核子束縛能( Nuclear Binding Energy)
台北縣立三民高級中學化學科林秀蓁老師 / 國立台灣大學化學系陳藹然博士責任編輯
原子核主要由質子中子構成，原子核半徑約為10-14~10-15 m，由於質子為帶正電力子，在如此微小的距離質子與質子庫侖斥力是非常大（兩質子間庫倫斥力約為2.3×102牛頓）。然而非放射性的原子核又非常穩定，所以物理學家推測在原子核內必然存在一種很強的吸引力，此引力稱為核力(nuclear force)又稱為「強作用力」(strong interaction)。
若將各原子核質量與所組成的質子和中子質量和比較，發現其兩者是有差異的，此質量差異稱為質量缺陷(mass defect)，而此質量差異實際上被轉化為使原子核穩定存在的束縛能(binding energy)。
電負度(Electronegativity)（一）：鮑林電負度概念、化學鍵之離子性
台北縣立三民高級中學化學科林秀蓁老師 / 國立台灣大學化學系陳藹然博士責任編輯
電負度(electronegativity)又稱陰電性或負電性，是原子的化學特性之一，用來描述原子吸引電子的能力；電負度越大，原子吸引電子的能力越強。當不同元素之間有電負度差異時，形成鍵結的共用電子對之電子雲分佈也會出現不均勻分布現象。
目前常用的電負度概念首先由鮑林(Linus Pauling, 1901-1994)源自於1932年所提出的價鍵理論(Valence bond theory)。鮑林發現兩個不同原子\((A-B)\)之共價鍵鍵能\(E(A-B)\)比同原子分子\((A-A\)和\(B-B)\)鍵能之平均值\(\frac{E(A-A)+E(B-B)}{2}\)高。鮑林認為應該有另一個使鍵結穩定的因素存在。其能量差 \(\Delta E(A-B)\) 如方程式一。
\(\Delta E(A-B)=E(A-B)-\frac{1}{2}(E(A-A)+E(B-B))\) （方程式一）
此能量差和原子的拉電子能力有關，鮑林定義此能力數值為 \(\chi\)，方程式一可改寫為
\(E(A-B)=K(\chi^A-\chi^B)^2\)
燄色試驗
高雄市立新莊高級中學化學科歐惠郡老師/國立中山大學化學系張祖辛副教授責任編輯
若以價殼層（Valence shell）的概念來看原子中的電子，則我們可以認為原子核外的電子，是被安排在能量不同的各殼層上；而每一層中可進駐的電子數目，亦並非完全相等；層與層間的能量差值，亦有其特定的大小；故不同層中的電子，所擁有的能量，其大小也非連續改變的值－或稱為不連續的〝能階〞（Energy level）。內層電子因距離帶正電荷的原子核較近，受到原子核的吸引較強，故其能量較低，欲脫離原子比較困難；外層電子受內層電子的排斥且距離原子核亦較遠，受到的吸引力較弱，擁有的能量較高，脫離原子的機會較大。因此，最外層的電子就是原子中能量最高的電子，最容易受外界的影響，參與化學反應。通常，一原子中，位於最外層的電子即是價電子（Valence electron），而價電子所在的殼層，就稱為價（殼）層。同族元素因為其價電子數目相同，故化性也相近。
路以士結構II（Lewis structure II）
高雄市立高雄高級中學化學科陳藝菁老師/國立中山大學化學系張祖辛副教授責任編輯
在繪製某些分子或離子時，要決定移動哪一對孤對電子以形成雙或三鍵是困難的；當分子由多個相同形式的原子環繞中心原子組成，或遇到多原子離子團時更是困難。當一個物質能以兩種或多種結構被描繪出，這種分子結構被稱為共振結構（resonance structure），而分子以共振混成體（hybrid）存在。也就是說，分子被描繪出多個結構，並不表示它具有多種結構，或此物質在這些結構中平衡變動著，而是只有一個結構，其中的鍵都是等價的。舉例來說，NO3–中O和N會形成一個雙鍵，但由於分子是對稱的，由哪個O與N形成雙鍵並不重要，因此會出現三個可能的共振結構。繪製結構時，將可能的共振結構都繪出，並以雙箭頭符號分開它們，或以虛線呈現非定域化的鍵結。
路以士結構I（Lewis structure I）
高雄市立高雄高級中學化學科陳藝菁老師/國立中山大學化學系張祖辛副教授責任編輯
路以士結構（Lewis structures）也被稱為路以士點圖（Lewis-dot diagrams）、電子點圖（Electron-dot diagrams）或電子點結構（Electron-dot structures），用以表示分子中的原子鍵結及可能存在的孤對電子。路以士結構能用以描繪共價鍵結分子和配位化合物（coordination compounds）。1916年，路以士（Gilbert N. Lewis）於「原子與分子」（The Atom and the Molecule）的文章中，開始使用這種圖示法。路以士結構與電子點圖相似，但路以士結構是以線表示原子間的共用電子對，以電子點表示孤對電子，當共用電子為一對時以單線表示，兩對時以雙線表示…。路以士結構顯示出分子結構中毎一個原子的相對位置，原子間以線連結（也可用一對點表示），多出來的孤對電子則以一對、一對的點形式畫在原子旁。
莫色勒II（Henry Moseley II）
高雄市立高雄高級中學化學科陳藝菁老師/國立中山大學化學系張祖辛副教授責任編輯
莫色勒證實稀土元素（rare earths），由鑭（lanthanum）至鎦（lutetium）剛好只有十五個元素。那時，鑭系元素的數目甚難確認，因為人們還不能提供所有稀土元素鹽類的純樣品；有時，也無法分辨出該樣品是純物質或是由兩個相似元素所組成的混合物；但莫色勒的儀器輕易地解決了這些問題。他也預測出61號元素的存在，當時的人從沒想過有這樣的元素。許多年以後，才由人造方法製出61號元素Pm。他也認為在Al至Au間已無其他未知元素存在。
原子軌域(Atomic orbital
高雄市立高雄高級中學化學科陳藝菁老師/國立中山大學化學系張祖辛副教授責任編輯
1904年，日本物理學家Hantaro Nagaoka首次提出電子以類似環繞軌道（orbit）的方式，在原子內運轉的想法。到1913年，波耳主張：電子就像行星繞太陽一般，以固定的角動量，在繞著原子核的軌道上運行。直到1926年，量子力學發展後，才以量子力學（quantum mechanics）中波函數的概念，描述電子的行為。在量子力學中採用n、l、m三個量子數（quantum numbers）呈現空間中的波函數（wave functions），或以電子組態（electron configurations）指出電子所佔有的軌域（orbital）。量子力學中，以「軌域」取代「軌道」這個名詞，是因為當電子不被視為形狀固定的粒子時，將電子類比為在極小的原子核旁，似氣體般，具有大範圍且分布形狀特殊的電子雲，更為適切；而這與古典物理學中的軌道想法並不相同。
配位共價鍵 (Coordinate covalent bond)
高雄市立高雄高級中學化學科陳藝菁老師/國立中山大學化學系張祖辛副教授責任編輯
當兩原子形成一共價鍵時，共用的兩個電子皆由同一個原子所提供，即為配位共價鍵。這個術語普遍被使用於教科書中，尤其在描述錯合物（complex）時。既然配位共價鍵的形成如前所述，配位共價鍵和其他的極性共價鍵（polar covalent bonds）並無不同，均是共用電子分布不均所致。配位共價鍵的形成需要兩個條件：一是中心原子或離子必須有能接受電子對的空軌域；二是必須有配位子（ligand），且配位子中欲鍵結的原子，必須能提供孤對電子。也就是說，配位共價鍵是路以士鹼（推電子或電子施予者）提供一對電子給路以士酸（電子接受者）所形成的，這種成鍵的過程被稱為配位（coordination）。
同素異形體（Allotropes）
高雄市立高雄高級中學化學科陳藝菁老師/國立中山大學化學系張祖辛副教授責任編輯
同素異形性（Allotropy）是指特定的元素，能以二或多種不同的形式存在，而形成同素異形體。同素異形體為構成元素的相同原子，以不同方式鍵結，而排列成不同的結構、產生不同的性質。同素異形體與同分異構物（isomers）不同；同分異構物為化合物具相同分子式（molecular formula）但具有不同結構式（structural formulae）。舉例來說，碳元素具有兩種常見的同素異形體：鑽石和石墨。鑽石是碳原子以正四面體晶格排列方式鍵結（下圖左），石墨則是碳原子以平面六邊形排列方式互相鍵結（下圖右）。