。

(4)在周期律指導下，自然界中存在的92種元素快速地被發覺、“歸位人造元素及同位素一種接一種

被制造出來，不完全周期不久可排滿。截至目前為止，在自然界找到了約300種同住素，人工合成了

約1200多種元素及同位素。超重元素(110號以上的元素，有的從92號鈾算起)的探討更有迷人的

前景，主要是開發新能源。有人想利用超重元素制造袖珍核武器——暗藏在手提包里的小型核彈。此

外在治療癌癥方面，療效好，無副作用。

(5)周期系在指導原子核的探討方面有深刻的影響。門捷列夫曾指出，周期系中具有“最大”相對原子質量

的禮和鈾的重要性。放射性的發覺證明白這一預見。這一發覺是原子核探討的序幕。放射性的位移定

律也是以周期系為依據。總之，原子核的種種人工蛻變，都是按元素在周期表中的位置來實現的。

有關化學鍵的重要學問點

化學鍵：指在分子內相鄰的原子間存在著的猛烈的相互作用,常包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。

化學鍵的強弱通常用鍵能來表示。

鍵能：拆開Imol志向氣體分子AB為中性氣態原子A和B時，須要汲取的能量。

通常鍵能越大，表明改化學鍵愈堅固，由該鍵組成的分子也就愈穩定。

如HC1的鍵能E(H-Cl)=431KJ.moH,HI的鍵能E(H-I)=299KJ.mol",HC1比HI穩定，受

熱時就較易分解。

化學鍵是與能量聯系在一起的。化學鍵的斷裂和形成正是化學反應中能量變更的主要原

因。C(石墨，s)=C(金剛石，s)△H>0,所以石墨比金剛石穩定

物質的穩定性與能量凹凸的關系：物質具有的能量越低則越穩定，反之，物質具有的能

量越高則越不穩定。由此可推知：一個化學反應若是放熱反應，則說明生成物的總能量

比反應物的總能量低，生成物比反應物穩定；一個化學反應若是吸熱反應，則說明反應

物的總能量比生成物的總能量低，反應物比生成物穩定。

離子鍵

化學鍵1升叢ml極性健11極性分子

1共價理I非極性鍵｝非極性分子

化學鍵

離子鍵共價鍵金屬鍵

類型

金屬陽離子與自由電子間通

陰陽離子間通過靜電引原子間通過共用電子

概念過相互作用而形成的化學鍵

方作用所形成的化學鍵對所彩成的化學鍵

成鍵微粒陰陽離子原子金屬陽離子和自由電子

成鍵性質靜電作用共用電子對電性作用

活潑金屬與活潑的非金非金屬與非金屬元素金屬內部

形成條件

屬元素

實例NaCKMgOHC1、H2SO4Fe、Mg

1.離子鍵：大多數鹽、堿、低價金屬氯化物都屬于離子化合物。

靜電作用包含陰陽離子間吸引和核間、電子間的斥力

離子鍵的形成只是陰陽離子之間的靜電作用，并不肯定發生電子的得失(如Na+與OH-結合)

2.離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。

(1)活潑金屬與活潑非金屬形成的化合物。如NaCl、Na2O>K2s等

(2)強堿:如NaOH、KOH、Ba(OH)2,Ca(OH)2等

(3)大多數鹽：如Na2co3、BaSO4(4)接鹽：如NH4cl

小結：一般含金屬元素的物質(化合物)+鎂鹽。(一般規律)

【留意】：①酸不是離子化合物。強堿及大多數的鹽中都含有離子鍵。②含有金屬元素的化合物不肯定是

離子化合物，如AICb.。不含金屬元素的化合物不肯定不是離子化合物，如NHKL③離子化合物溶于水或

熔化后均電離成自由移動的陰陽離子，離子鍵被破壞。

離子鍵只存在離子化合物中，離子化合物中肯定含有離子鍵。

3.共價鍵：原子間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵。

成健緣由：通過共用電子對，原子最外層電子數目一般能達到飽和，由不穩定變穩定；兩原子核都吸引共用

電子對，使之處于平衡狀態；原子通過共用電子對形成共價健后，體系總能量降低。

4.共價化合物：以共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。

（1）極性共價鍵與非極性共價鍵的比較

共價鍵極性共價鍵非極性共價鍵

不同元素的原子形成的共價鍵.同種元素的原子形成共價鍵，共用電子

定義共用電子對（電子云重疊）發生

偏移的共價鍵對（電子云重疊）不發生偏移

成鍵原子電性顯電性電中性

原子吸引電子實力不相同相同

共用電子對偏向吸引電子實力強的原子不偏向任何一方

影響性質極性分子或非極性分子非極性分子

實例H—C1H—H、Cl—C1

形成條件由同種非金屬元素組成由不同種非金屬元素組成

（2）分子極性的推斷：

單質分子：全為非極性分子，如X?、。2、H?、P4等，但。3除外；

AB型分子：全為極性分子，如HX、CO等；

ABn型分子：若A的化合價等于價電子數目，則分子的空間結構對稱，其分子為非極性分子；

若A的化合價不等于其價電子數目，則分子的空間結構不對稱，其分子為極性分子，詳細

分析如下表：

化學式BFC0PC1HONH

325SO3(g)23so2

中心原子化合價+3+4+5+6-2-3+4

中心原子價電子數3456656

分子極性非極性非極性非極性非極性極性極性極性

依據共價分子中電荷分布是否對稱，正負電荷重心是否重合，整個分子電性是否出現“兩極”，把分子分為

極性分子和非極性分子。分子內各原子及共價鍵的空間排布對稱，分子內正、負電荷中心重合的分子為非

極性分子；分子內各原子及共價鍵的空間排布不對稱，分子內正、負電荷中心不重合的分子為極性分子。常見分

子中，屬非極性分子的不多,詳細有：

①非金屬單質分子。如：稀有氣體、H2、CL、N2等。

②結構對稱的直線型分子。如：C02

③