高考化学重点知识点记忆

上海高三化学的知识

高中化学重点知识记忆

一、几个常见的热点问题

1．阿伏加德罗常数

（1）条件问题：常温、常压下气体摩尔体积增大，不能使用22.4 L/mol。

（2）状态问题：标准状况时，H2O、N2O4、碳原子数大于4的烃为液态或固态；SO3、P2O5等为固态，不能使用22.4 L/mol。

（3）特殊物质的摩尔质量及微粒数目：如D2O、18O2、H37Cl等。 （4）某些特定组合物质分子中的原子个数：如Ne、O3、P4等。

（5）某些物质中的化学键数目：如白磷（31 g白磷含1.5 mol P－P键）、金刚石（12 g金刚石含2 mol C－C键）、晶体硅及晶体SiO2（60 g二氧化硅晶体含4 mol Si－O键）、Cn（1 mol Cn含n mol单键，n/2 mol 双键）等。

（6）某些特殊反应中的电子转移数目：如Na2O2与H2O、CO2的反应（1 mol Na2O2转移1 mol电子；Cl2与H2O、NaOH的反应（1 mol Cl2转移1 mol电子。若1 mol Cl2作氧化剂，则转移2 mol电子）；Cu与硫的反应（1 mol Cu反应转移1 mol电子或1 mol S反应转移2 mol电子）等。

（7）电解质溶液中因微粒的电离或水解造成微粒数目的变化：如强电解质HCl、HNO3等因完全电离，不存在电解质分子；弱电解质CH3COOH、HClO等因部分电离，而使溶液中CH3COOH、HClO浓度减小；Fe3+、Al3+、CO32–、CH3COO–等因发生水解使该种粒子数目减少；Fe3+、Al3+、CO32–等因发生水解反应而使溶液中阳离子或阴离子总数增多等。 （8）由于生成小分子的聚集体(胶体)使溶液中的微粒数减少：如1 mol Fe3+形成Fe(OH)3胶体时，微粒数目少于1 mol。

（9）此外，还应注意由物质的量浓度计算微粒时，是否告知了溶液的体积；计算的是溶质所含分子数，还是溶液中的所有分子（应考虑溶剂水）数；某些微粒的电子数计算时应区分是微粒所含的电子总数还是价电子数，并注意微粒的带电情况（加上所带负电荷总数或减去所带正电荷总数）。

2．离子共存问题

（1）弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中：Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均与OH–不能大量共存。

（2）弱酸阴离子只存在于碱性溶液中：CH3COO–、F–、CO32–、SO32–、S2–、PO43–、 AlO2–均与H+不能大量共存。

（3）弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存。它们遇强酸（H+）会生成弱酸分子；遇强碱（OH–）会生成正盐和水：HSO3–、HCO3–、HS–、H2PO4–、HPO42–等。

（4）若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，则不能大量共存：Ba2+、Ca2+与CO32–、SO32–、PO43–、SO42–等；Ag+与Cl–、Br–、I– 等；Ca2+与F–，C2O42–等。 （5）若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存：Al3+与HCO3–、CO32–、HS–、S2–、AlO2–等；Fe3+与HCO3–、CO32–、AlO2–等。

（6）若阴、阳离子能发生氧化还原反应则不能大量共存：Fe3+与I–、S2–；MnO4–（H+）

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与I–、Br–、Cl–、S2–、SO32–、Fe2+等；NO3–（H+）与I–、S2–、SO32–、Fe2+等；ClO–与I–、S2–、SO32–等。

（7）因络合反应或其它反应而不能大量共存：Fe3+与SCN–；Al3+与F–等（AlF63–）。 （8）此外，还有与Al反应反应产生氢气的溶液（可能H+；可能OH–，含H+时一定不．．含NO3–）；水电离出的c(H+)＝10–13 mol/L（可能为酸溶液或碱溶液）等。

3．热化学方程式 （1）

注意：①同一热化学方程式用不同计量系数表示时，△H值不同；②热化学方程式中计量系数表示物质的量；③能量与物质的凝聚状态有关，热化学方程式中需标明物质的状态；④△H中用“＋”表示吸热；用“－”表示放热；⑤计算1 mol物质中所含化学键数目时，应首先区分晶体类型，分子晶体应看其分子结构（如P4中含6个P－P键，C60中含30个C＝C键和60个C－C键），原子晶体应看其晶体结构，特别注意化学键的共用情况（如1 mol SiO2中含4 mol Si－O键，1 mol 晶体Si中含2 mol Si－Si键）；⑥在表示可燃物燃烧热的热化学方程式中，可燃物前系数为1，并注意生成的水为液态。 ．．．

（2）物质分子所含化学键的键能越大，则成键时放出的能量越多，物质本身的能量越低，分子越稳定。

（3）盖斯定律：一定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分几步完成，反应的热效应相同。即反应热只与反应的始态和终态有关，而与反应所经历的途径无关（注意：进行相关计算时，热量应带“＋”、“－”进行运算）。

(g)

2(g)

2(g)，△H1＝△H2＋△H3

例如：

24．元素周期率与元素周期表 （1）判断金属性或非金属性的强弱

（2）比较微粒半径的大小

①核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越大：阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径

如：H+＜H＜H–；Fe＞Fe2+＞Fe3+；Na+＜Na；Cl＜Cl–

②电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越小．即具有相同电子层结构的微粒，核电荷数越大，则半径越小。

如：① 与He电子层结构相同的微粒：H–＞Li+＞Be2+

② 与Ne电子层结构相同的微粒：O2–＞F–＞Na+＞Mg2+＞Al3+

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③ 与Ar电子层结构相同的微粒： S2–＞Cl–＞K+＞Ca2+ ③电子数和核电荷数都不同的微粒

同主族：无论是金属还是非金属，无论是原子半径还是离子半径从上到下递增。 同周期：原子半径从左到右递减。

同周期元素的离子半径比较时要把阴阳离子分开。同周期非金属元素形成的阴离子半径大于金属元素形成的阳离子半径。

例如：Na+＜Cl–；第三周期，原子半径最小的是Cl，离子半径最小的是Al3+ （3）元素周期结构

周期

7个横 7个元素

周期

第1、2、3周期

元素种类分别为 ：2、8、8

18、18、32 ：第4、5、6周期元素种类分别为

：元素种类为若排满，32

完 全周期第7周期7个主族

ⅠA ～ ⅦAⅠB ～ ⅦB

个 16个族（

7个 副族

纵列1个 第Ⅷ族第8、9、10个1个 0族

为 稀 有气体第18纵列，

（4）位、构、性间关系

位 置

原子序数＝质子数＝核电荷数周期序数＝电子层 数主族序数＝最 外 层 电子数

同化学性质同

近化学性质近同周期递变性同主族相 似性递变性

结构

正价（除O、F外 ）主族最 外 层 电子数＝最 高

负 价绝对值＝8主族数

元素的化学性质最 外 层 电子数、原子半径决定

性质

5．化学平衡

（1）化学反应速率：aA(g)＋bB(g)

cC(g)＋dD(g)

反应任一时刻：v(A)正∶v(B)正∶v(C)正∶v(D)正＝a∶b∶c∶d

v(A)逆∶v(B)逆∶v(C)逆∶v(D)逆＝a∶b∶c∶d

平衡时：v(A)正＝v(A)逆，v(B)正＝v(B)逆，v(C)正＝v(C)逆，v(D)正＝v(D)逆

（2）外界条件对化学反应速率的影响

① 固体物质的浓度可以视作常数，故其反应速率与固体的用量无关。 ② 一般温度每升高10℃，反应速率增大2～4倍。 ③ 压强只影响气体反应的速率。

④ 充入“惰性气体”：恒温、恒容：不影响反应速率；

恒温、恒压：反应速率减小。

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⑤ 催化剂可同等程度的改变正、逆反应速率，影响反应到达平衡的时间，而不能改变反应物的平衡转化率。

（2）平衡常数（K）：只与温度有关，温度一定，K为定值。常用于判断平衡移动的方向和平衡时组分浓度、反应物平衡转化率等的计算（计算时特别注意平衡常数表达式中使用的是组分的平衡浓度）。 ．．．．（3）平衡标志

① 宏观：各组分的浓度相等。

③ 微观：用同一种物质表示的正、逆反应速率相等。 ．．．．．

③ 其他：如气体颜色、反应物转化率、产物产率、组分百分含量、气体密度、气体相对分子质量等，若平衡移动时该量改变，则不再改变时即达平衡状态。 （4）平衡移动方向

v正＞v逆，平衡正向移动

① 改变条件的瞬间： v正＝v逆，平衡不移动

v正＜v逆，平衡逆向移动

因此，化学平衡的移动与反应的过程有关，是过程函数，化学平衡移动的方向取决于改变条件瞬间的v正、v逆之间的关系。

② 浓度熵（Q）法：按平衡常数计算式算出改变条件的瞬间值，然后与平衡常数进行比较。

Q＜K，平衡正向移动

改变条件的瞬间： Q＝K，平衡不移动

Q＞K，平衡逆向移动

（5）等效平衡

① 恒温恒容条件下，当把反应物和生成物换算成一边物质后，若物质的量相等，达平衡时的状态与原平衡等效，此时各组分浓度和百分含量均相等；若反应前后气体体积不变，当把反应物和生成物换算成一边物质后，物质的量与原平衡等比例，达平衡时状态与原平衡等效，此时各组分浓度不等，百分含量相等。

② 恒温恒压条件下，当把反应物和生成物换算成一边物质后，物质的量与原平衡等比例，达平衡时状态与原平衡等效，此时各组分浓度和百分含量均相等。

③ 等效平衡的构建：当增加恒容容器中气体组分的物质的量时，该组分的物质的量浓度瞬间增大，同时由于容器中气体物质的量的增加，使容器内压强增大，两个因素同时影响化学平衡，需构建等效平衡来比较转化率、产率、气体相对分子质量等状态量。

一般思路为：先构建恒温恒压下等效平衡（即反应容器与气体物质的量作同等程度的改变），然后改变容器内压强使容器体积与原平衡时相同，通过压强改变时平衡的移动情况对转化率、产率、气体相对分子质量等状态量的影响作出判断。

注意：构建的等效平衡只能判断气体转化率、产率、相对分子质量等状态量，而不能判断平衡移动的方向。平衡移动是过程函数，应通过改变条件瞬间正、逆反应速率间关系或浓度熵与平衡常数间关系来判断平衡移动的方向。

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6．电解质溶液

（1）溶液的导电性：溶液的导电性取决于溶液中自由移动的离子的浓度及离子所带的电荷数。强电解质溶液的导电性不一定强，相反，弱电解质溶液的导电性不一定弱。 （2）弱电解质的电离程度、能水解盐的水解程度与电解质浓度间的关系：弱酸或弱碱的浓度越大，则其酸性或碱性越强，但其电离程度越小；强酸弱碱盐或弱酸强碱盐的浓度越大，则其酸性或碱性越强，但其水解程度越小。 （3）溶液中微粒浓度的比较 ① 微粒浓度的大小比较

首先判断溶液中的溶质；然后根据溶质组成初步确定溶液中微粒浓度间的关系；接着．．判断溶液的酸、碱性（或题中给出）；最后根据溶质是否因电离或水解而造成微粒浓度的．．．变化，根据溶液的酸碱性确定其电离和水解程度的大小，写出微粒浓度间最终的大小关系。

② 微粒浓度间的守恒关系：

电荷守恒：借助于离子浓度（或物质的量）表达溶液呈电中性的式子。 物料守恒：溶液中溶质微粒符合溶质组成的式子。 （4）电极反应式、总化学方程式的书写

① 原电池的负极和电解池的阳极发生氧化反应，还原剂参与，还原剂的还原性越强， ② 当电极产物与电解质溶液中微粒发生反应时，该反应应体现在电极反应式中；当两电极产物会发生反应时，应体现在总反应式中（此时两电极反应式之和并不等于总反应式）。

（5）对可充、放电化学电源的认识

① 放电的方向为原电池方向，是氧化还原反应自发的方向；充电的方向为电解池方向，是氧化还原反应非自发的方向。

② 充电时，原电池的负极(发生氧化反应)接外接电源的负极(作电解池的阴极，发生还原反应)；原电池的正极(发生还原反应)接外接电源的正极(作电解池的阳极，发生氧化反应)。

（6）对电解精炼的认识

① 电极材料：阴极为精品，阳极为粗品，电解质溶液为含精炼金属离子的可溶性盐溶液。

② 电极反应式：阳极为精炼金属及活动性位于精炼金属之前的金属失电子而溶解，阴极为精炼金属离子得电子而析出，活动性位于精炼金属之后的金属则掉落而成为阳极泥。

二、无机框图中的题眼

1．中学化学中的颜色

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（1）焰色反应：Na+(黄色)、K+(紫色，透过蓝色钴玻璃)

（2）有色溶液：Fe2+(浅绿色)、Fe3+(黄色)、Cu2+(蓝色)、MnO4–(紫红色)、Fe(SCN)3(血红色)

（3）有色固体：红色：Cu、Cu2O、Fe2O3；红褐色固体：Fe(OH)3；蓝色固体：Cu(OH)2；黑色固体：CuO、FeO、FeS、CuS、Cu2S、Ag2S、PbS；浅黄色固体：S、Na2O2、AgBr；黄色固体：AgI、Ag3PO4(可溶于稀硝酸)；白色固体：Fe(OH)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3等。

（4）反应中的颜色变化

① Fe2+与OH–反应：产生白色絮状沉淀，迅速转变成灰绿色，最后变成红褐色。 ② I2遇淀粉溶液：溶液呈蓝色。

③ 苯酚中加过量浓溴水：产生白色沉淀（三溴苯酚能溶于苯酚、苯等有机物）。 ．．④ 苯酚中加FeCl3溶液：溶液呈紫色。 ⑤ Fe3+与SCN–：溶液呈血红色。 ．．

⑥ 蛋白质溶液与浓硝酸：出现黄色浑浊（蛋白质的变性）。 2．中学化学中的气体

（1）常见气体单质：H2、N2、O2、Cl2

（2）有颜色的气体：Cl2(黄绿色)、溴蒸气(红棕色)、NO2(红棕色)。 （3）易液化的气体：NH3、Cl2、SO2。

（4）有毒的气体：F2、O3、HF、Cl2、H2S、SO2、CO、NO（NO、CO均能与血红蛋白失去携氧能力）、NO2(制备时需在通风橱内进行)。

（5）极易溶于水的气体：NH3、HCl、HBr；易溶于水的气体：NO2、SO2；能溶于水的气体：CO2、Cl2。

（6）具有漂白性的气体：Cl2(潮湿)、O3、SO2。

注意：Cl2(潮湿)、O3因强氧化性而漂白(潮湿Cl2中存在HClO)；SO2因与有色物质化合生成不稳定无色物质而漂白；焦碳因多孔结构，吸附有色物质而漂白。 ．．．

（7）能使石蕊试液先变红后褪色的气体为：Cl2(SO2使石蕊试液显红色)。

（8）能使品红溶液褪色的气体：SO2(加热时又恢复红色)、Cl2(加入AgNO3溶液出现白色沉淀)。

（9）能使无水硫酸铜变蓝的气体：水蒸气。

（10）能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝的气体：Cl2、Br2、NO2、O3。 （11）不能用浓硫酸干燥的气体：NH3、H2S、HBr、HI。

（12）不能用无水CaCl2干燥的气体：NH3(原因：生成：CaCl2·8NH3)。 3．有一些特别值得注意的反应 （1）单质＋化合物12FeCl2＋Cl22Na2SO3＋O2

化合物2

4Fe(OH)3

3FeCl2

2FeCl3 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O2Na2SO4 2FeCl3＋Fe

（2）难溶性酸、碱的分解

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H2SiO3SiO2＋H2O Mg(OH)2MgO＋H2O Al2O3＋3H2O

2Fe(OH)3Fe2O3＋3H2O 2Al(OH)3（3）不稳定性酸、碱的分解 2HClO

2HCl＋O2↑ 4HNO3

4NO2↑＋O2↑＋2H2O SO2↑＋H2O

NH3·H2ONH3↑＋H2O H2SO3（4）不稳定性盐的分解 NH4ClCaCO3

NH3↑＋HCl↑ 2AgBrCaO＋CO2↑ 2NaHCO3

2Ag＋Br2

Na2CO3＋CO2↑＋H2O；

2Fe＋Al2O3

Zn2+＋H2↑ Fe3O4＋4H2↑ 2HCl＋S(Br2、

（5）金属置换金属：Fe＋Cu2+

Cu＋Fe2+、2Al＋Fe2O3

（6）金属置换非金属：2Na＋2H2O

2Mg＋CO2

（7）非金属置换非金属：2F2＋2H2OI2)

2C＋SiO23Cl2＋2NH3

（8）非金属置换金属：H2＋CuO4．一些特殊类型的反应 （1）化合物＋单质Cl2＋H2O4NH3＋5O2

2NaOH＋H2↑ Zn＋2H+2MgO＋C 3Fe＋4H2O4HF＋O2 Cl2＋H2S(HBr、HI)

Si＋2CO↑ C＋H2ON2＋6HCl Si＋4HFCu＋H2O C＋2CuO

CO＋H2 SiF4＋2H2 2Cu＋CO2↑

化合物＋化合物

2SO2＋2H2O CO2＋2H2O

HCl＋HClO 2H2S＋3O2

催化剂

4NO＋6H2O CH4＋2O2

化合物＋单质

（2）化合物＋化合物4NH3＋6NO2Na2O2＋2H2O2Na2O2＋2CO2

5N2＋6H2O 2H2S＋SO2

4NaOH＋O2↑ NaH＋H2O2Na2CO3＋O2 CO＋H2O

3S＋2H2O NaOH＋H2↑ CO2＋H2

（3）一些特殊化合物与水的反应 ① 金属过氧化物：2Na2O2＋2H2O② 金属氮化物：Mg3N2＋3H2O③ 金属硫化物：Al2S3＋6H2O

CaS＋2H2O

④ 金属碳化物：CaC2＋2H2O

4NaOH＋O2↑ 3Mg(OH)2＋2NH3↑ 2Al(OH)3＋3H2S↑ Ca(OH)2＋H2S↑

Ca(OH)2＋C2H2↑

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Al4C3＋12H2O

⑤ 金属氢化物：NaH＋H2O⑥ 金属磷化物：Ca3P2＋6H2O

4Al(OH)3＋3CH4↑ 3Ca(OH)2＋2PH3↑

NH3＋3HClO PCl3＋3H2O

H3PO3＋3HCl

2HCl＋

H2SiO3＋4HCl SOCl2＋H2O

NaOH＋H2↑

⑦ 非金属的卤化物：NCl3＋3H2O

SiCl4＋3H2O

SO2↑

（4）双水解反应

① Al3+(或Fe3+)与HCO3–、CO32–：Al3+＋3HCO3–② Al3+与HS–、S2–：Al3+＋3HS–＋3H2O

2Al3+＋3S2–＋6H2O

③ Al3+与AlO2–：Al3+＋3AlO2–＋6H2O（5）一些高温下的反应 3Fe＋4H2OC＋H2O

Fe3O4＋4H2↑ 2Al＋Fe2O3CO＋H2 CaCO3

Al(OH)3↓＋3CO2↑

2Al(OH)3↓＋3CO2↑

2Al3+＋3CO32–＋3H2O

Al(OH)3↓＋3H2S↑ 2Al(OH)3↓＋3H2S↑ 4Al(OH)3↓

2Fe＋Al2O3 CaO＋CO2↑

Na2SiO3＋CO2↑

CaCO3＋SiO2CaSiO3＋CO2↑ Na2CO3＋SiO2

（6）能连续被氧化的物质 ① 单质：NaNNa2O

Na2O2 CO2

NO2 S

SOSO3 ② 化合物：CHH2CO2 NHNO2

S(或SO2SO2

SO3

CH3CH2CH3

三、有机化学

CH3CH3COOH

CO2

1．三类物质中氢的活泼性比较

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（1）溴单质

2．常见试剂的常见反应

① 与饱和碳原子上氢的取代反应（光照或加热）

与苯环上氢的取代反应（催化剂）

② 可以是溴水（或溴的四氯化碳溶液）：

酚类物质中苯环上的取代反应 含醛基物质的氧化反应

（2）NaOH ① NaOH水溶液：

卤代烃的取代反应（1 mol与苯环直接相连的卤原子水解需2 mol NaOH） 酯的水解反应（1 mol 酚酯消耗2 mol NaOH） 与羧酸或酚羟基的中和反应 蛋白质或多肽的水解

② NaOH醇溶液：卤代烃的消去反应 （3）新制Cu(OH)2悬浊液：与羧酸的反应

含醛基物质的氧化反应

（4）银氨溶液：含醛基物质的氧化反应 （5）H2SO4：

作催化剂：苯的硝化或醇的消去反应；酯或蛋白质的水解反应 反应物：苯的磺化反应；与醇的酯化反应 强酸性：与CH3COONa加热蒸馏制CH3COOH （6）酸性高锰酸钾：

烯烃、炔烃等不饱和烃的氧化反应

苯环侧链（与苯环相连的第一个碳上有氢）的氧化反应 醇的氧化反应 含醛基物质的氧化反应

（7）FeCl3：含酚羟基物质的显色反应 （8）HNO3：

苯的硝化反应（苯与浓硫酸、浓硝酸的混酸反应） 遇蛋白质显黄色（蛋白质分子中含苯环 与甘油、纤维素等的酯化反应

3．反应条件和反应试剂对有机反应的影响 （1）反应条件

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Br

CH3+Br2CH3+HBrBrCH3(或

（催化剂时苯环上取代）

I

+ICl

+HCl

CH3+Br2

CH2Br+HBr（光照或加热时饱和碳上取代）

CH2＝CH－CH3＋ClCH2＝CH－CH3＋HBrCH2＝CH－CH3＋HBr（2）温度不同

CHCHCHCH

2+ Br2

CH2＝CH－CH2－Cl＋HCl

（氢加在含氢较多碳原子上，符合马氏规则）

CH3－CH2－CH2－Br（反马氏加成）

2CHCH22CH

CHCH2

CH3CH3

CHCHCHCH2+ Br2

2CH3CH2CH3CH23CH2OCH2CH3＋H2O

H2CCH2↑+H2O

（2）溶剂影响 CH3CH2Br

＋CH3CH2Br

＋（3）试剂浓度影响 CH3COOH＋CH3CH

2CH3COOCH2CH3＋H

2（3）溶液酸碱性影响 R－OH＋CH3CH2OH

CH2＝CH2↑＋NaBr＋H2O

CH3COOCH2CH3＋H2O CH3COOH＋CH3CH2OH

+

R－X＋H2O R－X＋H

2R－OH＋HX

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CH3COOCH2CH3＋H2

CH3COOH＋CH3CH2OH CH3COONa＋CH3CH2OH

CH3COOCH2CH3＋

4．官能团间的演变

CHCH3

2、光

CH3CH2ONa

2O

CH32

、H2O

2CH3

NaOH、H23、醇

22SO4

℃

3、H2O

稀 H2SO

4

2

C

2H2CCH2Cl

2 蒸馏

C2H5OHH2SO4

2Br

3COOC2H5

5．有机中常见的分离和提纯 （1）除杂（括号内为杂质）

① C2H6（C2H4、C2H2）：溴水，洗气（或依次通过酸性高锰酸钾溶液、NaOH溶液，洗气）

② C6H6（C6H5－CH3）：酸性高锰酸钾溶液、NaOH溶液，分液

③ C2H5－Br（Br2）：Na2CO3溶液，分液（主要考虑C2H5Br在NaOH条件下能水解） ④ C6H5－Br（Br2）：NaOH溶液，分液 ⑤ C2H5－OH（H2O）：加新制生石灰，蒸馏

⑥ C6H6（C6H5－OH）：NaOH溶液，分液（或直接蒸馏） ⑦ CH3COOC2H5（CH3COOH、C2H5OH）：饱和碳酸钠溶液，分液 ⑧ C2H5OH（CH3COOH）：NaOH，蒸馏 （2）分离

① C6H6、C6H5OH：NaOH溶液，分液，上层液体为苯；然后在下层液体中通过量的CO2，分液，下层液体为苯酚（或蒸馏收集不同温度下的馏分）

② C2H5OH、CH3COOH：NaOH，蒸馏收集C2H5OH；然后在残留物中加硫酸，蒸馏得CH3COOH。

四、化学实验

1．化学实验中的先与后

（1）加热试管时，应先均匀加热后局部加热。

（2）用排水法收集气体结束时，先移出导管后撤酒精灯。 （3）制取气体时，先检查装置气密性后装药品。

（4）稀释浓硫酸时，应将浓硫酸慢慢注入水中，边加边搅拌。 （5）点燃H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃气体时，先检验气体的纯度。

（6）检验卤化烃分子的卤元素时，在水解后的溶液中先加稀HNO3中和碱液再加AgNO3溶液。

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（7）检验NH3(用红色石蕊试纸)、Cl2(用淀粉KI试纸)等气体时，先用蒸馏水润湿试纸

后再与气体接触。

（8）中和滴定实验时，用蒸馏水洗过的滴定管、移液管先用待装液润洗。

（9）焰色反应实验时，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。

（10）H2还原CuO时，先通H2后加热，反应完毕后先撤酒精灯，冷却后再停止通H2。 （11）检验蔗糖、淀粉水解产物时，先加NaOH中和催化作用的硫酸，再加新制Cu(OH)2

悬浊液或银氨溶液。 2．中学化学实验中的温度计

（1）测液体的温度：如测物质溶解度；实验室制乙烯等。 （2）测蒸气的温度：如实验室蒸馏石油；测定乙醇的沸点等。

（3）测水浴温度：如温度对反应速率影响的反应；苯的硝化反应；苯的磺化反应；制

酚醛树脂；银镜反应；酯的水解等。 3．常见实验装置

（1）气体发生装置：固、固加热型；固、液不加热型；固(液)、液加热型。

固－固加热型

固－液不加热型

固(液)－液加热型

（2）各种防倒吸装置——用于防止液体的倒吸。

（3）常见的净化装置和尾气吸收装置

① 常见的净化装置——用于除去气体中的杂质气体。

② 常见的尾气吸收装置——用于吸收尾气。

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（4）常见的量气装置——通过排液法测量气体的体积。

（5）过滤、蒸馏、分液装置

4．物质的分离和提纯 （1）物质分离提纯的常用方法

（2）物质分离提纯的常用化学方法

①溶解法：利用特殊的溶剂(或试剂)把杂质溶解而除去，或提取出被提纯物质的一种方法。

②沉淀法：利用沉淀反应将杂质转化为沉淀而除去，或将被提纯物质转化为沉淀而分离出来。

③转化法：将杂质转化为被提纯物质而除去的一种方法。 ④加热分解法：通过加热将杂质转化成气体而除去的一种方法。

⑤酸碱法：通过加酸、碱调节溶液的pH，从而使杂质转化为沉淀而除去。

⑥氧化还原法：通过加氧化剂或还原剂，将杂质转化为气体、沉淀或其它物质而除去。 ⑦离子交换法：通过离子交换树脂除去溶液中的特定离子。

5．常见离子的检验方法

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五、物质结构与性质

1．原子结构与性质

原子核：同位素、原子量——物理性质

（1）原子（AZX核外电子——化学性质

（2）元素的化学性质主要由原子最外层电子数和原子半径决定。 例如：最外层电子数相等，半径不等（同主族元素），性质出现递变性；

Li和Mg、Be和Al的最外层电子数不等，半径相近，性质相似。

（3）原子核外电子排布（掌握1～36号元素）

① 能量最低原理：电子先排能量低的能层和能级，然后由里往外排能量高的（能层和能级均影响电子的能量）。

② 泡里不相容原理：每个原子轨道上最多排2个自旋相反的电子，即原子核外没有2个电子的运动状态完全相同。

③ 洪特规则：电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道；当轨道上电子呈半满、全满或全空时，体系能量最低。

（4）电离能比较：首先应写出微粒的外围电子排布式，再根据使体系能量最低去比较；

根据用原子的电离能数据也可推测原子的最外层电子数。

（5）电负性：元素的原子吸引电子的能力。元素的电负性越大，则元素的非金属性越

强；元素的电负性越小，则元素的金属性越强。电负性相差越大的元素形成化合物时，化合物的离子性越强（形成离子键）。 2．分子结构与性质

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（1）化学键——化学性质（决定分子的稳定性）

（2）化学键理论

① 共价键理论（VB）：共价键的形成实则是电子的配对。该理论不能解释碳形成甲烷分子。

② 杂化轨道理论：能量相近的轨道可以兼并成能量相同的几个等价轨道。用以解释碳能形成甲烷分子（实则是碳原子采取sp3杂化，形成四个兼并轨道，再与氢成键）。杂化后，原子的成键能力增强。

③ 价层电子对互斥模型

a．分子中的价电子对（包括成键电子对和孤电子对）由于相互排斥，尽可能远离，电子对之间夹角越小，排斥力越大。

b．由于孤电子对只受一个原子核的吸引，电子云比较“肥大”，故电子对之间排斥力大小顺序为：孤电子对与孤电子对大于孤电子对与成键电子对大于成键电子对与成键电子对（因此，均采取sp3杂化，电子对构型都为正四面体形的CH4、NH3、H2O分子中键角依次减小）。

c．微粒中价电子对数为：n＝(中心原子的价电子数＋每个配位原子提供的价电子数±微粒所带的电荷数)／2（微粒带负电荷时取“＋”，带正电荷时取“－”）。主族元素的价电子数等于最外层电子数，氢和卤素作为配位原子时，提供一个电子，当ⅥA族元素作为配位原子时，认为不提供电子（由价电子对数可确定中心原子的杂化形式：电子对数分别为2、3、4时，中心原子分别采取sp、sp2、sp3杂化）。

d．当配位原子不是氢、ⅥA、ⅦA族元素时，可运用等电子原理，寻找其熟悉的等电子体来判断其构型。

④ 等电子原理

a．具有相同原子数目和相同电子总数（或价电子总数）的分子或离子具有相同的结构特征。 b．常见等电子体：

N2、CO、CN–、C22–（电子总数为14e–，存在叁键）；

CO2、CS2、BeCl2、N3–、OCN–、SCN–（价电子数为16e–，均为直线型）； BCl3、CO32–、SiO32–、NO3–（价电子数为24e–，均为平面正三角形）； NCl3、PCl3、NF3、PF3、SO32–（价电子数为24e–，均为三角锥形）； SiCl4、CCl4、SiO44–、SO42–、PO43–（价电子数为24e–，均为正四面体形）。 （3）分子极性：分子中正、负电荷重心是否重合

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① 与键的极性有关；② 与分子的空间构型有关。

（4）相似相溶原理：极性相似，相互溶解，极性相差越大，则溶解度越小。 如：水为强极性分子，强极性的HX、NH3等易溶于水；

有机物均为弱极性或非极性分子，有机物间可相互溶解。 （5）共价键的类型：电子对是否偏移：极性键和非极性键。 （6）分子间作用力及氢键——物理性质 ① 分子间作用力——范德华力

对于分子组成和结构相似的物质，其相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高。 例如：沸点 F2＜Cl2＜Br2＜I2。 ② 氢键

a．形成氢键的因素：含N、O、F，且含有与N、O、F直接相连的H。

b．氢键对物质性质的影响：分子间氢键的形成，使物质在熔化或汽化的过程中，还需克服分子间的氢键，使物质的熔、沸点升高；分子间氢键的形成，可促进能形成氢键的物质之间的相互溶解。

3．晶体结构与性质——物理性质 （1）晶体类型及其性质

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（2）晶体熔、沸点高低的比较

一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。

① 离子晶体：离子晶体的晶格能越大，则离子键越强，晶体熔、沸点越高。 晶格能比较：阴、阳离子所带电荷越多，半径越小，则晶格能越大。 例如：MgO＞NaCl（Mg2+半径小，所带电荷多）。

FeO＞NaCl（Fe2+与Cl–电子层数相同，O2–与Na+电子层数相同，但FeO中离子所带电荷数多）

② 分子晶体：组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，晶体的熔、沸点越高。

例如：F2＜Cl2＜Br2＜I2。

此外，当分子形成分子间氢键时，分子晶体的熔、沸点升高。 ．．．．．

例如：NH3、H2O、HF的熔、沸点均比同主族下一周期的氢化物来的高。

③ 原子晶体：原子半径越小，键长越短，键能越大，键越牢固，晶体的熔、沸点越高。

例如：金刚石＞二氧化硅＞金刚砂＞晶体硅。

④ 金属晶体：金属离子所带电荷越多，半径越小，金属键越强，晶体的熔、沸点越高。

例如：Na＜Mg＜Al。 （3）晶体化学式的确定

① 分子结构：分子结构中每一个微粒均属于该分子，按结构中的微粒数书写的式子即为其化学式。

② 晶体结构

分摊法：按晶体结构中各微粒对结构单元的贡献计算出的微粒数目的最简整数比书写的式子即为其化学式。

紧邻法：按晶体结构中各微粒周围与之距离最近且相等的另一微粒数目的最简整数比书写的式子即为其化学式。 （4）金属晶体

① 金属的导电性、导热性和延展性均与自由电子有关。 ② 金属晶体的堆积方式

六方堆积（Mg、Zn等）：配位数为12；面心立方堆积（Al、Cu等）：配位数为12； 体心立方堆积（Na、K等）：配位数为8。 4．配合物

Na3AlF6：存在离子键（Na+与AlF63–间）、配位键（Al3+与F–间）。

Ag(NH3)2OH：存在离子键（Ag(NH3)2+与OH–间）、配位键（Ag+与NH3间）。 六、化学与环境

1．臭氧空洞

（1）污染物：CF2Cl2、NOx等

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（2）机理：CF2Cl2在高空紫外线作用下产生氯原子，作O3分解的催化剂。NOx直接作O3分解的催化剂。

（3）危害：紫外辐射增强使患呼吸系统传染病的人增加；受到过多的紫外线照射还会增加皮肤癌和白内障的发病率；强烈的紫外辐射促使皮肤老化；使城市内的烟雾加剧，使橡胶、塑料等有机材料加速老化，使油漆褪色等。

2．酸雨（pH小于5.6）

（1）污染物：氮氧化物、硫氧化物。

（2）酸雨的危害：可以侵入肺的深部组织，引起肺水肿等疾病而使人致死；引起河流、湖泊的水体酸化，严重影响水生动植物的生长；破坏土壤、植被、森林；腐蚀金属、油漆、皮革、纺织品及建筑材料；渗入地下，使水中铝、铜、锌、镉的含量比中性地下水中高很多倍。

（3）酸雨的治理 ① 钙基固硫：S＋O2

宝）。

② 尾气处理

a．氨水吸收法：2NH3＋SO2＋H2O

(NH4)2SO3＋H2SO4

b．石灰乳吸收法：SO2＋Ca(OH)2

2CaSO3＋O2＋4H2O

2NaHSO3

3．温室效应

（1）污染物：CO2、CH4(为CO2的20倍左右)等。

（2）危害：全球变暖使大气、海洋环流规律变化，加剧“厄而尔尼诺”现象的危害；全球变暖还使极地冰川溶化，海平面上升；引发风暴潮、盐水倒灌。

4．白色污染

污染物：一次性塑料餐具、塑料袋。 5．光化学烟雾

（1）污染物：氮氧化物、碳氢化合物。

（2）机理：在氮氧化物作用下，空气中O2转变成O3，可将碳氢化合物氧化成酰类物质。光化学烟雾的主要成分为含氮氧化物、O3、酰类物质等。

6．赤潮和水华

赤潮是海洋水体富营养化的结果。富营养化指的是当湖泊、海洋等水中的N、P等植．．．．

物营养物的浓度超过一定数值时引起的海洋等生态系统的一种恶性循环。

若富营养化发生在内河或湖泊中，则称为水华。 7．居室污染气体：HCHO。

(NH4)2SO3

SO2↑＋H2O＋(NH4)2SO4（作化肥） CaSO3＋H2O

2CaSO4·2H2O（石膏，变废为宝）

2NaHSO3

Na2SO3＋SO2↑＋H2O（Na2SO3可循环使用）

SO2、SO2＋CaO

CaSO3、2CaSO3＋O2

2CaSO4（变废为

c．饱和Na2SO3溶液吸收法：Na2SO3＋SO2＋H2O

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