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=== 化学 ===
## 化学元素
化學元素（chemical element）常简称元素（element），是具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
化学元素为一百多种基本的金属和非金属纯物质，也是構成物質的基本單位，不能直接用化學方法分解。同一種化學元素是由質子數相同的原子組成，無法通過化学反應途徑分解為更小單位。所有化學物質都是由元素組成，即任何物質都包含元素。一些常見元素的例子有氫、碳、氮、氧、矽、鐵、鋁、硫、鈣還有鈉等。
1923年，国际原子量委员会作出决定：化学元素是根据原子核电荷的多少对原子进行分类的一种方法，並將核电荷数相同的一类原子称为一种元素。元素的核電荷數與其核中的質子數是相對應的，例如氫原子的原子核皆帶有一個正電荷，即氫原子核中都有一個質子。每種元素都有其對應的質子數，稱作原子序。
截至2023年，總共有118種元素被發現，其中有94種在地球上天然存在，分別是1號的氫至94號的鈽，而原子序為95以上者則是人造元素。118種元素中，原子序數大於82的元素（鉛之後的元素）和第43和第61號元素（锝和鉕）皆為不穩定的放射性元素，會進行放射性衰變，轉變成其他元素。不過，即使這些放射性元素會衰變成其他元素，有些仍在自然界中有穩定的存量，例如鉍、釷和鈾具有長壽的原始放射性同位素，發生衰變的速率非常緩慢。此外，其餘原子序數小於95的放射性元素雖然壽命較短，但在自然界中亦有痕量的存在，為釷或鈾的衰變產物。而原子序數為95以上的放射性元素都不存在於現今的自然界中，只能以人工合成的方式生產。
目前最新發現之元素為2010年合成出的鿬（Tennessine，簡寫Ts），并经IUPAC正式承認，至此元素週期表第一週期至第七週期的所有元素都已被發現。科學家們至今仍力圖藉由人工核反應合成出原子序更大的新元素。
概覽
原子序数
原子序数是一个原子核内质子的数量，也決定元素的性質。拥有同一原子序数的原子属于同一化学元素。原子序数的符号是Z。例如所有的碳原子的原子核都有六個質子，因此碳的原子序数是6。碳原子可能會有不同個數的中子，這些就是碳的同位素。
原子核中質子的個數決定了原子核的電荷，因此也決定了原子在電中性時的電子個數。電子會填入其原子軌域中，決定原子各種的化學性質。中子的個數對於原子的化學性質影響不大（氫及氘例外）。例如所有的碳原子因為有六個質子及六個電子，即使其中子可能有六個或是八個，其化學特性幾乎相同。因此在化學上，是由原子序数來識別一化學元素的特性，而不是用其質量數。
一般原子序数會写在元素符号的左下方，例如
H
1
{\displaystyle {\ce {_1H}}}
是氢，
O
8
{\displaystyle {\ce {_8O}}}
是氧。
但因为一个元素的原子序数是确定的，因此这个值很少會这样写出来。
質量數
質量數是指中性原子的原子核內，質子數量和中子數量的和，質量數的數值都是整數。如氧-16中性原子的原子核內質子數和中子數皆為8，故其質量數為16。有時會將質量數和原子序數（Z，質子數）分別標示在元素的左上角及左下角，如
O
8
16
{\displaystyle {\ce {^16_8O}}}
即為質量數為16，原子序數為8的氧原子。
同位素
同位素是指同一化學元素之下中子數不同的各個核種。同一種元素的所有原子都具有相同的質子數目，但彼此的中子數目可能不同，質子數相同但中子數不同的原子稱為同一元素的不同種同位素，這些同位素在元素週期表中佔有同一個位置，因此得名。例如氕、氘和氚皆屬於氫元素的同位素，它們的原子核中都有1個質子，但中子數分別為0、1及2，所以它們互為同位素。其中，氘幾乎比氕重一倍，而氚則幾乎比氕重二倍。
同種元素的同位素具有幾乎
## 原子
原子（英語：atom）是构成化學元素的普通物质的最小单位；原子也是化学变化中最小的粒子及元素化学性质的最小單位。
一粒正原子包含有一粒緻密的原子核及若干圍繞在原子核周圍帶負電的电子。而反原子的原子核帶負電，周圍的反電子帶「正電」。正原子的原子核由帶正電的質子和電中性的中子組成。反原子的原子核中的反質子帶負電，從而使反原子的原子核帶負電。當質子數與電子數相同時，這原子就是電中性，称为中性原子（英語：neutral atom）；否則，就是帶有正電荷或者負電荷的离子。根據質子和中子數量的不同，原子的類型也不同：質子數決定了該原子屬於哪種元素，而中子數則確定了該原子是此元素的哪種同位素。
原子的英语 atom 是從古希臘語：ἄτομος（atomos，“不可切分的”）轉化而來。很早以前，希腊和印度的哲學家就提出了原子的不可切分的概念。 17和18世紀時，化学家發現了物理學的根據：對於某些物質，不能通過化學手段將其繼續的分解。 19世紀晚期和20世紀早期，物理学家發現了亞原子粒子以及原子的內部結構，由此證明原子並不是不能進一步切分。 量子力学原理能夠為原子提供很好的科學模型。
與日常體驗相比，原子是極小的物體，其質量也很微小，以至於只能以特殊儀器才能觀測到單粒原子，如扫描隧道显微镜。原子的99.9%的重量集中在原子核，其中的质子和中子有著相近的質量。幾乎每種元素至少有一種不穩定的同位素，可以放射性衰變。這直接導致核轉化，即原子核中的中子數或質子數發生變化。原子佔據一組穩定的能级，或稱為軌域。當它們吸收和放出電子的時候，電子也可以在不同能級之間跳躍，此時吸收或放出電子的能量與能級之間的能量差相等。此外，電子決定元素的化學特性。
历史
大约在两千五百年前，希腊哲学家对物质的组成问题争论不休。原子派认为物质在无数次分割之后，最终会小到无法分割。原子（atom）一词源自希腊语，意思是“不可分割”。在1803年到1807年之间，英国化学家道尔顿发展了这些观点并将它用在它的原子学说中。他相信原子既不能创造也不能消灭。任一元素所含的原子都一样。
关于物质是由离散单元组成且能任意分割的概念流传了几千年，但这些想法只是基于抽象的、哲学的推理，而非实验和实证观察。随着时间的推移以及文化及学派的转变，哲学上原子的性质也有着很大的改变而这种改变往往还带有一些精神因素。尽管如此，对于原子的基本概念在数千年后仍然有化学家采用，因为它能够很简洁阐述一些化学界的新发现。
原子論
原子论（英語：atomism，来自古希腊语 ἄτομον，atomos，含义为“不可分割”）是在一些古代传统中发展出的一种自然哲学。原子论者将自然世界理论化为由两基本部分所构成：不可分割的原子和空无的虚空（void）。原子论的创始人是古希腊人留基伯，他是德谟克利特的老师。古代学者在论及原子论时,通常是把他们俩人的学说混在一起的。留基伯的学说由他的学生德谟克利特发展和完善，因此公认德谟克利特为原子论的主要代表。
原子论的主要内容是：宇宙的本原是原子和虚空，原子不可构造且永恒不变。原子有两种属性：大小和形状。它们在数量上是无限的。原子按一定的形状、次序和位置，在空无（empty）中通过移动和碰撞，结合和分离，与一粒或以上其他原子相钩结而形成聚簇（cluster）。不同形状、排列和位置的聚簇构成世界上各种宏观物质（substance）。德谟克利特认为，运用上述原子论的思想，就可以解释世间万物为什么会有重量、形状、尺寸等客观特性；不仅如此，他还认为，另一些特性，比如气味，只有当物体的原子和人鼻互相作用时才显示出来。
对原子概念的记述可以上溯到古印度和古希腊。有人将印度的耆那教的原子论认定为开创者大雄在公元前6世纪提出，并将与其同时代的彼浮陀伽旃延和顺世派先驱阿夷陀翅舍钦婆罗的元素思想也称为原子论。正理派和胜论派后来发展出了原子如何组合成更复杂物体的理论。在西方，对原子的记述出现在公元前5世纪留基伯和德谟克利特的著作中。对于印度文化影响希腊还是反之，亦或二者独立演化是有争议。
科學理論
直到化学作为一门科学开始发展的时候，对原子才有更进一步的理解。1661年，自然哲学家罗伯特·波义耳出版了《怀疑的化学家》一书，书中他声称物质是由不同的“微粒”或原子自由组合构成的，而并不是由诸如气、土、火、水等基本元素构成。1789年，既是法国贵族，又是科学研究者的拉瓦锡定义了元素一词，从此，元素就用来表示化学变化中的最小的单位。
1803年道尔顿创立科学原子论，并在1803年12月与1804年1月在英国皇家学会作关于原子论的演讲，其中全面阐释了他的原子论思想。其要点为：1.化学元素均由不可再分的微粒组成。这种微粒称为原子。原子在一切化学变化中均保持其不可再分性。2.同一元素的所有原子，在质量和性质上都相
## 分子
分子（英語：molecule）是指能以獨立粒子形式存在，並能表現該物質在分子層級化學性質的最小電中性粒子。分子通常由兩個或以上的原子，透過共價鍵以共用電子的方式結合而成。
在理論研究與部分文獻中，亦有學者在特定模型下，將由單一原子構成、且能以獨立粒子形式存在的惰性氣體原子（如 He、Ne、Ar）視為分子，並稱之為「單原子分子」。此一用法主要出現於統計物理或氣體理論等特定語境中，在基礎化學教學與主流化學文獻中則較少採用 。分子化合物（molecular compound）是相對於離子化合物的用語，特指由兩種或以上不同元素的原子以共價鍵結合，並以分子作為基本結構單元所組成的化合物
分子的組成與分類
分子可以由相同的化學元素構成，例如氧氣分子 O₂；也可以由不同的化學元素構成，例如水分子 H₂O。若原子之間主要是透過非共價型的化學鍵（如離子鍵）所結合，則一般不將其視為單一分子，而是以離子晶體或離子集合體來描述。
依分子中所含原子數量，可將分子分為雙原子分子、三原子分子及多原子分子。在氣體狀態下，氫（
H
2
{\displaystyle {\ce {H2}}}
）、氮（
N
2
{\displaystyle {\ce {N2}}}
）、氧（
O
2
{\displaystyle {\ce {O2}}}
）、氟（
F
2
{\displaystyle {\ce {F2}}}
）與氯（
Cl
2
{\displaystyle {\ce {Cl2}}}
）等元素，皆以雙原子分子的形式存在。某些非金屬元素在固態時亦以多原子分子存在，例如白磷由 （
P
4
{\displaystyle {\ce {P4}}}
） 分子構成，而固態硫則主要以（
S
8
{\displaystyle {\ce {S8}}}
） 分子存在。
依此分類，氧氣（O₂）屬於雙原子分子，臭氧（O₃）屬於三原子分子；至於惰性氣體元素（如氦、氖、氬），在自然狀態下以單一原子形式
## 离子
离子（英語：ion）是指原子或分子失去或得到电子而形成的带电荷的粒子。得失电子的过程称为电离，电离过程的能量变化可以用电离能来衡量。
在化学反应中，通常是金属元素原子失去最外层电子，非金属原子得到电子，从而使参加反应的原子或原子团带上电荷。带正电荷的原子叫做阳离子，带负电荷的原子叫做阴离子。阴、阳离子由静电作用结合形成不带电的化合物叫离子化合物。
与分子、原子一样，离子也是构成物质的基本粒子，如氯化钠就是由氯离子和钠离子构成。
词源与宏观现象
离子（ion）一词源自希腊语中性现在分词 ἰέναι（ienai），意思是“走”（to go）。 阳离子是向下移动的物质（希腊语：κάτω，kato，意思是“向下”），阴离子是向上移动的物质（希腊语：ἄνω，ano，意思是“向上”）。 它们之所以如此命名，是因为离子向相反电荷的电极移动。 这个术语是由英国物理学家和化学家迈克尔·法拉第于 1834 年引入的（根据英国博学家 William Whewell 的建议），用于描述当时未知的物质，通过水介质从一个电极到达另一个电极。法拉第不知道这些物质的性质，但他知道，由于金属在一个电极溶解并进入溶液，而新金属从另一个电极的溶液中产生； 某种物质以电流的形式穿过溶液。 这将物质从一个地方传送到另一个地方。 在与法拉第的通信中，休厄尔还创造了阳极和阴极这两个词，以及阴离子和阳离子作为被吸引到各自电极的离子。
阿伦尼乌斯（Svante Arrhenius） 在他 1884 年的论文中提出了对固体结晶盐在溶解时解离成成对带电粒子这一事实的解释，他因此获得了 1903 年诺贝尔化学奖。 阿伦尼乌斯的解释是，在形成溶液时，盐会分解成法拉第离子，他提出即使在没有电流的情况下也会形成离子。
陰離子（－）
陰离子（英文：anion或negative ion）是指中性的原子或分子获得电子而产生带负电荷的微观带电粒子，正式不會稱「負離子」。
生成
陰離子生成可以不同图景来研究。一种是从外层电子对原子核电场的屏蔽（即，达成满壳层稳定结构）的角度出发，另一种是从中性粒子在电子所产生的电场中的极化效应出发。前一种对理解原子离子生成很有帮助，而后一种对分子离子的研究来讲，则十分便利。
以中性分子为例，将电子移近分子时，分子在电子所产生的电场的作用下发生极化，产生的电偶极矩和电子所携带的电荷相互吸引。这电磁相互作用势能和电子和分子中心的距离的四次方成反比。是非常短程的相互作用。
电子亲合能
原子／分子吸附电子形成阴离子时，其能量会有变。形成稳定阴离子是放热反应，这部分释放的能量就称为电子亲和能。电子亲和能越大，原子/分子的得電子就越容易。在元素周期表上，VII族原子的电子亲合能最大，而惰性气体的电子亲合能最小。
非金屬性最強的元素是氟，但電子親合力最大者為氯。
原子之阴离子的结构非常简单，通常只有一个稳定的束缚态，所以它的电子亲和能可以通过测量阴离子的光致去吸附效应（Photodetachment）的阈值频率得到。但分子离子，由于振动能级和转动能级的存在，光致去吸附的阈值并不和电子亲合能直接相关。需要特别设计的实验才能测定。
陽離子（＋）
陽離子（英文：cation或positive ion）是指中性的原子或者分子失去电子，而产生的带正电荷的微观带电粒子，正式不會稱「正離子」。
失（放）電子的能力
原子半徑愈大，原子的失電子能力較强，金属性也較强；相反，原子半徑愈小，原子的失電子能力愈弱，金屬性也較弱。
原子半徑相同，最外層电子數目愈少，失電子能力較强；相反，最外層电子數目愈多，失電子能力較弱。
阳离子价态对于主族元素，阳离子价态不会大于价电子数。
常見離子
相关条目
酸根离子
金属离子
参考文献
参考资料
## 化合物
化合物（chemical compound）是由兩種或兩種以上的元素以固定的質量比通过化學鍵结合在一起的化學物質。化合物可以由化學反應分解為更簡單的化學物質。像甲烷（
CH
4
{\displaystyle {\ce {CH4}}}
）、葡萄糖（
C
6
H
12
O
6
{\displaystyle {\ce {C6H12O6}}}
）、硫酸鉛（
PbSO
4
{\displaystyle {\ce {PbSO4}}}
）及二氧化碳（
CO
2
{\displaystyle {\ce {CO2}}}
）都是化合物。
化合物是純物質分类下的一类，与元素和混合物相对。尽管有些情况下化合物的实际情况会与上述定义背离，如组成元素随制备方法而改变，内部结构并不均一，不同核素的分布并不固定等等，但一般仍认为它们属于化合物的范畴。另外，化合物中各元素的摩尔比并不一定是整数，某一元素也可呈不同的价态，例如非整比化合物和混合价态化合物。
化學元素的單質即使由幾個原子形成雙原子分子或多原子分子（如
H
2
{\displaystyle {\ce {H2}}}
,
S
8
{\displaystyle {\ce {S8}}}
），也不是化合物。
除特别不活泼的稀有气体氖外，其他所有稳定元素都已制成了化合物。稀有气体化合物的制备曾费了一些周折。第一個稀有气体化合物六氟合铂酸氙是在1962年才製備而得。
化合物的基本特性
化合物有以下的基本特性：
化合物中的元素有一定的比例關係（定比定律）：像水中的氫和氧的原子數比恆為2:1。
化合物有一定的性質：化合物的性質可能和組成的元素不同，像由可助燃的氧和可燃燒的氫組成的水，既不會燃燒也不會助燃。
有機化合物與無機化合物
化合物主要分為有機化合物和無機化合物：
有機化合物大多数
## 混合物
在化学中，混合物（mixture）是由两种至多種不同的纯净物（单质或化合物）沒有經化學合成而混合成的体系，例如溶液、胶体、浊液等。混合物无法用化学式表达。混合物是将元素和化合物等化学物质机械掺和或混合的产物，没有化学键合或其他化学变化，使每种成分物质保留其自身的化学性质和组成。尽管其成分没有发生化学变化，但某些混合物的物理性质（例如熔点）可能会发生改变。一些混合物可以通过使用物理手段分离。
特性
混合物因為是由多種純物質經由物理方式所合成，因此其性質雖不固定，但會保有原純物質的特性。不過，某些混合物經過加熱後可形成化合物，其原本特性也會消失，例如硫(S)和鐵(Fe)混合物加熱，會生成硫化亞鐵，原本可被磁鐵吸引的鐵形成化合物後不會被吸引。
混合物的分离会用到不同的方法，但所有的混合物都可以进行分离，常用的包括过滤、蒸馏、分馏、加热、萃取、重结晶等。
均相(勻)及非均相(勻)混合物
混合物可以分成均相及非均相兩種。均相混合物是指其組成物質均勻分佈，沒有明顯界面，例如盐水。而非均相混合物的混合後呈現不同狀態，有明顯界面，例如砂和水的混合物或是油和水的混合液，其中的成分可以很容易地辨別出來。。
一些固体物质，例如盐和糖溶解在水中形成一种特殊类型的均匀混合物，称为溶液，其中存在溶质（溶解的物质）和溶剂（溶解介质），空气也是溶液的一个例子。
均匀混合物的特征是其组成物质均匀分散； 这些物质在混合物中各处都以相同的比例存在。 换句话说，无论从混合物的哪个位置取样，均质混合物都是相同的 （就比如说一杯盐水所有位置都是一样咸的）。
例子
下面的表格列出了三种混合物的例子
健康影响
空气污染研究表明，接触混合物后对生物健康的影响比接触单个成分的影响更严重。
參考資料
## 氧气
氧气（英語：oxygen gas）通常指双氧（dioxygen，分子式：O2），是由两个氧原子通过共价键组成的双原子分子，也是氧元素在自然界中最常见的单质形态。氧气在常温标准状况下是气态，在现今的地球大气层中按气体分压计算大约占空气成分的21%，密度为1.429g/L，比空气略大；游离态在水中的溶解度较低。氧气是活性较高的氧化剂，自身不可燃但可助燃其它化学反应，是生物圈内所有真核细胞生物进行呼吸作用产生生物能必需的一种化学物质。
科學史
氧气最先是由卡尔·威廉·舍勒所发现的，约瑟夫·普利斯特里也于之后成功发现，但由于约瑟夫首先发表论文，所以很多人仍然认为氧气是约瑟夫首先发现的。氧气的英文名是“Dioxygen”，由拉瓦锡定名于1777年，他利用氧气所进行的试验在燃烧和腐蚀的方面打败了当时流行的燃素说。
普利斯特里的實驗
約瑟夫·普利斯特里將一隻燃燒的蠟燭放入密閉的玻璃罩中，蠟燭燃燒一段時間即熄滅；如果將一隻老鼠與燃燒的蠟燭一同放在密閉的玻璃罩中，老鼠在蠟燭燃盡後不久即死亡；如果以植物取代老鼠並以陽光照射，植物不僅不會在蠟燭燃盡後死亡，在蠟燭燃盡一段時間後再放入另一支點燃的蠟燭，該蠟燭甚至可以燃燒的更劇烈。
由於普利斯特里為燃素說的支持者，他推論植物可產生能助燃、維持生物生存的氣體，即氧氣，而燃燒則會使氧氣與燃素結合而被「污染」，因此在著作中將氧氣稱為「脫去燃素的氣體」，氧氣燃燒後產生的二氧化碳則被稱為「固定氣體」。
拉瓦節的研究
中文命名
“氧氣”这一中文名稱是十九世紀清朝科學家徐壽命名的。他認為人的生存離不開氧氣，所以就命名為「養氣」即「養氣之質」，後來就用「氧」代替了「養」字，便叫「氧氣」。
氧氣旧称“酸素”，来自日语，英语“oxygen”（希臘語：Οξυγόνο）也是来自希腊词根“Οξυ”（oxy），表示“酸”，因为曾认为所有的酸都含有這種氣體。現在日文裡氧氣的名稱仍然是「酸素／さんそ，Sanso」。而台灣閩南人受到台灣日治時期的語言影響，亦以「酸素」一詞的日語發音來稱呼氧氣。
分布
地球空气中大约含有体积为20.947%的以单质形式存在的氧气。拉瓦锡曾利用汞与曲颈甑测出空气中氧气的含量。实验室里也可以通过红磷或白磷大致测出空气中的氧气含量。
在八大行星中，地球是含氧气最多的，其他的类地行星（例如金星、火星）几乎没有氧气。而很久以前地球上的原始大气也没有氧气。
在森林、湿地等植被丰富的地区，氧气含量相对更加丰富。一般，在一天之内，早晨是含氧气中最少的时候。
大气层氧气的历史
大气层氧气的出现源于两种作用，一个是由日光中的紫外线照射水分子引发、无需生物参与的光分解作用，一个是需要藍綠菌、藻类和植物等叶绿素生物参与的光合作用。后者在地球史上对大气层的影响巨大，在新太古代末期造成了大气层和海洋由偏还原性向偏氧化性的转变，从而在古元古代因为氧化耗光了大气甲烷而改变温室效应引发极端气候变化造成了历时三亿年的极寒时期。新出现的大量游离氧气也摧残了当时主要由厌氧的古菌菌毯组成的早期生物圈，使得好氧细菌和厌氧菌共生的混生菌毯成为主流，从而促进了古菌和好氧菌发生内共生并演化出了可以充分利用有氧呼吸进行代谢的真核生物。同时紫外线对游离氧气的光解，加上大气层中放电造成的随机电解作用，使得一小部分氧气被转变成了三原子的同素异构体——臭氧，并在平流层形成了一个保护性的臭氧层，可以阻隔有害的短波紫外线对地表的照射。
随着中元古代早期真核生物再次和蓝绿菌发生内共生演化出了原始质体生物，藻类（特别是绿藻和红藻）逐渐取代蓝绿菌成为地球上主要的氧气生产者。然而随着一类淡水绿藻（轮藻）中的一支在古生代的奥陶纪成功在陆地上定殖，有胚植物出现并从此彻底改变了地球的陆地外貌。在那个尚且没有陆生动物的时代，以蕨类为主的维管植物在志留纪中期出现并大范围扩散，并在泥盆纪早期形成了以热带湿地为基础、不断扩散的煤炭森林，大气层含氧量也一度飙升，在石炭纪甚至达到了空气成分的35%。氧气含量的增加使得依赖于渗透方式输氧的陆生节肢动物在形态上出现巨型化（比如节胸蜈蚣和巨脈蜻蜓），直到石炭纪晚期雨林崩溃和之后二叠纪盘古超大陆的形成，加上西伯利亚暗色岩超级火山喷发进一步加剧了内陆气候的干燥化，使得之前在古生代晚期繁盛的森林和树沼退缩形成沙漠，所引发的二叠纪末大灭绝也重创了生物圈，使得氧气浓度从二叠纪晚期的超过30%跌到了三叠纪早中期的不足15%。三叠纪早期的燥热气候使得更抗旱的被子植物逐渐取代了蕨类植物成为主流，直到晚三叠世的卡尼期洪积事件后植被恢复，氧气浓度在侏罗纪和白垩纪也回升到与现今相近甚至略高的水平。
结构
氧气由氧分子（O2）构成。每一个氧气分子由2个氧原子构成。
氧氣是双原子分子，兩個氧原子形成共价键，一個2p轨道形成σ键，另两個2p轨道形
## 铁
鐵（英語：Iron），是一種化學元素，化學符號为Fe（源于拉丁語：Ferrum），原子序數为26，原子量為55.845 u，属于第一列過渡元素，位在週期表的第8族。依質量計，是在地球上佔比最多的元素，為地球外核和內核的主要成分，也是地殼中含量第四多的元素。
地殼中的純鐵十分稀少，基本上只存在於隕石中。鐵礦的蘊藏量相當豐富，但要提煉出可用的鐵金屬，需要可以達到1500 °C以上的窯或爐，比冶煉銅的溫度還要高500 °C。僅在公元前2000年左右，人類開始在歐亞大陸導入這一製程，大約在公元前1200年，鐵在某些地區開始取代銅合金，作為工具或武器，這個事件被認為是從青銅時代過渡為鐵器時代，歷史上的一些帝國由此技術的突破而誕生。由於其機械性能和低成本，鐵合金（如鋼、不銹鋼和合金鋼）到目前為止仍是最常見的工業金屬。
平滑的純鐵表面為如鏡面般的銀灰色，但生鐵容易與氧和水反應，產生棕色或黑色的水合氧化铁，俗稱鐵鏽。不同於其它金屬的氧化物可以鈍化金属，鐵鏽的體積大於原本的铁，容易剝落，露出新的表面并繼續被鏽蝕。虽然生铁容易反应，但电解产生的高纯铁有较好的抗腐蚀性。
一個成年人的身體含有約4公克（0.005％的體重）的鐵，主要分布在血基質和肌紅素，這兩種蛋白質在脊椎動物代謝中扮演極為重要的角色，前者負責在血液中運送氧氣，而後者則承擔起在肌肉中儲藏氧氣的責任。為了維持人體中鐵的恆定及代謝，需要從飲食中攝取足量的鐵。鐵也是許多氧化還原酶的活性位置上的金屬，涉及細胞呼吸作用及植物和動物的氧化還原反應。
在化學上，鐵最常見的氧化態為二價鐵離子和三價鐵離子。鐵具有其他過渡金屬的特性，包括了其他第8族元素、釕和鋨。鐵可形成各種氧化態的化合物（-2到+7）；鐵也可形成多種錯合物，例如：二茂鐵、草酸鐵離子及普魯士藍，大量的應用在工業、醫學及研究領域。
物理性质
纯鐵是有光澤、较软、有延展性的銀白色金屬，密度7.873 g/cm3，熔點為1535℃，沸點为3070℃。它有很強的鐵磁性，並有良好的可塑性和導熱性。日常生活中的铁通常含有碳因而暴露在氧气中容易在遇到水的情况下发生电化学腐蚀，而纯度较高的铁则不易腐蚀。
同素异形体
铁有四种已知的同素异形体，它们的名称通常表示为α、γ、δ和 ε。
前三种铁的同素异形体可以在常压下存在。当液态的铁冷却到1538 °C以下时，它会结晶成体心立方晶系的δ-铁。继续冷却到1394 °C时，它会变成面心立方晶系的γ-铁（奥氏体）。到了912 °C以下，铁又会变成体心立方晶系的α-铁。
因为与地球和其它行星核心的理论相关，铁在非常高的压力和温度下的物理特性得到了广泛研究。在约10 GPa和低温下，α-铁会转变成六方最密堆积结构的ε-铁。高温下的γ-铁也会转变成ε-铁，不过需要更高的压力。
有争议的实验证据称在50 GPa以上的压力和至少1500 K的温度下存在稳定的β相。它应该具有正交晶系或双六方最密堆积结构。（令人困惑的是，“β-铁”有时也用来指居里点以上，从铁磁性变为顺磁性的α-铁，但其晶体结构其实没有改变。）
科学家通常假定地球内核由ε相（或β相）的铁镍合金组成。
熔点和沸点
铁的熔点、沸点和原子化焓都低于早期的3d元素——钪到铬，显示3d电子对金属键的贡献随着原子核越来越大而被吸引而减少。然而，锰的这些数据都低于铁，因为它具有半充满的3d亚电子层，因此d电子不容易离域。这个现象也出现在钌中，但没有出现在锇中。
铁在低于50GPa的压力下的熔点已通过实验测量。对于更大的压力，截至2007年公布的数据仍然存在巨大的差异。
磁性
在居里点770 °C（1,420 °F；1,040 K）以下，α-铁会从顺磁性转变成铁磁性。铁原子有两个不成对电子，它们的自旋通常会和周围电子的自旋一样，产生磁场。这两个电子的轨道dz2和dx2 − y2不指向晶格中的其它原子，因此不参与金属键。
在没有外部磁场的情况下，铁原子会自发形成大小约10微米的磁畴。磁畴中的原子的磁矩方向保持一致，但每个磁畴的磁矩方向都不一样，抵消了其它磁畴的磁场，所以大块铁的磁场几乎为零。
外部磁场会使所有磁畴的磁矩指往一个方向，从而增强外部磁场。这可以用来改变物体的磁场，并在变压器、磁储存和电动机中得到应用。杂质和晶格缺陷可以使磁畴固定在那个方向，从而使铁制品移除外部磁场后仍有磁性，变成永久磁铁。
同位素
铁有四种稳定同位素，分别是54Fe（丰度5.845%）、56Fe（91.754%）、57Fe（2.119%）和58Fe（0.282%）。铁除了这些稳定同位素以外还有24种人造同位素。稳定同位素中只有57Fe有自旋（−1⁄2）。54Fe理论上可以双电子捕获成54Cr，但该过程仍未被观察到，半衰期下限4.4×1020年。
60Fe是有长半衰期（260
## 铜
銅（英語：Copper），是最早發現的化學元素，化學符號为Cu（源于拉丁語：Cuprum），原子序數为29，原子量為63.546 u。純銅是柔軟的金屬，表面剛切開時為紅橙色帶金屬光澤、延展性好、導熱性和導電性高，因此在電纜、電氣和電子元件是最常用的材料，也可用作建築材料，以及組成眾多種合金，例如用於珠寶的紋銀，用於製作船用五金和硬幣的白銅以及用於應變片和熱電偶的康銅。銅合金機械性能優異，電阻率很低，其中最重要的是青銅和黃銅。此外，銅也是耐用的金屬，可以多次回收而無損其機械性能。
銅是在自然界中可以直接使用的金屬的其中一種（天然金屬），這使得其在西元前8000年時被多個不同地區的人們使用，在數千年之後，銅在西元前5000年成為首個從硫化礦石中冶煉出的金屬；在西元前4000年成為第一個在模具中塑形的金屬，更在西元前3500年與另一種金屬錫鍛造成了人類史的第一個合金——青銅。
銅在自然界中經常形成二價的銅鹽類，它們使藍銅礦、孔雀石和綠松石等礦物具有藍色或綠色，並且在歷史上也廣泛用作顏料。氧化成銅綠的銅經常被用在建築物的屋頂上。而有時銅也被用在裝飾藝術上，而且不管是元素型態或形成化合物的銅都會被利用。另外，銅化合物用作抑菌劑、殺真菌劑和木材防腐劑。
銅是所有生物所必需的微量膳食礦物質，因為那是呼吸酶複合體-細胞色素c氧化酶（cytochrome c oxidase）的重要組成成分。在軟體動物和甲殼類動物中，銅是組成血液色素血藍蛋白（blood pigment hemocyanin）的成分，而在魚類或其他脊椎動物中，則被鐵血紅蛋白複合體給取代。另外，在人體中，銅主要分布在肝臟、肌肉和骨骼中，而一般成人每公斤體重約含有1.4至3.2毫克的銅。
字源
在古羅馬時期，銅礦大多在賽普勒斯開採，同時也使這種金屬得到最初的名字Cyprium（也就是賽普勒斯的金屬），之後演變為拉丁語的Cuprum，而現在常用的copper則是於西元1530年前後，在英語中第一次被使用。
中國古稱為赤金。自然銅，或純銅被稱為赤銅，也稱為紅銅，或紫銅。而青銅通常被用來稱呼銅合金。
性质
物理性质
铜位于元素周期表第11族，同族的还有银和金，这些金属的共同特点有延展性高、导电性好。这些元素的原子最外层只有一个电子，位于s亚层，次外层电子d亚层全满。原子间的相互作用以s亚层电子形成的金属键为主，而全满的d亚层的影响不大。与d亚层未满的金属原子不同，铜的金属键共价成分不多，而且很弱，所以单晶铜硬度低、延展性高。 宏观上，晶格中广泛存在的缺陷（如晶界），阻碍了材料在外加压力下的流动，从而使硬度增加。因此，常见的铜是细粒多晶，硬度比单晶铜更高。
铜不但柔软，导电性（59.6×106 S/m）、导热性（401 W/(m·K)）也好，室温下在金属单质中仅次于银。这是因为室温下电子在金属中运动的阻力主要来自于电子因晶格热振动而发生的散射，而较柔软的金属散射则较弱。铜在露天环境下所允许的最大电流密度为3.1×106 A/m2（横截面），更大的电流就会使之过热。像其他金属一样，铜和其他金属并置会发生电化腐蚀。
铜是四种天然色泽不是灰色或银色的金属元素之一，另外三种是铯、金（黄色）和锇（蓝色）。纯净的铜单质呈橙红色的，接触空气以后失去光泽而变红。铜的这种特殊颜色是由于全满的3d亚层和半满的4s亚层之间的电子跃迁——这两个亚层之间的能量差正好对应于橙光。铯和金呈黄色也是这个原理。
化学性质
铜不和水反应，但和空气中的氧气缓慢反应，形成一层棕褐色的氧化铜，但和铁暴露在潮湿空气中形成铁锈不同，铜锈能保护下面的铜免受进一步腐蚀。铜质建筑物（如自由女神像）上常可见到一层铜绿（碱式碳酸铜）铜接触硫后因生成各种硫化物而失去光泽。铜的氧化态有0、+1、+2、+3、+4，其中+1和+2是常见氧化态。+3氧化态的有六氟合铜(III)酸钾，+4氧化态的有六氟合铜(IV)酸铯，0氧化态的Cu(CO)2可通过气相反应再用基质隔离方法检测到。
铜容易被卤素、互卤化物、硫、硒腐蚀，硫化橡胶可以使铜变黑。铜在室温下不和四氧化二氮反应，但在硝基甲烷、乙腈、乙醚或乙酸乙酯存在时，则生成硝酸铜：
Cu + 2 N2O4 → Cu(NO3)2 + 2 NO
金属铜易溶于硝酸等氧化性酸，若无氧化剂或适宜配位试剂的存在时，则不溶于非氧化性酸，如：
铜和硝酸的反应如下：
3 Cu + 8 HNO3（稀） → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO↑ + 4 H2O
Cu + 4 HNO3（浓） → Cu(NO3)2 + 2 NO2↑ + 2 H2O
和浓硫酸的反应为：
Cu + 2 H2SO4（浓） → CuSO4 + SO2↑ + 2 H2O
和浓硫酸的反应产物还和温度有一定关系。反应过程中硫酸逐渐变稀，直到反应停
## 铝
铝（英語：aluminum（美國、加拿大）或aluminium（其他地區）），化學符號为Al，原子序數为13，原子量為26.9815384 u，属于硼族元素，相对密度是2.70。铝是较软的易延展的银白色金属，也是地壳中第三大丰度的元素（仅次于氧和硅），也是丰度最大的金属，在地球的固体表面中占约8%的质量。铝金属在化学上很活跃，因此除非在极其特殊的氧化还原环境下，一般很难找到游离态的金属铝。被发现的含铝的矿物超过270种。最主要的含铝矿石是铝土矿。
铝因其低密度以及耐腐蚀（由于钝化现象）而受到重视。其合金根據工藝的不同性質差異很大，利用铝及其合金制造的结构件不仅在航空航天工业中非常关键，在交通和结构材料领域也非常重要。最有用的铝化合物是它的氧化物和硫酸盐。
尽管铝在环境中广泛存在，但没有一种已知生命形式需要铝元素。铝是自然资源 (natural resources)，也是可再生资源 (renewable resources)。
物理性质
铝是轻金属，密度为2.70 g/cm3，僅是钢的三分之一左右。使铝制零件通过它们的轻盈易于识别。与大多数金属相比，铝的密度低是因为它的原子核要轻得多，而晶胞大小的差异并不能弥补这种差异。比铝的密度低的金属只有反应性太高，不能用作结构的碱金属和碱土金属（铍和镁除外，但铍有剧毒）。铝不像钢那样坚固和坚硬，但在航空航天工业等应用中，低密度弥补了这一点。純鋁較軟，在300℃左右失去抗張強度，熔点660.4度。經處理過的鋁合金較堅韌、易延展。有着金属光泽，光滑时表面银白而发亮，粗糙时呈暗灰色。无磁性且不易点燃。反射可见光能力强（约92%），反射中远红外线可达98%。纯铝相当软，缺乏强度。在大多数应用中，都会使用各种铝合金，因为它们具有更高的强度和硬度。纯铝的屈服为7～11MPa，而铝合金可达200～600MPa。铝是有延展性的，伸长率为50-70%，容易拉拔和挤型。它也很容易被机械加工和铸造。
铝有良好的导电导热性（都为铜的59%），而远轻于铜。铝可以在低于1.2K 的温度和磁通量大于100高斯下超导。它是顺磁性的，因此基本上不受静磁场的影响。然而，高导电性意味着它通过涡电流的感应，受到交变磁场的强烈影响。
电子层
铝原子有13个电子，电子排布为 [Ne] 3s2 3p1，比稳定的惰性气体氖多出三个电子。因此，铝的第一、第二和第三电离能的总和远低于第四电离能。这种电子排布和其它硼族元素类似。在许多化学反应中，铝可以相对容易地释放其最外层的三个电子（见下）。铝的电负性为1.61（鲍林标度）。
自由铝原子的原子半径为143 pm。当移除三个价电子时，Al3+的离子半径缩小到 39 pm（四配位）或 53.5 pm（六配位）。在标准情况下，铝原子以面心立方晶系排列，由原子最外层电子提供的金属键结合，因此铝是一种金属。许多金属都有这种晶系，例如铅和铜。铝的晶胞大小与其他金属相当。然而，其它硼族元素都不是这种晶系的。硼的电离能太高而无法金属化，铊具有六方最密堆积结构，而镓和铟具有不是最密堆积的不寻常结构。铝原子可用于形成金属键的少量电子可能是它柔软、熔点低和电阻率低的原因。
同位素
在所有铝同位素中，只有27Al是稳定的。这在原子序是奇数的元素中很常见。它是唯一一种原生铝同位素，也就是从地球形成到现在一直存在的同位素。地球上几乎所有的铝都是这种同位素，使得铝是一种单一天然同位素元素。铝的标准原子量几乎和铝-27的质量一样。这使得铝在核磁共振（NMR）中非常有用，因为铝-27有很高的 NMR灵敏度。铝的标准原子量相较于其它金属很低，这对元素的属性有影响。
剩下的铝同位素都有放射性。其中最稳定的是26Al：虽然它与稳定的27Al一起存在于形成太阳系的星际介质中，也是可以通过恒星核合成产生的，但它的半衰期只有717000年，因此自行星形成以来，铝-26就全部衰变了。然而，由于宇宙射线质子轰击大气层中的氩气引起散裂，会产生微量的26Al。26Al 和10Be的比例可用于放射性定年法，适用于105至106年的尺度（运输、沉积、沉积物储存、埋藏时间和侵蚀）。大多数陨石学家认为，26Al衰变释放的能量是一些小行星在45.5亿年前形成后熔化和分异的原因。
剩下的铝同位素的质量数介于22到43之间，半衰期都小于一小时。铝还有三个已知的同核異構物，半衰期都小于一分钟。
化学性质
铝结合了过渡金属和后过渡金属的特性。由于它几乎没有可用于金属键的电子，就像其较重的硼族元素一样，它具有后过渡金属的物理性质，原子间的距离长于预期。此外，由于 Al3+是一种小而高度带电的阳离子，它具有很强的极化性。这使得铝化合物的化学键趋向于共价键。这种性质和铍（Be2+）类似，它们存在对角线关系。
铝的原子实的电子结构是惰性气体核心，而较
## 化学
化學是在原子、分子層次上研究物質的組成、結構、性質以及變化規律的科學。化學研究的對象涉及物質之間的相互關係，或物質和能量之間的關聯。傳統的化學常常都是關於兩種或以上的物質之間的接觸和其後的變化，即化學反應，又或者是一種物質變成另一種物質的過程。這些變化有時會需要使用電磁波，當中電磁波負責激發化學作用。不過有時化學並不一定要關於物質之間的反應。光譜學研究物質與光之間的關係，而這些關係並不涉及化學反應。准确的说，化学的研究范围是包括分子、电子、离子、原子、原子团在内的核-电子体系。
「化學」一詞，若單從字面解釋就是「變化的學問」之意。化学主要研究的是化学物质互相作用的科学。化學如同更廣義的物理皆為自然科學之基礎科學。很多人稱化學為「中心科學」，因為化學為部分科學學門的核心，連接物理概念及其他科學，如材料科學、纳米技术、生物化學等。研究化學的學者稱為化學家。在化學家的概念中一切物質都是由原子或比原子更細小的物質組成，如電子、中子和質子。但化学反应都是以原子或原子团为最小结构进行的。若干原子通过某种方式结合起来可构成更复杂的结构，例如分子、離子或者晶體。
詞源
英語中的「化學」（chemistry）一字的語源有多种说法。一種是（chem,is,try)即化學是嘗試，一种说法认为是由「鍊金術」（alchemy）得名的。英語中「alchemy」一词源於古法語的「alkemie」和阿拉伯語的「al-kimia」，意為「形态变化的学问」（the art of transformation）。阿拉伯语中的「kimia」一字則源於希腊語。亦有另一种说法认为英語中的「chemistry」一字源自埃及语中的「kēme」，意思是「土」（earth）。
在中國，「化学」一词最早出现在1857年墨海书馆出版的期刊《六合叢談》。伟烈亚力提及王韬在其日记中记载了从戴德生处听闻的「化学」一词。一般認為中文中的“化学”一词是徐寿翻译英国人的书《化学鉴原》一书时发明的。
「化学」一词被介绍到日本，取代了原先日语中的译法「舍密」。
歷史
人类早期对火的认识
最早的化學要算是人類對火的研究。對於當時的人來說，火可以將一種物體變成另一種物體，所以成為了當時人最有興趣研究的現象。如果沒有火，人類不會發現到鐵和玻璃的炼制方法。
炼金术
人類發現了黃金這種貴重的金屬之後，很多人轉移研究怎樣把其他物質變成黃金。公元前300年至1500年，煉金術士皆研究如何將一些便宜的金屬轉化成黃金，因此累積了金屬的提取和處理有關的觀察和技術。有些煉金術士主要的工作是製造藥物。2000年前，人類已廣泛使用金、銀、汞、銅、鐵和青銅。
早期化学
早期化學家收集了很多不同物質的資料。在17世紀以前，化學成就並不大（燃素說、煉金術），其中較有成就者如羅伯特·波義耳。到了1750年，化學仍帶有神秘色彩，並為不正確的理論支配著。直到1773年，安托万-洛朗·德·拉瓦锡提出了質量守恆定律，並以氧化還原反應解釋燃燒現象，推翻了盛行於中世紀的燃素說，才開啟了現代化學之路；他因此被尊崇為「化學之父」。接著道尔顿整合當時的化學知識，並以自身的實驗所得提出了劃時代的原子說。此後，一些化學家相繼發現了各種化學元素，後來門得列夫建立了元素週期表令化學視界更臻完備。1901年，化學家諾貝爾以其遺產成立了諾貝爾化學獎，以表揚在科學領域及其他重要領域對人類有較大貢獻者。
现代化学
现代化學始於20世紀初期蓬勃發展的量子力學。萊納斯·鮑林引進量子力學解釋化學鍵的本質，得以用波函數的線性疊加來描述。質子、中子和電子的發現，使化學真正由原子尺度來理解化學反應。量子力學和電子學的發展，使得許多新型儀器得以開發，來探索和分析化合物的結構和成分，如光譜儀、色谱仪、核磁共振仪和質譜儀等。
當代化學
當代化學大致分為四大學門，各學門又有許多延伸的子學門和應用化學領域。
四大學門主要為：
物理化學是從物理角度分析化學原理的化學學門，可謂近代化學的原理根基。物理化學家關注於分子如何形成結構、動態變化、分子光譜的根本原理，以及平衡態等基本問題，涉及熱力學、量子力學、統計力學等重要物理領域。大體而言，物理化學為四大學門中最講求數值精確以及理論架構嚴謹的學門。
分析化學開發分析物質成分、結構与量的方法，使化學物质成分得以定性或定量，化學物质結構得以確定。从分析手段分，分析化学又可分为化学分析和仪器分析。分析化學是化學家最基礎的訓練之一。化學家在實驗技術和基礎知識上的訓練，皆得力於分析化學。當代分析化學著重儀器分析，常用的仪器分析手段有如下几种：光谱法（例如紫外分光光度法、红外光谱法、原子发射光谱法、原子吸收光谱法、X射线衍射法、拉曼光谱法等）、色谱法（例如薄层色谱法、气相色谱法、液相色谱法、电泳法等）、电化学分析（例如伏安法、电致发光法、电导分析法等）、质谱法、能谱法等。
有機化學研究碳、氫、氧、氮、硫等元素組成的化合物的化學學門。有機化學主要研究有機化合物的合成途徑和方法、機構和物理性質。由於有機化學高度的應用性和悠久的發展歷史，通常被普羅大眾視為當代化學的代名詞。有機合成和新反應途徑的開發，對於藥物，天然物，生物和材料高分子的開發，都是極為重要的一環，對於化學工業有極大的影響。
無機化學有機化合物以外元素的化學領域，研究化合物的合成途徑和方法，機構和物理性質，最常見的分子體系為金屬化合物。有機和無機化學領域常有交疊，甚至有密不可分的趨勢。有機金屬化學就是一門結合有機和無機領域的化學。
其他延展和應用的學門：
理論化學從物理的理論去解釋各種化學現象的學門。
計算化學由於分子體系的複雜性，分子的反應，動態，結構，經常是無法完全以量子力學做計算的。因此計算化學提供各種簡約的計算方法，來預測並輔助實驗結果的推斷。實用性上已有諾貝爾獎的肯定，如1998年獲諾貝爾化學獎的密度泛函方法。
生物化學是研究生物體內發生的化學反應和相互作用的學科，被應用於研究細胞中各組分（例如：蛋白質，碳水化合物，脂類，核酸以及其他生物分子）的結構和功能。生物化學被廣泛應用於蛋白質各項化學性質的研究，特別是應用於酶促反應的研究。
熱化學是以热力学的观点来研究化学，以焓、熵等状态函数来描述和预言化学物质稳定性和化学反应发生的结果。
電化學是研究各種因為電推動而發生的化學作用或者會在運作途中産生電力的化學作用的科學學門。生活中常見的各種電池就是電化學的研究成果。
光化學研究各種化學物質，受到各種頻率光線照射之後的化學反應變化。
藥物化學研究化學物質怎樣用於藥劑中，從而改變藥劑的功效，做出醫療的作用。它其實是幾個化學門派，包括有機化學、無機化學、生物化學、物理化學，及幾個不屬於化學的科學學門，包括：藥劑學、分子生物學和統計學的結合。
量子化學用量子力學及其他純理論手段解釋各種化學現象。
核子化學研究不同的次原子粒子怎樣走在一起，形成一個原子核，及研究一個原子核中的物質如何變化。
放射化學是化學的一個分支，旨在研究那些參與化學反應的物質屬於或帶有放射性同位素的化學反應的一門學科。例如：採用碘的放射性同位素125I標記各種蛋白質或激素，以便利用放射免疫分析技術，檢測血清標本之中相應物質的浓度。
天体化學研究外太空的化學物
## 元素周期表
元素週期表是依原子序數、核外電子排布情况和化学性质的相似性来排列化学元素的表格。一如其名，元素週期表的排列展现元素性质的週期性趋势。其中，週期表的横行被称作週期，纵列则被称作族。一般而言，在同一週期内，金属元素位于表的左端，非金属元素位于右端；同族的元素则大多具有相似化学性质。週期表中有四个族具有单独的别名，包括第1族（IA族）被称为碱金属、第2族（IIA族）被称为碱土金属、第17族（VIIA族）被称为卤素，以及第18族（VIIIA族）被称为稀有气体。
元素週期表排列的週期性趋势既可用于推演不同元素间性质的关系，也可用于预测未发现或新合成的元素的性质。週期表最早由俄罗斯化学家德米特里·门捷列夫在1869年发布，主要用于表现当时已知的元素之间的週期性规律，但他也借此基本成功预测当时尚未发现的、位于週期表空位中的元素的一部分性质。随着新元素的发现和化学性质理论模型的健全，门捷列夫的思想也在不断完善。现代的元素週期表不仅为分析化学反应提供有用的框架，也在其他化學领域乃至核物理学中得到广泛应用。
自原子序数为1的元素（氢）至原子序数为118的元素（鿫，Oganesson）均已被发现或成功合成，并填满週期表的前七个周期。不过，在自然界中天然存在的仅有前94种元素，且部分仅有痕量存在；95号及以后的元素都是在实验室或核反应堆中合成得到的。下一个合成的新元素将会开启周期表的第八周期，因此大量工作都在往这方面努力，且已有理论指出可能的新元素。此外，世界各地的实验室中也不斷有多种元素的新放射性同位素被合成出。
概述
每种化学元素都对应一个独有原子序数（通常记作Z），这个值即是原子核内的質子数量。对大多数元素而言，同种元素的原子可以包含不同数目的中子，可互称为同位素。例如，碳元素就有三种天然同位素，每种同位素原子都包含六个质子，但中子数量不同：绝大多数碳原子含有六个（碳-12），约1%含有七个（碳-13），极少数含有八个（碳-14）。元素周期表中对同位素不加区分。不少周期表会标出元素的原子量，但对于没有稳定同位素的元素，则会标出半衰期最长的核素的相对原子质量，在这种情况下原子量会带上括号。
在标准的元素周期表中，元素按照原子序数递增的顺序排列。当一个新的电子壳层开始填入电子时，周期表就从下一行（即下一个周期）继续开始排布。纵列（族）是由原子的电子构型决定的。对于同一族中的元素，原子的某一亚层中的电子数量总是相同的。例如，氧和硒位于同一族，而它们的原子最外层的p轨道中都填入了4个电子。同族元素通常具有相似的化学性质，而在周期表的f区与d区的一部分中，整个区域的元素都有相似的化学性质。因而，如果已知与某个元素相邻的其他元素的性质，这个元素的性质就不难猜测。
截至2016年 (2016-Missing required parameter 1=month!)，元素周期表共有118种已确认存在的元素。其中原子序数为113、115、117、118的四种元素是最新发现的，国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）于2015年12月确认这些元素成功合成，并于2016年6月公布了它们的英文名称（同年11月确定为官方名称），中国大陆于2017年5月公布了其中文名。其名称分别为鉨（英文名Nihonium，符号Nh）、镆（英文名Moscovium，符号Mc）、鿬（英文名Tennessine，符号Ts）、鿫（英文名Oganesson，符号Og）。
前94号元素都天然存在，其他的24种元素则有赖于人工合成。在94种天然元素中，80种能够完全稳定存在（铋-209曾經被認為是最後的穩定元素，可是後來於2003年被發現有極微弱的放射性，半衰期超過2.01×1019 年）。砹（85号元素）和比锿更重的元素（即99号以后的元素）尚未制备出宏观数量级的纯品，且钫（87号）仅在极微量的状态下，以光辐射的形式被观察到过（数量仅有约30万个原子）。
元素分组方式
族
周期表中的一个族指的是一个纵列（VIIIB族除外）。一般而言，与同周期、同分区的元素相比，同族元素往往具有更相似的性质，但是另一些性质与原子序数的相关性更明显。依照现代原子结构量子力学的解释，同族元素的价层电子通常具有相同的排布方式，因而一般具有一系列共同的化学性质，且随着原子序数的递增，元素的性质亦呈现出明显有规律的变化。不过在周期表的部分分区，如d区与f区，沿横向排列的元素彼此间性质也很相似，甚至比同族元素的相似性更强。
依照国际命名惯例，周期表中的族序号自左向右由1至18依次递增。此前常用的记法则是使用罗马数字，并加标“A”或“B”表示主族（s区、p区）或副族（d区、f区）。每一族所对应的罗马数字，正是现代使用的纯数字记法的个位数。例如，第4族被记作IVB族，而第14族则是IVA族。此前欧洲通用的也是“罗马数字+字母”这一体系，但不同的是，“A”用于表示前9列元素，“B”用于表示后9列元素。此外，第8、9、10族曾作为一整个跨三列的族（VIIIB族）而存在，但自1988年起，IUPAC已经放弃这种记法，并转而改用一列一号的标号方式。
部分族除了数字序号以外尚有其别名，不过有的别名很不常用。第3-10这8个族没有别名，通常以族序号或族首元素指代（比如第3族也可称作“钪族”）。这些族没有别名的一个原因是同族元素间的相似性较弱（相对于有别名的族而言）。
通常情况下，同族元素自上而下，原子半径递增，电离能和电负性递减。原子半径的递增是因为被填充的电子壳层越来越多，而价层电子离核越来越远。电离能和电负性的下降亦是由于价电子与核的距离增加而导致的，因为离核越远的电子所受的束缚越弱。不过这一规则存在例外，例如第11族（I B族）的底端，电负性就反而增大。
周期
周期表中的一个横行称作一个周期。尽管一般而言同族元素的相似性更强，但部分区域中同周期元素（即，沿水平方向）相似性和变化规律更显著。比如f区中的两行，镧系和锕系元素，就体现了“同周期内元素性质相似”的特点。
同一周期内的元素随原子序数递增，其原子半径、电离能、电子亲和能和电负性各自呈现出不同的变化趋势。自左向右，质子数逐渐增加，核外电子所受的吸引力增强而更向核靠拢，因此原子半径通常随之递减。相应地，电离能和电负性随之增大，因为将电子从核外剥离需要消耗更多的能量。此外在同一周期中，金属的电子亲和能通常低于同周期的非金属（稀有气体除外）。
区
周期表中，依最后填充的电子亚层而划分的矩形块被称作区。各区大体上依照最后被填充的亚层的符号命名。s区由前两族（碱金属和碱土金属）外加氢和氦元素组成，p区则包含最后六个族，即13~18族（III A至0族）。所有的类金属都落在p区的范围内。d区包含第3至第12族（III B至II B），所有的过渡金属都位于此区域。f区通常被单独放在周期表的最下方，不冠以族序号。镧系和锕系位于这个区域。
金属、类金属和非金属
根据理化特性的不同，周期表中的元素可被分为金属、类金属和非金属三类。金属通常是具光泽的固体，电导率与热导率较高。金属元素彼此易形成合金，与非金属元素之间则容易形成离子盐类化合物（稀有气体除外）。大部分非金属在通常状况下则是气体或有色固体，绝缘性较好。非金属元素彼此间常以共价键
## 纯净物
化學物質（英語：chemical substance）即纯物质（pure substance），又称纯净物，是有着同一组成，化学结构完全一致，和特定性质的一类物质。化学物质也是天然或人工合成的单质与化合物的总称。
在化学中，化学物质特指纯净的物质，以和混合物区分开来。在生活中，一般认为的“纯净物质”，如钻石、黄金、食盐（氯化钠）和蔗糖，事实上并不是完全纯净的。按冶金学定义，高纯物质是本体含量大于99.999%（或称5N）的物质，常指高纯金属或高纯化合物。
化学物质有着固定的组成成分。一个常见的例子就是纯水，每一个水分子均由两个氢原子和一个氧原子构成。
化学物质可以以固体、液体、气体或者等离子体的形式存在，并且随着温度或压力的变化进行物态变化。通过化学反应，化学物质可以转化为新的化学物质。
以能量为形式存在的光或热等，不属于化学物质。
缘起
化学物质是指可以用化学知识认知的简单物质。所谓化学知识包括元素组成、结构等；而所谓简单物质是指组成单一，如空气是混合物（其中含有氧气、氮气、稀有气体等），而空气中的氧气是化学物质，如通过压缩空气制得的纯氧较空气而言其组成就是单一的。
原子是组成化学物质的基本粒子。
化学品 vs 化学物质
虽然“化学物质”一词对于化学家来说是一个精确的术语，与“化学品”同义，但在一般用法中，“化学品”（chemical）一词既指（纯）化学物质，也指混合物（通常称为化合物,尤其是在实验室或工业过程中生产或提纯时。换句话说，水果和蔬菜等自然构成的化学物质，即使是野生生长的，在一般用法中也不被称为“化学品”。在那些要求产品成分清单的国家，所列出的“化学品”是工业生产的“化学物质”。“化学品”一词也常用于指代成瘾性、麻醉性或改变精神状态的药物。
相關條目
不含化學物質
参考文献
外部链接
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## 单质
单质（elementary substance，simple substance）又稱單純物質、元素態物質，是由同一种元素的原子组成的纯净物；例如：氢气、硫磺、铁、碳皆是单质。元素在单质中存在时，称为该元素状态为“游离态”。
单质在物理学上称为同核分子（homonuclear molecule），特指仅由一种元素组成的分子，所含原子可为不同数目，例如O2与O3。一种元素所能形成的同核分子的大小，取决于元素的性质；有些元素可形成不止一种尺寸的同核分子。最常见的同核分子是双原子分子，它由两个原子组成；但不是所有的双原子分子都是同核分子。
通论
一般来说，单质的性质与其元素的性质密切相关。比如，很多金属的金属性都很明显，那么它们的单质还原性就很强。不同种类元素的单质，其性质差异在结构上反映得最为突出。
与单质相对，由多种元素组成的物质叫做化合物。
由於「單質」和「元素」在英語的簡稱均使用「element」，不少以英語學習的化學科學生會把這兩個概念混淆。
各种单质的结构差异
金属
固态金属以金属键结合成金属晶体，如金（Au）、银（Ag）、铜（Cu）、铁（Fe）、锡（Sn）等。为了保证晶体的稳定，原子采取密堆积形式。由于晶体内部有游离电子，所以金属都导电，而且比非金属更容易失去电子。
非金属和惰性气体
非金属单质一般以共价键结合成分子。常温下，很多非金属单质都以双原子分子形式存在，如氢气（H2）、氧气（O2）、氮氣（N2）等。一些元素还可形成多原子的分子，如臭氧（O3）、白磷（P4）、硫磺（S8）、巴克球（C60）等。
另一些非金属单质形成的原子晶体在常温下呈固态，而且较硬，如鑽石等。
惰性氣體的價電子層是滿的，所以它们們不需要结合成分子以使自己更稳定，因此它们在常溫常壓下都是單原子分子的氣體。
上述物質中都没有可自由移動的電子，因此它们都是电的不良導體。例外的是石墨，它具有特殊的层状結構，质地松軟，且可以導電。
同素异形体
同一种元素的不同种单质叫做同素异形体。
由于构成物质的原子（或分子）的排列不同，或原子的成键方式不同，使得同一种元素产生多种单质。各种同素异形体都是不同的物质，具有不同的物理性质，但化学性质不一定不同。
物理化学上的参照意义
在热力学中，以每种元素最稳定的单质的标准生成焓和标准生成自由能为0（熱力學第三定律），以此推算其他物质的热力学量。由于组成物质的元素只有一种，一般单质的标准熵比化合物低。
单质的氧化数视作0。
其他條目
化学
元素
化合物
參考來源
## 氢气
氢气是氢元素标准状况下以气态形式存在的物质，化学式为H2，由两个氢原子构成，又称分子氢。氢气是最轻的气体，可用于氣球填充中，但后来因其浮力而使用的氢气被逐渐替换为危险性较小的不可燃气体氦气。氢气也曾用于肉制品的保鲜。氢气的英语hydrogen来自希腊语的ὕδωρ（水）和γεννᾰν（产生），即产生水的物质；而中文氢气来自“轻气”。
历史
最先记录氢气制备的科学家是帕拉塞尔斯，他将硫酸倒至铁粉上发现了这种气体，但当时他并不知道实验中放出的气体的具体性质。后来，英国科学家亨利·卡文迪什用不同的金属重复了帕拉塞尔斯的实验，发现产生的气体和空气不同，其密度小且可燃，他称这种气体为“可燃性空气”，并发现其燃烧生成水。法国化学家拉瓦锡确认了卡文迪什的发现，提出用“氢气”（hydrogène）一词来取代“可燃性空气”。
結構
氫氣分子由兩個氫原子透過一個σ鍵組成，鍵長約74.14 pm。基態之氫氣分子的σ鍵由兩個氫原子分別貢獻一個1s軌域的電子參與鍵結，並形成σ軌域。而氫分子以及其陽離子（H2+陽離子）因為結構簡單，而成為科學家在研究化學鍵本質時所用的重要對象。早在量子力學發展成熟整整半個世紀以前，詹姆斯·克拉克·馬克士威就觀察到了氫氣分子的量子效應。他注意到，H2的熱容量在低於室溫的溫度下，開始偏離雙原子氣體的性質，在極低溫下更像單原子氣體。根據量子理論，這一現象源自於分子旋轉能級之間的間距。在質量尤其低的H2分子中，能級之間的間距特別大。在低溫下，較大的能級間距使得熱量無法均分到分子的旋轉運動上。由更重的原子所組成的雙原子氣體會有較小的能級間距，所以在低溫下不呈現這種現象。
哈密顿算符
氫氣分子在哈密顿算符中可以表示為：
H
^
=
−
ℏ
2
2
M
Δ
R
1
−
ℏ
2
2
M
Δ
R
2
−
ℏ
2
2
m
Δ
r
1
−
ℏ
2
2
m
Δ
r
2
+
e
2
|
R
1
−
R
2
|
+
e
2
|
r
## 氮气
氮氣（化學式：N2）是氮的双原子單質分子形态，是地球大氣中所佔比例最高的氣體，摩尔浓度佔78.3%（其次為氧氣的20.99%）。氮气在常温和标准大气压的条件下是气态，在低于−195.79 °C（−320.42 °F；77.36 K）的温度会凝结成液氮，在63.23 K（−209.92 °C；−345.86 °F）则会凝固成固态氮。
因为氮气有着三对共价键的分子结构，其阈能较高，化学键非常稳定，所以反应性很低。一般而言，氮氣在没有高压和催化剂（比如哈伯法使用的铁）的情况下可被视作是一种非活性气体，不可燃亦不可助燃。但对于镁来说，氮气是可以助燃的氧化剂：
3
Mg
+
N
2
⟶
Mg
3
N
2
{\displaystyle {\ce {3Mg + N2 ->Mg3N2}}}
制备
工業法：液態空氣分餾，
N
2
{\displaystyle {\ce {N2}}}
沸點低於
O
2
{\displaystyle {\ce {O2}}}
先汽化，但無法得純
N
2
{\displaystyle {\ce {N2}}}
。也可以通过机械方法（例如加压反渗透膜和变压吸附法）处理氣態空气得到氮气。商品化氮气常常是制作工业用氧气时的副产品。工业氮气被压缩后都用黑色钢瓶装，常被稱为OFN（oxygen-free nitrogen，无氧氮气）。
實驗法：
1.氯化銨混合亞硝酸鈉加熱：
NH
4
Cl
+
NaNO
2
⟶
N
2
+
NaCl
+
2
H
2
O
{\displaystyle {\ce {NH4Cl + NaNO2 -> N2 + NaCl + 2H2O}}}
（純度高）
此反应也会产生少量
NO
{\displaystyle {\ce {NO}}}
和
HNO
3
{\displaystyle {\ce {HNO3}}}
，将气体產物通过混有二鉻酸鉀的液态硫酸可以去除。
2.純空氣通過灼熱銅粉或銅絲網去氧：
4
N
2
+
O
2
+
2
Cu
⟶
2
CuO
## 二氧化碳
二氧化碳（IUPAC名：carbon dioxide，分子式：CO2）是空氣中常見的化合物，由两个氧原子与一个碳原子通过极性共价键连接而成。空氣中有微量的二氧化碳，約佔0.04％。二氧化碳略溶於水中，可以与水反应形成碳酸，碳酸是一種弱酸。
在二氧化碳分子中，碳原子的成键方式是sp混成軌域与氧原子成键。碳原子的两个sp混成軌域分别与两个氧原子生成两个σ键。碳原子上两个没有参加杂化（混成）的p轨道与成键的sp混成軌域成90°的直角，并同氧原子的p轨道分别发生重叠，故缩短了碳氧键的间距。
二氧化碳平均约占大气体积的400ppm，不過每年因為人為的排放增加，比率還在逐步上升。2019年5月大氣二氧化碳月均濃度超過415ppm，為過去80萬年來最高。大气中的二氧化碳含量随季节变化，这主要是由于植物生长的季节性变化而导致的。当春夏季来临时，植物由于更多的光合作用消耗二氧化碳，其含量便随之减少；反之，當秋冬季來臨時，植物不但光合作用效率降低，反而更多地制造二氧化碳，其含量便隨之上升。
二氧化碳在常溫常壓下為無色、無味、不助燃、不可燃的氣體。二氧化碳是溫室氣體的一種。
物理與化學性質
二氧化碳略溶於水，少部份二氧化碳會和水反應，產生碳酸，溶解比例大约为1：1（体积比）。
CO
2
+
H
2
O
⟶
H
2
CO
3
{\displaystyle {\ce {CO2 + H2O -> H2CO3}}}
二氧化碳略微溶於醇。
二氧化碳是無色的。在低濃度時，二氧化碳氣體是無味的，但在較高濃度時會有酸性氣味，它可造成窒息和刺激。當吸入濃度比大氣層平常濃度高很多的二氧化碳時，它可以產生一種酸的味道讓鼻子和喉嚨產生刺痛感，氣體溶解在黏膜和唾液中，產生了碳酸。這種感覺像喝下碳酸飲料。在標準的溫度和壓力下，二氧化碳的密度大約是1.98 kg/m3，是空氣的1.5倍。二氧化碳用兩個氧原子與一個碳原子以雙鍵組成。-78.51 °C或-109.3 °F時，二氧化碳會凝華，固態二氧化碳俗稱“乾冰”，是十分普遍的，一般用作冷凍，於1825年由法國化學家阿德里安-让-皮埃尔·蒂洛勒尔首次發現。另一種形式的固態二氧化碳是非晶玻璃般的形式，稱為卡博尼亞（carboni），二氧化碳可以存在於一個玻璃態，類似於矽（石英玻璃）和鍺。但是卡博尼亞玻璃不穩定，如果恢復正常壓力就會變回原狀。
二氧化碳通常是由燃燒有機化合物、細胞的呼吸作用、微生物的發酵作用等所產生，植物在有陽光的情況下吸取二氧化碳，在其葉綠体內進行光合作用，產生碳水化合物和氧氣，氧氣可供其他生物進行呼吸作用，這種循環稱為碳循環（carbon cycle）。二氧化碳是溫室氣體之一，它允许可见光自由通过，但会吸收红外线与紫外线，这可以把來自太陽的熱能鎖起來，不讓其流失，如果大氣中的二氧化碳含量過多，熱量更難流失，地球的平均氣溫也會隨之上升，這種情況稱為溫室效應。二氧化碳的固體狀態是乾冰。乾冰在室溫下會直接昇華為氣體。二氧化碳需加壓到5.1倍大氣壓力才會以液態存在。
CO2的有关超临界物性参数：
临界温度：Tc = 304.2K
临界压力：Pc = 7.38MP
临界体积：Vc = 94cm3/mol
临界密度：ρc = 0.468g/cm3
压缩因子：Z = 0.274
化學反應
二氧化碳是一種酸性氣體，因此可以跟鹼反應。例如二氧化碳跟氫氧化鈉反應：
2
N
a
O
H
+
C
O
2
→
N
a
2
C
O
3
+
H
2
O
{\displaystyle {\rm {2NaOH+CO_{2}\rightarrow Na_{2}CO_{3}+H_{2}O}}}
當二氧化碳過量，則會轉化為碳酸氫鈉：
N
a
2
C
O
3
+
C
O
2
## 一氧化碳
一氧化碳（英語：Carbon monoxide），分子式為CO，是無色、無臭、無味的无机化合物氣體，比空氣略輕。在水中的溶解度甚低，但易溶于氨水。空气混合爆炸极限为12.5%～74%。 一氧化碳是含碳物质不完全燃烧的产物。也可以作为燃料使用，煤和水在高温下可以生成水煤气（一氧化碳与氢气的混合物）。有些現代技術，如煉鐵，還是會產生副產品的一氧化碳。一氧化碳是可用作身體自然調節炎症反應的三種氣體之一（其他兩種是一氧化氮和硫化氫）。
由于一氧化碳与体内血红蛋白的亲和力比氧与血红蛋白的亲和力大200－300倍，而碳氧血红蛋白较氧合血红蛋白的解离速度慢3600倍，当一氧化碳浓度在空气中达到35ppm，就会对人体产生损害，會造成一氧化碳中毒（又称煤气中毒）。
雖然一氧化碳有毒，但動物代謝亦會產生少量一氧化碳，並認為有一些正常的生理功能。
历史
自從公元前80萬年左右人類首次學會控制火勢以來，人類與一氧化碳的關係就一直十分複雜。原始的穴居人很可能在將火引入住所時就發現了一氧化碳的毒性。從西元前6000年左右到青銅時代，冶金和冶煉技術的早期發展同樣使人類飽受一氧化碳的困擾。除了一氧化碳的毒性之外，美洲原住民可能還透過薩滿教的篝火儀式體驗過一氧化碳的神經活性。
早期文明發展出神話故事來解釋火的起源，例如希臘神話中的火神武尔坎努斯、帕爾瑪特和普羅米修斯與人類分享火種的故事。亞里斯多德（公元前384-322年）最早記錄了燃燒的煤炭會產生有毒煙霧。古羅馬的希臘裔醫師蓋倫（公元129-199年）推測，空氣成分的變化會導致吸入有害物質，而一氧化碳中毒的症狀出現在卡西烏斯·伊阿特羅索菲斯塔（Cassius Iatrosophista）約公元130年出版的《醫學與自然問題》（Quaestiones Medicae et Problemata Naturalia）一書中。羅馬帝國皇帝兼哲學家尤利安、醫學作家塞利乌斯·奥雷利安努斯以及其他幾位學者也記錄了古代煤炭煙霧導致一氧化碳中毒的早期知識。
蒂托·李维和西塞羅的記載表明，一氧化碳在古羅馬曾被用作自殺手段。皇帝盧基烏斯·維魯斯曾用煙霧處決囚犯。許多死亡事件都與一氧化碳中毒有關，其中包括皇帝約維安、皇后法烏斯塔（君士坦丁大帝的第二任妻子）和塞內卡。因一氧化碳中毒而死亡的最引人注目的人物可能是克娄巴特拉七世或艾德加·愛倫·坡。
最早制备一氧化碳的是法国化学家德·拉索內（1776年）。他通过加热氧化锌和碳製得了一氧化碳。但由于一氧化碳燃烧时产生了与氢气类似的蓝色火焰，de Lassone错误地认为他制得的是氢气。在1800年英国化学家William Cruikshank才证明一氧化碳是由碳元素和氧元素组成的化合物。
最早对一氧化碳的毒性进行彻底研究的是法国的生理学家克洛德·贝尔纳。在1846年，他让狗吸入这种气体，发现狗的血液“变得比任何动脉中的血都要鲜红”。现在我们知道血液变成“樱桃红色”是一氧化碳中毒的症状。
由于一氧化碳可以使血液变得非常鲜红的特点，一些肉品商人用一氧化碳处理鲜肉，可以使生肉不被氧化变色，甚至可以在10℃的温度下保存28天还如同新屠宰的肉，并因此引起非议。美国消费者协会认为即使这种处理没有害处，也会掩盖肉不新鲜的状态，即使肉品处于即将腐烂状态，消费者也不知情。
據報導，一氧化碳也用在納粹大屠殺名為T4“安樂死”計劃，納粹德國由海烏姆諾透過貨車運送氣體。
性質
一氧化碳的摩尔質量是28.0，它比空氣的摩尔質量28.8略輕。燃燒一氧化碳時會產生藍色火焰。
製備
工業用製備
在工业上，通常采取二氧化碳在高温条件下与碳反应的原理制取：
C
+
C
O
2
→
Δ
2
C
O
{\displaystyle {\rm {C+CO_{2}\xrightarrow {\Delta } 2CO}}}
實驗室製備
在實驗室中可將脫水劑（如濃硫酸）滴入甲酸裂解以製取一氧化碳
H
C
O
O
H
→
H
2
S
O
4
H
2
O
+
C
O
{\displaystyle {\rm {HCOOH{\xrightarrow {H_{2}SO_{4}}}H_{2}O+CO}}}
亦可用鋅與碳酸鈣加熱，製得一氧化碳。
Z
n
+
C
a
C
O
3
→
## 水
水（H2O）是一种无机化合物，在常温常壓且无杂质下是无色、无味、几乎不导电的透明液体，也会通过蒸发形成气态的水蒸气（这种蒸发可以发生在任何温度下）。在标准大气压下，水的凝固点是0 °C（32 °F；273 K），沸点是100 °C（212 °F；373 K）。
水是宇宙中最常见的氢化物之一，也是最常见的氧化物──因为氢和氧分别是宇宙中第一和第三丰富的元素，是否含有液态水也是行星适居性的一个主要指标。水也是地球表面最重要的一种物质，大约占地球表面的75%~78%。水圈是生命起源的摇篮，在生物演化史中起到重要作用，也是绝大多数现存物种赖以生存的栖息地，自然界的水循环亦是决定气候状态和维系生物圈可持续性的关键因素。水也是生物身体最重要的组成部分，是细胞质和体液的主要成分，包括人类在内所有物种的新陈代谢也都将水作为必需的重要生理溶剂。人體內有大約百分之七十的质量是水，不同器官和组织的水份含量差別很大。
水是极性分子，具有较强的氢键，且自然界含量极为丰富，因此是无可争辩的世界上最普遍的溶剂，且溶解性良好。水是最弱酸，同时也是最弱碱（按照布朗斯特酸碱理论），是酸碱反应、离子反应、水解反应等化学反应的重要环境和基础。
水在文化中也占有很重要的地位，科学、哲学、宗教、文学、美术、体育等都有其象徵。
概念
水体：
大的水体如：海水、冰山、冰川、地下水、地表水（河流、湖泊）等。
小的水体如：水滴、云、露水、雨、雪、冰雹等。
饮用水：可供饮用的水。瓶装水用於個人使用和零售。
矿泉水：由礦泉涌出或加工成的飲用水。
自来水：水厂供给用户的饮用水。
碳酸水：在壓力下將二氧化碳氣體溶入水中的飲料。
水质：水的化学、物理、生物和辐射性质。
硬度：水中所含钙和镁的总量。分为：软水、中等硬水、硬水、极硬水。
盐度：每一千克的水内的溶解物质的克数。分为：淡水（超純水、纯净水、蒸馏水）、盐水（半咸水、咸水、卤水）。生理盐水是指渗透压与血浆相等的氯化钠溶液。
水分子：
结晶水：又称水合水。在结晶物质中，以化学键力与离子或分子相结合的、數量一定的水分子。
重水的化学分子式为D2O，每个分子由两个氘原子和一个氧原子构成。重水在天然水中占不到万分之二，通过电解水得到的重水比黄金还昂贵。重水可以用来做原子反应堆的减速剂和载热剂。
超重水的化学分子式为T2O，每个分子由两个氚原子和一个氧原子构成。超重水在天然水中极其稀少，其比例不到十亿分之一。超重水的制取成本比重水高上万倍。
半重水的化学分子式为HDO，每个分子中含一个氢原子、一个氘原子和一个氧原子。
性质
物理性质
水在常温常压下为无色无味的透明液体。水的三相点是273.16K（611.73Pa下），临界点是647K（22.064 MPa下）。在临界点之上水无法存在液相及固相，而在临界点之下水蒸汽容易结成液相。纯水可以通过蒸馏作用取得，当然，这也是相对意义上的纯水，不可能绝对没有杂质。水是一种可以在液态、气态和固态之间转化的物质。
在20℃时，水的热导率为0.006 J/s·cm·K，冰的热导率为0.023 J/s·cm·K，在雪的密度为0.1×103 kg/m3时，雪的热导率为0.00029 J/s·cm·K。水的密度在3.98℃时最大，为1×103kg/m3，温度高于3.98℃时，水的密度随温度升高而减小，在0～3.98℃时，水不服从热胀冷缩的规律，密度随温度的升高而增加。水在0℃时，密度为0.99987×103 kg/m3，冰在0℃时，密度为0.9167×103 kg/m3。因此冰可以浮在水面上。水的定压摩尔热容会随温度变化，在 0℃ 时，水的定压摩尔热容为
75.817
J
⋅
m
o
l
−
1
⋅
K
−
1
{\displaystyle 75.817\;{\rm {J\cdot mol^{-1}\cdot K^{-1}}}}
，在 20℃ 时，水的定压摩尔热容为
75.165
J
⋅
m
o
l
−
1
⋅
K
−
1
{\displaystyle 75.165\;{\rm {J\cdot mol^{-1}\cdot K^{-1}}}}
，在 100℃ 时，水的定压摩尔热容为
75.541
J
⋅
m
o
l
−
1
⋅
K
−
1
{\displaystyle 75.541\;{\rm {J\cdot mol^{-1}\cdot K^{-1}}}}
。
水具有很大的内聚力和表面张力，除汞以外，水的表面张力最大，并能产生较明显的毛细现象和吸附现象。纯水有极微弱的导电能力，但普通的水因含有少量电解质（如矿物质、溶解大气中二氧化碳形成的碳酸）而有较强的导电能力。
## 盐酸
盐酸（英語：Muriatic acid，來自拉丁語 muria，意即：“盐水”），别名氢氯酸（英語：hydrochloric acid），是氯化氢（化学式：HCl）的水溶液，属于一元无机强酸，工业用途广泛。盐酸为無色透明液体，有强烈的刺鼻气味及较高的腐蚀性。浓盐酸（重量百分濃度约为37%）具有极强的挥发性，因此将盛有浓盐酸的容器打开后，氯化氢气体会挥发，与空气中的水蒸气结合产生盐酸小液滴，使瓶口上方出现酸雾。盐酸是胃酸的主要成分，能够促进食物的消化，并抵御微生物的感染。
16世纪，利巴菲乌斯正式记载了纯净盐酸的製造方法：将浓硫酸与食盐混合加热。在他之后，格劳勃、普利斯特里、戴维等化学家也在他们的研究中使用了盐酸。
工业革命期间，盐酸开始大量生产。化学工业中，盐酸有许多重要应用，对产品的品質起决定性作用。盐酸可用于酸洗钢材，也是大规模製造许多无机、有机化合物所需的化学试剂，例如聚氯乙烯的前体氯乙烯。盐酸还有许多小规模的用途，比如用于家务清洁、生产明胶及其他食品添加剂、除水垢试剂、皮革加工。全球范围内每年生产约两千万吨的盐酸。
名称来源
英文中，盐酸有一个别名“muriatic acid”，意即“和食盐有关系的酸”，目前亦有在使用這種名稱來稱呼鹽酸。盐酸的中文命名最早应追溯至1855年英国传教医师合信编写的《博物新编》。此书在上海出版，主要介绍西方近代的自然科学知识，其中提到了“盐强水”的制备方法及性质，此“盐强水”即盐酸。而在19世纪傅兰雅、徐寿翻译的《化学鉴原》中，盐酸的命名是“氢绿”。这段时间，对化学物质的命名种类繁多，一直到1932年《化学命名原则》的颁布才得以统一。现行的1980年《中国化学会无机化学命名原则》中提到了盐酸及其别名氢氯酸。
另外，在德语中，盐酸叫做“Salzsäure”，其字面意思即“盐酸”。
历史
9—10世纪
10世纪初，波斯医生兼炼金术士阿布·贝克尔·拉齐（约865—925）使用卤砂（氯化铵）和硫酸鹽（各种金属的水合硫酸盐）进行了实验，将其一起蒸馏，从而产生气体氯化氢。在这样做的过程中，拉齐可能偶然发现了一种生产盐酸的原始方法，正如他的《秘密之书》（Kitāb al-Asrār）中的以下配方所示：
取等份的甜盐、苦盐、Ṭabarzad盐、Andarānī盐、印度盐、Al-Qilī盐和尿盐。加入等量结晶好的卤砂后，吸湿溶解，蒸馏（混合物）。那里会蒸馏出浓水，这会立即劈开石头（sakhr）。
然而，拉齐的大部分实验似乎都忽略了气体产物，而是专注于残留物可能产生的颜色变化。据科学史家罗伯特·马尔特霍夫称，氯化氢气体已被制得多次，但没有人明确认识到，通过将其溶解在水中，可能会产生盐酸。
11—13世纪
《论明矾和盐》（De aluminibus et salibus）是一部11世纪或12世纪的阿拉伯语文献，该书借鉴了拉齐的实验，但被错误地认为是拉齐的作品，并由克雷莫纳的杰拉德（1144—1187）翻译成拉丁文， 描述了金属与各种盐和汞在加热的情况下，生成氯化汞（II）（腐蚀性升华物）。在此过程中，盐酸实际上已经开始形成，但它立即与汞反应，产生腐蚀性的升华物。
盐酸的原始制法
对于十三世纪的拉丁炼金术士而言，《论明矾和盐》是他们的主要参考著作，他们对腐蚀性升华物的氯化特性着迷，他们很快发现，当这些金属从硫酸盐、明矾的加热过程中消失时，强无机酸可直接蒸馏得到。
14—15世纪
王水
王水是一种由盐酸与硝酸组成的混合物。
欧洲炼金术士伪贾比尔的作品中提到，可以通过将卤砂（主要成分为氯化铵）溶于硝酸来制备王水。也有说法称最先在手稿中提到王水的是在13世纪末的拜占庭。
16—17世纪
盐酸的纯化
16世纪，利巴菲乌斯第一次正式记载了分离出的纯净盐酸，他是在粘土坩埚中加热盐与浓硫酸的混合物来制备它的。也有一些作者认为纯的盐酸是由15世纪德国本笃会的巴西尔·瓦伦丁制备的，他的方法是将食盐与硫酸亚铁混合加热后酸化。不过，一些作者认为直到16世纪末都没有文献明确表明有人制备过纯的盐酸。
17世纪，德国卡尔施塔特的約翰·格勞勃通过曼海姆法加热氯化钠和硫酸来制备硫酸钠，并释放出了氯化氢气体。1772年，英国利兹的约瑟夫·普利斯特里制出了纯的氯化氢气体。1808年，英国彭赞斯的汉弗里·戴维证明了氯化氢气体由氢、氯两种元素组成。
盐酸的工业化生产
工业革命期间，欧洲对碱的需求有所增加。法国伊苏丹的尼古拉斯·勒布朗新发现了一种碳酸钠（苏打）工业制法，使碳酸钠得以大规模廉价生产。勒布朗制碱法用硫酸、石灰石、煤将食盐转变为苏打，同时生成副产物氯化氢气体。这些氯化氢大多排放到空气中，直到各国出台相关法规（例如英国《1863年碱类法令》）后，苏打生产商们才用水吸收氯化氢，使得盐酸在工业上大量生产。
20世纪，无盐酸副产物的氨碱法已经完全取代勒布朗法。这时盐酸已成为许多化工应用中很重要的一种化学品，因而人们开发了许多其他的制备方法，其中一些至今仍在使用。2000年後，绝大部分盐酸都是由工业生产有机物得到的副产品氯化氢溶于水而得到的。
溶解金属
盐酸等无机酸的知识对于丹尼尔·森内特（1572—1637）和罗伯特·波义耳（1627—1691）等17世纪的化学家至关重要，他们利用盐酸快速溶解金属的能力來展示物质的化学性质。
与毒品的关系
1988年，因为盐酸常用于制备海洛因、可卡因、甲基苯丙胺等毒品，《联合国禁止非法贩运麻醉药品和精神药物公约》将其列入了表二-前体中。
物理性质
盐酸的物理性质（如熔点、沸点、密度与pH等）取决于其溶质氯化氢的浓度或摩尔浓度。氯化氢的质量分数范围为接近0%（极稀的溶液）到超过40%（发烟盐酸）。
如下左图所示，盐酸共有四个结晶的共熔点，分别对应四种晶体：68%（HCl的质量分数，下同）时的[H3O]Cl、51%时的[H5O2]Cl、41%时的[H7O3]Cl和25%时的[H3O]Cl·5H2O。另外在24.8%时还有另一种亚稳的[H7O3]Cl和冰的共晶混合物生成。晶体由通过氢键结合水分子的水合氢离子和氯离子构成。
盐酸在一定压力下能形成共沸溶液。下右图为一个大气压下不同浓度盐酸的沸点，其中下方的线与上方的线分别表示相应温度下，液体及与液体处于平衡状态的蒸气的组分。氯化氢的质量分数20.24%对应最高沸点108.6℃。
制备
盐酸主要由氯化氢溶于水来制备。而氯化氢又有多种制备的方式，所以有许多前体。另外，也可以通过氯气与二氧化硫在水溶液中作用来制备：
S
O
2
+
C
l
2
+
2
## 硫酸
硫酸（英語：Sulphuric acid）是一种具有高腐蚀性的無機強酸，化学式為H2SO4，被稱為化學工業之母。稀硫酸有甜苦味，濃硫酸有甜苦帶微酸味，還有灼燒、辣感。一般為透明至微黄色，在任何浓度下都能与水混溶并且放热。有时在工业製造过程中，硫酸也可能被染成暗褐色以提高人们对它的警惕性。
作為二元酸的硫酸在不同浓度下有不同的特性，而其对不同物质，如金属、生物组织、甚至岩石等的腐蚀性，都归根于它的强酸性，以及它在高浓度下的强烈脱水性（化学性质）、吸水性（物理性质）与氧化性。高浓度硫酸能对皮肉造成极大的伤害，因为它除了会透过酸性水解反应分解蛋白质及脂肪造成化学烧伤外，还会与碳水化合物发生脱水反应并造成二级火焰性灼伤，將有機化合物脫水成碳（C）；若不慎滴入眼中，更会破坏视网膜造成永久失明。故在使用时，应做足安全措施。另外，硫酸的吸水性可以用来干燥非碱性氣體。
不同特性的有着不同的应用，如家用强酸通渠剂、铅酸蓄电池的电解质、肥料、炼油厂材料及化学合成剂等。
歷史
硫酸发现于公元8世纪。阿拉伯炼丹家贾比尔通过乾馏硫酸亚铁晶体得到硫酸。
一些早期对化学有研究的人，如拉齐、贾比尔等，还写了有关硫酸及与其相关的矿物质的分类名单；其他一些人，如伊本·西那医师，则较為重视硫酸的种类以及它们在医学上的价值。
在17世纪，德国化学家约翰·格劳勃将硫与硝酸钾混合蒸汽加热製出硫酸，在这过程中，硝酸钾分解并氧化硫令其成為能与水混合并变為硫酸的三氧化硫（SO3），於是，在1736年，伦敦药剂师Joshua Ward用此方法开拓大规模的硫酸生產。
在1746年，John Roebuck则运用这个原则，开创铅室法，以更低成本有效地大量生產硫酸。经过多番的改良后，这个方法在工业上已被採用了将近两个世纪。由John Roebuck创造的这个生產硫酸的方法能製造出浓度為65%的硫酸，后来，法国化学家约瑟夫·路易·盖-吕萨克以及英国化学家John Glover将其改良，使其能製造出浓度高达78%的硫酸，可是这浓度仍不能满足一些工业上的用途。
在18世纪初，硫酸的生產都依赖以下的方法：黄铁矿（FeS2）被燃烧成硫酸亚铁（FeSO4），然后再被燃烧，变為能在480 °C下分解成氧化铁以及能用以製造任何浓度硫酸的三氧化硫的硫酸铁（Fe2(SO4)3）。但是，此过程的庞大成本阻碍了浓硫酸的广泛运用。
后来，到了1831年，英国製醋商人Peregrine Phillips想到了接触法，能以更低成本製造出三氧化硫以及硫酸，这种方法在现今已被广泛运用。
在古代中国，稀硫酸被称为“绿矾油”。在公元650～683年（唐高宗时），炼丹家孤刚子在其所著《黄帝九鼎神丹经诀》卷九中就记载着“炼石胆取精华法”，即干馏石胆（绿矾）而获得硫酸。
2
F
e
S
O
4
⋅
7
H
2
O
=
=
=
=
Δ
F
e
2
O
3
+
S
O
2
↑
+
S
O
3
↑
+
7
H
2
O
{\displaystyle {\rm {2FeSO_{4}\cdot 7H_{2}O{\stackrel {\Delta }{=\!=\!=\!=}}Fe_{2}O_{3}+SO_{2}\uparrow +SO_{3}\uparrow +7H_{2}O}}}
需要注意的是以上反应须要在强热条件下进行。
中國古代中，硫酸也有石膽精的名稱。於《格物入門》一書裏，硫酸名叫磺酸。
物理性质
纯硫酸一般為无色黏糊液体，形态与油类似。但有时在工业生產过程中，它也有可能被染色以提高购买者对其危险性的警惕。
浓度
儘管可以製出浓纯净的硫酸，并且室温下是稳定的（所谓的分解成恒沸物的反应发生在接近沸点的高温之下），但是纯硫酸熔点过高（283.4K/10.3℃），所以为了方便运输通常制成98%硫酸，故一般所说的“高浓度硫酸”指的便是浓度為98%的硫酸。另外，硫酸在不同的浓度下有不同的应用，以下為一些常见的浓度级别：
硫酸亦可被製成其他形态。例如，将高浓度的SO3打入硫酸可製成发烟硫酸（H2S2O7）。有关发烟硫酸的浓度，人们通常以SO3的百分比作準或者是H2SO4的百分比作準，两者均可。一般所称的“浓发烟硫酸”的浓度為45%（含110.1% H2SO4）或65%（含114.6% H2SO4）。100%纯发烟硫
## 硝酸
硝酸（英語：nitric acid）為強酸，化学式HNO3，水溶液俗称硝镪水。硝酸是重要的化工原料。纯硝酸为无色液体，沸点83℃，味苦，在−42℃时凝结为无色晶体，与水混溶，有强氧化性和腐蚀性。其不同浓度水溶液性质有别，市售浓硝酸为共沸物，溶质质量分数为69.2%，一大气压沸点为121.6℃，密度1.42g·cm−3，约16mol·L−1，溶质质量分数够大（市售浓度最高可达98%以上）的叫发烟硝酸。
硝酸的酸酐是五氧化二氮（N2O5）。
歷史
硝酸和硫酸一样由公元8世纪阿拉伯鍊金術士阿布·穆薩·賈比爾·伊本·哈揚（Jabir ibn Hayyan）在乾餾綠矾和硝石混合物時發現，也是化學肥料。因为硝酸在硝石中發現，故约定俗成地叫“硝酸”而不叫“氮酸”。
自然存在
雷雨时能生成少量硝酸。打雷放出的能量讓空氣中的N2和O2高温反應，生成NO：
N
2
+
O
2
⟶
2
NO
{\displaystyle {\ce {N2 + O2 -> 2NO}}}
2
NO
+
O
2
⟶
2
NO
2
{\displaystyle {\ce {2NO + O2 -> 2NO2}}}
N
2
+
2
O
2
⟶
2
NO
2
{\displaystyle {\ce {N2 + 2O2 -> 2NO2}}}
NO2和水反應生成硝酸：
无氧時：
3
NO
2
+
H
2
O
⟶
2
HNO
3
+
NO
{\displaystyle {\ce {3NO2 + H2O -> 2HNO3 + NO}}}
含氧時：
4
NO
2
+
O
2
+
2
H
2
O
⟶
4
HNO
3
{\displaystyle {\ce {4NO2 + O2 + 2H2O -> 4HNO3}}}
实
## 氢氧化钠
氫氧化鈉（sodium hydroxide）又称苛性钠（caustic soda），香港音译为哥士的，化學式為NaOH，是一種具有高腐蝕性的強鹼，一般為白色片狀或顆粒，能溶於水生成鹼性無色溶液，另也能溶解於甲醇及乙醇。此鹼性物具有潮解性，會吸收空氣中的水蒸氣，亦會吸取二氧化碳、二氧化硫等酸性氣體。
在化工行业标准（工业名）和商贸合同（商品名）中，烧碱、火碱、片碱、液碱，均“仅”指代氢氧化钠。但是，碱液（lye）、苛性碱（caustic alkali）含义较广，尚可包括氢氧化钾。
氫氧化鈉為常用的化學品之一。其應用廣泛，為很多工業過程的必需品：常用於製造木浆紙張、紡織品、肥皂及其他清潔劑，另也用於煙氣脫硫與家用的水管疏通剂等。2004年全球總共製造了六千萬噸的氫氧化鈉，而總消耗量為五千一百萬噸。
化学性質
和酸反应
氢氧化钠溶於水中會完全解离成钠离子與氢氧根离子，可以和酸进行酸鹼中和反应：
NaOH
+
HCl
⟶
NaCl
+
H
2
O
{\displaystyle {\ce {NaOH + HCl -> NaCl + H2O}}}
2
NaOH
+
H
2
SO
4
⟶
NaSO
4
+
2
H
2
O
{\displaystyle {\ce {2 NaOH + H2SO4 -> NaSO4 + 2 H2O}}}
利用这一性质，可以制备一些酸的钠盐，如：
NaOH
+
CH
3
COOH
⟶
CH
3
COONa
+
H
2
O
{\displaystyle {\ce {NaOH + CH3COOH -> CH3COONa + H2O}}}
NaOH
+
C
6
H
5
COOH
⟶
C
6
H
5
COONa
+
H
2
O
{\displaystyle {\ce {NaOH + C6H5COOH -> C6H5COONa + H2O}}}
酸性很弱的苯酚也能与之反应：
NaOH
+
C
6
## 碳酸钙
碳酸钙（英文：Calcium carbonate），俗稱灰石、石灰石、石粉，是一種化合物，化學式為CaCO3，屬碳酸鹽類，呈鹼性，幾乎不溶於水（Ksp = 4.8×10-9），可與酸反應。
碳酸鈣在地球上存量豐富，並以許多形式存在於岩石、礦物與生物體，如：霰石、方解石、白堊、石灰岩、大理石、石灰華。亦為動物骨骼或外殼（如：爬蟲類與双壳纲）的主要成份。碳酸鈣亦為水垢的主要成分，通常藉由水中的鈣離子與碳酸根離子結合所生成的，時常發生在水質硬度較高的地區。碳酸鈣亦為農用石灰中的有效成分之一，可用於中和土壤酸性，但過度使用也有造成土壤鹽鹼化的風險。在醫學應用方面，碳酸鈣亦是常用的鈣質來源，也常做為抑酸剂中的有效成分之一。
性質
物理性质
碳酸鈣外观为白色粉末或无色结晶，无臭无味。碳酸钙有方解石、文石、球霰石三种同质异形体，化學成分雖然相同，物理性質則多有差異。方解石（β-CaCO3，英语：calcite）是六方晶系的菱面體結構，有兩組交叉的菱形解理；霰石（λ-CaCO3，英语：aragonite）则是斜方晶系，只有平行長軸的解理，而且不明顯；而球霰石的结构尚未被完全理解。霰石的比重為2.9～3.0，比方解石之2.71重一點。
天然石灰石（limestone），几乎完全是方解石。白垩（chalk）为非晶质的石灰岩，是由古生物的骨骼积聚形成的。汉白玉是纯白色的大理石，内含闪光晶体，也是石灰石的一种形态。
洞石（travertine）或石灰华（tufa）常见于温泉，由于沉积速度快，岩石中会保留很多小型气泡。洞石通常为霰石，但也可能是方解石。
化学性质
在一大气压下將碳酸鈣加熱到900℃會分解成氧化鈣和二氧化碳:
CaCO
3
⟶
CaO
+
CO
2
↑
{\displaystyle {\ce {CaCO3 -> CaO + CO2 ^}}}
碳酸鈣會和稀鹽酸反應，會呈泡騰現象，並生成氯化钙、水和二氧化碳:
CaCO
3
+
2
HCl
⟶
CaCl
2
+
H
2
O
+
CO
2
↑
{\displaystyle {\ce {CaCO3 + 2HCl -> CaCl2 + H2O + CO2 ^}}}
事實上，碳酸鈣會與酸反應，生成鈣離子、水和二氧化碳:
CaCO
3
+
2
H
+
⟶
Ca
2
+
+
H
2
O
+
CO
2
{\displaystyle {\ce {CaCO3 + 2H+ -> Ca^2+ + H2O + CO2}}}
碳酸鈣悬浊液通入過量二氧化碳，會生成碳酸氫鈣溶液，液體也就變得澄清:
CaCO
3
+
CO
2
+
## 氯化钠
氯化钠（化学式：NaCl），俗稱食鹽、鹽，是一种离子化合物。钠离子和氯离子的原子质量分别为22.99g和35.45g/mol，也就是说100g的氯化钠中含有39.34g的钠和60.66g的氯。氯化钠是海水中盐分的主要组成部分，它的存在也使得海水有其特有的咸味。氯化钠也是细胞外液的主要盐类，0.9%的氯化鈉水溶液俗称为生理盐水。其可食用的形态是食盐的主要成分，多用于食物的调味和保存。
在工业中，主要用于制造氢氧化钠和氯以及应用于聚氯乙烯、塑料、木浆（纸浆）等许多其他产品的生产过程。由于它可以降低水的熔点，偶尔也用于解冻冰冻的路面。
氯化钠的pH是7。
晶体结构
氯化钠晶体的内部结构，是人类测试的第一个晶体结构。氯化钠的晶体形成立体对称，每个离子有六个相邻的离子，组成一个八面体。其晶体结构中，较大的氯离子排成立方最密堆积（ccp），较小的钠离子则填充氯离子之间的八面体的空隙。每个离子周围都被六个其他的离子包围着。这种结构也存在于其他很多化合物中，称为氯化钠型结构。
氯化钠的晶体主要有带正电荷的Na+和带负电荷的Cl−组成，Na+和Cl−在相互垂直的3个方向上的平面上以1:1的比例均匀分布，每个方向上的平面上电荷的代数和为0，称为“电性中和面”。“电性中和面”内静电力较强，但相互平行的相邻的“电性中和面”之间的静电力较弱，导致氯化钠晶体的解理沿着这3个互相垂直的方向产生。因此，当氯化钠晶体受到外力发生破裂时，容易沿着这3个方向破裂开形成一个垂直的“三面凹角”。
性质
物理性质
氯化钠在多数情況下是白色的粉末，其結晶是半透明的立方体，但也可能會因雜質而呈現出蓝或紫的色調。氯化钠的莫耳質量是58.443g/mol，熔點為801 °C（1,474 °F），沸點為1,465 °C（2,669 °F），密度是每立方厘米2.17克。莫氏硬度为2～2.5。
氯化钠易溶于水，常温下在水中的溶解度是359克/升。食盐水的物理性质与纯水有较大的差异。常压下，水盐体系的低共熔点为−21.12 °C（−6.02 °F），低共熔物中盐的质量分数为23.31%。该质量分数的食盐水沸点约为108.7 °C （227.7 °F）。氯化钠溶液的PH值不是正好等于7，而是视浓度，溫度及純度而定，介于5.6至8.4之间。
依據sigma Aldrich 物質資料表: 氯化鈉水中溶解度為(25°C) 357 mg/ml, 100°C為 384 mg/ml。飽和食鹽水之密度為 (25°C) 1.202 g/ml。
依此換算25°C 飽和食鹽水每一立方公分含316.223毫克之氯化鈉。
(網路上之飽和生理食鹽水密度錯誤甚多，推估為教學現場密度考題衍生之錯誤)
化学性质
氯化钠是一种离子化合物，化学式为
NaCl
{\displaystyle {\ce {NaCl}}}
，代表钠離子與氯離子的比例是一比一，之间靠离子键结合。钠原子将其3s态电子转移到氯原子的3d态上，两者都达到稳定的电子结构。带正电的钠离子与带负电的氯离子相互吸引，稳定的结合在一起。
氯化钠溶於水時，完全电离为钠離子與氯離子。他们会使纯水靠氢键键合形成的正常结构（四面体排列）遭到破坏。Na+与水分子的结合力大约是水分子间氢键的4倍。
从冷溶液中析出的盐當中，每個鹽分子带有两个结晶水：NaCl·2H2O。
氯化钠溶液的检验可分两步完成。首先，向溶液中滴入硝酸酸化过的硝酸银溶液，有白色沉淀（氯化银）产生，证明有Cl-。然后用铂丝蘸取少量溶液，置于酒精灯上灼烧，火焰呈黄色，可证含有Na+。
制法
海水和盐湖是氯化鈉的主要来源。
蒸发咸水（如晾晒海水），在水没有完全蒸干前滤出氯化钠晶体。适合大量生产。
少量精制：将粗盐溶解于水中，过滤掉不溶性杂质，再加精制剂如NaOH、Na2CO3 和CaCl2 等，使SO42−、Ca2+、Mg2+ 等可溶性杂质转化成沉淀，并滤除。最后用盐酸将pH调节至7以下，蒸干溶液，得到氯化钠晶体。
实验室里的制备方法：将过量的盐酸和氢氧化钠，碳酸氫鈉，氧化鈉或碳酸鈉等鈉鹽的水溶液混合，或將過氧化氫與次氯酸鈉溶液混合，蒸干溶液，析出氯化钠晶体。
HCl
(
aq
)
+
NaOH
(
aq
)
⟶
NaCl
(
aq
)
+
H
2
O
(
l
)
{\displaystyle {\ce {HCl(aq) + NaOH(aq) -> NaCl(aq) + H2O(l)}}}
HCl
(
aq
)
+
NaHCO
3
(
aq
)
⟶
NaCl
(
aq
)
+
CO
2
(
g
)
+
## 碳酸氢钠
碳酸氢钠（英語：sodium bicarbonate、IUPAC名：sodium hydrogen carbonate、baking soda）是一种无机化合物，化学式为NaHCO3，俗称小苏打、小蘇打粉、蘇打粉、重曹、焙用鹼等，為白色细小晶体，在水中的溶解度小于碳酸钠，呈弱鹼性。
化學性质
碳酸氢钠是强碱與弱酸經中和作用後生成的酸式鹽，溶於水時呈弱鹼性。
127℃以上開始逐漸分解生成碳酸钠、二氧化碳和水，270℃時完全分解。
2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2↑
常利用此特性作為食品制作过程中的膨松剂。
碳酸氢钠可以和酸反应，生成相应的钠盐：
NaHCO3 + CH3COOH → CH3COONa + H2O + CO2↑
NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2↑
碳酸氢钠溶液可以和镁反应：
4 Mg + 8NaHCO3 + 4 H2O → 3MgCO3·Mg(OH)2·3H2O + 4 Na2CO3 + 4 H2↑ + CO2↑
制法
碳酸氢钠最常见的制备方法是将二氧化碳通入碳酸钠溶液中，结晶得到：
Na2CO3 + CO2 + H2O → 2 NaHCO3
还有一种方法是，电解饱和食盐水的同时，往其中通入过量二氧化碳
2 NaCl + 2 H2O + 2 CO2 -通电→ 2 NaHCO3 + Cl2↑ + H2↑
在此反应中，电解生成碳酸氢钠和氯气、氢气。
碳酸氢钠的工业制法为侯氏制碱法：
NaCl+NH3·H2O+CO2==NaHCO3+NH4Cl
向吸满氨气的饱和食盐水中通二氧化碳，碳酸氢钠溶解度较低，不久后便会沉淀下来
小蘇打可分為藥用、食用、工業用，随着種類不同在購買地點上也不同。其中，工業用的小蘇打粉的純度較低，雜質較多，相對的食用的小蘇打粉純度較高。
烘焙應用
碳酸氫鈉與油脂直接混合時會產生皂化，肥皂味太强烈會影響西點的香味和品質。
碳酸氫鈉經常被用作中和劑，例如平衡巧克力的酸性。同時也可使巧克力的颜色加深，使它看起来更黑亮。
如在西點中加入過量碳酸氫鈉，除了會破壞品質、導致鹼味過重，也會令食用者出現心悸、嘴唇發麻、短暫失去味覺等徵状。
清潔應用
小蘇打粉應用於家庭清潔，可以去污、除臭。因油膩、汙漬或難聞氣味，大多屬於酸性物質（H+，如脂肪酸），當弱鹼性的氫氧根（OH-） 與酸性物質相遇，便會產生中和作用。塗抹髒污靜待數分鐘，之後再輕輕擦拭即可。
如果小蘇打粉與酸性物质如醋混和使用则会发生中和反应，失去清洁力。
醫療應用
小蘇打粉可以口服以治療感冒、胃酸、防重金屬毒害等等，是醫療上最便宜及容易取得的藥方。此外，也可外用，如倒進澡盆裡泡澡，舒緩壓力與肌肉的疼痛。
小蘇打粉加水稱為小蘇打水或蘇打水，與市售的以二氧化碳為成分的碳酸水(亦有稱蘇打水)或氣泡水不同。
参见
碳酸鈉
碳酸
參考文獻
引用
来源
小蘇打的驚人療效+小蘇打應用DVD （页面存档备份，存于互联网档案馆）
小蘇打的驚人療效：臨床實證，從感冒、胃酸過多、氣喘、糖尿病、高血壓到癌症，都能神奇治療！ （页面存档备份，存于互联网档案馆）
延伸閱讀
外部連結
International Chemical Safety Card 1044 （页面存档备份，存于互联网档案馆）
Differences between Baking Soda and Baking Powder
## 氢氧化钙
氫氧化钙，化學式Ca(OH)2，俗稱熟石灰或消石灰，是一種微溶於水的白色固體，其水溶液常稱為石灰水（量大時，形成饱和氢氧化钙溶液和氢氧化钙固体的混合物，可称为石灰乳或石灰漿），強鹼性。在空氣中吸收二氧化碳和水等而變質，通常稱其具有吸水性。一般用於建築或酸性土地的改良。
常见反应
生石灰（氧化钙）与水反应生成氢氧化钙，化学方程式为：
CaO
+
H
2
O
⟶
Ca
(
OH
)
2
{\displaystyle {\ce {CaO + H2O -> Ca(OH)2}}}
當加熱到512℃，水與氫氧化鈣的分壓達到101千帕（常壓），氫氧化鈣分解為氧化鈣和水，化學方程式為：
Ca
(
OH
)
2
⟶
CaO
+
H
2
O
{\displaystyle {\ce {Ca(OH)2 -> CaO + H2O}}}
氢氧化钙会与二氧化碳反应生成碳酸钙与水，化学方程式为：
Ca
(
OH
)
2
+
CO
2
⟶
CaCO
3
↓
+
H
2
O
{\displaystyle {\ce {Ca(OH)2 + CO2 ->CaCO3 v + H2O}}}
该反应常用于检验二氧化碳，陽性結果為氫氧化鈣溶液變成乳白色。
若该反应中二氧化碳过量，则会继续反应，生成碳酸氢钙溶液，液体也就变得澄清：
CaCO
3
+
CO
2
+
H
2
O
⟶
Ca
(
HCO
3
)
2
{\displaystyle {\ce {CaCO3 + CO2 + H2O -> Ca(HCO3)2}}}
氢氧化钙会与碳酸钠或碳酸氢钠反应生成氢氧化钠和碳酸钙，化学方程式：
Ca
(
OH
)
## 酸
根據斯万特·奥古斯特·阿伦尼乌斯的理論，酸（英語：acid，有时用“HA”表示）是指当溶解在水中时，溶液中氢离子的浓度大于纯水中氢离子浓度的化合物。换句话说，酸性溶液的pH值小于水的pH值（25℃时为水的pH值是7）。酸一般呈酸味，但是品尝酸（尤其是高浓度的酸）是非常危險的。酸可以和碱发生中和作用，生成水和盐。酸可分为无机酸和有机酸两种。与酸相对的一种物质是鹼。
氫氯酸（鹽酸）、硫酸和硝酸都被稱為礦酸，因為它們從前都是透過礦物製得的。
濃酸具腐蝕性，而稀酸則具刺激性（稀氫氟酸也具有腐蝕玻璃的能力）。
酸的定义
酸在化学中主要有以下三种定义：
阿伦尼乌斯酸。指的是溶解于水时释放出的阳离子全部是氢离子（H+）的化合物。参看酸碱电离理论。
布仑斯惕-劳里（Brønsted-Lowry）酸。这种定义认为能提供质子的粒子是酸。参看酸碱质子论。它比阿伦尼乌斯的定义要广泛，因为这种定义下的酸包含了不溶于水的物质。
路易斯酸。酸被定义为电子的接受者，这是范围最广泛的定义，因为路易斯酸碱不需要氢或氧的存在。参看酸碱电子论。
酸的性质
帶有酸味
酸性溶液（包含酸溶液）能使通用酸鹼指示剂变成偏暖色。主要是因为酸能释放出氢离子（H+）。
其他指示劑：
藍色石蕊試紙：酸能令藍色石蕊試紙（一種能顯示酸性的紙張）變成紅色。
甲基橙：當pH值是0至3.1，酸能令甲基橙由黃色變成紅色；當pH值是3.1至4.4，酸能令甲基橙由黃色變成橙色。
酸基本上對酚酞不會起顏色變化，維持無色，但當pH值小於0時，酚酞的顏色會轉變成橙紅色；在pH為0至8.2時為無色透明；在pH為8.2至12時為粉紅色；在pH為12以上為無色。
所有酸的水溶液都能夠導電，這是由於氫離子及酸根離子的存在，它們可以在電極之間作電荷交換，從而導電。因此酸也是一種電解質。
和活泼金屬單質反應：
稀酸能與活泼金屬單質（如钙、镁、铁、锌等）產生反應，生成鹽和氫氣。
稀酸 +金屬→氫氣 +鹽
H2SO4 + Ca → H2↑ + CaSO4
H2SO4 + Mg → H2↑ + MgSO4
H2SO4 + Fe → H2↑ + FeSO4
H2SO4 + Zn → H2↑ + ZnSO4
2HCl + Ca → H2↑ + CaCl2
2HCl + Mg → H2↑ + MgCl2
2HCl + Fe → H2↑ + FeCl2
2HCl + Zn → H2↑ + ZnCl2
稀酸不會和銅、汞、銀、鉑、金等金屬反應。稀硝酸和金屬的反應比較特別，它會和金屬產生氧化還原反應，生成一氧化氮NO（無色氣體）而不會產生氫氣(極稀的硝酸會和金屬緩慢反應產生少量的氫氣这点至今仍未被证实)。因此在工業中很少用硝酸直接與金屬接觸製備硝酸鹽，多利用置換反應製造。
要注意的是金屬單質鉛Pb和稀酸（特別是硫酸H2SO4和鹽酸HCl）的反應中，基於鉛的活性较低，起初反應速度十分緩慢，而這反應還會在很短時間內停止。因為氯化鉛PbCl2和硫酸鉛PbSO4也是不水溶性的固體，它會覆蓋在金屬鉛表面形成保護膜阻止了金屬鉛與酸反應，而令該反應逐漸停止。
鉀K和鈉Na由於太過活躍，會和水產生危險的爆炸性反應，因此工業上不會利用此方法製備鉀鹽和鈉鹽。
鋁雖然也是十分活躍，但它一暴露在空氣中就會與空氣中的氧氣生成緻密氧化物保護膜，也會阻止了之後酸和金屬鋁的接觸反應，所以金屬鋁不在此列。鋁能夠與稀的強酸（如稀鹽酸，稀硫酸等）進行反應，生成氫氣和相應的鋁鹽。在常溫下，鋁在濃硝酸和濃硫酸中被鈍化，不與它們反應，所以濃硝酸是用鋁罐（可維持約180小時）運輸的。
和氫氧化物（碱）发生中和反应放出鹽和水
酸 +碱→盐 +水。主要是因为酸中的氢离子（H+）和碱中的氢氧根离子OH−结合成水（H2O），是複分解反應。
HCl + NaOH → H2O + NaCl
H+ + OH− → H2O
和金属氧化物发生反应，生成鹽和水
酸 ＋ 金属氧化物→水 ＋ 盐
2H+ + O2− → H2O
2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
H2SO4 + CuO → CuSO4 + H2O
和鹽反應（产生複分解反應）
酸 +鹽→新鹽 +新酸（强酸→ 弱酸）
2HCl + Na2CO3 → 2NaCl + H2O + CO2↑
H2SO4 + Ba(ClO3)2 → BaSO4 + 2HClO3
和碳酸鹽反應生成鹽、二氧化碳和水
碳酸盐 +稀酸→盐 +二氧化碳 +水
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 ↑+ H2O
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2↑ + H2O
CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2↑ + H2O
CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + CO2↑ + H2O
和碳酸氫鹽反應生成鹽、二氧化碳和水
碳酸氢盐 +稀酸→盐 +二氧化碳 +水
NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2↑ + H2O
2NaHCO3 + H2SO4 → Na2SO4 + 2CO2↑+ 2H2O
Ca(HCO3)2 + 2HCl → CaCl2 + 2CO2↑ + 2H2O
Ca(HCO3)2 + H2SO4 → CaSO4 + 2CO2↑ + 2H2O
酸的分类
按酸分子是否含氧分类
含氧酸
无氧酸
依电离氢离子数目分类
鹽基度是一種酸的每個分子最多能電離出的氫離子的數目。
鹽基度 = 1：一元酸——如氫氯酸、硝酸、亞硝酸、乙酸
HCl → H+ + Cl −
HNO3 → H+ + NO3−
HNO2 → H+ + NO2−
鹽基度 = 2：二元酸——如硫酸、碳酸
H2SO4 → 2H+ + SO42−
H2CO3 → 2H+ + CO32−
鹽基度 = 3：三元酸——如磷酸、檸檬酸
H3PO4 → 3H+ + PO43−
H8C6O7 → 3H+ + H5C6O73−
除一元酸以外的酸都稱為二元酸或多元酸。
酸性與氫離子的關係
所有酸在水溶液中，在特定条件下，可以产生可供化学反应的（水合）氢离子H3O+，从而表达出酸性。这包括两类情形：
常见的易溶酸如H3PO4，在溶液中电离产生H3O+：
H3PO4 + H2O → H3O+ + H2PO4−
难溶酸如H4SiO4，其溶于水的分子亦可电离产生H3O+：
H4SiO4 + H2O → H3O+ + H3SiO4−
电离产生的H3O+可与碱发生化学反应。当酸充分强时，电离产生的H3O+浓度大，可与活泼金属反应产生氢气，或与特定的盐发生复分解反应。
某些酸如H3BO3，Al(OH)3，溶于水的分子本身不能电离产生H+。它们作为路易斯酸体现酸性，即，与水电离产生的OH-结合，释放水电离产生的H3O+参与反应，从而表达出酸性：
H3BO3 + 2H2O → H3O+ + B(OH)4−
Al(OH)3 + 2H2O → H3O+ + Al(OH)4−
纯水电离产生的H3O+与OH-浓度相同。酸性物质溶于水的分子将以上述两类方式之一造成H3O+浓度上升，超过OH-浓度。酸溶液的H3O+离子浓度愈高，其酸度就愈高。
濃酸的危險性
濃酸常有強烈腐蝕性，有些还伴有其他特性，如具有强氧化性
## 碱
在各种酸碱理论中，碱（英語：alkali，源於阿拉伯語 القلوي al-qaly）都是指与酸相对的一类物质。鹼多指鹼金屬及鹼土金屬的氢氧化物和氧化物，而对碱最常见的定义是根据阿伦尼乌斯提出的酸碱离子理论作出的定义：碱是一种在水溶液中可以电离出氢氧根离子并且不产生其它阴离子的化合物。随后这个定义被扩展为提供氢氧根或者吸收氢离子的化合物。
鹼
在阿伦尼乌斯酸碱离子理论中，碱都是可溶于水的，并且它们的水溶液的pH值都大于7。碱在溶液里提供氢氧根或者吸收氢离子，造成溶液中的OH−比H+多，而常温下纯水的pH值为7——即中性时OH−的浓度为10−7mol/L，所以使得pH值上升。
如1mol/L的氢氧化钠溶液，
NaOH
⟶
Na
+
+
OH
−
{\displaystyle {\ce {NaOH -> Na+ + OH-}}}
按上式完全电离，氢氧根浓度也是1mol/L，根据水的离子积得[H+]=10−14mol/L，所以此时溶液的pH为14。
一些非氢氧化物可以在水中水解，产生氢氧根而显碱性：
Na
2
CO
3
+
H
2
O
⟶
2
Na
+
+
HCO
3
−
+
OH
−
{\displaystyle {\ce {Na2CO3 + H2O -> 2Na+ + HCO3- + OH-}}}
NH
3
+
H
2
O
⟶
NH
4
+
+
OH
−
{\displaystyle {\ce {NH3 + H2O -> NH4+ + OH-}}}
但只要是能在水中产生氢氧根的物质，就都能与酸（尤其是强酸）发生中和反应。以NaOH和HCl的反应为例：
NaOH
⟶
Na
+
+
OH
−
{\displaystyle {\ce {NaOH -> Na+ + OH-}}}
HCl
⟶
H
+
+
Cl
−
{\displaystyle {\ce {HCl -> H+ + Cl-}}}
然后生成水：
H
+
+
OH
−
⟶
H
## 盐
食鹽是一種調味劑，能產生人類能感知的鹹味，常在烹飪和享用食物時用作調味。常見的餐桌鹽是一種含有97至99%的氯化钠的精製鹽，另外還有未經提純的粗鹽、以氯化鉀取代氯化鈉的低鈉鹽、加入了碘化合物以防止使用者出現碘缺乏的碘鹽等。
鹽中的鈉是人體必需的營養素之一，可作為人體所需的電解質和滲透溶質，但過度食用食鹽會增加心血管疾病的風險，例如兒童和成人的高血壓症狀。早有以鹽對健康的影響为研究對象的研究。根據這些研究的結果，世界許多衛生機構及已開發國家的專家們都建議人們少吃些常見的高鹽食物。世界衛生組織建議，成年人每天應攝取少於2,000毫克的鈉，相當於5公克食鹽。
鹽主要從鹽礦提取，自然結晶成礦的鹽稱作「岩鹽」或「石鹽」。鹽也可由海水和富含礦物的溫泉中蒸發而成。鹽是海水最主要的礦物成分，含量較高，稱為海鹽。在海洋的浮游生物界，每公升海水含有約35克（1.2盎司）鹽分，鹽度是35‰。動物組織含有的鹽分相較植物組織為多。
在全球，鹽的年產量約3億噸，其中只有6%供人類食用（食鹽），其餘用途包括水處理、公路除冰、農業用途等。不少加工食品亦含有食鹽。鹽也用於保存食品。
歷史
纵观整个人类历史，盐的取得便是进入文明社会的标志，此过程中提取的鹽可能和最初人口增長有直接的關係。这是由于遊牧民族以牛羊肉为主食，不用鹽，因為肉類、血液和乳汁等動物組織裡含鹽量通常比植物組織多；而以穀物和蔬菜为主食的农耕民族則需在膳食中补充鹽份。
生產
有證據顯示最早在公元前6050年的新石器时代，克克塔尼文化的人会使用陶器煮沸含鹽的泉水，以提取其中的鹽；而中國大約在同一時期也已有鹽業存在。在中国山西省运城市鹽湖和羅馬尼亞皮亞特拉-尼亞姆茨鹽泉附近的波亞納斯拉蒂納（Poiana Slatinei）考古遺址中，是目前可查證最古老鹽場之一；另在保加利亞的索爾尼特历史，可以追溯至公元前5400年，曾一度被認作是歐洲最早提供鹽礦的城市。公元前3000年的古埃及人的陵墓中有鹽、鹽漬魚和鳥等祭品。
貿易
鹽可能早已在新石器时代安那托利亞的黑曜岩交易中用作以物易物。随着文明的传播，鹽成为了世界主要贸易商品之一。大約在公元前2800年，埃及人開始以鹹魚交易腓尼基人的杉木、玻璃以及骨螺紫的染料。腓尼基人同时也和夥伴們交易埃及的鹹魚、北非的鹽等商品。他们的贸易王国遍布整个地中海。在公元前1000年期間，凱爾特人的社區透过與古希腊及古罗马交易鹽和咸肉致富，並與它們換取葡萄酒和其他奢侈品。希羅多德在公元前5世紀描写了穿越利比亚的食鹽贸易路线。罗马帝国早期修建了从奥斯提亚的盐盘到首都的萨拉里亚道，以运送食鹽。在古代，鹽巴對於希伯來、希臘、羅馬、拜占庭、赫梯和埃及等人來說皆是珍品。食鹽成為一項重要的貿易品，當時的人們會把食鹽經地中海船運，運經特地為食鹽而建的道路，再以{駝隊穿過撒哈拉。在撒哈拉以南非洲，鹽曾作為貨幣使用，例如在埃塞俄比亚岩鹽磚曾被用作硬幣。在6世纪的摩尔商人手里，盐可以与等质量的黄金交换。傳統上，圖瓦雷克人维護著一條橫越撒哈拉沙漠的路線，特別是鹽馬幫用以運輸鹽的路線。雖然現今在尼日爾南部的馬幫們往返比爾馬时依然会穿越沙漠，但是大部分的貿易都是以卡車運輸。每隻駱駝前往比爾馬時帶着兩捆饲料和兩份貿易品，返回时則馱著對方用來交換的鹽柱和海棗。
稅收與戰爭
据说克里斯托弗·哥伦布的航海活动就是用西班牙南部的盐税资助的。而在貿易路線以陆路为主的城市会徵收關稅，利物浦等城鎮也会通过出口從柴郡的鹽礦中提取的鹽以帶動經濟的發展。鹽也引发了不少冲突与战争。有些國家之間為了食鹽而動起干戈。威尼斯便曾与熱那亞为鹽而戰，并贏得胜利。鹽在美國革命中也起到了重要的作用：美國的抗爭積極分子中便有製盐者；英國的一部分戰略是否認來自美國的反叛者帶了鹽過去。高昂的鹽稅也是法国大革命的起因之一。但在法国大革命鹽稅廢除不久後，拿破仑一世便成為了皇帝，並宣布重新課徵鹽稅以应对對外戰爭的開支。直到1945年法國鹽稅才被再度廢除。1930年，为了抗议英国殖民统治下的食鹽專營制度，圣雄甘地率领了100,000名以上的支持者举行了名为“盐进军”的抗议活动。他们走至海邊，将海水煮沸以取得盐类。这种公民不服從的精神激励了成千上万的普通百姓，并让印度独立从精英人士的主张变为了全国性的运动。
成分與作用
鹽的主要成分是氯化鈉，而其他成分則來源於生產過程中的殘留物質，或是有意添加的，如防止結塊的抗結劑。
氯化鈉
钠離子是一种在人体中有重要作用的电解质，為神经和肌肉正常活动之所需，还能维持体内的渗透压。人类膳食中大多数的钠来自食鹽。
食鹽中钠的质量分数略低于40%，所以6克（1勺）盐中含钠2,300毫克。西方国家每人每天摄入约10克食鹽，而东欧和亚洲国家摄入量较低。很多加工食品含钠量较高，摄取后会显著增加钠的摄入量。美国人摄入的钠中有75%来自加工食品和饭店菜肴，11%来自家庭烹饪和调味，其余则是食物中天然存在的。
因为鈉摄入过多会增加罹患心血管疾病、中風和腎病的风险，卫生机构普遍建议人们降低膳食中食鹽的摄入量。有研究建议，限制食鹽摄入的长期目标应为每天3克。每天少摄入1,000毫克钠，心血管疾病发病率就降低30%。没有急性疾病的成人和儿童减少日常钠的摄入能降低血压。低钠膳食还能改善高血壓患者的病情。然而，也有研究称没有足够证据表明每天钠摄入量低于2,300毫克和心血管疾病风险的关系。世界卫生组织建议成人每天钠的摄入量应少于2,000毫克（相当于5克食鹽）。美国建议一般人每天钠的摄入量应小于2,300毫克，而非裔美国人、高血压、糖尿病和慢性肾病患者以及51岁以上人士每天钠的摄入量应不超过1,500毫克。
碘
碘是人類需要的重要微量元素之一，碘缺乏可能導致甲狀腺機能低下症（甲狀腺分泌的甲狀腺素不足），或令成人出現甲狀腺腫、兒童出現克汀病。1924年起，為了解决前述這些病症，人們在一般食鹽中掺入碘化鉀、碘化鈉或碘酸鈉製得混合物，稱為「碘鹽」。有時亦會加入右旋糖來穩定碘質。其中碘缺乏病是智能障礙最大的可避免原因。在使用碘鹽的國家，碘鹽顯著降低了碘缺乏導致的病症。各国碘鹽中的碘含量和加入碘化合物的种类不尽相同，例如美国碘鹽含碘量为百萬分之46至77，而英国的建议标准为百萬分之10至22，中国卫生部則规定各地可根据实际情况确定碘鹽含碘量，平均值在20-30毫克/千克，允许上下有30%的浮动。
氟化物
膳食中缺氟可导致龋齿发病率大幅增加。食鹽中添加氟化物可减少蛀牙的发生，对尚未实行牙膏加氟和饮水加氟的国家尤为有益，因此在这些国家也更为常见。例如法国有35%的市售食鹽添加了氟化鈉。
抗結劑
食鹽中通常會添加矽鋁酸鈉或碳酸鎂等抗結劑以防結塊。磷酸钙、碳酸鈣、脂肪酸、酸式盐、氧化镁、二氧化硅、矽酸鈣及矽鋁酸鈣有時亦會被用作抗结剂。歐盟與美國的食品藥物管理機構均准許在上述兩種含铝化合物中使用铝。亚铁氰化钠有時亦會被採用。
在食鹽加入抗结剂的做法最早始於1911年，當時使用的抗结剂是碳酸鎂，可以令鹽粒更自由地流動。1988年，英國的食品化學成分、消費性產品與食品之毒性委員會認為亚铁氰化钠作為食品添加剂的安全性「暫時可接受」。
乾燥劑
有些人會自行在鹽瓶中加上生稻米或蘇打餅等干燥剂，用來
## 氧化物
氧化物（oxide），是负价氧和另外一个化學元素組成的二元化合物，例如氧化鐵（Fe2O3）或氧化鋁（Al2O3），通常經由氧化反應產生。氧化物在地球的地殻極度普遍，而在宇宙中也是如此。
氧化物离子（O2−，oxide ion）是氢氧根（OH−）离子的共轭碱，存在某些氧化物离子晶体中。自由的氧离子具强碱性（pKa ~ 36），在水溶液中是不稳定的。
O
2
−
+
H
2
O
→
2
O
H
−
{\displaystyle {\rm {O^{2-}+H_{2}O\rightarrow 2OH^{-}}}}
氧化物中的氧元素应该呈负氧化态。如果含氧二元化合物中的氧为正氧化态，例如二氟化二氧（O2F2）和二氟化氧（OF2），则它们一般称为氟化物，而非氧化物。
性质
氧化物一般不導電。這屬性最常以二氧化硅取得優勢，況且矽能輕易氧化而成品能製造成電晶體。這是現代電腦科技的多數基本組成。
除碱金属外，金属氧化物一般难溶于水，可通过单质与氧化合，或灼烧金属氢氧化物、碳酸盐、硝酸盐等盐类得到。非金属氧化物容易发生水解。
可以与碱发生反应生成盐和水的氧化物称为酸性氧化物；可以与酸发生反应生成盐和水的氧化物称为碱性氧化物；与酸和碱都可以发生反应，生成盐和水的氧化物称为两性氧化物。非金属氧化物一般是酸性氧化物，金属氧化物一般是碱性氧化物，但也有少数例外，如高价氧化物七氧化二锰（Mn2O7）和三氧化铬（CrO3）等。
分类
成盐氧化物
酸性氧化物（酸酐）
碱性氧化物
两性氧化物
不成盐氧化物
參見
氫氧化物—OH−
过氧化物—O22−
超氧化物—O2−
臭氧化物—O3−
二氧基鹽—O2+
超氧酸—HO2
## 过氧化物
过氧化物，指一类含有过氧基－O－O－的化合物，具有强氧化性，又可分為有機過氧化物與無機過氧化物。在包含过氧基的化合物中，每个氧原子的氧化数为-1。1798年德国科学家亚历山大·冯·洪堡（Alexander von Humboldt）即製造出过氧化钡。1818年泰纳尔合成过氧化氢，即今日我們最常見的雙氧水。
无机过氧化物
含有过氧基－O－O－的无机物，如：
過氧化氫（
H
2
O
2
{\displaystyle {\ce {H2O2}}}
）
过氧化钠（
Na
2
O
2
{\displaystyle {\ce {Na2O2}}}
）
过氧化钾（
K
2
O
2
{\displaystyle {\ce {K2O2}}}
）
过氧化钙（
CaO
2
{\displaystyle {\ce {CaO2}}}
）
过氧化镁（
MgO
2
{\displaystyle {\ce {MgO2}}}
）
過氧化鍶（
SrO
2
{\displaystyle {\ce {SrO2}}}
）
过氧化鋅（
ZnO
2
{\displaystyle {\ce {ZnO2}}}
）
过一硫酸氢钾（
2
KHSO
5
⋅
KHSO
4
⋅
K
2
SO
4
{\displaystyle {\ce {2KHSO5 * KHSO4 * K2SO4}}}
）
有机过氧化物
含有过氧基－O－O－的有機物，如：过氧乙酸（CH3CO2OH）。
参考资料
參看
氧化物
超氧化物
臭氧化物
## 化学反应
化学反应（chemical reaction）是一组化学物质转化（transform）为另一组不同化学物质的过程；前者称作反应物，后者称为生成物。当化学反应发生时，组成物质的原子会重新排列组合而产生化学性质不同的新物质，併伴随能量变化。
在微观尺度下，化学反应只发生在原子核外，涉及核外电子的转移、共用或重新排列组合，同时发生原子间作用力或化学键的消失或生成。化学反应的前后，所有原子的种类与数量完全相同，因此总质量也不变。
化学变化（chemical change）是一个化学系统中，因化学反应的净效应，导致在宏观尺度上其化学组成、化学结构及化学性质发生可观测、不逆转之改变的现象。也可说化学变化是化学反应的结果。
化学反应和化学变化两者常作同义词混用，但在语义上有细微的区别：化学反应侧重过程和微观的原子行为，即原子的具体动作所衍生出来的反应式；化学变化侧重结果和宏观的物质侦测，即物质化学性质的改变所观察到的现象。再者，做化学实验时，可能在微观下确实发生了化学反应（少量分子的化学性质改变了），但如果没有产生足够多而可侦测到的新物质，在宏观上可以说是没有发生化学变化（各反应物的整体化学性质没有改变）。此外，在一个达到平衡的化学系统中，微观下，化学反应（正逆反应）仍在不断进行，许多分子正在变成新分子；但宏观上，物质的组成没有继续改变，因此可说是化学变化已经停止，没有新物质净产出。
化学性质（chemical property）是物质在发生化学反应时所表现出来的特性。因此，只能借由化学反应的过程来观察化学性质，而无法直接观察或测量物质的化学性质。化学性质的例子有：反应性（活性）、可燃性/助燃性、酸鹼性、氧化性/还原性、穩定性、毒性等等。
化学反应的种类
化學反應通常和化學鍵的形成與斷裂有關，可以是一個分子接觸另一個分子合成為大分子，或者分子經斷裂分開形成兩個以上的小分子，或是分子內部的原子重組。特別注意化學反應不會以任何方式改變原子核，而仅限於在原子外的電子雲交互作用。雖然核變形後可能會引發化學反應，但是核反應與化學反應無關，因為核反應會改變反應的原子，變成另一種原子，根據化学反应的質量守恆，反應前後原子之種類數目皆不變，核反應不符合此定律，因此核反應不属于一种化學反應。
有几種主要化學反應如下所示：
化合反应（
A
+
B
→
C
{\displaystyle {\rm {A+B\rightarrow C\,}}}
）：由两种或两种以上物质生成另一种物质的反应
分解反应（
A
→
B
+
C
{\displaystyle {\rm {A\rightarrow B+C\,}}}
）：由一种反应物生成两种或两种以上其他物质的反应
无机反应：指以无机化合物为反应物的各种反应。
置换反应/單取代反應（
A
+
B
C
→
A
C
+
B
{\displaystyle {\rm {A+BC\rightarrow AC+B\,}}}
）：表示額外的反應元素取代化合物中的一個元素。
复分解反应/雙取代反應（
A
C
+
B
D
→
A
D
+
B
C
{\displaystyle {\rm {AC+BD\rightarrow AD+BC\,}}}
）：兩個化合物交換元素或離子形成不同的化合物，大多发生在水溶液中。
有機反應：指有机化合物為反应物的各種反應。
取代反应（
A
B
+
C
D
{\displaystyle {\rm {AB+CD\,}}}
（小分子）
→
A
D
+
C
B
{\displaystyle {\rm {\rightarrow AD+CB\,}}}
（小分子））：底物与小分子物质交换原子或原子团的过程。
加成反应（
A
+
B
→
C
{\displaystyle {\rm {A+B\rightarrow C\,}}}
）：底物不饱和度降低的过程。
消除反应（
A
→
B
+
C
{\displaystyle {\rm {A\rightarrow B+C\,}}}
）：底物不饱和度升高的过程，是加成反应的逆反应。
## 化合反应
化合反应是一类化学反应的总称（通常是指无机反应），是指两种或两种以上的反应物经过化学反应生成一种产物。例如，氢气和氧气燃烧生成水就是化合反应。碳酸钙、水和二氧化碳反应生成碳酸氢钙，这反应也是化合反应。通常化合反应都是放热反应。
例子
2
Mg
+
O
2
=
2
MgO
{\displaystyle {\ce {2Mg + O2 = 2MgO}}}
2
H
2
+
O
2
=
2
H
2
O
{\displaystyle {\ce {2H2 + O2 = 2H2O}}}
C
+
O
2
=
CO
2
{\displaystyle {\ce {C + O2 = CO2}}}
CaO
+
CO
2
=
CaCO
3
{\displaystyle {\ce {CaO + CO2 = CaCO3}}}
参见
分解反应
置换反应
复分解反应
参考資源
N. De Leon. Chemistry 101 Class Notes. [2021-12-25]. （原始内容存档于2021-12-25）.
## 分解反应
分解反应（decomposition reaction）是由一种化合物在某特定条件下生成两种或两种以上化合物或单质的过程，为化学反应的常见类型之一。
例如：水在通电的情况下会分解成氢气和氧气；氯酸钾加热分解成氯化钾和氧气等。
大多数分解反应是常见的吸热反应。
反應公式
一般反應
公式
一般的分解反應的公式：
AB
⟶
A
+
B
{\displaystyle {\ce {AB -> A + B}}}
例子
電解水來產生氫氣和氧氣：
2
H
2
O
⟶
2
H
2
↑
+
O
2
↑
{\displaystyle {\ce {2H2O -> 2H2 ^ + O2 ^}}}
附加例子
一個自發分解的例子是雙氧水，它會緩慢地分解為水和氧氣：
2
H
2
O
2
⟶
2
H
2
O
+
O
2
↑
{\displaystyle {\ce {2H2O2 -> 2H2O + O2 ^}}}
碳酸鹽被加熱時會分解(碳酸H2CO3例外，碳酸會緩慢地分解為二氧化碳和水：
H
2
CO
3
⟶
H
2
O
+
CO
2
↑
{\displaystyle {\ce {H2CO3 -> H2O + CO2 ^}}}
其他碳酸鹽被加熱時會分解為其金屬的氧化物和二氧化碳：
M
CO
3
⟶
M
O
+
CO
2
{\displaystyle {\ce {{\it {M}}CO3->{\it {M}}O\ +CO2}}}
(M是任何金屬)
例子是碳酸鈣：
CaCO
3
## 置换反应
置換反應又稱單置換反應，是指一種元素或化合物的離子根與一種離子化合物發生的反應，狹義氧化還原反應是置換反應的一種，且必為廣義的氧化還原反應。在反應中，關鍵在於還原性或氧化性的強弱，還原性或氧化性強的物質與相對較弱的物質進行置換。置换反应是无机化学反应的基本类型之一，指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。
A
+
BC
⟶
AC
+
B
{\displaystyle {\ce {A + BC -> AC + B}}}
這就是反應的通式，其中:
A 和 B 代表不同金屬（或氫等可以產生陽離子的元素），而 C 為陰離子；
或
A 和 B 代表鹵素，而 C 是陽離子。
上面是一个置换反应的例子，反应前后各元素氧化態可能改变。
在置換反應中，只會有正離子或負離子的其中一方進行置換，沒有進行反應的離子為旁觀離子。上面的例子中硫酸根為旁觀離子。
反应式
在置換反應中，一般可以有兩種化學式，一種是標準的化學方程式，另一種是離子化學式（半化學式）。
基於旁觀離子並沒有進行化學反應，因此在化學方程式中省略旁觀離子的部份，並得出離子化學式。因此，離子化學式的左右兩方也帶有相同的電荷。
例子
假使A和B的離子電荷為2+，X為2-。
化學式：
A
(
s
)
+
B
X
(
a
q
)
→
B
(
s
)
+
A
X
(
a
q
)
{\displaystyle {\rm {A_{(s)}+BX_{(aq)}\rightarrow B_{(s)}+AX_{(aq)}}}}
實例：
F
e
(
s
)
+
C
u
S
(
a
q
)
→
C
u
(
s
)
+
F
e
S
(
a
q
)
{\displaystyle {\rm {Fe_{(s)}+CuS_{(aq)}\rightarrow Cu_{(s)}+FeS_{(aq)}}}}
離子化學式：
A
+
B
2
+
→
B
+
A
2
+
{\displaystyle {\rm {A+B^{2+}\rightarrow B+A^{2+}}}}
實例：
F
e
+
C
u
2
+
→
C
u
+
F
e
2
## 氧化还原反应
氧化還原反應（英語：Redox，全称为英語：oxidation–reduction，直译：「氧化—还原」或英語：reduction–oxidation，直译：「还原—氧化」）是一種化學反應，在这种化学反应过程中，反应物之间发生电子转移，从而导致一個基质的氧化態發生變化。这种反应可以理解成由两个半反应构成，即氧化反应和还原反应，而反应前后元素的氧化数具有相应的升降变化。氧化是指失去電子或氧化態的增加，而還原則是指獲得電子或氧化態的降低。此类反应都遵守电荷守恒。在氧化還原反應裡，氧化與還原必然以等量同時進行。
术语
“Redox”（氧化还原）是“reduction”（还原）和“oxidation”（氧化）的混成词（red + ox = redox）。该术语首次出现在1928年莱昂诺尔·米夏埃利斯和路易斯·巴克豪斯·弗莱克斯纳的一篇文章中。
定義
氧化還原反應有兩種類型：
電子轉移-通常只有一個電子從被氧化的原子流向被還原的原子。這類型的氧化還原反應經常以氧化還原對和電極電位來討論。
原子轉移-原子從一個基質轉移到另一個基質。例如，在鐵的生鏽過程中，鐵原子的氧化態增加，因為鐵轉化為氧化物，同時氧的氧化態降低，因為它接受了由鐵釋放的電子。雖然氧化反應通常與氧化物的形成有關，但其他化學物質也可以起到相同的作用。在氫化反應中，像C=C這樣的鍵通過氫原子的轉移被還原。
还原剂　+　氧化剂　→　氧化产物（氧化数升高）　+　还原产物（氧化数降低）
一般来说，同一反应中还原产物的还原性比还原剂弱，氧化产物的氧化性比氧化剂弱，这就是所谓“强还原剂制弱还原剂，强氧化剂制弱氧化剂”。換言之：
氧化劑得电子，化合价降低，會「消耗」自己的氧化能力將還原劑氧化，本身被还原
還原劑失电子，化合价升高，會「消耗」自己的還原能力將氧化劑還原，本身被氧化
舉個例子︰
X
e
−
+
Y
→
X
+
Y
e
−
{\displaystyle Xe^{-}+Y\to X+Ye^{-}}
X
e
−
{\displaystyle Xe^{-}}
被氧化（oxidized），
Y
{\displaystyle Y}
被還原（reduced）。
根據反應的實際情況，氧化還原有不同的定義：
根據電子得失
氧化：失去電子。
還原：得到電子。
這個是最基本、終極的氧化還原的定義，也是廣義氧化還原的定義。
根據氧化數
氧化：氧化數升高
還原：氧化數降低
有時候很難以電子得失作判斷（例如哈伯法裏面氫氣和氮氣的反應，生成物氨並不是離子化合物，電子由雙方共有，沒有一方原子「接受」或「給出」電子），那麽就可以利用氧化數判斷哪一方是被氧化、還原。
根據氧的得失
氧化：得到氧
還原：失去氧
易直接认为氧化还原反应中“被氧化”代表得到氧。可是因爲不是每個反應都涉及到氧的得失（例如金屬鈉和氯氣的反應），所以這個是狹義氧化還原的定義。
根據氫的得失
氧化：失去氫
還原：得到氫
是一個不太普遍的定義，常用於有機化學、生物化學。例子：一級醇氧化到醛的過程中，碳失去了一個氫，因此那是氧化反應。三級醇不能被氧化劑氧化，原因正是三級碳上沒有氫。而加氫反應（烯烴生成烷烴、苯的伯奇還原等）等是還原反應。
範例
以酸性条件下過錳酸鹽（
MnO
4
−
{\displaystyle {\ce {{MnO4}^{-}}}}
）與草酸根（
C
2
O
4
2
−
{\displaystyle {\ce {{C2O4}^{2-}}}}
）做为例子，
MnO
4
−
{\displaystyle {\ce {{MnO4}^{-}}}}
发生还原反应，故为氧化剂，
## 复分解反应
複分解反应，有時又稱雙置換反應，是一種化學過程，涉及兩種反應化學物質之間的鍵交換，從而產生具有相似或相同鍵合關係的產物。該反應由一般方案表示：
AB
+
CD
⟶
AD
+
CB
{\displaystyle {\ce {AB + CD -> AD + CB}}}
此反应必发生在水溶液中，它是基本类型的化学反应之一。複分解都不是氧化还原反应（有些反应是複分解产物再发生氧化还原，而不是複分解的结果）。
上图是一个复分解反应示例。图中的各种物质组成元素、原子团的化合价在反应前后保持不变。
有机化学中的类似反应为取代反应。
发生条件
鹼性氧化物加酸
Na
2
O
+
2
HCl
⟶
2
NaCl
+
H
2
O
{\displaystyle {\ce {Na2O + 2HCl -> 2NaCl + H2O}}}
Fe
2
O
3
+
6
HCl
⟶
2
FeCl
3
+
3
H
2
O
{\displaystyle {\ce {Fe2O3 + 6HCl -> 2FeCl3 + 3H2O}}}
(盐酸除铁锈）
概括：碱+酸=盐+水
酸加鹼
NaOH
+
HCl
⟶
NaCl
+
H
2
O
{\displaystyle {\ce {NaOH + HCl -> NaCl + H2O}}}
概括：酸+碱=盐+水
酸加盐
2
HCl
+
CaCO
3
⟶
CaCl
2
+
H
2
O
+
CO
2
↑
{\displaystyle {\ce {2HCl + CaCO3 -> CaCl2 + H2O + CO2 ^}}}
（实验室制二氧化碳）
概括：酸+盐=新盐+新酸
鹼加鹽
2
NaOH
+
CuSO
4
⟶
Na
2
## 燃烧
燃燒（Combustion）是一個快速放熱過程，是可燃物與氧化劑相互做氧化还原的化學反應時，化學能快速釋放為熱能和辐射能的過程。由於化學能屬位能，而熱能和辐射能屬動能，宏觀而言燃燒是位能轉換為動能的過程。
傳熱的速度會造成燃燒定義的灰色地帶——鐵鏽因為有氧化作用可視作氧化不可視為燃燒；而僅傳熱而完全不氧化的電燈泡（電燈泡內無氧）則不是燃燒。
发光发热的氧化还原反应都可以属于广义上的燃烧。
燃燒需要三種要素並存才能發生，分別是可燃物如燃料、助燃物如氧氣、以及溫度要達到燃点。燃燒三要素並稱為火三角。助燃物是燃燒反應中的氧化劑，氧氣是燃燒反應中最常見的助燃物，但其他化合物也可能是助燃物，例如鎂帶可以在二氧化碳中燃燒，此時二氧化碳即為助燃物。
在一個完整的燃燒反應中，一物質和氧化劑（如氧氣、氟氣）反應，其生成物為燃料的各元素氧化反應後的產物。例如：
CH
4
+
2
O
2
⟶
CO
2
+
2
H
2
O
+
{\displaystyle {\ce {CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O +}}}
能量
CH
2
S
+
6
F
2
⟶
CF
4
+
2
HF
+
SF
6
{\displaystyle {\ce {CH2S + 6F2 -> CF4 + 2HF + SF6}}}
2
H
2
+
O
2
⟶
2
H
2
O
+
{\displaystyle {\ce {2H2 + O2 -> 2H2O +}}}
能量
然而在真實情況下不可能達到完整的燃燒反應。當燃燒反應達到化學平衡時，會產生多種主要和次要產物；例如燃燒碳時會產生一氧化碳和煤煙。此外，在大氣中發生燃燒反應時，因為大氣中含有78%的氮氣的緣故，會產生各式各樣的氮氧化物和氮化物。
分類——按能量傳遞方式
燃燒過程所轉化的能量有兩大傳遞方式：
緩燃
緩燃（Deflagration）以傳熱方式、低於音速地燃燒，日常絕大部份火災皆屬緩燃，可以有但不必全有光（即火焰）、熱、煙。低於音速的爆炸亦屬緩燃。與另一大能量傳遞方式都有俗稱爆燃而彼此混淆。而悶燒（Smouldering）特指冒煙但沒光（即沒火焰）的火。
爆轟
爆轟（Detonation）以衝擊波方式、超音速燃燒。超音速的爆炸亦屬爆轟。與另一大能量傳遞方式都有俗稱爆燃而彼此混淆。
緩燃向爆轟轉捩
緩燃向爆轟轉捩（DDT，Deflagration to detonation transition）
分類——按化學反應是否完整
完全燃燒
完全燃燒是指燃料和充量的助燃物完全進行燃燒反應。當碳氫化合物在氧氣中燃燒時，一般會產生二氧化碳和水。化學元素在燃燒時多半會生成氧化物﹐例如碳會變成二氧化碳﹐硫會變成二氧化硫﹐鐵會變成氧化鐵。若助燃物是氧氣時，氮一般是視為不會燃燒，但若助燃物是空氣時，會形成少量的氮氧化物（NOx）。
燃燒後的產物不一定是氧化數最高的氧化數，而且形成的氧化數和溫度有關。例如將硫在空氣中燃燒，不容易形成三氧化硫。在溫度超過2,800 °F（1,540 °C）時，會開始產生NOx，更高溫時的NOx更多。NOx的量
## 爆炸
爆炸是某一物质系统在发生迅速的物理变化或化学反應时，系统本身的能量借助于气体的急剧膨胀而转化为对周围介质做机械功，通常同时伴随有强烈放热、发光和声响的效应。
爆炸的定義主要是指在爆炸發生當時產生的穩定爆轟波，亦是有一定體積的氣體在短時間內以恆定的速率、輻射性地高速脹大（壓力變化），沒有指明一定要有熱量或光的產生。
由於急劇的化學反應在一定被限制的環境內導致氣體劇烈膨脹，這能使密閉環境的外壁損壞甚至破裂、粉碎造成爆炸的效果。爆炸還會破壞附近之物體與生物個體。另外天體撞擊或雷擊時引發之物理變化（包括伴隨著之物體碎裂飛散與閃光等）亦可稱為爆炸。
爆炸可分為爆轟和爆燃，兩者為強度差別，前者燃燒速度超越音速，後者則低於音速。
在一般中學課程中，會有檢測物質這一課程，其中檢測氫的方法就是在空氣中燃燒氫氣，並會發出爆鳴聲，當中的爆鳴聲是來自氫與氧的結合時所瞬間釋出的能量，此情況亦為爆炸，只是規模較小。
著名爆炸事件
王恭厰大爆炸（中国北京）
通古斯大爆炸（俄罗斯西伯利亚）
死丘事件（印度）
1991年光明烟花厂大爆炸（马来西亚雪兰莪）
參見
大爆炸
爆裂物
炸藥
火药
导弹
爆轟
爆燃
爆速
燃烧
粉尘爆炸
爆炸極限
內爆: 反义词 of explosion
内燃机
蘑菇雲
往复式发动机
參考資料
## 溶液
溶液（英語：Solution），又稱為單一相均勻混合物（英語：Homogeneous Mixture），是将一种純物质以分子或离子的状态均相、稳定的分布在另一种纯物质得到的分散体系；可能是固態、液態或是氣態甚至是其組合；可能導電也可能不導電；可能是固體、膠體或具流動性。溶液不是純物質，不具有一定的組成及一定的性質。但是組成溶液的粒子均勻，肉眼上無法分辨，也無法用傾析法分離組成物。儘管如此，所有的溶液仍可以在物理或化學方法的範圍內分離出內容物。
溶液形成，物質分散的過程稱為溶解。在溶解的過程中，有沒有發生變化的、體積最大的、量多的叫做溶劑，水是最常见的溶剂，故通常将水溶液简称为溶液。除了溶劑以外的、量少的叫做溶質，溶剂可以是乙醇、汽油、苯等有机化合物。每升溶液中所含溶質的物质的量稱為浓度；溶質在穩定態下所能達到的最大濃度稱為溶解度；濃度低於溶解度的稱為未飽和溶液，濃度等於溶解度的稱為飽和溶液，濃度大於溶解度的稱為過飽和溶液。常見的溶液包括:
溶液的性質
溶解
溶解是指溶劑分子和溶質分子或離子吸引並結合的過程。 當離子溶解時，它們會散布開來並被溶劑分子包裹。 離子越大，能包裹它的溶劑分子就越多。 有時，溶解會產生放熱、吸熱的現象。
濃度
濃度(英語：Concentration)，是指一定量溶液或溶劑中，一溶質的量。常見表示法包括:
質量百分濃度（亦稱質量分數，
P
%
{\displaystyle P\%}
或
W
%
{\displaystyle W\%}
）：溶質重除以溶液重，換算為百分比，單位為
%
{\displaystyle \%}
。最常見。
體積百分濃度（亦稱體積分數，
V
%
{\displaystyle V\%}
）：溶質體積除以溶液體積，換算為百分比，單位為
%
{\displaystyle \%}
。常用於酒精和有機溶液。
體積莫耳濃度（簡稱莫耳濃度，
C
M
{\displaystyle C_{M}}
）：每一公升溶液中，所含溶質莫耳數，單位為
M
{\displaystyle M}
。常用於液體。
質量莫耳濃度（
C
m
{\displaystyle C_{m}}
）：每一公斤溶劑，所含的溶質莫耳數，單位為
m
{\displaystyle m}
。較少見。
百萬分濃度（亦稱百萬分率、百萬分點濃度，ppm）：指每1000克溶液所含的溶質質量（以毫克計）。常用於濃度極低者。
十億分濃度（亦稱十億分率、十億分點濃度，ppb）：指每1000克溶液所含的溶質質量（以微克計）。常用於濃度極低者。
莫耳分率(
X
{\displaystyle X}
)：溶質莫耳數除以溶液的總莫耳數。常用於氣體。
當量濃度(
C
N
{\displaystyle C_{N}}
):每一公升溶液中的溶質當量數，單位為
N
{\displaystyle N}
。常用於滴定實驗。
质量浓度(
M
/
V
{\displaystyle M/V}
）：指每单位体积的溶液中，溶质的质量。較少見。
值得注意的是，在討論溶液時，「濃」和「稀」兩術語任意用於表明一溶液含相當少或相當多的溶質，但他們之間並無一定界線。此二名詞常與「未飽和」和「飽和」混淆，但這兩組名詞所欲表達的性質根本不同。舉例來說，硫酸鋇的飽和水溶液極稀，溶解度
d
i
l
u
t
e
d
(
0.002
g
/
L
H
2
O
,
18
∘
C
)
{\displaystyle \mathrm {diluted} \ (0.002g/L\ \mathrm {H_{2}O} ,18^{\circ }\mathrm {C} )}
；但飽和的硫代硫酸鈉卻很濃，溶解度
c
o
n
c
e
n
t
r
a
t
e
d
(
500
g
/
L
## 溶质
溶质，溶液中被溶剂溶解的物质。溶质可以是固体（如溶于水中的糖）、液体（如溶于水中的酒精）、或气体（如溶于碳酸饮料中的二氧化碳）。其实在溶液中，溶质和溶剂只是一组相对的概念。一般来说，相对较多的那种物质称为溶剂，而溶解的物質就稱為溶質。
## 溶剂
溶剂（英語：solvent）是溶液中能溶解其他物质的物质，即当两种以上物质互溶时，把量多的一种叫溶剂。溶剂一般是液体，且能溶解固体、液体或气体等溶质。在日常生活中最普遍的溶剂是水。当固体或气体溶于液体，通常把液体称为溶剂，即指可以吸收气体组分的纯液体或液体混合物。
有机溶剂是包含碳原子的有机化合物溶剂。溶剂通常拥有比较低的沸点和容易挥发。或是可以由蒸馏来去除，从而留下被溶物。因此，溶剂不可以对溶质产生化学反应。它们必须为低活性的。溶剂可从混合物萃取可溶化合物，最普遍的例子是以热水冲泡咖啡或茶。溶剂通常是透明，无色的液体，他们大多都有独特的气味。
溶液的浓度取决于溶解在溶剂内的物质的多少。溶解度则是溶剂在特定温度下，可以溶解最多多少物质。
有机溶剂主要是用在塗料、塗料去除劑、油墨和乾洗
有机溶剂特別會用于干洗（例如四氯乙烯），作涂料稀释剂（例如甲苯、香蕉水、松香水、松节油），作洗甲水或去除胶水（例如丙酮，醋酸甲酯，醋酸乙酯），除锈（例如己烷），作洗洁精（檸烯），用于香水（酒精）跟用于化学合成。
極性，可溶性與可溶混性
溶劑和溶質大致上可分為極性（親水的）和非極性（疏水的）。極性可以透過量度物質的介電常數或電偶極矩得知。溶劑的極性决定了它所能溶解的物質以及可以相互混合的其他溶劑或液態物質。根據這個基本原則，極性物質在極性溶劑溶解的最好；非極性物質在非極性溶劑中溶解的最好：即“相似相溶原理”。像是無機鹽類（如食鹽）或是醣類（如蔗糖）等極性強的物質，僅溶解於極性強的溶劑中，例如水。而像是油或者是臘等強非極性物質僅溶解於十分非極性的有機溶劑中，像是己烷。相同地，水與己烷（或是醋與沙拉油）是無法相互混合溶解，儘管經過充分的攪拌後仍然會迅速地分成兩層。
質子性與非質子性溶劑
極性溶劑可再細分為極性質子性溶劑與極性非質子性溶劑。水（H-O-H）、乙醇（CH3-CH2-OH）及醋酸（CH3-C（=O）OH）是幾種具有代表性的極性質子性溶劑。丙酮（CH3-C（=O）-CH3）則為一種極性非質子性溶劑。在化學反應中，使用極性質子性溶劑對於SN1反應機制比較有利，而極性非質子性溶劑則對SN2反應機構較有利。
沸點
另一個溶劑重要的性質就是沸點，沸點關係到了蒸發的速度。少量的低沸點溶劑，像是乙醚，二氯甲烷或丙酮，在室溫之下幾秒鐘之內就會蒸發掉了。然而高沸點溶劑，像是水或二甲基亞碸，則需要較高的溫度、氣體的吹拂或真空（或低壓）的環境下，才能快速揮發。
密度
多数有机溶剂的密度比水小，因此它们比水更轻，在分层时处于水的上面。但一些含卤素元素的有机溶剂（如二氯甲烷（CH2Cl2）、氯仿（CHCl3））通常比水更沉，会沉到水底。这在使用分液漏斗进行水和溶剂的分液时要特别注意。
相互作用
溶劑會和溶質造成許多微弱的分子間作用力而使其溶解。最常見的此種交互作用有相對較弱的范德瓦耳斯力（誘導偶極作用力）、較強的偶極－偶極作用力與更強的氫鍵（氧－氫或氮－氫鍵的氫與氧或氮原子的交互作用）。
安全性
大部分有機溶劑可燃或極易燃燒，視其揮發性而定。一些含氯溶劑如二氯甲烷及氯仿則為例外。有機溶劑的蒸汽和空氣的混合物會爆炸。溶劑蒸汽比空氣重，因此會沉到底部並擴散很長的距離而幾乎不被稀釋。溶劑蒸汽也會在接近空的桶或罐子等容器中形成。
醚類如乙醚與四氫呋喃（THF）在接觸氧氣及光線時，會形成高爆炸性的過氧化物。這些過氧化物因為沸點高，會在蒸餾時濃縮。醚類必須在穩定劑如BHT或氫氧化鈉的存在下儲存在封閉容器內，並置於陰暗處。
許多溶劑假如吸入過多，會令人突然失去意識。一些溶劑如乙醚和氯仿，曾長期在醫藥上用作麻醉劑和麻醉藥品。乙醇則是被廣為使用及濫用的精神藥物。乙醚、氯仿以及許多其他溶劑（例如汽油或強力膠中的）以吸食揮發性物質的方式被用作娛樂用途，然而通常這種吸食行為對健康具有慢性的影響，如神經毒性或癌症。
一些溶劑如氯仿和苯（汽油的成分之一）是致癌物。許多其他溶劑可對內臟如肝、腎或腦造成傷害。甲醇會造成眼睛的傷害，包括永久性失明。
一般注意事項
避免在通風不良或沒有通風櫃的地方產生溶劑蒸汽。
將儲存溶劑的容器蓋緊。
絕不在接近可燃溶劑處使用火焰，應使用電熱來代替。
絕不將可燃溶劑沖入下水道，以免造成爆炸或火災。
避免吸入溶劑蒸汽。
避免以皮膚接觸溶劑—許多溶劑容易經由皮膚吸收。
常用溶剂性质表
溶劑由其極性的大小被歸類為非極性、極性非質子溶劑與極性質子溶劑。而其極性是經由介電常數所得到來。下表中密度大於水的非極性溶劑利用粗體表示。
參考資料
參見
溶液
濃度
LogP分配係數
溶剂列表
外部連結
常用77种溶剂的理化性质简表[2]
Table and text O-Chem Lecture
有機溶劑性質與毒性表格
## 溶解度
溶解度（英語：solubility）是指定溫、定壓時，每單位飽和溶液中所含溶質的量；也就是一种物质能够被溶解的最大程度或飽和溶液的濃度。溶解度可用體積莫耳濃度、质量百分浓度或「每100公克溶劑能溶解的溶質重」表示之。
溶解度主要取决于溶质在溶剂中的溶解平衡常数（溶度積）、温度、极性、和压强。相同溶質在不同溶劑下的溶解度通常不同，不同溶質在相同溶劑下的溶解度也往往不同；即便是相同的溶質和溶劑，在不同的環境因素（如溫度、壓力）下，溶質的溶解度亦有所不同。
當溶質分子進入溶液時，因為分子可以自由移動，有些分子會碰撞到未溶解的晶體表面，並被吸引回到晶體表面析出，此即為結晶或沉澱。在分子不斷溶解和結晶的過程中，當溶解速率和結晶速率相等時，稱為溶解平衡。達到溶解平衡的溶液稱為飽和溶液，此時溶質的濃度定義為溶解度。濃度低於溶解度的溶液稱為未飽和溶液；在某些特殊環境下，會產生濃度大於溶解度的溶液，稱為過飽和溶液。
如果一种溶质對溶液的溶解度很高，就说这种物质是可溶的；如果溶解度不高，称这种物质是微溶的；如果溶解度極低，则称这种物质是不溶或难溶的。在中國大陸，温度为20摄氏度时，將每100mL溶剂中溶质的溶解度小于0.01g的物质称为难溶物质，在0.01~1克之间的为微溶，1~10克为可溶，10克以上为易溶。
影響溶解度的因素
極性
因為共價鍵原子間的電負度差異，使各原子對鍵結電子對的吸引力不盡相同。而當所有的吸引力造成的極矩無法平衡時，會稱分子具有極性。極性与物质溶解性的关系可以被概括为「相似相溶」：极性溶剂能够溶解离子化合物以及能离解的共价化合物，而非极性溶剂则只能够溶解非极性的共价化合物。這是因為極性分子和極性溶劑可以以靜電力結合互溶，而非極性分子和非極性溶劑則以凡德瓦力相互作用力形成紊亂的分子混合物。常見的範例包括：
食盐，是一种离子化合物，它能在水中溶解，却不能在乙醇中溶解。
油脂，是一種非极性的共价化合物，他不能在水中溶解，卻反而在乙醇中溶解。
若將不能互溶的水及非极性溶剂放在一起，它们不会形成均一的混合物，反而會分离为两层，或形成看起来像牛奶一样的乳浊液。
溫度
根據勒沙特列原理，溶解為吸熱反應時，溶解度隨溫度升高而增加，常見的例子包括:
大部分的鹽類
溶解為放熱反應時，溶解度隨溫度升高而降低，例如：
部分強電解質
部分硫酸鹽類（如硫酸鈣）
部分碳酸鹽類（如碳酸鈣）
右圖是一張常見固體鹽類的溶解度與溫度的關係圖，可以見到溶解為放熱反應的硫酸铈斜率為負，溶解為吸熱反應的硝酸鋇斜率為正。實驗上調配飽和溶液時，常常使用此等溶解度-溫度圖來判斷距離飽和點的距離；在關係曲線上方的數據點為過飽和溶液，在關係曲線上的點為飽和溶液，在關係曲線下方的點為未飽和溶液。
關係曲線中途折断的，表示在相应于转折点的温度时，溶液组成发生了变化。例如硫酸钠的溶解度曲线在305.4K有一个转折点，表示在305.4K由
Na
2
SO
4
⋅
10
H
2
O
{\displaystyle {\ce {Na2SO4 * 10H2O}}}
脱水转化成
Na
2
SO
4
{\displaystyle {\ce {Na2SO4}}}
。
压强
固體和液體
對固體和液體而言，理想溶液下，壓力對溶解度的關係可以用數學式表達為:
(
∂
ln
⁡
N
i
∂
P
)
T
=
−
V
i
,
a
q
−
V
i
,
c
r
## 浓度
濃度指某物質在總量中所占的分量。
常用的浓度表示法有：
次數
質量百分濃度（質量分數，m/m）：最常用。指每100克的溶液中所含溶質克數。
质量百分濃度度=(溶質質量(g)/溶液质量(g))×100%=溶质质量(g)/(溶质质量(g)+溶剂质量(g))×100%
體積百分濃度（體積分數，V/V）：常用於酒精和有機溶液。指每100毫升的溶液中所含溶質毫升數。
體積百分濃度=(溶质体积(mL)/溶液体积(mL))×100%=溶质体积(mL)/(溶质体积(mL)+溶剂体积(mL))×100%
百萬分濃度（ppm）：指每1000克溶液所含的溶質質量（以毫克計）。
百万分浓度=溶质的质量(mg)/溶液的质量(kg)
質量摩尔濃度（molality）：指每1000克溶劑所含的溶質摩尔數。
質量莫耳浓度=溶質摩尔數(mol)/溶劑質量(kg)1 m = 1 mol/kg
體積摩尔濃度（molarity，通常簡稱摩尔濃度）：每一升的溶液中，所含溶質摩尔數。
體積摩尔濃度=溶質摩尔數(mol)/溶液體積(L) 1 M = 1 mol/L
公式：c(溶液摩尔數的濃度mol/L)=n(溶質g)/v(溶液ml)
摩尔分率：溶質摩尔數(mol)/溶液的量(mol)
质量浓度（m/V）：指每单位体积的溶液中，溶质的质量。
## 金属
金属是一种具有光泽（对可见光强烈反射）、富有延展性、容易导电、传热等性质的物质。金属的上述特质都跟金属晶体内含有自由电子有关。由於金屬的電子傾向脫離，因此具有良好的導電性，且金属元素在化合物中通常帶正价電，但當溫度變高時，因為受到了原子核的熱震盪阻礙，電阻將會變大。金屬分子之間的連結是金屬鍵，因此隨意更換位置都可再重新建立連結，這也是金屬伸展性良好的原因之一。由于其生物相容性，锌金属已被考虑用于制造骨科植入物。
元素週期表中超過四分之三的化學元素都屬於金屬，其中較為一般人所知的有金、銀、銅、鐵、鋁、錫、鉛、鋅、鈉、鈣等。在一大氣壓及25攝氏度的常温下，只有汞不是固體，而是呈現液態，其他金属都是固體。大部分金屬元素的單質為銀白色至銀灰色，只有極少數例外，例如金為耀眼的黃色、銅為紅棕色，铯和锇則分別在銀色中帶有些微淡黃色及藍色光澤等。
在自然界中，絶大多數金屬都是以化合態存在，少數化學性質較不活潑的金屬例如金、銀、銅和鉑族元素可以以游離態（單質）存在，稱作自然金屬。金屬礦物多數是氧化物及硫化物。其他存在形式有氯化物、硫酸鹽、碳酸鹽及矽酸鹽。
在一些個別的領域中，金屬的定義會有些不同。例如因為恆星的主要成份是氫和氦，天文學中，就把所有其他密度較高的元素都統稱為「金屬」。因此天文學和物理宇宙學中的金屬量是指其他元素的總含量。此外，有許多一般不會分類為金屬的元素或化合物，在高壓下會有類似金屬的特質，稱為「金屬性的同素異形體」。
結構及键結
金属晶體中的原子緊密排列，排列方式可分為以下的三種：第一種是體心立方堆積，每個原子排在八個原子之間，第二種是面心立方堆積，每個原子排在六個原子之間，第三種則為六方最密堆積，每個原子排在六個原子之間。這些原子的排列會形成晶體，有些金屬會依溫度不同，其晶體也隨之不同。
金属原子容易失去外層電子，因此在其晶體外面有一層電子雲，這也是金屬是電和熱的良好導體的原因。當電子移動時，金屬的固體特性是來自電子雲和原子之間的靜電力，這種鍵結稱為金属鍵。
自由电子与金属性质的关系
自由電子使金屬具有光泽、富有延展性、容易导电、利于传热。在金属晶体中具有中性原子，金属阳离子与自由电子，而自由电子可在整个晶体中自由移动。
具光泽
当光线照射到金属表面时，自由电子吸收所有频率的可见光，然后很快的发射出大部分所吸收的可见光。这也是绝大多数金属呈银白色或钢灰色光泽的原因。金属在粉末状态时，由于晶体排列不规则，可见光被自由电子吸收后难以发射出去，所以金属粉末一般呈暗灰色或灰色，但少数金属的粉末会保持原来的颜色及光泽，例如金和鋁。
导电性强
自由电子在金属晶体中作不规则的运动，在外电场的作用下，自由电子会做定向移动，形成电流，為导电性强之原因。
导热性好
当金属的一部分受热时，受热部分的自由电子能量增加、运动加剧，不断与金属陽离子碰撞而交换能量，把热从一部分传向各整体。
延展性良
金属受外力时，金属晶体内某一层金属原子及离子与另一层的金属原子及离子发生相对滑动，由于自由电子的运动，各层间仍保持着金属键的作用力，但這並非金屬具延展性的主要原因。
金屬的延展性主要是來自差排的滑移造成的，同時也可藉由雙晶來變形，沒有差排的完美金屬單晶並不具備延展性。
金属分类
金属的分类各界不同，大致上可分为科学界及工业界兩种分类法。
科学界會依元素週期表，將金属分为以下各类：
主族金属：週期表中s區及p區的金屬元素，包括s區的碱金属和碱土金属以及p區金屬。
碱金属：锂、钠、钾、铷、铯、钫，共6个，均為週期表第1族的元素。
碱土金属：铍、镁、钙、锶、钡、镭，共6个，均為週期表第2族的元素。
p区金属：也稱贫金属、后过渡金属等，如铝、锡、铅、铋等，週期表中p區的金屬元素。
过渡金属：如钛、锰、铁、银、金等，週期表中d區的金屬元素（即第3族到第12族的元素）。
内过渡金属：週期表中f區的金屬元素，包括镧系元素及锕系元素。
镧系元素：如镧、铈、钕、钐、铕等，共15个，電子填充到4f軌道上的内过渡金属。
锕系元素：如锕、钍、铀、钚、镅等，共15个，電子填充到5f軌道上的内过渡金属。
工业界對金屬的分类有很多種，可以依颜色分类為黑色金属（鐵、鉻、錳）和其他的有色金属或非铁金属（工业最常用分类），按密度分类为重金属和轻金属，按抗腐蝕程度分为貴金屬和卑金属等。
黑色金屬及有色金屬
黑色金屬包括純鐵（例如熟鐵）或是像鋼等鐵合金，也包括鉻、錳等元素。
純淨的鐵及鉻是銀白色的，而錳是銀灰色，都不是黑色，但鐵的表面常有黑色或棕色的氧化物，而鉻和錳也常用在合金鋼中，故稱為黑色金屬。黑色金屬合金多半會有磁性，但也有例外。
鐵、鉻及錳以外的金屬稱為有色金屬。
重金屬及輕金屬
重金屬是一群有金屬特性的元素，依定義的不同．主要包括過渡金屬、有時也會包括類金屬、鑭系元素及錒系元素的定義。重金屬有很多不同的定義，有依密度、原子序或原子量，也有依照化學特性或毒性來定義。
在日常生活中提到的重金屬多半是以環境污染領域的定義為準，对生物有明顯毒性的金屬或類金屬元素就視為重金屬，若以密度來定義，常見的一種定義是密度大于4.5或是5的金属。
輕金屬一般會定義是密度小于5的金属，像鋰、鈹、鈉、鎂、鋁等都是輕金屬。
卑金属和貴金屬
在化學上，卑金属是指容易氧化或腐蝕的金屬，而且可以和稀鹽酸反應產生氫氣。卑金属一詞和貴金屬（noble metal）相對。像鐵、鎳、鉛及鋅等都是卑金属。銅雖然不和稀鹽酸反應，但因為容易氧化，一般也視為卑金属。貴金屬是指抗氧化且抗腐蝕的金屬，大多罕見而高價，例如金、鉑、銥和銠等。
在鍊金術中，卑金属是指常見而廉價的金屬，和貴金屬（例如金、銀等）相對。長久以來鍊金術士的目標都是將卑金属變成貴金屬。在货币学中，以前貨幣的價值是在於貨幣中的金、銀等貴金屬成份。現在大部份的貨幣都是法定貨幣，貨幣的價值由政府法令決定，因此貨幣可以由銅、鎳、鋅等廉價的卑金属製成。
貴重金屬
貴重金屬（precious metal，也稱貴金屬）是指罕見、具高經濟價格的金屬元素。
一般而言，貴金屬的活性比其他金屬要低、有顯著光澤及高導電性。以前的貴金屬主要用於鑄幣，而現在主要是用在投資及工業的產品上。像金、銀、鉑和鈀等貴金屬在ISO 4217中都有編號。其中最廣為人知的就是金、銀，不但用在工業上，也用在藝術品、珠寶及貨幣上。其他的貴金屬還包括鉑族元素：釕、銠、鈀、鋨、銥和鉑，其中交易量最大的是鉑（俗稱白金）。
對於貴金屬的需求不只是因為其實際的應用，也是因為貴金屬可以用來投資及保值。在2006年的夏季，鈀的價格曾經是金價的一半。而鉑的價格多半是金價的兩倍。銀的價格明顯的比其他貴金屬要便宜不少，因為在製幣及珠寶上的應用，傳統上仍視為是貴金屬。
金屬的提取
金屬一般會利用采矿的方式，提取到所需的金屬成份較高的矿石。矿石需透過勘探技術確定其位置，再挖掘並檢驗矿床。矿物資源一般可以分為可以用重型設備開探的露天礦，以及地下矿。
在矿石開採出來後，需經過萃取才能得到金屬，一般會用化學或電化學的還原法。高温冶金利用高溫將矿石變成金屬，濕式冶金是利用水溶液達到類似目的。需利用哪一種冶金法則依金屬及其雜質而定。
若矿石是金屬和非金屬的離
## 合金
合金，就是两种或两种以上化学物质（至少有一组分为金属）混合而成具有金属特性的物质，一般由各组分熔合成均匀的液体，再经冷凝而得。
合金至少是以下三種中的一種：元素形成的單一相固態溶液，許多金屬相形成的混合物，金屬形成的金屬互化物。固態溶液的合金其微观结构有單一相，部份為溶液的合金則是有二相或二相以上，其分佈可能是均勻，也可能不均勻，依材料冷卻過程的溫度變化而定。金屬互化物一般會有一種合金或純金屬包在另一種純金屬內。
由於合金一些特性比純金屬元素要好，因此會用在特定的應用中。合金的例子包括鋼、銲料、黃銅、白镴、磷青銅及汞齊等。
合金的成份一般是以質量比例來計算。合金依其原子組成的方式，可以區分為替代合金或间质合金，又可以進一步區分為勻相（只有一相）、非勻相（不止一相）及金屬互化物（兩相之間沒有明顯的邊界）。
概述
合金的生成常会改变元素单质的性质，例如，钢的强度大于其主要组成元素铁。合金的物理性质，例如密度、反应性、杨氏模量、导电性和导热性可能与合金的组成元素有类似之处，但是合金的抗拉强度和抗剪强度却通常与组成元素的性质有很大不同。这是由于合金与单质中的原子排列有很大差异。例如合金的熔点通常比组成合金的金属熔点要低是因为各种金属原子半径有所差异，较不易形成稳定的晶格。
少量的某种元素可能会对合金的性质造成很大的影响。例如，铁磁性合金中的杂质会使合金的性质发生变化。
不同于纯净金属的是，多数合金没有固定的熔点，温度处在熔化温度范围间时，混合物为固液并存状态，但若合金有其固定的组成，也會有固定的熔点。
常见的合金中，黄铜是铜和锌的合金；青铜是锡和铜的合金，常用于雕像、装饰品和教堂鐘; 鋼則為铁和碳的合金。一些國家的貨幣都會使用合金（如鎳合金）。
合金是一种溶液，固態的溶液特稱為固溶体 。如钢中，铁是溶剂，碳是溶质。
钢是目前为止用量最大，用途最广泛的合金。碳素钢（铁和碳的合金，含碳量为0.03%—2%）中的含碳量越低，钢的韧性越好：含碳量越高，钢的硬度越大。
参见
合金列表
金属互化物
热处理
理想溶液
高熵合金
参考资料
## 锌
鋅（xīn）（英語：Zinc），是一種化學元素，化學符號为Zn，原子序數为30，原子量為65.38 u，属于過渡金屬；鋅由於形、色類似鉛，故也稱為亞鉛，古稱倭鉛、白鉛。鋅在常溫下為硬脆物質，且帶有藍銀色光澤。鋅為元素周期表第十二族中的第一個元素。在某些方面，鋅的化學性質與鎂相似：兩者皆呈現單一氧化態 (+2)，且Zn2+和Mg2+離子大小相似。鋅為地殼中含量第二十四多的元素，有五個穩定的同位素。最常見的含鋅礦物為閃鋅礦，是鋅硫化物。最大可開採的礦脈位於澳洲、亞洲及美國。鋅礦物利用泡沫浮選法精煉，並經過焙燒和電解提煉。
黃銅為依各種比例混合的銅及鋅的合金，早在西元三千年前的愛琴海、伊拉克、阿拉伯聯合酋長國、卡爾梅克、土庫曼斯坦及格魯吉亞，和西元兩千年前的印度西部、烏茲別克斯坦、伊朗、敘利亞、伊拉克及以色列/巴勒斯坦就已經被人們利用。儘管人們在古代羅馬跟希臘時就知道鋅金屬，但直到十二世紀時才在印度被大規模生產。藉由拉賈斯坦邦的礦物我們獲得確切的證據，將鋅的生產回溯至西元前六世紀。迄今，最古老的純鋅來自拉賈斯坦邦的扎瓦爾，早在西元九世紀時便利用蒸餾法來生產純鋅了。煉金術士在空氣中燃燒鋅，用來產生氧化鋅，他們稱之為「白雪」。
此元素可能是由煉金術士帕拉塞爾蘇斯經德語：Zinke（叉、牙齒之意）所命名。純金屬鋅在1746年被德國化學家馬格拉夫發現。1800年時，路易吉·伽伐尼和亞歷山德羅·伏打揭示了鋅的電化學性質。鋅最主要的應用為抗腐蝕的鐵鍍鋅（熱浸鍍鋅），在現代工業中對於碳锌电池製造上有不可磨滅的地位，最具代表性之用途為「鍍鋅鐵板」，該技術被廣泛用於汽車、電力、電子及建築等各種產業中。其他應用在電池、小型非結構鑄件及合金像是黃銅等。人們在生活中普遍的使用各種鋅化合物，例如碳酸鋅和葡萄糖酸鋅（膳食補充劑）、氯化鋅（除臭劑）、吡硫鎓鋅（去屑洗髮精）、硫化鋅（螢光塗料），及有機實驗室的二甲基鋅或二乙基鋅。
鋅為必需礦物質，包含產前生長及產後發育。發展中國家約有二十億的人受到缺鋅症的影響，及其連帶的疾病。若孩童缺乏鋅，將導致生長遲緩、性晚熟、免疫力下降及腹瀉。在生物化學中，鋅為酶中廣泛存在的辅因子，例如人體的醇脫氫酶。
食用過量鋅可能造成共济失调、精神萎靡和缺銅症。
性质
物理性质
锌是一种青白色、光亮、具有反磁性的金属，虽然一般用作商品的锌都经过加工，这些特性已不再鲜明。其密度比铁略小，呈六边形晶体结构。
在常温下锌是硬而易碎的，但在100至150°C下会变得有韧性。当温度超过210℃时，锌又重新变脆，可以用敲打来粉碎它。锌的电导率居中。在所有金属中，它的熔点（420℃）和沸点（900℃）相对较低。它的熔点是所有过渡金属中第三低的，仅次于镉和汞。
化学性质
与非金属反应
锌加热至225℃后氧化激烈，燃烧时呈绿色火焰，与氧气反应生成氧化锌：
2 Zn + O2 → 2 ZnO
与卤素反应生成卤化锌：
Zn + X2 → ZnX2(X=F、Cl、Br、I)
与硫反应生成硫化锌：
Zn + S → ZnS
与水反应
锌与水蒸气反应生成氧化锌：
Zn + H2O(g)→ ZnO + H2
两性金属
与铝类似，锌也具有两性。锌能和强碱溶液生成四羟基合锌酸盐及氢气。
例如与氢氧化钠反应生成四羟基合锌酸钠：
Zn+2NaOH+2H2O→ Na2[Zn(OH)4]+H2↑
化合物
在锌化合物中，锌最常见的化合价是+2。
锌(II)
锌可以和所有阴离子形成化合物。如常见的ZnSO4、ZnCl2、Zn(NO3)2等，可溶性大的锌化合物都有很强的潮解性，如氯化锌、高氯酸锌等。锌的一些二元化合物（ZnSe、ZnTe等）在光电方面有着引人注目的特性。
在锌的化合物中，ZnO、Zn(OH)2和ZnCO3是难溶于水的。
锌(II)可以形成配合物，如[Zn(NH3)4]2+、[Zn(OH)4]2-、[Zn(CN)4]2-等。
锌(II)也有不少有机化合物，如二乙基锌。
歷史
日本古稱為亞鉛，古代中國稱為倭鉛，又稱白鉛，約在明朝時傳入，由爐甘石煉成。在清朝時，由化學家徐壽改稱為鋅。
過去，鋅每磅（約454克）的價格約一美元，屬於價格較低廉的金屬。故美國政府用以鑄造1美分硬幣（1 cent），但隨著鋅的價格飛漲，反而出現造價超過錢幣面值的現象。
1美分硬幣含有97.5%的鋅，表面再鍍上銅。然因鋅的價格飆漲，一枚硬幣的造價已達至1.79美分，超過幣值許多，更因亞洲的經濟崛起，銅及鋅等需求大幅增加，價格持續上揚，情況嚴重至有人提議廢除1美分硬幣。
用途
鋅合金
加入其他元素组成的一种合金。根据加入的元素不同而分出不同的种类，可以形成不同种类的低温锌合金。许多合金都包含锌元素，比如黄铜就是锌和铜的合金。其它可与锌组成二元合金的金属包括铝、锑、银、锡、镁、钴、镍、碲、镉、铅、钛和鈉。虽然锌和锆均非铁磁材料，它们的合金ZrZn2 却能在35 K时表现出铁磁性。
特性
熔点低，在385℃熔化；
流动性好；
在大气中耐腐蚀；
蠕变强度低，尺寸容易在自然时效下发生变化
锌合金类别
黃銅：機械性能和耐磨性能都很好；敲起來聲音獨特；
鋅鎘合金：流動性好、光面好，容易進行拋光、焊接等加工；
2號锌合金：机械性能最好；硬度要求达标；尺寸精度一般；
3號锌合金：流动性良好；机械性能良好；适合做玩具、灯具、装饰品等；应用最为广泛；
5号合金：流动性良好；机械性能良好；适合做汽车配件、机电配件等；
8号合金：良好的机械性；尺寸稳定性好；流动性较差；适合做元器件；
Superloy：流动性最好；一般用作压铸薄壁；适合做电器元件以及盒体。
對人體的影響
人體含量和分布
人體含鋅的總量約佔體重的0.003%，相當於成人體內約有2公克鋅。90%的鋅都存在肌肉與骨骼中，其餘10%在血中扮演舉足輕重的角色。
建議攝取量與食物來源
含鋅豐富的食物包括蚵與紅蟳等海鮮、鵝肝與豬肝等內臟、牛腱等肉類、牛乳與乳酪等乳制品、洋菜、火麻仁、麦芽、南瓜籽、啤酒、栗子、蛋、芝麻、芥末、腰果、豆类等。在豆科植物和全谷类植物来源中发现的锌吸收效率较低，因为其他植物化合物抑制吸收。
生理功能
維持免疫功能：人體鋅不足會出現淋巴球數量低落、血中免疫球蛋白降低、自然殺手細胞功能減弱、皮膚免疫測試反應降低等狀況，臨床的結果就是肺炎、念珠球菌感染，甚至傷風感冒。
生長與發育：促進生長、性器官的發育、傷口癒合、毛髮、指甲，以及口腔黏膜等多處位置的修補作用。
運用在保養品：為控油類型的典型的成份。
調節基因表現：許多蛋白質轉錄因子的分子中含有鋅指結構，負責與DNA結合，而改變基因的表現功能，是很重要的調控機制。
酵素組成分：已知的含鋅酵素超過300多種，鋅位於催化中心，或穩定酶蛋白質的立體結構，失去鋅會使酵素失去活性。
維持味覺功能與促進食欲。
促進胰島素分泌。
增强记忆力。
吸收與排泄
鋅的最佳吸收部位是十二指腸。基本排泄途徑是經消化道由糞便排出。腎臟具有調節功能，會將鋅離子進行再吸收。
鋅的吸收通道
hZTL1/ZnT5的結構、活性
SLC30A5可分成兩個部分，較低分子量的hZTL1，以及重量較大的ZnT5。(ZnT
## 银
銀是一種化學元素，符號Ag（拉丁語：argentum），原子序47，原子量為107.8682 u。銀為質地柔軟且帶有白色光澤的金屬，俗稱白銀，導電率、導熱率、反射率均在金屬中名列前茅。銀在地殼中以高純度的元素（自然銀）、與其他金屬形成合金，或以礦石的形式存在（如輝銀礦和角銀礦）。大部分的銀是銅、金、鉛和鋅精煉的副產品。
銀作為歷史悠久的貴金屬，金融上被用於許多投資型硬幣中，有時與金一起使用，形成金銀複本位制度。雖然銀的豐度高於金，但它作為自然金屬的豐度低於金。
銀的純度通常以千分比描述，例如純度94％的銀合金在英文中被稱為「0.940 fine」。銀的用途廣泛，除了貨幣和投資媒介（硬幣和银条）以外，也用於太陽能電池、淨水器、珠寶、裝飾品、高價值餐具和器具（因此有銀器之稱）、電氣接觸、導電材料、特殊用途的鏡面及窗戶塗料、催化劑、彩繪玻璃的著色劑，以及糖果中的食用色素。此外，銀的化合物用於照相底片和X光底片。硝酸銀和其他銀化合物的稀溶液可作為消毒劑，添加到繃帶和傷口敷料、醫用導管和其他醫療器材中。
性质
銀原子具有47個電子，電子組態為[Kr] 4d105s1，價電子組態類似於銅（[Ar] 3d104s1）和金（[Xe] 4f145d106s1），這導致金、銀、銅的物理和化學性質相似，三者都被歸類為元素週期表中的11族元素；11族也是d區元素中少數電子組態完全一致的族。銀的價電子組態比較特別，在全滿的d副殼層上還有一個半滿的s副殼層，這是許多奇異性質（例如導電性、標準電極電位等等，詳見下文）的成因。
銀以面心立方晶格結晶，體積配位數為12，這點也類似於銅和金。
物理性质
纯银呈银白色，具金属光泽，质软，但掺有杂质后变硬，颜色变为灰色或红色。纯白银的比重为10.5，熔点961.78 °C。
因為獨特的電子組態，銀原子之間的金屬鍵缺乏共價特徵，而且強度相對較弱。這種特性可以解釋單晶銀的低硬度和高延展性。因此可以碾压成只有0.3微米厚的透明箔，1克重的银粒就可以拉成约两公里长的细丝。
銀具有明亮的白色金屬光澤，這一特性也成為「銀色」的名稱來源此外，銀還可以進行高度拋光。銀的反射率甚佳；當入射光的波長大於450 nm時，銀的反射率大於鋁。不過當波長小於450 nm時，銀的反射率低於鋁，並在310 nm附近下降到零。
11族元素普遍具有極高的導電性和導熱性。因為它們有半滿的s副殼層，而且s副殼層不跟全滿的d副殼層產生相互作用；這種相互作用發生在其他過渡金屬中，會降低電子的躍遷。
銀的導電率是所有金屬中最高的，接觸電阻則是所有金屬中最低的。不過由於銀的成本較高，所以沒有廣泛運用在導線，反而是銅線比較常用；但射頻工程是一個例外（尤其是特高頻和更高的頻率），這是因為交流電在射頻下有較為顯著的集膚效應（亦即電流傾向在導體表面流動），所以鍍銀可以改善導線的導電性。另外，美國在二戰期間使用了13540噸的銀製造電磁鐵，用來濃縮鈾，主要是因為戰時銅的短缺。
純銀的熱導率高於其他所有金屬，不過低於非金屬碳（金剛石）和超流體氦-4。
銀容易與銅、金以及鋅形成合金。鋅濃度較低的鋅－銀合金可視為「鋅溶於銀」的面心立方固體溶液，其結構與純銀類似。而隨著鋅的濃度上升，價電子濃度也上升，晶體結構會逐步轉換成體心立方（電子濃度 1.5）、複雜立方（電子濃度 1.615）和六方最密堆積（電子濃度 1.75）。
同位素
自然界存在的銀有两种稳定同位素：107Ag和109Ag，其中前者的豐度略高（51.839%）。銀的两种同位素豐度幾乎相同，這在元素周期表中十分罕見（溴是另一個例子）。銀的原子量是107.8682(2) 克/摩爾。由於銀化合物（尤其是鹵化銀）在重量分析法中很重要，所以銀的原子量也是分析化學中一項非常重要的參數。就核合成而言，銀的兩種穩定同位素都是透過中子捕獲產生的（一種是在恆星中透過S-過程產生的，另一種是在超新星中透過R-過程產生的）。
銀有二十八個放射性同位素的特性已被測定，其中最穩定的依次是105Ag（半衰期41.29天）、111Ag（半衰期7.45天）、112Ag（半衰期3.13小時）。銀也有很多亚稳态核素，其中最穩定的依次是108mAg（半衰期418年）、110mAg（半衰期249.79天）、106mAg（半衰期8.28天）。其餘的放射性同位素的半衰期均短於一小時，大部分短於三分鐘。
銀的同位素原子量从92.950（94Ag）到129.950（130Ag）不等。丰度最高的稳定同位素（107Ag）之前的同位素的衰变类型主要是電子捕獲，生成钯（46号元素）的同位素，而107Ag之后的同位素的衰变类型则主要是β衰變，生成镉（48号元素）的同位素。
107Pd β衰變成107Ag的半衰期為650萬年。鐵隕石是仅有的「鈀-銀比」高到可以測量107Ag富度變化的物体。由放射性产生的107Ag首次发现于1978年美國聖塔克拉拉的隕石。發現者提出，一些小型鐵核的行星與其異體，可能是在一千多萬年前的核合成事件中產生的。從這熔化過的星球本體中，觀察到的107Pd–107Ag比值，反映出早期太陽系的吸積中應存在著不穩定的核種。
化學
就氧化性來說，銀是一種相當不活潑的金屬。銀的標準電極電位很高（E0(Ag+/Ag)= +0.799 V）。這是因為它的4d副殼層全滿，不能有效屏蔽最外層5s軌域的靜電力。
在11族元素中，銀的第一游離能最低（730.8 kJ/mol，表現出5s軌域的不穩定性），不過第二和第三游離能高於銅和金（表現出4d軌域的穩定性），因此銀最常見的化合價是+1。在同一週期的過渡元素中，化合價的範圍由左至右越來越小，這是因為隨著d副殼層逐漸被填滿，能量也趨於穩定。
在形成離子方面，銀和銅有些許差異；雖然銅(II)離子（Cu2+）缺乏穩定填滿的d副殼層，但是它的水合焓大於銅(I)離子（Cu+，舊稱亞銅離子），這造成Cu2+在水溶液和固體中更穩定；銀本來也應該出現這種效應，但是由於銀的第二游離能太大，所以Ag2+的穩定性較差，反而讓Ag+成為水溶液和固體中較穩定的離子。
由於銀的原子半徑較小，第一游離能較高，大多數銀化合物都有顯著的共價性。此外，銀的電負度為1.93，高於鉛（1.87）；電子親和力方面，為125.6 kJ/mol，遠遠高於氫（72.8 kJ/mol），並且略低於氧（141.0 kJ/mol）。由於d副殼層全滿，銀在化合價為+1的時候不太像4族到10族的過渡金屬；它通常可以形成相當不穩定的有機金屬化合物、線性錯合物（配位數非常低，只有2）、兩性氧化物以及後過渡金屬之類的秦特相。另外，即使沒有π受體配基，銀的+1氧化態也是穩定的，這點也與其他過渡金屬不同。
化學反應
與酸的反應
銀不易與稀硫酸反應，因此硫酸在珠寶製造中用來清洗银焊及退火后留下的氧化铜火痕。
不過銀可以溶解於溶於熱濃硫酸：
2Ag + 2H2SO4 (濃) → Ag2SO4 + SO2↑ + 2H2O
銀溶於硝酸，生成硝酸銀，其副產物取決於溫度與硝酸濃度。與濃硝酸反應時，連帶生成二氧化氮；與稀硝酸反應時，則是生成一氧化氮。
Ag + 2HNO3(濃) → AgNO3 + NO2↑ + H2O
3Ag +
## 碳
碳（英語：Carbon；拉丁語：Carbonium，意為「煤炭」），是一種化學元素，化學符號为C，原子序數为6，原子量為12.011 u，位於元素週期表中的IV A族，屬於非金屬。每個碳原子有四顆能夠進行鍵合的電子，因此其化合價通常為4。自然產生的碳由三種同位素組成：12C和13C為穩定同位素，而14C則具放射性，其半衰期約為5730年。碳是少數幾個自遠古就被發現的元素之一（見化學元素發現年表）。
碳的同素異形體有數種，最常見的包括：石墨、鑽石及無定形碳。這些同素異形體之間的物理性質，包括外表、硬度、電導率等等，都具有極大的差異。在正常條件下，鑽石、碳納米管和石墨烯的熱導率是已知材質中最高的。
所有碳的同素異形體在一般條件下都呈固态，其中石墨的熱力學穩定性最高。它們不易受化學侵蝕，甚至連氧都要在高溫下才可與其反應。碳在無機化合物中最常見的氧化態為+4，並在一氧化碳及過渡金屬羰基配合物中呈+2態。無機碳主要來自石灰石、白雲石和二氧化碳，但也大量出現在煤、泥炭、石油和甲烷水合物等有機礦藏中。碳是所有元素中化合物种类最多的，目前有近一千萬種已記錄的純有機化合物，但這只是理論上可以存在的化合物中的冰山一角。
碳的豐度在地球地殼中排列第15（见地球的地殼元素豐度列表），並在全宇宙中排列第4（见化學元素豐度），名列氫、氦和氧之下。由於碳元素極為充沛，再加上它在地球環境下所能產生的聚合物種類極為繁多，因此碳是地球上所有生物的化學根本。
特性
碳的各種同素異形體的物理特性差異極大，例如鑽石是最堅硬的天然物質，而石墨則是最柔軟的物質之一。碳可以和眾多較小原子（包括碳原子）產生多個共價鍵，因此碳化合物的總數是各個元素中最高的，已发现的有近一千萬種，佔所有已知化合物的絕大多數。碳的昇華點是所有元素中最高的。在標準大氣壓下，碳沒有熔點，因為它的三相點位於
10.8
±
0.2
{\displaystyle 10.8\pm 0.2}
MPa、
4600
±
300
{\displaystyle 4600\pm 300}
K（約4,330°C），而是會在3,900K左右昇華。因此所有碳同素異形體的固體溫度上限比熔點最高的金屬還要高，如鎢和釕。雖然碳能夠進行氧化反應，但它的耐氧化性比鐵和銅等元素都強。
碳化合物是地球上所有生物的化學基礎。碳氮氧循環反應是太陽以及其他恒星內部部分能量的來源。雖然碳擁有上千萬種化合物，但碳在一般條件下的化學性質並不活躍。在標準溫度和壓力下，碳能夠抵抗幾乎所有的氧化劑，並只會與最強的氧化劑反應。無論是硫酸、盐酸、氯還是任何鹼，都無法侵蝕碳。在高溫条件下，碳會和氧反應形成碳氧化物（CO、
CO
2
{\displaystyle {\ce {CO2}}}
），也會把金屬氧化物還原為純金屬，例如将氧化鐵还原为游离态铁。這一放熱反應應用於鋼鐵工業中，用以控制鋼鐵的碳含量：
Fe
3
O
4
+
4
C
⟶
3
Fe
+
4
CO
{\displaystyle {\ce {Fe3O4 + 4C -> 3Fe + 4CO}}}
碳能和某些金屬在高溫下形成碳化物，如鋼鐵中的Fe3C（“碳化铁”）及用作製造堅硬鑽頭磨料的碳化鎢等。
截至2009年，石墨烯是所有已知物質中最堅固的。然而從石墨中分離出石墨烯的過程需要更進一步的完善才能在工業中應用。
碳的各種同素異形體有著兩極化的異常特性：
同素異形體
單原子碳的存活時間極短，因此碳一般以多原子形態穩定存在，這些碳原子的不同排布方式稱為同素異形體。最常見的三種碳同素異形體為無定形碳、石墨及鑽石。富勒烯曾經是新發現的奇異物質，但今天已大量生產，受到了科學家的深入研究。富勒烯共包括巴基球、碳納米管、碳納米芽及碳納米纖維等。其他同素異形體還有：藍絲黛爾石、玻璃碳、碳納米泡沫及直鏈乙炔碳等等。
碳的無定形體是碳原子以非晶體形式不規則排列時形成的玻璃態物質，也就是不具備宏觀晶體結構的石墨。無定形碳呈粉末狀，是煤炭、煤煙（炭黑）及活性炭的主要成份。在正常壓力下，碳以石墨的形式存在，其中每個碳原子都和另外三個碳原子鍵合，形成平面六邊形環平鋪結構。這一種網狀平面結構能夠層疊起來，每層間有弱范德華力。因此石墨性質柔軟，也可作潤滑劑（因為層與層間能輕易平行滑動）。由於石墨中每個碳原子都有一顆外層離域電子，共同形成遍佈整個平面的π-雲，所以電能順著石墨的每個共價鍵合平面上傳導。因此碳的整體電導率低於大部分金屬。由於含有離域電子，因此在標準條件下石墨比鑽石更加穩定。
在極高壓力下，碳會形成原子排布更緊密的鑽石，其密度幾乎為石墨的兩倍。鑽石中的每個碳原子以四面體狀與另外四個碳原子鍵合，形成一個三維密鋪網狀結構。鑽石晶體屬立方晶系與矽和鍺相同。由於碳－碳共價鍵非常強，因此鑽石是最抗刮損的天然材質。雖然民間有「鑽石是永恆的」一說，但實際上鑽石在標準環境下並不具備熱力學穩定性，而且會轉變為石墨。然而由於轉變需要較高的活化能，所以該過程極為緩慢，肉眼無法觀察。碳在某些情況下會結晶成藍絲黛爾石。這一形態為六方晶體，所有碳原子間都以共價鍵鍵合。因此藍絲黛爾石與鑽石特性相近。
富勒烯的結構與石墨相似，但除了六角碳原子環以外，它還含有五角環和七角環。這些環鑲嵌成平面，卷縮成球體、橢球體和圓柱體等形狀。各種富勒烯（包括巴基球、碳納米管和碳納米芽）的特性仍尚待研究，屬於納米材料科學的範疇。「富勒烯」（Fullerene）和「巴基球」（Buckyball）是以推廣網格球頂作為建築結構的建築師巴克敏斯特·富勒（Buckminster F
## 金刚石
鑽石（古希腊語：ἀδάμας；法語、德語：Diamant；英語：Diamond；俄語：Алмаз），一種由碳元素组成的礦物，是石墨的同素异形体，為五種樞要寶石的一種，化学和工业應用中称为金剛石。鑽石是碳元素组成的無色晶体，為已知硬度最高的天然物質。形状完整的金刚石经过打磨，称为钻石，可用于制造高档饰品，价格曾經非常昂贵。在工业上，合成的金剛石主要用于制造钻探用的探头和磨削工具，人工製造的產品色相不佳顆粒細小，但近年來培育技術突破，色澤、重量都達到標準，廉價寶石級純鑽的出現也令消費者逐漸轉向，該產業在2020年代面臨崩盤情況。即使是認證的純天然鑽石也多受到價格衝擊。
化学性质
晶体中每个碳原子都以sp3混成軌域与另外4个相邻的碳原子形成共价键，每四个相邻的碳原子均构成正四面体。晶体类型为金刚石结构，因此未经琢磨过的晶体外形往往为正八面體。金剛石中的C-C键很强，所有的价电子都参与了共价键的形成，没有自由电子。金剛石在纯氧中燃点为720-800℃，在空气中为850-1,000℃。
碳有數种已知的同素异形体：不定形碳 ，碳奈米泡沫 ，金刚石，藍絲黛爾石 ，蠟石 ，聚合鑽石奈米棒 ，環碳石墨烯、石墨和富勒烯。在热力学上，金刚石的稳定性低于石墨，可自发转变为石墨，但常温常压下这一转变的速度很慢，可以忽略不计，因此钻石得以稳定存在。自然界形成的金刚石一般形成于地球内部高温高压的环境，后来被火山喷发等地殼構造運動带到地表，因此许多金刚石发现在火山附近。现代工业可在高温高压下生产金刚石，称为「合成金刚石」。
物理性质
金剛石的莫氏硬度为10；由于硬度最高，钻石的切割和加工必须使用金剛石粉或激光（比如532nm或者1,064nm波长激光）来进行。金剛石的密度为3.52g/cm3，折射率为2.417（在500纳米光波下），色散率为0.044。由於金剛石沒有自由電子，因此其硬度非常大，不导电，其熔点為3815℃。
工業用途
由於金剛石的硬度極高且導熱性極高，用於沙紙、钻探、研磨工具之上，可以用来切削和刻劃其他物质，以及大型積體電路等散熱板上。
然而，自从1955年通用電氣发现透过高温高压获得人造金刚石的技术后，科學家會利用高溫高壓制成金剛石微粒，而現在細小顆粒的合成鑽石已經較同級天然鑽石便宜。故此，天然钻石的工业价值已经完全消失，目前的主要用途已仅限于首饰与观赏。
觀賞用途
金剛石由於折射率高，在燈光下顯得閃閃生輝，稱作鑽石。巨型的美鑽往往價值連城。當鑽石帶有藍、綠或粉紅色屬十分罕有，而顏色深而鮮豔則價錢更高；目前最昂貴的有色鑽石，要屬帶有濃豔紅色的鑽石。
钻石分为一型和二型两种，这主要是根据它是否含有N元素：一型含；二型不含。而蓝色的钻石是二B型的，是半导体。
釐定的標準
傳統釐定鑽石價值高低的標準是「4C」制度，即克拉、色澤、淨度、和切割。
克拉（Carat）
克拉，或譯卡、卡拉（Carat），是鑽石的質量單位。一克拉相等於200毫克，相传早期钻石商人称量钻石所用的砝码为稻子豆树（carob）果实，一粒这样的果实大约就重200毫克。因為鑽石的密度基本上相同，因此越重的鑽石體積越大。越大的鑽石越稀有，每克拉的價值亦越高。下表為2005年時的價格比較。
淨度（Clarity）
淨度以鑽石內的內含物多少決定。內含物可能是天然的雜質或裂痕。內含物的數量、位置、大小等都會影響評級。鑽石礦開採出來的金剛石中，只有20%可以成為寶石，其餘的因為內含物較多通常只能作工業用途。而20%~40%的寶石級鑽石中，大部分都包含肉眼可见的內含物。在此級別以上的鑽石較為大眾喜愛。至於屬完美級別的鑽石更為罕有，被稱為「博物館級」鑽石。通常使用10倍放大镜观察钻石内部及表面內含物的大小、数量、分布及对钻石光彩影响的程度，分出等级。一般通行的淨度分級如下：
FL - “Flawless”，完美無瑕。一般顯示在放大100倍無夾雜內含物或外部瑕疵。
IF - “Internally Flawless”，內部無瑕。在100倍放大倍率下顯示沒有夾雜內含物，但它們可能顯示出一些細微的外面瑕疵，而那些瑕疵可以用拋光移除掉。
VVS1, VVS2 - “Very Very Slight”，非常微小。內含物在100倍的放大鏡以下看非常困難，正常肉眼是不會看到內含物，用顯微鏡或放大鏡亦很難找到它們的內含物。
VS1 and VS2 - “Very Slight”，非常小。在10倍放大鏡下會看到輕微的內含物，但內含物通常在放大鏡或顯微鏡下才能看到。
SI1 and SI2 - “Slight Inclusions”，小型內含物。在10倍的放大鏡下會明顯看到內含物，並且內含物是有可能是肉眼可見的。
I1, I2 and I3 - “Imperfect”，清楚的內含物，可以被肉眼看見，這級別的鑽石耐用程度亦會受到內含物的影響而降低。
現代科技之下，有些鑽石的內含物是可以修補的。不過修補過的鑽石的價值會稍低。
色澤（Color）
鑽石的色澤會因為化學上的雜質而有所偏差。完全純正的鑽石應該是透明無色的。鑽石偏向不同的顏色會影響它的價值。絕大部分的鑽石都是因為帶有氮原子而偏黃。白鑽越偏黃，價值便越低。但是偏粉紅或藍的鑽石價格卻較高。顏色強烈偏向粉紅或藍的鑽石可能價值連城。
一般的方法是把鑽石按偏黃的程度分為不同的等級，把样品与已知色级的比色石对比确定，以D級最高，Z最低。
無色：D, E, F
接近無色：G, H, I, J
微黃：K, L, M
輕淺黃：N, O, P, Q, R
淺黃：S, T, U, V, W, X, Y, Z
在考慮鑽石色澤時，同時也應將螢光反應考慮在內，螢光反應是指鑽石曝露於紫外線光線下時，所發生的反應顏色光。但是螢光反應甚少對鑽石的價值發生影響，除非是具有非常強烈螢光的鑽石會影響其透明度及光彩，而產生油濛狀的外表，如此將減損鑽石的美麗及價值，但是若其螢光不至使鑽石產生油濛狀外觀，則不應將其視為一種缺點。
螢光反應其強弱分為1. NONE 2. FAINT 3. MEDIUM 4. STRONG 5. VERY STRONG五級。
切割（Cut）
切割指金剛石是如何從原先開採的石礦中切割成寶石。切割往往是最能影響鑽石的品量及價值的一個指標，但是它卻沒有單一的分級方法。
形狀
未經切割打磨的金刚石並沒有燿燦生輝的光芒。切割的功用是把鑽石割成可以盡量增加光線反射的形狀。鑽石的切磨也因刻面的形狀、數量及其排列方式的不同，而有不一樣的型式，例如：明亮式「BRILLIANT」、階梯式「STEP」、混合式「MIXED」……等等。1919年數學家Marcel Tolkowsky發明了一種切割方法，能令鑽石在上方看來最為生輝。這種切割方法被稱為圓多面型也就是圓形明亮式（Round Brilliant），亦即最為常見的圓形鑽石。這種鑽石一般標準是有五十七个面或五十八个面，三十三面在冠部，二十四个面或二十五个面（即在底尖处再磨一个面）在腰以下。不屬於這種切割的形狀稱為Fancy Cut，包括有方形、梨形、心形等。
几种常见的切割形式
圓形（Round Cut）
公主正方形（Princess Cut）
梯方形
## 石墨
石墨（Graphite），又稱黑鉛（Black Lead），是碳的一種同素異形體（碳的其他同素異形體有很多，為人熟悉的例如鑽石）。作为最軟的礦物之一，石墨不透明且觸感油膩，顏色由鐵黑到鋼鐵灰不等，形狀可呈晶體狀、薄片狀、鱗狀、條紋狀、層狀體，或散佈在變質岩之中（由煤、碳質岩石或碳質沉積物，受到區域變質作用或是岩漿侵入作用形成）。化學性質不活潑，具有耐腐蝕性。
结构
石墨具有层状的平面结构，结构如左图所示。每层中碳原子都排列成蜂窝状晶体结构，层内原子间距0.142nm，层间距0.335nm。层内每個碳原子的週邊以共价键連結著另外三個碳原子，排列方式呈蜂巢式的多個六邊形，每層間有微弱的范德華力。由於每個碳原子均會放出一個電子，那些電子能夠自由移動，因此石墨屬於導電體。
用途
它的用途包括製造鉛筆筆芯和潤滑劑或集電弓上的碳刷條，也可作為壓力管式石墨慢化沸水反應爐的中子減速劑。
目前主要用途是耐火材料的原材料，尤其是镁碳砖。自然界自然形成的石墨可分为鳞片石墨和土状石墨。
因晶体结构中存在大量离域电子，石墨可以导电，其与晶体层平行的方向电阻率为(2.5～5.0)×10-6Ω·m，与层垂直的方向电阻率为3×10-3Ω·m。
電解中的惰性電極可以由鉑製作，但由於會受鹵素侵蝕，所以在會產生鹵素（例如:電解食鹽鹽水）的電解時使用石墨替代鉑，作為惰性電極。
核石墨
核石墨指可用于核反应堆的石墨，作为中子减速剂和中子反射体。核反应堆可采用任何品级的石墨。石墨耐高温、纯度高，是迄今为止核反应堆中极为重要的原材料。核石墨也用于文德尔施泰因7-X等核聚变反应堆。
存在形式
碳的存在形式是多种多样的，有晶态单质碳如金刚石俗稱鑽石、石墨；有无定形碳如煤；有复杂的有机化合物如动植物等；碳酸盐如大理石等。单质碳的物理和化学性质取决于它的晶体结构。高硬度的金刚石（鑽石）和柔软滑腻的石墨晶体结构不同，各有各的外观、密度、熔点等。
參看
碳纖維
奈米碳管
鑽石
富勒烯
石墨烯
石墨层间化合物
藍絲黛爾石
參考
外部連結
（英文） 石墨 - Webmineral （页面存档备份，存于互联网档案馆）
（英文） 石墨 - Mindat （页面存档备份，存于互联网档案馆）
（英文） 電池級石墨
（英文） Graphite at Minerals.net （页面存档备份，存于互联网档案馆）
（英文） Mineral galleries
（英文） Mineral & Exploration – 2012年石墨礦和生產者的世界地圖
（英文） Mindat w/ locations （页面存档备份，存于互联网档案馆）
（英文） giant covalent structures （页面存档备份，存于互联网档案馆）
（英文） The Graphite Page （页面存档备份，存于互联网档案馆）
（英文） Video lecture on the properties of graphite by Prof. M. Heggie （页面存档备份，存于互联网档案馆）, University of Sussex
（英文） CDC – NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards （页面存档备份，存于互联网档案馆）
## 有机化合物
有機化合物（organic compound/chemical）简称有机物，是分子中包含碳-氢或碳-碳共价键的化合物，及其衍生物的总称。
有机化合物必定含有碳元素（也有一些定義需要氫）；但一些含碳化合物例外，其屬於無機化合物，主要有以下幾類：碳的氧化物及硫化物（如一氧化碳、二氧化碳、二硫化碳）、碳酸及碳酸盐、碳酸氢盐（如碳酸钙、碳酸氢钠）、氰化物及氰酸鹽（如氫氰酸、氰酸、硫氰化物、鹵化氰）、碳化物（碳化鈣、碳化矽）等。
有机化合物通常等义于碳氫化合物，且常含有碳-碳键，绝大多数有机分子中另含有氧、氮、卤素、硫和磷等元素。目前已知的有近3000万种，是形成生命的基礎物質（例如生命的起源——氨基酸即為有機化合物），却也是化学工业中大部分合成高分子材料的基础物质。
特点
多數有機化合物主要含有碳、氫兩種元素，有些含氧，此外也常含有氮、磷、硫、鹵素等（以稀有氣體以外的非金屬元素為主）。在目前发现的有机物中，部分有機物來自生物圈，但絕大多數是以石油、天然氣、煤等作為原料，通過人工合成的方法製得。
和無機物相比，有機物數目眾多，可達幾百萬種，而無機物目前只發現數十萬種，因為有機化合物的碳原子的結合能力非常強，可以互相結合成碳鏈或碳環。碳原子數量可以是一两個，也可以是幾千、幾萬個，許多有機高分子化合物（聚合物）甚至可以有幾十萬個碳原子。此外，有機化合物中同分異構現象非常普遍，這也是有機化合物數目繁多的原因之一。
有機化合物除少數以外，一般都能燃燒。和無機物相比，它們的熱穩定性比較差，電解質受熱容易分解。有機物的熔點較低，一般不超過400℃。有機物的極性很弱，因此大多不溶於水。有機物之間的反應，大多是分子間的反應，往往需要一定的活化能，因此反應緩慢，往往需要加入催化劑等方法。另外有機物的反應比較複雜，在同樣條件下，一個化合物可以同時進行幾個不同的反應，生成不同的產物。
有機化合物一般密度小於2g/cm3，而無機化合物正好相反。在溶解性方面，有機化合物多為非極性化合物（例外：醇、胺等），無機化合物則大部分是極性化合物（例外：二硫化碳、三氧化硫、二氧化碳等）。
歷史與命名
「有機」這歷史性名詞，可追溯至19世紀，當時生機論者認為有機化合物只能以生物（life-force，vis vitalis）合成。此理論基於有機物與「無機」的基本分別，有機物是不能被非生命力合成的。後來德國化學家弗裏德裏希·維勒以氰酸與氨水合成尿素（無機物合成有機物）時這一理論才被推翻。
一般而言，有機化合物定義為化合物中有碳-氢键而無機化合物則沒有。因此碳酸（H2CO3）、二氧化碳是無機化合物，但是甲酸（又名蟻酸）（HCOOH，第一個脂肪酸）則是有機化合物。然而，化合物中没有碳-氢键也不一定为无机物，如聚四氟乙烯、環己六酮、乙烯四甲酸二酐。有碳-氢键也不一定是有机物，如氰化氢，它的碳-氢键可以电离，因此不是有机物。
因此對有機化合物的重新定義就是必須要含有碳-氢键(C-H)或碳-碳键(C-C、C=C、C≡C)，而且這兩重鍵必須是共價鍵形式連結，才會被定義為有機化合物。
共价键
在有機物中，碳的化合價（原子價）都為4價，但在計算中（尤其是氧化還原反應）碳的氧化數被認為是不固定的。
有機物中普遍存在共價鍵。有機物發生反應時，就是一些共價鍵斷裂，同時一些新的共價鍵生成。
分類
烴類：只包含C、H之化合物（碳氫化合物），大多不溶於水，通常分為以下幾類：
烷類：碳-碳键皆為單鍵。甲烷/乙烷为天然氣的主成分，丙烷/丁烷為液化石油氣的主成分，通式為CnH2n+2(n≧1)。（註:甲烷、乙烷、丙烷、丁烷皆為氣體，液化石油氣之所以是「液化」是因為高壓）。
烯類：含有碳碳雙鍵。為塑膠原料，没有甲烯(其實有，化學式為CH2)，通式為CnH2n(n≧2)。
炔类：含有碳碳三鍵。為焊接原料，没有甲炔(其實有，化學式為CH3)，通式為CnH2n-2(n≧2)。
環烴類：碳與碳首尾相接，呈環狀，並不包含芳香烴類化合物。
芳香烴類：含有一個或者多個苯環，具有芳香性，最簡單的芳香烴為苯。
醇類：分子主鏈上接–OH基團（羥基），可溶於水，易氧化為醛、酮、有機酸。乙醇為藥用酒精，70~75%可用於消毒；若少量甲醇添加於乙醇為工業酒精(變性酒精)，有毒，一般會染成粉紅色，通式為CnH2n+1OH。可視為將烷類的一個H換成OH，ex：C2H6(乙烷)->C2H5OH(乙醇)
醚類：分子主链上接–O–基團（醚基），可溶于水，最簡单的醚為二甲醚（CH3OCH3、甲醚），與醇為同分異構物。可視為由O連接兩個烷類，ex：CH3OCH3(甲醚)是由兩個CH3(甲烷)和一個O連結在一起
醛類：分子主鏈上接–CHO基團（醛基），可溶于水，易氧化為有機酸，一般醛類通式為CnH2n+1CHO（命名方式為n-1醛）。
酮類：分子主鏈上接–CO–基團（酮基），可溶于水，最簡单的酮為丙酮（CH3COCH3、二甲酮），不易氧化，與醛為同分異構物。
酸類：分子主鏈上接–COOH基團（羧基），可溶于水，能解離出少量氫正離子，从生物體提煉。甲酸又稱蟻酸，螞蟻和蜜蜂會分泌此來禦敵；乙酸為食用醋的主成分，含3~5%的乙酸（由醋酸桿菌發酵而來）。純乙酸16度以下凝固，故又稱冰醋酸。一般有機酸類通式為CnH2n+1COOH（n=0為甲）(命名方式為n+1酸）。
酯類：分子主鏈上接–COO–基團（酯基），不溶於水，制造方式为「有機酸+醇→酯+水(催化劑为濃硫酸)」，可再經水解還原成醇及有機酸，命名方式為某酸某酯(X酸+Y醇->X酸Y酯)，最簡单的酯為甲酸甲酯（HCOOCH3）。低級酯又稱果香油，一般用作人工香精；三酸甘油酯即為油脂，油脂酸敗現象即為油脂水解還原，與酸為同分異構物。
胺類：分子主鏈上接–NH2/NHR/NR2–基團（胺基），是氨分子（NH3）中的氫被烴基取代後形成的一類有機化合物，可根據氨分子上被取代的氫原子數量，順次分為伯胺（一級胺）、仲胺（二級胺）、叔胺（三級胺）。
醯胺類
備註：
若羥基接於芳香烴上為酚，如苯酚（C6H5OH）。
羰基（–CO–）依接的分子可分為醛基、酮基、酸（羧）基、酯基、醯胺基（–CONH2）等。
参考文献
参见
无机化合物
有機化學
有機化合物列表
有機化學命名法
氫
碳
外部連結
Organic Compounds Database （页面存档备份，存于互联网档案馆）
## 甲烷
甲烷（英語：Methane），是結構最簡單的烃类，化學式为CH4，由一個碳原子以及四個氫原子組成。它是天然氣的主要成分。甲烷在地球上有很高的相對豐度，使之成為很有發展潜力的一種燃料，但在標準狀態下收集以及存儲氣態的甲烷是一個十分有挑戰性的課題。
在自然狀態下，甲烷可以在地底下或者海底找到，大氣中也含有甲烷，這些甲烷稱為大氣甲烷。在原始大氣中，甲烷是主要成分之一。自1750年以來，地球大氣中的甲烷濃度增加了約150％，造成的全球暖化效應以及全球所有溫室氣體的20％（不包括水蒸氣）。在太空中，不少星體的表面和大氣中也有甲烷。
甲烷的結構是由一個碳和四個氫原子透過sp3混成的方式化合而成，而且是所有烴類物質中，含碳量最小，且含氫量最大的碳氫化合物，因此甲烷分子的分子結構是一個正四面體的結構，碳大約位於該正四面體的幾何中心，氫位於其四個頂點，且四個碳氫鍵的鍵的鍵角相等、鍵長等長。標準狀態下的甲烷是一種無色無味的氣體。一些有機物在缺氧情況下分解時所產生的沼氣主要成分就是甲烷。
歷史
1776年11月，意大利物理學家亞歷山卓·伏打（Alessandro Volta, 1745年2月18日－1827年3月5日）根據本傑明·富蘭克林（Benjamin Franklin 1706年1月17日－1790年4月17日）關於“可燃空氣”的論文，在瑞士的馬焦雷湖（Lago Maggiore）中發現了甲烷。伏打在沼澤中收集冒出來的甲烷，直到1778年成功分離出純的甲烷氣體，他還利用電火花裝置成功點燃甲烷氣體確定了甲烷的可燃性。
分子性質
甲烷分子是一種正四面體分子，有四個等價的碳氫鍵。其分子結構是由碳跟氫的價軌域重疊所形成的分子軌域構成，最低能量的分子軌域為的2s軌域上的碳與同相組合的1s軌域上的四個氫原子重疊的結果，而能量稍微高一點的由三個分子軌域重疊的結果，即氫原子的一個s軌域電子和三個碳原子的p軌域電子重疊形成一個σ軌域，更精確的說法是，發生混成而形成了sp3混成軌域。這種化合方式與實際觀測到的甲烷光譜吻合。
常溫常壓下的甲烷是一種無色無味的氣體。家用天然氣的特殊味道，是為了安全而添加的人工氣味，通常是使用甲硫醇或乙硫醇。在一大氣壓力的環境中，甲烷的沸點是−161 °C。甲烷是一種十分容易閃燃甚至會爆炸的氣體，只要空氣中甲烷含量在4.4-17％的範圍內就很容易起火或爆炸。
目前已知有九種不同的固態甲烷晶體結構。若在常壓下將甲烷降至甲烷的冰點會形成甲烷一（英語：methane I）的晶體結構，這種晶體結構屬於立方晶系，空間群為Fm3m。由於氫原子的位置在甲烷一晶格中是不固定的，即甲烷分子可以自由轉動。因此，它是一個可塑性晶體。
甲烷是天然氣的主要成分，約佔了87%，液化的甲烷不會燃燒，除非在高壓的環境中（通常是4～5大氣壓力）。
可能對健康造成的影響
甲烷並非毒氣；然而，其具有高度的易燃性，和空氣混合時也可能造成爆炸。甲烷和氧化剂、卤素或部份含卤素之化合物接觸會有極為猛烈的反應。甲烷同時也是一種窒息氣體，在密閉空間內可能會取代氧氣。若氧氣被甲烷取代後含量低於19.5%時可能導致窒息。當有建築物位於垃圾掩埋場附近時，甲烷可能會滲透入建築物內部，讓建物內的居民暴露在高含量的甲烷之中。某些建築物在地下室設有特別的回復系統，會主動捕捉甲烷，並將之排出至建築物外。
來源
甲烷是天然氣的最主要成分，是很重要的燃料；同時也是溫室氣體：其全球變暖潛能為21（即它的暖化能力比二氧化碳高二十一倍）。主要來源有：
有機廢物的分解
天然源頭（如沼澤）：23%
从化石燃料中提取：20%
動物（如牛）的消化過程：17%
稻田之中的細菌：12%
生物物質缺氧加熱或燃燒
牛隻噯氣
制取
实验室常用醋酸钠与碱石灰共热制取甲烷：
CH3COONa + NaOH → CH4↑ + Na2CO3
化學反應
甲烷主要化學反應是：燃燒、蒸汽重整合成气、以及鹵化反應。在一般情況下，甲烷的反應是很難控制。甲烷可以氧化成甲醇，但一般來說要完成這個化學反應時十分困難的，因為在一般情況下甲烷的氧化反應產物通常是二氧化碳與水，即使氧氣不足也很難產生甲醇。但是若在酵素的協助下就能輕易地完成此氧化反應，例如甲烷單加氧酶，但產量無法達到工業生產的規模。
反應性
由于甲烷中碳原子与氢原子间的化学键为较稳定的σ键，化学性质比较稳定，因此甲烷能参与的反应较其他有机物少。
燃燒
甲烷的燃燒熱約為 55.5 MJ/kg 。燃烧时产生明亮的蓝色火焰。甲烷的燃燒是一個多步反應。下面的反應式是過程的一部分，與所述淨結果是：
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O (ΔH = −891 k J/mol)
CH4+ M* → CH3 + H + M
CH4 + O2 → CH3 + H2O
CH4 + HO2 → CH3 + 2 OH
CH4 + OH → CH3 + H2O
O2 + H → O + OH
CH4 + O → CH3 + OH
CH3 + O2 → CH2O + OH
CH2O + O → CHO + OH
CH2O + OH → CHO + H2O
CH2O + H → CHO + H2
CHO + O → CO + OH
CHO + OH → CO + H2O
CHO + H → CO + H2
H2 + O → H + OH
H2 + OH → H + H2O
CO + OH → CO2 + H
H + OH + M → H2O + M*
H + H + M → H2 + M*
H + O2 + M → HO2 + M*
加热分解
在隔绝空气的条件下加热到将近1000℃，就开始分解；加热时间较长，到1500℃左右，分解接近完全。
CH4 → C + 2H2↑
與鹵素的化學反應
當甲烷與氯在黑暗中混合時，兩者不會產生化學反應，如果把混合物加熱或以紫外光照射，以下反應（取代反应）會發生：
CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl
CH3Cl + Cl2 → CH2Cl2 + HCl
CH2Cl2 + Cl2 → CHCl3 + HCl
CHCl3 + Cl2 → CCl4 + HCl
反應的機理屬於自由基取代，有鍵引發、鍵增長、鍵中止三步驟。
反應的產物含有此四種氯化甲烷，由上至下四種產物名稱分別為：一氯甲烷，二氯甲烷，三氯甲烷，四氯甲烷（四氯化碳），四者的比例視甲烷與氯的比例。
甲烷可與溴產生類似反應。甲烷與氟的反應十分猛烈，如果先用稀有氣體稀釋兩者才在特定的儀器內進行反應，也可得出類似反應。甲烷與碘不會直接產生反應，可以用溴化碘等代替进行碘化。
参见
甲基，由甲烷衍生出的官能团
產甲烷作用
可燃冰
相關碳化物：
卡班（甲烷，英語：Carbane）
卡賓（甲烯，英語：Carbene）
卡拜（甲炔，英語：Carbyne）
参考文献
## 乙醇
乙醇（英語：Ethanol），俗稱酒精（英語：Alcohol），是醇类的一种，也是酒的主要成份。分子式為C2H6O，結構简式（示性式）為CH3CH2OH或C2H5OH，或簡寫為EtOH（Et代表乙基）。乙醇易燃，是常用的燃料、溶剂和消毒剂，也用于有机合成。工業酒精含有少量有毒性的甲醇。医用酒精主要指体积百分浓度vol% 为75%左右（或质量百分浓度wt% 为70%）的乙醇，也包括医学上使用广泛的其他浓度酒精。
乙醇与二甲醚是同分异构体。
歷史
人類很早就會用糖類發酵製造酒精，這也是最早的幾項生物技术之一。古代人也知道飲酒所帶來的欣快作用，自史前時代開始人類就已開始喝酒，而其中會使人欣快的主要成份就是酒精。在中國發現的九千年前的陶器，上面就有酒的殘留物，因此可以看出，當時新石器時代的人已經開始飲酒。
酒精发酵的总体化学式为：
C6H12O6 (葡萄糖) + 发酵酶 → 2 C2H5OH + 2 CO2
雖然古希臘及阿拉伯已有蒸餾的技術，但最早記載用酒蒸餾來製造酒精的是十二世紀義大利萨勒诺学校的鍊金家。第一個提到純酒精的是拉曼·鲁尔。
1796年Johann Tobias Lowitz利用部份純化的乙醇（乙醇-水共沸物）製備純乙醇，作法是將部份純化的乙醇加入過量的無水鹼，再在較低的溫度下蒸餾。拉瓦锡找出乙醇是由碳、氫、氧等元素所組成，1807年尼古拉斯·泰奥多尔·索绪尔確定了乙醇的化學式。五十年後阿奇博尔德·斯科特·库珀發表了乙醇的結構式，這也是最早發現的結構式之一。
麥可·法拉第在1825年首次以合成方式製備乙醇，他當時發現硫酸可以吸收大量的煤氣。他將吸附煤氣的硫酸液交給英國科學家Henry Hennell，他在1826年發現其中有乙基硫酸。在1828年時Hennell和法國科學家Sérullas分別發現乙基硫酸可以分解，產生乙醇。因此麥可·法拉第在1825年無意的發現乙醇可以以乙烯（煤氣中的一種成份）為原料，利用酸觸媒的水合反應製備，這也類似現在工業製備乙醇的方式。
美國在1840年代曾用乙醇作為路燈的燃料，但在南北戰爭中針對工業用乙醇的課稅很重，此作法沒有經濟效益，工業用乙醇的課稅一直到1906年才消除。從1908年起乙醇也是汽車的燃料之一，像福特T型车可以選擇汽油或是酒精做為燃料。乙醇也是常用酒精燈的燃料之一。
工業用的乙醇一般會用乙烯製備。乙醇常被用做一些人類可能接觸或使用物質的溶劑，像香水、顏料及醫藥等。乙醇既是溶劑，也是製造其他物質的原料。乙醇很長的時間都作為燃料，而最近又開始有研究以乙醇為燃料的內燃機。
物理性质
乙醇的物理性质主要与其低碳直链醇的性质有关。分子中的羟基可以形成氢键，因此乙醇黏度很大，也不及相近相对分子质量的有机化合物极性大。室温下，乙醇是无色，且有特殊味道的挥发性液体。
在針對鈉黃光（λ=589.3nm）和溫度為18.35 °C的條件下，乙醇的折射率为1.36242，比水稍高。
乙醇易挥发，且可以与水、乙酸(醋)、丙酮、苯、四氯化碳、氯仿、乙醚、乙二醇、甘油、硝基甲烷、吡啶和甲苯等溶剂混溶。此外，低碳的脂肪族烃类如戊烷和己烷，氯代脂肪烃如1,1,1-三氯乙烷和四氯乙烯也可与乙醇混溶。随着碳数的增长，高碳醇在水中的溶解度明显下降。
由于存在氢键，乙醇具有潮解性，可以很快从空气中吸收水分。羟基的极性也使得很多离子化合物可溶于乙醇中，如氢氧化钠、氢氧化钾、氯化镁、氯化钙、氯化铵、溴化铵和溴化钠等。鹽(氯化鈉)和氯化钾则微溶于乙醇。此外，其非极性的烃基使得乙醇也可溶解一些非极性的物质，例如大多数香精油和很多增味剂、增色剂和医药试剂。
化学反应
乙醇是一種一級醇，連接羥基的碳原子連接二個氫原子。許多乙醇的反應都和羥基有關。
酯化反應
与乙酸反应
乙醇可以与乙酸（在浓硫酸的催化下）發生酯化作用，產成乙酸乙酯和水。
C2H5OH + CH3COOH → CH3COOC2H5 + H2O
其它酯化反应
乙醇可以（在酸的催化下）和其它羧酸發生酯化作用，生成相应的酯類和水。
C2H5OH + RCOOH → RCOOC2H5 + H2O
若是在化工產業中大規模的進行此反應，需設法从生成物中去除水。酯類和酸或鹼反應會產生醇類和鹽，肥皂製作也是利用此反應的原理，因此稱為皂化反應。
乙醇也會和無機酸形成酯類，像硫酸二乙酯和磷酸三乙酯是將乙醇和三氧化硫及五氧化二磷反應而得。硫酸二乙酯是有機合成中常用的乙基化試劑。亞硝酸乙酯是將硝酸鈉和乙醇和硫酸反應而得，以前常當作利尿劑。
还原性
乙醇具有還原性，可以被氧化成为乙醛，例如
2C2H5OH + O2 → 2CH3CHO + 2H2O（条件是在催化剂的作用下加热）
動物體內反應
在哺乳动物中，乙醇主要在肝脏和胃中由醇脱氢酶催化下進行代谢。这些酶催化乙醇氧化成乙醛。造成酒精中毒和肝臟損傷的罪魁祸首通常被认为是有一定毒性的乙醛，而并非喝下去的乙醇。乙醇通过各種代谢途徑代謝成二氧化碳和水後排出体外。
C2H5OH + NAD+ → CH3CHO + NADH + H+
当人類體內存在大量乙醇时，上述代谢過程还受到细胞色素P450酶CYP2E1的催化，而微量的乙醇也会在过氧化氢酶的催化下代谢。
燃烧
乙醇可以与空气中氧气发生剧烈的氧化反应产生燃烧现象，生成水和二氧化碳。
C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
乙醇也可与濃硫酸跟高錳酸鉀的混合物發生非常激烈的氧化反应，燃烧起來。
卤化反应
乙醇(C2H5OH)可以和卤化氢发生取代反应，生成卤代烃和水(H2O)。例如：
C2H5OH + HBr → C2H5Br + H-OH
乙醇的卤代反应也可以和更强的卤化剂反应，比如氯化亚砜或三溴化磷.
C2H5OH + SOCl2 → C2H5Cl + SO2 + HCl
乙醇在碱性条件下与卤素反应，最终产物会是卤仿 (CHX3，X = Cl, Br, I)，这一过程称为卤仿反应。其反应中间产物是三氯乙醛：
4 Cl2 + C2H5OH → CCl3CHO + 5 HCl
脱水反应
乙醇可以在浓硫酸和高温的催化发生脱水反应，随着温度的不同生成物也不同。
如果温度在140℃左右生成物是乙醚：
C2H5-OH + HO-C2H5 → C2H5OC2H5 + H2O
如果温度在170℃左右，生成物为乙烯：
CH2HCH2OH →CH2=CH2↑ + H2O
酸碱反应
與活泼金屬反應：
乙醇可以和活泼性金屬反應，生成醇鹽和氫氣。例如與鈉的反應：
2C2H5OH + 2Na → 2C2H5ONa + H2↑
也可以和一些非常强的碱，比如氢化钠反应：
C2H5OH + NaH → C2H5ONa + H2↑
乙醇的酸性和水接近，两者的pKa分别为16和15.7，因此醇鹽和碱存在如下化学平衡：
C2H5OH + NaOH ⇌ C2H5ONa + H2O
工业制法
乙醇依製程分成用淀粉发酵法的生質乙醇（主要源自玉米與甘蔗，主要產地為美國與巴西）。
以及使用乙烯的水化法的合成乙醇（源自石油）。2015年，全球的生質乙醇產量約9443萬噸，合成乙醇產量約194萬噸。
在一定条件
## 乙酸
乙酸（英語：ethanoic acid）又稱醋酸（英語：acetic acid），化学式為CH3COOH，是一种有机一元酸和短链饱和脂肪酸，为食醋酸味及刺激性气味的来源。近乎無水的纯乙酸（含水量1%以下）稱為「冰醋酸」，為无色的吸湿性晶体，凝固点为16~17℃（62℉）。尽管乙酸是一种弱酸，但是它具有腐蚀性，其蒸汽对眼和鼻有刺激性作用，聞起來有一股刺鼻的酸臭味。
乙酸是第二简单的羧酸（仅次于甲酸），其分子由一個甲基一個羧基构成。乙酸是一种重要的化学试剂；在化学工业中，它被用来制造聚对苯二甲酸乙二酯，后者即饮料瓶的主要成分。乙酸也被用来制造电影胶片所需要的醋酸纤维素和木材用胶粘剂中的聚乙酸乙烯酯，以及很多合成纤维和织物。家庭中，乙酸稀溶液常被用作除垢剂。食品工业方面，乙酸是欧盟食品添加剂列表规定的一种酸度调节剂，编号为E260。
每年世界范围内的乙酸需求量在650万吨左右。其中大约150万吨是循环再利用的，剩下的500万吨通过石化原料直接制取或通过生物发酵制取。
命名
物质俗名醋酸（acetic acid）是最常用以及国际纯粹与应用化学联合会首选的推荐名。系统名称乙酸（ethanoic acid）是一个有效的IUPAC名称，是根据取代命名法构建的。“醋酸”一词源于拉丁语中醋的单词“acetum”，意思是“变酸”，与发酵水果的苦味有关，在中文世界中也使用俗名醋酸。无水乙酸在略低于室温的温度下（16.7℃），能够转化为一种具有腐蚀性的冰状晶体，故常称幾乎不含水的乙酸为冰醋酸（英語：glacial acetic acid）。
乙酸的实验式（最简式）为CH2O，分子式为C2H4O2，结构简式常写为CH3–COOH或CH3COOH。乙酸失去一当量的氢正离子（H+）后形成的离子称为乙酸根离子（CH3COO−）。乙酸最常用的缩写是AcOH或HOAc，其中Ac代表了乙酸中的乙酰基（CH3CO）。在书写酸碱中和反应时也可以用HAc表示乙酸，其中Ac代表了乙酸根离子。
研究史
早期研究
乙酸发酵细菌（醋酸杆菌）在世界的各个角落均有分布，故每个民族在酿酒实践中均不可避免地会发现醋——它是酒精饮料暴露于空气后的自然产物。在中国就有杜康的儿子黑塔因酿酒时间过长得到醋的说法。乙酸在化学中的运用可以追溯到很古老的年代。早在公元前3世纪，古希腊哲学家泰奥弗拉斯托斯就详细描述了醋是如何与金属发生反应生成美术上要用的颜料的，例如白铅（碳酸铅）和铜绿（含乙酸铜之铜化合物混合物）。古罗马人发现将发酸的酒放在铅制容器中煮沸能得到一种高甜度的“糖浆”，称之为“sapa”；其富含一种有甜味的物质铅糖，即乙酸铅。饮用该种“糖浆”导致诸多罗马贵族罹患铅中毒。8世纪时，波斯炼金术士贾比尔用蒸馏法浓缩了醋中的乙酸。
文艺复兴时期的炼金术士通过重金属乙酸盐的干馏制得了冰醋酸。16世纪德国炼金术士安德烈亚斯·利巴菲乌斯就描述了这种方法，并比较了由此法制备的冰醋酸和醋中提取的酸的性质差异。水的存在令乙酸的性质巨变，以至于在几个世纪里，化学家们都认为冰醋酸和醋中的酸是截然不同的物质。法国化学家拉瓦锡甚至猜测冰醋酸是醋中酸的氧化产物。1797年，法国化学家皮埃尔·阿代通过实验证明两者的差异不过是含水量不同而已。
化学合成与表征
1815年，瑞典化学家约恩斯·贝尔塞柳斯通过对乙酸铅的化学分析，依当时的原子量系统（
C
{\displaystyle {\ce {C}}}
=6，
O
{\displaystyle {\ce {O}}}
=8）给出了乙酸的“化学式”
C
4
H
6
O
3
{\displaystyle {\ce {C4H6O3}}}
。贝尔塞柳斯利用电化二元理论将乙酸解释为碳氢“自由基”
C
4
H
6
{\displaystyle {\ce {C4H6}}}
之“三氧化物”，乙酸盐则被他解释为“带负电性”的乙酸和“带正电性”的碱的“加成产物”：例如，乙酸钾为
C
4
H
6
O
3
+
KO
{\displaystyle {\ce {C4H6O3 + KO}}}
。
1838年，法国化学家让-巴蒂斯特·杜马将乙酸与氯气反应，制得了三氯乙酸；他发现三氯乙酸与乙酸的化学性质高度相似。1842年，杜马的助手，法国化学家路易·梅森发现三氯
## 蛋白质
蛋白质（英語：protein）旧称“朊”，常简称“蛋白”，是大型生物分子，或高分子，它由一个或多个由α-氨基酸残基组成的长链条组成。α-氨基酸分子呈线性排列，相邻α-氨基酸残基的羧基和氨基通过肽键连接在一起，最後經過折疊形成有功能的立體結構。蛋白质的α-氨基酸序列是由对应基因所编码。除了遗传密码所编码的20种“标准”氨基酸，在蛋白质中，某些α-氨基酸残基还可以以被改變原子的排序而发生化学结构的变化，从而对蛋白质进行激活或调控。多个蛋白质和礦物質往往可以结合在一起，形成稳定的蛋白质复合物；這樣的大分子結構就像機械一樣，可以发挥某一特定功能。
与其他生物大分子（如多糖和核酸）一样，蛋白质是地球上生物体中的必要组成成分，参与了细胞生命活动的每一个进程。蛋白酶是最常见的一类蛋白质，它们催化生物化学反应，尤其对于生物体的代谢至关重要。除了酶之外，还有许多结构性或机械性蛋白质，如肌肉中的肌动蛋白和肌球蛋白，以及细胞骨架中的微管蛋白（参与形成细胞内的支撑网络以维持细胞外形），另外一些蛋白质则参与细胞信号传导、免疫反应、细胞黏附和细胞周期调控等。同时，蛋白质也是动物饮食中必需的营养物质，这是因为动物自身无法合成所有蛋白氨基酸，动物需要和必须从食物中获取必需氨基酸。通过消化过程将蛋白质降解为自由氨基酸，动物就可以将它们用于自身的代谢。
生物化学性质
蛋白质是由各種不同的L型α氨基酸所形成的线性聚合物。目前在绝大多数已鉴定的天然蛋白质中发现的氨基酸有20种（参见標準蛋白氨基酸列表）。不过在自然界中还存在着一些特殊的氨基酸，例如在一种海洋寡毛纲小蠕虫Olavius algarvensis以及与之存在共生关系的细菌δ1（该细菌属于δ變形菌）中存在着高含量的硒代半胱氨酸，由原本为终止密码子的UGA编码，和吡咯赖胺酸，由终止密码子UAG编码。
所有氨基酸都有共同的结构特征，包括与氨基连接的α碳原子，一个羧基和连接在α碳原子上的不同的侧链。但脯氨酸有着与这种基本结构不同之处：它含有一个侧链与氨基连接在一起所形成的特殊的环状结构，使得其氨基在肽键中的构象相对固定。标准氨基酸的侧链是构成蛋白质结构的重要元素，它们具有不同的化学性质，因此对于蛋白质的功能至关重要。多肽链中的氨基酸之间是通过脱水反应所形成的肽键来互相连接；一旦形成肽键成为蛋白质的一部分，氨基酸就被称为“残基”，而连接在链的碳、氮、氧原子被称为“主链”或“蛋白质骨架”。由于肽键有两种共振态，具有一定的双键特性，使得相邻α碳之间形成肽平面；而肽键两侧的二面角确定了蛋白质骨架的局部形态。
由于氨基酸的非对称性（两端分别具有氨基和羧基），蛋白质链具有方向性。蛋白质链的起始端有自由的氨基，被称为N端或氨基端；尾端则有自由的羧基，被称为C端或羧基端。
“蛋白质”、“多肽”和“肽”这些名词的含义在一定程度上有重叠，经常容易混淆。“蛋白质”通常指具有完整生物学功能并有稳定结构的分子；而“肽”则通常指一段较短的氨基酸寡聚体，常常没有稳定的三维结构。然而，“蛋白质”和“肽”之间的界限很模糊，通常以20-30个残基为界。“多肽”可以指任何长度的氨基酸线性单链分子，但常常表示缺少稳定的三级结构。
合成
蛋白质生物合成
每一种蛋白质都有自己独特的氨基酸序列，而氨基酸序列的组成信息则由编码对应蛋白质的基因的核苷酸序列所决定。遗传密码是一套由三个核苷酸组成的密码子，每一种三个核苷酸的组合可以编码一种特定氨基酸，如mRNA上的AUG（在DNA中为ATG）编码甲硫氨酸。由于DNA含有四种核苷酸（A、T、C、G），所以对应的可能的密码子有4×4×4=64种；而标准氨基酸只有20种，因此有部分密码子是冗余的，即部分氨基酸可以由多个不同的密码子所编码。DNA中的基因首先在RNA聚合酶等蛋白质的作用下被转录为前mRNA。在大多数生物体中，前mRNA（或初始转录产物）要经过转录后修饰以形成成熟的mRNA，随后mRNA就可以经由核糖体被用作蛋白质合成的模板。在原核生物中，mRNA可能可以在生成后被直接用于蛋白质合成，或者在离开類核后就结合核糖体。而在真核生物中，mRNA在细胞核中被合成，然后通过核膜被转运到细胞质中；在细胞质中，mRNA才可以被用于蛋白质合成。原核生物的蛋白质合成速率可以达到每秒20个氨基酸，要高于真核生物。
从一个mRNA模板合成一个蛋白质的过程被称为轉譯。在轉譯过程中，mRNA被一些蛋白质携带到核糖体上；然后核糖体在mRNA上从5'端到3'端寻找起始密码子（大多数情况下为AUG）；找到起始密码子后，即核糖体上起始tRNA的反密码子与起始密码子配对后，翻译就可以开始进行；在起始密码子后，核糖体每一次阅读三个核苷酸（或一个密码子），同样是通过携带对应氨基酸的tRNA上反密码子与密码子配对。其中，氨酰tRNA合成酶可以将tRNA分子与正确的氨基酸连接到一起。不断延长的多肽链通常被称为“新生链”。生物体中的蛋白质合成总是从N-端到C-端。
合成的蛋白质的大小可以通过其含有的氨基酸数目或者其分子量（以道尔顿或千道尔顿，即kDa为单位）来衡量。酵母蛋白的平均长度为466个氨基酸或平均分子量为53kDa。目前已知的最大蛋白质是肌联蛋白，它是肌肉中肌节的组分之一，其分子量为近3,000 kDa，含有近27,000个氨基酸。
化学合成
除了生物合成外，一些小的蛋白质可以通过多种化学途径来合成。这些合成方法又被称为肽合成，其依赖于有机合成技术，如化学连接来高通量生产肽。化学合成允许在合成的肽链中引入非天然氨基酸，如加入荧光标记的氨基酸。这些合成方法所合成的产物被大量应用于生物化学和细胞生物学实验。但是，化学合成无法有效合成残基数多于300的蛋白质，而且合成的蛋白质可能不具有天然的三级结构。大多数化学合成方法都是从C-端到N-端进行合成，刚好和生物合成反应的方向相反。
降解
对于细胞来说，蛋白质降解有多种用途，包括去除分泌蛋白的N末端信号肽，对前体蛋白进行剪切以产生“成熟”蛋白等。细胞不需要的或受到损伤的非跨膜蛋白质一般由蛋白酶体来进行降解，而真核生物的跨膜蛋白则通过内体运送到溶酶体（动物细胞）或液泡（酵母）中进行降解。降解所生成的氨基酸分子可以被用于合成新的蛋白质。一些蛋白质可以发生自降解。此外，细胞中存在的大量蛋白酶（特别是溶酶体中），可以对外来的蛋白质进行降解，这也是一种细胞自我保护的机制。
生物学实验中，也经常对蛋白质进行降解分析；例如在蛋白质组学中，利用蛋白酶对特定蛋白质进行降解，并对降解产物进行质谱分析而获得对应蛋白质的序列信息和修饰情况；此外，生物化学实验中，埃德曼降解法常被用于对蛋白质进行氨基酸序列分析。
结构
大多数的蛋白质都自然折叠为一个特定的三维结构，这一特定结构被称为天然状态。虽然多数蛋白可以通过本身氨基酸序列的性质进行自我折叠，但还是有许多蛋白质需要分子伴侣的帮助来进行正确的折叠。在高温或极端pH等条件下，蛋白质会失去其天然结构和活性，这一现象就称为变性。生物化学家常常用以下四个方面来表示蛋白质的结构：
蛋白质一级结构：组成蛋白质多肽链的线性氨基酸序列。一个蛋白质是一个聚酰胺。
蛋白质二级结构：依靠不同氨基酸之间的C=O和N-H基团间的氢键形成的
## 糖类
醣類，指的是一系列多羟基醛或多羟基酮及其缩聚物，或者其衍生物的总称，一般由碳、氫與氧三種元素所組成，廣布于自然界。
醣類又稱“碳水化合物”（英語：carbohydrate），其由來是生物化學家先前發現醣類物質均可寫成分子式：Cm(H2O)n，其氫與氧元素的比例始終為2:1，故以为所有醣類是碳和水的化合物。但后来的发现证明了许多醣类并不符合上述分子式，如：鼠李糖（C6H12O5）；而同时有些物質符合上述分子式却不是醣类，如甲醛（CH2O）等。醣類為人體最重要的營養素之一，主要分成三大類：單醣、雙醣和多醣。在一般情況下，單醣和雙醣是較小的（低分子量）的碳水化合物，通常稱為糖。例如，葡萄糖是單醣，蔗糖和乳糖是雙醣。
醣类在生物体上扮演著众多的角色，像多醣可作为儲存養分的物質，如澱粉和糖原；或作为動物外骨骼和植物細胞的細胞壁，如：甲殼素和纖維素；另如五碳醛醣的核糖是構成各種輔因子的不可或缺之物質（如ATP、FAD和NAD）和遺傳物質分子的骨幹（如 DNA和 RNA）。醣類的眾多衍生物同時也與免疫系統、受精、預防疾病、血液凝固和生長等有極大的關聯。
在食品科學和其他非正式的場合中，碳水化合物则通常是指富有澱粉，例如粮食五穀、甜點；或者簡單醣類的食物，例如食糖、水果。
歷史
在先秦古籍中出现了飴字。到了汉代，陆续出现了𩛿、餳、餹等字。飴、𩛿指软糖，餳、餹指硬糖。飴读为yí，𩛿、餳讀xíng，餹读为táng（餳多音字亦有táng的读音）。在六朝時才出現“糖”字。中国蔗糖的制造始于三国魏晋南北朝到唐代之间的一个时代。
李時珍《本草綱目》載：“糖法出西域，唐太宗始遣人傳其法入中國，以蔗準過樟木槽取而分成清者，為蔗餳。凝結有沙者為沙糖，漆甕造成如石如霜如冰者為石蜜、為糖霜、為冰糖。”
醣字始见于民国，为化学翻译而造，在中国大陆的汉字简化过程中被归并简化为糖。
醣類里面的「醣」與一般所稱的“糖”不同，日常所称“糖”是指食糖，泛指具有甜味的可溶于水的有机化合物晶体，如葡萄糖、麥芽糖及最主要的蔗糖，而醣類包括所有單醣、雙醣及多醣，並不僅指含有甜味的物質。
結構
以前所有分子式可寫成Cm(H2O)n的化學物質皆被稱為「碳水化合物」，根據這個定義，有些科學家認為甲醛（CH2O）為最簡單的醣，但是也有其他人認為糖类中最简单的分子是乙醇醛（C2H4O2）。但是現在，生物化學理解上的醣類是指碳數不為一或二的「碳水化合物」。
自然界的醣類通常都由一種簡單的碳水化合物：單醣所構成，通式為(CH2O)n（n≥3）。一個典型的單醣具有H-(CHOH)x(C=O)-(CHOH)y-H結構，也就是多羟基醛或多羟基酮，如：葡萄糖、果糖、甘油醛皆是單醣。然而有些生物物質像醣醛酸和脫氧糖就不符合此通式，此外还有許多物質的分子式符合這個通式却並不属于醣類，如：甲醛（CH2O）和肌醇（(CH2O)6）。
直链形式的单糖通常与关环形式的单糖同时存在，这种环状分子是由醛/酮上的羰基（C=O）与羟基（-OH）反应形成半缩醛，并形成一个新的C-O-C键桥。单糖可以各种方式互相连接在一起形成多糖（或寡醣，又称低聚糖）。许多糖类含有一个或多个修饰的单糖单元，这种修饰方法可以是一个或多个基团被取代或移除。例如，DNA的一个组分脱氧核糖，就是被核糖所修饰的糖；几丁质是一种由重复的N-乙酰氨基葡萄糖（一种含氮原子的葡萄糖）片段所组成的糖类。
單醣
单糖因无法水解为更小的碳水化合物，因此是糖类中最小的分子。它们是一些具有两个或者更多羟基的醛或酮类化合物。未修饰过的单糖化学式可表达为：(C·H2O)n，因其都是碳和水分子的倍数而称为：“碳水化合物”。单糖是一种重要的燃料分子，也是核酸的结构片段。最小的单糖中的n＝3，即二羟基丙酮或D-和L-甘油醛。
單醣的分類
单糖可由三种不同的结构片段来分类：羰基的位置、分子内的碳原子数、及其手性构型。如果羰基在碳链末端，则分子属醛类，而单糖称醛糖；若羰基位处碳链中间，则属酮类而单糖称为酮糖。含有三个碳原子的单糖称为：丙糖；四个碳原子的称为丁糖；五个称为戊糖；六个称为己糖，以此类推。
除糖分子碳链的首尾两个碳原子，每个碳原子都带有一个羟基（-OH）并具有不对称性，使每个手性中心可以是R或S两种构型。因为这种不对称性，一个特定的糖分子式存在着多种异构体。如：D-葡萄糖（醛糖）具有分子式 (C·H2O)6，其中有四个碳原子具有手性，因此D-葡萄糖是24 = 16个可能的立体异构体中的一个。又如：甘油醛是一种丙醛糖，有一种可能的立体异构体，同时也是对映体和差向异构体。1,3-二羟基丙酮，丙醛糖（醛糖）所对应的酮糖分子，是一种没有手性中心的对称分子。D或L构型由离羰基最远的不对称碳原子的取向所决定：标准的費歇爾投影式中，若羟基在右侧则为D型糖，左侧则为L型糖。这里要注意：“D-”和“L-”前缀不可与“d-”和“l-”相混淆，后者指的是偏振光在糖分子平面下的旋转。“d-”和“l-”在糖化学中现已不太使用。
半缩醛异构化
直链单糖的醛基或酮基会不可逆的与另外一个碳原子作用形成半缩醛或半缩酮，得到一个带有氧桥连接双碳原子的杂环。由五个或六个原子组成环的分别称为呋喃糖与吡喃糖，这些环状糖与直链形式的糖存在化学平衡。
由直链糖形成环状糖的过程中，含有羰基氧原子的碳原子称为异头碳。这个碳原子在成环后便成为分子内的手性中心，具有两种可能的构型：若氧原子可在平面的上方或下方，这样得到的一对手性异构体称之为异头物。若在异头碳上的-OH取代基与环外CH2OH基团成反式构型（即不在环一侧）时称为α异头物；另外一种情况两者在环的同一侧，呈现顺式构型，则称为β异头物。由于环状糖与直链糖本身会互相转化，因此两种异头物存在着平衡。費歇爾投影式中，α异头物被表达为：异头羟基与CH2OH呈现反式，而β异头物则为顺式。
在生物中的角色
單醣是新陳代謝中的主要燃料，能提供能量（當中以葡萄糖最主）及用於生物合成。
單醣未需即時使用的話，細胞會先將其轉換成較省空間的形式，通常為多醣。在包括人类的許多動物中，這種儲存方式是糖原，特別在肝臟及肌肉細胞。在植物中，則儲存成澱粉。
双糖
由两个连接成一起的单糖组成的糖类，称为双糖。它们是最简单的多糖，如：蔗糖和乳糖。双糖是由两个单糖单元通过脱水反应，形成一种称为糖苷键的共价键连接而成。在脱水过程中，一分子单糖脱除氢原子，而另一分子单糖脱除羟基。未经修饰的双糖化学式可表达为：C12H22O11。虽然双糖种类繁多，但大多数并不常见。右侧图片展示的为蔗糖，是存量最为丰富的双糖，它们是植物体内存在最主要的糖类。蔗糖由一个D-葡萄糖分子与一个D-果糖分子所组成，其系统命名为：O-α-D-葡萄吡喃糖基-(1→2)-D-果糖呋喃糖苷，其中蕴含了四种信息：
它由两种单糖组成：葡萄糖与果糖。
两种单糖的类型：葡萄糖为吡喃糖；果糖为呋喃糖。
两种单糖的连接方式：在D-葡萄糖的一号碳（C1）上的氧原子连接D-呋喃糖的二号碳（C2）。
后缀-“糖苷”表明了：两个单糖异头碳参与了糖苷键的形成。
乳糖，是一种由一分子D-半乳糖与一分子D-葡萄糖形成的双糖，广泛的存在于天然产物中，如：哺乳动物的乳。另外一个常见的双糖为麦芽糖（两
## 脂肪
脂（zhī）肪（fáng）（英語：fat）在营养学、生物学和化学中，通常是指脂肪酸的任何酯，或此类化合物的混合物；最常见的脂肪存在于生物或食物中。
术语“脂肪”又有许多其他指称，例如：常特指甘油三酯类，它们是一群植物油和动物脂肪组织的主要成分；或者又如：更狭义地指在室温下为固态或半固态的甘油三酯，而不包括油。因此口语上，脂肪多指室温下呈固态的油脂（室溫下呈液態的油脂稱作油），多来源于人和动物体内的脂肪组织。
脂肪的化學結構是甘油三酯，其由甘油和脂肪酸組成；其中甘油的分子比較簡單，而脂肪酸的種類和長短卻不相同，包括飽和脂肪酸、單不飽和脂肪酸、多不飽和脂肪酸。脂肪属于一種羧酸酯，由碳、氫、氧三種元素組成。與醣類不同，脂肪所含的碳、氫的比例較高，而氧的比例較低，所以發熱量比醣類高。脂肪組織是絕大多數脊椎動物特有的構造，可以使之一段時間不進食，而不會能量耗竭而死。
食用脂肪（edible fat）是人可直接食用或烹调的油脂，主要成分就是甘油三酯，即為中性脂肪。脂肪是常見的食物營養素之一，亦是三種提供能量的營養之一。食物中的脂肪在腸胃中消化，吸收後大部分又再度轉變為脂肪。它主要分布在人體皮下組織（皮下脂肪），大網膜、腸繫膜和腎臟周圍（內臟脂肪），血管壁等處。體內脂肪的含量常隨營養狀況、能量消耗等因素而變動。
来源
可以是直接来自动物的脂肪组织（例如猪油）、直接来自植物的含油部分（豆油）、採用多種天然原料进行勾兑（例如沙拉油），或天然食用脂肪进行化学处理的产品（例如人造奶油）。
另外果仁脂肪含量最高，各種肉類居中，米、麵、蔬菜、水果中含量很少。
組成
均為 1甘油＋3脂肪酸→1油脂＋3水。
天然脂肪酸通常含有偶数个碳原子，这是由于脂肪合成的中间体为乙烯的缘故。
中性脂肪，即甘油三酯：是豬油、花生油、豆油、菜油、芝麻油的主要成分。
區別
脂肪屬於脂類的一種。
脂類及類脂質另包括：
磷脂：卵磷脂、腦磷脂、肌醇磷脂。
糖脂：腦苷脂類、神經節昔脂。
脂蛋白：乳糜微粒、極低密度脂蛋白、低密度脂蛋白、高密度脂蛋白。
類固醇：膽固醇、麥角因醇、皮質甾醇、膽酸、維生素D、雄激素、雌激素、孕激素。
在食品中的用途
提供能量
脂肪的能量密度是每克37000焦耳，亦即9大卡。相對於糖類的每克17000焦耳和乙醇的每克29000焦耳，脂肪是能量密度最高的食物營養素，比一克的葡萄糖或蛋白質高出一倍多。
必需的脂肪酸
一些脂肪酸是人体保持健康必需的。例如ω-3脂肪酸（烃基上第一个双键位于从末端数第三个碳原子处）有维持免疫和心血管功能的作用。亚麻籽可提供丰富的ω-3脂肪酸。
改善食物口感
促成细腻，润滑的口感。缺乏脂肪的菜肴则经常被形容为「清汤寡水」。另外脂肪还促进进食后的饱胀感。但过多食用会增加癌症患病率。
传热媒介
用来直接煎炸食物（主要是用沙拉油），可以在表面达到高温（>摄氏100度）。炒菜中用来均匀传热和防止沾锅。
溶解脂溶性成分
食物原料中的一些气味分子和营养分子不易溶于水而易溶于油脂，例如胡蘿蔔中的胡蘿蔔素A屬於脂溶性維生素，適量的脂肪能幫助有機體吸收此類營養。
调味料
一些脂肪如辣油、芝麻油被用来做调味料。
其他
法國人謝弗勒首先發現，脂肪是由脂肪酸和甘油結合而成。因此可以把脂肪看作機體儲存脂肪酸的一種形式，從營養學的角度看，某些脂肪酸對我們的大腦、免疫系統乃至生殖系統的正常運作來說十分重要，但它們都是人體自身不能合成的，我們必須從膳食中攝取，現在的研究還認為，大量攝入這些被稱為單元不飽和脂肪酸的分子，有助於健康和長壽。同時一些非常重要的維生素需要膳食中脂肪的幫助我們才能吸收，如維生素 A、D、E、K等。
主要脂肪的脂肪酸成分
参考文献
参见
食用油
植物油列表
## 化学式
化學式（英語：chemical formula）是用化学元素符号、数字、其他符号来表示组成特定化合物或分子的“原子化学比例信息”的一种公式；这些符号或数字被限制在單一行列排印，其中可能包括下标和上标。
化学式包括：分子式、实验式、结构式和电子式等表示方式。
上述“其他符號”有：
— 连接号
, 逗号
() 小括號
[] 中括號
{} 大括號
+ 正號
− 負號
讀法
化學式的通則讀法，一般是從右向左、由負價向正價，讀作「X化X」，如：
ZnO
{\displaystyle {\ce {ZnO}}}
，讀作「氧化鋅」
HCl
{\displaystyle {\ce {HCl}}}
，讀作「氯化氫」
當一個分子中原子個數不止一個時，還要讀出粒子個數，如：
V
2
O
5
{\displaystyle {\ce {V2O5}}}
，讀作「五氧化二釩」
帶有酸原子團的分子則讀作「O酸X」，如：
Na
2
SO
4
{\displaystyle {\ce {Na2SO4}}}
，讀作「硫酸鈉」。
另外，有的要讀「氫氧化X」，如：
NaOH
{\displaystyle {\ce {NaOH}}}
，讀作「氫氧化鈉」。
而在讀含多種氧化數的化合物時還要注意其化合價數，例如：
Fe
3
+
{\displaystyle {\ce {Fe^3+}}}
，讀作「鐵離子」
FeCl
3
{\displaystyle {\ce {FeCl3}}}
，讀作「氯化鐵」
Fe
2
+
{\displaystyle {\ce {Fe^2+}}}
，讀作「亞鐵離子」
FeCl
2
{\displaystyle {\ce {FeCl2}}}
，讀作「氯化亞鐵」。
若含結晶水，應先讀出結晶水的個數，讀作「X水合X」，如：
CuSO
4
⋅
5
H
2
O
{\displaystyle {\ce {CuSO4.5H2O}}}
，讀作「五水合硫酸銅」
若結晶水個數為1，也應讀出個數，讀作「一水合X」。
化學式的寫法
依據用途不同，同一種物質可能具有多種化學式寫法，以下列出幾種常用寫法：
最簡式
最簡式（empirical formula）又稱實驗式、簡式，是用元素符號表示化合物分子中各元素的原子個數比的最簡關係式。
最簡式一般都是通過分析化學的元素分析法（elemental analysis）獲得的，尤其是通過有機化學中燃燒法測定化合物中碳氫比，因此最簡式又稱實驗式。
例如：過氧化氫（
H
2
O
2
## 化学方程式
化学方程式（英語：chemical equation）又称化学反应式、化学反应方程式，是利用化学式来描述各种不同物质之间發生化学反应的反應方程式。
化学方程式反映化学反应中“质”和“量”两方面，分别表示反应前后物质的种类与反应时各物质之间量的关系。化学方程式要遵守三个原则：
一是必须依据客观事实，绝不能凭空臆想、臆造事实上不存在的物质和化学反应。
二是要遵守质量守恒定律，反应前后，等号两边各原子种类与数目必须相等。
三是要遵守電子數守恆定律，涉及電子的反應方程式（如：氧化还原反应方程式），反应前后總电子数必須相等，等同於反應前後得失的電子數相等。
表达意义
表明了反应物、生成物、反应条件；
通过相对分子质量（或相对原子质量）表示各物质之间的质量关系，即各物质之间的质量比；
反映了质量守恒定律；
各反應係數比等於其反應的莫耳數比。
书写
一般的化学方程式
根据事实，写出反应物与生成物，各反应物与各生成物之间用“+”号连接，读作“和”，在反应物与生成物之间用「→」连接，读作“生成”。
配平反应方程式，并标上必要的条件与符号。
非可逆反应，在之前的横线下方再划一条横线。可逆反应，画上双向箭头(
A
↽
−
−
⇀
B
{\displaystyle {\ce {A <=> B}}}
)。有机化合物反应，用箭头连接。
注意：以上书写规范适用于中华人民共和国大多数地区，并仅限中学阶段。大学阶段、其他国家和地区要求在反应物与生成物之间用箭头连接。
热化学方程式
根据事实，写出反应物与生成物，各反应物与各生成物之间用“+”号连接，在反应物与生成物之间用一条横线连接。
配平反应方程式，在各物质的右下角用括号标出各物质的状态：(s) 代表固体，(l) 代表液体，(g) 代表气体，(aq) 代表水溶液中。按照实际情况，各物质前的计量数可以不为整数。不需要标明反应条件和符号。
在配平完的方程式后根据事实写上“
△
H
=
Q
{\displaystyle \bigtriangleup H=Q}
”，其中
Q
{\displaystyle Q}
代表放出或吸收的热量（焓变）。放热反应，
Q
<
0
{\displaystyle Q<0}
；吸热反应，
Q
>
0
{\displaystyle Q>0}
。
反应条件和反应现象
反应条件
△
{\displaystyle \triangle }
代表加熱(部分對温度要求嚴格温度需注明反應温度)。例如：
2
C
u
+
O
2
→
△
2
C
u
O
{\displaystyle \mathrm {2Cu} +\mathrm {O_{2}} \;{\xrightarrow {\triangle }}\;\mathrm {2CuO} }
某物質名稱代表此物質為催化劑。例如：
2
H
2
O
2
→
M
n
O
2
O
## 摩尔
摩爾、莫耳、莫爾是一個音譯的詞，它可能是翻譯自Mole，More或Moore。
Mole的音譯
摩尔（Mole），台灣譯作「莫耳」：一種國際單位，符號為mol，口語音「莫」。
摩爾莊園，一個以摩爾（鼴鼠）為主題人物，類似企鵝俱樂部的兒童網路樂園。
Moore的音譯
有時會被翻譯成「摩爾」或「穆爾」。
喬治·愛德華·摩爾（George Edward Moore）：1873年 - 1958年，英國哲學家。
亨利·摩爾（Henry Moore）：1898年 - 1986年，英国雕塑家，畫家。
摩爾定律
汤姆·穆尔（Tom Moore）：1920年 - ，英国二战老兵。
戈登·摩爾（Gordon Moore）：1929年 - 2023年 ，英特爾公司的創辦者之一，摩爾定律的創立者。
黛米·摩爾（Demi Moore）：1962年 - ，美國電影演員。
麥可·肯尼思·穆爾（Michael Kenneth Moore）：1949年 - ，紐西蘭政治家。
麥可·弗朗西斯·摩爾（Michael Francis Moore）：美國紀錄片導演，持不同政見者。
More的音譯
有時會被翻譯成“莫爾”。
托馬斯·莫爾 （Thomas More）：1478年 - 1535年，英国空想社會主義者。
其他
摩爾書店 台灣一家小型連鎖書店
莫尔 (比利时) 位于比利时安特卫普省部的一座城市
## 相对原子质量
原子量（英語：atomic mass），又称原子质量，符号 ma 或 m，即單一原子的質量，其定义为：
一个中性原子处于基态的静止质量。
或
某元素1个原子的平均质量与标准原子质量常量的比值。
原子量的單位為道尔顿（符号 Da）或 统一原子质量单位（符號 u），也有人使用 amu，但通常不計單位。而1道尔顿的定義為一个碳12原子靜止質量的
1
12
{\displaystyle {\frac {1}{12}}}
。
原子核的质子和中子几乎占原子总质量的全部，电子和核结合能的贡献很小。虽然原子質量以質子和中子的質量占多數，但元素的原子量不完全等於其質量數，只是質量數大約是原子量最接近的整數而已。
若將原子量除以原子质量常量，會得到一個無因次量，這個無因次量稱為「相對同位素質量」（relative isotopic mass）。因此碳12的原子量是12u或是12 Da，而一個碳12原子的相對同位素質量就是12。
名詞解釋
原子量是于19世纪初由英国科学家約翰·道爾頓提出的，当时重量（weight）和质量（mass）是相同的概念，他说“同一种元素的原子有相同的重量，不同元素的原子有不同的重量”，因此虽然实际指的是原子的质量，但提出的是“atomic weight”这一名词，含义为“原子的重量”，中文翻译为“原子量”。
20世纪初，物理学家采用质谱技术测量原子量，后来物理学上改用比较严谨的“atomic mass”的名称，但是“atomic weight”的用法仍然广泛使用。中文译名“原子量”不包含“质量”和“重量”之名，因此继续沿用至今。
计算方法的演變
1803年，道尔顿用氢的原子量为1作为相对原子量的基准。
1826年，永斯·贝采利乌斯改为氧原子量的
1
100
{\displaystyle {\frac {1}{100}}}
为基准；1860年，J.-S.斯塔建议用氧原子量的
1
16
{\displaystyle {\frac {1}{16}}}
为基准，沿用了很长时间。
1929年，W.F.吉奥克和H.L.江斯登发现天然氧中存在着
O
16
{\displaystyle {\ce {^16O}}}
、
O
17
{\displaystyle {\ce {^17O}}}
、
O
18
{\displaystyle {\ce {^18O}}}
三种同位素，它们在自然界的分布不完全均匀，因此用天然氧作为原子量基准就欠妥。后来物理学界改用
O
16
{\displaystyle {\ce {^16O}}}
的
1
16
{\displaystyle {\frac {1}{16}}}
作为原子量基准，化学界还沿用原来的基准，从此原子量出现两种标度，1940年国际原子量委员会确定以1.000275作为两种标度的换算因子：物理原子量 = 1.000275 × 化学原子量。存在两种标度必然经常引起混乱。
1959年，在慕尼黑召开的国际纯粹应用化学联合会（International Union of Pure and Applied Chemistry，简称IUPAC）上，德国J.H.马陶赫建议
C
12
=
{\displaystyle {\ce {^12C=}}}
12.0000作为原子量基准，并提交国际纯粹与应用化学联合会考虑，后者于1960年接受这一建议。1961年，在蒙特利尔召开的国际纯粹与应用化学联合会上，正式通过这一新基准。1979年，由国际相对原子质量委员会提出原子量的定义。
参考文献
参见
相对原子质量表
同位素
分子量
原子質量單位
摩爾 (單位)
原子
元素
## 电子
电子（英語：Electron）是一种带有负电的次原子粒子，通常标记为
e
−
{\displaystyle e^{-}\,\!}
。電子是第一代轻子，以重力、電磁力和弱核力與其它粒子相互作用。轻子是构成物质的基本粒子之一，无法被分解为更小的粒子。电子带有1/2自旋，是一种费米子，根據泡利不相容原理，任何兩個電子都不能處於同樣的量子態。电子的反粒子是正电子，其质量、自旋、电荷大小都与电子相同，但是电荷正負性与电子相反。電子與正电子會因碰撞而互相湮滅，並在這過程中，生成一對以上的光子。
由电子與中子、质子所组成的原子，是物质的基本单位。相对于中子和质子所組成的原子核，电子的质量显得极小。质子的质量大约是电子质量的1836倍。当原子的电子数与质子数不等时，則該原子会带电；称該帶電原子为离子。带正电的离子叫阳离子，其電子數小於質子數；带负电的离子叫阴离子，其電子數大於質子數。若物体的电子數不等於質子數，导致正负电量不平衡时，則称该物体带静电。当正负电量平衡时，称物体的电性为电中性。靜電在日常生活中有很多用途，例如，靜電油漆系統能夠將瓷漆或聚氨酯漆，均勻地噴灑於物品表面。
電子與質子之間的庫侖力能促使電子被束縛於原子內部，因此為束縛電子。兩個以上的原子，會交換或分享它們的束縛電子，這是化學鍵的主要成因。当电子不再被束縛於原子內部，而能够自由移动於原子以外的空間时，則稱此電子为自由电子。多個自由电子共同移动所产生的净流动现象称为电流。在許多物理現象裏，像電傳導、磁性或熱傳導，電子都扮演了重要角色。移動的電子會產生磁場，也會被外磁場偏轉。呈加速度運動的電子會產生電磁輻射現象。
根據大爆炸理論，宇宙現存的電子大部份都是生成於大爆炸事件。但也有一小部份是因為放射性物質的β衰變或高能量碰撞而生成的，例如，當宇宙線進入大氣層時遇到的碰撞。在另一方面，許多電子會因為與正子相碰撞而互相湮滅，或者，會在恆星內部製造新原子核的恆星核合成過程中被吸收。
在實驗室裏，像四極離子阱一類的精密尖端儀器，可以長時間束縛電子，以供觀察和測量。大型托卡馬克設施，像国际热核聚变实验反应堆，利用磁場來約束住高熱電漿中的電子和離子，借以實現受控核融合。無線電望遠鏡可以用來偵測外太空的電子電漿。
電子被广泛應用于電子束焊接、陰極射線管、電子顯微鏡、放射線治療、激光和粒子加速器等领域。
历史
發現電現象
很早以前，古希臘人就已經知道，琥珀（古希臘語：ήλεκτρον）擁有一種奇特的性質：被摩擦之後的琥珀可以吸引轻小物体。大约2500年前，古希臘哲學家泰勒斯聲稱他曾經見證到琥珀的這種奇特的性質。
東漢時期（約公元一世紀），王充所著書籍《論衡》中有關於靜電的記載：「頓牟掇芥」。頓牟就是琥珀，當琥珀經過摩擦之後，就會具有吸引像草芥一類輕小物體的能力。公元三世紀，晉朝張華的《博物志》第九卷中也有記載：“今人梳頭著髻時，有隨梳解結有光者，亦有吒聲”。這句子的意思是，當梳理頭髮解開髮結時，因摩擦起電而發出的閃光和劈啪聲音。
1600年，英国医生威廉·吉尔伯特指出，琥珀並非唯一经过摩擦時會产生静电的物质，他又区分出电与磁不同的属性。他撰寫了一本闡述電與磁的科學著作《论磁石》，從而開啟了現代電學與磁學。吉尔伯特创建了新拉丁语的術语「electrica」（源自古希臘語：ήλεκτρον「ēlektron」，琥珀），英文翻譯為「electrics」，意指如同琥珀一般當摩擦後會吸引微小物體的物質。這拉丁術語後來衍生出電的英文術語「electricity」等。
正負電的假想與發現
查爾斯·篤費做實驗於1733年發現，假若被絲綢摩擦後的玻璃對於帶電的金箔呈現出排斥的現象，則被羊毛摩擦後的琥珀會對這帶電的金箔呈現出吸引的現象。他從這結果與很多其它類似結果推斷，大自然有兩種不同的「電」，他稱由絲綢摩擦玻璃生成的電為玻璃電，由羊毛摩擦琥珀生成的電為樹脂電。通過摩擦的動作可以將這兩種電分離， 通過合併的動作可以將這兩種電中和。這雙流體理論對於電現象首次給出解釋。稍後，美國科學家埃柏奈澤·肯納斯理也獨立獲得相同的結論。
1747年，美國學者本杰明·富兰克林做電實驗發現，當摩擦玻璃時，作为被摩擦者的玻璃會獲得一些電，而摩擦者則會失去一些電，在摩擦的過程中，並不會生成任何電，只會從摩擦者轉移一些電到玻璃，整個孤立系統的總電量不會改變。為了解釋類似這般的電現象，他想出一種單流體理論，其表明，電現象是源自於一種既看不見又無重量的流體所產生的作用，這種電流體瀰漫於物體裡，富蘭克林認為，電流體是由極奇奧妙的粒子所組成，這些粒子彼此之間相互排斥，但會被其它物質強烈吸引，因此，物質能像海綿一般地吸引與儲存電流體。同時期，英國學者威廉·沃森也獨立給出類似的單流體理論。
十九世紀初期，约翰·道尔顿發表現代原子論。同時期，威廉·普羅特主張，每一種原子都是由單位粒子組成，而這單位粒子就是氫原子。然而，學者做實驗獲得很多不符合普羅特假定的結果，例如，氯元素的原子量被測得為35.5個氫原子量。之後，很多種描述原子內部結構的模型也陸續出現，其中一些模型是基於假想的帶電粒子。在1838年至1851年期間，英國醫生理查·萊敏猜測，大自然可能存在帶有單位電荷的次原子粒子，而原子則是由核心物質與這種以同心圓殼的樣式一層一層圍繞在四周的帶電粒子所組成。1871年，德國物理學者威廉·韋伯建議，原子是由一個帶正電的次原子粒子與一個帶負電的核心物質所組成．質量非常微小的次原子粒子環繞著質量非常大的核心物質不停地轉動，兩個物體的帶電量相同。3年後，愛爾蘭物理學者喬治·斯桐尼從研究電解現象獲得結論，電解物質所涉及的電量是以離散的形式呈現，這意味著一種基本電量表現於大自然的物理行為之中，這基本電量是氫離子所帶的電量，與電解物質的種類無關。他又於1891年提議，將這基本電量命名為「electron 」（電子）。利用法拉第電解定律，他估算出基本電量的數值，其為當今數值的1/16。斯桐尼認為，電子永久地附著於原子，無法被移除，它會伴隨原子的每一個化學鍵。1881年，德國物理學者赫爾曼·馮·亥姆霍茲強調，從法拉第電解定律的結果可以總結，不論是正電或是負電，它們的電量都可被分割至基本電量，其物理行為如同帶電基礎粒子一般。
發現陰極射線
在十九世紀，多位物理學者對於陰極射線的實驗與理論研究為後來發現電子奠定了關鍵基礎。1838年，麥可·法拉第做實驗研究在玻璃管裡兩個電極之間的稀薄氣體的放電現象，他發現，在陽極與陰極附近都存在著穩定的輝光區域，而在兩個輝光區域之間又有一段黑暗區域，後來命名為法拉第暗空間。法拉第認為，這簡單與明確的放電現象很值得做進一步研究。然而，很久一段時期，物理學者研究真空高壓放電現象所需的實驗條件都無法被滿足。1850年代，海因里希·盧木考夫製成可提供高壓電流的盧木考夫感應圈，1855年，海因里希·蓋斯勒研發出高功能水銀氣泵與改良的放電管，這時，物理學者才有功能足夠精良的實
## 质子
質子（英語：Proton，日韓漢字稱作陽子、陽性子），是一種帶有1个單位电荷正電的穩定強子，通常標記為 p,p+或H+。每個原子的原子核內部至少會含有一個質子，質子的數量稱為原子序數；另外，原子核內部還可能含有中子，這些質子與中子都被稱為核子。由於每種元素的原子都含有獨特數量的質子，每種元素具有獨特的原子序數。
在粒子物理學的現代標準模型裡，質子是由兩個上夸克與一個下夸克組成的強子。夸克的靜質量只貢獻出大約1%質子質量，剩餘的質子質量主要源自於夸克的動能與綑綁夸克的膠子場的能量。
因為質子是由三個夸克組成，質子不是基本粒子，質子具有物理尺寸，但這尺寸並不能完美良好定義，由於質子的表面很模糊，因為這表面是由作用力的影響來定義，而這作用力不會突然終止。質子的半徑（更仔細地說，電荷半徑）大約為0.84–0.87飛米。
自由質子是不與其它核子或電子結合在一起的質子。自由質子很穩定，尚未被觀察到自發衰變成其它種粒子。質子與電子之間會相互親和，但當能量或溫度高到足以將質子與電子分離之時，就可以自然地找到自由質子。在等離子體裡，溫度非常高，質子無法與電子結合在一起，因此自由質子可以存在。在太空裡，傳播了星際距離的宇宙線，其成分有90%是具有高能量與高動量的自由質子。自由中子不穩定，會進行衰變，這過程的產物是質子、電子與反中微子。
物理性質
質子是自旋為½的費米子，是由三個夸克組成，因此是一種重子。在這三個夸克之中，有兩個是上夸克，一個是下夸克，它們被由膠子傳遞的強相互作用綑綁在一起。從現代角度來看，更仔細地說明，質子是由三個價夸克（兩個上夸克，一個下夸克）、膠子與短暫存在的海夸克對組成。
質子的正電荷呈指數遞減分佈，離質心越遠，密度越低，方均根半徑約為0.8飛米。
在原子核裡的質子與中子都被稱為核子，它們被核力綑綁在原子核內部。
氫元素的原子核只有一個質子；在它的所有同位素之中，最常見的是氫-1，符號為1H或「H」，它的原子核不含有任何中子，是個孤寂的質子。另外還有兩種較重的天然同位素，重氫2H或D與超重氫3H或T，它們的原子核分別擁有一個與兩個中子。所有其它種元素的原子核都是由至少兩個質子與各種數量個中子所組成。
穩定性
質子極為穩定，不會自行衰變，至今為止，還沒有任何實驗觀察到質子的自發性衰變。但是，在粒子物理學裡，有些大統一理論主張，質子衰變應該會發生，例如，格拉肖-喬吉模型聲稱，對於衰變管道p+→e++π0，平均壽命低於1032 年，有些理論預測，質子平均壽命低於1036 年
。
在日本的超級神岡探測器完成的實驗，對於衰變成反緲子與中性π介子，給出質子平均壽命下限為6.6×1033 年，對於衰變成正子與中性π介子，給出質子平均壽命下限為8.2×1033 年。在加拿大的薩德伯里微中子觀測站進行的一項實驗，尋找從氧-16的質子衰變過程所產生的剩餘核子所發射出的伽瑪射線。這實驗建立了質子壽命下限為2.1×1029 年。
通過電子捕獲過程（又稱為逆貝他衰變），p+ + e−
→ n
+ νe
，質子可以變為中子。對於自由質子，這過程不會自發性發生，必需提供足夠能量。
電子捕獲過程是可逆的。通過貝他衰變，n → p + e− + νe，中子可以變為質子。這是一種常見的放射性衰變。實際而言，自由中子就是按照這模式衰變，平均壽命大約為15分鐘。
質量
在量子色動力學裡，使用狹義相對論，可以解釋質子或中子怎樣獲得它所具有的大部分質量。 質子質量大約比組成它的夸克的靜質量還重80–100倍，而膠子的靜質量為零；與在量子色動力學真空裡的夸克靜質量相比，在質子內部的夸克與膠子所擁有的額外能量，貢獻出大約質子質量的99%。質子質量是由移動夸克與移動膠子組成的系統整體所具有的不變質量；在這種系統裡，甚至連零質量粒子的能量仍舊被視為整個系統的靜質量。
當論及組成質子的夸克所呈現的質量時，常會用到兩個術語：「流夸克質量」指的是夸克本身內秉的質量，「組分夸克質量」指的是流夸克質量加上在流夸克四週膠子場的質量。這兩種質量通常具有不同數值。質子質量大部分來自於將幾個流夸克結合在一起的膠子。雖然膠子內秉的質量為零，它們具有能量，更具體地，它們具有量子色動力學結合能，這能量貢獻出很大部分的質子質量。質子的三個價夸克的靜質量只貢獻出9.4MeV，而質子質量大約為938MeV，剩餘的質量歸因於膠子的量子色動力學結合能。
質子內部的動力學行為很複雜，因為涉及到夸克與夸克之間的膠子交換，又涉及到夸克與各種真空凝聚體彼此之間的相互作用。晶格量子色動力學可以從理論直接計算出質子的質量，原則而言，可以達到任意準確性。近期完成的一次電腦計算聲稱，獲得結果準確至誤差小於4%，甚至已達誤差小於1%。但是，這聲稱可能仍具爭執性，因為計算所使用的夸克質量比實際質量還重；這意味著是倚賴外推法，將晶格從有限值外推至零，才能達到如此準確的預測結果，因此可能會造成系統誤差。很難說這些誤差已被正確控制，因為計算出的物理量是強子質量，而物理學者先前已知道這些物理量的數值了。
這些近期計算是由大型超級電腦完成。有些物理學者認為，對於核子結構的詳細描述仍舊缺乏，因為遠距離行為要求非微擾與／或數值處理。除了上述方法以外，還有一些更為概念性的方法。例如，原本由東尼‧斯科姆給出的拓扑孤立子方法、更為準確的AdS/QCD方法涉及到膠子的弦理論、像口袋模型或組分夸克模型一類在1980年代非常流行的各種量子色動力學啟發的模型、
允許粗算近似質量的量子色動力學總和守則。這些方法的準確性低於注重蠻力式計算的晶格量子色動力學方法，至今為止，尚未能達到同樣的準確性。
電荷半徑
根據國際組織科學與技術數據委員會2008年資料，質子的電荷半徑為0.8768(69) fm。這是從對由質子與電子形成的氫原子做實驗，測量蘭姆位移而得到的結果。2010年7月，保羅·謝勒研究院研究團隊對由質子與緲子形成的奇異原子做測量實驗，經過仔細分析蘭姆位移數據，得到方均根電荷半徑為0.84184(67) fm；與國際標準數值0.8768(69) fm相差5個標準差。2013年1月，同樣團隊發佈，更新質子電荷半徑為0.84087(39) fm；精密度是先前的1.7倍，但與國際標準數值相差7個標準差；另外，質子的磁半徑為0.87(6)飛米，與先前測量數值相同。
這問題被稱為「質子半徑之謎」。為了解答這問題，保羅·謝勒研究院研究團隊現正嘗試解釋不一致之處，並且重新檢察先前高精密度測量與複雜計算。假若沒有在測量或計算方面發現任何錯誤，則可能必須重新檢察現今世界最精密與經過最嚴格測試的量子電動力學。
自由質子
不與其它核子或電子結合在一起的質子稱為自由質子。雖然帶正電的質子與帶負電的電子彼此之間具有親和性，自由質子的動能必須足夠低弱，才能與電子結合在一起，成為束縛質子，因為這是一種相當低能量的相互作用。這結合動作並不會改變其質子屬性，束縛質子仍舊是質子。一個以高速度移動的質子，在通過物質時，會因為與電子和核子的相互作用而使得其速度減慢，失去其能量，直到質子的速度足夠緩慢，能夠被正常原子（不具有等離子體性質）的電子雲俘獲。這種形成分子的機制稱為「質子化」機制。在化學裡，這種分子時常會變成布朗斯特酸。
## 中子
中子（英語：Neutron）是一种电中性的粒子，具有略大於质子的质量。中子属于重子类，由两个下夸克、一个上夸克和用于在它们三者之间作用的胶子共同构成。夸克的靜質量只貢獻出大約1%中子質量，剩餘的中子質量主要源自於夸克的動能與綑綁夸克的膠子場的能量。绝大多数的原子核都由中子和质子组成（仅有氢-1例外，它仅由一个质子构成）。在原子核外，自由中子性质不稳定，平均壽命約877.75 秒。中子衰变时释放一个电子和一个反中微子而成为质子（β衰变）。同样的衰变过程在一些原子核中也存在。原子核中的中子和质子可以通过吸收和释放π介子互相转换。中子是由剑桥大学卡文迪许实验室的英国物理学家詹姆斯·查德威克于1932年发现的。
以往曾經將中子列為基本粒子的一員。但現今在標準模型理論下，因為中子是由夸克組成，所以它是個複合粒子。
中子和其它常見的次原子粒子最大的分別在於中子因其下夸克和上夸克之電荷互相抵消，因此中子帶電中性。另它穿透性強，無法直接進行觀察，也令它在核轉變中成為非常重要的媒介物。這兩項因素使得它在次原子粒子發展歷史的較後期才被發現。
雖然组成物质的原子在正常情況下呈電中性，但原子比中子大十萬倍，是由帶負電的電子圍繞帶正電的原子核運行而形成的複雜系統。帶電粒子（如質子，電子，或離子）和電磁波（如伽瑪射線）都會在穿透物質時消耗能量，形式是將所穿透物質離子化。帶電粒子會因此而慢下來，電磁波则會被所穿透物質吸收。中子的情況截然不同，它只會在與原子核近距離接觸時受强相互作用或弱相互作用影響：結果一個自由中子在與原子核直接碰撞前不受任何外力影響。因為原子核太小，碰撞機會極少，因此自由中子會在一段極長的距離保持不變。
自由中子和原子核的碰撞是彈性碰撞，其遵循巨觀下兩小球彈性碰撞時的動量法則。當被碰撞的原子核很重時，原子核只會有很小的速度；但是，若是碰撞的對象是和中子質量差不多的質子，則質子和中子會以幾乎相同的速度飛出。這類的碰撞將會因為製造出的離子而被偵測到。
中子的電中性讓它不僅很難偵測，也很難被控制。電中性使得我們無法以電磁場來加速、減速或是束縛中子。自由中子僅對磁場有很微弱的作用（因為中子存在磁矩）。真正能有效控制中子的只有核作用力。我們唯一能控制自由中子運動的方式只是放置原子核堆在它們的運動路徑上，讓中子和原子核碰撞藉以吸收之。這種以中子撞擊原子核的反應在核反應中扮演重要角色，也是核子武器運作的原理。自由中子則可由核衰變、核反應或高能反應等中子源產生。
物理学中有专门的中子学、中子物理学。
發現
1920年，欧内斯特·卢瑟福首先提出了中子存在的可能性。卢瑟福假設，一種原子的原子量同其原子序數的差別可以用原子核中存在一種電中性粒子來解釋。他認爲，這種電中性的粒子是由一個電子環繞一個質子構成。
1920年代，當時物理學者公認的原子核模型是原子核由質子構成。但是，當時已經知道一種原子的原子核只帶有大概其原子量一半的正電荷。對這個現象的解釋是原子核中有一些電子，中和了質子的電荷。以氮-14核為例：當時認爲此原子核由14個質子和7個核外電子構成。因此，它應該帶7個正電荷，同時質量數為14。
隨後興起的量子力學指出，任何能量也無法把電子這樣輕的粒子束縛在像原子核這樣小的區域中。1930年，前蘇聯的維克托·安巴楚勉和迪米特裏·伊瓦年科發現原子核不可能只由質子和電子組成；有某種中性的粒子存在于原子核中。
1931年，德國物理學者瓦尔特·博特和赫伯特·貝克爾發現用釙的高能α粒子轟擊鈹、硼或鋰這些較輕的元素，會產生一種貫穿力極強的輻射。開始他們認爲這種輻射是伽馬射線。但是未知輻射比任何已知伽馬射線貫穿力都強，而且實驗結果很難用伽馬射線來解釋。1932年，伊雷娜·约里奥-居里和弗雷德里克·约里奥-居里在巴黎發現，如果用這種未知輻射照射石蠟和其他富含氫的化合物，就會釋放出高能質子。雖然這個結果同高能伽馬射線一致，但細緻的數據分析表明未知輻射是伽馬射線的假説越來越牽強。
1932年，英國物理學家詹姆斯·查德威克在劍橋大學進行了一系列的實驗，以α粒子轰击硼-10原子核得到氮-13原子核和一种新射线，證明伽馬射線假說站不住腳。他提出這種新輻射是一種質量近似於質子的中性粒子，並設計了實驗證實了他的理論。這種中性粒子被稱作中子。
原子核的中子-質子模型
在查德威克發現中子以前，流行的原子核模型為“質子-電子”模型。但這個模型存在很多的問題。比如，在氮氣（N2）的分子光譜中，偶數轉動能級的越遷要比奇數轉動能級的強烈，這説明偶數能級上的集居數比奇數能級的大。根據量子力學和泡利不相容原理，這意味著N-14核的自旋是約化普朗克常數ħ（普朗克常數除以2π）的整數倍。這個結果同質子-電子模型相悖。質子和電子的自旋皆為1⁄2ħ。如果一個氮核由14個質子同7個電子組成，無論怎樣組合也無法得到其自旋是ħ的整數倍。
中子-質子模型能夠很好地解決這個問題。從β衰變中，費米得出結論說中子的自旋也必須是±1⁄2ħ，否則該反應的角動量就不守恆。如果N-14核由三個中子-質子對加上一對自旋方向相同但不配對的中子和質子構成，其自旋恰恰為1ħ。這一理論很快被用到其它核素上。
另外，原子光譜中通常會有由原子核引起的超精細結構。這一結構不受電子的自旋影響。這也和質子-電子模型相矛盾。因爲如果原子核中有電子的話，電子的自旋反轉勢必會導致超精細結構的變化。最終人們意識到，除質子外，原子核中不存在電子，而存在一種中性的粒子，那就是中子。人們很快就接受了原子核是由质子和中子組成的。
性質
穩定性和β衰變
中子由三個夸克構成。根據標准模型，爲了保持重子數守恆，中子唯一可能的衰變途徑是其中一個夸克通過弱相互作用改變其味。組成中子的三個夸克中，兩個是下夸克（電荷−1⁄3e），另外一個是上夸克（電荷+2⁄3e）。一個下夸克可以衰變成一個較輕的上夸克，并釋放出一個W玻色子。這樣中子可以衰變成質子，同時釋放出一個電子和一個反電子中微子。
自由中子的衰變
自由中子不穩定，其平均壽命為881.5±1.5 秒（大概14分鐘42秒）。超冷中子實驗的新分析揭示了束流法和儲存法測量中子壽命的結果存在差異。 據此估計其半衰期為611.0±1.0 秒（大概10分鐘11秒）。中子的衰變可用以下方程描述：
n0 → p+ + e− + νe
根據中微子、質子和電子的質量，此反應的衰變能為0.782343 百萬電子伏特。如果此反應中中微子的動能忽略不計的話，已測得電子的最大能量為0.782±.013百萬電子伏特。這一實驗結果誤差太大，無法用於估計中微子的靜止質量。
有千分之一的自由中子會在生成質子、電子和中微子的同時，釋放出γ射綫：
n0 → p+ + e− + νe + γ
這種γ射綫是轫致辐射的結果。當反應中釋放出的電子在質子產生的電磁場中運動時，高速運動的電子驟然減速發出的輻射。有時原子核中束縛態的中子衰變時，也會產生γ射綫。
有極少量的自由中子（大概百萬分之四）會發生所謂的雙体衰變。在此反應中，電子在產生后未能獲得足夠的能量脫離質子（估計為13.6電子伏特），於是和質子生成一個中性的氫原子。反應的所有能量皆轉化為反電子中微子的動能。
束縛態中子的衰變
不穩定原子核裏的中子可以像
## 同位素
同位素（英語：Isotope），又稱同位素核種（英語：Isotopic nuclides），是指同一化學元素之下的不同核種。同一種元素的所有同位素都具有相同的質子數目（即原子序數），但中子數目不同，故質量數不同。由於這些核種屬於同一種化學元素，在化學元素週期表佔有同一個位置，因此得名。
例如自然界的氫元素由氕（1H）、氘（2D）和氚（3T）三種核種組成，它們原子核中都有1個質子，但是它們的原子核中分別有0個中子、1個中子及2個中子，質量數分別為1、2、3，所以它們三者互為同位素。
同一元素的所有同位素之化學性質幾乎相同，但它們彼此的核穩定性各不相同，物理性質也有些微差異。
同位素的英文isotope是由希臘文詞根isos（ἴσος ，意為“相同”）和topos（τόπος， 意為“地方”）組成，意思是“同一個地方”。該詞由蘇格蘭醫生兼作家瑪格麗特·托德於1913年創造並在與英國化學家弗雷德里克·索迪談話時提出。
同位素與核種
核種是指原子的種類，由原子核內質子及中子的數量及核的能態作區分，例如碳-13是具有6個質子和7個中子的核種。核種在概念上較強調原子的核性質而非化學性質，而同位素的概念則是將所有原子依其所屬元素進行分類（由原子核中的質子數界定），因此更加強調原子的化學性質。中子數對原子的核性質有很大的影響，但對大多數原子的化學性質之影響可忽略不計。儘管對於較輕的元素，其核內中子數與質子數之比在同位素之間變化較大，對其化學性質的影響通常也十分微小。
同位素一詞最初主要用於比較，概念上較強調質子數相同而質量數/中子數不同的原子類別，例如126C、136C、146C的質子數皆為6，彼此互為同位素，而4018Ar、4019K、4020Ca的質量數皆為40，互為同量素（又稱同量素），3818Ar、3919K、4020Ca的中子數皆為20，互為同中子素（又稱同中子異位素）。至於核種一詞則可用於稱呼任何原子核構造或所處能態不同的原子種類，如質子數或中子數不同的原子，皆視為不同的核種。然而，由於同位素一詞在學界中使用歷史較為悠久，比核種一詞更廣為人知，如今在核技術和核醫學等許多領域中仍常用「同位素」指代任何具有特定質子數及中子數的原子種類，儘管在概念及語意上使用「核種」更為合適。
命名法及符號
同位素/核種的名稱通常以其所屬元素加上其質量數來表示，例如氦-3、氦-4、碳-12、碳-14、鈾-235、鈾-238等。當使用化學符號表示同位素時，通常使用
Z
A
E
N
{\displaystyle _{Z}^{A}E_{N}}
的形式，其中E為該同位素所屬元素的化學符號（氘和氚這二種同位素有自己的符號）；Z為該同位素的質子數（即原子序數）；A為該同位素的質量數（即核子數，質子數和中子數之和）；N為該同位素的中子數（一般情况下不標出），例如32He、42He、126C、146C、23592U、23892U。由於從同位素的所屬元素便可推知其質子數，因此以符號表示同位素時通常只會註明其上標的質量數，而省略下標的質子數，如3He、4He、12C、14C、235U、238U。若在同位素符號的質量數後加上字母m，則表示其為該同位素的同核異構體，其原子核處於較高能階的亞穩態，但半衰期比一般的激發態原子核要長（通常達到100~1000倍的時間），例如99mTc（鎝-99m）、180mTa（鉭-180m）等。當一同位素存在多個不同能階的同核異構體時，則使用m1、m2、m3等，按照其激發能量從低到高進行標記，如177m2Hf（鉿-177m2）等。
穩定性
每一種元素都有著多種同位素，由於原子核中不同數目的質子和中子的組合會影響其穩定性，因此每種同位素的核穩定性各不相同。
目前已知的大多數同位素原子核皆不穩定，具有放射性，會自發性地放出游離輻射並衰變成其他核種，稱為放射性同位素，例如氚、碳-14、鉀-40、鈷-60和碘-131等。若某元素的所有同位素都具有放射性，則該元素會被稱為放射性元素，如鈾、鐳和氡等。每種放射性同位素的核穩定性各不相同，因此發生衰變的半衰期也有長有短，原子核越不穩定的同位素半衰期越短，放射性越強。目前已發現的放射性同位素超過3000種，其中大部分不存在於自然界，只能藉由人工合成的方式生成，稱為人造放射性同位素。至於天然存在的放射性同位素則包括半衰期極長的原始放射性核種、原始放射性核種衰變生成的次生天然放射性核種以及天然核反應產生的宇生放射性核種及核生成放射性核種。
原子核穩定、不會發生放射性衰變的同位素則稱為穩定同位素，共有251種，皆自然存在於地球上。原子序小於83（鉍之前）的元素中，除了鎝和鉕外，都具有至少一種穩定的同位素，其中只有一種穩定同位素的元素被稱作單一同位素元素，其他的元素則有超過一種的穩定同位素，其中錫有10種穩定同位素，是具有最多種穩定同位素的元素。穩定同位素由於不會衰變成其他同位素，自恆星核合成過程誕生後能以穩定的量恆久存在，因此構成了現今自然界中絕大多數的物質，大多數元素在地球和太陽系中同位素的豐度比例往往也是穩定同位素占絕大部分或全部。不過自然界中有三種元素（碲、銦和錸）雖然有著穩定同位素，但其豐度最高的同位素卻是壽命極長的放射性同位素。
理論計算顯示，許多表面上為“穩定”的同位素實際上應具有放射性，但半衰期極長（不考慮質子衰變的可能性，因為這將使所有同位素皆屬不穩定）。理論上，一些穩定的同位素在能量上容易受到一些已知衰變形式的影響，例如α衰變或雙β衰變，然而目前尚未觀察到任何它們發生衰變的現象，​​因此這些同位素被認為是“觀測上穩定”的同位素。這些同位素的預測半衰期往往遠超宇宙的估計年齡。
質子數的奇偶性
質子數為偶數（尤其是2、8、20、28、50、82及126等幻數）的同位素通常具有較高的穩定性，所含的穩定核種較多。50（錫）是具有最多穩定同位素的質子數目，有10種穩定核種都具有50個質子。而4（鈹）是唯一一個只有1種穩定同位素的偶數質子數目，故鈹是所有單一同位素元素中唯一原子序數為偶數的元素。
質子數<83且為奇數的同位素中所含的穩定核種數量大多只有1種，且最多不超過2種，故大多數原子序數<83且為奇數的元素都是單一同位素元素。
沒有穩定核種的質子數目為43（鎝）、61（鉕）和83（鉍）以上的數目。至於沒有穩定核種的中子數目包括19、21、35、39、45、61、89、115、123和127以上的數目。
存在及來源
地球上大約有339種自然存在的同位素，分屬於94種化學元素（1號的氫至94號的鈽），其中有251種為穩定同位素，其餘則是不穩定的放射性同位素。
在這339種天然同位素中，有286種是自太陽系形成以來便已經存在的原始同位素。原始同位素包括251種穩定同位素，以及3
## 化学键
化學鍵（英語：Chemical Bond）是一種粒子間的結合模式，其中粒子可以是原子或离子。透過化學鍵，粒子可組成多原子的化學物質。鍵由兩相反電荷間的電磁力引起，電荷可能來自電子和原子核，或由偶極子造成。化學鍵種類繁多，其能量大小、鍵長亦有所不同。
在原子中，帶負電、繞原子核運行的電子與核內帶正電的質子互相吸引，而位於兩原子核之間的電子則皆受兩方吸引。因此，原子核和電子間最穩定的組態，是當電子位處兩原子核間之時。這些電子使原子核能夠彼此相吸，形成所謂的化學鍵。然而，化學鍵並不能減少個別粒子所構成的體積。由於電子的質量較小且具有物質波性質，它們相較於原子核而言佔據了極大部分的體積，使原子核之間距離較遠。
一般而言，強化學鍵的形成伴隨著原子間電子的共用或轉移。分子、晶體、金屬和雙原子氣體。
化學鍵的類型
化學鍵有強與弱之分。一般較強的化學鍵有離子鍵及共價鍵。分子内部共价键可以很强，而多原子分子之间共價鍵强度则与各原子的相互角度有关。
化合物的化學鍵類型，也會影響其物理性質，例如：熔點、沸點等。在高分子中它作為分子内部的力出現。
離子鍵
阳離子、阴離子通過靜電作用形成的化學鍵稱作離子鍵。兩個原子間的電負性相差極大時，一般是金屬與非金屬，例如：氯與鈉，若他們要結合，電負性大的氯會從電負性小的鈉搶走一个電子，以符合八隅體。之後氯會以-1價的方式存在，而鈉則以+1價的方式存在，兩者再以库仑靜電力因正負相吸而結合在一起。離子鍵可以延伸，理想的離子化合物中並無分子結構。然而實際上，由於離子間總有極化作用的發生，所以離子之間的電子雲並不可能完全無重疊，因此離子化合物總是帶有一部份共價性。
離子鍵亦有強弱之分。其強弱影響該離子化合物的熔點、沸點和溶解性等性質。離子鍵越強，其熔點越高。離子半徑越小或所帶電荷越多，阴、阳離子間的作用就越強。例如鈉離子
Na
+
{\displaystyle {\ce {Na+}}}
的微粒半徑比鉀離子
K
+
{\displaystyle {\ce {K+}}}
的微粒半徑小，電荷密度大，則氯化鈉
NaCl
{\displaystyle {\ce {NaCl}}}
中的離子鍵較氯化鉀
KCl
{\displaystyle {\ce {KCl}}}
中的離子鍵強，而氯化鈉的熔點比氯化鉀的高。
離子化合物
根據化合物中所含化學鍵類型的不同，把含有離子鍵的化合物稱爲離子化合物（ionic compound），鹼類（如
KOH
{\displaystyle {\ce {KOH}}}
）、大多數鹽類（如
MgCl
2
{\displaystyle {\ce {MgCl2}}}
）（其中BeCl2，AlCl3为共价）、大多數金屬氧化物（可理解为活泼金属氧化物）（如
CaO
{\displaystyle {\ce {CaO}}}
）都是離子化合物。離子化合物中可能存在共價鍵，這與其定義並不矛盾（參看下文對共价化合物的定義），如
NH
4
Cl
{\displaystyle {\ce {NH4Cl}}}
、
NaOH
{\displaystyle {\ce {NaOH}}}
便是既具有共價鍵又具有離子鍵的離子化合物。
共價鍵
原子間通過共用電子形成的化學鍵，叫做共價鍵。它通過兩個電負度相近的原子，例如兩個氧，互相共用其外圍電子以符合八隅體的鍵結方式結合，因此也有人說這是非金屬原子間的結合方式。而共價鍵有鍵角及方向的限制，因此不能隨意延伸，也就是有分子結構。共價鍵廣泛存在于氣體之中，例如氫氣、氯氣、二氧化碳。有些物質如金剛石，則是由碳原子通過共價鍵（巨型共價結構）形成的。共價鍵又可分爲非極性共價鍵與極性共價鍵，以及配位鍵。
共價化合物
只含有共價鍵的化合物稱爲共价化合物（covalent compound），如
HCl
{\displaystyle {\ce {HCl}}}
（在溶液中會成為
H
+
{\displaystyle {\ce {H+}}}
及
Cl
−
{\displaystyle {\ce {Cl-}}}
）、
H
2
## 离子键
离子键又被称为盐键，是化学键的一种，通过两个或多个原子或化学基团失去或获得电子而成为离子后形成。带相反电荷的原子或基团之间存在静电吸引力，两个带相反电荷的原子或基团靠近时，周围水分子被释放为自由水中，带负电和带正电的原子或基团之间产生的静电吸引力以形成离子键。是离子化合物中发生的主要相互作用。它是与共价键和金属键一起的主要键合类型之一。
此类化学键往往在金属与非金属间形成。失去电子（形成阳离子/正离子）的往往是金属元素的原子，而获得电子（形成阴离子/负离子）的往往是非金属元素的原子。带有相反电荷的离子因电磁力而相互吸引，从而形成化学键。离子键较氢键强，其强度与共价键接近。
Li
+
F
⟶
Li
+
+
F
−
{\displaystyle {\ce {Li + F -> Li+ + F-}}}
3
Na
+
P
⟶
3
Na
+
+
P
3
−
{\displaystyle {\ce {3Na + P -> 3Na+ + P^3-}}}
仅当总体的能级下降的时候，反应才会发生（由化学键联接的原子较自由原子有着较低的能级）。下降越多，形成的键越强。
现实中，原子间并不形成“纯”离子键（即：其中一个原子或分子将电子完全转移给另一个）。所有的键都或多或少带有共价键的成分。成键原子之间电平均程度越高，离子键成分越低。
一般说来，以离子键键合的化合物（即“离子化合物”）在固态下不导电，在液态下或形成溶液后导电；它们的熔点一般比较高——这决定于组成它们的离子的电荷：电荷越高，熔点越高；反之亦然。
参见
化学键
共价键
氢键
二硫键
盐
法楊原則
晶格能
## 共价键
共价键（英語：covalent bond）是种化学键。两粒或以上非金屬原子共同使用它们的外层电子（除砷化鎵），在理想情况下达到电子饱和的状态，由此组成比较稳定和坚固的化学结构。与离子键不同，它们并没有获得或损失电子，进入共价键的原子向外不显示电荷。共价键的强度比氢键强，比离子键小。同一種元素的原子或不同元素的原子都可以通過共​​價鍵結合，一般共價鍵結合的產物是分子，在少數情況下也可以形成晶體。又稱為共價鏈。
吉爾伯特·路易斯于1916年最早提出「共价键」這一概念。他認為——在简单原子轨道模型中，要形成共价键的原子必須互相提供电子（一個或多個）從而組成電子對，電子對則扮演了共價鍵的角色，而形成共價鍵後的原子共同擁有那對電子對。
在量子力学中，最早的共价键形成的解释是由电子的复合而构成完整的轨道来解释的。第一件量子力学共价键模型是1927年提出，当时人们还只能计算最简单的共价键：氢气分子的共价键。今天的计算表明，原子间的距离非常近时，它们的电子轨道会相互作用而形成整粒分子共用的电子轨道。
吸引和排斥
共价键中，以共价键連接的原子吸引共用的电子，使这些原子结合在一起。虽然其原子核之间和电子之间會因电荷相同而互相排斥，但原子核间的电子會减弱这些排斥作用，而电子与原子核间的相互作用更强。
电子饱和
按照简单的电子壳模型，原子的外层电子在达到饱和状态下最稳定。对大多数原子来说，外层电子数为8时它们达到饱和，即“八隅體”。这时它们的外层电子数与同周期的惰性气体元素的外层电子数相同。
以氯化氢为例，在氯化氢分子中氢原子并没有将它的外层电子交给氯原子。而是两粒原子共用一对外层电子而达到饱和状态。
键参数
键参数，是可以用於描述共价键性质的物理量的統稱，參數詳情可見於下列条目：
例子
氧分子
氧原子的外层电子数为6，这六粒电子中的四粒组成两对，其它两粒单独存在。
这两粒单独的电子与另一粒原子中相应的单独电子结合组成两對新的共用电子对，由此达到电子饱和状态。
注意：此處的氧分子模型是简化模型，实际上的氧分子要比这里描述的要复杂得多，因为这6粒外层电子分布在不同的轨道上，所以它们不能形成这样简单的电子对。在实际之中，氧分子有3对共用的电子对和2粒单独的电子。
分类
共价键是电子雲的重叠，所以共价键最本质的分类方式就是它们的重叠方式。现在已知有3种重叠方式，分别称作：
σ键
π键
δ键
在有机化合物中，通常把共价键以其共用的电子对数分为單鍵、雙鍵以及叄鍵。单键是一根σ键；双键和叄鍵都含一根σ键，其余1根或2根是π键。
但无机化合物不用此法。原因是，无机化合物中经常出现的共轭体系（离域π键）使得某两粒原子之间共用的电子对数很难确定，因此无机物中常取平均键级，作为键能的粗略标准。
共价键还可以分为极性共价键和非极性共价键
极性共价键
假如组成共价键的原子的电负度不同，那么其中一粒原子核可能吸引共用的电子对，电子对在分子中的分布也不相等，电子较集中的地方显负性，电子较稀疏的地方显正性。这样整粒分子就会显示出一定的极性。分子的电极的分布除其原子的电负性外还与其分子的组成有关。
网状共价键
网状共价键（Network covalent bonding）是原子晶体的主要化学键，是晶体结构的主要连接键。
网状共价键是共价键中的一种，它所形成的物质不是一粒粒的分子，而是大的原子晶体。网状共价键的连接之力很强，若想使键断开则需要有很大的能量，所以以网状共价键作为化学键的物质的熔点和沸点都较高、硬度也很大，最典型的例子之一就是金刚石。
配位键
配位键（又稱配位共價鍵）是特殊的共价键，它的特点在于共用的一对电子出自同一原子。形成配位键的条件是，一粒原子有孤电子对，而另一粒原子有空轨道。配位化合物，尤其是过渡金属配合物，种类繁多，用途广泛，现已形成配位化学。
參考文獻
外部連結
Covalent Bonds and Molecular Structure （页面存档备份，存于互联网档案馆）
Structure and Bonding in Chemistry—Covalent Bonds
## 金属键
金屬鍵是化學鍵中的一种，主要在金属中存在，一些原子簇化合物中也存在金属键。游離域電子及排列成晶格状的金屬離子之间的静电吸引力组合而成。由于电子的自由运动，金屬鍵没有固定的方向，因而是非极性鍵。
金屬鍵決定了金屬許多物理特性，如強度、可塑性、延展性、傳導熱量、导电性、不透明度和光澤。例如一般金属的熔点、沸点随金屬鍵的强度而升高。离子半径越小，金属键越强。
金屬之間的鍵結除了金屬鍵以外，也有其他的鍵結方式，甚至是单質也不例外。例如元素態的鎵在固態及液態下有共價的原子對鍵結，這些原子對形成晶格，和其他的金屬仍以金屬鍵鍵結。另一個金屬-金屬共價鍵的例子是多原子汞陽離子Hg2+2。
歷史
當化學納入科學體系後，人們發現週期表中大部份的元素是金屬，也可以描述金屬和酸反應形成的鹽類。隨著電化學的發展，知道金屬在溶液中一般會形成帶正電的離子，而金屬的氧化反應可以用電化學的方式來描述。當時的金屬模型常會用許多正電荷的離子，被一大群帶負電的電子包圍來表示。
隨著量子力學的發展，上述的模型也變成用自由電子模型來表示，甚至更擴展到近自由电子近似。這兩種模型中，電子描述成通過固體晶格的氣體，其能量是各向同性的，是依動量向量k量值的平方而決定，而不是依其方向來決定。在三維的k空間中，最高填滿能量的點形成的集合（费米面）必定是一球體。在近自由电子近似中，類似箱子的布里渊区，反映因為晶格來產生的週期性勢能變化，略微影響其各向同性。
金属键的本質
以下二種現象的結合產生了金属键：離域電子以及遠多於離域電子數量的離域能階，後者也稱為缺电子（electron deficiency）。
二維
石墨是二維金屬鍵的例子。其金屬鍵類似苯、萘、蒽及卵苯等苯環化合物的芳香性。
三維
金屬簇中的金屬芳香性是另一個離域電子的例子。這種情形下多半會是三維的。金屬將離域原則發揮到極致，可以說一個金屬晶體就表示成一個分子，而其中所有傳導帶的電子都是離域電子，在三維空間中自由移動。這代表在一塊金屬內無法再區分個別的分子，金属键既不是分子間的鍵結，也不是分子內的鍵結，也許用「非分子」鍵結來描述會比較合適。金属键大部份都是非極性的，因為若金屬中沒有雜質，都由同一種原子組成，其電負度都相同，就算是在合金裡，參與鍵結的元素其電負度的差異也很小，因此金属键可以算是非常離域的共價鍵，以這個觀點來看，金属键根本不是另外一種新的鍵結，而金属键也只能描述在凝聚態（結晶固態、玻璃態及液態）中的原子鍵結。相反的，金属蒸氣一般會有明顯的原子性（例如汞），有時也會以傳統的共價鍵鍵結，形成分子（例如Na2）。
s層及p層電子的離域效果最為明顯。例如銫的電子離域效果很強，電子其實脫離了銫原子，形成氣體，但是被拘束在銫金屬表面的附近。因此對於銫而言，由Cs+離子和帶負電的電子氣體鍵結來描述也不算非常不精確。其他原子的電子比較不自由，仍然會受到金屬原子的勢能所影響，有時勢能影響還相當的強。因此需要一些更複雜的量子力學處理（紧束缚近似），其中原子會視為是電中性的，像是苯裡面的碳原子。d層電子及f層電子完全沒有離域效果，尤其是f層電子更為明顯，因此可以維持其自旋的不成對電子，也讓這些金屬帶有磁性。
缺电子及電子移動性
金屬原子在其價殼層中的電子較少，因此這此原子是缺電子元素，原子間的電子分享不會改變此一情形：可用的能階仍然遠少於分享的電子。因此滿足導電性的二個要求：電子有高度離域性，以及部份填滿的能階。這類的電子可以輕易的從一個能階移動到另一個略為不同的能階。電子不只是離域，也形成了滲透晶格的電子海，而當存在外部電場時，大量電子也可以在晶格之間移動。在沒有外在電場時，電子會自由的往任何方向移動。在有外在電場時，外在電場會略為改變其能階的狀態，因此會產生不同的波矢，往某個方向移動的電子會比其他方向多，形成電流。
傳導電子可自由移動的特點也讓各層金屬原子可以進行相對位移，但仍維持金屬鍵的特性。以局部來說，金屬鍵很容易就會破壞，之後又會建立新的金屬鍵，這個過程對共享的金屬鍵不會造成太大的影響。這就是金屬其延展性的原因。這個特性對於純元素格外的明顯，但是在溶解其他物質的情形，晶格中的缺陷會讓金屬的硬性提高。例如金在沒有雜質（24克拉）時是非常軟的，因此珠寶上的金一般會是18克拉或是更低純度的合金。
金屬一般而言也是良好的傳熱體，不過這個現象只有一部份是因傳導電子的的影響。原子集合性的振動（稱為聲子）會在固體之中像波一樣的移動，這是金屬傳熱的主要原因。
不過像鑽石之類的物質也會傳熱，但不導電。鑽石不導電不是因為鑽石中的電子沒有離域特性，而是因為鑽石沒有缺電子的特性。
缺電子特性是金屬鍵和其他傳統的共價鍵最為不同的地方。因此較好定義金屬鍵的定義是「金屬鍵是缺電子，且電子高度離域的共價鍵」.
金屬鍵半徑
金屬鍵半徑（Metallic radius）定義為金屬晶格內，相鄰金屬離子之間距離的一半。金屬鍵半徑和金屬原子的特性有關，也和環境有關，環境因素中最重要的是配位数，而配位数會受到溫度及壓力所影響。
在比較金屬鍵半徑的週期趨勢時，一般會套用所謂的戈德施密特校正（Goldschmidt correction），將金屬鍵半徑轉換為在12配位数下的半徑。因為金屬鍵配位數最高，金屬鍵半徑也會越大，較低配位数的校正會乘以一個0到1之間的數值x。配位数為4時，x = 0.88；配位数為6時，x = 0.96；配位数為8時，x = 0.97。此校正方式是得名於找到上述數值的維克多·戈德施密特。
金属键半徑會依照通則的週期性趨勢：在同一週期內，半徑會因為有效核电荷（不會受價電子數量增加所影響）增加而減少。在同一族內，半徑會因為主量子數的增加而增加。在第三週期及第四週期之間會出現镧系收缩，镧系元素相較於上一週期的元素，其半徑增加不多，原因是因為f軌域電子屏蔽效應不完全所影響。
金属键的強度
金属原子之間有很強的吸引力，因此需要許多能量才能克服此吸力。許多金屬元素的沸點很高，像鎢（5828 K）就格外的高。不過12族元素：鋅、鎘及汞可能是例外。其電子組態結束在...ns2，因為空的np軌域的能階較大，其組態很接近稀有气体組態。因此這類的金屬容易揮發，不宜在超高真空的系統下使用。
其他的金属原子鍵結非常強，甚至連融化成液體的金屬也不例外，例如鎵。鎵的熔點只比室溫高一點點，放在手上就會溶化，但其沸點和銅差不多。熔融態的鎵由於其金屬鍵，是很不容易揮發的液體。
液態金屬中的強鍵結表明了金屬鍵中的能量和金屬鍵結的方向關係不大，這種缺乏鍵結方向性的特點是因為電子離域化所造成的，和一般共價鍵有方向性的鏈結相反。金屬鍵中的能量主要可以表示為金屬原子周圍電子數量的函數，就如同嵌入式原子模型。因此金屬會有較簡單、紧密堆积的晶体结构，如FCC，BCC和HCP等。
若是液態金屬的冷卻率夠高，且其中有適當的合金成份，金屬鍵甚至可以形成類似玻璃結構的非晶态金属。
許多的生物化學都和金屬離子和生物分子中的微弱交互作用有關。這類交互作用及衍生的構象改變可以用双极化干涉测量法來量測。
溶解度及化合物的形成
金屬不溶於水及有機溶劑，不過和水或有機溶劑反應時，會生成可溶的產物。一般來說金屬和水（或有機溶劑）會形成氧化還原反應，
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