高中化学知识点总结清单(全)

高中化学所有知识点总结

第一章 从实验学化学 3
第一讲　化学常用仪器和基本操作 3
第二讲　物质的分离和提纯 13
第三讲　物质的量　气体摩尔体积 15
第四讲　物质的量在化学实验中的应用 17
第二章 化学物质及其变化 19
第一讲　物质的组成、性质和分类 19
第二讲　离子反应 23
第三讲　氧化还原反应 28
第三章 金属及其重要化合物 33
第一讲　钠及其重要化合物 33
第二讲　镁、铝及其重要化合物 36
第三讲　铁及其重要化合物 40
第四讲　用途广泛的金属材料及开发利用金属矿物 44
第四章 非金属及其化合物 47
第一讲　碳、硅及无机非金属材料 47
第二讲　富集在海水中的元素——卤素 50
第三讲　硫及其重要化合物 54
第四讲　氮及其重要化合物 57
第五章 物质结构 元素周期律 61
第一讲　原子结构 61
第二讲　元素周期表　元素周期律 63
第三讲　化学键 66
第六章 化学反应与能量 68
第一讲　化学能与热能 68
第二讲　原电池　新型化学电源 71
第三讲　电解池　金属腐蚀与防护 74
第七章 化学反应速率与化学平衡 79
第一讲　化学反应速率 79
第二讲　化学平衡状态 81
第三讲　化学平衡常数及反应进行的方向 83
第八章 水溶液中的离子平衡 86
第一讲　弱电解质的电离平衡 86
第二讲　水的电离和溶液的酸碱性 89
第三讲　盐类的水解 93
第四讲　难溶电解质的溶解平衡 96
第九章 有机化合物 98
第一讲　认识有机化合物——主要的烃 98
第二讲　生活中两种常见的有机物和基本营养物质 102
第十章 化学实验 105
第一讲　常见物质的检验与鉴别 105
第二讲　常见物质的制备 108
第三讲　化学实验设计与评价 111
第十一章 物质结构与性质（选修） 115
第一讲　原子结构与性质 115
第二讲　分子结构与性质 119
第三讲　晶体结构与性质 123
第十二章 有机化学基础（选修） 127
第一讲　认识有机化合物 127
第二讲　烃与卤代烃 134
第三讲　烃的含氧衍生物 139
第四讲　生命中的基础有机物　合成有机高分子化合物 143

第一章 从实验学化学
第一讲　化学常用仪器和基本操作
考点1　化学常用仪器的识别和使用
一、可加热的仪器

1．仪器①的名称为试管。使用方法：加热液体时，液体体积不能超过其容积的；加热固体时，试管口应略向下倾斜。
2．仪器②的名称为蒸发皿。使用方法：蒸发浓缩时要用玻璃棒搅拌。
3．仪器③的名称为坩埚，用于固体物质灼烧。使用方法：把坩埚放在三脚架上的泥三角上加热，取放坩埚必须使用坩埚钳，加热完的坩埚应放在石棉网上冷却。
4．仪器④的名称为圆底烧瓶。使用方法：液体不超过容积的，且不少于。
5．仪器⑤的名称为锥形瓶。使用方法：滴定时液体不超过容积的。
6．仪器⑥的名称为烧杯。使用方法：溶解固体时要用玻璃棒搅拌。
7．仪器⑦的名称为三颈烧瓶，使用方法：三口一般放置温度计、搅拌器、冷凝管、分液漏斗等。
二、常用的计量仪器
1.
2.
3.
4.
5.
　中学化学实验中用到温度计的3个实验
(1)实验室制乙烯：温度计的水银球插在乙醇与浓H2SO4混合液的液面下，用以测定混合液的温度，控制温度使其迅速升高到170 ℃。
(2)苯的硝化反应：温度计的水银球插在水浴中，用以测定水浴的温度，控制水浴温度在50～60 ℃。
(3)石油的蒸馏：温度计的水银球位于蒸馏烧瓶的支管口处，用以测定馏分的温度。
三、常用的分离、提纯仪器
仪器
主要用途
使用方法和注意事项

普通漏斗
(1)向小口容器中转移液体
(2)加滤纸后，可用于过滤
(1)制作过滤器时，滤纸紧贴漏斗内壁，用水润湿，注意不得留有气泡
(2)过滤时，滤纸上缘低于漏斗边缘，液面低于滤纸边缘

分液漏斗
(1)A用于反应中随时添加液体
(2)B用于萃取、分液
(1)活塞不得渗漏
(2)分离液体时，下层液体由下口放出，上层液体由上口倒出

蒸发皿
蒸发或浓缩溶液
(1)可直接加热
(2)加热时液体体积不超过容积的
(3)出现大量晶体时停止加热，利用余热蒸干

蒸馏烧瓶
蒸馏或分馏
(1)加热时要垫石棉网
(2)加热时液体的量不超过其容积的

直形冷凝管
组装蒸馏装置，将蒸气冷凝为液体
蒸气流的方向与冷却水流的方向相反

洗气瓶
除去气体中的杂质，其中广口瓶可换作大试管或锥形瓶
(1)一般选择能与杂质气体反应的试剂作吸收剂
(2)装入液体量不宜超过容积的
(3)气体的流向为A进B出

干燥管
用于干燥或吸收某些气体，干燥剂为颗粒状，常用CaCl2或碱石灰等
(1)注意干燥剂或吸收剂的选择
(2)一般为大口进气，小口出气
四、其他仪器
1．胶头滴管
用途：用于吸取和滴加少量液体。
注意事项：①胶头滴管使用时不要将液体吸入胶头内，不能平放或倒置；②滴液时不可接触器壁；③用后立即洗净，再去吸取其他药品。
2．酒精灯
用途：用作热源，酒精灯火焰温度为500～600 ℃，酒精喷灯火焰温度可达1 000 ℃左右。
注意事项：①酒精灯所装酒精量不能超过其容积的，不能少于；②加热时要用外焰，熄灭时要用灯帽盖灭，不能用嘴吹灭；③需要加强热的实验用酒精喷灯加热。
3．表面皿
用途：①作烧杯、蒸发皿等容器的盖子；
②用于pH试纸等试纸的变色实验。
注意事项：不能加热。
4．滴瓶
用途：用于盛放少量液体药品。
注意事项：①滴瓶上的滴管与滴瓶配套使用，不可互换；②不能将滴管平放或倒置，以免溶液流入胶头；③见光易分解的物质要用棕色瓶盛装。
考点2　常见化学实验基本操作
一、药品的取用
1．取用粉末状或小颗粒状固体用药匙或纸槽，要把药品送入试管底部，而不能沾在管口和管壁上。块状和大颗粒固体用镊子夹取。

2．取少量液体可用胶头滴管。取用较多的液体用倾倒法，注意试剂瓶上的标签向着手心。向烧杯、容量瓶、漏斗中倾倒液体时，要用玻璃棒引流。

二、仪器的洗涤
1．洗净的标准
内壁附着均匀水膜，既不聚成水滴，也不成股流下。
2．常见残留物的洗涤
待清洗仪器
污物
清洗试剂
做过KMnO4分解实验的试管
MnO2
热的浓盐酸
做过碘升华实验的烧杯
碘
酒精
长期存放FeCl3溶液的试剂瓶
Fe(OH)3
稀盐酸
做过银镜实验的试管
银
稀HNO3
做过铜与硫反应实验的试管
硫
热的烧碱溶液或二硫化碳
做过油脂实验的试管
油污
热的纯碱溶液
三、试纸的使用
1．试纸种类和用途

2．使用方法
(1)检验液体：取一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测液的玻璃棒(或胶头滴管吸取)点在试纸的中部，观察试纸颜色变化。
(2)检验气体：一般先将试纸润湿，粘在玻璃棒的一端，并使其接近集气瓶口，观察颜色变化。
四、物质的溶解
1．固体的溶解
一般在烧杯或试管里进行，为了加速溶解，常采用搅拌、粉碎、振荡或加热等措施，但FeCl3、AlCl3等易水解的固体溶解时不能加热。
2．气体的溶解

(1)对溶解度不大的气体，如CO2、Cl2、H2S等，用如图(a)所示装置。
(2)对极易溶于水的气体，如 HCl、NH3等，用如图(b)所示装置。
五、物质的加热
1．固体的加热
(1)试管口要略向下倾斜，防止生成的水倒流，引起试管炸裂。
(2)先给试管均匀加热，受热均匀后再固定在药品部位加热。
2．液体的加热
(1)加热前，先把玻璃容器外壁的水擦干，以免炸裂容器；用试管加热时，先用试管夹夹住试管中上部，管口向上倾斜，不得对着人，以防液体沸腾时溅出烫伤人。
(2)试管内液体的体积不超过试管容积的。
3．加热的方式
加热方式
适应范围
直接加热
瓷质、金属质或小而薄的玻璃仪器(如试管)等
隔石棉网加热
较大的玻璃反应器(如烧杯、烧瓶等)
浴热(水浴、油浴、沙浴等)
(1)需严格控制温度(如硝基苯的制备)
(2)需反应混合液静置(如银镜反应)
(3)蒸馏沸点差较小的混合液
六、仪器的安装、连接
1．安装顺序：一般从热源开始，按先下后上、从左到右的顺序。
2．连接顺序：洗气时，“长进短出”，如图a；量气装置“短进长出”，如图b；干燥管除杂时“大进小出”，如图c。

　拆分仪器的顺序与仪器安装顺序相反。
七、装置的气密性检查
装置气密性检查必须在组装仪器完成后，放入药品之前进行。
1．示例
方法
微热法
液差法
外压法
图例



具体
操作
塞紧橡胶塞，将导气管末端伸入盛水的烧杯中，用手捂热(或用酒精灯微热)烧瓶　
塞紧橡胶塞，用止水夹夹住导气管的橡胶管部分，从长颈漏斗向试管中注水
塞紧橡胶塞，打开止水夹推动注射器
现象
说明
烧杯中有气泡产生，停止微热，冷却后导气管末端形成一段水柱，且保持一段时间不下降
停止加水后，长颈漏斗中的液面高于试管中的液面，且液面差不再改变
推动注射器之后导管中出现一段液柱，且液面差不改变
2.解题经验
气密性检查最常用的方法就是微热法和液差法，微热法适合于装置一端密封或容易密封而另一端是导气管的制气装置，如分液漏斗与烧瓶(或广口瓶)的组合；而液差法适合于装置一端不容易密封而另一端是导气管的制气装置，如长颈漏斗与烧瓶(或广口瓶)的组合。所以在装置较为常规的气密性检查的试题中，选用哪种方法，可以简化为如下思路：若气体发生装置是分液漏斗与容器组成或没有漏斗，选用微热法；若气体发生装置是长颈漏斗与容器组成，选用液差法。回答此类问题注意表述的严谨性，在气密性检查的操作上，很多学生回答时不够严谨，以致于漏掉要点而失分。常犯的错误就是开始忘记叙述“关闭分液漏斗活塞”或后面的现象描述不完整，如加热法中只描述导气管口产生气泡，却不说明冷却后形成液柱。所以气密性检查问题一定要弄懂原理，理清各个环节，注意严谨性。
考点3　试剂的存放与实验安全
一、化学试剂的保存
1．试剂瓶的选择
(1)根据药品状态
(2)根据感光性
(3)根据酸碱性
2．试剂的保存方法
化学试剂都应注意妥善密封保存于试剂瓶中。对于易变质、易挥发或有危险性的化学试剂，还应根据其性质采取特殊的保存方法。
保存依据
保存方法
典型实例
防氧化
(1)密封或用后立即盖好
(2)加入还原剂
(3)隔绝空气
(1)Na2SO3、Na2S、KI溶液等用后立即盖好
(2)FeSO4溶液中加少量铁屑
(3)K、Na保存在煤油里，Li保存在石蜡里
防与CO2反应
密封保存，减少露置时间
NaOH溶液、Na2CO3溶液、石灰水、Na2O2固体等密封保存
防挥发
(1)密封，置于阴凉处
(2)液封
(1)浓盐酸、浓氨水等置于阴凉处
(2)液溴用水封
防燃烧
置于冷暗处，不与氧化剂混合贮存，严禁火种
苯、汽油、酒精等
防分解
保存在棕色瓶中，置于冷暗处
浓HNO3、KMnO4溶液、
AgNO3溶液、氯水等
抑制水解
加入酸(碱)，抑制水解
FeCl3溶液中加稀盐酸，Na2S溶液中加NaOH溶液
防腐蚀
(1)能腐蚀橡胶的物质用玻璃塞或塑料盖
(2)能腐蚀玻璃的物质用塑料容器
(1)浓HNO3、KMnO4溶液、氯水、溴水等腐蚀橡胶
(2)氢氟酸保存在塑料瓶中
防黏结
碱性溶液用橡胶塞
NaOH、Na2CO3、Na2SiO3溶液等
二、认识常见危险化学药品的标识

三、常见意外事故的处理
意外事故
处理方法
金属钠、钾起火
用沙土盖灭
酒精灯不慎碰倒起火
用湿抹布盖灭
浓碱液溅到皮肤上
用较多水冲洗，然后涂上硼酸溶液
浓硫酸溅到皮肤上
用大量水冲洗，然后涂上3%～5%NaHCO3溶液
不慎将酸溅到眼中
用大量水冲洗，边洗边眨眼睛，切不可用手揉眼睛，并及时送医院
温度计水银球不慎碰破
用硫粉覆盖
液溴、苯酚沾到皮肤上
用酒精擦洗
重金属盐中毒
喝大量豆浆、牛奶，并及时送医院
四、实验安全装置
1．防倒吸安全装置

2．防堵塞安全装置

3．防污染安全装置

(1)实验室制取Cl2时，尾气的处理可采用b、c装置。
(2)制取CO时，尾气的处理可采用a、c装置。
(3)制取H2时，尾气的处理可采用a、c装置。
考点4　化学常用仪器的创新应用
1．实验仪器的“多器一用”
(1)符合启普发生器原理的制气装置

(2)可以测量气体体积的装置

(3)可作为冷凝或冷却的装置

(4)可作为气体干燥或除杂的装置

2．实验仪器的“一器多用”
(1)多变的角色——球形干燥管

①干燥管可作干燥、吸收及检验装置。
a．干燥管内盛无水硫酸铜时，可用于水蒸气的检验。
b．可用于气体的尾气吸收，如内盛碱石灰，可吸收HCl、Cl2、SO2等。
c．可用于测定气体质量时作隔绝装置。定量测定时，有时需要考虑空气中的成分对测定产生的影响，所以吸收气体的装置后还要另接一个干燥管，目的是防止空气中的水蒸气或二氧化碳等对定量测定产生干扰。
②球形干燥管的创新用途

(2)集气瓶的创新用途
集气瓶除用于收集气体外，还可用于贮存气体(如图①)、测量气体体积(如图②)、作洗气瓶(如图③)等。

3．其他装置的创新及应用
(1)蒸馏装置的创新

由于冷凝管竖立，使液体混合物能冷凝回流，若以此装置作反应容器，可使反应物循环利用，提高反应物的转化率。

(2)洗气装置的创新——双耳球吸收法
由于双耳球上端球形容器的容积较大，能有效地防止倒吸。故该装置既能除去气体中的气态杂质，又能防止倒吸。

第二讲　物质的分离和提纯
考点1　物质分离和提纯的物理方法
一、物质分离、提纯的区别
1．物质的分离
将混合物中的各组分分离开来，获得几种纯净物的过程。
2．物质的提纯
将混合物中的杂质除去而得到纯净物的过程，又叫物质的净化或除杂。
二、物质分离、提纯的物理方法
试根据所学的知识填写操作方法及相关内容。

1．如图1，所采用的操作方法的名称：过滤。
适用范围：把不溶性固体与液体进行分离。
注意事项：①一贴：滤纸紧贴漏斗内壁；二低：滤纸边缘低于漏斗边缘，过滤时液面低于滤纸边缘；三靠：烧杯紧靠玻璃棒，玻璃棒轻靠三层滤纸处，漏斗下端紧靠烧杯内壁。②若滤液浑浊，需更换滤纸，重新过滤。浑浊的原因可能是滤纸破损、滤液超过滤纸边缘。
2．结晶是晶体从饱和溶液中析出的过程，对溶解度受温度变化影响不大的固态溶质，采用蒸发结晶的方法，而对溶解度受温度变化影响大的固态溶质，采用冷却结晶(或重结晶)的方法。
如图2，所采用的操作方法的名称：蒸发结晶。
适用范围：溶解度随温度变化较小的物质。
注意事项：①玻璃棒的作用：搅拌，防止液体或晶体局部过热而飞溅；②当有大量晶体析出时，停止加热，利用余热蒸干，而不能直接蒸干。
3．如图3，所采用的操作方法的名称：萃取、分液。
适用范围：①萃取：利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂组成的溶液里提取出来；②分液：两种液体互不相溶且易分层。
注意事项：①溶质在萃取剂中的溶解度比在原溶剂中大；②萃取剂与原溶剂不反应、不相溶；③萃取剂与溶质不反应。
4．如图4，所采用的操作方法的名称：蒸馏。
适用范围：沸点相差较大的液体混合物。
注意事项：①温度计的水银球放在蒸馏烧瓶的支管口处；②蒸馏烧瓶内要加沸石；③冷凝管水流方向应为“逆流”。
5．如图5，所采用的操作方法的名称：升华。
适用范围：某种组分易升华的混合物，利用物质升华的性质在加热条件下分离的方法。
6．如图6，所采用的操作方法的名称：渗析。
适用范围：用半透膜使离子或小分子从胶体中分离出来，如除去淀粉胶体中的NaCl。
注意事项：将要提纯的胶体装入半透膜袋中，将半透膜袋系好，浸入蒸馏水中，并不断更换蒸馏水，渗析的时间要充分。
考点2　物质分离和提纯的化学方法
方法
原理
杂质成分
沉淀法
将杂质离子转化为沉淀
Cl－、SO、CO及能形成弱碱的阳离子
气化法
将杂质离子转化为气体
CO、HCO、SO、HSO、S2－、NH
杂转纯法
将杂质转化为需要提纯的物质
杂质中含不同价态的相同元素(用氧化剂或还原剂)、同一种酸的正盐与酸式盐(用酸、酸酐或碱)
氧化还原法
用氧化剂(还原剂)除去具有还原性(氧化性)的杂质
如用酸性KMnO4除去CO2中的SO2，用热的铜粉除去N2中的O2
热分解法
加热使不稳定的物质分解除去
如除去NaCl中的NH4Cl等　
酸碱溶解法
利用物质与酸或碱溶液混合后的差异进行分离
如用过量的NaOH溶液可除去Fe2O3中的Al2O3
电解法
利用电解原理除去杂质
含杂质的金属(M)作阳极、纯金属(M)作阴极，含M的盐溶液作电解质溶液
调pH法
加入试剂调节溶液pH使溶液中某种成分生成沉淀而分离
如向含有Cu2＋和Fe3＋的溶液中加入CuO、Cu(OH)2或Cu2(OH)2CO3等调节pH使Fe3＋转化为Fe(OH)3而除去


第三讲　物质的量　气体摩尔体积
考点1　物质的量、摩尔质量
一、物质的量
1．概念：物质的量是表示含有一定数目粒子的集合体的物理量，单位为摩尔(mol)，符号为 n。
2．基本概念间的关系

3．物质的量的规范表示方法
　　　　　　
↓　　　　↓　　　　　↓
数值　　单位　　　指定化学式或微粒名称
4．物质的量与微粒个数、阿伏加德罗常数之间的关系为n＝。
二、摩尔质量
1．概念：摩尔质量是指单位物质的量的物质所具有的质量，其符号为M，单位为 g·mol－1(或g/mol)。
2．数值：以 g·mol－1为单位时，任何粒子的摩尔质量在数值上都等于该粒子的相对分子(原子)质量。
3．关系：摩尔质量与物质的量、物质的质量之间的关系为n＝。
考点2　气体摩尔体积、阿伏加德罗定律
一、影响物质体积大小的因素
1．构成物质的微粒的大小(物质的本性)。
2．构成物质的微粒之间距离的大小(由温度与压强共同决定)。
3．构成物质的微粒的多少(物质的量的大小)。
二、气体摩尔体积
1．含义：单位物质的量的气体所占的体积，符号Vm_，标准状况下，Vm＝22.4_L·mol－1。
2．相关计算
(1)基本表达式：Vm＝。
(2)与气体质量的关系：＝。
(3)与气体分子数的关系：＝。
3．影响因素：气体摩尔体积的数值不是固定不变的，它取决于气体所处的温度和压强。
　①标准状况下，Vm＝22.4 L·mol－1，在非标准状况下，气体摩尔体积也有可能为22.4 L·mol－1。
②气体摩尔体积只适用于气体，应用22.4 L·mol－1计算时一定要看清是否是标准状况。
三、阿伏加德罗定律及其推论
1．阿伏加德罗定律

可总结为：“三同”定“一同”，即同温、同压下，同体积的任何气体具有相同的分子数。
2．阿伏加德罗定律的推论(可通过pV＝nRT及n＝、ρ＝导出)
相同
条件
结论
公式
语言叙述
T、p相同
＝
同温、同压下，气体的体积与其物质的量成正比
T、V相同
＝
同温、同体积下，气体的压强与其物质的量成正比
T、p相同
＝
同温、同压下，气体的密度与其摩尔质量(或相对分子质量)成正比

第四讲　物质的量在化学实验中的应用
考点1　物质的量浓度及相关计算
一、物质的量浓度

二、有关物质的量浓度计算的四大类型
类型1　标准状况下，气体溶液的物质的量浓度的计算
c＝
类型2　溶液中溶质的质量分数与物质的量浓度的换算
(1)计算公式：c＝(c为溶质的物质的量浓度，单位mol·L－1，ρ为溶液密度，单位g·cm－3，w为溶质的质量分数，M为溶质的摩尔质量，单位g·mol－1)。
当溶液为饱和溶液时，因为w＝，可得c＝。
(2)公式的推导(按溶液体积为V L推导)
c＝＝＝或w＝＝＝。
类型3　溶液稀释和同种溶质的溶液混合的计算
(1)溶液稀释
①溶质的质量在稀释前后保持不变，即m1w1＝m2w2。
②溶质的物质的量在稀释前后保持不变，即c1V1＝c2V2。
③溶液质量守恒，即m(稀)＝m(浓)＋m(水)(体积一般不守恒)。
(2)溶液混合
①混合前后溶质的物质的量保持不变，即c1V1＋c2V2＝c混V混。
②混合前后溶质的质量保持不变，即m1w1＋m2w2＝m混w混。
类型4　应用电荷守恒式进行未知离子的浓度计算
溶液中所有阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。
例如：CH3COONa和CH3COOH的混合溶液中存在：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)。
考点2　一定物质的量浓度溶液的配制
一、主要仪器
1．托盘天平：可精确至0.1 g，称量前先调零，称量时物品放在左盘，砝码放在右盘。
2．容量瓶：配制溶液的专用精确容器，主要规格有100_mL、250_mL、500_mL、1_000_mL。
3．其他仪器：量筒、烧杯、玻璃棒、胶头滴管等。
二、配制过程(以配制500 mL 1.00 mol·L－1 NaOH溶液为例)
1．配制过程

2．误差分析

请完成下表中的误差分析(填“偏高”“偏低”或“不变”)：
实验操作
因变量
c(mol/L)
n(溶质)
V(溶液)
用滤纸称量NaOH固体
减小

偏低
砝码与物品颠倒(使用游码)
减小

偏低
称量前小烧杯内有水
不变

不变
称量时间过长
减小

偏低
向容量瓶中移液时少量溅出
减小

偏低
未洗涤烧杯和玻璃棒
减小

偏低
定容时仰视刻度线

增大
偏低
定容时俯视刻度线

减小
偏高
定容摇匀后液面下降再加水

增大
偏低
未等溶液冷却就定容

减小
偏高

第二章 化学物质及其变化
第一讲　物质的组成、性质和分类
考点1　物质的组成与分类
一、元素、微粒及物质间的关系
1．宏观上物质是由元素组成的，微观上物质是由分子、原子或离子构成的。
2．元素：具有相同核电荷数（即质子数）的一类原子的总称。
3．元素与物质的关系
元素Ａ
4．元素在物质中的存在形态
(1)游离态：元素以单质形式存在的状态。
(2)化合态：元素以化合物形式存在的状态。
5．混合物和纯净物
(1)纯净物：由同种单质或化合物组成的物质。
(2)混合物：由几种不同的单质或化合物组成的物质。
6．同素异形体
(1)同种元素形成的不同单质叫同素异形体。同素异形体的形成有两种方式：①原子个数不同 ，如O2和O3；②原子排列方式不同，如金刚石和石墨。
(2)同素异形体之间的性质差异主要体现在物理性质上，同素异形体之间的转化属于化学变化，但不属于氧化还原反应。
7．元素、微粒及物质间的关系图

二、物质的分类
1．交叉分类法——从不同角度对物质进行分类(如图为氧化物的分类)

2．树状分类法——按不同层次对物质进行逐级分类，各层之间属于包含关系。

考点2　物质的性质与变化
一、物质的性质与变化

二、单质、氧化物、酸、碱、盐的转化关系
1．理解物质转化关系图

2．形成转化关系一条线：(氢化物→)单质→氧化物→酸或碱→盐。
三、化学反应的分类

四、物质变化中的“三馏”“四色”“五解”和“十八化”归类
物质变化
物理变化
化学变化
三馏
蒸馏、分馏
干馏
四色
焰色反应
显色反应、颜色反应、
指示剂变色反应
五解
潮解
分解、电解、水解、裂解
十八化
熔化、汽化、液化、酸化
氢化、氧化、水化、风化、炭化、钝化、催化、皂化、歧化、卤化、硝化、酯化、裂化、油脂的硬化
考点3　分散系与胶体
一、分散系
1．概念：把一种(或多种)物质(分散质)分散在另一种(或多种)物质(分散剂)中所得到的体系。
2．分类
(1)按照分散质粒子直径的大小

(2)按照分散质和分散剂的状态

二、胶体的性质及应用
1．丁达尔效应
可见光束通过胶体时，在入射光侧面可看到一条光亮的通路，这是胶体粒子对光线散射而形成的，可用此性质来鉴别溶液和胶体。
2．介稳性
胶体的稳定性介于溶液和浊液之间，属于介稳体系。
注意：同种胶体粒子的电性相同，互相排斥，是胶体较稳定的主要原因。
3．电泳
由于胶体粒子带有电荷，在电场作用下，胶体粒子在分散剂中作定向移动的现象。此性质可用于工业上的静电除尘。
4．聚沉
(1)概念：使胶体凝聚形成沉淀析出的现象。
(2)方法：。
(3)应用，如制作豆腐、明矾净水等。
三、Fe(OH)3胶体的制备
向沸水中逐滴加入饱和FeCl3溶液，继续煮沸至溶液呈红褐色，停止加热，即制得Fe(OH)3胶体，化学方程式为FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl。

第二讲　离子反应
考点1　电解质及其电离
一、电解质及其电离的关系

二、电离
1．概念：电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动的离子的过程。
2．电离条件：酸的电离条件是溶于水，盐和碱的电离条件是溶于水或熔融。
三、电离方程式的书写
1．强电解质：完全电离，用“===”表示。
如H2SO4、NaOH、(NH4)2SO4的电离方程式分别为H2SO4===2H＋＋SO、NaOH===Na＋＋OH－、(NH4)2SO4===2NH＋SO__。
2．弱电解质：部分电离，用“”表示。
(1)多元弱酸分步电离，且电离程度逐步减弱，以第一步电离为主。如H2S的电离方程式为H2SH＋＋HS－、HS－H＋＋S2－。
(2)多元弱碱分步电离，但一步写出。如Cu(OH)2的电离方程式：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－。
(3)两性氢氧化物双向电离。如Al(OH)3的电离方程式：H＋＋AlO＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－。
3．酸式盐
(1)强酸酸式盐完全电离，一步写出。如NaHSO4在水溶液中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，在熔融状态下的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋HSO__。
(2)多元弱酸酸式盐第一步完全电离，然后酸式酸根部分电离。如NaHCO3===Na＋＋HCO、HCOH＋＋CO。
考点2　离子反应及离子方程式
一、离子反应
1．概念：有离子参加或有离子生成的反应统称为离子反应。
2．离子反应的条件
在稀H2SO4中分别加入下列物质，能发生反应的请写出有关反应的离子方程式：
A．加入BaCl2 溶液：Ba2＋＋SO===BaSO4↓，
B．加入CH3COONa溶液：CH3COO－＋H＋===CH3COOH，
C．加入Na2CO3溶液：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O，
D．加入Zn粒：Zn＋2H＋===H2↑＋Zn2＋，
E．加入NaOH溶液：H＋＋OH－===H2O。
从A～E可知离子反应发生的条件：①生成难溶的物质、②生成难电离的物质、③生成易挥发的物质、④发生氧化还原反应。
3．离子反应的本质
A～E中，混合后溶液中SO的物质的量减少的是A(填序号，下同)；H＋的物质的量减少的是BCDE；因此离子反应的本质是溶液中某些离子的物质的量的减小。
二、离子方程式
1．概念：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
2．离子方程式的意义
离子方程式不仅可以表示某一个具体的化学反应，还可以表示同一类型的离子反应。
3．离子方程式的书写
离子方程式的书写要求按“写—拆—删—查”四步进行，但我们在书写离子方程式时，一般不需要用上述步骤书写，而是要抓住离子反应的实质，根据实验现象，直接书写出离子反应方程式。如CuSO4溶液与Ba(OH)2溶液反应的离子方程式书写步骤：①首先分析溶液中的离子有Cu2＋、SO、Ba2＋、OH－；②然后分析哪些离子相互结合：Cu2＋与OH－反应生成难溶的Cu(OH)2，SO与Ba2＋反应生成难溶的BaSO4；最后根据离子的个数比配平方程式。再如Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液反应实质是HCO与OH－反应生成更难电离的H2O，同时生成的CO再与Ca2＋结合生成难电离的CaCO3沉淀，这样我们就可以根据三种离子的个数比写出与量有关的离子方程式。
考点3　用分类思想突破与量有关的离子方程式的书写
类型一　连续反应型
指反应生成的离子因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关。
(1)可溶性多元弱酸(或其酸酐)与碱溶液反应
如CO2通入NaOH溶液中：
碱过量：CO2＋2OH－===CO＋H2O；
碱不足：CO2＋OH－===HCO_。
(2)多元弱酸(或其酸酐)与更弱的酸的盐溶液反应
如CO2通入NaAlO2溶液中：
NaAlO2过量：2AlO＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋CO_；
NaAlO2不足：AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO_。
(3)多元弱酸盐与强酸反应
如Na2CO3溶液与稀盐酸：
盐酸不足：CO＋H＋===HCO_；
盐酸过量：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O。
(4)铝盐溶液与强碱溶液反应
铝盐过量：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓；
强碱过量：Al3＋＋4OH－===AlO＋2H2O。
(5)NaAlO2溶液与强酸溶液反应
NaAlO2过量：AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓；
强酸过量：AlO＋4H＋===Al3＋＋2H2O。
(6)Fe与稀HNO3溶液：
Fe过量：3Fe＋2NO＋8H＋===3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O；
HNO3过量：Fe＋NO＋4H＋===Fe3＋＋NO↑＋2H2O。
类型二　先后反应型
一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟另一种反应物的组成离子反应，但因反应次序不同而跟用量有关。又可称为竞争型。
(1)NH4HSO4溶液与NaOH溶液的反应
NaOH不足：H＋＋OH－===H2O；
NaOH过量：NH＋H＋＋2OH－===NH3·H2O＋H2O。
(2)将Fe(NO3)3溶液与HI混合
HI不足：8H＋＋2NO＋6I－===4H2O＋3I2＋2NO↑；
HI过量：Fe3＋＋12H＋＋3NO＋10I－===Fe2＋＋5I2＋6H2O＋3NO↑。
类型三　离子配比型
当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调(一般为复盐或酸式盐)，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)而跟用量有关。
(1)Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液反应
NaOH不足：Ca2＋＋HCO＋OH－===CaCO3↓＋H2O；
NaOH过量：Ca2＋＋2HCO＋2OH－===CaCO3↓＋2H2O＋CO_。
(2)NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液反应
NaHCO3不足：HCO＋OH－＋Ca2＋===CaCO3↓＋H2O；
NaHCO3过量：Ca2＋＋2OH－＋2HCO===CaCO3↓＋CO＋2H2O。
(3)NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液反应
反应后溶液呈中性：2H＋＋SO＋2OH－＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O；若向该溶液中再加Ba(OH)2溶液，离子方程式为SO＋Ba2＋===BaSO4↓。
SO完全沉淀：H＋＋SO＋Ba2＋＋OH－===H2O＋BaSO4↓。
考点4　离子方程式的正误判断
判断离子方程式正误的“4看”
1．看电解质拆分是否正确
(1)强酸、强碱和可溶性盐写成离子，弱电解质、沉淀、氧化物、单质一律保留化学式。
(2)对于微溶性的强电解质，在反应物中视情况而定，若为其澄清溶液则拆，浊液则不拆。如澄清石灰水中Ca(OH)2以Ca2＋、OH－存在，可拆成离子形式；若为石灰乳，则写作Ca(OH)2。在生成物中，微溶物则看作沉淀，不能拆。
(3)可溶性多元弱酸酸式盐的酸根一律保留酸根形式，如在水溶液中HCO不能写成H＋＋CO。
2．看配平是否正确
电荷是否守恒；若为氧化还原型的离子反应还要注意化合价升降是否相等；若是与量有关的离子反应要注意离子配比是否符合条件。
如FeCl3溶液与Cu反应，不能写成Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋，而应写成 2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋。
3．看符号运用是否合理：“===”“”“↓”“↑”及必要条件是否正确、齐全。
4．看离子反应是否符合客观事实
如铁与稀硫酸反应生成Fe2＋而不生成Fe3＋。再如将少量SO2通入漂白粉溶液中：H2O＋SO2＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO错在忽略了HClO可以将＋4价的硫氧化，且反应条件为碱性，应为Ca2＋＋ClO－＋SO2＋2OH－===CaSO4↓＋Cl－＋H2O。
考点5　离子共存、离子检验和推断
一、离子共存
离子共存问题是离子反应条件和本质的最直接应用，所谓几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
二、熟记常见离子的性质
氧化性
ClO－、MnO、NO(H＋)、Fe3＋、Cr2O
还原性
S2－(HS－)、SO(HSO)、I－、Br－、Cl－、Fe2＋
水解显酸性
NH、Mg2＋、Al3＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋
水解显碱性
AlO、S2－、SO、CO、SiO、ClO－、CH3COO－
两性离子
HCO、HS－、HSO、HPO、H2PO
注意：“两性离子”指既能与强酸反应又能与强碱反应的离子，一般为多元弱酸的酸式酸根离子。
三、常见溶液酸、碱性的判断
1．酸性溶液
pH＜7(常温)；能使pH试纸呈红色的溶液；能使甲基橙呈红色或橙色的溶液；能使石蕊试液呈红色的溶液。
2．碱性溶液
pH＞7(常温)；能使pH试纸呈蓝色的溶液；能使石蕊试液呈蓝色的溶液；能使酚酞试液呈红色的溶液。
3．呈酸性或碱性的溶液
和Al反应放出H2的溶液(HNO3除外)；能使甲基橙呈黄色的溶液；c水(H＋)或c水(OH－)等于10－a mol/L(a＞7)的溶液。
四、常见离子检验“三法”
方法
离子
试剂
现象
注意
沉
淀
法
Cl－、Br－、I－
AgNO3和HNO3
白色沉淀(AgCl)、淡黄色沉淀(AgBr)、黄色沉淀(AgI)

SO
稀HCl和BaCl2
白色沉淀
先用足量HCl酸化
沉
淀
法
Fe2＋
NaOH溶液
白色沉淀→灰绿色→红褐色沉淀

Fe3＋
NaOH溶液
红褐色沉淀

Al3＋
NaOH溶液
白色沉淀→沉淀溶解
Zn2＋也有此现象
气
体
法
NH
浓NaOH溶液和湿润的红色石蕊试纸
产生刺激性气体，使试纸变蓝
反应要加热
CO
稀盐酸和石灰水
石灰水变浑浊
HCO、SO、HSO也有此现象
SO
稀H2SO4和品红溶液
品红溶液褪色

显
色
法
I－
氯水(少量)和CCl4
下层为紫色

Fe2＋
KSCN溶液，再滴氯水
先是无变化，滴氯水后变红色

Fe3＋
KSCN溶液
红色

苯酚溶液
紫色

Na＋、K＋
铂丝和HCl
火焰为黄色(Na＋)、浅紫色(K＋)
要透过蓝色钴玻璃观察K＋的焰色

第三讲　氧化还原反应
考点1　氧化还原反应的相关概念及表示方法
一、氧化还原反应的本质和特征

二、氧化还原反应的有关概念及其相互关系
1．有关概念

口诀：升(化合价升高)失(失电子)氧(被氧化，发生氧化反应)还(作还原剂，本身具有还原性)，
降(化合价降低)得(得电子)还(被还原，发生还原反应)氧(作氧化剂，本身具有氧化性)。
例如：反应4HCl(浓)＋MnO2MnCl2＋Cl2↑＋2H2O中，氧化剂是MnO2，氧化产物是Cl2，还原剂是HCl，还原产物是 MnCl2；生成1 mol Cl2时转移电子的物质的量为 2__mol，被氧化的HCl的物质的量是 2__mol。
2．氧化还原反应与四种基本反应类型间的关系

三、氧化还原反应中电子转移的表示方法
1．双线桥法

请用双线桥法标出Cu与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目：
。
2．单线桥法

请用单线桥法标出Cu与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目：
。
四、常见的氧化剂和还原剂
1．常见氧化剂
常见氧化剂包括某些非金属单质、含有高价态元素的化合物、过氧化物等。例如：

2．常见还原剂
常见还原剂包括活泼的金属单质、非金属离子及低价态化合物、低价金属阳离子、非金属单质及其氢化物等。例如：

3．具有中间价态的物质既有氧化性，又有还原性
具有中间价态的物质
氧化产物
还原产物
Fe2＋
Fe3＋
Fe
SO
SO
S
H2O2
O2
H2O
其中：Fe2＋、SO主要表现还原性，H2O2主要表现氧化性。
考点2　物质的氧化性、还原性强弱比较
一、氧化性、还原性强弱的认识
1．氧化性是指物质得电子的性质(或能力)；还原性是指物质失电子的性质(或能力)。
2．氧化性、还原性的强弱取决于物质得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。例如：Na－e－===Na＋，Al－3e－===Al3＋，但根据金属活动性顺序表，Na比Al活泼，更易失去电子，所以Na比Al的还原性强。
二、氧化性、还原性强弱的比较方法
　依据反应原理

氧化性：氧化剂＞氧化产物。
还原性：还原剂＞还原产物。
　依据金属活动性顺序

　依据非金属活动性顺序


　依据元素周期表

　依据电化学原理
(1)原电池：一般情况下，两种不同的金属构成原电池的两极，其还原性：负极>正极。
(2)电解池：用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化性较强，在阳极先放电的阴离子的还原性较强。
　依据反应条件及反应的剧烈程度
反应条件要求越低，反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强，如是否加热、反应温度高低、有无催化剂和反应物浓度大小等。例如：根据2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑，Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑，可以推知还原性Na>Mg。
　依据氧化还原反应的程度
相同条件下，不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的其对应氧化剂的氧化性强。例如：根据2Fe＋3Cl22FeCl3，Fe＋SFeS，可以推知氧化性：Cl2>S。
考点3　氧化还原反应的基本规律及其应用
1．守恒规律
(1)含义
电子守恒：氧化还原反应中，氧化剂得到电子的总数等于还原剂失去电子的总数。
(2)应用：运用“守恒规律”可进行氧化还原反应方程式的配平，直接计算反应物与产物或转移电子的数量关系。
2．价态规律
(1)归中规律
①含义：含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化遵循“高价＋低价―→中间价”，而不会出现交叉现象。可总结为价态相邻能共存，价态相间能归中，归中价态不交叉，价升价降只靠拢。
例如：H2S与浓硫酸的反应：

②应用：根据化合价判断氧化还原反应体系中的氧化剂、还原剂和氧化产物、还原产物及电子转移的数目，判断同种元素不同价态的物质之间反应的可能性。
(2)歧化规律
“中间价―→高价＋低价”。
具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。
3．强弱规律
(1)含义：具有较强氧化性的氧化剂跟具有较强还原性的还原剂反应，生成具有较弱还原性的还原产物和具有较弱氧化性的氧化产物。
在浓度相差不大的溶液中：
①同时含有几种还原剂时将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。
如在FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性：Fe2＋>Br－，所以Fe2＋先与Cl2反应。
②同时含有几种氧化剂时将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。
如在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe3＋>Cu2＋>H＋，所以铁粉先与Fe3＋反应，然后依次为Cu2＋、H＋。
(2)应用：判断物质发生氧化还原反应的先后顺序；判断氧化还原反应中氧化性、还原性的相对强弱；判断某氧化还原反应能否发生。
4．先后规律
(1)含义：越易失去电子的物质，失去后就越难得到电子；越易得到电子的物质，得到后就越难失去电子。一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，与还原性最强的优先发生反应；同理，一种还原剂同时与多种氧化剂相遇时，与氧化性最强的优先发生反应，如FeBr2溶液中缓缓通入Cl2时，发生离子反应的先后顺序为2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－，2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－。
(2)应用：判断物质的稳定性及反应顺序。
考点4　氧化还原反应方程式的配平及计算
1．配平原理
在氧化还原反应中，从现象看是元素化合价升降总数相等，从本质看是电子得失总数相等。对离子方程式进行配平时，除满足上述要求外，还要注意电荷守恒。
2．一般氧化还原反应方程式的配平——化合价升降法

3．计算电子转移守恒的公式
n(氧化剂)×氧化剂化学式中变价原子个数×价差＝n(还原剂)×还原剂化学式中变价原子个数×价差

第三章 金属及其重要化合物
第一讲　钠及其重要化合物
考点1　钠的性质及应用
1．钠的物理性质
颜色：银白色，熔点：低，硬度：小，导电、导热性：良好，密度：ρ(H2O)＞ρ(钠)＞ρ(煤油)。
2．钠的化学性质
(1)主要化学性质(填化学方程式)
Na
[总结]　钠与水、酸反应的实质都是钠与H＋的反应。
(2)钠与含有酚酞的水溶液反应的实验现象及解释

3．钠的保存
实验室中通常将少量钠保存在煤油中，目的是防止钠与空气中的氧气和水发生反应。
4．钠的用途
(1)工业上用钠作强还原剂，用于冶炼金属，如4Na＋TiCl4Ti＋4NaCl。
(2)NaK合金(液态)用作原子反应堆的导热剂。
(3)高压钠灯。
考点2　氧化钠和过氧化钠
氧化钠与过氧化钠的比较

氧化钠
过氧化钠
化学式
Na2O
Na2O2
氧元素的化合价
－2
－1
电子式


化合物类型
离子化合物
离子化合物
颜色状态
白色固体
淡黄色固体
与H2O反应的化学方程式
Na2O＋H2O===2NaOH
2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑
与CO2反应的化学方程式
Na2O＋CO2=== Na2CO3
2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2
与盐酸反应的化学方程式
Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O
2Na2O2＋4HCl===4NaCl＋2H2O＋O2↑
用途

氧化剂、供氧剂、漂白剂、杀菌剂
考点3　碳酸钠与碳酸氢钠
1．性质(填化学方程式)


2．相互转化
Na2CO3NaHCO3
考点4　碱金属元素、焰色反应
1．碱金属的一般性与特殊性
(1)一般性

相似性
递变性(由Li→Cs)
原子结构
最外层均为1个电子
电子层数逐渐增多；
核电荷数逐渐增大；
原子半径逐渐增大
元素性质
都具有较强的金属性，
最高正价均为＋1价
金属性逐渐增强
单质
性质
物理
性质
(除Cs外)都呈银白色，
密度较小，熔、沸点较低
密度呈增大趋势(钾反常)，
熔、沸点逐渐降低
化学
性质
都具有较强的还原性
还原性逐渐增强；
与O2反应越来越剧烈，产物越来越复杂
(2)特殊性
①碱金属的密度一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度比钠的小。
②碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在石蜡中。
③碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是离子化合物，其中氢以H－形式存在，显－1价，碱金属氢化物是强还原剂。
2．焰色反应
(1)焰色反应的概念
某些金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现出特殊的颜色，其属于物理变化，属于元素的性质。
(2)焰色反应的操作
铂丝无色待测物观察火焰颜色铂丝无色
(3)常见元素的焰色
钠元素：黄色；钾元素：紫色(透过蓝色钴玻璃观察)；铜元素：绿色。

第二讲　镁、铝及其重要化合物
考点1　镁、铝的性质及应用
一、铝的性质及应用
1．铝的结构和存在形式
铝位于元素周期表的第三周期ⅢA族，原子结构示意图为
铝是地壳中含量最多的金属元素，自然界中的铝全部以化合态的形式存在。
2．铝的物理性质
铝是银白色、具有金属光泽的固体，硬度较小，具有良好的导电性、导热性和延展性。
3．铝的化学性质

写出图中有关反应的方程式(能写离子方程式的写离子方程式)：


4.铝的用途,纯铝用作导线，铝合金用于制造汽车、飞机、生活用品等。
二、镁的性质及应用
1.镁的性质
(1)物理性质：具有银白色金属光泽的固体，密度、硬度均较小，熔点较低，有良好的导电、导热和延展性。
(2)化学性质

①与非金属单质反应


2.海水提镁

3．镁的用途
生产合金，冶金工业上用作还原剂和脱氧剂。
4．镁的重要化合物
物质
主要性质
氧化镁
碱性氧化物
MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O
氢氧化镁
中强碱
Mg(OH)2＋2H＋=== Mg2＋＋2H2O
难溶于水
Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓
溶解度小于碳酸镁
MgCO3＋H2O Mg(OH)2＋CO2↑
　Mg在CO2中能够燃烧，所以Mg着火时不能用二氧化碳灭火器和泡沫灭火器灭火。
考点2　铝的重要化合物
1．氧化铝
(1)物理性质：白色固体，难溶于水，有很高的熔点。
(2)化学性质(用化学方程式表示)

2．氢氧化铝
(1)物理性质：白色胶状不溶于水的固体，有较强的吸附性。
(2)化学性质(用化学方程式表示)
Al(OH)3的电离方程式为
①
②受热分解：2Al(OH)3Al2O3＋3H2O。
(3)制备
①向铝盐溶液中加入氨水，离子方程式为Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH。
②向NaAlO2溶液中通入足量CO2，离子方程式为AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO。
③NaAlO2溶液与AlCl3溶液混合：3AlO＋Al3＋＋6H2O===4Al(OH)3↓。
3．常见的铝盐
(1)硫酸铝钾是由两种不同的金属离子和一种酸根离子组成的复盐。
(2)明矾的化学式为KAl(SO4)2·12H2O，它是无色晶体，可溶于水，其水溶液pH<7。明矾可以净水，其净水的原理是Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体吸附水中杂质形成沉淀而净水。
考点3　“铝三角”转化关系及应用
1．Al3＋、Al(OH)3、AlO之间的转化关系

写出上述转化的离子方程式：
(1)①Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH，
②Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓，
③Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓；
(2)Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O；
(3)Al3＋＋4OH－===AlO＋2H2O；
(4)AlO＋4H＋===Al3＋＋2H2O；
(5)①AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO(CO2过量)，
②AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓；
(6)Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O。
2．Al3＋、Al(OH)3、AlO之间的定性分析和定量计算
(1)把NaOH溶液逐滴加入到AlCl3溶液中至过量
Ⅰ.定性分析
①现象：先有白色沉淀产生，然后沉淀逐渐溶解。
②原理：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓、Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O。
③图像

Ⅱ.定量计算
①根据AlCl3(设为a mol)与NaOH(设为b mol)计算生成Al(OH)3沉淀的量

②根据AlCl3(设为a mol)和Al(OH)3(设为b mol)计算需要NaOH的量
当NaOH不足时，n(NaOH)＝3b；
当NaOH过量时，n(NaOH)＝4a－b。
(2)把AlCl3溶液逐滴加入到NaOH溶液中至过量
①现象：开始时无明显现象，然后逐渐产生大量的白色沉淀。
②原理：Al3＋＋4OH－===AlO＋2H2O、Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓。
③图像

(3)向NaAlO2溶液中逐滴加盐酸至过量
①现象：先生成白色沉淀，随后沉淀逐渐溶解。
②原理：AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓、Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。
③图像

(4)向HCl溶液中逐滴加入NaAlO2溶液至过量
①现象：开始无明显现象，反应一段时间后逐渐产生大量的白色沉淀。
②原理：4H＋＋AlO===Al3＋＋2H2O、Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓。
③图像


第三讲　铁及其重要化合物
考点1　铁及其重要化合物
1．铁的物理性质
纯铁具有金属的共性，如具有银白色金属光泽，具有导电、导热和延展性，具有能被磁铁吸引的特征。
2．铁的化学性质(用化学方程式或离子方程式表示)
铁单质性质活泼，有较强的还原性，主要化合价为＋2价和＋3价。

(1)与非金属单质的反应
①与O2的反应
常温：铁被腐蚀生成铁锈，其主要成分为Fe2O3。
点燃：3Fe＋2O2Fe3O4。
②与Cl2的反应：2Fe＋3Cl22FeCl3。
③与S的反应：Fe＋SFeS。
(2)与水的反应：常温下铁与水不反应，在高温条件下与水蒸气反应：3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2。
(3)与酸的反应
①与非氧化性酸反应的离子方程式：Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑。
②与氧化性酸反应：遇冷的浓硫酸或浓硝酸发生钝化，与稀硝酸或在加热条件下与浓硫酸、浓硝酸反应，但无H2产生。
(4)与盐溶液的反应
①与CuSO4溶液反应的离子方程式：Fe＋Cu2＋===Fe2＋＋Cu。
②与FeCl3溶液反应的离子方程式：Fe＋2Fe3＋===3Fe2＋。

3．铁的氧化物
化学式
FeO
Fe2O3
Fe3O4
俗名

铁红
磁性氧化铁
颜色状态
黑色粉末
红棕色粉末
黑色晶体(有磁性)
溶解性
难溶于水
难溶于水
难溶于水
铁的化合价
＋2
＋3
＋2，＋3
稳定性
不稳定
稳定
稳定
与H＋反应的离子方程式
FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O
Fe2O3＋6H＋===2Fe3＋＋3H2O
Fe3O4＋8H＋===Fe2＋＋2Fe3＋＋4H2O
4.铁的氢氧化物
化学式
Fe(OH)2
Fe(OH)3
色态
白色固体
红褐色固体
与盐酸反应
Fe(OH)2＋2H＋===Fe2＋＋2H2O
Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O
受热分解

2Fe(OH)3Fe2O3＋3H2O
制法
可溶性亚铁盐与碱溶液反应：Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓
可溶性铁盐与碱溶液反应：Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓
二者的关系
在空气中，Fe(OH)2能够非常迅速地被氧气氧化成Fe(OH)3，现象是白色絮状沉淀迅速变成灰绿色，最后变成红褐色，反应方程式为4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3
5.亚铁盐和铁盐
(1)亚铁盐
含有Fe2＋的溶液呈浅绿色，Fe2＋既有氧化性，又有还原性，Fe2＋与Zn、Cl2反应的离子方程式分别为Zn＋Fe2＋===Zn2＋＋Fe、2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－。
(2)铁盐
①氧化性：含有Fe3＋的溶液呈棕黄色，Fe3＋具有氧化性，Fe3＋与Cu反应的离子方程式为2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋。
②特性：含有Fe3＋的盐溶液遇到KSCN时变成红色。
③易水解：FeCl3滴入沸水中的化学方程式：FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl。
考点2　“铁三角”及Fe2＋、Fe3＋的检验
1．“铁三角”的转化关系

(1)Fe2＋与强氧化剂(O2、Cl2、Br2、H2O2、Na2O2、KMnO4、浓硫酸、HNO3、NO2、K2Cr2O7等)反应时，被氧化为Fe3＋。例如：6Fe2＋＋Cr2O＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O。
(2)Fe3＋与Fe、Cu、S2－(H2S)、I－(HI)等还原剂反应时生成Fe2＋。例如：2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋(三价铁盐腐蚀印刷电路板)。
[注意]　氧化性：Ag＋>Fe3＋>Cu2＋>Fe2＋；还原性：S2－＞I－＞Fe2＋＞Br－＞Cl－。
2．“铁三角”的重要应用
(1)判断离子共存
Fe2＋NO(H＋)、ClO－、MnO(H＋)；
Fe3＋S2－、I－、SO；
Fe2＋、Fe3＋HCO、CO等水解相互促进的离子。
(2)除杂
溶液
杂质
除杂方法
FeCl2
FeCl3
加过量铁粉后过滤
FeCl3
FeCl2
加氯水或H2O2
FeCl2
CuCl2
加过量铁粉后过滤
(3)盐溶液的配制与保存

(4)物质制备

3．检验Fe2＋、Fe3＋的常用方法
(1)Fe3＋的检验
①溶液变红色，证明含有Fe3＋。
②产生红褐色沉淀，证明有Fe3＋存在。
(2)Fe2＋的检验
①无现象溶液变红色，证明含有Fe2＋。
②产生白色絮状沉淀，迅速变成灰绿色，最终变为红褐色，证明有Fe2＋。
③生成蓝色沉淀，证明有Fe2＋。
(3)含Fe3＋、Fe2＋的混合溶液中Fe3＋、Fe2＋的检验(应分两次分别检验)
溶液变红色，说明含有Fe3＋。
KMnO4溶液紫红色褪去，说明含有Fe2＋。
　检验Fe2＋和Fe3＋时的注意事项
(1)检验Fe2＋时不能先加氯水后加KSCN溶液，也不能将加KSCN后的混合溶液加入到足量的新制氯水中(新制氯水可以氧化SCN－)。
(2)当溶液浓度较稀时，利用观察法或加NaOH溶液的方法都不宜检验Fe2＋和Fe3＋的存在。
(3)Fe3＋、Fe2＋、Cl－同时存在时不能用酸性KMnO4溶液检验Fe2＋(Cl－能还原酸性KMnO4，有干扰)。
(4)检验Fe2＋、Fe3＋的其他方法
①检验Fe2＋最好、最灵敏的试剂是铁氰化钾K3[Fe(CN)6]：3Fe2＋＋2[Fe(CN)6]3－===Fe3[Fe(CN)6]2↓(蓝色)。
②检验Fe3＋也可用苯酚(C6H5OH)，在FeCl3溶液中滴加苯酚，溶液显紫色。

第四讲　用途广泛的金属材料及开发利用金属矿物
考点1　铜及其重要化合物
1．铜
(1)物理性质：紫红色固体，具有良好的延展性、导热性和导电性。
(2)化学性质

反应物
化学方程式
非金属单质
O2
①潮湿的空气中：2Cu＋O2＋CO2＋H2O===Cu2(OH)2CO3(碱式碳酸铜，绿色)
②2Cu＋O22CuO(黑色固体)
Cl2
Cu＋Cl2CuCl2(棕黄色烟)
S
2Cu＋SCu2S
氧化性酸
浓硫酸
Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O
浓硝酸
Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
稀硝酸
3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
盐
AgNO3
Cu＋2AgNO3===Cu(NO3)2＋2Ag
FeCl3
Cu＋2FeCl3===CuCl2＋2FeCl2
2.氧化铜和氧化亚铜
名称
氧化铜
氧化亚铜
颜色
黑色
砖红色
水溶性
不溶
不溶
与酸反应(H＋)
CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O
Cu2O＋2H＋===Cu2＋＋Cu＋H2O
与H2反应
CuO＋H2Cu＋H2O
Cu2O＋H22Cu＋H2O
转化关系
4CuO2Cu2O＋O2↑
3.氢氧化铜
(1)物理性质：蓝色不溶于水的固体。
(2)化学性质及应用

4．铜盐
(1)碱式碳酸铜
Cu2(OH)2CO3的名称为碱式碳酸铜，是铜绿的成分，它是铜在潮湿的空气中被锈蚀的结果，受热易分解：Cu2(OH)2CO32CuO＋H2O＋CO2↑。
(2)硫酸铜
①CuSO4·5H2O为蓝色晶体，俗称蓝矾、胆矾。
②无水CuSO4为白色粉末，遇水变蓝色(生成CuSO4·5H2O)，可作为水的检验依据。
(3)铜盐的毒性
铜盐溶液有毒，是因为铜离子能使蛋白质变性失去生理活性，故可利用胆矾、熟石灰、水配成波尔多液，用来杀灭植物的病毒。
考点2　金属矿物的开发及利用
1．金属在自然界中的存在形态
除了金、铂等极少数金属外，绝大多数金属以化合态的形式存在于自然界中。在这些金属化合物中，金属元素都显正化合价。
2．金属的冶炼
(1)实质：把金属从化合态还原为游离态。
(2)一般步骤

(3)方法(通过熟记金属活动性顺序理解)
方法名称
主要反应原理(举例)
热分解法
2HgO2Hg＋O2↑
2Ag2O4Ag＋O2↑
热还原法
C作还原剂
2ZnO＋C2Zn＋CO2↑
CO作还原剂
Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2(高炉炼铁)
H2作还原剂
WO3＋3H2W＋3H2O
活泼金属作还原剂
3MnO2＋4Al3Mn＋2Al2O3
电解法
2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑
MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑
2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑
3.合金
(1)概念：是指两种或两种以上的金属(或金属与非金属)熔合而成的具有金属特性的物质。
(2)性能：合金具有不同于各成分金属的物理、化学性能或机械性能。
①熔点：一般比它的各成分金属都低；
②硬度和强度：一般比它的各成分金属都大。
4．常见金属材料

(1)重要的黑色金属材料——钢
钢是用量最大、用途最广的合金。
钢
(2)几种有色金属材料


第四章 非金属及其化合物
第一讲　碳、硅及无机非金属材料
考点1　碳、硅单质及其重要化合物的性质
一、碳、硅的单质
1．存在：自然界中碳元素既有游离态，又有化合态，而硅元素因有亲氧性，所以仅有化合态。碳单质主要有金刚石、石墨、C60等同素异形体，硅单质主要有晶体硅和无定形硅两大类。
2．碳、硅单质的结构、物理性质与用途的比较

碳
硅
结构
金刚石：空间网状结构；石墨：层状结构
晶体硅：与金刚石类似的空间网状结构
物理性质
金刚石熔点高、硬度大；石墨熔点高、质软，有滑腻感
晶体硅为灰黑色固体，有金属光泽、硬度大、熔点高
用途
金刚石用作切割刀具；石墨用作电极、铅笔芯
晶体硅用作半导体材料、硅芯片和硅太阳能电池
3.碳、硅单质的化学性质
碳、硅在参与化学反应时，一般表现还原性。
碳
二、碳、硅的氧化物
1．CO的性质
(1)物理性质：无色无味的气体，难溶于水。能使人中毒的原因是其与人体中血红蛋白相结合，因缺氧而中毒。
(2)化学性质
①可燃性：2CO＋O22CO2。
②还原性：CO还原Fe2O3的反应为Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2。
2．二氧化碳与二氧化硅的比较
(1)物理性质
①熔、沸点：CO2的熔、沸点比SiO2的熔、沸点低。
②溶解性：CO2可溶于水，SiO2不溶于水。
(2)化学性质
物质
二氧化碳
二氧化硅
与水反应
CO2＋H2OH2CO3
不反应
与酸反应
不反应
氢氟酸用于刻蚀玻璃：
SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O
与碱反应
(如NaOH)
CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O
或CO2＋NaOH===NaHCO3
SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O(盛碱液的试剂瓶不能用玻璃塞)
与盐反应
(如Na2CO3)
CO2＋Na2CO3＋H2O===2NaHCO3
SiO2＋Na2CO3Na2SiO3＋CO2↑
与碱性氧
化物反应
与Na2O反应：CO2＋Na2O===Na2CO3
与CaO反应：SiO2＋CaOCaSiO3　
与碳反应
C＋CO22CO
2C＋SiO2Si＋2CO↑
(3)主要用途
CO2：化工原料、灭火剂。干冰用作制冷剂，人工降雨。
SiO2：制光学仪器、石英玻璃。水晶可制作饰品，常用来制造通讯材料光导纤维。
考点2　硅酸盐及无机非金属材料
一、硅酸和硅酸钠
1．硅酸(H2SiO3)
硅酸不溶于水，其酸性比碳酸弱，不能使紫色石蕊试液变红色。
(1)硅酸不稳定，受热易分解：H2SiO3SiO2＋H2O。
(2)硅酸能与碱溶液反应，如与NaOH溶液反应的化学方程式为H2SiO3＋2NaOH===Na2SiO3＋2H2O。
(3)硅酸在水中易聚合形成胶体。硅胶吸附水分能力强，常用作干燥剂。
2．硅酸钠(Na2SiO3)
(1)白色、可溶于水的粉末状固体，其水溶液俗称水玻璃(或泡花碱)，有黏性，水溶液显碱性。
(2)它能与酸性较硅酸强的酸反应，Na2SiO3溶液与下列两种物质反应的化学方程式分别为
与盐酸反应：Na2SiO3＋2HCl===2NaCl＋H2SiO3↓。
与CO2(少量)反应：Na2SiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3。
(3)用途：黏合剂(矿物胶)，耐火阻燃材料。
二、硅酸盐和无机非金属材料
1．硅酸盐
(1)由硅、氧和金属元素组成的化合物的总称，是构成地壳岩石的主要成分。
(2)硅酸盐组成的表示
通常用二氧化硅和金属氧化物的组合形式表示硅酸盐的组成，如硅酸钠(Na2SiO3)可表示为Na2O·SiO2，钾长石(KAlSi3O8)可表示为K2O·Al2O3·6SiO2。
2．无机非金属材料
(1)传统无机非金属材料，如水泥、玻璃、陶瓷等硅酸盐材料。
①常见硅酸盐材料比较

水泥
玻璃
陶瓷
生产原料
石灰石、黏土
纯碱、石灰石、石英砂
黏土
主要设备
水泥回转窑
玻璃窑
陶瓷窑
②玻璃生产中的两个重要反应：Na2CO3＋SiO2Na2SiO3＋CO2↑；CaCO3＋SiO2CaSiO3＋CO2↑。
(2)新型无机非金属材料，如高温结构陶瓷、光导纤维、生物陶瓷、压电陶瓷等。

第二讲　富集在海水中的元素——卤素
考点1　氯单质及其重要化合物的性质及应用
一、氯气
1．物理性质
(1)色、味、态：黄绿色有刺激性气味的气体。
(2)水溶性：能溶于水。
(3)毒性：有毒。
2．化学性质(未特别注明的填化学方程式)
(1)与金属反应

(2)与非金属反应

(3)与水反应：H2O＋Cl2HCl＋HClO。
(4)与碱液反应

(5)与还原性物质反应

二、氯的重要化合物
1．次氯酸
(1)不稳定性：2HClO2HCl＋O2↑。
氯水须现用现配，保存在棕色试剂瓶中，置于冷暗处。
(2)强氧化性
①能将有色物质氧化为无色物质，有漂白性。
②可用于杀菌、消毒。
(3)弱酸性
NaClO溶液中通入CO2，化学方程式为NaClO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HClO。
2．漂白粉

考点2　氯气的实验室制法
1．实验室制取、收集干燥纯净氯气的装置


2．验满方法
(1)将湿润的淀粉­碘化钾试纸靠近收集Cl2的瓶口，观察到试纸立即变蓝，则证明已集满。
(2)将湿润的蓝色石蕊试纸靠近收集Cl2的瓶口，观察到试纸立即发生先变红后褪色的变化，则证明已集满。
考点3　卤素的性质及X－的检验
一、卤素的提取
1．氯的提取——氯碱工业
海水―→粗盐饱和食盐水
化学方程式为2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。
2．海水中提取溴
(1)流程

(2)发生反应的化学方程式
①2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2；
②Br2＋SO2＋2H2O===2HBr＋H2SO4；
③2HBr＋Cl2===2HCl＋Br2。
3．海带中提取碘
(1)流程

(2)发生反应的离子方程式：Cl2＋2I－===I2＋2Cl－。
二、卤素的性质
1．溴、碘单质物理性质比较
性质
Br2
I2
颜色
深红棕色
紫黑色
状态
液体
固体
溶解性
水中
溶解度不大
溶解度不大
有机溶剂中
易溶
易溶
特性
易挥发、有毒
①易升华；②使淀粉变蓝
2.氯、溴、碘单质化学性质比较
(1)与碱溶液反应：
如与NaOH溶液反应的化学方程式为2NaOH＋X2===NaX＋NaXO＋H2O(X＝Cl、Br、I)。
(2)氧化性
①都能与金属反应生成金属卤化物，如与钠反应的化学方程式为2Na＋X2===2NaX(X＝Cl、Br、I)。
②氯、溴、碘单质的氧化性强弱顺序是Cl2>Br2>I2，阴离子的还原性强弱顺序是Cl－ Cl2能从Br－的溶液中置换出Br2，其离子方程式为Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2；同理，Br2能置换I2，其离子方程式为Br2＋2I－===2Br－＋I2。
③与一些还原性离子反应，如Br2与SO、Fe2＋反应的离子方程式分别为Br2＋SO＋H2O===2Br－＋SO＋2H＋，2Fe2＋＋Br2===2Fe3＋＋2Br－。
三、卤素离子的检验
1．AgNO3溶液——沉淀法
未知液生成
2．置换——萃取法
未知液 有机层
3．氧化——淀粉法检验I－
未知液蓝色溶液，表明有I－

第三讲　硫及其重要化合物
考点1　硫及其氧化物的性质及应用
一、硫单质
1．自然界中硫的存在形态

2．物理性质
颜色状态：黄色晶体。
溶解性：水中不溶，酒精中微溶，CS2中易溶。
3．化学性质

二、硫的氧化物
1．二氧化硫
(1)物理性质
色、味、态：无色、有刺激性气味的气体；水溶性：易溶于水；毒性：有毒。
(2)化学性质

②氧化性(如与H2S溶液反应)：SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O(生成淡黄色沉淀)
③还原性
④漂白性：SO2可使品红溶液褪色，加热后，溶液由无色变为红色
2．三氧化硫
(1)物理性质
在标准状况下，SO3为无色晶体(填色态)。
(2)化学性质

3．硫的氧化物对大气的污染
(1)来源：含硫化石燃料的燃烧及金属矿物的冶炼等。
(2)危害：危害人体健康，形成酸雨(pH小于5.6)。
(3)治理：燃煤脱硫，改进燃烧技术。
(4)硫酸型酸雨的形成途径有两个：
途径1：2SO2＋O22SO3、SO3＋H2O===H2SO4。
途径2：SO2＋H2OH2SO3、2H2SO3＋O2===2H2SO4。
考点2　H2SO4的性质及SO的检验
1．浓硫酸的物理性质及腐蚀性
(1)挥发性：难挥发。
(2)溶解性：浓H2SO4与水以任意比互溶，溶解时可放出大量的热；浓H2SO4稀释的方法是将浓H2SO4沿烧杯内壁缓缓倒入水中，并不断用玻璃棒搅拌。
(3)浓硫酸对人体皮肤有强烈的腐蚀作用。如果不慎在皮肤上沾上少量浓硫酸时，处理方法是立即用大量水冲洗，然后涂上NaHCO3溶液。
2．硫酸是强电解质，写出稀硫酸与下列物质反应的离子方程式：
(1)铁：Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑；
(2)MgO：MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O；
(3)Ba(OH)2：Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O；
(4)Na2SO3：SO＋2H＋===H2O＋SO2↑；
(5)BaCl2：Ba2＋＋SO===BaSO4↓。
3．浓H2SO4的特性
(1)填写下表
实验
实验现象
浓硫酸的性质
少量胆矾加入浓硫酸中
蓝色固体变白
吸水性
用玻璃棒蘸取浓硫酸滴在滤纸上
沾有浓H2SO4的滤纸变黑
脱水性
将铜片加入盛有浓硫酸的试管中加热
铜片逐渐溶解，产生无色、有刺激性气味的气体
酸性、强氧化性
(2)分别写出浓硫酸与Cu、C反应的化学方程式：
Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O、C＋2H2SO4(浓)CO2↑＋2SO2↑＋2H2O。
(3)常温下，铁、铝遇浓H2SO4发生钝化，可用铝槽车运输浓H2SO4。
4．SO的检验
检验SO的正确操作方法：被检液取清液观察有无白色沉淀产生(判断有无SO)。
先加稀盐酸的目的是防止CO、SO、Ag＋干扰，再加BaCl2溶液，有白色沉淀产生，说明有SO，可能发生反应的离子方程式：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O、SO＋2H＋===SO2↑＋H2O、Ag＋＋Cl－===AgCl↓、Ba2＋＋SO===BaSO4↓。注意盐酸和BaCl2溶液的顺序不可颠倒。
考点3　硫及其化合物的相互转化
1．含硫物质间的转化

2．含硫物质的连续氧化
硫元素
3．从氧化还原反应的角度定位硫及其化合物间的转化
(1)相邻价态的同种元素的微粒间不发生氧化还原反应，如S和H2S、S和SO2、SO2和浓硫酸之间不发生氧化还原反应。
(2)当硫元素的化合价升高或降低时，一般升高或降低到其相邻的价态，即台阶式升降。可用如图表示：

如：H2O2O3

(3)相同价态硫的转化是通过酸、碱反应实现的，如：

写出②、③、④反应的化学方程式：
②H2SO3＋2NaOH===Na2SO3＋2H2O；
③Na2SO3＋H2SO4===Na2SO4＋H2O＋SO2↑；
④Na2SO3＋SO2＋H2O===2NaHSO3。
(4)典型的归中反应
2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O；
2Na2S＋Na2SO3＋3H2SO4===3Na2SO4＋3S↓＋3H2O。

第四讲　氮及其重要化合物
考点1　氮气及氮的氧化物
1．氮气

写出有关化学方程式：
①3Mg＋N2Mg3N2；
②N2＋3H22NH3；
③N2＋O22NO。
2．氮的氧化物
氮有多种价态的氧化物：N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5等。
完成下表中NO和NO2的比较：

NO
NO2
物理
性质
颜色
无色
红棕色
毒性
有毒
有毒
溶解性
不溶
能溶
化学
性质
与O2反应
2NO＋O2===2NO2

与H2O反应

3NO2＋H2O===2HNO3＋NO
3.氮氧化物对环境的污染及防治
(1)常见的污染类型
①光化学烟雾：NOx在紫外线作用下，与碳氢化合物发生一系列光化学反应，产生一种有毒的烟雾。
②酸雨：NOx排入大气中后，与水反应生成HNO3和HNO2，随雨雪降到地面。
③破坏臭氧层：NO2可使平流层中的臭氧减少，导致地面紫外线辐射量增加。
④NO与血红蛋白结合使人中毒。
(2)常见的NOx尾气处理方法
①碱液吸收法
2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O
NO2＋NO＋2NaOH===2NaNO2＋H2O
NO2、NO的混合气体能被足量烧碱溶液完全吸收的条件是n(NO2)≥n(NO)，一般适合工业尾气中NOx的处理。
②催化转化法
在催化剂、加热条件下，氨可将氮氧化物转化为无毒气体(N2)或NOx与CO在一定温度下催化转化为无毒气体(N2和CO2，一般适用于汽车尾气的处理)。
考点2　氨和铵盐
1．氨气
(1)氨的分子结构和物理性质
电子式
密度
气味
水溶性

比空气小
强烈刺激性气味
极易溶于水(1∶700)
(2)化学性质(填化学方程式)

(3)实验室制取

→2NH4Cl＋Ca(OH)22NH3↑＋CaCl2＋2H2O

→固体＋固体气体(与用KClO3和MnO2或KMnO4制O2的装置相同)

→用碱石灰干燥

→向下排空气法

→

→收集时，一般在管口塞一团棉花，可减小NH3与空气的对流速度，收集到纯净的NH3
(4)氨的用途
化工原料，用于制硝酸、铵盐、纯碱、尿素，用作制冷剂。
2．铵盐
(1)
(2)NH的检验

考点3　硝酸的性质及应用
1．物理性质
色味态：无色有刺激性气味液体；挥发性：易挥发。
水溶性：与水以任意比互溶；发烟硝酸：质量分数在98%以上的硝酸。
2．化学性质

(1)不稳定性：4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O。
(2)强氧化性
①与金属反应
a．与除Au、Pt外大部分金属反应
浓硝酸与铜反应：Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O；
稀硝酸与铜反应：3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O。
b．常温下浓硝酸使Fe、Al钝化。
②与非金属反应
浓硝酸与炭反应：C＋4HNO3(浓)CO2↑＋4NO2↑＋2H2O。
③与某些还原性化合物(如Fe2＋、SO等形成的化合物)反应。
(3)与有机物反应
①硝化反应(与C6H6反应)：C6H6＋HNO3C6H5NO2＋H2O。
②颜色反应：某些蛋白质遇到浓硝酸时变黄色。
考点4　氮及其化合物性质的综合运用
1．氮及其化合物的转化

写出各转化关系的化学方程式或离子方程式：
①NH3·H2ONH3↑＋H2O；
②NH3＋H2ONH3·H2O；
③NH3＋H＋===NH_；
④NH＋OH－NH3↑＋H2O；
⑤4NH3＋3O22N2＋6H2O(或4NH3＋6NO5N2＋6H2O)；
⑥N2＋3H22NH3；
⑦N2＋O22NO；
⑧6NO＋4NH35N2＋6H2O；
⑨2NO＋O2===2NO2；
⑩3NO2＋H2O===2HNO3＋NO；
⑪3NO2＋H2O===2HNO3＋NO；
⑫4HNO3(浓)＋Cu===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O；
⑬3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O；
⑭；
⑮N2O42NO2；
⑯2NO2N2O4；
⑰NO2＋NO＋2OH－===2NO＋H2O；
⑱3Mg＋N2Mg3N2。
2．含氮物质的化合价变化及规律
(1)氮元素间的歧化和归中
歧化——同一元素的化合价在同一反应中既升高又降低。
归中——同一元素高价态和低价态生成中间价态。
歧化：3NO2＋H2O===2HNO3＋NO。
归中：6NO＋4NH35N2＋6H2O。
(2)含氮物质的连续氧化
NH3NONO2HNO3
N2NONO2HNO3。

第五章 物质结构 元素周期律
第一讲　原子结构
考点1　原子结构
1．原子的构成

2．原子结构中的微粒关系
(1)原子内的等量关系
①质子数＝核电荷数＝核外电子数。
②质量数＝质子数＋中子数。
(2)离子内的等量关系
①阳离子的核外电子数＝质子数－电荷数。
②阴离子的核外电子数＝质子数＋电荷数。
3．元素符号周围数字的意义

考点2　“三素四量”的辨析
1．“三素”(元素、核素、同位素)的概念及相互关系

2．几种重要的核素
核素
U
C
H
H
O
用途
核燃料
用于考古断代
制氢弹

示踪原子
3.“四量”(原子质量、原子的相对原子质量、元素的相对原子质量、质量数)比较
类别
定义
实例
原子质量
某元素某种核素的一个原子的真实质量
一个8O的原子质量是2.657×10－26 kg
原子的相对
原子质量
一个原子的质量与一个6C原子质量的的比值
8O的相对原子质量约为16
元素的相对
原子质量
元素的各种天然同位素的相对原子质量与其在自然界中所占的物质的量分数计算出的平均值
Ar＝Ar(A)·a%＋Ar(B)·b%＋…(其中a%＋b%＋…＝1)
质量数
某原子核内质子数与中子数之和
8O的质量数为18
备注
某核素的质量数可视为该核素的近似相对原子质量
考点3　原子核外电子排布
1．核外电子排布规律

2．原子结构示意图

3．“18电子”微粒


分子
离子
一核18电子
Ar
K＋、Ca2＋、Cl－、S2－、P3－
二核18电子
F2、HCl
O、HS－
三核18电子
H2S

四核18电子
PH3、H2O2

五核18电子
SiH4、CH3F、NH2OH

六核18电子
N2H4、CH3OH

其他微粒
C2H6、CH3NH2
N2H、N2H
4.其他等电子微粒
“10电子”微粒：

“9电子”微粒：—F、—OH、—NH2、—CH3(甲基)。
“14电子”微粒：Si、N2、CO、C2H2。
“2电子”微粒：He、H－、Li＋、Be2＋、H2。

第二讲　元素周期表　元素周期律
考点1　元素周期表
1．原子序数
原子序数＝核电荷数＝核外电子数＝质子数。
2．编排原则
周期(横行)：元素原子的电子层数相同，左―→右：原子序数递增；
族(纵行)：元素原子的最外层电子数相同，上―→下：电子层数递增。
3．结构
(1)周期(7个横行，7个周期)

短周期
长周期
周期序数
一
二
三
四
五
六
七
元素种数
2
8
8
18
18
32
32
0族元素原子序数
2
10
18
36
54
86
118
(2)族(18个纵行，16个族)
主族
列序
1
2
13
14
15
16
17
族序
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
副族
列序
3
4
5
6
7
11
12
族序
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
ⅠB
ⅡB
Ⅷ族
第8、9、10共3个纵行
0族
第18纵行
4.元素周期表中的特殊位置
(1)分区
①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
(2)过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵行共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
(3)镧系：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
(4)锕系：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
(5)超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。
考点2　元素周期律及其应用
1．元素周期律的定义
元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
2．元素周期律的实质
元素原子核外电子排布周期性变化的结果。
3．元素周期律的具体表现形式
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
原
子
结
构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
相同
逐渐增多
原子半径
逐渐减小
(稀有气体元素除外)
逐渐增大
离子半径
阳离子半径逐渐减小，
阴离子半径逐渐减小；
r(阴离子)>r(阳离子)
逐渐增大
性
质
化合价
最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)，
最低负化合价＝－(8－主族序数)
相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
元素的金属性
和非金属性
金属性逐渐减弱，
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强，
非金属性逐渐减弱
离子的氧化性、还原性
阳离子氧化性逐渐增强，
阴离子还原性逐渐减弱
阳离子氧化性逐渐减弱，
阴离子还原性逐渐增强
气态氢化物稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱；
酸性逐渐增强
碱性逐渐增强；
酸性逐渐减弱
4.元素金属性强弱的比较
(1)结构比较法：最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强。
(2)
(3)
5．元素非金属性强弱的比较
(1)结构比较法：最外层电子数越多，电子层数越少，非金属性越强。
(2)
(3)
6．元素周期表、元素周期律的应用
(1)寻找新材料

(2)预测元素的性质
①比较不同周期、不同主族元素的性质，如金属性Mg>Al、Ca>Mg，则由碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Mg(OH)2，得碱性：Ca(OH)2>Al(OH)3。
②推测未知元素的某些性质
例如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知 Be(OH)2难溶。
根据卤族元素的性质递变规律，可推知不常见元素砹(At)应为黑色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt难溶于水。
7．元素“位—构—性”的关系

(1)性质与位置的互推
①根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置，如同周期主族元素A、B、C的金属性逐渐增强，则可知A、B、C在同周期中按C、B、A的顺序从左向右排列。
②根据元素在周期表中的位置关系可以推断元素的性质，如A、B、C三元素在同一主族中从上往下排列，则A、B、C的单质氧化性依次减弱或还原性依次增强。
(2)结构与性质的互推
①若某主族元素的最外层电子数小于4，则该元素容易失电子；若该元素的最外层电子数大于4，则该元素容易得电子。
②若某主族元素容易得电子，则可推知该元素的最外层电子数大于4；若该元素容易失电子，则可推知该元素的最外层电子数小于4。
(3)结构与位置的互推
由原子序数确定主族元素位置方法：只要记住了稀有气体元素的原子序数(He—2、Ne—10、Ar—18、Kr—36、Xe—54、Rn—86)，就可确定主族元素的位置。
①若比相应的稀有气体元素多1或2，则应处在下周期的第ⅠA族或第ⅡA族，如88号元素：88－86＝2，则应在第七周期第ⅡA族；
②若比相应的稀有气体元素少1～5时，则应处在同周期的ⅢA族～ⅦA族，如84号元素应在第六周期第ⅥA族。

第三讲　化学键
考点1　离子键和共价键
1．化学键
(1)概念：使离子相结合或原子相结合的作用力。
(2)分类

2．离子键与共价键的比较
键型
离子键
共价键
非极性键
极性键
特点
阴、阳离子间的相互作用
共用电子对不发生偏移
共用电子对偏向吸引能力强的原子一方
成键粒子
阴、阳离子
原子
成键
活泼金属元素和活泼非金属元素
同种元素的原子
不同种元素的原子
存在
离子化合物
非金属单质、某些化合物
共价化合物、某些离子化合物
3.电子式
(1)概念：在元素符号周围用“·”或“×”来代表原子的最外层电子(价电子)的式子。
(2)书写

写出下列物质的电子式：
Na2O2、Na2O、MgCl2、NaOH、NH4Cl、Cl2、N2、H2O、CO2。
、、
、。
(3)用电子式表示物质的形成过程
Na2S：

考点2　化学键与物质类别、物质变化的关系
1．化学键与物质类别
(1)化学键的存在

(2)化学键与物质类别的关系
①只含有共价键的物质
a．同种非金属元素构成的单质，如I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。
b．不同非金属元素构成的共价化合物，如HCl、NH3、SiO2、CS2等。
②只含有离子键的物质
活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等。
③既含有离子键又含有共价键的物质
如Na2O2、NH4Cl、NaOH、Na2SO4等。
④无化学键的物质
稀有气体(单原子分子)，如氩气、氦气等。
2．物质的溶解或熔化与化学键变化的关系
(1)离子化合物的溶解或熔化过程
离子化合物溶于水或熔化后均电离成自由移动的阴、阳离子，离子键被破坏。
(2)共价化合物的溶解过程
①有些共价化合物溶于水后，能与水反应，发生电离，其分子内共价键被破坏，如CO2和SO2等。
②有些共价化合物溶于水后，发生电离，其分子内的共价键被破坏，如HCl、H2SO4等。
③某些共价化合物溶于水后，其分子内的化学键不被破坏，如蔗糖(C12H22O11)、酒精(C2H5OH)等。
(3)单质的溶解过程
某些活泼的非金属单质溶于水后，能与水反应，其分子内的共价键被破坏，如Cl2、F2等。
3．化学键与化学反应
旧化学键的断裂和新化学键的形成是化学反应的本质，是反应中能量变化的根本。

4．化学键对物质性质的影响
(1)对物理性质的影响
金刚石、晶体硅、石英、金刚砂等物质硬度大、熔点高，就是因为其中的共价键很强，破坏时需消耗很多的能量。NaCl等部分离子化合物，也有很强的离子键，故熔点也较高。
(2)对化学性质的影响
N2分子中有很强的共价键，故在通常状况下，N2很稳定；H2S、HI等分子中的共价键较弱，故它们受热时易分解。

第六章 化学反应与能量
第一讲　化学能与热能
考点1　焓变与反应热
一、焓变与反应热
1．焓变：在恒压条件下化学反应的热效应，其符号为ΔH，单位是kJ/mol。
2．反应热：化学反应中放出或吸收的热量。
二、吸热反应和放热反应
1．反应特点
(1)从能量高低的角度分析

对于吸热反应：反应物的总能量＝生成物的总能量－吸收的热量；
对于放热反应：反应物的总能量＝生成物的总能量＋放出的热量。
(2)从化学键的角度分析

2．常见的吸热反应和放热反应
(1)吸热反应：大多数分解反应、盐的水解反应、Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl反应、C与H2O(g)反应、C与CO2反应。
(2)放热反应：大多数化合反应、中和反应、金属与酸的反应、所有的燃烧反应。
考点2　热化学方程式
1．热化学方程式的概念
表示参加化学反应的物质的量和反应热的关系的化学方程式。
2．热化学方程式的意义
表明了化学反应中的物质变化和能量变化，如2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571.6 kJ·mol－1表示25 ℃、101 kPa时，2 mol氢气和1 mol氧气反应生成2 mol液态水时放出 571.6 kJ的热量。
3．热化学方程式的书写
-写出配平的化学方程式
-
-
4．书写热化学方程式“六注意”

考点3　燃烧热、中和热及能源
1．燃烧热和中和热的比较

燃烧热
中和热
相同点
能量变化
放热
ΔH及其单位
ΔH＜0，单位均为kJ·mol－1
不同点
反应物的量
1 mol
不一定为1 mol
生成物的量
不确定
生成物水为1 mol
反应热含义
101 kPa 时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量
在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量
表示方法
燃烧热为ΔH＝－a kJ·mol－1(a＞0)
强酸与强碱反应的中和热为57.3 kJ·mol－1或ΔH＝－57.3 kJ·mol－1
　“完全燃烧”是指物质中元素完全转变成对应的稳定氧化物，如C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)等。
2．中和热的测定
(1)装置(请在横线上填写仪器名称)

(2)计算公式
ΔH＝－×10－3 kJ·mol－1
t1为起始温度，t2为终止温度，m1、m2为酸、碱溶液的质量(单位为g)，c为中和后生成的溶液的比热容(4.18 J·g－1·℃－1)，n为参加反应的酸或碱的物质的量(单位为mol)。
3．能源

考点4　有关反应热的计算
一、利用热化学方程式计算
反应热与反应物的物质的量成正比。根据已知的热化学方程式和已知的反应物或生成物的物质的量，可以计算反应放出或吸收的热量；根据一定量的反应物或生成物的量计算出反应放出或吸收的热量，换算成1 mol反应物或生成物的热效应，也可以书写热化学方程式。
二、利用旧键断裂和新键形成过程中的能量差计算
ΔH＝反应物的总键能之和－生成物的总键能之和。
若反应物旧化学键断裂吸收能量E1，生成物新化学键形成放出能量E2，则反应的ΔH＝E1－E2。
三、利用盖斯定律计算
1．盖斯定律是指化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的，即化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
2．在具体的应用过程中，采用以下五个步骤就能快速、准确地解决问题。
(1)写：写出目标方程式(题目中要求书写的热化学方程式)，配平。
(2)比：将已知方程式和目标方程式比较，分析物质类别、位置(在反应物中还是在生成物中)的区别。
(3)倒：为了将已知方程式相加得到目标方程式，可将方程式颠倒过来，反应热的数值不变，但符号要相反。这样，可以避免减法运算中容易出现的错误。
(4)乘：为了将方程式相加得到目标方程式，可将方程式乘以某个数(可以是分数)，反应热也要进行相应地运算。
(5)加：倒、乘两个方面做好了，只要将方程式相加即可得目标方程式，反应热也相加即可。注意：ΔH要带着“＋”“－”符号进行运算。

第二讲　原电池　新型化学电源
考点1　原电池及其工作原理
一、原电池的概念和反应本质
原电池是把化学能转化为电能的装置，其反应本质是氧化还原反应。
二、原电池的构成条件
1．一看反应
看是否有能自发进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应)。
2．二看两电极：一般是活泼性不同的两电极。
3．三看是否形成闭合回路
形成闭合回路需三个条件：
(1)电解质溶液；
(2)两电极直接或间接接触；
(3)两电极插入电解质溶液中。
三、原电池的工作原理
如图是两种锌铜原电池示意图：

1．反应原理
电极名称
负极
正极
电极材料
锌片
铜片
电极反应
Zn－2e－===Zn2＋
Cu2＋＋2e－===Cu
反应类型
氧化反应
还原反应
电池反应
Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu
2.原电池中的三个方向
(1)电子流动方向：从负极流出沿导线流入正极；
(2)电流流动方向：从正极沿导线流向负极；
(3)离子迁移方向：电解质溶液中，阴离子向负极迁移，阳离子向正极迁移。
四、盐桥原电池的组成和作用
1．盐桥原电池中半电池的构成条件：电极金属和其对应的盐溶液。一般不要任意替换成其他阳离子盐溶液，否则可能影响效果。盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼胶制成的胶冻。
2．盐桥的作用
(1)连接内电路，形成闭合回路；
(2)平衡电荷，使原电池不断产生电流。
考点2　原电池原理的应用
1．设计制作化学电源
(1)首先将氧化还原反应分成两个半反应。
(2)根据原电池的反应特点，结合两个半反应找出正、负极材料和电解质溶液。
2．比较金属活动性强弱
两种金属分别作原电池的两极时，一般作负极的金属比作正极的金属活泼。
3．加快氧化还原反应的速率
一个自发进行的氧化还原反应，设计成原电池时反应速率加快。例如：在Zn与稀H2SO4反应时，加入少量CuSO4溶液能使产生H2的反应速率加快。
4．用于金属的防护
使被保护的金属制品作原电池正极而得到保护。例如：要保护一个铁质的输水管道或钢铁桥梁等，可用导线将其与一块锌块相连，使锌作原电池的负极。
考点3　化学电源及电极反应式的书写
一、一次电池——碱性锌锰干电池

负极材料：Zn，电极反应式：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2；
正极材料：MnO2，电极反应式：2MnO2＋2H2O＋2e－===2MnOOH＋2OH－；
总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnOOH＋Zn(OH)2。
二、二次电池(以铅蓄电池为例)

1．放电时的反应
(1)负极：Pb(s)＋SO(aq)－2e－===PbSO4(s)(氧化反应)；
(2)正极：PbO2(s)＋4H＋(aq)＋SO(aq)＋2e－===PbSO4(s)＋2H2O(l)(还原反应)；
(3)总反应：Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq)===2PbSO4(s)＋2H2O(l)。
2．充电时的反应
(1)阴极：PbSO4(s)＋2e－===Pb(s)＋SO(aq)(还原反应)；
(2)阳极：PbSO4(s)＋2H2O(l)－2e－===PbO2(s)＋4H＋(aq)＋SO(aq)(氧化反应)；
(3)总反应：2PbSO4(s)＋2H2O(l)===Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq)。
三、燃料电池
氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，可分为酸性和碱性两种。

酸性
碱性
负极反应式
2H2－4e－===4H＋
2H2＋4OH－－4e－===4H2O
正极反应式
O2＋4H＋＋4e－===2H2O
O2＋2H2O＋4e－===4OH－
电池总反应式
2H2＋O2===2H2O
四、电极反应式书写技巧和步骤
首先明确电极反应式属于以离子反应表达的氧化还原半反应，要遵循离子方程式的拆分物质的规则。
1．先写出电极反应式的主要框架(待配平)
(1)酸性电解液
负极：还原剂－xe－→氧化产物＋H＋
正极：氧化剂＋xe－＋H＋ →还原产物
(2)非酸性电解液(或质)(包括碱溶液、熔融碳酸盐及氧化物)
负极：还原剂－xe－＋阴离子 → 氧化产物
正极：氧化剂＋xe－→ 阴离子＋还原产物
2．依据化合价变化分别标出氧化剂与电子的比例、还原剂与电子的比例，也就是配平氧化剂、还原剂和电子的系数。
3．根据电荷守恒配平离子，注意要把得电子看作负电荷，失电子看作正电荷处理。
4．最后根据元素守恒配平其余物质。

第三讲　电解池　金属腐蚀与防护
考点1　电解原理
一、电解
使电流通过电解质溶液(或熔融的电解质)而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程。在此过程中，电能转化为化学能。
二、电解池
1．电极名称及电极反应式
以用惰性电极电解CuCl2溶液为例：

总反应方程式：CuCl2Cu＋Cl2↑。
2．电解池中电子和离子的移动

注意：电子只在导线中移动，不可流经溶液。
三、阴、阳极的判断及电极反应式的书写
1．判断电解池的阴、阳极
(1)根据外接电源的正、负极判断
电源正极连接阳极；电源负极连接阴极。
(2)根据电极产物判断
电极溶解、逸出O2(或电极区变酸性)或逸出Cl2的为阳极；析出金属、逸出H2(或电极区变碱性)的为阴极。
2．电极反应式的书写步骤
(1)分析电解质水溶液的组成：找全离子并分阴、阳两组(不要忘记水溶液中的H＋和OH－)。
(2)排出阴、阳两极的放电顺序
①阳极
活性电极(Zn、Fe、Cu等)：电极材料失电子；
惰性电极(Pt、Au、石墨等)：S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根。
②阴极
Ag＋>Fe3＋>Cu2＋>H＋(酸中)>Fe2＋>Zn2＋。
(3)写出两极电极反应式
①阳极：活性电极失去电子生成相应的金属阳离子；溶液中的阴离子失去电子生成相应的单质或高价态化合物。
②阴极：溶液中的阳离子得到电子生成相应的单质或低价态化合物。
(4)写出电解总反应式
在两极转移电子数目相同的前提下，两极反应式相加即可得总反应的化学方程式或离子方程式。
考点2　电解原理的应用
一、电解饱和食盐水
1．电极反应
阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑(反应类型：氧化反应)。
阴极：2H＋＋2e－===H2↑(反应类型：还原反应)。
2．总反应化学方程式及离子方程式
化学方程式：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑；
离子方程式：2Cl－＋2H2O2OH－＋H2↑＋Cl2↑。
3．应用：氯碱工业制烧碱、氯气和氢气。
二、电镀和电解精炼铜

电镀(Fe表面镀Cu)
电解精炼铜
阳极
电极材料
镀层金属铜
粗铜(含Zn、Fe、Ni、Ag、Au等杂质)
电极反应
Cu－2e－===Cu2＋
Zn－2e－===Zn2＋
Fe－2e－===Fe2＋
Ni－2e－===Ni2＋
Cu－2e－===Cu2＋
阴极
电极材料
待镀金属铁
纯铜
电极反应
Cu2＋＋2e－===Cu
电解质溶液
含Cu2＋的盐溶液
注：电解精炼铜时，粗铜中的Ag、Au等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥
三、电冶金
利用电解熔融盐或氧化物的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。
1．冶炼钠
2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑
电极反应：
阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑；
阴极：2Na＋＋2e－===2Na。
2．冶炼镁
MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑
电极反应：
阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑；
阴极：Mg2＋＋2e－===Mg。
3．冶炼铝
2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑
电极反应：
阳极：6O2－－12e－===3O2↑；
阴极：4Al3＋＋12e－=== 4Al。
考点3　有关电化学的计算
一、有关电化学的计算
1．计算类型
原电池和电解池的计算包括两极产物的定量计算、溶液pH的计算、相对原子质量和阿伏加德罗常数的计算、产物的量与电量关系的计算等。
2．方法技巧
(1)根据电子守恒计算
用于串联电路中阴阳两极产物、正负两极产物、相同电量等类型的计算，其依据是电路中转移的电子数相等。
(2)根据总反应式计算
先写出电极反应式，再写出总反应式，最后根据总反应式列出比例式计算。
(3)根据关系式计算
根据得失电子守恒建立起已知量与未知量之间的桥梁，构建计算所需的关系式。
如以通过4 mol e－为桥梁可构建如下关系式：

(式中M为金属，n为其离子的化合价数值)
二、多池串联装置中电池类型的判断
将原电池和电解池结合在一起，或几个电解池串联在一起，综合考查化学反应中的能量变化、氧化还原反应、化学实验和化学计算等知识，是高考中电化学部分的重要题型。解答该类试题时电池种类的判断是关键，整个电路中各个电池工作时电子守恒是数据处理的法宝。
1．直接判断
非常直观明显的装置，如有燃料电池、铅蓄电池等在电路中时，则其他装置为电解池。
如图：A为原电池，B为电解池。

2．根据电池中的电极材料和电解质溶液判断
原电池一般是两个不同的金属电极或一个金属电极和一个碳棒作电极；而电解池则一般都是两个惰性电极，如两个铂电极或两个碳棒电极。原电池中的电极材料和电解质溶液之间能发生自发的氧化还原反应，电解池的电极材料一般不能和电解质溶液自发反应。
如图：A为电解池，B为原电池。

3．根据电极反应现象判断
在某些装置中根据电极反应现象可判断电极，并由此判断电池类型。
如图：若C极溶解，D极上析出Cu，B极附近溶液变红，A极上放出黄绿色气体，则可知乙是原电池，D是正极，C是负极，甲是电解池，A是阳极，B是阴极。B、D极发生还原反应，A、C极发生氧化反应。

4．原电池和电解池的组合装置的思维模型

三、综合装置中的有关计算
原电池和电解池综合装置的有关计算的根本依据就是电子转移的守恒，分析时要注意两点：①串联电路中各支路电流相等；②并联电路中总电流等于各支路电流之和。在此基础上分析处理其他各种数据。

图中装置甲是原电池，乙是电解池，若电路中有0.2 mol电子转移，则Zn极溶解 6.5 g，Cu极上析出H2 2.24 L(标准状况)，Pt极上析出Cl2 0.1 mol，C极上析出Cu 6.4 g。甲池中H＋被还原，生成H2和ZnSO4，溶液pH变大；乙池中是电解CuCl2，由于Cu2＋浓度的减小使溶液pH微弱增大，电解后再加入适量CuCl2固体可使溶液复原。
考点4　金属的腐蚀与防护
一、化学腐蚀和电化学腐蚀的比较
类型
化学腐蚀
电化学腐蚀
条件
金属与接触到的干燥气体或非电解质液体直接反应
不纯金属接触到电解质溶液发生原电池反应
本质
M－ne－===Mn＋
现象
金属被腐蚀
较活泼金属被腐蚀
区别
无电流产生
有电流产生
联系
两者往往同时发生，电化学腐蚀更普遍
二、钢铁的析氢腐蚀和吸氧腐蚀
类型
析氢腐蚀
吸氧腐蚀
水膜性质
(强)酸性
弱酸性或中性
正极反应
2H＋＋2e－===H2↑
2H2O＋O2＋4e－===4OH－
负极反应
Fe－2e－===Fe2＋
总反应
Fe＋2H＋=== Fe2＋＋H2↑
2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2
其他反应
铁锈的形成：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3，2Fe(OH)3===Fe2O3·xH2O(铁锈)＋(3－x)H2O
三、金属的防护
1．电化学防护
(1)牺牲阳极的阴极保护法——利用原电池原理
①负极(阳极)是作保护材料的金属；
②正极(阴极)是被保护的金属设备。
(2)外加电流的阴极保护法——利用电解原理
①阴极是被保护的金属设备；
②阳极是惰性电极。
2．其他方法
(1)改变金属内部结构，如制成合金；
(2)使金属与空气、水等物质隔离，如电镀、喷油漆等。

第七章 化学反应速率与化学平衡
第一讲　化学反应速率
考点1　化学反应速率
1．表示方法
通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量来表示。
2．表达式
v＝，单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)，如密闭容器中，合成氨的反应N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，开始时c(N2)＝8 mol/L，2 min后c(N2)＝4 mol/L，则用N2表示该反应的反应速率为 2 mol/(L·min)。
3．与化学计量数的关系
对于已知反应mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)，其化学反应速率可用不同的反应物或生成物来表示，当单位相同时，化学反应速率的数值之比等于化学计量数之比，即 v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。
考点2　影响反应速率的因素
1．内因
反应物本身的性质是主要因素，如相同条件下Mg、Al与稀盐酸反应的速率大小关系为v(Mg)>v(Al)。
2．外因(只改变一个条件，其他条件不变)

3．理论解释——有效碰撞理论
(1)活化分子、活化能、有效碰撞
①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图

图中：反应的活化能为E1，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1－E2。
③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。
(2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系

考点3　化学反应速率影响因素的实验探究
在研究影响化学反应速率的因素时，由于外界影响因素较多，故为弄清某个因素的影响，需控制其他因素相同或不变，再进行实验。因此，常用变量控制思想解决该类问题。
解题策略：
(1)确定变量
解答这类题目时首先要认真审题，理清影响实验探究结果的因素有哪些。
(2)定多变一
在探究时，应该先确定其他的因素不变，只改变一种因素，看这种因素与探究的问题存在怎样的关系；这样确定一种以后，再确定另一种，通过分析每种因素与所探究问题之间的关系，得出所有影响因素与所探究问题之间的关系。
(3)数据有效
解答时注意选择数据(或设置实验)要有效，且变量统一，否则无法作出正确判断。

第二讲　化学平衡状态
考点1　可逆反应　化学平衡状态
一、可逆反应
1．定义：在同一条件下既可以向正反应方向进行，同时又可以向逆反应方向进行的化学反应。
2．特点：(1)二同：①相同条件下；②正、逆反应同时进行。
(2)一小：反应物与生成物同时存在，任一组分的转化率都小于100%。
3．表示：在方程式中反应符号用“”表示。
二、化学平衡状态
1．概念：一定条件下的可逆反应中，正反应速率与逆反应速率相等，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度保持不变的状态。
2．特点

考点2　化学平衡的移动
1．化学平衡移动的概念
可逆反应达到平衡状态以后，若反应条件(如温度、压强、浓度等)发生了变化，平衡混合物中各组分的浓度也会随之改变，从而在一段时间后达到新的平衡状态。这种由原平衡状态向新平衡状态的变化过程，叫做化学平衡的移动。
2．化学平衡移动的过程

3．化学平衡移动与化学反应速率的关系
(1)v正>v逆：平衡向正反应方向移动。
(2)v正＝v逆：反应达到平衡状态，平衡不移动。
(3)v正 4．借助图像，分析影响化学平衡的因素
若其他条件不变，改变下列条件对化学平衡的影响如下：
因素
任何反应
可逆反应
平衡移动方向
浓度
增大c(反应物)，v加快；减少c(反应物)，v减慢。
说明：(1)是c(反应物)而不是c(生成物)；(2)纯固体、纯液体的浓度视为定值
增大c(反应物)，v正立即增大，随后减小，v逆瞬时不变，随后增大，直至v正＝v逆；增大c(生成物)，v逆立即增大，随后减小，v正瞬时不变，随后增大，直至v正＝v逆
　
压强
对有气体参与的反应，缩小容器体积，压强增大，v加快；扩大容器体积，压强减小，v减慢。
说明：(1)压强对v的影响，本质是对c(反应物)的影响，即p变化⇒c(反应物)变化⇒v变化。
(2)无气体参与的反应，压强变化对它们的浓度几乎无影响，可以认为v不变
对于有气体参加的可逆反应，增大压强，v正、v逆均增大；减小压强，v正、v逆均减小。
说明：压缩体积，压强增大，所有气体浓度均增大，v正、v逆均增大，一般气体体积大的一方增大得快；同理，扩大体积，压强减小，v正、v逆均减小，气体体积大的一方减小得快
mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)
　

温度
升高温度，v加快，降低温度，v减慢。
说明：温度升高10 ℃，速率加快2～4倍
升高温度，v正、v逆均增大，吸热方向变化大；降低温度，v正、v逆均减小，吸热方向变化大
　
催化剂
正催化剂加快反应速率；负催化剂减缓反应速率
催化剂同等程度地改变可逆反应的正、逆反应速率

5．勒夏特列原理
如果改变影响化学平衡的条件之一(如温度、压强以及参加反应的化学物质的浓度)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。

第三讲　化学平衡常数及反应进行的方向
考点1　化学平衡常数及应用
1．概念
在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，用符号K表示。
2．表达式
对于反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，
K＝(固体和纯液体的浓度视为常数，通常不计入平衡常数表达式中)。
3．意义
(1)K值越大，反应物的转化率越大，正反应进行的程度越大。
(2)K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。
(3)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。
4．应用
(1)判断、比较可逆反应进行的程度
一般来说，一定温度下的一个具体的可逆反应：
K值
正反应进行的程度
平衡时生成物浓度
平衡时反应物浓度
反应物转化率
越大
越大
越大
越小
越高
越小
越小
越小
越大
越低
(2)判断正在进行的可逆反应是否达到平衡或反应进行的方向
对于可逆反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，浓度商Qc＝，则将浓度商和平衡常数作比较可判断可逆反应所处的状态。

(3)判断可逆反应的热效应




(4)计算平衡体系中的相关量
根据相同温度下，同一反应的平衡常数不变，计算反应物或生成物的浓度、转化率等。
考点2　有关化学平衡的计算
一、三段式计算模式
1．分析三个量：起始量、变化量、平衡量。
2．明确三个关系
(1)对于同一反应物，起始量－变化量＝平衡量。
(2)对于同一生成物，起始量＋变化量＝平衡量。
(3)各转化量之比等于各反应物的化学计量数之比。
3．计算方法：三段式法
化学平衡计算模式：对以下反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物质的量浓度分别为a mol/L、b mol/L，达到平衡后消耗A的物质的量浓度为mx mol/L。
　　　　　　　mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)
起始量(mol/L) a b 0 0
变化量(mol/L) mx nx px qx
平衡量(mol/L) a－mx b－nx px qx
(1)平衡常数：K＝。
(2)转化率＝×100%，如α(A)平＝×100%。
(3)百分含量：φ(A)＝×100%。
(4)平衡前后的压强之比：＝。
(5)平均摩尔质量：M＝ g/mol。
二、等效平衡
1．含义
在一定条件下(恒温恒容或恒温恒压)，对同一可逆反应体系，起始时加入物质的物质的量不同，而达到化学平衡时，同种物质的百分含量相同。
2．原理
同一可逆反应，当外界条件一定时，反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，最后都能达到平衡状态。其中平衡混合物中各物质的百分含量相同。
由于化学平衡状态与条件有关，而与建立平衡的途径无关，因而，同一可逆反应，从不同的状态开始，只要达到平衡时条件(温度、浓度、压强等)完全相同，则可形成等效平衡。
3．规律
条件
恒温、恒容
恒温、恒容
恒温、恒压
反应的特点
任何可逆反应
反应前后气体分子数相等
任何可逆反应
起始投料
换算为化学方程式同一边物质，其“量”相同
换算为化学方程式同一边物质，其“量”符合同一比例
换算为化学方程式同一边物质，其“量”符合同一比例
平衡特点质
量分数(w%)
相同
相同
相同
浓度(c)
相同
成比例
相同(气体)
物质的量(n)
相同
成比例
成比例
考点3　化学反应进行的方向
1．自发过程
(1)含义
在一定条件下，不需要借助外力作用就能自动进行的过程。
(2)特点
①体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或释放热量)。
②在密闭条件下，体系有从有序转变为无序的倾向性(无序体系更加稳定)。
2．自发反应
在一定条件下无需外界帮助就能自发进行的反应称为自发反应。
3．判断化学反应方向的依据
(1)焓变与反应方向
研究表明，对于化学反应而言，绝大多数放热反应都能自发进行，且反应放出的热量越多，体系能量降低得也越多，反应越完全。可见，反应的焓变是制约化学反应能否自发进行的因素之一。
(2)熵变与反应方向
①研究表明，除了热效应外，决定化学反应能否自发进行的另一个因素是体系的混乱度。大多数自发反应有趋向于体系混乱度增大的倾向。
②熵和熵变的含义
a．熵的含义
熵是衡量一个体系混乱度的物理量，用符号S表示。
同一条件下，不同物质有不同的熵值，同一物质在不同状态下熵值也不同，一般规律是S(g)>S(l)>S(s)。
b．熵变的含义
熵变是反应前后体系熵的变化，用ΔS表示，化学反应的ΔS越大，越有利于反应自发进行。
(3)综合判断反应方向的依据
①ΔH－TΔS<0，反应能自发进行。
②ΔH－TΔS＝0，反应达到平衡状态。
③ΔH－TΔS>0，反应不能自发进行。

第八章 水溶液中的离子平衡
第一讲　弱电解质的电离平衡
考点1　弱电解质的电离平衡
一、弱电解质的电离平衡
1．强、弱电解质
(1)概念

(2)与物质类别的关系
①强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐。
②弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。
(3)电离方程式的书写
①弱电解质
a．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
b．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
②酸式盐
a．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
b．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
2．电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示：

3．电离平衡的特征

二、影响电离平衡的外界条件
1．温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
2．浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。
4．加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
考点2　电离平衡常数
1．表达式
(1)对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，电离平衡常数K＝。
(2)对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，电离平衡常数K＝。
2．特点
(1)电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K值增大。
(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K1≫K2≫K3≫…，故其酸性取决于第一步。
3．意义
K值越大，说明弱电解质越易电离，其酸(碱)性越强。
4．影响因素

考点3　强、弱电解质的比较与判断
一、强、弱电解质的比较
以一元强酸(HA)与一元弱酸(HB)的比较为例。

浓度均为0.01 mol·L－1的
强酸HA与弱酸HB
pH均为2的
强酸HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度
2＝pHHA 0.01 mol·L－1＝c(HA) 开始与金属反应的速率
HA>HB
HA＝HB
体积相同时与过量的碱反应消耗碱的量
HA＝HB
HA 体积相同时与过量活泼金属反应产生H2的量
HA＝HB
HA c(A－)与c(B－)大小
c(A－)>c(B－)
c(A－)＝c(B－)
分别加入固体NaA、NaB后pH的变化
HA：不变
HB：变大
HA：不变
HB：变大
加水稀释10倍后
3＝pHHA 3＝pHHA>pHHB>2
溶液的导电性
HA>HB
HA＝HB
水的电离程度
HA HA＝HB
二、强、弱电解质的判断方法(以HA为例)
1．从是否完全电离的角度判断
方法1
测定一定浓度的HA溶液的pH
若测得0.1 mol/L的HA溶液的pH＝1，则HA为强酸；若pH>1，则HA为弱酸
方法2
跟同浓度的盐酸比较导电性
若导电性和盐酸相同，则为强酸；若比盐酸弱，则为弱酸
方法3
跟同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢
若反应速率相同，则为强酸；若比盐酸慢，则为弱酸
2.从是否存在电离平衡的角度判断
(1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断
如将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH＝5，则为强酸，若pH<5，则为弱酸。
(2)从升高温度后pH的变化判断
若升高温度，溶液的pH明显减小，则是弱酸。因为弱酸存在电离平衡，升高温度时，电离程度增大，c(H＋)增大。而强酸不存在电离平衡，升高温度时，只有水的电离程度增大，pH变化幅度小。
3．从酸根离子是否能发生水解的角度判断
可直接测定NaA溶液的pH：若pH＝7，则HA是强酸；若pH>7，则HA是弱酸。

第二讲　水的电离和溶液的酸碱性
考点1　水的电离
1．水的电离
水是极弱的电解质，其电离方程式为2H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。
2．水的离子积常数
(1)表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。室温下，Kw＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，水的电离是吸热过程，升高温度，Kw增大。
(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
3．影响水的电离平衡的因素
(1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。
4．外界条件对水的电离平衡的影响
　　体系变化
条件　　　
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c(OH－)
c(H＋)
酸
逆
不变
减小
减小
增大
碱
逆
不变
减小
增大
减小
可水解的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小
其它，如加入Na
正
不变
增大
增大
减小
考点2　溶液的酸碱性与pH
一、溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。(用“>”“＝”或“<”填空)
酸性溶液中
中性溶液中
碱性溶液中
c(H＋)>c(OH－)
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋) 二、溶液的pH
1．定义式：pH＝－lg_c(H＋)。
2．溶液的酸碱性与pH的关系
室温下：

3．测量
(1)pH试纸法：取一小块试纸放在干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对比，即可确定溶液的pH。
(2)pH计测量法。
三、常见溶液的pH计算
1．单一溶液的pH计算
强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol/L，c(H＋)＝n c mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (n c)。
强碱溶液(25 ℃)，如B(OH)n，设浓度为c mol/L，c(H＋)＝ mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (n c)。
2．混合溶液的pH计算
(1)两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝。
(2)两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。
c(OH－)混＝。
(3)强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。
c(H＋)混或c(OH－)混＝。
考点3　酸碱中和滴定
一、实验原理
利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
二、常用酸碱指示剂及其变色范围
指示剂
变色范围的pH
甲基橙
<3.1红色
3.1～4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
<8.2无色
8.2～10.0粉(浅)红色
>10.0红色
　酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂，因为其变色范围大，颜色变化不明显。
三、实验用品
1．仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。

2．试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
3．滴定管的选择
试剂性质
滴定管
原因
酸性、强氧化性
酸式滴定管
酸性和强氧化性物质易腐蚀橡胶
碱性
碱式滴定管
碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开
四、实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
1．滴定前的准备
—检查滴定管活塞是否漏水
　↓
—先用蒸馏水“洗”，再用待装液“润洗”滴定管
　↓
—滴定管中“装”液至0刻度以上，并“排”气泡
　↓
—调整液面至0或0刻度以下，并读数
　↓
—将一定体积的碱液注入锥形瓶，并加指示剂
　酸式滴定管的查漏：向滴定管中装入一定体积的水，固定在滴定管夹上直立静置两分钟，观察有无水滴滴下，然后将活塞旋转180°，再静置两分钟，观察有无水滴滴下，若均不漏水，滴定管即可使用。
2．滴定

3．终点判断
当滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色(酚酞作指示剂)，且在半分钟内不恢复原色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
　滴定终点是指示剂颜色的突变点，不是恰好中和的点，也不是pH等于7的点。
4．数据处理
按上述操作重复 2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝计算。
五、误差分析
1．原理
依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝，因c(标准)与V(待测)已确定，因此只要分析出不正确的操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。V(标准)变大，则c(待测)偏高；V(标准)变小，则c(待测)偏低。
2．常见误差
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有
步骤
操作
V(标准)
c(待测)
洗涤
酸式滴定管未用标准酸溶液润洗
变大
偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗
变小
偏低
锥形瓶用待测溶液润洗
变大
偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
取液
取碱液的滴定管开始有气泡，读数时气泡消失
变小
偏低
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
变大
偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出
变小
偏低
部分酸液滴在锥形瓶外
变大
偏高
读数
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)
变小
偏低
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)
变大
偏高
六、常用量器的读数方法
1．平视读数(如图1)：实验室中用量筒、移液管或滴定管量取一定体积的液体，读取液体体积时，视线应与凹液面最低点保持水平，视线与刻度的交点即为读数(即“凹液面定视线，视线定读数”)。

2．俯视读数(如图2)：当用量筒测量液体的体积时，由于俯视视线向下倾斜，寻找切点的位置在凹液面的上侧，读数高于正确的刻度线位置，即读数偏大。
3．仰视读数(如图3)：读数时，由于视线向上倾斜，寻找切点的位置在液面的下侧，因滴定管刻度标法与量筒不同，这样仰视读数偏大。

第三讲　盐类的水解
考点1　盐类的水解及其规律
一、实质
盐电离→→生成弱电解质→破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈碱性或酸性。
二、特点

三、规律
有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
盐的类型
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
弱酸强碱盐
实例
NaCl、KNO3
NH4Cl、Cu(NO3)2
CH3COONa、Na2CO3
是否水解
否
是
是
水解的离子

NH、Cu2＋
CH3COO－、CO
溶液的酸碱性
中性
酸性
碱性
溶液的pH (25 ℃)
pH＝7
pH<7
pH>7
四、水解方程式的书写
1．一般要求

例如：NH4Cl的水解离子方程式为NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。
2．三种类型的盐的水解方程式的书写
(1)多元弱酸盐的水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解。
例如：Na2CO3的水解离子方程式为CO＋H2OHCO＋OH－。
(2)多元弱碱盐水解：方程式一步写完。
例如：FeCl3的水解离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。
(3)有些阴、阳离子相互促进的水解：水解相互促进进行到底时，书写时要用“===”“↑”“↓”等。
例如：NaHCO3与AlCl3混合溶液反应的离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
考点2　盐类水解的影响因素
1．内因
弱酸阴离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。
例如：酸性：CH3COOH>H2CO3相同条件下相同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小关系为NaHCO3>CH3COONa。
2．外因
影响因素
水解平衡
水解程度
水解产生离子的浓度
温度
升高
右移
增大
增大
浓度
增大
右移
减小
增大
减小(即稀释)
右移
增大
减小
外加酸碱
酸
弱碱阳离子水解程度减小
碱
弱酸阴离子水解程度减小
考点3　盐类水解的应用
1．盐类水解的应用
应用
举例
判断溶液
的酸碱性
FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
判断酸性强弱
NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ
配制或贮存易
水解的盐溶液
配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量盐酸；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞
胶体的制取
制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
物质的提纯
除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可加入MgO、镁粉、Mg(OH)2或 MgCO3
泡沫灭火
器的原理
成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑　
作净水剂
明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混用
除锈剂
NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂
2．盐溶液蒸干时所得产物的判断
(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，酸根阴离子易水解的强碱盐蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得 Na2CO3(s)。
(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。
(3)考虑盐受热时是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。
(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化，如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
(5)弱酸的铵盐蒸干后无固体，如NH4HCO3、(NH4)2CO3。
考点4　溶液中粒子浓度的大小比较
1．注意两大理论，构建思维模型
(1)电离理论
①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH)。
②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离。如在H2S溶液中：c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)。
(2)水解理论
①弱离子的水解损失是微量的(水解相互促进的除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。如NH4Cl溶液中：c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。　
②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：c(CO)>c(HCO)>c(H2CO3)。
2．把握三种守恒，明确等量关系
(1)电荷守恒→注重溶液呈电中性
溶液中所有阳离子所带的正电荷总浓度等于所有阴离子所带的负电荷总浓度。如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)。
(2)物料守恒→注重溶液中某元素的原子守恒
在电解质溶液中，粒子可能发生变化，但变化前后其中某种元素的原子个数守恒。如0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1。
(3)质子守恒→注重分子或离子得失H＋数目不变
在电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)的得失，但得到的质子数等于失去的质子数。如Na2S水溶液中的质子转移如图所示：

由图可得Na2S水溶液中质子守恒式：c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)。
质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。Na2S水溶液中电荷守恒式为c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)①，物料守恒式为 c(Na＋)＝2[c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)]②，由①式－②式消去没有参与变化的Na＋，即可得质子守恒式：c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)。

第四讲　难溶电解质的溶解平衡
考点1　沉淀溶解平衡及其应用
一、沉淀溶解平衡
1．沉淀溶解平衡的概念
在一定温度下，当难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀速率相等的状态。
2．沉淀溶解平衡的建立
固体溶质溶液中的溶质
3．沉淀溶解平衡的特点

二、影响沉淀溶解平衡的因素
1．内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
2．外因：以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH>0为例
外界条件
移动方向
平衡后c(Ag＋)
平衡后c(Cl－)
Ksp
升高温度
正向
增大
增大
增大
加水稀释
正向
不变
不变
不变
加入少量AgNO3
逆向
增大
减小
不变
通入HCl
逆向
减小
增大
不变
通入H2S
正向
减小
增大
不变
三、沉淀溶解平衡的应用
1．沉淀的生成
(1)调节pH法
如除去CuCl2溶液中的杂质FeCl3，可以向溶液中加入CuO，调节溶液的pH，使Fe3＋形成Fe(OH)3沉淀而除去。离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋、CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O。
(2)沉淀剂法
如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。
2．沉淀的溶解
(1)酸溶解法
如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。
(2)盐溶液溶解法
如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。
(3)配位溶解法
如AgCl溶于氨水，离子方程式为AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。
3．沉淀的转化
(1)实质：沉淀溶解平衡的移动。
如MgCl2溶液Mg(OH)2Fe(OH)3，则溶解度：Mg(OH)2>Fe(OH)3。
(2)规律
一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，沉淀的溶解度差别越大，越容易转化。
(3)应用
锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为CaSO4＋CO===CaCO3＋SO。
矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS转化为CuS，离子方程式为ZnS＋Cu2＋===CuS＋Zn2＋。
考点2　溶度积常数及其应用
1．溶度积和离子积
以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例：

溶度积
离子积
概念
沉淀溶解的平衡常数
溶液中有关离子浓度幂的乘积
符号
Ksp
Qc
表达式
Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，
式中的浓度都是平衡浓度
Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，
式中的浓度是任意时刻的浓度
应用
判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解
(1)Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出
(2)Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态
(3)Qc 2.Ksp的影响因素
(1)内因：难溶物质本身的性质，这是主要决定因素。
(2)外因
①浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。
②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大。
③其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或更难电离物质或气体的离子时，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。

第九章 有机化合物
第一讲　认识有机化合物——主要的烃
考点1　主要烃的结构和性质
一、有机化合物
1．有机化合物：是指含碳元素的化合物，但含碳化合物CO、CO2、碳酸及碳酸盐属于无机物。
2．烃：仅含有碳、氢两种元素的有机物。
3．烷烃：碳原子与碳原子以单键构成链状，碳的其余价键全部被氢原子饱和，这种烃称为饱和链烃，也称为烷烃。
二、甲烷、乙烯和苯的结构与物理性质比较

甲烷
乙烯
苯
分子式
CH4
C2H4
C6H6
结构简式
CH4
CH2CH2

结构特点
只含碳碳单键的饱和烃
含碳碳双键的不饱和链烃
碳碳键相同，是介于碳碳单键与碳碳双键之间的特殊的键
立体构型
正四面体形
平面形
平面正六边形
物理性质
无色气体，难溶于水
无色具有特殊气味的透明液体，密度比水小，难溶于水
三、甲烷、乙烯和苯的化学性质比较

甲烷
乙烯
苯
燃烧
易燃，完全燃烧均生成CO2和H2O
溴
光照条件下与溴蒸气发生取代反应
加成反应
在Fe粉作用下与液溴发生取代反应
酸性KMnO4溶液
不反应
氧化反应
不反应
主要反应类型
取代反应
加成反应、聚合反应
加成反应、取代反应
下面从几种常见的有机反应类型角度认识三种主要烃：
1．取代反应
有机物分子里的某些原子或原子团被其他原子或原子团所替代的反应。
(1)甲烷与Cl2的取代反应

(2)苯的取代反应(填化学方程式)

2．加成反应
有机物分子中的不饱和碳原子与其他原子或原子团直接结合生成新的化合物的反应。
(1)乙烯的加成反应(填化学方程式)

（2）苯的加成反应
苯与H2发生加成反应的化学方程式
3．加聚反应
乙烯合成聚乙烯塑料的化学方程式为
四、烷烃
1．烷烃的结构与性质
通式
CnH2n＋2(n≥1)
结构
链状(可带支链)分子中碳原子呈锯齿状排列；
碳原子间以单键相连，其余价键均被氢原子饱和
特点
一个碳原子与相邻四个原子构成四面体结构；1 mol CnH2n＋2含共价键的数目是(3n＋1)NA
物理性质
密度：随着分子中的碳原子数的增加而增大，但都小于水的密度；
熔、沸点：随分子中的碳原子数的增加而升高；
状态：气态→液态→固态，碳原子数小于5的烷烃常温下呈气态
化学性质
取代反应；氧化反应(燃烧)；分解反应(高温裂解)
2.烷烃的习惯命名法
(1)当碳原子数n≤10时，用甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、壬、癸表示；当n＞10时，用汉字数字表示。
(2)当碳原子数n相同时，用正、异、新来区别。
例如：CH3CH2CH2CH2CH3称为正戊烷，(CH3)2CHCH2CH3称为异戊烷，C(CH3)4称为新戊烷。
考点2　同系物与同分异构体
一、有机物中碳原子的成键特征
1．碳原子的最外层有4个电子，可与其他原子形成4个共价键，而且碳碳原子之间也能相互形成共价键。
2．碳原子不仅可以形成单键，还可以形成双键或三键。
3．多个碳原子可以相互结合形成碳链，也可以形成碳环，碳链或碳环上还可以连有支链。
二、同系物
1．定义：结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质互称为同系物。
2．烷烃同系物：分子式都符合CnH2n＋2(n≥1)，如CH4、CH3CH3、互为同系物。
3．同系物的化学性质相似，物理性质呈现一定的递变规律。
三、同分异构体
1．概念：具有相同的分子式，不同结构的化合物互称为同分异构体。
2．常见烷烃的同分异构体
(1)丁烷的同分异构体为CH3CH2CH2CH3、。
(2)戊烷的同分异构体为CH3CH2CH2CH2CH3、。
四、有机物结构的表示方法(以乙烯C2H4为例)
电子式

用“·”或“×”表示原子最外层电子成键情况的式子
结构式

(1)具有化学式所能表示的意义，能反映物质的结构；
(2)表示分子中原子的结合或排列顺序的式子，但不表示立体构型
结构简式
CH2===CH2
结构式的简便写法，着重突出结构特点(官能团)
球棍模型

小球表示原子，短棍表示价键(单键、双键或三键)
比例模型

用不同体积的小球表示不同大小的原子
考点3　煤、石油和天然气的综合利用
1.煤的综合利用
煤是由有机物和少量无机物组成的复杂混合物，主要含有碳元素，还含有少量氢、氧、氮、硫等元素。
(1)煤的干馏
①原理：把煤隔绝空气加强热使其分解的过程。煤的干馏是一个复杂的物理、化学变化过程。
②煤的干馏产物
a.焦炉气，b.煤焦油，c.焦炭，d.粗氨水，e.粗苯。
(2)煤的气化,将煤中的有机物转化为可燃性气体的过程，目前主要方法是碳和水蒸气反应制水煤气。化学方程式为C＋H2O(g) CO＋H2。
(3)煤的液化
①直接液化：煤＋氢气液体燃料。
②间接液化：煤＋水蒸气水煤气甲醇等。
2．石油的综合利用
(1)石油的成分
石油主要是由多种碳氢化合物组成的混合物。所含元素以碳、氢为主，还有少量N、S、P、O等。
(2)石油的加工
方法
过程
目的
分馏
把原油中各组分分离成沸点不同的分馏产物
获得各种燃料用油
裂化
把相对分子质量大的烃断裂成相对分子质量小的烃
得到更多的汽油等轻质油
裂解
深度裂化，产物主要呈气态
得到乙烯、丙烯、甲烷等化工原料
3.天然气的综合利用
(1)天然气的主要成分是甲烷，它是一种清洁的化石燃料，更是一种重要的化工原料。
(2)天然气与水蒸气反应制取H2，原理：CH4＋H2O(g)CO＋3H2。
4．三大合成材料
(1)三大合成材料是指塑料、合成橡胶和合成纤维。
(2)聚合反应
合成聚乙烯的化学方程式：n CH2===CH2CH2—CH2，单体为CH2===CH2，链节为—CH2—CH2—，聚合度为n。

第二讲　生活中两种常见的有机物和基本营养物质
考点1　乙醇和乙酸
1．乙醇、乙酸的结构和物理性质的比较
物质名称
乙醇
乙酸
结构简式
CH3CH2OH
CH3COOH
官能团
—OH
—COOH
物理性质
色、味、态
无色有特殊香味的液体
无色有刺激性气味的液体
挥发性
易挥发
易挥发
物理性质
密度
比水小

溶解性
与水任意比互溶
易溶于水、乙醇
2.乙醇、乙酸的化学性质的比较

(1)乙醇与钠的反应(填化学方程式，下同)
2CH3CH2OH＋2Na―→2CH3CH2ONa＋H2↑。
(2)乙醇的催化氧化
2CH3CH2OH＋O22CH3CHO＋2H2O。
(3)乙醇和乙酸的酯化反应
CH3CH2OH＋CH3COOHCH3COOCH2CH3＋H2O。
考点2　乙酸乙酯的制备
1．原理(写出化学方程式)
CH3COOH＋C2H5OHCH3COOC2H5＋H2O，其中浓硫酸的作用为催化剂、吸水剂。
2．反应特点

3．装置(液液加热反应)及操作

(1)试管向上倾斜45°，试管内加入少量碎瓷片，长导管起冷凝回流和导气的作用。
(2)试剂的加入顺序为乙醇、浓硫酸、乙酸，不能先加浓硫酸。
(3)要用酒精灯小火均匀加热，以防止液体剧烈沸腾及乙酸和乙醇大量挥发。
4．饱和Na2CO3溶液的作用及现象
(1)作用：降低乙酸乙酯的溶解度、消耗乙酸、溶解乙醇。
(2)现象：在饱和Na2CO3溶液上方有果香味的油状液体出现。
5．提高乙酸乙酯产率的措施
(1)用浓硫酸吸水；
(2)加热将酯蒸出；
(3)适当增加乙醇的用量。
考点3　基本营养物质
一、糖类
1．组成与分类
(1)糖类的组成元素为C、H、O。
(2)分类
类别
单糖
双糖
多糖
特点
不能再水解成更简单的糖
一分子双糖能水解成两分子单糖
一分子多糖能水解成多分子单糖
示例
葡萄糖、果糖
麦芽糖、蔗糖
淀粉、纤维素
分子式
C6H12O6
C12H22O11
(C6H10O5)n
相互关系
同分异构体
同分异构体

2.性质
(1)葡萄糖[结构简式为CH2OH(CHOH)4CHO]

(2)双糖
在稀酸催化作用下发生水解反应，如蔗糖水解生成葡萄糖和果糖。
(3)多糖
①在酸或酶的催化下水解，生成葡萄糖。
②常温下，淀粉遇单质碘变蓝，可用于检验淀粉的存在。
3．用途
(1)糖类物质可给动物提供能量。
(2)葡萄糖是重要的工业原料，主要用于食品加工、医疗输液、合成药物等。
(3)淀粉可作食物，可用于生产葡萄糖和酒精。
(4)纤维素可用于造纸，制造纤维素硝酸酯、黏胶纤维等。
二、油脂
1．组成和结构
油脂是高级脂肪酸与甘油反应所生成的酯。

2．性质——水解反应
(1)酸性条件：水解生成甘油、高级脂肪酸。
(2)碱性条件：水解生成甘油、高级脂肪酸盐，该反应又称为皂化反应。
3．用途
(1)提供人体所需要的能量。
(2)用于生产肥皂和甘油。
三、蛋白质
1．组成
蛋白质由C、H、O、N、S、P等元素组成，蛋白质分子是由氨基酸分子缩合而成的高分子化合物。
2．性质

3．用途
(1)蛋白质是人类必需的营养物质。
(2)蛋白质在工业上有很多用途，动物的毛、皮、蚕丝可制作服装。
(3)酶是一种特殊的蛋白质，是生物体内重要的催化剂。

第十章 化学实验
第一讲　常见物质的检验与鉴别
考点1　常见物质的检验
一、常见阳离子的检验
①H＋、②Fe3＋、③Fe2＋、④Al3＋、⑤NH、⑥Cu2＋、⑦Na＋、⑧K＋、⑨Ag＋
将上述符合相应现象的离子的代号填入下表：
试剂与方法
现象
被检
离子
产生红褐色沉淀
②
NaOH溶液
产生白色沉淀→变为灰绿色→最后变为红褐色
③
开始生成白色沉淀→加至过量沉淀溶解
④
生成蓝色沉淀
⑥
NaOH溶液并加热
生成可使湿润红色石蕊试纸变蓝的气体
⑤
KSCN溶液
溶液呈红色
②
KSCN溶液→氯水
开始无明显现象，再加氯水或双氧水时溶液呈红色
③
盐酸→稀硝酸
生成白色沉淀，且不溶于稀硝酸
⑨
石蕊试液
溶液呈红色
①
焰色反应
火焰呈黄色
⑦
火焰呈浅紫色(透过蓝色钴玻璃)
⑧
二、常见阴离子的检验
①OH－、②Cl－、③Br－、④I－、⑤SO、⑥SO、⑦CO、⑧HCO、⑨SiO、⑩AlO
将上述符合相应现象的离子的代号填入下表：
试剂与方法
现象
被检离子
先加氯化钡溶液，再加稀盐酸，生成的气体分别通入
品红溶液
先产生沉淀，后溶解，生成的气体能使品红溶液褪色
⑥
品红溶液，澄清石灰水
先产生沉淀，后溶解，生成的气体不能使品红溶液褪色，但能使澄清石灰水变浑浊
⑦
澄清石灰水
无沉淀生成，生成的气体能使澄清石灰水变浑浊
⑧
先加氯化钡溶液，再加稀盐酸
产生沉淀，且不溶于稀盐酸
⑤
硝酸银溶液和稀硝酸
产生白色沉淀，且不溶于稀硝酸
②
产生浅黄色沉淀，且不溶于稀硝酸
③
产生黄色沉淀，且不溶于稀硝酸
④
氯水，四氯化碳
下层呈橙色
③
下层呈紫红色
④
酸碱指示剂
石蕊试液
变蓝色
①
酚酞试液
变红色
稀盐酸
生成白色胶状沉淀
⑨
生成白色絮状沉淀，盐酸过量时溶解
⑩
三、常见气体的检验
1．可燃性气体的检验

2．酸性气体的检验

3．碱性气体(NH3)的检验

4．强氧化性气体的检验

5．NO的检验——无色气体，与空气接触后立即变为红棕色。
考点2　常见物质的鉴别
1．概念：鉴别是指对两种或两种以上的物质进行定性辨认。
2．物质鉴别的一般类型和方法
分类
鉴别方法
不用试剂
①先依据外观特征，鉴别出其中的一种或几种，然后再利用它或它们去鉴别其他几种物质
②若均无明显外观特征，可考虑能否用加热或焰色反应等方法鉴别出一种或几种物质
③若以上两种方法都不能鉴别时，可考虑两两混合或相互滴加，记录反应现象，分析确定
只用一种试剂
①先分析被鉴别物质的水溶性、密度、颜色等，初步将被鉴别物质确定或分组
②在鉴别多种酸、碱、盐的溶液时，可依据“相反原理”确定试剂进行鉴别。即被鉴别的溶液多数呈酸性时，可选用碱或水解呈碱性的盐溶液作试剂；若被鉴别的溶液多数呈碱性时，可选用酸或水解呈酸性的盐溶液作试剂
③可考虑用已检出的物质为试剂做后续鉴别
任选或限选试剂
此类题目不限制所加试剂的种类或在指定范围内选择试剂，可有多种解法，题目考查的形式往往是从众多的鉴别方案中选择最佳方案，其要求是操作步骤简单，试剂选用最少，现象最明显

第二讲　常见物质的制备
考点1　常见气体的实验室制法
一、常见气体制备
1．常见气体制备的反应原理(填化学方程式)
(1)O2：2KClO32KCl＋3O2↑或 2H2O22H2O＋O2↑或2KMnO4K2MnO4＋MnO2＋O2↑；
(2)H2：Zn＋H2SO4===ZnSO4＋H2↑；
(3)NH3：2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2H2O＋2NH3↑；
(4)CO2：CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑；
(5)Cl2：MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O；
(6)SO2：Na2SO3＋H2SO4(浓)===Na2SO4＋H2O＋SO2↑；
(7)NO：3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O。
2．常见气体制备的发生装置
选择发生装置一般需从反应物的状态、溶解性和反应条件确定制气装置类型，具体如下表中所示：
装置类型
装置图
适用气体
操作注意事项
固、固加热型

O2、NH3等
①试管要干燥
②试管口略低于试管底
③加热时先预热再固定加热
④用KMnO4制取O2时，需在试管口处塞一小团棉花
固、液加热型或液、液加热型

Cl2等
①加热烧瓶时要垫石棉网
②反应物均为液体时，烧瓶内要加碎瓷片
固、液不加热型

O2、H2、CO2、SO2、NO、NO2等
①使用长颈漏斗时，要使漏斗下端插入液面以下
②启普发生器只适用于块状固体和液体反应，且气体不溶于水
③使用分液漏斗既可以增强气密性，又可控制液体流速和用量
二、气体的收集方法
收集方法
排水法
向上排空气法
向下排空气法
收集原理
收集的气体不与水反应且难溶于水
收集的气体密度比空气大，且与空气密度相差较大，不与空气中成分反应
收集的气体密度比空气小，且与空气密度相差较大，不与空气中成分反应
收集装置



适用的气体
H2、O2、NO、CH4
Cl2、CO2、NO2、SO2
H2、NH3
考点2　气体的净化与尾气处理
一、常见气体的净化方法和净化装置
1．常见气体的净化方法
气体的净化可分为物理方法和化学方法。
遵循的原则：不损失原来气体，不引入新的杂质。
(1)物理方法
①液化法：利用沸点不同从空气中分离出N2和O2。
②水洗法：利用溶解度不同从N2和NH3的混合气体中除去NH3。
(2)化学方法
①氧化还原法：如通过灼热的铜丝网除去混合气体中的O2；通过灼热的CuO除去H2、CO等。
②酸碱法：如将NH3和CO2的混合气体通过碱石灰除去CO2。
③沉淀法：如除去CO2中的H2S可利用CuSO4溶液，反应方程式为H2S＋CuSO4===CuS↓＋H2SO4。
2．常见净化装置

a装置为加热固态试剂以除去气体中杂质的装置，为防止固体“流动”，两端用石棉或玻璃棉堵住，但要使气流通畅。
b装置一般盛液体试剂，用于洗气。
c装置一般盛固体试剂，用于气体除杂和定量计算。
3．常见干燥剂

液态干燥剂
固态干燥剂
装置



常见干燥剂
浓硫酸(酸性、强氧化性)
无水氯化钙(中性)
碱石灰(碱性)
不可干燥的气体
NH3、H2S、HBr、HI等
NH3
Cl2、H2S、HCl、SO2、CO2等
二、尾气的处理
1．转化处理
对有毒、有害的气体必须用适当的方法予以吸收或点燃变为无毒、无害的气体，再排放到空气中。实验室中常见有毒气体的处理方法如下表所示：
Cl2
SO2
NO2
H2S
HCl
NH3
CO
NO
通入NaOH溶液
通入CuSO4溶液或NaOH溶液
通入水
通入水或H2SO4溶液
点燃
与O2混合后通入NaOH溶液
2.直接排入空气中：主要是针对无毒、无害气体的处理。如N2、O2、CO2等。
3．尾气处理装置

(1)在水中溶解度较小的有毒气体，多数可通入烧杯中的溶液中，用某些试剂吸收除去(如图甲)，如Cl2、NO2均可通入NaOH溶液中除去。
(2)对于溶解度很大吸收速率很快的气体，吸收时应防止倒吸，典型装置如图乙。
(3)某些可燃性气体可用点燃(如图丙)或转化的方法除去，如CO、H2可点燃或通过灼热的CuO除去。
(4)收集法：尾气处理也可以采用收集的方法除去(如图丁)，如CH4、C2H4、H2、CO等。
考点3　有机物的制备
有关物质的制备，特别是以有机物的制备及性质为背景的实验是高考中的热点题型。需重点掌握两种有机物即C2H4、C2H2的制备。复习时，除了掌握好教材中经典的制备方法外，还应对药品选择、反应原理进行拓展和创新。
(1)温度计水银球的位置：若要控制反应温度，应插入反应液中；若要选择收集某温度下的馏分，则应放在蒸馏烧瓶支管口附近。
(2)冷凝管的选择：球形冷凝管只能用于冷凝回流，直形冷凝管既能用于冷凝回流，又能用于冷凝收集馏分。
(3)冷凝管的进出水方向：下进上出。
(4)加热方法的选择
①酒精灯加热。酒精灯的火焰温度一般在400～500 ℃，所以需要温度不太高的实验都可用酒精灯加热。
②水浴加热。水浴加热的温度不超过100 ℃。
(5)防暴沸：加碎瓷片或沸石，防止溶液暴沸，若开始忘加，需冷却后补加。

第三讲　化学实验设计与评价
考点1　化学实验方案的设计
一、实验方案设计的五项基本原则

二、实验方案设计的基本思路
根据实验目的和原理及所选用的药品和仪器，设计合理的实验方案，并且从几种方案中分析选择出最佳方案。

三、实验方案设计示例
设计实验证明氯酸钾中含有氯元素。
1．实验原理
2KClO32KCl＋3O2↑，Ag＋＋Cl－===AgCl↓。
2．实验试剂：氯酸钾固体、MnO2、AgNO3溶液、稀硝酸。
3．操作步骤
(1)将氯酸钾和MnO2混合共热。
(2)冷却至室温，加水充分溶解后过滤。
(3)取少量滤液于一洁净试管中，加入几滴稀硝酸酸化的AgNO3溶液，观察到有白色沉淀生成，证明氯酸钾中含有氯元素。
四、实验方案设计中的安全问题
1．防爆炸：点燃可燃性气体(如H2、CO、CH4、C2H4)或用CO、H2还原Fe2O3、CuO之前，要检验气体的纯度。
2．防暴沸：配制硫酸的水溶液或硫酸的酒精溶液时，要将密度大的浓硫酸缓慢倒入水中或酒精中；加热液体混合物时要加沸石或碎瓷片。
3．防中毒：制取有毒气体(如Cl2、CO、SO2、H2S、NO2、NO)时，应在通风橱中进行，且进行尾气处理。
4．防倒吸：加热法制取并用排水法收集气体或吸收溶解度较大的气体(如NH3、HCl)时，要注意熄灯顺序或加装安全瓶。
五、实验方案创新设计的几个方面
1．尾气处理装置的设计
在设计尾气处理装置时，要充分考虑装置是否符合以下几点：能充分吸收气体、不能倒吸、尾气处理装置应与大气相通。
例如：下列吸收氨气的装置(未标出的液体为水)中，A、C、E、F、G装置均能防止倒吸。

2．防污染安全装置的设计
例如：下列尾气处理装置中，A装置可吸收有毒的尾气(如Cl2等)，B和C装置可吸收易溶的尾气(如HCl、NH3等)，D装置可用于除去CO等可燃性气体，E装置可用于收集所有气体。

3．量气装置的设计
例如：下列装置中，A装置是常规的量气装置，B、C、D装置是改进后的装置，而E装置则不能测量气体体积。

4．启普发生器具有随开随用、随关随停的特点，是气体制备的常用装置。实验室中没有启普发生器时，可以根据启普发生器的原理设计出简易制气装置，如下图所示的装置。

考点2　化学实验方案的评价
一、实验方案评价题的解题要点
1．理论上要科学。
2．操作上要简单可行。
3．原料用量要节约。
4．要环保，符合绿色化学原则。
二、实验方案评价题的常见考查角度
1．可行性方面
(1)分析实验方案是否科学可行；(2)实验操作是否安全合理；(3)实验步骤是否简单方便；(4)实验效果是否明显。
2．绿色化学方面
(1)实验过程中是否造成环境污染；(2)原料是否无毒、安全、易得；(3)原料利用率是否较高；(4)反应速率是否较快。
3．安全性方面
化学实验从安全角度常考虑的主要因素如下：
(1)净化、吸收气体及熄灭酒精灯时要防止液体倒吸；(2)进行某些易燃易爆实验时要防爆炸；(3)防氧化；(4)污染性的气体要进行尾气处理；有粉末状态物质参加的反应，要注意防止导气管堵塞；(5)防吸水。
4．规范性方面
(1)冷凝回流：有些反应中，为减少易挥发液体反应物的损耗和充分利用原料，需在反应装置上加装冷凝回流装置，如长玻璃管、竖装的干燥管及冷凝管等；(2)易挥发液体产物(导出时可为蒸气)的及时冷却；(3)仪器拆卸与组装顺序相反，按照从右向左，从高到低的顺序；(4)其他，如实验操作顺序、试剂加入顺序、实验方法使用顺序等。
5．最佳方案的选择
几个实验方案都能达到目的，选出一个最佳方案。所谓最佳，就是装置最简单，药品容易取得、价格低廉，现象明显，干扰小，无污染。
考点3　化学定量实验题解题策略
一、定量测定数据的方法和过程分析
1．沉淀法
先将某种成分转化为沉淀，然后称量纯净、干燥的沉淀的质量，再进行相关计算。
2．测气体体积法
对于产生气体的反应，可以通过测定气体体积的方法测定样品纯度。
3．测气体质量法
将生成的气体通入足量的吸收剂中，通过称量实验前后吸收剂的质量，求得所吸收气体的质量，然后进行相关计算。
4．滴定法
即利用滴定操作原理，通过酸碱中和滴定、沉淀滴定和氧化还原滴定等获得相应数据后再进行相关计算。
二、实验数据的处理分析
1．数据的表格化
项目
实验编号
项目1
项目2
项目3
项目4
……
1





2





3





(1)根据实验原理确定应记录的项目：所测的物理量。
(2)应注意数据的有效数字及单位和必要的注释。
(3)设计的表格要便于数据的查找、比较，便于数据的计算和进一步处理，便于反映数据间的联系。
2．数据的图像化
图像化是用直线图或曲线图对化学实验结果加以处理的一种简明化形式。它适用于一个量的变化引起另一个量的变化的情况。图像化的最大特点是鲜明、直观、简单、明了。

第十一章 物质结构与性质（选修）
第一讲　原子结构与性质
考点1　原子核外电子排布原理
1．能层、能级与原子轨道之间的关系

2.原子轨道的能量关系
(1)轨道形状
①s电子的原子轨道呈球形。
②p电子的原子轨道呈哑铃形。
(2)能量关系
①相同能层上原子轨道能量的高低：ns ②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s……
③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如npx、npy、npz轨道的能量相等。
3．基态原子核外电子排布的三个原理
(1)能量最低原理：电子优先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。即原子的核外电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。
如图为构造原理示意图：

(2)泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳2个电子，并且它们的自旋状态相反。
(3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同。
洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。
4．原子(离子)核外电子排布式(图)的书写
(1)核外电子排布式：按电子排入各能层中各能级的先后顺序，用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。如Cu：1s22s22p63s23p63d104s1，其简化电子排布式为[Ar]3d104s1。
(2)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为
1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。
(3)电子排布图：方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各能层中的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。
例如：
核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的单电子数。
5．基态原子、激发态原子和原子光谱
(1)基态原子：处于最低能量的原子。
(2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
(3)原子光谱：①当电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，释放一定频率的光子，这是产生原子发射光谱的原因。
②不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
考点2　原子结构与元素性质
1．原子结构与元素周期表的关系
周期
电子层数
每周期第一种元素
每周期最后一种元素
原子序数
基态原子的
电子排布式
原子序数
基态原子的
电子排布式
二
2
3
[He]2s1
10
1s22s22p6
三
3
11
[Ne]3s1
18
1s22s22p63s23p6
四
4
19
[Ar]4s1
36
1s22s22p63s23p6
3d104s24p6
五
5
37
[Kr]5s1
54
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6
2.每族元素的价电子排布特点
(1)主族
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
排布特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
主族
ⅤA
ⅥA
ⅦA

排布特点
ns2np3
ns2np4
ns2np5

(2)0族：He：1s2；其他：ns2np6。
(3)过渡元素(副族和第Ⅷ族，Pd、镧系、锕系除外)：(n－1)d1～10ns1～2。
3．元素周期表的分区与价电子排布的关系
(1)周期表的分区

(2)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
分区
元素分布
外围电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA、ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6(He除外)
通常是最外层电子参与反应
d区
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外)
(n－1)d1～9ns1～2(Pd除外)
d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
金属元素
f区
镧系、锕系
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
4.元素周期律
(1)原子半径
①影响因素
②变化规律
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
(2)电离能
①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号：I1，单位：kJ·mol－1。
②规律
a．同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。
b．同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
c．同种原子：逐级电离能越来越大，即I1 (3)电负性
①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。
②标准：以最活泼的非金属元素氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。
③变化规律
金属元素的电负性一般小于(填“大于”或“小于”，下同)1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。
在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。
(4)对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。例如：


第二讲　分子结构与性质
考点1　共价键
1．共价键的本质和特征
共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。
2．共价键的分类
分类依据
类型
形成共价键的原子轨道重叠方式
σ键
原子轨道“头碰头”重叠
π键
原子轨道“肩并肩”重叠
形成共价键的电子对是否偏移
极性键
共用电子对发生偏移
非极
性键
共用电子对不发生偏移
原子间共用电子对的数目
单键
原子间有一对共用电子对
双键
原子间有两对共用电子对
三键
原子间有三对共用电子对
3.共价键类型的判断
(1)σ键与π键
①依据强度判断：σ键的强度较大，较稳定；π键活泼，比较容易断裂。
②共价单键都是σ键，共价双键中含有一个σ键、一个π键，共价三键中含有一个σ键、两个π键。
(2)极性键与非极性键
看形成共价键的两原子，不同种元素的原子之间形成的是极性共价键，同种元素的原子之间形成的是非极性共价键。
4．键参数
(1)键参数对分子性质的影响

(2)键参数与分子稳定性的关系：键长越短，键能越大，分子越稳定。
5．配位键及配合物
(1)配位键
由一个原子提供孤电子对与另一个接受孤电子对的原子形成的共价键。
(2)配位键的表示方法
如A→B：A表示提供孤电子对的原子，B表示接受共用电子对的原子。
(3)配位化合物
①组成

②形成条件

考点2　分子的立体构型
1．用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型
先确定中心原子上的价层电子对数，得到含有孤电子对的VSEPR模型，再根据存在孤电子对的情况最后确定分子的立体构型。
(1)理论要点
①价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。
②孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。
(2)判断分子中的中心原子上的价层电子对数的方法

其中：a是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)，b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，x是与中心原子结合的原子数。
(3)价层电子对互斥理论与分子构型
价层电子对数
σ键电子对数
中心原子上的孤电子对数
VSEPR模型名称
分子立体构型
实例
2
2
0
直线形
直线形
CO2
3
3
0
平面
三角形
平面三角形
BF3
2
1
V形
SO2
4
4
0
四面体形
正四面体形
CH4
3
1
三角锥形
NH3
2
2
V形
H2O
2.杂化轨道理论
(1)杂化轨道概念：在外界条件的影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道，叫杂化原子轨道，简称杂化轨道。
(2)杂化轨道的类型与分子立体构型的关系
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道间夹角
分子立体构型
实例
sp
2
180°
直线形
BeCl2
sp2
3
120°
平面三角形
BF3
sp3
4
109°28′
四面体形
CH4
(3)由杂化轨道数判断中心原子的杂化类型
杂化轨道用来形成σ键和容纳孤电子对，所以有公式：
杂化轨道数＝中心原子的孤电子对数＋中心原子的σ键个数。
代表物
杂化轨道数
中心原子杂化轨道类型
CO2
0＋2＝2
sp
CH2O
0＋3＝3
sp2
CH4
0＋4＝4
sp3
SO2
1＋2＝3
sp2
NH3
1＋3＝4
sp3
H2O
2＋2＝4
sp3
(4)中心原子杂化类型和分子构型的相互判断
分子组成
(A为中心原子)
中心原子的孤电子对数
中心原子的杂化方式
分子立体构型
示例
AB2
0
sp
直线形
BeCl2
1
sp2
V形
SO2
2
sp3
V形
H2O
AB3
0
sp2
平面三角形
BF3
1
sp3
三角锥形
NH3
AB4
0
sp3
正四面体形
CH4
3.等电子原理
原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相似，如CO和N2。
考点3　分子间作用力与分子的性质
1．分子间作用力
(1)概念：物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。
(2)分类：分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。
(3)强弱：范德华力<氢键<化学键。
(4)范德华力：范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大；相对分子质量相近的分子，分子的极性越大，范德华力越大。
(5)氢键
①形成：已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键。
②表示方法：A—H…B
说明：a.A、B为电负性很强的原子，一般为N、O、F三种元素的原子。b.A、B可以相同，也可以不同。
③特征：具有一定的方向性和饱和性。
④分类：氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。
⑤分子间氢键对物质性质的影响
主要表现为使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生影响。
2．分子的性质
(1)分子的极性
类型
非极性分子
极性分子
形成原因
正电中心和负电中心重合的分子
正电中心和负电中心不重合的分子
存在的共价键
非极性键或极性键
非极性键或极性键
分子内原子排列
对称
不对称
(2)分子的溶解性
①“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。
②随着溶质分子中憎水基个数的增大，溶质在水中的溶解度减小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。
(3)分子的手性
①手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。
②手性分子：具有手性异构体的分子。
③手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子，
如。
(4)无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如酸性：HClO
第三讲　晶体结构与性质
考点1　晶体　晶体的结构与性质
一、晶体
1．晶体与非晶体

晶体
非晶体
结构特征
结构微粒周期性有序排列
结构微粒无序排列
性质
特征
自范性
有
无
熔点
固定
不固定
异同表现
各向异性
各向同性
二者区
别方法
间接方法
看是否有固定的熔点
科学方法
对固体进行X­射线衍射实验
2.得到晶体的途径
(1)熔融态物质凝固。
(2)气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。
(3)溶质从溶液中析出。
3．晶胞
(1)概念：描述晶体结构的基本单元。
(2)晶体中晶胞的排列——无隙并置
①无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。
②并置：所有晶胞都是平行排列、取向相同。
4．晶格能
(1)定义：气态离子形成1摩离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：kJ·mol－1。
(2)影响因素
①离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。
②离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。
二、四种晶体类型的比较
类型
比较
分子晶体
原子晶体
金属晶体
离子晶体
构成粒子
分子
原子
金属阳离子、自由电子
阴、阳离子
粒子间的相互作用
范德华力(某些含氢键)
共价键
金属键
离子键
硬度
较小
很大
有的很大，有的很小
较大
熔、沸点
较低
很高
有的很高，有的很低
较高
溶解性
相似相溶
难溶于任何溶剂
难溶于常见溶剂
大多易溶于水等极性溶剂
导电、导热性
一般不导电，溶于水后有的能导电
一般不具有导电性
电和热的良导体
晶体不导电，水溶液或熔融态导电
物质类别及举例
大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物(SiO2除外)、绝大多数酸、绝大多数有机物(有机盐除外)
部分非金属单质(如
金刚石、硅、晶体硼)、部分非金属化合物(如SiC、SiO2)
金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)
金属氧化物(如K2O、Na2O)、强碱(如KOH、NaOH)、绝大部分盐(如NaCl)
三、晶体熔、沸点的比较
1．不同类型晶体熔、沸点的比较
(1)不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体。
(2)金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
2．同种晶体类型熔、沸点的比较
(1)原子晶体
―→―→―→。如熔点：金刚石>碳化硅>硅。
(2)离子晶体
①一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。
②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。
(3)分子晶体
①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高，如H2O>H2Te>H2Se>H2S。
②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4。
③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO>N2、CH3OH>CH3CH3。
④同分异构体支链越多，熔、沸点越低。
如CH3—CH2—CH2—CH2—CH3>
(4)金属晶体
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na 考点2　典型晶体模型与晶胞计算
1．典型晶体模型
晶体
晶体结构
晶体详解
原子晶体
金刚石

(1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构
(2)键角均为109°28′
(3)最小碳环由6个C原子组成且六原子不在同一平面内
(4)每个C参与4条C—C键的形成，C原子数与C—C键数之比为1∶2
SiO2

(1)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构
(2)每个正四面体占有1个Si，4个“O”，n(Si)∶n(O)＝1∶2
(3)最小环上有12个原子，即6个O，6个Si
分子晶体
干冰

(1)8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子
(2)每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有12个
离子晶体
NaCl型

(1)每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cl－(Na＋)有6个，每个Na＋周围等距且紧邻的Na＋有12个
(2)每个晶胞中含4个Na＋和4个Cl－
CsCl型

(1)每个Cs＋周围等距且紧邻的Cl－有8个，每个Cs＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cs＋(Cl－)有6个
(2)如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs＋、1个Cl－
金属晶体
简单立方堆积

典型代表Po，配位数为6，空间利用率52%
体心立方堆积

典型代表Na、K、Fe，配位数为8，空间利用率68%
面心立方最密堆积

典型代表Cu、Ag、Au，配位数为12，空间利用率74%
六方最密堆积

典型代表Mg、Zn、Ti，配位数为12，空间利用率74%
2.晶胞中微粒的计算方法——均摊法
(1)原则：晶胞任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是。
(2)方法
①长方体(包括立方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算

图示：
②非长方体晶胞中粒子视具体情况而定，如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶角(1个碳原子)被三个六边形共有，每个六边形占。

第十二章 有机化学基础（选修）
第一讲　认识有机化合物
考点1　有机物分类与官能团
一、按碳的骨架分类
链状化合物（如CH3CH2CH3）
1.有机物 脂环化合物（如）
环状化合物
芳香化合物（如）
烷烃（如CH4）
链状烃（又称脂肪烃） 烯烃（如CH2===CH2）
炔烃（如CH2===CH2）
2.烃 脂肪烃：分子中不含苯环，而含有其它环状结构的烃（如）
苯（）
芳香烃 苯的同系物（如）
稠环芳香烃（如）
二、按官能团分类
1．官能团：决定化合物特殊性质的原子或原子团。
2．有机物的主要类别、官能团和典型代表物
类别
官能团
代表物名称、结构简式
烷烃

甲烷CH4
烯烃
(碳碳双键)
乙烯H2C===CH2
炔烃
—C≡C—(碳碳三键)
乙炔HC≡CH
芳香烃

苯
卤代烃
—X(X代表卤素原子)
溴乙烷C2H5Br
醇
—OH(羟基)
乙醇C2H5OH
酚
苯酚
醚
(醚键)
乙醚CH3CH2OCH2CH3
醛
—CHO(醛基)
乙醛CH3CHO
酮
(羰基)
丙酮CH3COCH3
羧酸
(羧基)
乙酸CH3COOH
酯
(酯基)
乙酸乙酯CH3COOCH2CH3
考点2　有机物的结构特点、同分异构体及命名
一、有机化合物中碳原子的成键特点

二、有机化合物结构的表示方法
结构式
结构简式
键线式

CH3CH===CH2


CH3CH2OH




三、有机化合物的同分异构现象
同分异构现象
化合物具有相同的分子式，但结构不同，因而产生性质上的差异的现象
同分异构体
具有同分异构现象的化合物互为同分异构体
类型
碳链异构
碳链骨架不同，如CH3—CH2—CH2—CH3和
位置异构
官能团位置不同，如CH2===CH—CH2—CH3和CH3CH===CH—CH3
官能团异构
官能团种类不同，如CH3CH2OH和CH3—O—CH3
四、有机化合物的命名
1．烷烃的系统命名法
烷烃系统命名法的基本步骤是
⇨⇨⇨⇨⇨
(1)最长、最多定主链
①选择最长碳链作为主链。例如：

应选含 6个碳原子的碳链为主链，如虚线所示。
②当有几个等长的不同的碳链时，选择含支链最多的一个作为主链。例如：

含7个碳原子的链有A、B、C三条，因A有三个支链，含支链最多，故应选A为主链。
(2)编号位要遵循“近”“简”“小”
①首先要考虑“近”
以离支链较近的主链一端为起点编号。例如：

②同“近”考虑“简”
有两个不同的支链，且分别处于距主链两端同近的位置，则应从较简单的支链一端开始编号。例如：

③同“近”同“简”考虑“小”
若有两个相同的支链，且分别处于距主链两端同近的位置，而中间还有其他支链，从主链的两个方向编号，可得两种不同的编号系列，则两系列中各位次和最小者即为正确的编号。例如：

(3)写名称
按主链的碳原子数称为相应的某烷，在其前写出支链的位号和名称。原则是先简后繁，相同合并，位号指明。阿拉伯数字用“，”相隔，汉字与阿拉伯数字用“­”连接。例如：

命名为 2，4，6­三甲基­3­乙基庚烷。
　(1)有机物的系统命名中，“1、2、3”“二、三、四”及“，”“­”等的应用容易出现混淆、漏写、颠倒等错误，书写名称时要特别注意规范使用。
(2)烷烃系统命名中，不能出现“1­甲基”“2­乙基”等名称，若出现则是选取主链错误。
2．烯烃和炔烃的命名

例如：命名为 4­甲基­1­戊炔。
3．苯的同系物的命名
(1)苯作为母体，其他基团作为取代基。例如：苯分子中的氢原子被甲基取代后生成甲苯，被乙基取代后生成乙苯。
(2)如果苯分子中的两个氢原子被两个甲基取代后生成二甲苯，其有三种同分异构体，可分别用邻、间、对表示；也可将某个甲基所在的碳原子的位置编为1号，选取最小位次给另一个甲基编号。

　(1)有机物名称中出现“正”“异”“新”“邻”“间”“对”，说明采用的是习惯命名法而不是系统命名法。
(2)烷烃系统命名常见错误
①主链选取不当(不是主链最长，支链最多)；
②支链编号过大(位号代数和不是最小)；
③支链主次不分(不是先简后繁)；
④忘记使用“­”“，”或用错。
考点3　研究有机物的一般步骤和方法
一、研究有机化合物的基本步骤

二、分离、提纯有机化合物的常用方法
1．蒸馏和重结晶

适用对象
要求
蒸馏
常用于分离、提纯互溶的液态有机物
(1)该有机物热稳定性较强
(2)该有机物与杂质的沸点相差较大
重结晶
常用于分离、提纯固态有机物
(1)杂质在所选溶剂中溶解度很小或很大
(2)被提纯的有机物在此溶剂中溶解度受温度影响较大
2.萃取分液
(1)液—液萃取：利用有机物在两种互不相溶的溶剂中的溶解性不同，将有机物从一种溶剂转移到另一种溶剂的过程。
(2)固—液萃取：用有机溶剂从固体物质中溶解出有机物的过程。
三、有机物分子式的确定
1．元素分析
将一定量有机物燃烧，使其分解为简单无机物；并测定各产物的量，从而推算出有机物分子中所含元素原子最简整数比，即确定其实验式
用化学方法鉴定有机物分子的元素组成，如燃烧后C→CO2，H→H2O
(1)李比希氧化产物吸收法
→计算出分子中碳、氢原子的含量→剩余的为氧原子的含量
(2)现代元素定量分析法

2．有机物相对分子质量的测定——质谱法
质荷比(分子离子、碎片离子的相对质量与其电荷的比值)最大值即为该有机物的相对分子质量。
3．确定有机物分子式
(1)最简式规律
最简式
对应物质
CH
乙炔和苯
CH2
烯烃和环烷烃
CH2O
甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖、果糖
(2)常见相对分子质量相同的有机物
①同分异构体相对分子质量相同。
②含有n个碳原子的醇与含(n－1)个碳原子的同类型羧酸和酯相对分子质量相同。
③含有n个碳原子的烷烃与含(n－1)个碳原子的饱和一元醛(或酮)相对分子质量相同，均为14n＋2。
(3)“商余法”推断烃的分子式(设烃的相对分子质量为M )

的余数为0或碳原子数大于或等于氢原子数时，将碳原子数依次减少一个，每减少一个碳原子即增加12个氢原子，直到饱和为止。
四、有机物分子结构的鉴定
1．化学方法
利用特征反应鉴定出官能团，再制备它的衍生物进一步确认。
2．物理方法
(1)红外光谱
分子中化学键或官能团对红外线发生振动吸收，不同化学键或官能团吸收频率不同，在红外光谱图上将处于不同的位置，从而获得分子中含有何种化学键或官能团的信息。
(2)核磁共振氢谱


第二讲　烃与卤代烃
考点1　烷烃、烯烃、炔烃的结构和性质
一、烷烃、烯烃、炔烃的组成和结构特点
1．烷烃、烯烃、炔烃的组成、结构特点和通式

2．典型代表物的分子组成与结构特点

甲烷
乙烯
乙炔
分子式
CH4
C2H4
C2H2
结构式


H—C≡C—H
结构简式
CH4
CH2===CH2
HC≡CH
分子构型
正四面体形
平面形
直线形
3.烯烃的顺反异构
(1)顺反异构及其存在条件
概念：由于碳碳双键不能旋转而导致分子中的原子或原子团在空间的排列方式不同所产生的异构现象。
存在条件：每个双键碳原子上连接了两个不同的原子或原子团。
(2)两种结构形式

顺式结构
反式结构
特点
两个相同的原子或原子团排列在双键的同一侧
两个相同的原子或原子团排列在双键的两侧
实例


二、烷烃、烯烃、炔烃的物理性质
性质
变化规律
状态
常温下有1～4个碳原子的烃都是气态，随着碳原子数的增多，逐渐过渡到液态、固态
沸点
随着碳原子数的增多，沸点逐渐升高；同分异构体之间，支链越多，沸点越低
密度
随着碳原子数的增多，密度逐渐增大，液态烃的密度均比水小
水溶性
均难溶于水
三、烷烃、烯烃、炔烃的化学性质
1．氧化反应
(1)现象

烷烃
烯烃
炔烃
燃烧现象
火焰较明亮
火焰明亮，带黑烟
火焰很明亮，带浓黑烟
通入酸性KMnO4溶液
无明显现象
褪色
褪色
(2)燃烧通式
烷烃：CnH2n＋2＋O2nCO2＋(n＋1)H2O。
烯烃：CnH2n＋O2nCO2＋nH2O。
炔烃：CnH2n－2＋O2nCO2＋(n－1)H2O。
2．烷烃的卤代反应(取代反应)

3．烯烃、炔烃的加成反应


4．烯烃、炔烃的加聚反应
丙烯加聚：nCH2===CH—CH3
乙炔加聚：nCH≡CHCH===CH
四、天然气、液化石油气和汽油的主要成分及其应用

主要成分
应用
天然气
甲烷
燃料、化工原料
液化石油气
丙烷、丁烷、丙烯、丁烯
燃料
汽油
C5～C11的烃类混合物
汽油发动机燃料
考点2　芳香烃的结构和性质
一、苯
1．苯的结构

2．苯的物理性质
颜色
状态
气味
密度
水溶性
熔、沸点
毒性
无色
液体
特殊气味
比水小
不溶于水
低
有毒
3.苯的化学性质(填化学方程式)
(1)取代反应
与液溴：；
：。
(2)加成反应(与H2)：。
(3)氧化反应
二、苯的同系物
1．概念：苯环上的氢原子被烷基取代的产物。通式为CnH2n－6(n>6)。
2．化学性质(以甲苯为例)
(1)氧化反应
①能够燃烧；
②能使酸性高锰酸钾溶液褪色(与苯环直接相连的碳原子上含有氢原子)。
(2)取代反应(以甲苯生成TNT的反应为例)
；(填化学方程式，下同)
甲苯比苯更容易发生苯环上的取代反应，是由于甲基对苯环的影响所致。
(3)加成反应(以甲苯与氢气的反应为例)
。
三、芳香烃
1．芳香烃
分子里含有一个或多个苯环的烃。
2．芳香烃在生产、生活中的作用
苯、甲苯、二甲苯、乙苯等芳香烃都是重要的有机化工原料，苯还是一种重要的有机溶剂。
3．芳香烃对环境、健康的影响
油漆、涂料、复合地板等装饰材料会挥发出苯等有毒有机物，秸秆、树叶等物质不完全燃烧形成的烟雾和香烟的烟雾中含有较多的芳香烃，对环境、健康产生不利影响。
考点3　卤代烃的结构和性质
一、卤代烃
卤代烃是烃分子里的氢原子被卤素原子取代后生成的化合物。通式可表示为R—X(其中R—表示烃基)，官能团是卤素原子。
二、卤代烃的物理性质
1．沸点
(1)比相同碳原子数的烷烃沸点高，如沸点：CH3CH2Cl>CH3CH3；
(2)同系物的沸点随碳原子数的增加而升高，如沸点：CH3CH2CH2Cl>CH3CH2Cl。
2．溶解性：水中难溶，有机溶剂中可溶。
3．密度：一般一氟代烃、一氯代烃密度比水小，其余密度比水大。
三、卤代烃的化学性质
1．水解反应
(1)反应条件：氢氧化钠水溶液，加热。
(2)溴乙烷在碱性条件下水解的化学方程式为C2H5Br＋NaOHC2H5OH＋NaBr。
2．消去反应
(1)概念：有机化合物在一定条件下，从一个分子中脱去一个或几个小分子(如H2O、HBr等)，而生成含不饱和键(如碳碳双键或碳碳三键)化合物的反应。
(2)卤代烃发生消去反应的条件：氢氧化钠的乙醇溶液，加热。
(3)溴乙烷发生消去反应的化学方程式为C2H5Br＋NaOHCH2===CH2↑＋NaBr＋H2O。
四、卤代烃的水解反应与消去反应的反应规律
1．水解反应
(1)所有卤代烃在NaOH的水溶液中均能发生水解反应。
(2)多卤代烃水解可生成多元醇。
例如：
2．消去反应
(1)两类卤代烃不能发生消去反应
结构特点
与卤素原子相连的碳原子没有邻位碳原子
与卤素原子相连的碳原子有邻位碳原子，但邻位碳原子上无氢原子
实例
CH3Cl

(2)与卤素原子相连的碳原子有两种或三种邻位碳原子，且邻位碳原子上均带有氢原子时，发生消去反应可生成不同的产物。
例如：＋NaOHCH2===CH—CH2—CH3(或CH3—CH===CH—CH3)＋NaCl＋H2O。　
五、卤代烃的获取方法
1．取代反应
如乙烷与Cl2的反应(填化学方程式，下同)：CH3CH3＋Cl2CH3CH2Cl＋HCl；
苯与Br2的反应：；
C2H5OH与HBr的反应：C2H5OH＋HBrC2H5Br＋H2O。
2．不饱和烃的加成反应
如丙烯与Br2、HBr的反应：CH3CH===CH2＋Br2―→CH3CHBr—CH2Br；CH3—CH===CH2＋HBr。
乙炔与HCl的反应：CH≡CH＋HClCH2===CHCl。

第三讲　烃的含氧衍生物
考点1　醇　酚
一、醇
1．概念
羟基与烃基或苯环侧链上的碳原子相连的化合物称为醇。饱和一元醇的分子通式为CnH2n＋1OH或CnH2n＋2O(n≥1)。
2．分类

3．物理性质的变化规律
物理性质
递变规律
密度
一元脂肪醇的密度一般小于1 g·cm－3
沸点
直链饱和一元醇的沸点随着分子中碳原子数的递增而升高
醇分子间存在氢键，所以相对分子质量相近的醇和烷烃相比，醇的沸点高于烷烃
水溶性
低级脂肪醇易溶于水，饱和一元醇的溶解度随着分子中碳原子数的递增而逐渐减小
4.化学性质
以断键方式理解醇的化学性质(以乙醇为例)：

反应
断裂的化学键
化学方程式
与活泼金属反应
①
2CH3CH2OH＋2Na―→2CH3CH2ONa＋H2↑
催化氧化反应
①③
2CH3CH2OH＋O22CH3CHO＋2H2O
与氢卤酸反应
②
CH3CH2OH＋HBr CH3CH2Br＋H2O
分子间脱水反应
①②
2CH3CH2OH CH3CH2OCH2CH3＋H2O
分子内脱水反应
②⑤
CH3CH2OH CH2===CH2↑＋H2O
酯化反应
①
CH3COOH＋HOCH2CH3 CH3COOCH2CH3＋H2O
二、酚
1．概念
酚是羟基与苯环直接相连而形成的化合物。最简单的酚为苯酚()。
2．组成与结构(以苯酚为例)
分子式
结构简式
结构特点
C6H6O
或C6H5OH
羟基与苯环直接相连
3.苯酚的物理性质

4．化学性质
由基团之间相互影响理解酚的化学性质(以苯酚为例)：
(1)羟基中氢原子的反应
①弱酸性
电离方程式为C6H5OHC6H5O－＋H＋，俗称石炭酸，但酸性很弱，不能使紫色石蕊试液变红。
②与活泼金属反应
与Na反应的化学方程式为2C6H5OH＋2Na―→2C6H5ONa＋H2↑。
③与碱反应
苯酚的浑浊液液体变澄清溶液又变浑浊。
该过程中发生反应的化学方程式分别为

(2)苯环上氢原子的取代反应
苯酚与浓溴水反应的化学方程式为，
此反应常用于苯酚的定性检验和定量测定。
(3)显色反应
苯酚跟FeCl3溶液作用显紫色，利用这一反应可以检验苯酚的存在。
考点2　醛　羧酸　酯
一、醛
1．概念
醛是由烃基与醛基相连而构成的化合物，官能团为—CHO。
2．常见醛的物理性质

颜色
状态
气味
溶解性
甲醛(HCHO)
无色
气体
刺激性气味
易溶于水
乙醛(CH3CHO)
无色
液体
刺激性气味
与H2O、C2H5OH互溶
3.化学性质(以乙醛为例)
醛类物质既有氧化性又有还原性，其氧化还原关系为
醇醛羧酸。

4．醛在生产、生活中的作用和对环境、健康产生的影响
(1)醛是重要的化工原料，广泛应用于合成纤维、医药、染料等行业。
(2)35%～40%的甲醛水溶液称为福尔马林，具有杀菌消毒作用和防腐性能，常用作农药和消毒剂，用于种子消毒和浸制生物标本。
(3)劣质的装饰材料中挥发出的甲醛，对环境和人体健康影响很大，是室内主要污染物之一。
二、羧酸
1．概念
由烃基与羧基相连构成的有机化合物，官能团为 —COOH。饱和一元羧酸分子的通式为CnH2nO2(n≥1)。
2．分类

3．乙酸的结构和物理性质
乙酸是人类最熟悉的羧酸，分子式为C2H4O2，结构简式为，是具有强烈刺激性气味的液体。乙酸易溶于水和乙醇，当温度低于熔点(16.6 ℃)时，乙酸凝结成类似冰一样的晶体，所以纯净的乙酸又称为冰醋酸。
4．羧酸的化学性质
羧酸的性质取决于羧基，反应时的主要断键位置如下：

(1)酸的通性
乙酸是一种弱酸，其酸性比碳酸强，能使紫色石蕊试液变红，在水溶液里的电离方程式为CH3COOHCH3COO－＋H＋。
(2)酯化反应
CH3COOH和CH3CHOH发生酯化反应的化学方程式为CH3COOH＋C2HOHCH3CO18OC2H5＋H2O。
三、酯
1．概念
羧酸分子羧基中的—OH被—OR′取代后的产物，简写为RCOOR′，官能团为。
2．酯的性质
(1)物理性质
①密度：比水小。
②气味、状态：低级酯是具有芳香气味的液体。
③溶解性：难溶于水，易溶于乙醇、乙醚等有机溶剂。
(2)化学性质——水解反应
①反应原理

酯水解时断裂上式中虚线所标的键；稀硫酸只起催化作用，对平衡无影响。
若酯在碱性条件下发生水解，则碱除起催化作用外，还能中和生成的酸，使水解程度增大。
②CH3COOC2H5在稀H2SO4和NaOH溶液催化作用下发生水解反应的化学方程式分别为
CH3COOC2H5＋H2OCH3COOH＋C2H5OH，
CH3COOC2H5＋NaOHCH3COONa＋C2H5OH。
考点3　烃及其衍生物的转化关系与应用
烃及其衍生物的转化关系


第四讲　生命中的基础有机物　合成有机高分子化合物
考点1　糖类　油脂　蛋白质
一、糖类
1．结构
从分子结构上看，糖类可定义为多羟基醛、多羟基酮和它们的脱水缩合物。
2．分类

3．单糖——葡萄糖与果糖
(1)组成和分子结构

分子式
结构简式
官能团
二者关系
葡萄糖
C6H12O6
CH2OH(CHOH)4CHO
—OH、—CHO
互为同分异构体
果糖
C6H12O6
CH2OH(CHOH)3COCH2OH
、—OH
(2)葡萄糖的化学性质

4．二糖——蔗糖与麦芽糖
比较项目
蔗糖
麦芽糖
相同点
组成
分子式均为C12H22O11
性质
都能发生水解反应
不同点
是否含醛基
否
是
水解产物
葡萄糖和果糖
葡萄糖
相互关系
互为同分异构体
5.多糖——淀粉与纤维素
(1)相同点
①都属于天然高分子化合物，分子式都可表示为(C6H10O5)n。
②都能发生水解反应，反应的化学方程式分别为
(C6H10O5)n＋nH2OnC6H12O6；
　淀粉　　　　　 　　　　葡萄糖
(C6H10O5)n＋nH2OnC6H12O6。
　纤维素　　　　　　　葡萄糖
③都不能发生银镜反应。
(2)不同点
①通式中n值不同。
②淀粉遇碘呈现蓝色。
二、油脂
1．组成
油脂是油和脂肪的统称，都是高级脂肪酸和甘油形成的酯，属于酯类化合物，含C、H、O三种元素。
2．结构特点
结构通式：

3．分类
油脂
4．化学性质
(1)油脂的氢化(硬化)
如油酸甘油酯与H2反应的方程式为。
(2)水解反应
①酸性条件下
如硬脂酸甘油酯的水解反应方程式为。
②碱性条件下——皂化反应
如硬脂酸甘油酯的水解反应方程式为。
碱性条件下水解程度比酸性条件下水解程度大。
三、氨基酸和蛋白质
1．氨基酸的结构与性质
(1)组成与结构
组成蛋白质的氨基酸几乎都是α­氨基酸，其结构简式可以表示为。
(2)化学性质
①两性(以为例)
与盐酸反应的化学方程式：。
与NaOH溶液反应的化学方程式：。
②成肽反应
两个氨基酸分子，在酸或碱存在的条件下加热，通过一分子的氨基与另一分子的羧基间脱去一分子水，缩合形成含肽键的化合物的反应叫作成肽反应。
2．蛋白质的结构与性质
(1)蛋白质的组成与结构
蛋白质含有C、H、O、N、S等元素。
蛋白质是由氨基酸通过缩聚反应产生，蛋白质属于天然有机高分子化合物。
(2)蛋白质的性质
①水解：在酸、碱或酶的作用下最终水解生成氨基酸。
②两性：蛋白质分子中含有未缩合的—NH2和—COOH，因此具有两性。
③盐析：向蛋白质溶液中加入某些浓的无机盐[如Na2SO4、NaCl、(NH4)2SO4等]溶液后，蛋白质的溶解度降低而从溶液中析出，该过程为可逆过程，可用于分离提纯蛋白质。
④变性：加热、紫外线照射、X射线照射、强酸、强碱、重金属盐、一些有机物(甲醛、酒精、苯甲酸等)会使蛋白质变性，属于不可逆过程。
⑤颜色反应：具有苯基的蛋白质遇浓HNO3显黄色。
⑥灼烧：灼烧蛋白质有烧焦羽毛的气味。
(3)酶
①酶是一种蛋白质，易变性。
②酶是一种生物催化剂，催化作用具有以下特点：
a．条件温和，不需加热；
b．具有高度的专一性；
c．具有高效催化作用。
考点2　合成有机高分子化合物
1．有关高分子化合物的几个概念
把下列概念的标号填写在反应方程式中的横线上：
①低分子化合物　②高分子化合物　③单体　④链节
⑤聚合度

聚合物的平均相对分子质量＝链节的相对质量×n
2．高分子化合物的基本性质
(1)溶解性：线型高分子(如有机玻璃)能溶解在适当的有机溶剂中，网状结构高分子(如硫化橡胶)不溶于有机溶剂，只有一定程度的溶胀。
(2)热塑性和热固性：线型高分子具有热塑性 (如聚乙烯)，网状结构高分子具有热固性(如电木、硫化橡胶)。
(3)强度：高分子材料强度一般比较大。
(4)电绝缘性：通常高分子材料电绝缘性良好。
3．高分子化合物的合成方法
(1)加聚反应
不饱和单体通过加成反应生成高分子化合物的反应，如生成聚丙烯的化学方程式为nCH3CH===CH2。
(2)缩聚反应
有机小分子单体间聚合生成高分子化合物的同时还有小分子生成的反应，如生成的单体为。
4．高分子材料的分类
(1)
(2)
考点3　有机合成与推断
一、有机合成题的解题思路

二、有机合成路线的选择
1．中学常见的有机合成路线
(1)以常见链烃为出发点的合成路线
R—CH===CH2卤代烃一元醇―→一元醛―→一元羧酸―→酯
(2)芳香化合物合成路线


2．有机合成中常见官能团的保护
(1)酚羟基的保护：因酚羟基易被氧化，所以在氧化其他基团前可以先使其与NaOH溶液反应，把—OH转变为—ONa将其保护起来，待氧化后再酸化将其转变为—OH。
(2)碳碳双键的保护：碳碳双键也容易被氧化，在氧化其他基团前可以利用其与HCl等的加成反应将其保护起来，待氧化后再利用消去反应转变为碳碳双键。
(3)氨基(—NH2)的保护：如在对硝基甲苯对氨基苯甲酸的过程中应先把—CH3氧化成—COOH之后，再把—NO2 还原为—NH2，防止当KMnO4氧化—CH3时，—NH2(具有还原性)也被氧化。
三、有机合成的常用方法
1．官能团的引入
(1)引入羟基(—OH)：①烯烃与水加成，②醛(酮)与氢气加成，③卤代烃水解，④酯的水解等，最主要的是卤代烃水解。
(2)引入卤原子(—X)：①烃与X2取代，②不饱和烃与HX或X2加成，③醇与HX取代等，最主要的是不饱和烃的加成。
(3)引入双键：①某些醇或卤代烃的消去引入，②醇的氧化引入等。
2．官能团的消除
(1)通过加成消除不饱和键。
(2)通过消去或氧化、酯化等消除羟基(—OH)。
(3)通过加成或氧化等消除醛基(—CHO)。
3．官能团间的衍变
根据合成需要(有时题目信息中会明示某些衍变途径)，可进行有机物的官能团间的衍变，以使中间物质向产物递进。
常见的有三种方式：
(1)利用官能团的衍生关系进行衍变，如伯醇醛羧酸。
(2)通过某种化学途径使一个官能团变为两个，如
CH3CH2OHCH2===CH2ClCH2CH2ClHOCH2CH2OH。
(3)通过某种手段，改变官能团的位置。
4．碳骨架的增减
(1)增长：有机合成题中碳链的增长，一般会以信息形式给出，常见方式为有机物与HCN反应以及不饱和化合物间的加成、聚合等。
(2)减短：如烃的裂化和裂解、某些烃(如苯的同系物、烯烃)的氧化、羧酸盐脱羧反应等。
四、有机推断题中突破口的选择
1．根据有机物的性质推断官能团
有机物的官能团往往具有一些特征反应和特殊的化学性质，这些都是有机物结构推断的突破口。
(1)能使溴水褪色的物质可能含有“”“—CHO”“—C≡C—”或是酚类物质。
(2)能使酸性KMnO4溶液褪色的物质可能含有“”“—C≡C—”“—CHO”或是酚类、苯的同系物等。
(3)能发生银镜反应或与新制Cu(OH)2悬浊液反应生成砖红色沉淀的物质一定含有—CHO。
(4)能与Na反应放出H2的物质可能为醇、酚、羧酸等。
(5)能与Na2CO3溶液作用放出CO2或使石蕊试液变红的有机物中含有—COOH。
(6)能水解的有机物中可能含有酯基()、肽键()或是卤代烃。
(7)能发生消去反应的有醇、卤代烃等。
2．根据性质和有关数据推断官能团的数目
(1)—CHO
(2)2—OH(醇、酚、羧酸)H2
(3)2—COOHCO2，—COOHCO2
(4) —C≡C—