膠體
1、膠體的定義：分散質粒子直徑大小在10-9~10-7m之間的分散系。
2、膠體的分類：
①.根據分散質微粒組成的狀況分類：
如：膠體膠粒是由許多等小分子聚集一起形成的微粒，其直徑在1nm～100nm之間，這樣的膠體叫粒子膠體。又如：澱粉屬高分子化合物，其單個分子的直徑在1nm～100nm範圍之內，這樣的膠體叫分子膠體。
②.根據分散劑的狀態劃分：
如：煙、雲、霧等的分散劑為氣體，這樣的膠體叫做氣溶膠；AgI溶膠、溶膠、溶膠，其分散劑為水，分散劑為液體的膠體叫做液溶膠；有色玻璃、煙水晶均以固體為分散劑，這樣的膠體叫做固溶膠。
3、膠體的製備
A.物理方法
①機械法：利用機械磨碎法將固體顆粒直接磨成膠粒的大小
②溶解法：利用高分子化合物分散在合適的溶劑中形成膠體，如蛋白質溶於水，澱粉溶於水、聚乙烯熔於某有機溶劑等。
B.化學方法
①水解促進法：FeCl3+3H2O(沸)=(膠體)+3HCl
②複分解反應法：KI+AgNO3=AgI(膠體)+KNO3Na2SiO3+2HCl=H2SiO3(膠體)+2NaCl
化學鍵和分子結構
1、正四面體構型的分子一般鍵角是109°28‘，但是白磷（P4）不是，因為它是空心四面體，鍵角應為60°。
2、一般的物質中都含化學鍵，但是稀有氣體中卻不含任何化學鍵，只存在範德華力。
3、一般非金屬元素之間形成的化合物是共價化合物，但是銨鹽卻是離子化合物；一般含氧酸根的中心原子屬於非金屬，但是AlO2-、MnO4-等卻是金屬元素。
4、含有離子鍵的化合物一定是離子化合物，但含共價鍵的化合物則不一定是共價化合物，還可以是離子化合物，也可以是非金屬單質。
5、活潑金屬與活潑非金屬形成的化合物不一定是離子化合物，如AlCl3是共價化合物。
6、離子化合物中一定含有離子鍵，可能含有極性鍵（如NaOH），也可能含有非極性鍵（如Na2O2）；共價化合物中不可能含有離子鍵，一定含有極性鍵，還可能含有非極性鍵（如H2O2）。
7、極性分子一定含有極性鍵，可能還含有非極性鍵（如H2O2）；非極性分子中可能只含極性鍵（如甲烷），也可能只含非極性鍵（如氧氣），也可能兩者都有（如乙烯）。
8、含金屬元素的離子不一定都是陽離子。如AlO2-、MnO4-等都是陰離子。
9、單質分子不一定是非極性分子，如O3就是極性分子。
化學能與熱能
1、化學能轉化為熱能的形式及原因
當物質發生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，形成生成物中的化學鍵要放出能量。化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。
一個確定的化學反應在發生過程中是吸收能量還是放出能量，決定於反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。
(1)E（反應物總能量）>E（生成物總能量），為放熱反應，化學能轉化為熱能。這是人類利用化學能的最為主要的形式。
(2)E反應物總能量
2、常見的放熱反應和吸熱反應
（1）常見的放熱反應：
①所有的燃燒與緩慢氧化；
②酸鹼中和反應；
③金屬與酸或水反應；
④大多數化合反應（特殊：C+CO2=2CO是吸熱反應）。
（2）常見的吸熱反應：
①以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)；
②銨鹽和鹼的反應如Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O;
③大多數分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。
3、基本概念
⑴能量守恆定律：一種形式的能量轉化為另一種形式的能量，轉化途徑與能量形式可以不同，但體系中包含的總能量是不變的。
⑵中和熱：強酸與強鹼的稀溶液發生中和反應生成1mol水，所釋放出的能量，叫做中和熱。
1、化學反應的速率
⑴概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量（均取正值）來表示。計算公式：υ=△C/△t
①單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)
②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。
③重要規律：以mA+nBpC+qD而言，用A、B濃度的減少或C、D濃度的增加所表示的化學反應速率之間必然存在如下關係：
VA：VB：VC：VD=m：n：c：d。
⑵影響化學反應速率的因素：
內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的（主要因素）。
外因：外界條件對化學反應速率有一定影響
①温度：升高温度，增大速率；
②催化劑：一般加快反應速率（正催化劑）。
③濃度：增加反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言）。
④壓強：增大壓強，增大速率（適用於有氣體參加的反應）。
⑤其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大小）、反應物的狀態（溶劑）、原電池等也會改變化學反應速率。
2、化學反應的限度
⑴化學平衡狀態：在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態。
化學反應的限度：一定條件下，達到化學平衡狀態時化學反應所進行的程度，就叫做該化學反應的限度。
⑵化學平衡狀態的特徵：逆、動、定、變。
①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。
②動：動態平衡，達到平衡狀態時，正方應速率和逆反應速率相等，反應沒有停止。
③定：達到平衡狀態時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。
④變：當條件變化時，化學反應進行程度發生變化，反應限度也發生變化。
⑶外界條件對反應限度的影響
①外界條件改變，V正>V逆，化學反應限度向着正反應程度增大的方向變化，提高反應物的轉化率；
②外界條件改變，V逆>V正，化學反應限度向着逆反應程度增大的方向變化，降低反應物的轉化率。
3、反應條件的控制
⑴從控制反應速率的角度：有利的反應，加快反應速率，不利的反應，減慢反應速率；
⑵從控制反應進行的程度角度：促進有利的化學反應，抑制不利的化學反應。
化學反應的速率
⑴概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量(均取正值)來表示。計算公式：υ=△C/△t
①單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)
②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。
③重要規律：以mA+nBpC+qD而言，用A、B濃度的減少或C、D濃度的增加所表示的化學反應速率之間必然存在如下關係：
VA：VB：VC：VD=m：n：c：d。
⑵影響化學反應速率的因素：
內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的(主要因素)。
外因：外界條件對化學反應速率有一定影響
①温度：升高温度，增大速率；
②催化劑：一般加快反應速率(正催化劑)。
③濃度：增加反應物的濃度，增大速率(溶液或氣體才有濃度可言)。
④壓強：增大壓強，增大速率(適用於有氣體參加的反應)。
⑤其它因素：如光(射線)、固體的表面積(顆粒大小)、反應物的狀態(溶劑)、原電池等也會改變化學反應速率。
記生成物。如果把化學生成物記住了，可以自己去配平，因為每個化學元素都有自己的化合價，而且也有特定的公式口訣可背，雖然有的化學元素化合價不確定，但是反應物和生成物都有了，配平也並不麻煩，熟悉以後就會很快，甚至能直接看出來。
直接背方程式。如果自己感覺配平比較困難，那麼也可以直接背化學方程式，但是也有一個問題，就是需要背的方程式特別多，容易記混，而且當遇到需要自己配平的方程式時，就會很浪費時間，很難搞定。
只記反應物。自己直接根據反應物去推測生成物，這個難度是有所提升的，但是也不會太大，兩種反應物時還是比較簡單的，而且生成沉澱和氣體的物質也比較固定，只要把那些常見的物質記熟就可以了。
蒙田範文網