化學必修二 第一章總結(jié)

第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律

一、原子結(jié)構(gòu)

質(zhì)子（Z個）

原子核注意：

中子（N個）質(zhì)量數(shù)(A)＝質(zhì)子數(shù)(Z)＋中子數(shù)(N)

A1.原子（ZX）原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=原子的核外電子數(shù)

核外電子（Z個）

★熟背前20號元素，熟悉1～20號元素原子核外電子的排布：

HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa2.原子核外電子的排布規(guī)律：①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；②各電子層最多

2

容納的電子數(shù)是2n；③最外層電子數(shù)不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數(shù)第三層電子數(shù)不超過32個。

電子層：一（能量最低）二三四五六七對應(yīng)表示符號：KLMNOPQ3.元素、核素、同位素

元素：具有相同核電荷數(shù)的同一類原子的總稱。

核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。

同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。(對于原子來說)二、元素周期表1.編排原則：

①按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列②將電子層數(shù)相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數(shù)＝原子的電子層數(shù)）．．．．．．．．③把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成一縱行。．．．．．．．．．．

主族序數(shù)＝原子最外層電子數(shù)2.結(jié)構(gòu)特點：

核外電子層數(shù)元素種類

第一周期12種元素

短周期第二周期28種元素

周期第三周期38種元素

元（7個橫行）第四周期418種元素素（7個周期）第五周期518種元素周長周期第六周期632種元素

期第七周期7未填滿（已有26種元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7個主族

族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7個副族（18個縱行）第Ⅷ族：三個縱行，位于ⅦB和ⅠB之間（16個族）零族：稀有氣體三、元素周期律

1.元素周期律：元素的性質(zhì)（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨著核電荷數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。元素性質(zhì)的周期性變化實質(zhì)是元素原子核外電．．．．．．．．．．子排布的周期性變化的必然結(jié)果。．．．．．．．．．

2.同周期元素性質(zhì)遞變規(guī)律

第三周期元素(1)電子排布(2)原子半徑(3)主要化合價(4)金屬性、非金屬性(5)單質(zhì)與水或酸置換難易(6)氫化物的化學式(7)與H2化合的難易(8)氫化物的穩(wěn)定性(9)最高價氧化物的化學式最高價氧化物對應(yīng)水化物(10)化學式(11)酸堿性(12)變化規(guī)律Na2ONaOHMg(OH)2強堿中強堿兩性氫氧化物弱酸中強酸強酸很強的酸冷水劇烈＋1＋211Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)依次增加原子半徑依次減�。�3＋4－4＋5－3＋6－2＋7－1HClCl2O7HClO4金屬性減弱，非金屬性增加熱水與酸快MgOAl2O3Al(OH)3SiO2H2SiO3與酸反應(yīng)慢SiH4PH3H2S由難到易穩(wěn)定性增強P2O5H3PO4SO3H2SO4堿性減弱，酸性增強第ⅠA族堿金屬元素：LiNaKRbCsFr（Fr是金屬性最強的元素，位于周期表左下方）

第ⅦA族鹵族元素：FClBrIAt（F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方）

★判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：（1）金屬性強（弱）①單質(zhì)與水或酸反應(yīng)生成氫氣容易（難）；②氫氧化物堿性強（弱）；③相互置換反應(yīng)（強制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）非金屬性強（弱）①單質(zhì)與氫氣易（難）反應(yīng)；②生成的氫化物穩(wěn)定（不穩(wěn)定）；③最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強（弱）；④相互置換反應(yīng)（強制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

（Ⅰ）同周期比較：金屬性：Na＞Mg＞Al與酸或水反應(yīng)：從易→難堿性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3（Ⅱ）同主族比較：金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（堿金屬元素）與酸或水反應(yīng)：從難→易堿性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH（Ⅲ）

非金屬性：F＞Cl＞Br＞I（鹵族元素）單質(zhì)與氫氣反應(yīng)：從易→難氫化物穩(wěn)定：HF＞HCl＞HBr＞HI非金屬性：Si＜P＜S＜Cl單質(zhì)與氫氣反應(yīng)：從難→易氫化物穩(wěn)定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs還原性(失電子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs＋＋＋＋＋氧化性(得電子能力)：Li＞Na＞K＞Rb＞Cs非金屬性：F＞Cl＞Br＞I氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2－－－－還原性：F＜Cl＜Br＜I酸性(無氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法：（1）先比較電子層數(shù)，電子層數(shù)多的半徑大。（2）電子層數(shù)相同時，再比較核電荷數(shù)，核電荷數(shù)多的半徑反而小。

四、化學鍵

化學鍵是相鄰兩個或多個原子間強烈的相互作用。1.離子鍵與共價鍵的比較鍵型概念成鍵方式成鍵粒子成鍵元素離子鍵陰陽離子結(jié)合成化合物的靜電作用叫離子鍵通過得失電子達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)陰、陽離子活潑金屬與活潑非金屬元素之間（特殊：NH4Cl、NH4NO3等銨鹽只由非金屬元素組成，但含有離子鍵）共價鍵原子之間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵通過形成共用電子對達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)原子非金屬元素之間離子化合物：由離子鍵構(gòu)成的化合物叫做離子化合物。（一定有離子鍵，可能有共價鍵）共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（只有共價鍵）

極性共價鍵（簡稱極性鍵）：由不同種原子形成，A－B型，如，H－Cl。

共價鍵非極性共價鍵（簡稱非極性鍵）：由同種原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。

2.電子式：

用電子式表示離子鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與表示共價鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)的不同點：（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)需標出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)不能標電荷。（2）[]（方括號）：離子鍵形成的物質(zhì)中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質(zhì)中不能用方括號。

擴展閱讀：人教版化學必修二第一章知識點總結(jié)

夯實基礎(chǔ)提高能力滿分答卷持之以恒

嘉祥一中高一化學系列之知識清單

第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期表

第一節(jié)元素周期表

一、周期表

原子序數(shù)＝核電荷數(shù)＝質(zhì)子數(shù)＝核外電子數(shù)1、依據(jù)

橫行：電子層數(shù)相同元素按原子序數(shù)遞增從左到右排列縱行：最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增從上向下排列2、結(jié)構(gòu)

周期序數(shù)＝核外電子層數(shù)主族序數(shù)＝最外層電子數(shù)

短周期（第1、2、3周期）

周期：7個（共七個橫行）

周期表長周期（第4、5、6、7周期）主族7個：ⅠA-ⅦA

族：16個（共18個縱行）副族7個：IB-ⅦB

第Ⅷ族1個（3個縱行）過渡元素零族（1個）稀有氣體元素二．元素的性質(zhì)和原子結(jié)構(gòu)

（一）堿金屬元素：

1、原子結(jié)構(gòu)相似性：最外層電子數(shù)相同，都為1個

遞變性：從上到下，隨著核電核數(shù)的增大，電子層數(shù)增多，原子半徑增大

2、物理性質(zhì)的相似性和遞變性：

（1）相似性：銀白色固體、硬度小、密度�。ㄝp金屬）、熔點低、易導熱、導電、有展性。（2）遞變性（從鋰到銫）：①密度逐漸增大（K反常）②熔點、沸點逐漸降低結(jié)論：堿金屬原子結(jié)構(gòu)的相似性和遞變性，導致物理性質(zhì)同樣存在相似性和遞變性。3、化學性質(zhì)

（1）相似性：

4Li+O2Li2O2Na+O2點燃Na2O2

點燃

2Na+2H2O＝2NaOH+H2↑2K+2H2O＝2KOH+H2↑

2R+2H2O＝2ROH+H2↑

產(chǎn)物中，堿金屬元素的化合價都為＋１價。

結(jié)論：堿金屬元素原子的最外層上都只有1個電子，因此，它們的化學性質(zhì)相似。（2）遞變性：①與氧氣反應(yīng)越來越容易②與水反應(yīng)越來越劇烈

結(jié)論：①金屬性逐漸增強②原子結(jié)構(gòu)的遞變性導致化學性質(zhì)的遞變性。

注：金屬性強弱的判斷依據(jù)：①與水或酸反應(yīng)越容易，金屬性越強；

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②最高價氧化物對應(yīng)的水化物（氫氧化物）堿性越強，金屬性越強。③置換反應(yīng)，金屬性強的金屬置換金屬性弱的金屬④離子的氧化性越弱對應(yīng)金屬的金屬性越強

總結(jié)：遞變性：從上到下（從Li到Cs），隨著核電核數(shù)的增加，堿金屬原子的電子層數(shù)逐漸增多，原子核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子失去電子的能力增強，即金屬性逐漸增強。所以從Li到Cs的金屬性逐漸增強。（二）鹵族元素：

１、原子結(jié)構(gòu)相似性：最外層電子數(shù)相同，都為7個

遞變性：從上到下，隨著核電核數(shù)的增大，電子層數(shù)增多，原子半徑增大

２．物理性質(zhì)的遞變性：（從Ｆ2到Ｉ2）

（１）鹵素單質(zhì)的顏色逐漸加深；（２）密度逐漸增大；（３）單質(zhì)的熔、沸點升高3、化學性質(zhì)

（1）鹵素單質(zhì)與氫氣的反應(yīng)：Ｘ2＋H2＝2HX

鹵素單質(zhì)與H2的劇烈程度：依次減弱；生成的氫化物的穩(wěn)定性：依次減弱（2）鹵素單質(zhì)間的置換反應(yīng)

－－

2NaBr+Cl2＝2NaCl+Br2氧化性：Cl2________Br2；還原性：Cl_____Br

－－

2NaI+Cl2＝2NaCl+I2氧化性：Cl2_______I2；還原性：Cl_____I

－－

2NaI+Br2＝2NaBr+I2氧化性：Br2_______I2；還原性：Br______I

結(jié)論：

單質(zhì)的氧化性：依次減弱,對于陰離子的還原性：依次增強

結(jié)論：①非金屬性逐漸增弱②原子結(jié)構(gòu)的遞變性導致化學性質(zhì)的遞變性。

注：非金屬性的強弱的判斷依據(jù)：①從最高價氧化物的水化物的酸性強弱。

②與H2反應(yīng)的難易程度以及氫化物的穩(wěn)定性來判斷。③置換反應(yīng)，非金屬性強的置換非金屬性弱的非金屬④離子的還原性越弱，非金屬性越強

總結(jié)：遞變性：從上到下（從F到I2），隨著核電核數(shù)的增加，鹵族元素原子的電子層數(shù)逐漸增多，原子核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子得到電子的能力減弱，即非金屬性逐漸減弱。所以從F到I2的非金屬性逐漸減弱。

總之：同主族從上到下，隨著核電核數(shù)的增加，電子層數(shù)逐漸增多，原子核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子得電子的能力減弱，失電子的能力增強，即非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強。三．核素

（一）原子的構(gòu)成：

（１）原子的質(zhì)量主要集中在原子核上。

（２）質(zhì)子和中子的相對質(zhì)量都近似為1，電子的質(zhì)量可忽略。

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（３）原子序數(shù)＝核電核數(shù)＝質(zhì)子數(shù)＝核外電子數(shù)（４）質(zhì)量數(shù)(A)=質(zhì)子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N)

A（５）在化學上，我們用符號ZX來表示一個質(zhì)量數(shù)為A，質(zhì)子數(shù)為Z的具體的X原子。

中子N個=（A－Z）個

原子核質(zhì)子Z個A原子XZ

核外電子Z個

（二）核素

核素：把具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子稱為核素。一種原子即為一種核素。同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。

或：同一種元素的不同核素間互稱為同位素。

（１）兩同：質(zhì)子數(shù)相同、同一元素（２）兩不同：中子數(shù)不同、質(zhì)量數(shù)不同（３）屬于同一種元素的不同種原子

第二節(jié)元素周期律

一.原子核外電子的排布

１．在多個電子的原子里，核外電子是分層運動的，又叫電子分層排布。

2、核外電子的排布規(guī)律

（1）核外電子總是盡先排布在能量低的電子層，然后由里向外，依次排布。

(能量最低原理)。

（2）各電子層最多容納的電子數(shù)是2n2（n表示電子層）

（3）最外層電子數(shù)不超過8個（K層是最外層時，最多不超過2個）；次外層電子數(shù)目不超過18個；倒數(shù)第三層不超過32個。二．元素周期律：

１、核外電子層排布的周期性變化

每周期最外層電子數(shù)：從1--------8（K層由1－2）２、原子半徑呈周期性的變化：每周期原子半徑：逐漸增大3、主要化合價：

每周期最高正化合價：＋１＋７每周期負化合價：－４－１4、元素的金屬性和非金屬性呈周期性的變化。同周期元素金屬性和非金屬性的遞變性：

（１）２Na+2H2O＝2NaOH+H2↑(容易)Mg+2H2O△2Mg(OH)2+H2↑（較難）

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金屬性：Na>Mg

２）Mg+2HCl＝MgCl2+H2↑(容易)2Al+6HCl＝2AlCl3+3H2↑（較難）

金屬性：Mg>Al根據(jù)1、2得出：金屬性Na>Mg>Al（３）堿性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3金屬性：金屬性Na>Mg>AlNaMgAl金屬性逐漸減弱

（４）結(jié)論：SiPSCl

單質(zhì)與Ｈ2的反應(yīng)越來越容易生成的氫化物越來越穩(wěn)定最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性逐漸增強故：非金屬性逐漸增強。

NaMgAlSiPSCl金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強

同周期從左到右，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強

（５）隨著原子序數(shù)的遞增，元素的核外電子排布、主要化合價、金屬性和非金屬性都呈現(xiàn)周期性的變化規(guī)律，這一規(guī)律叫做元素周期律。

總結(jié)：元素周期律：元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性的變化的規(guī)律。實質(zhì)：元素原子的核外電子排布周期性變化的必然結(jié)果。

四、同周期、同主族金屬性、非金屬性的變化規(guī)律是：

1.周期表中金屬性、非金屬性之間沒有嚴格的界線。在分界線附近的元素具有金屬性又具有非金屬性。

2.金屬性最強的在周期表的左下角是，Cs；非金屬性最強的在周期表的右上角，是Ｆ。3.元素化合價與元素在周期表中位置的關(guān)系。

①元素的最高正價等于主族序數(shù)。特：F無正價，非金屬除H外不能形成簡單離子。②主族元素的最高正價數(shù)與最低負價的絕對值之和等于8.4．元素周期表和元素周期律應(yīng)用

①在周期表中的左上角附近探索研制農(nóng)藥的材料。

②半導體材料：在金屬與非金屬的分界線附近的元素中尋找。③在過渡元素中尋找優(yōu)良的催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料。

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5.元素周期表中元素性質(zhì)的遞變規(guī)律原子半徑電子層排布失電子能力得電子能力金屬性非金屬性主要化合價同周期（從左到右）逐漸減小電子層數(shù)相同最外層電子數(shù)遞增逐漸減弱逐漸增強逐漸減弱逐漸增強最高正價（＋1→＋7）非金屬負價==—（8—族序數(shù)）酸性逐漸增強堿性逐漸減弱形成由難→易穩(wěn)定性逐漸增強同主族（從上到下）逐漸增大電子層數(shù)遞增最外層電子數(shù)相同逐漸增強逐漸減弱逐漸增強逐漸減弱最高正價==族序數(shù)非金屬負價==—（8—族序數(shù)）酸性逐漸減弱堿性逐漸增強形成由易→難穩(wěn)定性逐漸減弱最高氧化物的酸性對應(yīng)水化物的堿性非金屬氣態(tài)氫化物的形成難易、穩(wěn)定性

第三節(jié)化學鍵

一．離子鍵

１．離子鍵：陰陽離子之間強烈的相互作用叫做離子鍵。相互作用：靜電作用（包含吸引和排斥）注：（1）成鍵微粒：陰陽離子間

（2）成鍵本質(zhì)：陰、陽離子間的靜性作用（3）成鍵原因：電子得失

（4）形成規(guī)律：活潑金屬和活潑非金屬化合時形成離子鍵離子化合物：像NaCl這種由離子構(gòu)成的化合物叫做離子化合物。

（1）活潑金屬與活潑非金屬形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等

（2）強堿：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等（3）大多數(shù)鹽：如Na2CO3、BaSO4（4）銨鹽：如NH4Cl

小結(jié)：一般含金屬元素的物質(zhì)(化合物)＋銨鹽。（一般規(guī)律）

注意：（1）酸不是離子化合物。

（2）離子鍵只存在離子化合物中，離子化合物中一定含有離子鍵。２、電子式

電子式：在元素符號周圍用小黑點(或×)來表示原子的最外層電子（價電子）的式子叫電子式。用電子式表示離子化合物形成過程：

（1）離子須標明電荷數(shù)；（2）相同的原子可以合并寫，相同的離子要單個寫；（3）陰離子要用

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方括號括起；（4）不能把“→”寫成“＝”；（5）用箭頭標明電子轉(zhuǎn)移方向(也可不標)。

二．共價鍵

1．共價鍵：原子間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵。用電子式表示HCl的形成過程：

注：（1）成鍵微粒：原子（2）成鍵實質(zhì)：靜電作用（3）成鍵原因：共用電子對

（4）形成規(guī)律：非金屬元素形成的單質(zhì)或化合物形成共價鍵２．共價化合物：以共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物�；�合物離子化合物

共價化合物化合物中不是離子化合物就是共價化合物３．共價鍵的存在：

非金屬單質(zhì)：H2、X2、Ｎ2等（稀有氣體除外）共價化合物：H2O、CO2、SiO2、H2S等復(fù)雜離子化合物：強堿、銨鹽、含氧酸鹽４．共價鍵的分類：

非極性鍵：在同種元素的原子間形成的共價鍵為非極性鍵。共用電子對不發(fā)生偏移。．．極性鍵：在不同種元素的原子間形成的共價鍵為極性鍵。共用電子對偏向吸引能力強的一方。．．三．電子式：

定義：在元素符號周圍用小黑點(或×)來表示原子的最外層電子（價電子）的式子叫電子式。原子的電子式：

２．陰陽離子的電子式：

（１）陽離子簡單陽離子：離子符號即為電子式，如Na+、Mg2等

、＋

復(fù)雜陽離子：如NH4+電子式：

（２）陰離子簡單陰離子：

復(fù)雜陰離子：

、

３．物質(zhì)的電子式：

離子的電子式：陽離子的電子式一般用它的離子符號表示；在陰離子或原子團外加方括弧，并在方括弧的右上角標出離子所帶電荷的電性和電量。

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分子或共價化合物電子式，正確標出共用電子對數(shù)目。

離子化合價電子式，陽離子的外層電子不再標出，只在元素符號右上角標出正電荷，而陰離子則要標出外

層電子，并加上方括號，在右上角標出負電荷。陰離子電荷總數(shù)與陽離子４．用電子式表示形成過程：

用電子式表示單質(zhì)分子或共價化合物的形成過程

用電子式表示離子化合物的形成過程

四、分子間作用力和氫鍵1、分子間作用力

⑴定義：把分子聚集在一起的作用力，又稱范德華力。⑵特點：①分子間作用力比化學鍵弱得多；②影響物質(zhì)的熔點、沸點、溶解性等物理性質(zhì)；

③只存在于由共價鍵形成的多數(shù)共價化合物和絕大多數(shù)氣態(tài)非金屬單質(zhì)分子，及稀有氣體分子之間。但像二氧化硅、金剛石等由共價鍵形成的物質(zhì)的微粒之間不存在分子間作用力。

⑶變化規(guī)律：一般來說，對于組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，物質(zhì)的熔沸點也越高。例如，熔沸點：I2＞Br2＞Cl2＞F2。2、氫鍵

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⑴定義：分子間存在著一種比分子間作用力稍強的相互作用。⑵形成條件：除H原子外，形成氫鍵的原子通常是N、O、F。⑶存在作用：氫鍵存在廣泛，如H2O、NH3、HF等。

分子間氫鍵會使物質(zhì)的熔點和沸點升高。

五、化學反應(yīng)的實質(zhì)：

一個化學反應(yīng)的過程，本質(zhì)上就是舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成過程。離子鍵、共價鍵與離子化合物、共價化合物的關(guān)系提高篇：一、化學鍵與物質(zhì)類別關(guān)系規(guī)律

1、只含非極性鍵的物質(zhì)：同種非金屬元素構(gòu)成的單質(zhì)，如：I2、N2、P4、金剛石、晶體硅等。2、只含有極性鍵的物質(zhì)：一般是不同非金屬元素構(gòu)成的共價化合物、如：HCl、NH3、SiO2、CS2等。3、既有極性鍵又有非極性鍵的物質(zhì)：如：H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6等。

4、只含有離子鍵的物質(zhì)：活潑非金屬與活潑金屬元素形成的化合物，如：Na2S、NaH、K2O、CsCl等。5、既有離子鍵又有非極性鍵的物質(zhì)。如：Na2O2、Na2S2、CaC2等。6、既有離子鍵又有極性鍵的物質(zhì)，如NaOH等。

7、由離子鍵、共價鍵、配位鍵構(gòu)成的物質(zhì)，如：NH4Cl等。8、由強極性鍵構(gòu)成但又不是強電解質(zhì)的物質(zhì)。如HF等。9、無化學鍵的物質(zhì)：稀有氣體。

10、離子化合物中并不存在單個的分子，例如：NaCl，并不存在NaCl分子。

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