①NH3＋HCl＝NH4Cl ②NH3＋HNO3＝NH4NO3 ③ 2NH3＋H2SO4＝(NH4)2SO4 因NH3溶于水呈碱性，所以可以用湿润的红色石蕊试纸检验氨气的存在，因浓盐酸有挥发性，所以也可以用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近集气瓶口，如果有大量白烟生成，可以证明有NH3存在。
c 强还原性： 8NH3+3Cl2＝N2+6NH4Cl 4NH3+5O2 （3）氨气的实验室制法：
①原理：2NH4Cl+Ca(OH)2
△ 催化剂 △ 4NO+6H2O
2NH3 ↑+ CaCl2 + 2H2O
???②装置特点：固＋固?气体，与制O2相同。
③收集：向下排空气法。
④检验：能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时能生成白烟。
⑤ 干燥：用碱石灰（NaOH与CaO的混合物）或生石灰在干燥管或U型管中干燥。不能用CaCl2、P2O5、浓硫酸作干燥剂，因为NH3能与CaCl2反应生成CaCl2·8NH3。P2O5、浓硫酸均能与NH3反应，生成相应的盐。所以NH3通常用碱石灰干燥。
四、铵盐 铵盐均易溶于水，且都为白色晶体（很多化肥都是铵盐）。 (1)受热易分解，放出氨气：NH4HCO3＝NH3+H2O+CO2
(2)干燥的铵盐能与碱固体混合加热反应生成氨气，利用这个性质可以制备氨气：
(3)NH4＋的检验：样品加碱混合加热，放出的气体能使湿的红色石蕊试纸变蓝，则证明该物质会有NH4＋。
必修2知识点
主题1 物质结构基础
一、元素周期表 1.编排原则：
①按原子序数递增的顺序从左到右排列
②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数＝原子的电子层数） ．．．．．．．．
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③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。 ．．．．．．．．．．
(主族序数＝原子最外层电子数) 2.结构特点：
核外电子层数 元素种类
第一周期 1 2种元素
短周期 第二周期 2 8种元素
周期 第三周期 3 8种元素
元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素 素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素 周 长周期 第六周期 6 32种元素 期 第七周期 7 未填满（已有26种元素）
表 主族：ⅠA～ⅦA共7个主族
族 副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族
（18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（第8、9、10三个纵行）
（16个族） 零族：稀有气体（第18纵行） 二、元素周期律
1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。 ．．．．．．．．．．．．．．．．．．．2.同周期元素性质递变规律 第三周期元素 (1)电子排布 (2)原子半径 (3)主要化合价 ＋1 ＋2 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 电子层数相同，最外层电子数依次增加 原子半径依次减小 ＋3 ＋4 －4 ＋5 －3 ＋6 －2 ＋7 －1 — — — (4)金属性、非金属性 金属性减弱，非金属性增加 32
(5)单质与水或酸置换难易 冷水 热水与 与酸剧烈 酸快 反 应慢 —— — (6)氢化物的化学式 (7)与H2化合的难易 8)氢化物的稳定性 (9)最高价氧化物的化学式 最高(10)化学价氧式 化物对应水化物 (12)变化规律 元素性质的递变规律
性 NaOH Na2O —— SiH4 PH3 H2S HCl — —— 由难到易 — —— 稳定性增强 — MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 — Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3H3PO4 H2SO4 HClO4 — — (11)酸碱强 碱 中强碱 两性氢 氧化物 弱酸 中强 强酸 很强 酸 的酸 碱性减弱，酸性增强 — 同周期由左至右：金属性减弱，非金属性增强；最高价氧化物对应水化物酸性
增强，碱性减弱；气态氢化物稳定性增强。
同主族由上至下：最高价氧化物的水化物酸性减弱、碱性增强；气态氢化物稳
定性减弱还原性增强；金属性增强非金属性减弱。
3 判断金属性或非金属性的强弱的依据
金属性强弱 最高价氧化物水化物碱性强弱 与水或酸反应，置换出H2的易难 非金属性强弱 最高价氧化物水化物酸性强弱 与H2化合的易难及生成氢化物稳定性 活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属 活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单
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质 阳离子氧化性强的为不活泼金属，氧化性阴离子还原性强的为非金属性弱，还原性弱弱的为活泼金属 的为非金属性强 原电池中负极为活泼金属，正极为不活泼将金属氧化成高价的为非金属性强的单质，金属 4 比较粒子半径的大小
比较微粒半径大小时只需考虑核电荷数、核外电子层数、核外电子数的情况. （1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，
核电荷数多的半径反而小。（3）电子层数和核电荷数相同时，核外电子数多半径大。
（1）同种元素：阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径 如: Na+＜Na；Cl＜Cl－ (2）具有相同电子层结构的微粒， 核电荷数越大，则半径越小．如： 与Ne电子层结构相同的微粒： O2－＞F－＞Na+＞Mg2+＞Al3+ 与Ar电子层结构相同的微粒: S2－＞Cl－＞K+＞Ca2+ (3). 电子数和核电荷数都不同的微粒：
同主族的元素，无论是金属还是非金属，无论是原子半径还是离子半径从上到下递增.
同周期：原子半径从左到右递减.如Na＞Cl
如既不是同周期,又不是同主族,比较原子半径时,要寻找到合适的中间者. 5 元素周期表与原子结构的关系 周期序数=原子的电子层数。
主族序数=原子最外层电子数 = 元素的最高正价数 主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数 6 10电子粒子和18电子粒子
(1)．10电子构型 电子总数为10的粒子：
Ne、CH4、NH3、H2O、HF、Na+、Mg2+、Al3+、N3-、O2-、F－、OH－、H3O+、NH4+
－
+2+(2)、18电子粒子：Ar、F2、SiH4、PH3、H2S、HCl、H2O2、K、Ca、HS、S2-、
氧化成低价的为非金属性弱的单质 34
Cl-、O22-
三 原子结构和1--20号元素原子结构的特殊性
质子（Z个）
原子核 注意：
中子（N个） ① 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
原子（Z A X ） ②原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数
核外电子（Z个） ③1--20号元素原子结构示意图的书写
元素、核素、同位素的相互关系
① 元素具有相同质子数的同一类原子的总称，元素是宏观概念，只表示种
类，没有数量含义。
② 核素具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。如：
氕（11H）、氘(21H或D)、氚（31H或T）是氢元素的三种核素。 ③ 同位素具有相同质子数和不同中子数的同一元素的原子互称同位素。 注意：原子的相对原子质量近似等于原子的质量数。
★熟背前20号元素的元素符号(铁、铜在表中的位置)，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca
原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个。
电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： K L M N O P Q 四、化学键
1．化学键：在原子结合成分子时，相邻的原子之间强烈的相互作用。 2．离子键和共价键
（1）离子键：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键。
常见的离子化合物：大多数盐、强碱、典型金属氧化物
（2）共价键：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键
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