专题01 基本概念 基本理论（期末复习知识清单）（原卷版及全解全析）

/高一化学期末核心必背知识清单专题01基本概念与基本理论绪言清单01近代化学发展的5个里程碑（1）1661年英国化学家提出元素的概念，标志着近代化学的诞生。（2）1774年法国化学家提出燃烧的氧化学说，使近代化学取得了革命性的进展。（3）1803年英国科学家提出原子学说，为近代化学的发展奠定了坚实的基础。（4）1811年意大利科学家提出分子学说，使人们对物质结构的认识发展到一个新的阶段。（5）1869年俄国化学家发现元素周期律，使化学的研究变得有规律可循。清单02中国在化学上的成就（1）我国是世界上发明陶瓷、冶金、、造纸、酿造和印染等较早的国家。在长期的生活和生产实践中，人们积累了大量有关物质及其变化的实用知识和技能，例如明代李时珍的《》和宋应星的《》等，都蕴含着丰富的化学知识。（2）1943年，侯德榜发明了，为我国化学工业发展和技术创新做出来重要贡献。（3）1965年，我国科学家合成了结晶牛胰岛素，是世界上第一次用化学方法合成具有的蛋白质。（4）20世纪80年代，我国在世界上首次用人工方法合成具有与天然分子相同化学结构和完整生物活性的，为人类揭开生命的奥秘做出来贡献。第一章物质及其变化清单01根据物质的组成分类1.物质的元素组成（1）金刚石、石墨和C60都是由碳元素形成的，是碳元素的。氧元素也有两种同素异形体，它们分别是(O2)和(O3)。（2）碳和氧两种元素可形成两种化合物，其化学式分别是CO、CO2；氢和氧两种元素形成的化合物的化学式分别是H2O和H2O2。2.根据物质的性质分类（1）根据物质的性质对氧化物进行分类氧化物酸性氧化物碱性氧化物定义能与反应生成盐和水的氧化物能与反应生成盐和水的氧化物实例CO2、SO3等CaO、Fe2O3等属类大多数氧化物大多数氧化物（2）氧化物的交叉分类①酸性氧化物不一定是氧化物，如Mn2O7。②非金属氧化物不一定都是氧化物，如CO、NO、H2O为不成盐氧化物，H2O2为过氧化物。③碱性氧化物一定是氧化物。④金属氧化物不一定是氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物。Al2O3是，Na2O2是。清单02溶液、胶体、浊液的比较分散系溶液胶体浊液分散质粒子种类分散质粒子直径外部特征能否透过滤纸鉴别方法胶体(或溶液)和浊液通过静置鉴别；胶体和溶液可通过鉴别清单03胶体1.胶体区别其他分散系的本质特征是分散质粒子。2.胶体的性质：①；②；③；④等。3.胶体微粒一般是离子、分子或难溶物的聚集体，但有些高分子化合物，如淀粉、蛋白质，因其分子非常大，其相对分子质量通常为几万、几十万甚至上百万、千万，因此一个分子就是一个胶体微粒，它们的溶液是。4.区分胶体和其他分散系的最简便的方法是。5.胶体具有介稳性的主要原因是胶体粒子带有。6.胶体的电泳现象反映了胶体粒子带电荷，但不能说成胶体带。胶体与溶液一样是呈的。7.在Fe(OH)3胶体中，Fe(OH)3胶体粒子的数目要远远原FeCl3溶液中Fe3＋的数目。8.Fe(OH)3胶体中逐滴加入强酸(如盐酸、硫酸)时，出现的现象为。其原因：开始时出现是由于胶体中加入了电解质发生了，后来是由于发生了反应。9.把握净水剂及其作用原理：胶体粒子的直径一般在1～100nm之间，它决定了胶体粒子具有较大的比表面积，吸附力很，能在水中吸附，从而达到净水的目的，这就是胶体净水的原理。能在水中自然形成胶体，并且对水质无明显副作用的物质有、等，这样的物质被称为净水剂，其形成胶体的化学原理是Al3＋、Fe3＋发生反应生成胶体、胶体。10.Fe（OH）3胶体的制备（1）制备图示（2）制备原理和操作①将烧杯中的蒸馏水加热至②向沸水中逐滴加入5~6滴③继续煮沸至液体呈色,停止加热③反应：清单04酸、碱、盐的性质1.酸的通性性质反应实例反应类型与指示剂反应使紫色石蕊试剂变红，不能使酚酞试剂变色——与活泼金属反应Zn＋H2SO4ZnSO4＋H2↑与金属氧化物反应CuO＋H2SO4CuSO4＋H2O与碱反应2NaOH＋H2SO4Na2SO4＋2H2O与某些盐反应CuCO3＋H2SO4CuSO4＋H2O＋CO2↑2.碱的通性性质反应实例反应类型与指示剂反应使紫色石蕊变蓝，无色酚酞变红——与酸性氧化物反应2NaOH＋SiO2Na2SiO3＋H2O与酸反应2NaOH＋H2SO4Na2SO4＋2H2O与某些盐反应2NaOH＋MgSO4Na2SO4＋Mg(OH)2↓3.盐的通性性质反应实例反应类型与金属反应CuSO4＋ZnZnSO4＋Cu与酸反应CaCO3＋2HClCaCl2＋H2O＋CO2↑与碱反应MgCl2＋2NaOH2NaCl＋Mg(OH)2↓与盐反应BaCl2＋MgSO4MgCl2＋BaSO4↓清单05物质的转化1.单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系2.金属(或非金属)单质→盐的转化关系（1）金属单质(Ca)→盐的转化关系Caeq\o(――→,\s\up7(①))CaOeq\o(――→,\s\up7(②))Ca(OH)2eq\o(――→,\s\up7(③))CaCO3eq\o(――→,\s\up7(④))CaCl2①；②；③；④。（2）非金属单质(C)→盐的转化关系Ceq\o(――→,\s\up7(①))CO2eq\o(――→,\s\up7(②))H2CO3eq\o(――→,\s\up7(③))Na2CO3①；②；③。3.常见物质的转化规律①“强制”规律分类实例离子方程式酸CH3COONa＋HCl碱FeCl3＋NaOH氧化剂Cl2＋KI还原剂Fe＋CuSO4②“易溶制”规律：如Na2SO4溶液与BaCl2溶液反应，其离子方程式为Ba2＋＋SOeq\o\al(2－,4)③“难挥发制”规律：如：H2SO4＋2NaCleq\o(=,\s\up9(△))，H3PO4＋NaBreq\o(=,\s\up9(△))清单06电解质的电离1.电解质、非电解质的比较—电解质非电解质相同点均为不同点在或下能导电在和下都不导电本质区别在水溶液里或熔融状态下自身能发生在水溶液里和熔融状态下自身不发生所含物质类型酸：H2SO4、H2CO3等；碱：NaOH、NH3·H2O等；盐：NaCl、CaCO3等；活泼金属氧化物：Na2O、CaO等；水非金属氧化物：SO2、SO3、CO2等；非酸性气态氢化物：NH3；部分有机物：蔗糖、乙醇、CH4、CCl4等2.电离方程式的书写方法（1）强酸、强碱、大部分盐书写时用“=”连接，如HCl=、NaCl=。（2）酸式盐的电离方程式①强酸的酸式盐在水溶液中，如在水溶液中NaHSO4的电离方程式为NaHSO4=，熔融状态下NaHSO4的电离方程式为NaHSO4=。②弱酸的酸式盐在水溶液中电离生成酸式酸根阴离子和阳离子，如NaHCO3=。3.电解质溶液的导电能力（1）电解质溶液的导电能力与单位体积内电解质电离的及相应离子所带多少有关，单位体积内电解质电离的离子，相应离子所带，导电能力越强。（2）判断电解质是否导电，关键要看电解质是否发生电离产生了自由，还要看单位体积内电解质电离的离子数目的多少，如CaCO3在水中的溶解度很小，故认为其水溶液导电能力很弱。清单07离子方程式1.概念：用实际参加反应的来表示反应的式子。2.书写步骤：以Na2SO4溶液和BaCl2溶液反应为例。（1）写：正确写出反应的化学方程式：。（2）拆：把易溶于水且易电离的物质拆写成离子的形式：。（3）删：删去方程式两边不参加反应的离子：。（4）查：检查方程式两边各元素的和是否相等。3.离子方程式书写的拆写原则（1）拆成离子的物质：、的物质，如、、绝大部分。（2）书写化学式的物质：a.；b.；c.；d.；e.；f.；g.。（3）多元弱酸的不能拆写，如NaHCO3不能拆写成“Na＋＋H＋＋COeq\o\al(2－,3)”，应写作“Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)”。（4）微溶物（如Ca(OH)2）：a.作反应物时，溶液中写成离子形式，液中写成化学式；b.作时，写成化学式。4.意义：（1）表示的化学反应，如反应AgNO3＋NaCl=AgCl↓＋NaNO3可表示为Ag＋＋Cl－=AgCl↓。（2）表示的离子反应。如H＋＋OH－=H2O可以表示强酸和可溶性强碱生成水和可溶性盐的反应。清单08离子共存的判断（1）一是判断离子共存，还是判断，注意题目要求是“大量共存”、“大量共存”还是“大量共存”等要求（2）二是看是否有限制条件，如：碱性、酸性、无色等。这些问题较易忽视，故放在第一步①在无色透明溶液中：中学常见的有色离子：②在溶液中、pH＝1、pH＜7、紫色石蕊试液的溶液中③在溶液中、pH＝13、pH＞7、紫色石蕊试液、酚酞的溶液中（3）看能否发生复分解反应。可分三步进行：①查H＋，主要看是否有离子和离子等②查OH－，主要看是否有、离子和离子③查金属离子，主要看是否与酸根产生盐(包括盐)（4）注意正确理解“透明溶液”，如：NaCl溶液、KOH溶液为无色透明溶液，CuSO4溶液、FeCl3溶液是有色透明溶液，不能认为“”就不透明。清单09离子推断的“四项基本原则”1.肯定原则：根据实验现象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的离子(记住几种常见的有色离子：)。2.互斥原则：在肯定某些离子存在的同时，结合离子共存规律，一些离子的存在(注意题目中的隐含条件，如酸性、碱性、指示剂的颜色变化、与铝反应产生H2、水的电离情况等)。3.电中性原则：溶液呈电中性，溶液中有阳离子，必有，且溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数(这一原则可帮助我们确定一些隐含的离子)。4.进出原则：通常是在实验过程中使用，是指在实验过程中反应生成的离子或引入的离子对后续实验的干扰。清单10氧化还原反应1．从化合价的角度认识氧化还原反应氧化还原反应概念凡是有元素升降的化学反应称之为氧化还原反应氧化还原反应特征元素的在反应前后发生了变化氧化反应和还原反应氧化反应物质所含元素化合价的反应叫做氧化反应还原反应物质所含元素化合价的反应叫做还原反应氧化产物和和还原产物氧化产物发生反应得到的产物(即化合价的生成物)还原产物发生反应得到的产物(即化合价的生成物2．从电子转移的角度认识氧化还原反应氧化还原反应本质发生了电子的(电子、电子对的)氧化和还原反应氧化反应物质电子的反应还原反应物质电子的反应氧化剂和还原剂氧化剂电子(或电子对)的反应物，具有还原剂电子(或电子对)的反应物，具有氧化性和还原性氧化性物质电子的性质还原性物质电子的性质3.常见的氧化剂及产物预测氧化剂还原产物KMnO4Mn2+（酸性）；MnO2（中性）；MnO42－（碱性）K2Cr2O7（酸性）Cr3+浓硝酸NO2稀硝酸NOX2（卤素单质）X－H2O2OH－（碱性）；H2O（酸性）Na2O2NaOH（或Na2CO3等）NaClO（或ClO－）Cl－、Cl2NaClO3Cl2、ClO2等PbO2Pb2+4.常见的还原剂及产物预测还原剂氧化产物Fe2+Fe3+（酸性）；Fe（OH）3（碱性）SO2（或H2SO3、SO32－）SO42－S2－（或H2S）S、SO2（或SO32－）、SO42－H2C2O4CO2（酸性）；CO32－（碱性）H2O2O2I－（或HI）I2、IO3－COCO2（酸性）；CO32－（碱性）金属单质（Zn、Fe、Cu等）Zn2+、Fe2+（与强氧化剂反应生成Fe3+）Cu2+（与弱氧化剂反应生成Cu+）5.判断氧化性或还原性强弱的方法1）根据化学反应比较氧化性或还原性强弱（1）比较反应物和生成物的氧化性或还原性：强制弱原理①氧化性：＞②还原性：＞（2）比较反应物的氧化性或还原性①氧化性：＞②还原性：＞2）根据反应条件来判断当不同的氧化剂（或还原剂）与同一还原剂（或氧化剂）反应时，反应越易进行，则对应的氧化剂（或还原剂）的氧化性（或还原性）越，反之越。如：（1）比较KMnO4和MnO2氧化性强弱：KMnO4MnO2①MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O②2KMnO4+16HCl（浓）2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O（2）比较Na、Mg、Al的还原性强弱：NaMgAl①Na与冷水剧烈反应②Mg与水加热才反应③Al与水加热条件下也难反应3）根据氧化产物的价态高低判断（1）方法：同种物质被不同氧化剂氧化的价态越高，氧化剂的氧化性越。（2）实例：2Fe+3Cl22FeCl3，Fe+SFeS，氧化性：Cl2S。6.氧化还原反应的概念辨认（1）2KClO3+6HCl（浓）KCl+3Cl2↑+3H2O：盐酸性。（2）Cl2+H2OHCl+HClO，Cl2剂。（3）3NO2+H2O=2HNO3+NO：氧化剂与还原剂物质的量之比为。（4）SO2+2H2S=3S+2H2O：氧化产物与还原产物的物质的量之比为。（5）2Fe(OH)3+6HI=2FeI2+I2+6H2O：HI表现性。（6）Cu+2H2SO4（浓）≜CuSO4+SO2↑+2H2O,H2SO4表现性（7）3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O，HNO3表现性7.电子转移的表示方法（1）双线桥法：①标价②画箭头(物指向物)③算数目④说变化。如铜和稀硝酸反应：（2）单线桥法：①标价②画箭头(由原子指向原子)③算数目（线桥上只标电子转移的，不标“”“”字样），如铜和稀硝酸反应：8.氧化还原反应的基本规律①价态规律：同种元素，处于最高价态时只具有性。处于最低价态时只具有性。处于中间价态时既有性又有性。②歧化和归中规律：同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，价态的变化“”。③反应先后规律：多种氧化剂与一种还原剂相遇，氧化性强的首先；多种还原剂与一种氧化剂相遇，还原性强的首先。④守恒规律：a.守恒：反应前后元素的种类和质量不变。b.守恒：即氧化剂得电子的总数等于还原剂失电子的总数，这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。c.守恒：离子方程式中，反应物中各离子的电荷总数与产物中各离子的电荷总数相等。书写氧化还原反应的离子方程式时要注意满足电荷守恒，如Fe3＋＋Cu=Fe2＋＋Cu2＋(错误)，2Fe3＋＋Cu=2Fe2＋＋Cu2＋(正确)。9.氧化还原反应方程式的配平步骤：①标变价元素化合价；②找出变价元素化合价升降(得失电子)总数；③求得失电子数的最小公倍数；④配系数；⑤细检查(原子守恒、电荷守恒)第四章物质结构元素周期律清单01原子的结构1．原子结构原子由原子核和构成，原子核由和构成。2．质量数原子的质量主要集中在上，质子和中子的相对质量都近似为,如果忽略电子的质量,将核内所有质子和中子的相对质量取相加,所得的数值叫质量数,用符号A表示。质子数符号为Z，中子数符号为N。即得公式：A=。质量数与相对原子质量在数值上近似相等。3．核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。特殊的核素：H中没有。4．微粒符号及意义:±xA：,Z：质子数,A-Z：,±x：,m±：离子所带,n：。5．电子排布完全相同的原子不一定是同一种原子，如互为同位素的各原子。氘的符号12H或D，氚的符号136．几种重要核素的用途核素eq\o\al(235,92)Ueq\o\al(14,6)Ceq\o\al(2,1)H、eq\o\al(3,1)Heq\o\al(18,8)O613C用途核燃料示踪原子7.元素、核素、同位素的联系与区别①现行元素周期表已发现的元素有118种，由于同位素的存在，故核素的种数118种。②不同核素可能具有相同的数，如eq\o\al(2,1)H、eq\o\al(3,1)H；也可能具有相同的数，如eq\o\al(14,6)C、eq\o\al(16,8)O；也可能具有相同的数，如eq\o\al(14,6)C、eq\o\al(14,7)N。③同位素之间的转化，既不是变化也不是变化，是反应。④同位素之间可形成不同的同位素单质。如氢的三种同位素形成的单质有六种：H2、D2、T2、HD、HT、DT，他们的物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全。⑤同位素之间可形成不同的同位素化合物。如水分子有H2O(普通水)、D2O(重水)、T2O(超重水)等。他们的相对分子质量不同，物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全。8.同位素的特征①“同位”指的是在同期表中的位置相同（核外电子排布一样）②相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全，物理性质。同位素的“六同三不同”③天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数(丰度)一般。9.氢元素的三种核素eq\o\al(1,1)H：名称为，不含；eq\o\al(2,1)H：用字母表示，名称为或氢；eq\o\al(3,1)H：用字母表示，名称为或氢。10.四种相对原子质量①原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与一个12C质量的的比值。一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。②元素的相对原子质量：是根据该元素各种天然同位素的按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。即：Ar(E)＝Ar1×a%＋Ar2×b%＋Ar3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…=。③核素的近似相对原子质量＝该核素的质量数。④元素的近似相对原子质量：是根据该元素各种天然同位素的按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。即：Ar(E)＝A1×a%＋A2×b%＋A3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…=。清单02核外电子排布1.电子层：在含有多个电子的原子里，电子分别在的区域内运动。我们把不同的区域简化为，也称作电子层。如图为电子层模型示意图：2.不同电子层的表示及能量关系各电子层由内到外电子层数1234567字母代号离核远近由到能量高低由到3.核外电子排布规律核电荷数元素名称元素符号各电子层的电子数KLMNOP2氦He210氖Ne2818氩Ar28836氪Kr2818854氙Xe281818886氡Rn281832188（1）能量规律：离核由近到远，电子能量由低到高，电子一般总是先从排起，当一层充满后再填充下一层。（2）数量规律①原子核外各电子层最多容纳个电子。②原子最外层电子数不能超过(K层为最外层时不能超过)，次外层电子数不能超过，倒数第三层电子数不能超过。③次外层最多能容纳的电子数不超过个。4.核外电子排布的表示方法——原子结构示意图（1）原子结构示意图①用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示。如钠的原子结构示意图：②用弧线表示。③弧线上的数字表示该电子层上的。④原子结构示意图中，核内质子数＝核外。（2）离子结构示意图①金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数。如Mgeq\o(→,\s\up7(－2e－))Mg2＋②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，电子层数。如Feq\o(→,\s\up7(＋e－))F－5.核外电子排布与元素性质的关系①金属元素原子的最外层电子数一般4，较易电子，形成离子，表现出性，在化合物中显化合价。②非金属元素原子的最外层电子数一般4，较易电子，活泼非金属原子易形成离子，表现出性，在化合物中主要显化合价。③稀有气体元素的原子最外层为电子(氦为电子)稳定结构，失去或得到电子，通常表现为价。6.1～18号元素原子结构的特殊关系特殊关系对应元素最外层电子数等于次外层电子数的一半最外层电子数等于次外层电子数最外层电子数等于次外层电子数的2倍最外层电子数等于次外层电子数的3倍最外层电子数等于次外层电子数的4倍最外层电子数等于电子层数最外层有1个电子最外层有2个电子7.常见“10电子”“18电子”微粒①“10电子”的微粒：分子离子一核10电子二核10电子三核10电子四核10电子五核10电子②常见的“18电子”的微粒：分子阳离子阴离子③其他等电子数的粒子a.“2电子”的粒子：。b.“9电子”的粒子：。c.“14电子”的粒子：。d.“16电子”的粒子：。④质子数及核外电子总数均相等的粒子a.Na＋、NHeq\o\al(＋,4)、H3O＋；b.HS－、Cl－；c.F－、OH－、NHeq\o\al(－,2)；d.N2、CO等。清单03元素周期表1.元素周期表的概念：元素周期表是一种将所有已知的化学元素按照原子序数和电子排布排列的表格，它能够反映出元素的周期性规律和族性特征。2.原子序数：（1）定义：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为，＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。（2）元素周期表中原子序数的有关规律①同主族、邻周期元素的原子序数差：a.元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋元素所在周期的元素种类数目；b.元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋元素所在周期的元素种类数目。②同周期的ⅡA和ⅢA的原子序数差可能为。③应用关系：a．电子层数＝。b．质子数＝。c．最外层电子数＝。d．主族元素的最高正价＝。最低负价＝－|8－|。3.编排原则（1）周期：把相同的元素，按的顺序，从左至右排成的横行。（2）族：把相同的元素，按的顺序，从上至下排成的纵行。4.周期

（1）概念：元素周期表每一个，叫做一个周期，共个周期，除第一周期外，其余各周期均从开始过渡到，最后以元素结束。（2）与原子结构的关系：周期序数＝。（3）分类：①短周期：包括第周期，分别有种元素。②长周期：包括第周期，分别有种元素。5.族:周期表中有十八个纵行，但第8、9、10三个纵行为一族，所以共十六个族。7个主族，7个副族，1个第Ⅷ族，1个0族。（1）周期表中族的特点和划分个数元素周期表中有个纵列，共有个族特点主族元素的族序数＝分类主族共有个，包括副族共有个，包括，第Ⅷ族，第Ⅷ族包括第三个纵列0族占据元素周期表的第纵行，最外层电子数为(He是)（2）常见族的特别名称族别名第ⅠA族(除氢外)元素第ⅦA族元素0族稀有气体元素6.过渡元素（1）元素周期表中部从第IIIB族第IIB族10个纵列共六十多种元素，过渡元素都是元素。（2）过渡元素——镧系与锕系①镧系元素：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共种元素。②锕系元素：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共种元素。7.元素周期表中方格里的符号的意义8.元素在周期表中的位置与原子结构的相互推断（1）元素的位置与原子结构的关系（2）短周期元素原子结构与位置的关系①族序数等于周期序数的元素有。②族序数是周期序数的2倍的元素有。③族序数是周期序数的3倍的元素是。④周期序数是族序数的2倍的元素是。⑤周期序数是族序数的3倍的元素是。9.由元素的原子序数推断元素在周期表中的位置——常用0族元素定位法：（1）明确0族元素信息0族元素HeNeArKrXeRnOg所在周期序数原子序数（2）比大小定周期：比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。（3）求差值定族数：若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的ⅠA族或ⅡA族。10.元素的金属性与非金属性的概念（1）元素的金属性：元素的金属性是指该元素的气态原子电子的能力。具体表现为元素在化学反应中倾向于电子，形成离子‌。（2）元素的非金属性：元素的非金属性是指元素的原子电子的能力。具体表现为元素在化学反应中倾向于电子，形成离子‌。11.元素的金属性和非金属性与元素周期表中的位置关系在元素周期表中，元素的金属性和非金属性呈现出一定的规律性变化：（1）‌同一周期‌：从左到右，随着原子序数的增加，核电荷数逐渐，原子半径逐渐，原子核对最外层电子的引力，导致逐渐减弱，逐渐增强。（2）‌同一主族‌：从上到下，随着电子层数的增加，原子核对最外层电子的引力逐渐，原子更容易失去电子，表现出逐渐增强，逐渐减弱。12.元素的金属性与非金属性强弱判断三表元素周期表：金属性“右弱左，上弱下，右上弱左下”；非金属性“左右强，下上强，左下右上强”金属活动性顺序表：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性逐渐(其中Pb>Sn)非金属活动性顺序表：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，逐渐减弱三反应置换反应：强的置换的，适合金属也适合非金属与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越，则非金属性越氧化性金属离子的氧化性越弱，对应单质的金属性越还原性非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越13.元素化学性质与原子结构的关系原子最外层电子数特点得失电子情况化学性质稀有气体元素都为8(氦为2)不易金属元素一般易非金属元素一般易由上表可知，原子结构决定元素的。清单04碱金属元素1.碱金属元素原子结构与元素性质的关系元素名称锂钠钾铷铯元素符号LiNaKRbCs电子层结构原子半径变化趋势/nm0.1520.1860.2270.2480.265从Li到Cs随着核电荷数的增加，电子层数逐渐，原子半径越来越相同点最外层均有个电子，均失电子，有较强性，因此碱金属元素的化学性质具有相似性原子核对核外电子的吸引力的变化趋势原子核对核外电子吸引力越来越原子失去电子难易的变化趋势原子失去电子越来越元素金属性强弱的变化趋势元素的金属性越来越2.碱金属单质主要物理性质变化的规律单质名称锂钠钾铷铯主要物理性质变化趋势密度逐渐，钾除外熔点逐渐，沸点逐渐，硬度逐渐3.碱金属的化学性质碱金属性质 锂钠钾与氧气反应现象剧烈反应(次于Na)生成固体Li2O加热剧烈反应，生成淡黄色固体稍加热剧烈反应，生成固体KO2化学方程式小结碱金属单质在空气中燃烧一般生成，Li却只生成，但与氧气反应的速率是不同的，Li缓慢氧化，Na、K易被氧化，Cs常温下自燃。与水反应现象在水面，缓慢反应，产生气体在水面上，剧烈反应，熔成小球、迅速游动、产生气体在水面上，剧烈反应且燃烧化学方程式小结都能与水反应，但剧烈程度不同，从左→右依次，都生成4.碱金属元素单质物理性质的相似性和递变性5.碱金属元素单质的特殊性①碱金属的密度一般随核电荷数的增大而，但的密度比钠的小。②碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在中。③碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是化合物，其中氢以形式存在，显价，碱金属氢化物是剂。清单05卤族元素1.卤素包括F、Cl、Bｒ、I、Aｔ五种元素，其单质均为分子，主要研究F、Cl、Bｒ、I。2.卤素的原子结构元素名称氟氯溴碘元素符号FClBrI原子结构示意图原子半径/nm0.0710.0991.121.32①结构相似性:最外层都是个电子，易得电子形成8电子稳定结构的阴离子X－，故都具有较强的性，其最低价为价。最高价为价（例外）。②结构递变性:从F到I，随核电荷数的增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐。卤素原子能力越来越弱，其元素的越来越弱。3.卤素单质分子结构与物理性质①分子结构：相同点：均为分子，其结构式为，卤素单质分子为分子，其晶体均为晶体不同点：相对分子质量不同，从F2到I2依次，分子间力依次。②卤素单质的物理性质：单质颜色状态（常态）密度溶解度（100g水中）毒性F2淡黄绿色气体1.69g/L-219.6-188.1与水反应剧毒Cl2黄绿色气体3.214g/L-101-34.6226cm3有毒Br2深红棕色液体3.119g/cm3-7.258.784.16g有毒I2紫黑色固体4.93g/cm3113.5184.40.029g有毒a.相同点：由于卤素单质分子为非极性分子，所以卤素单质均溶于有机溶剂；由于卤素单质的晶体均为晶体，所以它们的熔沸点都（其中氯气，液溴，碘）。b.卤素单质物理性质的递变性单质颜色变化密度变化熔点变化沸点变化溶解度变化F2Cl2Br2I2c.卤素单质在不同溶剂中的颜色水中CCl4汽油C2H5OHF2强烈反应反应反应反应Cl2黄绿色黄绿色黄绿色黄绿色Br2黄→橙橙→橙红橙→橙红橙→橙红I2深黄→褐紫→深紫浅紫红→紫红褐色d.卤素单质物理特性（1）液溴易挥发，应密闭保存，试剂瓶中的溴常液封，盛溴的试剂瓶不可选用。常温下唯一的非金属。（2）碘易升华，这是变化。可用于I2。（3）卤素单质易溶于水，溶于酒精、汽油、四氯化碳等有机溶剂。（4）氟（F2）：氟是的非金属元素（氟元素只有价、价，正价，科学家在冰末表面发现的氟元素的含氧酸——次氟酸（），其中氟仍为价），F2单质是氧化性的单质。4.卤素化学性质的相似性和递变性（1）卤素是典型的非金属元素，其元素的非金属性强弱顺序为：。（2）卤素单质均是氧化剂，其氧化能力强弱顺序为：。（3）卤离子均具有还原性，其还原性强弱顺序为：。（4）卤素单质均能与氢化合，但反应条件不同，生成的气态氢化物稳定性亦不同。气态氢化物稳定性大小顺序为：。卤素单质反应条件化学方程式产物稳定性F2在暗处剧烈化合并发生爆炸H2＋F2=2HF很稳定Cl2光照或点燃H2＋Cl2eq\o(=,\s\up7(光照或点燃))2HCl较稳定Br2加热H2＋Br2eq\o(=,\s\up7(△))2HBr不如氯化氢稳定I2不断加热H2＋I2eq\o(,\s\up7(△))2HI不稳定，同一条件下同时分解结论从F2到I2，与H2化合越来越，生成的氢化物稳定性逐渐，元素的非金属性逐渐。（5）卤素单质均可与水反应，但反应难易程度不同。2F2+2H2O=4HF+O2(剧烈反应)Cl2+H2O=HCl+HClO(反应较慢)2HClO2HCl+O2↑Br2+H2OH=Br+HBrO(反应微弱)I2与H2O只有很微弱的反应。（6）卤素单质可与碱溶液发生自身氧化还原反应生成-1价卤化物和+1价或+5价卤酸盐。Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2（漂白粉）+2H2O3Br2+6NaOH5NaBr+NaBrO3+3H2O（7）AgX除AgF外均溶于水，溶于酸。（8）AgCl、AgBr、AgI均稳定，见发生分解反应，生成卤素单质及银2AgX2Ag+X2。(9)氢卤酸的水溶液均呈性，除是弱酸外，其余均为强酸，其酸性相对强弱顺序为：。5.卤素离子的检验方法（1）AgNO3溶液——沉淀法未知液eq\o(→,\s\up7(滴加AgNO3溶液,和稀硝酸))生成eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(白色沉淀，则有Cl－,淡黄色沉淀，则有Br－,黄色沉淀，则有I－))（2）置换——萃取法未知液eq\o(→,\s\up9(加适量新制饱和氯水),\s\do6(振荡))eq\o(→,\s\up9(加入CCl4下层或汽油上层),\s\do6(振荡))有机层呈eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(红棕色或橙红色，表明有Br－,紫色、浅紫色或紫红色，表明有I－))（3）氧化——淀粉法检验I－未知液eq\o(→,\s\up9(加入适量新制饱和氯水或双氧水),\s\do6(振荡))eq\o(→,\s\up9(淀粉溶液),\s\do6(振荡))色溶液，表明有I－清单05原子结构的周期性变化规律1.核外电子排布的变化规律原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1～211→3～1021→11～1831→8结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现的变化2.原子半径的变化规律3～10号元素LiBeBC原子半径/nm0.1520.0890.0820.0773～10号元素NOFNe原子半径/nm0.0750.0740.071-11～18号元素NaMgAlSi原子半径/nm0.1860.1600.1430.11711～18号元素PSClAr原子半径/nm0.1100.1020.099-变化趋势同周期内自左至右逐渐结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现变化3.元素主要化合价的变化规律原子序数主要化合价的变化1～2+1→03～10+1→→-1→011～18+1→→-1→0结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈变化4.原子结构的周期性变化规律结论：随着的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现性的变化。5.同周期元素性质变化规律（以第三周期为例）1）钠、镁、铝的金属性比较（1）预测：钠、镁、铝同属于第三周期，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引力逐渐增强，将会导致失电子能力，逐渐减弱。2）硅、磷、硫、氯的非金属性的递变（1）最高价含氧酸酸性强弱的比较非金属元素SiPSCl最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性强弱H2SiO3酸H3PO4酸H2SO4酸HClO4酸(酸性比H2SO4)酸性：HClO4H2SO4H3PO4H2SiO3（2）结论：Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。3）结论：同周期从左到右，元素原子失电子能力逐渐，得电子能力逐渐；元素逐渐减弱，逐渐增强，即：项目同周期(左→右)原子结构核电荷数逐渐增大电子层数相同原子半径逐渐离子半径阳离子逐渐阴离子逐渐，r(阴离子)r(阳离子)性质化合价最高正化合价由＋1→(O、F除外)负化合价＝元素的金属性和非金属性金属性逐渐，非金属性逐渐离子的氧化性、还原性阳离子氧化性逐渐，阴离子还原性逐渐气态氢化物的稳定性逐渐最高价氧化物对应的水化物的酸碱性碱性逐渐，酸性逐渐6.同主族元素的性质变化规律项目同主族(上→下)原子结构核电荷数逐渐增大电子层数逐渐原子半径逐渐离子半径逐渐性质化合价相同，最高正化合价＝(O、F除外)元素的金属性和非金属性金属性逐渐，非金属性逐渐离子的氧化性、还原性阳离子氧化性逐渐，阴离子还原性逐渐非金属气态氢化物形成的难易程度和热稳定性形成，热稳定性逐渐最高价氧化物对应的水化物的酸碱性碱性逐渐，酸性逐渐清单06元素周期律1.元素周期律含义：元素的性质随着原子序数的递增而呈变化的规律。2.元素周期律实质：元素性质的周期性变化是的必然结果。3.元素周期律意义：元素周期律不仅揭示了自然界中所有已知元素间的内在联系与规律，还体现了元素性质随原子序数递增呈现出的变化，元素周期表是连接微观世界与宏观现象的，指引科学家们预测、探索未知宇宙奥秘的重要工具。4.粒子半径大小的比较方法类型方法实例同周期——“序大径小”r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)同主族——“序大径大”r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)同元素原子和离子—“阴大阳小”某原子与其离子半径比较，其阴离子半径该原子半径，阳离子半径该原子半径。如r(Na＋)＜r(Na)；r(Cl－)＞r(Cl)不同价态的阳离子—“数大径小”带电荷数越多，粒子半径越r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)＜r(Fe)同结构——“序大径小”电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)清单07金属元素与非金属元素在周期表中的分布及性质规律1.元素周期表与元素周期律的关系（1）元素周期表是的具体表现形式，反映了元素之间的内在联系。（2）元素周期表中元素的金属性和非金属性变化的规律：同周期元素从左到右金属性逐渐，非金属性逐渐；同主族元素从上到下金属性逐渐，非金属性逐渐。2.元素周期表的金属区和非金属区（1）金属性强的元素在周期表的方，最强的是(放射性元素除外)；非金属性强的元素在周期表的方(稀有气体除外)，最强的是。（2）分界线附近的元素，既能表现出一定的，又能表现出一定的，故元素的与之间没有严格的界线。3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系（1）价电子①定义：指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成的电子，为原子核外跟元素有关的电子。②具体内容：主族元素的价电子＝，过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。（2）化合价规律①主族元素：最高正化合价＝＝(O、F除外)。②非金属主族元素化合价一般规律：最低负价＝(H除外)；最高正价＋|最低负价|＝。4.元素周期表和元素周期律的应用（1）根据元素周期表中的位置寻找（2）预测元素的性质(由递变规律推测)①比较不同周期、不同主族元素的性质如：金属性：Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性：Mg(OH)2Al(OH)3、Ca(OH)2Mg(OH)2，则Ca(OH)2Al(OH)3(填“＞”“＜”或“＝”)。②推测未知元素的某些性质如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt稳定，水溶液呈性，AgAt溶于水等。（3）启发人们在一定区域内寻找新物质①金属与非金属分界线eq\o(\s\up4(eq\o(\s\up2(寻找),\s\do4(→))),\s\do6())材料，如Si、Ge、Ga等。②过渡元素eq\o(\s\up4(eq\o(\s\up2(寻找),\s\do4(→))),\s\do6())和耐高温、耐腐蚀合金的元素，如Fe、Ni、Pt、Pd等。③周期表右上角(氟、氯、、、等元素)eq\o(\s\up4(eq\o(\s\up2(寻找),\s\do4(→))),\s\do6())制造的元素。（4）依据元素在周期表中的位置，确定其化合物的化学式知道元素在周期表中的主族序数后，根据化合价规律即可写出其化合物的化学式(以R代表元素)ⅣAⅤAⅥAⅦA氢化物最高价氧化物最高价含氧酸清单08元素“位—构—性”的关系1.元素“位—构—性”的关系的含义：元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。结构与位置的关系结构eq\b\lc\{\rc\}(\a\vs4\al\co1(电子层数＝周期序数,最外层电子数＝主族序数))位置结构与性质的关系结构eq\b\lc\{\rc\}(\a\vs4\al\co1(\b\lc\\rc\}(\a\vs4\al\co1(最外层电子数越少,电子层数越多))\a\vs4\al(越易失电子,单质还原性越强),\b\lc\\rc\}(\a\vs4\al\co1(最外层电子数越多,电子层数越少))\a\vs4\al(越易得电子,单质氧化性越强)))性质位置、结构和性质的关系同周期(左→右)→最外层电子数→非金属性、金属性同主放(上→下)→电子层数→非金属性、金属性2.“位—构—性”推断关系在解题中的应用（1）结构与位置的互推①明确四个关系式a．电子层数＝。b．质子数＝。c．最外层电子数＝。d．主族元素的最高正价＝。最低负价＝－|8－|。②熟悉掌握周期表中的一些特殊规律a．各周期所能容纳元素种数。b．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置，若一种阳离子和阴离子的电子层结构相同，则“阴前右”“阳后左”，即阴离子对应元素在前一周期右侧，阳离子对应元素在后一周期左侧。c．同族上下相邻元素原子序数的关系。（2）性质与位置互推熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。主要包括：①元素的金属性、非金属性。②气态氢化物的稳定性。③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。④金属与H2O或酸反应的难易程度。59、结构和性质的互推（1）最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要因素。（2）原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。（3）同主族元素最外层电子数相同，性质相似。清单09离子键及离子化合物1.氯化钠的形成过程（1）钠在氯气中燃烧的化学方程式为：2Na＋Cl2eq\o(=,\s\up7(点燃))2NaCl（2）用原子结构知识解释：不稳定的钠原子和氯原子通过得失电子后最外层都达到稳定结构，分别形成Na＋和Cl－，带相反电荷的Na＋和Cl－通过结合在一起，形成新物质氯化钠。2.离子键（1）定义：阴阳离子间通过所形成的化学键叫做离子键。（2）成键微粒：。（3）相互作用：静电作用（静电和）。（4）成键过程：阴阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥达到，就形成了。（5）离子键强弱影响因素：①‌离子电荷‌：阴、阳离子所带的电荷越，静电作用越，离子键越。②‌离子半径‌：离子半径越，离子键就越。（6）存在：离子键存在于大多数、及中。3.离子化合物（1）离子化合物概念：含有的化合物。（2）离子化合物形成条件：一般情况下，元素与元素易形成离子化合物。（3）离子化合物形成过程①电子式：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的的式子。常见的粒子的电子式如下表：原子化学式HNaOCl电子式离子化学式Na+Mg2+S2-F-电子式Na+Mg2+物质化学式NaClMgCl2N2CO2电子式【特别提醒】①简单阳离子的电子式：简单阳离子的电子式就是其符号。如Na＋、Mg2＋、Al3＋等。②阴离子和复杂阳离子的电子式：阴离子的电子式要将原子的最外层电子和得到的电子标在元素符号周围，并将元素符号用“[]”括上，右上角标出所带的电荷数。如Cl－的电子式为。③离子化合物的电子式：离子化合物的电子式由阴、阳离子的电子式组成，相同的离子，阴阳离子排列。②电子式表示离子化合物的形成过程：a.反应物是的电子式；b.生成物是的电子式；c.不同反应物之间用表示电子转移；d.反应物和生成物之间用连接。、。注意:用弧形箭头表示电子转移的方向。4.离子化合物的类别①活泼的金属（）和活泼的非金属元素（）之间的化合物。(如：Na2O）②大部分盐，包括。(如：NH4Cl，NaNO3)③强碱5.离子化合物的判断方法①根据化学键的类型判断：含有的化合物。②化合物的性质判断：状态下能导电的化合物。6.离子化合物的性质①‌‌熔点和‌沸点较高‌：离子化合物的熔点和沸点通常较高，例如NaCl的熔点约为800摄氏度，MgO的熔点约为2800摄氏度。②‌‌硬度较大‌：由于离子键的作用力强，离子化合物通常具有较大的硬度。③‌常温下为固体‌：离子化合物在常温下通常为固体，硬度大且质脆，不导电。④‌熔融状态下导电‌：离子化合物在熔融状态下可以导电，因为熔融状态会破坏离子键，使离子可以自由移动。⑤‌水溶液中导电‌：离子化合物在水溶液中也可以导电，因为它们可以在水中电离出自由移动的离子清单10共价键及共价物质1.Cl2的形成：氯原子的最外层有7个电子，要达到8电子稳定结构，都需要获得，所以氯原子间难以发生。如果2个氯原子各提供，形成，2个氯原子就都形成了8电子稳定结构，从而形成氯分子。2.共价键（1）概念：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。（2）成键粒子：原子。（3）共价键实质：共用电子对与两原子核的，两原子核间及电子层间的，当和达到平衡时就形成了稳定的共价键。（4）形成条件：同种或不同种元素的原子相结合时，一般形成共价键。（5）成键原因：通过共用电子对，各原子最外层电子数一般达到的稳定结构，两原子核都吸引共用电子对，使之处于平衡状态，体系总能量。（6）共价键的表示方法（以氢氯共价键为例）①电子式：eq\o(H)∶eq\o(Cl,\s\up6(··),\s\do8(··))∶②结构式：H-Cl③球棍模型：④空间填充模型：（7）共价键的存在①只含共价键的物质：非金属、非金属、酸、过氧化氢、大部分、非金属元素的多原子（如H2、O2、N2）。②既含共价键，又含离子键的物质：活泼金属、活泼金属、金属的、等，NaOH、Na2CO3、NH4Cl(以上答案均不唯一)。③原子团(根)中，如OH－、SO2－QUOTESO42-、QUOTENH4+NHeq\o\al(＋,4)等（7）共价键的分类：①非极性共价键（非极性键）：A-A（同种元素的原子），共用电子对，成键原子电性。②极性共价键（极性键）：A-B（同种元素的原子），共用电子对，成键原子电性。3.共价物质：①概念：以形成分子的物质。②常见类型a.共价单质:非金属元素形成的单质分子，如H2、O2、N2、P4等。b.共价化合物eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(非金属氢化物：如NH3、H2S、H2O等,非金属氧化物：如CO、CO2、SO2等,酸：如H2SO4、HNO3等,大多数有机化合物：如CH4、CH3CH₂OH等))清单11共价分子结构的表示方法1.分子具有一定的空间结构如CO2是形，H2O呈形，CH4呈形等。2.共价物质的电子式、结构式、分子结构模型（1）共价分子电子式的书写将结构式中短线“—”改为，并补齐电子稳定结构[H为电子稳定]，如H∶H、∶eq\o(Cl,\s\up6(··),\s\do8(··))∶eq\o(Cl,\s\up6(··),\s\do8(··))∶、H∶eq\o(O,\s\up6(··),\s\do8(··))∶H、H∶eq\o(O,\s\up6(··),\s\do8(··))∶eq\o(O,\s\up6(··),\s\do8(··))∶H、eq\o(O,\s\up6(··),\s\do8(··))∶∶C∶∶eq\o(O,\s\up6(··),\s\do8(··))。（2）共价分子结构式①概念：结构式是表示用元素符号和表示化合物（或单质）分子中原子的排列和结合方式的化学组成式。它不仅能表明分子中个元素原子的，还表明这些原子的。②在结构式中，化学键的表示方法有几种不同的符号：“-”表示；“=”表示；“≡”表示；“→”表示，箭头符号左方是提供的一方，右方是具有、接受的一方。（3）共价分子球棍模型：球棍模型是用球代表,棍代表的一种式子，但实际上,在成键的时候并不是棍状的，球棍模型描述的是物质的空间结构以及成键的数量的一个模型，如HCl表示为：。（4）共价分子填充模型：填充模型就是原子紧密连起的，只能反映原子，不反应的一种大致的排列方式的式子，如HCl表示为：。3.共价物质的形成过程：①反应物是的电子式②生成物是的电子式③中间用连接如：氯化氢分子的形成过程：；氯气分子的形成过程：；水分子的形成过程：；二氧化碳分子的形成过程：。4.常见共价物质的电子式、结构式、分子结构模型共价分子电子式结构式分子结构模型H2HClCO2H2OCH4清单12离子键和共价键的比较及离子化合物和共价化合物的比较1.离子键和共价键的比较离子键共价键定义之间的相互作用原子之间通过形成的相互作用成键微粒本质之间的静电作用共用电子与成键原子之间的静电作用形成条件一般元素原子与元素原子间易形成离子键一般非金属元素原子之间易形成共价键存在离子化合物(绝大多数盐、强碱、活泼金属氧化物等)非金属单质、共价化合物、某些离子化合物2.离子化合物和共价化合物的比较离子化合物共价化合物概念含有的化合物的化合物构成粒子粒子间的作用离子键共价键熔、沸点较高一般较低，少部分很高(如SiO2)导电性或中导电时，不导电。时，有的导电(如硫酸)，有的不导电(如蔗糖)熔化时破坏的作用力一般不破坏共价键，极少部分破坏共价键(如SiO2)实例强碱、大多数盐、活泼金属氧化物酸、非金属氢化物、非金属氧化物、绝大多数有机物清单13化学键1.化学键定义：使离子或原子相结合的作用力即为化学键，即相邻原子或离子间的相互作用。2.化学键类型（1）原子间价电子的转移——键。（2）原子间价电子的共用——键。3.化学反应的本质：一个化学反应的发生，本质上就是化学键断裂和化学键形成的过程。4.化学键与物质类别间的关系：（1）只含有极性共价键的物质一般是不同种形成的共价化合物，如SiO2、HCl、CH4等。（2）只含有非极性共价键的物质是同种元素形成的单质，如Cl2、P4、金刚石等。（3）既有极性键又有非极性键的共价化合物一般由原子组成，如H2O2、C2H4等。（4）只含键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CaCl2、NaCl等。（5）既有键又有键的物质，如NaOH、K2SO4等；既有键又有共价键的物质，如Na2O2等。（6）仅由非金属元素形成的离子化合物，如等。（7）金属元素和非金属元素间可能存在共价键，如等。5.物质溶解或熔化时化学键的变化①离子化合物的溶解或熔化过程离子化合物溶于水或熔化后均电离成自由移动