2010届高三化学知识点总结

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2010新课标高考回归课本

——化学基本概念基本理论知识归纳

一．物质的组成、性质和分类： （一）掌握基本概念

1．分子：分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。 （1）分子同原子、离子一样是构成物质的基本微粒． （2）按组成分子的原子个数可分为：

单原子分子如：He、Ne、Ar、Kr… 双原子分子如：O2、H2、HCl、NO… 多原子分子如：H2O、P4、C6H12O6…

2．原子：原子是化学变化中的最小微粒。即在化学反应中原子核不变，只有核外电子发生变化。 （1）原子是组成某些物质（如金刚石、晶体硅、二氧化硅等原子晶体）和分子的基本微粒。 （2）原子是由原子核（中子、质子）和核外电子构成的。 3．离子：离子是指带电荷的原子或原子团。 （1）离子可分为：

阳离子：Li+、Na+、H+、NH4+…

阴离子：Cl–、O2–、OH–、SO42–… （2）存在离子的物质：

①离子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4… ②电解质溶液中：盐酸、NaOH溶液… ③金属晶体中：钠、铁、钾、铜…

4．元素：元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同—类原子的总称。

（1）元素与物质、分子、原子的区别与联系：物质是由元素组成的（宏观看）；物质是由分子、原子或离子构成的（微观看）。

（2）某些元素可以形成不同的单质（性质、结构不同）—同素异形体。

（3）各种元素在地壳中的质量分数各不相同，占前五位的依次是：O、Si、Al、Fe、Ca。

5．同位素：是指同一元素不同核素之间互称同位素，即具有相同质子数，不同中子数的同一类原子互称同位素。如H有三种同位素：11H、21H、31H（氕、氘、氚）。

6．核素：核素是具有特定质量数、原子序数和核能态，而且其寿命足以被观察的一类原子。 （1）同种元素、可以有若干种不同的核素—同位素。

（2）同一种元素的各种核素尽管中子数不同，但它们的质子数和电子数相同。核外电子排布相同，因而它们的化学性质几乎是相同的。

7．原子团：原子团是指多个原子结合成的集体，在许多反应中，原子团作为一个集体参加反应。原子团有几下几种类型：根（如SO42-、OHˉ、CH3COOˉ等）、官能团（有机物分子中能反映物质特殊性质的原子团，如—OH、—NO2、—COOH等）、游离基（又称自由基、具有不成价电子的原子团，如甲基游离基 · CH3）。

8．基：化合物中具有特殊性质的一部分原子或原子团，或化合物分子中去掉某些原子或原子团后剩下的原子团。

（1）有机物的官能团是决定物质主要性质的基，如醇的羟基（—OH）和羧酸的羧基（—COOH）。 （2）甲烷（CH4）分子去掉一个氢原子后剩余部分（· CH3）含有未成对的价电子，称甲基或甲基游离基，也包括单原子的游离基（· Cl）。

9．物理性质与化学性质

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物理变化：没有生成其他物质的变化，仅是物质形态的变化。 化学变化：变化时有其他物质生成，又叫化学反应。

化学变化的特征：有新物质生成伴有放热、发光、变色等现象

化学变化本质：旧键断裂、新键生成或转移电子等。二者的区别是：前者无新物质生成，仅是物质形态、状态的变化。

10．液化：指气态物质在降低温度或加大压强的条件下转变成液体的现象。在化学工业生产过程中，为了便于贮存、运输某些气体物质，常将气体物质液化。液化操作是在降温的同时加压，液化使用的设备及容器必须

11单质碘在水中溶解性较差，却易溶于乙醇、苯等有机溶剂。苯酚在室温时仅微溶于水，当温度大于70℃时，却能以任意比与水互溶（苯酚熔点为43℃，70℃时苯酚为液态）。利用物质在不同温度或不同溶剂中溶解性的差异，可以分离混合物或进行物质的提纯。

在上述物质溶解过程中，溶质与溶剂的化学组成没有发生变化，利用简单的物理方法可以把溶质与溶剂分离开。还有一种完全不同意义的溶解。例如，石灰石溶于盐酸，铁溶于稀硫酸，氢氧化银溶于氨水等。这样的溶解中，物质的化学组成发生了变化，用简单的物理方法不能把溶解的物质提纯出来。

12．金属性：元素的金属性通常指元素的原子失去价电子的能力。元素的原子越易失去电子，该元素的金属性越强，它的单质越容易置换出水或酸中的氢成为氢气，它的最高价氧化物的水化物的碱性亦越强。元素的原子半径越大，价电子越少，越容易失去电子。在各种稳定的同位素中，铯元素的金属性最强，氢氧化铯的碱性也最强。除了金属元素表现出不同强弱的金属性，某些非金属元素也表现出一定的金属性，如硼、硅、砷、碲等。

13．非金属性：是指元素的原子在反应中得到（吸收）电子的能力。元素的原子在反应中越容易得到电子。元素的非金属性越强，该元素的单质越容易与H2化合，生成的氢化物越稳定，它的最高价氧化物的水化物（含氧酸）的酸性越强（氧元素、氟元素除外）。

已知氟元素是最活泼的非金属元素。它与氢气在黑暗中就能发生剧烈的爆炸反应，氟化氢是最稳定的氢化物。氧元素的非金属性仅次于氟元素，除氟、氧元素外，氯元素的非金属性也很强，它的最高价氧化物（Cl2O7）的水化物—高氯酸（HClO4）是已知含氧酸中最强的一种酸。

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14金属元素高价态的化合物、某些含氧酸及其盐一般有较强的氧化性。

非金属单质的氧化性强弱与元素的非金属性十分相似，元素的非金属性越强，单质的氧化性也越强。氟是氧化性最强的非金属单质。氧化性规律有：①活泼金属阳离子的氧化性弱于不活泼金属阳离子的氧化性，如Na+＜Ag+；②变价金属中，高价态的氧化性强于低价态的氧化性，如Fe3+＞Fe2+，MnO4 ＞MnO42 ＞MnO2；③同种元素含氧酸的氧化性往往是价态越高，氧化性越强，如HNO3＞HNO2，浓度越大，氧化性也越强，如浓HNO3＞稀HNO3,浓H2SO4＞稀H2SO4。然而，也有例外，如氯元素的含氧酸，它们的氧化性强弱顺序是HClO＞HClO2＞HClO3＞HClO4。

15．还原性：物质在化学反应中失去电子的能力称为该物质的还原性。金属单质、大多数非金属单质和含有元素低价态的化合物都有较强的还原性。物质还原性的强弱取决于该物质在化学反应中失去电子能力的大小。

元素的金属性越强，金属单质的还原性也越强，金属单质还原性顺序和金属活动性顺序基本一致。元素的非金属性越弱，非金属单质的还原性越强。元素若有多种价态的物质，一般说来，价态降低，还原性越强。如含硫元素不同价态的物质的还原性：H2S＞S＞SO2；含磷元素物质的还原性PH3＞P4＞PO33 ；铁及其盐的还原性：Fe＞Fe2+等。

16．挥发性：液态物质在低于沸点的温度条件下转变成气态的能力，以及一些气体溶质从溶液中逸出的能力。具有较强挥发性的物质大多是一些低沸点的液体物质，如乙醇、乙醚、丙酮、氯仿、二硫化碳等。另外氨水、浓盐酸、浓硝酸等都具有很强的挥发性。这些物质贮存时，应密闭保存并远离热源，防止受热加快挥发。 17．升华：在加热的条件下，固态物质不经过液态直接变为气态的变化。常见能升华的物质有I2、干冰（固态CO2）、升华硫、红磷、灰砷等。

18．稳定性：是物质的化学性质的一种。它反映出物质在一定条件下发生化学反应的难易程度。稳定性可分为热稳定性、光化学稳定性和氧化还原稳定性。

越不活泼的物质，其化学稳定性越好。例如：苯在一般情况下，化学性质比较稳定，所以，常用苯作萃取剂和有机反应的介质。很多反应在水溶液中进行和水作溶剂，都是利用了水的化学稳定性。 19．混合物：由两种或多种物质混合而成的物质叫混合物； （1）混合物没有固定的组成，一般没有固定的熔沸点；

（2）常见特殊名称的混合物：氨水、氯水、王水、天然水、硬水、软水、盐酸、浓硫酸、福尔马林、水玻璃；爆鸣气、水煤气、天然气、焦炉气、高炉煤气、石油气、裂解气、空气；合金；过磷酸钙、漂白粉、黑火药、铝热剂、水泥、铁触媒、玻璃；煤、石油；石油的各种馏分。

【注意】由同素异形体组成的物质为混合物如红磷和白磷。由同位素原子组成的物质是纯净物如H2O与D2O混合为纯净物。

20．单质：由同种元素组成的纯净物叫单质。如O2、Cl2、N2、Ar、金刚石、铁(Fe)等。HD、16O、18O也属于

单质，单质分为金属单质与非金属单质两种。 21．化合物：由不同种元素组成的纯净物叫化合物。

从不同的分类角度化合物可分为多种类型，如离子化合物和共价化合物；电解质和非电解质；无机化合物和有机化合物；酸、碱、盐和氧化物等。

22．酸：电离理论认为：电解电离出的阳离子全部是H+的化合物叫做酸。

常见强酸：HClO4、H2SO4、HCl、HBr、 HI、HNO3…

常见弱酸：H2SO3、H3PO4、HF、HClO、H2CO3、H2SO3、CH3COOH…

23．碱：电离理论认为，电解质电离时产生的阴离子全部是OHˉ的化合物叫碱。 常见强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2…

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常见弱碱：NH3·H2O、Al(OH)3、Fe(OH)3…

24．盐：电离时生成金属阳离子(或NH4+)和酸根离子的化合物叫做盐。

盐的分类：①正盐：如：(NH4)2SO4、Na2SO4… ②酸式盐：如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4…③碱式盐：Cu2(OH)2CO3… ④复盐：KAl(SO4)2·12H2O…

25．氧化物：由两种元素组成，其中一种是氧的化合物叫氧化物。 （1）氧化物的分类方法按组成分：

金属氧化物：Na2O、Al2O3、Fe3O4… 非金属氧化物：NO2、CO、SO2、CO2… （2）按性质分：

不成盐氧化物：CO、NO 成盐氧化物：CO2、SO2、SO3 酸性氧化物：CO2、SO2… 碱性氧化物：Na2O、CuO… 两性氧化物：Al2O3、ZnO 过氧化物：Na2O2 超氧化物：KO2

26．同素异形体：由同种元素所形成的不同的单质为同素异形体。 （1）常见同素异形体：红磷与白磷；O2与O3；金刚石与石墨。

（2）同素异形体之间可以相互转化，属于化学变化但不属于氧化还原反应。 （二）正确使用化学用语 1．四种符号

（1）元素符号：①表示一种元素（宏观上）。②表示一种元素的一个原子（微观上）。③表示该元素的相对原子质量。

（2）离子符号：在元素符号右上角标电荷数及电性符号（正负号），“l”省略不写如：Ca2+、SO+ 42ˉ、C1ˉ、Na…

1

1 1

（3）价标符号：是在元素正上方标正负化合价、正负写在价数前。“l”不能省略。如：H、Cl、Na、

S6

2

、O…

（4）核素符号：如2713Al、3216S、168O左上角为质量数，左下角为质子数。

2．化合价：化合价是指一种元素一定数目的原子跟其他元素一定数目的原子化合的性质。

①在离子化合物中，失去电子的为正价，失去n个电子即为正n价；得到电子为负价，得到n个电子为负n价。

②在共价化合物中，元素化合价的数值就是这种元素的一个原子跟其他元素的原子形成的共用电子对的数目、正负则由共用电子对的偏移来决定，电子对偏向哪种原子，哪种原子就显负价；偏离哪种原子、哪种原子就显正价。

③单质分子中元素的化合价为零。

3．化学式：用元素符号表示单质或化合物的组成的式子成为化学式。根据物质的组成以及结构特点，化学式可以是分子式、实验式、结构简式等。不同的化学式所表示的意义有区别。

离子化合物的化学式表示离子化合物及其元素组成，还表示离子化合物中阴、阳离子最简单的整数比，同时也表示离子化合物的化学式量。例如，氢氧化钡这种物质及其组成元素是钡、氢、氧3种元素，化学式还表示了Ba2+与OH 的个数比是1：2，它的化学式量为171。

过氧化钠的化学式是Na2O2，但不能写成NaO，在过氧化钠中实际存在的离子是O22 离子，且Na+：O22

为2：1，所以，过氧化钠的化学式只能用Na2O2表示。

某些固体非金属单质及所有的金属单质因组成、结构比较复杂，它们的化学式只用元素符号表示。比如红磷的化学式是P。

4．分子式：用元素符号表示物质的分子组成的式子。

一般分子式是最简式的整数倍，多数无机物二者是一致的。但也有例外，如最简式为NO2的分子可能是NO2，也可能是N2O4。

有些单质、原子晶体和离子晶体通常情况下不存在简单分子，它的化学式则表示这种晶体中各元素的原子或离子数目的最简整数比，如C、SiO2、CsCl、Na2CO3、2CaSO4·H2O等。

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分子式的意义：

（1）表示物质的元素组成； （2）表示该物质的一个分子；

（3）表示分子中各元素的原子个数； （4）表示该物质的相对分子质量。

例如，硫酸的分子式是H2SO4，它表示硫酸这种物质，也表示了硫酸的一个分子及分子是由2个氢原子、1个硫原子、4个氧原子组成。H2SO4同时也表示它的相对分子质量为

1.008×2+32.07+16.00×4=98.086≈98

5．实验式：也称最简式。仅表示化合物中各元素原子个数比的式子。

有机物往往出现不同的化合物具有相同的实验式。如乙炔和苯的实验式是CH，甲醛、乙酸、乳酸和葡萄糖等的实验式是CH2O。已知化合物的最简式和相对分子质量，就可求出它的分子式，如乙酸最简式CH2O，式量为60，(CH2O)n=60，n=2，所以乙酸分子式为C2H4O2。 6．电子式：在元素符号周围用― · ‖或― × ‖表示其最外层电子数的式子。

（1）用电子式表示阴离子时要用[ ]括起，电荷数写在括号外面的右上角。NH4+、H3O+等复杂阳离子也应如此写。

（2）书写简单离子构成的离子化合物的电子式时可以遵循下面几点： ①简单阳离子的电子式即是离子符号。 ②简单阴离子的电子式即是元素符号周围有8个小圆点外加[ ]及电荷数。

③

阴、阳离子交替排列。如：

（3）注意各原子的空间排序及孤对电子、单电子的存在。如：

（4）用电子式表示某物质形成过程，要注意“左分右合箭头连”的原则。如：

（5）另外，各电子式的书写还应注意力求均匀、对称、易识别。

7．结构式：用短线将分子中各原子按排列数序和结合方式相互连接起来的式子。书写规律：一共用电子对画一短线，没有成键的电子不画出。

氢气（H2）

H—H 氮气（N2）

N≡N

氨（NH3）

次氯酸（HClO）

H—O—Cl

用结构式表示有机物的分子结构更具有实用性，并能明确表达同分异构体，例如： 乙酸（C2H4O2）

甲酸甲酯（C2H4O2）

8．结构简式：它是结构式的简写，一般用于有机物，书写时应将分子中的官能团表示出来，它可以把连接在相同原子的相同结构累加书写，也不需把所有的化学键都表示出来。例如：

乙烷（C2H4O2） CH3CH3 新戊烷（C5H12） C(CH3)4

苯（C6H6）

或 乙酸（C2H4O2） CH3COOH

9．原子结构示意图：用以表示原子核电荷数和核外电子在各层上排布的简图，如钠原子结构简图为：

表示钠原子核内有11个质子，弧线表示电子层（3个电子层），弧线上数字表示该层电子数（K层2

个电子，M层1个电子）。

原子结构示意图也叫原子结构简图，它比较直观，易被初学者接受，但不能把弧线看作核外电子运行的固定轨道。

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10．电离方程式：表示电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动离子过程的式子。 ①强电解质的电离方程式用“=”

。弱电解质的电离方程式用“”链接。

②弱酸的酸式酸根的电离用“”。

HCO－CO－ 3

3+ H

+

③强酸的酸式酸根的电离用“=”。

HSO－4= SO42－ + H+

④多元弱酸的电离分步进行。

HPO

－

34 H2PO4+ H+

H－－

2PO4 HPO42+ H+

HPO2－ PO3－

44+ H+ ⑤多元弱碱的电离认为一步完成。

Fe(OH)－

3Fe3+ + 3OH

11．离子反应方程式的书写规则：用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子叫做离子方程式。

离子方程式书写原则如下： ①只能将易溶、易电离的物质写成离子式；如NaCI、Na2SO4、NaNO3、CuSO4… ②将难溶的（如BaSO4、BaCO3、AgCl…），难电离的（如HClO、HF、CH3COOH、NH3·H2O、H2O），易

挥发的气体（如SO2、CO2、H2S…

）用化学式表示。

③微溶物：若处于混浊态要写成分子式，澄清态改写成离子式。 ④弱酸的酸式盐酸根不可拆开。如HCO3ˉ、HSO3ˉ、HSˉ。 ⑤碱性氧化物亦要保留分子式。

⑥离子方程式除了应遵守质量守恒定律外，离子方程式两边的离子电荷总数一定相等（离子电荷守恒）。 12．热化学方程式：表明反应所放出或吸收的热量的方程式，叫做热化学分方程 （1）要注明反应的温度和压强，若反应是在298 K和1.013×105 Pa条件下进行，可不予注明。

（2）要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型。常用s、l、g、aq分别表示固体、液体、气体、溶液。 （3）ΔH与方程式计量系数有关，注意方程式与对应ΔH不要弄错，计量系数以“mol”为单位，可以是分数。

（4）在所写化学反应计量方程式后写下ΔH的数值和单位，方程式与ΔH应用分号隔开。

（5）当ΔH为“－”或ΔH＜0时，为放热反应，当ΔH为“＋”或ΔH＞0时，为吸热反应。例如

C（石墨）＋OH=－393.6 kJ·mol－

1 2(g) = CO2(g)；Δ表示体系在298 K、1.013×105 Pa下，反应发生了1 mol的变化（即1 mol的C与1 mol的O2生成1mol的

CO）时，相应的热效应为－393.6 kJ·mol－

12，即放出393.6 kJ的热。

2C（石墨）＋2O(g)；ΔH=－787.2 kJ·mol－

1 2(g) = 2CO2表示体系中各物质在298 K，1.013×105 Pa下，反应发生了1 mol的变化（即1mol的2C与1mol的2O2完

全反应生成1mol的2CO－

2）时的热效应为－787.2 kJ·mol1，即放出787.2 kJ的热。 二．化学反应与能量

（一）掌握化学反应的四种基本类型

1．化合反应：两种或两种以上的物质相互作用，生成一种物质的反应。即A + B + C =E 如：CaO + H2O= Ca(OH)2 4NO2+ O2 + 2H2O =4HNO3

2．分解反应：一种物质经过反应后生成两种或两种以上物质的反应。即 AB = C + D … 如：CaCO3= CaO + CO2↑ 2KMnO4= K2MnO4+ MnO2 + O2↑

3．置换反应：一种单质与一种化合物反应，生成另一种单质和另一种化合物的反应。

如：2Mg + CO2= 2MgO + C

4．复分解反应：两种化合物相互交换成分，生成另外两种化合物的反应。如：CaO +2HCl= CaCl2 +H2O

AgNO3 + HCl=AgCl ↓+ HNO3 CaCO3+2HCl = CaCl2 + CO2↑+H2O （二）氧化还原反应：氧化剂、还原剂 1．基本概念：

①氧化反应：物质失去电子（化合价升高）的反应。 还原反应：物质得到电子（化合价降低）的反应。 ②被氧化：物质失去电子被氧化。（所含元素化合价升高）。 被还原：物质得到电子被还原。（所含元素化合价降低）。 ③氧化剂：得到电子的物质。

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还原剂：失去电子的物质。 ④氧化性：物质得电子的能力。 还原性：物质失电子的能力。 ⑤氧化产物：氧化反应得到的产物。 还原产物：还原反应得到的产物。 ⑥氧化还原反应：有电子转移（电子得失或共用电子对偏移）的反应，实质是电子的转移，特征是化合价的升降。

2．概念间的关系：

3．氧化还原反应的一般规律：

①表现性质规律

同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。

②性质强弱规律

氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物 氧化剂得电子 → 还原产物 还原剂失电子 → 氧化产物

氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物 ③反应先后规律

在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+

④价态归中规律

含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循―高价＋低价→中间价‖的规律。 ⑤电子守恒规律

在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。

4．氧化性、还原性大小的比较

（1）由元素的金属性或非金属性比较

a、金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱

b、非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱

（2）由反应条件的难易比较

不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。如：

2KMnO4+ 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O（常温） MnO2 + 4HCl（浓）= MnCl2 + Cl2↑ +2H2O （加热）

前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：KMnO4＞MnO2。同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。

（3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较

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当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。如： 2Fe + 3Cl22FeCl3，

S + Fe FeS ，

根据铁被氧化程度的不同（Fe3+、Fe2+

），可判断氧化性：Cl2＞S。同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。

（4）根据反应方程式进行比较

氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物

氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物 简记：左＞右

（5）根据元素周期律进行比较

一般地，氧化性：上＞下，右＞左；还原性：下＞上，左＞右。 （6）某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关： 温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。 浓度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。

酸碱性：如中性环境中NO－－

3不显氧化性,酸性环境中NO3显氧化性；又如KMnO4溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。

【说明】物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易，与得失电子的多少无关。 5．氧化还原方程式的配平

（1）配平依据：在氧化还原反应中，得失电子总数相等或化合价升降总数相等。

（2）配平步骤：―一标、二找、三定、四配、五查‖，即标好价，找变化，定总数，配系数、再检查。‖

①确定氧化剂、氧化产物、还原剂、还原产物的化合价 ②用观察法找出元素化合价的变化值 ③用化合价升降总数相等的原则确定化学计量数。 ④调整计量数，用观察法确定化合价无变化的物质的计量数，同时将单线改成等号。 ⑤检查核实各元素原子个数在反应前后是否相等。对于用离子方程式表示的氧化还原方程式还必须核对反应前后离子的总电荷数是否相等。 （3）配平技法

①奇数配偶法：如S＋C＋KNO3——CO2＋N2＋K2S，反应物KNO3中三种元素原子数均为奇数，而生成物中三种元素的原子数均为偶数，故可将KNO3乘以2，然后观察法配平得1，3，2，3，1，1。此法适于物质种类少且分子组成简单的氧化还原反应。

②逆向配平法：即先确定生成物的化学计量数，然后再确定反应物的化学计量数。例如：

＋K2SO3＋H2O

HO 由于S

K2

S的化学计量数为2，K2SO3的计量数为1，然

后再确定S的化学计量数为3。此类方法适宜于一种元素的化合价既升高又降低的氧化还原反应，即歧化反应。

③零价法：配平依据是还原剂中各元素化合价升高总数等于氧化剂中各元素化合价降低总数，此法适宜于还原剂中两种元素价态难以确定但均属于升高的氧化还原反应。例如：Fe3P＋HNO3——Fe(NO3)3＋NO＋H3PO4＋H2O，因Fe3P中价数不好确定，而把Fe、P皆看成零价。在相应的生成物中Fe为＋3价，P为＋5价，所以价态升高总数为3×3＋5＝14，而降低的价态为3，最小公倍数为42，故Fe3P的计量数为3，HNO3作氧化剂部分计量数为14，然后用观察法配平得到：3，41，9，14，3，16。

④1-n法(不用标价态的配平法)

本法往往用于多元素且有氧元素时氧化还原反应方程式的配平，但不能普遍适用。其法是先把有氧元素的较复杂反应物的计量数设为1，较简单的设为n。然后，a.丢掉氧，用观察法来调整其它项的计量数。b.再由a得的系数根据氧原子数相等列出方程求出n值，c.将n值代入有n的各计量数，再调整配平。

例如：KI＋KIO3＋H2S——I2＋K2SO4＋H2O设KIO3的化学计量数为1，KI的化学计量数为n。

a. nKI＋1KIO1 n1 n1 n1 n

3＋2H2S——2I2＋2K2SO4＋2

H2O

b.列方程(根据氧原子数相等)

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3＝

1 n2×4＋1 n2 解之n＝1

5

c.代入n值： 15KI＋KIO3333

3＋5H2S——5I2＋5K2SO4＋5H2O 将分数调整为整数得1，5，3，3，3，3。 有时也可以把没氧的复杂项定为1，如配平

1Na2Sx＋nNaClO＋(2x－2)NaOH——xNa2SO(x 1)

4＋nNaCl＋

22

H2O 据氧原子相等列方程：

n＋2x－2＝4x＋x－1 解之n＝3x＋1 将n值代入得：

1，(3x＋1)，2(x－1)，x，(3x＋1)，(x－1) ⑤有机配平法：配平时先假定H、O的化合价分别为＋1，－2，C的化合价要根据有机物的分子式定出其平均化合价(分子中各元素化合价的代数和为零)，其它配平步骤同化合价升降法。如KMnO4＋H2SO4＋

H＋7 ＋3 ＋4 ＋2

2C2O4——CO2＋MnSO4＋K2SO4＋H2O的计量数为2，3，5，10，2，1，8。

【注意】氧化还原反应的配平重点注意以下几点： 1．―集合原子‖应做到优先配平。

2．先拆后合的拆项配平法中，需要拆的项是那些在反应中化合价既升高又降低（既作氧化剂又作还原剂）的物质。

3．整体配平法中，选择把哪几个化合价升降过程―捆绑‖作为一个过程是关键，选择时一定要把在反应中存在固定物质的量之比的升降过程进行―捆绑‖，不存在固定物质的量之比的升降过程就不能进行―捆绑‖。如S+KNO3+C——K2S+CO2+N2

4．.离子反应配平：关键在于能否充分利用―电荷守恒‖ 5． 缺项配平：注意两点：★如果是化学后应方程式其缺项一般为：水、酸、碱。如果是离子反应方程式其缺

项般为：水、H+、OH-。★在离子反应方程式配平其缺项时如有两种可能如（H2O、H+）或（H2O、OH-），还应

考虑离子共存的问题如：

Cu2++FeS2+囗____——Cu2S+SO42-+Fe2++囗____ 可有两种选择：（14、5、12H2O、7、3、5、24H+）或（14、5、24OH-、7、3、5、12H2O）后一种配平由于OH-与Cu2+不能共存所以不正确。

【补充】中学化学中提及的“化”名目繁多．要判别它们分属何种变化，必须了解其过程。请你根据下列知识来指出每一种“化”发生的是物理变化还是化学变化。

1．风化:结晶水合物在室温和干燥的空气里失去部分或全部结晶水的过程。

2．催化:能改变反应速度，本身一般参与反应但质量和化学性质不变。了解中学哪些反应需用催化剂。 3．歧化：同一种物质中同一元素且为同一价态原子间发生的氧化还原反应。如：

2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + H2O

4．酸化：向某物质中加入稀酸使之呈酸性的过程。比如KMnO4溶液用H2SO4酸化，AgNO3溶液用HNO3酸化。5．钝化：块状的铝、铁单质表面在冷的浓硫酸或浓硝酸中被氧化成一层致密的氧化物保护膜，阻止内层金属与酸继续反应。

6．硬水软化：通过物理、化学方法除去硬水中较多的Ca2+、Mg2+的过程。 7．水化：烯、炔与水发生加成反应生成新的有机物。

如：乙烯水化法：CH2＝CH2 + H2O 催化剂

加热、加压

CH3CH2OH 乙炔水化法：CH≡CH + H2O 催化剂

加热、加压

CH3CHO 8．氢化（硬化）：液态油在一定条件下与H2发生加成反应生成固态脂肪的过程；植物油转变成硬化油后，性质稳定，不易变质，便于运输等。

9．皂化：油脂在碱性条件下发生水解反应的过程。产物：高级脂肪酸钠 + 甘油

10．老化：橡胶、塑料等制品露置于空气中，因受空气氧化、日光照射而使之变硬发脆的过程。

11．硫化：向橡胶中加硫，以改变其结构（双键变单键）来改善橡胶的性能，减缓其老化速度的过程。

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12．裂化：在一定条件下，分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程。目的：提高汽油的质量和产量。比如石油裂化。

13．酯化：醇与酸生成酯和水的过程。 14．硝化（磺化）：苯环上的H被—NO2（或—SO3H）取代的过程。 15．卤化：有机物与卤基（-X）发生取代反应的过程。 16．氧化：还原剂分子中的某种原子失去电子的过程。 17．净化：去除杂质的过程。

18．炭化：部分物质被浓硫酸脱水而变黑的过程。 19．熔化：给固体物质加热使之变成液态的过程。

20．液化：降温或加热使物质由气态变为液态的过程。 21．气化：加热或降压使物质由液态变为气态的过程。 （三）化学反应中的能量变化

1．化学反应中的能量变化，通常表现为热量的变化：

（1）吸热反应：化学上把吸收热量的化学反应称为吸热反应。如C+CO

22CO为吸热反应。 （2）放热反应：化学上把放出热量的化学反应称为放热反应。如2H2+O

22H2O为放热反应。 2．化学反应中能量变化的本质原因

化学反应中的能量变化与反应物和生成物所具有的总能量有关。如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时放出热量；如果反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时吸收热量。

3．反应热、燃烧热、中和热、热化学方程式

（1）反应熟：在化学反应中放出或吸收的热量，通常叫反应热用△H表示。单位：kJ·mol–1

（2）燃烧热：在101kPa时1mol H2物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的能量，叫该物质的燃烧热。如：101kPa时lmol H2完全燃烧生成液态水，放出285.5 kJ·mol–1的热量，这就是H2的燃烧热。

H2(g)+12 O2 (g) =H2O(l) △H=–285．5kJ·mol–1

（3）中和热：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫做中和热。 H+(aq)+OH–(aq)=H2O(1) △H=–57.3kJ·mol–1 【补充】中和热的测定误差分析

1、用弱酸或弱碱代替强碱或强酸。由于弱酸弱碱为弱电解质，其电离需吸热，导致反应产生的热量少，测定结果偏低。

2、用量筒量取盐酸时仰视读数。因所取盐酸体积大于50.0mL，测定结果偏高。

3、用0.50mol L-1NaOH溶液代替0.55mol L-1NaOH。NaOH溶液的浓度偏低，导致中和反应中盐酸不能完全反应，测定结果偏低。

4、选用较高浓度的盐酸和NaOH溶液。盐酸和NaOH溶液的浓度过大就会使溶液中的阴阳离子间的相互牵制作用增强，电离程度就会减小，则中和反应产生的热量势必要用一部分来补偿未电离分子的离解热，造成测定结果偏低。

5、用温度计测量盐酸温度后，未用水冲洗干净，就直接测量NaOH溶液的温度。使部分NaOH溶液中和，产生的热量散失在空气中，测定结果偏低。

6、量取盐酸后没有换用量筒，就直接用未洗干净的量筒量取NaOH溶液，测定结果偏低。

7、把量筒中的NaOH溶液倒入小烧杯中时，实验操作迟缓。使得部分热量损耗，测定结果偏低。

8、把NaOH溶液倒入小烧杯中时，有少量溅出。由于NaOH溶液有少量的损耗，中和反应未进行完全，产生的热量偏小，造成测定结果偏低。 三．化学中常用计量

1．同位素相对原子质量：以12C的一个原子质量的1/12作为标准，其他元素的一种同位素原子的质量和它相比较所得的数值为该同位素相对原子质量，单位是―1‖，一般不写。 2．元素相对原子质量（即平均相对原子质量）：由于同位素的存在，同一种元素有若干种原子，所以元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占的一定百分比计算出来的平均值，即按各同位素的相对原子质量与各天然同位素原子百分比乘积和计算平均相对原子质量。 3．相对分子质量：一个分子中各原子的相对原子质量×原子个数的总和称为相对分子质量。 4．物质的量的单位——摩尔

物质的量是国际单位制（SI）的7个基本单位之一，符号是n。用来计量原子、分子或离子等微观粒子的多少。摩尔是物质的量的单位。简称摩，用mol表示

2010届高三化学知识点总结

①使用摩尔时，必须指明粒子的种类：原子、分子、离子、电子或其他微观粒子。 ②1mol任何粒子的粒子数叫做阿伏加德罗常数。阿伏加德罗常数符号N A，通常用6.02 ×1023 molˉ1这个近似值。

③物质的量，阿伏加德罗常数，粒子数（N）有如下关系：n=N·NA

5．摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量。用M表示，单位：g·molˉ1或kg·molˉ1。 ①任何物质的摩尔质量以g·molˉ1为单位时，其数值上与该物质的式量相等。 ②物质的量(n)、物质的质量（m）、摩尔质量（M）之间的关系如下：M=m · n 6．气体摩尔体积：单位物质的量气体所占的体积叫做气体摩尔体积。

用Vm表示，Vm=V÷n。常用单位L·molˉ1

【注】标准状况下，气体摩尔体积约为22.4 L·molˉ1。 7.阿伏加德罗定律及推论：

定律：同温同压下，相同体积的任何气体都会有相同数目的分子。 理想气体状态方程为： PV=nRT（R为常数） 由理想气体状态方程可得下列结论： ①同温同压下，V1：V2=n1：n2 ②同温同压下，P1：P2=Ml：M2 ③同温同体积时，nl：n2=Pl：P2 【注意】（1）阿伏加德罗定律也适用于混合气体。

（2）考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3、乙醇等。

（3）物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及稀有气体He、Ne等单原子分子，Cl2、N2、O2、H2双原子分子。胶体粒子及晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。

（4）要用到22.4L·mol－

1时，必须注意气体是否处于标准状况下，否则不能用此概念； （5）某些原子或原子团在水溶液中能发生水解反应，使其数目减少； （6）注意常见的的可逆反应：如NO2中存在着NO2与N2O4的平衡；

（7）不要把原子序数当成相对原子质量，也不能把相对原子质量当相对分子质量。

（8）较复杂的化学反应中，电子转移数的求算一定要细心。如Na2O2+H2O；Cl2+NaOH；电解AgNO3溶液等。8．物质的量浓度：以单位体积里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的量浓度。符号CB。

CB=nB(mol)／V(L) （nB是溶质B的物质的量，V是溶液体积），单位是mol·Lˉ1。

物质的量浓度与质量分数的换算公式：c

1000 %

M

四．物质结构、元素周期律 （一）原子结构

1．原子（AZX）中有质子（带正电）：Z个，中子（不显电性）：（A—Z）个，电子（带负电）：Z个。 2．原子中各微粒间的关系： ①A=N+Z（A：质量数，N：中子数，Z：质量数） ②Z=核电荷数=核外电子数=原子序数 ③MZ ≈ MN≈1836 Meˉ（质量关系） 3．原子中各微粒的作用

（1）原子核：几乎集中源自的全部质量，但其体积却占整个体积的千亿分之一。其中质子、中子通过强烈的相互作用集合在一起，使原子核十分“坚固”，在化学反应时不会发生变化。另外原子核中蕴含着巨大的能量——原子能（即核能）。

（2）质子：带一个单位正电荷。质量为1.6726×10-27kg，相对质量1.007。质子数决定元素的种类。 （3）中子：不带电荷。质量为1.6748×10-27kg，相对质量1.008。中子数决定同位素的种类。 （4）电子：带1个单位负电荷。质量很小，约为11836×1.6726×10-27kg。与原子的化学性质密切相关，特别是最外层电子数及排布决定了原子的化学性质。 4．原子核外电子排布规律

（1）能量最低原理：核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高

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的电子层里，即依次：

K→L→M→N→O→P→Q顺序排列。

（2）各电子层最多容纳电子数为2n2个，即K层2个，L层8个，M层18个，N层32个等。 （3）最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个

【注意】以上三条规律是相互联系的，不能孤立理解其中某条。如M层不是最外层时，其电子数最多为18个，当其是最外层时，其中的电子数最多为8个。 （二）元素周期律、元素周期表

1．原子序数：人们按电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。（原子序数=质子数=核电荷数） 2．元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素周期律。 具体内容如下：（随着原子序数的递增）

①原子核外电子层排布的周期性变化：最外层电子数从1→8个的周期性变化。 ②原子半径的周期性变化：同周期元素、随着原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。 ③元素主要化合价的周期性变化：正价+1→+7，负价－4→－1的周期性变化。 ④元素的金属性、非金属性的周期性变化：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变化。

【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化的本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。

3．元素周期表

（1）元素周期表的结构：横七竖十八

第一周期 2种元素

第二周期 8种元素 第三周期 8种元素 周期 第四周期 18种元素 第五周期 18种元素 第六周期 32种元素 不完全周期：第七周期 26种元素

主族(A)：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA 族 副族(B)：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB 第VIII 族：三个纵行，位于ⅦB族与ⅠB族中间

零族：稀有气体元素

A、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、VIII、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0

（2）原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律： ①原子序数=核内质子数 ②电子层数=周期数（电子层数决定周期数） ③主族元素最外层电子数=主族序数=最高正价数 ④负价绝对值=8－主族序数（限ⅣA～ⅦA） ⑤同一周期，从左到右：原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，则非金属元素单质的氧化性增强，形成的气态氧化物越稳定，形成的最高价氧化物对应水化物的酸性增强，其离子还原性减弱。

⑥同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。则金属元素单质的还原性增强，形成的最高价氧化物对应的水化物的碱性增强，其离子的氧化性减弱。

（3）元素周期表中“位、构、性”的三角关系

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（4）判断微粒大小的方法 ①同周期元素的原子或最高价离子半径从左到右逐渐减小（稀有气体元素除外），如：Na＞Mg＞Al；Na+

＞Mg2+＞Al3+。

②同主族元素的原子半径或离子半径从上到下逐渐增大，如：O＜S＜Se，F－＜Cl－

＜Br-。 ③电子层数相同，核电荷数越大半径越小，如：K+＞Ca 2+。 ④核电荷数相同，电子数越多半径越大，如：Fe2+＞Fe3+。 ⑤电子数和核电荷数都不同的，一般通过一种参照物进行比较，如：比较Al3+与S2-的半径大小，可找出与

Al3+电子数相同，与S2－同一主族元素的O2-比较，Al3+＜O2－、O2－＜S2－、故Al3+＜S2－

。

⑥具有相同电子层结构的离子，一般是原子序数越大，离子半径越小，如：rS2－＞rCl－

＞rK+＞rCa2+ （5）电子数相同的微粒组 ①核外有10个电子的微粒组： 原子：Ne；

分子：CH4、NH3、H2O、HF；

阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；

阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH－

2。 ②核外有18个电子的微粒： 原子：Ar；

分子：SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2； 阳离子：K+、Ca2+；

阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－、O－

22。 【补充】构、位、性的规律与例外

1． 一般原子的原子核是由质子和中子构成，但氕原子（1H）中无中子。

2． 元素周期表中的每个周期不一定从金属元素开始，如第一周期是从氢元素开始。

3． 大多数元素在自然界中有稳定的同位素，但Na、F、P、Al等20种元素到目前为却未发现稳定的同位素。4． 一般认为碳元素形成的化合物种类最多，且ⅣA族中元素组成的晶体常常属于原子晶体，如金刚石、晶体

硅、二氧化硅、碳化硅等。（据有些资料说，氢元素形成的化合物最多）

5． 元素的原子序数增大，元素的相对原子质量不一定增大，如18Ar的相对原子质量反而大于19K的相对原子

质量。

6． 质量数相同的原子，不一定属于同种元素的原子，如18O与18F、40K与40Ca 7． ⅣA~ⅦA族中只有ⅦA族元素没有同素异形体，且其单质不能与氧气直接化合。

8． 活泼金属与活泼非金属一般形成离子化合物，但AlCl3却是共价化合物（熔沸点很低，易升华，为双聚分

子，所有原子都达到了最外层为8个电子的稳定结构）。

9． 一般元素性质越活泼，其单质的性质也活泼，但N和P相反。

10．非金属元素之间一般形成共价化合物，但NH4Cl、NH4NO3等却是离子化合物。 11．离子化合物在一般条件下不存在单个分子，但在气态时却是以单个分子存在。

12．含有非极性键的化合物不一定都是共价化合物，如Na2O2、FeS2、CaC2等是离子化合物。 13．单质分子不一定是非极性分子，如O3是极性分子。

14．一般氢化物中氢为+1价，但在金属氢化物中氢为-1价，如NaH、CaH2等。 15．非金属单质一般不导电，但石墨可以导电。

16．非金属氧化物一般为酸性氧化物，但CO、NO等不是酸性氧化物，而属于不成盐氧化物。

17．金属氧化物一般为碱性氧化物，但一些高价金属的氧化物反而是酸性氧化物，如：Mn2O7、CrO3等反而属

于酸性氧物，2KOH + Mn2O7 == 2KMnO4 + H2O 2KOH + CrO3 == K2CrO4 + H2O；Na2O2、MnO2等也不属于碱性氧化物，它们与酸反应时显出氧化性。 18．组成和结构相似的物质（分子晶体），一般分子量越大，熔沸点越高，但也有例外，如HF>HCl，H2O>H2S，

NH3>PH3，因为液态及固态HF、H2O、NH3分子间存在氢键，增大了分子间作用力。

19．非金属元素的最高正价和它的负价绝对值之和等于8，但氟无正价，氧在OF2中为+2价。 20．含有阳离子的晶体不一定都含有阴离子，如金属晶体中有金属阳离子而无阴离子。

21．一般元素的化合价越高，其氧化性越强，但HClO4、HClO3、HClO2、HClO的氧化性逐渐增强。 22．离子晶体不一定只含有离子键，如NaOH、Na2O2、NH4Cl、CH3COONa等中还含有共价键。 （三）化学键和晶体结构

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1．化学键：相邻原子间强烈的相互作用叫作化学键。包括离子键和共价键（金属键）。 2．离子建

（1）定义：使阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键。

（2）成键元素：活泼金属（或NHOH－

4+）与活泼的非金属（或酸根，） （3）静电作用：指静电吸引和静电排斥的平衡。 3．共价键

（1）定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫作共价键。

（2）成键元素：一般来说同种非金属元素的原子或不同种非金属元素的原子间形成共用电子对达到稳定结构。

（3）共价键分类： ①非极性键：由同种元素的原子间的原子间形成的共价键（共用电子对不偏移）。如在某些非金属单质（H2、Cl2、O2、P4…）共价化合物（H2O2、多碳化合物）、离子化合物（Na2O2、CaC2）中存在。

②极性键：由不同元素的原子间形成的共价键（共用电子对偏向吸引电子能力强的一方）。如在共价化合物（HCl、H2O、CO2、NH3、H2SO4、SiO2）某些离子化合物（NaOH、Na2SO4、NH4Cl）中存在。 4．非极性分子和极性分子

（1）非极性分子中整个分子电荷分布是均匀的、对称的。极性分子中整个分子的电荷分布不均匀，不对称。 （2）判断依据：键的极性和分子的空间构型两方面因素决定。双原子分子极性键→极性分子，如：HCl、NO、CO。

非极性键→非极性分子，如：H2、Cl2、N2、O2。

多原子分子，都是非极性键→非极性分子，如P4、S8 。

有极性键几何结构对称→非极性分子，如：CO2、CS2、CH4、Cl4。 几何结构不对称→极性分子，如H2O2、NH3、H2O。 5．分之间作用力和氢键 （1）分子间作用力

把分子聚集在一起的作用力叫作分子间作用力。又称范德华力。 ①分子间作用力比化学键弱得多，它对物质的熔点、沸点等有影响。 ②一般的对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔点、沸点也越高。 （2）氢键

某些物质的分子间H核与非金属强的原子的静电吸引作用。氢键不是化学键，它比化学键弱得多，但比范德华力稍强。

氢键主要存在于HF、H2O、NH3、CH3CH2OH分子间。如HF分子间氢键如下：

故HF、HNH

2O、3的沸点分别与同族氢化物沸点相比反常的高。 6．物质熔点、沸点高低的比较

（1）不同晶体类型的物质：原子晶体>离子晶体>分子晶体

（2）同种晶体类型的物质：晶体内微粒间的作用力越大，溶、沸点越高。

①原子晶体要比较共价键的强弱（比较键能和鍵长），一般地说原子半径越小，键能越大，鍵长越短，共价键越牢固，晶体的溶沸点越高。如：

熔点：金刚石>水晶>金刚砂>晶体硅 ②离子晶体要比较离子键的强弱，一般地说阴阳离子电荷数越多，离子半径越小，则离子间作用力越大，离子键越强，溶沸点越高。如：

熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl ③分子晶体：

a．组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高。 b．组成和结构不相似的物质，极性大则熔沸点高（如CO>N2）。

c．有些还与分子的形状有关。如有机同分异构体中，一般线性分子的熔沸点比带支链的高，如正戊烷>异戊烷>新戊烷。

d．有些与分子中含有的碳碳双键的多少有关。组成结构相似的有机物，一般含碳碳双键多的熔沸点低，如

油酸甘油酯（油）的熔点比硬脂酸甘油酯（脂肪）的低。

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7．晶体

①分子晶体：分子间的分子间作用力相结合的晶体叫作分子晶体。 ②原子晶体：相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体叫原子晶体。 ③离子晶体：离子间通过离子键结合而成的晶体叫作离子晶体。 ④金属晶体：通过金属离子与自由电子间的较强作用（金属键）形成的单质晶体叫作金属晶体。 8

（一）分散系

1．分散系：化学上把一种或几种物质分散成很小的微粒分布在另一种物质中所组成的体系。分散成粒子的物质叫分散质，另一种物质叫分散剂。分散质、分散剂均可以是气态、液态或固态。 21．溶液：一种或几种物质分散到另一种物质里所形成的均一稳定的混合物叫作溶液。特征是均一、稳定、透明。

2．饱和溶液、溶解度

（1）饱和溶液和不饱和溶液：在一定温度下，在一定量的溶剂里，不能再溶解某种溶质的溶液，叫作这种溶质的饱和溶液；还能继续溶解某种溶质的溶液，叫作不饱和溶液。

（2）溶解度：在一定温度下，某固体物质在100克溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫作这种物质在这种物质在这种溶剂里的溶解度。常用s表示。质量分数ω=S(100+s)×100%

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（3）温度对溶解度的影响

固体物质的溶解度，一般随温度升高而增大（食盐溶解度变化不大；Ca(OH)2溶解度随温度升高而减小）。气体物质溶解度，随温度升高而减小，随压强增大而增大。

（4）溶解度曲线：用纵坐标表示溶解度。横坐标表示温度。根据某溶质在不同温度时溶解度，可以画出该物质溶解度随温度变化曲线，称之为溶解度曲线。

3．了解几个概念：结晶、结晶水、结晶水合物、风化、潮解 （1）结晶：从溶液中析出晶体的过程。

（2）结晶水：以分子形式结合在晶体中的水，叫结晶水，它较容易分解出来，如：Na2CO3·10H2O=Na2CO3+10H2O，CuSO4·5H2O=CuSO4+5H2O

（3）结晶水合物：含有结晶水的化合物叫结晶水合物。结晶水合物容易失去结晶水。常见的结晶水合物有：Na2CO3·10H2O（纯碱），CuSO4·5H2O（胆矾、蓝矾），FeSO4·7H2O（绿矾），ZnSO4·7H2O（皓矾），MgCl2·KCl·6H2O（光卤石），KAl(SO4)2·12H2O或K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O（明矾），CaSO4·2H2O（石灰膏），H2C2O4·H2O（草酸）。

（4）风化：结晶水在常温和较干燥的空气里失去部分或全部结晶水的现象叫风干。 （5）风化本质：结晶水合物分解Na2CO3·10H2O（无色晶体）=Na2CO3·H2O（白色粉末）+9H2O

（6）风化现象：由晶体状逐渐变成粉末。因此凡具有此现象的自然过程过程都可称为风化，如岩石的风化，它显然不属于结晶水合物失去结晶水的过程。

（7）潮解：某些易溶于水的物质吸收空气中的水蒸汽，在晶体表面逐渐形成溶液或全部溶解的现象叫潮解。 （8）易潮解的物质有：CaCl2、MgCl2、NaOH等。

（9）粗盐易潮解，而精盐不易潮解。这是因为粗盐中含有少量MgCl2杂质的缘故。 4．胶体

（1）定义：分散质的微粒在1nm～100nm之间分散系，叫作胶体。

（2）分类：按分散剂的状态分为液溶胶：Fe(OH)3胶体、淀粉溶液、固溶胶、有色玻璃、气溶胶：烟、云、雾。

（3）性质：①丁达尔现象（可用来鉴别胶体和溶液） ②布朗运动 ③电泳现象 ④胶体聚沉（加入电解质、加入带异种电荷的胶体、加热，均可使胶体聚沉）。 5．胶体的应用（解释问题）

①沙洲的形成 ②卤水点豆腐 ③明矾（或FeCl3） 净水 ④工业制皂的盐析 ⑤冶金工业电泳除尘

六．化学反应速率、化学平衡 （一）化学反应速率

1．定义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。单位：mol/(L·min)或mol/(L·s) v=△c·△t

2．规律：同一反应里用不同物质来表示的反应速率数值可以是不同的，但这些数值，都表示同一反应速率。且不同物质的速率比值等于其化学方程式中的化学计量数之比。如反应mA+nB=pC+qD 的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q

3．影响反应速率的因素

内因：参加反应的物质的结构和性质是影响化学反应速率的决定性因素。例如H2、F2混合后，黑暗处都发生爆炸反应，化学反应速率极快，是不可逆反应。而H2、N2在高温、高压和催化剂存在下才能发生反应，化学反应速率较慢，由于是可逆反应，反应不能进行到底。

外因： ①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，单位体积发生反应的分子数增加，反应速率加快。 ②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增加压强，气体体积缩小，浓度增大，反应速率加快。

③温度：升高温度时，分子运动速率加快，有效碰撞次数增加，反应速率加快，一般来说，温度每升高10℃反应速率增大到原来的2～4倍。

④催化剂：可以同等程度增大逆反应速率。 ⑤其他因素：增大固体表面积（粉碎），光照也可增大某些反应的速率，此外，超声波、电磁波、溶剂也对反应速率有影响。

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【注意】：①改变外界条件时，若正反应速率增大，逆反应速率也一定增大，增大的倍数可能不同，但不可能正反应速率增大，逆反应速率减小。

②固体、纯液体浓度视为常数，不能用其表示反应速率，它们的量的变化不会引起反应速率的变化，但其颗粒的大小可影响反应速率。

③增大压强或浓度，是增大了分子之间的碰撞几率，因此增大了化学反应速率；升高温度或使用催化剂，提高了活化分子百分数，增大了有效碰撞次数，使反应速率增大。 （二）化学平衡

1．化学平衡状态：指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度不变的状态。

2．化学平衡状态的特征 （1）―等‖即 V正=V逆>0。

（2）―动‖即是动态平衡，平衡时反应仍在进行。 （3）―定‖即反应混合物中各组分百分含量不变。

（4）―变‖即条件改变，平衡被打破，并在新的条件下建立新的化学平衡。

（5）与途径无关，外界条件不变，可逆反应无论是从正反应开始，还是从逆反应开始，都可建立同一平衡状态（等效）。

3．化学平衡状态的标志

化学平衡状态的判断（以

mA+nBxC+yD为例），可从以下几方面分析： ①v(B耗)=v(B生) ②v(C耗):v(D生)=x : y ③c(C)、C%、n(C)%等不变 ④若A、B、C、D为气体，且m+n≠x+y，压强恒定 ⑤体系颜色不变 ⑥单位时间内某物质内化学键的断裂量等于形成量 ⑦体系平均式量恒定（m+n ≠ x+y）等 4．影响化学平衡的条件

（1）可逆反应中旧化学键的破坏，新化学键的建立过程叫作化学平衡移动。

（2）化学平衡移动规律——勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

①浓度：增大反应物（或减小生成物）浓度，平衡向正反应方向移动。 ②压强：增大压强平衡向气体体积减小的方向移动。减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。 ③温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动。降低温度，平衡向放热反应方向移动。 ④催化剂：不能影响平衡移动。 5．等效平衡

在条件不变时，可逆反应不论采取何种途径，即由正反应开始或由逆反应开始，最后所处的平衡状态是相同；一次投料或分步投料，最后所处平衡状态是相同的。某一可逆反应的平衡状态只与反应条件（物质的量浓度、温度、压强或体积）有关，而与反应途径（正向或逆向）无关。

（1）等温等容条件下的等效平衡。对于某一可逆反应，在一定T、V条件下，只要反应物和生成物的量相当（即根据系数比换算成生成物或换算成反应物时与原起始量相同），则无论从反应物开始，还是从生成物开始，二者平衡等效。

（2）等温、等压条件下的等效平衡。反应前后分子数不变或有改变同一可逆反应，由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同，则达到平衡后两平衡等效。

（3）在定温、定容情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比值与原平衡相同，两平衡等效。 6．化学平衡计算时常用的2个率

（1）反应物转化率=转化浓度÷起始浓度×100%=转化物质的量÷起始物质的量×100%。 （2）产品的产率=实际生成产物的物质的量÷理论上可得到产物的物质的量×100%。 7．催化剂

能改变其他物质的化学反应速率，本身在反应前后质量和性质都不变的物质。通常说的催化剂是指能加快化学反应速率的正催化剂，也有减慢化学反应速率的负催化剂或阻催化剂。在反应中加负催化剂能大大延缓反应速率，使人们不需要的化学反应如金属的锈蚀，食物的腐烂，塑料的老化尽可能慢地发生。催化剂的催化作

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用具有很强的选择性，某种催化剂往往只能催化某一种反应或某一类反应。使用生物酶制剂时的选择性更为突出。

常用的催化剂及催化反应：

二氧化锰 氯酸钾分解制氧气；过氧化氢分解成水和氧气。 五氧化二钒 二氧化硫催化氧化成三氧化硫。 铁触媒 合成氨。

铂或铂铑合金 氨的催化氧化。 硫酸汞 乙炔水化制乙醛。 醋酸锰 乙醛氧化制乙酸。

镍 不饱和烃及其他不饱和有机物与氢气的加成反应。 三溴化铁 苯的溴代制溴苯。

使用催化剂进行催化反应时，要注意对反应物的净化，避免带入的某些杂质使催化剂丧失催化功能，这种作用称作催化剂中毒。 七．电解质溶液

（一）电解质和非电解质、强电解质和弱电解质

1．电解质：凡是在水溶液里或熔融状态时能电离进而能导电的化合物叫做电解质。电解质溶于水或熔融时能电离出自由移动的阴、阳离子，在外电场作用下，自由移动的阴、阳离子分别向两极运动，并在两极发生氧化还原反应。所以说，电解质溶液或熔融状态时导电是化学变化。 2．分类

（1）强电解质：是指在水溶液里完全电离的电解质。

（2）弱电解质：是指在水溶液中只能部分电离的电解质。 3

4．非电解质

凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物。 常见的非电解质

非金属氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5 某些非金属氢化物：CH4、NH3 大多数有机物：苯、甘油、葡萄糖 （二）弱电解质的电离平衡 1．弱电解质的电离特点

（1）微弱：弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小，分子、离子共同存在。

（2）可逆：弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的。

（3）能量变化：弱电解质的电离过程是吸热的。 （4）平衡：在一定条件下最终达到电离平衡。

2．电离平衡：当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于电离平衡状态。电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征。条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。（三）水的电离和溶液的pH值 1．水的电离和水的离子积常数

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H2O是一种极弱电解质，能够发生微弱电离H2

OH+ + OH– 25℃时 c(H+)=c(OH–)=10–7 mol·L–1 水的离子积Kw=c(H+)·c(OH–)=10–14 mol+2·L-2（25℃） ①Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。如：100℃ Kw=10–12 mol+2·L-2 ②Kw适用于纯水或稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。 2．溶液的pH

（1）pH：pH=–lgc(H+)。在溶液的c(H+)很小时，用pH来表示溶液的酸碱度。

（2）含义：pH越大，c(H+)越小，c(OH–)越大，酸性越弱，碱性越强。pH越小c(H+)，c(OH–)越小，酸性越强，碱性越弱。

（3）范围：0～14 （四）盐类水解 1．盐类水解定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH–结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。

2．盐类水解规律

（1）谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。

（2）多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解。 （3）水解是吸热反应，升温水解程度增大。

（4）单离子水解程度都很小，故书写水解离子方程式时要用―‖，不能用―↑‖或―↓‖符号。 3．盐类水解的类型

（1）单向水解：强酸和弱碱生成的盐，溶液呈酸性；强碱和弱酸生成的盐，溶液显碱性。如NH4Cl溶于水：NH4+ + H2

O NH3·H2O + H+

CH3COONa溶于水：CH3COO- + H2

O CH3COOH + OH-

（2）互相促进水解：弱酸和弱碱生成的盐溶于水，电离产生弱酸的阴离子和弱碱的阳离子，二者分别结合水电离产生的H+和OH-发生水解，而水溶液的离子积不变，因此促进水的电离使反应进行的程度较大。溶液的酸碱性取决于生成的弱电解质的相对强弱。如CH3COONH4溶于水：

CH3COO- + NH4+

CH3COOH + NH3·H2O

（3）互相抑制水解：能电离产生两种以上的弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐溶于水，弱酸的阴离子或弱碱的阳离子均发生水解，但是互相抑制，所以这一类的水解程度较小。如(NH4)2Fe(SO4)2溶于水：

NH2+4+ + H2

O NH3·H2O + H+ Fe + 2H2

O Fe(OH)+2 + H+

NH4+水解产生的H对Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。 【补充1】何时考虑盐的水解

1．判断盐溶液酸碱性及能否使酸碱指示剂变色时，要考虑到盐的水解。 2．配制某些盐的溶液时，为了防止溶液变浑浊（水解），需加入对应的酸．．．．抑制其水解。如配制FeCl3溶液时，一般先将FeCl3溶解在盐酸中，然后再加水稀释。

3.比较盐溶液中离子浓度大小时，要考虑到盐的水解。如Na3PO4溶液中，c(Na+) > 3 c(PO43— )。

4.说明盐溶液中微粒种类及多少时，要考虑到盐的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、HS-、OH-、H+、S2—、H2S，其浓度关系为：c(Na+) ＞c(S2—) ＞c(OH — ) ＞c(HS— ) ＞c(H2S)＞c(H+)

（1）电荷守恒关系——指任何电解质溶液在整体上不显电性，即溶液中所有阳离子带的正电总量与所有阴离

子带的负电总量相等。

如在Na2S溶液中：

实质：所有Na+、H+带的正电荷总物质的量==所有S2—、HS—、OH—带的负电荷总物质的量。 表达形式：c(Na+) + c(H+) = 2c(S2—) + c(HS— ) + c(OH — )

（2）物料守恒关系——指不论盐中的哪种离子水解成多少种形式，它所含的一些元素原子的总物质的量之比

一定符合它的化学式中的计量数比。

如在Na2S溶液中： 实质：n(Na) : n (S

的各种存在形式总和) == 2 : 1

表达形式： c(Na+ c(S2—) + c(HS— ) + c2S) （3）——由水电离产生的H+和OH—的数目一定相等的关系。

如在Na2S溶液中：

实质：n(OH—) == 溶液中自由H+物质的量与S2—结合水电离的H+物质的量之和

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表达形式：c(OH — ) = c(H+) + c(HS— ) + 2c(H2S) ★该关系式可由电荷守恒式和物料守恒式代数变换得到。如将上述电荷守恒式与物料守恒式相减并移项即可得到上式。

5．某些活泼金属或碳酸盐与强酸弱碱盐溶液反应时，要考虑到盐的水解。如镁粉或碳酸钙粉末放入FeCl3溶液

中，有红褐色沉淀生成和气体放出，这是因为Fe3+ +3H2O Fe(OH)3 +3H+ 溶液呈酸性，Mg +2H+ = Mg2+ +H2↑（或CaCO3(s) Ca2++CO32-、CO32-+2H+=CO2↑+H2O）促进了Fe3+的水解，从而生成红褐色的Fe(OH)3沉淀。

6．强酸弱碱盐与强碱弱酸盐溶液相混合，其现象不能用简单的复分解规律来解释时，要考虑到双水解。例如

泡沫灭火器的反应原理是：Al3+ + 3HCO3— = Al(OH)3↓+ 3CO2↑

7．判断溶液中有关离子能否大量共存时，要考虑盐的水解（主要是双水解）。 8．施用化肥时需考虑盐的水解。如草木灰（主要有效成分是K2CO3）不能与铵态氮肥相混用。因为CO32— + H2O

HCO3— + OH —；NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ H+ + OH —= H2O而相互促进水解，使生成的NH3挥发，造成肥效损失。

9．分析某些化学现象时，要考虑盐的水解。如制备Fe(OH)3胶体[将饱和FeCl3溶液滴入沸水中，使其充分水解

生成Fe(OH)3胶体]、明矾[KAl(SO4)2·12H2O]净水[Al3+水解生成Al(OH)3胶体，具有吸附性，能吸附水中的悬浮颗粒而沉降]、FeCl3等溶液长期存放变浑浊[盐中的阳离子水解生成不溶性的氢氧化物沉淀]，等等。 10．判断中和滴定终点时溶液的酸碱性、酸碱指示剂的选择以及当pH = 7时酸或碱过量情况的判断等问题，要

考虑到盐的水解。例如CH3COOH溶液与NaOH 溶液等物质的量恰好反应生成CH3COONa溶液时，由于CH3COO— + H2O CH3COOH + OH—，pH > 7。若要使二者反应后溶液的pH = 7，则CH3COOH必须略过量。为此，CH3COOH溶液与NaOH 溶液互相滴定时，应选用变色范围在碱性条件下的指示剂，即酚酞。

11．试剂的贮存要考虑盐的水解。如贮存Na2CO3溶液不能用玻璃塞试剂瓶，因为CO32—+ H2O

HCO3— + OH—，溶液呈较强的碱性，而玻璃中的主要成分SiO2要发生反应：SiO2 + 2OH— == SiO32— + H2O，生成的Na—2SiO3具有粘稠性，使瓶颈与瓶塞粘结在一起难以打开；NH4F溶液不能用玻璃瓶盛装，因为NH4+ + F + H2O HF + NH3·H2O（双水解，程度较大），生成的氢氟酸要腐蚀玻璃：4HF + SiO2 == SiF4↑+ 2H2O。

12．制取无水盐固体时要考虑到盐的水解。例如不能用蒸干溶液的办法制得FeCl3和AlCl3，也不能在空气中加

热FeCl3·6H2O和AlCl3·6H2O制无水FeCl3和AlCl3，就是因为加热促进了Fe3+和Al3+水解的缘故。 ① FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 + 3HCl △H > 0。水解是吸热反应，加热促进了水解，也促进了另一产物HCl的挥发，致使水解很彻底，所以蒸干时得Fe(OH)3，再灼烧分解得Fe2O3。 ② Fe2(SO4)3 + 6H2O 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 △H > 0。加热促进了水解，但由于生成的H2SO4为不挥发性酸，自始至终抑制着水解反应的发生，仍以中和反应为主。所以蒸干时可得纯Fe2(SO4)3固体。 ③ 加热AlCl3、Al2(SO4)3溶液的情况与上述雷同。 ④ 欲从FeCl3（或AlCl3）溶液中制得无水FeCl3（或AlCl3），可在HCl气流中加热蒸干FeCl3（或AlCl3）

溶液。（在HCl气流中抑制了Fe3+和Al3+

的水解）

13．解释某些生活现象时要考虑盐的水解。例如，炸油条时要用明矾和小苏打，就是利用其中的Al3+与HCO3—

的双水解反应：Al3+ + 3HCO3—== Al(OH)3↓+ 3CO2↑，使面团疏松多孔；家庭中可用热的纯碱（Na2CO3）溶液洗涤物品，利用的就是加热促进CO32—+ H2O HCO3—+OH— △H > 0水解反应的发生，使溶液的碱性增强，去油污能力增强的道理。

14．加热蒸发和浓缩盐溶液时,对最后残留物的判断应考虑盐类的水解： (1)加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质。 (2)加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质.

(3)加热浓缩FeCl3 型的盐溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3 的混合物,灼烧得Fe2O3 。 (4)加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3 型的盐溶液时,得不到固体. (5)加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐。 (6)加热Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到Mg(OH)2 固体。 15．其它方面

(1)净水剂的选择：如Al3+ ,FeCl3等均可作净水剂,应从水解的角度解释。 (2)化肥的使用时应考虑水解。如草木灰不能与铵态氮肥混合使用。 (3)小苏打片可治疗胃酸过多。 (4)纯碱液可洗涤油污。

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(5)磨口试剂瓶不能盛放Na2SiO3,Na2CO3等试剂。

凡此种种,不一而举。学习中要具体情况具体分析,灵活应用之。 （五）电化学 1．原电池

（1）概念：将化学能转化为电能的装置。 （2）实质：化学能转化为电能。

（3）构成前提：能自发地发生氧化还原反应。 （4）构成条件：①两个电极 ②电解质溶液 ③―两极―一液‖联成回路 ④能自发地发生氧化还原反应。 （5）电极构成：

负极：还原性相对较强的材料。 正极：还原性相对较弱的材料。 （6）电极反应：

负极：失去电子，氧化反应。 正极：得到电子，还原反应。

2．化学电源

3．金属的腐蚀与防护

（1）定义：金属单质被空气中的成分或其他氧化剂氧化而变质的现象叫做金属腐蚀。 （2）金属腐蚀的种类分为化学腐蚀、电化学腐蚀两种。 （3）金属防护 ①涂保护层。如涂油、电镀、表面处理等。 ②保持干燥。 ③改变金属的内部结构，使其稳定，如不锈钢。 ④牺牲阳极的阴极保护法即用一种更为活泼的金属与要保护的金属构成原电池。 ⑤外加电源法。将被保护的金属与电源负极相连，电源向该金属提供电子，该金属就不失电子而得以保护。4．电解原理及其应用

（1）电解定义：使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应过程明电解。 （2）装置：电解池（或电解槽）

特点：把电能转化为化学能。形成条件①与电源相连的两个电极②电解质溶液或熔融电解质③形成闭

合回路。

（3）电解原理：

与电源正极相连

↓

阴离子移向→阳极←发生氧化反应 阳离子移向→阴极←发生还原反应

↑

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与电源负极相连

（4）电解时电极产物的判断 ①阳极产物的判断

首先看电极，如果是活性电极（金属活动顺序表Ag以前），则电极材料失电子，电极溶解。如果是惰性电极（Pt、Au、石墨），则要再看溶液中的离子的失电子能力。阴离子放电顺序如下：

S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞OH-＞SO42-＞NO3-＞F- ②阴极产物的判断：直接根据阳离子放电顺序进行判断，阳离子放电顺序：

Ag+＞Hg2+＞Fe3+＞Cu2+＞H+＞Pb2+＞Sn2+＞Fe2+＞Zn2+＞(H+)＞Al3+＞Mg2+＞Na+＞Ca+＞K+ （5）电解应用：

①铜的精炼 阳极（粗铜）：Cu→Cu2++2e–；阴极（纯铜）：Cu2++2e–→Cu 电解质溶液：CuSO4（含H2SO4

） ②氯碱工业 阳极（钛网）：2Cl–→Cl2↑+2e–；阴极（碳钢网）：2H++2e–→H2↑ 电解质溶液：饱和食盐水

总反应：2NaCl+2H2O 电解2NaOH+H2↑+Cl2↑

③镀铜

阳极（铜）：Cu→Cu2++2e–；阴极（铁或其他镀件）：Cu2++2e–→Cu 电镀液：CuSO4溶液

【补充】原电池与电解池的比较

1．原电池形成三条件： ―三看‖。先看电极：两极为导体且活泼性不同；再看溶液：两极插入电解质溶液中；后看回路：形成闭合回路或两极接触。 2．原理三要点：（1） 相对活泼金属作负极，失去电子，发生氧化反应.（2） 相对不活泼金属（或碳）作正极，得到电子，发生还原反应（3） 导线中（接触）有电流通过，使化学能转变为电能。 1．定量分析：化学上把测定物质各组成成分的含量过程，称为定量分析过程。中和滴定是定量分析的一种方法。

2．中和滴定：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸） 的方法就叫酸碱中和滴定。实质：H++OH—=H2O即酸中的H+和碱中的OH-物质的量相等。 3．计算原理：mHnR+nM(OH)m = MnRm+mnH2O 则 n·C1·V1 = m·C2·V2 4．中和滴定的操作过程：

（1）仪器：酸式、碱式滴定管，滴定管夹，锥形瓶。

酸式滴定管：玻璃活塞；碱式滴定管：不能用玻璃活塞

【注意】①零刻度在上方；②滴定管可以读到小数点后两位 （2）药品：标准液；待测液；指示剂。

（3）准备过程：洗涤（用洗液洗）→检漏（滴定管是否漏水）→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)；

【注意】a.酸碱式滴定管和移液管用水洗后，还要用标准液洗；但锥形瓶不能用待测液洗；b.洗涤后滴定管中装标准溶液，并读下读数，锥形瓶中装一定体积的待测液，并放几滴指示剂于锥形瓶中。

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(4)滴定方法：手的姿势、速度先快后慢； 【注意】：】①手眼：左手操作活塞或小球，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化；②速度先快后慢。

（5）终点确定：最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显变化。30s内不恢复原色；

（6）数据处理：读数：两位小数。因一次实验误差较大，所以应取多次实验的平均值； （7）误差分析：利用n·C1·V1 = m·C2·V2 进行分析。 5．中和滴定误差分析：

中和滴定实验是中学化学中的一个重要实验，其实验结果的分析，也是中学化学教学中的一个难点。在处理这段内容时，利用学生现有的知识，引入一个新的公式，将物质的量浓度与当量定律有机地结合起来，对学生分析实验结果及浓度计算均有很大帮助。

误差分析的总依据为c测=c标V标/V测，由于c标、V标均为定值，所以c测的大小取决于V标的大小，即如果V标偏大或偏小，则c测随之而偏大或偏小。

1．洗涤误差：滴定管和锥形瓶的洗涤也可能造成误差。

（1）盛标准液的滴定管未用标准液润洗，标准液被稀释，导致V标偏大，则c测偏大； （2）盛待测液的滴定管未用待测液润洗，待测液被稀释，导致V标偏小，则c测偏小； （3） 锥形瓶若用待测液润洗，将使V标偏大，则c测偏大。 2．读数误差：因滴定管刻度―0‖点在上，且由上到下刻度有小到大，―仰视‖滴定管内液面，测得刻度值偏大；―俯视‖度数，测得刻度值偏小。故：

（1）滴定达终点后仰视度数，导致V标偏大，则c测偏大； （2）滴定到终点后俯视度数，导致V标偏小，则c测偏小。

3．气泡误差：装液时滴定管尖嘴处气泡未排尽，滴定过程中气泡消失。

（1）这若是发生于装待测液于滴定管时，由于气泡消失所取得待测液减少则V标偏小，则c测偏小； （2）这若是发生于装标准液于滴定管时，由于气泡消失所取得待测液减少则V标偏大，则c测偏大。 4．锥形瓶误差：

（1）滴定过程中，待测液被振荡出锥形瓶，则V标减小，c测偏小； （2）锥形瓶中有蒸馏水，无影响；

（3）中途用蒸馏水洗锥形瓶壁，无影响；

（4）滴定前用待测液洗锥形瓶，则V标偏大，c测偏大。

5．变色误差：溶液变色未保持30秒，即停止滴定，则V标偏小，c测偏小。 6．样品中含杂质引起的误差：这种情况要具体问题具体分析。

【注】减小误差的三点作法：为了减小误差除了按上述正确操作以外，还要注意： 1．半分钟：振荡半分钟内颜色不褪去，即为滴定终点；

2．1-2分钟：滴定停止后，必须等待1-2分钟，让附着在滴定管内壁的溶液流下后再度数；

3．重做一次：同一实验，要做两次，两次滴定说用标准溶液体积相差不能超过0.02mL。再取平均数。

（七）沉淀溶解平衡

1、沉淀溶解平衡的建立：一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。 2、沉淀溶解平衡常数——溶度积

（1）定义：在一定条件下，难溶性物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫做溶度积常数或溶度积。

（2）表达式 ：以PbI2(s)溶解平衡为例：

PbI2

(s) Pb2+(aq)+2I-(aq) Ksp＝[Pb2+][I-]2=7.1×10-9mol3L-3

（3）意义：溶度积反映了物质在水中的溶解能力。对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp的数值越大，电解质在水中的溶解能力越强。

（4）影响Ksp的因素：Ksp与其他化学平衡常数一样，只与难溶性电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。

3、沉淀溶解的特征：等、动、定、变。 等——v（溶解） = v（沉淀或结晶）

动——动态平衡， v（溶解） = v（沉淀）≠0 定——达到平衡时，溶液中离子浓度不再改变。

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变——当外界条件改变，溶解平衡将发生移动。 4、影响溶解平衡的因素

（1）内因：电解质本身的性质 ①绝对不溶的电解质是没有的。 ②同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 ③易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。 （2）外因：遵循平衡移动原理 ①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。 ②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。 ③同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，但Ksp不变。 ④其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或气体的离子，使平衡向溶解的方向移动，Ksp不变。 5、溶度积规则

通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——浓度商QC的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解：

QC>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。 QC=Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。

QC<Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。

6、沉淀的生成：加入相同离子，平衡向沉淀方向移动。根据物质的溶解性，加入一种离子生成沉淀即可。 7、沉淀的溶解：溶解沉淀的方法：①加入足量的水②使沉淀转化为气体③使沉淀转化为弱电解质

8、沉淀的转化：加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子。使平衡向溶解的方向移动。

2010新课标高考回归课本——化学实验知识归纳

一、一些物质的燃烧及火焰颜色 （一）燃烧的一般条件

1.温度达到该可燃物的着火点

2.有强氧化剂如氧气、氯气、高锰酸钾等存在

3.(爆炸物一般自身具备氧化性条件,如硝化甘油、三硝基甲苯、火药等，只要达到温度条件，可以在封闭状态下急速燃烧而爆炸)

（二）镁在哪些气体中可以燃烧？ 1.镁在空气或氧气中燃烧 2.镁在氯气中燃烧 3.镁在氮气中燃烧

4.镁在二氧化碳中燃烧

（三）火焰的颜色及生成物表现的现象 氢气在空气中燃烧——淡蓝色火焰

氢气在氯气中燃烧——苍白色火焰，瓶口有白雾。 甲烷在空气中燃烧——淡蓝色火焰 酒精在空气中燃烧——淡蓝色火焰

硫在空气中燃烧——微弱的淡蓝色火焰，生成强烈剌激性气味的气体。 硫在纯氧中燃烧——明亮的蓝紫色火焰，生成强烈剌激性气味的气体 硫化氢在空气中燃烧——淡蓝色火焰，生成强烈剌激性气味的气体。 一氧化碳在空气中燃烧——蓝色火焰

磷在空气中燃烧——白色火焰，有浓厚的白烟 乙烯在空气中燃烧——火焰明亮，有黑烟

乙炔在空气中燃烧——火焰很亮，有浓厚黑烟 镁在空气中燃烧——发出耀眼白光 钠在空气中燃烧——火焰黄色 铁在氧气中燃烧——火星四射，（没有火焰）生成的四氧化三铁熔融而滴下。 （四）焰色反应 1． 钠或钠的化合物在无色火焰上灼烧，火焰呈黄色

2010届高三化学知识点总结

2． 钾或钾的化合物焰色反应为紫色（要隔着蓝色钴玻璃观察） 二、丰富多彩的颜色

1．红色：Fe(SCN)3（红色溶液）； Cu2O（红色固体）； Fe2O3（红棕色固体）；红磷（暗红色固体）；液溴（深红棕色）； Fe(OH)3（红褐色固体）；Cu（紫红色固体）；溴蒸气、NO2（红棕色）；品红溶液(红色)；在空气中久置的苯酚（粉红）；石蕊遇酸性溶液(红色)；酚酞遇碱性溶液(红色)。 2．紫色：石蕊在中性溶液中（紫色）； Fe3+与苯酚反应产物（紫色）； I2（有金属光泽紫黑色固体）；

KMnO4固体（紫黑色）； MnO4—

（紫红色溶液）；固态O3（紫黑色）；钾的焰色反应（紫色）；I2蒸气、I2在非极性溶剂中（紫色）。 3．橙色：溴水（橙色）；K2Cr2O7溶液（橙色） 4．黄色：AgI（黄色固体）； AgBr（淡黄色固体）； Ag3PO4（黄色固体）； FeS2（黄色固体）； Na2O2（淡黄色固体）； S（淡黄色固体）； Au（金属光泽黄色固体）；I2的水溶液（黄色）；碘酒（黄褐色）；久置的KI溶液（黄色，被氧化为I2）；Na的焰色反应（黄色）； TNT（淡黄色针状固体）；工业浓盐酸（黄色，

含有Fe3+）；NaNO2（无色或浅黄色晶体）； Fe3+

的水溶液（黄色）；硝基苯中溶有浓硝酸分解的NO2时（黄色）；久置的浓硝酸（黄色，溶有分解生成的NO2）；浓硝酸粘到皮肤上（天然蛋白质显黄色）。 5．绿色：Cu2(OH)2CO3（绿色固体）； Fe2+的水溶液（浅绿色）； FeSO4·7H2O（绿矾）； K2MnO4（绿色）； Cl2、氯水（黄绿色）； F2（淡黄绿色）；CuCl2的浓溶液（蓝绿色）； 7．棕色：FeCl3固体（棕黄色）； CuCl2固体（棕色） 6．蓝色：Cu(OH)2、CuSO4·5H2O、Cu2+在水溶液中（蓝色）；石蕊遇碱性溶液（蓝色）； 硫、氢气、甲烷、乙醇在空气中燃烧（淡蓝色火焰）；一氧化碳在空气中燃烧（蓝色火焰）； 淀粉遇I2变蓝色； Co2O3（蓝色）； O2（液态——淡蓝色）；Cu(OH)2溶于多羟基化合物（如甘油、葡萄糖等）的水溶液中（绛蓝色）；O3（气态——淡蓝色；液态——深蓝色；固态——紫黑色）。

7．黑色：FeO； Fe3O4；FeS； CuO； CuS； Cu2S； MnO2；C粉； Ag2S； Ag2O；PbS；AgCl、AgBr、AgI、AgNO3光照分解均变黑；绝大多数金属在粉末状态时呈黑色或灰黑色。 8．白色：常见白色固体物质如下（呈白色或无色的固体、晶体很多）：

AgCl；Ag2CO3；Ag2SO4；Ag2SO3；BaSO4；BaSO3；BaCO3；Ba3(PO4)2；BaHPO4；CaO；Ca(OH)2；CaCO3；MgO；Mg(OH)；MgCO3；Fe(OH)2；AgOH；PCl5； SO3；三溴苯酚；CuSO4；铵盐（白色固体或无色晶体）； Fe(OH)2沉淀在空气中的现象：白色→（迅速）灰绿色→（最终）红褐色

pH试纸：干燥时呈黄色；中性时呈淡绿色；酸性时呈红色，酸性越强，红色越深；碱性时呈蓝色，碱性越强，

蓝色越深。

红色石蕊试纸：红色（用于检验碱性物质） 蓝色石蕊试纸：蓝色（用于检验酸性物质） 淀粉试纸：白色（用于检验碘单质） KI—淀粉试纸：白色（用于检验氧化性物质） 石蕊：pH＜5时呈红色；pH介于5～8时呈紫色；pH＞8时呈蓝色。

酚酞：pH＜8.2时呈无色；pH介于8.2～10时呈粉红色；pH＞10时呈红色。 甲基橙: pH＜3.1时呈红色；pH介于3.1～4.4时呈橙色；pH＞4.4时呈黄色。 三、不宜长期暴露空气中的物质

1．由于空气中CO2的作用：生石灰、NaOH、Ca(OH)2溶液、Ba(OH)2溶液、Na[Al(OH)]4溶液、水玻璃、碱石灰、

漂白粉、苯酚钠溶液、Na2O、Na2O2；

2．由于空气中H2O的作用：浓H2SO4、P2O5、硅胶、CaCl2、碱石灰等干燥剂；

3．由于空气中O2的氧化作用：钠、钾、白磷和红磷、NO、天然橡胶、苯酚、－2价硫（氢硫酸或硫化物水溶液）、

＋4价硫（SO2水溶液或亚硫酸盐）、亚铁盐溶液、Fe(OH)2。

4．由于挥发或自身分解作用：AgNO3、浓HNO3、H2O2、液溴、浓氨水、浓HCl、Cu(OH)2 。 四、有机实验的八项注意

有机实验是中学化学教学的重要内容，是高考会考的常考内容。对于有机实验的操作及复习必须注意以下八点内容。

１.注意加热方式：有机实验往往需要加热，而不同的实验其加热方式可能不一样。 ⑴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。教材

中用

酒精灯加热的有机实验是：―乙烯的制备实验‖、―乙酸乙酯的制取实验‖―蒸馏石油实验‖和―石蜡的催化裂化实

验‖。 ⑵酒精喷灯加热。酒精喷灯的火焰温度比酒精灯的火焰温度要高得多，所以需要较高温度的有机实验可采用

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酒精

喷灯加热。教材中用酒精喷灯加热的有机实验是：―煤的干馏实验‖。 ⑶水浴加热。水浴加热的温度不超过100℃。教材中用水浴加热的有机实验有：―银镜实验（包括醛类、糖类

等的

所有的银镜实验）‖、― 硝基苯的制取实验（水浴温度为6 0℃）‖、― 酚醛树酯的制取实验（沸水浴）‖、―乙酸

乙酯

的水解实验（水浴温度为70℃～80℃）‖和― 糖类（包括二糖、 淀粉等）水解实验（热水浴）‖。 ⑷用温度计测温的有机实验有：―硝基苯的制取实验‖、―乙酸乙酯的制取实验‖（以上两个实验中的温度计水银球

都是插在反应液外的水浴液中，测定水浴的温度）、―乙烯的实验室制取实验‖（温度计水银球插入反应液中，测定反应液的温度）和― 石油的分馏实验‖（温度计水银球应插在蒸馏烧瓶支管口处， 测定馏出物的温度）。 ２、注意催化剂的使用： ⑴ 硫酸做催化剂的实验有：―乙烯的制取实验‖、 ―硝基苯的制取实验‖、―乙酸乙酯的制取实验‖、―纤维素硝

酸酯

的制取实验‖、―糖类（包括二糖、淀粉和纤维素）水解实验‖和―乙酸乙酯的水解实验‖。其中前四个实验的催化

剂为

浓硫酸，后两个实验的催化剂为稀硫酸，其中最后一个实验也可以用氢氧化钠溶液做催化剂。 ⑵铁做催化剂的实验有：溴苯的制取实验（实际上起催化作用的是溴与铁反应后生成的溴化铁）。 ⑶氧化铝做催化剂的实验有：石蜡的催化裂化实验。

３、注意反应物的量：有机实验要注意严格控制反应物的量及各反应物的比例，如―乙烯的制备实验‖必须注意乙醇和浓硫酸的比例为１：３，且需要的量不要太多，否则反应物升温太慢，副反应较多，从而影响了乙烯的产率。

４、注意冷却：有机实验中的反应物和产物多为挥发性的有害物质，所以必须注意对挥发出的反应物和产物进行冷却。 ⑴需要冷水（用冷凝管盛装）冷却的实验：―蒸馏水的制取实验‖和―石油的分馏实验‖。 ⑵用空气冷却（用长玻璃管连接反应装置）的实验：―硝基苯的制取实验‖、―酚醛树酯的制取实验‖、―乙酸乙

酯的

制取实验‖、―石蜡的催化裂化实验‖和 ―溴苯的制取实验‖。 这些实验需要冷却的目的是减少反应物或生成物的

挥发，

既保证了实验的顺利进行，又减少了这些挥发物对人的危害和对环境的污染。

５、注意除杂：有机物的实验往往副反应较多，导致产物中的杂质也多，为了保证产物的纯净，必须注意对产物进行净化除杂。如―乙烯的制备实验‖中乙烯中常含有CO2和SO2等杂质气体，可将这种混合气体通入到浓碱液中除去酸性气体；再如―溴苯的制备实验‖和―硝基苯的制备实验‖，产物溴苯和硝基苯中分别含有溴和NO2，因此， 产物可用浓碱液洗涤。

６、注意搅拌：不断搅拌也是有机实验的一个注意条件。如―浓硫酸使蔗糖脱水实验‖（也称―黑面包‖实验）（目的是使浓硫酸与蔗糖迅速混合，在短时间内急剧反应，以便反应放出的气体和大量的热使蔗糖炭化生成的炭等固体物质快速膨胀）、―乙烯制备实验‖中醇酸混合液的配制。 ７、注意使用沸石（防止暴沸）：需要使用沸石的有机实验:⑴ 实验室中制取乙烯的实验; ⑵石油蒸馏实验。 ８、注意尾气的处理：有机实验中往往挥发或产生有害气体，因此必须对这种有害气体的尾气进行无害化处理。 ⑴如甲烷、乙烯、乙炔的制取实验中可将可燃性的尾气燃烧掉；⑵―溴苯的制取实验‖和―硝基苯的制备实验‖中可用冷却的方法将有害挥发物回流。 五、中学化学实验操作中的七原则

掌握下列七个有关操作顺序的原则，就可以正确解答―实验程序判断题。‖

1．―从下往上‖原则。以Cl2实验室制法为例，装配发生装置顺序是：放好铁架台→摆好酒精灯→根据酒精灯位置固定好铁圈→石棉网→固定好圆底烧瓶。

2．―从左到右‖原则。装配复杂装置应遵循从左到右顺序。如上装置装配顺序为：发生装置→集气瓶→烧杯。 3．先―塞‖后―定‖原则。带导管的塞子在烧瓶固定前塞好，以免烧瓶固定后因不宜用力而塞不紧，由于用力过猛损坏仪器。

4．―固体先放‖原则。上例中，烧瓶内MnO2应在烧瓶固定前装入，以免固体放入时损坏烧瓶。总之固体试剂应在固定前加入相应的容器中。

5．―液体后加‖原则。液体药品在烧瓶固定后加入。如上例中浓盐酸应在烧杯固定后在分液漏斗中缓慢加入。

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6．先验气密性（装入药品前进行）原则。

7．后点酒精灯（所有装置完毕后再点酒精灯）原则。

六、中学化学实验中温度计的使用分哪三种情况以及哪些实验需要温度计

1．测反应混合物的温度：这种类型的实验需要测出反应混合物的准确温度，因此，应将温度计插入混合物中间。如：①测物质溶解度。 ②实验室制乙烯。

2．测蒸汽的温度：这种类型的实验，多用于测量物质的沸点，由于液体在沸腾时，液体和蒸汽的温度相同，所以只要测蒸汽的温度。 如： ①实验室蒸馏石油。 ②测定乙醇的沸点。

3．测水浴温度：这种类型的实验，往往只要使反应物的温度保持相对稳定，所以利用水浴加热，温度计则插入水中。如：①温度对反应速率影响的反应。 ②苯的硝化反应。 七、常见的需要塞入棉花的实验有那些

需要塞入少量棉花的实验，他们是加热KMnO4制氧气，制乙炔和收集NH3。其作用分别是：防止KMnO4

粉末进入导管；防止实验中产生的泡沫涌入导管；防止氨气与空气对流以缩短收集NH3的时间。 八、常见物质分离提纯的10种方法

1．结晶和重结晶：利用物质在溶液中溶解度随温度变化较大，如NaCl，KNO3。 2．蒸馏冷却法：在沸点上差值大。乙醇中（水）：加入新制的CaO吸收大部分水再蒸馏。 3．过滤法：溶与不溶 4．升华法：SiO2(I2)。

5．萃取：如用CCl4来萃取I2水中的I2。 6．溶解法：Fe粉（Al粉）：溶解在过量的NaOH溶液里过滤分离。

7．增加法：把杂质转化成所需要的物质：CO2(CO)：通过热的CuO；CO2(SO2)：通过NaHCO3溶液。

8．吸收法：用做除去混合气体中的杂质，气体杂质必须被药品吸收：N2(O2)：将混合气体通过铜网吸收O2。 9．转化法：两种物质难以直接分离，加药品变得容易分离，然后再还原回去：Al(OH)3，Fe(OH)3：先加NaOH溶液把Al(OH)3溶解，过滤，出去Fe(OH)3，再加酸让Na[Al(OH) 4]转化成Al(OH)3。 10．纸上层析（现在不要求） 九、常用的除杂10种方法

1．欲除去苯中苯酚，可加入氢氧化钠，使苯酚转化为苯酚钠，利用苯酚钠易溶于水，使之与苯分开。 欲除去Na2CO3中的NaHCO3可用加热的方法。

2．吸收洗涤法：欲除去二氧化碳中混有的少量氯化氢和水，可使混合气体通过饱和碳酸氢钠溶液后，再通过浓硫酸。

3．沉淀过滤法：欲除去硫酸亚铁溶液中混有的少量硫酸铜，加入过量铁粉，待充分反应后，过滤除去不溶物，达到目的。

4．加热升华法：欲出去碘中的沙子，可采用此法。

5．溶剂萃取法：欲除去水中含有的少量溴，可采用此法。 6．溶液结晶法（结晶和重结晶）：欲除去硝酸钠溶液中少量的氯化钠，可利用二者的溶解度不同，降低溶液温度，使硝酸钠结晶析出，得到硝酸钠晶体。

7．分蒸馏法：欲除去乙醚中少量的酒精，可采用多次蒸馏的方法。

8．分液法：欲将密度不同且又互不相溶的液体混合物分离，可采用此法，如将苯和水分离。 9．渗析法：欲除去胶体中的离子，可采用此法，如除去氢氧化铁胶体中的氯离子。 10．综合法：欲除去某物质中的杂质，可采用以上各种方法或多种方法综合运用。 十、化学实验基本操作中的“不”15例

1．实验室里的药品，不能用手接触；不要用鼻子凑到容器口去闻气体的气味，更不能尝药品的味道。 2．做完实验，用剩的药品不得抛弃，也不要放回原瓶。

3．取用液体药品时，把瓶塞打开不要正放在桌面上；瓶上的标签应向着手心，不应向下；放回原处时标签不应向里。

4．如果皮肤上不慎洒上浓H2SO4，不得先用水洗，应根据情况迅速用布擦去，再用水冲洗；若万一眼睛里溅进了酸或碱，切不可用手揉眼，应及时想办法处理。

5．称量药品时，不能把称量物放在左盘上，也不能把称量物直接放在右盘上；加砝码时不要用手去拿。 6．用滴管添加液体时，不要把滴管伸入量筒（试管）或接触筒壁（试管壁）。 7．向酒精灯里添加酒精灯时，不得超过酒精灯容积的2/3，也不得少于容积的1/3. 8．不得用燃着的酒精灯去对另一支酒精灯。熄灭时不得用嘴去吹。 9．给物质加热时不得用酒精灯的内焰和焰心。

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10．给试管加热时，不要把拇指按在短柄上；切不可使试管口对着自己或旁人；液体的体积一般不超过试管容积的1/3。

11．给烧瓶加热时不要忘了垫上石棉网。

12．用坩埚或蒸发皿加热完后，不要直接用手去拿，应用坩埚钳夹取。

13．使用玻璃容器加热时，不要使玻璃容器的底部跟灯芯接触，以免容器破裂。烧得很热的玻璃容器，不要用冷水冲洗或放在桌面上，以免破裂。

14．过滤液体时，漏斗里的液体的液面不要高于滤纸的边缘，以免杂质进入滤液。

15．在烧瓶口塞橡皮塞时，切不可把烧瓶放在桌子上再使劲塞进塞子，以免压破烧瓶。 十一、化学实验中先后22例

1．加热试管时，应先均匀加热后局部加热。

2．用排水法收集气体时，先拿出导管后撤酒精灯。 3．制取气体时，先检验气密性后装药品。

4．收集气体时，先排净装置中的空气后再收集。

5．稀释浓硫酸时，烧杯中先装一定量蒸馏水后再沿壁缓慢注入浓硫酸。 6．点燃H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃气体时，先检验纯度再点燃。

7．检验卤化烃分子的卤元素时，在水解后的溶液中先加稀HNO3再加AgNO3溶液。 8．检验NH3（用红色石蕊试纸）、Cl2（用淀粉KI试纸）、H2S（用Pb(Ac)2等试纸）等气体时，先用蒸馏水润湿试纸后再与气体接触。

9．做固体药品之间的反应实验时，先单独研碎后再混合。

10．配置FeCl3 、SnCl2等易水解的盐溶液时，先溶于少量浓盐酸中，再稀释。

11．中和滴定实验时，用蒸馏水洗过的滴定管先用标准液润洗后再装标准液；先用待测液润洗后再移取液体；滴定管读数时先等一二分钟后再读数；观察锥形瓶中溶液颜色的改变时，先等半分钟颜色不变后即为滴定终点。 12．焰色反应实验时，每做一次，铂丝先沾上稀酸放在火焰上灼烧到无色时，再做下一次实验。 13．用H2还原CuO时，先通氢气流，后加热CuO，反应完毕后先撤酒精灯，冷却后再停止通H2。

14．配制一定物质的量浓度溶液时，先用烧杯加蒸馏水至容量瓶刻度线1cm～2cm后，再改用胶头滴管加水至刻度线。

15．安装发生装置时，遵循的原则是：自下而上，先左后右或先下后上，先左后右。

16．浓H2SO4不慎洒到皮肤上，先迅速用布擦干，再用水冲洗，最后再涂上3%～5%的NaHCO3溶液。沾上其他酸时，先水洗，后涂NaHCO3溶液。

17．碱液沾到皮肤上，先水洗后涂硼酸溶液。

18．酸（或碱）流到桌子上，先加NaHCO3溶液（或醋酸）中和，再水洗，最后用布擦。

19．检验蔗糖、淀粉、纤维素是否水解时，先在水解后的溶液中加NaOH溶液中和H2SO4，再加银氨溶液或Cu(OH)2悬浊液。

20．用pH试纸时，先用玻璃棒沾取待测溶液涂到试纸上，再把试纸显示的颜色跟标准比色卡对比，定出pH。

21．配制和保存Fe2+，Sn2+

等易水解、易被空气氧化的盐溶液时，先把蒸馏水煮沸（赶走O2，再溶解，并加入少量的相应金属粉末和相应酸）。

22．称量药品时，先在盘上各放二张大小、质量相等的纸（腐蚀药品放在烧杯等玻璃器皿中），再放药品。加热后的药品，先冷却，后称量。

十二、实验导管和漏斗的位置的放置方法

在许多化学实验中都要用到导管和漏斗，因此，它们在实验装置中的位置正确与否均直接影响到实验的效果，而且在不同的实验中具体要求也不尽相同。下面结合实验和化学课本中的实验图，做一简要的分析和归纳。 1．气体发生装置中的导管；在容器内的部分都只能露出橡皮塞少许或与其平行，不然将不利于排气。

2．用排空气法（包括向上和向下）收集气体时，导管都必须伸到集气瓶或试管的底部附近。这样有利于排尽集气瓶或试管的空气，而收集到较纯净的气体。

3．用排水法收集气体时，导管只需伸到集气瓶或试管的口部。原因是：导管伸入集气瓶和试管的多少都不影响气体的收集，但两者比较，前者操作方便。

4．进行气体与溶液反应的实验时，导管应伸到所盛溶液容器中下部。这样利于两者接触，充分发生反应。 5．点燃H2、CH4等并证明有水生成时，不仅要用大而冷的烧杯，而且导管以伸入烧杯的1 /3为宜。若导管伸入烧杯过多，产生的雾滴则会很快气化，结果观察不到水滴。

6．进行一种气体在另一种气体中燃烧的实验时，被点燃的气体的导管应放在盛有另一种气体的集气瓶的中央。不然，若与瓶壁距离太近，燃烧产生的高温会使集气瓶炸裂。

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7．用加热法制得的物质蒸气，在试管中冷凝并收集时，导管口都必须与试管中液体的液面始终保持一定的距离，以防止液体经导管倒吸回反应器中。

8．若需将HCl、NH3等易溶于水的气体直接通入水中溶解，都必须在导管上倒接一漏斗，并使漏斗边沿稍许浸入水面，以避免水被吸入反应器而导致实验失败。

9．洗气瓶中供进气的导管务必插到所盛溶液的中下部，以利杂质气体与溶液充分反应而除尽。供出气的导管务必与塞子齐平或稍长一点，以利排气。

10．制H2、CO2、H2S和C2H2等气体时，为方便添加酸液或水，可在容器的塞子上装一长颈漏斗，且务必使漏斗颈插到液面下，以免漏气。

11．制Cl2、HCl、C2H4气体时，为方便添加酸液，也可以在反应器的塞子上装一漏斗。但由于这些反应都需要加热，所以漏斗颈必须置于反应液之上，因而都选用分液漏斗。 十三、特殊试剂的存放和取用10例

1．Na、K：隔绝空气；防氧化，保存在煤油中（或液态烷烃中），（Li用石蜡密封保存）。用镊子取，玻片上切，滤纸吸煤油，剩余部分随即放入煤油中。

2．白P：保存在水中，防氧化，放冷暗处。镊子取，立即放入水中用长柄小刀切取，滤纸吸干水分。 3．液Br2：有毒易挥发，盛于磨口的细口瓶中，并用水封。瓶盖严密。

4．I2：易升华，且具有强烈刺激性气味，应保存在棕色瓶中，放在低温处。

6．固体烧碱：易潮解，应用于密封的干燥大口瓶保存。瓶口用橡胶塞塞严或用塑料盖盖紧。 7．NH3·AgNO3：易挥发，应密封放在低温处。

8．C6H6、C6H5—CH3、CH3CH2OH、CH3CH2OCH2CH3：易挥发、易燃，应密封存放低温处，并远离火源。 9．Fe2+盐溶液、H2SO3及其盐溶液、氢硫酸及其盐溶液：因易被空气氧化，不宜长期放置，应现用现配。 10．卤水、石灰水、银氨溶液、Cu(OH)2悬浊液等，都要随配随用，不能长时间放置。 十四、主要实验操作和实验现象的具体实验80例

1．镁条在空气中燃烧：发出耀眼的强光，放出大量热，生成白烟同时生成一种白色物质。 2．木炭在氧气中燃烧：发出白光，放出热量。

3．硫在氧气中燃烧：发出明亮的蓝紫色火焰，放出热量，生成一种有刺激性气味的气体。 4．铁丝在氧气中燃烧：剧烈燃烧，火星四射，放出热量，生成黑色固体物质。 5．加热试管中碳酸氢铵：有刺激性气味气体生成，试管上有液滴生成。 6．氢气在空气中燃烧：火焰呈现淡蓝色。

7．氢气在氯气中燃烧：发出苍白色火焰，产生大量的热。

8．在试管中用氢气还原氧化铜：黑色氧化铜变为红色物质，试管口有液滴生成。

9．用木炭粉还原氧化铜粉末，使生成气体通入澄清石灰水，黑色氧化铜变为有光泽的金属颗粒，石灰水变混浊。

10．一氧化碳在空气中燃烧：发出蓝色的火焰，放出热量。 11．向盛有少量碳酸钾固体的试管中滴加盐酸：有气体生成。

12．加热试管中的硫酸铜晶体：蓝色晶体逐渐变为白色粉末，且试管口有液滴生成。 13．钠在氯气中燃烧：剧烈燃烧，生成白色固体。

14．点燃纯净的氢气，用干冷烧杯罩在火焰上：发出淡蓝色火焰，烧杯内壁有液滴生成。 15．向有Cl-的溶液中滴加用硝酸酸化的硝酸银溶液，有白色沉淀生成。 16．向含有SO42-的溶液中滴加用硝酸酸化的氯化钡溶液，有白色沉淀生成。

17．一带锈铁钉投入盛稀硫酸的试管中并加热：铁锈逐渐溶解，溶液呈浅黄色，并有气体生成。 18．在硫酸铜溶液中滴加氢氧化钠溶液：有蓝色絮状沉淀生成。 19．将Cl2通入无色KI溶液中，溶液中有褐色的物质产生。 20．在三氯化铁溶液中滴加氢氧化钠溶液：有红褐色沉淀生成。 21．盛有生石灰的试管里加少量水：反应剧烈，发出大量热。

22．将一洁净铁钉浸入硫酸铜溶液中：铁钉表面有红色物质附着，溶液颜色逐渐变浅。 23．将铜片插入硝酸汞溶液中：铜片表面有银白色物质附着。

24．向盛有石灰水的试管里，注入浓的硫酸钠溶液：有白色沉淀生成。

25．细铜丝在氯气中燃烧后加入水：有棕色的烟生成，加水后生成绿色的溶液。 26．强光照射氢气、氯气的混合气体：迅速反应发生爆炸。 27．红磷在氯气中燃烧：有白色烟雾生成。

28．氯气遇到湿的有色布条：有色布条的颜色褪去。

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29．加热浓盐酸与二氧化锰的混合物：有黄绿色刺激性气味气体生成。

30．给氯化钠（固）与硫酸（浓）的混合物加热：有雾生成且有刺激性的气味。 31．在溴化钠溶液中滴加硝酸银溶液后再加稀硝酸：有浅黄色沉淀生成。 32．在碘化钾溶液中滴加硝酸银溶液后再加稀硝酸：有黄色沉淀生成。 33．I2遇淀粉，生成蓝色溶液。

34．细铜丝在硫蒸汽中燃烧：细铜丝发红后生成黑色物质。

35．铁粉与硫粉混合后加热到红热：反应继续进行，放出大量热，生成黑色物质。 36．硫化氢气体不完全燃烧（在火焰上罩上蒸发皿）：火焰呈淡蓝色（蒸发皿底部有黄色的粉末）。 37．硫化氢气体完全燃烧（在火焰上罩上干冷烧杯）：火焰呈淡蓝色，生成有刺激性气味的气体（烧杯内壁有液滴生成）。

38．在集气瓶中混合硫化氢和二氧化硫：瓶内壁有黄色粉末生成。

39．二氧化硫气体通入品红溶液后再加热：红色褪去，加热后又恢复原来颜色。

40．过量的铜投入盛有浓硫酸的试管，并加热，反应毕，待溶液冷却后加水：有刺激性气味的气体生成，加水后溶液呈天蓝色。

41．加热盛有浓硫酸和木炭的试管：有气体生成，且气体有刺激性的气味。 42．钠在空气中燃烧：火焰呈黄色，生成淡黄色物质。

43．钠投入水中：反应激烈，钠浮在水面，放出大量的热使钠溶成小球在水面上游动，有―嗤嗤‖的响声。 44．把水滴入盛有过氧化钠固体的试管里，将带火星的木条伸入试管口：木条复燃。 45．加热碳酸氢钠固体，使生成气体通入澄清石灰水：澄清石灰水变浑浊。 46．氨气与氯化氢相遇，有大量的白烟生成。

47．加热氯化铵与氢氧化钠的混合物：有刺激性气味的气体产生。 48．加热盛有固体氯化铵的试管：在试管口有白色晶体产生。

49．无色试剂瓶内的浓硝酸受到阳光照射：瓶中空间部分显棕色，硝酸呈黄色。 50．铜片与浓硝酸反应：反应激烈，有红棕色气体产生。

51．铜片与稀硝酸反应：试管下端产生无色气体，气体上升逐渐变成红棕色。 52．在硅酸钠溶液中加入稀盐酸，有白色胶状沉淀生成。 53．在氢氧化铁胶体中加硫酸镁溶液：胶体变混浊。 54．加热氢氧化铁胶体：胶体变混浊。

55．将点燃的镁条伸入盛有二氧化碳的集气瓶中：剧烈燃烧，有黑色物质附着于集气瓶内壁。 56．向硫酸铝溶液中滴加氨水：生成蓬松的白色絮状物质。

57．向硫酸亚铁溶液中滴加氢氧化钠溶液：有白色絮状沉淀生成，立即转变为灰绿色，一会儿又转变为红褐色沉淀。

58．向含Fe3+的溶液中滴加KSCN溶液：溶液呈血红色。

59．向硫化钠水溶液中滴加氨水：溶液变混浊。S2-+Cl2=2Cl-+S↓ 60．向天然气中加入少量肥皂液：泡沫逐渐减少，且有沉淀生成。

61．在空气中点燃甲烷，并在火焰上放干冷烧杯：火焰呈淡蓝色，烧杯内壁有液滴生成。 62．光照甲烷与氯气的混合气体：黄绿色逐渐变浅，（时间较长容器壁有液滴生成）。 63．加热（170℃）乙醇与浓盐酸的混合物，并使产生的气体通入溴水，通入酸性高锰酸钾溶液：有气体产生，溴水褪色，紫色逐渐变浅。

64．在空气中点燃乙烯：火焰明亮，有黑烟产生，放出热量。 65．在空气中点燃乙炔：火焰明亮，有浓烟产生，放出热量。 66．苯在空气中燃烧：火焰明亮，并带有黑烟。 67．乙醇在空气中燃烧：火焰呈淡蓝色。 68．将乙炔通入溴水：溴水褪去颜色。

69．将乙炔通入酸性高锰酸钾溶液中，振荡：紫色逐渐变浅，直至褪去。

70．苯与溴在有铁粉做催化剂的条件下反应：有白雾产生，生成物油状且带有褐色。 71．将少量甲苯倒入适量的高锰酸钾溶液中，振荡：溶液紫色褪去。 72．将金属钠投入到盛有乙醇的试管中：有气体放出。

73．在盛有少量苯酚的试管中滴加过量的浓溴水：有白色沉淀生成。 74．在盛有苯酚的试管中滴入几滴三氯化铁溶液，振荡：溶液显紫色。

75．乙醛与银氨溶液在试管中反应：洁净的试管壁附着一层光亮如镜的物质。

2010届高三化学知识点总结

76．在加热沸腾的情况下乙醛与新制的氢氧化铜反应：有红色沉淀生成。 77．在适宜条件下乙醇和乙酸反应：有透明的带香味的油状液体生成。 78．蛋白质遇到浓HNO3溶液：变成黄色。 79．紫色的石蕊试液遇碱：变成蓝色。 80．无色酚酞试液遇碱：变成红色。

十五、中学化学实验废气废液处理十五法

1．溶解法：在水或其它溶剂中溶解度特别大或比较大的气体，只要找到合适的溶剂，就可以把它们完全或大部分溶解掉。

2．燃烧法：部分有害的可燃性气体，只需在排放口点火燃烧即可消除污染。。对于化学实验中废弃的有机溶剂，大部分可加以回收利用，少部分可以燃烧处理掉，某些在燃烧时可能产生有害气体的废物，必须用配有洗涤有害废气的装置燃烧。

3．中和法：对于那些酸性或碱性较强的气体，可选用适当的碱或酸进行中和吸收。对于含酸或碱类物质的废液，如浓度较大时，可利用废碱或废酸相互中和，再用pH试纸检验，若废液的pH在5.8～8.6之间，如此废液中不含其它有害物质，则可加水稀释至含盐浓度在5％以下排出。

4．吸附法：一般说来，选用适当的吸附剂，便可消除一些有害气体的外逸和释放。对于那些毒害不大的气体或剂量小的气体，仅用木炭粉或脱脂棉即可。对于难以燃烧的或可燃性的低浓度有机废液，可选用具有良好吸附性的物质，使废液被充分吸收后，与吸附剂一起焚烧。

5．氧化法：一些具有还原性或还原性较强的气体物质，可选用适当的氧化剂进行处理。

6．配合法：有些气体分子中有与一些金属离子有较强配合能力的配位基，可用适当的金属盐类进行配合性吸收。

7．稀释法：对于中学实验中产生的大量废液，其中大部分是无毒无害的，可采用稀释的方法处理。 8．密封法：对于某些仅有少量有害气体逸出的实验，只须把体系密封即可，勿需进行专门的吸收处理。

9．沉淀法：这种方法一般用于处理含有害金属离子的无机类废液。处理方法是：在废液中加入合适的试剂，使金属离子转化为难溶性的沉淀物，然后进行过滤，将滤出的沉淀物妥善保存，检查滤液，确证其中不含有毒物质后，才可排放。

10．蒸馏法：对于有机溶剂液体应尽可能采用蒸馏方法加以回收利用。若无法回收，可分批少量加以焚烧处理。切忌直接倒入实验室的水槽中。

11．分解法：对于含氰化物废液，可采用此法处理。将废液调至成碱性（pH＞10）后，通入氯气或加入次氯酸钠（漂白粉），使氰化物分解成氮气和二氧化碳。

12．萃取法：对于含水的低浓度有机废液，用与水不相混的正己烷之类挥发性溶剂进行萃取，分离出溶剂后，把它进行焚烧。再用吹入空气的方法将水层中的溶剂吹出。

13．水解法：对于有机酸或无机酸的酯类，以及部分有机磷化物等容易发生水解的物质，可加入氢氧化钠或氢氧化钙，在室温或加热条件下进行水解。水解后，若废液无毒时，把它中和，稀释后即可排放。如果含有害物质时，用吸附方法加以处理。

14．离子交换法：对于某些无机类废液，可采用离子交换法处理。例如，含Pb2+的废液，使用强酸性阳离子交换树脂，几乎能把它们完全除去。若要处理铁的含氰配合物废液，也可采用离子交换法。

15．生化法：对于含有乙醇、乙酸、动植物性油脂、蛋白质及淀粉等稀溶液，可用活性污泥之类东西并吹入空气进行处理。因为上述物质易被微生物分解，其稀溶液经用水稀释后即可排放。 十六、中学化学实验中学生常见的错误

化学是以实验为基础的学科。由于平时学生对化学实验基本操作和基本技能的训练不够，有些学生动手之前也没有好好想一想，因而做化学实验时，就容易犯这样那样的错误。这些错误虽然简单，但易被人忽视，又对实验有相当大的影响。本人做过一段时化学间的实验员，现罗列一些学生常见的错误，以资参考。

1．加热固体物质用排水法收集气体时，实验完毕，先移酒精灯，后把导管从水中取出，使水倒流，试管破裂。 2．把试管里的物质加热，没有将试管夹夹在离管口1/3的位置，而是夹在试管的中部。 3．倾倒液体时，掌心没有对着瓶上标签，试剂瓶盖没有倒放在桌子上。．

4．用量具（量筒和滴定管等）量取液体时，视线往往在上方，量出液体的体积比实际体积大。没有掌握―量具上的刻线和液体凹面的最低点应在同一水平线上‖的读法。

5．检查装置气密性时，没有将导管先插入水里，或插入水中太深，气体无法逸出。 6．使用滴管时，将滴管口伸入试管并触及试管内壁。

7．在做实验时，试剂瓶塞张冠李戴，如将盛氯化钡溶液的滴瓶管放到盛稀硫酸的滴瓶上，或者相反，造成试剂污染。

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8．药品用量太多，如硝酸与铜反应，铜量太多，生成大量的毒气，既影响健康又浪费药品。

9．用玻璃棒蘸取一种溶液后，没有用蒸馏水洗干净就去蘸取另一种溶液；或用药匙取粉末药品时，没有用纸将药匙擦干净，就去取另一种药品，造成严重污染。

10．试验氨的溶解性时，用湿的试管收集；检验试管或集气瓶是否充满氨气时，红色石蕊试纸没有用水润湿。 11．做中和滴定实验时，将锥形瓶用蒸馏水洗了后又用待测试液洗，使待测溶液的实际用量大于用移液管所取的量，使所消耗的标准溶液的量增多，造成误差。

l 2．用高锰酸钾制取氧气时，没有用棉花堵住试管口，使高锰酸钾进入导管污染水槽。 l 3．用排水法收集氧气时，将集气瓶倒置在水中，集气瓶没有灌满水或者根本没有灌水。 14．实验结束时，没有将所用玻璃器皿洗干净，桌面也没有整理好，影响下一节课的实验。 l 5．给试管里的物质加热，用手拿着酒精灯或者酒精灯的位置不当，不是太高就是太低。 十七、化学实验135项总结

1. 中学阶段使用温度计的实验：①溶解度的测定；②实验室制乙烯；③石油分馏。 前二者要浸入溶液内。④

硝基苯的制取。

2. 中学阶段使用水浴加热的实验：①溶解度的测定(要用温度计)；②银镜反应；③酯的水解；④酚醛树脂的制

取；⑤硝基苯的制取；⑥糖类的水解。 3. 玻璃棒的用途:①搅拌；②引流；③引发反应:Fe浴S粉的混合物放在石棉网上,用在酒精灯上烧至红热的玻

璃棒引发二者反应；④转移固体；⑤蘸取溶液；⑥粘取试纸。

4. 由于空气中CO2的作用而变质的物质： 生石灰、NaOH、Ca(OH)2溶液、Ba(OH)2溶液、Na[Al(OH)4]溶液、

水玻璃、碱石灰、漂白粉、苯酚钠溶液、Na2O、Na2O2 。

5. 由于空气中H2O的作用而变质的物质：浓H2SO4、P2O5、硅胶、CaCl2、碱石灰等干燥剂、浓H3PO4、无

水硫酸铜、CaC2、面碱、NaOH固体、生石灰。

6. 由于空气中O2的氧化作用而变质的物质：钠、钾、白磷和红磷、NO、天然橡胶、苯酚、负2价硫（氢硫酸

或硫化物水溶液）、＋4价硫（SO2水溶液或亚硫酸盐）、亚铁盐溶液、Fe(OH)2。

7. 由于挥发或自身分解作用而变质的：AgNO3、浓HNO3、H2O2、液溴、浓氨水、浓HCl、Cu(OH)2。 8. 加热试管时，应先均匀加热后局部加热。

9. 用排水法收集气体时，先拿出导管后撤酒精灯。 10. 制取气体时，先检验气密性后装药品。

11. 收集气体时，先排净装置中的空气后再收集。

12. 稀释浓硫酸时，烧杯中先装一定量蒸馏水后再沿器壁缓慢注入浓硫酸。 13. 点燃H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃气体时，先检验纯度再点燃。

14. 检验卤化烃分子的卤元素时，在水解后的溶液中先加稀HNO3再加AgNO3溶液。

15. 检验NH3(用红色石蕊试纸)、Cl2(用淀粉KI试纸)先用蒸馏水润湿试纸后再与气体接触。 16. 配制FeCl3，SnCl2等易水解的盐溶液时，先溶于少量浓盐酸中，再稀释。

17. .焰色反应实验，每做一次，铂丝应先沾上稀盐酸放在火焰上灼烧到无色时，再做下一次实验。 18. 用H2还原CuO时，先通H2流，后加热CuO，反应完毕后先撤酒精灯，冷却后再停止通H2。

19. 配制物质的量浓度溶液时，先用烧杯加蒸馏水至容量瓶刻度线1cm～2cm后，再改用胶头滴管加水至刻度

线。

20. 安装发生装置时，遵循的原则是：自下而上，先左后右或先下后上，先左后右。

21. 浓H2SO4不慎洒到皮肤上，先用布拭再水冲洗，最后再涂上3％一5%的 NaHCO3溶液。沾上其他酸时，

先水洗，后涂 NaHCO3溶液。

22. 碱液沾到皮肤上，先水洗后涂硼酸溶液。

23. 酸(或碱)流到桌子上，先加 NaHCO3溶液(或醋酸)中和，再水洗，最后用布擦。

24. 检验蔗糖、淀粉、纤维素是否水解时，先在水解后的溶液中加NaOH溶液中和H2SO4，再加银氨溶液或

Cu(OH)2悬浊液，加热。

25. 用pH试纸时，先用玻璃棒沾取待测溶液涂到试纸上，再把试纸显示的颜色跟标准比色卡对比，定出pH。

26. 配制和保存Fe2+，Sn2+

等易水解、易被空气氧化的盐溶液时；先把蒸馏水煮沸(赶走O2，再溶解，并加入

少量的相应金属粉末和相应酸。

27. 称量药品时，先在盘上各放二张大小；质量相等的纸(腐蚀药品NaOH放在烧杯等玻璃器皿)，再放药品。

加热后的药品，先冷却，后称量。

28. 不能用手接触药品、不能直接闻气体、不能尝药品的味道。 29. 块状药品应沿玻璃仪器的内壁缓缓滑到仪器底部。

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30. 取用浓酸、浓碱等有腐蚀性的药品时应注意防止皮肤、眼睛、衣服、桌面等被腐蚀。

31. 混和液体物时,一般先加密度小的液体后加密度大的液体,以防止液体飞溅(如浓硫酸稀释、配制浓硫酸和浓

硝酸的混和酸等)。

32. 取用液体药品时,注意不要使试剂瓶的标签被腐蚀。应将试剂瓶塞倒置于桌面上。

33. 酒精等液体有机物着火时应该用湿抹布盖灭；活泼金属(如Na等)、白磷等失火宜用沙土盖灭。 34. 液溴滴在皮肤上,应立即擦去,再用苯或酒精擦洗。苯酚沾在皮肤上,应用酒精冲洗。 35. 汞撒落在地面上,应立即撒上硫粉,并打开室内墙下的排气扇。 36. 误食重金属盐中毒,应立即服食大量的鲜牛奶、豆浆或蛋清。 37. 实验中受伤时,应用双氧水清洗伤口,然后敷药包扎。

38. 盛石灰水的试剂瓶→稀盐酸；盛苯酚的试管→酒精或NaOH溶液；盛过FeCl3、FeCl2等的试管→

用稀盐酸；做过KMnO4分解实验的试管→浓盐酸；做过碘升华实验的试管→有机溶剂；做过银镜反应实验的试管→稀硝酸；熔化过硫的试管→CS2或热的NaOH溶液；有油污的试管→用热碱液洗涤。洗涤原则是将污染物反应掉或溶解掉。

39. 试剂瓶中药品取出后,一定不允许放回原试剂瓶。用剩余的钾 钠等应立即放回原瓶

40. Na、K：隔绝空气；防氧化，保存在煤油中(或液态烷烃中)，(Li用石蜡密封保存)。用镊子取，玻片上切，

滤纸吸煤油，剩余部分随即放人煤油中。

41. 白磷：保存在水中，防氧化，放冷暗处。镊子取，立即放入水中用长柄小刀切取，滤纸吸干水分。 42. 液Br2：有毒易挥发，盛于磨口的细口瓶中，并用水封。瓶盖严密。

43. I2：易升华，且具有强烈刺激性气味，应保存在用蜡封好的瓶中，放置低温处。 44. 浓HNO3，AgNO3：见光易分解，应保存在棕色瓶中，放在低温避光处。

45. 固体烧碱：易潮解，应用易于密封的干燥大口瓶保存。瓶口用橡胶塞塞严或用塑料盖盖紧。 46. NH3·H2O：易挥发，应密封放低温处，不能用金属器皿盛放氨水。 47. C6H6、、C6H5—CH3、CH3CH2OH、CH3CH2OCH2CH3：易挥发、易燃，应密封存放低温处，并远离火源及

强氧化剂。

48. 卤水、石灰水、银氨溶液、Cu(OH)2悬浊液等，都要随配随用，不能长时间放置。 49. 滴定管最上面的刻度是0。可精确到小数点后两位。 50. 量筒最下面的刻度最小（无0刻度）。可精确到小数点后一位。 51. 温度计中间刻度是0。可精确到小数点后一位。

52. 托盘天平的标尺左端数值是0。可精确到小数点后一位。 53. NH3、HCl、HBr、HI等极易溶于水的气体均可做喷泉实验。 54. CO2、Cl2、SO2与氢氧化钠溶液可做喷泉实验。

55. 镁条在空气中燃烧，发出耀眼强光，放出大量的热，生成白烟的同时生成黑色物质。 56. 木炭在氧气中燃烧，发出白光，放出热量。

57. 硫在氧气中燃烧，发出明亮的蓝紫色火焰，放出热量，生成一种有刺激性气味的气体。 58. 铁丝在氧气中燃烧，剧烈燃烧，火星四射，放出热量，生成黑色固体物质。 59. 加热试管中的碳酸氢氨，有刺激性气味气体生成，试管上有液滴生成。

60. 在试管中用氢气还原氧化铜，黑色氧化铜变为红色物质，试管口有液滴生成。 61. 钠在氯气中燃烧，剧烈燃烧，生成白色固体。

62. 用木炭粉还原氧化铜粉末，使生成气体通入澄清石灰水，黑色氧化铜变为有光泽的金属颗粒，石灰水变浑

浊。

63. 一氧化碳在空气中燃烧，发出蓝色的火焰，放出热量。

64. 加热试管中的硫酸铜晶体，蓝色晶体逐渐变为白色粉末，且试管口有液滴生成。 65. 在硫酸铜溶液中滴加氢氧化钠溶液，有蓝色絮状沉淀生成。 66. 点燃纯净的氢气，用干燥烧杯罩在火焰上，发出淡蓝色火焰。 67. 盛有生石灰的试管里加少量水，反应剧烈，放出大量热。

68. 将一洁净铁钉侵入硫酸铜溶液中，铁钉边面有红色物质附着，溶液颜色逐渐变浅。 69. 向盛有石灰水的试管里注入浓的碳酸钠溶液，有白色沉淀生成。

70. 向含有Cl离子的溶液中滴加硝酸酸化的硝酸银溶液，有白色沉淀生成。 71. 氢气在氯气中燃烧，发出苍白色火眼，产生大量的热。

72. 细铜丝在氯气中燃烧后加入水，有棕色的烟生成，加少量水后生成绿色的溶液，水多时为蓝色。 73. 向含有硫酸根的溶液中滴加用盐酸酸化的氯化钡溶液，有白色沉淀生成。

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74. 将氯气通入无色KI溶液中，溶液中有褐色的物质产生。 75. 在三氯化铁溶液中滴加氢氧化钠溶液，有红褐色沉淀产生。 76. 强光照射氢气、氯气的混合气体，迅速反应发生爆炸。 77. 红磷在氯气中燃烧，有白色烟雾生成。

78. 氯气遇到湿的有色布条，有色布条的颜色褪去。

79. 加热浓盐酸与二氧化锰的混合物，有黄绿色的刺激气体生成。

80. 在溴化钠溶液中滴加硝酸银容易后再加稀硝酸，有浅黄色沉淀生成。 81. 在碘化钾溶液中滴加硝酸银溶液后再加稀硝酸，有黄色沉淀生成。 82. I2遇淀粉生成蓝色溶液。

83. 集气瓶中混合硫化氢和二氧化硫，瓶内壁有黄色粉末生成。

84. 二氧化硫气体通入品红溶液后，红色褪去，加热后又恢复原来颜色。

85.

过量的铜投入盛有浓硫酸的试管，并加热，反应毕，待容易冷却后加水，有刺激性气味的气体生成，加水后溶液成蓝色。

86. 加热盛有浓硫酸和木炭的试管，有气体生成，且气体有刺激性气味。

87. 钠投入水中，反应剧烈，钠浮于水面，放出大量的热使钠熔成小球在水面上游动，有―嗤嗤‖声。 88. 把水滴入盛有过氧化钠固体的试管里，将带火星的木条伸入试管口，木条复燃。 89. 加热碳酸氢钠固体，使生成气体通入澄清石灰水，澄清石灰水变浑浊。 90. 向盛有氯化铁溶液的试管中加入氢氧化钠溶液，产生红褐色沉淀。 91. 氨气与氯化氢相遇，有大量的白烟生成。

92. 加热氯化铵与氢氧化钙的混合物，有刺激性气味的气体产生。 93. 加热盛有固体氯化铵的试管，在试管口有白色晶体产生。

94. 铜片与稀硝酸反应，试管下端产生无色气体，气体上升逐渐变成红棕色。 95. 在硅酸钠溶液中加入稀盐酸，有白色胶状沉淀产生。 96. 在氢氧化铁胶体中加硫酸镁溶液，胶体变浑浊。 97. 加热氢氧化铁胶体，胶体变浑浊。

98. 将点燃的镁条伸入盛有二氧化碳的集气瓶中，剧烈燃烧，有黑色物质附着于集气瓶内壁。 99. 向硫酸铝溶液中滴加氨水，生成蓬松的白色絮状物质。 100.向含三价铁离子的溶液中滴入KSCN溶液，溶液呈血红色。

101.向硫酸亚铁中滴加氢氧化钠溶液，有白色絮状沉淀生成，立即转变为灰绿色，最后转变为红褐色沉淀。 将红热的铁丝伸入到盛有氯气的集气瓶中，铁丝在氯气中燃烧，火星四射，生成棕褐色的烟。 103.将蘸有氯化钾溶液的铂丝在酒精灯上灼烧并透过蓝色钴玻璃，火焰呈紫色。 104.将碘晶体加热，有紫色蒸气产生。

105.向溴水中加入四氯化碳并振荡，溶液分两层，上层颜色变浅，下层颜色为橙红色；若为汽油，上层为橙红色。

106.向碘水中加入四氯化碳并振荡，溶液分两层，上层颜色变浅，下层颜色为紫红色；若为气油，上层为紫红色。

107.将浓硫酸滴加到盛有蔗糖的小烧杯中，有刺激性气体产生，同时变黑且发泡。

108.将金属钠加到盛有硫酸铜溶液的小烧杯中，剧烈反应，有气体产生，同时生成蓝色絮状沉淀。

109.在盛有氯化铜溶液的U型管中用碳棒进行电解实验，一段时间后，阴极碳棒有一层红色物质（铜），阳极碳棒有气泡放出，该气体能是湿润的淀粉—KI试纸变蓝色。

110.向盛有过氧化钠的试管中滴加水，有大量气体产生，将带火星的木条伸入试管口，木条复燃，向反应后的溶液中滴加酚酞试剂，溶液变红色。

111.向盛有酚酞的水的试管中加入过氧化钠固体，有气泡产生，溶液先变红色，红色迅速褪去。 112.在空气中点燃甲烷，并在火焰上放干燥烧杯，火焰呈淡蓝色，烧杯内壁有液滴生成。 113.光照甲烷与氯气的混合气体，黄绿色逐渐变浅（时间较长，容器内壁有液滴生成）。 114.加热170℃乙醇与浓硫酸的混合物，并使产生的气体通入溴水，通入酸性高锰酸钾溶液，有气体产生，溴水褪色，紫色逐渐变浅。

115.在空气中点燃乙烯，火焰明亮，有黑烟产生，放出热量。 116.在空气中点燃乙炔，火焰明亮，有浓烟产生，放出热量。 117.将少量甲苯倒入适量的高锰酸钾溶液中振荡，紫色褪去。 将金属钠投入到盛有乙醇的试管中，有气体放出。

2010届高三化学知识点总结

119.乙醇在空气中燃烧，火焰呈现淡蓝色。

120.在加热至沸腾情况下的乙醛与新制的氢氧化铜反应，有红色沉淀生成。

121.在盛有少量苯酚的试管中滴入三氯化铁溶液振荡，溶液显紫色，苯酚遇空气呈粉红色。 122.乙醛与银氨溶液在试管中反应，洁净的试管内壁附着一层光亮如镜的物质。 123.在盛有少量苯酚试管中滴加过量的浓溴水，有白色沉淀生成。

124.在适宜条件下乙醇和乙酸反应，有透明的带有香味的油状液体生成。 125.蛋白质遇到浓硝酸溶液，变成黄色，被灼烧时有烧焦羽毛气味。 126.向盛有苯酚钠溶液的试管中通入二氧化碳，有白色沉淀产生。

127.盛有新制的氢氧化铜悬浊液的试管中滴加葡萄糖溶液，给试管加热有红色沉淀产生。 128.向盛有银氨溶液的试管中滴加葡萄糖溶液，给试管水浴加热，产生银镜。 129.铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的。

130.在空气中燃烧：S—微弱的淡蓝色火焰； H2—淡蓝色火焰； CO—蓝色火焰； CH4—明亮并呈蓝色的火焰； S在O2中燃烧—明亮的蓝紫色火焰。

131.用标准盐酸滴定未知NaOH溶液时，所用锥形瓶不能用未知NaOH溶液润洗。 132.分液时，分液漏斗中下层液体从下口放出，上层液体从上口倒出。

133.滴定时，左手控制滴定管活塞，右手握持锥形瓶，边滴边振荡，眼睛注视锥形瓶中指示剂颜色变化。 134.除去蛋白质溶液中的可溶性盐可通过渗析的方法。

135.饱和纯碱溶液可除去乙酸乙酯中的乙酸；盐析分离油脂皂化所得的混合液。 十八、实验中水的妙用

1．水封：在中学化学实验中，液溴需要水封，少量白磷放入盛有冷水的广口瓶中保存，通过水的覆盖，既可隔绝空气防止白磷被氧化，又可使其保持在燃点之下；液溴极易挥发有剧毒，它在水中溶解度较小，比水重，所以亦可进行水封减少其挥发。

2．水浴：酚醛树脂的制备(沸水浴)；硝基苯的制备(50—60℃)、乙酸乙酯的水解(70～80℃)、蔗糖的水解(70～80℃)、硝酸钾溶解度的测定(室温～100℃)需用温度计来控制温度；银镜反应需用温水浴加热即可。

3．水集：排水集气法可以收集难溶或不溶于水的气体，中学阶段有O2， H2，C2H4，C2H2，CH4，NO。有些气体在水中有一定溶解度，但可以在水中加入某物质降低其溶解度，如：用排饱和食盐水法收集氯气。 4．水洗：用水洗的方法可除去某些难溶气体中的易溶杂质，如除去NO气体中的N02杂质。

5．鉴别：可利用一些物质在水中溶解度或密度的不同进行物质鉴别，如：苯、乙醇 溴乙烷三瓶未有标签的无色液体，用水鉴别时浮在水上的是苯，溶在水中的是乙醇，沉于水下的是溴乙烷。利用溶解性溶解热鉴别，如：氢氧化钠、硝酸铵、氯化钠、碳酸钙，仅用水可以鉴别。

6．检漏：气体发生装置连好后，应用热胀冷缩原理，可用水检查其是否漏气。 十九、气体小结

1．常见气体的溶解性： 极易溶的：NH3（1∶700）、HCl（1∶500）（0℃,1大气压）（HBr、HI相似） 易溶的： HCHO、SO2（1∶40） 能溶的或可溶的：CO2（1∶1）、Cl2（约1∶2）、H2S（1∶2.6）

微溶的：C2H2

难溶或不溶的：O2、H2、CO、NO、CH4、CH3Cl、C2H6、C2H4、

与水反应的：F2、NO2。 2．常见气体的制取装置：

能用启普发生器制取的：CO2、H2、H2S（FeS＋H2SO4=FeSO4＋H2S↑）； 能用加热略微向下倾斜的大试管装置制取的：O2、NH3、CH4；

能用分液漏斗、圆底烧瓶的装置制取的：Cl2、HCl

2、C2H4等。

Na2SO3＋H2SO4(浓)= Na2SO4＋SO2↑＋H2O 3．有颜色的气体：FCl2(淡黄绿色)、2(黄绿色)、NO2(4．具有刺激性气味的：F2、Cl2、Br2(气)、HX、SO2、NO2、NH3、HCHO。

臭鸡蛋气味的：H2S。 稍有甜味的：C2H4。

5．能用排水法收集的：H2、O2、CO、NO、CH4、C2H4、C2H2。 6．不能用排空气法收集的：CO、N2、C2H4、NO、C2H6。 7．易液化的气体：Cl2、SO2、NH3。

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8．有毒的气体：Cl2、F2、H2S、SO2、NO2、CO、NO。 9．用浓H2SO4制取的气体：HF、HCl、CO、C2H4。

10．制备时不需加热的：H2S、CO2、H2、SO2、NO、NO2、C2H2。 11．能使湿润的蓝色石蕊试纸变红的：HX、SO2、H2S、CO2。 12．能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的：NH3 13．能使品红试液褪色的：Cl2、SO2、NO2

14．能使酸性KMnO4溶液褪色的：H2S、SO2、HBr、HI、C2H4、C2H2 15．能使湿润的醋酸铅试纸变黑的：H2S

16．不能用浓H2SO4干燥的：H2S、HBr、HI、NH3

17．不能用碱石灰干燥的：Cl2、HX、SO2、H2S、NO2、CO2 18．不能用氯化钙干燥的：NH3 二十、记忆口诀补充： 1、电解规律口诀：

惰性材料作电极，两极接通直流电。含氧酸，可溶碱，活动金属含氧盐，电解实为电解水。 无氧酸电自身解，pH变大浓度减。活动金属无氧盐，电解得到相应碱。不活动金属无氧盐， 成盐元素两极见；不活动金属含氧盐，电解得到相应酸。非惰材料作电极，既能电解又精炼； 镀件金属作阴极，镀层金属阳极连；阳粗阴纯为精炼，电解液含相应盐。电解都有共同点， 阳极氧化阴还原。

2、高中常见元素的主要化合价：

氟氯溴碘负一价；正一氢银与钾钠。氧的负二先记清；正二镁钙钡和锌。 正三是铝正四硅；下面再把变价归。全部金属是正价；一二铜来二三铁。 锰正二四与六七；碳的二四要牢记。非金属负主正不齐；氯负一正一五七。 氮磷负三与正五；不同磷三氮二四。硫有负二正四六；边记边用就会熟。 3、重要实验现象：

氢在氯中苍白焰，磷在氯中烟雾漫。甲烷氢气氯相混，强光照射太危险。 二氧化碳镁条燃，两酸遇氨冒白烟。氯化铵热象升华，碘遇淀粉即变蓝。 硫氢甲烷一氧碳，五者燃烧火焰蓝。铜丝伸入硫气中，硫铁混热黑物生。 热铜热铁遇氯气，烟色相似皆为棕。 4、地壳中含量前10的元素口诀：

养闺女贴锅盖，哪家没青菜？（氧硅铝铁钙，钠钾镁氢钛）

5、在元素周期律中，元素主要化合价的奇偶性与其序数的奇偶性的关系：

―价奇序奇，价偶序偶‖可记其谐音：―嫁（价）鸡（奇）随鸡，嫁狗（偶）随狗‖。 6、中和滴定：

水液洗器要分明，查漏赶气再调零。待测液中加试剂，左手控制右手动。 瓶下垫纸眼观色，读数要与切面平，酚酞示剂常相识，强酸弱碱甲基橙。 使用酸式滴定管，不盛碱液切记清。 7、常见化学药品的贮存：

硝酸固碘硝酸银，低温避光棕色瓶。液溴氨水易挥发，阴凉保存要密封。 白磷存放需冷水，钾钠钙钡煤油中，碱瓶需用橡皮塞，塑铅存放氟化氢。 易变质药放时短，易燃易爆避火源。实验室中干燥剂，蜡封保存心坦然。

2010新课标高考回归课本——有机化学基础知识归纳

一、重要的物理性质： 1．有机物的溶解性

（1）难溶于水的有：各类烃、卤代烃、硝基化合物、酯、绝大多数高聚物、高级的（指分子中碳原子数目较

多的，下同）醇、醛、羧酸等。

（2）易溶于水的有：低级的[一般指N(C)≤4]醇、（醚）、醛、（酮）、羧酸及盐、氨基酸及盐、单糖、二糖。 （3）具有特殊溶解性的： ① 乙醇是一种很好的溶剂，既能溶解许多无机物，又能溶解许多有机物，也常用乙醇作为反应的溶剂，使参

加反应的有机物和无机物均能溶解，增大接触面积，提高反应速率。例如，在油脂的皂化反应中，加入乙醇既能溶解NaOH，又能溶解油脂，让它们在均相（同一溶剂的溶液）中充分接触，加快反应速率，

2010届高三化学知识点总结

提高反应限度。 ② 苯酚：室温下，在水中的溶解度不大，易溶于乙醇等有机溶剂，当温度高于65℃时，能与水混溶，冷却后

分层，上层为水，下层为苯酚，振荡后形成乳浊液。苯酚易溶于碱溶液和纯碱溶液，这是因为生成了易溶性的钠盐。 ③ 乙酸乙酯在饱和碳酸钠溶液中更加难溶，同时饱和碳酸钠溶液还能通过反应吸收挥发出的乙酸，溶解吸收

挥发出的乙醇。 ④ 有的淀粉、蛋白质可溶于水形成胶体．．。蛋白质在浓轻金属盐（包括铵盐）溶液中溶解度减小，会析出（即盐析，皂化反应中也有此操作）。 *⑤ 氢氧化铜悬浊液可溶于多羟基化合物的溶液中，如甘油、葡萄糖溶液等，形成绛蓝色溶液。 2．有机物的密度

（1）小于水的密度，且与水（溶液）分层的有：各类烃、一氯代烃、酯（包括油脂） （2）大于水的密度，且与水（溶液）分层的有：多氯代烃、溴代烃（溴苯等）、碘代烃、硝基苯 3．有机物的状态[常温常压（1个大气压、20℃左右）] （1）气态：① 烃类：一般N(C)≤4的各类烃② 衍生物类：甲醛（．．．HCHO．．．．）．一氯甲烷（．．．．．CH．．3．Cl．．）氟里昂（．．．．．CCl．．．2．F．2．）．等；．．

（2）液态：一般N(C)在5～16的烃及绝大多数低级衍生物。如，

己烷CH3(CH2)4CH3 甲醇CH3OH 甲酸HCOOH 溴乙烷C2H5Br 乙醛CH3CHO 溴苯C6H5Br 硝基苯C6H5NO2

★特殊：不饱和程度高的高级脂肪酸甘油酯，如植物油脂等在常温下也为液态。

（3）固态：一般N(C)在17或17以上的链烃及高级衍生物。如，石蜡、C12以上的烃、饱和程度高的高级脂肪酸甘油酯，如动物油脂在常温下为固态；

★特殊：苯酚（C6H5OH）、苯甲酸（C6H5COOH）在常温下亦为固态。 4．有机物的颜色

绝大多数有机物为无色气体或无色液体或无色晶体，少数有特殊颜色，常见的如下所示： ☆ 三硝基甲苯（ 俗称梯恩梯TNT）为淡黄色晶体；

☆ 部分被空气中氧气所氧化变质的苯酚为粉红色；

☆ 2，4，6—三溴苯酚 为白色、难溶于水的固体（但易溶于苯等有机溶剂）；

☆ 苯酚溶液与Fe3+(aq)作用形成紫色[H3Fe(OC6H5)6]溶液；

☆多羟基有机物如甘油、葡萄糖等能使新制的氢氧化铜悬浊液溶解生成绛蓝色溶液； ☆ 淀粉溶液（胶）遇碘（I2）变蓝色溶液；

☆ 含有苯环的蛋白质溶胶遇浓硝酸会有白色沉淀产生，加热或较长时间后，沉淀变黄色。 5．有机物的气味 许多有机物具有特殊的气味，但在中学阶段只需要了解下列有机物的气味： ☆ 甲烷：无味 ☆ 乙烯： 稍有甜味(植物生长的调节剂) ☆ 乙炔：无味 ☆ 苯及其同系物 ：芳香气味，有一定的毒性，尽量少吸入。

☆ 乙醇 ：特殊香味 ☆ 乙二醇： 甜味（无色黏稠液体） ☆ 丙三醇（甘油）：甜味（无色黏稠液体） ☆ 苯酚： 特殊气味 ☆ 乙醛 ：刺激性气味 ☆ 乙酸：强烈刺激性气味（酸味） ☆ 低级酯：香味 二、重要的反应：

1．能使溴水（Br2/H2O）褪色的有机物

①

通过加成反应使之褪色：含有、—C≡C—的不饱和化合物 ② 通过取代反应使之褪色：酚类

注意：苯酚溶液遇浓溴水时，除褪色现象之外还产生白色沉淀。 *③ 通过氧化反应使之褪色：含有—CHO（醛基）的有机物（有水参加反应） 注意：纯净的只含有—CHO（醛基）的有机物不能使溴的四氯化碳溶液褪色； ④ 通过萃取使之褪色：液态烷烃、环烷烃、苯及其同系物、饱和卤代烃、饱和酯 2．能使酸性高锰酸钾溶液KMnO4/H+褪色的物质

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（1

）有机物：含有、—C≡C—、—OH（较慢）、—CHO的物质

与苯环相连的侧链碳上有氢原子的苯的同系物（与苯不反应）

（2）无机物：与还原性物质发生氧化还原反应，如H2S、S2-、SO2、SO32-、Br-、I-、Fe2+ 3．与Na反应的有机物：含有—OH、—COOH的有机物

与NaOH反应的有机物：常温下，易与含有酚羟基．．．、—COOH的有机物反应加热时，能与卤代烃、酯反应（水解或取代反应）；

与Na2CO3反应的有机物：含有酚．

羟基的有机物反应生成酚钠和NaHCO3； 含有—COOH的有机物反应生成羧酸钠，并放出CO2气体； 含有—SO3H的有机物反应生成磺酸钠并放出CO2气体。

与NaHCO3反应的有机物：含有—COOH、—SO3H的有机物反应生成羧酸钠、磺酸钠并放出等物质的量的CO2气体。

4．既能与强酸，又能与强碱反应的有机物：（1）氨基酸，如甘氨酸等 H2NCH2COOH + H+→ HOOCCH2NH3+

H2NCH2COOH + OH- → H2NCH2COO- + H2O

（7）蛋白质 ：蛋白质分子中的肽链的链端或支链上仍有呈酸性的—COOH和呈碱性的—NH2，故蛋白质仍能与碱和酸反应。

5．银镜反应的有机物

（1）发生银镜反应的有机物：含有—CHO的物质：醛、甲酸、甲酸盐、甲酸酯、还原性糖（葡萄糖、麦芽糖等）

（2）银氨溶液[Ag(NH3)2OH]的配制：

向一定量2%的AgNO3溶液中逐滴加入2%的稀氨水至刚刚产生的沉淀恰好完全溶解消失。 （3）反应条件：碱性、水浴加热．．．．．．． 若在酸性条件下，则有Ag(NH3)2+ + OH - + 3H+ == Ag+ + 2NH4+ + H2O而被破坏。 （4）实验现象：试管内壁有银白色金属析出（反应液由澄清变成灰黑色浑浊） （5）有关反应方程式：AgNO3 + NH3·H2O == AgOH↓ + NH4NO3

AgOH + 2NH3·H2O == Ag(NH3)2OH + 2H2O 银镜反应的一般通式：RCHO + 2Ag(NH3)2OH2 Ag↓+ RCOONH4 +3NH3 +H2O 【记忆诀窍】：1—水（盐）、2—银、3—氨 葡萄糖：CH2OH(CHOH)4CHO +2Ag(NH3)2

OH2Ag↓+CH2OH(CHOH)4COONH4

+3NH3 + H2O

（6）定量关系：—CHO～2Ag(NH)2OH～2 Ag HCHO～4Ag(NH)2OH～4 Ag 6．与新制Cu(OH)2悬浊液的反应 （1）有机物：羧酸（中和）、甲酸（先中和，但NaOH仍过量，后氧化）、醛、还原性糖（葡萄糖、麦芽糖）、甘油等多羟基化合物。

（2）新制Cu(OH)2悬浊液的配制：向一定量10%的NaOH溶液中，滴加几滴2%的CuSO4

溶液，得到蓝色絮状悬浊液。 （3）反应条件：碱过量、加热煮沸．．．．．．．． （4）实验现象：① 若有机物只有官能团醛基（—CHO），则滴入新制的氢氧化铜悬浊液中，常温时无变化，加热煮沸后有（砖）红色沉淀生成； ② 若有机物为多羟基醛（如葡萄糖），则滴入新制的氢氧化铜悬浊液中，常温时溶解变成绛蓝色溶液，加热煮沸后有（砖）红色沉淀生成； （5）有关反应方程式：2NaOH + CuSO4 == Cu(OH)2↓+ Na2SO4

RCHO + 2Cu(OH)2RCOOH + Cu2O↓+ 2H2O ☆了解苏教版该反应的写法：RCHO + 2Cu(OH)2 +NaOH RCOONa + Cu2O↓+ 3H2O 葡萄糖：CH2OH(CHOH)4CHO + 2Cu(OH)2CH2OH(CHOH)4COOH + Cu2O↓+ 2H2O （6）定量关系：—CHO～2Cu(OH)2～Cu2O ，HCHO～4Cu(OH)2～2Cu2O 7．能发生水解反应的有机物是：卤代烃、酯、糖类（单糖除外）、肽类（包括蛋白质）。

CH3—CH2—CH2Cl+NaOH

H 2

O CH3CH2CH2OH+NaCl CH3COOCH2CH3+H23COOH +CH3CH2OH

2010届高三化学知识点总结

CH3COOCH2CH3 + NaOH → CH3COONa + CH3CH2OH

C蔗糖H22 O 11 + H2OH+ 葡萄糖C6H12O 6 + C果糖

126H12O6 C12H22O11(麦芽糖) + H2O 2C6H12O6(葡萄糖) (C6H10O5)n (淀粉) + nH2O

n C6H12O6(葡萄糖)

(C6H10O5)n (纤维素) + nH2O n C6H12O6(葡萄糖) 8．能跟FeCl3溶液发生显色反应的是：酚类化合物。 9．能跟I2发生显色反应的是：淀粉。

10．能跟浓硝酸发生颜色反应的是：含苯环的天然蛋白质。

三、有机物的鉴别：鉴别有机物，必须熟悉有机物的性质（物理性质、化学性质），要抓住某些有机物的特征反应，选用合适的试剂鉴别它们。 1．卤代烃中卤素的检验

取样，滴入NaOH溶液，加热至分层现象消失，冷却后加入稀硝酸酸化．．．．．．．，再滴入AgNO3溶液，观察沉淀的颜色，确定是何种卤素。

2．如何检验实验室制得的乙烯气体中含有CH2＝CH2、SO2、CO2、H2O？

将气体依次通过无水硫酸铜、品红溶液、饱和Fe2(SO4)3溶液、品红溶液、澄清石灰水。（检验水） （检

验SO2） （除去SO2） （确认SO2已除尽） （检验CO2）

溴水或溴的四氯化碳溶液或酸性高锰酸钾溶液（检验CH2＝CH2）。

3

（*4．二糖或多糖水解产物的检验： 若二糖或多糖是在稀硫酸作用下水解的，则先向冷却后的水解液中加入足量

的NaOH溶液，中和稀硫酸，然后再加入银氨溶液或新制的氢氧化铜悬浊液，（水浴）加热，观察现象，作出判断。

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五、具有特定碳、氢比的常见有机物

【牢牢记住】在烃及其含氧衍生物中，氢原子数目一定为偶数，若有机物中含有奇数个卤原子或氮原子，则氢原子个数亦为奇数。

①当n（C）︰n（H）= 1︰1时，常见的有机物有：乙烃、苯、苯乙烯、苯酚、乙二醛、乙二酸。 ②当n（C）︰n（H）= 1︰2时，常见的有机物有：单烯烃、环烷烃、饱和一元脂肪醛、酸、酯、葡萄糖。③当n（C）︰n（H）= 1︰4时，常见的有机物有：甲烷、甲醇、尿素[CO(NH2)2]。

*④当有机物中氢原子数超过其对应烷烃氢原子数时，其结构中可能有—NH2或NH4+，如甲胺CH3NH2、醋酸铵CH3COONH4等。

⑤烷烃所含碳的质量分数随着分子中所含碳原子数目的增加而增大，在该同系物中，含碳质量分数最低的是CH4。

⑥单烯烃所含碳的质量分数随着分子中所含碳原子数目的增加而不变，均为（6/7）85.7%。

⑦单炔烃、苯及其同系物所含碳的质量分数随着分子中所含碳原子数目的增加而减小，在该系列物质中含碳质量分数最高的是C2H2和C6H6，均为（12/13）92.3%。

⑧含氢质量分数最高的有机物是：CH4（一定质量的有机物燃烧，耗氧量最大的是：CH4）。

⑨完全燃烧时生成等物质的量的CO2和H2O的是：单烯烃、环烷烃、饱和一元醛、羧酸、酯、葡萄糖、果糖（通式为CnH2nOx的物质，x=0，1，2，… ）。 六、几个难记的化学式

2010届高三化学知识点总结

硬脂酸（十八酸）——C17H35COOH 硬脂酸甘油酯—— 软脂酸（十六酸，棕榈酸）——C15H31COOH 油酸（十八碳烯酸）——C15H33COOH 银氨溶液——Ag(NH3)2OH

葡萄糖（C6H12O6）——CH2OH(CHOH)4CHO 果糖（C6H12O6）——CH2OH(CHOH)3COCH2OH 蔗糖——C12H22O11（非还原性糖） 麦芽糖——C12H22O11（还原性糖） 淀粉——(C6H10O5)n（非还原性糖）

纤维素——(C6H10O5)n 或 [C6H7O2(OH)3]n（非还原性糖） 1~4的一价烷基： 甲基一种（—CH3），乙基一种（—CH2CH3）、丙基两种（—CH2CH2CH3、—CH(CH3)2）、

丁基四种（—CH2CH2CH2CH3、 七、有机物分子式和结构式的确定 CH3CHCH 2 CH 3

、—CH2CH(CH3)2、—C(CH3)3 ）

1．有机物组成和结构的规律

（1）烃及烃的含氧衍生物中，氢原子个数一定为偶数，相对分子质量亦为偶数。

（2）烃类物质中，烷烃CnH2n+2（n≥1），随分子中碳原子数的增加，碳的质量分数增大；炔烃CnH2n－2（n≥2）和苯及其同系物CnH2n－6（n≥6），随分子中碳原子数的增加，碳的质量分数减小；而烯烃CnH2n（n≥2）分子中碳的质量分数则为常数(85.7l %)。

（3）最简式（实验式）相同的有机物，不论以何种比例混合，其中各元素的质量分数都为常数。在常见有机物中，最简式（实验式）同为CH的是乙炔、苯、苯乙烯；同为CH2的是单烯烃和环烷烃；同为CH2O的是甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖、果糖等。

（4）烷烃与较它少一个碳原子的饱和一元醛相对分子质量相等，饱和一元醇与比它少一个碳原子的饱和一元羧酸相对分子质量相等。

（5）一个特定结构的烃分子中有多少种不同性质的氢原子，其一卤代物就有多少种同分异构体。其中，同一碳原子上的氢原子、同一碳原子所连甲基上的氢原子以及处于镜面对称（相当于平面镜成像时的物与像的关系）位置上的氢原子属于等效氢原子。 2．有机物的推断

（1）有机物的推断题思维方法一般有：（1）顺推法：以有机物的结构、性质和实验现象为主线，抓住特征物质、特征性质、特征结构及特征变化等有效线索，采取正向思维，得出正确的结论。（2）逆推法：以以上线索为主线，采用―由彼及此‖的逆向思维方法，得出正确结果。（3）分离法：先根据已知条件，分离出已知条件和明显的未知条件，然后对―未知‖逐个求解。（4）分层推理：根据题意，分层推理，综合结论，推得正确结果。有机物合成题思维的一般方法：首先分析要合成的有机物属于何种类型，它含有什么官能团，它与哪些知识和信息有关；然后根据现有原料、信息和有关反应规律，尽可能合理地把目标有机物解剖成若干片段；联想有机官能团的引入、转移、保护的方法；设法将各小分子拼接衍变，尽快找出合成目标有机物的关键和突破点。最后采用正向思维（原料→中间产物→目标产物）和逆向思维（目标产物→中间产物→原料），纵向思维和横向思维相结合的方法，设计出最佳的合成方案。 （2）有机物分子中不饱和键数目的确定

一个有机物分子能加成一个H2（或Br2）分子含有一个双键；能加成两个H2（或Br2）分子含有一个叁键或两个双键；能加成三个H2分子含有三个双键或一个苯环或一个双键和一个叁键。 （3）符合一定碳氢原子个数比（或物质的量比）的有机物

n（C）: n（H）= 1:1的有乙炔、苯、苯乙烯、苯酚等；n（C）: n（H）= 1:2的有烯烃、甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖、果糖等；n（C）: n（H）= l:4的有甲烷、甲醇、尿素等。 3．有机物的合成

（1）有机物分子中官能团的引入规律

引入羟基（－OH）：烯烃与水的加成、卤代烃的水解、醛与氢气的加成、醛的氧化（醛基→羧基）、酯的水解等；引入卤素原子（－X）：烃与X2的取代、不饱和烃与HX或X2的加成、醇与HX的取代等；引入双键：某些醇或卤代烃的消去可引入C＝C、醇的氧化可引入C＝O等。 （2）有机物分子中官能团的消除规律

通过加成反应消除不饱和的双键或三键；通过消去、氧化或酯化等反应消除羟基（－OH）；通过加成或氧化等反应消除醛基（－CHO）。

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（3）有机物分子中官能团的衍变规律

利用官能团的衍生关系进行衍变，如：卤代烃（R－CH2X）→醇（R－CH2OH）→醛（R－CHO）→羧酸（R－COOH）→酯（R－COO－R’）；通过一定的途径使官能团从一个变为两个，如：CH3CH2OH→CH2＝CH2→CH2Cl－CH2Cl→CH2OH－CH2OH；通过一定手段，改变官能团的位置，如：CH3CH2CH2Cl→CH3CH＝CH2→ CH3CHClCH3。另外还可以根据题示信息进行官能团的衍变。 （4）有机物分子中碳链的增减规律

有机物分子中碳链增减的主要途径是：不饱和烃的加聚能使碳链增长，烃的裂化裂解、苯的同系物的氧化等反应能使碳链变短。其他使碳链增减的反应一般在题目中会以信息的形式给出，如不饱和化合物与HCN反应能使碳链增长，烯烃的氧化能使碳链变短等。 （5）有机物分子的成环规律

二元醇通过脱水反应形成环状的醚，羟酸（或二元醇和二元羧酸）通过酯化反应形成环状的酯，氨基酸通过脱水反应形成环状的酰胺，二元羧酸通过脱水反应形成环状的酸酐等。

2010新课标高考回归课本——元素及其化合物知识归纳

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