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内容举例： 卤族元素化学性质的相似性和递变性
(1)相似性
①与H2反应：X2＋H2=====一定条件2HX(H2＋I2 2HI)；
②与活泼金属(如Na)反应：2Na＋X2=====△2NaX；
③与H2O反应：X2＋H2O HX＋HXO(X===Cl、Br、I，)。
(2)递变性
具体表现如下：
①单质与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，其水溶液的酸性逐渐增强，即：
稳定性：HF>HCl>HBr>HI；
还原性：HF<HCl<HBr<HI；
酸性：HF<HCl<HBr<HI。
②最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，即HClO4>HBrO4>HIO4。
(3)特殊性
①溴是常温常压下唯一的液态的非金属单质。
②卤素单质都有毒，溴有很强的腐蚀性，保存液溴时要加一些水进行“水封”，碘单质遇淀粉溶液变蓝色(检验I2)，碘易升华。
③Cl2、Br2、I2易溶于有机溶剂如苯、CCl4、汽油等。
④F无正化合价。
14、判断元素金属性和非金属性强弱的方法
金属性强弱 本质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)判断
方法 ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强
非金属
性比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)判断
方法 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强⑤若An－＋B―→Bm－＋A，则B的非金属性比A强
15、原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化
同周期由左向右，元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8，第一周期除外)
同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体)
化合价：①同周期由左向右，元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O和F无最高正价)；
②元素的最低负价由第ⅣA族的－4价逐渐升高至第ⅦA族的－1价；
③最高正价＋|最低负价|＝8
16、主族元素性质周期性变化的规律
内容 同周期(从左至右) 同主族(从上到下)
电子层数 相同 逐渐递增
最外层电子数 逐渐增多 相同
原子半径 逐渐减小(稀有
气体元素除外) 逐渐增大
化合价 最高价：＋1价→＋7价(O、F除外)；最低价：－4价→－1价 最高价相同(O、F除外)；最低价相同
金属单质与水或酸
置换出H2的难易 易→难 难→易
最高价氧化物对应水化物 酸性 逐渐增强 逐渐减弱碱性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属气
态氢化物 形成难易 难→易 易→难稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
元素金属性 逐渐减弱 逐渐增强
元素非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
17、氢氧化铝发生酸式电离和碱式电离：
酸式电离：Al(OH)3＋H2O [Al(OH)4]－＋H＋ 碱式电离：Al(OH)3 Al3＋＋3OH－
18、“对角线”规律：左上右下方向，化学性质可能相似
19、元素周期表的金属区和非金属区
(1)元素周期表分区图示
金属元素和非金属元素在元素周期表中有相对明确的分区。如图所示，虚线左下方是金属元素，虚线右上方是非金属元素。
(2)金属性强的元素在周期表的左下方，最强的是Cs(放射性元素除外)，最高价氧化物对应水化物的碱性最强的是CsOH。 非金属性强的元素在周期表的右上方(稀有气体除外)，最强的是F，但最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是HClO4(F无正价)。
(3)分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，故元素的金属性与非金属性之间没有严格的界线
20、价电子：主族元素的价电子＝最外层电子数，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
21寻找有特殊用途的新物质
22、微粒半径的大小比较：
(1).“四同法”判断微粒半径的大小
(2).“三看法”比较微粒半径的大小
(1)一看电子层数：电子层数越多，半径越大。
(2)二看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
(3)三看核外电子数：电子层数相同，核电荷数相同，核外电子数越多，电子间的排斥力越大，半径越大。
23、化学键：相邻的原子之间强烈的相互作用（分为离子键、共价键）
24、化学反应的实质：就是反应物分子内化学键断裂和产物分子内化学键形成的过程
25、分子间作用力
(1)范德华力
①概念：分子之间还存在一种把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力，最初叫范德华力。
②主要特征：广泛存在于分子之间，比化学键弱的多；一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力就越大，物质的熔沸点就越高。如：I2>Br2>Cl2>F2。
(2)氢键
①含义：如液态NH3、H2O和HF中，分子之间存在的一种比分子间作用力稍强的相互作用，叫氢键。
②主要特征：
a.氢键不是化学键，通常把氢键看作是一种特殊的分子间作用力。氢键比化学键弱，比范德华力强。
b.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。
26、离子键和离子化合物 静电作用包括：
带正电荷的阳离子与带负电荷的阴离子间的吸引作用原子核与原子核、核外电子与核外电子间的排斥作用原子核与核外电子间的吸引作用
27、共价键
(1)定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
(2) 成键要素
①成键微粒：原子。
②成键元素：一般是同种的或不同种的非金属元素。
③成键本质：共用电子对。
④成键结果：原子间通过共用电子对相结合，使各原子最外层电子趋于稳定结构，原子形成分子后，体系的总能量降低。
(3).共价键的类型
(4).共价化合物
28、常见微粒电子式的书写
概念 在元素符号周围，用“·”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)的式子
书写 粒子的
种类 电子式的书写方法 举例原子 元素符号周围标明元素原子的最外层电子，每个方向不能超过2个电子。当最外层电子数小于或等于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布 镁原子：·Mg·；碳原子 ；氧原子： ；氖原子： 阳离子 简单阳离子是由金属原子失电子形成的，原子的最外层已无电子，故用阳离子的符号表示 Na＋、Li＋、Mg2＋、Al3＋阴离子 简单阴离子最外层一般为8电子结构，书写时要在元素符号周围标出电子，用“[ ]”，右上方标明电荷 氯离子：
硫离子： 离子
化合物 由阳离子电子式和阴离子电子式组成，数目少的离子写在中间，数目较多的则写在它的左右或上下；同性不相邻，离子合理分布 氯化钠：
硫化钾：
氧化钙：
29.用电子式表示离子化合物的形成过程
(1)AB型(如MgO)： →
(2)AB2型(如MgCl2)：
(3)A2B型(如：Na2S)： →
30、常见分子的电子式、结构式及结构模型
分子 电子式 结构式 分子结
构模型 空间
结构
H2 H××H
H—H 直线形
HCl H—Cl 直线形
CO2 O===C===O 直线形
H2O V形
CH4 正四面
体形
31、(1)判断离子化合物和共价化合物的三种方法
(2)从组成元素的角度判断化学键类型
物质类别 含化学键
非金属单质，如Cl2、N2、I2、P4、金刚石等 只有共价键
非金属元素构成的化合物，如H2SO4、CO2、NH3、HCl、CCl4、CS2等
活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如NaCl、CaCl2、K2O等 只有离子键
含有原子团的离子化合物，如Na2SO4、Ba(OH)2、NH4Cl、Na2O2等 既有离子键又有共价键
稀有气体，如Ne、Ar等 无化学键
31、常见分子的电子式、结构式及结构模型
32、物质变化过程中微粒间相互作用的变化
(1)离子化合物的溶解或熔化过程
离子化合物――→溶解或熔化电离――→离子键被破坏阴、阳离子
(2)共价化合物的溶解或熔化过程
(3)单质的熔化或溶解过程
单质特点 化学键变化 举例
由分子构成的固体单质 熔化时不破坏化学键 P4等
由原子构成的单质(稀有气体除外) 熔化时破坏共价键 金刚石等
能与水反应的某些活泼非金属单质 溶于水后，分子内的共价键被破坏 Cl2、F2等
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