一、物理性质
⒈ 有色气体：F2（淡黄绿色）、Cl2（黄绿色）、Br2（g）（红棕色）、I2（g）（紫红色）、NO2（红棕色）、O3（淡蓝色），其余均为无色气体。
⒉ 物质的气味：
① 没有气味的气体：H2，O2，N2，CO2，CO，稀有气体，甲烷，乙炔。
② 有强烈刺激性气味的气体和挥发物：HF、HCl、HBr、HI、NH3、SO2、NO2、F2、Cl2、Br2（g）。
③ 有刺激性气味的液体：HNO3(浓液)、甲醛（40%水溶液—福尔马林），乙醛(液)，冰醋酸。
④ 有臭鸡蛋气味的气体：H2S。
⑤ 特殊气味：乙醇(液)、苯(液)、甲苯(液)、苯酚(液)、石油(液)、煤焦油(液)、白磷。
⑥ 芳香(果香)气味：低级酯(液)。
⑦ 特殊难闻气味：不纯的C2H2(混有H2S，PH3等)。
⒊ 熔沸点、状态：
⑴ 同周期（短周期）金属，从左到右熔点升高。如Li＜Be，Na＜Mg＜Al
⑵ 同主族元素的熔沸点：
① 同主族金属从上到下熔沸点渐低，同族非金属从上到下熔沸点渐高。
② 同主族非金属元素的氢化物熔沸点从上到下增大，含氢键的NH3、H2O、HF反常。
碳族元素特殊，即C，Si，Ge，Sn越向下，熔点越低，与金属族相似。还有ⅢA族的镓熔点比铟、铊低，ⅣA族的锡熔点比铅低。
⑶ 常温下呈气态的有机物：碳原子数小于等于4的烃、一氯甲烷、甲醛。
⑷ 从晶体类型看熔、沸点规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体，金属晶体不一定。
在原子晶体中成键元素之间共价键越短的键能越大，则熔点越高。判断时可由原子半径推导出键长、键能再比较。如熔点：金刚石＞碳化硅＞晶体硅
分子晶体由分子间作用力而定，其判断思路是：结构性质相似的物质，相对分子质量大，范德华力大，则熔、沸点也相应高。如烃的同系物、卤素单质、稀有气体等。
⑸ 晶体溶解和熔化时被破坏的键：
① 离子晶体溶解和熔化时被破坏的是离子键。
② 原子晶体溶解和熔化时被破坏的是原子间的共价键。
③ 金属晶体溶解和熔化时被破坏的是金属键。
④ 分子晶体熔化时破坏的是分子间作用力；但是溶解的时候：
对于能够发生电离的物质，如HCl，则分子间作用力和分子中的共价键将被破坏；
对于不能够发生电离的物质，如蔗糖，则只有分子间作用力被破坏。
⑹ 常温下常见物质的状态：
① 呈液态的单质有Br2、Hg；
② 呈气态的单质有H2、O2、O3、N2、F2、Cl2；
③ 呈液态的无机化合物主要有H2O、H2O2、硫酸、硝酸。
⑺ 相对分子质量相同，化学式也相同的物质（同分异构体），烃的衍生物中醇的沸点高于醚；羧酸沸点高于酯；油脂中不饱和程度越大，则熔点越低。如：油酸甘油酯常温时为液体，而硬脂酸甘油酯呈固态。
同类有机物一般碳原子数越多，熔沸点越高，支链越多，熔沸点越低。
同分异构体之间：正＞异＞新，邻＞间＞对。
⑻ 比较熔沸点注意常温下状态，固态＞液态＞气态。如：白磷＞二硫化碳＞干冰。
⑼ 易升华的物质：碘的单质、干冰，还有红磷也能升华(隔绝空气情况下)，但冷却后变成白磷，氯化铝也可，三氯化铁在100℃左右即可升华。
⑽ 易液化的气体：NH3、Cl2，NH3可用作致冷剂。
⒋ 物质的溶解性规律
⑴ 气体的溶解性：
① 常见气体溶解性由大到小：NH3、HCl、SO2、H2S、Cl2、CO2。
② 极易溶解的NH3[1(水):700(气)]，HCl(1:500)，还有HF，HBr，HI，甲醛。
③ 常温能溶于水的CO2(1:1)，Cl2(1:2)，H2S(1:2.6)，SO2(1:40)，Br2（g），NO2。
④ 微溶于水的O2，O3，C2H2等。
⑤ 难溶于水的H2，N2，CH4，C2H2，NO，CO等。
⑥ 极易溶于水的气体尾气吸收时要用防倒吸装置。
⑵ 液体的溶解性
① 易溶于水或与水互溶的如：酒精、丙酮、醋酸、硝酸、硫酸。
② 微溶于水的如：乙酸乙酯等用为香精的低级酯。
③ 难溶于水的如：液态烃、醚和卤代烃。
⑶ 溶于水的有机物：低级醇、醛、酸、葡萄糖、果糖、蔗糖、淀粉、氨基酸。
⑷ 卤素单质在有机溶剂中比水中溶解度大。
⑸ 硫与白磷皆易溶于二硫化碳。
⑹ 苯酚微溶于水(大于65℃易溶)，易溶于酒精等有机溶剂。
⑺ 硫酸盐三种不溶(钙、银、钡)，氯化物一种不溶(银)，碳酸盐只溶钾、钠、铵。
⑻ 固体溶解度大多数随温度升高而增大；少数受温度影响不大，如NaCl；极少数随温度升高而变小，如Ca(OH)2。
气体溶解度随温度升高而变小，随压强增大而变大。
⒌ 密度
⑴ 同族元素单质的密度一般从上到下增大。
⑵ 气体密度大小由相对分子质量大小决定。
⑶ 含C、H、O的有机物一般密度小于水(苯酚大于水)，含溴、碘、硝基、多个氯的有机物密度大于水。
⑷ 钠的密度小于水，大于酒精、苯。
⒍ 具有金属光泽并能导电的单质不一定都是金属，石墨有此性质,但它却是非金属。
二、结构、组成
⒈ 半径
⑴ 同周期元素的原子，从左到右原子半径逐渐减小(稀有气体除外)。
⑵ 同主族元素的原子，从上到下原子半径逐渐增大。
⑶ 稀有气体元素的原子，原子半径比与它相邻的卤素原子的原子半径大
⑷ 离子半径的变化规律：
① 同周期从左到右金属离子及非金属离子均减小，但非金属离子半径大于金属离子半径。
② 同主族元素：最外层电子数相同，电子层数越多，原子半径越大，同价态的离子半径大小也如此。例如，氟、氯、溴、碘的原子半径和离子半径依次增大。
③ 不同元素粒子半径的比较：对于同周期元素，电子层数相同，原子序数越大，原子半径、最高价阳离子半径、最低价阴离子半径均逐渐减小（仅限主族元素）。
例如，r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(S)＞r(Cl)。
④ 同种元素不同价态的离子：价态越高，离子半径越小。如铁离子中，r(Fe2+)＞r(Fe3+)。
⑤ 电子层结构相同的粒子：核电荷数越大，半径越小。例如，硫离子、氯离子、氩原子、钾离子、钙离子的半径依次减小。
⒉ 化合价
⑴ 一般金属元素无负价，但存在金属形成的阴离子。
⑵ 非金属元素除O、F外均有最高正价。且最高正价与最低负价绝对值之和为8。
⑶ 变价金属一般是铁，变价非金属一般是C、Cl、S、N、O。
⑷ 任一物质各元素化合价代数和为零。
能根据化合价正确书写化学式（分子式），并能根据化学式判断化合价。
⒊ 分子结构表示方法
⑴ 是否是8电子稳定结构，主要看非金属元素形成的共价键数目对不对。卤素单键、氧族双键、氮族叁键、碳族四键。
一般硼以前的元素不能形成8电子稳定结构。
⑵ 掌握以下分子的空间结构：CO2（直线型）、H2O（V字型）、NH3（三角锥型）、CH4（正四面体）、C2H4（平面型）、C2H2（直线型）、C6H6（正六边形）、P4（正四面体）。
⒋ 键的极性与分子的极性
⑴ 掌握化学键、离子键、共价键、极性共价键、非极性共价键、分子间作用力、氢键的概念。
⑵ 掌握四种晶体与化学键、范德华力的关系。
⑶ 掌握分子极性与共价键的极性关系。
⑷ 两个不同原子组成的分子一定是极性分子。
⑸ 常见的非极性分子：CO2、SO3、PCl3、CH4、CCl4、C2H4、C2H2、C6H6及大多数非金属单质。
三、理论知识
⒈ 质子总数相同,核外电子总数也相同的分子不一定是同一种分子。如Ne与HF符合上述要求，但它们并不是同一种分子。
⒉ 离子的核外都不一定有电子，H+的核外没有电子。
⒊ 在电化腐蚀时,活动性较强的金属不一定先遭受到腐蚀，也有例外,如铝铁合金，往往是铁先遭受腐蚀，这是因为铝表面有Al2O3薄膜起了保护作用的结果。
⒋ 一般地说，排在金属活动性顺序表氢前面的金属一定能从酸中置换出氢。但这是指稀酸和非氧化性的酸，否则不能置换出氢气，如Mg与HNO3或浓H2SO4反应都不放出氢气，因为氢很快被氧化成水。另外，冷的浓硫酸或浓HNO3能使铁、铝钝化。
⒌ 按金属活动性顺序，排在前面的金属一定能将排在后面的金属从其盐溶液中置换出来。但钠与硫酸铜溶液反应，是钠先跟溶液中的水反应生成氢氧化钠，然后氢氧化钠再和硫酸铜反应。
⒍ 金属与盐溶液的反应不一定发生的是置换反应。如铁跟三氯化铁溶液，铜跟三氯化铁溶液的反应为：
2FeCl3＋Fe＝3FeCl2
Cu＋2FeCl3＝CuCl2＋2FeCl2
⒎ 单质的还原性越弱，则其阳离子的氧化性不一定越强，如Cu的还原性弱于铁，而Cu2+的氧化性同样弱于Fe3+。
⒏ 电离时只能电离出唯一的阳离子H+的化合物不一定能使指示剂变色。如水、苯酚都符合上述要求，但它们都不能使指示剂变色。
⒐ 常温下，pH＝11的溶液中水电离产生的c(H+)是纯水电离产生的c(H+)的10-4倍
⒑ 强电解质在离子方程式中都一定要写成离子的形式。不一定：CaCO3，BaSO3为难溶强电解质，在离子方程式中仍写成分子的形式
⒒ 强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液的导电性强。要看离子浓度大小。
⒓ N2(气)＋3H2(气)≒2NH3(气)为可逆反应,达到平衡后向密闭容器中充入稀有气体(此气体不参加反应)，密闭容器内的压强必然增大，平衡不一定向正反应方向进行。体积不变时，平衡不移动；体积可变时，平衡向气体系数和大的方向（逆）移动。
四、有机推断题中常用的反应条件
⒈ 烷烃卤代：光照，产物可能有多种；
⒉ 芳烃硝化：浓硝酸浓硫酸加热；
⒊ 卤代烃或酯水解：NaOH水溶液加热；
⒋ 卤代烃消去成烯：NaOH醇溶液；
⒌ 与NaHCO3反应有气体，一定含羧基；
⒍ 醛氧化成酸：新制Cu(OH)2或银氨溶液；
⒎ 铜或银与O2加热，一定是醇氧化；
⒏ 浓硫酸加热，可能是醇消去成烯或酸醇酯化反应；
⒐ 稀硫酸，可能是强酸制弱酸或酯水解反应；
⒑ 浓溴水，可能含有酚羟基。
五、使溴水和高锰酸钾溶液褪色的物质
⒈ 能与溴水反应而使溴水褪色或变色的物质：
⑴ 无机
① －2价硫（H2S及硫化物）
② ＋4价硫（SO2、H2SO3及亚硫酸盐）
③ ＋2价铁：
6FeSO4＋3Br2＝2Fe2(SO4)3＋2FeBr3
6FeCl2＋3Br2＝4FeCl3＋2FeBr3
2FeI2＋3Br2＝2FeBr3＋2I2
④ Zn、Mg等单质，如Mg＋Br2＝MgBr2(其中亦有Mg与H+、Mg与HBrO的反应)
⑤ －1价的碘（氢碘酸及碘化物）
⑥ NaOH等强碱：Br2＋2OH-＝Br-＋BrO-＋H2O
⑦ AgNO3
⑵ 有机
① 不饱和烃（烯烃、炔烃、二烯烃、苯乙烯等）
② 不饱和烃的衍生物（烯醇、烯醛、油酸、油酸盐、油酸某酯、油等）
③ 石油产品（裂化气、裂解气、裂化汽油等）
④ 苯酚及其同系物（因为能与溴水取代而生成三溴酚类沉淀）
⑤ 含醛基的化合物
⒉ 能使酸性高锰酸钾溶液褪色的物质
⑴ 无机
① －2价硫的化合物（H2S、氢硫酸、硫化物）
② ＋4价硫的化合物（SO2、H2SO3及亚硫酸盐）
③ 双氧水（H2O2，其中氧为－1价）
⑵ 有机
① 不饱和烃（烯烃、炔烃、二烯烃、苯乙烯等）
② 苯的同系物
③ 不饱和烃的衍生物（烯醇、烯醛、烯酸、卤代烃、油酸、油酸盐、油酸酯等）
④ 含醛基的有机物（醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯等）
⑤ 石油产品（裂解气、裂化气、裂化汽油等）
⑥ 煤产品（煤焦油）
⑦ 天然橡胶（聚异戊二烯）
六、常见的有毒物质
⒈ 剧毒物质
白磷、偏磷酸、氰化氢（HCN）及氰化物（NaCN、KCN等）、砒霜（As2O3）、硝基苯等。
CO（与血红蛋白结合）、Cl2、Br2(气)、F2(气)、HF、氢氟酸等。
⒉ 毒性物质
NO（与血红蛋白结合）、NO2、CH3OH、H2S。
苯酚、甲醛、二氧化硫、重铬酸盐、汞盐、可溶性钡盐、可溶性铅盐、可溶性铜盐等。
这些物质的毒性，主要是使蛋白质变性，其中常见的无机盐如：HgCl2、BaCl2、Pb(CHCOO)2；
铜盐也使蛋白质凝固变性，但毒性较小，此外铍化合物也有相当的毒性。
饮酒过多也有一定毒性；汞蒸气毒性严重；有些塑料如聚氯乙烯制品（含增塑剂）不宜盛放食品等。
七、物质的用途及环保
⒈ 光导纤维的主要成分是二氧化硅。
⒉ 半导体的主要元素是硅。
⒊ 大气中大量二氧化硫来源于煤和石油的燃烧以及金属矿石的冶炼。
⒋ 为了防止大气污染，硫酸工业中的尾气必须经净化、回收处理。
⒌ 钠钾合金常温下呈液态，用作原子反应堆的导热剂。
⒍ 大气成分：N2：78%、O2：21%、稀有气体0.94%、CO2 0.03%
⒎ 环境污染：大气污染、水污染、土壤污染、食品污染、固体废弃物污染、噪声污染。⒏ 工业三废：废渣、废水、废气。
⒐ 对环境有影响的气体
① 污染大气气体：SO2、CO、NO2，其中SO2、NO2形成酸雨。
② 导致光化学烟雾的主要气体：NO2等氮氧化物和烃类。
③ 导致臭氧空洞的主要气体：氟氯烃（俗称氟利昂）和NO等氮氧化物。
④ 导致温室效应的主要气体：CO2和CH4等烃。
⑤ 能与血红蛋白结合导致人体缺氧的气体是：CO和NO。
⑥ 可用作致冷剂或冷冻剂的气体：CO2、NH3、N2。
⑦ 用作大棚植物气肥的气体：CO2。
⑧ 被称作地球保护伞的气体：O3。
⑨ 用作自来水消毒的气体：Cl2。
八、化学史
⒈ 分析空气成分的第一位科学家——拉瓦锡（法国）。
⒉ 近代原子学说的创立者——道尔顿（英国）。
⒊ 提出分子概念——阿伏加德罗（意大利）。
⒋ 候氏制碱法——候德榜（中国）。
⒌ 元素周期律的发现：德国化学家德贝莱纳在1829年提出了三元素组的概念；德国化学家迈耶尔和英国化学家纽兰兹在19世纪中期分别独立地发现了元素周期律。纽兰兹则提出了“八音律”，指出性质相似的元素在原子量上的差异往往是8或8的倍数。
⒍ 元素周期表的创立者——门捷列夫（俄国）。
⒎ 德国化学家——凯库勒把苯定为单双健相间的六边形结构。
