A. 機體細胞內外離子交換
Na—K泵是細胞學的內容。
B. 由實驗總結得出的離子交換選擇性有哪些主要規律
由實驗總結得出的離子交換選擇性有哪些主要規律
陽離子交換樹脂在稀溶液中的的選回擇性順序如下答：Fe3+>A13+>Ca2+>Mg2+>K+≈NH4+>Na+>H+
這可歸納為①離子所帶電荷越大，越易被吸著；②當離子所帶電荷量相同時，離子水合半徑較小的易被吸著。
弱酸性陽樹脂對H+的選擇性向前移動，羧酸型樹脂對H+的選擇性居於Fe3+之前。
C. 高中化學必修2知識點歸納
高中化學必修2知識點歸納總結
第一章 物質結構 元素周期律
一、原子結構
質子（Z個）
原子核 注意：
中子（N個） 質量數(A)＝質子數(Z)＋中子數(N)
1.原子（ A X ） 原子序數=核電荷數=質子數=原子的核外電子數
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：
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca
2.原子核外電子的排布規律：①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；②各電子層最多容納的電子數是2n2；③最外層電子數不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數第三層電子數不超過32個。
電子層： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七
對應表示符號： K L M N O P Q
3.元素、核素、同位素
元素：具有相同核電荷數的同一類原子的總稱。
核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。
同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。(對於原子來說)
二、元素周期表
1.編排原則：
①按原子序數遞增的順序從左到右排列
②將電子層數相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數＝原子的電子層數）
③把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排成一縱行。
主族序數＝原子最外層電子數
2.結構特點：
核外電子層數 元素種類
第一周期 1 2種元素
短周期 第二周期 2 8種元素
周期 第三周期 3 8種元素
元 （7個橫行） 第四周期 4 18種元素
素 （7個周期） 第五周期 5 18種元素
周 長周期 第六周期 6 32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，位於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（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨著核電荷數的遞增而呈周期性變化的規律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結果。
2.同周期元素性質遞變規律
第三周期元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
(1)電子排布 電子層數相同，最外層電子數依次增加
(2)原子半徑 原子半徑依次減小
—
(3)主要化合價 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4
－4 ＋5
－3 ＋6
－2 ＋7
－1 —
(4)金屬性、非金屬性 金屬性減弱，非金屬性增加
—
(5)單質與水或酸置換難易 冷水
劇烈 熱水與
酸快 與酸反
應慢 —— —
(6)氫化物的化學式 —— SiH4 PH3 H2S HCl —
(7)與H2化合的難易 —— 由難到易
—
(8)氫化物的穩定性 —— 穩定性增強
—
(9)最高價氧化物的化學式 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 —
最高價氧化物對應水化物 (10)化學式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 —
(11)酸鹼性 強鹼 中強鹼 兩性氫
氧化物 弱酸 中強
酸 強酸 很強
的酸 —
(12)變化規律 鹼性減弱，酸性增強
—
第ⅠA族鹼金屬元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金屬性最強的元素，位於周期表左下方）
第ⅦA族鹵族元素：F Cl Br I At （F是非金屬性最強的元素，位於周期表右上方）
★判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：
（1）金屬性強（弱）——①單質與水或酸反應生成氫氣容易（難）；②氫氧化物鹼性強（弱）；③相互置換反應（強制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
（2）非金屬性強（弱）——①單質與氫氣易（難）反應；②生成的氫化物穩定（不穩定）；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（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：從易→難
鹼性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
非金屬性：Si＜P＜S＜Cl
單質與氫氣反應：從難→易
氫化物穩定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl
酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4
（Ⅱ）同主族比較：
金屬性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（鹼金屬元素）
與酸或水反應：從難→易
鹼性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH 非金屬性：F＞Cl＞Br＞I（鹵族元素）
單質與氫氣反應：從易→難
氫化物穩定：HF＞HCl＞HBr＞HI
（Ⅲ）
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，電子層數多的半徑大。
（2）電子層數相同時，再比較核電荷數，核電荷數多的半徑反而小。
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 離子鍵 共價鍵
概念 陰陽離子結合成化合物的靜電作用叫離子鍵 原子之間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵
成鍵方式 通過得失電子達到穩定結構 通過形成共用電子對達到穩定結構
成鍵粒子 陰、陽離子 原子
成鍵元素 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） 非金屬元素之間
離子化合物：由離子鍵構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的結構與表示共價鍵形成的物質的結構的不同點：（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構需標出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質的結構不能標電荷。（2）[ ]（方括弧）：離子鍵形成的物質中的陰離子需用方括弧括起來，而共價鍵形成的物質中不能用方括弧。
第二章 化學反應與能量
第一節 化學能與熱能
1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。
原因：當物質發生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量。化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。一個確定的化學反應在發生過程中是吸收能量還是放出能量，決定於反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量＞E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量＜E生成物總能量，為吸熱反應。
2、常見的放熱反應和吸熱反應
常見的放熱反應：①所有的燃燒與緩慢氧化。②酸鹼中和反應。③金屬與酸反應製取氫氣。
④大多數化合反應（特殊：C＋CO2 2CO是吸熱反應）。
常見的吸熱反應：①以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g)。
②銨鹽和鹼的反應如Ba(OH)2•8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O
③大多數分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。
3、能源的分類：
形成條件 利用歷史 性質
一次能源
常規能源 可再生資源 水能、風能、生物質能
不可再生資源 煤、石油、天然氣等化石能源
新能源 可再生資源 太陽能、風能、地熱能、潮汐能、氫能、沼氣
不可再生資源 核能
二次能源 （一次能源經過加工、轉化得到的能源稱為二次能源）
電能（水電、火電、核電）、蒸汽、工業余熱、酒精、汽油、焦炭等
[思考]一般說來，大多數化合反應是放熱反應，大多數分解反應是吸熱反應，放熱反應都不需要加熱，吸熱反應都需要加熱，這種說法對嗎？試舉例說明。
點拔：這種說法不對。如C＋O2＝CO2的反應是放熱反應，但需要加熱，只是反應開始後不再需要加熱，反應放出的熱量可以使反應繼續下去。Ba(OH)2•8H2O與NH4Cl的反應是吸熱反應，但反應並不需要加熱。
第二節 化學能與電能
1、化學能轉化為電能的方式：
電能
(電力) 火電（火力發電） 化學能→熱能→機械能→電能 缺點：環境污染、低效
原電池 將化學能直接轉化為電能 優點：清潔、高效
2、原電池原理
（1）概念：把化學能直接轉化為電能的裝置叫做原電池。
（2）原電池的工作原理：通過氧化還原反應（有電子的轉移）把化學能轉變為電能。
（3）構成原電池的條件：（1）電極為導體且活潑性不同；（2）兩個電極接觸（導線連接或直接接觸）；（3）兩個相互連接的電極插入電解質溶液構成閉合迴路。
（4）電極名稱及發生的反應：
負極：較活潑的金屬作負極，負極發生氧化反應，
電極反應式：較活潑金屬－ne－＝金屬陽離子
負極現象：負極溶解，負極質量減少。
正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發生還原反應，
電極反應式：溶液中陽離子＋ne－＝單質
正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加。
（5）原電池正負極的判斷方法：
①依據原電池兩極的材料：
較活潑的金屬作負極（K、Ca、Na太活潑，不能作電極）；
較不活潑金屬或可導電非金屬（石墨）、氧化物（MnO2）等作正極。
②根據電流方向或電子流向：（外電路）的電流由正極流向負極；電子則由負極經外電路流向原電池的正極。
③根據內電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。
④根據原電池中的反應類型：
負極：失電子，發生氧化反應，現象通常是電極本身消耗，質量減小。
正極：得電子，發生還原反應，現象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。
（6）原電池電極反應的書寫方法：
（i）原電池反應所依託的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：
①寫出總反應方程式。 ②把總反應根據電子得失情況，分成氧化反應、還原反應。
③氧化反應在負極發生，還原反應在正極發生，反應物和生成物對號入座，注意酸鹼介質和水等參與反應。
（ii）原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。
（7）原電池的應用：①加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。②比較金屬活動性強弱。③設計原電池。④金屬的腐蝕。
2、化學電源基本類型：
①干電池：活潑金屬作負極，被腐蝕或消耗。如：Cu－Zn原電池、鋅錳電池。
②充電電池：兩極都參加反應的原電池，可充電循環使用。如鉛蓄電池、鋰電池和銀鋅電池等。
③燃料電池：兩電極材料均為惰性電極，電極本身不發生反應，而是由引入到兩極上的物質發生反應，如H2、CH4燃料電池，其電解質溶液常為鹼性試劑（KOH等）。
第三節 化學反應的速率和限度
1、化學反應的速率
（1）概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量（均取正值）來表示。 計算公式：v(B)＝ ＝
①單位：mol/(L•s)或mol/(L•min)
②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。
③以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。
④重要規律：（i）速率比＝方程式系數比 （ii）變化量比＝方程式系數比
（2）影響化學反應速率的因素：
內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的（主要因素）。
外因：①溫度：升高溫度，增大速率
②催化劑：一般加快反應速率（正催化劑）
③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言）
④壓強：增大壓強，增大速率（適用於有氣體參加的反應）
⑤其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大小）、反應物的狀態（溶劑）、原電池等也會改變化學反應速率。
2、化學反應的限度——化學平衡
（1）在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種「平衡狀態」，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態。
化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學反應速率，對化學平衡無影響。
在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。
在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行。可逆反應不能進行到底，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質（反應物和生成物）的物質的量都不可能為0。
（2）化學平衡狀態的特徵：逆、動、等、定、變。
①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。
②動：動態平衡，達到平衡狀態時，正逆反應仍在不斷進行。
③等：達到平衡狀態時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等於0。即v正＝v逆≠0。
④定：達到平衡狀態時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。
⑤變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。
（3）判斷化學平衡狀態的標志：
① VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物質比較）
②各組分濃度保持不變或百分含量不變
③藉助顏色不變判斷（有一種物質是有顏色的）
④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變（前提：反應前後氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對於反應xA＋yB zC，x＋y≠z ）
第三章 有機化合物
絕大多數含碳的化合物稱為有機化合物，簡稱有機物。像CO、CO2、碳酸、碳酸鹽等少數化合物，由於它們的組成和性質跟無機化合物相似，因而一向把它們作為無機化合物。
一、烴
1、烴的定義：僅含碳和氫兩種元素的有機物稱為碳氫化合物，也稱為烴。
2、烴的分類：
飽和烴→烷烴（如：甲烷）
脂肪烴(鏈狀)
烴 不飽和烴→烯烴（如：乙烯）
芳香烴(含有苯環)（如：苯）
3、甲烷、乙烯和苯的性質比較：
有機物 烷烴 烯烴 苯及其同系物
通式 CnH2n+2 CnH2n ——
代表物 甲烷(CH4) 乙烯(C2H4) 苯(C6H6)
結構簡式 CH4 CH2＝CH2 或
(官能團)
結構特點 C－C單鍵，
鏈狀，飽和烴 C＝C雙鍵，
鏈狀，不飽和烴 一種介於單鍵和雙鍵之間的獨特的鍵，環狀
空間結構 正四面體 六原子共平面 平面正六邊形
物理性質 無色無味的氣體，比空氣輕，難溶於水 無色稍有氣味的氣體，比空氣略輕，難溶於水 無色有特殊氣味的液體，比水輕，難溶於水
用途 優良燃料，化工原料 石化工業原料，植物生長調節劑，催熟劑 溶劑，化工原料
有機物 主 要 化 學 性 質
烷烴：
甲烷 ①氧化反應（燃燒）
CH4+2O2――→CO2+2H2O（淡藍色火焰，無黑煙）
②取代反應 （注意光是反應發生的主要原因，產物有5種）
CH4+Cl2―→CH3Cl+HCl CH3Cl +Cl2―→CH2Cl2+HCl
CH2Cl2+Cl2―→CHCl3+HCl CHCl3+Cl2―→CCl4+HCl
在光照條件下甲烷還可以跟溴蒸氣發生取代反應，
甲烷不能使酸性KMnO4溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。
烯烴：
乙烯
①氧化反應 （ⅰ）燃燒
C2H4+3O2――→2CO2+2H2O（火焰明亮，有黑煙）
（ⅱ）被酸性KMnO4溶液氧化，能使酸性KMnO4溶液褪色。
②加成反應
CH2＝CH2＋Br2－→CH2Br－CH2Br（能使溴水或溴的四氯化碳溶液褪色）
在一定條件下，乙烯還可以與H2、Cl2、HCl、H2O等發生加成反應
CH2＝CH2＋H2――→CH3CH3
CH2＝CH2＋HCl－→CH3CH2Cl（氯乙烷）
CH2＝CH2＋H2O――→CH3CH2OH（制乙醇）
③加聚反應 nCH2＝CH2――→－CH2－CH2－n（聚乙烯）
乙烯能使酸性KMnO4溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。常利用該反應鑒別烷烴和烯烴，如鑒別甲烷和乙烯。
苯
①氧化反應（燃燒）
2C6H6＋15O2―→12CO2＋6H2O（火焰明亮，有濃煙）
②取代反應
苯環上的氫原子被溴原子、硝基取代。
＋Br2――→ ＋HBr
＋HNO3――→ ＋H2O
③加成反應
＋3H2――→
苯不能使酸性KMnO4溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。
4、同系物、同分異構體、同素異形體、同位素比較。
概念 同系物 同分異構體 同素異形體 同位素
定義 結構相似，在分子組成上相差一個或若干個CH2原子團的物質 分子式相同而結構式不同的化合物的互稱 由同種元素組成的不同單質的互稱 質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子的互稱
分子式 不同 相同 元素符號表示相同，分子式可不同 ——
結構 相似 不同 不同 ——
研究對象 化合物 化合物 單質 原子
6、烷烴的命名：
（1）普通命名法：把烷烴泛稱為「某烷」，某是指烷烴中碳原子的數目。1－10用甲，乙，丙，丁，戊，已，庚，辛，壬，癸；11起漢文數字表示。區別同分異構體，用「正」，「異」，「新」。
正丁烷，異丁烷；正戊烷，異戊烷，新戊烷。
（2）系統命名法：
①命名步驟：(1)找主鏈－最長的碳鏈(確定母體名稱)；(2)編號－靠近支鏈（小、多）的一端；
(3)寫名稱－先簡後繁,相同基請合並.
②名稱組成：取代基位置－取代基名稱母體名稱
③阿拉伯數字表示取代基位置，漢字數字表示相同取代基的個數
CH3－CH－CH2－CH3 CH3－CH－CH－CH3
2－甲基丁烷 2，3－二甲基丁烷
7、比較同類烴的沸點:
①一看：碳原子數多沸點高。
②碳原子數相同，二看：支鏈多沸點低。
常溫下，碳原子數1－4的烴都為氣體。
二、烴的衍生物
1、乙醇和乙酸的性質比較
有機物 飽和一元醇 飽和一元醛 飽和一元羧酸
通式 CnH2n+1OH —— CnH2n+1COOH
代表物 乙醇 乙醛 乙酸
結構簡式 CH3CH2OH
或 C2H5OH CH3CHO CH3COOH
官能團 羥基：－OH
醛基：－CHO
羧基：－COOH
物理性質 無色、有特殊香味的液體，俗名酒精，與水互溶，易揮發
（非電解質） —— 有強烈刺激性氣味的無色液體，俗稱醋酸，易溶於水和乙醇，無水醋酸又稱冰醋酸。
用途 作燃料、飲料、化工原料；用於醫療消毒，乙醇溶液的質量分數為75％ —— 有機化工原料，可製得醋酸纖維、合成纖維、香料、燃料等，是食醋的主要成分
有機物 主 要 化 學 性 質
乙醇 ①與Na的反應
2CH3CH2OH+2Na―→2CH3CH2ONa+H2↑
乙醇與Na的反應（與水比較）：①相同點：都生成氫氣，反應都放熱
②不同點：比鈉與水的反應要緩慢
結論：乙醇分子羥基中的氫原子比烷烴分子中的氫原子活潑，但沒有水分子中的氫原子活潑。
②氧化反應 （ⅰ）燃燒
CH3CH2OH+3O2―→2CO2+3H2O
（ⅱ）在銅或銀催化條件下：可以被O2氧化成乙醛（CH3CHO）
2CH3CH2OH+O2――→2CH3CHO+2H2O
③消去反應
CH3CH2OH――→CH2＝CH2↑+H2O
乙醛 氧化反應：醛基(－CHO)的性質－與銀氨溶液，新制Cu(OH)2反應
CH3CHO＋2Ag(NH3)2OH――→CH3COONH4＋H2O ＋2Ag↓＋3NH3↑
（銀氨溶液）
CH3CHO + 2Cu(OH)2――→CH3COOH＋Cu2O↓＋2H2O
（磚紅色）
醛基的檢驗：方法1：加銀氨溶液水浴加熱有銀鏡生成。
方法2：加新制的Cu(OH)2鹼性懸濁液加熱至沸有磚紅色沉澱
乙酸 ①具有酸的通性：CH3COOH≒CH3COO－＋H＋
使紫色石蕊試液變紅；
與活潑金屬，鹼，弱酸鹽反應，如CaCO3、Na2CO3
酸性比較：CH3COOH > H2CO3
2CH3COOH＋CaCO3＝2(CH3COO)2Ca＋CO2↑＋H2O（強制弱）
②酯化反應
CH3COOH＋C2H5OH CH3COOC2H5＋H2O
酸脫羥基醇脫氫
三、基本營養物質
食物中的營養物質包括：糖類、油脂、蛋白質、維生素、無機鹽和水。人們習慣稱糖類、油脂、蛋白質為動物性和植物性食物中的基本營養物質。
種類 元素組成 代表物 代表物分子
糖類 單糖 C H O 葡萄糖 C6H12O6 葡萄糖和果糖互為同分異構體
單糖不能發生水解反應
果糖
雙糖 C H O 蔗糖 C12H22O11 蔗糖和麥芽糖互為同分異構體
能發生水解反應
麥芽糖
多糖 C H O 澱粉 (C6H10O5)n 澱粉、纖維素由於n值不同，所以分子式不同，不能互稱同分異構體
能發生水解反應
纖維素
油脂 油 C H O 植物油 不飽和高級脂肪酸甘油酯 含有C＝C鍵，能發生加成反應，
能發生水解反應
脂 C H O 動物脂肪 飽和高級脂肪酸甘油酯 C－C鍵，
能發生水解反應
蛋白質 C H O
N S P等 酶、肌肉、
毛發等 氨基酸連接成的高分子 能發生水解反應
主 要 化 學 性 質
葡萄糖
結構簡式：CH2OH－CHOH－CHOH－CHOH－CHOH－CHO
或CH2OH(CHOH)4CHO （含有羥基和醛基）
醛基：①使新制的Cu(OH)2¬產生磚紅色沉澱－測定糖尿病患者病情
②與銀氨溶液反應產生銀鏡－工業制鏡和玻璃瓶瓶膽
羥基：與羧酸發生酯化反應生成酯
蔗糖 水解反應：生成葡萄糖和果糖
澱粉
纖維素 澱粉、纖維素水解反應：生成葡萄糖
澱粉特性：澱粉遇碘單質變藍
油脂 水解反應：生成高級脂肪酸（或高級脂肪酸鹽）和甘油
蛋白質 水解反應：最終產物為氨基酸
顏色反應：蛋白質遇濃HNO3變黃（鑒別部分蛋白質）
灼燒蛋白質有燒焦羽毛的味道（鑒別蛋白質）
第四章 化學與可持續發展
第一節 開發利用金屬礦物和海水資源
一、金屬礦物的開發利用
1、金屬的存在：除了金、鉑等少數金屬外，絕大多數金屬以化合態的形式存在於自然界。
2、金屬冶煉的涵義：簡單地說，金屬的冶煉就是把金屬從礦石中提煉出來。金屬冶煉的實質是把金屬元素從化合態還原為游離態，即M(+n)（化合態） M(0)（游離態）。
3、金屬冶煉的一般步驟： (1)礦石的富集：除去雜質，提高礦石中有用成分的含量。(2)冶煉：利用氧化還原反應原理，在一定條件下，用還原劑把金屬從其礦石中還原出來，得到金屬單質（粗）。(3)精煉：採用一定的方法，提煉純金屬。
4、金屬冶煉的方法
(1)電解法：適用於一些非常活潑的金屬。
2NaCl（熔融） 2Na＋Cl2↑ MgCl2（熔融） Mg＋Cl2↑ 2Al2O3（熔融） 4Al＋3O2↑
(2)熱還原法：適用於較活潑金屬。
Fe2O3＋3CO 2Fe＋3CO2↑ WO3＋3H2 W＋3H2O ZnO＋C Zn＋CO↑
常用的還原劑：焦炭、CO、H2等。一些活潑的金屬也可作還原劑，如Al，
Fe2O3＋2Al 2Fe＋Al2O3（鋁熱反應） Cr2O3＋2Al 2Cr＋Al2O3（鋁熱反應）
(3)熱分解法：適用於一些不活潑的金屬。
2HgO 2Hg＋O2↑ 2Ag2O 4Ag＋O2↑
5、 (1)回收金屬的意義：節約礦物資源，節約能源，減少環境污染。(2)廢舊金屬的最好處理方法是回收利用。(3)回收金屬的實例：廢舊鋼鐵用於煉鋼；廢鐵屑用於制鐵鹽；從電影業、照相業、科研單位和醫院X光室回收的定影液中，可以提取金屬銀。
金屬的活動性順序 K、Ca、Na、
Mg、Al Zn、Fe、Sn、
Pb、(H)、Cu Hg、Ag Pt、Au
金屬原子失電子能力 強 弱
金屬離子得電子能力 弱 強
主要冶煉方法 電解法 熱還原法 熱分解法 富集法
還原劑或
特殊措施 強大電流
提供電子 H2、CO、C、
Al等加熱 加熱 物理方法或
化學方法
二、海水資源的開發利用
1、海水是一個遠未開發的巨大化學資源寶庫 海水中含有80多種元素，其中Cl、Na、K、Mg、Ca、S、C、F、B、Br、Sr 11種元素的含量較高，其餘為微量元素。常從海水中提取食鹽，並在傳統海水制鹽工業基礎上製取鎂、鉀、溴及其化合物。
2、海水淡化的方法：蒸餾法、電滲析法、離子交換法等。其中蒸餾法的歷史最久，蒸餾法的原理是把水加熱到水的沸點，液態水變為水蒸氣與海水中的鹽分離，水蒸氣冷凝得淡水。
3、海水提溴
濃縮海水 溴單質 氫溴酸 溴單質
有關反應方程式：①2NaBr＋Cl2＝Br2＋2NaCl ②Br2＋SO2＋2H2O＝2HBr＋H2SO4
③2HBr＋Cl2＝2HCl＋Br2
4、海帶提碘
海帶中的碘元素主要以I－的形式存在，提取時用適當的氧化劑將其氧化成I2，再萃取出來。證明海帶中含有碘，實驗方法：(1)用剪刀剪碎海帶，用酒精濕潤，放入坩鍋中。(2)灼燒海帶至完全生成灰，停止加熱，冷卻。(3)將海帶灰移到小燒杯中，加蒸餾水，攪拌、煮沸、過濾。(4)在濾液中滴加稀H2SO4及H2O2然後加入幾滴澱粉溶液。
證明含碘的現象：滴入澱粉溶液，溶液變藍色。2I－＋H2O2＋2H＋＝I2＋2H2O
第二節 化學與資源綜合利用、環境保護
一、煤和石油
1、煤的組成：煤是由有機物和少量無機物組成的復雜混合物，主要含碳元素，還含有少量的氫、氧、氮、硫等元素。
2、煤的綜合利用：煤的干餾、煤的氣化、煤的液化。
煤的干餾是指將煤在隔絕空氣的條件下加強使其分解的過程，也叫煤的焦化。煤干餾得到焦炭、煤焦油、焦爐氣等。
煤的氣化是將其中的有機物轉化為可燃性氣體的過程。
煤的液化是將煤轉化成液體燃料的過程。
3、石油的組成：石油主要是多種烷烴、環烷烴和芳香烴多種碳氫化合物的混合物，沒有固定的沸點。
4、石油的加工：石油的分餾、催化裂化、裂解。
二、環境保護和綠色化學
環境問題主要是指由於人類不合理地開發和利用自然資源而造成的生態環境破壞，以及工農業生產和人類生活所造成的環境污染。
1
D. 求高中化學 電化學部分知識點總結 謝謝
裝置特點：化學能轉化為電能。
①、兩個活潑性不同的電極；
形成條件：②、電解質溶液（一般與活潑性強的電極發生氧化還原反應）；
原 ③、形成閉合迴路（或在溶液中接觸）
電 負極：用還原性較強的物質作負極，負極向外電路提供電子；發生氧化反應。
池 基本概念： 正極：用氧化性較強的物質正極，正極從外電路得到電子，發生還原反應。
原 電極反應方程式：電極反應、總反應。
理
氧化反應 負極 銅鋅原電池 正極 還原反應
反應原理：Zn-2e-=Zn2+ 2H++2e-=2H2↑
電解質溶液
電極反應： 負極（鋅筒）Zn-2e-=Zn2+
正極（石墨）2NH4++2e-=2NH3+H2↑
①、普通鋅——錳干電池 總反應：Zn+2NH4+=Zn2++2NH3+H2↑
干電池： 電解質溶液：糊狀的NH4Cl
特點：電量小，放電過程易發生氣漲和溶液
②、鹼性鋅——錳干電池 電極：負極由鋅改鋅粉（反應面積增大，放電電流增加）；
電解液：由中性變為鹼性（離子導電性好）。
正極（PbO2） PbO2+SO42-+4H++2e-=PbSO4+2H2O
負極（Pb） Pb+SO42--2e-=PbSO4
鉛蓄電池：總反應：PbO2+Pb+2H2SO4 2PbSO4+2H2O
電解液：1.25g/cm3~1.28g/cm3的H2SO4 溶液
蓄電池 特點：電壓穩定。
Ⅰ、鎳——鎘（Ni——Cd）可充電電池；
其它蓄電池 Cd+2NiO(OH)+2H2O Cd(OH)2+2Ni(OH)2
Ⅱ、銀鋅蓄電池
鋰電池
①、燃料電池與普通電池的區別
不是把還原劑、氧化劑物質全部貯藏在電池內，而是工作時不斷從外界輸入，同時
燃料 電極反應產物不斷排出電池。
電池 ②、原料：除氫氣和氧氣外，也可以是CH4、煤氣、燃料、空氣、氯氣等氧化劑。
負極：2H2+2OH--4e-=4H2O ；正極：O2+2H2O+4e-=4OH-
③、氫氧燃料電池： 總反應：O2 +2H2 =2H2O
特點：轉化率高，持續使用，無污染。
廢舊電池的危害：舊電池中含有重金屬（Hg2+）酸鹼等物質；回收金屬，防止污染。
腐蝕概念：金屬或合金與周圍接觸到的氣體或液體進行化學反應而腐蝕損耗的過程。
概述： 腐蝕危害：
腐蝕的本質：M-ne-→Mn+(氧化反應)
分類： 化學腐蝕（金屬與接觸到的物質直接發生化學反應而引起的腐蝕）、電化腐蝕
定義：因發生原電池反應，而使金屬腐蝕的形式。
負極（Fe）：Fe-2e-=Fe2+；正極（C）：O2+2H2O+4e-=4OH-
電化 吸氧腐蝕： 總反應：2Fe+O2+2H2O=Fe(OH)2
腐蝕 後繼反應：4Fe(OH)2 +O2 +2H2O =4Fe(OH)3
鋼鐵的腐蝕： 2Fe(OH)3 Fe2O3 +3H2O
負極（Fe）：Fe-2e-=Fe2+；
析氫腐蝕： 正極（C）：2H++2e-=H2↑
總反應：Fe+2H+=Fe2++H2↑
影響腐蝕的因素：金屬本性、介質。
金屬的防護： ①、改變金屬的內部組織結構；
保護方法：②、在金屬表面覆蓋保護層；
③、電化學保護法（犧牲陽極的陰極保護法）
定義：使電流通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應的過程。
裝置特點：電能轉化為化學能。
①、與電源本連的兩個電極；
形成條件 ②、電解質溶液（或熔化的電解質）
③、形成閉合迴路。
電極 陽極：與直流電源正極相連的叫陽極。
概念 陰極：與直流電源負極相連的叫陰極。
電極反應：
原理：誰還原性或氧化性強誰先放電（發生氧化還原反應）
離子放電順序： 陽極：陰離子還原性 S2->I->Br->Cl->OH->SO42-（含氧酸根）>F-
陰極：陽離子氧化性 Ag+>Fe3+>Cu2+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+>Al3+>Mg2+>Na+
電子流向 e- e-
氧化反應 陽極 陰極 還原反應
反應原理：4OH--4e-=2H2O +O2 Cu2++2e-=Cu
電解質溶液
電解結果：在兩極上有新物質生成。
總反應：2CuSO4+2H2O 2Cu+2H2SO4+O2↑
粗銅板作陽極，與直流電源正極相連；
①、裝置 純銅作陰極，與直流電源負極相連；
用CuSO4 (加一定量H2SO4)作電解液。
陰極：Cu2++2e-=Cu
電解精煉銅 陽極：Cu-2e-=Cu2+、Zn-2e-=Zn2+
②、原理： Ni-2e-=Ni2+
陽極泥：含Ag、Au等貴重金屬；
電解液：溶液中CuSO4濃度基本不變
③、電解銅的特點：純度高、導電性好。
①、概念：利用電解原理在某些金屬的表面鍍上一薄層其它金屬或合金的過程。
將待鍍金屬與電源負極相連作陰極；
②、方法：鍍層金屬與電源正極相連作陽極；
電鍍： 用含鍍層金屬離子的電解質溶液配成電鍍液。
③、原理：陽極 Cu-2e-=Cu2+ ；Cu2++2e-=Cu
④、裝置：
⑤、電鍍工業：鍍件預處理→電鍍液添加劑→
裝置：（如圖）
現象 ①、陰極上有氣泡；②、陽極有刺激性氣體產，能使濕潤的澱粉KI變藍；
電解食鹽水 ③、陰極區附近溶液變紅，有鹼生成
原理： 通電前： NaCl =Na++Cl- H2O H++OH-
原理 陰極（Fe）:Na+,H+移向陰極；2H++2e-=H2↑(還原反應)
通電後：陽極（C）：Cl-、OH-移向陽極；2Cl--2e-=Cl2↑(氧化反應)
總反應：2NaCl +2H2O 2NaOH +Cl2↑+H2↑
陽極、陰極、離子交換膜、電解槽、導電銅棒等
①、組成：陽極：金屬鈦網（塗有釕氧化物）；陰極：碳鋼網（塗有Ni塗層）
陽離子交換膜：只允許陽離子通過，阻止陰離子和空氣通過；
②、裝置：
離子交換膜
法制燒鹼：
E. 為什麼說陽離子交換樹脂交換能力是陰離子交換樹脂的兩倍
因為陽樹脂的工作交換容量高，通常陽樹脂的填裝量都比陰樹脂少，樹脂失效時通常是陰柱失效，往往這時陽柱還有交換能力。這時我工作總結的，沒有人指導，您僅供參考
F. 陽離子交換層析交換劑帶什麼電
在 丁香園 生物網路 （ ） 總結 ：
離子交換層析：
離子交換層析
離子交換層析是利用離子交換劑上的可交換離子與周圍介質中被分離的各種離子間的親和力不同，經過交換平衡達到分離的目的的一種柱層析法。該法可以同時分析多種離子化合物，具有靈敏度高，重復性、選擇性好，分離速度快等優點，是當前最常用的層析法之一，常用於多種離子型生物分子的分離，包括蛋白質、氨基酸、多肽及核酸等。
離子交換層析對物質的分離通常是在一根充填有離子交換劑的玻璃交換劑的玻璃管中進行的。離子交換劑為人工合成的多聚物，其上帶有許多可電離基團，根據這些基團所帶電荷的不同，可分為陰離子交換劑和陽離子交換劑。含有預被分離的離子的溶液通過離子交換柱時，各種離子即與離子交換劑上的荷電部位競爭結合。任何離子通過柱時的移動速率取決於與離子交換劑的親和力、電離程度和溶液中各種競爭性離子的性質和濃度。
離子交換劑是由基質、荷電基團和反離子構成，在水中呈不溶解狀態，能釋放出反離子。同時它與溶液中的其他離子或離子化合物相互結合，結合後不改變本身和被結合離子或離子化合物的理化性質。
離子交換層劑與水溶液中離子或離子化合物所進行的離子交換反應是可逆的。假定以RA代表陽離子交換劑，在溶液中解離出來的陽離子A＋與溶液中的陽離子B＋可發生可逆的交換反應：RA+B+↔RB+A+；該反應能以極快的速度達到平衡，平衡的移動遵循質量作用定律。
溶液中的離子與交換劑上的離子進行交換，一般來說，。。。。
疏水作用層析，建議看看這個，或者搜索
參考資料：
G. 簡述採用離子交換法制備純化水的過程
離子交換法制備純化水的過程分下列幾種：
1、純化水的製取的最早方法就是離子內交換,他起源於60年代容左右,一般採取陽離子交換樹脂+陰離子交換樹脂+混合離子交換樹脂（陰樹脂和陽樹脂2：1）,這種方法需要浪費大量的酸和鹼再生樹脂現在被淘汰了.
2、電滲析（ED）+陽離子交換樹脂+陰離子交換樹脂+混合離子交換樹脂（陰樹脂和陽樹脂2：1）,這是80年代製造純化水的方法,原理就是通過電滲析預脫鹽來減少樹脂轉型再生的酸鹼使用量.
3、反滲透（RO）+混合離子交換樹脂（陰樹脂和陽樹脂2：1）,這是90年代流行的製造純化水的方法,反滲透與電滲析相比脫鹽率更高,操作更簡便.
總結：離子交換法來制備純化水應該是老工藝了,他的優點就是出水水質好,投資較少.缺點就是由污染,運行費用高.由於樹脂本身就是有機物化學合成,他的破碎率較難控制或者一般廠家難以設計高標準的工藝,在新版GMP對TOC要求越來越嚴格的情況下,慢慢被雙級反滲透工藝所淘汰.
H. 跪求高中化學邊角知識總結！！！
二、 顏色
鐵：鐵粉是黑色的；一整塊的固體鐵是銀白色的。 Fe2+——淺綠色 Fe3O4——黑色晶體
Fe(OH)2——白色沉澱 Fe3+——黃色 Fe (OH)3——紅褐色沉澱 Fe (SCN)3——血紅色溶液
FeO——黑色的粉末 Fe (NH4)2(SO4)2——淡藍綠色 Fe2O3——紅棕色粉末 FeS——黑色固體
銅：單質是紫紅色 Cu2+——藍色 CuO——黑色 Cu2O——紅色 CuSO4（無水）—白色 CuSO4•5H2O——藍色 Cu2 (OH)2CO3 —綠色 Cu(OH)2——藍色 [Cu(NH3)4]SO4——深藍色溶液
BaSO4 、BaCO3 、Ag2CO3 、CaCO3 、AgCl 、 Mg (OH)2 、三溴苯酚均是白色沉澱
Al(OH)3 白色絮狀沉澱 H4SiO4（原硅酸）白色膠狀沉澱
Cl2、氯水——黃綠色 F2——淡黃綠色氣體 Br2——深紅棕色液體 I2——紫黑色固體
HF、HCl、HBr、HI均為無色氣體，在空氣中均形成白霧
CCl4——無色的液體，密度大於水，與水不互溶 KMnO4--——紫色 MnO4-——紫色
Na2O2—淡黃色固體 Ag3PO4—黃色沉澱 S—黃色固體 AgBr—淺黃色沉澱
AgI—黃色沉澱 O3—淡藍色氣體 SO2—無色，有剌激性氣味、有毒的氣體
SO3—無色固體（沸點44.8 0C） 品紅溶液——紅色 氫氟酸：HF——腐蝕玻璃
N2O4、NO——無色氣體 NO2——紅棕色氣體 NH3——無色、有剌激性氣味氣體
三、 現象：
1、鋁片與鹽酸反應是放熱的，Ba(OH)2與NH4Cl反應是吸熱的；
2、Na與H2O（放有酚酞）反應，熔化、浮於水面、轉動、有氣體放出；(熔、浮、游、嘶、紅)
3、焰色反應：Na 黃色、K紫色（透過藍色的鈷玻璃）、Cu 綠色、Ca磚紅、Na+（黃色）、K+（紫色）。
4、Cu絲在Cl2中燃燒產生棕色的煙； 5、H2在Cl2中燃燒是蒼白色的火焰；
6、Na在Cl2中燃燒產生大量的白煙； 7、P在Cl2中燃燒產生大量的白色煙霧；
8、SO2通入品紅溶液先褪色，加熱後恢復原色；
9、NH3與HCl相遇產生大量的白煙； 10、鋁箔在氧氣中激烈燃燒產生刺眼的白光；
11、鎂條在空氣中燃燒產生刺眼白光，在CO2中燃燒生成白色粉末（MgO），產生黑煙；
12、鐵絲在Cl2中燃燒，產生棕色的煙； 13、HF腐蝕玻璃：4HF + SiO2 ＝ SiF4 + 2H2O
14、Fe(OH)2在空氣中被氧化：由白色變為灰綠最後變為紅褐色；
15、在常溫下：Fe、Al 在濃H2SO4和濃HNO3中鈍化；
16、向盛有苯酚溶液的試管中滴入FeCl3溶液，溶液呈紫色；苯酚遇空氣呈粉紅色。
17、蛋白質遇濃HNO3變黃，被灼燒時有燒焦羽毛氣味；
18、在空氣中燃燒：S——微弱的淡藍色火焰 H2——淡藍色火焰 H2S——淡藍色火焰
CO——藍色火焰 CH4——明亮並呈藍色的火焰 S在O2中燃燒——明亮的藍紫色火焰。
19．特徵反應現象：
20．淺黃色固體：S或Na2O2或AgBr
21．使品紅溶液褪色的氣體：SO2（加熱後又恢復紅色）、Cl2（加熱後不恢復紅色）
22．有色溶液：Fe2+（淺綠色）、Fe3+（黃色）、Cu2+（藍色）、MnO4-（紫色）
有色固體：紅色（Cu、Cu2O、Fe2O3）、紅褐色[Fe(OH)3] 黑色（CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS）
藍色[Cu(OH)2] 黃色（AgI、Ag3PO4） 白色[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3]
有色氣體：Cl2（黃綠色）、NO2（紅棕色）
四、 考試中經常用到的規律：
1、溶解性規律——見溶解性表； 2、常用酸、鹼指示劑的變色范圍：
指示劑 PH的變色范圍
甲基橙 ＜3.1紅色 3.1——4.4橙色 >4.4黃色
酚酞 ＜8.0無色 8.0——10.0淺紅色 >10.0紅色
石蕊 ＜5.1紅色 5.1——8.0紫色 >8.0藍色
3、在惰性電極上，各種離子的放電順序：
陰極（奪電子的能力）：Au3+ >Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+
陽極（失電子的能力）：S2- >I- >Br– >Cl- >OH- >含氧酸根
注意：若用金屬作陽極，電解時陽極本身發生氧化還原反應（Pt、Au除外）
4、雙水解離子方程式的書寫：（1）左邊寫出水解的離子，右邊寫出水解產物；
（2）配平：在左邊先配平電荷，再在右邊配平其它原子；（3）H、O不平則在那邊加水。
例：當Na2CO3與AlCl3溶液混和時： 3 CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑
5、寫電解總反應方程式的方法：（1）分析：反應物、生成物是什麼；（2）配平。
例：電解KCl溶液：2KCl + 2H2O == H2↑+ Cl2↑+ 2KOH 配平：2KCl + 2H2O == H2↑+ Cl2↑+ 2KOH
6、將一個化學反應方程式分寫成二個電極反應的方法：（1）按電子得失寫出二個半反應式；（2）再考慮反應時的環境（酸性或鹼性）；（3）使二邊的原子數、電荷數相等。
例：蓄電池內的反應為：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 試寫出作為原電池(放電)時的電極反應。
寫出二個半反應： Pb –2e- → PbSO4 PbO2 +2e- → PbSO4
分析：在酸性環境中，補滿其它原子： 應為： 負極：Pb + SO42- -2e- = PbSO4
正極： PbO2 + 4H+ + SO42- +2e- = PbSO4 + 2H2O
注意：當是充電時則是電解，電極反應則為以上電極反應的倒轉：
為： 陰極：PbSO4 +2e- = Pb + SO42- 陽極：PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H+ + SO42-
7、在解計算題中常用到的恆等：原子恆等、離子恆等、電子恆等、電荷恆等、電量恆等，用到的方法有：質量守恆、差量法、歸一法、極限法、關系法、十字交法 和估演算法。（非氧化還原反應：原子守恆、電荷 平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應：電子守恆用得多）
8、電子層結構相同的離子，核電荷數越多，離子半徑越小；
9、晶體的熔點：原子晶體 >離子晶體 >分子晶體 中學學到的原子晶體有： Si、SiC 、SiO2=和金剛石。 原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據的： 金剛石 > SiC > Si （因為原子半徑：Si> C> O）.
10、分子晶體的熔、沸點：組成和結構相似的物質，分子量越大熔、沸點越高。
11、膠體的帶電：一般說來，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電，非金屬氧化物、金屬硫化物 的膠體粒子帶負電。
12、氧化性：MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S=4(+4價的S) 例： I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI
13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。 14、能形成氫鍵的物質：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。
15、氨水（乙醇溶液一樣）的密度小於1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大於1，濃度越大，密度越大，98%的濃硫酸的密度為：1.84g/cm3。
16、離子是否共存：（1）是否有沉澱生成、氣體放出；（2）是否有弱電解質生成；（3）是否發生氧化還原反應；（4）是否生成絡離子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+ 等]；（5）是否發生雙水解。
17、地殼中：含量最多的金屬元素是— Al 含量最多的非金屬元素是—O HClO4(高氯酸)—是最強的酸
18、熔點最低的金屬是Hg (-38.9C。),；熔點最高的是W（鎢3410c）；密度最小（常見）的是K；密度最大（常見）是Pt。
19、雨水的PH值小於5.6時就成為了酸雨。
20、有機酸酸性的強弱：乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 >碳酸 >苯酚 >HCO3-
21、有機鑒別時，注意用到水和溴水這二種物質。
例：鑒別：乙酸乙酯（不溶於水，浮）、溴苯（不溶於水，沉）、乙醛（與水互溶），則可用水。
22、取代反應包括：鹵代、硝化、磺化、鹵代烴水解、酯的水解、酯化反應等；
23、最簡式相同的有機物，不論以何種比例混合，只要混和物總質量一定，完全燃燒生成的CO2、H2O及耗O2的量是不變的。恆等於單一成分該質量時產生的CO2、H2O和耗O2量。
24、可使溴水褪色的物質如下，但褪色的原因各自不同：烯、炔等不飽和烴（加成褪色）、苯酚（取代褪色）、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等（發生氧化褪色）、有機溶劑[CCl4、氯仿、溴苯、CS2（密度大於水），烴、苯、苯的同系物、酯（密度小於水）]發生了萃取而褪色。
25、能發生銀鏡反應的有：醛、甲酸、甲酸鹽、甲醯銨（HCNH2O）、葡萄溏、果糖、麥芽糖，均可發生銀鏡反應。（也可同Cu(OH)2反應） 計算時的關系式一般為：—CHO —— 2Ag
注意：當銀氨溶液足量時，甲醛的氧化特殊： HCHO —— 4Ag ↓ + H2CO3
反應式為：HCHO +4[Ag(NH3)2]OH = (NH4)2CO3 + 4Ag↓ + 6NH3 ↑+ 2H2O
26、膠體的聚沉方法：（1）加入電解質；（2）加入電性相反的膠體；（3）加熱。
常見的膠體：液溶膠：Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆漿、粥等；氣溶膠：霧、雲、煙等；固溶膠：有色玻璃、煙水晶等。
27、污染大氣氣體：SO2、CO、NO2、NO，其中SO2、NO2形成酸雨。
28、環境污染：大氣污染、水污染、土壤污染、食品污染、固體廢棄物污染、雜訊污染。工業三廢：廢渣、廢水、廢氣。
29、在室溫（20C。）時溶解度在10克以上——易溶；大於1克的——可溶；小於1克的——微溶；小於0.01克的——難溶。
30、人體含水約占人體質量的2/3。地面淡水總量不到總水量的1%。當今世界三大礦物燃料是：煤、石油、天然氣。石油主要含C、H地元素。
31、生鐵的含C量在：2%——4.3% 鋼的含C量在：0.03%——2% 。粗鹽：是NaCl中含有MgCl2和 CaCl2，因為MgCl2吸水，所以粗鹽易潮解。濃HNO3在空氣中形成白霧。固體NaOH在空氣中易吸水形成溶液。
32、氣體溶解度：在一定的壓強和溫度下，1體積水裡達到飽和狀態時氣體的體積。
五、無機反應中的特徵反應
I. 高中化學基本概念的總結
高中化學基本概念
一、幾個常見的熱點問題
1．阿伏加德羅常數
（1）條件問題：常溫、常壓下氣體摩爾體積增大，不能使用22.4 L/mol。
（2）狀態問題：標准狀況時，H2O、N2O4、碳原子數大於4的烴為液態或固態；SO3、P2O5等為固態，不能使用22.4 L/mol。
（3）特殊物質的摩爾質量及微粒數目：如D2O、18O2、H37Cl等。
（4）某些特定組合物質分子中的原子個數：如Ne、O3、P4等。
（5）某些物質中的化學鍵數目：如白磷（31 g白磷含1.5 mol P－P鍵）、金剛石（12 g金剛石含2 mol C－C鍵）、晶體硅及晶體SiO2（60 g二氧化硅晶體含4 mol Si－O鍵）、Cn（1 mol Cn含n mol單鍵，n/2 mol 雙鍵）等。
（6）某些特殊反應中的電子轉移數目：如Na2O2與H2O、CO2的反應（1 mol Na2O2轉移1 mol電子；Cl2與H2O、NaOH的反應（1 mol Cl2轉移1 mol電子。若1 mol Cl2作氧化劑，則轉移2 mol電子）；Cu與硫的反應（1 mol Cu反應轉移1 mol電子或1 mol S反應轉移2 mol電子）等。
（7）電解質溶液中因微粒的電離或水解造成微粒數目的變化：如強電解質HCl、HNO3等因完全電離，不存在電解質分子；弱電解質CH3COOH、HClO等因部分電離，而使溶液中CH3COOH、HClO濃度減小；Fe3+、Al3+、CO32–、CH3COO–等因發生水解使該種粒子數目減少；Fe3+、Al3+、CO32–等因發生水解反應而使溶液中陽離子或陰離子總數增多等。
（8）由於生成小分子的聚集體(膠體)使溶液中的微粒數減少：如1 mol Fe3+形成Fe(OH)3膠體時，微粒數目少於1 mol。
（9）此外，還應注意由物質的量濃度計算微粒時，是否告知了溶液的體積；計算的是溶質所含分子數，還是溶液中的所有分子（應考慮溶劑水）數；某些微粒的電子數計算時應區分是微粒所含的電子總數還是價電子數，並注意微粒的帶電情況（加上所帶負電荷總數或減去所帶正電荷總數）。
2．離子共存問題
（1）弱鹼陽離子只存在於酸性較強的溶液中：Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均與OH–不能大量共存。
（2）弱酸陰離子只存在於鹼性溶液中：CH3COO–、F–、CO32–、SO32–、S2–、PO43–、 AlO2–均與H+不能大量共存。
（3）弱酸的酸式陰離子在酸性較強或鹼性較強的溶液中均不能大量共存。它們遇強酸（H+）會生成弱酸分子；遇強鹼（OH–）會生成正鹽和水：HSO3–、HCO3–、HS–、H2PO4–、HPO42–等。
（4）若陰、陽離子能相互結合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存：Ba2+、Ca2+與CO32–、SO32–、PO43–、SO42–等；Ag+與Cl–、Br–、I– 等；Ca2+與F–，C2O42–等。
（5）若陰、陽離子發生雙水解反應，則不能大量共存：Al3+與HCO3–、CO32–、HS–、S2–、AlO2–等；Fe3+與HCO3–、CO32–、AlO2–等。
（6）若陰、陽離子能發生氧化還原反應則不能大量共存：Fe3+與I–、S2–；MnO4–（H+）與I–、Br–、Cl–、S2–、SO32–、Fe2+等；NO3–（H+）與I–、S2–、SO32–、Fe2+等；ClO–與I–、S2–、SO32–等。
（7）因絡合反應或其它反應而不能大量共存：Fe3+與SCN–；Al3+與F–等（AlF63–）。
（8）此外，還有與Al反應反應產生氫氣的溶液（可能H+；可能OH–，含H+時一定不含NO3–）；水電離出的c(H+)＝10–13 mol/L（可能為酸溶液或鹼溶液）等。
3．熱化學方程式
（1）△H＝生成物總能量－反應物總能量
＝反應物中的總鍵能－生成物中的總鍵能
注意：①同一熱化學方程式用不同計量系數表示時，△H值不同；②熱化學方程式中計量系數表示物質的量；③能量與物質的凝聚狀態有關，熱化學方程式中需標明物質的狀態；④△H中用「＋」表示吸熱；用「－」表示放熱；⑤計算1 mol物質中所含化學鍵數目時，應首先區分晶體類型，分子晶體應看其分子結構（如P4中含6個P－P鍵，C60中含30個C＝C鍵和60個C－C鍵），原子晶體應看其晶體結構，特別注意化學鍵的共用情況（如1 mol SiO2中含4 mol Si－O鍵，1 mol 晶體Si中含2 mol Si－Si鍵）；⑥在表示可燃物燃燒熱的熱化學方程式中，可燃物前系數為1，並注意生成的水為液態。
（2）物質分子所含化學鍵的鍵能越大，則成鍵時放出的能量越多，物質本身的能量越低，分子越穩定。
（3）蓋斯定律：一定條件下，某化學反應無論是一步完成還是分幾步完成，反應的熱效應相同。即反應熱只與反應的始態和終態有關，而與反應所經歷的途徑無關（注意：進行相關計算時，熱量應帶「＋」、「－」進行運算）。
例如： ，△H1＝△H2＋△H3
4．元素周期率與元素周期表
（1）判斷金屬性或非金屬性的強弱
金屬性強弱 非金屬性強弱
①最高價氧化物水化物鹼性強弱 ①最高價氧化物水化物酸性強弱
②與水或酸反應，置換出H2的易難 ②與H2化合的易難或生成氫化物穩定性
③活潑金屬能從鹽溶液中置換出不活潑金屬 ③活潑非金屬單質能置換出較不活潑非金屬單質
（2）比較微粒半徑的大小
①核電荷數相同的微粒，電子數越多，則半徑越大：陽離子半徑＜原子半徑＜陰離子半徑
如：H+＜H＜H–；Fe＞Fe2+＞Fe3+；Na+＜Na；Cl＜Cl–
②電子數相同的微粒，核電荷數越多則半徑越小．即具有相同電子層結構的微粒，核電荷數越大，則半徑越小。
如：① 與He電子層結構相同的微粒：H–＞Li+＞Be2+
② 與Ne電子層結構相同的微粒：O2–＞F–＞Na+＞Mg2+＞Al3+
③ 與Ar電子層結構相同的微粒： S2–＞Cl–＞K+＞Ca2+
③電子數和核電荷數都不同的微粒
同主族：無論是金屬還是非金屬，無論是原子半徑還是離子半徑從上到下遞增。
同周期：原子半徑從左到右遞減。
同周期元素的離子半徑比較時要把陰陽離子分開。同周期非金屬元素形成的陰離子半徑大於金屬元素形成的陽離子半徑。
例如：Na+＜Cl–；第三周期，原子半徑最小的是Cl，離子半徑最小的是Al3+
（3）元素周期結構
（4）位、構、性間關系
。
二、無機框圖中的題眼
1．中學化學中的顏色
（1）焰色反應：Na+(黃色)、K+(紫色，透過藍色鈷玻璃)
（2）有色溶液：Fe2+(淺綠色)、Fe3+(黃色)、Cu2+(藍色)、MnO4–(紫紅色)、Fe(SCN)3(血紅色)
（3）有色固體：紅色：Cu、Cu2O、Fe2O3；紅褐色固體：Fe(OH)3；藍色固體：Cu(OH)2；黑色固體：CuO、FeO、FeS、CuS、Cu2S、Ag2S、PbS；淺黃色固體：S、Na2O2、AgBr；黃色固體：AgI、Ag3PO4(可溶於稀硝酸)；白色固體：Fe(OH)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3等。
（4）反應中的顏色變化
① Fe2+與OH–反應：產生白色絮狀沉澱，迅速轉變成灰綠色，最後變成紅褐色。
② I2遇澱粉溶液：溶液呈藍色。
③ 苯酚中加過量濃溴水：產生白色沉澱（三溴苯酚能溶於苯酚、苯等有機物）。
④ 苯酚中加FeCl3溶液：溶液呈紫色。
⑤ Fe3+與SCN–：溶液呈血紅色。
⑥ 蛋白質溶液與濃硝酸：出現黃色渾濁（蛋白質的變性）。
2．中學化學中的氣體
（1）常見氣體單質：H2、N2、O2、Cl2
（2）有顏色的氣體：Cl2(黃綠色)、溴蒸氣(紅棕色)、NO2(紅棕色)。
（3）易液化的氣體：NH3、Cl2、SO2。
（4）有毒的氣體：F2、O3、HF、Cl2、H2S、SO2、CO、NO（NO、CO均能與血紅蛋白失去攜氧能力）、NO2(制備時需在通風櫥內進行)。
（5）極易溶於水的氣體：NH3、HCl、HBr；易溶於水的氣體：NO2、SO2；能溶於水的氣體：CO2、Cl2。
（6）具有漂白性的氣體：Cl2(潮濕)、O3、SO2。
注意：Cl2(潮濕)、O3因強氧化性而漂白(潮濕Cl2中存在HClO)；SO2因與有色物質化合生成不穩定無色物質而漂白；焦碳因多孔結構，吸附有色物質而漂白。
（7）能使石蕊試液先變紅後褪色的氣體為：Cl2(SO2使石蕊試液顯紅色)。
（8）能使品紅溶液褪色的氣體：SO2(加熱時又恢復紅色)、Cl2(加入AgNO3溶液出現白色沉澱)。
（9）能使無水硫酸銅變藍的氣體：水蒸氣。
（10）能使濕潤的碘化鉀澱粉試紙變藍的氣體：Cl2、Br2、NO2、O3。
（11）不能用濃硫酸乾燥的氣體：NH3、H2S、HBr、HI。
（12）不能用無水CaCl2乾燥的氣體：NH3(原因：生成：CaCl2•8NH3)。
3．有一些特別值得注意的反應
（1）單質＋化合物1 化合物2
2FeCl2＋Cl2 2FeCl3 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O 4Fe(OH)3
2Na2SO3＋O2 2Na2SO4 2FeCl3＋Fe 3FeCl2
（2）難溶性酸、鹼的分解
H2SiO3 SiO2＋H2O Mg(OH)2 MgO＋H2O
2Fe(OH)3 Fe2O3＋3H2O 2Al(OH)3 Al2O3＋3H2O
（3）不穩定性酸、鹼的分解
2HClO 2HCl＋O2↑ 4HNO3 4NO2↑＋O2↑＋2H2O
NH3•H2O NH3↑＋H2O H2SO3 SO2↑＋H2O
（4）不穩定性鹽的分解
NH4Cl NH3↑＋HCl↑ 2AgBr 2Ag＋Br2
CaCO3 CaO＋CO2↑ 2NaHCO3 Na2CO3＋CO2↑＋H2O；
（5）金屬置換金屬：Fe＋Cu2+ Cu＋Fe2+、2Al＋Fe¬2O3 2Fe＋Al2O3
（6）金屬置換非金屬：2Na＋2H2O 2NaOH＋H2↑ Zn＋2H+ Zn2+＋H2↑
2Mg＋CO2 2MgO＋C 3Fe＋4H2O Fe3O4＋4H2↑
（7）非金屬置換非金屬：2F2＋2H2O 4HF＋O2 Cl2＋H2S(HBr、HI) 2HCl＋S(Br2、I2)
2C＋SiO2 Si＋2CO↑ C＋H2O CO＋H2
3Cl2＋2NH3 N2＋6HCl Si＋4HF SiF4＋2H2
（8）非金屬置換金屬：H2＋CuO Cu＋H2O C＋2CuO 2Cu＋CO2↑
4．一些特殊類型的反應
（1）化合物＋單質 化合物＋化合物
Cl2＋H2O HCl＋HClO 2H2S＋3O2 2SO2＋2H2O
4NH3＋5O2 4NO＋6H2O CH4＋2O2 CO2＋2H2O
（2）化合物＋化合物 化合物＋單質
4NH3＋6NO 5N2＋6H2O 2H2S＋SO2 3S＋2H2O
2Na2O2＋2H2O 4NaOH＋O2↑ NaH＋H2O NaOH＋H2↑
2Na2O2＋2CO2 2Na2CO3＋O2 CO＋H2O CO2＋H2
（3）一些特殊化合物與水的反應
① 金屬過氧化物：2Na2O2＋2H2O 4NaOH＋O2↑
② 金屬氮化物：Mg3N2＋3H2O 3Mg(OH)2＋2NH3↑
③ 金屬硫化物：Al2S3＋6H2O 2Al(OH)3＋3H2S↑
CaS＋2H2O Ca(OH)2＋H2S↑
④ 金屬碳化物：CaC2＋2H2O Ca(OH)2＋C2H2↑
Al4C3＋12H2O 4Al(OH)3＋3CH4↑
⑤ 金屬氫化物：NaH＋H2O NaOH＋H2↑
⑥ 金屬磷化物：Ca3P2＋6H2O 3Ca(OH)2＋2PH3↑
⑦ 非金屬的鹵化物：NCl3＋3H2O NH3＋3HClO PCl3＋3H2O H3PO3＋3HCl
SiCl4＋3H2O H2SiO3＋4HCl SOCl2＋H2O 2HCl＋SO2↑
（4）雙水解反應
① Al3+(或Fe3+)與HCO3–、CO32–：Al3+＋3HCO3– Al(OH)3↓＋3CO2↑
2Al3+＋3CO32–＋3H2O 2Al(OH)3↓＋3CO2↑
② Al3+與HS–、S2–：Al3+＋3HS–＋3H2O Al(OH)3↓＋3H2S↑
2Al3+＋3S2–＋6H2O 2Al(OH)3↓＋3H2S↑
③ Al3+與AlO2–：Al3+＋3AlO2–＋6H2O 4Al(OH)3↓
（5）一些高溫下的反應
3Fe＋4H2O Fe3O4＋4H2↑ 2Al＋Fe¬2O3 2Fe＋Al2O3
C＋H2O CO＋H2 CaCO3 CaO＋CO2↑
CaCO3＋SiO2 CaSiO3＋CO2↑ Na2CO3＋SiO2 Na2SiO3＋CO2↑
（6）能連續被氧化的物質
① 單質：Na Na2O Na2O2 C CO CO2
N2 NO NO2 P P2O3 P2O5 S SO2 SO3
② 化合物：CH4 CO CO2 NH3 NO NO2
H2S S(或SO2) SO2 SO3 CH3CH2O CH3CHO CH3COOH
CH3OH HCHO HCOOH CO2
5．有機中常見的分離和提純
（1）除雜（括弧內為雜質）
① C2H6（C2H4、C2H2）：溴水，洗氣（或依次通過酸性高錳酸鉀溶液、NaOH溶液，洗氣）
② C6H6（C6H5－CH3）：酸性高錳酸鉀溶液、NaOH溶液，分液
③ C2H5－Br（Br2）：Na2CO3溶液，分液（主要考慮C2H5Br在NaOH條件下能水解）
④ C6H5－Br（Br2）：NaOH溶液，分液
⑤ C2H5－OH（H2O）：加新制生石灰，蒸餾
⑥ C6H6（C6H5－OH）：NaOH溶液，分液（或直接蒸餾）
⑦ CH3COOC2H5（CH3COOH、C2H5OH）：飽和碳酸鈉溶液，分液
⑧ C2H5OH（CH3COOH）：NaOH，蒸餾
（2）分離
① C6H6、C6H5OH：NaOH溶液，分液，上層液體為苯；然後在下層液體中通過量的CO2，分液，下層液體為苯酚（或蒸餾收集不同溫度下的餾分）
② C2H5OH、CH3COOH：NaOH，蒸餾收集C2H5OH；然後在殘留物中加硫酸，蒸餾得CH3COOH。
四、化學實驗
1．化學實驗中的先與後
（1）加熱試管時，應先均勻加熱後局部加熱。
（2）用排水法收集氣體結束時，先移出導管後撤酒精燈。
（3）製取氣體時，先檢查裝置氣密性後裝葯品。
（4）稀釋濃硫酸時，應將濃硫酸慢慢注入水中，邊加邊攪拌。
（5）點燃H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃氣體時，先檢驗氣體的純度。
（6）檢驗鹵化烴分子的鹵元素時，在水解後的溶液中先加稀HNO3中和鹼液再加AgNO3溶液。
（7）檢驗NH3(用紅色石蕊試紙)、Cl2(用澱粉KI試紙)等氣體時，先用蒸餾水潤濕試紙後再與氣體接觸。
（8）中和滴定實驗時，用蒸餾水洗過的滴定管、移液管先用待裝液潤洗。
（9）焰色反應實驗時，每做一次，鉑絲應先沾上稀鹽酸放在火焰上灼燒到無色時，再做下一次實驗。
（10）H2還原CuO時，先通H2後加熱，反應完畢後先撤酒精燈，冷卻後再停止通H2。
（11）檢驗蔗糖、澱粉水解產物時，先加NaOH中和催化作用的硫酸，再加新制Cu(OH)2懸濁液或銀氨溶液。
2．中學化學實驗中的溫度計
（1）測液體的溫度：如測物質溶解度；實驗室制乙烯等。
（2）測蒸氣的溫度：如實驗室蒸餾石油；測定乙醇的沸點等。
（3）測水浴溫度：如溫度對反應速率影響的反應；苯的硝化反應；苯的磺化反應；制酚醛樹脂；銀鏡反應；酯的水解等。
3．常見實驗裝置
（1）氣體發生裝置：固、固加熱型；固、液不加熱型；固(液)、液加熱型。
（2）各種防倒吸裝置——用於防止液體的倒吸。
（3）常見的凈化裝置和尾氣吸收裝置
① 常見的凈化裝置——用於除去氣體中的雜質氣體。
② 常見的尾氣吸收裝置——用於吸收尾氣。
（4）常見的量氣裝置——通過排液法測量氣體的體積。
（5）過濾、蒸餾、分液裝置
4．物質的分離和提純
（1）物質分離提純的常用方法
方法 適用范圍 舉例
過濾 分離不溶性固體和液體混合物 粗鹽提純時，將粗鹽溶於水，過濾除去不溶性雜質
結晶 分離溶解度隨溫度變化差別大的固體混合物 分離KNO3和NaCl的混合物
蒸發 除去溶液中的揮發性溶劑 從食鹽水中提取食鹽
蒸餾 分離沸點差別大的液體混合物 由普通酒精製取無水酒精
萃取 提取易溶於某種溶劑的物質 用CCl4提取I2水中的I2
分液 分離互不相溶的液體混合物 分離水和苯的混合物
（2）物質分離提純的常用化學方法
①溶解法：利用特殊的溶劑(或試劑)把雜質溶解而除去，或提取出被提純物質的一種方法。
②沉澱法：利用沉澱反應將雜質轉化為沉澱而除去，或將被提純物質轉化為沉澱而分離出來。
③轉化法：將雜質轉化為被提純物質而除去的一種方法。
④加熱分解法：通過加熱將雜質轉化成氣體而除去的一種方法。
⑤酸鹼法：通過加酸、鹼調節溶液的pH，從而使雜質轉化為沉澱而除去。
⑥氧化還原法：通過加氧化劑或還原劑，將雜質轉化為氣體、沉澱或其它物質而除去。
⑦離子交換法：通過離子交換樹脂除去溶液中的特定離子。
5．常見離子的檢驗方法
離子 檢驗方法 主要現象
H+ 酸鹼指示劑；活潑金屬Zn；碳酸鹽等 變色，產生氫氣，產生CO2氣體
Na+、K+ 焰色反應 鈉「黃」鉀「紫」
Al3+ OH– 先生成白色沉澱，後白色沉澱溶解形成無色溶液
Fe3+ KSCN溶液，NaOH溶液 溶液變紅色，生成紅褐色沉澱
NH4+ NaOH溶液、加熱 生成能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍的氣體
OH– 酚酞溶液 溶液變紅色
Cl– AgNO3、稀硝酸 生成不溶於稀硝酸的白色沉澱
SO42– 稀HCl、BaCl2溶液 生成不溶於HCl的白色沉澱
CO32– 鹽酸、澄清石灰水 生成使澄清石灰水變渾濁的無色無味氣體
五、物質結構與性質
1．原子結構與性質
原子核：同位素、原子量——物理性質
（1）原子（AZX）
核外電子——化學性質
（2）元素的化學性質主要由原子最外層電子數和原子半徑決定。
例如：最外層電子數相等，半徑不等（同主族元素），性質出現遞變性；
Li和Mg、Be和Al的最外層電子數不等，半徑相近，性質相似。
（3）原子核外電子排布（掌握1～36號元素）
① 能量最低原理：電子先排能量低的能層和能級，然後由里往外排能量高的（能層和能級均影響電子的能量）。
② 泡里不相容原理：每個原子軌道上最多排2個自旋相反的電子，即原子核外沒有2個電子的運動狀態完全相同。
③ 洪特規則：電子在能量相同的各個軌道上排布時，電子盡可能分佔不同的原子軌道；
當軌道上電子呈半滿、全滿或全空時，體系能量最低。
（4）電離能比較：首先應寫出微粒的外圍電子排布式，再根據使體系能量最低去比較；根據用原子的電離能數據也可推測原子的最外層電子數。
（5）電負性：元素的原子吸引電子的能力。元素的電負性越大，則元素的非金屬性越強；元素的電負性越小，則元素的金屬性越強。電負性相差越大的元素形成化合物時，化合物的離子性越強（形成離子鍵）。
2．分子結構與性質
（1）化學鍵——化學性質（決定分子的穩定性）
離子鍵 共價鍵 金屬鍵
成鍵微粒 陰、陽離子 原子 金屬離子和自由電子
微粒間相互作用 靜電作用 共用電子對 靜電作用
成鍵原因 活潑金屬(如ⅠA、ⅡA)和活潑非金屬(如ⅥA、ⅦA) 成鍵原子具有未成對電子 金屬
（2）化學鍵理論
① 共價鍵理論（VB）：共價鍵的形成實則是電子的配對。該理論不能解釋碳形成甲烷分子。
② 雜化軌道理論：能量相近的軌道可以兼並成能量相同的幾個等價軌道。用以解釋碳能形成甲烷分子（實則是碳原子採取sp3雜化，形成四個兼並軌道，再與氫成鍵）。雜化後，原子的成鍵能力增強。
③ 價層電子對互斥模型
a．分子中的價電子對（包括成鍵電子對和孤電子對）由於相互排斥，盡可能遠離，電子對之間夾角越小，排斥力越大。
b．由於孤電子對只受一個原子核的吸引，電子雲比較「肥大」，故電子對之間排斥力大小順序為：孤電子對與孤電子對大於孤電子對與成鍵電子對大於成鍵電子對與成鍵電子對（因此，均採取sp3雜化，電子對構型都為正四面體形的CH4、NH3、H2O分子中鍵角依次減小）。
c．微粒中價電子對數為：n＝(中心原子的價電子數＋每個配位原子提供的價電子數±微粒所帶的電荷數)／2（微粒帶負電荷時取「＋」，帶正電荷時取「－」）。主族元素的價電子數等於最外層電子數，氫和鹵素作為配位原子時，提供一個電子，當ⅥA族元素作為配位原子時，認為不提供電子（由價電子對數可確定中心原子的雜化形式：電子對數分別為2、3、4時，中心原子分別採取sp、sp2、sp3雜化）。
d．當配位原子不是氫、ⅥA、ⅦA族元素時，可運用等電子原理，尋找其熟悉的等電子體來判斷其構型。
④ 等電子原理
a．具有相同原子數目和相同電子總數（或價電子總數）的分子或離子具有相同的結構特徵。
b．常見等電子體：N2、CO、CN–、C22–（電子總數為14e–，存在叄鍵）；
CO2、CS2、COS、BeCl2、N3–、OCN–、SCN–（價電子數為16e–，均為直線型）；
BCl3、CO32–、SiO32–、NO3–（價電子數為24e–，均為平面正三角形）；
NCl3、PCl3、NF3、PF3、SO32–（價電子數為24e–，均為三角錐形）；
SiCl4、CCl4、SiO44–、SO42–、PO43–（價電子數為24e–，均為正四面體形）。
（3）分子極性：分子中正、負電荷重心是否重合
① 與鍵的極性有關；② 與分子的空間構型有關。
類型 實例 鍵角 鍵的極性 空間構型 分子的極性
A2 H2、N2、Cl2等 ― 非極性鍵 直線形 非極性分子
AB HCl、NO、CO等 ¬― 極性鍵 直線形 極性分子
AB2 CO2、CS2等 180° 極性鍵 直線形 非極性分子
H2O、H2S等 ＜180° 極性鍵 「V」形 極性分子
SO2分子 120° 極性鍵 三角形 極性分子
ABC COS 180° 極性鍵 直線形 極性分子
AB3 BF3分子 120° 極性鍵 三角形 非極性分子
NH3、PCl3等分子 ＜109.5° 極性鍵 三角錐形 極性分子
AB4 CH4、CCl4等分子 109.5° 極性鍵 正四面體形 非極性分子
（4）相似相溶原理：極性相似，相互溶解，極性相差越大，則溶解度越小。
如：水為強極性分子，強極性的HX、NH3等易溶於水；
有機物均為弱極性或非極性分子，有機物間可相互溶解。
（5）共價鍵的類型
① 電子對是否偏移：極性鍵和非極性鍵。
② 成鍵方式：頭碰頭——δ鍵；肩並肩——π鍵。頭碰頭時電子雲重疊最大，故δ鍵較π鍵穩定。當兩原子間形成多個共價鍵時，首先形成一個δ鍵，其餘則只能形成π鍵。
（6）分子間作用力及氫鍵——物理性質
① 分子間作用力——范德華力
對於分子組成和結構相似的物質，其相對分子質量越大，范德華力越大，熔、沸點越高。
例如：沸點 F2＜Cl2＜Br2＜I2。
② 氫鍵
a．形成氫鍵的因素：含N、O、F，且含有與N、O、F直接相連的H。
b．氫鍵對物質性質的影響：分子間氫鍵的形成，使物質在熔化或汽化的過程中，還需克服分子間的氫鍵，使物質的熔、沸點升高；分子間氫鍵的形成，可促進能形成氫鍵的物質之間的相互溶解。
3．晶體結構與性質——物理性質
（1）晶體類型及其性質
離子晶體 分子晶體 原子晶體 金屬晶體
組成微粒 陰、陽離子 分子 原子 金屬離子和自由電子
微粒間的相互作用 離子鍵 分子間作用力 共價鍵 金屬鍵
是否存在單個分子 不存在 存在 不存在 不存在
熔、沸點 較高 低 很高 高低懸殊
硬度 較大 小 很大 大小懸殊
導電情況 晶體不導電，
溶於水或熔融狀態下導電 晶體或熔融狀態下不導電，
溶於水時部分晶體能導電 晶體為半導體或絕緣體 晶體導電
（2）晶體熔、沸點高低的比較
一般規律：原子晶體＞離子晶體＞分子晶體。
① 離子晶體：離子晶體的晶格能越大，則離子鍵越強，晶體熔、沸點越高。
晶格能比較：陰、陽離子所帶電荷越多，半徑越小，則晶格能越大。
例如：MgO＞NaCl（Mg2+半徑小，所帶電荷多）。
FeO＞NaCl（Fe2+與Cl–電子層數相同，O2–與Na+電子層數相同，但FeO中離子所帶電荷數多）
② 分子晶體：組成和結構相似的分子晶體，相對分子質量越大，分子間作用力越強，晶體的熔、沸點越高。
例如：F2＜Cl2＜Br2＜I2。
此外，當分子形成分子間氫鍵時，分子晶體的熔、沸點升高。
例如：NH3、H2O、HF的熔、沸點均比同主族下一周期的氫化物來的高。
③ 原子晶體：原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，鍵越牢固，晶體的熔、沸點越高。
例如：金剛石＞二氧化硅＞金剛砂＞晶體硅。
④ 金屬晶體：金屬離子所帶電荷越多，半徑越小，金屬鍵越強，晶體的熔、沸點越高。
例如：Na＜Mg＜Al。
（3）晶體化學式的確定
① 分子結構：分子結構中每一個微粒均屬於該分子，按結構中的微粒數書寫的式子即為其化學式。
② 晶體結構
分攤法：按晶體結構中各微粒對結構單元的貢獻計算出的微粒數目的最簡整數比書寫的式子即為其化學式。
緊鄰法：按晶體結構中各微粒周圍與之距離最近且相等的另一微粒數目的最簡整數比書寫的式子即為其化學式。
（4）金屬晶體
① 金屬的導電性、導熱性和延展性均與自由電子有關。
② 金屬晶體的堆積方式
六方堆積（Mg、Zn等）：配位數為12；面心立方堆積（Al、Cu等）：配位數為12；
體心立方堆積（Na、K等）：配位數為8。
4．配合物
Na3AlF6：存在離子鍵（Na+與AlF63–間）、配位鍵（Al3+與F–間）。
Ag(NH3)2OH：存在離子鍵（Ag(NH3)2+與OH–間）、配位鍵（Ag+與NH3間）。
六、化學與環境
1．臭氧空洞
（1）污染物：CF2Cl2、NOx等
（2）機理：CF2Cl2在高空紫外線作用下產生氯原子，作O3分解的催化劑。NOx直接作O3分解的催化劑。
（3）危害：紫外輻射增強使患呼吸系統傳染病的人增加；受到過多的紫外線照射還會增加皮膚癌和白內障的發病率；強烈的紫外輻射促使皮膚老化；使城市內的煙霧加劇，使橡膠、塑料等有機材料加速老化，使油漆褪色等。