1樓：匿名使用者
2ca+o2=2cao；cao+h2o=ca（oh）2；co2+ca（oh）2=caco3↓+h2o
c+o2=co2；co2+h2o=h2co3；h2co3+ca（oh）2=caco3↓+2h2o
單質與氧反應為氧化物；
氧化物水合為相應的酸或鹼；
酸鹼中和反應為鹽和水。
酸單質→氧化物（酸性或鹼性氧化物）< >鹽+h2o鹼
2樓：充枋茵
規律是單質和氧氣反應生成氧化物 氧化物和水反應生成對應的酸或者鹼 酸和鹼再發生中和反應生成鹽
我不會在這畫圖 但是你可以直接找我聊 有問題或許能幫你
3樓：匿名使用者
金屬是一種具有光澤(即對可見光強烈反射)、富有延展性、容易導電、傳熱等性質的物質。 金屬的上述特質都跟金屬晶體內含有自由電子有關。
在自然界中，極大多數金屬以化合態存在，少數金屬例如金、鉑、銀、鉍以游離態存在。金屬礦物多數是氧化物及硫化物。其他存在形式有氯化物、硫酸鹽、碳酸鹽及矽酸鹽。
屬於金屬的物質有金、銀、銅、鐵、錳、鋅等。在一大氣壓及25攝氏度的常溫下，除汞(為液體)外，其他金屬都是固體。大部分的金屬是銀灰色，只有少數不是，如銅是暗紅色的。
由於金屬的電子傾向失去，因此有良好的導電性，但溫度越高時因為受到了原子核的熱**阻礙，電阻將會變大。
非金屬元素是元素的一大類，在所有的一百多種化學元素中，非金屬佔了22種。在週期表中，除氫以外，其它非金屬元素都排在表的右側和上側，屬於p區。包括氫、硼、碳、氮、氧、氟、矽、磷、硫、氯、砷、硒、溴、碲、碘、砈、氦、氖、氬、氪、氙、氡。
也有說非金屬元素有16種的，這時6種稀有氣體元素排除在外。80%的非金屬元素在現在社會中占有重要位置。
性質非金屬在室溫下可以是氣體或固體（除了溴，惟一乙個液體非金屬元素）。非金屬元素在固體時並沒有閃亮的表面，但是不同的元素會有不同的顏色，例如碳是黑色的，而硫是黃色的。非金屬的硬度有明顯的差別，例如硫是很軟的，但鑽石（碳的一種）卻是全世界最硬的。
非金屬是易碎的，而且密度比金屬要低。非金屬不是好的導熱體，是電的絕緣體（除了碳在石墨的形態下）。
非金屬性
非金屬性是非金屬元素的通性，它指某種非金屬元素的原子得到電子的能力。某元素原子非金屬性越強，即其得電子能力越強。
由元素週期表上看，靠右的元素非金屬性比靠左的元素非金屬性要強，靠上的元素非金屬性比靠下的元素非金屬性要強。
對於元素的單質，非金屬性體現在單質的氧化性上。
氧化物，是氧和其他化學元素組成的化合物，例如鐵鏽（氧化鐵）或鋁土礦（氧化鋁），通常經由氧化反應產生。氧化物在地球的地殼極度普遍，而在宇宙的固體中也是如此。
氧化物一般不導電。這屬性最常以二氧化矽取得優勢，況且矽能輕易氧化而成品能製造成電晶體。這是現代電腦科技的多數基本組成。
氧化物一般可通過單質與氧化合，或灼燒氫氧化物、碳酸鹽、硝酸鹽等鹽類得到。
4樓：美麗世界的我們
氧化物反應生成酸或鹼，酸鹼反應生成鹽
酸氧化物< >鹽鹼
高一化學物質的分類
5樓：匿名使用者
正鹽：就是金屬離子（銨根）與酸根結合，如氯化鈉，碳酸鈉，硝酸鉀等等（總之不含氫）酸式鹽：金屬離子（銨根）與酸根結合外，還有氫結合，如碳酸氫鈉，硫酸氫鈉等（總之含氫的鹽）鹼式鹽：
金屬離子（銨根）與酸根結合外，還有氫氧根結合，如鹼式碳酸銅（cu2(oh)2co3）電解質：電解質是溶於水溶液中或在熔融狀態下就能夠導電(電解離成陽離子與陰離子)並產生化學變化的化合物。（總之是酸鹼鹽都是，水，氧化鈣都是）金屬氧化物就是金屬與氧兩種元素結合，非金屬氧化物就是非金屬與氧兩種元素結合
6樓：匿名使用者
物質分純淨物和混合物純淨物又包括單質和化合物化合物又可以按不同方法分類：按類別分：酸、鹼、鹽 酸分強酸、弱酸、中強酸；鹼也分強鹼弱鹼；鹽分為：
正鹽、酸式鹽（碳酸氫鈉等）、鹼式鹽（鹼式碳酸銅等）按結構分：主要針對有機物，有鏈狀、環狀等按導電性分：電解質和非電解質按氧化物分：
可分為：酸性氧化物和鹼性氧化物還有兩性氧化物等 也可分為：金屬氧化物和非金屬氧化物
高一化學物質分類怎麼分？
7樓：
離子晶體
離子間通過離子鍵結合形成的晶體。在離子晶體中，陰、陽離子按照一定的格式交替排列，具有一定的幾何外形，例如nacl是正立方體晶體，na+離子與cl-離子相間排列，每個na+離子同時吸引6個cl離子，每個cl-離子同時吸引6個na+。不同的離子晶體，離子的排列方式可能不同，形成的晶體型別也不一定相同。
離子晶體中不存在分子，通常根據陰、陽離子的數目比，用化學式表示該物質的組成，如nacl表示氯化鈉晶體中na+離子與cl-離子個數比為1:1， cacl2表示氯化鈣晶體中ca2+離子與cl-離子個數比為1:2。
離子晶體是由陰、陽離子組成的，離子間的相互作用是較強烈的離子鍵。離子晶體的代表物主要是強鹼和多數鹽類。離子晶體的結構特點是：
晶格上質點是陽離子和陰離子；晶格上質點間作用力是離子鍵，它比較牢固；晶體裡只有陰、陽離子，沒有分子。離子晶體的性質特點，一般主要有這幾個方面：有較高的熔點和沸點，因為要使晶體熔化就要破壞離子鍵，離子鍵作用力較強大，所以要加熱到較高溫度。
硬而脆。多數離子晶體易溶於水。離子晶體在固態時有離子，但不能自由移動，不能導電，溶於水或熔化時離子能自由移動而能導電。
常見的離子晶體
強鹼（naoh、koh、）、活潑金屬氧化物（na2o、mgo、na2o2）、大多數鹽類（becl2、alcl3、pb(ac)2等除外）。 由正、負離子或正、負離子集團按一定比例組成的晶體稱作離子晶體。離子晶體中正、負離子或離子集團在空間排列上具有交替相間的結構特徵，離子間的相互作用以庫侖靜電作用為主導。
離子晶體整體上的電中性，決定了晶體中各類正離子帶電量總和與負離子帶電量總和的絕對值相當，並導致晶體中正、負離子的組成比和電價比等結構因素間有重要的制約關係。離子晶體有二元離子晶體、多元離子晶體與有機離子晶體等類別。幾乎所有的鹽類和很多金屬氧化物晶體都屬離子晶體，例如食鹽、氟化鈣、二氧化鋇等。
離子晶體的空間結構
對稱性 1) 旋轉和對稱軸 n重軸, 360度旋轉, 可以重複n次： 2) 反映和對稱面晶體中可以找到對稱面： 3) 反演和對稱中心晶體中可以找到對稱中心：
晶胞 晶胞是晶體的代表, 是晶體中的最小單位, 晶胞並置起來, 則得到晶體. 晶胞的代表性體現在以下兩個方面: 一是代表晶體的化學組成; 二是代表晶體的對稱性(即具有相同的對稱元素:
對稱軸, 對稱面和對稱中心). 晶胞是晶體中具有上述代表性的體積最小, 直角最多的平行六面體。 因離子鍵強度大，所以硬度高.
如果發生位錯正正離子相切, 負負離子相切, 彼此排斥, 離子鍵失去作用, 故無延展性. 如caco3可用於雕刻, 而不可用於鍛造, 即不具有延展性.
離子晶體熔沸點高低比較
離子所帶電荷越高，離子半徑越小，則離子鍵越強，熔沸點越高。例如：al2o3 > mgo > nacl > cscl.。
原子晶體
定義：相鄰原子之間通過強烈的共價鍵結合而成的空間網狀結構的晶體叫做原子晶體
原理簡介
相鄰原子間以共價鍵結合而形成的空間網狀結構的晶體。例如金剛石晶體，是以乙個碳原子為中心，通過共價鍵連線4個碳原子，形成正四面體的空間結構，每個碳環有6個碳原子組成，所有的c－c鍵鍵長為1.55×10-10公尺，鍵角為109°28′，鍵能也都相等，
詳細內容
金剛石是典型的原子晶體，熔點高達3550℃，是硬度最大的單質。原子晶體中，組成晶體的微粒是原子，原子間的相互作用是共價鍵，共價鍵結合牢固，原子晶體的熔、沸點高，硬度大，不溶於一般的溶劑，多數原子晶體為絕緣體，有些如矽、鍺等是優良的半導體材料。原子晶體中不存在分子，用化學式表示物質的組成，單質的化學式直接用元素符號表示，兩種以上元素組成的原子晶體，按各原子數目的最簡比寫化學式。
常見的原子晶體是週期系第ⅳa族元素的一些單質和某些化合物，例如金剛石、矽晶體、sio2、sic等。（但碳元素的另一單質石墨不是原子晶體，石墨晶體是層狀結構，以乙個碳原子為中心，通過共價鍵連線3個碳原子，形成網狀六邊形，屬過渡型晶體。）對不同的原子晶體，組成晶體的原子半徑越小，共價鍵的鍵長越短，即共價鍵越牢固，晶體的熔，沸點越高，例如金剛石、碳化矽、矽晶體的熔沸點依次降低。
理論發展
金剛石的晶體模型相鄰原子間以共價鍵結合而形成的空間網狀結構的晶體，如：金剛石、晶體矽、碳化矽、二氧化矽等。凡靠共價鍵結合而成的晶體統稱為原子晶體。
例如金剛石晶體，是以乙個碳原子為中心，通過共價鍵連線4個碳原子，形成正四面體的空間結構，每個碳環有6個碳原子組成，所有的c－c鍵鍵長為1.55×10-10公尺，鍵角為109°28′，鍵能也都相等，金剛石是典型的原子晶體，熔點高達3550℃，是自然界硬度最大的單質。原子晶體中，組成晶體的微粒是原子，原子間的相互作用是共價鍵，共價鍵結合牢固，原子晶體的熔、沸點高，硬度大，不溶於一般的溶劑，多數原子晶體為絕緣體，有些如矽、鍺等是優良的半導體材料[1]。
原子晶體中不存在分子，用化學式表示物質的組成，單質的化學式直接用元素符號表示，兩種以上元素組成的原子晶體，按各原子數目的最簡比寫化學式。常見的原子晶體是週期系第ⅳa族元素的一些單質和某些化合物，例如金剛石、矽晶體、sio2、sic、b等。對不同的原子晶體，組成晶體的原子半徑越小，共價鍵的鍵長越短，即共價鍵越牢固，晶體的熔，沸點越高，例如金剛石、碳化矽、矽晶體的熔沸點依次降低。
且原子晶體的熔沸點一般要比分子晶體和離子晶體高。
高低規律
一般鍵長越短，熔沸點越高。例如：金剛石（c—c） > 二氧化矽（si—o） > 碳化矽（si—c） > 晶體矽（si—si）
分子晶體
冰(h2o)分子晶體棍球模型分子間以范德華力相互結合形成的晶體。大多數非金屬單質及其形成的化合物如乾冰(co2)、i2、大多數有機物，其固態均為分子晶體。分子晶體是由分子組成，可以是極性分子，也可以是非極性分子。
分子間的作用力很弱，分子晶體具有較低的熔、沸點，硬度小、易揮發，許多物質在常溫下呈氣態或液態，例如o2、co2是氣體，乙醇、冰醋酸是液體。同型別分子的晶體，其熔、沸點隨分子量的增加而公升高，例如鹵素單質的熔、沸點按f2、cl2、br2、i2順序遞增；非金屬元素的氫化物，按週期系同主族由上而下熔沸點公升高；有機物的同系物隨碳原子數的增加，熔沸點公升高。但hf、h2o、nh3、ch3ch2oh等分子間，除存在范德華力外，還有氫鍵的作用力，它們的熔沸點較高。
分子組成的物質，其溶解性遵守「相似相溶[1]」原理，極性分子易溶於極性溶劑，非極性分子易溶於非極性的有機溶劑，例如nh3、hcl極易溶於水，難溶於ccl4和苯；而br2、i2難溶於水，易溶於ccl4、苯等有機溶劑。根據此性質，可用ccl4、苯等溶劑將br2和i2從它們的水溶液中萃取、分離出來。
分子晶體熔沸點高低規律
分子間作用力越強，熔沸點越高 ①組成和結構相似的分子晶體，一般相對分子質量越大，分子間作用力越強，熔沸點越高。例如：元素週期表中第ⅶa族的元素單質其熔沸點變化規律為：
at2>i2 > br2 > cl2>f2 。 ②若分子間有氫鍵，則分子間作用力比結構相似的同類晶體大，故熔沸點較高。例如：
hf > hi > hbr > hcl。 h2o> h2se> h2s。 nh3> ph3
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