壹．常見的幾個熱點問題
1．阿伏加德羅常數
（1）問題的條件：常溫、常壓下氣體摩爾體積增大，不能用22.4 L/mol。
（2）狀態問題：標準狀況下，H2O、N2O4、碳原子數大於 4 的烴是液態或固態；SO3、P2O5 等是固態，不能用 22.4 L/mol。
（3）特殊物質的摩爾質量和粒子數：如 D2O、18O2、H37Cl 等。
（4）特殊物質組合分子中的原子數：如 Ne、O3、P4 等。
（5）某些物質中化學鍵的個數：如白磷（31 克白磷中含有 1.5 摩爾 P-P 鍵）、金剛石（12 克金剛石中含有 2 摩爾 C-C 鍵）、晶體矽和晶體二氧化矽（60 克晶體二氧化矽中含有 4 摩爾 Si-O 鍵）、Cn（1 摩爾 Cn 中含有 n 摩爾單鍵、n/2 摩爾雙鍵）等。
（6）壹些特殊反應中轉移的電子數：如 Na2O2 與 H2O、CO2 反應（1 mol Na2O2 轉移 1 mol 電子；Cl2 與 H2O、NaOH 反應（1 mol Cl2 轉移 1 mol 電子。如果用 1 mol Cl2 作氧化劑，則轉移 2 mol 電子）；Cu 與硫反應（1 mol Cu 反應轉移 1 mol 電子或 1 mol S 反應轉移 2 mol 電子）等。
（7）電解質溶液中由於粒子的電離或水解引起粒子數目的變化：如強電解質HCl、HNO3等，由於完全電離，沒有電解質分子；弱電解質CH3COOH、HClO等、由於部分電離，而使溶液中 CH3COOH、HClO 的濃度降低；Fe3+、Al3+、CO32-、CH3COO- 等由於發生水解反應使這類粒子的數量減少；Fe3+、Al3+、CO32- 等由於發生水解反應使溶液中陽離子或陰離子的總數增加等等。
（8）由於小分子聚集體（膠體）的生成使溶液中的粒子數減少：例如，1 mol Fe3+Fe （OH）3 形成膠體時，粒子數小於 1 mol。
（9）此外，還應註意通過計算物質的微粒濃度，是否告知溶液的體積；計算溶質中所含的分子數，或溶液中所有的分子數（溶劑水也應考慮在內）；計算某些微粒的電子數時，應區分微粒所含電子總數或價電子數，並註意微粒所帶電荷數（加負電荷總數或減正電荷總數）。
2、離子***生存問題
（1）弱堿陽離子只存在於酸性較強的溶液中：Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+等不能與OH-大量***存。
（2）弱酸陰離子只存在於堿性溶液中：CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、AlO2-等不能與H+大量****。
（3）弱酸的酸陰離子不能大量存在於酸性或堿性較強的溶液中。當它們遇到強酸（H+）時，會形成弱酸分子；當它們遇到強堿（OH-）時，會形成正鹽和水：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42- 等。
（4）如果陰陽離子能相互結合形成不溶或微溶的鹽，它們就不能大量存在****：Ba2+、Ca2+與CO32-、SO32-、PO43-、SO42-等；Ag+與Cl-、Br-、I-等；Ca2+與F-、C2O42-等。
（5）如果陰陽離子發生雙重水解反應，它們就不能大量存在****：Al3+ 與 HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2- 等；Fe3+ 與 HCO3-、CO32-、AlO2- 等。
（6）如果陰陽離子能發生氧化還原反應，那麽它們就不能大量存在****：Fe3+與I-、S2-；MnO4-（H+）與I-、Br-、Cl S2-、S2-、SO32-、Fe2+等；NO3-（H+）與I-、S2-、SO32-、Fe2+等；ClO-與I-、S2-、SO32-等。
（7）由於絡合或其他反應，不能大量儲存 ****：Fe3+與 SCN-；Al3+與 F-等（AlF63-）。
（8）此外，還有與 Al 反應生成氫氣的溶液（可能是 H+；可能是 OH-，含 H+時不得含 NO3-）；水電離 c(H+) = 10-13 mol/L（可能是酸溶液，也可能是堿溶液）等。
3.熱化學方程式
（1）△H＝生成物的總能量-反應物的總能量
＝反應物中的總鍵能-生成物中的總鍵能
註．同壹熱化學方程式中的計量系數不同，△H 的值也不同；②熱化學 方程中的計量系數表示物質的量；熱化學方程式中的計量系數表示物質的量；③能量與物質的凝聚態有關，熱化學方程式中需要表示物質的狀態；△H 帶 "+"表示吸熱，帶"-"表示放熱；⑤計算 1 mol 物質中化學鍵的個數。計算 1 摩爾物質所含化學鍵數時，首先要區分晶體的類型，分子晶體要看分子結構（如 P4 含 6 個 P-P 鍵，C60 含 30 個 C=C 鍵和 60 個 C-C 鍵），原子晶體要看晶體結構，特別要註意化學鍵的使用（如 1 摩爾 SiO2 含 4 摩爾 SiO2）。SiO2中含有4 mol Si-O鍵，1 mol晶體Si中含有2 mol Si-Si鍵）；（6）在表示可燃物燃燒熱的熱化學方程式中，可燃物前的系數為1，並註意生成的水是液態的。
（2）物質分子中所含化學鍵的鍵能越大，鍵合時放出的能量越多，物質本身的能量越低，分子越穩定。
（3）蓋斯定律：在壹定條件下，無論化學反應是壹步完成還是分幾步完成，反應的熱效應都是相同的。即反應熱只與反應的起始態和終止態有關，與反應的途徑無關（註：有關計算中，熱量應與 "+"、"-"進行運算）。
舉例說明：，△H1=△H2+△H3
4．周期性與元素周期表
（1）判斷金屬性強弱或非金屬性強弱
強金屬性非金屬性強
1）最高價氧化物水化物堿性強弱 1）最高價氧化物水化物酸性強弱
2）與水或酸反應、與H2置換的難易程度 ②與H2相容的難易程度或生成氫化物的穩定性
3 活性金屬可從鹽溶液中置換出不活潑金屬 ③活性非金屬單質可被活性較小的非金屬單質置換
（2）比較粒子半徑的大小
1) 核電荷數相同的粒子，電子數越多，半徑越大：陽離子半徑 <原子半徑 <陰離子半徑
如：
：H＋ ②電子數相同的粒子，核電荷數越多，半徑越小。即電子結構相同的粒子，核電荷數越多，半徑越小。 如：①與He電子結構相同的粒子：H-> Li +> Be2 + ②與Ne電子結構相同的粒子：O2-> F-> Na +> Mg2 +> Al3 + ③與 Ar 電子結構相同的粒子的電子結構：S2->Cl->K+>Ca2+ ③電子數和核電荷數不同的粒子 主族相同：金屬和非金屬都相同，原子半徑和離子半徑都從上到下依次增大。 同周期：原子半徑從左到右遞減。 比較同周期元素的離子半徑時，要區分陰陽離子。同周期非金屬元素形成的陰離子半徑比金屬元素形成的陽離子半徑大。 例如，Na+ （3）元素周期結構 （4）位置、構型、性質之間的關系 初二無機框圖題眼 1．二次化學中的顏色 (1)焰色反應：Na+（黃色）、K+（紫色，透過藍色鈷玻璃） （2）有色溶液：Fe2+（淺綠色）、Fe3+（黃色）、Cu2+（藍色）、MnO4-（紫紅色）、Fe(SCN)3（血紅色） (3) 有色固體：紅色：Cu、Cu2O、Fe2O3；紅棕色固體：Fe（OH）3；藍色固體：Cu（OH）2；黑色固體：CuO、FeO、FeS、CuS、Cu2S、Ag2S、PbS；淺黃色固體：S、Na2O2、AgBr；黃色固體：AgI、Ag3PO4（溶於稀硝酸）；白色固體：Fe（OH）2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3等。 （4）反應中的顏色變化 ①Fe2+與OH-反應：生成白色絮狀沈澱，迅速變為灰綠色，最後變為紅棕色。 ② I2 遇到澱粉溶液：溶液呈藍色。 ③ 過量的苯酚與濃溴水混合：產生白色沈澱（三溴苯酚可溶於苯酚、苯等有機物）。 ④ 苯酚在 FeCl3 溶液中：溶液呈紫色。 ⑤ Fe3+ 與 SCN-：溶液呈血紅色。 ⑥ 蛋白質溶液加濃硝酸：呈黃色渾濁（蛋白質變性）。 2、中學化學中的氣體 （1）常見氣體單質：H2、N2、O2、Cl2 （2）帶顏色的氣體：Cl2（黃綠色）、溴蒸氣（紅棕色）、NO2（紅棕色）。 （3）易液化的氣體：NH3、Cl2、SO2。 (4) 有毒氣體：F2、O3、HF、Cl2、H2S、SO2、CO、NO（NO 和 CO 會使血紅蛋白失去攜氧能力）和 NO2（必須在通風櫥中進行制備）。 （5）極易溶於水的氣體：NH3、HCl、HBr；可溶於水的氣體：可溶於水的氣體：NO2、SO2；可溶於水的氣體：CO2、Cl2： （6）具有漂白特性的氣體：Cl2（潮濕）、O3、SO2。 註：Cl2（潮濕）、O3因具有強氧化性（潮濕時Cl2中存在HClO）而具有漂白性；SO2因與有色物質化合生成不穩定的無色物質而具有漂白性；焦炭因其多孔結構，吸附有色物質而具有漂白性。 （7）能使石蕊試液先變紅後褪色的氣體是 ：Cl2（SO2 能使石蕊試液變紅）。 (8) 能使品紅色溶液褪色的氣體是： SO2（SO2 能使石蕊試液變紅）：SO2（加熱後恢復紅色）、Cl2（加入 AgNO3 溶液後出現白色沈澱）。 （9）使無水硫酸銅變藍色的氣體是：水蒸氣。 （10）能使濕的碘化鉀澱粉試紙變藍的氣體：Cl2、Br2、NO2：Cl2、Br2、NO2、O3。 （11）不能用濃硫酸幹燥的氣體：NH3、H2S、HBr、HI。 （12）不能用無水氯化鈣幹燥的氣體：NH3（原因：生成：CaCl2?8NH3）。 3.有壹些特別值得註意的反應 （1）單質 + 化合物 1 化合物 2 2FeCl2 + Cl2 2FeCl3 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3 2Na2SO3 + O2 2Na2SO4 2FeCl3 + Fe 3FeCl2 （2）分解不溶性酸和堿的分解 H2SiO3 SiO2 + H2O Mg(OH)2 MgO + H2O 2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O 2Al(OH)3 Al2O3 +3H2O (3) 不穩定酸堿的分解 2HClO 2HCl + O2↑ 4HNO3 4NO2↑ + O2↑ + 2H2O NH3?H2O NH3↑ + H2O H2SO3 SO2↑ + H2O （4）不穩定鹽的分解 NH4Cl NH3↑ + HCl↑ 2AgBr 2Ag+Br2 CaCO3 CaO + CO2↑ 2NaHCO3 Na2CO3 + CO2↑ + H2O； （5）金屬換金屬：Fe + Cu2+ Cu + Fe2+, 2Al + Fe?O3 2Fe + Al2O3 （6）金屬對非金屬的置換： 2Na + 2H2O 2NaOH + H2↑ Zn + 2H+ Zn2+ + H2↑ 2Mg + CO2 2MgO + C 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2↑ （7）非金屬對非金屬的置換：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) 金屬的非金屬置換：H2 + CuO Cu + H2O C + 2CuO 2Cu + CO2 ↑ 4.壹些特殊類型的反應 (1) 化合物 + 單質 化合物 + 化合物 Cl2 + H2O HCl + HClO 2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2OCH4 + O2O2 CO2 + 2H2O (2) 復合物 + 復合物 復合物 + 單質 4NH3 + 6NO 5N2 + 6H2O 2H2S + S02 3S + 2H2O 2Na2 + S02 3S + 2H2O 4.p> 2Na2O2 + 2H2O 4NaOH + O2↑ NaH + H2O NaOH + H2↑ 2Na2O2 + 2CO2 2Na2CO3 + O2 CO + H2O CO2 + H2 (3) 某些特殊化合物與水的反應 ①金屬過氧化物：2Na2O2 + 2H2O 4NaOH + O2↑ ②金屬氮化物：Mg3N2 + 3H2O 3Mg (OH) 2 + 2NH3↑ ③金屬硫化物：Al2S3 + 6H2O 2Al (OH) 3 + 3H2S↑ CaS + 2H2O Ca (OH) 2 + H2S↑ ④金屬碳化物：CaC2 ＋2H2O Ca(OH)2＋C2H2↑ Al4C3＋12H2O 4Al(OH)3＋3CH4↑ ⑤ 金屬氫化物：NaH＋H2O NaOH＋H2↑ ⑥ 金屬磷化物：Ca3P2＋6H2O 3Ca(OH)2＋2PH3↑ ⑦ 非金屬鹵化物：NCl3＋3H2O NH3＋3HClO PCl3＋3H2O H3PO3＋3HCl SiCl4＋3H2O H2SiO3＋4HCl SOCl2＋H2O 2HCl＋SO2↑ (4) 雙水解反應 ①Al3＋（或Fe3＋）和HCO3-、CO32-：Al3+ + 3HCO3- Al(OH)3↓ + 3CO2↑ 2Al3+ + 3CO32- + 3H2O 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ ② Al3+ 和 HS-、S2-：Al3+ +3HS- +3H2O Al(OH)3↓ +3H2S↑ 2Al3+ +3S2- +6H2O 2Al(OH)3↓ +3H2S↑ ③ Al3+ 和 AlO2-：Al3+ + 3AlO2- + 6H2O 4Al(OH)3↓ (5) 高溫下的壹些反應 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2↑ 2Al + Fe?O3 2Fe + Al2O3 C + H2O CO + H2 CaCO3 CaO + CO2↑ CaCO3 + SiO2 CaSiO3 + CO2↑ Na2CO3 + SiO2 Na2SiO3 + CO2↑ （6）可連續氧化的物質 1）單質：Na Na2O Na2O2 C CO CO2 N2 NO NO2 P P2O3 P2O5 S SO2 SO3 ② 化合物：CH4 CO CO2 NH3 NO2 H2S S（或 SO2） SO2 SO3 CH3CH2O CH3CHO CH3COOH CH3OH HCHO HCOOH CO2 5.有機物的常見分離提純方法 （1）除雜質（括號內為雜質） ① C2H6（C2H4、C2H2）：溴水、氣洗（或依次通過酸性高錳酸鉀溶液、NaOH溶液、氣洗） ②C6H6（C6H5-CH3）：酸性高錳酸鉀溶液、NaOH溶液、液分 ③C2H5-Br（Br2）：Na2CO3溶液，液相分離（主要考慮C2H5Br在NaOH條件下能水解） ④C6H5-Br（Br2）：NaOH 溶液，液體分離 ⑤ C2H5 -OH (H2O)：加入新制生石灰，蒸餾 ⑥ C6H6 (C6H5-OH)：NaOH 溶液，分餾（或直接蒸餾） ⑦ CH3COOC2H5 (CH3COOH, C2H5OH)：飽和碳酸鈉溶液，分餾 （2）分離 ①C6H6、C6H5OH：NaOH溶液，分液，上層液為苯；再在下層液中通入適量CO2，分液，下層液為酚（或蒸餾收集不同溫度下的餾分） ②C2H5OH、CH3COOH：NaOH，蒸餾收集C2H5OH；再向殘渣中加入硫酸，蒸餾得CH3COOH。 四、化學實驗 1．化學實驗中的第壹次和第二次 （1）加熱試管時應先均勻加熱，再局部加熱。 （2）引流法集氣結束後，先拔掉導管，再拔掉酒精燈。 （3）配制氣體時，應先檢查裝置的嚴密性，再註入藥物。 （4）稀釋濃硫酸時，要慢慢倒入水中，邊加邊攪拌。 （5）點燃 H2、CH4、C2H4、C2H2 等易燃氣體時，應先檢查氣體的純度。 （6）檢驗鹵代烴分子中的鹵素元素時，先在水解液中加入稀 HNO3 中和堿，再加入 AgNO3 溶液。 （7）測試 NH3（用紅色石蕊試紙）和 Cl2（用澱粉 KI 試紙）等氣體時，先用蒸餾水濕潤試紙，然後再接觸氣體。 (8)在中和滴定實驗中，用蒸餾水洗過的滴定管和移液管先用要註入的液體潤濕。 （9）焰色反應實驗中，每次都要將鉑絲浸入稀鹽酸中，放在火焰上灼燒至無色，再做下壹次實驗。 （10）H2還原CuO，先通H2再加熱，反應完成後，先撤去酒精燈，冷卻後，再停止通H2。 （11）檢驗蔗糖、澱粉水解產物，先加入NaOH中和硫酸的催化作用，再加入新制的Cu(OH)2懸濁液或銀氨溶液。 2.中學化學實驗中的溫度計 （1）測量液體的溫度：如測量物質的溶解度；實驗室制乙烯。 （2）測蒸氣的溫度：如實驗室蒸餾石油；測定乙醇的沸點。 （3）測水浴溫度：如溫度對反應速率的影響反應；苯的硝化反應；苯的磺化反應；酚醛樹脂的制取；銀鏡反應；酯的水解。 3.常用實驗裝置 （1）氣體發生器：固體、固體加熱式；固體、液體不加熱式；固體（液體）、液體加熱式。 （2）各種防回吸裝置--用於防止液體回吸。 （3）常用凈化裝置和尾氣吸收裝置 ①常用凈化裝置--用於去除氣體中的雜質氣體。 ② 常用尾氣吸收裝置--用於吸收尾氣。 ④共用測量裝置--采用排液法測量氣體體積。 （5）過濾、蒸餾、液體分離裝置 4．物質的分離提純 （1）物質分離提純的常用方法 方法 適用範圍 實例 過濾 分離不溶性固體和液體混合物 粗鹽提純，粗鹽溶於水、過濾去除不溶性雜質 結晶 分離 溶解度隨溫度變化很大的固體混合物 分離 KNO3 和 NaCl 的混合物 蒸發 去除溶液中的揮發性溶劑 從鹽水中提取鹽分 蒸餾 分離沸點差異很大的液體混合物從普通酒精中制備無水酒精 萃取 萃取溶於某種溶劑的物質 用 CCl4 從 I2 水中萃取 I2< /p> 分離 分離不相溶的液體混合物 分離水和苯的混合物 （2）常用的化學方法分離和提純物質 ①溶解：使用特殊溶劑（或試劑）溶解雜質並除去或提取純化物質的方法。 ②沈澱法：利用沈澱反應將雜質轉化為沈澱而除去，或將提純物質轉化為沈澱而分離的壹種方法。 ③轉化法：將雜質轉化為純化物質而除去的方法。 ④加熱分解法：通過加熱將雜質轉化為氣體而除去雜質的方法。 ⑤酸堿法：通過加酸或加堿調節溶液的酸堿度，使雜質轉化為沈澱而除去的方法。 6氧化還原法：通過加入氧化劑或還原劑，使雜質轉化為氣體、沈澱或其他物質而除去。 7、離子交換法：通過離子交換樹脂去除溶液中的特定離子。 5.常見離子的檢驗 離子檢驗主要現象 H+ 酸堿指示劑；活潑金屬 Zn；碳酸鹽等。褪色、產生氫氣、產生 CO2 氣體 Na+、K+ 焰色反應 鈉 "黃 "鉀 "紫" Al3+ OH- 形成白色沈澱，然後白色沈澱溶解形成無色溶液 Fe3+ KSCN 溶液、NaOH 溶液 溶液變紅，產生紅褐色沈澱 NH4+ NaOH 溶液、加熱 產生使濕紅色石蕊試紙變藍的氣體 OH- 酚酞溶液 溶液變紅 Cl- AgNO3、稀硝酸 生成不溶於稀硝酸的白色沈澱 SO42- 稀鹽酸、BaCl2 溶液 生成不溶於鹽酸的白色沈澱 CO32- 鹽酸、澄清石灰水 生成無色無味的氣體，使澄清石灰水變渾濁 V．物質的結構和性質 1.原子結構和性質 原子核：同位素、原子量 --物理性質 （1）原子（AZX） 核外電子 --化學性質 （2）元素的化學性質主要由原子最外層電子數和原子半徑決定。 例如，最外層電子數相等，半徑不相等（同主族元素），性質似遞變； Li和Mg、Be和Al的最外層電子數不相等，半徑相近，性質相似。 （3）原子電子排布（掌握1～36號元素） ①能量最小原理：先排低能級和能級高的電子，再由內向外排高能量的電子（能級和能級影響電子的能量）。 ②泡不相容原理：每個原子軌道上最多有兩個自旋相反的電子，即核外沒有兩個運動狀態相同的電子。 ③亨特法則：電子在能量相同的各種軌道上排布時，電子盡可能占據不同的原子軌道； 當電子的軌道是半滿、滿或空時，系統的能量最低。 （4）電離能的比較：首先應寫出粒子的外圍電子排布情況，然後根據做出的能量最低的體系進行比較；根據原子電離能的使用數據也可以推斷出原子的最外層電子數。 （5）電負性：元素原子吸引電子的能力。元素的電負性越大，該元素的非金屬性越強；元素的電負性越小，該元素的金屬性越強。當電負性差異較大的元素形成化合物時，化合物的離子性就越強（形成離子鍵）。 2.分子結構和性質 (1) 化學鍵--化學性質（決定分子的穩定性） 離子鍵 ***價鍵 金屬鍵 成鍵粒子 陰離子和陽離子 原子 金屬離子和自由電子 粒子間相互作用 靜電作用 ***電子配對 靜電作用 成鍵的原因 活潑金屬（如：IA、IIA）和活潑非活潑金屬（如：IA、IIA）、活潑金屬（如 IA、IIA）和活潑非金屬（如 VIA、VIIA）成鍵原子具有未成對電子 金屬 (2) 成鍵理論 ① ***價鍵理論（VB）：***價鍵實際上是電子的配對。該理論不能解釋由碳形成甲烷分子的原因。 ②雜化軌道理論：能量相近的軌道可以合並成幾個能量相同的等價軌道。用來解釋碳能形成甲烷分子（實際上是碳原子采取sp3雜化，形成四個合並軌道，然後與氫鍵合）。雜化後，原子的成鍵能力增強。 ③ 價電子對排斥模型 a.分子中的價電子對（包括成鍵電子對和孤電子對）由於相互排斥，盡量遠離對方，電子對之間的夾角越小，斥力越大。 b.因為孤電子對只被壹個原子核吸引，電子雲比較 "肥"，所以電子對之間的斥力順序為：孤電子對和孤電子對大於孤電子對和成鍵電子對大於成鍵電子對和成鍵電子對（因此，都取sp3雜化，電子對的構型為（正四面體形的CH4、NH3和H2O分子中的鍵角依次減小）。 c.粒子中的價電子對數：n = （中心原子的價電子數 + 各配位原子提供的價電子數 ± 帶電荷的粒子數）/2（粒子帶負電荷時為 "+"，帶正電荷時為"-"）。").主族元素的價電子數等於最外層電子數，氫和鹵素作為配位原子時，提供壹個電子，VIA 族元素作為配位原子時，則認為不提供電子（由價電子對數可確定中心原子的雜化形式：電子對數分別為 2、3、4 時，中心原子分別采取 sp、sp2、sp3 雜化）。 d.當配位原子不是氫、ⅥA、ⅦA 族元素時，可利用等電子體原理求出其熟悉的等電子體，從而確定其構型。 4 等電子體原理 a．具有相同原子數和相同電子總數（或價電子總數）的分子或離子具有相同的結構特征。 b.常見的等電子體：N2、CO、CN-、C22-（電子總數為 14e-，三鍵）； CO2、CS2、COS、BeCl2、N3-、OCN -SCN-（價電子數為 16e-，均為線性）； BCl3、CO32-、SiO32-、NO3-（價電子數為 24e-，均為平面正三角形）； NCl3、PCl3、NF3、PF3、SO32-（價電子數為 24e-，均為三角錐形）； SiCl4、CCl4、SiO44-、SO42-、PO43-（價電子數為 24e-，均為正四面體形）。 （3）分子極性：分子中正電荷和負電荷的重心是否重疊 （1）與鍵的極性有關；（2）與分子的空間構型有關。 類型 示例 鍵角 鍵的極性 分子的空間構型 極性 A2 H2、N2、Cl2 等。- 非極性鍵 直線 非極性分子 AB HCl、NO、CO 等。?- 極性鍵 直線極性分子 AB2 CO2、CS2 等。180° 極性鍵直線非極性分子 H2O、H2S 等。<180° 極性鍵 "V" 形極性分子 SO2 分子 120° 極性鍵 三角形極性分子 ABC COS 180° 極性鍵 直線形極性分子 AB3 BF3 分子 120° 極性鍵 三角形非極性分子 NH3、PCl3 等分子。<109.5° 極性鍵 三角錐形極性分子 AB4 CH4、CCl4 等的分子。109.5° 極性鍵 四面體形 非極性分子 （4）相似溶解度原理：極性相似，互溶，極性相差越大，溶解度越小。 例如：水是強極性分子，強極性的HX、NH3等可溶於水； 有機物是弱極性或非極性分子，有機物可互溶。 （5）**** 價鍵的類型 ①電子對是否偏移：極性鍵和非極性鍵。 ②成鍵方式：頭對頭--δ鍵；肩並肩--π鍵。頭對頭電子雲重疊最大，因此δ鍵比π鍵更穩定。當兩個原子間形成多個***價鍵時，第壹個形成δ鍵，其余的只能形成π鍵。 （6）分子間作用力和氫鍵--物理性質 ①分子間作用力--範德華力 對於分子組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，範德華力越大。相對分子質量越大，範德華力越大，熔點和沸點也越高。 例如：沸點 F2 ② 氫鍵 a．形成氫鍵的因素：N、O、F，以及含有 N、O、F 的直接相連的 H。 b．氫鍵對物質性質的影響：分子間的氫鍵作用，使物質在熔化或汽化過程中，還需克服分子間的氫鍵作用，故物質的熔點和沸點降低。使物質的熔點和沸點升高；分子間氫鍵的形成，能促進氫鍵形成的物質之間能相互溶解。 3.晶體結構和性質物理性質 （1）晶體的種類及其性質 離子晶體 分子晶體 原子晶體 金屬晶體 組成粒子 陰離子和陽離子 分子 原子 金屬離子和自由電子 粒子間相互作用 離子鍵 分子間作用力 *** 價鍵價鍵 金屬鍵 單個分子的存在 不存在 不存在 不存在 不存在 熔點和沸點 較高 較低 非常高 較低 不定 硬度 較大 較小 非常大 較大 不定 導電性 晶體不導電、 溶於水或熔融狀態下的導電性 晶體或熔融狀態下的晶體不導電， 溶於水的某些晶體能導電 晶體是半導體或絕緣體 晶體能導電 (2) 晶體熔點和沸點的比較 壹般規律：原子晶體 > 離子晶體 > 分子晶體。 ①離子晶體：離子晶體的晶格能越大，離子鍵越強，晶體的熔點和沸點越高。 晶格能的比較：陰陽離子所帶電荷越多，半徑越小，晶格能越大。 例如，MgO>NaCl（Mg2+半徑小，電荷多）。 FeO>NaCl（Fe2+和Cl-的電子層數相同，O2-和Na+的電子層數相同，但FeO中離子的電荷數多） ②分子晶體：組成和結構相似的分子晶體，相對分子質量越大，分子間作用力越強，晶體的相對分子質量越大，分子間作用力越強，晶體的熔點和沸點越高。 例如，F2 此外，當分子間形成氫鍵時，分子晶體的熔點和沸點也會升高。 例如，NH3、H2O 和 HF 的熔點和沸點都高於同主族下壹周期的氫化物。 3原子晶體：原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，鍵越牢固，晶體的熔點和沸點越高。 例如：金剛石>二氧化矽>金剛砂>晶體矽。 4 金屬晶體：金屬離子所帶電荷越多，半徑越小，金屬鍵越強，晶體的熔點和沸點越高。 例如：Na （3）晶體化學式的確定 ①分子結構：分子結構中的每個微粒都屬於分子，根據結構中微粒的個數寫出其化學式。 ②晶體結構 分配式：按晶體結構中粒子數的最簡整數比計算出的每個粒子對結構單元的貢獻率寫出的式子即為它的化學式。 鄰近法：按晶體結構中每個粒子周圍最近且相等的粒子數的最簡整數比寫出的式子就是它的化學式。 （4）金屬晶體 ①金屬的導電性、導熱性和延展性都與自由電子有關。 ②金屬晶體的堆積 六方堆積（Mg、Zn等）：配位數12；面心立方堆積（Al、Cu等）：配位數12； 體心立方堆積（Na、K等）：配位數8。 4.配位 Na3AlF6：存在離子鍵（Na+ 和 AlF63- 之間）、配位鍵（Al3+ 和 F- 之間）。 Ag(NH3)2OH：存在離子鍵（Ag(NH3)2+ 和 OH- 之間）、配位鍵（Ag+ 和 NH3 之間）。 VI.化學與環境 1.臭氧洞 (1) 汙染物：CF2Cl2、氮氧化物等 （2）機理：CF2Cl2 在高空紫外線作用下產生氯原子，作為催化劑分解 O3。NOx 直接成為 O3 分解的催化劑。 （3）危害：紫外線輻射使患呼吸道傳染病的人數增加；過多地暴露在紫外線輻射下，還會增加皮膚癌和白內障的發病率；強烈的紫外線輻射促使皮膚老化；城市中霧霾加劇，加速橡膠、塑料等有機物的老化，使油漆褪色等。 2.酸雨（pH值小於5.6） （1）汙染物：氮氧化物、硫氧化物。 （2）酸雨危害：可侵入肺部深層組織，引起肺水腫等疾病，致人死亡；造成江河湖泊酸化，嚴重影響水生動植物的生長；破壞土壤、植被、森林；腐蝕金屬、油漆、皮革、紡織品和建築材料；滲入地下，使水中鋁、銅、鋅、鎘的含量比中性地下水高出許多倍。 （3）酸雨治理 ①鈣基固硫作用：S + O2 SO2、SO2 + CaO CaSO3、2CaSO3 + O2 2CaSO4（變廢為寶）。 ② 尾氣處理 a.氨吸收：2NH3 + SO2 + H2O (NH4)2SO3 (NH4)2SO3 + H2SO4 SO2↑ + H2O + (NH4)2SO4 （用作肥料） b.石灰乳的吸收：SO2 + Ca (OH) 2 CaSO3 + H2O< 2CaSO3 + O2 + 4H2O 2CaSO4?2H2O （石膏，變廢為寶） c.飽和 Na2SO3 溶液的吸收：Na2SO3 + SO2 + H2O 2NaHSO3 2NaHSO3 Na2SO3 + SO2 ↑ + H2O （Na2SO3 循環利用） 3、溫室效應 （1）汙染物：CO2、CH4（約為 CO2 的 20 倍）等。 （2）危害：全球變暖改變大氣、海洋環流模式，加劇 "厄爾尼諾 "現象的危害；全球變暖還會使極地冰川融化，海平面上升；引發風暴潮、海水倒灌。 4、白色汙染 汙染物：壹次性塑料餐具、塑料袋。 5.光化學煙霧 （1）汙染物：氮氧化物、碳氫化合物。 （2）機理：在氮氧化物的作用下，空氣中的O2變成O3，碳氫化合物可氧化成酰基物質。光化學煙霧的主要成分含有氮氧化物、O3、酰基物質等。 6.赤潮和水華 赤潮是海水富營養化的結果。富營養化是指當湖泊和海洋水體中的 N 和 P 等植物營養物質的濃度超過壹定值時，在海洋和其他生態系統中引起的惡性循環。 如果富營養化發生在內陸河流或湖泊中，則稱為恐水癥。 7.居室中的汙染氣體：HCHO.