（一）掌握基本概念
1．分子：分子是能夠獨立存在並保持物質化學性質的一種微粒。
（1）分子同原子、離子一樣是構成物質的基本微粒．
（2）按組成分子的原子個數可分為：
單原子分子如：He、Ne、Ar、Kr…
雙原子分子如：O2、H2、HCl、NO…
多原子分子如：H2O、P4、C6H12O6…
2．原子：原子是化學變化中的最小微粒。即在化學反應中原子核不變，只有核外電子發生變化。
（1）原子是組成某些物質（如金剛石、晶體硅、二氧化硅等原子晶體）和分子的基本微粒。
（2）原子是由原子核（中子、質子）和核外電子構成的。
3．離子：離子是指帶電荷的原子或原子團。
（1）離子可分為：
陽離子：Li+、Na+、H+、NH4+…
陰離子：Cl–、O2–、OH–、SO42–…
（2）存在離子的物質：
①離子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4…
②電解質溶液中：鹽酸、NaOH溶液…
③金屬晶體中：鈉、鐵、鉀、銅…
4．元素：元素是具有相同核電荷數（即質子數）的同—類原子的總稱。
（1）元素與物質、分子、原子的區別與聯繫：物質是由元素組成的（宏觀看）；物質是由分子、原子或離子構成的（微觀看）。
（2）某些元素可以形成不同的單質（性質、結構不同）—同素異形體。
（3）各種元素在地殼中的質量分數各不相同，佔前五位的依次是：O、Si、Al、Fe、Ca。
5．同位素：是指同一元素不同核素之間互稱同位素，即具有相同質子數，不同中子數的同一類原子互稱同位素。如H有三種同位素：11H、21H、31H（氕、氘、氚）。
6．核素：核素是具有特定質量數、原子序數和核能態，而且其壽命足以被觀察的一類原子。
（1）同種元素、可以有若干種不同的核素—同位素。
（2）同一種元素的各種核素儘管中子數不同，但它們的質子數和電子數相同。核外電子排布相同，因而它們的化學性質幾乎是相同的。
7．原子團：原子團是指多個原子結合成的集體，在許多反應中，原子團作為一個集體參加反應。原子團有幾下幾種類型：根（如SO42-、OHˉ、CH3COOˉ等）、官能團（有機物分子中能反映物質特殊性質的原子團，如—OH、—NO2、—COOH等）、遊離基（又稱自由基、具有不成價電子的原子團，如甲基遊離基 · CH3）。
8．物理性質與化學性質
物理變化和化學變化：
物理變化：沒有生成其他物質的變化，僅是物質形態的變化。
化學變化：變化時有其他物質生成，又叫化學反應。
化學變化的特徵：有新物質生成伴有放熱、發光、變色等現象
化學變化本質：舊鍵斷裂、新鍵生成或轉移電子等。二者的區別是：前者無新物質生成，僅是物質形態、狀態的變化。
9．液化：指氣態物質在降低溫度或加大壓強的條件下轉變成液體的現象。在化學工業生產過程中，為了便於貯存、運輸某些氣體物質，常將氣體物質液化。液化操作是在降溫的同時加壓，液化使用的設備及容器必須能耐高壓，以確保安全。常用的幾種氣體液化後用途見下表。
10．溶解性：指物質在某種溶劑中溶解的能力。例如氯化鈉易溶於水，卻難溶於無水乙醇、苯等有機溶劑。單質碘在水中溶解性較差，卻易溶於乙醇、苯等有機溶劑。苯酚在室溫時僅微溶於水，當溫度大於70℃時，卻能以任意比與水互溶（苯酚熔點為43℃，70℃時苯酚為液態）。利用物質在不同溫度或不同溶劑中溶解性的差異，可以分離混合物或進行物質的提純。
在上述物質溶解過程中，溶質與溶劑的化學組成沒有發生變化，利用簡單的物理方法可以把溶質與溶劑分離開。還有一種完全不同意義的溶解。例如，石灰石溶於鹽酸，鐵溶於稀硫酸，氫氧化銀溶於氨水等。這樣的溶解中，物質的化學組成發生了變化，用簡單的物理方法不能把溶解的物質提純出來。
11．金屬性：元素的金屬性通常指元素的原子失去價電子的能力。元素的原子越易失去電子，該元素的金屬性越強，它的單質越容易置換出水或酸中的氫成為氫氣，它的最高價氧化物的水化物的鹼性亦越強。元素的原子半徑越大，價電子越少，越容易失去電子。在各種穩定的同位素中，銫元素的金屬性最強，氫氧化銫的鹼性也最強。除了金屬元素表現出不同強弱的金屬性，某些非金屬元素也表現出一定的金屬性，如硼、硅、砷、碲等。
12．非金屬性：是指元素的原子在反應中得到（吸收）電子的能力。元素的原子在反應中越容易得到電子。元素的非金屬性越強，該元素的單質越容易與H2化合，生成的氫化物越穩定，它的最高價氧化物的水化物（含氧酸）的酸性越強（氧元素、氟元素除外）。
已知氟元素是最活潑的非金屬元素。它與氫氣在黑暗中就能發生劇烈的爆炸反應，氟化氫是最穩定的氫化物。氧元素的非金屬性僅次於氟元素，除氟、氧元素外，氯元素的非金屬性也很強，它的最高價氧化物（Cl2O7）的水化物—高氯酸（HClO4）是已知含氧酸中最強的一種酸。
13．氧化性：物質（單質或化合物）在化學反應中得到（吸引）電子的能力稱為物質的氧化性。非金屬單質、金屬元素高價態的化合物、某些含氧酸及其鹽一般有較強的氧化性。
非金屬單質的氧化性強弱與元素的非金屬性十分相似，元素的非金屬性越強，單質的氧化性也越強。氟是氧化性最強的非金屬單質。氧化性規律有：①活潑金屬陽離子的氧化性弱於不活潑金屬陽離子的氧化性，如Na+＜Ag+；②變價金屬中，高價態的氧化性強於低價態的氧化性，如Fe3+＞Fe2+，MnO4−＞MnO42−＞MnO2；③同種元素含氧酸的氧化性往往是價態越高，氧化性越強，如HNO3＞HNO2，濃度越大，氧化性也越強，如濃HNO3＞稀HNO3,濃H2SO4＞稀H2SO4。然而，也有例外，如氯元素的含氧酸，它們的氧化性強弱順序是HClO＞HClO2＞HClO3＞HClO4。
14．還原性：物質在化學反應中失去電子的能力稱為該物質的還原性。金屬單質、大多數非金屬單質和含有元素低價態的化合物都有較強的還原性。物質還原性的強弱取決於該物質在化學反應中失去電子能力的大小。
元素的金屬性越強，金屬單質的還原性也越強，金屬單質還原性順序和金屬活動性順序基本一致。元素的非金屬性越弱，非金屬單質的還原性越強。元素若有多種價態的物質，一般說來，價態降低，還原性越強。如含硫元素不同價態的物質的還原性：H2S＞S＞SO2；含磷元素物質的還原性PH3＞P4＞PO33−；鐵及其鹽的還原性：Fe＞Fe2+等。
15．揮發性：液態物質在低於沸點的溫度條件下轉變成氣態的能力，以及一些氣體溶質從溶液中逸出的能力。具有較強揮發性的物質大多是一些低沸點的液體物質，如乙醇、乙醚、丙酮、氯仿、二硫化碳等。另外氨水、濃鹽酸、濃硝酸等都具有很強的揮發性。這些物質貯存時，應密閉保存並遠離熱源，防止受熱加快揮發。
16．昇華：在加熱的條件下，固態物質不經過液態直接變為氣態的變化。常見能昇華的物質有I2、乾冰（固態CO2）、昇華硫、紅磷、灰砷等。
17．穩定性：是物質的化學性質的一種。它反映出物質在一定條件下發生化學反應的難易程度。穩定性可分為熱穩定性、光化學穩定性和氧化還原穩定性。
越不活潑的物質，其化學穩定性越好。例如：苯在一般情況下，化學性質比較穩定，所以，常用苯作萃取劑和有機反應的介質。很多反應在水溶液中進行和水作溶劑，都是利用了水的化學穩定性。
18．混合物：由兩種或多種物質混合而成的物質叫混合物；
（1）混合物沒有固定的組成，一般沒有固定的熔沸點；
（2）常見特殊名稱的混合物：氨水、氯水、王水、天然水、硬水、軟水、鹽酸、濃硫酸、福爾馬林、水玻璃；爆鳴氣、水煤氣、天然氣、焦爐氣、高爐煤氣、石油氣、裂解氣、空氣；合金；過磷酸鈣、漂白粉、黑火藥、鋁熱劑、水泥、鐵觸媒、玻璃；煤、石油；石油的各種餾分。
【注意】由同素異形體組成的物質為混合物如紅磷和白磷。由同位素原子組成的物質是純淨物如H2O與D2O混合為純淨物。
19．單質：由同種元素組成的純淨物叫單質。如O2、Cl2、N2、Ar、金剛石、鐵(Fe)等。HD、16O、18O也屬於單質，單質分為金屬單質與非金屬單質兩種。
20．化合物：由不同種元素組成的純淨物叫化合物。
從不同的分類角度化合物可分為多種類型，如離子化合物和共價化合物；電解質和非電解質；無機化合物和有機化合物；酸、鹼、鹽和氧化物等。
21．酸：電離理論認為：電解電離出的陽離子全部是H+的化合物叫做酸。
常見強酸：HClO4、H2SO4、HCl、HBr、 HI、HNO3…
常見弱酸：H2SO3、H3PO4、HF、HClO、H2CO3、H2SO3、CH3COOH…
22．鹼：電離理論認為，電解質電離時產生的陰離子全部是OHˉ的化合物叫鹼。
常見強鹼：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2…
常見弱鹼：NH3·H2O、Al(OH)3、Fe(OH)3…
23．鹽：電離時生成金屬陽離子(或NH4+)和酸根離子的化合物叫做鹽。
鹽的分類：①正鹽：如：(NH4)2SO4、Na2SO4… ②酸式鹽：如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4…③鹼式鹽：Cu2(OH)2CO3… ④複鹽：KAl(SO4)2·12H2O…
24．氧化物：由兩種元素組成，其中一種是氧的化合物叫氧化物。
（1）氧化物的分類方法按組成分：
金屬氧化物：Na2O、Al2O3、Fe3O4…
非金屬氧化物：NO2、CO、SO2、CO2…
（2）按性質分：
不成鹽氧化物：CO、NO
成鹽氧化物：CO2、SO2、SO3
酸性氧化物：CO2、SO2…
鹼性氧化物：Na2O、CuO…
兩性氧化物：Al2O3、ZnO
過氧化物：Na2O2
超氧化物：KO2
25．同素異形體：由同種元素所形成的不同的單質為同素異形體。
（1）常見同素異形體：紅磷與白磷；O2與O3；金剛石與石墨。
（2）同素異形體之間可以相互轉化，屬於化學變化但不屬於氧化還原反應。
（二）正確使用化學用語
1．四種符號
（1）元素符號：①表示一種元素（宏觀上）。②表示一種元素的一個原子（微觀上）。③表示該元素的相對原子質量。
（2）離子符號：在元素符號右上角標電荷數及電性符號（正負號），"l"省略不寫如：Ca2+、SO42ˉ、C1ˉ、Na+ …
（3）價標符號：是在元素正上方標正負化合價、正負寫在價數前。"l"不能省略。如：
、
、
、
、
…（4）核素符號：如2713Al、3216S、168O左上角為質量數，左下角為質子數。
2．化合價：化合價是指一種元素一定數目的原子跟其他元素一定數目的原子化合的性質。
①在離子化合物中，失去電子的為正價，失去n個電子即為正n價；得到電子為負價，得到n個電子為負n價。
②在共價化合物中，元素化合價的數值就是這種元素的一個原子跟其他元素的原子形成的共用電子對的數目、正負則由共用電子對的偏移來決定，電子對偏向哪種原子，哪種原子就顯負價；偏離哪種原子、哪種原子就顯正價。
③單質分子中元素的化合價為零。
3．化學式：用元素符號表示單質或化合物的組成的式子成為化學式。根據物質的組成以及結構特點，化學式可以是分子式、實驗式、結構簡式等。不同的化學式所表示的意義有區別。
離子化合物的化學式表示離子化合物及其元素組成，還表示離子化合物中陰、陽離子最簡單的整數比，同時也表示離子化合物的化學式量。例如，氫氧化鋇這種物質及其組成元素是鋇、氫、氧3種元素，化學式還表示了Ba2+與OH−的個數比是1：2，它的化學式量為171。
過氧化鈉的化學式是Na2O2，但不能寫成NaO，在過氧化鈉中實際存在的離子是O22−離子，且Na+：O22−為2：1，所以，過氧化鈉的化學式只能用Na2O2表示。
某些固體非金屬單質及所有的金屬單質因組成、結構比較複雜，它們的化學式只用元素符號表示。比如紅磷的化學式是P。
4．分子式：用元素符號表示物質的分子組成的式子。
一般分子式是最簡式的整數倍，多數無機物二者是一致的。但也有例外，如最簡式為NO2的分子可能是NO2，也可能是N2O4。
有些單質、原子晶體和離子晶體通常情況下不存在簡單分子，它的化學式則表示這種晶體中各元素的原子或離子數目的最簡整數比，如C、SiO2、CsCl、Na2CO3、2CaSO4·H2O等。
分子式的意義：
（1）表示物質的元素組成；
（2）表示該物質的一個分子；
（3）表示分子中各元素的原子個數；
（4）表示該物質的相對分子質量。
例如，硫酸的分子式是H2SO4，它表示硫酸這種物質，也表示了硫酸的一個分子及分子是由2個氫原子、1個硫原子、4個氧原子組成。H2SO4同時也表示它的相對分子質量為
1.008×2+32.07+16.00×4=98.086≈98
5．原子結構示意圖：用以表示原子核電荷數和核外電子在各層上排布的簡圖，如鈉原子結構簡圖為：
表示鈉原子核內有11個質子，弧線表示電子層（3個電子層），弧線上數字表示該層電子數（K層2個電子，M層1個電子）。
原子結構示意圖也叫原子結構簡圖，它比較直觀，易被初學者接受，但不能把弧線看作核外電子運行的固定軌道。
.6．電離方程式：表示電解質溶於水或受熱熔化時離解成自由移動離子過程的式子。
①強電解質的電離方程式用"="。弱電解質的電離方程式用"
"鏈接。
②弱酸的酸式酸根的電離用"
"。
HCO3－
CO3－ + H+
③強酸的酸式酸根的電離用"="。
HSO4－= SO42－ + H+
④多元弱酸的電離分步進行。
H3PO4
H2PO4－+ H+
H2PO4－
HPO42－+ H+
HPO42－
PO43－+ H+
⑤多元弱鹼的電離認為一步完成。
Fe(OH)3
Fe3+ + 3OH－
7．離子反應方程式的書寫規則：用實際參加反應的離子的符號表示離子反應的式子叫做離子方程式。
離子方程式書寫原則如下：
①只能將易溶、易電離的物質寫成離子式；如NaCI、Na2SO4、NaNO3、CuSO4…
②將難溶的（如BaSO4、BaCO3、AgCl…），難電離的（如HClO、HF、CH3COOH、NH3·H2O、H2O），易揮發的氣體（如SO2、CO2、H2S…）用化學式表示。
③微溶物：若處於混濁態要寫成分子式，澄清態改寫成離子式。
④弱酸的酸式鹽酸根不可拆開。如HCO3ˉ、HSO3ˉ、HSˉ。
⑤鹼性氧化物亦要保留分子式。
⑥離子方程式除了應遵守質量守恆定律外，離子方程式兩邊的離子電荷總數一定相等（離子電荷守恆）。
（三）氧化還原反應：氧化劑、還原劑
1．基本概念：
①氧化反應：物質失去電子（化合價升高）的反應。
還原反應：物質得到電子（化合價降低）的反應。
②被氧化：物質失去電子被氧化。（所含元素化合價升高）。
被還原：物質得到電子被還原。（所含元素化合價降低）。
③氧化劑：得到電子的物質。
還原劑：失去電子的物質。
④氧化性：物質得電子的能力。
還原性：物質失電子的能力。
⑤氧化產物：氧化反應得到的產物。
還原產物：還原反應得到的產物。
⑥氧化還原反應：有電子轉移（電子得失或共用電子對偏移）的反應，實質是電子的轉移，特徵是化合價的升降。
2．概念間的關係：
3．氧化還原反應的一般規律：
①表現性質規律
同種元素具有多種價態時，一般處於最高價態時只具有氧化性、處於最低價態時只具有還原性、處於中間可變價時既具有氧化性又具有還原性。
②性質強弱規律
氧化劑 + 還原劑 = 還原產物 + 氧化產物
氧化劑得電子 → 還原產物
還原劑失電子 → 氧化產物
氧化性：氧化劑＞氧化產物；還原性：還原劑＞還原產物
③反應先後規律
在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中最強的還原劑作用；同理，在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中最強的氧化劑作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+
④價態歸中規律
含不同價態同種元素的物質間發生氧化還原反應時，該元素價態的變化一定遵循"高價＋低價→中間價"的規律。
⑤電子守恆規律
在任何氧化—還原反應中，氧化劑得電子（或共用電子對偏向）總數與還原劑失電子（或共用電子對偏離）總數一定相等。
4．氧化性、還原性大小的比較
（1）由元素的金屬性或非金屬性比較
a、金屬陽離子的氧化性隨其單質還原性的增強而減弱
b、非金屬陰離子的還原性隨其單質的氧化性增強而減弱
（2）由反應條件的難易比較 不同的氧化劑與同一還原劑反應時，反應條件越易，其氧化劑的氧化性越強。如：
2KMnO4+ 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O（常溫）
MnO2 + 4HCl（濃）= MnCl2 + Cl2↑ +2H2O （加熱）
前者比後者容易發生反應，可判斷氧化性：KMnO4＞MnO2。同理，不同的還原劑與同一氧化劑反應時，反應條件越易，其還原劑的還原性越強。
（3）根據被氧化或被還原的程度不同進行比較
當不同的氧化劑與同一還原劑反應時，還原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越強。如：
2Fe + 3Cl2
2FeCl3，S + Fe
FeS ，
根據鐵被氧化程度的不同（Fe3+、Fe2+），可判斷氧化性：Cl2＞S。同理，當不同的還原劑與同一氧化劑反應時，氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性就越強。
（4）根據反應方程式進行比較
氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物
氧化性：氧化劑＞氧化產物；還原性：還原劑＞還原產物
簡記：左＞右
（5）根據元素週期律進行比較
一般地，氧化性：上＞下，右＞左；還原性：下＞上，左＞右。
（6）某些氧化劑的氧化性或還原劑的還原性與下列因素有關：
溫度：如熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的氧化性強。
濃度：如濃硝酸的氧化性比稀硝酸的強。
酸鹼性：如中性環境中NO3－不顯氧化性,酸性環境中NO3－顯氧化性；又如KMnO4溶液的氧化性隨溶液的酸性增強而增強。
三．化學中常用計量
1．同位素相對原子質量：以12C的一個原子質量的1/12作為標準，其他元素的一種同位素原子的質量和它相比較所得的數值為該同位素相對原子質量，單位是"1"，一般不寫。
2．元素相對原子質量（即平均相對原子質量）：由於同位素的存在，同一種元素有若干種原子，所以元素的相對原子質量是按各種天然同位素原子所佔的一定百分比計算出來的平均值，即按各同位素的相對原子質量與各天然同位素原子百分比乘積和計算平均相對原子質量。
3．相對分子質量：一個分子中各原子的相對原子質量×原子個數的總和稱為相對分子質量。
4．物質的量的單位——摩爾
物質的量是國際單位制（SI）的7個基本單位之一，符號是n。用來計量原子、分子或離子等微觀粒子的多少。摩爾是物質的量的單位。簡稱摩，用mol表示
①使用摩爾時，必須指明粒子的種類：原子、分子、離子、電子或其他微觀粒子。
②1mol任何粒子的粒子數叫做阿伏加德羅常數。阿伏加德羅常數符號N A，通常用6.02 ×1023 molˉ1這個近似值。
③物質的量，阿伏加德羅常數，粒子數（N）有如下關係：n=N·NA
5．摩爾質量：單位物質的量的物質所具有的質量叫做摩爾質量。用M表示，單位：g·molˉ1或kg·molˉ1。
①任何物質的摩爾質量以g·molˉ1為單位時，其數值上與該物質的式量相等。
②物質的量(n)、物質的質量（m）、摩爾質量（M）之間的關係如下：M=m · n
6．氣體摩爾體積：單位物質的量氣體所佔的體積叫做氣體摩爾體積。
用Vm表示，Vm=V÷n。常用單位L·molˉ1
【注】標準狀況下，氣體摩爾體積約為22.4 L·molˉ1。
7.阿伏加德羅定律及推論：
定律：同溫同壓下，相同體積的任何氣體都會有相同數目的分子。
理想氣體狀態方程為： PV=nRT（R為常數）
由理想氣體狀態方程可得下列結論：
①同溫同壓下，V1：V2=n1：n2
②同溫同壓下，P1：P2=Ml：M2
③同溫同體積時，nl：n2=Pl：P2
【注意】（1）阿伏加德羅定律也適用於混合氣體。
（2）考查氣體摩爾體積時，常用在標準狀況下非氣態的物質來迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3、乙醇等。
（3）物質結構和晶體結構：考查一定物質的量的物質中含有多少微粒（分子、原子、電子、質子、中子等）時常涉及稀有氣體He、Ne等單原子分子，Cl2、N2、O2、H2雙原子分子。膠體粒子及晶體結構：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結構。
（4）要用到22.4L·mol－1時，必須注意氣體是否處於標準狀況下，否則不能用此概念；
（5）某些原子或原子團在水溶液中能發生水解反應，使其數目減少；
（6）注意常見的的可逆反應：如NO2中存在著NO2與N2O4的平衡；
（7）不要把原子序數當成相對原子質量，也不能把相對原子質量當相對分子質量。
（8）較複雜的化學反應中，電子轉移數的求算一定要細心。如Na2O2+H2O；Cl2+NaOH；電解AgNO3溶液等。
8．物質的量濃度：以單位體積裡所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的量濃度。符號CB。
CB=nB(mol)／V(L) （nB是溶質B的物質的量，V是溶液體積），單位是mol·Lˉ1。
物質的量濃度與質量分數的換算公式：
一）原子結構
1．原子（AZX）中有質子（帶正電）：Z個，中子（不顯電性）：（A—Z）個，電子（帶負電）：Z個。
2．原子中各微粒間的關係：
①A=N+Z（A：質量數，N：中子數，Z：質量數）
②Z=核電荷數=核外電子數=原子序數
③MZ ≈ MN≈1836 Meˉ（質量關係）
3．原子中各微粒的作用
（1）原子核：幾乎集中源自的全部質量，但其體積卻佔整個體積的千億分之一。其中質子、中子通過強烈的相互作用集合在一起，使原子核十分"堅固"，在化學反應時不會發生變化。另外原子核中蘊含著巨大的能量——原子能（即核能）。
（2）質子：帶一個單位正電荷。質量為1.6726×10-27kg，相對質量1.007。質子數決定元素的種類。
（3）中子：不帶電荷。質量為1.6748×10-27kg，相對質量1.008。中子數決定同位素的種類。
（4）電子：帶1個單位負電荷。質量很小，約為11836×1.6726×10-27kg。與原子的化學性質密切相關，特別是最外層電子數及排布決定了原子的化學性質。
4．原子核外電子排布規律
（1）能量最低原理：核外電子總是儘先排布在能量最低的電子層裡，然後再由裡往外排布在能量逐步升高的電子層裡，即依次：
K→L→M→N→O→P→Q順序排列。
（2）各電子層最多容納電子數為2n2個，即K層2個，L層8個，M層18個，N層32個等。
（3）最外層電子數不超過8個，次外層不超過18個，倒數第三層不超過32個
【注意】以上三條規律是相互聯繫的，不能孤立理解其中某條
溶液
（一）分散系
1．分散系：化學上把一種或幾種物質分散成很小的微粒分佈在另一種物質中所組成的體系。分散成粒子的物質叫分散質，另一種物質叫分散劑。分散質、分散劑均可以是氣態、液態或固態。
2．四種分散系比較
（二）溶液
1．溶液：一種或幾種物質分散到另一種物質裡所形成的均一穩定的混合物叫作溶液。特徵是均一、穩定、透明。
2．飽和溶液、溶解度
（1）飽和溶液和不飽和溶液：在一定溫度下，在一定量的溶劑裡，不能再溶解某種溶質的溶液，叫作這種溶質的飽和溶液；還能繼續溶解某種溶質的溶液，叫作不飽和溶液。
（2）溶解度：在一定溫度下，某固體物質在100克溶劑裡達到飽和狀態時所溶解的質量，叫作這種物質在這種物質在這種溶劑裡的溶解度。常用s表示。質量分數ω=S(100+s)×100%
（3）溫度對溶解度的影響
固體物質的溶解度，一般隨溫度升高而增大（食鹽溶解度變化不大；Ca(OH)2溶解度隨溫度升高而減小）。氣體物質溶解度，隨溫度升高而減小，隨壓強增大而增大。
（4）溶解度曲線：用縱座標表示溶解度。橫座標表示溫度。根據某溶質在不同溫度時溶解度，可以畫出該物質溶解度隨溫度變化曲線，稱之為溶解度曲線。
3．瞭解幾個概念：結晶、結晶水、結晶水合物、風化、潮解
（1）結晶：從溶液中析出晶體的過程。
（2）結晶水：以分子形式結合在晶體中的水，叫結晶水，它較容易分解出來，如：Na2CO3·10H2O=Na2CO3+10H2O，CuSO4·5H2O=CuSO4+5H2O
（3）結晶水合物：含有結晶水的化合物叫結晶水合物。結晶水合物容易失去結晶水。常見的結晶水合物有：Na2CO3·10H2O（純鹼），CuSO4·5H2O（膽礬、藍礬），FeSO4·7H2O（綠礬），ZnSO4·7H2O（皓礬），MgCl2·KCl·6H2O（光鹵石），KAl(SO4)2·12H2O或K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O（明礬），CaSO4·2H2O（石灰膏），H2C2O4·H2O（草酸）。
（4）風化：結晶水在常溫和較乾燥的空氣裡失去部分或全部結晶水的現象叫風乾。
（5）風化本質：結晶水合物分解Na2CO3·10H2O（無色晶體）=Na2CO3·H2O（白色粉末）+9H2O
（6）風化現象：由晶體狀逐漸變成粉末。因此凡具有此現象的自然過程過程都可稱為風化，如岩石的風化，它顯然不屬於結晶水合物失去結晶水的過程。
（7）潮解：某些易溶於水的物質吸收空氣中的水蒸汽，在晶體表面逐漸形成溶液或全部溶解的現象叫潮解。
（8）易潮解的物質有：CaCl2、MgCl2、NaOH等。
（9）粗鹽易潮解，而精鹽不易潮解。這是因為粗鹽中含有少量MgCl2雜質的緣故。
4．膠體
（1）定義：分散質的微粒在1nm～100nm之間分散系，叫作膠體。
（2）分類：按分散劑的狀態分為液溶膠：Fe(OH)3膠體、澱粉溶液、固溶膠、有色玻璃、氣溶膠：煙、雲、霧。
（3）性質：①丁達爾現象（可用來鑑別膠體和溶液） ②布朗運動 ③電泳現象 ④膠體聚沉（加入電解質、加入帶異種電荷的膠體、加熱，均可使膠體聚沉）。
5．膠體的應用（解釋問題）
①沙洲的形成 ②滷水點豆腐 ③明礬（或FeCl3） 淨水④工業制皂的鹽析 ⑤冶金工業電泳除塵
電解質溶液
（一）電解質和非電解質、強電解質和弱電解質
1．電解質：凡是在水溶液裡或熔融狀態時能電離進而能導電的化合物叫做電解質。電解質溶於水或熔融時能電離出自由移動的陰、陽離子，在外電場作用下，自由移動的陰、陽離子分別向兩極運動，並在兩極發生氧化還原反應。所以說，電解質溶液或熔融狀態時導電是化學變化。
2．分類（1）強電解質：是指在水溶液裡完全電離的電解質。
（2）弱電解質：是指在水溶液中只能部分電離的電解質。
3．強電解質和弱電解質的比較
4．非電解質
凡是在水溶液裡或熔融狀態都不能電離也不能導電的化合物。
常見的非電解質：
非金屬氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5
某些非金屬氫化物：CH4、NH3
大多數有機物：苯、甘油、葡萄糖
（二）弱電解質的電離平衡
1．弱電解質的電離特點
（1）微弱：弱電解質在水溶液中的電離是部分電離、電離程度都比較小，分子、離子共同存在。
（2）可逆：弱電解質在水分子作用下電離出離子、離子又可重新結合成分子。因此，弱電解質的電離是可逆的。
（3）能量變化：弱電解質的電離過程是吸熱的。
（4）平衡：在一定條件下最終達到電離平衡。
2．電離平衡：當弱電解質分子離解成離子的速率等於結合成分子的速率時，弱電解質的電離就處於電離平衡狀態。電離平衡是化學平衡的一種，同樣具有化學平衡的特徵。條件改變時平衡移動的規律符合勒沙特列原理。
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