过氧化钠(Na₂O₂)的基本性质：

淡黄色固体，较稳定，可用作供氧剂、漂白剂
(1)与水反应：2Na₂O₂+2H₂O==4NaOH+O₂↑
(2)与CO₂反应：2Na₂O₂+2CO₂==2Na₂CO₃+ O₂
(3)与HCl反应：2Na₂O₂+4HCl==4NaCl+2H₂O+ O₂↑

过氧化钠的特性及计算：

1．过氧化钠的强氧化性


2．Na₂O₂与CO₂、H₂O(g)反应的重要关系
(1)气体体积差的关系
2Na₂O₂＋2CO₂===2Na₂CO₃＋O₂　气体体积差 ① 
                   2                                1         ΔV＝1
2Na₂O₂＋2H₂O(g)===4NaOH＋O₂　气体体积差 ② 
                  2                                 1        ΔV＝1
由此可见，若CO₂和水蒸气的混合气体（或单一气体）通过足量Na₂O₂，气体体积的减少量是原气体体积的1/2,即为生成氧气的量。
(2)先后顺序关系
一定量的Na₂O₂与一定量的CO₂和H₂O(g)的混合物反应，可视为Na₂O₂首先与CO₂反应，剩余的Na₂O₂再与H₂O(g)反应。
(3)电子转移关系
当Na₂O₂与CO₂或H₂O反应时，每产生1molO₂就转移2mol电子。
(4)固体质量变化关系
①足量过氧化钠与水、CO₂反应的计算

所以，有ag通式符合(CO)m(H₂)n(m＝0,1,2,3…，n＝0,1,2,3…)的物质(包括纯净物和混合物)在氧气中燃烧，将其通过足量过氧化钠，反应完毕后，固体增重ag。

氧化钠与过氧化钠的比较：

物质	氧化钠	过氧化钠
色态	白色固体	淡黄色固体
类别	碱性氧化物	过氧化物（不属于碱性氧化物）
化学键类型	仅含离子键	离子键和非极性键
电子式
生成条件	常温	点燃或加热
氧的化合价	-2	-1
阴阳离子个数比	1：2	1：2
稳定性	不稳定	稳定
转化关系	2Na2O+O2=2Na2O2
用途	用于制取少量过氧化钠	供氧剂、漂白剂、氧化剂
与水反应方程式	2Na2O+2H2O=2NaOH	2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑
与CO2反应	Na2O+CO2=NaCO3	2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑
与HCl反应	Na2O+2HCl=2NaCl+H2O	2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑
保存	隔绝空气、密封保存	隔绝空气、远离易燃物、密封保存

特别提醒：

(1)用脱脂棉包裹住过氧化钠，滴加少量水时脱脂棉可以燃烧，不仅可以说明Na₂O₂与H₂O反应生成O₂，还可以说明该反应放热。
(2)Na₂O₂与H₂O反应时H₂O既不是氧化剂也不是还原剂。

方法技巧：Na₂O与Na₂O₂的结构与性质

(1)Na₂O中只含离子键，Na₂O₂中既含离子键，又含非极性键。
(2)等物质的量的Na₂O与Na₂O₂分别于等量且足量的H₂O反应，所得溶液的成分浓度相同

二氧化硫的物理性质和化学性质：

1.物理性质：
SO2是无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，易溶于水(常温常压下，1体积水大约溶解40体积的SO2)，易液化(沸点-10℃)。
2.化学性质
(1)具有酸性氧化物的通性
①将SO2通入紫色石蕊试液中，试液变红。
②能与碱性氧化物、碱及某些盐反应。如：
 
(2)还原性


(3)弱氧化性

(4)漂白性(不能漂白酸碱指示剂) 能和某些有色物质化合生成无色物质，生成的无色物质不稳定，易分解而恢复原色，因此，SO2的漂白并不彻底。在中学化学常见试剂中，能用SO2漂白的只有品红溶液，品红溶液无色溶液恢复原色。

SO2与一些物质反应的实验现象：

SO2与强碱反应后固体成分的确定：

SO2与强碱(如NaOH)溶液发生反应后的固体成分取决于二者的用量。遇到类似的问题，可以采用数轴分析法讨论。设SO2的物质的量为n(SO2)，NaOH物质的量为n(NaOH)，数轴代表，如下数轴所示：

分析数轴可得：
（1）则固体物质为Na2SO3，
（2），则固体物质为NaOH 和Na2SO3．
（3），则同体物质为NaHSO3
（4），则固体物质为Na2SO3和NaHSO3，
（5），则固体物质为NaHSO3。

元素周期表编排原则:

(1)把电子层数相同的各种元素按原子序数递增的顺序从左至右排成横行。
(2)把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上到下排列成纵行。
注意:①元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律。
②历史上第一个元素周期表是1869年俄国化学家门捷列夫在前人探索的基础上排成的，他将元素按相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵行。

元素周期表的结构:

(1)周期
①周期的含义在元素周期表中，把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，这样每个横行为一个周期。现在使用的元素周期表有7个横行，即7 个周期。
②周期的划分
 
(2)族
①族的含义在周期表中，把不同横行(即周期)中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上到下排成纵行，除第8、9、10三个纵行叫做第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行为一族。现在使用的元素周期表有18 个纵行，它们被划分为16个族。
②族的划分
 
(3)元素周期表中主族元素金属性和非金属性的递变

定义:

元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。

实质:

元素性质随原子序数递增呈现周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。

元素周期表中主族元素性质递变规律:

金属性强弱的判断依据:

 1．单质跟水或酸反应置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)：反应越容易，说明其金属性越强。
2．最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，说明其金属性越强，反之则越弱。
3．金属间的置换反应：依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙，说明甲的金属性比乙强。
4．金属活动性顺序按 Au顺序，金属性逐渐减弱。
5．元素周期表中，同周期元素从左至右金属性逐渐减弱；同主族元素从上至下金属性逐渐增强。
6．原电池中的正负极：一般情况下，活泼金属作负极。
7．金属阳离子氧化性的强弱：阳离子的氧化性越强．对应金属的金属性就越弱。

非金属性强弱的判断依据:
 
1．同周期元素，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；同主族元素，从上到下，随着陔电荷数的增加，非金属性减弱。
2．最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，其元素的非金属性也越强，反之则越弱。
3．气态氢化物的稳定性：稳定性越强，非金属性越强。
4．单质跟氢气化合的难易程度：越易与H2反应，说明其非金属性越强。
5．与盐溶液之间的置换反应：非金属元素甲的单质能从非金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的非金属性比乙强。如，说明溴的非金属性比碘强。
6．相互化合后的价态：如，说明O 的非金属性强于S。
7．其他：如CuCl2，所以C1的非金属性强于S。 

微粒半径大小的比较方法：

1．同周期元素的微粒
同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电荷数增大而减小(稀有气体元素除外)，如半径：Na>Mg >Al，Na⁺>Mg²⁺‘>Al³⁺。
2．同主族元素的微粒
同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而增大，如半径：
3．电子层结构相同的微粒电子层结构相同(核外电子排布相同)的微粒半径随核电荷数的增加而减小，如半径：(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的最高价阳离子有此规律)。 
4．同种元素形成的微粒同种元素原子形成的微粒半径大小为：阳离子< 中性原子<阴离子；价态越高的微粒半径越小，如半径：。
5．核外电子数和核电荷数都不同的微粒可通过一种参照物进行比较，如比较的半径大小，可找出与A1³⁺电子数相同，与S同主族的氧元素的阴离子进行比较，半径：，且

元素周期表中的几项重要规律相等规律：

规律	内容
相等规律	①周期数：电子层数 ②主族元素原子的最外层电子数=价电子数=主族序数=最高正化合价(F、 0除外) ③最低负价绝对值=8一主族序数(限 ⅣA族～ⅦA族非金属元素)
“位、构、性”规律
递变规律
	同周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强同主族从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
奇偶规律	在同一主族内，族序数和原子序数、核内质子数、核电荷数、核外电子数、最外层电子数(价电子数)、离子的电荷数、元素的主要正负化合价数等，若一个是偶数，其他的都是偶数，若一个是奇数，其他的都是奇数
相同电子层结构的规律	稀有气体元素的原子与同周期非金属元素的阴离子以及下一周期主族金属元素的阳离子具有相同的电子层结构
序差规律	①同主族相邻元素的原子序数之差与主族序数有关。IA～ⅡA族元素相差原子序数较小的元素所在周期包含的元素种数。ⅢA族～O族元素相差原子序数较大的元素所在周期包含的元素种数。如Na和K的原子序数相差8 (第三周期含8种元素)，Cl和Br的原子序数相差18(第四周期含18种元素) ②同周期主族元素(长周期)的原子序数差：两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差=族序数差；两元素分布在过渡元素两侧时，第四或第五周期元素原子序数差=族序数差+10(如第四周期的Ca和Ca相差11)，第六、七周期元素原子序数差=族序数差+24(如ⅡA 族的Ba和ⅢA族的Tl相差25)
对角线相似规律	周期表中位于对角线位置的元素性质相似，尤以“和Mg、Be和Al最为典型

原子是否满足最外层8电子结构的判断方法:

 1．离子化合物
(1)阳离子：看“主族元素原子的次外层电子数+ 原子的最外层电子数一化合价数”是否等于8，若为8，则该原子满足最外层8电子结构，否则不满足。
(2)阴离子：看“其原子的最外层电子数+化合价的绝对值”是否等于8，若为8，则该原子满足最外层8 电子结构，否则不满足。
2．共价化合物计算“各原子的最外层电子数+化合价的绝对值” 是否等于8，若为8，则该原子满足最外层8电子结构，否则不满足。另外，还有一些不满足8电子结构的特殊粒子，请大家记住：
(1)主族元素形成的化合物中：
a．H、Li、Be、B元素原子不满足最外层8电子结构．
b．非最高价离子(如 Pb²⁺、Bi³⁺等)也不满足最外层8电子结构。
(2)过渡金属元素形成的离子最外层电子数一般大于8.

共价键：

1．本质原子之间形成共用电子对(或电子云重叠)，使得电子出现在核间的概率增大。
2．特征
具有方向性与饱和性。
(1)共价键的饱和性一个原子中的一个未成对电子与另一个原子中的一个未成对电子配对成键后，一般来说就不能再与其他原子的未成对电子配对成键了，即每个原子所能形成共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的，这称为共价键的饱和性。
例如，氯原子中只有一个未成对电子，所以两个氯原子之间可以形成一个共价键，结合成氯分子，表示为氮原子中有三个未成对电子，两个氮原子之间能够以共价三键结合成氮分子，表示为一个氮原子也可与_二个氢原子以三个共价键结合成氨分子，表示为
(2)共价键的方向性
共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，这就是共价键的方向性。除s轨道是球形对称外，其他原子轨道都具有一定的空间分布。在形成共价键时，原子轨道重叠得越多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键就越牢固。
例如，硫原子的价电子排布是有两个未成对电子，如果它们分布在互相垂直的轨道中，那么当硫原子和氢原子结合生成硫化氢分子时，一个氢原子的1s轨道上的电子能与硫原子的轨道上的电子配对成键，另一个氢原子的1s轨道上的电子只能与硫原子的轨道上的电子配对成键。
说明：
①共价键的饱和性决定着各种原子形成分子时相互结合的数量关系。如一个氢分子只能由两个氢原子构成，一个水分子只能由两个氢原子和一个氧原子构成。
②共价键的方向性决定着分子的空间构型。
3．分类
(1)按成键原子是否相同或共用电子对是否偏移分

(2)按成键方式分


(3)按共用电子对数分

离子键和共价键：

定义：
使阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键。

成键元素：
活泼金属(或NH₄⁺)与活泼的非金属或酸根离子、OH^-

静电作用：
指静电吸引和静电排斥的作用

定义:

在化学反应中，一般是原子的最外层电子数目发生变化。为了简便起见，化学中常在元素符号周围用小黑点“· ”或小叉“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式。
(1)原子的电子式：H· 、Na· 、
(2)阳离子的电子式：不画出离子最外层电子数，元素右上角标出“n+”电荷字样：Na⁺、Al³⁺、Mg²⁺
(3)阴离子的电子式:要画出最外层电子数，用 “[  ]”括起来，右上角标出“n-”：、、
(4)离子化合物的电子式：由阴、阳离子的电子式组成，相同离子不能合并：
、
(5)共价化合物的电子式：画出离子最外层电子数：、
(6)用电子式表示物质形成的过程：
氯化氢的形成过程：
氯化镁的形成过程：

结构式:

共价键中的每一对共用电子用一根短线表示，未成键电子不写出，物质的电子式就变成了结构式。
例如:

书写电子式的常见错误:

 1．漏写未参与成键的电子,如：
2．化合物类型不清，漏写或多写“[]”及错写电荷数，如：
3．书写不规范，错写共用电子对如：N2的电子式为：，不能写成：，更不能写成：或。
4．不考虑原子间的结合顺序如：HClO的电子式为，而非。因氧原子需形成2对共用电子才能达到稳定结构，而H、 Cl各需形成1对共用电子就能达到稳定结构。
5．不考虑原子最外层有几个电子均写成8电子结构如：的电子式为，而非， 因中碳原子最外层应有6个电子(包括共用电子)，而非8个电子。
6．不清楚A如型离子化合物中两个B是分开写还是写一块如：中均为-l 价，Br^-、H^-已达到稳定结构，应分开写；C原子得一个电子，最外层有5个电子，需形成三对共用电子才能达到稳定结构，不能分开写；氧原子得一个电子，最外层有7个电子，需形成一对共用电子才能达到稳定结构，也不能分开写。它们的电子式分别为：