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高中化学知识框架
用以搭建高中化学完整知识体系，一眼理清脉络。能快速掌握知识全貌，精准查漏补缺，高效夯实基础。在已有学习资料的基础上，借助此思维导图课前预习、日常复习、考前梳理，可使化学的学习更加高效！
编辑于2025-09-21 16:15:19- 高中化学知识框架
- 初中生物八年级下册人教版【全知识思维导图4】
该思维导图配合人教版八年级下册生物教材（ISBN：978-7-107-26200-5），围绕“生物圈中生命的延续和发展”“健康的生活”两大单元展开，依次呈现生物的生殖与发育、遗传与变异、生命起源与进化、传染病防控、免疫与健康生活等内容，覆盖课本全部章节。导图用简明的方式提炼核心概念、关键实例与实验要点，便于建立知识框架，理清各主题间的内在联系。 课前浏览，可快速了解章节结构与学习重点；日常复习时，有助串联知识脉络，巩固记忆；考前集中回顾，也能高效定位薄弱点，提升复习效率。整体而言，这份思维导图是八下生物学习时一份实用的辅助资料。
- 初中生物八年级上册人教版【全知识思维导图3】
该思维导图配合人教版八年级上册生物教材（ISBN：978-7-107-26198-5），围绕“生物圈中的其他生物”“生物的多样性及其保护”两大单元展开，依次梳理动物类群、微生物、生物多样性等级、濒危原因与保护措施等内容，覆盖课本全部章节。导图用简明的方式呈示分类特征、代表物种及保护实例，帮助建立系统框架，理清知识脉络。 课前浏览，可快速把握学习范围；课中对照，有助归纳比较；考前翻图，能迅速回顾核心概念与易混点。整体而言，这份思维导图是八上生物学习时一份实用的辅助资料。
- 初中生物七年级下册人教版【全知识思维导图2】
该思维导图配合人教版七年级下册生物教材（ISBN：978-7-107-25258-7），围绕“生物圈中的人”这一核心主题，按“人的由来”“人体的营养”“人体的呼吸”“人体内物质的运输”“人体内废物的排出”人体生命活动的调节““”人体活动对生物圈的影响”七大板块展开，内容完整，层次清晰，章节顺序与课本一一对应。导图以简明的方式提炼各系统结构、功能及关键概念，便于建立整体知识框架。 课前浏览，可快速锁定学习目标；课后对照，有助串联消化；考前翻图，能高效回顾重点。它是七下生物学习时一份实用的辅助资料。
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- 大纲
高中化学
化学计量及其应用
物质的量 n
物质的量是表示含有一定数目粒子的集合体，符号为n。
物质的量是描述物质属性的一个物理量。
单位：摩尔，简称摩，符号为mol
“摩尔”这个单位 只 适用于微观粒子，如分子、原子、离子、质子、中子、电子等以及它们的特定组合（所谓特定组合是指粒子聚集体，如缔合分子、原子团、官能团等），也可以是粒子间的化学键及特定结构。 分子缔合是指 同种或异种分子在分子间力的作用下形成双分子或多分子的缔合体称为分子缔合。所谓缔合体常常是非固定的分子结合体,可以不断地解离和重新缔合。
阿伏伽德罗常数
国际上规定，1mol粒子集体所含的粒子数与0.012kg¹²C中所含的碳原子数相同，约6.02×10²³。把1mol任何粒子的粒子数叫作阿伏伽德罗常数。
单位：
摩尔质量 M
单位物质的量的物质所具有的质量叫作摩尔质量，符号为M。 任何微粒的摩尔质量若以“g/mol”为单位时，在数值上等于其相对原子质量或相对分子质量，但二者的单位不同。
常用单位：g/mol
对于具体物质来说，摩尔质量都是常数。
表示某物质的摩尔质量是，要指明具体的粒子种类。
气体摩尔体积
单位物质的量的气体所占的体积叫作气体摩尔体积，符号为。
常用单位：L/mol和m³/mol
在标准状况下（0℃、101kPa），气体摩尔体积为约为22.4L/mol。
物质的量浓度
单位体积溶液里所含溶质B的物质的量，称为B的物质的量浓度，符号为。 溶质B表示溶液中的任意溶质，可以是分子，也可以是离子或其他的特定组合。
单位：通常为mol/L，若因浓度太小，可用mmol/L、μmol/L等作单位。
其它注意点
影响物质体积大小的因素
可分为微粒的大小、微粒的多少、微粒间的距离。
1mol固体或液体的体积 主要决定于 微粒的大小
1mol气体物质的体积 主要决定于 微粒间的距离
容量瓶的使用
容量瓶是用来配制溶液的专用仪器，精准度较高。瓶颈有一标线（刻度）、瓶上有容量和标定温度。常用的规格有100mL、250mL、500mL和1000mL等。
只能配制容量瓶上规定体积的溶液。
容量瓶在使用前要检查是否漏水。
容量瓶不能作为反应器，也不能用来溶解、稀释或贮存溶液。
容量瓶上标有温度（20℃），溶解后的溶液要放置至20℃时才能转移到容量瓶中。
用玻璃棒引流时，玻璃棒与容量瓶的接触点应在刻度线以下。
若加水定容是超过了刻度线，或摇匀时有溶液洒出，只能重新配制。
一定物质的量浓度溶液的配置
实验仪器：容量瓶、托盘天平（溶质为溶液时用量筒）、药匙、烧杯、玻璃棒、胶头滴管
步骤：1.计算 2.称量 3.溶解（或稀释）、冷却 4.转移、洗涤 5.定容 6.摇匀 7.保存（装瓶、贴签）
计算过程中需注意
Na₂O₂中的阴、阳离子个数比为1:2。
2SO₂+O₂⇋2SO₃(加热、五氧化二钒作催化剂)，PCl₃+Cl₂⇋PCl₅，2Fe³⁺+2I⁻⇋2Fe²⁺+I₂，2NO₂⇋N₂O₄ 以上都为可逆反应。
弱电解质的电离或某些盐类的水解。
浓硫酸与足量Cu反应，但当硫酸浓度降低到一定程度时，反应停止。
由气体摩尔体积的概念可知“22.4L/mol”适用的前提是“标准状况下”。
化学计量各自的公式以及之间的转化
化学物质及其变化
物质的分类
分散系
把一种 （或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系，叫作分散系。
组成
1.被分散的物质称作分散质，能够分散其他物质的物质称为分散剂；
2.分散质、分散剂均可以是气态、液态或固态。
分类
1.根据分散质和分散剂的状态（固态、液态、气态）不同，它们之间有九种组合方式。
2.当分散剂是水（或其他液体）时，按分散质粒子的大小不同，可把分散系分为三类：
溶液：分散质粒子直径小于1nm（稳定，能透过半透膜）
胶体：分散质粒子直径在1~100nm
分类
根据形成胶体的分散剂的状态分成三类：液溶胶、固溶胶、气溶胶
根据分散质成分类别不同，分为两类：
粒子胶体（分散质成分为小粒子聚集而成）
分子胶体（分散质成分为有机高分子)
性质
介稳性(具有较强稳定性)
原因： 1.胶体中胶粒直径较小，被介质分子碰撞，不易上浮或下沉。 2.胶体中胶粒带有同种电荷，相互排斥的结果使胶体不易聚沉。
丁达尔效应
当一条可见光通过胶体时，可以看见一条光亮的“通路”。这条光亮的“通路”是由于胶体粒子对光线的散射（光波偏离原来方向而分散传播）形成的，叫作丁达尔效应。
布朗运动
胶体粒子在分散系中做永不停息、无秩序的运动。 布朗运动的产生与分散剂分子对胶粒无休止地随机碰撞有关，并不是胶粒本身固有的性质
电泳
由于胶粒带有电荷，所以在外加电场的作用下，胶粒就会向着与其电性相反的电极做定向移动，这种运动现象叫电泳。如Fe(OH)₃胶粒带正电荷，通电一段时间后，带正电的Fe(OH)₃胶粒向阴极移动。
胶体是电中性的，而有的胶粒是带电的。
由于带电的离子在通电时也能发生定向移动，故不能用电泳现象区分溶液与胶体。
胶体的聚沉
一定条件下，中和了胶粒的电荷，胶粒就会聚集成大颗粒，从而形成沉淀，这种性质叫胶体的聚沉。
通常聚沉的方法有：
加热
加热时，能量升高，胶粒运动加剧，它们之间碰撞机会增多，导致胶体凝聚。如长时间加热时，Fe(OH)₃胶体就发生凝聚而出现红褐色沉淀。
加电解质
在溶液中加入电解质，这就增加了胶体中粒子的总浓度，而给带电荷的胶体微粒创造了吸引相反电荷离子的有利条件，从而减少或中和原来胶粒所带电荷，使它们失去了保持稳定的因素。再加上粒子在不停地做布朗运动，在相互碰撞时就可以凝聚起来，迅速沉降。
加带异性电荷胶粒的胶体
若两种胶体的胶粒带有相反的电荷，相遇时就会互相中和电荷，从而聚集成大颗粒而沉降。
胶体的应用
Fe(OH)₃胶体的制备
实验原理：FeCl₃+2H₂O=(加热) Fe(OH)₃(胶体)+3HCl
注意事项：
1.用蒸馏水；
2.用饱和溶液；（用FeCl₃饱和溶液制备Fe(OH)₃胶体，一般不用稀溶液）
3.不能搅拌；
4.加热。
胶体的提纯（渗析法）
由于胶体微粒的直径较大，不能透过半透膜，可以利用半透膜提纯精制胶体，该方法称为渗析法。
渗析法常用于分离、提纯胶体
提纯后的胶体仍然是混合物
浊液（悬浊液、乳浊液）：分散质粒子直径大于100nm（不稳定）
悬浊液（分散质微粒为大量分子聚集成的固体小颗粒）：静置沉淀
乳浊液（分散质微粒为大量分子聚集成的小液滴）：静置分层
浊液不能透过半透膜和滤纸，胶体不能透过半透膜但可以透过滤纸。
离子反应
电解质的电离
电解质与非电解质
判断
判断电解质与非电解质的基本前提是化合物；
具备下列两个条件中的至少一个即为电解质：
在水溶液里自身电离能导电
在熔融状态下能导电
注意
溶解度的大小与物质是否为电解质无关。
单质和混合物既不属于电解质，也不属于非电解质。
电解质导电必须是电解质自身在水溶液中或熔融状态下电离产生离子，而不是与水反应的产物电离出离子而导电。
电解质自身不一定能导电。
强电解质与弱电解质
强电解质
在水溶液里全部电离成离子的电解质。
化合物种类：离子化合物，部分共价化合物
实例：
绝大多数盐
强酸
强碱
活泼金属氧化物
弱电解质
在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
化合物种类：部分共价化合物
实例：
极少数盐
弱酸
弱碱
水
注意：
电解质的强弱由物质的内部结构决定，与其溶解性无关；
电解质的强弱与溶液的导电性无直接联系。
溶液的导电能力与溶液中离子浓度及离子所带电荷数有关。
电解质在水溶液里或熔融状态下解离出自由移动的离子的过程，叫作电离。
离子反应及其发生的条件
离子反应
定义
在电解质溶液里，电解质的离子间发生的反应，称为离子反应。
特点：离子反应总是向着离子浓度减少的方向进行。
发生条件：
离子交换式的复分解必须满足复分解反应的相应条件，即反应中必须有气体、不溶物或水等其他难电离的物质（弱电解质）生成；
氧化还原式的离子反应必须通过自发反应以降低参加反应的相关离子浓度。
离子方程式
定义
用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子叫作离子方程（反应）式。
特点
只表示实际发生变化的离子和其他物质；
不仅表示一定物质间的某个反应，而且也基本表示了所有同一类型的离子反应。
书写
氧化还原反应
实质：电子转移（得失或偏移）。
特征：反应前后元素的化合价发生了变化。
氧化剂
定义
在氧化还原反应中，所含某种元素的化合价降低的反应物。
氧化性
还原剂
定义
在氧化还原反应中，所含某种元素的化合价升高的反应物。
还原性
氧化性、还原性
氧化性、还原性体现的是得失电子的能力，与得失电子数目无关。
氧化性、还原性的强弱只与该元素的原子得失电子的难易程度有关。
氧化性、还原性强弱的比较
氧化还原反应方程式
电子转移的表示方法
双线桥法
单线桥法
配平原则
质量守恒
得失电子守恒
电荷守恒
金属及其化合物
焰色反应
定义
许多金属及其化合物在灼烧时都会使火焰呈现特殊的颜色，叫作焰色反应。
说明
焰色反应不是化学反应；
焰色反应是金属原子或离子在灼烧条件下获得一定能量，某些核外电子与原子核之间的距离发生一定变化而产生的一种现象。
不是所有的金属元素都有焰色反应。
焰色反应是元素的性质，不因元素的存在形式改变而改变。
注意事项
1.铂丝/镍丝/铁丝 要洁净；
2.火焰本身尽可能无色；
3灼烧 铂丝/镍丝/铁丝 至与原来火焰颜色相同为止，排除其他金属离子的干扰；
4.检验完一种物质后铂丝一定要用稀盐酸洗净后才能去检验其他物质，以除去其他杂质元素的影响。
需用稀盐酸洗而不用稀硫酸洗，因为金属氯化物在高温时可挥发。
常见金属元素的焰色反应
元素 火焰颜色
钠Na 黄色
钾K 浅紫色（必须透过蓝色钴玻璃观察）
铷Rb 紫色
锂Li 紫红色
铯Cs 紫红色
钙Ca 砖红色
锶Sr 洋红色
铜Cu （蓝）绿色
钡Ba （黄）绿色
应用
鉴别一些金属元素；
选择性地加入特定金属元素或化合物制备绚丽多彩的烟火。
钠及其化合物
金属钠
物理性质
钠为银白色的固体，具有金属光泽，质软，熔沸点较低，密度比水的密度小，但比煤油的密度大，能导电导热，具有良好的延展性。
化学性质
与氧气反应
与卤素、硫、磷、氢气等非金属反应
与水反应
与酸、碱溶液反应
与盐溶液反应
钠投入盐溶液中一般都是钠先和水反应，然后再考虑反应生成的Na(OH)₂与盐是否反应。
与熔融盐反应
这类反应多数为置换反应，常见于金属冶炼工业中，但钠与熔融盐反应不能证明金属活泼性的强弱。
与某些有机物反应
钠暴露在空气中的变化
保存方式：在实验室中通常将钠保存在石蜡（固封）或煤油（液封）中。
钠可以保存在煤油中，原因有两点：一是金属钠的密度比煤油的密度大；二是钠与煤油不发生化学反应。
钠的工业制备（熔融氯化钠通电）
钠的用途
1.钠的金属性很活泼，可以用来冶炼钛、锆、铌等金属； 2.钾和钠的金属合金在常温下是液态，可用于快中子反应堆作热交换剂； 3.高压钠灯发出的黄光射程远，透雾能力强，常用作路灯。
钠的重要化合物
氧化钠（白色固体）
碱性氧化物
化学性质
与水反应
与酸反应
与CO₂反应
与SO₂反应
过氧化钠（淡黄色固体）
过氧化物
化学性质
与水反应
与酸反应
与CO₂反应
与SO₂反应
与FeCl₂反应
投入品红溶液中，使品红溶液褪色
用途
Na₂O₂是强氧化剂，可用作漂白剂；
Na₂O₂与H₂O、CO₂反应生成O₂，可用作供氧剂。
碳酸钠与碳酸氢钠
碳酸钠
俗名：纯碱、苏打
用途：化工原料、洗涤剂。
纯碱的制法：侯氏制碱法
把CO₂通入用NH₃氨化的饱和NaCl(aq)中，反应获得NaHCO₃（以晶体形式析出），对其进行加热处理得到Na₂CO₃。
碳酸氢钠
俗名：小苏打
用途：食品发酵剂、治疗胃酸过多、泡沫灭火器等。
加热NaHCO₃固体时，试管口要略向下倾斜。
防止生成的H₂O倒流回到试管底使试管炸裂。
溶解度：Na₂CO₃﹥NaHCO₃
热稳定性：Na₂CO₃﹥NaHCO₃（一般情况下Na₂CO₃受热不分解）
氢氧化钠
物理性质
氢氧化钠俗名烧碱、火碱、苛性碱，是一种白色固体，易吸收空气中的水分而潮解，易溶于水并放热，水溶液有涩味，有强腐蚀性。
化学性质
NaOH溶于水后完全电离，与酸碱指示剂或试纸作用；
与酸和酚发生中和反应；
与酸酐如SO₂、CO₂、SiO₂、SO₃和P₂O₅等发生反应；
与某些金属单质如铝等发生反应；
与某些非金属单质如Cl₂、S、Si等发生反应；
与两性氧化物、两性氢氧化物发生反应；
与弱碱盐及弱酸的酸式盐发生复分解反应；

提供碱性环境发生有机反应。
如卤代烃的水解反应和消去反应、脂类的水解、油脂的皂化。
制备
电解饱和食盐水（NaCl）
Na₂CO₃与Ca(OH)₂反应
保存
氢氧化钠应密封保存在塑料瓶中。短时间内可保存在玻璃瓶中，但不能用磨口玻璃塞，应用橡胶塞，因为NaOH会与玻璃中的SiO₂反应生成Na₂SiO₃，这是一种矿物胶，会使玻璃塞与瓶口内壁黏在一起，从而使瓶塞不容易打开。
用途：是一种重要的化工原料。
镁及其重要化合物
镁单质
物理性质
银白色的金属，硬度较小，密度为1.738g/cm³，熔点为648.8℃。镁是轻金属之一，具有延展性。
化学性质
与非金属单质反应
与水反应（加热条件）
与酸反应
与二氧化碳或二氧化硫反应（点燃）
镁的工业制备（电解熔融氯化镁）
用途
主要用于制造轻金属合金，还用于制烟火、闪光粉、镁盐等。
镁的重要化合物
氯化镁
氯化镁的化学式为MgCl₂，通常含有六分子结晶水，即MgCl₂•6H₂O。
物理性质（MgCl₂的熔点低于MgO的熔点）
常温下为白色晶体，密度为2.32g/cm³,熔点为714℃，溶于水和乙醇。
化学性质
MgCl₂•6H₂O加热可分解，可制取盐酸；
将MgCl₂•6H₂O在干燥的氯化氢气流中加热脱水可得无水氯化镁。
氢氧化镁
物理性质
白色无定形粉末，难溶于水。
化学性质
受热分解
氢氧化镁为中强酸，溶于水的部分全部电离，具有碱的通性，可与酸或铵盐溶液反应。
制法：由MgCl₂或MgSO₄与Na(OH)₂反应制得。
氮化镁
物理性质
氮化镁为黄绿色粉末或块状物，有毒，密度为2.712g/cm³,微溶于乙醇和乙醚。
化学性质
与水反应
与酸反应
制法： 3Mg+N₂＝（点燃）Mg₃N₂
铝及其重要化合物
铝单质
物理性质
铝是一种银白色轻金属，有金属光泽，密度为2.702g/cm³，熔点为660.5℃，具有良好的导热性、导电性和延展性。
化学性质
与氧反应
同其他非金属反应
加热条件下可铝也可同卤素、氮气、磷、硫、碳等非金属发生反应。
与酸反应
与强碱反应
铝与强碱溶液反应，不是铝直接和碱反应，而是铝先和强碱溶液中的水反应生成氢氧化铝，然后氢氧化铝再和强碱反应生成四羟基合铝酸盐（或简写成偏铝酸盐）。 Al与沸水也只有极微弱的反应，是因为生成的氢氧化铝难溶于水，阻止了反应的发生，当溶液中有强碱时，氢氧化铝会与强碱反应生成可溶于水的四羟基合铝酸盐或偏铝酸盐，从而使反应继续进行。
铝的化学性质比较活泼，但铝制品却不易被腐蚀。
因为铝易被空气中的氧气氧化，生成致密的氧化物保护膜而不易被腐蚀。
铝的用途
1.可作飞机、车辆、船舶、火箭的结构材料； 2.纯铝有着良好的延展性，可用于制造电线、电缆、无线电工业以及包装业； 3.铝的导热能力强，工业上常用铝制造各种热交换器、散热材料等，家庭使用的许多炊具也是有铝制成； 4.冶金工业中，常用铝热剂来来熔炼难熔金属。如铝粉和氧化铁粉末混合，引发后即发生剧烈反应，常用此来焊接钢轨；冶钢工业中铝常用作脱氧剂。
铝的工业制法（电解熔融氧化铝，冰晶石作助熔剂）
铝的重要化合物
氧化铝
两性氧化物
物理性质
氧化铝是白色固体，难溶于水，熔点很高，硬度大。刚玉的主要成分是氧化铝。
化学性质（既能与酸反应生成盐和水，又能和强碱反应生成盐和水）
用途
可作冶炼铝的原料，耐火材料（制耐火坩埚、耐火的实验仪器等）。
氯化铝
物理性质
氯化铝为白色粉末状固体，通常为灰色至浅黄色，熔点为190℃（2.5×10Pa)，在177.8℃升华，蒸汽是缔和的双分子Al₂Cl₆，可溶于乙醇、氯仿、丙酮、乙酸等许多有机溶剂。
化学性质
与酸的反应
如与浓硫酸在加热条件下反应生成氯化氢气体。
与碱反应
制法
工业上用金属铝和氯气作用制得；
向氧化铝和碳的混合物中通入氯气（高温条件下）也可制得。
用作有机合成和石油工业的催化剂，并用于处理润滑油和制造蒽醌等。
氧化铝是离子晶体，熔点高；氯化铝是分子晶体，熔点低。
氢氧化铝
两性氢氧化物
物理性质
氢氧化铝为白色无定形粉末，无臭无味，不溶于水和乙醇，能凝聚水中的悬浮物，并能吸附色素。
化学性质
与酸反应
与碱反应
Al(OH)₃遇强碱才反应，遇弱碱（如NH₃•H₂O）不反应。 Al(OH)₃遇酸碱指示剂不变色。
受热分解
制法
实验室制备原理：用铝盐与氨水反应；
工业制法：NaAlO₂＋CO₂（足量）＋2H₂O＝NaHCO₃＋Al(OH)₃↓
用途
1.Al(OH)₃常用于治疗胃酸过多（是胃舒平的主要成分），但因医学家们发现“阿尔兹海默症（又称老年痴呆）患者脑中含铝量明显高于常人”，所以人们在治胃酸时对Al(OH)₃的使用量在减少。 2.Al(OH)₃胶体具有吸附性，可作净水剂和色素吸附剂。
偏铝酸盐

与强酸反应

与弱酸反应
2NaAlO₂＋CO₂（少量）＋3H₂O＝Na₂CO₃＋2Al(OH)₃↓ NaAlO₂＋CO₂（足量）＋2H₂O＝NaHCO₃＋Al(OH)₃↓
硫酸铝钾
物理性质
十二水合硫酸铝钾的化学式为KAl(SO₄)₂·12H₂O，俗名为明矾，为无色晶体，易溶于水。
化学性质

用途
1.明矾［KAl(SO₄)₂·12H₂O］在水中水解生成Al(OH)₃胶体，可以吸附悬浮于水中的泥沙形成絮状不溶物沉降下来，使水澄清，所以用明矾可用作净水剂； 2.明矾常和纯碱一起用于炸油条。
铁及其重要化合物
铁单质
物理性质
银白色固体，硬度较软，密度为7.874g/cm³，熔点为1535℃。导电性、传热性较好，延展性较好。
化学性质
与氧化剂反应
与强氧化剂作用，如与Cl₂、Br₂、热浓硫酸、浓HNO₃反应 （生成+3价铁的化合物）
铁遇冷的浓H₂SO₄或浓HNO₃，表面会形成一层致密的氧化膜而被钝化。
与弱氧化剂作用，如与硫单质、非氧化性酸（盐酸、稀硫酸）、金、银、汞、铜等离子反应 （生成+2价铁的化合物）
与氧气作用
与水蒸汽反应（加热条件下）
常温下，Fe与H₂O不能发生反应，但在水、空气里的O₂等共同作用下，Fe很容易被腐蚀。
铁粉具有还原性，可防止食物氧化变质。
铁的重要化合物
铁的氧化物
种类
氧化亚铁
FeO,黑色粉末。
氧化铁（铁红）
Fe₂O₃,红棕色粉末，常用作红色油漆和涂料。
四氧化三铁（磁性氧化铁）
Fe₃O₄，黑色晶体。
化学性质
相同点
均能与酸反应；
都有氧化性，都能被还原为单质铁。
FeO、Fe₂O₃、Fe₃O₄在高温下，可被CO、H₂、Al、C、Si等还原。
不同点
FeO不稳定，在空气中受热（与O₂作用），能迅速被氧化成Fe₃O₄。
铁的氢氧化物
氢氧化亚铁
物理性质
白色固体，难溶于水。
化学性质
Fe(OH)₂是二元弱碱，能与酸反应；
Fe(OH)₂不稳定，易被氧化，在空气中(与H₂O和O₂作用)迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe(OH)₃。
Fe(OH)₂的实验室制法
将吸有NaOH溶液的胶头滴管插入新制备的亚铁盐溶液的液面以下，缓慢挤出NaOH溶液。
氢氧化铁
物理性质
红褐色固体，密度为3.4~3.9g/cm³，不溶于水、乙醚和乙醇等。
化学性质
受热分解
与酸反应
制法
1.由可溶性Fe（Ⅲ）盐溶液加氨水形成沉淀来制取Fe(OH)₃； 2.NaOH和Fe₂(SO₄)₃反应制取Fe(OH)₃。
用途
可用来制颜料、药物。
高铁酸钾（K₂FeO₄）是一种既能杀菌、消毒，又能絮凝净水的水处理剂。

铁盐和亚铁盐
鉴别
1.直接观察颜色

2.利用显色反应（形成络合离子）

3.利用Fe（OH）₃沉淀的颜色

4.利用三价铁离子的氧化性
5.利用二价铁离子的还原性
铜及其重要化合物
铜单质
物理性质
紫红色固体，硬度软，密度为8.92g/cm³，熔点为1083℃，导电性、传热性良好，延展性良好。
化学性质
铜与O₂在加热条件下能发生反应。也能与Cl₂、S等非金属反应。
铜在干燥的空气中很稳定，在潮湿空气中可与空气中的O₂、CO₂、H₂O等发生反应，生成碱式碳酸铜［Cu₂(OH)₂CO₃］，俗称铜绿。
与酸反应
铜在通常条件下不与弱氧化性酸（稀硫酸、盐酸等）反应，但可以和强氧化性酸（浓硫酸-需加热、浓稀HNO₃）在一定条件下反应；
在通入氧气的条件下，也可以和弱氧化性酸反应。
2Cu+2H₂SO₄(稀)+O₂=(加热)2CuSO₄+2H₂O 2Cu+4HCl+O₂=(加热)2CuCl₂+2H₂O 2Cu+O₂+H₂O+CO₂=Cu₂(OH)₂CO₃
与盐反应
Cu+2AgNO₃=2Ag+Cu(NO₃)₂ Cu+2FeCl₃=2FeCl₂+CuCl₂
用途
铜广泛用于电器工业上，制作电线、电缆和各种电器设备，也用于制造各种合金，如黄铜（Cu-Zn）、青铜（Cu-Sn）等。
铜的重要化合物
氧化铜
物理性质
氧化铜为黑色粉末，熔点为1326℃，密度为6.4g/cm³，不溶于水、乙醇。
化学性质
在加热条件下，氧化铜有一定的氧化能力，能被H₂、CO、C等还原为单质铜。
能与稀酸反应
用途
氧化铜可用作玻璃和搪瓷的着色剂（绿色或蓝色），有机合成的催化剂，油类的脱硫剂；作为氧化剂，在有机分析中常用于测定化合物中的含碳量。
制法
可将氢氧化铜、碱式碳酸铜加热分解生成氧化铜。
氢氧化铜
物理性质
氢氧化铜为天蓝色晶体，难溶于水。
化学性质
不稳定性，受热易分解
可溶于酸
溶于氨水中，得到深蓝色的四氨合铜离子
Cu(OH)₂+4NH₃•H₂O=［Cu(NH₃)₄］+2OH+4H₂O
制法
实验室使用CuSO₄溶液与NaOH溶液混合，然后过滤制取Cu(OH)₂。
用途
氢氧化铜可用作分析试剂，还可用于医药、农药等，可作为催化剂、媒染剂、颜料、饲料添加剂、纸张染色剂等。
硫酸铜
物理性质
硫酸铜为白色粉末状固体，不溶于乙醇和乙醚，易溶于水，水溶液呈蓝色。
化学性质
无水硫酸铜有强吸水性，吸水后生成蓝色的胆矾/蓝矾（CuSO₄•5H₂O）；
常利用这一特性来检验某些液态有机物中是否含有微量水。
胆矾/蓝矾在干燥的空气中会逐渐风化
CuSO₄•5H₂O=CuSO₄+5H₂O 属于化学变化
用途
硫酸铜在电镀、印染、颜料、农药等方面有广泛的应用。农药波尔多液就是硫酸铜和消石灰的混合液。硫酸铜也常用来制备其他铜的化合物和电解精炼铜时的电解液。
制法
CuSO₄•5H₂O可由Cu或CuO与浓硫酸作用后，浓缩结晶而制得。在实验室中可用浓硫酸氧化金属铜来制得无水硫酸铜。
碱式碳酸铜
化学式：Cu₂(OH)₂CO₃
俗称：铜绿
物理性质
碱式碳酸铜为绿色粉末，是铜表面生成的铜锈（铜绿）的主要成分。它也以矿物的形式存在于自然界中，俗称孔雀石。
化学性质
Cu₂(OH)₂CO₃加热分解生成CuO、CO₂、和H₂O。
Cu₂(OH)₂CO₃溶于酸生成相应的铜盐和CO₂。
用途
碱式碳酸铜可用于制造信号弹、烟火、油漆颜料、杀虫剂和解毒剂，也常用于电镀等方面。
金属材料
非金属及其化合物
硅及其重要化合物
单质硅
存在形式
全部以化合态形式存在，没有游离态的硅，化合态的硅主要以二氧化硅和硅酸盐的形式存在，它们广泛存在于地壳的各种矿物和岩石中，是构成矿物和岩石的主要成分。
物理性质
晶体硅是灰黑色、有金属光泽、硬而脆的固体，熔点（1410℃）很高，硬度很大，是良好的半导体材料。
化学性质
在常温下，硅的化学性质不活泼，它不易与H₂、O₂、Cl₂、H₂SO₄、HNO₃等物质发生反应，但可与F₂、氢氟酸、NaOH溶液等发生反应；
在高温条件下，硅能与O₂、Cl₂等非金属单质反应。
与氧化物反应
Si+2FeO=(高温)SiO₂+2Fe
用途
作为良好的半导体材料，硅可用来制造集成电路、晶体管、硅整流器、太阳能电池等；硅的合金，如含硅4%的钢具有良好的导磁性，可用来制造变压器铁芯，含硅15%的钢具有良好的耐酸性，可用来制造耐酸设备等。
硅的工业制法
工业上用焦炭在电炉中还原二氧化硅得到含少量杂质的粗硅。 SiO₂+2C=(高温)Si(粗硅)+2CO↑， 此处C不能过量，否则会发生如下反应：SiO₂+3C（过量）=(高温)SiC(金刚砂)+2CO↑。 此时所得的粗硅中含有的杂质为C、SiO₂等，需将粗硅进一步提纯，Si+2Cl₂=(加热）SiCl₄ SiCl₄+2H₂=（高温）Si+4HCl
硅的重要化合物
二氧化硅
石英晶体是结晶的二氧化硅，石英中无色透明的晶体就是通常所说的水晶，具有彩色环带状或层状的称为玛瑙。实验室经常用石英制成具有耐高温性质的石英坩埚。
物理性质
二氧化硅熔沸点高、硬度大、不溶于水、不导电。
化学性质
化学性质不活泼，不能与水、一般的酸反应；
具有酸性氧化物的通性
与碱性氧化物反应
CaO+SiO₂=(高温)CaSiO₃
与强碱反应
弱酸性
特性
与氢氟酸反应 SiO₂+4HF=SiF₄↑+2H₂O
用途
1.沙子（含SiO₂）是基建材料； 2.纯净的SiO₂是现代光学及光纤制品的基本原料； 3.实验室中使用的石英坩埚； 4.石英、玛瑙、水晶可以制成饰品和工艺品。
硅酸 H₂SiO₃
性质
硅酸的溶解度很小，是一种白色的固体；
硅酸在水中浓度较小时形成胶体——硅酸溶胶，浓度较大时，形成硅酸凝胶。硅酸凝胶经干燥脱水得硅酸干凝胶，称为“硅胶”。硅胶多孔，吸附能力强，常用作食品等的干燥剂，也可用作催化剂的载体。
硅酸是一种很弱的酸，其酸度比碳酸还弱；
硅酸加热可分解；
硅酸具有酸的通性，如与NaOH溶液反应。
制备
硅酸钠与盐酸反应
硅酸钠与CO₂反应
原硅酸
原硅酸的化学式为H₄SiO₄，几乎不溶于水，是弱酸，不稳定，为白色胶状物。在空气里放置一段时间后，会失去水变成硅酸，反应方程式为H₄SiO₄=H₂SiO₃+H₂O。硅酸和原硅酸分子组成相差一个水分子。 将酸性较强的酸溶液(或CO₂)加入(或通入)可溶性硅酸盐溶液中，即生成白色胶状沉淀原硅酸。
硅酸盐及无机非金属材料
氯及其化合物
氯气
物理性质
有刺激性气味，黄绿色有毒气体，通常情况下1体积的水能溶解2体积的Cl₂，得到的水溶液即氯水，也呈黄绿色。且密度比空气大，易液化。
化学性质
与金属反应
与非金属反应
与还原性化合物反应
与水反应
Cl₂+H₂O=HCl+HClO
与碱反应
1.制漂白液：2NaOH+Cl₂=NaCl+NaClO+H₂O 84消毒液是以NaClO为主的高效消毒剂，且其具有一定的刺激性和腐蚀性，必须稀释以后使用。 2.制漂白粉或漂白精：2Ca(OH)₂+2Cl₂=CaCl₂+Ca(ClO)₂+2H₂O
用途
1.作消毒剂，溶于水生成的HClO具有强氧化性，自来水常用氯气（在1L水中通入约0.002gCl₂）来杀菌消毒； 2.制盐酸：H₂+Cl₂=（点燃）2HCl； 3.制漂白剂（漂白液、漂白粉、漂白精）； 4.Cl₂是合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料和药品的重要原料； 5.制高纯度的半导体（硅、锗）和高纯度的金属钛。
制法
实验室制法
用强氧化性物质（如MnO₂、KMnO₄等）和浓盐酸反应
工业制法
电解饱和食盐水（氯碱工业）；
电解熔融的氯化钠和氯化镁制取金属钠、镁时副产物为氯气。
注意
1.Cl₂可使湿润的有色布条褪色，不能使干燥的有色布条褪色，说明Cl₂没有漂白性，而是HClO起漂白作用； 2.Cl₂可使湿润的石蕊试纸先变红，后褪色，其原因是Cl₂与水作用生成的盐酸使石蕊试纸先变红，HClO的强氧化性使变色后的石蕊试纸氧化褪色（漂白）； 3.氯气通入品红溶液后溶液也能褪色； 4.Cl₂与变价金属反应时，生成高价金属氯化物。
其他含氯物质
次氯酸
物理性质
仅存在于溶液中，浓溶液呈黄色，稀溶液无色，有刺鼻的气味。
化学性质
弱酸性
不稳定性
只存在于水溶液中，见光或受热易分解。 2HClO=(光照或△)2HCl+O₂↑
强氧化性
制法
H₂O+Cl₂O=2HClO
漂白粉
性质
漂白粉的主要成分是CaCl₂和Ca(ClO)₂，其有效成分是Ca（ClO）₂，为白色粉末，有氯气的气味。漂白粉吸收空气中CO₂和H₂O，所得产物继而在光照条件下分解，放出氧气，漂白粉即失效，其化学方程式为 Ca(ClO)₂+H₂O+CO₂=CaCO₃↓+2HClO 2HClO=(光照)2HCl+O₂↑ Ca(ClO)₂+4HCl=CaCl₂+2Cl₂↑+2H₂O 一定量的漂白粉与稀盐酸反应，所逸出的Cl₂叫作有效氯。
用途
漂白粉有较强的氧化性和漂白作用，可用来漂白棉、麻、纸，也可用作消毒剂。
制法：将氯气通入消石灰中，经干燥制得。
卤素元素
硫及其化合物
单质硫
物理性质
1.通常情况下，硫为黄色或淡黄色的固体，质软，易研成粉末，俗称硫黄； 2.硫不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳CS₂； 3.硫的熔、沸点都不高。
化学性质
弱氧化性
与金属单质的反应
硫的氧化性较弱，在与变价金属反应时一般生成的是金属的低价硫化物，但硫与汞的反应较特别，该反应在常温下即可发生，且生成汞的高价化合物 。
与非金属单质的反应
H₂+S=（加热）H₂S
还原性
与非金属反应
S+O₂=（点燃）SO₂ 硫在空气中燃烧产生淡蓝色火焰，在氧气中燃烧产生蓝紫色火焰。
与强氧化性酸反应
既表现氧化性又表现还原性
3S+6NaOH=（加热）2Na₂S+Na₂SO₃+3H₂O
用途
硫是化工生产中的重要原料，主要用于制造硫酸、化肥、火柴及杀虫剂等，还可用于制造火药、烟花爆竹等。
硫的化合物
硫的氧化物
二氧化硫
物理性质
二氧化硫为无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，易溶于水（1L水可溶解40L SO₂）。
化学性质
SO₂为酸性氧化物
SO₂能使石蕊溶液变红，但不能使其褪色；使含酚酞的NaOH溶液褪色 ——SO₂溶于水生成酸。
与水反应
与碱反应
与碱性氧化物反应
SO₂+CaO=CaSO₃（煤中加CaO固硫）
和某些盐反应
SO₂+CaSO₃+H₂O=Ca(HSO₃)₂
SO₂的氧化性：可与一些有较强还原性的物质反应
SO₂的还原性

SO₂的漂白性
SO₂具有漂白性，可以使品红或其他有色物质褪色，其原理是SO₂溶于水后生成H₂SO₃与某些有色物质化合生成不稳定的无色物质，从而使有色物质褪色。这种无色物质不稳定，见光或受热时会分解而使有色物质恢复原来的颜色。
用途
1.杀菌：可作消毒剂和防腐剂，用于杀菌； 2.漂白：利用SO₂的漂白性可使品红或某些有色物质褪色。
制法
Na₂SO₃(s)+H₂SO₄(浓)=Na₂SO₄+SO₂↑+H₂O SO₂易溶于水，故用浓硫酸而不用稀硫酸。
污染及治理
三氧化硫
物理性质
标准状况时为固体，熔点为16.8℃，易挥发，极易溶于水并放出大量的热。
化学性质
与水反应
SO₃+H₂O=H₂SO₄（工业上生产硫酸）
与碱性氧化物反应
CaO+SO₃=(△)CaSO₄ SO₃+Na₂O=Na₂SO₄
与碱反应
与某些盐溶液反应
制法
2SO₂+O₂⇋(催化剂、△)2SO₃
硫化氢
物理性质
无色、有臭鸡蛋气味的气体，有剧毒，是一种大气污染物。密度比空气略大，能溶于水，其水溶液叫氢硫酸。
化学性质
不稳定性
H₂S=(300℃)H₂+S
强还原性
能在空气中燃烧
能与常见氧化剂反应
能被SO₂氧化
2H₂S+SO₂=3S↓+2H₂O
可与碱反应（弱酸性）
制法
FeS+2HCl=FeCl₂+H₂S↑ FeS+H₂SO₄=FeSO₄+H₂S↑
检验
用湿润的硝酸铅或醋酸铅试纸检验，若变黑说明有H₂S气体生成。 Pb(NO₃)₂+H₂S=PbS↓+2HNO₃
硫酸
物理性质
纯硫酸是无色、粘稠的油状液体，密度比水大，沸点高，难挥发，易溶于水，能与水以任意比混溶。常见的浓硫酸的质量分数为98.3%，其密度为1.84g/cm³，沸点为338℃。
性质
稀硫酸（具有酸的通性）
与指示剂作用
与碱发生中和反应
与碱性氧化物或碱性气体反应
与活泼金属发生置换反应
与某些盐溶液反应
浓硫酸
吸水性
1.浓硫酸具有吸水性，可以作干燥剂，可以干燥O₂、H₂、CO、CO₂ 、SO₂、Cl₂、HCl、N₂等气体；但不能干燥NH₃等碱性气体；也不能干燥HI、HBr、H₂S等还原性气体。 2.浓硫酸不仅能吸收一般的游离态水（如空气中的水），而且也能吸收某些结晶水合物（如CuSO₄•5H₂O、Na₂CO₃•10H₂O）中的水。
脱水性
脱水性是浓硫酸的化学特性，物质被浓硫酸脱水的过程是化学变化的过程，反应时，浓硫酸按水分子中氢、氧原子的个数比（2:1）夺取被脱水物中的氢原子和氧原子。 可被浓硫酸脱水的物质一般为含氢、氧元素的有机物，其中蔗糖、木屑、纸屑和棉花等物质中的有机物，被脱水后生成了黑色的碳（碳化）。
强氧化性
与金属反应
与非金属反应
与其它还原性物质反应
具有高沸点、难挥发性
利用浓H₂SO₄的难挥发性，可用于制作HCl、HNO₃等挥发性酸。 NaCl(s)+H₂SO₄(浓)=(加热)NaHSO₄+HCl↑ 2NaCl(s)+H₂SO₄(浓)=(加热)Na₂SO₄+2HCl↑
其它

氮及其化合物
氮气
物理性质
氮气是无色无味的气体，在标准状况下密度为1.25g/L，比空气稍小，难溶于水，在常温、常压下，1体积的水中大约可溶解0.02体积的氮气。
化学性质
N₂分子中存在N≡N，结构很稳定，化学性质很不活泼，通常情况下较难跟其它物质发生化学反应，故N₂发生的化学反应都需要较高的条件。
与O₂反应
在放电条件下，氮气可以和O₂化合生成NO（自然固氮）。
与H₂反应
N₂+3H₂⇋（高温、高压、催化剂）2NH₃ （人工固氮，工业上制备NH₃）
N₂与活泼金属反应
6Li+N₂=(点燃)2Li₃N 3Mg+N₂=（点燃）Mg₃N₂
制取
工业上：由分离液态空气法而制得。
为获得纯净的氮气，可在上述方法制得的氮气中加入少量氨，并用Pt作催化剂，将氧气除去，也可使不纯的氮气通过炽热的铜或其它金属以除去微量的氧气。
实验室制法
NH₄NO₂=（加热）N₂↑+2H₂O
检验方法
将燃着的镁条伸入盛有氮气的集气瓶中，镁条会继续燃烧，取出燃烧剩下的灰烬（黄色粉末Mg₃N₂），加入少量水，产生使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体（氨气）。 3Mg+N₂=（点燃）Mg₃N₂ Mg₃N₂+6H₂O=3Mg(OH)₂+2NH₃↑
用途
氮气可用作充填灯泡，焊接金属的保护气，保存粮食、水果等农副产品，还可用于制备氨、硝酸和尿素等。
氨气
物理性质
1.具有刺激性气味的无色气体，比空气轻； 2.由于氨分子间易形成氢键，故其熔点、沸点较高，易液化，液化时放热，液氨汽化时要吸收大量的热使周围温度急剧降低（可用作制冷剂）； 3.极易溶解于水中，在常温、常压下，1体积水约溶解700体积氨。（喷泉实验）
化学性质
与水反应
与酸反应
与O₂反应
与Cl₂反应
2NH₃+3Cl₂=N₂+6HCl 8NH₃(过量)+3Cl₂=N₂+6NH₄Cl
制备
加热NH₄Cl和Ca(OH)₂
加热浓氨水
直接加热
间接加热（某些物质溶解放热）
浓氨水和NaOH固体混合
浓氨水和CaO固体混合
干燥氨气不能使用P₂O₅、浓HSO₄,也不能使用无水CaCl₂，通常使用碱石灰来干燥氨气。
8NH₃+CaCl₂=CaCl₂•8NH₃
用途
用于生产尿素、纯碱、铵态化肥以及硝酸，氨还可用作制冷剂以及在有机合成工业中生产合成纤维、塑料、染料等。
氨水
氨水中的溶质
氨水中的溶质为NH₃•H₂O，但在计算氨水的浓度时溶质按NH₃来处理。 质量分数越大的氨水，其密度越小。
氨水的存放
1.一水合氨不稳定，受热分解成氨气和水。因此氨水应密封保存，并放置在阴凉处； 2.氨水对许多金属有腐蚀作用，所以不能用金属容器盛装。
氮的氧化物
一氧化氮
物理性质
一氧化氮为无色、无味气体，密度比空气略大，难溶于水，有毒。
化学性质
2NO+O₂=2NO₂
4NO+3O₂+2H₂O=4HNO₃
制法
实验室制法
3Cu+8HNO₃(稀)=3Cu(NO₃)₂+4H₂O+2NO↑
工业制法
4NH₃+5O₂=(催化剂、高温、高压)4NO+6H₂O
NO的密度与空气接近，且易与空气中的氧气反应，因此只能用排水法收集NO 。
用途
制硝酸、人造丝漂白剂，具有改善心脑血管的作用。
二氧化氮
物理性质
二氧化氮为有特殊刺激性气味的红棕色气体，有毒，能溶于水。
化学性质
与水反应生成硝酸
与碱反应
3NO₂+H₂O=2HNO₃+NO NaOH+HNO₃=NaNO₃+H₂O 2NaOH+NO₂+NO=2NaNO₂+H₂O（可用于处理NO） 合并成：2NaOH+2NO₂=NaNO₃+NaNO₂+H₂O（可用于处理NO₂） 其中的亚硝酸钠（NaNO₂）在肉制品中适量添加可有效抑制肉毒杆菌的生长繁殖。
氧化性
NO₂+SO₂+H₂O=H₂SO₄+NO
2NO₂⇋N₂O₄ （无色）
用途
NO₂在化学反应和火箭燃料中作氧化剂，在工业上可以用来制取硝酸。
制法
NO₂常用NO氧化或用浓HNO与Cu作用来制取。也可以加热分解重金属硝酸盐来制得；
Cu+4HNO₃(浓)=Cu(NO₃)₂+2NO₂↑+2H₂O 2Pb(NO₃)₂=(加热)2PbO+4NO₂↑+O₂↑
工业上：

其它氮氧化合物
硝酸
物理性质
纯硝酸是无色、易挥发、有刺激性气味的液体，一般商品带有微黄色，发烟硝酸是红褐色液体，易溶于水，通常情况下人们把69%以上的硝酸溶液称为浓硝酸，把98%以上的硝酸溶液称为发烟硝酸。 浓硝酸一般呈黄色，是因为硝酸分解产生的NO₂溶于硝酸的缘故。
化学性质
具有酸的通性
不稳定性
4HNO₃=(△或光照)2H₂O+4NO₂↑+O₂↑
强氧化性
与Pt、Au之外的其它金属反应
与非金属反应
与其它还原剂反应（如H₂S）
硝酸的制法
工业制法
1.氨被催化氧化生成一氧化氮：4NH₃+5O₂=(△、催化剂)4NO+6H₂O 2.一氧化氮被氧化成二氧化氮：2NO+O₂=2NO₂ 3.二氧化氮被吸收形成硝酸：3NO₂+H₂O=2HNO₃+NO
实验室制法
高沸点酸制低沸点酸 NaNO₃+H₂SO₄(浓)=(加热)NaHSO₄+HNO₃ 或 2NaNO₃+H₂SO₄(浓)=(加热)Na₂SO₄+2HNO₃
用途
1.制王水：浓硝酸和浓盐酸按体积比1:3混合形成王水； 2.硝酸是一种重要的化工原料，常用来制炸药、染料、塑料、硝酸盐等； 3.在实验室中硝酸是一种重要的化学试剂。
铵盐
由铵根离子（NH₄⁺）和酸根离子构成的化合物。
物理性质：都是晶体，都易溶于水。
化学性质
铵盐受热易分解
铵盐和碱反应
铵态氮肥不能与草木灰（K₂CO₃）等碱性物质同时使用。
物质结构 元素周期律
原子结构
原子结构模型的演变过程
德谟克利特的古代原子学说
万物是由大量的不可分割的微粒（原子）构成的。
道尔顿原子模型
物质由原子构成，原子不能创造，也不能被毁灭，在化学变化中原子不可再分割，它们的性质在化学反应中保持不变。。同种原子的质量和性质相同。
汤姆生原子理论
原子是一个平均分布着正电荷的粒子，电子镶嵌在其中并中和正电荷，使原子呈电中性。因此，汤姆生原子模型又称“枣糕模型”。它表明原子是可以再分的。
卢瑟福原子模型
原子由原子核和核外电子构成。原子核带正电荷，位于原子的中心并集中了原子的几乎全部质量；电子带负电荷，在原子核周围做高速运动。
玻尔原子模型
电子在原子核外空间的一定轨道上绕核做高速运动，并且电子按能量高低而距核远近不同排布。
量子力学模型（现代原子结构学说）
现代科学家用量子力学的方法描述核外电子运动，即运用电子云模型描述核外电子的运动。
原子构造
原子是由居于原子中心的带正电荷的原子核和核外带负电荷的电子构成的。原子核是由质子和中子两种微粒构成的（氕原子核仅由一个质子构成，不含中子）。 在原子核中，质子带正电荷，中子不带电，质子和中子之间依靠一种特殊的力——核力结合在一起。
说明
质子数决定元素的种类；中子数决定同一元素中的不同种原子（核素）；质子数和中子数共同决定原子的质量。核外电子数特别是最外层核外电子数决定元素的化学性质。 质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数
核外电子的分布排布
电子层
原子核外的电子层通常用n表示，n=1、2、3、4、5、6、7，依次表示由内到外的各个电子层，电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q。核外电子总是尽可能地先从内层排起，即尽量先排在能量较低的电子层里，当该层排满后再排到下一个电子层（能量更高的电子层）。
核外电子排布的一般规律
1.各电子层最多可容纳电子的数目是2n²个（n表示电子层数）； 2.最外层不超过8个电子（K层为最外层时，不超过2个）； 3.次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。 4.核外电子总是尽量先排布在能量最低、离核最近的电子层里，然后由里往外依次排布在能量逐步升高的电子层里。
元素、核素和同位素
元素：元素是具有相同核电荷数（即核内质子数）的一类原子的总称。
核素：核素是指具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
 许多元素都具有多种核素，也有一些元素只有一种核素。
同位素：具有相同质子数（即核电荷数）和不同中子数的同一元素的不同原子互称为同位素（即同一元素的不同核素互称为同位素）。
1.互为同位素的不同原子及其构成的相同类别的物质的化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。 2.天然存在的同位素，相互间保持一定的比率。
原子半径
金属半径
金属晶体中相邻两原子核间距离的一半，叫作该元素的金属半径。
共价半径
同种元素的两原子以共价键结合时，其共价键键长的一半称为该元素原子的共价半径。
范德华半径
由分子晶体中共价分子之间的最短距离计算得出。
元素周期表与元素周期律
元素周期表的发现
1869年，俄国化学家门捷列夫价格元素按照相对原子质量由小到大的顺序依次排列，并将化学性质相同的元素放在一个纵行，制出了第一张元素周期表。
元素周期表的结构
元素周期表有7个周期，16个族。每一个横行叫作一个周期，每一个纵行叫作一个族（Ⅷ族包含三个纵列）。这7个周期又可分成短周期（1、2、3）、长周期（4、5、6、7）。共有16个族，从左到右每个纵列算一族（Ⅷ族除外）。
元素周期律
同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减（0族元素除外）。失电子能力逐渐减弱，获电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。元素的最高化合价从左到右递增（没有正价的除外），非金属元素的最低化合价从左到右递增。 同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径增大，原子序数递增，元素金属性递增，非金属性递减。
化学键
定义
使离子相结合或使原子相结合的作用力。化学键是相邻的离子或原子之间的强烈的相互作用力。
形成原因：原子有达到稳定结构的趋势，使原子体系能量降低。
分类
离子键
定义
阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键。
成键微粒：阴离子和阳离子。
形成条件
成键原子未达到稳定结构且吸引电子的能力差别很大。
成键结果
1.阴、阳离子间的吸引力和排斥力达到平衡。 2.成键后体系的能量降低。
离子化合物
1.活泼金属氧化物，过氧化物：Na₂O、K₂O、MgO、Al₂O₃、Na₂O₂等； 2.强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)₂、Ba(OH)₂等； 3.大多数盐：NaCl、K₂CO₃、BaSO₄、AgNO₃、NH₄HCO₃等。
共价键
定义
原子间通过共用电子对形成的化学键称为共价键。
成键微粒：原子。
共价键的实质：共用电子对（电子云的重叠）。
成键条件
同种或不同种非金属元素原子相遇时，若原子最外层电子排布未达到稳定状态，则原子易通过共用电子对形成共价键。
成键原因
1.通过共用电子对，各原子最外层电子数目一般能达到饱和，由不稳定变稳定。 2.两原子核都吸引共用电子对，使之处于平衡状态。 3.原子通过共用电子对形成共价键后，体系的总能量降低。
存在范围
共价键一般存在于非金属单质、非金属元素的气态氢化物、酸类、非金属氧化物、弱碱、极少数盐（如AlCl₃）、有机化合物，如H₂、HCl、CO₂、NaOH、NaNO₃、C₂H₅OH等。
共价键分类
极性共价键
不同种元素的原子形成的共价键，共用电子对（电子云重叠）发生偏移。
非极性共价键
同种元素的原子形成的共价键，共用电子对（电子云重叠）不发生偏移。
共价化合物
1.非金属氢化物、非金属氧化物：HCl、NH₃、H₂O、CO₂等； 2.含氧酸：HNO₃、H₂SO₄等； 3.大多数有机化合物：CH₃CH₂OH、CH₃COOH等； 4.NH₃•H₂O
金属键
定义
在固态金属中，由于金属元素的电负性和电离能较小，价电子容易脱离原子核的束缚而在金属阳离子之间“自由”运动，即成为“自由电子”。“自由电子”与金属阳离子之间存在的强的相互作用，叫作金属键。正是由于金属键的存在，使得体系的能量大大降低。
成键微粒：金属阳离子和自由电子。
成键实质
金属键本质上也是一种电性作用。包括金属阳离子对电子的吸引以及电子与电子、金属阳离子与金属阳离子之间的排斥作用。
金属键特征
金属键可看成由许多原子共用许多电子形成的，金属键与共价键有着明显的不同： 1.金属键无方向性和饱和性； 2.金属键中的电子在整个三维空间里运动，属于整块固态金属。
金属通性的解释
1.金属光泽：金属中的自由电子能在一定范围内自由运动，所以当可见光照射到金属表面上时，自由电子可以吸收所有频率的光并很快放出，使金属不透明并具有一定的金属光泽（多数为银白色）； 2.导电性：在外加电场的作用下，自由电子在金属内部发生定向运动（由负极向正极流动），形成电流，从而使金属表现出导电性； 3.导热性：当金属中有温度差时，自由电子通过与金属阳离子的相互碰撞，把能量由高温处传到低温处，从而使整块金属达到同样的温度，使金属表现出导热性。
金属键强弱与金属熔、沸点关系的比较
金属键越强，金属的硬度越大，熔沸点越高。
影响金属键强弱的主要因素
1.金属元素的原子半径越小，金属键越强。 2.单位体积内自由电子的数目越多，金属键越强。
配位键
定义
配位键是共用电子对的静电作用；从共用电子的角度考虑，配位键与共价键有类似之处，但形成配位键的共用电子对是由一方提供的，而不是由双方提供的。它常存在于铵盐和配合物中。
形成条件
形成配位键的条件是一个原子（或离子）能够提供孤电子对，另一个原子（或离子）具有能够接受孤电子对的空轨道。配位键的常用符号A→B表示。
分子间作用力
概念
把分子聚集在一起的作用力，叫作分子间作用力，又称范德华力。
说明
1.分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质。 2.在离子化合物中只存在化学键，不存在分子间作用力，分子间作用力只存在于由共价键形成的多数共价化合物之间和绝大多数非金属单质分子之间及稀有气体分子之间。像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质的微粒之间不存在分子间作用力。 3.分子间作用力的范围很小，只有分子充分接近时才有相互间的作用力。 4.一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔、沸点也越高。
影响因素
分子的极性越大，分子间作用力越大；组成和结构相似的物质，其相对分子质量越大，分子间作用力越大。
分子间作用力对物质物理性质的影响
对熔沸点的影响
一般规律是分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；对分子组成和结构相似的物质来说，相对分子质量越大，分子间作用力越大，则物质的熔、沸点越高。
对溶解度的影响
当溶质分子和溶剂分子之间的范德华力较大时，该溶质的溶解度较大。例如：氧气在水中的溶解度比氮气大，原因是氧分子与水分子之间的范德华力大。
氢键
氢键的形成
分子中与氢原子形成共价键的非金属原子，如果吸引电子的能力很强，原子半径又很小，则使氢原子几乎成为“裸露”的质子，带部分正电荷，这样的分子之间，氢核与带部分负电荷的非金属原子之间相互吸引，这种静电作用就是氢键。
形成条件
分子中必须有一个与电负性极大的原子形成强极性键的氢原子。
分子中必须有带孤电子对、电负性大且原子半径小的原子。
氢键的特点
1.具有方向性和饱和性。 2.氢键的键能比化学键的键能小，比分子间作用力稍大，一般约在20~40KJ/mol，与分子间作用力的数量级相近。因此氢键既不属于化学键，也不属于范德华力。 3.氢键的强弱决定于X、Y电负性的大小和原子半径的大小，电负性越大，半径越小的原子，所形成的氢键越稳定。
氢键对物质性质的影响
分子间形成的氢键会使物质的熔沸点升高；
这是因为固体熔化或液体汽化时必须破坏分子间的氢键，从而需要消耗更多的能量。
分子间形成的氢键对物质的水溶性、硬度等也有影响；
如NH₃极易溶于水，主要是氨分子与水分子之间易形成氢键。
水中的氢键对水的密度也有影响。
水结成冰时体积会膨胀，密度减小，主要是因为冰中水分子间形成的氢键更多，使水分子间空隙变大。
化学反应与能量
化学反应与能量的变化
化学反应的特点
化学反应都伴随着能量的变化，通常表现为热量的变化。
放热反应
有热量放出的化学反应，其反应物的总能量大于生成物的总能量。
活泼金属与H₂O或酸的反应
酸碱中和反应
燃料燃烧的反应
爆炸性化学反应
H₂+Cl₂=(光照)2HCl
多数化合反应
Na₂O+H₂O=2NaOH CaO+H₂O=Ca(OH)₂ N₂+3H₂⇋(高温、高压、催化剂)2NH₃ 2SO₂+O₂⇋(高温、催化剂)2SO₃
吸热反应
吸收热量的化学反应，其反应物的总能量小于生成物的总能量。
2NH₄Cl(s)+Ba(OH)₂•8H₂O(s)=BaCl₂+2NH₃↑+10H₂O
C(s)+H₂O(g)=(高温)CO+H₂
CO₂+C=(高温)2CO
多数的分解反应
CaCO₃=(高温)CaO+CO₂↑ CuSO₄•5H₂O=(加热)CuSO₄+5H₂O
在可逆反应中，若正反应是放热（或吸热）反应，则逆反应就是吸热（或放热）反应。
焓和焓变
焓的定义
焓是表示物质具有能量的物理量，用符号H表示。
焓变
定义
在常温、常压的条件下，化学反应过程中吸收或释放的热量称为反应的焓变，符号为△H，单位为kJ/mol。反应放热时，△H<0；反应吸热时，△H>0。
计算表达式
△H=生成物的总能量—反应物的总能量
△H=反应物的键能总和—生成物的键能总和
影响因素
由反应物和生成物的性质（反应物化学键断裂和生成物化学键形成的能量变化）决定，随着参加反应的物质的量的变化而变化，并与物质的状态、温度、压强等外界条件有关，但与化学反应的途径无关。
反应的焓变等于反应热的前提条件
等压反应
反应的能量变化只能转化为热能，而没有转化为其他形式（如电能、光能等）的能量。
反应热
定义
当化学反应在一定温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。 反应热描述的是一定温度下化学反应前后的热量变化，用Q表示，反应吸热时Q为正值，反应放热时Q为负值，可用量热计进行测量。
反应热的计算公式
Q=—C(T₂—T₁) C表示体系的热容，T₁、T₂表示反应前后体系的温度。
根据反应的情况，反应热可分为中和热、燃烧热、溶解热等。
中和热
定义
在稀溶液中，酸和碱发生中和反应，生成1mol液态水所放出的热量叫作中和热。
概念理解
1.强酸和强碱在稀溶液中发生中和反应，中和热都是△H（强）=- 57.3kJ/mol。 2.弱酸代替强酸（或弱碱代替强碱），因弱电解质电离吸热，放热减少。 3.若用浓硫酸（或NaOH固体），因还有溶解热，放热会增多。 故：△H（浓硫酸）<△H（强）<△H（弱），放热越多，△H越小。
中和热的测定
燃烧热
概念
101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫作该物质的燃烧热。燃烧热的单位为kJ/mol。燃烧热通常可利用仪器由实验测得。
概念理解
1.反应条件：101kPa。 2.可燃物用量：1mol。 3.反应的程度：完全燃烧并生成稳定的氧化物，如碳元素完全燃烧生成CO₂(g)，氢元素完全燃烧生成H₂O(l)，硫元素完全燃烧生成SO₂(g)，氮元素完全燃烧生成N₂(g)，磷元素完全燃烧生成P₂O₅(s)。 4.物质在O₂中燃烧：没有特别说明时，燃烧一般是指在氧气中的燃烧。 5.文字叙述燃烧热时用“正值”或“△H”表示。例如，CH₄的燃烧热为890.3kJ/mol（或甲烷所谓燃烧热为△H=- 890.3kJ/mol）。
溶解热
定义
溶解热是指在一定状况下（通常是温度为25℃，压强为101kPa的状况下），溶质溶解在大体积的溶剂中时所释放或吸收的热量。 溶质的量为1mol时的溶解热叫作摩尔溶解热。
汽化热
汽化热是指在标准大气压（101kPa）下，使1mol物质在其沸点蒸发所需要的能量。常用单位为kJ/mol。 汽化热是物质的物理性质。物质汽化一般是吸热的，如二氧化碳固体（干冰）常用于制作舞台的烟雾效果。
热化学方程式
定义
能表示参加反应物质的量和反应热的关系的方程式。
表示意义
不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。 例如：H₂(g)+½O₂(g)=H₂O(l),△H(298K)=- 285.8kJ/mol 物质变化：氢气和氧气反应生成水（定性角度）；1molH₂与0.5molO₂反应生成1molH₂O（定量角度）。 能量变化：当1mol氢气与0.5mol氧气反应生成1mol液态水时，放出285.8kJ的热量。
书写
1.反应若为放热反应，△H为“-”；若为吸热反应，△H为“+”。△H的单位一般为“kJ/mol”。 2.需注明反应的温度、压强等。因温度、压强不同，△H不同。若不注明，则指常压（101kPa）、常温（25℃）下的测定值。热化学方程式一般不写反应条件。 3.需注明物质的状态（"s"表示固态、"l"表示液态 、"g"表示气态、"aq"表示水溶液)，因为物质的聚集状态不同，反应热不同。如：生成液态水时放出的热量大于生成气态水时放出的热量。在热化学方程式中不用”↑“和”↓“号，因已标明物质的状态。 4.热化学方程式中的计量数只表示物质的量，不表示分子数或原子数。因此可以是整数、分数。化学计量数不同，△H不同；化学计量数加倍，△H也加倍。
能源
分类
按转换过程分为
一次资源
从自然界直接取得的自然资源。
二次资源
一次能源经过加工转换后获得的能源。
按性质分为
可再生资源
可持续再生，永远利用的能源。
不可再生资源
经过亿万年形成的短期内无法恢复的能源。
按利用历史分为
常规资源
在一定历史时期和科学技术水平下，已被人们广泛利用的能源。
新能源
随着科技的不断发展，才开始被人们采用先进的方法加以利用的古老能源以及新发展的利用先进技术所获得的能源。
盖斯定律
定义
化学反应无论是一步完成还是分几步完成，反应的总热效应相同。
意义
有些反应的反应热通过实验测定有些困难，可用盖斯定律间接计算出来。
应用
化学反应速率和化学平衡
化学反应速率
定义
化学反应速率是用来衡量化学反应快慢程度的物理量。在容积不变的容器中，通常是用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
表示方法
化学反应速率与反应消耗的时间（△t）和反应物或生成物浓度的变化（△c）有关，表达式为v=△c/△t 。单位为mol/(L•s)、mol/(L•min)、mol/(L•h) 。
化学反应速率的测定
原理
化学反应速率的测定是通过实验测定的，因为化学反应中发生变化的是体系内的化学物质（包括反应物和生成物），所以与其中任何一种化学物质的浓度（或质量）相关的性质在测量反应速率时都可以加以利用。
用于化学反应速率测定的基本性质
可直接观察
颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等。
化学仪器测量
气体体积、体系压强。
有比较明显的颜色
颜色的深浅与显色物质的浓度成正比关系。
测定化学反应速率的物理方法
测定化学反应速率的关键是测定某一时间间隔内反应体系中某物质浓度的变化。由于物质的某些物理性质（如压强、体积、吸光度、电导率等）与其物质的量或浓度存在函数的关系，因此人们常用物理方法准确而快速地测定反应物或生成物浓度的变化来确定化学反应速率。
量气法
对于反应2H₂O₂=(MnO₂)2H₂O+O₂↑，可测量反应中唯一的气体产物氧气在温度、压强一定时的体积变化。
比色法
由于物质对特定波长的光的吸收性能不同，因此可以通过吸光度来测定参与反应的某一物质的浓度。
电导法
根据离子的导电能力的差异，通过电导率的变化测定反应物中离子浓度的变化，进而计算化学反应速率。
化学反应速率的影响因素
内因
反应物本身的结构与性质是影响同一条件下不同化学反应有不同反应速率的决定因素。
外界条件对反应速率的影响
浓度、温度、压强、催化剂、光、超声波、激光、放射线、电磁波、反应物颗粒大小、扩散速率、溶剂等均能影响化学反应速率。
浓度
增大气体或溶液中反应物的浓度可以增大反应速率；减小气体或溶液中反应物的浓度，反应速率减小。
压强
改变压强，对化学反应速率造成影响的根本原因是引起浓度的改变。所以在讨论压强对反应速率的影响时，应区分引起压强改变的原因，这种改变对物质的浓度是否产生影响，由此判断对反应速率的影响。
温度
当其他条件不变时，升高温度可使化学反应速率加快；降低温度可使化学反应速率减慢。 注意： 1.温度对反应速率的影响规律不受反应热效应的限制，吸热反应、放热反应均适用。 2.对于可逆反应，升高温度，正、逆反应速率都增大，但吸热反应的化学反应速率比放热反应的化学反应速率增加的程度大；降低温度，正、逆反应速率都减小，但吸热反应减小的程度大。
催化剂
当其他条件不变时，加入催化剂一般可以使化学反应速率增大。
有效碰撞理论
活化分子
能量较高的、能够发生有效碰撞的分子称为活化分子。 分子必须有足够的能量才能变成活性分子，发生反应。
活化能
活化分子高出反应物分子平均能量的部分称为活化能。
活化能的大小表明一般分子称为活化分子的难易程度。
虽然活化分子的某一次碰撞可能不会引起化学反应，但是分子相互碰撞的几率是很大的，凡是活化分子终究会因合适的取向发生碰撞而发生化学反应。
存在活化能为0的化学反应。
有效碰撞理论
1.反应得以进行的先决条件是反应物分子间必须发生碰撞，分子间碰撞的频率越高，则反应速率越快。 2.反应物分子间并非每次碰撞都会导致反应的发生，只有少数碰撞会导致反应的发生，多数分子间的碰撞并不会发生反应，能发生反应的碰撞称为有效碰撞。 3.活化分子能量高于一般分子的能量。 4.发生有效碰撞的分子一定是活化分子，但活化分子只有在取向合适时发生的碰撞才是有效碰撞。 5.有效碰撞是发生化学反应的充分条件。
化学平衡状态与化学平衡常数
可逆反应
定义
同一条件下既可向正反应方向进行，又可向逆反应方向进行的反应称为可逆反应。
特征
永远不能进行到底，正反应和逆反应同时进行，存在平衡状态。
化学平衡状态
定义
在一定条件下，当正、逆两个方向的反应速率相等时，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度保持恒定。这时的状态也就是在给定条件下，反应达到了“限度”。对于可逆反应体系来说，称之为“化学平衡态”。
化学平衡状态的标志
本质标志
同一物质的消耗速率与生成速率相等，即V正=V逆 。
等价标志
1.可逆反应的正、逆反应速率不再随时间发生变化。 2.体系中各组分的含量即物质的量浓度、物质的量分数、体积分数、质量分数等保持不变。 3.对同一物质而言，单位时间内该物质所代表的正反应的转化浓度和所代表的逆反应的转化浓度相等。 4.对不同物质而言，一种物质所代表的正反应速率和另一种物质所代表的逆反应速率的比值等于其化学方程式中的化学计量数之比。
化学平衡常数
概念
在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），用符号K表示。 反应物或生成物中有固体或纯液体存在时，其浓度可以看作“1”而不代入公式。
平衡常数的意义
平衡常数的大小反应了化学反应进行的程度（也叫反应的限度）。
1.K值越大，表示反应进行得越完全，反应物转化率越大；一般认为，K>10⁵时，该反应进行完全。 2.K值越小，表示反应进行得越不完全，反应物转化率越小。
可以说，化学平衡常数是在一定温度下一个反应本身固有的内在性质的定量体现。
对化学平衡常数的理解
1.化学平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关。 2.化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数改变。若方程式中各物质的化学计量数等倍增大或减小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。 3.在平衡常数表达式中，反应物或生成物中固体、纯液体、稀溶液中的水 的浓度不写。
平衡转化率
定义
反应达到平衡时，已转化了的某反应物的量与反应前该反应物的量之比即为平衡转化率，用符号α表示。
特点
1.不同的反应物所表示的平衡转化率的值可能是不同的，所以脱离具体的反应物来谈某一反应的转化率是没有意义的。 2.在化学反应中，增大某一反应物的用量，可以提高其他反应物的转化率，而该反应物的转化率反而降低。 3.平衡转化率是在一定条件下一个化学反应进行到最大限度时的转化率。
化学平衡的移动与反应进行的方向
化学平衡移动
定义
在一定条件下，可逆反应达到了化学平衡状态，如果改变影响平衡的条件（如浓度、压强、温度等），化学平衡状态被破坏（正、逆反应速率不再相等），直至正、逆反应速率再次相等，在新的条件下达到新的化学平衡状态。这种现象称作化学平衡状态的移动，简称平衡移动。
原因
平衡移动的根本原因是V正≠V逆，平衡移动的结果是V正=V逆，改变某一个条件后，首先是分析V正与V逆的大小关系，然后判断平衡移动方向。
影响平衡移动的因素
浓度的影响
其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度都可以使平衡向正反应方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆反应方向移动。
温度的影响
在其他条件不变的情况下，升高温度，平衡向吸热反应方向移动；降低温度，平衡向放热反应方向移动。
压强的影响
1.无气态物质参与的化学平衡，由于改变压强不能改变化学反应速率，所以改变压强不能使无气态物质参与的化学平衡发生移动。 2.如2HI(g)⇋H₂(g)+I₂(g)、3Fe(s)+4H₂O(g)⇋4H₂(g)+Fe₃O₄(s)等可逆反应，由于反应前后气体体积不变，改变压强后，正、逆反应速率同时、同程度地改变，因此增大或减小压强不能使其化学平衡发生移动。 3.在容积不变的密闭容器中，气体反应已达平衡，若向该容器中充入一种不能发生化学反应的气体，化学平衡不移动，原因是气态反应物、生成物的浓度未变化。 4.恒温恒压条件下，向容器中充入稀有气体，平衡会向气体体积增大的反应方向移动。因为此时容器体积增大了，各反应物和生成物的浓度都减小，从而引起平衡的移动。
催化剂的影响
由于催化剂能够同等程度地改变正、逆反应速率，因此它对化学平衡的移动无影响，即催化剂不能改变达到化学平衡状态时反应混合物的组成，但是使用催化剂能改变反应达到平衡状态所需的时间。
勒夏特列原理
内容
在封闭体系中如果改变影响平衡的条件之一（如温度、压强、参加化学反应的化学物质的浓度），平衡将向着能够减弱这种变化的方向移动。
应用勒夏特列原理的注意事项
1.是否真的改变了影响化学平衡的条件 ①改变化学平衡体系中固体或纯液体的物质的量时，并未改变影响化学平衡的条件。 ②即使是由气体存在的化学平衡体系，在定容、定温条件下充入惰性气体，也未改变影响化学平衡的条件。 2.可逆反应是否存在“能够减弱某项条件”的反应方向，如对aA(g)+bB(g)⇋pC(g)+qD(g)，a+b=p+q型的可逆反应，它无气体体积增大或减小的反应方向，即使改变压强，化学平衡也不移动。 3.“平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动”。这里的“减弱”具有双层含义： 从定性角度看，平衡移动的方向是减弱外界条件变化的方向，如增大反应物的浓度，平衡就向减弱这种变化即反应物浓度减小的正反应方向移动；增大压强，平衡就向气体体积（物质的量）缩小即压强减小的方向移动；升高温度，平衡就向使温度降低的吸热反应方向移动。 从定量的角度看，平衡移动的结果只是减弱了外界条件的变化，而不能抵消这种变化。 4.它只能应用在已经达到平衡的体系中，对于未达到平衡的体系是不能应用的。
化学反应进行的方向
自发过程和自发反应
自发过程
在一定条件下，不用借助外力可自发进行的过程。
自发反应
定义
在给定的一组条件下，一个反应可以自发地进行，就称为自发反应。
特征
1.具有方向性，即反应的某个方向在一定条件下是自发的，其逆方向的反应在该条件下肯定不自发。 2.体系趋向于高能状态→低能状态。 3.体系趋向于有序状态→无序状态。
反应焓变与反应方向
焓判据
体系总是趋向于从高能状态转变为低能状态（这时体系会对外部做功或释放热量），这一经验定律就是能量判据。
自发反应与焓变的关系
多数自发反应是放热反应
1.常温、常压下的自发反应，如酸碱中和反应、铁生锈、氢氧化亚铁被氧化成氢氧化铁。例如：Fe(OH)₂(s)+2H₂O(l)+O₂(g)=4Fe(OH)₃(s)，△H(298K)=- 444.3kJ/mol 2.高温下的自发反应，如甲烷的燃烧。
有些吸热反应也能自发进行
1.常温、常压下的自发反应，如：NH₄HCO₃(s)+CH₃COOH(aq)=CO₂(g)+CH₃COONH₄(aq)+H₂O(l)，△H(298K)=37.30kJ/mol； 2.高温下的自发反应，如碳酸钙的分解： CaCO₃(s)=CaO(s)+CO₂(g),△H(298K)=178.2kJ/mol
结论
多数自发进行的化学反应是放热反应，但也有很多吸热反应能自发进行，因此，只根据焓变来判断反应进行的方向是不全面的。反应焓变是与反应进行方向有关的因素之一，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素。
反应熵变与反应方向
熵
定义
熵是衡量体系混乱度大小的物理量，即表示体系的不规则或无序状态程度的物理量。熵的符号为S，单位为J/(mol•K)。
特点：混乱度越大，体系越无序，体系的熵值就越大。
影响熵大小的因素
物质的状态
对于同一种物质，物质的量相等时，其熵值（混乱度）大小的关系是S(g)>S(l)>S(s)。
物质的量
同一状态的同一物质，熵值还与物质的量成正比。物质的量越大，分子数越多，熵值越大。
物质的组成
物质的组成越复杂，其熵值越大。一般组成物质的原子种类相同时，一个分子中的原子数目越多，其混乱度就越大，熵值也越大。
熵变
定义
化学反应的熵变是产物的总熵与反应物的总熵之差，用符号△S表示，表达式为△S=S产物-S反应物 。
特点
物质由固态到液态、由液态到气态或由固态到气态（升华）的过程，体系的混乱度增大，都是熵增加的过程。对于有气体参与的化学反应（气体既可以是反应物，也可以是产物），气态物质的物质的量增大的化学反应，其熵变通常是正值，是熵增大的反应；反之，气态物质的物质的量减小的化学反应，其熵变通常是负值，是熵减小的反应。
熵增原理（熵判据）
熵增原理
自发过程的体系趋向于由有序转变为无序，导致体系的熵增加，这一经验规律叫作熵增原理，也就是反应方向判断的熵判据。
自发反应与熵变
许多熵增加的反应通常在常温常压下可以自发进行。
如:NH₄HCO₃(s)+CH₃COOH(aq)=CO₂(g)+CH₃COONH₄(aq)+H₂O(l)，△S=184.0J/(mol•K)
有些熵增加的反应在常温常压下不能自发进行，但在较高温度下可以自发进行。
如：CaCO₃(s)=CaO(s)+CO₂(g),△S=169.6J/(mol•K)；C(s，石墨)+H₂O(g)=CO(g)+H₂(g)，△S=133.8J/(mol•K)
有些熵减小的反应即△S<0的反应在一定条件下也可以自发进行。
如铝热反应：2Al(s)+Fe₂O₃(s)=Al₂O₃(s)+2Fe(s)，△S=- 39.4J/(mol•k)
结论
熵变也是一个与反应能否自发进行的有关因素，但也不是决定反应能否自发进行的唯一因素。
利用复合判据判断反应的方向
化学反应方向的判据
在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向△H-T△S<0的方向进行，直至达到平衡状态。
△H-T△S<0 反应能自发进行
△H-T△S=0 反应达到平衡状态
△H-T△S>0 反应不能自发进行
反应方向判据的特点
一个化学反应在一定条件下能否自发进行由△H和△S共同决定，与化学反应速率无关，也不能判断实际过程的自发性。
如涂有防锈漆和未涂有防锈漆的钢制器件，其发生腐蚀过程的自发性是相同的，但只有后者可以实现。
当焓变和熵变的作用相反且相差不大时，温度有可能对反应的方向起决定性作用。
△H<0 △H>0 △S>0 △S>0 所有温度下反应 高温下反应 都能自发进行 能自发进行 △H<0 △H>0 △S<0 △S<0 低温下反应 所有温度下反应 能自发进行 都不能自发进行
等效平衡
含义
在一定条件（恒温恒容或恒温恒压）下，同一可逆反应体系，不管是从正反应开始，还是从逆反应开始，在达到化学平衡状态时，任何相同组分的百分含量（体积分数、物质的量分数或质量分数等）均相同，这样的化学平衡互称等效平衡。
规律

水溶液中的离子平衡
弱电解质的电离
电离
定义
电离是指电解质溶于水或熔融时，离解成自由移动的阴、阳离子的过程。
电离方程式
强电解质完全电离，用“=”。
弱电解质部分电离，用“⇋”。
多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步电离为主。
多元弱碱也分步电离，但电离方程式按一步电离书写。
强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式酸根不完全电离。
复盐能完全电离。

两性氢氧化物同时存在酸式电离和碱式电离。
弱电解质的电离平衡
电离平衡的建立
在一定条件（如温度、压强、浓度）下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这种平衡状态就叫作弱电解质的电离平衡。
电离平衡研究的对象
主要是弱电解质（即常见物质中的弱酸、弱碱、水），但某些由强电解质盐电离出的酸式酸根（如碳酸氢根等也存在电离平衡的问题）。
电离平衡的特点
逆
电离平衡是可逆过程，仅适用于弱电解质的电离。
等
弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成弱电解质分子的速率相等，或者说单位时间里电离的分子数和离子重新结合生成的分子数相等。
动
电离平衡是动态平衡，即弱电解质分子电离成离子的过程和离子重新结合成弱电解质分子的过程仍在进行，而没有停止。
定
在溶液里离子的浓度和分子的浓度都保持不变。
变
电离平衡的存在是有条件的，当某些外界条件如温度、浓度改变时，电离平衡就会从原来的平衡状态变化为新条件下的电离平衡状态，这种变化又叫作电离平衡的移动。
吸
电离过程一般是吸热过程。
影响电离平衡的因素
内因
电解质本身的性质决定了弱电解质在水中达到电离平衡时电离程度的大小。
外因
温度
由于弱电解质的电离过程是吸热的过程，因此温度升高，电离平衡向电离方向移动，其电离程度增大。
浓度
同一弱电解质，增大溶液的浓度，电离平衡向电离方向移动，但电解质的电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡向电离方向移动，且电解质的电离程度增大，但往往会使离子的浓度下降。
加入其它试剂
减小（或增大）弱电解质电离出的某离子的浓度，可促进（或抑制）其电离平衡。
电离常数 K
定义
在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，该弱电解质在溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的该弱电解质分子浓度的比是一个常数。这个常数叫作电离平衡常数，简称电离常数，用K表示（一般酸用Ka表示，碱用Kb表示）。
电离常数的影响因素
电离平衡只受温度的影响。
温度越高，电离常数越大；温度越低，电离常数越小。但由于电离过程热效应较小，温度改变对电离常数影响并不大，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。
一般来说，多元弱电解质的各级电离常数相差很大。
意义
电离常数表示了弱电解质的电离能力。一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。
电离度 α
定义
在一定的温度条件下，一定浓度的弱电解质溶液中，弱电解质的电离达到平衡状态时，已电离的弱电解质分子数占原有弱电解质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分数。
意义
1.电离度实质上表示的是弱电解质达到电离平衡时的转化率，也表示弱电解质在水中的电离程度。 2.温度相同、浓度相同时，不同弱电解质的电离度不同。若不同的一元弱酸的α越大，表示其酸性相对越强。 3.同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。
水的电离和溶液的酸碱度
水的电离
水的电离平衡
水是一种极弱的电解质，发生微弱的电离，存在电离平衡。水的电离方程式：
水的电离的特点
水分子与水分子之间的相互作用而引起电离的发生。
极难电离，通常只有极少数水分子发生电离。
由水分子电离出的H⁺和OH⁻数目相等。
水的电离过程是可逆的、吸热的。
水的离子积
定义
在一定温度下的稀溶液中，c(H⁺)•c(OH⁻)为一常数，叫作水的离子积常数，用Kw表示。
说明
1.一定温度时，Kw是个常数，Kw只与温度有关，温度越高，Kw越大。25℃时，Kw=1×10，100℃时Kw=5.5×10。 2.水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质（酸、碱、盐）水溶液。 3.如果溶液为酸溶液，那么溶液中的H⁺可视为是酸电离出来的； 如果溶液为碱溶液，那么溶液中的OH⁻可视为是碱电离出来的。
影响水的电离的因素
温度
因水的电离是吸热过程，故升高温度，水的电离平衡向右移动，c(H⁺）和c(OH⁻)同时增大，但因由水电离出的c(H⁺）和c(OH⁻)始终相等，故溶液呈中性。
溶液的酸碱性
向纯水中加入少量酸（或碱），由于酸（或碱）电离产生H⁺（或OH⁻)，使水中c(H⁺）[或c(OH⁻)]增大，水的电离平衡逆向移动，达到新平衡时，溶液中c(H⁺）[或c(OH⁻)]增大，水的电离程度减小，但温度未变，则Kw不变。
加入活泼金属
向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的H⁺直接发生置换反应，产生H₂，使水的电离平衡向右移动。
加入弱碱阳离子或弱酸根阴离子
由于弱碱阳离子与水电离出的OH⁻结合生成弱碱，弱酸根阴离子与水电离出的H⁺结合生成了弱酸，从而使水中的c(OH⁻)或c(H⁺）降低，破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向右移动，其电离程度增大。
溶液的酸碱性
溶液的酸碱性是由c(H⁺）和c(OH⁻)的相对大小决定的。
溶液的pH
定义
溶液的pH指的是c(H⁺）的负对数，即pH=- lg c(H⁺)，常用来表示溶液酸碱性的强弱。
意义
pH的大小能反映出溶液中c(H⁺）的大小，即表示溶液酸碱性的强弱。
溶液pH的测定
pH试纸法
pH计法
酸碱指示剂法
常温（25℃）下，pH=7的溶液呈中性。
酸碱中和滴定
滴定管
酸式滴定管
下端是活塞，通过旋转活塞滴加溶液。
不能盛放碱性溶液和水解呈碱性的盐溶液。
碱式滴定管
下端是橡胶管，管内有1个玻璃球，通过挤压玻璃球滴加溶液。
不能装酸性溶液、KMnO₄等强氧化性溶液。
酸碱中和滴定
定义
用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法。
原理
酸碱中和反应的实质是酸电离出的H⁺与碱电离出的OH⁻以等物质的量的关系结合生成水的反应，即H⁺+OH⁻=H₂O，因此，酸与碱以一定的物质的量之比恰好完全反应。 用已知体积和浓度的酸（或碱）滴定已知体积未知浓度的碱（或酸）使其恰好完全中和，应用酸碱反应的化学方程式求出碱（或酸）的浓度。 c(H⁺）•V(H⁺）=c(OH⁻)•V(OH⁻)
指示剂的选择
指示剂用量不能太多，常用2~3滴，因指示剂本身也是弱酸或弱碱，若用量过多，会使中和滴定中所需的酸或碱的量增多或减少。
强酸与强碱的中和滴定
到达终点时，pH变化范围很大，指示剂——可用酚酞，也可用甲基橙。
强碱滴定弱酸
反应到达终点后，因生成强碱弱酸盐，溶液显碱性，所以应选用在碱性范围内变色的指示剂——酚酞。
强酸滴定弱碱
反应到达终点后，因生成强酸弱碱盐，溶液显酸性，所以应选用在酸性范围内变色的指示剂——甲基橙。
滴定终点的判断
当滴入最后一滴标准液，溶液颜色......且在半分钟内不褪色。
常用指示剂的变色范围
甲基橙：3.1~4.4 红色-橙色-黄色
石蕊：5~8 红色-紫色-蓝色
酚酞：8~10 无色-粉红色-红色
盐类的水解
定义
在盐溶液中，盐电离出的离子与水电离出的H⁺或OH⁻结合生成弱电解质的反应，叫作盐类的水解。
盐类水解的实质
盐电离出的离子（弱酸根阴离子或弱碱根阳离子）与水电离出的H⁺或OH⁻结合生成弱电解质（弱酸或弱碱）并建立平衡，从而破坏了水的电离平衡，导致溶液中c(H⁺)≠c(OH⁻)，而使溶液呈酸性或碱性。
条件
盐必须溶于水中。
盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子。
规律
有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性；越弱越水解，都弱都水解。
影响盐类水解的因素
内因
主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根离子对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大（越弱越水解）。 例如：酸性HF<CH₃COOH，水解程度NaF>CH₃COONa 。
外因
温度
水解过程一般是吸热过程，故升高温度，水解程度增大，反之则减小。
浓度
稀释盐溶液，可以促进水解，盐溶液越稀，水解程度越大，反之越小。 注意：盐的浓度大，水解程度小，但其溶液的酸性（或碱性）比稀溶液的酸性（或碱性）强。
溶液的酸碱性
外加酸、碱等物质抑制或促进盐的水解。向盐溶液中加入H⁺，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH⁻，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。
盐类水解的应用
实验室配制和保存易水解的盐溶液
1.配制强酸弱碱盐溶液：需加入少量相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解。 如配制FeCl₃的水溶液：FeCl₃溶于水时发生水解反应Fe³⁺+3H₂O=Fe(OH)₃+3H⁺，因Fe(OH)₃的生成而使溶液变浑浊，通常先将FeCl₃溶于稀盐酸中，抑制Fe³⁺的水解，使溶液保持澄清，再加水稀释至所需浓度。 2.配制强碱弱酸盐的水溶液：应加入少量强碱，抑制弱酸根离子水解。 如配制硫化钠的水溶液时，应先滴入几滴氢氧化钠溶液，再加水稀释至所需浓度。 3.某些实验试剂保存时要考虑到盐的水解。 如Na₂CO₃溶液因水解使溶液呈碱性，OH⁻与玻璃的主要成分SiO₂反应生成硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞黏结，因而不能用带磨口玻璃塞的试剂瓶保存，可用带橡胶塞或软木塞的试剂瓶保存。
制备Fe(OH)₃胶体
沸水中滴加FeCl₃溶液，产生红褐色胶体。 Fe³⁺+3H₂O⇋Fe(OH)₃(胶体)+3H⁺
日常生活中的应用
1.明矾[KAl(SO₄)₂•12H₂O]、三氯化铁（FeCl₃）等净水 Al³⁺+3H₂O⇋Al(OH)₃(胶体)+3H⁺ Fe³⁺+3H₂O⇋Fe(OH)₃(胶体)+3H⁺ 原因：胶体吸附性强，可起净水作用。 2.苏打（Na₂CO₃）去油污  加热，促进的水解，碱性增强，去油污能力增强。 3.泡沫灭火器的灭火原理 成分：NaHCO₃、Al₂(SO₄)₃ NaHCO₃水解：HCO₃⁻+H₂O⇋H₂CO₃+OH⁻（碱性） Al₂(SO₄)₃水解：Al³⁺+3H₂O⇋Al(OH)₃+3H⁺（酸性） 原理：当两盐溶液混合时，氢离子与氢氧根离子结合生成水，双方相互促进水解：3HCO₃⁻+Al³⁺=Al(OH)₃↓+3CO₂↑。 4.化肥的混用 普钙[Ca(H₂PO₄)₂]、铵态氮肥不能与草木灰（K₂CO₃）混用。 原因是K₂CO₃水解显碱性： 
化学实验中的应用
1.判断盐溶液的酸碱性或pH 2.比较盐溶液中离子浓度的大小 3.加热蒸发盐溶液析出固体 ①不水解、不分解的盐的溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl； ②能水解，但水解生成的酸不挥发，盐溶液加热蒸干时，也能析出该盐的晶体，如Al₂(SO₄)₃； ③能水解，水解后生成的酸有挥发性，盐溶液加热蒸干时，则析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物，如AlCl₃、FeCl₃； ④若盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐已分解，如Ca(HCO₃)₂ 。 4.判断盐所对应酸的相对强弱 如已知物质的量浓度相同的两种盐溶液NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则HA和HB的酸性强弱为HB>HA。 5.判断盐溶液中离子种类的多少 6.证明弱酸或弱碱的某些性质要考虑应用盐的水解 如证明Cu(OH)₂为弱碱时，可用CuCl₂溶液能使蓝色石蕊试纸变红（显酸性）证明。 7.除杂 ①采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。 例如，不纯的KNO₃溶液中常含有杂质Fe³⁺，可用加热的方法除去KNO₃溶液中所含的Fe³⁺。 ②向MgCl₂、FeCl₃的混合溶液中加入MgO以除去FeCl₃ 。 8.判断溶液中离子能否大量共存
溶液中的三个守恒关系
电荷守恒规律
电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。
物料守恒规律
电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，离子种类增多，但原子总是守恒的。
质子守恒规律
即在纯水中加入电解质，最后溶液中c(H⁺)与其它微粒浓度之间的关系式（由电荷守恒及物料守恒推出）。
沉淀溶解平衡
溶解度
在一定温度下，某固体物质在100g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫作这个物质在这种溶剂里的溶解度。溶解度的符号为S，单位为g。
沉淀溶解平衡
定义
在一定条件下，难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时，溶质的离子与该固态物质之间建立动态平衡，叫作沉淀溶解平衡。
影响因素
内因
难溶电解质本身的性质。
外因
浓度
加水，平衡向沉淀溶解的方向移动。
温度
升温，多数平衡向沉淀溶解的方向移动；少量平衡向生成沉淀的方向移动，如Ca(OH)₂的溶解平衡。
同离子效应
向沉淀溶解平衡体系中加入相同的离子，使平衡向生成沉淀的方向移动。
其他
向沉淀溶解平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动。
盐效应
如果在难溶电解质的饱和溶液中加入不含相同离子的强电解质，将使难溶电解质的溶解度增大，这种现象称为盐效应。 在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电解质（例如HAc中加入NaCl）亦将产生盐效应，使弱电解质的电离度略有增高。 产生同离子效应的时候，必然伴随盐效应的发生，而且两者效果相反，但同离子效应的影响要大得多。对于稀溶液，一般不考虑盐效应。
沉淀反应的应用
沉淀的生成
方法
调节pH法
加沉淀剂法
沉淀的溶解
原理
根据平衡移动的原理，对于在水中难溶的电解质，如能设法不断移去溶解在平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。
方法
酸碱溶解法
例如，难溶于水的CaCO₃沉淀可以溶于盐酸中。
盐溶解法
例如，Mg(OH)₂可溶于NH₄Cl溶液中： Mg(OH)₂(s)⇋Mg²⁺(aq)+2OH⁻(aq) 当加入NH₄Cl溶液时，由于NH₄⁺的水解： NH₄⁺+OH⁻⇋NH₃•H₂O， 使c(OH⁻)减小，使Mg(OH)₂沉淀溶解平衡向右移动，直至沉淀完全溶解，总反应式为： Mg(OH)₂+2NH₄Cl=MgCl₂+2NH₃•H₂O
生成配合物使沉淀溶解
例如，AgCl可溶于NH₃•H₂O： AgCl(s)=Ag⁺(aq)+Cl⁻(aq) ↓+NH₃•H₂O [Ag(NH₃)₂]⁺
发生氧化还原反应使沉淀溶解
例如，有些金属硫化物（CuS、HgS等）不溶于非氧化性酸，只能溶于氧化性酸，通过减少c(S²⁻)而达到沉淀溶解的目的。 3CuS+8HNO₃（稀）=3Cu(NO₃)₂+3S+2NO↑+4H₂O
沉淀的转化
溶度积
Ksp是温度的函数，只与难溶电解质的性质、溶液的温度有关，而与沉淀的量无关，并且溶液中离子浓度的变化只能使平衡发生移动，但并不改变溶度积大小。
概念
难溶电解质溶于水形成饱和溶液达到沉淀溶解平衡时，其平衡常数叫作溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示。
溶度积的表达式

意义
1.Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力，当化学式所表示的阴、阳离子个数比相同时，Ksp数值越大的难溶电解质在水中的溶解能力相对越强。 2.可以利用Ksp来计算饱和溶液中某种离子的浓度。
溶度积规则
1.Qc>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 2.Qc>Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 3.Qc>Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。
溶度积的应用
判断难溶电解质在水中溶解能力的大小
同类型难溶电解质（如AgCl与AgBr）的溶解度可直接用溶度积Ksp进行比较，溶度积大的物质，其溶解度就大； 不同类型的难溶电解质（如AgCl与Ag₂CrO₄），可通过Ksp计算某种离子的浓度（或转化为溶解度）再进行比较二者溶解度的大小。
判断生成沉淀的先后顺序
计算沉淀剂的最小浓度
若已知组成沉淀的一种离子的浓度，可通过Ksp计算生成沉淀时所需另一种离子的最小浓度，再换算成沉淀剂的浓度。
计算难溶电解质的溶解度S
电化学
原电池 化学电源
原电池
定义
把化学能转化为电能的装置。
构成原电池的条件
具有活泼性不同的两个金属电极，或者是金属与石墨构成的两个电极。
电解质溶液
根据电极的性质选择合适的酸、碱或者盐作为电解质溶液，以利于电极发生化学反应。 电解质溶液的作用：一是参与氧化还原反应，二是在溶液中构成闭合回路，起导电作用。
形成闭合回路
外电路有导线导电，内电路有电解质溶液和电极导电（有时两个电极直接接触可以省略外部导线）。
能自发地发生氧化还原反应
盐桥
盐桥是将热的琼脂溶液导入U形管中（不能产生裂缝），将冷却后的U形管浸泡在KCl饱和溶液或NH₄NO₃饱和溶液中制得。 通过盐桥将两个隔离的电解质溶液连接起来，离子在盐桥中能定向移动，使电流持续传导。从而将副反应减至最低程度，最大限度地将化学能转化为电能。
基本类型
负极参与反应的原电池
活泼性不同的金属（或金属与非金属导体）作电极构成原电池，被腐蚀的金属作阴极。
两极都参加反应的原电池
可充电电池是两个电极都参与反应的原电池。
两个电极都不参加反应的原电池
用惰性电极作原电池的两极，分别向两极上通入参与氧化还原反应的气体，从而可形成原电池。
原电池原理的应用
加快氧化还原反应的速率
可用于比较金属的活泼性强弱
设计原电池
化学电源
化学电池的概念
原电池是将化学能转变成电能的装置，化学电池是能够实际应用的原电池。
化学电池的分类
一次电池 如：普通锌锰干电池、碱性锌锰干电池、锌银电池等
一次电池又称不可充电电池，只能放电不能充电，使用后即弃去。
二次电池 如：铅蓄电池、镍镉电池、镍氢电池、锂离子电池等
二次电池又称可充电电池，可重复多次使用。
燃料电池 如：氢氧燃料电池、甲醇燃料电池等
燃料电池是一种连续地将燃料和氧化剂的化学能直接转换成电能的化学电池。
电解池
电解
1.电解时所用电流必须是直流电； 2.熔融状态的电解质可被电解，电解质溶液也可被电解； 3.电解过程中，电能转化为化学能而“储存”在反应产物中； 4.电解法是一种强制手段，可以完成一个不自发的氧化还原反应。
概念
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叫作电解。
电解池
概念
电解池是将电能转化为化学能的装置。其中，与电源负极相连的电极是电解池的阴极，与电源正极相连的电极是电解池的阳极。
构成条件
直流电源
两个固定电极
电解质溶液或熔融状态的电解质
形成闭合回路
电解原理的应用
氯碱工业
电镀
应用电解的原理，在某些金属表面镀上一薄层其它金属或合金的方法。
目的
增强金属的抗腐蚀能力，增加美观度和表面硬度。
电镀池的构成
阴极：待镀金属
阳极：镀层金属
电镀液：含镀层金属阳离子的电解质溶液
电解精炼铜
电冶金（电解法）
电解熔融电解质得到活泼金属的过程称为电冶金。
应用
电解法适合普通还原剂难以还原的金属（活泼性比Al强的金属，包括Al）。
特点
被冶炼的金属活动性较强，冶炼所得金属纯度高，耗电量大，生产成本较高。
金属的腐蚀与防护
金属腐蚀
定义
金属腐蚀是指金属或合金与周围接触到的气体或液体物质发生氧化还原反应而引起损耗的现象。
本质
金属原子本身失去电子变成阳离子的过程（发生氧化反应）。
化学腐蚀
金属或合金直接与氧化剂发生反应而产生的腐蚀。
电化学腐蚀
含义
不纯金属或合金与电解质溶液接触发生原电池反应而产生的腐蚀。
析氢腐蚀
酸性水膜的形成原因
钢铁在潮湿的空气中表面形成一层水膜，空气中的CO₂等气体溶解在水膜中，生成的酸电离出H⁺使溶液显酸性。H⁺产生的过程如下：H₂O⇋H⁺+OH⁻，H₂O+CO₂⇋H₂CO₃⇋H⁺+HCO₃⁻等。
钢铁析氢腐蚀的原理
钢铁的表面形成了一层电解质溶液的薄膜，溶液与钢铁中的铁和杂质碳组成了无数微小的原电池，铁作负极，失去电子被氧化，碳作正极，H⁺得到电子生成氢气。 电极反应式为： 负极：Fe-2e⁻=Fe²⁺ 正极：2H⁺+2e⁻=H₂↑ 总反应：Fe+2H⁺=Fe²⁺+H₂↑
吸氧腐蚀
如果钢铁表面形成的水膜酸性很弱或呈中性，则水膜中溶解的氧气和铁、碳组成原电池，发生吸氧腐蚀。 电极反应为： 负极：2Fe-4e⁻=2Fe²⁺ 正极：O₂+2H₂O+4e⁻=4OH⁻ 总反应：2Fe+O₂+2H₂O=2Fe(OH)₂ 继续发生反应： 4Fe(OH)₂+O₂+2H₂O=4Fe(OH)₃ 2Fe(OH)₃=Fe₂O₃•хH₂O+(3-х)H₂O
举例：钢铁在潮湿的空气中生锈。
金属防护
金属防护原理
金属的防护就是防止金属的腐蚀，要解决的主要问题是使金属不被氧化。从金属腐蚀的化学反应原理、腐蚀的类型等方面来看，可确定金属防护方法的思路： 一是改变金属的内部结构，使金属性质改变，增强其本身的抗腐蚀能力，使其成为耐腐蚀金属；二是使金属与化学物质相互隔离。
常见方法
改变金属内部组成结构
在金属表面覆盖保护层
涂油漆、矿物性油脂或覆盖搪瓷、塑料
镀抗蚀金属
用化学方法使其表面形成一层致密氧化膜
电化学保护法
牺牲阳极的阴极保护法
在被保护的钢铁设备上（如轮船的外壳、锅炉的内壁等）装上比铁活泼的金属，如连接锌块。由于锌比铁活泼，锌作原电池的负极（阳极），不断被腐蚀，锌块可以定期拆换，而作为正极（阴极）的钢铁设备则被保护。
外加电流的阴极保护法
此方法是利用电解池的原理对金属进行保护，将被保护的钢铁设备作为电解池的阴极，惰性电极作为辅助阳极，在电解池溶液中（如海水）连接外加直流电源，通电后，电子被强制流向被保护的钢铁设备，从而抑制了钢铁失去电子被氧化的趋势，防止了钢铁被腐蚀。
有机化学基础
认识有机化合物
有机化合物的分类
按碳骨架分类
按是否含有环
链状化合物
环状化合物
脂环化合物
芳香化合物
按是否含有苯环
脂肪化合物
芳香化合物
芳香烃
苯及其同系物
稠环芳香烃
芳香烃的衍生物
按是否含有不饱和键
饱和烃
烷烃
环烷烃
不饱和烃
不饱和链烃
不饱和环烃
按官能团分类
有机化合物的特征
结构
碳原子的成键特点
有机物的同分异构现象
有机化合物具有相同的分子式，不同的结构式，因而产生了性质上的差异，这种现象叫作同分异构现象。 分子式相同而结构式不同的有机化合物互称为同分异构体。
分子的空间构型
性质
易燃性
熔点低
难溶于水
反应速率慢
副反应多
有机化合物的命名
烷烃的命名
烯烃和炔烃的命名
苯的同系物的命名
烃的衍生物的命名
研究有机化合物的一般方法和步骤
有机物的分离、提纯
元素定量分析确定实验式
测定相对分子质量确定分子式
波谱分析确定结构式
烃
烷烃
烃分子中的碳原子之间只以单键结合，剩余价键均与氢原子结合，每个碳原子的化合价都达到“饱和”，这样的烃叫作饱和烃，也叫烷烃。烷烃包括链状烃和环状烃（如环己烷等），通常所说的烷烃即指链状烷烃，通式为CnH₂n+₂（n≧1）。
物理性质
状态
当碳原子数小于或等于4时，烷烃在常温下呈气态，其它的烷烃常温下呈固态或液态（新戊烷常温下为气态）。
溶解性
都不溶于水，易溶于有机溶剂。
沸点
随碳原子数的增加，沸点逐渐升高；碳原子数相同的烷烃中，支链越多，沸点越低。
密度
随碳原子数的增加，密度逐渐增大；碳原子数相同的烷烃中，支链越多，密度越小，烷烃的密度小于水的密度。
化学性质
氧化反应（可燃性）
取代反应
热分解反应
隔绝空气时，烷烃在高温下都会分解，由长链的烃断裂成短链的烃，由固态（液态）烃断裂为液态（气态）烃，分解的程度和产物取决于分解时的温度。
稳定性
不能使溴水和酸性高锰酸钾溶液褪色，与强酸、强碱也不反应。
烯烃
分子中含有碳碳双键（其他为单键）的脂肪烃叫作烯烃。 烯烃是链烃，分子中无环状结构，且必须是烃。烯烃只含有一个碳碳双键，分子组成符合通式CnH₂n（n≧2），与碳原子数相等的环烷烃互为同分异构体。若有2个碳碳双键，则该烃为二烯烃。
物理性质
1.C1~C4的烯烃为气体；C5~C18的烯烃为液态；C19以上的烯烃为固体。 2.不含支链的烯烃中，随着相对分子质量的增加，沸点逐渐升高。 3.直链烯烃的沸点比含支链异构体的沸点高。 4.相同碳骨架的烯烃，双键由链端移向链中间，熔、沸点都有所增加。 5.反式烯烃的沸点比顺式烯烃的沸点低，而熔点高。 6.烯烃的沸点、折射率、在水中的溶解度、相对密度等都比相应烷烃的略大。
化学性质
加成反应
氧化反应
加聚反应
乙烯的实验室制法

炔烃
分子中含有碳碳三键的一类脂肪烃称为炔烃。炔烃的通式为CnH₂n-₂(n≧2)。
物理性质
1.都难溶于水，易溶于有机溶剂。 2.随着碳原子数的增多，沸点逐渐升高；液态炔烃的密度随碳原子数的增多逐渐增大，但密度都小于水。
化学性质
氧化反应
加成反应
加聚反应
乙炔的实验室制法
药品：电石、水（通常用饱和食盐水） 原理: CaC₂+2H₂O→C₂H₂↑+Ca(OH)₂
苯和苯的同系物
苯
物理性质
苯是一种无色有特殊气味的有毒气体，苯不溶于水，易溶于有机溶剂。苯的密度比水小，熔点为5.5℃，可以用冷水冷却成无色晶体，沸点为80.1℃，易挥发。苯是重要的有机化工基础原料，也是常用的有机溶剂。
化学性质
易取代，能加成，难氧化。
取代反应
硝化反应
卤代反应
磺化反应
加成反应
氧化反应
苯的同系物
定义和通式
苯的同系物是苯环上的氢原子被烷基取代的产物，其结构特点是分子中只有一个苯环，苯环上的侧链全部为烷基。苯的同系物的通式为CnH2n-6（n≧6）。
苯的同系物与苯的化学性质比较
相似之处
1.都能燃烧，燃烧时发出明亮的带浓烟的火焰。 2.都能与卤素单质（X₂）、硝酸、浓硫酸等发生取代反应。 3.都能与氢气等发生加成反应。
不同之处
1.由于苯环上侧链的影响，使苯的同系物的苯环上氢原子的活性有所变化，发生的取代反应也有所不同。 2.苯环使其直接相连的烃基碳上的氢原子变得更活泼，饱和烃是不容易被氧化剂氧化的，由于苯环能够使烃基与苯环相连的碳原子上的氢原子更活泼，易被氧化，如甲苯、乙苯等均能被酸化的高锰酸钾溶液氧化，产物得到苯甲酸等化合物。（注意：与苯环相连的第1个碳上只要有氢原子，就可以被酸性高锰酸钾溶液氧化。）
卤代烃
烃分子中的氢原子被卤素分子取代后所生成的化合物。一卤代烃的通式为R—X。
物理性质
溶解性
卤代烃不溶于水，易溶于有机溶剂。
沸点
卤代烃的沸点和密度都大于相同碳原子数的烃；随着碳原子数增多，相对分子质量增大，分子间作用力增大，一卤代烃的沸点随着碳原子数增加而升高。
化学性质
水解反应
消去反应
卤代烃中的卤素原子的检验
取少量卤代烃，加入NaOH水溶液加热煮沸，冷却，加入稀硝酸酸化，加入AgNO₃溶液，观察沉淀的颜色，判断卤代烃分子中是何种卤素分子。 1.加热煮沸是为了加快水解速率，因不同的卤代烃水解的难易程度不同； 2.加入稀硝酸酸化，一是为了中和过量的NaOH溶液，防止生成Ag₂O暗褐色沉淀对卤素离子的检验产生干扰；二是检验生成的沉淀是否溶于稀硝酸。
烃的含氧衍生物
醇
烃分子中饱和碳原子上的一个或几个氢原子被羟基取代的产物称为醇，羟基是醇的官能团。
物理性质
状态
常温常压下，分子中碳原子数为1~4的醇为液体，分子中碳原子数为4~11的醇为黏稠油状液体，分子中碳原子数为12以上的醇为蜡状固体。
水溶性
当烃基较小时，由于醇分子中的醇羟基（—OH)可与水分子形成氢键，醇与水能互溶；随着分子中烃基的增大，醇的水溶性明显减小。多元醇分子中的羟基增多，增强了醇分子与水分子间形成氢键的概率，使多元醇具有易溶于水的性质。
密度
醇的密度均小于1g/cm³ 。
沸点
1.饱和一元醇的沸点比与其相对分子质量接近的烷烃或烯烃的沸点更高（分子间形成氢键所致）； 2.醇的同系物的沸点随碳原子数递增而逐渐升高，带有支链的醇的沸点低于同碳原子数的直链醇的沸点； 3.多元醇的沸点较高（羟基增多，增加形成氢键的概率所致）。
化学性质
取代反应
消去反应
氧化反应
几种重要的醇
甲醇
甲醇是组成最简单的一元醇，最早由木材干馏得到，所以也称木醇或木精。甲醇是无色、具有挥发性和酒精气味的易燃液体，与水、酒精互溶，有毒，少量可致人失明，量多可使人死亡。它是一种重要的化工原料，广泛应用于化工生产，也可直接用作燃料。工业酒精中常含有甲醇，因此不能饮用。
乙二醇
乙二醇是无色、无臭、具有甜味的黏稠液体，熔点为-16℃，沸点为197℃，能与水以任意比例互溶，能显著降低水的凝固点。可用作汽车发动机防冻液的主要成分，也是合成涤纶等高分子化合物的主要原料。
丙三醇
丙三醇俗称甘油，是无色、无臭、有甜味的黏稠液体，沸点为280℃（分解），能与水以任意比例互溶，具有很强的吸水能力。丙三醇主要用于制造日用化妆品和三硝酸甘油酯（烈性炸药）。
酚
苯酚
物理性质
苯酚为无色、有特殊气味的针状晶体，熔点为43℃，易溶于酒精等有机溶剂，在65℃以上与水互溶，并且有毒，对皮肤有腐蚀性。
化学性质
苯酚的弱酸性
苯酚具有弱酸性，又叫石炭酸。
苯酚钠溶液与酸的反应
苯酚与金属钠的反应
苯环上的取代反应
显色反应
苯酚溶液遇Fe³⁺生成络合物而使溶液颜色呈紫色，利用这一反应可以检验苯酚。
聚合反应
合成酚醛树脂
氧化反应
苯酚晶体在常温下易被空气中的氧气氧化，由无色变为粉红色。
可以燃烧。
易被酸性高锰酸钾溶液氧化。
酚类
结构特征
羟基与苯环直接相连，苯酚是最简单的酚。
性质特征
和苯酚相似，能发生取代反应（与溴水反应时，酚羟基邻、对位上的氢原子被取代，间位上的氢原子不被取代）、显色反应（遇FeCl₃溶液显紫色）等。
醛
乙醛
物理性质
乙醛为无色、有刺激性气味的液体，沸点低（20.8℃），易挥发，密度比水小，跟水、乙醇、氯仿等互溶。
化学性质
加成反应
氧化反应
燃烧
催化氧化
被强氧化剂酸性高锰酸钾溶液氧化
被弱氧化剂氧化
与银氨溶液反应
CH₃CHO+2Ag(NH₃)₂OH→（△）CH₃COONH₄+2Ag↓+3NH₃↑+H₂O
与新制的Cu(OH)₂悬浊液反应
CuSO₄+2NaOH=Cu(OH)₂↓+Na₂SO₄ CH₃CHO+2Cu(OH)₂+NaOH→（△）CH₃COONa+Cu₂O↓+3H₂O
醛类
定义
由烃基跟醛基（—CHO）相连而构成的化合物叫作醛。醛类的通式是RCHO，饱和一元醛的通式为CnH2nO（n≧1）。
化学性质
醛有强还原性，可与弱氧化剂如银氨溶液、新制Cu(OH)₂悬浊液反应。醛还能发生加成反应，如与H₂、HCN、氨、醇等加成以及醛分子间相互加成。醛基比较活泼，也能发生加聚和缩聚反应。
酮
定义
酮是由羰基跟两个烃基相连而构成的化合物。
化学性质
加成反应
酮分子中含有羰基结构，羰基具有较强的极性，双键上的碳原子带部分正电荷，发生加成反应时，碳原子与试剂中带部分负电荷的基团结合。
还原反应
酮在镍、铂等催化剂存在下，通过高温、高压可以还原为醇。
丙酮（最简单的酮）
丙酮是无色、有特殊气味的液体，沸点为56.2℃，密度为0.789g/cm³，易挥发，易燃烧。它可与水、乙醇及乙醚等以任意比例互溶，并且能溶解多种有机物，是常用的有机溶剂，也是重要的有机合成原料。
羧酸
烃基与羧酸直接相连的有机物叫作羧酸。羧酸通常可用R—COOH表示。
物理性质
碳链越长，沸点越高，在水中的溶解度越小（如乙酸易溶，苯甲酸微溶，硬脂酸不溶于水），酸性越弱。
化学性质
弱酸性
酯化反应
常见的羧酸
甲酸
1.甲酸俗称蚁酸，是一种无色、有刺激性气味的液体，有腐蚀性，因此使用时要避免与皮肤接触。 2.甲酸能与水、乙醇、乙醚、甘油等互溶。 3.甲酸的结构简式为HCOOH，其结构虽然简单，但分子内部含有羰基、羧基、羟基和醛基等多种官能团。 4.在工业上，甲酸常用作还原剂、医用消毒剂和印染工业的印染剂等。
苯甲酸
1.苯甲酸俗称安息香酸，是组成最简单的芳香酸。苯甲酸是白色针状晶体，熔点为121.7℃，微溶于水，易溶于乙醇和乙醚中，易升华，也能随水蒸气挥发。 2.苯甲酸具有羧酸的通性，其酸性比乙酸略强。 3.苯甲酸是有机合成的重要原料，可用来制造染料、香料、药物等；苯甲酸及其盐有杀菌防腐的作用，所以常用作食品防腐剂。
乙二酸
1.乙二酸是组成最简单的二元羧酸，俗称草酸。 2.草酸是一种无色透明的晶体，分子中通常含有两分子结晶水，能溶于水和乙醇，不溶于乙醚。 3.草酸具有还原性，能把高价铁盐还原成易溶于水的二价铁盐，它也能和许多金属离子反应，生成可溶性的配离子，所以广泛用于提取稀有金属。
酯
命名
酯类根据生成酯的酸和醇的名称来命名，为 某酸某酯。
物理性质
不溶于水，易溶于有机溶剂，密度小于水。低级醇为液体，有果香味。
化学性质
水解（酸性或碱性条件）
烃基氢原子的活泼性比较
羧酸、醇类、酚类化合物分子上均含有—OH，羟基上的氢原子活泼性与它相连的基团有关。一般规律为： 1.羧基上的羟基氢原子的活泼性>酚羟基上氢原子的活泼性>醇羟基上氢原子的活泼性。 2.一元羧酸中，碳原子数少的羟基氢原子的活泼性>碳原子数多的羟基氢原子的活泼性。 3.多元羧酸羧基上的羟基氢原子的活泼性>一元羧酸羧基上羟基氢原子的活泼性。
HOOC—COOH>HCOOH>CH₃COOH>H₂CO₃>苯酚>H—OH>CH₃CH₂OH
生命中的基本有机化学物质
油脂
油
常温下呈液态，如植物油酯（油酸甘油酯、亚油酸甘油酯）。
脂肪
常温下呈固态，如动物油脂（硬脂酸甘油酯、软脂酸甘油酯）。
糖类
单糖
不能水解的糖为单糖，如葡萄糖 CH₂OH(CHOH)₄CHO、果糖、核糖等。
低聚糖
能水解，1mol糖水解后生成2~10mol单糖的糖类，低聚糖包括二糖，常见的二糖有蔗糖、麦芽糖和乳糖等。
多糖
1mol糖水解后可产生很多摩尔单糖，该糖称为多糖，如淀粉、纤维素等。 多糖属于天然高分子化合物。
蛋白质
蛋白质是由不同的氨基酸相互结合而成的高分子化合物，含C、H、O、N、S等元素。
有机高分子化合物
有机高分子化合物
定义
相对分子质量从几万到十几万，甚至高达几千万的有机化合物叫作高分子化合物，简称高分子，也常被称为聚合物或高聚物。如淀粉、蛋白质、纤维素、天然橡胶、聚乙烯塑料、合成纤维等。
相关概念
结构简式
链节（结构基元）：不断重复的结构单元。
聚合度（n）：每个高分子里链节的重复次数。
单体：组成高分子化合物的小分子物质。
结构
线性结构
多条不含有能发生反应的官能团的高分子长链相互缠绕在一起，分子间相接触的地方以分子间作用力相结合。高分子链越长，相对分子质量越大，分子间作用力就越强，高分子材料的强度也就越高。
体型结构
多条含有能发生反应的官能团的高分子长链，通过某种化学反应，在高分子链之间形成若干化学键，产生一些交联，形成网状结构。高分子链之间交联的程度越大，高分子材料的强度就越高。
有机高分子化合物的基本性质
溶解性
1.线性结构：能溶解在适当的溶剂里（如有机玻璃溶于氯仿） 2.体型结构：不容易溶解，只是胀大（如橡胶不溶于汽油）
热塑性和热固性
1.线性高分子具有热塑性——加热到一定温度开始软化，直至熔化成流动的液体，冷却后变为固体，加热后又熔化（如聚氯乙烯塑料等）。 2.有些体型高分子具有热固性——经加工定型以后就不会受热熔化（如酚醛塑料等）。
强度
高分子材料的强度一般都较大，这与高分子化合物的相对分子质量大、分子间作用力强有密切关系。
电绝缘性
高分子材料的电绝缘性好，这是由于高分子化合物中只存在共价键，没有自由电子。
此外
有的高分子材料还具有耐化学腐蚀、耐热、耐磨、不透水等性能，但高分子材料也有不耐高温、易燃烧、易老化、废弃后不易分解等缺点。
合成有机高分子的途径
加成聚合反应
由不饱和的相对分子质量小的化合物分子以加成反应的形式结合成相对分子质量大的化合物分子的反应叫作加成聚合反应，简称加聚反应。
缩合聚合反应
由两种或两种以上单体相互结合成聚合物，同时有小分子生成的反应叫缩合聚合反应，简称缩聚反应。
功能高分子材料与复合材料
功能高分子材料
在合成高分子的主链或支链上接上带有某种特定功能的官能团，使它们具有特殊的功能以满足光学、电学、磁学、化学、生物学、医学等方面的要求，这样形成的高分子称为功能高分子。
复合材料
将两种或两种以上性质不同的材料经特殊加工而成的新型材料称为复合材料。
组成
基体：在复合材料中起黏结作用。
增强体：在复合材料中起骨架作用。
主要性能：强度高、质量轻、耐高温、耐腐蚀。
有机合成
化学与自然资源的开发利用
金属矿物的开发利用
海水资源的开发利用
化石燃料的综合利用
环境保护
物质结构与性质
原子结构与性质
分子结构与性质
晶体结构与性质
晶体的常识
四种晶体类型
分子晶体
原子晶体
金属晶体
离子晶体
化学实验
常见化学实验仪器及其使用
化学实验安全及事故处理
化学实验的基本操作
物质的检验与鉴别
物质的分离与提纯
化学实验方案的设计与评价