1、2010-2011學年第二學期化學必修2第一章第一節 知識歸納、典型例題及課時練習知識點：（一）元素周期表1. 元素周期表中的周期、族在元素周期表中，每個橫行稱為一個周期，共有七個周期；每個縱行稱為一族（第8、9、10三列共為一族），共18列，16族。每個周期中原子的電子層數相同，電子層數即為周期序數；每個族中的原子最外層電子數相同（VIII族、零族除外）。基本結構如下：（1）周期（2）族【特別說明】表示族序數時一定是用羅馬數字和字母A或B表示。如A、A、A、A、A、A、A。主族元素的族序數與其原子的最外層電子數一致。族序數為、的地方是主族和副族的分界線，第一次分界時主族在副族的前面。第二次分

2、界時副族在主族的前面。“第一次”指I A、A、B、B，VB、B、VIIB、依次排列。“第二次”指B、B、A、A、A、A、A、0依次排列。元素周期表從B到B，共10個縱行，包括了第族和全部副族元素，共60多種元素，全部為金屬元素，統稱過渡元素。2. 元素周期表中位、構、性之間的關系及性質遞變規律（1）元素周期表中位置、結構、性質之間的關系（2）元素周期表中元素性質的遞變規律【歸納】元素在周期表中的位置在同一周期中，從左到右，金屬性逐漸減弱；在同一主族中，從上到下，金屬性逐漸增強。即元素周期表中的位置越處于左下方，元素的金屬性就越強，越處于右上方，元素的非金屬性就越強。（填寫好下表的空白）【答案】

3、沿周期表中B、Si、As、Te、At與Al、Ge、Sb、Po之間畫一條虛線，位于虛線附近的元素，既具有某些金屬的性質，又具有某些非金屬的性質。（二）元素周期表中的重點規律1. 最外層電子數規律 （1）最外層電子數為1的元素：主族（IA族）、副族（IB、VIII族部分等）。（2）最外層電子數為2的元素：主族（IIA族）、副族（IIB、IIIB、IVB、VIIB族）、0族（He）、VIII族（26Fe、27Co等）。 （3）最外層電子數在37之間的元素一定是主族元素。 （4）最外層電子數為8的元素：0族。2. 數目規律（1）元素種類最多的是第IIIB族（32種）。 （2）同周期第IIA族與第III

4、A族元素的原子序數之差有以下三種情況：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）每兩周期（第一周期為單行）排布元素的數目符合：2n2（n=1、2、3且n為正整數）（4）同主族相鄰元素的原子序數：可能的序數相差值為2、8、18、32；同主族不相鄰元素的原子序數：可能的序數相差值為：10（2+8）、18（2+8+8）、36（2+8+8+18）、16（8+8）等，也即2、8、18相鄰數據之間的和的值。3. 化合價規律（1）同周期元素主要化合價：最高正價由+1+7（稀有氣體為0價）遞變、最低負價由41遞變。（2）關系式：最高正化合價+|最低負化合價|=8；最高正化

5、合價=主族族序數=最外層電子數=主族價電子數。（3）除第VIII族元素外，原子序數為奇（偶）數的元素，元素所在族的序數及其主要化合價也為奇（偶）數。4. 對角線規律金屬與非金屬分界線對角（左上角與右下角）的兩主族元素性質相似，主要表現在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。5. 金屬性、非金屬性變化規律（1）同一周期，從左到右（0族除外）金屬性減弱，非金屬性增強；同一主族，從上到下金屬性增強，非金屬性減弱。金屬性最強的是位于左下角的銫，非金屬性最強的是位于右上角的氟。（2）金屬性越強，單質越容易跟水或酸反應置換出氫，對應的最高價氧化物的水化物堿性越強；非金屬性越強，跟氫氣反應越容

6、易，生成的氣態氫化物越穩定，對應的最高價氧化物的水化物酸性越強。6. 半徑大小規律（1）原子半徑：同主族從上到下逐漸增大；同周期從左到右逐漸減小（0族除外）。（2）離子半徑：同主族同價離子從上到下逐漸增大；同周期陰離子半徑大于陽離子半徑；具有相同的電子層結構的離子核電荷數越大，離子半徑越小。（3）同種元素的各種微粒，核外電子數越多，半徑越大；反之，核外電子數越少，半徑越小。7. 主族族序數與周期序數的規律（1）關系式：主族族序數=最外層電子數；周期序數=電子層數。（2）設主族族序數為a，周期序數為b，則：當a：b<1 時，為金屬元素，且比值越小，元素的金屬性越強；當a：b=1時，為兩性元

7、素（H除外），其最高價氧化物為兩性氧化物，最高價氧化物的水化物為兩性氫氧化物。 當a：b>1時，為非金屬元素，且比值越大，元素的非金屬性越強。8. 電子層與電子數的倍比關系（短周期元素）（1）若原子的最外層電子數與最內層電子數的比值為a，則有：1）a=1/2為第IA族元素；2）a=1為第IIA族元素或H、He；3）a=2為第IVA族元素；4）a=3為第VIA族元素；5）a=4為0族元素。（2）若原子的最外層電子數與次外層電子數的比值為b，則有：1）b=1/8為Na；2）b=1/4 為Mg；3）b=1/2為Li、Si；4）b=1為Be、Ar；5）b=2為C；6）b=3為O；7）b=4為Ne

8、。（3）若原子的最外層電子數與電子總數的比值為c，則有：1）c=1/6為Mg；2）c=1/3為Li、P；3）c=1/2為Be；4）c=1為H、He。（4）原子的最外層電子數與核外電子層數相等為H、Be、Al。（三）元素周期表的應用1. 元素的原子結構決定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結構和元素的性質特點。我們可以根據元素在元素周期表中的位置，推測元素的原子結構，預測其主要性質。2. 元素周期表中位置相近的元素性質相似，我們可以借助元素周期表研究合成有特定性質的新物質。例如，在金屬和非金屬的分界線附近尋找半導體材料（如Si、Ge、Se等），在過渡元素（副族和第VII

9、I族元素）中尋找優良的催化劑（如廣泛應用于石油化工生產中的催化劑鉑、鎳等）和耐高溫、耐腐蝕的合金材料（如用于制造火箭和飛機的鈦、鉬等元素）。四、應考錦囊元素周期律和元素周期表是學習化學的一種重要工具，對整個中學化學的教學有著重大的指導作用，因此有關本部分的知識是高考必考的內容之一。縱觀近幾年的全國高考和各地高考，高考題中每年都有一道與原子結構、元素周期表、元素性質相結合的推斷題，而就元素周期表本身而言，在學習的過程中亦有幾點值得我們注意：元素周期表的結構稀有氣體元素核電荷數及稀有氣體元素核電荷數與各周期所含元素種數的關系通常考查點：核電荷數為113118的元素的位置。規律：都在第7周期，所處主

10、族數與核電荷數的尾數相同。整個元素周期表中，有兩對同一主族相鄰元素，且原子序數存在2倍關系：O和 S、Ar和Kr。由于后者為稀有氣體元素，性質穩定，所以前者在元素周期表的相關推斷中有極高的應用價值。相關聯知識：若Z（A）+Z（C）=Z（B） 若Z（A）+Z（C）= 4Z（B） 則A：N，B：F，C：S 則A：P，B ：O，C：Cl若Z（A）+Z（C）=Z（B） 若Z（A）+Z（C）= Z（B） 則A：N，B：P，C：O 則A：O，B：Cl，C：F五、本講小結1. 周期：七周期，周期序數為電子層數。1、2、3周期為短周期，4、5、6周期為長周期，第7周期為不完全周期。2. 族：每一列為一族，共1

11、8列，16族。以羅馬數字（IA、A、A、A、A、A、A）表示主族序數。3. 位構性的關系：（1）原子結構決定元素的化學性質，元素的化學性質反映了元素原子結構。當電子層數相同時，最外層電子數越少，原子核對最外層電子的引力越小；隨著原子半徑的增大，在參加化學反應時原子越容易失去最外層電子，金屬性越強。最外層電子數越多，原子核對最外層電子引力越大，失電子能力越小，得電子能力越大，元素的非金屬性越強；當最外層電子數相同時，電子層數越多，原子半徑越大，原子核對最外層電子的引力越小，越容易失去電子，元素的金屬性越強；電子層數越少，原子半徑越小，原子核對最外層電子的引力越大，越容易得到電子，元素的非金屬性越

12、強。（2）元素周期表中原子的結構決定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結構。如鈉（Na）是第三周期IA族元素，其原子的最外層有一個電子，易失去，表現出較強的金屬性（還原性）；反之，當知道了Na原子的最外層有一個易失去的電子，有較強的金屬性（還原性）時，則可斷定Na在元素周期表的左邊。六、超前思維：化學鍵（一）離子鍵1. 定義： 叫離子鍵。2. 離子鍵的實質： 間的靜電吸引和靜電排斥。3. 構成離子鍵的粒子：活潑金屬形成的 離子和活潑非金屬形成的 離子。4. 離子化合物：由 構成的化合物。（二）電子式：在元素符號的周圍用小黑點（或×）來表示原子 電子的式子。1. 寫出

13、下列原子的電子式：Na Cl O Si H2. 寫出下列簡單離子的電子式：Ca2+ Br K+ F 3. 寫出下列化合物的電子式：NaF MgO KCl HCl H2O 新課標人教版化學必修2第一章第二節元素周期律知識點歸納1、對原子的認識：（1）原子是構成物質的三種微粒（分子、原子、離子）之一。（2）原子是化學變化中的最小微粒（化學變化就是分子拆開成原子，原子重新組合成分子的過程）。（3）原子是由居于原子中心的帶正電的原子核和繞核運動的帶負電的核外電子構成。（4）原子呈電中性，所以：質子數=核電荷數=原子序數=核外電子數。（5）原子核由質子和中子構成，原子的質量幾乎全部集中在原子核上，質量數

14、=質子數+中子數。（6）離子是帶電荷的原子，離子的帶電荷數=離子的質子數離子的核外電子數。2、前20號元素核外電子的排布的四種基本模型用Z表示原子序數，根據電子層數不同歸納成四種基本模型如下：3、同周期主族元素性質的遞變規律（1）核外電子排布的遞變規律：同周期主族元素，隨著核電荷數增大，內層電子數不變，最外層電子數逐漸增多，除第一周期外，每一周期主族元素的最外層電子數都是從1個增加到7個。（2）原子半徑變化規律：同周期主族元素，隨著核電荷數增大，原子半徑逐漸增大。（3）最高正化合價變化規律：同周期主族元素，隨著核電荷數增大，最高正化合價從+1+7。（4）非金屬元素的最低負價變化規律（從到IVA

15、VIIA）：-4-1。（5）金屬性、非金屬性遞變規律：同周期主族元素，隨著核電荷數增大，電子層數不變，最外層電子數逐漸增多，核對最外層電子的引力越來越強，最外層電子越來越不容易失去，表現為金屬性越來越弱、非金屬性越來越強，元素最高價氧化物對應的水合物的堿性越來越弱、酸性越來越強。4、元素周期律：元素的性質隨著原子序數的遞增而呈現周期性變化的規律。5、有關元素周期表的n點認識：（1）元素周期表有多少橫行就有多少周期，不是有多少列就有多少族。（2）周期是電子層數相同的元素集合，族是性質相似的元素集合。（3）族是性質相似的元素集合，所以氦元素排在了0族，而不是IIA。（4）族是性質相似的元素集合，所

16、以氫元素既可以排在IA也可以排在VIIA（NaH）。（5）元素種類最少的周期是第一周期，元素種類最多的周期是第六周期（依據現在的元素周期表）。（6）元素種類最多的族是IIIB，其次是VIII族。（7）如果原子序數為x的元素是IIA的元素，則原子序數為（x+1）的元素可能是IIIA元素或IIIB元素。（8）元素周期表中每一種元素占據元素周期表的一個方格，而每一個方格內的元素有的不止一個（例如：鑭系、錒系15種元素占一個方格）。（9）IA元素的最外層電子數都是1，最層電子數是1的元素不一定在IA，可能在IB，例如：Cu、Ag、Au等。（10）IIA元素的最外層電子數都是2，最層電子數是2的元素不一

17、定在IIA，可能在0族，例如：He，也可能在IIB，例如：Zn、Cd、Hg。6、主族金屬元素的原子半徑、金屬性、元素最高價氧化物對應水化物的堿性遞變規律周期1234567族：IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA箭頭所指的方向：金屬漸增強、原子半徑增大、最高價氧化物對應水化物的堿性增強圖示含義：同周期元素從右到左金屬性增強，同主族元素從上到下金屬性增強，所以金屬性：左下角元素的大于右上角元素的。同周期元素從右到左原子半徑增大，同主族元素從上到下原子半徑增大，所以原子半徑：左下角元素的大于右上角元素的。同周期元素從右到左最高價氧化物對應水化物的堿性增強，同主族元素從上到下最高價氧

18、化物對應水化物的堿性增強，所以最高價氧化物對應水化物的堿性增強：左下角元素的大于右上角元素的。元素周期表中，金屬性最強的元素是Cs，原子半徑最大的元素是Cs，最高價氧化物對應的水化物的堿性最強的是Cs。短周期元素中，金屬性最強的元素是Na，原子半徑最大的元素是Na，最高價氧化物對應的水化物的堿性最強的是Na。7、主族非金屬元素的原子半徑、非金屬性、元素最高價氧化物對應水化物的酸性遞變規律族：IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA周期1234567箭頭所指的方向：非金屬漸增強、原子半徑減小、最高價氧化物對應水化物的酸性增強圖示含義：同周期元素從左到右非金屬性增強，同主族元素從下到

19、上非金屬性增強，所以非金屬性：右上角元素的大于左下角元素的。同周期元素從左到右原子半徑漸小，同主族元素從下到上原子半徑漸小，所以原子半徑：右上角元素的小于左下角元素的。同周期元素從左到右最高價氧化物對應水化物的酸性增強，同主族元素從下到上最高價氧化物對應水化物的酸性增強，所以最高價氧化物對應水化物的酸性增強：右上角元素大于左下角元素。元素周期表中，非金屬性最強的元素是F，原子半徑最小的元素是H，最高價氧化物對應的水化物的酸性最強的是Cl。短周期元素中，非金屬性最強的元素是F，原子半徑最小的元素是H，最高價氧化物對應的水化物的酸性最強的是Cl。8、短周期元素中最外層電子數的個性：（1）最外層電子

20、數是1的元素是H、Li、Na，最外層電子數是2的元素是He、Be、Mg；（2）最外層電子數是次外層電子數2倍的元素是C，最外層電子數是次外層電子數3倍的元素是O, 最外層電子數是次外層電子數4倍的元素是Ne；（3）最外層電子數是次外層電子數的1/2的元素是Li、Si；（4）最外層電子數是內層電子總數1/2的元素是Li、P；（5）最外層電子數與電子層數相等的元素是H、Be、Al。9、元素的金屬性強弱判斷方法（必修層次）：（1）根據元素所在周期表中的位置關系判斷：同周期主族元素自右向左金屬性逐漸增強，同主族元素自上而下金屬性逐漸增強，所以相比之下，左下角的元素比右上角的元素金屬性強。（2）根據金屬

21、活動性順序表判斷：金屬的位置越靠前，金屬性越強（金屬活動性順序與金屬性順序大多數一致）。（3）根據酸堿理論判斷：元素的最高價氧化物對應的水化物的堿性越強，則對應的金屬元素的金屬性越強。（4）根據發生化學反應的難易情況判斷：金屬與水（或酸）反應越容易，金屬性越強。（5）根據反應能力判斷：金屬與鹽溶液發生置換反應，A置換出B，則A活潑。（6）根據反應能力判斷：金屬與鹽溶液不能發生置換反應，A不能置換出B，但可以置換出氫氣，生成含B元素的氫氧化物沉淀，則A遠比B活潑。（7）根據反應條件判斷：常溫下與水（或氧氣）就反應的金屬比加熱條件下反應的金屬活潑，例如：鉀、鈉、鈣比鐵、銅活潑。（8）根據反應對象判

22、斷：常溫下金屬鈉遇水（或氧氣）就變質，常溫下鐵在氧氣和水同時存在的情況下才緩慢變質，常溫下銅遇到氧氣、二氧化碳和水同時存在的情況下才緩慢變質，結論：金屬性由強到弱依次為鈉、鐵、銅。（9）根據氧化還原理論判斷：金屬陽離子氧化能力越強，其對應的金屬單質還原性越弱（鐵離子對應的是亞鐵離子，不是鐵單質）。（10）根據氧化產物中氧元素的價態判斷：金屬與氧氣化合，生成物中氧元素的價態種類越多，金屬性越強；例如：鋰元素只有氧化鋰，鈉元素有氧化鈉和過氧化鈉，鉀元素有氧化鉀、過氧化鉀和超氧化鉀三種，金屬性強弱順序是：鉀、鈉、鋰。10、元素的非金屬性強弱判斷（必修層次）：（1）根據元素所在周期表中的位置關系判斷：

23、同周期主族元素自左向右非金屬性逐漸增強，同主族元素自下而上非金屬性逐漸增強，所以相比之下，右上角的元素比左下角的元素非金屬性強。（2）根據非金屬活動性順序表判斷：F2>O2>Cl2>Br2>I2>S,非金屬的位置越靠前，非金屬性越強。（3）根據酸堿理論判斷：元素的最高價氧化物對應的水化物的酸性越強，則對應的非金屬元素的非金屬性越強（一定要強調最高價氧化物對應的水化物）。（4）根據氧化還原理論判斷：非金屬陰離子還原能力越強，其對應的非金屬單質氧化性越弱。（5）根據發生化學反應的難易情況判斷：非金屬與氫氣發生化合反應越容易，非金屬性越強。（6）根據非金屬與氫化合產物的

24、穩定性判斷：產物越穩定，非金屬性越強。（7）根據反應能力判斷：非金屬與鹽溶液發生置換反應，A置換出B，則A活潑。（8）根據反應能力判斷：非金屬與鹽溶液不能發生置換反應，A不能置換出B，但可以置換出氧氣，則A遠比B活潑。（9）根據反應條件判斷：常溫下就能與金屬就反應的非金屬比加熱條件下才能反應的非金屬活潑，例如：鈉與氧氣常溫下就反應，鈉與硫單質加熱條件才能反應，氧氣比硫活潑。（10）根據氧化產物中變價金屬元素的價態判斷：變價金屬與非金屬單質反應，使變價金屬生成高價態化合物的非金屬比生成低價態化合物的非金屬的非金屬性強。例如：鐵絲在氯氣中燃燒，生成三氯化鐵，紅熱的鐵絲插入到硫蒸氣中只生成硫化亞鐵，

25、說明非金屬性氯比硫強。11、近朱者赤，近墨者黑，在元素周期表中鋁元素與硅元素鄰近，硅的性質有許多和鋁相似，如下：（1）顏色：鋁是帶有銀白色金屬光澤的固體，硅是帶有金屬光澤的灰黑色固體，相似點：帶有金屬光澤。（2）導電性：鋁是電的良導體，常用做輸電線；硅是半導體材料，高純單質硅的半導體性能，可以制成光電池，將光能直接轉換成電能，光電池可以用作計算器、人造衛星、登月車、火星探測器、太陽能電動汽車等的動力，是極有發展前景的新型能源，相似點：硅發電，鋁送電。（3）與酸反應產生氫氣：鋁與非氧化性酸反應產生氫氣：2Al+6HCl=2AlCl3 +3H2 ；硅只與氫氟酸反應產生氫氣：Si+4HF=SiF4+

26、2H2 （4）與堿溶液反應產生氫氣：2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2 ；Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2 ；（5）與碳酸鹽反應,體現了SiO2和Al2O3的高熔沸點。SiO2+Na2CO3 Na2SiO3 +CO2 ；SiO2+CaCO3 CaSiO3 +CO2 ；Al2O3+Na2CO3 2NaAlO2 +CO2 ；Al2O3+CaCO3 Ca(AlO2)2 +CO2 ；12、物以類聚、人以群分的思想在化學元素周期表中的體現：（1）化學性質相似的元素排在一列。（2）電子層數相同的元素排在同一行。（3）非金屬元素排在周期表的右上方，金屬元素排在周期表的左下方

27、。（4）在非金屬區尋找制取農藥的原料。（5）在IB（第11列）中找到貨幣金屬：Au、Ag 、Cu。（6）在VIII（第8、9、10）中找到催化劑金屬。（7）冶金工業的黑色金屬在元素周期表的相鄰位置（第四行、第6、7、8列）。13、鹵素的化學性質的相似性（1）XF、Cl、Br、I時：H2+X2=2HX ； 2Na+X2=2NaX ；（2）XF、Cl、Br時：Cu+ X2 2 CuX2 ； 2Fe+3 X2 2FeX3 ；（3）XCl、Br、I時：X2+H2O=HX+HXO ； X2+SO2+2H2O=2HX+H2SO4 ；X2+2NaOH= NaX+ NaXO+H2O ； 3X2+6KOH（濃）

28、5KCl+KClO3+3H2O ；X2+Na2SO3+H2O=2HX+ Na2SO4 ； 4HX(濃)+MnO2 MnX2+X2+2H2O ；HX+AgNO3=AgX+HNO3 ； 2AgX 2Ag+X214、根據同族元素的遞變性，推測鈁的性質密度：比銫大。熔點：比銫低。沸點：比銫低。與氧氣反應：生成物中氧元素的價態更高，含氧化合物的種類更多。與水反應：生成堿并放出氫氣，反應更激烈。15、根據同族元素的遞變性，推測砹的性質單質顏色：比碘深，可能為黑色。與氫氣化合：比碘更難HAt的穩定性：比HI更差。HAt的還原性：比HI更強。HAt的水溶液酸性：比HI更強，是強酸。AgAt的溶解性：不溶于水。

29、AgAt的感光性：見光易分解，產生黑色銀和接近黑色的砹。人教版化學必修2第一章第三節化學鍵知識點1、100多種元素通過化學鍵（離子鍵、共價鍵、金屬鍵）、氫鍵和范德華力組成了數以千萬計的物質。2、化學鍵是使離子相結合或原子相結合的作用力，是相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用（靜電吸引和靜電排斥），化學鍵的形成與原子結構有關，它主要是通過原子的價電子間的轉移或共用來實現的，稀有氣體的價電子已經達到了飽和結構，轉移或共用非常困難，通常表現為0價，稀有氣體形成的晶體內部也不存在化學鍵，只有范德華力。3、化學變化是以生成新物質為標志，化學變化的發生必然存在舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成，例1：氯化銨

30、受熱分解時破壞了氯離子和銨根離子之間的離子鍵和銨根離子內部氮原子和氫原子的共價鍵，同時，生成了氫原子和氯原子的共價鍵和氨分子內部的三個共價單鍵；例2：水通電分解，破壞了水分子內部的極性鍵，同時，生成了氫分子和氧分子內部的非極性鍵。4、物理變化是以沒有生成新物質為標志，物理變化的發生可能伴隨著化學鍵的斷裂，但不會有新的化學鍵形成，例1：氯化氫溶于水，氯原子和氫原子之間的共價鍵被破壞，氯化氫變成了鹽酸，氫原子和氯原子在溶液中分別以氫離子和氯離子形式存在；物理變化的發生也可能根本沒有化學鍵的斷裂，只是破壞了分子之間的氫鍵或范德華力，例2：冰的熔化和干冰的氣化。5、離子鍵是帶相反電荷的離子之間的相互作

31、用，離子鍵是陰陽離子之間強烈的相互作用，相互作用包括：靜電吸引力（陰陽離子之間、核對最外層電子之間）和靜電斥力（核與核之間、電子與電子之間）。6、離子化合物是由離子鍵構成的化合物，離子化合物的組成微粒是陰陽離子。7、離子化合物中的陽離子可以是金屬陽離子和非金屬形成的銨根離子，但不能是氫離子；離子化合物中的陰離子可以是單核陰離子（N3- 、O2- 、F- 、Cl- 、S2-）、雙核陰離子（OH- 、C 、CN-、O 、HS- 、ClO-）、多核陰離子（CO 、SiO 、SO 、NO 、NO 、ClO 、PO 、SO 、ClO），注意：銨根離子和氫氧根離子結合的化合物不是離子化合物。8、陽離子中的

32、銨根離子內部有共價鍵，陰離子中的雙核陰離子和多核陰離子內部都有共價鍵，含有共價鍵的離子形成的離子化合物中一定既含有離子鍵又含有共價鍵，這類物質有：強堿、活潑金屬的過氧化物、活潑金屬的硫氫化物、活潑金屬的含氧酸鹽、銨鹽等。9、含有非極性共價鍵的離子形成的離子化合物中一定既含有離子鍵又含有非極性共價鍵，例如：過氧化鈉（Na2O2）。10、電子數為2、10、14、18的離子歸納陽離子陰離子2電子單核離子Li+ 、Be2+H-10電子單核離子Na+ 、Mg2+ 、Al3+N3- 、O2- 、F-10電子多核離子NH 、CHOH- 、NH 、CH14電子多核離子C 、CN-18電子單核離子K+ 、Ca2

33、+ S2- 、Cl-18電子多核離子PHO 、 HS-11、電子層結構相同的離子半徑比較：（1）10電子單核離子：r(N3-)>r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)（2）18電子單核離子：r(S2-)>r(Cl-)>r(K+)>r(Ca2+)12、等電子體化學性質相似：N3- 和O2- ；OH- 和NH ；C和CN- 電子數相同，其化合物性質相似：（1）2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 ；2Na + 2NH3（l） = 2NaNH2 + H2 ；（2）Mg(OH)2 MgO +H2O ；3Mg(NH2)2 Mg3N2 +4NH3 13、共價鍵是原子間通過共用電子對所形成的相互作用。14、共用電子對不偏移的共價鍵是非極性鍵，同種非金屬原子形成的共價鍵是非極性鍵，含有非極性鍵的單質有：稀有氣體以外的所有非金屬單質，含有非極性鍵的化合物有：C2H2 、CaC2 、 H2O2 、 Na2O2 、 KO2 、 CsO3 、 含有2個碳原子以上的有機化合物（乙醇、乙酸、乙烯、乙炔、苯等）。15、共用電子對偏移的共價鍵是極性共價鍵，簡稱極性鍵，通常來說：不同種非金屬原子形成的共價鍵