离子键与离子化合物
离子反应的本质是离子浓度的改变。书写离子方程式时需遵循“拆、删、查”三步法：强酸、强碱、可溶盐拆为离子；删去未参与反应的旁观离子；检查原子与电荷守恒。
典型示例：盐酸与氢氧化钠中和
说明：HCl与NaOH均为强电解质，完全电离；Na⁺与Cl⁻为旁观离子，删去后得净离子方程式。
氧化还原反应
氧化还原反应配平核心是电子守恒。常用“化合价升降法”或“离子-电子法（半反应法）”。后者适用于水溶液体系，尤其在酸/碱性环境中需补充H⁺/OH⁻与H₂O。
酸性介质中高锰酸钾氧化亚铁离子
要点：Mn从+7→+2得5e⁻；Fe从+2→+3失1e⁻，故Fe²⁺系数为5；H⁺用于平衡电荷与原子。
烃类反应类型
有机反应按机理可分为：自由基取代（烷烃卤代）、亲电加成（烯/炔加HX、X₂、H₂O）、亲核取代（卤代烃水解）、消除反应（醇脱水、卤代烃脱HX）、氧化还原（醇→醛→酸）。
乙烯与溴加成（亲电加成）
机理：Br₂受π电子吸引极化→Br⁺进攻双键形成溴鎓离子→Br⁻从背面进攻得反式加成产物。
官能团转化核心路径
醇→醛→羧酸
氧化剂选择：伯醇→醛用PCC（避免过度氧化）；实验室用Cu/O₂；工业常用O₂/Ag或Cu催化剂。
物质的量与浓度计算
摩尔浓度（mol/L）是溶液反应的核心单位。注意：溶液体积≠溶剂体积！混合后体积可能非加和性（如乙醇+水）。
质量分数→摩尔浓度换算
例：98%浓H₂SO₄（ρ=1.84 g/mL），c = (1.84×0.98×1000)/98 = 18.4 mol/L
盖斯定律与反应热
ΔH为状态函数，只取决于始态与终态。通过代数运算组合已知反应，可求难以直接测量的反应热。
求C(s) + ½O₂(g) → CO(g)的ΔH
已知：
(1) C + O₂ → CO₂；ΔH₁ = -393.5 kJ/mol
(2) CO + ½O₂ → CO₂；ΔH₂ = -283.0 kJ/mol
目标反应 = (1) - (2) ⇒ ΔH = ΔH₁ - ΔH₂ = -110.5 kJ/mol
化学平衡常数K
对于反应 aA + bB ⇌ cC + dD：
Kc = [C]c[D]d / [A]a[B]b
注意：
✓ 纯固体、纯液体不写入表达式
✓ K仅与温度有关，与浓度、压强无关
✓ K>10⁵：反应完全；K<10⁻⁵：几乎不反应
合成氨反应的K计算
Kc = [NH₃]² / ([N₂][H₂]³)
400℃时Kc≈0.5，说明平衡偏向反应物；工业上采用高压（增大压强使Q
酸碱平衡与pH计算
元弱酸：[H⁺] ≈ √(Ka·c)
例：0.1 M CH₃COOH（Ka=1.8×10⁻⁵）→ [H⁺]=√(1.8×10⁻⁶)≈1.34×10⁻³ M → pH=2.87