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1.1.1 根据物质的组成和性质分类
1.由一种元素组成的物质不一定是单质，还可能是混合物，如由O2和O3组成的物质属于混合物。
2.同素异形体之间的物理性质差异较大，化学性质相似，同素异形体之间的转化属于化学变化。
3.酸性氧化物不一定是非金属氧化物，如高锰酸对应的酸性氧化物为Mn2O7。
4.酸性氧化物不一定能与水化合生成相应的酸，如SiO2。
5.金属氧化物不一定是碱性氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物。
6.碱性氧化物不一定能与水化合生成相应的碱，如CuO、Fe2O3。
1.1.2　分散系及其分类
1.分散系的概念：把一种(或多种)物质以粒子形式分散到另一种(或多种)物质中所形成的混合物。分散系一定是混合物，所以蒸馏水不是分散系，“冰水混合物”也不是分散系。
2.分散系的分类依据——分散质粒子的直径大小(溶液、胶体、浊液的本质区别)。

3.制备氢氧化铁胶体：FeCl3+3H2O Fe(OH)3(胶体)+3HCl
制备氢氧化铁胶体时：①不能用玻璃棒搅拌。②不能过度加热，加热至液体呈红褐色，停止加热。
4.胶体的性质——丁达尔效应。应用：丁达尔效应常用来区分胶体和溶液。
1.1.3　物质的转化1
单质到盐的转化关系：
金属单质 碱性氧化物 碱 盐；

①2Ca+O2===2CaO，化合反应；
②CaO+H2O===Ca(OH)2，化合反应；
③CaO+CO2===CaCO3，化合反应；
④Ca(OH)2+Na2CO3===CaCO3↓+2NaOH，复分解反应；
⑤Ca(OH)2+2HCl===CaCl2+2H2O，复分解反应；
⑥CaCO3+2HCl===CaCl2+CO2↑+H2O，复分解反应。
1.1.3　物质的转化
单质到盐的转化关系：
非金属单质 酸性氧化物 酸 盐。

①C+O2=CO2，化合反应；
②CO2+H2O===H2CO3，化合反应；
③CO2+Ca(OH)2 ===CaCO3↓+H2O，复分解反应；
④CO2+CaO===CaCO3，化合反应；
⑤H2CO3+Ca(OH)2=== CaCO3↓+2H2O，复分解反应。
1.2.1　电解质的电离
1.电解质与非电解质
电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。
非电解质：在水溶液里和熔融状态下均以分子形式存在不能导电的化合物。
2.电解质与导电性的关系
金属导电的原因是内有自由移动的电子。
固体电解质不导电，只有在水溶液里或熔融状态下才能导电，因为电解质在水溶液里或熔融状态下解离出了自由移动的阴、阳离子，阴、阳离子在电场的作用下发生定向移动。
特别提醒：(1)有些电解质溶于水能导电，在熔融状态下不能导电，如HCl、H2SO4等。
(2)有些电解质只在熔融状态下能导电，如BaSO4、CaCO3等。
(3)能导电的物质不一定是电解质，如金属、石墨、盐酸等，电解质本身也不一定能导电，如NaCl固体、HCl气体等。
(4)溶于水能导电的化合物本身不一定是电解质，如SO2、NH3等。
1.2.2　离子反应
1.离子方程式书写的拆写原则
(1)拆成离子的物质：易溶、易电离的物质，如强酸、强碱、绝大部分可溶性盐。
(2)书写化学式的物质：单质；气体；氧化物；难溶物质；难电离物质；非电解质；浓硫酸。
(3)多元弱酸的酸式酸根离子不能拆写，如NaHCO3不能拆写成“Na＋＋H＋＋CO32 ”，应写作“Na＋＋HCO3 ”。
(4)微溶物(如Ca(OH)2)：a.作反应物时，澄清溶液中写成离子形式，悬浊液中写成化学式；b.作生成物时，写成化学式。
(5)有气体或沉淀生成的离子反应，要检查离子方程式中是否注明“↑”或“↓”。
2.常见的可溶性盐、难溶盐、弱酸、弱碱
可溶盐：Na＋、K＋、NH4+、NO3 、CH3COO－、HCO3 含了这六个离子中的任一个全可溶。
难溶盐：BaCO3、BaSO4、BaSO3　CaCO3、CaSO3　AgCl、AgBr、AgI、Ag2S、Ag2CO3　CuS、ZnS、PbS等。
弱酸：HClO、H2CO3、H2SO3、HF、H2S、CH3COOH等。
弱碱：Cu(OH)2、Fe(OH)3、Fe(OH)2、NH3·H2O等。
1.2.3 考查离子反应的三大热点题型
1.离子共存判断的“一色、二性、三反应”
(1)记住几种溶液颜色，如Cu2+ (蓝色)、Fe2+(浅绿色)、Fe3+(棕黄色)、MnO4 (紫红色)等。
(2)溶液呈酸性，如石蕊溶液显红色、pH=2等，溶液呈碱性，如石蕊溶液显蓝色、pH=12等。
(3)能生成沉淀、气体、难电离物质(H2O、弱酸、弱碱)等符合离子反应条件的离子不能大量共存。
2.六看法”判断离子方程式书写正误
(1)看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应。(2)看各物质的化学式拆写是否正确。(3)看是否漏写参加反应的离子。(4)看原子和电荷是否守恒。(5)看反应物或生成物的配比是否正确。(6)看是否符合题设条件。
1.3.1　氧化还原反应
氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或共用电子对偏移)，氧化还原反应的特征是有元素化合价的升降。
常见元素的化合价
氢（H）：+1，-1（在金属氢化物中为-1）；氦（He）：0（惰性气体，不形成化合物）；
锂（Li）：+1；铍（Be）：+2；硼（B）：+3；碳（C）：+4，+2（如CO中的碳为+2）；
氮（N）：-3，+2，+3，+4，+5（最常见的是-3和+5）；
氧（O）：-2（通常情况），但在过氧化物中为-1（如H O ）；氟（F）：-1；
钠（Na）：+1；镁（Mg）：+2；铝（Al）：+3；硅（Si）：+4；
磷（P）：-3，+3，+5（最常见的是-3和+5）；硫（S）：-2，+4，+6（最常见的是-2和+6）；
氯（Cl）：-1，+1，+3，+5，+7（最常见的是-1）。
钾（K）：+1；钙（Ca）：+2；铁（Fe）：+2，+3；铜（Cu）：+1，+2；锌（Zn）：+2；
银（Ag）：+1；铅（Pb）：+2，+4（但+2更为常见）。
1.3.2　氧化剂和还原剂
1.常见的氧化剂
(1)活泼性较强的非金属单质：如Cl2、O2等。(2)变价元素的高价态化合物：如KMnO4、FeCl3、HNO3等。(3)过氧化物：如Na2O2、H2O2等。(4)其他：如HClO、漂白粉[有效成分为Ca(ClO)2]、MnO2等。
2.常见的还原剂
(1)活泼性较强的金属单质：如Al、Fe、Zn等。(2)某些非金属单质：如H2、S、C等。(3)含有较低价态元素的化合物：如CO、SO2等。(4)其他：如浓盐酸、NH3等。
3.氧化性、还原性强弱比较
(1)根据元素的活动性顺序比较:

(2)根据氧化还原反应的化学方程式比较：
氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物
即比什么性，找什么剂，产物之性小于剂。
1.3.3　氧化还原反应的规律及应用
1.价态规律
高低规律：当元素化合价处在最高价，只有氧化性；处在最低价，只有还原性；处在中间价，既有氧化性又有还原性。
归中规律：同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，高价态+低价态 中间价态，即“只靠拢，不交叉”“就近变价”。
歧化规律：氧化还原反应中，有元素化合价升高，必然有元素化合价降低。歧化反应时，某元素的中间价态 高价态+低价态。
2.先后规律
同一氧化剂与多种还原剂混合时，还原性强的先被氧化。同一还原剂与多种氧化剂混合时，氧化性强的先被还原。
3.守恒规律
还原剂失电子的总数=氧化剂得电子的总数。
元素化合价降低的总数=元素化合价升高的总数。
1.3.4 氧化还原反应方程式的配平
(1)标价态：标出发生氧化反应和还原反应的元素的化合价。
(2)列变化：标出反应前后元素化合价的变化，分析“1分子氧化剂→还原产物”化合价降低数值，“1分子还原剂→氧化产物”化合价升高数值。
(3)求总数：配出氧化剂、还原剂及氧化产物和还原产物的化学计量数。
计算化合价升高总数与降低总数的最小公倍数，使化合价升高和降低的总数相等，即得失电子守恒。“×”后面的数字就是反应物或生成物的化学计量数。
(4)配系数：根据原子守恒配平其他物质的化学计量数。
(5)查守恒：原子个数是否守恒，配平后，把单线改成长等号，标注反应条件。
2.1.1　活泼的金属单质——钠　钠的氧化物
1.钠具有银白色的金属光泽，硬度小，熔点低，密度大于煤油和石蜡油，通常保存在煤油或石蜡油中。钠着火时，应使用干燥的沙土盖灭。
2.反应条件不同，钠与氧气反应的产物不同。在空气中很快变暗，生成Na2O；
钠加热条件下先熔化，然后剧烈燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体Na2O2。
3.钠与滴加酚酞的水反应现象：钠浮在水面上，熔化成闪亮的小球，且在水面上迅速游动，发出“嘶嘶”的响声，钠逐渐变小，最后消失，溶液的颜色逐渐变红。
4.钠与CuSO4溶液反应：有气体生成，产生蓝色絮状沉淀，未观察到产生紫红色金属铜。2Na+2H2O===2NaOH+H2↑，2NaOH+CuSO4===Cu(OH)2↓+Na2SO4。
5.氧化钠和过氧化钠相关反应方程式
与水反应：Na2O+H2O===2NaOH　　　　　2Na2O2+2H2O===4NaOH+O2↑　　　
与CO2反应：Na2O+CO2===Na2CO3 　　 2Na2O2+2CO2===2Na2CO3+O2
与酸反应：Na2O+2HCl===2NaCl+H2O 　 2Na2O2+4HCl===4NaCl+2H2O+O2↑
2.1.3 钠及其化合物的转化关系与侯氏制碱法
(1)金属钠着火不能用水灭火的原因：2Na+2H2O===2NaOH+H2↑。
(2)Na2O2可作为呼吸面具的氧气来源：2Na2O2+2CO2===2Na2CO3+O2；2Na2O2+2H2O===4NaOH+O2↑。
(3)少量的CO2通入NaOH溶液中(并改写成离子方程式)：
CO2+2NaOH===Na2CO3+H2O；CO2+2OH-===CO32 +H2O。
(4)足量的CO2通入NaOH溶液中(并改写成离子方程式)：
CO2+NaOH===NaHCO3；CO2+OH-===HCO3 。
(5)证明小苏打热稳定性差的反应：2NaHCO3 Na2CO3+H2O+CO2↑。
(6)除去NaHCO3溶液中的Na2CO3的方法(并改写成离子方程式)：
Na2CO3+CO2+H2O===2NaHCO3；CO32 +CO2+H2O===2HCO3 。
2.1.2　碳酸钠和碳酸氢钠　焰色试验
Na2CO3和NaHCO3的鉴别方法
(1)利用热稳定性不同

(2)利用与酸反应时产生气体的速率不同(相同条件下)

(3)利用相同浓度的溶液的碱性不同

2.2.1　氯气的性质
1. 氯气与单质的反应
2Na+Cl2 2NaCl 产生大量白色烟
2Fe+3Cl2 2FeCl3 产生大量棕褐色烟
Cu+Cl2 CuCl2 产生大量棕黄色烟
H2+Cl2 2HCl 发出苍白色火焰，瓶口上方出现白雾
2.氯气与水的反应：Cl2+H2O HCl+HClO
(1)新制氯水的成分：三分子：Cl2、HClO、H2O；四离子：H+、Cl-、ClO-、OH-。
(2) 次氯酸是易溶于水的弱酸，比碳酸酸性弱，次氯酸不稳定，见光易分解，反应的化学方程式：2HClO 2HCl+O2↑。
3.氯气与碱的反应
Cl2+2NaOH===NaCl+NaClO+H2O　　　　2Ca(OH)2+2Cl2===CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
2.2.2　氯气的实验室制法　氯离子的检验
1.氯气的实验室制法
MnO2+4HCl(浓) =△MnCl2+Cl2↑+2H2O 浓盐酸既表现还原性，又表现酸性。
2.实验装置

3. 氯离子的检验方法

2.3.1　物质的量　摩尔质量
1.物质的量：表示含有一定数目粒子的集合体的物理量，用符号n表示。
2.物质的量的单位——摩尔(mol):1 mol粒子集合体所含的粒子数约为6.02×1023。
3.阿伏加德罗常数(NA)——l mol任何粒子的粒子数。符号：NA；数值及单位：约6.02×1023mol-1。
4.摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量。符号：M；单位：g·mol-1。
l mol任何粒子或物质的质量以克为单位时，其数值都与该粒子的相对原子质量或相对分子质量相等。
1 mol Mg的质量：24 g　　　　Mg的摩尔质量24 g·mol-1　　
Mg的相对原子质量约24
5.n、NA、m和M之间的关系：
2.3.2　气体摩尔体积
1.气体摩尔体积(Vm)：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积。
单位：L·mol-1或m3·mol-1　　　　表达式：
标准状况下的气体摩尔体积

2.阿伏加德罗定律的内容
在相同的温度和压强下，相同体积的任何气体都含有相同数目的粒子。
特别提醒　①阿伏加德罗定律适用于任何气体，包括混合气体，不适用于非气体；②同温、同压、同体积、同分子数，“四同”，相互制约，即“三同定一同”。
2.3.3　物质的量浓度
1.物质的量浓度的简单计算及所用公式
2.溶液稀释(或浓缩)的有关计算：稀释(或浓缩)前后溶质的物质的量和质量都保持不变。
c(浓)·V(浓)=c(稀)·V(稀)　　　m(浓)·w(浓)=m(稀)·w(稀)
3. 溶质相同的两溶液混：混合前后溶质的物质的量和质量都保持不变。
4.物质的量浓度和溶质质量分数之间的关系：
(此式中ρ的单位为g·L-1)
2.3.4　配制一定物质的量浓度的溶液2
配制100 mL 1.00 mol·L-1的氯化钠溶液常出现的误差
能引起误差的操作 因变量 c
n V
称量 ①少量氯化钠粘在称量纸上 偏小 不变 偏小
②使用游码，且药品砝码位置颠倒 偏小 不变 偏小
移液 ③有少量液体溅出 偏小 不变 偏小
④容量瓶内有少量水 不变 不变 不变
⑤未洗涤或洗涤液未注入容量瓶 偏小 不变 偏小
定容 ⑥仰视容量瓶刻度线 不变 偏大 偏小
⑦俯视容量瓶刻度线 不变 偏小 偏大
⑧超过刻度线，吸出一部分水 偏小 不变 偏小
⑨摇匀后液面下降，补充水 不变 偏大 偏小
2.3.4　配制一定物质的量浓度的溶液
1.容量瓶：标有温度、容积和刻度线。选用原则：大而近。
2. 检验容量瓶是否漏水程序：加水→塞瓶塞→倒立→查漏→正立→瓶塞旋转180°→倒立→查漏。
3. 配制过程：计算→称量→溶解→转移→洗涤→定容→摇匀→装瓶
特别提醒：(1)溶解固体或稀释浓溶液，要冷却到室温才能转入到容量瓶中。原因是未冷却溶液温度高，体积偏大，此时定容到刻度线，冷却后体积缩小，小于容量瓶容积，导致所配溶液的物质的量浓度偏大。
(2)转移溶液时玻璃棒作用：引流，避免溶液洒在外面。
(3)洗涤烧杯内壁和玻璃棒2~3次，将洗涤液也都注入容量瓶。
(4)将蒸馏水注入容量瓶，当液面离容量瓶颈部的刻度线1~2 cm时，改用胶头滴管滴加蒸馏水至溶液的凹液面与刻度线相切。
3.1.1　铁的单质、氧化物和氢氧化物
1.铁能与水发生反应：3Fe+4H2O(g) Fe3O4+4H2。
2.FeO：黑色粉末；Fe2O3：红棕色粉末；Fe3O4：黑色晶体(有磁性)。
3. Fe(OH)2与Fe(OH)3的比较
Fe(OH)2 Fe(OH)3
颜色、状态 白色固体 红褐色固体
溶解性 难溶于水 难溶于水
与非氧化性强酸反应的离子方程式 Fe(OH)2+2H+===Fe2++2H2O Fe(OH)3+3H+===Fe3++3H2O
稳定性 Fe(OH)2 FeO+H2O(隔绝空气) 2Fe(OH)3 Fe2O3+3H2O
3.1.2　铁盐和亚铁盐1
1. 常见的铁盐有Fe2(SO4)3、FeCl3等，常见的亚铁盐有FeSO4、FeCl2等。
2.混合溶液中Fe2+、Fe3+的检验
①检验Fe2+的方法
方法一：通常向溶液中滴加适量酸性KMnO4溶液，溶液紫红色褪去，说明含有Fe2+(注意：Cl-等还原性的离子对Fe2+的检验有干扰)。
方法二：向溶液中加入K3[Fe(CN)6]溶液，产生蓝色沉淀，说明含有Fe2+。
②检验Fe3+的方法
方法一：向溶液中滴加KSCN溶液，溶液变红说明含有Fe3+。
方法二：向溶液中滴加NaOH溶液产生红褐色沉淀，说明含有Fe3+。
3.1.2　铁盐和亚铁盐2
铁元素不同价态之间转化的化学方程式
Fe+2H+===Fe2++H2↑　　　　 　2Fe+3Cl2 2FeCl3
2Fe2++Cl2===2Fe3++2Cl-　　　　 4Fe(OH)2+O2+2H2O===4Fe(OH)3；
FeO+CO Fe+CO2　　　　　3CO+Fe2O3 2Fe+3CO2；
2Fe3++Fe===3Fe2+　　　　　　 5Fe2++MnO4 +8H+===5Fe3++Mn2++4H2O
2Fe3++Cu===2Fe2++Cu2+　　　　 2Fe3++2I-===2Fe2++ I2

3.2.1　常见的合金及应用
1.合金具有优良的物理、化学或机械性能；一般来说，合金的硬度大于各成分金属，熔点低于各成分金属。
2.铝、氧化铝的性质
Al2O3+6HCl===2AlCl3+3H2O、2Al+6HCl===2AlCl3+3H2↑
Al2O3+2NaOH+3H2O===2Na[Al(OH)4]、2Al+2NaOH+6H2O ===2Na[Al(OH)4]+3H2↑
Al2O3既能与酸反应，又能与碱反应的氧化物，是两性氧化物。
3.2.2　物质的量在化学方程式计算中的应用
1.以物质的量为中心的转化

2.物质的量应用于化学方程式计算的基本步骤

3.2.3 物质的量应用于化学方程式计算的常用方法1
守恒法
(1)质量(原子)守恒
宏观上反应前后各元素质量相等，即质量守恒，微观上反应前后原子个数相等。
(2)得失电子守恒
宏观上，氧化还原反应中元素化合价升高总数等于元素化合价降低总数。微观上，氧化还原反应中氧化剂得到的电子总数与还原剂失去的电子总数相等。
(3)电荷守恒
①电解质溶液中，阴离子所带负电荷总数等于阳离子所带正电荷总数，即溶液呈电中性。例如，在0.1 mol·L-1的K2SO4溶液中，c(K+)=2c(SO42 )。
②离子方程式中，反应物所带的电荷总数等于生成物所带的电荷总数且电性相同。
3.2.3 物质的量应用于化学方程式计算的常用方法2
差量法
差量法是依据化学反应前后的某些“差量”(固体质量差、溶液质量差、气体体积差、气体物质的量之差等)与反应物或生成物的变化量成正比而建立的一种解题方法。
关系式法
当已知量和未知量之间是靠多个反应来联系时，只需直接确定已知量和未知量之间的比例关系，即“关系式”。然后将“关系式”当作化学方程式使用，一步计算求出未知量。
4.1.1　原子结构
1.构成原子的粒子间的两个关系
①质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。②质子数=核电荷数=核外电子数。
2.离子的核外电子数、质子数、电荷数之间的关系
阳离子中核外电子数=质子数-电荷数；阴离子中核外电子数=质子数+电荷数。
3.电子层最多容纳的电子数
①第n层最多容纳2n2个电子。如K、L、M、N层最多容纳的电子数分别为2、8、18、32。
②最外层电子数目最多不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个)。
③次外层最多能容纳的电子数不超过18个。
4.1.2　元素周期表　核素
1.原子序数的定量关系
(1)同周期，第ⅡA族元素与第ⅢA族元素原子序数差可能为1、11、25。
(2)同族，相邻周期元素原子序数差：第ⅠA族~第ⅡA族：上一周期元素种类数；第ⅢA族~0族：下一周期元素种类数。如Na与K原子序数相差8，Cl与Br原子序数相差18。
(3)利用稀有气体元素的原子序数推断元素在周期表中的位置。
2. 元素、核素、同位素辨析
(1)元素：具有相同质子数(核电荷数)的一类原子的总称。
(2)核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
(3)同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素(即同一元素的不同核素)。
4.1.3　原子结构与元素的性质1
碱金属元素化学性质的比较
在元素周期表中从上往下碱金属元素核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐增大。碱金属元素最外层都只有一个电子，电子层数逐渐增多；碱金属元素的化学性质具有一定的相似性和递变性。
相似性：锂、钠、钾均可以与氧气、水、酸、盐溶液等物质反应。
递变性：Li、Na、K反应剧烈程度逐渐增强。
①与O2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应生成Na2O、Na2O2，而K与O2反应能够生成K2O、K2O2、KO2，Rb、Cs遇空气立即燃烧，生成更复杂的产物。
②与H2O的反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb和Cs遇水会发生爆炸。
③最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，即碱性：LiOH4.1.3　原子结构与元素的性质
卤素性质的特殊性
(1)氟元素无正价,无含氧酸。F-的还原性极弱。
(2)X2+H2O HX+HXO,而2F2+2H2O===4HF+O2。
(3)Br2在常温下是唯一的一种液态非金属单质,易挥发,实验室保存时要加少量水进行水封,且不用橡胶塞。
(4)碘为紫黑色固体,易升华,淀粉遇I2变蓝色。
(5)氢氟酸为弱酸,而盐酸、氢溴酸、氢碘酸为强酸。
(6)AgX都不能溶于水,但AgF溶于水。
4.2.1　元素性质的周期性变化规律1
元素金属性强弱的判断依据
依据 结论
根据单质与水(或酸)反应置换出氢气的难易程度 越易者金属性越强
根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 碱性越强者金属性越强
根据金属之间的置换反应 活动性强的金属能把活动性弱的金属从其盐溶液中置换出来
4.2.1　元素性质的周期性变化规律2
.Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较
Si P S Cl
判断依据 与氢气化合 高温 磷蒸气与氢气反应 加热 光照或点燃
由易到难的顺序是Cl、S、P、Si
判断依据 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4强酸(酸性比H2SO4强)
酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3
结论 随着原子序数的递增，同周期的Si、P、S、Cl得电子的能力逐渐增强，非金属性逐渐增强
4.2.2　元素周期表和元素周期律的应用1
常见短周期元素的单质及其化合物的特性
(1)同位素之一没有中子；构成最轻的气体，单质在氯气中燃烧产生苍白色火焰。（H）
(2)单质在空气中体积分数最大；气态氢化物的水溶液呈碱性。（N)
(3)能与H形成两种液态化合物。（O）
(4)单质是最轻的金属，保存在石蜡中；没有过氧化物的碱金属。（Li）
(5)焰色为黄色。（Na）
(6)金属单质能与强酸、强碱溶液反应。（AI）
(7)其单质为淡黄色的粉末，易溶于二硫化碳，用于除去洒落的汞。（S）
(8)固态的最高价氧化物可用于人工降雨。（C)
4.2.2　元素周期表和元素周期律的应用
常见短周期元素在元素周期表中的位置和结构
(1)周期序数等于族序数的2倍。（Li）
(2)最高正价等于最低负价绝对值的3倍。（S)
(3)最外层电子数等于内层电子数的1/2。(Li、P)
(4)次外层电子数等于最外层电子数的2倍。（Li、Si)
(5)次外层电子数等于最外层电子数的4倍。（Mg）
(6)次外层电子数等于最外层电子数的8倍。（Na）
(7)原子只由电子和质子构成。（H)
(8)主族序数与周期数相同。（H、Be、Al）
(9)主族序数是周期数的2倍。（C、S)
(10)主族序数是周期数的3倍。（O)
4.3.1　离子键和共价键
离子化合物 共价化合物
概念 由离子键构成的化合物 以共用电子对形成分子的化合物
构成粒子 阴、阳离子 原子
粒子间的作用 离子键 共价键
物质类别 强碱：如NaOH、KOH等；大多数盐：如 NaCl、K2SO4、NH4Cl等；活泼金属的氧化物：如Na2O、CaO等；活泼金属的氢化物：如KH、CaH2等 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
鉴别离子化合物和共价化合物方法：熔融状态下能导电的化合物是离子化合物；熔融状态下不能导电的是共价化合物。
4.3.2　化学键　分子间作用力
1.化学键分类

2. 分子间作用力分为范德华力和氢键。其中范德华力比化学键弱得多；氢键不是化学键，比化学键弱，比范德华力强。
3.分子间形成的氢键会使物质的熔点和沸点升高，水分子间的氢键可使其密度在固态时低于液态时的密度。
点燃

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