❶ 「漲知識」一文了解光伏發電原理
1839年，法國科學家貝克雷爾發現液體的光生伏特效應，即「光伏效應」。
1917年，波蘭科學家切克勞斯基發明CZ技術，後經改良發展成為太陽能用單晶硅的主要制備方法。
1941年，奧爾在硅上發現光伏效應。
1954年，美國科學家恰賓和皮爾松在美國貝爾實驗室首次製成了實用的單晶硅太陽能電池。
……
光伏發電大家都聽說過，但是你光伏發電的原理嗎？
光伏發電 是利用半導體界面的光生伏特效應而將光能直接轉變為電能的一種技術。這種技術的關鍵元件是太陽能電池。太陽能電池經過串聯後進行封裝保護可形成大面積的太陽電池組件，再配合上功率控制器等部件就形成了光伏發電裝置。
光伏效應
如果光線照射在太陽能電池上並且光在界面層被吸收，具有足夠能量的光子能夠在P型硅和N型硅中將電子從共價鍵中激發，以致產生電子－空穴對。界面層附近的電子和空穴在復合之前，將通過空間電荷的電場作用被相互分離。電子向帶正電的N區和空穴向帶負電的P區運動。
通過界面層的電荷分離，將在P區和N區之間產生一個向外的可測試的電壓。此時可在矽片的兩邊加上電極並接入電壓表。對晶體硅太陽能電池來說，開路電壓的典型數值為0.5～0.6V。通過光照在界面層產生的電子－空穴對越多，電流越大。界面層吸收的光能越多，界面層即電池面積越大，在太陽能電池中形成的電流也越大。
太陽光照在半導體p-n結上，形成新的空穴-電子對，在p-n結內建電場的作用下，空穴由n區流向p區，電子由p區流向n區，接通電路後就形成電流。這就是光電效應太陽能電池的工作原理。
太陽能發電有兩種方式，一種是光—熱—電轉換方式，另一種是光—電直接轉換方式。
1、光—熱—電轉換方式
該方式通過利用太陽輻射產生的熱能發電，一般是由太陽能集熱器將所吸收的熱能轉換成工質的蒸氣，再驅動汽輪機發電。前一個過程是光—熱轉換過程；後一個過程是熱—電轉換過程，與普通的火力發電一樣.太陽能熱發電的缺點是效率很低而成本很高，估計它的投資至少要比普通火電站貴5～10倍。
2、 光—電直接轉換方式
該方式是利用光伏效應，將太陽輻射能直接轉換成電能，光—電轉換的基本裝置就是太陽能電池。太陽能電池是一種由於光生伏特效應而將太陽光能直接轉化為電能的器件，是一個半導體光電二極體，當太陽光照到光電二極體上時，光電二極體就會把太陽的光能變成電能，產生電流。當許多個電池串聯或並聯起來就可以成為有比較大的輸出功率的太陽能電池方陣了。太陽能電池是一種大有前途的新型電源，具有永久性、清潔性和靈活性三大優點.太陽能電池壽命長，只要太陽存在，太陽能電池就可以一次投資而長期使用；與火力發電、核能發電相比，太陽能電池不會引起環境污染。
光伏發電系統分為獨立光伏發電系統、並網光伏發電系統及分布式光伏發電系統。
獨立光伏發電 也叫離網光伏發電。主要由太陽能電池組件、控制器、蓄電池組成，若要為交流負載供電，還需要配置交流逆變器。獨立光伏電站包括邊遠地區的村莊供電系統，太陽能戶用電源系統，通信信號電源、陰極保護、太陽能路燈等各種帶有蓄電池的可以獨立運行的光伏發電系統。
並網光伏發電 就是太陽能組件產生的直流電經過並網逆變器轉換成符合市電電網要求的交流電之後直接接入公共電網。
可以分為帶蓄電池的和不帶蓄電池的並網發電系統。帶有蓄電池的並網發電系統具有可調度性，可以根據需要並入或退出電網，還具有備用電源的功能，當電網因故停電時可緊急供電。帶有蓄電池的光伏並網發電系統常常安裝在居民建築；不帶蓄電池的並網發電系統不具備可調度性和備用電源的功能，一般安裝在較大型的系統上。 並網光伏發電有集中式大型並網光伏電站一般都是國家級電站，主要特點是將所發電能直接輸送到電網，由電網統一調配向用戶供電。但這種電站投資大、建設周期長、佔地面積大，還沒有太大發展。而分散式小型並網光伏，特別是光伏建築一體化光伏發電，由於投資小、建設快、佔地面積小、政策支持力度大等優點，是並網光伏發電的主流。
分布式光伏發電系統 又稱分散式發電或分布式供能，是指在用戶現場或靠近用電現場配置較小的光伏發電供電系統，以滿足特定用戶的需求，支持現存配電網的經濟運行，或者同時滿足這兩個方面的要求。
分布式光伏發電系統的基本設備包括光伏電池組件、光伏方陣支架、直流匯流箱、直流配電櫃、並網逆變器、交流配電櫃等設備，另外還有供電系統監控裝置和環境監測裝置。其運行模式是在有太陽輻射的條件下，光伏發電系統的太陽能電池組件陣列將太陽能轉換輸出的電能，經過直流匯流箱集中送入直流配電櫃，由並網逆變器逆變成交流電供給建築自身負載，多餘或不足的電力通過聯接電網來調節。
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一、常見物質的組成和結構
1、常見分子（或物質）的形狀及鍵角
（1）形狀：V型：H2O、H2S直線型：CO2、CS2、C2H2平面三角型：BF3、SO3三角錐型：NH3正四面體型：CH4、CCl4、白磷、NH4+
平面結構：C2H4、C6H6
（2）鍵角：H2O：104.5°；BF3、C2H4、C6H6、石墨：120°白磷：60°
NH3：107°18′CH4、CCl4、NH4+、金剛石：109°28′
CO2、CS2、C2H2：180°
2、常見粒子的飽和結構：
①具有氦結構的粒子（2）：H－、He、Li+、Be2+；
②具有氖結構的粒子（2、8）：N3－、O2－、F－、Ne、Na+、Mg2+、Al3+；
③具有氬結構的粒子（2、8、8）：S2－、Cl－、Ar、K+、Ca2+；
④核外電子總數為10的粒子：
陽離子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；
陰離子：N3－、O2－、F－、OH－、NH2－；
分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4
⑤核外電子總數為18的粒子：
陽離子：K+、Ca2+；
陰離子：P3－、S2－、HS－、Cl－；
分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4。
3、常見物質的構型：
AB2型的化合物（化合價一般為＋2、－1或＋4、－2）：CO2、NO2、SO2、SiO2、CS2、ClO2、CaC2、MgX2、CaX2、BeCl2、BaX2、KO2等
A2B2型的化合物：H2O2、Na2O2、C2H2等
A2B型的化合物：H2O、H2S、Na2O、Na2S、Li2O等
AB型的化合物：CO、NO、HX、NaX、MgO、CaO、MgS、CaS、SiC等
能形成A2B和A2B2型化合物的元素：H、Na與O，其中屬於共價化合物（液體）的是H和O［H2O和H2O2］；屬於離子化合物（固體）的是Na和O［Na2O和Na2O2］。
4、常見分子的極性：
常見的非極性分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4、、SF6、C2H4、C2H2、C6H6等
常見的極性分子：雙原子化合物分子、H2O、H2S、NH3、H2O2、CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3等
5、一些物質的組成特徵：
（1）不含金屬元素的離子化合物：銨鹽
（2）含有金屬元素的陰離子：MnO4－、AlO2－、Cr2O72－
（3）只含陽離子不含陰離子的物質：金屬晶體
二、物質的溶解性規律
1、常見酸、鹼、鹽的溶解性規律：（限於中學常見范圍內，不全面）
①酸：只有硅酸（H2SiO3或原硅酸H4SiO4）難溶，其他均可溶；
②鹼：只有NaOH、KOH、Ba(OH)2可溶，Ca(OH)2微溶，其它均難溶。
③鹽：鈉鹽、鉀鹽、銨鹽、硝酸鹽均可溶；
硫酸鹽：僅硫酸鋇、硫酸鉛難溶、硫酸鈣、硫酸銀微溶，其它均可溶；
氯化物：僅氯化銀難溶，其它均可溶；
碳酸鹽、亞硫酸鹽、硫化物：僅它們的鉀、鈉、銨鹽可溶。
④磷酸二氫鹽幾乎都可溶，磷酸氫鹽和磷酸的正鹽則僅有鉀、鈉、銨可溶。
⑤碳酸鹽的溶解性規律：正鹽若易溶，則其碳酸氫鹽的溶解度小於正鹽（如碳酸氫鈉溶解度小於碳酸鈉）；正鹽若難溶，則其碳酸氫鹽的溶解度大於正鹽（如碳酸氫鈣的溶解度大於碳酸鈣）。
2、氣體的溶解性：
①極易溶於水的氣體：HX、NH3
②能溶於水，但溶解度不大的氣體：O2(微溶)、CO2（1：1）、Cl2（1：2）、
H2S（1：2.6）、SO2（1：40）
③常見的難溶於水的氣體：H2、N2、NO、CO、CH4、C2H4、C2H2
④氯氣難溶於飽和NaCl溶液，因此可用排飽和NaCl溶液收集氯氣，也可用飽和NaCl溶液吸收氯氣中的氯化氫雜質。
3、硫和白磷（P4）不溶於水，微溶於酒精，易溶於二硫化碳。
4、鹵素單質（Cl2、Br2、I2）在水中溶解度不大，但易溶於酒精、汽油、苯、四氯化碳等有機溶劑，故常用有機溶劑來萃取水溶液中的鹵素單質（注意萃取劑的選用原則：不互溶、不反應，從難溶向易溶；酒精和裂化汽油不可做萃取劑）。
5、有機化合物中多數不易溶於水，而易溶於有機溶劑。在水中的溶解性不大：烴、鹵代烴、酯、多糖不溶於水；醇、醛、羧酸、低聚糖可溶於水（乙醇、乙醛、乙酸等和水以任意比例互溶），但隨著分子中烴基的增大，其溶解度減小（憎水基和親水基的作用）；苯酚低溫下在水中不易溶解，但隨溫度高，溶解度增大，高於70℃時與水以任意比例互溶。
6、相似相溶原理：極性溶質易溶於極性溶劑，非極性溶質易溶於非極性溶劑。
三、常見物質的顏色：
1、有色氣體單質：F2（淺黃綠色）、Cl2（黃綠色）¬、O3（淡藍色）
2、其他有色單質：Br2(深紅色液體)、I2（紫黑色固體）、S（淡黃色固體）、Cu（紫紅色固體）、Au（金黃色固體）、P（白磷是白色固體，紅磷是赤紅色固體）、Si（灰黑色晶體）、C（黑色粉未）
3、無色氣體單質：N2、O2、H2、希有氣體單質
4、有色氣體化合物：NO2
5、黃色固體：S、FeS2（愚人金，金黃色）、、Na2O2、Ag3PO4、AgBr、AgI
6、黑色固體：FeO、Fe3O4、MnO2、C、CuS、PbS、CuO（最常見的黑色粉末為MnO2和C）
7、紅色固體：Fe(OH)3、Fe2O3、Cu2O、Cu
8、藍色固體：五水合硫酸銅（膽礬或藍礬）化學式：
9、綠色固體：七水合硫酸亞鐵（綠礬）化學式：
10、紫黑色固體：KMnO4、碘單質。
11、白色沉澱：Fe(OH)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3、Mg(OH)2、Al(OH)3
12、有色離子（溶液）Cu2+（濃溶液為綠色，稀溶液為藍色）、Fe2+（淺綠色）、Fe3+（棕黃色）、MnO4－（紫紅色）、Fe(SCN)2+（血紅色）
13、不溶於稀酸的白色沉澱：AgCl、BaSO4
14、不溶於稀酸的黃色沉澱：S、AgBr、AgI
四、常見物質的狀態
1、常溫下為氣體的單質只有H2、N2、O2（O3）、F2、Cl2（稀有氣體單質除外）
2、常溫下為液體的單質：Br2、Hg
3、常溫下常見的無色液體化合物：H2OH2O2
4、常見的氣體化合物：NH3、HX（F、Cl、Br、I）、H2S、CO、CO2、NO、NO2、SO2
5、有機物中的氣態烴CxHy（x≤4）；含氧有機化合物中只有甲醛（HCHO）常溫下是氣態，鹵代烴中一氯甲烷和一氯乙烷為氣體。
6、常見的固體單質：I2、S、P、C、Si、金屬單質；
7、白色膠狀沉澱［Al(OH)3、H4SiO4］
五、常見物質的氣味
1、有臭雞蛋氣味的氣體：H2S
2、有刺激性氣味的氣體：Cl2、SO2、NO2、HX、NH3
3、有刺激性氣味的液體：濃鹽酸、濃硝酸、濃氨水、氯水、溴水
4、許多有機物都有氣味（如苯、汽油、醇、醛、羧酸、酯等）
六、常見的有毒物質
1、非金屬單質有毒的：Cl2、Br2、I2、F2、S、P4，金屬單質中的汞為劇毒。
2、常見的有毒化合物：CO、NO、NO2、SO2、H2S、偏磷酸（HPO3）、氰化物（CN－）、亞硝酸鹽（NO2－）；重金屬鹽（Cu、Hg、Cr、Ba、Co、Pb等）；
3、能與血紅蛋白結合的是CO和NO
4、常見的有毒有機物：甲醇（CH3OH）俗稱工業酒精；苯酚；甲醛（HCHO）和苯（致癌物，是家庭裝修的主污染物）；硝基苯。
七、常見的污染物
1、大氣污染物：Cl2、CO、H2S、氮的氧化物、SO2、氟利昂、固體粉塵等；
2、水污染：酸、鹼、化肥、農葯、有機磷、重金屬離子等。
3、土壤污染：化肥、農葯、塑料製品、廢電池、重金屬鹽、無機陰離子（NO2－、F－、CN－等）
4、幾種常見的環境污染現象及引起污染的物質：
①煤氣中毒——一氧化碳（CO）
②光化學污染（光化學煙霧）——氮的氧化物
③酸雨——主要由SO2引起
④溫室效應——主要是二氧化碳，另外甲烷、氟氯烴、N2O也是溫室效應氣體。
⑤臭氧層破壞——氟利昂（氟氯代烴的總稱）、氮的氧化物（NO和NO2）
⑥水的富養化（綠藻、藍藻、赤潮、水華等）——有機磷化合物、氮化合物等。
⑦白色污染——塑料。
八、常見的漂白劑：
1、強氧化型漂白劑：利用自身的強氧化性破壞有色物質使它們變為無色物質，這種漂白一般是不可逆的、徹底的。
（1）次氧酸（HClO）：一般可由氯氣與水反應生成，但由於它不穩定，見光易分解，不能長期保存。因此工業上一般是用氯氣與石灰乳反應製成漂粉精：
2Cl2＋2Ca(OH)2＝CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O
漂粉精的組成可用式子：Ca(OH)2•3CaCl(ClO)•nH2O來表示，可看作是CaCl2、Ca(ClO)2、Ca(OH)2以及結晶水的混合物，其中的有效成分是Ca(ClO)2，它是一種穩定的化合物，可以長期保存，使用時加入水和酸（或通入CO2），即可以產生次氯酸；Ca(ClO)2＋2HCl＝CaCl2＋2HClO，Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝CaCO3＋2HClO。漂粉精露置於空氣中久了會失效，因此應密封保存。
（2）過氧化氫（H2O2）：也是一種強氧化劑，可氧化破壞有色物質。其特點是還原產物是水，不會造成污染。
（3）臭氧（O3）具有極強的氧化性，可以氧化有色物質使其褪色。
（4）濃硝酸（HNO3）：也是一種強氧化劑，但由於其強酸性，一般不用於漂白。
（5）過氧化鈉（Na2O2）：本身具有強氧化性，特別是與水反應時新生成的氧氣氧化性更強，可以使有機物褪色。
2、加合型漂白劑：以二氧化硫為典型例子，這類物質能與一些有色物質化合產生不穩定的無色物質，從而達到漂白的目的，但這種化合是不穩定的，是可逆的。如SO2可以使品紅試褪色，但加熱排出二氧化硫後會重新變為紅色。另外，此類漂白劑具有較強的選擇性，只能使某些有色物質褪色。［中學只講二氧化硫使品紅褪色，別的沒有，注意它不能使石蕊褪色，而是變紅。］
3、吸附型漂白劑：這類物質一般是一些具有疏鬆多孔型的物質，表面積較大，因此具有較強的吸附能力，能夠吸附一些色素，從而達到漂白的目的，它的原理與前兩者不同，只是一種物理過程而不是化學變化，常見的這類物質如活性炭、膠體等。
［注意］所謂漂白，指的是使有機色素褪色。無機有色物質褪色不可稱為漂白。
九、常見的化學公式：
1、求物質摩爾質量的計算公式：
①由標准狀況下氣體的密度求氣體的摩爾質量：M＝ρ×22.4L／mol
②由氣體的相對密度求氣體的摩爾質量：M(A)＝D×M(B)
③由單個粒子的質量求摩爾質量：M＝NA×ma
④摩爾質量的基本計算公式：
⑤混合物的平均摩爾質量：
（M1、M2……為各成分的摩爾質量，a1、a2為各成分的物質的量分數，若是氣體，也可以是體積分數）
2、克拉貝龍方程：PV＝nRTPM＝ρRT
3、溶液稀釋定律：
溶液稀釋過程中，溶質的質量保持不變：m1×w1＝m2×w2
溶液稀釋過程中，溶質的物質的量保持不變：c1V1＝c2V2
4、水的離子積：Kw＝c(H+)×c(OH－)，常溫下等於1×10－14
5、溶液的PH計算公式：PH＝一lgc(H+)(aq)
十、化學的基本守恆關系：
1、質量守恆：
①在任何化學反應中，參加反應的各物質的質量之和一定等於生成的各物質的質量總和。
②任何化學反應前後，各元素的種類和原子個數一定不改變。
2、化合價守恆：
①任何化合物中，正負化合價代數和一定等於0
②任何氧化還原反應中，化合價升高總數和降低總數一定相等。
3、電子守恆：
①任何氧化還原反應中，電子得、失總數一定相等。
②原電池和電解池的串聯電路中，通過各電極的電量一定相等（即各電極得失電子數一定相等）。
4、能量守恆：任何化學反應在一個絕熱的環境中進行時，反應前後體系的總能量一定相等。
反應釋放（或吸收）的能量＝生成物總能量－反應物總能量
（為負則為放熱反應，為正則為吸熱反應）
5、電荷守恆：
①任何電解質溶液中陽離子所帶的正電荷總數一定等於陰離子所帶的負電荷總數。
②任何離子方程式中，等號兩邊正負電荷數值相等，符號相同。
十一、熟記重要的實驗現象：
1、燃燒時火焰的顏色：
①火焰為藍色或淡藍色的是：H2、CO、CH4、H2S、C2H5OH；
②火焰為蒼白色的為H2與Cl2；
③鈉單質及其化合物灼燒時火焰都呈黃色。鉀則呈淺紫色。
2、沉澱現象：
①溶液中反應有黃色沉澱生成的有：AgNO3與Br－、I－；S2O32－與H+；H2S溶液與一些氧化性物質（Cl2、O2、SO2等）；Ag+與PO43－；
②向一溶液中滴入鹼液，先生成白色沉澱，進而變為灰綠色，最後變為紅褐色沉澱，則溶液中一定含有Fe2+；
③與鹼產生紅褐色沉澱的必是Fe3+；生成藍色沉澱的一般溶液中含有Cu2+
④產生黑色沉澱的有Fe2+、Cu2+、Pb2+與S2－；
⑤與鹼反應生成白色沉澱的一般是Mg2+和Al3+，若加過量NaOH沉澱不溶解，則是Mg2+，溶解則是Al3+；若是部分溶解，則說明兩者都存在。
⑥加入過量硝酸從溶液中析出的白色沉澱：可能是硅酸沉澱(原來的溶液是可溶解的硅酸鹽溶液)。若生成淡黃色的沉澱，原來的溶液中可能含有S2－或S2O32－。
⑦加入濃溴水生成白色沉澱的往往是含有苯酚的溶液，產物是三溴苯酚。
⑧有磚紅色沉澱的往往是含醛其的物質與Cu(OH)2懸濁液的反應生成了Cu2O。
⑨加入過量的硝酸不能觀察到白色沉澱溶解的有AgCl、BaSO4、BaSO3(轉化成為BaSO4)；AgBr和AgI也不溶解，但是它們的顏色是淡黃色、黃色。
⑩能夠和鹽溶液反應生成強酸和沉澱的極有可能是H2S氣體與銅、銀、鉛、汞的鹽溶液反應。
3、放氣現象：
①與稀鹽酸或稀硫酸反應生成刺激性氣味的氣體，且此氣體可使澄清石灰水變混濁，可使品紅溶液褪色，該氣體一般是二氧化硫，原溶液中含有SO32－或HSO3－或者含有S2O32－離子。
②與稀鹽酸或稀硫酸反應生成無色無味氣體，且此氣體可使澄清的石灰水變渾濁，此氣體一般是CO2；原溶液可能含有CO32－或HCO3－。
③與稀鹽酸或稀硫酸反應，生成無色有臭雞蛋氣味的氣體，該氣體應為H2S，原溶液中含有S2－或HS－，若是黑色固體一般是FeS。
④與鹼溶液反應且加熱時產生刺激性氣味的氣體，此氣體可使濕潤的紅色石蕊試紙變藍，此氣體是氨氣，原溶液中一定含有NH4+離子；
⑤電解電解質溶液時，陽極產生的氣體一般是Cl2或O2，陰極產生的氣體一般是H2。
4、變色現象：
①Fe3+與SCN－、苯酚溶液、Fe、Cu反應時顏色的變化；
②遇空氣迅速由無色變為紅棕色的氣體必為NO；
③Fe2+與Cl2、Br2等氧化性物質反應時溶液由淺綠色變為黃褐色。
④酸鹼性溶液與指示劑的變化；
⑤品紅溶液、石蕊試液與Cl2、SO2等漂白劑的作用；
石蕊試液遇Cl2是先變紅後褪色，SO2則是只變紅不褪色。
SO2和Cl2都可使品紅溶液褪色，但褪色後若加熱，則能恢復原色的是SO2，不能恢復的是Cl2。
⑥澱粉遇碘單質變藍。
⑦鹵素單質在水中和在有機溶劑中的顏色變化。
⑧不飽和烴使溴水和高錳酸鉀酸性溶液的褪色。
5、與水能發生爆炸性反應的有：F2、K、Cs等。
2高中化學必背知識點
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，只存在范德華力。
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。
晶體結構
1、同主族非金屬元素的氫化物的熔沸點由上而下逐漸增大，但NH3、H2O、HF卻例外，其熔沸點比下面的PH3、H2S、HCl大，原因是氫鍵的存在。
2、一般非金屬氫化物常溫下是氣體（所以又叫氣態氫化物），但水例外，常溫下為液體。
3、金屬晶體的熔點不一定都比分子晶體的高，例如水銀和硫。
4、鹼金屬單質的密度隨原子序數的增大而增大，但鉀的密度卻小於鈉的密度。
5、含有陽離子的晶體不一定是離子晶體，，也可能是金屬晶體；但含有陰離子的晶體一定是離子晶體。
6、一般原子晶體的熔沸點高於離子晶體，但也有例外，如氧化鎂是離子晶體，但其熔點卻高於原子晶體二氧化硅。
7、離子化合物一定屬於離子晶體，而共價化合物卻不一定是分子晶體。（如二氧化硅是原子晶體）。
8、含有分子的晶體不一定是分子晶體。如硫酸銅晶體（CuSO4•5H2O）是離子晶體，但卻含有水分子。
氧化還原反應
1、難失電子的物質，得電子不一定就容易。比如：稀有氣體原子既不容易失電子也不容易得電子。
2、氧化劑和還原劑的強弱是指其得失電子的難易而不是多少（如Na能失一個電子，Al能失三個電子，但Na比Al還原性強）。
3、某元素從化合態變為游離態時，該元素可能被氧化，也可能被還原。
4、金屬陽離子被還原不一定變成金屬單質（如Fe3+被還原可生成Fe2+）。
5、有單質參加或生成的反應不一定是氧化還原反應，例如O2與O3的相互轉化。
6、一般物質中元素的化合價越高，其氧化性越強，但是有些物質卻不一定，如HClO4中氯為＋7價，高於HClO中的＋1價，但HClO4的氧化性卻弱於HClO。因為物質的氧化性強弱不僅與化合價高低有關，而且與物質本身的穩定性有關。HClO4中氯元素化合價雖高，但其分子結構穩定，所以氧化性較弱。