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高一化学复习提纲高一化学复习汇总第一章 化学反应及其能量变化 知识结构 化学反应的分类：离子反应、分子反应由参加反应的粒子 化合反应氧化还原反应 由有无电子 化学反应 由反应的 分解反应非氧化还原反应 得失或转移 物质类型 置换反应由能量转换 复分解反应放热反应、吸热反应第一节 氧化还原反应一. 有关概念 价降低 得电子 被还原 （还原反应） 氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物 价升高 失电子 被氧化 （氧化反应） 定义 凡是发生电子转移的化学反应都属于氧化还原反应。 实质 有电子的得失或电子对的偏移。 特征 有元素的化合价改变。 特点 “对立、统一”的规律。记忆升(化合价升高)失(失电子, 电子对偏离)氧(氧化反应)还剂(还原剂)； 二. 表示方法 线桥的起始和终结必须对准元素！“双线桥”法 箭号方向由“反应物”指向“生成物”； 转移电子数，一定要写“得失”。(线桥不代表电子转移的方向,只能说明由“反应物”变成“生成物”得失电子过程！) “单线桥”法 箭号方向由“反应物(还原剂)”指向“反应物(氧化剂)”； 转移电子，只写数目，不写“得失”。三. 反应类型 不同物质，不同元素 同种物质，不同元素 (有单质生成的“分解反应”) 同种物质，同种元素(同种价态)称为“歧化反应”Cl2+H2O Cl2+OH- Na2O2+H2O Na2O2+CO2 不同物质，同种元素(不同价态) 称为“归中反应” 如 KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+2H2O 物质部分被氧化；部分未被氧化 如 MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2+ 2H2O 物质部分被还原；部分未被还原如 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO+ 4H2O“氧化还原反应”与“基本反应类型”的关系： 有单质参加、有单质生成的“化合反应”或“分解反应”属于氧化还原反应； “置换反应”一定是氧化还原反应； “复分解反应”一定属于非氧化还原反应。四. 常见的氧化剂、还原剂 物质分类氧化剂还原剂单质氧化物酸碱盐常见氧化剂O2, X2, SCuO, CO2Na2O2MnO2H2SO4, HNO3KMnO4,FeCl3, Cu2+常见还原剂金属, H2, CCOH2S,HI ,HBr(HCl)FeCl2 元素的价态和其氧化性、还原性元素为最高价态时：只有氧化性；如H+只有氧化性。元素为最低价态时：只有还原性；如Cl-只有还原性。元素为中间价态时：既有氧化性；又有还原性。如0价S有氧化性也有还原性。物质的氧化性、还原性水只作氧化剂的反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2; (盐酸只做氧化剂的反应：Zn+2HCl=ZnCl2+H2)水只作还原剂的反应：2F2+2 H2O=4HF+O2 (盐酸只做氧化剂的反应：MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2+ 2H2O)水即作氧化剂，又作还原剂的反应： 2H2O=(电解)=2 H2+ O2水即不作氧化剂，又不作还原剂的反应：非氧化还原反应 H2O+CO2=H2CO3; H2O+CaO=Ca(OH)2氧化还原反应 Cl2+H2O=HCl+HClO; 2Na2O2+2H2O=4NaOH+ O2(盐酸即不作氧化剂，又不作还原剂的反应：NaOH+ HCl=NaCl+ H2O)五. 氧化性、还原性相对强弱的比较 氧化还原反应中：氧化剂氧化性氧化产物氧化性; 还原剂还原性还原产物还原性 碱金属原子的还原性强弱顺序Li Na K Rb Cs ，碱金属阳离子的氧化性强弱顺序Li +Na+ K+Rb+ Cs+ ；卤素原子的氧化性强弱顺序F Cl Br I，卤素原子的还原性强弱顺序F -Cl - Br - I -。第二节 离子反应一. 有关概念 电离：化合物在水溶液或熔化状态下，能够解离成自由移动离子的过程叫做电离。 电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物(因为发生电离)。 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能够导电的化合物(因为没有电离)。 酸、碱、盐(和水)都是电解质 强电解质：在水溶液里能够全部电离的电解质。强电解质溶液中没有电解质分子，只有离子，这些离子之间不反应，能够共存！ 强酸、强碱、大部分盐是强电解质 弱电解质：在水溶液里只能够部分电离的电解质。弱电解质溶液中既电解质分子，又有离子(少量)，这些离子之间不能够大量共存！ 弱酸、弱碱、水是弱电解质 二. 离子反应 在水溶液里； 有电解质参加或生成的反应。 反应类型: 离子互换的复分解反应(复分解反应发生的条件) 离子参加的置换反应 ；离子之间的氧化还原反应 反应特点:反应速度快;一定的离子之间发生反应，不受其它离子存在的影响;整个电解质溶液不显电性。 离子共存 阳离子不能大量共存的离子阴离子不能大量共存的离子H+OH-, ClO-, HCO3-, CO32-OH-H+, Mg2+ Fe3+ Cu2+ Ag+Ca2+CO32-,SO42-Cl-Ag+Ba2+CO32-,SO42-*ClO-H+,Mg2+OH- ,CO32-SO42-Ba2+, Ca2+,Ag+Fe3+OH-,HCO3-H+,Cu2+OH-, CO32-CO32-H+, Ca2+Mg2+, Cu2+ Ag+Ag+OH-, Cl-, CO32- ,SO42-H+, OH-,不共存； H+不与“弱酸根离子”共存；OH-不与“弱碱”的金属阳离子共存 ；能生成难溶盐的阴、阳离子之间不能共存。 盐在水中的“溶解性表”钾、钠、铵、硝盐都溶； 氯化物除银、亚汞； 硫酸（盐）不溶是钡、铅；碳、磷、氢硫（亚硫和硅）多不溶 溶的只有钾、钠、铵。 三. 离子方程式 书写:书写原则 必须遵守客观事实，不能主观臆造； 必须遵守质量守恒； 必须符合电荷守恒。书写步骤 “写” “拆” “删” “查” (1.查“书写原则”是否违背 ；2.查“步骤” 该拆的是否已拆;不该拆的是否仍用化学式表示。) 离子方程式和化学方程式： 离子方程式的基础是化学方程式 离子方程式能表示离子反应的实质 如 酸和碱的中和反应的实质是 H+ + OH = H2O 的反应 化学方程式只能表示一个具体的化学反应，离子方程式能表示同一类所以的离子反应。如 H+ + OH = H2O 的反应，可以表示所有只发生强酸和强碱的同一类的离子反应。（也就是说，在离子方程式中H+ 代表的是强酸；OH代表的是强碱） 第三节 化学反应中的能量变化凡是有新物质的生成的变化，叫做化学变化(也叫做化学反应)。 用原子 分子论解释“化学变化是： 旧分子破坏 （原子重新组合） 新分子生成从能量角度分析旧分子破坏需要能量； 新分子生成放出能量。 根据“能量守恒定律”则： 吸收的能量 释放的能量 放出热量反 应 物 生 成 物的 的 总 能 量 总 能 量 吸收的能量 释放的能量 吸收热量反 应 物 生 成 物 的 的总 能 量 总 能 量 放热反应的定义：放出热量的化学反应。反应物的总能量 生成物总能量，该反应为放出热量。 点燃如 C + O2 = CO2 ； 一切中和反应都是“放热反应” 铝和盐酸的反应 吸热反应的定义：吸收热量的化学反应。反应物的总能量 生成物总能量，该反应为吸收热量。 高温 高温如 C + CO2 = 2CO ； C + H2O（g）= H2 + CO 氢氧化钡和硝酸铵的反应（此反应属于“复分解反应”）三大化石燃料：煤、石油、天然气。燃料充分燃烧 要有足够的空气； 要有足够的接触面。焦炭在高温下与水蒸气反应： 高温C（s）+H2O（g）= H2（g）+CO（g） 水煤气【英文代号】固体（ s ）；液体（ l ）；气体（ g ）；溶液（ aq ）。第二章 碱金属知识结构锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr）统称为碱金属。 Na2ONaCl Na NaOH Na2CO3 NaHCO3 Na2O2第一节 钠一. 知识 钠的主要化性 Na (氧化剂) Na+ (还原性) O2，Cl2 (氧化产物) S，(H2) H2O，H+注意：钠与水、酸的反应2e ： 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 2Na + 2H2O = 2Na+ + 2OH+ H2（既是氧化还原反应） （此反应也是离子反应离子方程式）2Na + 2HCl = 2NaCl + H2 2Na + 2H+ = 2Na+ + H2（比与水反应剧烈） （此反应也是离子反应离子方程式） *金属钠的制法 Na+ (强还原手段) Na(弱氧化性) 电解 (还原产物)二. 实验 性质的实验： Na在空气中的燃烧； Na在Cl2中的燃烧； Na和H2O的反应； 了解的实验： *Na和CuSO4溶液的反应；三. 计算 碱金属跟水的反应：2R+2H2O=2ROH+H2(R表示碱金属) 碱金属跟酸的反应：2R+2H+=2R+H2(R表示碱金属) 有关天平平衡的计算。第二节 钠的化合物一. 知识 钠的氧化物 Na2O(Na与O2常温反应生成) Na2O2(Na与O2点燃或加热反应生成) 碱性氧化物 过氧化物 (具有氧化性，漂白性) Na2O+ H2O=2NaOH 2Na2O2+ 2H2O=4NaOH+ O2(放热) Na2O+ CO2= Na2CO3 2Na2O2+ 2CO2=2Na2CO3 + O2 Na2O+2HCl=2 NaCl+ H2O 不要求掌握Na2O2与酸的反应(以上反应均是非氧化还原反应) (以上反应均是“歧化反应”) 氢氧化钠 （俗称：苛性钠；烧碱；火碱）具有碱的通性。向氢氧化钠溶液中逐渐通入二氧化碳。2NaOH+CO2= Na2CO3+ H2ONa2CO3+ H2O+CO2=2 NaHCO3 NaOH+CO2= NaHCO3 向硫酸溶液中逐滴加入氢氧化钠溶液。H2SO4+NaOH=NaHSO4+H2O NaHSO4+NaOH= Na2SO4+H2OH2SO4+2NaOH= Na2SO4+2H2O向氢氧化钠溶液中滴加稀硫酸 2NaOH +H2SO4= 2H2O+Na2SO4 Na2SO4+H2SO4= 2NaHSO4 H2SO4+NaOH=NaHSO4+H2O 【小结】中和反应： 酸过量（碱不足）生成酸式盐； 酸不足（碱过量）生成正盐。 酸式盐 + 碱 = 正盐 + 水 正盐 + 酸（与正盐相应的酸） = 酸式盐 碳酸钠与碳酸氢钠 碳酸钠(俗称：纯碱，苏打) 碳酸氢钠(俗称：小苏打)1.Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2； NaHCO3+HCl=2NaCl+ +CO2 (后者与盐酸反应要比前者与盐酸反应剧烈！)Na2CO3不与NaOH反应！ ； NaHCO3+NaOH= Na2CO3+ H2O2. 2NaHCO3+ Ca(OH)2=CaCO3+2H2O+Na2CO3；Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3+2NaOH； NaHCO3+ Ca(OH)2= CaCO3+H2O +NaOH； 3. Na2CO3+ CaCl2= CaCO3+2 NaCl； NaHCO3与CaCl2不反应！ (BaCl2)(常用上述反应鉴别Na2CO3 与NaHCO3溶液) 4. Na2CO3稳定(受热不分解)； 2NaHCO3= Na2CO3+ H2O+CO2 (常用上述反应鉴别Na2CO3 与NaHCO3的固体) 【转化】 （溶于水，通入过量CO2） Na2CO3 NaHCO3（1.固体加热；2.溶液加NaOH溶液） 注意：以上14中那些是“离子反应”，请写出“离子方程式” 。 二. 实验 性质实验 Na2O2与H2O的反应(放热) Na2CO3与NaHCO3分别跟HCl反应，其速度不同。NaHCO3受热分解生成CO2的反应 了解的实验 Na2O2与CO2 的反应(放热)三. 计算（选学） 根据化学方程式进行的有关“差量”的计算； 根据化学方程式进行的有关“多步”的计算； 根据化学方程式进行的有关“混合物”的计算。第三节 碱金属元素一. 知识 相似性 差异性(递变规律) 原子结构：原子最外电子层都是1个电子 随核电荷数的递增，原子半径递增。 元素性质： 均为活泼金属元素 随核电荷数的递增，金属性递增。 单质物性： 银白色，金属光泽，质软 随核电荷数的递增，熔沸点逐渐降低， 有延展性，导电和热的良 密度(变化趋势)增大。 导体，密度小，熔沸点低 单质化性： 均为活泼金属，显还原性 Li Na K Rb Cs Fr 随核电荷数的递增，(原子)还原性递增。Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+ Fr+ 随核电荷数的递增，碱金属的阳离子的氧化性递减二. 实验 性质实验 对比K 和Na在空气中的燃烧的剧烈程度；与水反应时的剧烈程度。 焰色反应 只掌握钾和钠的焰色反应； 焰色反应的操作步骤。第三章物质的量 小结四个新概念、四个新公式【一】概念: 物质的量；摩尔；1摩物质的量的确定。内容：物质的量是一个基本物理量；摩尔是物质的量的单位；凡含有阿伏加德罗常数个构成粒子的物质的量为1摩尔。公式1： N N n = = NA 6.021023/mol推论： n1 N 1 = n2 N 2单位与符号：物质的量的符号：n ；物质的量的单位：摩尔(简称 摩)。 摩尔的符号：mol。粒子数的符号：N ；阿伏加德罗常数的符号：NA 。【二】概念：摩尔质量。内容：单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量；（当前可认为：每摩物质的质量克数，叫做物质的摩尔质量）公式2： m M = ； n推论： m1 n1 M1 m1 n1 M2M同： = ；n同： = ； m同： = m2 n2 M2 m2 n2 M1单位与符号：摩尔质量的符号：M ；摩尔质量的单位：g/mol(当前主要应用)【三】概念：气体摩尔体积。内容：单位物质的量的气体所占据的体积叫做气体摩尔体积；（当前可认为：在标准状况下,1摩任何气体的体积都约是22.4 L，也就是说，在标准状况下气体摩尔体积为22.4 L/ mol）公式3： V(g) SPT V(g) n(g)= = Vm 22.4L/mol单位与符号：气体摩尔体积的符号：Vm ；气体摩尔体积的单位：L/mol(当前主要应用)；气体的密度的单位：g/L。 【阿伏加德罗定律】内容：在同温同压下，相同体积的任何气体里含有相同的分子数。推论：同T、同P下 同T、同P下，同V(g) V(g)1 n(g)1 m(g)1 M(g)1 (g)1 = = = =相 V(g)2 n(g)2 m(g)2 M(g)2 (g)2【气态物质相对分子质量】在标准状况下：M g / mol =g/L22.4L/mol在同温同压下，M 未知 = M 已知 相【四】概念：物质的量浓度。内容：以单位体积溶液里所含有溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量, 叫做溶质B的物质的量浓度。（当前可认为：每升溶液里所含溶质B的物质的量，叫做溶质B的物质的量浓度）公式4： nB cB = V推论：cB同时： V(aq)同时： nB同时： nB1 VB1(aq) cB1 nB1 cB1 VB2(aq) = ； = ； = nB2 VB2(aq) cB2 nB2 cB2 VB1(aq) 单位与符号：物质的量浓度的符号：cB ；物质的量浓度的单位：mol/L； 溶液的体积的单位：L；溶液的密度的单位：g/mL 。【溶质的质量分数】内容：用溶质的质量与溶液的质量的比，表示溶液组成的物理量。公式： mB , = 100% m(aq)【与cB之间的换算】1.已知B和，求：cB ？ 取溶液100g, 则mB = 100g nB 100g MB g / mol 100103 cB= = = mol / L V 100g g / mL1000 mL / L 100 MB 103 cB = mol / LMB2.已知cB和，求：B ？ 取溶液1L, 则nB = c mol m B cBMB g / mol B = = 100%m(aq) 1L1000 mL / Lg / mL cBMB B = 100% 1000【溶液稀释公式】 【混合物摩尔质量计算】 c(浓溶液)v(浓溶液)=c(稀溶液)v(稀溶液) m混推论c(浓溶液) v(稀溶液) M 混 = = n混 c(稀溶液) v(浓溶液)【本章知识体系】 气体的体积(L) S SPT 22.4 P 同温,同压(g / L ) (Lmol 1) T 阿氏定律物质的质量 M(g / mol) 物质的量 NA (mol1) 物质粒子数(g) (mol) (1) 观 化 cB 查 学(mol / L) 式 溶液的质量 (g/mL) 溶液的体积 粒子中的粒子 (g) (L) (1)化学方程式涵义的扩展 点燃 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l) 粒子数比 2 ： 1 ： 2 （扩大NA） 2NA ： NA ： 2NA 物质的量比 2 mol ： 1 mol ： 2 mol 气体（扩大Vm） 2 ： 1 第四章 卤族元素一. 知识重点和网络盐(无氧酸盐)氢化物单质 氧化物氧化物的水化物盐(含氧酸盐)NaCl HCl Cl2 (Cl2O7) HClO NaClOCa (ClO) 2 NaClONaCl HCl Cl2 HClO Ca (ClO) 2 卤素原子结构相似原子最外电子层上是7个电子递变按F,Cl,Br,I的顺序, 原子的电子层数递增(2,3,4,5), 原子的半径依次增大。 卤素元素性质相似 化学反应中, 卤素原子易得1个电子(达到稳定结构), 表现典型的非金属性, 即较强的氧化性。卤素最高正化合价为+7价(F元素除外), 负价为 -1价。其它化合价为+5价, +3价, +1价。递变按F,Cl,Br,I的顺序, 随原子的半径依次增大, 原子核对最外电子层上的电子的吸引能力逐渐减弱；卤素的非金属性逐渐减弱, 卤素原子的氧化性逐渐减弱。 F Cl Br I F - Cl - Br - I 非金属性 逐渐减弱 离子失电子能力 逐渐增强原子得电子能力 逐渐减弱 离子的还原性 逐渐增强原子(或单质)的氧化性 逐渐减弱 卤素单质构成和物性相似卤素单质化学式为“双原子分子” 通式为X2。 递变按F,Cl,Br,I的顺序 单质颜色逐渐加深(淡黄绿、黄绿、暗红、紫黑)。 单质的熔点和沸点逐步升高。 卤素单质化性相似 递变按F,Cl,Br,I的顺序 X2 + H2 = 2HX 卤素与H2反应由易到不易 卤化氢稳定性由很稳定到不稳定 X2 + H2O (OH-) = HX + HXO 按Cl,Br,I的顺序, 和水反应逐渐减弱 X2跟金属反应生成金属卤化物 X2的氧化性逐渐减弱(举例 ) 卤素之间置换反应由易到难 卤素单质制备(M-P147)相似X 只具有还原性, 所 递变按Cl -,Br -,I -的顺序, 其离子的还 以用氧化法制备X2。 原性逐渐增强, 制备由难渐易。 一些概念和知识燃烧：任何发热, 发光的剧烈的化学反应, 都可以叫做“燃烧”。 *注意 燃烧不一定有氧气参加； 燃烧不一定有火焰。氯水和液氯： 新制的氯水； 久置的氯水； 液态氯。Cl 与Cl 的关系(从结构和性质两个方面比较)“萃取”利用溶质在互不相溶的溶剂中的溶解度不同, 用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液里提取出来的方法。萃取剂必须具备的条件：与原溶剂互不相溶；溶质在萃取剂中的溶解度比原溶剂中大；萃取剂与原溶质、溶剂均不反应。 溶剂溶质水CCl4(下层)苯或汽油（上层）酒精（不分层）Cl2淡黄绿Br2黄橙橙橙红橙橙红橙I2黄褐紫红紫紫红褐可逆反应：注意概念中的两个“同”字!I2的显色反应漂白粉, 漂粉精，漂白性（活性炭、Na2O2、HClO） 注意基础知识复分解反应中：酸 + 盐 新酸 + 新盐 的反应发生条件： “强酸制弱酸” 即有难电离 的弱酸生成复分解反应能够发生。 实例 2 NaClO + H2O + CO2 = Na2CO3 + 2HClO “难挥发酸制挥发性酸” 即有“挥发性酸”生成且能挥发出去，则复分解反应能够发生。 实例 见后卤素氢化物的制备置换反应：非溶液中的置换反应 非金属 + 金属氧化物 = 金属 + 非金属氧化物在溶液中的置换反应 规律： 金属 + 酸溶液 = 盐 + H2 （应用金属活动性顺序表：活泼的能置换不 金属 + 盐溶液 = 金属 + 盐 活泼，反之则不行。） 非金属 + 盐溶液 = 非金属 + 盐 （卤素之间的置换） 非金属 + 无氧酸溶液 = 非金属 + 无氧酸 F2 + 2H2O = 4 HF + O2 氧化还原反应： 歧化反应 归中反应 部分被氧化, 部分未被氧化；部分被还原, 部分未被还原。 反应条件对化学反应的影响(温度、光、浓度、酸碱性等) 卤化氢： HFHClHBrHI色, 态均为无色有刺激性气味的气体稳定性逐渐降低溶解性极易溶于水(遇水蒸气有酸雾)溶液名称氢氟酸氢氯酸氢溴酸氢碘酸酸性中强酸均为强酸, 且酸性逐渐增强还原性逐渐增强毒性有剧毒制取 NaX+H2SO4(浓)=NaHSO4+HX(X=F, Cl) NaX+H3PO4(浓)=NaH2PO4+HX(X=Br, I) 卤化银： AgFAgClAgBrAgI色, 态无色白色淡黄色黄色溶水性可溶难溶难溶难溶溶稀硝酸难溶难溶难溶感光性不易分解易分解易分解易分解二. 化学实验本章有10几个化学演示实验和一个学生实验。要重视实验, 且通过化学实验能对本章知识的学习打好基础。 物质性质的实验 物质制备的实验 物质鉴定的实验 物质除杂、提纯的实验(萃取、分液以及过滤、洗气、干燥等)三. 根据有关化学方程式的计算 重视根据有关化学方程式的计算的解题格式 有关“过量的计算” 有关“多步反应的计算” 有关“氧化还原反应的计算”和“离子反应的计算” 有关“混合物的计算” 应用“量差法”、“守恒法”“关系式法”进行计算第五章 物质结构 元素周期律 小结一. 知识结构物质结构原子序数质子性质变化 表现核电荷数 元素 元素周期律 周期表原子核 规律 形式原子 中子 质量数 同位素运动状态(特殊性) 电子云核外电子 各层最多容纳2n2个电子 最外层8个电子 结构简图物 排布规律 表示方法质 (分层) 次外层18个电子 电子式结 能量最低原理 构 离子晶体离子键 离子化合物原子晶体分子形成 化学键 共价键 共价化合物 晶体类型分子晶体金属键 金属单质及合金极性分子 金属晶体分子 分子极性 非极性分子分子间作用力(范德华力) 影响物理性质注意1. 区别 ”同位素”与”核素”的概念；“同位素”与”同素异形体”的概念。2.掌握有关”原子质量”的5个不同概念。会求 相对原子质量; 元素的相对原子质量; 质量数。3.掌握原子或简单离子半径的比较。原子 A B a. 同周期比较 离子 a. 同主族比较半径 b. 同主族比较 半径 b. 掌握比较”相同电子层结构”离子 大小 c. B C 大小 大小的规律。(2e- 结构; 10e- 结构 比较 C D d. A,D不好比 比较 18e- 结构)了解r(Fe) r(Fe2+) r(Fe3+); r(Cl) r(Cl)4.有关”相同质子数或相同电子数”微粒。如: 10e的微粒。有原子(Ne),分子(CH4, NH3, H2O, HF),离子:阴,阳离子(O2; F; Na+;Mg2+; Al3+)复杂离子( OH,NH4+ )5.关于元素属性的问题：设:元素原子的电子层数为m,最外层电子数为n mn ,一般为金属; mn, 一般为非金属及稀有气体。6.有关物质与化学键型的问题 只有非极性键：同种元素的非金属单质； 只有极性键: 一般不同非金属元素的共价化合物； 既有极性键, 又有非极性键的物质: H2O2 , C2H2； 只有离子键的物质: CaO, NaH； 既有离子键, 又有非极性键的物质: Na2O2； 既有离子键, 又有极性键的物质: NaOH； 有离子键, 有极性键, 还有配位键的物质: NH4Cl； 无化学键的物质是稀有气体；*金属键的概念：在金属晶体中,自由电子与金属阳离子之间的强烈作用, 叫做”金属键”。金属键只存在与金属单质和合金里。7.具有特殊结构的元素 没有中子的原子是H(氕-普氢)； 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2倍的元素是C; 最外层电子数=次外层电子数的元素是Be, Ar。重要的物质的电子式 单质 H :H NN Cl Cl 氢化物 H H H HCH HNH HO H F H氧化物 Na+ O 2 Na+ Na+ O O 2 Na+ HOH HOOH OCO 氢氧化物 O Na+ O H H O C O H 盐 H Cl Mg2+ Cl Na+ S 2 Na+ H N H + Cl 二. 元素周期律 元素周期表 H 横排：周期 元素 数目 n=1 2实质(由量变到质变) n=2 8 短周期 n=3 8 n=4 18 核外 元素 n=5 18 长周期 原子 引 电子 决 性质 归 元素 编 元素 结 n=6 32 序数 排布 的 周期 周期 n=7 不完全 递增 起 周期 定 周期 纳 律 排 表 构 纵行：族 表示 变化 变化 主族 A A 副族 B B 族 元素在周期表 0族 0 的位置（元素 (注意：主、副族在表中排列顺序) 所在