离子交换总结

A. 机体细胞内外离子交换

Na—K泵是细胞学的内容。

B. 由实验总结得出的离子交换选择性有哪些主要规律

由实验总结得出的离子交换选择性有哪些主要规律
阳离子交换树脂在稀溶液中的的选回择性顺序如下答：Fe3+>A13+>Ca2+>Mg2+>K+≈NH4+>Na+>H+
这可归纳为①离子所带电荷越大，越易被吸着；②当离子所带电荷量相同时，离子水合半径较小的易被吸着。
弱酸性阳树脂对H+的选择性向前移动，羧酸型树脂对H+的选择性居于Fe3+之前。

C. 高中化学必修2知识点归纳

高中化学必修2知识点归纳总结
第一章 物质结构 元素周期律
一、原子结构
质子（Z个）
原子核 注意：
中子（N个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
1.原子（ A X ） 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）
★熟背前20号元素，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
2.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，倒数第三层电子数不超过32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
3.元素、核素、同位素
元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说)
二、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）
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
（16个族） 零族：稀有气体
三、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 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
(1)电子排布 电子层数相同，最外层电子数依次增加

(2)原子半径 原子半径依次减小
—
(3)主要化合价 ＋1 ＋2 ＋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
—
(5)单质与水或酸置换难易 冷水
剧烈 热水与
酸快 与酸反
应慢 —— —
(6)氢化物的化学式 —— SiH4 PH3 H2S HCl —
(7)与H2化合的难易 —— 由难到易
—
(8)氢化物的稳定性 —— 稳定性增强
—
(9)最高价氧化物的化学式 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 —
最高价氧化物对应水化物 (10)化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 —
(11)酸碱性 强碱 中强碱 两性氢
氧化物 弱酸 中强
酸 强酸 很强
的酸 —
(12)变化规律 碱性减弱，酸性增强
—
第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）
第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）
★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：
（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
（Ⅰ）同周期比较：
金属性：Na＞Mg＞Al
与酸或水反应：从易→难
碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
非金属性：Si＜P＜S＜Cl
单质与氢气反应：从难→易
氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl
酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4
（Ⅱ）同主族比较：
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）
与酸或水反应：从难→易
碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH 非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）
单质与氢气反应：从易→难
氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI
（Ⅲ）
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋ 非金属性：F＞Cl＞Br＞I
氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2
还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－
酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI
比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：（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。
四、化学键
化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。
1.离子键与共价键的比较
键型 离子键 共价键
概念 阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键 原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键
成键方式 通过得失电子达到稳定结构 通过形成共用电子对达到稳定结构
成键粒子 阴、阳离子 原子
成键元素 活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键） 非金属元素之间
离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（一定有离子键，可能有共价键）
共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键）
极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。
共价键
非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。
2.电子式：
用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：（1）电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。（2）[ ]（方括号）：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。
第二章 化学反应与能量
第一节 化学能与热能
1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。
原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。E反应物总能量＞E生成物总能量，为放热反应。E反应物总能量＜E生成物总能量，为吸热反应。
2、常见的放热反应和吸热反应
常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化。②酸碱中和反应。③金属与酸反应制取氢气。
④大多数化合反应（特殊：C＋CO2 2CO是吸热反应）。
常见的吸热反应：①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g)。
②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2•8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O
③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。
3、能源的分类：
形成条件 利用历史 性质

一次能源

常规能源 可再生资源 水能、风能、生物质能
不可再生资源 煤、石油、天然气等化石能源
新能源 可再生资源 太阳能、风能、地热能、潮汐能、氢能、沼气
不可再生资源 核能
二次能源 （一次能源经过加工、转化得到的能源称为二次能源）
电能（水电、火电、核电）、蒸汽、工业余热、酒精、汽油、焦炭等
[思考]一般说来，大多数化合反应是放热反应，大多数分解反应是吸热反应，放热反应都不需要加热，吸热反应都需要加热，这种说法对吗？试举例说明。
点拔：这种说法不对。如C＋O2＝CO2的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始后不再需要加热，反应放出的热量可以使反应继续下去。Ba(OH)2•8H2O与NH4Cl的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。
第二节 化学能与电能
1、化学能转化为电能的方式：
电能
(电力) 火电（火力发电） 化学能→热能→机械能→电能 缺点：环境污染、低效
原电池 将化学能直接转化为电能 优点：清洁、高效
2、原电池原理
（1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。
（2）原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。
（3）构成原电池的条件：（1）电极为导体且活泼性不同；（2）两个电极接触（导线连接或直接接触）；（3）两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。
（4）电极名称及发生的反应：
负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，
电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子
负极现象：负极溶解，负极质量减少。
正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，
电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质
正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。
（5）原电池正负极的判断方法：
①依据原电池两极的材料：
较活泼的金属作负极（K、Ca、Na太活泼，不能作电极）；
较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）等作正极。
②根据电流方向或电子流向：（外电路）的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极。
③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。
④根据原电池中的反应类型：
负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。
正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。
（6）原电池电极反应的书写方法：
（i）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下：
①写出总反应方程式。 ②把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。
③氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。
（ii）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。
（7）原电池的应用：①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。②比较金属活动性强弱。③设计原电池。④金属的腐蚀。
2、化学电源基本类型：
①干电池：活泼金属作负极，被腐蚀或消耗。如：Cu－Zn原电池、锌锰电池。
②充电电池：两极都参加反应的原电池，可充电循环使用。如铅蓄电池、锂电池和银锌电池等。
③燃料电池：两电极材料均为惰性电极，电极本身不发生反应，而是由引入到两极上的物质发生反应，如H2、CH4燃料电池，其电解质溶液常为碱性试剂（KOH等）。
第三节 化学反应的速率和限度
1、化学反应的速率
（1）概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。 计算公式：v(B)＝ ＝
①单位：mol/(L•s)或mol/(L•min)
②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。
③以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。
④重要规律：（i）速率比＝方程式系数比 （ii）变化量比＝方程式系数比
（2）影响化学反应速率的因素：
内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。
外因：①温度：升高温度，增大速率
②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂）
③浓度：增加C反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）
④压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应）
⑤其它因素：如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原电池等也会改变化学反应速率。
2、化学反应的限度——化学平衡
（1）在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。
化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。催化剂只改变化学反应速率，对化学平衡无影响。
在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。
在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。可逆反应不能进行到底，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不可能为0。
（2）化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。
①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
②动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。
③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。即v正＝v逆≠0。
④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。
⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。
（3）判断化学平衡状态的标志：
① VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物质比较）
②各组分浓度保持不变或百分含量不变
③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）
④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变（前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA＋yB zC，x＋y≠z ）
第三章 有机化合物
绝大多数含碳的化合物称为有机化合物，简称有机物。像CO、CO2、碳酸、碳酸盐等少数化合物，由于它们的组成和性质跟无机化合物相似，因而一向把它们作为无机化合物。
一、烃
1、烃的定义：仅含碳和氢两种元素的有机物称为碳氢化合物，也称为烃。
2、烃的分类：
饱和烃→烷烃（如：甲烷）
脂肪烃(链状)
烃 不饱和烃→烯烃（如：乙烯）
芳香烃(含有苯环)（如：苯）
3、甲烷、乙烯和苯的性质比较：

有机物 烷烃 烯烃 苯及其同系物
通式 CnH2n+2 CnH2n ——
代表物 甲烷(CH4) 乙烯(C2H4) 苯(C6H6)
结构简式 CH4 CH2＝CH2 或

(官能团)
结构特点 C－C单键，
链状，饱和烃 C＝C双键，
链状，不饱和烃 一种介于单键和双键之间的独特的键，环状
空间结构 正四面体 六原子共平面 平面正六边形
物理性质 无色无味的气体，比空气轻，难溶于水 无色稍有气味的气体，比空气略轻，难溶于水 无色有特殊气味的液体，比水轻，难溶于水
用途 优良燃料，化工原料 石化工业原料，植物生长调节剂，催熟剂 溶剂，化工原料

有机物 主 要 化 学 性 质

烷烃：
甲烷 ①氧化反应（燃烧）
CH4+2O2――→CO2+2H2O（淡蓝色火焰，无黑烟）
②取代反应 （注意光是反应发生的主要原因，产物有5种）
CH4+Cl2―→CH3Cl+HCl CH3Cl +Cl2―→CH2Cl2+HCl
CH2Cl2+Cl2―→CHCl3+HCl CHCl3+Cl2―→CCl4+HCl
在光照条件下甲烷还可以跟溴蒸气发生取代反应，
甲烷不能使酸性KMnO4溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。

烯烃：
乙烯
①氧化反应 （ⅰ）燃烧
C2H4+3O2――→2CO2+2H2O（火焰明亮，有黑烟）
（ⅱ）被酸性KMnO4溶液氧化，能使酸性KMnO4溶液褪色。
②加成反应
CH2＝CH2＋Br2－→CH2Br－CH2Br（能使溴水或溴的四氯化碳溶液褪色）
在一定条件下，乙烯还可以与H2、Cl2、HCl、H2O等发生加成反应
CH2＝CH2＋H2――→CH3CH3
CH2＝CH2＋HCl－→CH3CH2Cl（氯乙烷）
CH2＝CH2＋H2O――→CH3CH2OH（制乙醇）
③加聚反应 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。常利用该反应鉴别烷烃和烯烃，如鉴别甲烷和乙烯。

苯
①氧化反应（燃烧）
2C6H6＋15O2―→12CO2＋6H2O（火焰明亮，有浓烟）
②取代反应
苯环上的氢原子被溴原子、硝基取代。
＋Br2――→ ＋HBr
＋HNO3――→ ＋H2O
③加成反应
＋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、同分异构体、同素异形体、同位素比较。
概念 同系物 同分异构体 同素异形体 同位素
定义 结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质 分子式相同而结构式不同的化合物的互称 由同种元素组成的不同单质的互称 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子的互称
分子式 不同 相同 元素符号表示相同，分子式可不同 ——
结构 相似 不同 不同 ——
研究对象 化合物 化合物 单质 原子

6、烷烃的命名：
（1）普通命名法：把烷烃泛称为“某烷”，某是指烷烃中碳原子的数目。1－10用甲，乙，丙，丁，戊，已，庚，辛，壬，癸；11起汉文数字表示。区别同分异构体，用“正”，“异”，“新”。
正丁烷，异丁烷；正戊烷，异戊烷，新戊烷。
（2）系统命名法：
①命名步骤：(1)找主链－最长的碳链(确定母体名称)；(2)编号－靠近支链（小、多）的一端；
(3)写名称－先简后繁,相同基请合并.
②名称组成：取代基位置－取代基名称母体名称
③阿拉伯数字表示取代基位置，汉字数字表示相同取代基的个数
CH3－CH－CH2－CH3 CH3－CH－CH－CH3

2－甲基丁烷 2，3－二甲基丁烷
7、比较同类烃的沸点:
①一看：碳原子数多沸点高。
②碳原子数相同，二看：支链多沸点低。
常温下，碳原子数1－4的烃都为气体。
二、烃的衍生物
1、乙醇和乙酸的性质比较
有机物 饱和一元醇 饱和一元醛 饱和一元羧酸
通式 CnH2n+1OH —— CnH2n+1COOH
代表物 乙醇 乙醛 乙酸
结构简式 CH3CH2OH
或 C2H5OH CH3CHO CH3COOH
官能团 羟基：－OH
醛基：－CHO
羧基：－COOH

物理性质 无色、有特殊香味的液体，俗名酒精，与水互溶，易挥发
（非电解质） —— 有强烈刺激性气味的无色液体，俗称醋酸，易溶于水和乙醇，无水醋酸又称冰醋酸。
用途 作燃料、饮料、化工原料；用于医疗消毒，乙醇溶液的质量分数为75％ —— 有机化工原料，可制得醋酸纤维、合成纤维、香料、燃料等，是食醋的主要成分

有机物 主 要 化 学 性 质

乙醇 ①与Na的反应
2CH3CH2OH+2Na―→2CH3CH2ONa+H2↑
乙醇与Na的反应（与水比较）：①相同点：都生成氢气，反应都放热
②不同点：比钠与水的反应要缓慢
结论：乙醇分子羟基中的氢原子比烷烃分子中的氢原子活泼，但没有水分子中的氢原子活泼。
②氧化反应 （ⅰ）燃烧
CH3CH2OH+3O2―→2CO2+3H2O
（ⅱ）在铜或银催化条件下：可以被O2氧化成乙醛（CH3CHO）
2CH3CH2OH+O2――→2CH3CHO+2H2O
③消去反应
CH3CH2OH――→CH2＝CH2↑+H2O
乙醛 氧化反应：醛基(－CHO)的性质－与银氨溶液，新制Cu(OH)2反应
CH3CHO＋2Ag(NH3)2OH――→CH3COONH4＋H2O ＋2Ag↓＋3NH3↑
（银氨溶液）
CH3CHO + 2Cu(OH)2――→CH3COOH＋Cu2O↓＋2H2O
（砖红色）
醛基的检验：方法1：加银氨溶液水浴加热有银镜生成。
方法2：加新制的Cu(OH)2碱性悬浊液加热至沸有砖红色沉淀
乙酸 ①具有酸的通性：CH3COOH≒CH3COO－＋H＋
使紫色石蕊试液变红；
与活泼金属，碱，弱酸盐反应，如CaCO3、Na2CO3
酸性比较：CH3COOH > H2CO3
2CH3COOH＋CaCO3＝2(CH3COO)2Ca＋CO2↑＋H2O（强制弱）
②酯化反应
CH3COOH＋C2H5OH CH3COOC2H5＋H2O
酸脱羟基醇脱氢
三、基本营养物质
食物中的营养物质包括：糖类、油脂、蛋白质、维生素、无机盐和水。人们习惯称糖类、油脂、蛋白质为动物性和植物性食物中的基本营养物质。
种类 元素组成 代表物 代表物分子

糖类 单糖 C H O 葡萄糖 C6H12O6 葡萄糖和果糖互为同分异构体
单糖不能发生水解反应
果糖
双糖 C H O 蔗糖 C12H22O11 蔗糖和麦芽糖互为同分异构体
能发生水解反应
麦芽糖
多糖 C H O 淀粉 (C6H10O5)n 淀粉、纤维素由于n值不同，所以分子式不同，不能互称同分异构体
能发生水解反应
纤维素

油脂 油 C H O 植物油 不饱和高级脂肪酸甘油酯 含有C＝C键，能发生加成反应，
能发生水解反应
脂 C H O 动物脂肪 饱和高级脂肪酸甘油酯 C－C键，
能发生水解反应
蛋白质 C H O
N S P等 酶、肌肉、
毛发等 氨基酸连接成的高分子 能发生水解反应
主 要 化 学 性 质
葡萄糖
结构简式：CH2OH－CHOH－CHOH－CHOH－CHOH－CHO
或CH2OH(CHOH)4CHO （含有羟基和醛基）
醛基：①使新制的Cu(OH)2¬产生砖红色沉淀－测定糖尿病患者病情
②与银氨溶液反应产生银镜－工业制镜和玻璃瓶瓶胆
羟基：与羧酸发生酯化反应生成酯
蔗糖 水解反应：生成葡萄糖和果糖
淀粉
纤维素 淀粉、纤维素水解反应：生成葡萄糖
淀粉特性：淀粉遇碘单质变蓝
油脂 水解反应：生成高级脂肪酸（或高级脂肪酸盐）和甘油
蛋白质 水解反应：最终产物为氨基酸
颜色反应：蛋白质遇浓HNO3变黄（鉴别部分蛋白质）
灼烧蛋白质有烧焦羽毛的味道（鉴别蛋白质）

第四章 化学与可持续发展
第一节 开发利用金属矿物和海水资源
一、金属矿物的开发利用
1、金属的存在：除了金、铂等少数金属外，绝大多数金属以化合态的形式存在于自然界。
2、金属冶炼的涵义：简单地说，金属的冶炼就是把金属从矿石中提炼出来。金属冶炼的实质是把金属元素从化合态还原为游离态，即M(+n)（化合态） M(0)（游离态）。
3、金属冶炼的一般步骤： (1)矿石的富集：除去杂质，提高矿石中有用成分的含量。(2)冶炼：利用氧化还原反应原理，在一定条件下，用还原剂把金属从其矿石中还原出来，得到金属单质（粗）。(3)精炼：采用一定的方法，提炼纯金属。
4、金属冶炼的方法
(1)电解法：适用于一些非常活泼的金属。
2NaCl（熔融） 2Na＋Cl2↑ MgCl2（熔融） Mg＋Cl2↑ 2Al2O3（熔融） 4Al＋3O2↑
(2)热还原法：适用于较活泼金属。
Fe2O3＋3CO 2Fe＋3CO2↑ WO3＋3H2 W＋3H2O ZnO＋C Zn＋CO↑
常用的还原剂：焦炭、CO、H2等。一些活泼的金属也可作还原剂，如Al，
Fe2O3＋2Al 2Fe＋Al2O3（铝热反应） Cr2O3＋2Al 2Cr＋Al2O3（铝热反应）
(3)热分解法：适用于一些不活泼的金属。
2HgO 2Hg＋O2↑ 2Ag2O 4Ag＋O2↑
5、 (1)回收金属的意义：节约矿物资源，节约能源，减少环境污染。(2)废旧金属的最好处理方法是回收利用。(3)回收金属的实例：废旧钢铁用于炼钢；废铁屑用于制铁盐；从电影业、照相业、科研单位和医院X光室回收的定影液中，可以提取金属银。
金属的活动性顺序 K、Ca、Na、
Mg、Al Zn、Fe、Sn、
Pb、(H)、Cu Hg、Ag Pt、Au
金属原子失电子能力 强 弱

金属离子得电子能力 弱 强

主要冶炼方法 电解法 热还原法 热分解法 富集法
还原剂或
特殊措施 强大电流
提供电子 H2、CO、C、
Al等加热 加热 物理方法或
化学方法

二、海水资源的开发利用
1、海水是一个远未开发的巨大化学资源宝库 海水中含有80多种元素，其中Cl、Na、K、Mg、Ca、S、C、F、B、Br、Sr 11种元素的含量较高，其余为微量元素。常从海水中提取食盐，并在传统海水制盐工业基础上制取镁、钾、溴及其化合物。
2、海水淡化的方法：蒸馏法、电渗析法、离子交换法等。其中蒸馏法的历史最久，蒸馏法的原理是把水加热到水的沸点，液态水变为水蒸气与海水中的盐分离，水蒸气冷凝得淡水。
3、海水提溴
浓缩海水 溴单质 氢溴酸 溴单质
有关反应方程式：①2NaBr＋Cl2＝Br2＋2NaCl ②Br2＋SO2＋2H2O＝2HBr＋H2SO4
③2HBr＋Cl2＝2HCl＋Br2
4、海带提碘
海带中的碘元素主要以I－的形式存在，提取时用适当的氧化剂将其氧化成I2，再萃取出来。证明海带中含有碘，实验方法：(1)用剪刀剪碎海带，用酒精湿润，放入坩锅中。(2)灼烧海带至完全生成灰，停止加热，冷却。(3)将海带灰移到小烧杯中，加蒸馏水，搅拌、煮沸、过滤。(4)在滤液中滴加稀H2SO4及H2O2然后加入几滴淀粉溶液。
证明含碘的现象：滴入淀粉溶液，溶液变蓝色。2I－＋H2O2＋2H＋＝I2＋2H2O
第二节 化学与资源综合利用、环境保护
一、煤和石油
1、煤的组成：煤是由有机物和少量无机物组成的复杂混合物，主要含碳元素，还含有少量的氢、氧、氮、硫等元素。
2、煤的综合利用：煤的干馏、煤的气化、煤的液化。
煤的干馏是指将煤在隔绝空气的条件下加强使其分解的过程，也叫煤的焦化。煤干馏得到焦炭、煤焦油、焦炉气等。
煤的气化是将其中的有机物转化为可燃性气体的过程。
煤的液化是将煤转化成液体燃料的过程。
3、石油的组成：石油主要是多种烷烃、环烷烃和芳香烃多种碳氢化合物的混合物，没有固定的沸点。
4、石油的加工：石油的分馏、催化裂化、裂解。
二、环境保护和绿色化学
环境问题主要是指由于人类不合理地开发和利用自然资源而造成的生态环境破坏，以及工农业生产和人类生活所造成的环境污染。
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D. 求高中化学 电化学部分知识点总结 谢谢

装置特点：化学能转化为电能。
①、两个活泼性不同的电极；
形成条件：②、电解质溶液（一般与活泼性强的电极发生氧化还原反应）；
原 ③、形成闭合回路（或在溶液中接触）
电 负极：用还原性较强的物质作负极，负极向外电路提供电子；发生氧化反应。
池 基本概念： 正极：用氧化性较强的物质正极，正极从外电路得到电子，发生还原反应。
原 电极反应方程式：电极反应、总反应。
理

氧化反应 负极 铜锌原电池 正极 还原反应
反应原理：Zn-2e-=Zn2+ 2H++2e-=2H2↑

电解质溶液

电极反应： 负极（锌筒）Zn-2e-=Zn2+
正极（石墨）2NH4++2e-=2NH3+H2↑
①、普通锌——锰干电池 总反应：Zn+2NH4+=Zn2++2NH3+H2↑
干电池： 电解质溶液：糊状的NH4Cl
特点：电量小，放电过程易发生气涨和溶液
②、碱性锌——锰干电池 电极：负极由锌改锌粉（反应面积增大，放电电流增加）；
电解液：由中性变为碱性（离子导电性好）。
正极（PbO2） PbO2+SO42-+4H++2e-=PbSO4+2H2O
负极（Pb） Pb+SO42--2e-=PbSO4
铅蓄电池：总反应：PbO2+Pb+2H2SO4 2PbSO4+2H2O
电解液：1.25g/cm3~1.28g/cm3的H2SO4 溶液
蓄电池 特点：电压稳定。
Ⅰ、镍——镉（Ni——Cd）可充电电池；
其它蓄电池 Cd+2NiO(OH)+2H2O Cd(OH)2+2Ni(OH)2
Ⅱ、银锌蓄电池
锂电池
①、燃料电池与普通电池的区别
不是把还原剂、氧化剂物质全部贮藏在电池内，而是工作时不断从外界输入，同时
燃料 电极反应产物不断排出电池。
电池 ②、原料：除氢气和氧气外，也可以是CH4、煤气、燃料、空气、氯气等氧化剂。
负极：2H2+2OH--4e-=4H2O ；正极：O2+2H2O+4e-=4OH-
③、氢氧燃料电池： 总反应：O2 +2H2 =2H2O
特点：转化率高，持续使用，无污染。
废旧电池的危害：旧电池中含有重金属（Hg2+）酸碱等物质；回收金属，防止污染。

腐蚀概念：金属或合金与周围接触到的气体或液体进行化学反应而腐蚀损耗的过程。
概述： 腐蚀危害：
腐蚀的本质：M-ne-→Mn+(氧化反应)
分类： 化学腐蚀（金属与接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀）、电化腐蚀
定义：因发生原电池反应，而使金属腐蚀的形式。
负极（Fe）：Fe-2e-=Fe2+；正极（C）：O2+2H2O+4e-=4OH-
电化 吸氧腐蚀： 总反应：2Fe+O2+2H2O=Fe(OH)2
腐蚀 后继反应：4Fe(OH)2 +O2 +2H2O =4Fe(OH)3
钢铁的腐蚀： 2Fe(OH)3 Fe2O3 +3H2O
负极（Fe）：Fe-2e-=Fe2+；
析氢腐蚀： 正极（C）：2H++2e-=H2↑
总反应：Fe+2H+=Fe2++H2↑
影响腐蚀的因素：金属本性、介质。
金属的防护： ①、改变金属的内部组织结构；
保护方法：②、在金属表面覆盖保护层；
③、电化学保护法（牺牲阳极的阴极保护法）
定义：使电流通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应的过程。
装置特点：电能转化为化学能。
①、与电源本连的两个电极；
形成条件 ②、电解质溶液（或熔化的电解质）
③、形成闭合回路。
电极 阳极：与直流电源正极相连的叫阳极。
概念 阴极：与直流电源负极相连的叫阴极。
电极反应：
原理：谁还原性或氧化性强谁先放电（发生氧化还原反应）
离子放电顺序： 阳极：阴离子还原性 S2->I->Br->Cl->OH->SO42-（含氧酸根）>F-
阴极：阳离子氧化性 Ag+>Fe3+>Cu2+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+>Al3+>Mg2+>Na+
电子流向 e- e-

氧化反应 阳极 阴极 还原反应
反应原理：4OH--4e-=2H2O +O2 Cu2++2e-=Cu

电解质溶液
电解结果：在两极上有新物质生成。
总反应：2CuSO4+2H2O 2Cu+2H2SO4+O2↑

粗铜板作阳极，与直流电源正极相连；
①、装置 纯铜作阴极，与直流电源负极相连；
用CuSO4 (加一定量H2SO4)作电解液。
阴极：Cu2++2e-=Cu
电解精炼铜 阳极：Cu-2e-=Cu2+、Zn-2e-=Zn2+
②、原理： Ni-2e-=Ni2+
阳极泥：含Ag、Au等贵重金属；
电解液：溶液中CuSO4浓度基本不变
③、电解铜的特点：纯度高、导电性好。
①、概念：利用电解原理在某些金属的表面镀上一薄层其它金属或合金的过程。
将待镀金属与电源负极相连作阴极；
②、方法：镀层金属与电源正极相连作阳极；
电镀： 用含镀层金属离子的电解质溶液配成电镀液。
③、原理：阳极 Cu-2e-=Cu2+ ；Cu2++2e-=Cu
④、装置：
⑤、电镀工业：镀件预处理→电镀液添加剂→
装置：（如图）
现象 ①、阴极上有气泡；②、阳极有刺激性气体产，能使湿润的淀粉KI变蓝；
电解食盐水 ③、阴极区附近溶液变红，有碱生成
原理： 通电前： NaCl =Na++Cl- H2O H++OH-
原理 阴极（Fe）:Na+,H+移向阴极；2H++2e-=H2↑(还原反应)
通电后：阳极（C）：Cl-、OH-移向阳极；2Cl--2e-=Cl2↑(氧化反应)
总反应：2NaCl +2H2O 2NaOH +Cl2↑+H2↑
阳极、阴极、离子交换膜、电解槽、导电铜棒等
①、组成：阳极：金属钛网（涂有钌氧化物）；阴极：碳钢网（涂有Ni涂层）
阳离子交换膜：只允许阳离子通过，阻止阴离子和空气通过；
②、装置：

离子交换膜
法制烧碱：

E. 为什么说阳离子交换树脂交换能力是阴离子交换树脂的两倍

因为阳树脂的工作交换容量高，通常阳树脂的填装量都比阴树脂少，树脂失效时通常是阴柱失效，往往这时阳柱还有交换能力。这时我工作总结的，没有人指导，您仅供参考

F. 阳离子交换层析交换剂带什么电

在 丁香园 生物网络 （ ） 总结 ：

离子交换层析：

离子交换层析
离子交换层析是利用离子交换剂上的可交换离子与周围介质中被分离的各种离子间的亲和力不同，经过交换平衡达到分离的目的的一种柱层析法。该法可以同时分析多种离子化合物，具有灵敏度高，重复性、选择性好，分离速度快等优点，是当前最常用的层析法之一，常用于多种离子型生物分子的分离，包括蛋白质、氨基酸、多肽及核酸等。
离子交换层析对物质的分离通常是在一根充填有离子交换剂的玻璃交换剂的玻璃管中进行的。离子交换剂为人工合成的多聚物，其上带有许多可电离基团，根据这些基团所带电荷的不同，可分为阴离子交换剂和阳离子交换剂。含有预被分离的离子的溶液通过离子交换柱时，各种离子即与离子交换剂上的荷电部位竞争结合。任何离子通过柱时的移动速率取决于与离子交换剂的亲和力、电离程度和溶液中各种竞争性离子的性质和浓度。
离子交换剂是由基质、荷电基团和反离子构成，在水中呈不溶解状态，能释放出反离子。同时它与溶液中的其他离子或离子化合物相互结合，结合后不改变本身和被结合离子或离子化合物的理化性质。
离子交换层剂与水溶液中离子或离子化合物所进行的离子交换反应是可逆的。假定以RA代表阳离子交换剂，在溶液中解离出来的阳离子A＋与溶液中的阳离子B＋可发生可逆的交换反应：RA+B+↔RB+A+；该反应能以极快的速度达到平衡，平衡的移动遵循质量作用定律。
溶液中的离子与交换剂上的离子进行交换，一般来说，。。。。

疏水作用层析，建议看看这个，或者搜索

参考资料：

G. 简述采用离子交换法制备纯化水的过程

离子交换法制备纯化水的过程分下列几种：
1、纯化水的制取的最早方法就是离子内交换,他起源于60年代容左右,一般采取阳离子交换树脂+阴离子交换树脂+混合离子交换树脂（阴树脂和阳树脂2：1）,这种方法需要浪费大量的酸和碱再生树脂现在被淘汰了.
2、电渗析（ED）+阳离子交换树脂+阴离子交换树脂+混合离子交换树脂（阴树脂和阳树脂2：1）,这是80年代制造纯化水的方法,原理就是通过电渗析预脱盐来减少树脂转型再生的酸碱使用量.
3、反渗透（RO）+混合离子交换树脂（阴树脂和阳树脂2：1）,这是90年代流行的制造纯化水的方法,反渗透与电渗析相比脱盐率更高,操作更简便.
总结：离子交换法来制备纯化水应该是老工艺了,他的优点就是出水水质好,投资较少.缺点就是由污染,运行费用高.由于树脂本身就是有机物化学合成,他的破碎率较难控制或者一般厂家难以设计高标准的工艺,在新版GMP对TOC要求越来越严格的情况下,慢慢被双级反渗透工艺所淘汰.

H. 跪求高中化学边角知识总结！！！

二、 颜色
铁：铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。 Fe2+——浅绿色 Fe3O4——黑色晶体
Fe(OH)2——白色沉淀 Fe3+——黄色 Fe (OH)3——红褐色沉淀 Fe (SCN)3——血红色溶液
FeO——黑色的粉末 Fe (NH4)2(SO4)2——淡蓝绿色 Fe2O3——红棕色粉末 FeS——黑色固体
铜：单质是紫红色 Cu2+——蓝色 CuO——黑色 Cu2O——红色 CuSO4（无水）—白色 CuSO4•5H2O——蓝色 Cu2 (OH)2CO3 —绿色 Cu(OH)2——蓝色 [Cu(NH3)4]SO4——深蓝色溶液
BaSO4 、BaCO3 、Ag2CO3 、CaCO3 、AgCl 、 Mg (OH)2 、三溴苯酚均是白色沉淀
Al(OH)3 白色絮状沉淀 H4SiO4（原硅酸）白色胶状沉淀
Cl2、氯水——黄绿色 F2——淡黄绿色气体 Br2——深红棕色液体 I2——紫黑色固体
HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾
CCl4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶 KMnO4--——紫色 MnO4-——紫色
Na2O2—淡黄色固体 Ag3PO4—黄色沉淀 S—黄色固体 AgBr—浅黄色沉淀
AgI—黄色沉淀 O3—淡蓝色气体 SO2—无色，有剌激性气味、有毒的气体
SO3—无色固体（沸点44.8 0C） 品红溶液——红色 氢氟酸：HF——腐蚀玻璃
N2O4、NO——无色气体 NO2——红棕色气体 NH3——无色、有剌激性气味气体
三、 现象：
1、铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的；
2、Na与H2O（放有酚酞）反应，熔化、浮于水面、转动、有气体放出；(熔、浮、游、嘶、红)
3、焰色反应：Na 黄色、K紫色（透过蓝色的钴玻璃）、Cu 绿色、Ca砖红、Na+（黄色）、K+（紫色）。
4、Cu丝在Cl2中燃烧产生棕色的烟； 5、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰；
6、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟； 7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾；
8、SO2通入品红溶液先褪色，加热后恢复原色；
9、NH3与HCl相遇产生大量的白烟； 10、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光；
11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在CO2中燃烧生成白色粉末（MgO），产生黑烟；
12、铁丝在Cl2中燃烧，产生棕色的烟； 13、HF腐蚀玻璃：4HF + SiO2 ＝ SiF4 + 2H2O
14、Fe(OH)2在空气中被氧化：由白色变为灰绿最后变为红褐色；
15、在常温下：Fe、Al 在浓H2SO4和浓HNO3中钝化；
16、向盛有苯酚溶液的试管中滴入FeCl3溶液，溶液呈紫色；苯酚遇空气呈粉红色。
17、蛋白质遇浓HNO3变黄，被灼烧时有烧焦羽毛气味；
18、在空气中燃烧：S——微弱的淡蓝色火焰 H2——淡蓝色火焰 H2S——淡蓝色火焰
CO——蓝色火焰 CH4——明亮并呈蓝色的火焰 S在O2中燃烧——明亮的蓝紫色火焰。
19．特征反应现象：
20．浅黄色固体：S或Na2O2或AgBr
21．使品红溶液褪色的气体：SO2（加热后又恢复红色）、Cl2（加热后不恢复红色）
22．有色溶液：Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、MnO4-（紫色）
有色固体：红色（Cu、Cu2O、Fe2O3）、红褐色[Fe(OH)3] 黑色（CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS）
蓝色[Cu(OH)2] 黄色（AgI、Ag3PO4） 白色[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3]
有色气体：Cl2（黄绿色）、NO2（红棕色）
四、 考试中经常用到的规律：
1、溶解性规律——见溶解性表； 2、常用酸、碱指示剂的变色范围：
指示剂 PH的变色范围
甲基橙 ＜3.1红色 3.1——4.4橙色 >4.4黄色
酚酞 ＜8.0无色 8.0——10.0浅红色 >10.0红色
石蕊 ＜5.1红色 5.1——8.0紫色 >8.0蓝色
3、在惰性电极上，各种离子的放电顺序：
阴极（夺电子的能力）：Au3+ >Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+
阳极（失电子的能力）：S2- >I- >Br– >Cl- >OH- >含氧酸根
注意：若用金属作阳极，电解时阳极本身发生氧化还原反应（Pt、Au除外）
4、双水解离子方程式的书写：（1）左边写出水解的离子，右边写出水解产物；
（2）配平：在左边先配平电荷，再在右边配平其它原子；（3）H、O不平则在那边加水。
例：当Na2CO3与AlCl3溶液混和时： 3 CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑
5、写电解总反应方程式的方法：（1）分析：反应物、生成物是什么；（2）配平。
例：电解KCl溶液：2KCl + 2H2O == H2↑+ Cl2↑+ 2KOH 配平：2KCl + 2H2O == H2↑+ Cl2↑+ 2KOH
6、将一个化学反应方程式分写成二个电极反应的方法：（1）按电子得失写出二个半反应式；（2）再考虑反应时的环境（酸性或碱性）；（3）使二边的原子数、电荷数相等。
例：蓄电池内的反应为：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 试写出作为原电池(放电)时的电极反应。
写出二个半反应： Pb –2e- → PbSO4 PbO2 +2e- → PbSO4
分析：在酸性环境中，补满其它原子： 应为： 负极：Pb + SO42- -2e- = PbSO4
正极： PbO2 + 4H+ + SO42- +2e- = PbSO4 + 2H2O
注意：当是充电时则是电解，电极反应则为以上电极反应的倒转：
为： 阴极：PbSO4 +2e- = Pb + SO42- 阳极：PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H+ + SO42-
7、在解计算题中常用到的恒等：原子恒等、离子恒等、电子恒等、电荷恒等、电量恒等，用到的方法有：质量守恒、差量法、归一法、极限法、关系法、十字交法 和估算法。（非氧化还原反应：原子守恒、电荷 平衡、物料平衡用得多，氧化还原反应：电子守恒用得多）
8、电子层结构相同的离子，核电荷数越多，离子半径越小；
9、晶体的熔点：原子晶体 >离子晶体 >分子晶体 中学学到的原子晶体有： Si、SiC 、SiO2=和金刚石。 原子晶体的熔点的比较是以原子半径为依据的： 金刚石 > SiC > Si （因为原子半径：Si> C> O）.
10、分子晶体的熔、沸点：组成和结构相似的物质，分子量越大熔、沸点越高。
11、胶体的带电：一般说来，金属氢氧化物、金属氧化物的胶体粒子带正电，非金属氧化物、金属硫化物 的胶体粒子带负电。
12、氧化性：MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S=4(+4价的S) 例： I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI
13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。 14、能形成氢键的物质：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。
15、氨水（乙醇溶液一样）的密度小于1，浓度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，浓度越大，密度越大，98%的浓硫酸的密度为：1.84g/cm3。
16、离子是否共存：（1）是否有沉淀生成、气体放出；（2）是否有弱电解质生成；（3）是否发生氧化还原反应；（4）是否生成络离子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+ 等]；（5）是否发生双水解。
17、地壳中：含量最多的金属元素是— Al 含量最多的非金属元素是—O HClO4(高氯酸)—是最强的酸
18、熔点最低的金属是Hg (-38.9C。),；熔点最高的是W（钨3410c）；密度最小（常见）的是K；密度最大（常见）是Pt。
19、雨水的PH值小于5.6时就成为了酸雨。
20、有机酸酸性的强弱：乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 >碳酸 >苯酚 >HCO3-
21、有机鉴别时，注意用到水和溴水这二种物质。
例：鉴别：乙酸乙酯（不溶于水，浮）、溴苯（不溶于水，沉）、乙醛（与水互溶），则可用水。
22、取代反应包括：卤代、硝化、磺化、卤代烃水解、酯的水解、酯化反应等；
23、最简式相同的有机物，不论以何种比例混合，只要混和物总质量一定，完全燃烧生成的CO2、H2O及耗O2的量是不变的。恒等于单一成分该质量时产生的CO2、H2O和耗O2量。
24、可使溴水褪色的物质如下，但褪色的原因各自不同：烯、炔等不饱和烃（加成褪色）、苯酚（取代褪色）、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等（发生氧化褪色）、有机溶剂[CCl4、氯仿、溴苯、CS2（密度大于水），烃、苯、苯的同系物、酯（密度小于水）]发生了萃取而褪色。
25、能发生银镜反应的有：醛、甲酸、甲酸盐、甲酰铵（HCNH2O）、葡萄溏、果糖、麦芽糖，均可发生银镜反应。（也可同Cu(OH)2反应） 计算时的关系式一般为：—CHO —— 2Ag
注意：当银氨溶液足量时，甲醛的氧化特殊： HCHO —— 4Ag ↓ + H2CO3
反应式为：HCHO +4[Ag(NH3)2]OH = (NH4)2CO3 + 4Ag↓ + 6NH3 ↑+ 2H2O
26、胶体的聚沉方法：（1）加入电解质；（2）加入电性相反的胶体；（3）加热。
常见的胶体：液溶胶：Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆浆、粥等；气溶胶：雾、云、烟等；固溶胶：有色玻璃、烟水晶等。
27、污染大气气体：SO2、CO、NO2、NO，其中SO2、NO2形成酸雨。
28、环境污染：大气污染、水污染、土壤污染、食品污染、固体废弃物污染、噪声污染。工业三废：废渣、废水、废气。
29、在室温（20C。）时溶解度在10克以上——易溶；大于1克的——可溶；小于1克的——微溶；小于0.01克的——难溶。
30、人体含水约占人体质量的2/3。地面淡水总量不到总水量的1%。当今世界三大矿物燃料是：煤、石油、天然气。石油主要含C、H地元素。
31、生铁的含C量在：2%——4.3% 钢的含C量在：0.03%——2% 。粗盐：是NaCl中含有MgCl2和 CaCl2，因为MgCl2吸水，所以粗盐易潮解。浓HNO3在空气中形成白雾。固体NaOH在空气中易吸水形成溶液。
32、气体溶解度：在一定的压强和温度下，1体积水里达到饱和状态时气体的体积。
五、无机反应中的特征反应

I. 高中化学基本概念的总结

高中化学基本概念
一、几个常见的热点问题
1．阿伏加德罗常数
（1）条件问题：常温、常压下气体摩尔体积增大，不能使用22.4 L/mol。
（2）状态问题：标准状况时，H2O、N2O4、碳原子数大于4的烃为液态或固态；SO3、P2O5等为固态，不能使用22.4 L/mol。
（3）特殊物质的摩尔质量及微粒数目：如D2O、18O2、H37Cl等。
（4）某些特定组合物质分子中的原子个数：如Ne、O3、P4等。
（5）某些物质中的化学键数目：如白磷（31 g白磷含1.5 mol P－P键）、金刚石（12 g金刚石含2 mol C－C键）、晶体硅及晶体SiO2（60 g二氧化硅晶体含4 mol Si－O键）、Cn（1 mol Cn含n mol单键，n/2 mol 双键）等。
（6）某些特殊反应中的电子转移数目：如Na2O2与H2O、CO2的反应（1 mol Na2O2转移1 mol电子；Cl2与H2O、NaOH的反应（1 mol Cl2转移1 mol电子。若1 mol Cl2作氧化剂，则转移2 mol电子）；Cu与硫的反应（1 mol Cu反应转移1 mol电子或1 mol S反应转移2 mol电子）等。
（7）电解质溶液中因微粒的电离或水解造成微粒数目的变化：如强电解质HCl、HNO3等因完全电离，不存在电解质分子；弱电解质CH3COOH、HClO等因部分电离，而使溶液中CH3COOH、HClO浓度减小；Fe3+、Al3+、CO32–、CH3COO–等因发生水解使该种粒子数目减少；Fe3+、Al3+、CO32–等因发生水解反应而使溶液中阳离子或阴离子总数增多等。
（8）由于生成小分子的聚集体(胶体)使溶液中的微粒数减少：如1 mol Fe3+形成Fe(OH)3胶体时，微粒数目少于1 mol。
（9）此外，还应注意由物质的量浓度计算微粒时，是否告知了溶液的体积；计算的是溶质所含分子数，还是溶液中的所有分子（应考虑溶剂水）数；某些微粒的电子数计算时应区分是微粒所含的电子总数还是价电子数，并注意微粒的带电情况（加上所带负电荷总数或减去所带正电荷总数）。
2．离子共存问题
（1）弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中：Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均与OH–不能大量共存。
（2）弱酸阴离子只存在于碱性溶液中：CH3COO–、F–、CO32–、SO32–、S2–、PO43–、 AlO2–均与H+不能大量共存。
（3）弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存。它们遇强酸（H+）会生成弱酸分子；遇强碱（OH–）会生成正盐和水：HSO3–、HCO3–、HS–、H2PO4–、HPO42–等。
（4）若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，则不能大量共存：Ba2+、Ca2+与CO32–、SO32–、PO43–、SO42–等；Ag+与Cl–、Br–、I– 等；Ca2+与F–，C2O42–等。
（5）若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存：Al3+与HCO3–、CO32–、HS–、S2–、AlO2–等；Fe3+与HCO3–、CO32–、AlO2–等。
（6）若阴、阳离子能发生氧化还原反应则不能大量共存：Fe3+与I–、S2–；MnO4–（H+）与I–、Br–、Cl–、S2–、SO32–、Fe2+等；NO3–（H+）与I–、S2–、SO32–、Fe2+等；ClO–与I–、S2–、SO32–等。
（7）因络合反应或其它反应而不能大量共存：Fe3+与SCN–；Al3+与F–等（AlF63–）。
（8）此外，还有与Al反应反应产生氢气的溶液（可能H+；可能OH–，含H+时一定不含NO3–）；水电离出的c(H+)＝10–13 mol/L（可能为酸溶液或碱溶液）等。
3．热化学方程式
（1）△H＝生成物总能量－反应物总能量
＝反应物中的总键能－生成物中的总键能
注意：①同一热化学方程式用不同计量系数表示时，△H值不同；②热化学方程式中计量系数表示物质的量；③能量与物质的凝聚状态有关，热化学方程式中需标明物质的状态；④△H中用“＋”表示吸热；用“－”表示放热；⑤计算1 mol物质中所含化学键数目时，应首先区分晶体类型，分子晶体应看其分子结构（如P4中含6个P－P键，C60中含30个C＝C键和60个C－C键），原子晶体应看其晶体结构，特别注意化学键的共用情况（如1 mol SiO2中含4 mol Si－O键，1 mol 晶体Si中含2 mol Si－Si键）；⑥在表示可燃物燃烧热的热化学方程式中，可燃物前系数为1，并注意生成的水为液态。
（2）物质分子所含化学键的键能越大，则成键时放出的能量越多，物质本身的能量越低，分子越稳定。
（3）盖斯定律：一定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分几步完成，反应的热效应相同。即反应热只与反应的始态和终态有关，而与反应所经历的途径无关（注意：进行相关计算时，热量应带“＋”、“－”进行运算）。
例如： ，△H1＝△H2＋△H3
4．元素周期率与元素周期表
（1）判断金属性或非金属性的强弱
金属性强弱 非金属性强弱
①最高价氧化物水化物碱性强弱 ①最高价氧化物水化物酸性强弱
②与水或酸反应，置换出H2的易难 ②与H2化合的易难或生成氢化物稳定性
③活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属 ③活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质
（2）比较微粒半径的大小
①核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越大：阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径
如：H+＜H＜H–；Fe＞Fe2+＞Fe3+；Na+＜Na；Cl＜Cl–
②电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越小．即具有相同电子层结构的微粒，核电荷数越大，则半径越小。
如：① 与He电子层结构相同的微粒：H–＞Li+＞Be2+
② 与Ne电子层结构相同的微粒：O2–＞F–＞Na+＞Mg2+＞Al3+
③ 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：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。
同周期元素的离子半径比较时要把阴阳离子分开。同周期非金属元素形成的阴离子半径大于金属元素形成的阳离子半径。
例如：Na+＜Cl–；第三周期，原子半径最小的是Cl，离子半径最小的是Al3+
（3）元素周期结构

（4）位、构、性间关系

。
二、无机框图中的题眼
1．中学化学中的颜色
（1）焰色反应：Na+(黄色)、K+(紫色，透过蓝色钴玻璃)
（2）有色溶液：Fe2+(浅绿色)、Fe3+(黄色)、Cu2+(蓝色)、MnO4–(紫红色)、Fe(SCN)3(血红色)
（3）有色固体：红色：Cu、Cu2O、Fe2O3；红褐色固体：Fe(OH)3；蓝色固体：Cu(OH)2；黑色固体：CuO、FeO、FeS、CuS、Cu2S、Ag2S、PbS；浅黄色固体：S、Na2O2、AgBr；黄色固体：AgI、Ag3PO4(可溶于稀硝酸)；白色固体：Fe(OH)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3等。
（4）反应中的颜色变化
① Fe2+与OH–反应：产生白色絮状沉淀，迅速转变成灰绿色，最后变成红褐色。
② I2遇淀粉溶液：溶液呈蓝色。
③ 苯酚中加过量浓溴水：产生白色沉淀（三溴苯酚能溶于苯酚、苯等有机物）。
④ 苯酚中加FeCl3溶液：溶液呈紫色。
⑤ Fe3+与SCN–：溶液呈血红色。
⑥ 蛋白质溶液与浓硝酸：出现黄色浑浊（蛋白质的变性）。
2．中学化学中的气体
（1）常见气体单质：H2、N2、O2、Cl2
（2）有颜色的气体：Cl2(黄绿色)、溴蒸气(红棕色)、NO2(红棕色)。
（3）易液化的气体：NH3、Cl2、SO2。
（4）有毒的气体：F2、O3、HF、Cl2、H2S、SO2、CO、NO（NO、CO均能与血红蛋白失去携氧能力）、NO2(制备时需在通风橱内进行)。
（5）极易溶于水的气体：NH3、HCl、HBr；易溶于水的气体：NO2、SO2；能溶于水的气体：CO2、Cl2。
（6）具有漂白性的气体：Cl2(潮湿)、O3、SO2。
注意：Cl2(潮湿)、O3因强氧化性而漂白(潮湿Cl2中存在HClO)；SO2因与有色物质化合生成不稳定无色物质而漂白；焦碳因多孔结构，吸附有色物质而漂白。
（7）能使石蕊试液先变红后褪色的气体为：Cl2(SO2使石蕊试液显红色)。
（8）能使品红溶液褪色的气体：SO2(加热时又恢复红色)、Cl2(加入AgNO3溶液出现白色沉淀)。
（9）能使无水硫酸铜变蓝的气体：水蒸气。
（10）能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝的气体：Cl2、Br2、NO2、O3。
（11）不能用浓硫酸干燥的气体：NH3、H2S、HBr、HI。
（12）不能用无水CaCl2干燥的气体：NH3(原因：生成：CaCl2•8NH3)。
3．有一些特别值得注意的反应
（1）单质＋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）难溶性酸、碱的分解
H2SiO3 SiO2＋H2O Mg(OH)2 MgO＋H2O
2Fe(OH)3 Fe2O3＋3H2O 2Al(OH)3 Al2O3＋3H2O
（3）不稳定性酸、碱的分解
2HClO 2HCl＋O2↑ 4HNO3 4NO2↑＋O2↑＋2H2O
NH3•H2O NH3↑＋H2O H2SO3 SO2↑＋H2O
（4）不稳定性盐的分解
NH4Cl NH3↑＋HCl↑ 2AgBr 2Ag＋Br2
CaCO3 CaO＋CO2↑ 2NaHCO3 Na2CO3＋CO2↑＋H2O；
（5）金属置换金属：Fe＋Cu2+ Cu＋Fe2+、2Al＋Fe¬2O3 2Fe＋Al2O3
（6）金属置换非金属：2Na＋2H2O 2NaOH＋H2↑ Zn＋2H+ Zn2+＋H2↑
2Mg＋CO2 2MgO＋C 3Fe＋4H2O Fe3O4＋4H2↑
（7）非金属置换非金属：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）非金属置换金属：H2＋CuO Cu＋H2O C＋2CuO 2Cu＋CO2↑
4．一些特殊类型的反应
（1）化合物＋单质 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＋单质
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）一些特殊化合物与水的反应
① 金属过氧化物：2Na2O2＋2H2O 4NaOH＋O2↑
② 金属氮化物：Mg3N2＋3H2O 3Mg(OH)2＋2NH3↑
③ 金属硫化物：Al2S3＋6H2O 2Al(OH)3＋3H2S↑
CaS＋2H2O Ca(OH)2＋H2S↑
④ 金属碳化物：CaC2＋2H2O Ca(OH)2＋C2H2↑
Al4C3＋12H2O 4Al(OH)3＋3CH4↑
⑤ 金属氢化物：NaH＋H2O NaOH＋H2↑
⑥ 金属磷化物：Ca3P2＋6H2O 3Ca(OH)2＋2PH3↑
⑦ 非金属的卤化物：NCl3＋3H2O NH3＋3HClO PCl3＋3H2O H3PO3＋3HCl
SiCl4＋3H2O H2SiO3＋4HCl SOCl2＋H2O 2HCl＋SO2↑
（4）双水解反应
① Al3+(或Fe3+)与HCO3–、CO32–：Al3+＋3HCO3– Al(OH)3↓＋3CO2↑
2Al3+＋3CO32–＋3H2O 2Al(OH)3↓＋3CO2↑
② Al3+与HS–、S2–：Al3+＋3HS–＋3H2O Al(OH)3↓＋3H2S↑
2Al3+＋3S2–＋6H2O 2Al(OH)3↓＋3H2S↑
③ Al3+与AlO2–：Al3+＋3AlO2–＋6H2O 4Al(OH)3↓
（5）一些高温下的反应
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）能连续被氧化的物质
① 单质：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．有机中常见的分离和提纯
（1）除杂（括号内为杂质）
① C2H6（C2H4、C2H2）：溴水，洗气（或依次通过酸性高锰酸钾溶液、NaOH溶液，洗气）
② C6H6（C6H5－CH3）：酸性高锰酸钾溶液、NaOH溶液，分液
③ C2H5－Br（Br2）：Na2CO3溶液，分液（主要考虑C2H5Br在NaOH条件下能水解）
④ C6H5－Br（Br2）：NaOH溶液，分液
⑤ C2H5－OH（H2O）：加新制生石灰，蒸馏
⑥ C6H6（C6H5－OH）：NaOH溶液，分液（或直接蒸馏）
⑦ CH3COOC2H5（CH3COOH、C2H5OH）：饱和碳酸钠溶液，分液
⑧ C2H5OH（CH3COOH）：NaOH，蒸馏
（2）分离
① C6H6、C6H5OH：NaOH溶液，分液，上层液体为苯；然后在下层液体中通过量的CO2，分液，下层液体为苯酚（或蒸馏收集不同温度下的馏分）
② C2H5OH、CH3COOH：NaOH，蒸馏收集C2H5OH；然后在残留物中加硫酸，蒸馏得CH3COOH。
四、化学实验
1．化学实验中的先与后
（1）加热试管时，应先均匀加热后局部加热。
（2）用排水法收集气体结束时，先移出导管后撤酒精灯。
（3）制取气体时，先检查装置气密性后装药品。
（4）稀释浓硫酸时，应将浓硫酸慢慢注入水中，边加边搅拌。
（5）点燃H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃气体时，先检验气体的纯度。
（6）检验卤化烃分子的卤元素时，在水解后的溶液中先加稀HNO3中和碱液再加AgNO3溶液。
（7）检验NH3(用红色石蕊试纸)、Cl2(用淀粉KI试纸)等气体时，先用蒸馏水润湿试纸后再与气体接触。
（8）中和滴定实验时，用蒸馏水洗过的滴定管、移液管先用待装液润洗。
（9）焰色反应实验时，每做一次，铂丝应先沾上稀盐酸放在火焰上灼烧到无色时，再做下一次实验。
（10）H2还原CuO时，先通H2后加热，反应完毕后先撤酒精灯，冷却后再停止通H2。
（11）检验蔗糖、淀粉水解产物时，先加NaOH中和催化作用的硫酸，再加新制Cu(OH)2悬浊液或银氨溶液。
2．中学化学实验中的温度计
（1）测液体的温度：如测物质溶解度；实验室制乙烯等。
（2）测蒸气的温度：如实验室蒸馏石油；测定乙醇的沸点等。
（3）测水浴温度：如温度对反应速率影响的反应；苯的硝化反应；苯的磺化反应；制酚醛树脂；银镜反应；酯的水解等。
3．常见实验装置
（1）气体发生装置：固、固加热型；固、液不加热型；固(液)、液加热型。

（2）各种防倒吸装置——用于防止液体的倒吸。

（3）常见的净化装置和尾气吸收装置
① 常见的净化装置——用于除去气体中的杂质气体。

② 常见的尾气吸收装置——用于吸收尾气。

（4）常见的量气装置——通过排液法测量气体的体积。

（5）过滤、蒸馏、分液装置

4．物质的分离和提纯
（1）物质分离提纯的常用方法
方法 适用范围 举例
过滤 分离不溶性固体和液体混合物 粗盐提纯时，将粗盐溶于水，过滤除去不溶性杂质
结晶 分离溶解度随温度变化差别大的固体混合物 分离KNO3和NaCl的混合物
蒸发 除去溶液中的挥发性溶剂 从食盐水中提取食盐
蒸馏 分离沸点差别大的液体混合物 由普通酒精制取无水酒精
萃取 提取易溶于某种溶剂的物质 用CCl4提取I2水中的I2
分液 分离互不相溶的液体混合物 分离水和苯的混合物
（2）物质分离提纯的常用化学方法
①溶解法：利用特殊的溶剂(或试剂)把杂质溶解而除去，或提取出被提纯物质的一种方法。
②沉淀法：利用沉淀反应将杂质转化为沉淀而除去，或将被提纯物质转化为沉淀而分离出来。
③转化法：将杂质转化为被提纯物质而除去的一种方法。
④加热分解法：通过加热将杂质转化成气体而除去的一种方法。
⑤酸碱法：通过加酸、碱调节溶液的pH，从而使杂质转化为沉淀而除去。
⑥氧化还原法：通过加氧化剂或还原剂，将杂质转化为气体、沉淀或其它物质而除去。
⑦离子交换法：通过离子交换树脂除去溶液中的特定离子。
5．常见离子的检验方法
离子 检验方法 主要现象
H+ 酸碱指示剂；活泼金属Zn；碳酸盐等 变色，产生氢气，产生CO2气体
Na+、K+ 焰色反应 钠“黄”钾“紫”
Al3+ OH– 先生成白色沉淀，后白色沉淀溶解形成无色溶液
Fe3+ KSCN溶液，NaOH溶液 溶液变红色，生成红褐色沉淀
NH4+ NaOH溶液、加热 生成能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体
OH– 酚酞溶液 溶液变红色
Cl– AgNO3、稀硝酸 生成不溶于稀硝酸的白色沉淀
SO42– 稀HCl、BaCl2溶液 生成不溶于HCl的白色沉淀
CO32– 盐酸、澄清石灰水 生成使澄清石灰水变浑浊的无色无味气体
五、物质结构与性质
1．原子结构与性质
原子核：同位素、原子量——物理性质
（1）原子（AZX）
核外电子——化学性质
（2）元素的化学性质主要由原子最外层电子数和原子半径决定。
例如：最外层电子数相等，半径不等（同主族元素），性质出现递变性；
Li和Mg、Be和Al的最外层电子数不等，半径相近，性质相似。
（3）原子核外电子排布（掌握1～36号元素）
① 能量最低原理：电子先排能量低的能层和能级，然后由里往外排能量高的（能层和能级均影响电子的能量）。
② 泡里不相容原理：每个原子轨道上最多排2个自旋相反的电子，即原子核外没有2个电子的运动状态完全相同。
③ 洪特规则：电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道；
当轨道上电子呈半满、全满或全空时，体系能量最低。
（4）电离能比较：首先应写出微粒的外围电子排布式，再根据使体系能量最低去比较；根据用原子的电离能数据也可推测原子的最外层电子数。
（5）电负性：元素的原子吸引电子的能力。元素的电负性越大，则元素的非金属性越强；元素的电负性越小，则元素的金属性越强。电负性相差越大的元素形成化合物时，化合物的离子性越强（形成离子键）。
2．分子结构与性质
（1）化学键——化学性质（决定分子的稳定性）
离子键 共价键 金属键
成键微粒 阴、阳离子 原子 金属离子和自由电子
微粒间相互作用 静电作用 共用电子对 静电作用
成键原因 活泼金属(如ⅠA、ⅡA)和活泼非金属(如ⅥA、ⅦA) 成键原子具有未成对电子 金属
（2）化学键理论
① 共价键理论（VB）：共价键的形成实则是电子的配对。该理论不能解释碳形成甲烷分子。
② 杂化轨道理论：能量相近的轨道可以兼并成能量相同的几个等价轨道。用以解释碳能形成甲烷分子（实则是碳原子采取sp3杂化，形成四个兼并轨道，再与氢成键）。杂化后，原子的成键能力增强。
③ 价层电子对互斥模型
a．分子中的价电子对（包括成键电子对和孤电子对）由于相互排斥，尽可能远离，电子对之间夹角越小，排斥力越大。
b．由于孤电子对只受一个原子核的吸引，电子云比较“肥大”，故电子对之间排斥力大小顺序为：孤电子对与孤电子对大于孤电子对与成键电子对大于成键电子对与成键电子对（因此，均采取sp3杂化，电子对构型都为正四面体形的CH4、NH3、H2O分子中键角依次减小）。
c．微粒中价电子对数为：n＝(中心原子的价电子数＋每个配位原子提供的价电子数±微粒所带的电荷数)／2（微粒带负电荷时取“＋”，带正电荷时取“－”）。主族元素的价电子数等于最外层电子数，氢和卤素作为配位原子时，提供一个电子，当ⅥA族元素作为配位原子时，认为不提供电子（由价电子对数可确定中心原子的杂化形式：电子对数分别为2、3、4时，中心原子分别采取sp、sp2、sp3杂化）。
d．当配位原子不是氢、ⅥA、ⅦA族元素时，可运用等电子原理，寻找其熟悉的等电子体来判断其构型。
④ 等电子原理
a．具有相同原子数目和相同电子总数（或价电子总数）的分子或离子具有相同的结构特征。
b．常见等电子体：N2、CO、CN–、C22–（电子总数为14e–，存在叁键）；
CO2、CS2、COS、BeCl2、N3–、OCN–、SCN–（价电子数为16e–，均为直线型）；
BCl3、CO32–、SiO32–、NO3–（价电子数为24e–，均为平面正三角形）；
NCl3、PCl3、NF3、PF3、SO32–（价电子数为24e–，均为三角锥形）；
SiCl4、CCl4、SiO44–、SO42–、PO43–（价电子数为24e–，均为正四面体形）。
（3）分子极性：分子中正、负电荷重心是否重合
① 与键的极性有关；② 与分子的空间构型有关。
类型 实例 键角 键的极性 空间构型 分子的极性
A2 H2、N2、Cl2等 ― 非极性键 直线形 非极性分子
AB HCl、NO、CO等 ¬― 极性键 直线形 极性分子
AB2 CO2、CS2等 180° 极性键 直线形 非极性分子
H2O、H2S等 ＜180° 极性键 “V”形 极性分子
SO2分子 120° 极性键 三角形 极性分子
ABC COS 180° 极性键 直线形 极性分子
AB3 BF3分子 120° 极性键 三角形 非极性分子
NH3、PCl3等分子 ＜109.5° 极性键 三角锥形 极性分子
AB4 CH4、CCl4等分子 109.5° 极性键 正四面体形 非极性分子
（4）相似相溶原理：极性相似，相互溶解，极性相差越大，则溶解度越小。
如：水为强极性分子，强极性的HX、NH3等易溶于水；
有机物均为弱极性或非极性分子，有机物间可相互溶解。
（5）共价键的类型
① 电子对是否偏移：极性键和非极性键。
② 成键方式：头碰头——δ键；肩并肩——π键。头碰头时电子云重叠最大，故δ键较π键稳定。当两原子间形成多个共价键时，首先形成一个δ键，其余则只能形成π键。
（6）分子间作用力及氢键——物理性质
① 分子间作用力——范德华力
对于分子组成和结构相似的物质，其相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高。
例如：沸点 F2＜Cl2＜Br2＜I2。
② 氢键
a．形成氢键的因素：含N、O、F，且含有与N、O、F直接相连的H。
b．氢键对物质性质的影响：分子间氢键的形成，使物质在熔化或汽化的过程中，还需克服分子间的氢键，使物质的熔、沸点升高；分子间氢键的形成，可促进能形成氢键的物质之间的相互溶解。
3．晶体结构与性质——物理性质
（1）晶体类型及其性质
离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体
组成微粒 阴、阳离子 分子 原子 金属离子和自由电子
微粒间的相互作用 离子键 分子间作用力 共价键 金属键
是否存在单个分子 不存在 存在 不存在 不存在
熔、沸点 较高 低 很高 高低悬殊
硬度 较大 小 很大 大小悬殊
导电情况 晶体不导电，
溶于水或熔融状态下导电 晶体或熔融状态下不导电，
溶于水时部分晶体能导电 晶体为半导体或绝缘体 晶体导电
（2）晶体熔、沸点高低的比较
一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
① 离子晶体：离子晶体的晶格能越大，则离子键越强，晶体熔、沸点越高。
晶格能比较：阴、阳离子所带电荷越多，半径越小，则晶格能越大。
例如：MgO＞NaCl（Mg2+半径小，所带电荷多）。
FeO＞NaCl（Fe2+与Cl–电子层数相同，O2–与Na+电子层数相同，但FeO中离子所带电荷数多）
② 分子晶体：组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，晶体的熔、沸点越高。
例如：F2＜Cl2＜Br2＜I2。
此外，当分子形成分子间氢键时，分子晶体的熔、沸点升高。
例如：NH3、H2O、HF的熔、沸点均比同主族下一周期的氢化物来的高。
③ 原子晶体：原子半径越小，键长越短，键能越大，键越牢固，晶体的熔、沸点越高。
例如：金刚石＞二氧化硅＞金刚砂＞晶体硅。
④ 金属晶体：金属离子所带电荷越多，半径越小，金属键越强，晶体的熔、沸点越高。
例如：Na＜Mg＜Al。
（3）晶体化学式的确定
① 分子结构：分子结构中每一个微粒均属于该分子，按结构中的微粒数书写的式子即为其化学式。
② 晶体结构
分摊法：按晶体结构中各微粒对结构单元的贡献计算出的微粒数目的最简整数比书写的式子即为其化学式。
紧邻法：按晶体结构中各微粒周围与之距离最近且相等的另一微粒数目的最简整数比书写的式子即为其化学式。
（4）金属晶体
① 金属的导电性、导热性和延展性均与自由电子有关。
② 金属晶体的堆积方式
六方堆积（Mg、Zn等）：配位数为12；面心立方堆积（Al、Cu等）：配位数为12；
体心立方堆积（Na、K等）：配位数为8。
4．配合物
Na3AlF6：存在离子键（Na+与AlF63–间）、配位键（Al3+与F–间）。
Ag(NH3)2OH：存在离子键（Ag(NH3)2+与OH–间）、配位键（Ag+与NH3间）。
六、化学与环境
1．臭氧空洞
（1）污染物：CF2Cl2、NOx等
（2）机理：CF2Cl2在高空紫外线作用下产生氯原子，作O3分解的催化剂。NOx直接作O3分解的催化剂。
（3）危害：紫外辐射增强使患呼吸系统传染病的人增加；受到过多的紫外线照射还会增加皮肤癌和白内障的发病率；强烈的紫外辐射促使皮肤老化；使城市内的烟雾加剧，使橡胶、塑料等有机材料加速老化，使油漆褪色等。