2022年第一章知识归纳必修.docx

精选学习资料 - - - - - - - - - 2022-2022 学年其次学期化学必修 2 第一章 第一节 学问归纳、典型例题及课时练习学问点：（一）元素周期表1. 元素周期表中的周期、族 在元素周期表中,每个横行称为一个周期,共有七个周期；每个纵行称为一族（第 8、9、10 三 列共为一族） ,共 18 列, 16 族；每个周期中原子的电子层数相同,电子层数即为周期序数；每个族 中的原子最外层电子数相同（VIII 族、零族除外） ；基本结构如下：（ 1）周期（ 2）族【特殊说明】 表示族序数时肯定是用罗马数字和字母A 或 B 表示； 如 A、A、A、A 、A、 A、 A；主族元素的族序数与其原子的最外层电子数一样；族序数为、的地方是主 族和副族的分界线,第一次分界时主族在副族的前面；其次次分界时副族在主族的前面；“ 第一次”指 I A、 A、B、B,VB 、B、VIIB 、依次排列；“ 其次次” 指 B、B、A、 A、A 、A、A、0 依次排列； 元素周期表从B 到 B,共 10 个纵行, 包括了第族和全部副族元素,共 60 多种元素,全部为金属元素,统称过渡元素；2. 元素周期表中位、构、性之间的关系及性质递变规律（ 1）元素周期表中位置、结构、性质之间的关系名师归纳总结 - - - - - - -第 1 页,共 15 页精选学习资料 - - - - - - - - - （ 2）元素周期表中元素性质的递变规律【归纳】元素在周期表中的位置在同一周期中,从左到右,金属性逐步减弱；在同一主族中,从上到下,金属性逐步增强；即元素周期表中的位置越处于左下方,元素的金属性就越强,越处于右上方,元素的非金属性就越强；（填写好下表的空白）名师归纳总结 - - - - - - -第 2 页,共 15 页精选学习资料 - - - - - - - - - 【 答案 】沿周期表中 B、 Si、As、Te、At 与 Al 、Ge、Sb、Po 之间画一条虚线,位于虚线邻近的元素,既具有某些金属的性质,又具有某些非金属的性质；（二）元素周期表中的重点规律1. 最外层电子数规律（ 1）最外层电子数为 1 的元素：主族（IA 族）、副族（ IB 、VIII 族部分等）；（ 2）最外层电子数为 2 的元素：主族（ IIA 族）、副族（ IIB 、IIIB 、IVB 、VIIB 族）、0 族（He）、VIII 族（ 26Fe、 27Co 等）；（ 3）最外层电子数在 37 之间的元素肯定是主族元素；（ 4）最外层电子数为 8 的元素： 0 族；2. 数目规律（ 1）元素种类最多的是第 IIIB 族（ 32 种）；（ 2）同周期第 IIA 族与第 IIIA 族元素的原子序数之差有以下三种情形：第 2、3 周期（短周期）相差 1；第 4、5 周期相差 11；第 6、7 周期相差 25；（ 3）每两周期（第一周期为单行）排布元素的数目符合：2n2（n=1、2、3 且 n 为正整数）（ 4）同主族相邻元素的原子序数：可能的序数相差值为2、8、18、32；同主族不相邻元素的名师归纳总结 - - - - - - -第 3 页,共 15 页精选学习资料 - - - - - - - - - 原子序数：可能的序数相差值为：8、18 相邻数据之间的和的值；3. 化合价规律10（ 2+8）、18（2+8+8 ）、36（2+8+8+18 ）、16（8+8）等,也即 2、（ 1）同周期元素主要化合价：最高正价由+1+7 （稀有气体为0 价）递变、最低负价由41 递变；（ 2）关系式：最高正化合价+|最低负化合价 |=8；最高正化合价=主族族序数 =最外层电子数 =主族价电子数；（ 3）除第VIII族元素外,原子序数为奇（偶）数的元素,元素所在族的序数及其主要化合价也为奇（偶）数；4. 对角线规律金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相像,主要表现在第 2、3 周期（如 Li 和 Mg、Be 和 Al 、 B 和 Si）；5. 金属性、非金属性变化规律（ 1）同一周期,从左到右（0 族除外）金属性减弱,非金属性增强；同一主族,从上到下金属性增强,非金属性减弱；金属性最强的是位于左下角的铯,非金属性最强的是位于右上角的氟；（ 2）金属性越强, 单质越简洁跟水或酸反应置换出氢,对应的最高价氧化物的水化物碱性越强；非金属性越强,跟氢气反应越简洁,生成的气态氢化物越稳固,对应的最高价氧化物的水化物酸性越强；6. 半径大小规律（ 1）原子半径：同主族 从上到下逐步增大；同周期 从左到右逐步减小（0 族除外）；（ 2）离子半径：同主族 同价离子从上到下逐步增大；同周期 阴离子半径大于阳离子半径；具有相同的电子层结构的离子 核电荷数越大,离子半径越小；（ 3）同种元素的各种微粒,核外电子数越多,半径越大；反之,核外电子数越少,半径越小；7. 主族族序数与周期序数的规律（ 1）关系式：主族族序数 =最外层电子数；周期序数 =电子层数；（ 2）设主族族序数为 a,周期序数为 b,就：当 a：b<1 时,为金属元素,且比值越小,元素的金属性越强；当 a：b=1 时,为两性元素（H 除外）,其最高价氧化物为两性氧化物,最高价氧化物的水化物为两性氢氧化物；当 a：b>1 时,为非金属元素,且比值越大,元素的非金属性越强；8. 电子层与电子数的倍比关系（短周期元素）（ 1）如原子的最外层电子数与最内层电子数的比值为a,就有： 1）a=1/2 为第 IA 族元素； 2）a=1 为第 IIA 族元素或 H、 He；3）a=2 为第 IVA 族元素； 4）a=3 为第 VIA 族元素； 5）a=4 为 0 族 元素；（ 2）如原子的最外层电子数与次外层电子数的比值为b,就有： 1）b=1/8 为 Na；2） b=1/4 为Mg ；3） b=1/2 为 Li 、Si；4）b=1 为 Be、Ar ；5）b=2 为 C； 6）b=3 为 O；7）b=4 为 Ne；（ 3）如原子的最外层电子数与电子总数的比值为 3）c=1/2 为 Be；4）c=1 为 H、He；c,就有： 1）c=1/6 为 Mg ；2）c=1/3 为 Li 、P；（ 4）原子的最外层电子数与核外电子层数相等为 H、Be、Al ；（三）元素周期表的应用1. 元素的原子结构打算了元素在周期表中的位置,元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的性质特点；我们可以依据元素在元素周期表中的位置,估计元素的原子结构,猜测其主要性质；名师归纳总结 - - - - - - -第 4 页,共 15 页精选学习资料 - - - - - - - - - 2. 元素周期表中位置相近的元素性质相像,我们可以借助元素周期表讨论合成有特定性质的新物质；例如,在金属和非金属的分界线邻近查找半导体材料 （如 Si、Ge、Se 等）,在过渡元素（副族和第 VIII 族元素）中查找优良的催化剂（如广泛应用于石油化工生产中的催化剂铂、镍等）和耐高 温、耐腐蚀的合金材料（如用于制造火箭和飞机的钛、钼等元素）；四、应考锦囊 元素周期律和元素周期表是学习化学的一种重要工具,对整个中学化学的教学有着重大的指导 作用,因此有关本部分的学问是高考必考的内容之一；纵观近几年的全国高考和各地高考,高考题 中每年都有一道与原子结构、元素周期表、元素性质相结合的推断题,而就元素周期表本身而言,在学习的过程中亦有几点值得我们留意：元素周期表的结构 稀有气体元素核电荷数及稀有气体元素核电荷数与各周期所含元素种数的关系通常考查点：核电荷数为113118 的元素的位置；规律：都在第7 周期,所处主族数与核电荷数的尾数相同；整个元素周期表中,有两对同一主族相邻元素,且原子序数存在2 倍关系： O 和 S、Ar 和Kr；由于后者为稀有气体元素,性质稳固,所以前者在元素周期表的相关推断中有极高的应用价值；相关联学问：如 Z（A）+Z（C）=Z （B）就 A ：N,B：F, C：S 如 Z（A）+Z（C）=Z （B）就 A ：N,B：P, C：O 五、本讲小结如 Z（ A） +Z（C）= 4Z （B）就 A：P,B ：O,C：Cl 如 Z（ A） +Z（C）= Z （B）就 A：O,B： Cl,C：F 1. 周期：七周期,周期序数为电子层数；1、2、3 周期为短周期,4、 5、6 周期为长周期,第7周期为不完全周期；名师归纳总结 - - - - - - -第 5 页,共 15 页精选学习资料 - - - - - - - - - 2. 族：每一列为一族,共18 列, 16 族；以罗马数字（IA 、 A、 A、 A、 A、 A 、 A ）表示主族序数；3. 位 构 性的关系：（ 1）原子结构打算元素的化学性质,元素的化学性质反映了元素原子结构；当电子层数相同 时,最外层电子数越少,原子核对最外层电子的引力越小；随着原子半径的增大,在参与化学反应 时原子越简洁失去最外层电子,金属性越强；最外层电子数越多,原子核对最外层电子引力越大,失电子才能越小,得电子才能越大,元素的非金属性越强；当最外层电子数相同时,电子层数越 多,原子半径越大,原子核对最外层电子的引力越小,越简洁失去电子,元素的金属性越强；电子 层数越少,原子半径越小,原子核对最外层电子的引力越大,越简洁得到电子,元素的非金属性越 强；（ 2）元素周期表中原子的结构打算元素在周期表中的位置,元素在周期表中的位置反映原子的结构；如钠（ Na）是第三周期 IA 族元素,其原子的最外层有一个电子,易失去,表现出较强的金属性（仍原性） ；反之,当知道了Na 原子的最外层有一个易失去的电子,有较强的金属性（仍原性）时,就可肯定 Na 在元素周期表的左边；六、超前思维：化学键（一）离子键1. 定义：叫离子键；2. 离子键的实质：间的静电吸引和静电排斥；3. 构成离子键的粒子：活泼金属形成的 离子和活泼非金属形成的 离子；4. 离子化合物：由 构成的化合物；（二）电子式：在元素符号的四周用小黑点（或×）来表示原子 电子的式子；1. 写出以下原子的电子式：Na Cl O Si H K+F H 2O 2. 写出以下简洁离子的电子式：2+ CaBr3. 写出以下化合物的电子式：NaF MgO KCl HCl 1、对原子的熟悉：新课标人教版化学必修 2 第一章其次节元素周期律学问点归纳（1）原子是构成物质的三种微粒（分子、原子、离子）之一；（2）原子是化学变化中的最小微粒（化学变化就是分子拆开成原子,原子重新组合成分子的过程）；（3）原子是由居于原子中心的带正电的原子核和绕核运动的带负电的核外电子构成；（4）原子呈电中性,所以：质子数=核电荷数 =原子序数 =核外电子数；（5）原子核由质子和中子构成,原子的质量几乎全部集中在原子核上,质量数 =质子数 +中子数；（6）离子是带电荷的原子,离子的带电荷数=离子的质子数离子的核外电子数；2、前 20 号元素核外电子的排布的四种基本模型 用 Z 表示原子序数,依据电子层数不同归纳成四种基本模型如下：名师归纳总结 - - - - - - -第 6 页,共 15 页精选学习资料 - - - - - - - - - 3、同周期主族元素性质的递变规律（1）核外电子排布的递变规律：同周期主族元素,随着核电荷数增大,内层电子数不变,最外层电子数逐步增多,除第一周期外,每一周期主族元素的最外层电子数都是从1 个增加到 7 个；（2）原子半径变化规律：同周期主族元素,随着核电荷数增大,原子半径逐步增大；（3）最高正化合价变化规律：同周期主族元素,随着核电荷数增大,最高正化合价从 +1+7 ；（4）非金属元素的最低负价变化规律（从到IVA VIIA ）： -4-1；（5）金属性、非金属性递变规律：同周期主族元素,随着核电荷数增大,电子层数不变,最外层电 子数逐步增多,核对最外层电子的引力越来越强,最外层电子越来越不简洁失去,表现为金属性越来越弱、非金属性越来越强,元素最高价氧化物对应的水合物的碱性越来越弱、酸性越来越强；4、元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而出现周期性变化的规律；5、有关元素周期表的 n 点熟悉：（1）元素周期表有多少横行就有多少周期,不是有多少列就有多少族；（2）周期是电子层数相同的元素集合,族是性质相像的元素集合；名师归纳总结 （3）族是性质相像的元素集合,所以氦元素排在了0 族,而不是IIA ；第 7 页,共 15 页（4）族是性质相像的元素集合,所以氢元素既可以排在IA 也可以排在VIIA （NaH）；（5）元素种类最少的周期是第一周期,元素种类最多的周期是第六周期（依据现在的元素周期表）- - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - （6）元素种类最多的族是 IIIB ,其次是 VIII 族；（7）假如原子序数为x 的元素是 IIA 的元素,就原子序数为（x+1）的元素可能是IIIA 元素或 IIIB元素；（8）元素周期表中每一种元素占据元素周期表的一个方格,而每一个方格内的元素有的不止一个（例 如：镧系、锕系 15 种元素占一个方格）；1 的元素不肯定在 IA ,可能在 IB ,例如： Cu、（9）IA 元素的最外层电子数都是 1,最层电子数是Ag 、Au 等；（10）IIA 元素的最外层电子数都是2,最层电子数是2 的元素不肯定在IIA ,可能在0 族,例如：He,也可能在IIB ,例如： Zn、Cd、Hg；6、主族金属元素的原子半径、金属性、元素最高价氧化物对应水化物的碱性递变规律族： IA IIA IIIA IVA VA VIA 周期1 2 3 4 5 6 7 箭头所指的方向：金属渐增强、原子半径增大、最高价氧化物对应水化物的碱性增强 图示含义：同周期元素从右到左金属性增强,同主族元素从上到下金属性增强,所以金属性：左下角元素的 大于右上角元素的；同周期元素从右到左原子半径增大,同主族元素从上到下原子半径增大,所以原子半径：左下角 元素的大于右上角元素的；同周期元素从右到左最高价氧化物对应水化物的碱性增强,同主族元素从上到下最高价氧化物对名师归纳总结 应水化物的碱性增强,所以最高价氧化物对应水化物的碱性增强：左下角元素的大于右上角元素的；第 8 页,共 15 页元素周期表中,金属性最强的元素是Cs,原子半径最大的元素是Cs,最高价氧化物对应的水化物的碱性最强的是Cs；Na,最高价氧化物对应的水化短周期元素中,金属性最强的元素是Na,原子半径最大的元素是物的碱性最强的是Na；- - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 7、主族非金属元素的原子半径、非金属性、元素最高价氧化物对应水化物的酸性递变规律周期1 2 3 4 5 6 7 族： IA IIA IIIA IVA VA VIA 箭头所指的方向：非金属渐增强、原子半径减小、最高价氧化物对应水化物的酸性增强图示含义：同周期元素从左到右非金属性增强,同主族元素从下到上非金属性增强,所以非金属性：右上角元素的大于左下角元素的；同周期元素从左到右原子半径渐小,同主族元素从下到上原子半径渐小,所以原子半径：右上角元素的小于左下角元素的；同周期元素从左到右最高价氧化物对应水化物的酸性增强,同主族元素从下到上最高价氧化物对应水化物的酸性增强,所以最高价氧化物对应水化物的酸性增强：右上角元素大于左下角元素；元素周期表中,非金属性最强的元素是F,原子半径最小的元素是H,最高价氧化物对应的水化物的酸性最强的是Cl；F,原子半径最小的元素是H,最高价氧化物对应的水化短周期元素中,非金属性最强的元素是物的酸性最强的是Cl；8、短周期元素中最外层电子数的个性：（1）最外层电子数是 1 的元素是 H、Li 、Na,最外层电子数是 2 的元素是 He、Be、Mg；（2）最外层电子数是次外层电子数 2 倍的元素是 C,最外层电子数是次外层电子数 3 倍的元素是O, 最外层电子数是次外层电子数 4 倍的元素是 Ne；（3）最外层电子数是次外层电子数的 1/2 的元素是 Li 、Si；（4）最外层电子数是内层电子总数 1/2 的元素是 Li 、P；（5）最外层电子数与电子层数相等的元素是 H、Be、Al ；9、元素的金属性强弱判定方法（必修层次）：（1）依据元素所在周期表中的位置关系判定：同周期主族元素自右向左金属性逐步增强,同主族元名师归纳总结 - - - - - - -第 9 页,共 15 页精选学习资料 - - - - - - - - - 素自上而下金属性逐步增强,所以相比之下,左下角的元素比右上角的元素金属性强；（2）依据金属活动性次序表判定：金属的位置越靠前,金属性越强（金属活动性次序与金属性次序 大多数一样）；（3）依据酸碱理论判定：元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性越强,就对应的金属元素的金属 性越强；（4）依据发生化学反应的难易情形判定：金属与水（或酸）反应越简洁,金属性越强；（5）依据反应才能判定：金属与盐溶液发生置换反应,A 置换出 B,就 A 活泼；（6）依据反应才能判定：金属与盐溶液不能发生置换反应,A 不能置换出 B,但可以置换出氢气,生成含 B 元素的氢氧化物沉淀,就 A 远比 B 活泼；（7）依据反应条件判定：常温下与水 （或氧气） 就反应的金属比加热条件下反应的金属活泼,例如：钾、钠、钙比铁、铜活泼；（8）依据反应对象判定：常温下金属钠遇水（或氧气）就变质,常温下铁在氧气和水同时存在的情 况下才缓慢变质,常温下铜遇到氧气、二氧化碳和水同时存在的情形下才缓慢变质,结论：金属性 由强到弱依次为钠、铁、铜；（9）依据氧化仍原理论判定：金属阳离子氧化才能越强,其对应的金属单质仍原性越弱（铁离子对 应的是亚铁离子,不是铁单质）；（10）依据氧化产物中氧元素的价态判定：金属与氧气化合,生成物中氧元素的价态种类越多,金 属性越强；例如：锂元素只有氧化锂,钠元素有氧化钠和过氧化钠,钾元素有氧化钾、过氧化钾和超氧化钾三种,金属性强弱次序是：钾、钠、锂；10、元素的非金属性强弱判定（必修层次）：（1）依据元素所在周期表中的位置关系判定：同周期主族元素自左向右非金属性逐步增强,同主族 元素自下而上非金属性逐步增强,所以相比之下,右上角的元素比左下角的元素非金属性强；（2）依据非金属活动性次序表判定：F2>O 2>Cl 2>Br 2>I 2>S,非金属的位置越靠前,非金属性越强；（3）依据酸碱理论判定：元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,就对应的非金属元素的非 金属性越强（肯定要强调最高价氧化物对应的水化物）；（4）依据氧化仍原理论判定：非金属阴离子仍原才能越强,其对应的非金属单质氧化性越弱；（5）依据发生化学反应的难易情形判定：非金属与氢气发生化合反应越简洁,非金属性越强；（6）依据非金属与氢化合产物的稳固性判定：产物越稳固,非金属性越强；（7）依据反应才能判定：非金属与盐溶液发生置换反应,A 置换出 B,就 A 活泼；（8）依据反应才能判定：非金属与盐溶液不能发生置换反应,A 不能置换出B,但可以置换出氧气,就 A 远比 B 活泼；（9）依据反应条件判定：常温下就能与金属就反应的非金属比加热条件下才能反应的非金属活泼,例如：钠与氧气常温下就反应,钠与硫单质加热条件才能反应,氧气比硫活泼；（10）依据氧化产物中变价金属元素的价态判定：变价金属与非金属单质反应,使变价金属生成高名师归纳总结 - - - - - - -第 10 页,共 15 页精选学习资料 - - - - - - - - - 价态化合物的非金属比生成低价态化合物的非金属的非金属性强；例如：铁丝在氯气中燃烧,生成三氯化铁,红热的铁丝插入到硫蒸气中只生成硫化亚铁,说明非金属性氯比硫强；11、近朱者赤,近墨者黑,在元素周期表中铝元素与硅元素邻近,硅的性质有很多和铝相像,如下：（1）颜色：铝是带有银白色金属光泽的固体,硅是带有 光泽；金属光泽 的灰黑色固体, 相像点：带有金属（2）导电性：铝是电的良导体,常用做输电线；硅是半导体材料,高纯单质硅的半导体性能,可以 制成光电池,将光能直接转换成电能,光电池可以用作运算器、人造卫星、登月车、火星探测器、太阳能电动汽车等的动力,是极有进展前景的新型能源,（3）与酸反应产生氢气：相像点：硅发电,铝送电；铝与非氧化性酸反应产生氢气：2Al+6HCl=2AlCl3 +3H 2 ；硅只与氢氟酸反应产生氢气：Si+4HF=SiF 4+2H 2 （4）与碱溶液反应产生氢气：2Al+2NaOH+2H 2O=2NaAlO 2+3H 2 ；Si+2NaOH+H 2O=Na 2SiO 3+2H 2 ；（5）与碳酸盐反应 ,表达了 SiO 2 和 Al 2O3 的高熔沸点；SiO 2+Na2CO3 高温 Na2SiO3 +CO 2 ；SiO 2+CaCO 3 高温 CaSiO 3 +CO2 ；Al 2O3+Na2CO 3 高温 2NaAlO 2 +CO 2 ；Al 2O3+CaCO3 高温 CaAlO 22 +CO 2 ；12、物以类聚、人以群分的思想在化学元素周期表中的表达：（1）化学性质相像的元素排在一列；（2）电子层数相同的元素排在同一行；（3）非金属元素排在周期表的右上方,金属元素排在周期表的左下方；（4）在非金属区查找制取农药的原料；（5）在 IB （第 11 列）中找到货币金属：Au 、Ag 、Cu；（6）在 VIII （第 8、9、 10）中找到催化剂金属；（7）冶金工业的黑色金属在元素周期表的相邻位置（第四行、第 6、7、 8 列）；13、卤素的化学性质的相像性（1）X F 、Cl、 Br、I 时：名师归纳总结 H 2+X 2=2HX ；第 11 页,共 15 页 2Na+X 2=2NaX - - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - （2）X F 、Cl、 Br 时： Cu+ X 2 点燃 2 CuX 2； 2Fe+3 X 2 点燃 2FeX3；（3）X Cl 、Br、I 时： X 2+H2O=HX+HXO ； X 2+SO2+2H 2O=2HX+H 2SO4； X 2+2NaOH= NaX+ NaXO+H 2O ； 3X 2+6KOH （浓） 加热 5KCl+KClO 3+3H 2O ； X 2+Na 2SO3+H2O=2HX+ Na 2SO4； 4HX 浓+MnO 2 加热 MnX 2+X 2+2H 2O ； HX+AgNO 3=AgX +HNO 3； 2AgX 加热 2Ag+X 214、依据同族元素的递变性,估计钫的性质密度：比铯大；熔点：比铯低；沸点：比铯低；与氧气反应：生成物中氧元素的价态更高,含氧化合物的种类更多；与水反应：生成碱并放出氢气,反应更猛烈；15、依据同族元素的递变性,估计砹的性质单质颜色：比碘深,可能为黑色；与氢气化合：比碘更难HAt 的稳固性：比 HI 更差；HAt 的仍原性：比 HI 更强；HAt 的水溶液酸性：比 HI 更强,是强酸；AgAt 的溶解性：不溶于水；AgAt 的感光性：见光易分解,产生黑色银和接近黑色的砹；人教版化学必修 2 第一章第三节化学键学问点1、100 多种元素通过化学键（离子键、共价键、金属键）、氢键和范德华力组成了数以千万计的物质；2、化学键是使离子相结合或原子相结合的作用力,是相邻的两个或多个原子之间剧烈的相互作用（静电吸引和静电排斥）,化学键的形成与原子结构有关,它主要是通过原子的价电子间的转移或共用名师归纳总结 - - - - - - -第 12 页,共 15 页精选学习资料 - - - - - - - - - 来实现的,稀有气体的价电子已经达到了饱和结构,转移或共用特别困难,通常表现为 0 价,稀有 气体形成的晶体内部也不存在化学键,只有范德华力；3、化学变化是以生成新物质为标志,化学变化的发生必定存在旧化学键的断裂和新化学键的形成,例 1：氯化铵受热分解时破坏了氯离子和铵根离子之间的离子键和铵根离子内部氮原子和氢原子的 共价键,同时,生成了氢原子和氯原子的共价键和氨分子内部的三个共价单键；例 2：水通电分解,破坏了水分子内部的极性键,同时,生成了氢分子和氧分子内部的非极性键；4、物理变化是以没有生成新物质为标志,物理变化的发生可能相伴着化学键的断裂,但不会有新的 化学键形成,例 1：氯化氢溶于水,氯原子和氢原子之间的共价键被破坏,氯化氢变成了盐酸,氢 原子和氯原子在溶液中分别以氢离子和氯离子形式存在；物理变化的发生也可能根本没有化学键的断裂,只是破坏了分子之间的氢键或范德华力,例2：冰的熔化和干冰的气化；5、离子键是带相反电荷的离子之间的相互作用,离子键是阴阳离子之间剧烈的相互作用,相互作用 包括：静电吸引力（阴阳离子之间、核对最外层电子之间）和静电斥力（核与核之间、电子与电子之间）；6、离子化合物是由离子键构成的化合物,离子化合物的组成微粒是阴阳离子；7、离子化合物中的阳离子可以是金属阳离子和非金属形成的铵根离子,但不能是氢离子；离子化合物中的阴离子可以是单核阴离子（N3- 、 O2- 、F- 、Cl- 、S 2-）、双核阴离子（OH- 、 C2 2、CN-、O2 2、HS- 、ClO-）、多核阴离子（CO2 3、 SiO2 3、SO2 3、NO 2、NO 3、ClO 3、PO3 4、SO2 4、ClO 4）,留意：铵根离子和氢氧根离子结合的化合物不是离子化合物；8、阳离子中的铵根离子内部有共价键,阴离子中的双核阴离子和多核阴离子内部都有共价键,含有共价键的离子形成的离子化合物中肯定既含有离子键又含有共价键,这类物质有：强碱、活泼金属的过氧化物、活泼金属的硫氢化物、活泼金属的含氧酸盐、铵盐等；9、含有非极性共价键的离子形成的离子化合物中肯定既含有离子键又含有非极性共价键,例如：过 氧化钠（ Na2O2）；10、电子数为2、10、14、18 的离子归纳3+阴离子阳离子2 电子单核离子Li+ 、 Be 2+H-10 电子单核离子Na+ 、Mg2+ 、AlN3- 、O2- 、F-10 电子多核离子NH 4、CH 5OH- 、 NH 2、CH 314 电子多核离子C2 2、CN-18 电子单核离子K+ 、Ca2+2-S、Cl-18 电子多核离子PH 4O2 2、 HS-11、电子层结构相同的离子半径比较：名师归纳总结 - - - - - - -第 13 页,共 15 页精选学习资料 - - - - - - - - - （1）10 电子单核离子：rN3->rO2->rF->rNa+>rMg2+>rAl3+ （2）18 电子单核离子：rS2->rCl->rK+>rCa2+ ；C2 2和 CN- 电子数相同,其化合物性质12、等电子体化学性质相像：N3- 和 O2- ；OH- 和 NH 2相像：（1）2Na + 2H 2O = 2NaOH + H 2 ；2Na + 2NH 3（l） = 2NaNH 2 + H 2 ；（2）MgOH 2加热 MgO +H 2O ；3MgNH 22加热 Mg 3N 2 +4NH 313、共价键是原子间通过共用电子对所形成的相互作用；14、共用电子对不偏移的共价键是非极性键,同种非金属原子形成的共价键是非极性键,含有非极性键的单质有： 稀有气体以外的全部非金属单质,含有非极性键的化合物有：C2H 2 、CaC2 、 H 2O2 、Na2O2 、 KO 2 、 CsO3 、 含有 2 个碳原子以上的有机化合物（乙醇、乙酸、乙烯、乙炔、苯等）；15、共用电子对偏移的共价键是极性共价键,简称极性键,通常来说：不同种非金属原子形成的共 价键是极性键,含有极性键的化合物必定含有两种以上的非金属元素,例如：H2O 、CO 2 ；16、非金属原子可以形成的共用电子对数=8-最外层电子数（氢元素例外）,例如：氯元素可以形成一对共用电子（HCl 、Cl 2）,硫元素可以形成两对共用电子（H2S）,氮元素可以形成三对共用电子（ N 2 、NH 3）,碳元素可以形成四对共用电子（17、电子数为 10、14、16、18 的分子归纳（1）10 电子的分子分类：CH4 、 CO2 、CCl 4 、C2H 2 、C2H 4）；单核分子： Ne ,双核分子： HF ,三核分子： H2O ,四核分子： NH 3 ,五核分子： CH4 ,（2）14 电子的分子分类：同核双原子分子：N2 ,异核双原子分子：CO,三核分子：HCN ,四核分子：C2H 2 ；（3）16 电子的分子分类：同核双原子分子：O2 ,四核分子：CH 2O , 六核分子： C2H4 ；（4）18 电子的分子分类：单核分子： Ar ,同核双原子分子：F2 异核双原子分子：HCl ,三核分子： H 2S ,四核分子： PH3 、H 2O2 ,五核分子： SiH 4 、CH3F,六核微粒： CH 3OH 、N2H4 ,八核微粒：C2H618、分子间作用力是把分子集合在一起的力,又称范德华力,分子间作用力比化学键弱得多,它对物质的熔点、沸点有影响,一般来说,对于组成和结构相像的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大,物质的熔点沸点越高,例如：卤素单质,随着相对分子质量越大,分子间作用力越大,它们的熔点沸点越高；19、氢键是存在于水分子、氨分子、氟化氢分子之间的较强的作用力,它比分子间作用力强,比化学键弱得多,由于氢键的存在,非金属（VAVIIA ）氢化物的沸点显现了反常,由于氢键的存在,名师归纳总结 冰会浮在水面上；鱼类得以生存,DNA 的结构和生理活性都于氢键的作用有关；第 14 页,共 15 页- - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 20、电子式正确与否的判定方法（1）依据化合物类型判定电子式是否正确；离子化合物正负电荷的代数和为零,查看阳离子、阴离子所带电荷数是否相等,相等就有可能正确；阴离子和复杂的阳离子要用中括号括起来；非金属原子四周要符合8 电子稳固结构（H、B 例外）；共价化合物要留意极性共价键的共用电子对要偏向呈负价的元素,非极性共价键共用电子对在中央,孤对电子不要忘；（2）留意辨别 “根” “基 ”的区分；“ 根”中的原子一般都符合 8 电子稳固结构,“ 根”是带电荷的；例如：OH- 、NH 4；“ 基”中至少有一个原子是不符合 8 电子稳固结构,“ 基”是不显电性的,例如：-CH 3 、-OH ；（3）留意微粒间的排列方式；离子化合物多离子微粒阴阳离子交替排列；共价化合物 有机物除外 多原子微粒正负价原子交替排列；留意：过氧离子和过氧原子团不能拆开；名师归纳总结 - - - - - - -第 15 页,共 15 页