2021年高中化学基础知识点及化学陷阱汇总

[阿伏加德罗定律及其推论应用]
1.阿伏加德罗定律：同温同压下，相同体积的任何气体，含有相同数目的分子(或气体的物质的量)相同。
2.阿伏加德罗定律的推论
(1)同温、同压下，气体的体积与其物质的量成正比
(2)温度、体积相同的气体，其压强与其物质的量成正比
(3)同温、同压下，气体的密度与其摩尔质量(或相对分子质量)成正比
² 对于同一种气体，当压强相同时，密度与温度成反比例关系。
(P3 反思归纳 求气体的摩尔质量M的常用方法)
[突破阿伏加德罗常数应用的“六个”陷阱]
1.抓“两看”，突破气体与状况陷阱
一看“气体”是否处在“标准状况”。
二看“标准状况”下，物质是否为“气体”[如CCl4、CHCl3、CH2Cl2(注：CH3Cl为气体)、H2O、溴、SO3、己烷、苯等在标准状况下均不为气体]。
2.排“干扰”，突破质量(或物质的量)与状况无关陷阱
给出非标准状况下气体的物质的量或质量，干扰学生的正确判断，误以为无法求解物质所含的粒子数，实际上，此时物质所含的粒子数与温度、压强等外界条件无关。
3.记“组成”，突破陷阱
(1)记特殊物质中所含微粒(分子、原子、电子、质子、中子等)的数目，如Ne、D2O、18O2、—OH、OH－等。
(2)记最简式相同的物质，如NO2和N2O4、乙烯(C2H4)和丙烯(C3H6)等。
(3)记摩尔质量相同的物质，如N2、CO、C2H4等。
(4)记物质中所含化学键的数目，如一分子H2O2、CnH2n＋2中化学键的数目分别为3、3n＋1。
4.审“组成、体积”因素，突破电解质溶液中粒子数目陷阱
(1)是否存在弱电解质的电离或盐类水解。
(2)已知浓度，是否指明体积，用好公式n＝cV。
(3)在判断溶液中微粒总数时，是否忽视溶剂水。
5.要识破隐含的可逆反应，记住反应条件、反应物浓度变化对反应的影响，突破陷阱
(1)2SO2＋O2 2SO3　2NO2 N2O4
N2＋3H2 NH3
(2)Cl2＋H2O HCl＋HClO
(3)NH3＋H2O NH3·H2O NH＋OH－
(4)MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
(5)常温下，铁、铝遇浓硫酸、浓硝酸发生“钝化”。
(P3 6.抓“反应”,突破陷阱)
[正确判断溶液的溶质并计算其物质的量]
(1)与水发生反应生成新的物质，如Na、Na2O、Na2O2NaOH；
SO3H2SO4；NO2HNO3。
(2)特殊物质：如NH3溶于水后溶质为NH3·H2O，但计算浓度时仍以NH3作为溶质。
(3)含结晶水的物质：CuSO4·5H2O―→CuSO4；Na2CO3·10H2O―→Na2CO3。
[准确计算溶液的体积]
c＝中的V是溶液的体积，不是溶剂的体积，也不是溶质和溶剂的体积之和，不能用水的体积代替溶液的体积，应根据V＝计算。
1.溶液稀释定律(守恒观点)
(1)溶质的质量在稀释前后保持不变，即m1w1＝m2w2。
(2)溶质的物质的量在稀释前后保持不变，即c1V1＝c2V2。
(3)溶液质量守恒，m(稀)＝m(浓)＋m(水)(体积一般不守恒)。
2.同溶质不同物质的量浓度溶液的混合计算
(1)混合后溶液体积保持不变时，c1V1＋c2V2＝c混×(V1＋V2)。
(2)混合后溶液体积发生改变时，c1V1＋c2V2＝c混V混，其中V混＝。
3.溶质相同、质量分数不同的两溶液混合定律
同一溶质、质量分数分别为a%、b%的两溶液混合。
(1)等体积混合
①当溶液密度大于1g·cm－3时，必然是溶液浓度越大，密度越大(如H2SO4、HNO3、HCl、NaOH等多数溶液)，
等体积混合后质量分数w>(a%＋b%)。
②当溶液密度小于1g·cm－3时，必然是溶液浓度越大，密度越小(如酒精、氨水溶液)，等体积混合后，质量分数w＜(a%＋b%)。
(2)等质量混合
两溶液等质量混合时(无论ρ>1g·cm－3还是ρ＜1g·cm－3)，则混合后溶液中溶质的质量分数w＝(a%＋b%)。
以上规律概括为“计算推理有技巧，有大必有小，均值均在中间找，谁多向谁靠”。
[常见混合物]
① 分散系(如溶液、胶体、浊液等)；
② 高分子(如蛋白质、纤维素、聚合物、淀粉等)；
③ 常见特殊名称的混合物：石油、石油的各种馏分、煤、漂白粉、碱石灰、福尔马林、油脂、天然气、水煤气、铝热剂、氨水、氯水、王水等。
² 分子式为C5H10的物质可能是纯净物也可能是混合物。
[物理变化与化学变化的区别与联系、判断方法]
物理变化：焰色反应、石油的分馏、CaCl2的潮解、蛋白质的盐析
化学变化：煤的干馏、蛋白质的变性、蛋白质的显色反应、石油的裂化、裂解、同素异形体间的转化
[常见的胶体]
1.烟、云、雾、AgI水溶胶、烟水晶、有色玻璃等。
2.胶体不带电荷，胶体粒子(分散质)带电荷，但淀粉胶体的胶体粒子不带电荷
3.有些高分子化合物，如淀粉、蛋白质的溶液是胶体。
[净水剂及其作用原理]
能在水中自然形成胶体，并且对水质无明显副作用的物质,有KAl(SO4)2·12H2O、FeCl3·6H2O等，这样的物质被称为净水剂，其形成胶体的化学原理是Al3＋、Fe3＋发生水解反应分别生成Al(OH)3胶体、Fe(OH)3胶体。
[电解质]
(1)溶液中的离子不是它自身电离产生的，不属于电解质，如CO2、SO2、NH3、SO3等为非电解质。它们与水反应生成的产物H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2SO4自身能电离，是电解质。
(2)单质、混合物都不是电解质研究的范畴。
[书写离子方程式的注意事项]
(1)微溶物处理方式有三种情况
①出现在生成物中写化学式；
②是反应物处于溶液状态写离子符号；
③是反应物处于浊液或固态时写化学式。
石灰乳写化学式Ca(OH)2，澄清石灰水写成Ca2＋、OH－。
(2)盐类水解的离子方程式用“ ”，不用“↓”“↑”，若相互促进的完全水解反应的离子方程式用“===”“↓”“↑”。
(3)溶液中铵盐与碱反应加热放出NH3，不加热写NH3·H2O。
(4)浓盐酸、浓HNO3在离子方程式中写离子符号，浓H2SO4保留化学式。
(5)HCO、HS－、HSO等弱酸的酸式酸根离子不能拆开写。
(6)单质，氧化物保留化学式。
(7)固体之间的反应、浓硫酸(或浓磷酸)与固体之间的反应，不能电离出自由离子，所以不写离子方程式。如：
Ca(OH)2(s)＋2NH4Cl(s)CaCl2(s)＋2NH3↑＋2H2O
[“拆分”陷阱、“守恒”陷阱、“量比”陷阱、“原理”陷阱]
命题者往往设置不符合“反应原理”的陷阱，如Fe和非氧化性酸反应应生成Fe2＋，金属和氧化性酸反应不放H2，忽略隐含反应，不符合配比关系，“===”、“ ”使用是否正确以及反应条件等。
[P27 离子共存判断题中常见的限制条件]
[P28 离子的检验和判断]
[特殊物质中元素化合价判断]
、、、Al、、2O、H、。
[P34 氧化性、还原性强弱的比较]
[密度]
ρ(H2O)>ρ(Na)>ρ(煤油)；
[钠]
1．钠与水、酸反应的实质都是与H＋的反应。
2．钠与溶液反应的思维模板
(1)金属钠与酸溶液的反应
钠首先与酸反应，且反应比在纯水中剧烈，当酸反应彻底后，再与水反应。
(2)金属钠与盐溶液的反应
钠与盐溶液反应，不能置换出盐中的金属，因钠先与水反应，然后再考虑生成的NaOH是否能与盐进一步发生复分解反应。
² 钠与乙醇反应，钠块先沉在液面下，后上下浮动、能看到表面冒出气泡，并不能熔化成小球。
[P46 碳酸钠与碳酸氢钠]
[碱金属元素(由Li→Cs)]
1.密度:逐渐增大(钾反常)，熔、沸点逐渐降低
2.还原性:逐渐增强；与O2反应越来越剧烈，产物越来越复杂
3.焰色反应：钠元素黄色：钾元素紫色（蓝色钴玻璃）：铜元素绿色
[铝热反应实验]
镁带：为铝热反应提供高温条件
氯酸钾：产生氧气，引发反应
[明矾KAl(SO4)2·12H2O]
无色晶体，可溶于水，水溶液pH＜7。
明矾净水的原理是Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体吸附水中杂质形成沉淀而净水。
[既能与酸反应又能与碱反应的物质]
1.弱酸的铵盐，如：NH4HCO3、CH3COONH4、(NH4)2S等；
2.弱酸的酸式盐，如：NaHCO3、KHS、NaHSO3等；
3氨基酸是两性物质。
[Al(OH)3的三种制备方法]
方法一：可溶性铝盐溶液与过量氨水反应
反应原理：Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH
方法二：向可溶性偏铝酸盐溶液中通入过量CO2
反应原理：[Al(OH)4]－＋CO2===Al(OH)3↓＋HCO
方法三：相互促进水解法

² Al3＋水解呈酸性，与OH－、[Al(OH)4]－、CO(HCO)、S2－等不能大量共存。
² [Al(OH)4]－水解呈碱性，与H＋、HCO、Al3＋、Fe3＋等不能大量共存。
² 含铝杂质：过量NaOH溶液
[Fe]
Fe3＋与S2－、I－、HS－、SO等具有较强还原性离子不能大量共存
Fe3＋与HCO、[Al(OH)4]－、CO、ClO－等水解呈碱性的离子不能大量共存。
[防止Fe(OH)2氧化的方法]
(1)将配制溶液的蒸馏水煮沸，驱除溶液中的氧气。
(2)将盛有NaOH溶液的胶头滴管尖端插入试管的亚铁盐溶液底部，并慢慢挤出NaOH溶液。
(3)在亚铁盐溶液上面充入保护气，如H2、N2、稀有气体等。
(4)在亚铁盐溶液上面加保护层，如苯、植物油等。
(5)用Fe作阳极，石墨作阴极，电解NaOH溶液，利用新产生的Fe2＋与OH－反应制取。
[含Fe2＋、Fe3＋的混合溶液中Fe3＋、Fe2＋的检验]
溶液变红色，说明含有Fe3＋
KMnO4溶液紫红色退去，说明含有Fe2
检验Fe3＋也可用苯酚(C6H5OH)，在FeCl3溶液中滴加苯酚，溶液显紫色
[Fe2＋的特征检验方法]
溶液产生蓝色沉淀，说明溶液中含有Fe2＋，3Fe2＋＋2[Fe(CN)6]3－===Fe3[Fe(CN)6]2
[P61 除杂问题Fe2＋、Fe3＋]
[铁与硫酸、硝酸的混酸反应顺序总结]
足量铁与稀硫酸、稀硝酸的混合溶液反应，则可利用离子反应分析，依次发生反应：Fe＋NO＋4H＋===Fe3＋＋NO↑＋2H2O、2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋、Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑(若H＋量不足，该反应不再发生)。
[区别Cu和Cu2O]
＋1价铜，在酸性条件下能发生歧化反应生成Cu和Cu2＋。
向红色物质中加入稀硫酸，若溶液由无色变成蓝色，则该红色物质为Cu2O，否则为Cu
[合金]
熔点：一般比它的各成分金属的低；
硬度和强度：一般比它的各成分金属的大。
[常见金属材料]
金属材料—
1．金属活泼性与冶炼方法的关系：

2．有些活动性很强的金属也可以用还原法来冶炼，如
Na＋KClK↑＋NaCl
2RbCl＋MgMgCl2＋2Rb↑等，
在此主要运用了化学平衡移动原理，利用K、Rb沸点低，气化离开反应体系，使化学反应得以向正反应方向进行。
[金刚石]
用作切割刀具，石墨用作电极、铅笔芯
[晶体硅]
用作半导体材料、硅芯片和硅太阳能电池
硅在常温下只能与氟气(F2)、氢氟酸(HF)、强碱反应,加热时能与氧气、氯气反应。
[熟记硅及其化合物的特殊性质]
(1)硅单质的特殊性
①Si的还原性大于C，但C却能在高温下还原出Si：SiO2＋2C=====高温Si＋2CO↑；
②非金属单质一般不跟非氧化性酸反应，但Si能与HF反应：Si＋4HF===SiF4↑＋2H2↑；
③非金属单质大多为非导体，但Si为半导体。
(2)含硅化合物的特殊性
①SiO2是H2SiO3的酸酐，但它不溶于水，不能直接与水作用制备H2SiO3；
②酸性氧化物一般不与酸反应，但SiO2能跟HF反应：SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O；
③无机酸一般易溶于水，但H2SiO3难溶于水；
① 因H2CO3的酸性大于H2SiO3，所以在Na2SiO3溶液中通入少量CO2能发生下列反应：Na2SiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3，但在高温下SiO2＋Na2CO3=====高温Na2SiO3＋CO2↑也能发生。
[硅酸]
硅酸不溶于水，其酸性比碳酸弱，硅酸不能使紫色石蕊溶液变红色
硅酸不稳定，受热易分解：H2SiO3SiO2＋H2O
硅酸在水中易聚合形成胶体。硅胶吸附水分能力强，常用作干燥剂
[硅酸钠(Na2SiO3)]
①白色、可溶于水的粉末状固体，其水溶液俗称水玻璃，有黏性，水溶液显碱性。
②它能与酸性比硅酸强的酸反应，分别写出以下化学方程式：
与盐酸反应：Na2SiO3＋2HCl===2NaCl＋H2SiO3↓。
与CO2水溶液反应：Na2SiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3。
③用途：黏合剂(矿物胶)，耐火阻燃材料
[无机非金属材料]
1.传统无机非金属材料，如水泥、玻璃、陶瓷等硅酸盐材料
水泥
玻璃
陶瓷
石灰石、黏土
纯碱、石灰石、石英
黏土
水泥回转窑
玻璃窑
陶瓷窑
2.新型无机非金属材料，如高温结构陶瓷、光导纤维、生物陶瓷、压电陶瓷等
[熟悉几种常见的复合材料]
名称
基体
增强体
玻璃钢
合成树脂
玻璃纤维
碳纤维增强复合材料
合成树脂
碳纤维
飞机、火箭、导弹壳体
Ti、Al、Mg
碳纤维、硼纤维、碳化硅纤维
隔热陶瓷瓦
陶瓷
碳纤维、碳化硅纤维、氧化硅纤维
[HClO]

1.Ca(ClO)2的稳定性比HClO强
2.漂白性：使湿润的有色布条或品红褪色
3.漂白性、酸性：使紫色石蕊溶液先变红后褪色
[Br2 、I2 ]
性质
Br2
I2
颜色
深红棕色
紫黑色
状态
液体
固体
溶解性
水中
溶解度不大
溶解度不大
有机溶剂中
易溶
易溶
特性
易挥发、有毒
易升华
使淀粉溶液变蓝
[卤素离子的检验方法]
(1)AgNO3溶液——沉淀法
未知液生成
(2)置换——萃取法
未知液　
有机层呈
(3)氧化——淀粉法检验I－
未知液　蓝色溶液，表明有I－
[Br2]
在常温下呈液态，是唯一的液态非金属单质。液态Br2有剧毒，易挥发，故保存Br2时在试剂瓶中Br2液面上需用水封，磨口的玻璃塞用蜡封。
[I2 ]
是常温下固体单质中唯一的双原子分子。
[F2 ]
氟元素无正价，F2与H2O发生置换反应生成O2：2F2＋2H2O===4HF＋O2。
不能从NaX溶液中置换出X2(X代表Cl、Br、I)。
[SO2的特殊性质及应用]
(1)注意SO2的漂白性和还原性的区别
SO2使品红溶液退色表现的是SO2的漂白性，加热后溶液颜色复原；SO2使酸性高锰酸钾溶液、溴水、氯水、碘水退色表现的是SO2的还原性，加热后溶液颜色不复原。
(2)注意SO2的氧化性的表现
SO2通入氢硫酸、硫化钠溶液中都会出现浅黄色沉淀，表现了SO2的氧化性。
[SO检验的易错点]
(1)误将Ag＋、Pb2＋判断成SO。如向待测液中滴加BaCl2溶液，再加稀盐酸有白色沉淀便断定含SO。其错误是未注意溶液中不含SO，而含Ag＋或Pb2＋时也会产生同样的现象：Ag＋＋Cl－===AgCl↓(白色)，Pb2＋＋2Cl－===PbCl2↓(白色)。
(2)误将SO判断成SO。如向待测液中滴加用稀盐酸酸化的Ba(NO3)2溶液生成白色沉淀，便误以为有SO。该错误是未注意NO具有强氧化性，在酸性环境中发生反应：Ba2＋＋SO===BaSO3↓(白色)，3BaSO3＋2H＋＋2NO===3BaSO4↓(白色)＋2NO↑＋H2O。
[NO2红棕色]
[氮氧化物对环境的污染及防治]
(1)常见的污染类型
①光化学烟雾：NOx在紫外线作用下，与碳氢化合物发生一系列光化学反应，产生了一种有毒的烟雾。
②酸雨：NOx排入大气中，与水反应生成HNO3和HNO2，随雨雪降到地面。
③破坏臭氧层：NO2可使平流层中的臭氧减少，导致地面紫外线辐射量增加。
④NO与血红蛋白结合使人中毒。
(2)常见的NOx尾气处理方法
①碱液吸收法
2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O
NO2＋NO＋2NaOH===2NaNO2＋H2O
NO2、NO的混合气体能被足量烧碱溶液完全吸收的条件是n(NO2)≥n(NO)。一般适合工业尾气中NOx的处理。
②催化转化法
在催化剂、加热条件下，氨可将氮氧化物转化为无毒气体(N2)或NOx与CO在一定温度下催化转化为无毒气体(N2和CO2)。一般适用于汽车尾气的处理。




[几种重要的核素]
核素
U
C
H
H
O
用途
核燃料
用于考古断代
制氢弹
示踪原子
[化学键与物质的类别]
除稀有气体内部无化学键外，其他物质内部都存在化学键。化学键与物质的类别之间的关系可概括如下：
(1)只含有极性共价键的物质一般是不同种非金属元素形成的共价化合物，如SiO2、HCl、CH4等。
(2)只含有非极性共价键的物质是同种非金属元素形成的单质，如Cl2、P4、金刚石等。
(3)既有极性键又有非极性键的共价化合物一般由多个原子组成，如H2O2、C2H4等。
(4)只含离子键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CaCl2、NaCl等。
(5)既有离子键又有极性共价键的物质，如NaOH、K2SO4等；既有离子键又有非极性共价键的物质，如Na2O2等。
(6)仅由非金属元素形成的离子化合物，如NH4Cl、NH4NO3等。
(7)金属元素和非金属元素间可能存在共价键，如AlCl3等。
[寻找“10电子”微粒和“18电子”微粒的方法]
(1)“10电子”微粒

(2)“18电子”微粒

CH3—CH3、H2N—NH2、HO—OH、F—F、F—CH3、CH3—OH……
2．记忆其他等电子微粒
(1)“14电子”微粒：Si、N2、CO、C2H2、C。
(2)“16电子”微粒：S、O2、C2H4、HCHO。
3．质子数和核外电子数分别相等的两种微粒关系
(1)可以是两种原子，如同位素原子
(2)可以是两种分子，如CH4、NH3等
(3)可以是两种带电荷数相同的阳离子，如NH、H3O＋
(4)可以是两种带电荷数相同的阴离子，如OH－、F－
[常考短周期元素的主要化合物的特性]
(1)形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素：C。
(2)空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。
(3)地壳中含量最多的元素、氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。
(4)等物质的量的单质最轻的元素：H；等物质的量的最轻的金属单质：Li。
(5)最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Al。
(6)元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。
(7)具有漂白性的物质：氯水、二氧化硫、过氧化钠，双氧水(H2O2)
[记忆常见的放热反应和吸热反应]
1.放热反应：①可燃物的燃烧；②酸碱中和反应；③大多数化合反应；④金属跟酸的置换反应；⑤物质的缓慢氧化等。
2.吸热反应：①大多数分解反应；②盐的水解和弱电解质的电离；③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应；④碳和水蒸气、C和CO2的反应等。
[正确理解活化能与反应热的关系]
(1)催化剂能降低反应所需活化能，但不影响焓变的大小。
(2)在无催化剂的情况下，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能，即E1＝E2＋|ΔH|。


[熟记反应热ΔH的基本计算公式]
ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量
ΔH＝反应物的总键能之和－生成物的总键能之和
[规避两个易失分点]
(1)旧化学键的断裂和新化学键的形成是同时进行的，缺少任何一个过程都不是化学变化。
(2)常见物质中的化学键数目
物质
CO2
(C==O)
CH4
(C—H)
P4
(P—P)
SiO2
(Si—O)
石墨
金刚石
S8(S—S)
Si
键数
2
4
6
4
1.5
2
8
2
[热化学方程式书写注意事项]
区别于普通方程式：一般不注“↑”、“↓”以及“点燃”、“加热”等
同素异形体转化的热化学方程式除了注明状态外，还要注明名称
[利用状态，迅速比较反应热的大小]
若反应为放热反应
(1)当反应物状态相同，生成物状态不同时，生成固体放热最多，生成气体放热最少。
(2)当反应物状态不同，生成物状态相同时，固体反应放热最少，气体反应放热最多。
(3)在比较反应热(ΔH)的大小时，应带符号比较。对于放热反应，放出的热量越多，ΔH反而越小。
[阴阳两极上放电顺序]
(1)阴极：阴极上放电的总是溶液中的阳离子，与电极材料无关。氧化性强的先放电，放电顺序：

(2)阳极：若是活性电极作阳极，则活性电极首先失电子，发生氧化反应。
若是惰性电极作阳极，则仅是溶液中的阴离子放电，常见离子的放电顺序是

² 在水溶液中，Al3＋、Mg2＋、Na＋等是不会在阴极上放电的。
若是金属(Au、Pt除外)作阳极，金属一定被电解(注：Fe生成Fe2＋)。
[电镀]
1.镀件作阴极，镀层金属银作阳极
2.阳极溶解，阴极沉积，电镀液的浓度不变。
[电解精炼铜]
电极材料：阳极为粗铜；阴极为纯铜。
[隔膜的作用]
(1)能将两极区隔离，阻止两极区产生的物质接触，防止发生化学反应。
(2)能选择性的通过离子，起到平衡电荷、形成闭合回路的作用
[规避原电池工作原理的3个失分点]
(1)原电池闭合回路的形成有多种方式，可以是导线连接两个电极，也可以是两电极相接触。
(2)电解质溶液中阴、阳离子的定向移动，与导线中电子的定向移动共同组成了一个完整的闭合回路。
(3)无论在原电池还是在电解池中，电子均不能通过电解质溶液。
[金属的防护]
(1)电化学防护
①牺牲阳极的阴极保护法—原电池原理
a．负极：比被保护金属活泼的金属；
b．正极：被保护的金属设备。
②外加电流的阴极保护法—电解原理
a．阴极：被保护的金属设备；
b．阳极：惰性金属或石墨。
(2)改变金属的内部结构，如制成合金、不锈钢等。
(3)加防护层，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。
[判断金属腐蚀快慢的规律]
(1)对同一电解质溶液来说，腐蚀速率的快慢：电解原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有防腐措施的腐蚀。
(2)对同一金属来说，在不同溶液中腐蚀速率的快慢：强电解质溶液中>弱电解质溶液中>非电解质溶液中。
(3)活动性不同的两种金属，活动性差别越大，腐蚀速率越快。
(4)对同一种电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大，金属腐蚀越快。
2．两种保护方法的比较
外加电流的阴极保护法保护效果大于牺牲阳极的阴极保护法。
[规避“2”个易失分点]
(1)化学平衡状态判断“三关注”
关注反应条件，是恒温恒容，恒温恒压，还是绝热恒容容器；关注反应特点，是等体积反应，还是非等体积反应；关注特殊情况，是否有固体参加或生成，或固体的分解反应。
(2)不能作为“标志”的四种情况
①反应组分的物质的量之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。
②恒温恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不再随时间而变化，如
2HI(g) H2(g)＋I2(g)。
③全是气体参加的体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不再随时间而变化，如
2HI(g) H2(g)＋I2(g)。
② 全是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度保持不变。
[“惰性气体”对化学平衡的影响]
①恒温、恒容条件
。
②恒温、恒压条件


[化学平衡移动]
目的是“减弱”外界条件的改变，而不是“抵消”外界条件的改变，改变是不可逆转的。新平衡时此物理量更靠近于改变的方向。如:
① 增大反应物A的浓度，平衡右移，A的浓度在增大的基础上减小，但达到新平衡时，A的浓度一定比原平衡大；
② ②若将体系温度从50 ℃升高到80 ℃，则化学平衡向吸热反应方向移动，达到新的平衡状态时50 ℃＜T＜80 ℃；
③ ③若对体系N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)加压，例如从30 MPa加压到60 MPa，化学平衡向气体分子数减小的方向移动，达到新的平衡时30 MPa＜p＜60 MPa。
[等效平衡的判断方法]
(1)恒温、恒容条件下反应前后体积改变的反应
判断方法：极值等量即等效。
(2)恒温、恒压条件下反应前后体积改变的反应
判断方法：极值等比即等效。
(3)恒温条件下反应前后体积不变的反应
判断方法：无论是恒温、恒容，还是恒温、恒压，只要极值等比即等效，因为压强改变对该该类反应的化学平衡无影响
[虚拟“中间态”法构建等效平衡]
(1)构建恒温恒容平衡思维模式
新平衡状态可认为是两个原平衡状态简单的叠加并压缩而成，相当于增大压强。

(2)构建恒温恒压平衡思维模式(以气体物质的量增加的反应为例，见图示)
新平衡状态可以认为是两个原平衡状态简单的叠加，压强不变，平衡不移动。

[化学平衡常数]
K值越大，反应物的转化率越大，正反应进行的程度越大。
[Kp]
含义：在化学平衡体系中，各气体物质的分压替代浓度，计算的平衡常数叫压强平衡常数。单位与表达式有关。
计算技巧：第一步，根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度；第二步，计算各气体组分的物质的量分数或体积分数；第三步，根据分压计算分式求出各气体物质的分压，某气体的分压＝气体总压强×该气体的体积分数(或物质的量分数)；第四步，根据平衡常数计算公式代入计算。例如，N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)，压强平衡常数表达式为Kp＝。
[化学反应速率大小的比较方法]
对于一般反应aA＋bB===cC＋dD，比较与，若＞，则A表示的反应速率比B的大。
[气体反应体系中充入惰性气体(不参与反应)时对反应速率的影响]
(1)恒容：充入“惰性气体”―→总压增大―→物质浓度不变(活化分子浓度不变)―→反应速率不变。
(2)恒压：充入“惰性气体”―→体积增大―→物质浓度减小(活化分子浓度减小)―→反应速率减小。
[水的离子积常数]
Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
只与温度有关，升高温度，Kw增大。
Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液
[影响水电离平衡的因素]
(1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。
[溶液pH的计算]
(1)单一溶液的pH计算
强酸溶液：如HnA，设浓度为cmol·L－1，[H＋]＝ncmol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝－lg (nc)。
强碱溶液(25℃)：如B(OH)n，设浓度为cmol·L－1，[H＋]＝mol·L－1，pH＝－lg[H＋]＝14＋lg(nc)。
(2)混合溶液pH的计算类型
①两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。[H＋]混＝。
②两种强碱混合：先求出[OH－]混，再据Kw求出[H＋]混，最后求pH。[OH－]混＝。
③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。
[H＋]混或[OH－]混＝。
² 溶液呈现酸、碱性的实质是[H＋]与[OH－]的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。
² 25℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2的溶液也不一定为酸溶液，也可能为能水解的盐溶液。
常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。
[滴定管的使用]
1.酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶管。
2.碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开。
[常用酸碱指示剂及变色范围]
指示剂
变色范围的pH
石蕊
＜5.0红色
5.0～8.0紫色
>8.0蓝色
甲基橙
＜3.1红色
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
＜8.2无色
8.2～10.0浅红色
>10.0红色
[指示剂选择的基本原则]
变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。
(1)不能用石蕊作指示剂。
(2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH溶液滴定醋酸。
(3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。
(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。
(5)并不是所有的滴定都必须使用指示剂，如用标准的Na2SO3溶液滴定KMnO4溶液时，KMnO4颜色褪去时即为滴定终点。
[终点判断]
等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
[电离平衡常数]
1．表达式
(1)一元弱酸HA的电离常数：根据HA H＋＋A－，可表示为Ka＝。
(2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH B＋＋OH－，可表示为Kb＝。
2．意义
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。
3．特点
电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
[有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)]
(1)已知c(HX)和[H＋]，求电离平衡常数。
　HX　　　H＋　＋　　X－
起始：c(HX) 00
平衡：c(HX)－[H＋][H＋][X－]
则：K＝＝
由于弱酸只有极少一部分电离，[H＋]的数值很小，可做近似处理：c(HX)－[H＋]≈c(HX)，则K＝，代入数值求解即可。
(2)已知c(HX)和电离平衡常数，求[H＋]。
　HX　　　　H＋　　＋　　X－
起始：c(HX) 00
平衡：c(HX)－[H＋][H＋][X－]
则：K＝＝
由于[H＋]的数值很小，可做近似处理：c(HX)－[H＋]≈c(HX)，则[H＋]＝，代入数值求解即可。
[判断弱电解质的三个思维角度]
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如测0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍后，1＜pH＜2。
角度三：弱电解质形成的盐类能水解，如判断CH3COOH为弱酸可用下面两个现象：
(1)配制某浓度的醋酸钠溶液，向其中加入几滴酚酞溶液。现象：溶液变为浅红色。
(2)用玻璃棒蘸取一定浓度的醋酸钠溶液滴在pH试纸上，测其pH。现象：pH>7。
² 强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。
[盐类水解的规律及拓展应用]
(1)“谁弱谁水解，越弱越水解”。如酸性：HCN＜CH3COOH，则相同条件下碱性：NaCN>CH3COONa。
(2)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO4在水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
(3)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。如NaHCO3溶液中：HCO H＋＋CO(次要)，HCO＋H2O H2CO3＋OH－(主要)。
②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如NaHSO3溶液中：HSO H＋＋SO(主要)，HSO＋H2O H2SO3＋OH－(次要)。
(4)相同条件下的水解程度
①正盐>相应酸式盐，如CO>HCO。
②水解相互促进的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。如NH的水解：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
[水解平衡常数]
1．在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数。
(1)强碱弱酸盐：如：CH3COONa溶液：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Kh＝
＝
＝＝
(2)强酸弱碱盐：如：NH4Cl溶液：NH＋H2O NH3·H2O＋H＋
Kh＝
＝
＝＝
其中：Kh为水解平衡常数、Ka(Kb)为弱酸(或弱碱)的电离平衡常数、Kw为水的离子积常数。
2．水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。
[盐类水解的应用]
应用
举例
判断溶液的酸碱性
FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋
判断酸性强弱
NaX、NaY、NaZ三种盐溶液的pH分别为8、9、10，则酸性HX>HY>HZ
配制或贮存易水解的盐溶液
配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量盐酸；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞
胶体的制取
制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
泡沫灭火器原理
成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
作净水剂
明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混用
除锈剂
NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂
[熟记下列因双水解不能大量共存的离子组合]
(1)Al3＋与HCO、CO、[Al(OH)4]－、SiO、HS－、S2－、ClO－。
(2)Fe3＋与HCO、CO、[Al(OH)4]－、SiO、ClO－。
(3)NH与SiO、[Al(OH)4]－。
² ①NH与CH3COO－、HCO虽能发生双水解反应，但能大量共存。
² ②Fe3＋在中性条件下已完全水解。
[盐溶液蒸干灼烧时所得产物的几种判断类型]
(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)CuSO4(s)；
盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。
(2)酸根阴离子易水解的强碱盐，如Na2CO3溶液等蒸干后可得到原物质。
(3)考虑盐受热时是否分解
Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4＋MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。
(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化
例如，Na2SO3(aq)Na2SO4(s)。

[沉淀溶解Ksp平衡的影响因素]
①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动；
②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动,Ksp增大，但Ca(OH)2相反。
③同离子效应：向平衡体系中加入难溶物溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动；
④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向沉淀溶解的方向移动。
[沉淀的转化]
①实质：沉淀溶解平衡的移动(沉淀的溶解度差别越大，越容易转化)。
②应用：锅炉除垢、矿物转化等。
[沉淀溶解平衡图像题的解题策略]
(1)沉淀溶解平衡曲线类似于溶解度曲线，曲线上任一点都表示饱和溶液，曲线上方的任一点均表示过饱和溶液，此时有沉淀析出，曲线下方的任一点均表示不饱和溶液。
(2)从图像中找到数据，根据Ksp公式计算得出Ksp的值。
(3)比较溶液的Qc与Ksp的大小，判断溶液中有无沉淀析出。
(4)涉及Qc的计算时，所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积也必须是混合溶液的体积。
[甲烷(CH4)]

①稳定性：与强酸、强碱和强氧化剂等一般不发生化学反应。
②燃烧反应：化学方程式为CH4＋2O2CO2＋2H2O。
③取代反应：在光照条件下与Cl2发生取代反应，第一步反应的方程式为CH4＋Cl2CH3Cl＋HCl，继续反应依次又生成了CH2Cl2、CHCl3、CCl4。
[乙烯(CH2==CH2)]

① 燃烧：CH2==CH2＋3O22CO2＋2H2O。(火焰明亮且伴有黑烟)
②

③加聚反应：nCH2==CH2CH2—CH2
[苯(C6H6)]

①燃烧：
2C6H6＋15O212CO2＋6H2O。(火焰明亮，带浓烟)
②取代反应：
苯与液溴的取代反应：
；
苯的硝化反应：
。
③加成反应：
一定条件下与H2加成：
。
[烷烃的结构与性质]
物理性质
密度：随着分子中的碳原子数的增加而增大，但都小于水的密度
熔沸点：随分子中的碳原子数的增加而升高
状态：气态→液态→固态，碳原子数小于5的烷烃常温下呈气态
化学性质
取代反应；氧化反应(燃烧)；分解反应(高温裂解)
[合成高分子材料]
(1)三大合成材料是指塑料、合成橡胶和合成纤维。
(2)聚合反应
合成聚乙烯的化学方程式：nCH2==CH2―→ ，单体为CH2===CH2，链节为—CH2—CH2—，聚合度为n。
[同系物和同分异构体]
①CH2===CH2与通式相同，官能团不同，二者不是同系物。
②CH3CH2CH2CH3与二者不相差一个或多个CH2，不是同系物。
③与的环数不同，且不相差n个CH2原子团，不是同系物。
[乙酸CH3COOH]
无色刺激性气味的液体，易挥发，与水、乙醇任意比互溶
[乙醇的化学性质与羟基的关系]
(1)与钠反应时，只断裂a处键。

(2)乙醇催化氧化时，断裂a和c两处键，形成碳氧双键。乙醇催化氧化时，与羟基相连的碳原子上含有两个氢原子时，生成醛；与羟基相连的碳原子上含有一个氢原子时，生成酮；不含有氢原子时，不能发生催化氧化反应。
(3)乙醇和乙酸发生酯化反应时只断裂a处键。
[乙酸和乙醇酯化反应实验的注意事项]
(1)试剂
①向试管内加入化学试剂的顺序：先加入乙醇，然后边振荡试管边慢慢加入浓硫酸，最后加入乙酸，注意不能向浓硫酸中加入乙醇或乙酸，防止液体溅出伤人。

②浓硫酸的作用：
作催化剂，提高反应速率。
作吸水剂，提高乙醇、乙酸的转化率。
③饱和Na2CO3溶液的作用:降低乙酸乙酯的溶解度、反应乙酸、溶解乙醇。
a.吸收挥发出来的乙醇；
b.与挥发出来的乙酸反应生成乙酸钠，除去乙酸；
c.降低乙酸乙酯的溶解度，使溶液分层，便于分离得到酯。
现象：在饱和Na2CO3溶液上方有透明的、有香味的油状液体。
(2)装置
①长导管的作用：导出乙酸乙酯和冷凝回流乙酸和乙醇。
②碎瓷片的作用：防止暴沸。
③长导管位置：不能插入溶液中，防止倒吸，若插入液面以下，应使用防倒吸装置，如干燥管等。
(3)加热
①刚开始小火均匀加热的目的：防止乙醇、乙酸过度挥发，并使二者充分反应。
②反应末大火加热的目的：使生成的乙酸乙酯挥发出来。
(4)产物分离：用分液法分离，上层油状物为产物乙酸乙酯。
[基本营养物质——糖类、油脂、蛋白质]
1.糖类、油脂、蛋白质的化学组成
有机物
元素组成
代表物
代表物分子
水溶性
糖
类
单糖
C、H、O
葡萄糖、果糖
C6H12O6
易溶
双糖
麦芽糖、蔗糖
C12H22O11
易溶
多糖
淀粉、纤维素
(C6H10O5)n

油
脂
油
C、H、O
植物油
不饱和高级脂肪酸甘油酯
不溶
脂肪
C、H、O
动物脂肪
饱和高级脂肪酸甘油酯
不溶
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

2.糖类、油脂、蛋白质的性质
有机物
特征反应
水解反应
糖
类
葡萄糖
葡萄糖有银镜产生

蔗糖

产物为葡萄糖与果糖
淀粉
遇碘单质(I2)变蓝色
产物为葡萄糖
油脂

酸性条件下：产物为甘油、高级脂肪酸；碱性条件下(皂化反应)：产物为甘油、高级脂肪酸盐
蛋白质
①遇浓硝酸变黄色
②灼烧有烧焦羽毛气味
生成氨基酸
[糖类和蛋白质的特征反应]
(1)葡萄糖的特征反应：
①加热条件下，与新制的氢氧化铜悬浊液产生砖红色沉淀；
②碱性、加热条件下，与银氨溶液发生银镜反应。
(2)淀粉的特征反应：常温下，淀粉遇碘变蓝色。
² 检验淀粉时，必须直接取水解液加入碘水，不能取中和液，因为碘能与NaOH溶液反应。
² 淀粉、蔗糖的水解实验是用稀硫酸作催化剂，而银镜反应或与新制Cu(OH)2反应的实验必须在碱性条件下进行，所以检验淀粉或蔗糖的水解
(3)蛋白质的特征反应：
①浓硝酸可以使某些蛋白质变黄，也称为蛋白质的颜色反应；
②灼烧时，有烧焦羽毛的气味。
[有机物]
官能团
代表物
典型化学反应
碳碳双键

乙烯
(1)加成反应：使溴的CCl4溶液退色
(2)氧化反应：使酸性KMnO4溶液退色

苯
(1)取代反应：①在Fe粉催化下与液溴反应；②在浓硫酸催化下与浓硝酸反应
(2)加成反应：在一定条件下与H2反应生成环己烷
注意：与溴水、酸性高锰酸钾溶液都不反应
羟基—OH
乙醇
(1)与活泼金属(Na)反应
(2)催化氧化：在铜或银催化下被氧化成乙醛
羧基—COOH
乙酸
(1)酸的通性
(2)酯化反应：在浓硫酸催化下与醇反应生成酯和水
酯基—COO—
乙酸乙酯
水解反应：酸性或碱性条件
①醛基—CHO
②羟基—OH
葡萄糖
与新制Cu(OH)2悬浊液加热产生砖红色沉淀
[依据官能团的特性鉴别有机物的试剂及现象总结]
物质
试剂与方法
现象
饱和烃与不饱和烃
加入溴水或酸性KMnO4溶液
退色的是不饱和烃
羧酸
加入新制Cu(OH)2悬浊液
蓝色絮状沉淀溶解
NaHCO3溶液
产生无色气泡
葡萄糖
加入银氨溶液，水浴加热
产生光亮银镜
加入新制Cu(OH)2悬浊液，加热至沸腾
产生砖红色沉淀
淀粉
加碘水
显蓝色
蛋白质
加浓硝酸微热
显黄色
灼烧
烧焦羽毛气味
[规避计量仪器使用时的4个易失分点]
(1)托盘天平的精确度为0.1g。
(2)量筒的精确度为0.1mL，无“0”刻度，小刻度在下方，选择量筒时要遵循“大而近”的原则。
(3)滴定管的精确度为0.01mL，“0”刻度在接近上口处。
(4)容量瓶只有一条刻度线，只能读取一个值，该数值为容量瓶的容量值，选用容量瓶时必须指明容积。
[熟记3种最外层电子的特征排布]
(1)最外层有3个未成对电子的为ns2np3,1～36号元素中分别为N、P、As。
(2)最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4。短周期元素中分别为C、Si和O、S。
(3)最外层有一个单电子的可能是ns1、ns2np1、(n－1)d5ns1、(n－1)d10ns1。第4周期中有K、Ga(镓)、Cr(3d54s1)、Cu(3d104s1)。

对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层，如Fe的价电子层排布为3d64s2。
[电离能]
a．同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。
b．同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
c．同种原子：逐级电离能越来越大(即I1＜I2＜I3…)
[电负性]
标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。
变化规律：金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。
在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。
(1)金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。
(2)不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
(3)共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。
(4)同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。
[化学键]
1.在分子中，有的只存在极性键，如HCl、NH3等，有的只存在非极性键，如N2、H2等，有的既存在极性键又存在非极性键，如H2O2、C2H4等；有的不存在化学键，如稀有气体分子。
2．在离子化合物中，一定存在离子键，有的存在极性共价键，如NaOH、Na2SO4等；有的存在非极性键，如Na2O2、CaC2等。
3．通过物质的结构式，可以快速有效地判断键的种类及数目；判断成键方式时，需掌握：共价单键全为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，叁键中有一个σ键和两个π键。
[分子的空间构型与键参数]
键长、键能决定了共价键的稳定性，键长、键角决定了分子的立体构型。一般来说，知道了多原子分子中的键角和键长等数据，就可确定该分子的立体构型。

[记忆等电子体，推测等电子体的性质]
(1)常见的等电子体汇总
微粒
通式
价电子总数
立体构型
CO2、CNS－、NO、N
AX2
16e－
直线形
CO、NO、SO3
AX3
24e－
平面三角形
SO2、O3、NO
AX2
18e－
V形
SO、PO
AX4
32e－
正四面体形
PO、SO、ClO
AX3
26e－
三角锥形
CO、N2
AX
10e－
直线形
CH4、NH
AX4
8e－
正四面体形
(2)根据已知的一些分子的结构推测另一些与它等电子的微粒的立体构型，并推测其物理性质。
①(BN)x与(C2)x，N2O与CO2等也是等电子体；②硅和锗是良好的半导体材料，他们的等电子体磷化铝(AlP)和砷化镓(GaAs)也是很好的半导体材料；③白锡(β­Sn2)与锑化铟是等电子体，它们在低温下都可转变为超导体；④SiCl4、SiO、SO的原子数目和价电子总数都相等，它们互为等电子体，都形成正四面体形；⑤CO2、COS均为直线形结构；SO3、CO为平面正三角形结构；NF3、PCl3均为三角锥形结构。
² 等电子体结构相同，物理性质相近，但化学性质不同。
(1)价层电子对互斥理论说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。
①当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；
②当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。
如：中心原子采取sp3杂化的，其价层电子对模型为四面体形，其分子构型可以为四面体形(如CH4)，也可以为三角锥形(如NH3)，也可以为V形(如H2O)。
(2)价层电子对互斥理论能预测分子的立体构型，但不能解释分子的成键情况，杂化轨道理论能解释分子的成键情况，但不能预测分子的立体构型。两者相结合，具有一定的互补性，可达到处理问题简便、迅速、全面的效果。
(3)杂化轨道间的夹角与分子内的键角不一定相同，中心原子杂化类型相同时孤电子对数越多，键角越小。
(4)杂化轨道与参与杂化的原子轨道数目相同，但能量不同。
范德华力＜氢键＜化学键。
[分子的极性]
类型
非极性分子
极性分子
形成原因
正电中心和负电中心重合的分子
正电中心和负电中心不重合的分子
存在的共价键
非极性键或极性键
非极性键或极性键
分子内原子排列
对称
不对称
[离子晶体的晶格能影响因素]
①离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。
②离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。
(3)与离子晶体性质的关系
晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，且熔点越高，硬度越大。
[四类晶体的比较]

分子晶体
原子晶体
金属晶体
离子晶体
构成粒子
分子
原子
金属阳离子、自由电子
阴、阳离子
粒子间的
相互作用力
分子间作用力
共价键
金属键
离子键
硬度
较小
很大
有的很大，有的很小
较大
熔、沸点
较低
很高
有的很高，有的很低
较高
溶解性
相似相溶
难溶于任何溶剂
常见溶剂难溶
大多数易溶于水等极性溶剂
导电、
导热性
一般不导电，溶于水后有的导电
一般不具有导电性，个别为半导体
电和热的良导体
晶体不导电，水溶液或熔融态导电
物质类别
及举例
所有非金属氢化物(如水、硫化氢)、部分非金属单质(如卤素X2)、部分非金属氧化物(如CO2、SO2)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(有机盐除外)
部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼)，部分非金属化合物(如SiC、SiO2)
金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)
金属氧化物(如K2O、Na2O)、强碱(如KOH、NaOH)、绝大部分盐(如NaCl)
[晶体类型的5种判断方法]
(1)依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断
①离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。
②原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。
③分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。
④金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。
(2)依据物质的分类判断
①金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。
②大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。
③常见的单质类原子晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的化合类原子晶体有碳化硅、二氧化硅等。
④金属单质是金属晶体。
(3)依据晶体的熔点判断
①离子晶体的熔点较高。
②原子晶体的熔点很高。
③分子晶体的熔点低。
④金属晶体多数熔点高，但也有少数熔点相当低。
(4)依据导电性判断
①离子晶体溶于水及熔融状态时能导电。
②原子晶体一般为非导体。
③分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。
④金属晶体是电的良导体。
(5)依据硬度和机械性能判断
①离子晶体硬度较大、硬而脆。
②原子晶体硬度大。
③分子晶体硬度小且较脆。
④金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。
注意　(1)常温下为气态或液态的物质，其晶体应属于分子晶体(Hg除外)。
(2)石墨属于混合型晶体，但因层内原子之间碳碳共价键的键长为1.42×10－10m，比金刚石中碳碳共价键的键长(键长为1.54×10－10m)短，所以熔、沸点高于金刚石。
(3)AlCl3晶体中虽含有金属元素，但属于分子晶体，熔、沸点低(熔点190℃)。
(4)合金的硬度比其成分金属大，熔、沸点比其成分金属低。
[分类比较晶体的熔、沸点]
(1)不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律
原子晶体>离子晶体>分子晶体。
金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，如汞、镓、铯等熔、沸点很低，金属晶体一般不参与比较。
(2)原子晶体
由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石>石英>碳化硅>硅。
(3)离子晶体
一般地说，阴、阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。
(4)分子晶体
①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体，熔、沸点反常的高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。
②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4，F2＜Cl2＜Br2＜I2。
③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO>N2，CH3OH>CH3CH3。
④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
如：CH3—CH2—CH2—CH2—CH3>
CH3
CH3—CH—CH2—CH3>CH3CCH3
CH3CH3