资源简介

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回归课本知识精要 1
01 化学物质及其变化 1
02 物质的量 3
03 氧化还原反应、离子反应 5
04 金属及其化合物 8
05 非金属及其化合物 16
06 原子结构元素周期律 21
07 物质结构和性质 23
08 化学能与热能 28
09 化学能和电能 29
10 化学反应速率与化学平衡 33
11 电解质溶液 36
12 有机化学基础 41
13 化学实验基础 51
56
记口诀 用模型 56
一、氧化还原反应方程式的书写 56
二、离子方程式正误的判断 56
三、化学方程式的书写 57
四、化学平衡移动 57
五、物质结构和元素周期律 58
六、电化学 59
七、比较溶液中粒子浓度关系 60
八、从结构角度进行物质推断 61
九、元素及其化合物综合推断 61
十、工业生产和流程综合推断 62
十一、同分异构体判断 63
十二、有机化合物推断 63
十三、物质（或离子）检验 64
十四、混合物分离 65
十五、实验设计 66
十六、阿伏加德罗常数的判断 67
十七、利用化学方程式的计算 67
十八、守恒法的应用 68
70
题型精析 思维重建 70
题型1 化学与STSE 70
题型2 定量、定性分析型选择题 71
题型3 图表图像型选择题 74
题型4 与化学实验有关的选择题 76
题型5 元素推断综合题 78
题型6 化学综合实验与探究 80
题型7 以化学理论为中心的综合题 82
86
解读评分细则 明确答题规范 86
选择题 86
非选择题 86
设问形式一：选择性填空－见错零分 86
设问形式二：专业术语填空－一错全错 88
设问形式三：文字表述填空－采点赋分 90
设问形式四：计算结果填空－乱则易错 92
设问形式五：其他形式填空－简繁明显 94
96
考前仿真模拟 96
111
高考减压法 111
高考最后几天，该做些什么？ 113
高考小贴士 114
考场上的30个细节 116
130
高考志愿填报攻略 130
回归课本知识精要
01 化学物质及其变化
1．同种元素组成的物质不一定是纯净物。如 O2和O3 、金刚石和石墨。
2．结晶水合物是纯净物，不是混合物。如 FeSO4 7H2O、CuSO4 5H2O等。
3．高分子化合物是混合物，不是化合物。
4．基是带有单电子的原子因；官能因一定是基，但基不一定是官能因。
5．酸性氧化物不一定是非金属氧化物，如Mn2O7、CrO3等是金属氧化物，但其是酸性氧化物。
6．非金属氧化物不一定是酸性氧化物，如CO、NO等是不成盐氧化物，不是酸性氧化物。
7．碱性氧化物一定是金属氧化物，但是金属氧化物不一定全是碱性氧化物，如Mn2O7、CrO3是酸性氧化物，Al2O3是两性氧化物。
8．酸性氧化物一定为对应酸的酸酐。例如 CO2是H2CO3的酸酐，SO3是H2SO4的酸酐。
9．酸酐不一定为酸性氧化物，如乙酸酐（ (CH3COO)2O ）不属于氧化物。
10．酸性或碱性氧化物不一定都能与水反应生成相应的酸或碱，如Fe2O3、SiO2等。
11．四同 同位素：具有相同质子数，不同中子数的同一元素的不同原子，如
H．D．T等 。
同素异形体：由同种元素组成的不同种单质，如 O2、O3，金刚石、石墨、C60等。
同分异形体：具有相同分子式不同结构的化合物。可以是有机物与有机物之间，也可以是有机物与无机物之间。如 尿素(COCNH2)2与NH4CNO。
同系物：同类物质，具有相同的通式，结构相似，分子组成相差1个或几个CH2。
12．“三馏”：蒸馏、分馏是物理变化，干馏是化学变化。
13．“四色”：焰色反应是物理变化，显色反应、颜色反应、指示剂变色是化学变化。
14．“五解”：潮解是物理变化，分解、裂解、电解、水解是化学变化。
15．“十八化”：熔化、汽化、液化、酸化是物理变化，氢化、硫化、风化、裂化、炭化、钝化、水化、风化、皂化、歧化、卤化、裂化、酯化、硝化是化学变化。
16．电解质溶液导电，熔融盐导电是化学变化。
17．同素异形体之间的转化是化学变化。
18．分散系是由分散质和分散剂组成，其是混合物。
19．分散质粒子大小的不同是溶液、浊液、胶体的本质区别。
20．溶液既能透过滤纸，也能透过半透膜；胶体能透过滤纸，不能透过半透膜，而浊液既不能透过滤纸，也不能透过半透膜。
21．胶体具有丁达尔效应、布朗运动、电泳、聚沉等性质。
22．胶体聚沉的方法有：加热、加入电解质、加入带相反电荷胶粒的胶体。
23．胶体不带电，但一般胶体粒子带电，不是所有的胶体粒子带电，如淀粉胶粒。
24．制备Fe(OH)3胶体的方法：将少量FeCl3（aq）逐滴加入到沸水中，加热至溶液的颜色变为红褐色，停止加热；化学方程式为 FeCl3 + H2O Fe(OH)3（胶体） + 3HCl
25．胶体粒子是由多个分子形成的聚集体，故1mol FeCl3（aq）形成的胶体粒子数目小于NA。
26．a代表质子数，b代表质量数，c代表粒子个数，d代表粒子所带电荷，e代表化合价。
27．常见的几种图式：
①化学式：用元素符号表示物质组成的式子，称为化学式。例：二氧化硅化学式为SiO2。
②分子式：用元素符号表示物质分成组成的式子，水的分子式为H2O。
③最简式（实验式）：仅表示化合物中元素原子个数比的式子。例 苯的最简式为CH。
④电子式：在元素符号周围用“·”或“×”表示最外层电子的式子。
⑤结构式：用一根短线代替一对共用电子对的式子。例如H2的结构式为H-H。
⑥结构简式：结构式的简化形式（原子的连接顺序及不饱和键不能省略）例如乙稀的结构简式 CH2=CH2。
⑦原子结构示意图、离子结构示意图：用以表示原子、离子核电荷数及核外电子排布的简图。
⑧方程式： 方程式书写注意点：符合实验事实并配平； 必须注明反应条件，尤其是有机化学方程式；“”、“ ↑”、“↓”等符合的应用要正确。
电离方程式：强电解质的电离写“==”号。酸式盐阴离子（除HSO4-）均不能拆写出H+；弱电解质的电离写“ ”号，注意弱酸的一个电离方程式只能电离出一个H+，分步书写；弱碱一般一个电离方程式即写出所有OH-；如：H2CO3 2H＋＋CO32－（×）；应分步写；
水解方程式：一般写“”号，无“ ↑”和“↓”；但100%（完全）水解写“==”号，产物出现“ ↑”和“↓”；如：Al3＋＋3HCO3－==Al(OH)3↓＋3CO2↑；
强碱弱酸盐水解一般一个水解方程式只结合一个H+或产生一个OH-，即分步书写；
强酸弱碱盐水解一般只用一个水解方程式表示；
实验室制Fe(OH)3胶体的水解方程式必须写“===”号，产物注明“胶体”，无“ ↑”和“↓”。如：Fe3＋＋3H2O===Fe(OH)3(胶体)＋3H＋
电极反应式：写“===”号，出现“ ↑”，但无“↓”；注明电极名称，要写得（＋ne－）或失（-ne－）电子数，若电极附近某离子能和电极产物反应，则一般合并写在电极反应式中。
02 物质的量
1．物质的量是国际单位制中7个基本物理量之一，符号为n，单位是摩尔（mol）。
2．物质的量及其单位只能运用于原子、质子、中子、电子、离子、分子、原子因等组合，不能用于宏观物质。
3．使用物质的量及其单位必须指明粒子的种类，如1mol氮，描述错误，没有指明粒子名称，是1mol N，还是1mol N2等。
4．物质的量、质量不受外界因素的影响。
5．1mol物质的质量在以g为单位时，与该物质的摩尔质量数值相同。
6．摩尔质量的单位是g/mol，数值上与该物质的相对原子（分子）质量相等。
7． 1mol物质的质量、相对原子质量、摩尔质量是三个不同物理量，单位不同。
8． 摩尔质量的计算方法：M = m/n = m(分子)×ρNA = ρ·Vm
9．阿伏加德罗常数，符号为NA，近似值 6．02×1023mol-1，类似于π和3．14的关系。
10．在标准状况下，1mol任何气体的体积约是22．4L。
12．气体摩尔体积Vm取决于所处的T．P．，非标准状况下，也可能为22．4L/mol。
11．标准状况下，气体摩尔体积约为22．4L/mol，气体摩尔体积只适用于气体。
13． 阿伏加德罗定律的内容：在相同T、P下，相同V的任何气体都具有相同数目的分子，即“三同”（T、P、V）→“一同”（N）。
14． 阿伏加德罗定律的适用范围是任何气体，既可以是单一气体，也可以是混合气体。
15． 阿伏加德罗定律可由理想气体状态方程 PV = nRT 或 PV = mRT/M 来推导。
16．标准状况下，水、液溴、甲醇、乙醇、苯、CH2Cl2、CHCl3、CCl4、SO3、HF均不是气态，均不能用气体摩尔体积进行计算。
17．物质的量浓度CB = n B / V中V是指溶液的体积，而不是溶剂的体积，也不是溶质与溶剂的体积和。
18．溶质的质量分数与物质的量浓度之间的关系是CB = 1000ρW(B) /M。
19．气体溶于水，气体与水反应生成的是溶质，例SO2溶于水，溶质是H2SO3，但NH3溶于水，溶质却是NH3 H2O。
20．气体的水溶液的体积不是溶剂的体积，也不是气体体积与溶剂体积之和，应根据V = [m（气体）+ m（溶剂）]/ρ进行计算。
21．容量瓶：平底、细颈、梨肚，瓶身上有刻线，无刻度，标明了T、V。
22．容量瓶的规格有50ml、100ml、250ml、500ml、1000ml等。选择容量瓶必须指明规格。
23．使用容量瓶之前需要进行“检漏”。
24．检查容量瓶是否漏水的方法： 加水→正立→观察是否漏水→正立→瓶塞旋转180 →倒立→观察是否漏水。
25．容量瓶是专门用来配制一定物质的量浓度溶液的仪器，不能在其中溶解、稀释以及作为反应容器，更不能长时间存储溶液。
26．配制一定物质的量浓度的一般步骤是：计算→称量或量取（天平或量筒）→溶解或稀释（烧杯、玻璃棒）→冷却、洗涤、转移（玻璃棒、对应规格容量瓶）→定容（胶头滴管）→摇匀→装瓶贴签。
27．定容时应平视，将蒸馏水注入容量瓶中至离刻线1-2cm处改用胶头滴管进行滴加至凹液面的最低点与刻线成相平或相切。
28．计算时，若计算出来的结果是整数，称量时应保留1个有效数字（托盘天平精确值为0．1g）。例如，计算结果是4g，称量时应称4．0g，若计算结果小数点有多位，则根据“四舍五入”精确到0．1。例如计算出4．34g，则称量4．3g，若计算出4．36g，则应称量4．4g。
29．误差分析紧抓CB = mB / V = mB /（mB V)，其中mB不变，根据mB、V来分析误差。
30．定容时俯视刻线，造成V偏低，CB偏高；仰视刻线，造成V偏高，CB偏低，谐音为“虎大羊小”（俯大仰小）。
31．稀释前后溶液溶质质量、物质的量保持不变。m1w1 = m2w2 或 C(浓)V(浓) = C(稀)V(稀)
32．凡ρ>1g/cm3的溶液，浓度越大，ρ越大（H2SO4、HCl、HNO3、NaOH等绝大多数溶液）。
33．凡ρ<1g/cm3的溶液，浓度越大，ρ越小（乙醇水溶液、氨水）
34．同一溶质，质量分数分别为W1、W2的两种溶液混合：
ρ>1g/cm3的溶液，等体积混合，混合后质量分数W > (W1+W2)。
ρ<1g/cm3的溶液，等体积混合，混合后质量分数W < (W1+W2)。
03 氧化还原反应、离子反应
1．电解质、非电解质的研究对象是化合物。单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
2．电解质不一定能导电，导电需要条件。能导电的物质不一定是电解质，不导电的物质不一定不是电解质（例如难溶性盐水溶液，导电性很弱，但难溶性盐是电解质）
3．酸、碱、盐、水、绝大多数金属氧化物是电解质。非金属氧化物、大多数氢化物、绝大多数有机物（例如 CO2、NH3、蔗糖等）都是非电解质。
4．强电解质包括强酸、强碱、盐、金属氧化物，弱电解质包括弱酸、弱碱、水等。
5．电解质的强弱与溶解性无关。
6．电解质溶液的导电能力取决于溶液中的离子浓度和离子所带电荷。离子浓度一定，离子所带电荷越大，导电性越强；离子所带电荷一定，离子浓度越大，导电性越强。
7．电解质溶液的导电能力与电解质的强弱无必然联系。
8．常见的有色离子 Fe3+（黄）、 Fe2+（绿）、 Cu2+（蓝）、 MnO4-（紫、） Cr2O72-（橙）、 CrO4-（黄）、 Cr2+（绿）
9．有单质参加或生成的化学反应不一定是氧化还原反应（例如同素异形体之间的转化）
10．在氧化还原反应中，一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原（例如 Cl2 + H2O ≒ HCl + HClO）
11．得氧失还（得到电子，化合价降低，做氧化剂，发生还原反应；失去电子，化合价升高，做还原剂，发生氧化反应）
12．氧化性、还原性的强弱取决于电子得失的难易程度，与电子得失的多少无关。
13．元素的最高价只具有氧化性，最低价只具有还原性，处于中间价态既有氧化性又有还原性。
14．在酸性溶液中，不能共存的离子有：S2-、HS-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、S2O32-、AlO2-、SiO32-、F-、ClO-、CH3COO-、OH- 等。
15． 在碱性溶液中，不能共存的离子有：Ag2+、Fe2+、Fe3+、Al3+、Cu2+、NH4+ 等。
16．发生双水解而不能大量共存的有，Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等，Al3+与S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-等。
17．发生溶液中的氧化还原反应而不能大量共存的有 ① Fe3+与S2- ② NO3-(H+)与Fe2+ ③ Fe3+与I- ④ ClO-与S2- ⑤ MnO4-(H+)与S2-、Fe2+、HS-、SO32-、HSO3-等 ⑥ Cr2O72-与I-、S2-、HS-、HSO3-、SO32-等。
18．Fe3+与SCN-发生络合反应不能大量共存；Ag+与NH3 H2O发生络合反应不能大量共存。
19．氧化剂、还原剂的氧化性、还原性强弱比较
①氧化性：氧化剂>氧化产物； 还原性：还原剂>还原产物
②根据金属活动顺序表： K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb(H) Cu Hg Ag Pt Au
金属活动性逐渐减弱；单质还原性依次减弱；对应的金属阳离子氧化性逐渐增强
③根据非金属活动顺序表： F O Cl Br I S
单质的氧化性递减；对应阴离子的还原性递增。
④根据电化学： 原电池中，一般是负极物质的还原性大于正极物质。
电解池中，越容易在阳极放电，阴离子的还原性越强，越容易在阴极放电，阳离子的氧化性越强。
⑤根据元素周期表：
同一周期，从左到右，金属的还原性逐渐减弱，非金属氧化性逐渐增强。
同一主族，从上到下，金属的还原性逐渐增强，非金属氧化性逐渐减弱。
⑥根据被氧化或被还原的程度
2Fe + Cl2 2FeCl3
Fe + S FeS 氧化性 Cl3 > S
2Cu + S Cu2S 还原性 Fe > Cu
⑦根据反应条件的难易程度：
2KMnO4 + 16HCl（浓） = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O
MnO2 + 4HCl（浓） MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O 氧化性： KMnO4 > MnO2
⑧根据反应中的能量变化
H2 + X2 = 2HX （放热Q1）
H2 + Y2 = 2HY （放热Q2） 若Q1 > Q2，则氧化性：X2 > Y2
⑨根据浓度及溶液酸碱性： 浓HNO3 > 稀HNO3 （氧化性）； KMnO4在酸性条件下的氧化性比在中性、碱性条件强
04 金属及其化合物
一．钠及其化合物
1． 钠跟氧气常温下一般认为生成氧化钠,加热(燃烧)生成过氧化钠．
2．金属钠在空气中点燃实验现象：熔化成小球，剧烈燃烧，产生黄色火焰，生成淡黄色固体。3． 钠跟硫能剧烈反应,甚至爆炸。2Na + SNa2S
4．钠与水反应的现象及解释：①浮：说明钠的密度比水的密度小 ②熔：说明钠的熔点低；反应为放热反应 ③游：说明有气体产生 ④响：说明有气体产生 ⑤红：溶液中滴入酚酞显红色，生成的溶液显碱性。
5．Na与酸溶液反应．例如： 2Na + 2HCl＝2NaCl + H2↑ 2Na + H2SO4＝Na2SO4 + H2↑
由于酸中H＋浓度比水中H＋浓度大得多，因此Na与酸的反应要比水剧烈得多．
钠与酸的反应有两种情况：
①酸足量(过量)时：只有溶质酸与钠反应．
②酸不足量时：钠首先与酸反应，当溶质酸反应完后，剩余的钠再与水应．因此，在涉及有关生成的NaOH或H2的量的计算时应特别注意这一点．
6． 钠与盐的溶液反应：钠不能置换出溶液中的金属，钠是直接与水反应。反应后的碱再与溶液中的其他物质反应。如钠投入到硫酸铜溶液的反应式：2Na+CuSO4+2H2OCu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑。
7．钠与熔融的盐反应时，可置换出盐中较不活泼的金属．例如：4Na + TiCl4(熔融) 4NaCl + Ti
8． 钠与与醇反应 2Na + 2CH3CH2OH → 2CH3CH2ONa + H2↑
9．由于钠的密度比煤油大且不与煤油反应，所以在实验室中通常将钠保存在煤油里，以隔绝与空气中的气体和水接触．
10．由于钠的性质很活泼，故钠在自然界中只能以化合态的形式(主要为NaCl，此外还有Na2SO4、Na2CO3、NaNO3等)存在．
11．Na的制备：工业上采用电解熔融的氯化钠来制备。
12．Na的用途：①制取钠的重要化合物 ②作为原子反应堆的导热剂 ③冶炼钛铌锆钒等金属 ④钠光源
13．Na－K合金(常温下为液态)作原子反应堆的导热剂的原因：Na－K合金熔点低、导热性好
14．制高压钠灯的原因： 发出的黄色光射程远，透雾能力强。
15．Na2O2与H2O、CO2发生反应的电子转移情况如下：
每生成1mol氧气转移2mol电子。
16．在上述反应中，Na2O2既是氧化剂又是还原剂，H2O或CO2只作反应物，不参与氧化还原反应．
17．能够与Na2O2反应产生O2的，可能是CO2、水蒸气或CO2和水蒸气的混合气体．
18． 氧化钠的化学式与化合价是，过氧化钠的化学式与化合价是。
19．两种氧化物的阴阳离子个数比是1：2。
20．氧化钠是碱性氧化物，过氧化钠是过氧化物，不是碱性氧化物。
21． 2Na2O2+2H2O= 4NaOH+O2↑中每生成1mol氧气固体质量增加2mol氢气的质量，即4g。
22． 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+ O2中每生成1mol氧气固体质量增加2mol一氧化碳的质量，即56g。
23． Na2CO3俗名纯碱、苏打，俗名小苏打。
24． Na2CO3白色粉末．碳酸钠结晶水合物的化学式为Na2CO3·10H2O，而NaHCO3是白色晶体．无结晶水合物。
25． Na2CO3易溶于水，而NaHCO3溶于水，但溶解度比Na2CO3小。
26． 由于NaHCO3在水中的溶解度小于Na2CO3，因此，向饱和的Na2CO3溶液中通入CO2气体，能析出NaHCO3晶体。Na2CO3 + CO2+ H2O=2NaHCO3↓
27．Na2CO3加热不分解，而NaHCO3加热易分解．化学方程式为：2NaHCO3 Na2CO3 + CO2↑+ H2O
28．Na2CO3与酸反应较缓慢．反应分两步进行：CO32－+ H＋= HCO3－，HCO3－+ H＋= CO2↑+ H2O，而NaHCO3较剧烈，放出CO2的速度快，HCO3－+ H＋= CO2↑+H2O。
29． Na2CO3与NaHCO3的鉴别方法
①固态时： 分别加热，能产生使澄清石灰水变浑浊气体的是NaHCO3。
②溶液中： 分别加入CaCl2或BaCl2溶液，有白色沉淀产生的是Na2CO3。
③溶液中：分别加入盐酸，立刻出现气泡的是NaHCO3，开始无现象，然后才有气泡的是Na2CO3。
30． Na2CO3与NaHCO3的相互转化关系是
31．侯氏制碱法制NaHCO3和Na2CO3的原理： 在饱和NaCl溶液中依次通入足量的NH3、CO2气体，有NaHCO3从溶液中析出．有关反应的化学方程式为：
NH3 + H2O + CO2 ＝NH4HCO3 NH4HCO3 + NaCl ＝NaHCO3↓+ NH4Cl
2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2↑，
32． 在饱和NaCl溶液中依次通入足量的NH3、CO2气体的原因是NH3在水溶液中的溶解度，吸收二氧化碳更充分。
33． 焰色反应：金属或它的化合物在燃烧时，火焰所呈现的特殊的颜色。
①焰色反应是物理性质。
②步骤：洗：用盐酸洗铂丝；烧：在酒精灯外焰中燃烧至与火焰颜色相同；蘸：蘸取待测物；烧：在火焰中燃烧，观察火焰的颜色。
③K—紫色（透过蓝色钴玻璃）；Na—黄色
④没有铂丝用铁丝也可以，铂丝用盐酸洗的原因是金属氯化物在高温情况下易气化而挥发，不影响观察到的颜色。
34． 碱金属元素包括锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)和放射性元素钫(Fr)．
35．碱金属的物理性质
(1)相似性：①都具有银白色金属光泽(其中铯略带金黄色)；②柔软；③熔点低；④密度小，其中Li、Na、K的密度小于水的密度；⑤导电、导热性好．
(2)递变规律：从Li → Cs，随着核电荷数的递增，密度逐渐增大(特殊：K的密度小于Na的密度)，但熔点、沸点逐渐降低．
36． 碱金属与O2等非金属反应．从Li → Cs，与O2反应的剧烈程度逐渐增加．
37．Li与O2反应只生成Li2O： 4Li + O22Li2O
38．在室温下， K、Rb、Cs与O2反应生成相应的超氧化物KO2、RbO2、CsO2．
39． 碱金属与H2O反应．发生反应的化学方程式可表示为：
2R + 2H2O = 2ROH + H2↑ (R代表Li、Na、K、Rb、Cs)．
从Li→Na，与H2O反应的剧烈程度逐渐增加．K与H2O反应时能够燃烧并发生轻微爆炸；Rb、Cs遇H2O立即燃烧并爆炸．生成的氢氧化物的碱性逐渐增强(其中LiOH难溶于水)．
二．镁及其化合物
1． Mg能与空气中的O2反应，生成一层坚固而致密的氧化物保护膜．所以，金属镁有抗腐蚀性。
2．Mg在空气中的燃烧主要反应：2Mg+O22MgO，次要反应：与N2反应生成少量的Mg3N2(离子化合物)3Mg+N2Mg3N2，与少量CO2反应2Mg + CO2 2MgO + C
3．与Cl2的反应：Mg+Cl2MgCl2
4． ．与S的反应：Mg + SMgS
5．与水的反应(热水)：Mg+2H2OH2↑+Mg(OH)2
6． 与稀H2SO4、稀HCl等弱氧化性酸(产生H2)：Mg+2H+Mg2++H2↑，H+有氧化性但弱，表现为H+变价产生H2。
7．与浓HNO3反应出NO2：Mg+4HNO3Mg(NO3)2+2H2O+2NO2↑
8．与稀HNO3反应(3Mg+8HNO3=4H2O+3Mg(NO3)2+2NO↑，稀酸浓度不同产物不同，浓度越小N的化合价越低。
9．与浓H2SO4反应Mg+2H2SO4SO2↑+2H2O+MgSO4， 由于浓H2SO4氧化性不如HNO3，需要加热。
10．与CuSO4溶液：Mg+CuSO4+2H2O=Cu(OH)2↓+MgSO4+H2↑，与钠和盐溶液反应的原理类似。
11．镁的特征反应，与浓NH4Cl反应 Mg + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3↑ + H2↑
原理：浓NH4+易分解，溶液显酸性，加入镁后出H2，反应放热，促进NH4+水解，水解程度加大，NH4+水分解产生NH3。
12．镁的工业冶炼法——熔融电解法，用MgCl2为原料进行电解。
13．原料选择MgCl2而不用MgO的原因是MgCl2的熔点低，易熔融，耗能少，而MgO的熔点高，耗能大。
三．铝及其化合物
1．铝是地壳中最多的金属元素，主要是以化合态存在，铝土矿主要成分是Al2O3。
2．常温下与空气中的氧气反应生成坚固的氧化膜并牢固地覆盖在铝表面，阻止了内部的铝与空气接触(加热发红，但不滴落)，4Al+3O22Al2O3，在氧气中点燃剧烈燃烧。4Al+3O22Al2O3
3．与硫高温反应， 2Al + 3SA12S3，只能在干态下制备，原因是A12S3遇水立即发生反应。A12S3+6H2O= 2Al(OH)3↓+3H2S↑
4．与非氧化性酸反应 2Al+6HCl2AlCl3+3H2↑；2Al+3H2SO4Al2(SO4)3+3H2↑
5．铝在冷的浓硫酸、浓硝酸中钝化。
6．钝化：某些金属在常温下遇强氧化性酸如浓硫酸、浓硝酸时在表面生成致密的氧化膜，从而阻止内部金属进一步发生反应。常见的会发生钝化的金属主要有铝、铁。
7．与强碱反应：2Al+2NaOH+2H2O2NaAlO2+3H2↑化合价降低，得6e-，被还原，反应的实质：分两步进行2Al+6H2O2A1(OH)3+3H2↑，Al(OH)3+NaOHNaAlO2+H2O
8．铝热反应：2Al+Fe2O32Fe+ Al2O3 ，其中Al+Fe2O3为铝热剂，是混合物。
9．因铝热反应放出大量的热，因此其应用有①焊接冶炼难熔的金属；②冶炼难熔的金属(Fe，Mn，Rb)
10．刚玉的主要成分是Al2O3，其中把含少量铬元素的刚玉称为红宝石；含少量的铁和钛元素的刚玉称为蓝宝石。
11． 电解熔融的氧化铝制备单质铝：2Al2O34Al+3O2↑，由于氧化铝的熔点很高，故在氧化铝中添加冰晶石Na3AlF6，降低其熔点。
12． Al2O3是两性氧化物(既能与酸反应又能与碱反应生成盐和水的氧化物)，与酸反应：Al2O3+6HCl2AlCl3+3H2↑；Al2O3+3H2SO4Al2(SO4)3+3H2O，与碱反应： Al2O3+2NaOH2NaAlO2+H2O。
13． 氢氧化铝是白色胶状物质，不溶于水，有强的吸附性，可用于吸附水中的悬浮物和各种色素。
14．Al(OH)3是两性氢氧化物，①与酸反应：Al(OH)3+3HClAlCl3+3H2O
②与碱反应：Al(OH)3+NaOHNaAlO2+2H2O
15．受热分解2Al(OH)3Al2O3+3H2O，难溶于水的氢氧化物加入分解为对应的相同价态的氧化物和水。
16．将NaOH滴加入AlCl3溶液中至过量现象：先有白色沉淀后沉淀消失。
Al3++3OH-Al(OH)3 ↓ Al3++4OH-AlO2-+2H2O
17． AlCl3滴加入NaOH溶液中至过量现象：先无任何现象后有白色沉淀生成。
Al3++4OH-AlO2-+2H2O Al3++ 3AlO2-+6H2O4Al(OH)3 ↓
18．实验室常用可溶性铝盐 + 弱碱反应制备氢氧化铝，弱碱选择足量氨水
Al2(SO4)3+6NH3 H2O2Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4
19．明矾：十二水合硫酸铝钾[KAl(SO4)2 12H2O]易溶于水，其净水原理：明矾溶于水发生水解反应，生成Al(OH)3胶体，吸附水中的杂质，使水澄清。
四．铁及其化合物
1．铁在地壳中的含量居第四位，仅次于氧、硅和铝．
2．与氧气反应，缓慢氧化生成Fe2O3，点燃生成Fe3O4方程式为3Fe + 2O2Fe3O4。
3．铁丝在氯气中燃烧时，生成棕黄色的烟，加水振荡后，溶液显黄色．2Fe + 3C122FeCl3
4． 铁跟硫反应时，只能生成+2价铁，Fe + SFeS。
5．铁跟氯气、硫反应时，分别生成+2价和+3价的铁，说明氧化性：氯气＞硫．
6．在常温下，在水和空气中的O2、CO2等的共同作用下，Fe易被腐蚀(铁生锈)．
7．在高温下，铁能与水蒸气反应生成H2：3Fe + 4H2O(g) Fe3O4 + 4H2
8．．铁与非氧化性酸(如稀盐酸、稀H2SO4等)的反应．例如： Fe + 2H＋ ＝ Fe2＋ + H2↑
9．铁遇到冷的浓H2SO4、浓HNO3时，产生钝化现象，因此金属铁难溶于冷的浓H2SO4或浓HNO3中．可以用铁制品或铝制品盛装冷的浓硫酸和浓硝酸。
10． 铁与与稀HNO3反应，铁少量Fe + 4H+ + NO3- = Fe3+ + NO↑ + 2H2O，铁过量3Fe + 8H+ + 2NO3- = 3Fe2+ + 2NO↑ + 4H2O
11．铁与比铁的活动性弱的金属的盐溶液发生置换反应．例如： Fe + Cu2＋ ＝ Fe2＋ + Cu
12． ①氧化铁(铁红)：
与酸反应：Fe2O3+6HCl2FeCl3+3H2O
12． FeO是黑色固体，Fe2O3是红棕色固体，Fe3O4是黑色晶体。
13．FeO 中铁元素的化合价是+2价，Fe2O3中铁元素的化合价是+3价，Fe3O4中铁元素的化合价是既有+2价又有+3价，其平均化合价是＋8/3价。
14．FeO在空气中加热时，被迅速氧化；6FeO + O2 2Fe3O4
15．FeO与盐酸反应：FeO+2HClFeCl2+H2O；4FeCl2+O2+4HCl4FeCl3+2H2O(总：4FeO+12HCl+O24FeCl3+6H2O)
16．Fe2O3俗称铁红，Fe3O4俗称磁性氧化铁。
17． FeO、Fe2O3是碱性氧化物，Fe3O4是复杂的氧化物。
18． Fe2O3与盐酸等反应：Fe2O3 + 6H＋＝2Fe3＋+ 3H2O
19．Fe2O3在高温时，被CO、C、A1等还原：Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2
20．Fe3O4兼有FeO和Fe2O3的性质，如Fe3O4 + 8H＋＝2Fe3＋+ Fe2＋+ 4H2O
21． Fe(OH)2在水中为白色絮状沉淀，Fe(OH)3在水中为红褐色絮状沉淀。
22． 实验室制备Fe(OH)2可以利用可溶性亚铁盐与强碱溶液或氨水反应：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2 或Fe2+ + 2NH3 H2O = Fe(OH)2↓ + 2NH4+
23． 制备Fe(OH)2时，为防止Fe(OH)2被氧化，应将装有NaOH溶液的滴管插入FeSO4溶液的液面下，以及在FeSO4溶液上方加入苯或汽油等溶剂、以及将NaOH溶液加热煮沸等。
24． Fe(OH)2极易被氧化，沉淀特征颜色变化：白色→灰绿色→红褐色，方程式是4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4 Fe(OH)3
25． 实验室制备Fe(OH)3可以利用可溶性铁盐与强碱溶液、氨水反应。Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3↓ 或Fe3+ + 3NH3 H2O = Fe(OH)3↓ + 3NH4+
26． Fe(OH)2 、Fe(OH)3都能与非氧化性酸如盐酸等中和。
27． Fe(OH)3受热分解2 Fe (OH)3 Fe 2O3+3H2O，难溶于水的氢氧化物加入分解为对应的相同价态的氧化物和水。Fe(OH)3受热分解固体颜色变化：红褐色→红棕色。
28． 亚铁盐很容易被空气中的O2氧化成铁盐，为防止氧化，可向亚铁盐溶液中加入一定量的铁屑．
29．可以利用2Fe3＋ + Fe ＝ 3Fe2＋除去亚铁盐(含Fe2＋)溶液中混有的Fe3＋
30． 氯化铁溶液中混有氯化亚铁时，可向溶液中通入足量氯气或滴加新制的氯水，除去Fe2＋离子．离子方程式是2Fe2＋+ Cl2＝2Fe3＋+ 2Cl－。
31． Fe2＋、Fe3＋之间可以进行相互转化Fe2＋ Fe3＋
32．Fe2＋的检验方法：①向待检液中滴加NaOH溶液或氨水，产生白色絮状沉淀，露置在空气中一段时间后，沉淀变为灰绿色，最后变为红褐色，说明含Fe2＋；
；②向待检液中先滴加KSCN溶液，无变化，再滴加新制的氯水，溶液显红色，说明含Fe2＋．有关的离子方程式为：2Fe2＋ + Cl2 ＝ 2Fe3＋ + 2Cl－ Fe3＋ + 3SCN－ ＝ Fe(SCN)3
③取待检测溶液少许，往里滴加K3[Fe(CN)6]，立即出现蓝色沉淀
33．Fe3＋的检验方法：
①向待检液中滴加NaOH溶液或氨水，产生红褐色沉淀，说明含Fe3＋；
②向待检液中滴加KSCN溶液，溶液呈血红色，说明含Fe3＋；
③取待检测溶液少许，往里滴加K4[Fe(CN)6]，立即出现蓝色沉淀；
④取待检测溶液少许，往里滴加苯酚，立即出现紫色
五．铜及其化合物
1．铜紫红色、不能被磁体吸引。
2．铜与O2反应，加热时：2Cu＋O22CuO；常温下在潮湿的空气中：2Cu+O2+H2O+CO2 ====Cu2(OH)2CO3。
3．与Cl2反应：Cu＋Cl2CuCl2(棕黄色烟)。
4．铜与非氧化性酸不反应，与浓硫酸、稀浓硝酸都反应。
5． 铜与浓硫酸的反应：Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O。
6．铜与浓硝酸的反应：Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O；铜与稀硝酸的反应：3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O。
7．铜与硝酸银溶液的反应：Cu+2Ag+====Cu2++2Ag，与氯化铁溶液的反应：2Fe3++Cu====2Fe2++Cu2+。
8．氧化铜是黑色固体和氧化亚铜是砖红色固体。
9． 氧化铜是碱性氧化物，能与酸反应CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O。
10． 氧化亚铜与酸反应发生歧化反应Cu2O＋2H＋===Cu2＋＋Cu＋H2O。
11． 氧化铜加热能分解生成氧化亚铜。4CuO2Cu2O＋O2↑。
12．氢氧化铜是蓝色不溶于水的固体，属于弱碱 ，能与酸反应生成盐和水。
13．CuSO4·5H2O为蓝色晶体，俗称蓝矾、胆矾。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。
六．金属材料与矿物冶炼
1．从矿石中提取金属的一般步骤有三步：①矿石的富集．除去杂质，提高矿石中有用成分的含量；②冶炼．利用氧化还原反应原理，在一定条件下，用还原剂将金属矿石中的金属离子还原成金属单质；③精炼．采用一定的方法，提炼纯金属．
2．冶炼金属的实质：用还原的方法，使金属化合物中的金属离子得到电子变成金属原子．
3．金属冶炼的一般方法有：①加热法②热还原法⑧电解法。
4．加热法．适用于冶炼在金属活动顺序表中，位于氢之后的金属(如Hg、Ag等)．例如：
2HgO2Hg + O2↑ 2Ag2O4Ag + O2↑
5．热还原法．适用于冶炼金属活动顺序表中Zn、Fe、Sn、Pb等中等活泼的金属．常用的还原剂有C、CO、H2、Al等．例如：Fe2O3 + 3CO2Fe + 3CO2(炼铁) Cr2O3 + 2Al2Cr + A12O3(制高熔点的金属)
6．电解法．适用于冶炼活动性强的金属如K、Ca、Na、Mg、A1等活泼的金属，通过电解其熔融盐氯化物或氧化物的方法来制得．例如：2A12O3 4Al + 3O2↑ 2NaCl 2Na + C12↑
7． 金属的分类：
根据冶金工业标准分类：铁(铬、锰)为黑色金属，其余金属(钠镁铝等)为有色金属。
根据密度分类：密度大于4．5g/cm3的金属是重金属：如铁、铜、铅、钡；密度小于4．5g/cm3的金属是轻金属：如钠、镁、铝。
8． 合金是由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。
9．合金的性能：硬度比 组分金属硬度大，熔点比组分金属的熔点低。
05 非金属及其化合物
一、碳、硅及其重要化合物
1．自然界中碳元素既有游离态，又有化合态，而硅元素仅有化合态，且以二氧化硅和硅酸盐形式存在
2．硅不能与HCl、H2SO4、HNO3反应，仅能与HF反应。化学方程式为 Si + 4HF = SiF4↑ + 2H2↑
3．硅是唯一能与NaOH溶液反应放出H2的非金属单质。化学方程式为： Si +2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2↑
4．工业制取粗硅的方法： SiO2 + 2C == Si +2CO↑，生成的是CO，不是CO2。
5．工业制取纯硅的方法：
6． SiO2 + 2C == Si +2CO↑的反应原理是高温条件下，生成 物CO从体系逸出，有利于反应进行，而不是氧化还原反应，不能说明碳的还原性强于硅（事实上是硅的还原性强于碳）
7．酸性氧化物一般能与水反应生成酸，但二氧化硅不溶于水；酸性氧化物一般不与酸反应，但SiO2能与HF反应，方程式为 SiO3 + 4HF = SiF4↑ + 2H2O（SiF4不是盐）
8．硅是良好的半导体材料，而SiO3不导电，是光导纤维的主要成份。
9．工业上制取玻璃的反应方程式是 Na2CO3 + SiO3 == Na2SiO3 + CO2↑ CaCO3 + SiO3 == CaSiO3 + CO2↑ 其反应原理是难挥发的SiO2固体生成易挥发的CO2气体，是个熵增的反应。
10．盛装NaOH溶液的试剂瓶能用玻璃瓶，但不能用玻璃塞（磨口），其原因是磨口玻璃塞中的二氧化硅裸露在外，与NaOH反应生成Na2SiO3，使瓶身瓶塞黏在一起，不易打开。化学方程式为 SiO3 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
11． Na2SiO3水溶液俗称水玻璃，是混合物。 Na2SiO3俗称泡花碱，是纯净物。
12．硅酸是高中阶段唯一的固体酸、沉淀酸。
13．二氧化碳的化学式（分子式）为CO2，表示一个分子的组成。而二氧化硅没有分子式，其化学式是SiO3。
14． SiO3表示每个硅原子周围4个氧原子，每个氧原子周围2个硅原子，按照硅氧原子个数为1：2形成的正四面体。
15．可以用HF在玻璃上雕刻花纹，且HF不能用玻璃容器盛装。
16． SiO3是H2SiO3的酸酐，但它不溶于水，不能直接用它与水反应制备H2SiO3
17．因H2CO3的酸性大于H2SiO3，所以在Na2SiO3溶液中通人CO2能发生下列反应：Na2SiO3+CO2+H2O= H2SiO3↓+Na2CO3，但在高温下SiO2+Na2CO3Na2SiO3+CO2↑也能发生。
18．水泥、玻璃、陶瓷是三大传统的无机非金属材料；碳化硅、氮化硅等是新型无机非金属材料。
19． 普通水泥的主要成分是硅酸三钙（3CaO·SiO2）、硅酸二钙（2CaO·SiO2）和铝酸三钙（3CaO·Al2O3），水泥具有水硬性，水泥、沙子和碎石的混合物叫混凝土。
20． 制造陶瓷的主要原料是石灰石、石英、纯碱，，玻璃是无固定熔点的混合物。加入氧化钴后的玻璃呈蓝色，加入氧化亚铜后的玻璃呈红色，普通玻璃一般呈淡绿色，这是因为原料中混有二价铁的缘故。
21．制造陶瓷的主要原料是黏土，黏土的主要成分：Al2O3·2SiO2·2H2O。
二、卤素及其重要化合物
1．液氯密封保存在钢瓶中，而氯水、次氯酸应保存在棕色试剂瓶中。
2．液氯、氯气是单质、纯净物，而氯水是混合物，氯水的成份是“四离子，三分子”，分别是：H+、Cl-、ClO-、OH-及H2O、HClO、Cl2等。
3．1mol Cl2参加反应，转移的电子数可能为2NA。例 氯气与金属和非金属反应；也有可能为NA，例氯气与碱溶液反应；也有可能小于NA，例Cl2与水的反应为可逆反应。
4．次氯酸HClO的结构式是H-O-Cl
5．次氯酸HClO的化性有 ①弱酸性 ②不稳定性2HClO = 2HCl + O2↑ ③强氧化性（漂白性）
6． HClO和ClO-都具有强氧化性，ClO-无论是在酸性、碱性、中性都有强氧化性。
7．ClO-与Fe3+、Al2+、NH4+ 因双水解不能大量共存。
8． 漂白液的主要成份是NaCl、NaClO，有效成份是NaClO。漂白粉的主要成份是CaCl2、Ca(ClO)2，有效成份是Ca(ClO)2
9．84消毒液（NaClO）和洁厕灵（HCl）不能混用（ClO- + ClO- + H+ = Cl2↑ + H2O）
10．漂白粉漂白原理：Ca(ClO)2 + H2O + CO2 = CaCO3↓ + 2HClO ，
漂白粉失效原理：Ca(ClO)2 + H2O + CO2 = CaCO3↓ + 2HClO ． 2HClO=====2HCl + O2↑
11．向Ca(ClO)2溶液中通入CO2气体，之后沉淀生成，后沉淀消失。 Ca(ClO)2 + H2O + CO2 = CaCO3↓ + 2HClO CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2
12．向Ca(ClO)2溶液中通入SO2气体生成的是CaSO4，其离子方程式为：Ca2+ + 3ClO- + SO2 + H2O = CaSO4↓ + Cl- + 2HClO
13． Fe和Cl2反应，无论Fe过量或不足，只能生成FeCl3
14．实验室制Cl2，除了用MnO2和浓HCl加盐反应制备外，还可以用KMnO4、KClO3与浓HCl反应，且不需要加热
15．实验室可以用饱和食盐水收集Cl2，原因为 Cl2 + H2O HCl + HClO，饱和食盐水中（Cl-）大，降低了Cl2在水的溶解度，使平衡逆向进行。
16． 向NaClO溶液中通入CO2，无论CO2是少量还是过量均发生 NaClO + H2O + CO2 = NaHCO3 + HClO
17． 向NaClO溶液中通入SO2气体，其离子方程式是 3ClO- + SO2 + H2O = Cl- + SO42- + 2HClO （SO2少量） ClO- + SO2 + H2O = SO42- + 2H+ + 2Cl- （SO2过量）
18． 工业上氯气的制备：在工业上用电解饱和食盐水的方法来制取氯气（氯碱工业）。
2NaCl + 2H2O =====2NaOH + Cl2↑+ H2↑
19．液溴需要用水封，溴蒸气呈红棕色，液溴呈红棕色，溴水呈橙色；溴的CCl4溶液呈橙红色。
20．碘单质易升华，且遇淀粉发蓝。
21．MnO2和浓盐酸在加热情况下生成Cl2，但随反应进行，浓盐酸变稀，MnO2与HCl反应停止。
三．硫及其化合物
1．硫元素在自然界中既有游离态，也有化合态，游离态主要存在于火山喷口，而化合态主要以硫化物、硫酸盐的形式存在。
2．硫是淡黄色固体，难溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2。
3．附着于试管内壁的硫，可以用热的NaOH溶液进行洗涤，也可以用CS2进行洗涤。
4．硫在氧气中的燃烧产物只能是SO2，不能生成SO3。
5．硫与变价金属反应时，只能生成低价态金属硫化物，如 Fe + S FeS，2Cu + S Cu2S
6．硫单质呈0价，处于硫元素的中间价态，硫有氧化性又有还原性。
7．二氧化硫有酸性氧化物，氧化性、还原性、漂白性四方面性质。
8．SO2不能漂白酸碱指示剂，只能使酸紫色石蕊溶液变红，但不能褪色。
9．SO2使氯水、溴水、酸性KMnO4溶液褪色，是因为发生了氧化还原反应，体现了SO2的还原性。
10．SO2通入H2S溶液中会生成淡黄色浑浊S，体现了SO2的氧化性。
11．SO2具有漂白性，能使品红溶液褪色，但加热后又恢复到原来的颜色。
12．SO2的漂白原理是SO2与有色物质生成了不稳定的无色物质，加热后又复原，其漂白具有不彻底性。
13．正常雨水的pH为5．6，小于5．6的雨水是酸雨。
14．含硫化石燃料，燃烧会产生SO2，因此燃煤必须脱硫，即“钙基固硫”。CaO+SO2=CaSO3，CaSO3+O22CaSO4
15．SO3是无色易挥发的固体，标准状况下也是固体。
16．浓硫酸的性质体现在酸性、难挥发性、吸水性、脱水性和强氧化性。
17．浓硫酸具有吸水性，常用作干燥剂，但不能干燥碱性气体NH3和还原性气体H2S、HBr、HI等。
18．浓硫酸的脱水性是将有机物中的氢、氧元素按照原子个数为2：1的比例脱去生成水。
19．浓硫酸是高沸点酸，具有难挥性，利用此性质可制备HCl，原理为2NaCl+H2SO4Na2 SO4+2HCl↑。
20．浓硫酸的稀释方法：将浓H2SO4沿器壁慢慢注入水中，并用玻璃棒搅拌。
21．浓硫酸能与活泼金属Fe、Al在常温下钝化。
22．浓硫酸能与除Au，Pt外的所有金属在加热条件下反应。
23．浓硫酸与Cu反应，随着反应的进行，浓硫酸会变稀，反应停止。
24．黑面包实验中，蔗糖被浓H2SO4脱水生成C，体现了浓H2SO4的脱水性；浓H2SO4又吸水放热，体现吸水性，然后与C反应产生的CO2和SO2，体现强氧化性。
25．SO42 的检验方法：待测液无现象，有白色沉淀生成。
26．温室效应：CO2排放量过多，造成全球气温上升。
27．赤潮水华：富含N、P等生活污水的大量排放，造成水体富营养化。
28．光化学烟雾：主要是由NOX和碳氢化合物引起。
29．臭氧层空洞：氟氧代烷、NOX等大量排放。
30．白色污染：废弃的难降解的塑料。
四、氮及其化合物
1．N2的化学性质稳定是由于其分子内的氮氮三键的键能大。
2．氮的固定包括人工固氮和自然固氮。
3．氮气能与镁反应生成氮化镁，其与水反应生成氢氧化镁和氨气，化学方程式为Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑。
4．氮有多种氧化物有N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5等。
5．N2O俗称笑气，NO是明星分子，信使分子，N2O3是HNO2的酸酐，N2O5是HNO3的酸酐。
6．NO2与N2O4之间存在N2O42NO2，故无纯净的NO2或N2O4。
7．氨水中存在平衡：NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH-，其中存在三分子（NH3、H2O、NH3·H2O）和三种离子（OH-、H+、NH4+）。
8．实验室制备氨气利用铵盐+碱氨气+盐+水,铵盐选择NH4Cl，碱选择Ca(OH)2。
9．不能选择NH4NO3和NH4HCO3代替NH4Cl，是因为NH4NO3加热会发生爆炸造成危险；NH4HCO3受热易分解成CO2，使收集的NH3不纯。
10．不能用NaOH代替Ca(OH)2，是因为NaOH易潮解，结块，且对玻璃有腐蚀。
11．一般不选择无水CaCl2干燥NH3，因为CaCl2能与NH3反应生成CaCl2· 8NH3，所以干燥NH3一般选择碱石灰。
12．收集时，在试管口塞一团棉花，其作用是减小NH3与空气的对流速度，使收集到的NH3更纯。
13．NH3的验证方法有①用湿润的红色石蕊试纸置于试管口，试纸变蓝；②将蘸有浓盐酸的玻璃棒置于试管口，有白烟产生。
14．铵盐的性质有①铵盐+碱氨气+盐+水；②铵盐不稳定，受热均能分解，但分解不一定产生NH3,如NH4NO3受热分解可能生成N2、HNO3和H2O。
15．喷泉实验的原理是烧瓶内外产生压强差（P外界> P烧瓶）,产生喷泉的方法有①物理方法，②化学方法。
16．NO2通入水中，发生3NO2+H2O=2HNO3+NO，反应后剩余的气体为NO；
17．NO2+O2+H2O型,发生4NO2+O2+2H2O=4HNO3反应，①=4：1，无气体剩余；②>4：1，NO2过量，剩余NO；③<4：1，O2过量，剩余O2。
18．NO+O2+H2O型，发生4NO+3O2+2H2O=4HNO3反应，①=4：3，无气体剩余；②>4：3，NO过量，剩余NO；③<4：3，O2过量，剩余O2。
19．硝酸具有①酸的通性 ②不稳定性 ③强氧化性。
20．HNO3不稳定，光照或受热易分解：4HNO34NO2↑+O2↑+2H2O。
21．HNO3略呈黄色的原因是部分HNO3分解生成NO2溶解在HNO3所致。
22．常温下，浓HNO3能使Fe、Al发生钝化；加热时可与除Au、Pt外所有金属反应。
23．稀、浓HNO3都具有强氧化性；浓度越大，氧化性越强，浓HNO3的还原产物一般是NO2，稀HNO3的还原产物一般是NO。
24．浓HNO3和浓盐酸按照体积比为1:3混合；称为“王水”，可溶解金、铂等金属。
25．铜与浓HNO3反应系数是1：4，铜与稀HNO3反应系数是3：8。
Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O 3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
26．铁与稀HNO3反应，铁少量系数为1：4，铁过量系数为3：8。
Fe+4HNO3(稀)=Fe(NO3)3+NO↑+2H2O 3Fe+8HNO3(稀)=3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O
06 原子结构元素周期律
1．中，Z代表质子数，A代表质量数，n代表原子个数，m代表离子所带电荷，x代表化合价。
2．每个电子层最多容纳2n2个电子，最外层电子数≤8（仅有k层≤2），倒数第3层≤32个，次外层≤18个。
3．10e-的粒子有①Ne，②N3-、O2-、F-、OH-、NH2-，③Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+,④HF、H2O、NH3、CH4。
4．18e-的粒子有①Ar，②S2-、Cl-、P3-、HS-、O22-，③K+、Ca2+，④H2S、PH3、HCl、H2O2、N2H4、F2、CH3CH3、CH3F、CH3OH、SiH4等。
5．微粒半径大小的判断规律：①同一周期，从左→右，原子半径递减；②同一主族，从上→下，原子（离子）半径递增；③具有相同核外电子排布的粒子，核电荷数越大，粒子半径越小，如r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al2+)；④同一元素不同价态的微粒，价态越高，半径越小，如r(H-)>r(H)>r(H+)，或r(Fe2+)>r(Fe3+)等。
6．同一周期，以左→右，金属性递减；非金属性递增；同一主族，从上→下，金属性递增，非金属性递减。
7．金属性强弱判断的依据①根据金属活动顺序表，从左→右，金属性递减；②根据元素周期律；③根据金属间的置换反应；④根据金属与水或与酸反应置换出H2的难易程度，越容易置换出氢，金属性越强。⑤根据最高价氧化物对应的水化物的碱性，碱性越强，金属性越强；⑥金属阳离子的氧化性越强，金属的金属性越弱；⑦原电池中，一般金属性较强的金属作负极。
8．非金属性强弱判断的依据：①根据非金属活动顺序表，F O Cl Br I S，从左→右，非金属递减；②根据元素周期律；③根据非金属间的置换反应；④根据与H2化合的难易程度，越容易与H2化合，非金属性越强；⑤根据气态氢化物的稳定性，气态氢化物越稳定，非金属性越强；⑥根据最高价化合物对应水化物的酸性，酸性越强，非金属性越强；⑦根据电化学中阴离子越容易在阴极放电，还原性越强，非金属性越弱。
9．一种元素可以有多种核素，也可能只有一种核素，有多少种核素就有多少种原子。
10．不同的核素可能具有相同的质子数，如、，也可能具有相同的中子数，如、等，也有可能具有相同的质量数，如与。
11．有离子键的化合物一定是离子化合物，离子化合物中一定有离子键，可能有共价键，如NaOH、NH4Cl等。
12．共价化合物中只含有共价键，没有离子键。
13．含有共价键的物质不一定是共价化合物，如N2，Cl2等是单质，NaOH，Na2O2等是离子化合物。
14．离子化合物中一般既含有金属元素又含有非金属元素，共价化合物一般只含非金属元素，但个别有金属元素，如AlCl3。
15．只含非金属元素的化合物不一定是共价化合物，例如铵盐NH4Cl，NH4CO3是离子化合物。
16．离子晶体熔化时，破坏离子键，原子晶体熔化时破坏共价键，而分子晶体熔化时破坏分子间的作用力。
17．对于组成结构相似的物质，相对分子质量越大，分之间作用力越大，熔沸点越高。
18．分子间氢键的存在，使物质的熔沸点升高，如H2O>H2Se>H2S，HF>HI>HBr>HCl，NH3>AsH3>pH3等。
19．化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。
20．有化学键破坏的不一定是化学变化，如HCl、NaCl溶于水；只有化学键的断裂，没有化学键的生成，不是化学变化。
21．元素周期表中，氧、氟无正价，金属无负价。
22．主族的族序数=主族元素的最高正价=最外层电子数（O、F除外）
23．主族元素的最高正价+|最低负价|=8（H、O、F、金属元素除外）
07 物质结构和性质
一、原子结构与性质
1．电子在原子轨道上的填充顺序 — 轨道原理
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
2．当能量相同的原子轨道在全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）和全空（p0、d0、f0）体系的能量最低，这一点违反了洪德规则，如Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1
3．第一电离能的递变规律 ①同元素：I1 < I2 < I3 ②同一周期，从左→右，元素的第一电离能整体上虽呈现递增趋势，但第ⅡA族和第ⅤA族比同周期相邻元素的I1都高。
③同一主族，从上而下，元素第一电离能逐渐减小。
4．元素电负性的递变规律 ①除稀有气体外，同一周期元素，从左→右，元素的电负性递增
②同主族元素，元素的电负性递减。
5．电离能的运用 ①判断元素的金属性、非金属性强弱，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 ②根据电离能数据，确定元素在化合物中蝗化合价。如 k： I1 《 I2 < I3，表明k原子易失去1个电子形成+1价。
6．电负性的运用 ①判断元素的金属性与非金属性的相对强弱，金属的电负性一般小于1．8，电负值越小，金属越活泼；非金属的电负性一般大于1．8，电负值越大，非金属越活泼。
②判断元素在化合物中的价态：电负性大的易呈现负价，电负性小的易呈现正价。
③判断化学键类型：电负性差值大于1．7形成的化学键主要是离子键；电负性差值小于1．7形成的化学键主要是共价键
④解释付角线规则：某些主族元素与其右下方的主族元素的性质相似（原因是电负性相近）
7．元素周期表的分区与原子的价电子排布的关系
s区 ns1～2
p区 ns2np1～6
d区 (n-1)d1～9ns1～2
ds (n-1)d10ns1～2
f区 (n-2)f0～14 (n-1)d0～2ns2
二、分子结构与性质
1．共价键的特征 ①饱和性 ②方向性
2．共价键的分类 ①单键、双键、三键 ②极性键、非极性键 ③σ键、π键
3．键长、键能决定了分子的稳定性；键长、键角决定分子的空间构型。
4．等电子原理：等电子体具有相似的化学键特征，许多性质相近。
5．杂化轨道理论预测分子的立体构型
杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道间夹角 立体构型
SP 2 180 直线型
SP2 3 120 平面三角形
SP3 4 109 28 四面体形
6．价层电子对互斥模型
电子对数 成键电子对数 孤电子对数 价层电子对立体构型 分子的立体构型
2 2 0 直线形 直线形
3 3 0 三角形 三角形
4 2 1 V形
4 0 正四面体
3 1 四面体 三角锥
2 2 V形
7．范德华力很弱，其主要特征有 ①广泛存在于分子之间 ②只有分子间充分接近时才有分子间的相互作用力； ③主要影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质。
8．氢键不是化学键，其强弱介于范德华力和化学键之间。
9．通常用X—H……Y表示氢键，其中X—H表示H与X以共价键相结合，用？？表示，用“……”表示形成的氢键。
10．氢键可分为分子内氢键和分子间氢键。
11．能形成氢键的元素为N、O、F，分子中氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大
12．用元素的含氧酸而言，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强，如HNO3 > HNO2 > HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
13．配位化合物的形成条件 ①配体有孤电子对 ②中心离子有空轨道
14．在配合物中，中心离子与配体的配位原子间以配位键相结合，配合物的内界与外界之间以离子键相结合。
15．在水溶液中，配合物易电离出外界离子，而配离子难电离；配合物中配位键越强，配合物越稳定。
三、晶体的结构与性质
1．原子 晶体
概念：原子间以共价键相结合的晶体
构成晶体微粒：原子
微粒间作用力：共价键
物性：高熔点、高硬度、高沸点
2 典例： 金刚石、晶体硅、二氧化硅
①金刚石 1 每个C与相邻C以共价键连接，形成正四面体
2 键角为109 28
3 最小碳环由6个C组成，且6个C原子不再同一平面内
4 每个C参与4条C-C键形成，C原子数量与C-C键之比为1：2
②二氧化硅 1 每个Si与4个O相结合，Si原子在正四面体中心
2 键角109 28
3 每个正四面体有1个Si,4个 O原子，故Si、O原子个数比为1：2
4 最小环有12个原子，即6个Si，6 个O
3． 分子晶体
概念：分子间以分子间作用力相结合而形成的晶体
构成晶体微粒：分子
微粒间作用力：分子间作用力
物性：熔沸点低、硬度小
4 典例： 大多数非金属单质、非金属氧化物、所有非金属氢化物、绝大多数有机物
①干冰 1 每个CO2分子周围等距离且紧邻的CO2有12个
2 每8个CO2构成立方体，且在6个面心又各占据1个CO2
5．金属晶体
概念：原子之间以金属键相结合而形成的单质晶体
构成晶体微粒：金属阳离子、自由电子
微粒间作用力：金属键
物性：熔沸点有的高，有的低，硬度有的高，有的低
6典例
①简单立方堆积（Po）空间利用率为52%，配位数为6。
②体心立方堆积（钾型、A2型）空间利用率为68%，配位数为8。
③面心立方堆积（铜型、A1型）空间利用率为74%，配位数为12。
④立方最密堆积（镁型、A3型）空间利用率为74%，配位数为12。
7．离子晶体
概念：通过离子键相结合而形成的晶体
构成晶体微粒：阴阳离子
微粒间作用力：离子键
物性：熔沸点高，硬而脆
8．典例：
①CsCl型 1 每个晶胞中含1个Cs+、1个Cl-
2 每个Cs+周围等距离且紧邻的Cl- 有8个；每个Cs+（Cl-）周围等距离且紧邻的Cs+（Cl-）有6个
②NaCl型 1 每个晶胞中含4个Na+、4个Cl-
2 每个Na+周围等距离紧邻的Na+有12个；每4个Na+（Cl-）周围等距离且紧邻的Cl-（Na+）有6个
③CaF2型 1 与每个Ca2+等距离紧邻的F-有8个，每个F-等距离紧邻的Ca2+有4个
2 与每个Ca2+等距离紧邻的Ca2+有12个，与每个F-等距离紧邻的F-有6个
四 物质熔沸点高低的比较
1．不同类型的物质熔沸点高低顺序一般是 原子晶体 > 离子晶体 > 金属晶体 > 分子晶体
2．原子晶体
原子半径越小 → 键长越短 → 键能越大→ 熔沸点越高
如：金刚石 > 碳化硅 > 硅
3．离子晶体
①衡量离子晶体的稳定性是晶格能；晶格能越大，离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。
②一般地说，离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子间作用力越强，离子晶体的熔沸点越高。如：熔点：MgO > MgCl2>Nacl>CsCl
4．金属晶体
金属晶体中离子半径越小，离子所带电荷数越多，金属键越强，金属的熔沸点越高。如沸点： Al>Mg>Na
5．分子晶体
①分子间作用力越大，物质的熔沸点越高；能形成氢键的分子晶体使熔沸点反常。
如：H2O>H2Te>H2Se>H2S
②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高。如：HI>HBr>HCl
③组成和结构不相似的物质（M相近），分子的极性越大，熔沸点越高。
④同分异构体，支链越多，熔沸点越低。
08 化学能与热能
一、化学反应中的能量变化
1．化学反应中不仅有新物质生成，而且还伴随有能量变化，主要表现为热量的变化。
2．吸热反应和放热反应的研究对象是化学反应，凡是 H<0的反应是放热反应， H>0的反应是吸热反应。
3． H=E反应物的键能总和 E生成物的键能总和=E生成物的总能量 E反应物的总能量
4．吸热反应、放热反应与反应条件无关，取决于始态和终态的能量的相对大小。
5．吸热反应的类型有①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应；②大多数分解反应：煅烧石灰石；③盐的水解；④弱电解质的电离；⑤少数氧化还原反应：C+CO22CO，H2+CuOCu+H2O，C+H2OCO+H2，高炉炼铁等。
6．放热反应的类型有①金属与水或与酸的反应；②酸碱中和反应；③燃烧；④绝大多数化合反应如生石灰溶于水；⑤绝大多数氧化还原反应。
7．热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了其能量变化。
①热化学方程式中的化学计量系数仅表示物质的量，可以是整数，也可以是分数；
②注意物质的聚集状态，固态（s）、液态（l）、气态（g）、溶液（aq）；
③热化学方程式中 H应标明“+”或“ ”，数值及单位；
④热化学方程式中的热效应是指物质按化学方程式完全反应时的热效应。
8．燃烧热是指在常温常压下，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。
①测定条件：常温常压；②可燃物的物质的量：1mol；③反应程度：生成物必须为稳定的氧化物，例H2→H2O（l）；S→SO2（g）；C→CO2（g）等；④用文字描述燃烧热时，不用带“ ”，而用 H表示时，必须带“ ”。
9．中和热是指在稀溶液中，强酸与强碱生成1mol水（液态）所放出的热量。
①研究对象：稀溶液；②生成物的物质的量：1mol；③反应物：强酸与强碱；
④中和热的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) H= 57．3kJ/mol；
⑤用文字描述中和热时，不用带“ ”，而用 H表示时，必须带“ ”。
二、反应热的计算
1．盖斯定律：不管化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。即反应热只有反应的始态与终态有关，而与反应途径无关。
2．催化剂不会改变反应吸热或放热多少，只是降低了反应的活化能，使反应更容易进行。
3．反应热计算的常见方法：
①应用盖斯定律——“三调一加”
一调：根据目标的热化学方程式，调整已知热化学方程式中的反应物或生成物的位置，改写已知的热化学方程式。
二调：根据改写的热化学方程式调整相应> H符号。
三调：调整中间物质的化学计量系数。
一加：将调整好的热化学方程式及其 H进行加合。
②根据反应物和生成物的能量计算
1′ H=E生成物的总能量 E反应物的总能量
2′根据燃烧热Q放=n(可燃物)× H
③根据反应物和生成物的键能： H=E反应物的键能之和 E生成物的键能之和
13．配位化合物的形成条件 ①配体有孤电子对 ②中心离子有空轨道
14．在配合物中，中心离子与配体的配位原子间以配位键相结合，配合物的内界与外界之间以离子键相结合。
15．在水溶液中，配合物易电离出外界离子，而配离子难电离；配合物中配位键越强，配合物越稳定。
09 化学能和电能
1．原电池
2．电解池
一．原电池
1．构成原电池的条件：①两个电极．其中一个电极的材料为较活泼的金属；另一个电极的材料为较不活泼的金属或金属氧化物导体或石墨．②形成闭合回路．③电解质溶液④自发进行的氧化还原反应。
2． 负极发生氧化反应，失去电子；正极发生还原反应，得到电子。
3．电子由负极流向正极，电流由正极流向负极。
4．溶液中，阳离子移向正极，阴离子移向负极。
5原电池原理的应用：①比较不同金属的活泼性强弱：一般来说，活泼性较强的金属作负极，质量减小，发生氧化反应，活泼性较弱的金属或非金属作正极，质量不变或增加，发生还原反应
加快化学反应速率：实验室应用粗锌制H2。
设计成原电池
④金属的防护：牺牲阳极的阴极保护法。
二、化学电源
1．铅蓄电池放电时，负：Pb+SO42- 2e-=PbSO4，正PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O
总反应：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O
2．充电时的电极反应阳：PbSO4+2H2O 2e-=PbO2+4H++SO42- 阴：PbSO4+2e-=Pb+SO42-
总反应：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4
3．放电是原电池，充电是电解池，充电时阳极电极反应是放电时正极电极反应的逆反应，充电时阴极电极反应是放电时负极电极反应的逆反应。
4．书写电极反应时，需要认清是“充电”还是“放电”。
5．．燃料电池中通入可燃物的那极是负极，助燃物的那极是正极。
6．燃料电池电极不参与反应，有催化活性，起导电作用。
7．氢氧燃料电池中以酸作电解质溶液的电极反应式负：2H2 4e-=4H+，正：O2+H2O+4e-=2H2O总：2H2+O2=2H2O
8． 氢氧燃料电池中碱作电解质溶液电极反应式负：2H2+4OH- 4e-=4H2O
正：O2+2H2O+4e-=2H2O总：2H2+O2=2H2O
9．甲烷燃料电池（以碱作电解质溶液）电极反应式负CH4+10OH- 8e-=CO32-+7H2O
正：O2+2H2O+4e-=4OH- 总：CH4+2OH-+2O2=CO32-+3H2O
10．甲醇燃料电池(以酸作电解质溶液) 电极反应式负：CH3OH+H2O 6e-=CO2↑+6H+正：O2+4H++4e-=2H2O总：2CH3OH+3O2=2CO2+4H2O
三、电解池
1．电解池：借助于电流而引发氧化还原反应的装置，即电能转化为化学能的装置。
2． 电解池的构成条件：①两个电极②闭合回路③电解质溶液④直流电源
3．外电路中电子流向：电源负极阴极；阳极电源正极；
4．内电路电解质溶液中离子流向：阳离子→阴极；阴离子→阳极；
5．阳极（与电源正极相连）→失电子→氧化反应；阴极（与电源负极相连）→得电子→还原反应
6．．放电规律①若阴极电极材料是活性电极（除Au、Pt），则阳极电极反应是电极材料失电子发生氧化反应，而不上阴离子放电；
②若阳极电极材料是惰性电极，则是阴离子放电，阴离子放电能力与其还原性有关，还原性越强，越容易放电。S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根离子>F-；
③阴极反应一般是溶液中阳离子得电子，阳离子氧化性越强，越容易放电，阳离子氧化能力顺序为Ag+> Hg2+> Fe3+> Cu2+> H+> Pb2+> Fe2+> Zn2+> Al3+> Mg2+> Na+> Ca2+> K+
7．电解含氧酸、强碱和活泼金属含氧酸盐的水溶液，实际上都是电解水，即：
2H2O2H2↑ + O2↑阴：4H++4e-=2H2↑ 阳：4OH- 4e-=2H2O+O2↑
8．电解无氧酸(HF除外)、不活泼金属无氧酸的水溶液，就是电解溶质本身．
2HClH2↑ + Cl2↑ 阴：2H++2e-=H2↑阳：2Cl- 2e-=Cl2↑
CuCl2Cu + C12↑阴：Cu2++2e-=Cu阳：2Cl- 2e-=Cl2↑
9． 电解活泼金属无氧酸盐食盐水溶液时，则电解的总化学方程式的通式可表示为：
溶质 + H2OH2↑+ 碱 + 卤素单质X2(或S)
阴：2H++2e-=H2↑阳：2Cl- 2e-=Cl2↑ 总：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑
10．电解不活泼金属含氧酸盐的溶液CuSO4时，电解的总化学方程式的通式可表示为：
溶质 + H2OO2↑ + 酸 + 金属单质
阴：Cu2++2e-=Cu阳：4OH- 4e-=2H2O+O2↑
总：2CuSO4+2H2O2Cu+O2↑+2H2SO4
11．电解时，若只生成H2，pH增大．若只生成O2，则pH减小．若同时生成H2和O2，则分为三种情况：电解酸的溶液，pH减小；电解碱的溶液，pH增大；电解盐的溶液，pH不变．
12．电镀中：①待镀金属作阴极②镀层金属作阳极③电镀液中含有镀层金属离子
④“一增一减一不变”：阳极质量减少，阴极质量增加，且减少量与增加量相等，故电解质溶液浓度不变。
12．电解精炼铜中选择粗铜做阳极，纯铜做阴极。
13．阴阳电极反应分别是阴极（粗铜）：Cu 2e-=Cu2+（杂质金属：Fe 2e-=Fe2+，Zn 2e-=Zn2+，Ni 2e-=Ni2+）阴极（纯铜）：Cu2++2e-=Cu
14粗铜中不活泼的杂质（Ag，Au等）在阳极难以失电子变成金属阳离子；当铜失去电子变成铜离子之后，Ag、Au以单质的形式沉积在电解槽的底部，成为阳极泥。
15．电解熔融NaCl制取Na，阴：2Na++2e-=Na，阳：2Cl- 2e-=Cl2↑，总：2NaCl2Na+Cl2↑
16．电解熔融MgCl2制取Mg，阴：Mg2++2e-=Mg阳：2Cl- 2e-=Cl2↑总：MgCl2Mg+Cl2↑
17．电解熔融Al2O3制取Al，阴：4Al3++12e-=4Al阳：6O2 12e-=3O2↑总：2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑
18．不选择AlCl3的原因：AlCl3是共价化合物，无自由移动的离子。
四、金属的腐蚀与防护
1．金属腐蚀的本质：金属失去电子被氧化损耗的过程，即m-ne-=mn+（m表示金属）
2．电化学腐蚀的类型有吸氧腐蚀和析氢腐蚀。
3．吸氧腐蚀（水膜呈中性或弱酸性）正：O2+2H2O+4e-=4OH- 负：Fe 2e-=Fe2+
Fe2++2OH-=Fe(OH)2↓4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3 2Fe(OH)3=Fe2O3·xH2O+(3 x)H2O
4．析氢腐蚀（水膜呈酸性）正：2H++2e-=H2↑负：Fe 2e-=Fe2+
5．金属腐蚀的防护方法有牺牲阳极的阴极保护法和外加电流的阴极保护法、采用喷漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法使金属与介质隔离．
6．牺牲阳极的阴极保护法：原理是原电池，被保护的金属作正极，活泼金属作负极。
7．外加电流的阴极保护法:原理是电解池，被保护的金属作阴极，另一金属(电极)作阳极
10 化学反应速率与化学平衡
一、化学反应速率
1．化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢速度的物理量，表示的是某一段时间内的平均反应速率，而不是某时刻的瞬时速率。
2．由于固体、纯液体的浓度是定值，因此不能用固体或纯液体来描述化学反应速率。
3．同一化学反应，用不同物质描述该反应的反应速率，其数值可能不同，但其表示意义相同。因此描述化学反应速率时，必须指明是以何种物质为依据。
4．同一化学反应，各物质描述的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量系数之比。
5．影响化学反应速率的因素有内因和外因，内因是反应物本身的性质（主要因素），外因有温度、浓度、压强、催化剂、反应物的接触面积等。
6．其它条件不变时，增大反应物浓度，反应速率加快，反之减慢。
7．其它条件不变时，对于有气体参与的反应，增大参与反应气体的压强，反应速率加快，反之减慢。
8．其它条件不变时，升高温度，化学反应速率加快；降低温度，化学反应速率减慢。
9．其它条件不变时，使用催化剂能同等程度地改变正逆反应速率。
10．催化剂有正催化剂和负催化剂，一般不做特别说明是指正催化刘，且催化剂只有在适宜的温度下催化活性才最高，才能使反应速率达到最大。
二、化学平衡
1．在同一条件下，既能向正反应方向进行，也能向逆反应方向进行的化学反应称为可逆反应，在可逆反应中，使用“”。
2．化学平衡状态的特征：“逆”、“等”、“动”、“定”、“变”。
3．影响化学平衡移动的因素：
①温度：其它条件不变时，升高温度，平衡向吸热反应方向移动；降低浓度，平衡向放热反应方向移动。
②浓度：其它条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动；减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向逆反应方向移动。
③压强：对于 V≠0的反应，其它条件不变时，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。而对于 V =0的反应，改变压强，平衡不移动。
④催化剂：催化剂能同等程度地改变正逆反应速率，故化学平衡不移动。
4．改变固体或纯液体的量，对平衡不影响；当反应中不存在气态物质时，改变压强对平衡不影响。
5．在密闭体系中，改变影响化学平衡的一个条件（温度、浓度或压强）平衡就向能够减弱这种改变的方向移动，“减弱”不等于“消除”，更不可能“扭转”。
6．对于一般可逆反应，aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，k=
①不能把体系中固体和纯液体纳入平衡常数表达式中。
②同一化学反应，化学平衡常数k与化学方程式的写法有关，化学方程式不同，k的表达式的数值亦不同。
③对于给定的化学反应，k只与温度T有关，T一定，则k一定；T改变，k也一定改变。
④一般来说，k值越大，表示反应进行的程度大，反应物的转化率高；反之亦然。
7．对于化学反应，aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，任意状态下浓度商QC=
①Q(C)=k，反应正好处于平衡状态；
②Q(C)>k，反应逆向移动；
③Q(C)8．若升高T，k值增大，则正反应是吸热反应；若升高T，k值减小，则正反应是放热反应。若降低T，k值减小，则正反应是吸热反应；若降低T，k值增大，则正反应是放热反应。
三、化学反应进行的方向
1．焓判据： H<0的反应，具有自发进行的倾向，但有些吸热反应也可自发进行，故焓判据有一定的局限性。
2．熵判据： S>0的反应，具有自发进行的倾向，但有些 S<0的反应也能自发进行，故熵判据也不全面。
3．综合判据：即 G= H T S（T为温度）
当 H<0、 S>0时，任何T自发
当 H>0、 S>0时，高T自发
当 H<0、 S<0时，低T自发
当 H>0、 S<0时，任何T都不自发
4．熵：表示体系混乱程度的物理量，符号为S．
5．一般情况下，同种物质，S(g)>S(l)>S(s)
6．等效平衡
条件 等效要求 结果
恒T，恒V aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)（ n(g)≠0） 投料换算成相同物质表示的物质的量相同 两次平衡时各组分的百分含量，n、c均相同→◎◎相同→全等平衡
恒T，恒V aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)（ n(g)=0） 投料换算成相同物质表示的物质的量成比例 两次平衡各组分的百分含量相同；n、c均成比例变化→等效平衡
恒T，恒V 有气体参与的反应 投料换算成相同物质表示的物质的量成比例 两次平衡各组分的百分含量相同，c也相同，n成比例变化→等效平衡
11 电解质溶液
1．溶液中的四大平衡
2．溶液中粒子浓度的关系
1．强电解质、弱电解质均是化合物，单质既不是电解质，也不是非电解质。
2．电解质的强弱与其溶解性无必然联系。
3．强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强，能导电的物质不一定是电解质。
4．NaHSO4在水溶液中的电离方程式为NaHSO4==Na++H++SO42-，在熔融状态下，电离方程式为NaHSO4==Na++HSO4-。
5．影响弱电解质电离平衡的因素 ①内因：弱电解质本身的性质；②外因：Ⅰ温度：弱电解质的电离吸热，升高T，电离程度增大，反之电离程度减小。Ⅱ浓度：增大弱电解质浓度，电离平衡向电离方向移动，加水稀释，电离平衡向电离方向移动。Ⅲ同离子效应：在弱电解质溶液中加入弱电解质电离出相同离子的强电解质，电离平衡向生成弱电解质方向移动；Ⅳ化学反应：外加物质能与弱电解质电离出来的离子发生反应，电离平衡向电离方向移动。
6．影响电离平衡常数的因素 ①内因：弱电解质本身的性质；②外因：（仅与T有关），温度升高，电离平衡常数增大。
7．同一温度下，不同种类的弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强；不同种类的弱碱，电离常数越大，其电离程度越大，碱性越强。
8．多元弱酸分步电离，其各酸电离平衡常数Ka1 Ka2 Ka3，故该多元弱酸的酸性强弱取决于Ka1的大小。
9．水是一种极弱的电解质，能发生自偶电离，H2O+H2OH3O++OH-，简写为H2OH++OH-。
10．水的离子积常数Kw不仅适用于纯水，也适用于所有的稀溶液。
11．Kw只与温度有关，与溶液的酸碱性无关，且温度升高，Kw值增大。
12．25℃时，Kw=10-14；100℃时，Kw=10-12。
13．影响水的电离平衡的因素 ①外加酸或碱：加入酸或碱，均增大或,使水的电离平衡逆向移动,抑制水的电离。②温度：升高T，促进水的电离；③能水解的盐：加入能水解的盐，均促进水的电离，使水的电离程度增大；④加入活泼金属：活泼金属与水电离出来的H+反应，使减小，促进了水的电离。
14．判断溶液酸碱性的依据是和的相对大小。
15．常温时，pH=7，溶液呈中性；pH<7，溶液呈酸性；pH>7，溶液呈碱性。
16．常温时，pH越小，溶液的酸性越强；pH越大，溶液碱性越强。
17．pH=7的溶液并不一定呈中性，100℃时pH=6为中性溶液。
18．对于pH=a的两种酸溶液，一种为强酸，一种为弱酸，稀释10n倍后，强酸pH′=a+n<7，弱酸pH′19．pH=b的两种碱溶液，一种为强碱，一种为弱碱，释10n倍后，强碱pH′= b n >7，弱碱pH′>b n>7。
20．用pH试纸测定pH的方法：将一片pH试纸放在表面皿或玻璃片上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液点到试纸中央，观察试纸颜色，并与标准比色卡对照。
21．pH试纸不能伸入到待测液中，更不能事先润湿。pH试纸即使润湿，测定中性溶液时，无误差；测定酸性溶液时，pH偏大；测定碱性溶液时，pH偏小。
22．酸式滴定管下端为玻璃塞，能耐酸和氧化剂的腐蚀，可以用于盛装酸和氧化性溶液，但不能盛装碱性溶液。
23．碱式滴定管下端为橡胶管和玻璃珠，橡胶易被酸或氧化性溶液腐蚀，所以碱式滴定管只能盛放碱液。
24．滴定管的0刻度在上，越往下数值越大。
25．盐类水解的条件：①盐必须能溶于水；②构成盐的离子必须有弱根离子。
26．盐类水解规律：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁弱谁水解，谁强显谁性，同强显中性。
27．影响盐类水解的因素 ①内因：越弱越水解。弱根离子对应的酸的酸性或对应的碱的碱性越弱，就越容易水解。
②外因：
1′浓度：盐的浓度越大，平衡右移，但水解程度减小
加水（稀释），平衡右移，水解程度变大。
2′温度：升高温度，平衡右移，水解程度变大。
3′外加强酸或强碱。
4′外加盐；外加金属；外加弱电解质。
28．盐类水解的应用
应用 举例
加热促进水解 热的纯碱去污能力强
判断溶液的酸碱性，并比较酸碱性强弱 等物质的量浓度>的Na2CO3、NaHCO3均显碱性， 但碱性Na2CO3>NaHCO3
判断溶液中离子能否大量共存 Al3+、Fe2+与HCO3-、S2-、AlO2-等 Fe2+、NH4+与ClO-不能共存
化肥使用 铵态氮肥与草木灰不能混用
胶体制备，作净水剂 明矾净水Al3++3H2OAl(OH)3（胶体）+3H+
无水盐的制备 由MgCl2·6H2O制MgCl2，在干燥的HCl气体中加热
某些盐溶液除杂 MgCl2（FeCl3）先加热，搅拌的条件下，加入MgO，MgCO3，Mg(OH)2等，过滤后，再加适量的HCl
盐溶液除锈 Mg+2NH4Cl=MgCl2+2NH3↑+H2↑
泡沫灭火器的反应原理 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
二、盐溶液中离子浓度的大小比较
1．紧抓两个微弱
①弱电解质的电离是微弱的（HAc，NH3·H2O）
HAcH++Ac- H2OH++OH-
C(HAc)>>>
NH3·H2ONH4++OH- H2OH++OH-
>>>
②多元弱酸分步电离，以第一步电离为主
H2CO3H++HCO3- HCO3-H++CO32- H2OH++OH-
>>>>
H2SH++HS- HS-H++S2- H2OH++OH-
>>>>
H3PO4H++H2PO4- H2PO4-H++HPO42- HPO42-H++PO43-
H2OH++OH-
>>>>>
③盐类的水解是微弱的
NH4Cl：>>>>
NaAc：>>>C(HAc)>
④多元弱酸根离子分步水解，以第一步水解为主
Na2S：>>>>>
Na2CO3：>>>>>
Na3PO4：>>>>>>
⑤NaHCO3、NaHS、Na2HPO4水溶液显碱性。（水解大于电离）
NaHSO3、NaH2PO4，水溶液显酸性（电离大于水解）
2．牢记三个守恒
①Na2S
电荷守恒：+=2++
物料守恒：=2[++]
质子守恒：=++
Na2CO3
电荷守恒：+=2++
物料守恒：=2[++]
质子守恒：=++
三、难溶电解质的溶解平衡
1．影响溶解质平衡的因素
①内因：难溶电解质本身的性质
②外因： 温度：升高温度，多数向溶解方向移动
浓度：加水稀释，溶解平衡向溶解方向移动
同离子效应：加入含溶解产生离子的盐，平衡向沉淀方向移动
2．溶度积常数K(SP)
①与难溶电解质的本性有关
②除内因外，仅与T有关
③K(SP)越大，溶解程度越大。同一类型物质，K(SP)越小，溶解度越小，越容易转化成沉淀
④ Q(C) = K(SP) 饱和
Q(C) > K(SP) 过饱和
Q(C) < K(SP) 未饱和
3．沉淀反应的应用
①沉淀的生成
Fe3+ + 3NH3 H2O = Fe(OH)3↓ + 3NH4+ Cu2+ + S2- = CuS↓ 或 Cu2+ + H2S = CuS↓+ 2H4+
②沉淀的溶解
③沉淀的转化
沉淀的转化的特点： ①一般来说，溶解度小的转化为溶解度更小的容易实现
淀的溶解度差别越大，越容易转化
12 有机化学基础
1．有机物的结构
2．常见有机物的性质
3．常见有机物间的转化关系
（一）有机物的分类
1．按组成元素分类
根据分子组成中是否有C、H以外的元素，分为烃和烃的衍生物。
2．按碳骨架分类
3．按官能团分类
类别 官能团的结构及名称 典型代表物的名称和结构简式
烃 烷烃 甲烷 CH4
烯烃 双键 乙烯 CH2=CH2
炔烃 —C≡C— 三键 乙炔 CH≡CH
芳香烃 苯
烃 的 衍 生 物 卤代烃 —X 卤素原子 溴乙烷 CH3CH2Br
醇 —OH 羟基 乙醇 CH3CH2OH
醚 C—O—C 醚键 乙醚 CH3CH2—O—CH2CH3
酚 —OH 羟基 苯酚
醛 醛基 乙醛
酮 羰基 丙酮
羧酸 羧基 乙酸
酯 酯基 乙酸乙酯
（二）有机物的命名
1．烷烃的命名
（1）选主链，称某烷。
选定分子中最长的碳链为主链，按主链中碳原子数目称作“某烷”。
（2）编号定位，定支链。
选主链中离支链最近的一端为起点，用1，2，3等阿拉伯数字依次给主链上的各个碳原子编号定位，以确定支链在主链中的位置。如：
（3）写出该烷烃的名称。
①将支链的名称写在主链名称的前面，并用阿拉伯数字注明其在主链上所处的位置，数字与支链名称之间用短线隔开。
②如果主链上有多个不同的支链，把简单的写在前面，复杂的写在后面。
③如果主链上有相同的支链，应将相同支链合并，用“二”、“三”等数字表示支链的个数，两个表示支链位置的阿拉伯数字之间用“，”隔开。示例物质的名称及名称中各部分的意义如图所示。
烷烃命名的注意事项
（1）1号碳原子上不能有取代基。
（2）2号碳原子上不能有乙基或更复杂的取代基……依此类推，否则主链将发生变化。若1号碳原子上有甲基或2号碳原子上有乙基，则主链碳原子数都将增加1。
（3）合并相同的取代基，用中文数字（如“二”、“三”等）表示支链的个数，写在取代基名称的前面。
（4）表示相同取代基位置的阿拉伯数字间用“，”隔开。
（5）汉字和阿拉伯数字间用短线“-”隔开。
（6）不同的取代基，命名时应遵循简单在前，复杂在后的原则，如先写甲基，后写乙基，依此类推。
2．烯烃和炔烃的命名
（1）选主链
将含有双键或三键的最长碳链作为主链，称为“某烯”或“某炔”。
（2）编号定位
从距离双键或三键最近的一端给主链上的碳原子依次编号定位。
（3）写名称
用阿拉伯数字标明双键或三键的位置（只需标明双键或三键碳原子编号较小的数字）。用“二”“三”等表示双键或三键的个数。
3．苯的同系物的命名
（1）习惯命名法：苯作为母体，其他基团作为取代基。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，如果两个氢原子被两个甲基取代后生成二甲苯，有三种同分异构体，可分别用“邻”、“间”、“对”表示。
（2）系统命名法：将苯环上的6个碳原子编号，以某个甲基所在的碳原子的位置编为1号，选取最小位次号给另一个甲基编号。
4．酯的命名
酯类化合物是根据生成酯的酸和醇的名称来命名的。如的名称是苯甲酸乙酯。
5．含官能团的有机物命名与烷烃命名的比较
无官能团 有官能团
类别 烷烃 烯烃、炔烃、卤代烃、烃的含氧衍生物
主链条件 碳链最长，同碳数支链最多 含官能团的最长碳链
编号原则 取代基最近（小） 官能团最近、兼顾取代基尽量近
名称写法 支位-支名-母名 支名同，要合并 支名异，简在前 支位-支名-官位-母名
符号使用 阿拉伯数字与阿拉伯数字间用“，”，阿拉伯数字与中文数字间用“-”，文字间不用任何符号
（三）有机物结构的确定
1．化学方法
由于有机物中存在同分异构现象，除少数的分子式只对应一种结构外，一般一种分子式对应多种结构。常从以下方面确定其结构：
（1）根据有机物的特殊反应，确定分子中的官能团，从而进一步确定其结构。
（2）有机物实验式的确定
①实验式(又叫最简式)是表示有机物分子所含各元素的原子数目最简单整数比的式子。
②若有机物分子中，w(C)=a%，w(H)=b%，w(O)=c%，则N(C)∶N(H)∶N(O)=∶∶，即可确定实验式。
③也可以通过燃烧产物的物质的量等方法确定实验式。确定实验式前必须先确定元素的组成，如某有机物完全燃烧的产物只有CO2和H2O，则其组成元素可能为C、H或C、H、O；若燃烧产物CO2中的碳元素的质量和燃烧产物H2O中的氢元素的质量之和与原有机物的质量相等时，则原有机物分子中不含氧元素；若不相等，则原有机物分子中含有氧元素。
确定有机物分子式和结构式的过程
2．物理方法(质谱法)
物理方法（质谱法）具有微量、快速、准确、信息量大等特点。
（1）质谱：可快速、精确地测定有机物的相对分子质量。
如图所示为戊烷的质谱图。
质荷比：分子离子与碎片离子的相对质量与其电荷的比值。最大质荷比即为分子的相对分子质量。
（2）红外光谱：可获得分子中含有的化学键或官能团的信息。
例如，某未知物（C2H6O）的红外光谱图(如图所示)上发现有O—H键、C—H键和C—O键的振动吸收。
因此，可以初步推测该未知物是含羟基的化合物，结构简式可写为C2H5—OH。
（3）核磁共振氢谱：可推知有机物分子中有几种不同类型的氢原子及它们的数目之比。
该未知物（C2H6O）的核磁共振氢谱有三个峰(如图甲所示)，峰面积之比是1∶2∶3，它们分别为羟基的一个氢原子、亚甲基(—CH2—)上的两个氢原子和甲基上的三个氢原子的吸收峰。而二甲醚(CH3OCH3)中的六个氢原子均处于相同的化学环境中，只有一种氢原子，应只有一个吸收峰(如图乙所示)。
从上述未知物的红外光谱和核磁共振氢谱可知：
①红外光谱图表明其有羟基（—OH）、C—O键和烃基C—H键红外吸收峰；
②核磁共振氢谱有三种类型氢原子的吸收峰。
因此，未知物的结构简式应该是CH3CH2OH，而不是CH3OCH3。
（四）有机反应类型
1．取代反应
（1）定义：有机化合物分子里的某些原子或原子团被其他原子或原子团所代替的反应。
（2）类型
①卤代反应：有机物分子里的某些原子或原子团被卤素原子(—X，X=F，Cl，Br，I)所代替的反应。
a．CH4+Cl2CH3Cl+HCl
b．+Br2+HBr
c．+3Br2↓+3HBr
d．CH3CH2OH+HBrCH3CH2Br+H2O
②硝化反应：有机物分子里的某些原子或原子团被硝基(—NO2)所代替的反应。
a．+HNO3+H2O
b．+3HNO3+3H2O
c．+3HNO3+3H2O
③磺化反应：有机物分子里的某些原子或原子团被磺酸基(—SO3H)所代替的反应。
+HO—SO3H+H2O
④酯化反应：醇和羧酸或无机含氧酸反应生成酯和水的反应。
a．CH3CH2OH+CH3COOHCH3COOCH2CH3+H2O
b．HO—NO2+CH3OHCH3O—NO2+H2O
⑤水解反应：有机物分子里的某些原子或原子团被水分子里的H原子或—OH所代替的反应。能发生水解反应的有机物有卤代烃、酯、油脂、二糖、多糖、蛋白质等。
a．CH3CH2Br+NaOHCH3CH2OH+NaBr
b．CH3COOCH2CH3+H2OCH3COOH+CH3CH2OH(用碱作催化剂则生成羧酸盐)
c．其他：如油脂、二糖(如蔗糖、麦芽糖)、多糖(如淀粉、纤维素)、二肽、多肽、蛋白质等都能水解。
⑥醇分子间的脱水反应
CH3CH2—OH+H—OCH2CH3CH3CH2—O—CH2CH3(乙醚)+H2O
2．加成反应
（1）定义：有机化合物分子里的不饱和碳原子跟其他原子或原子团直接结合生成新物质的反应。能发生加成反应的官能团有碳碳双键、碳碳三键、苯环、羰基(醛、酮)等。
注意：①羧酸和酯中的碳氧双键一般不能发生加成反应。②羰基不能与卤素(X2)、卤化氢(HX)发生加成反应。③共轭二烯烃有两种不同的加成方式。
（2）类型
①烯烃和炔烃的加成反应
a．CH2=CH2+H2CH3—CH3
b．CH2=CH2+Br2CH2Br—CH2Br
c．+HClCH2=CHCl
d．CH2=CH2+H—OHCH3—CH2OH
注意：其他含有碳碳双键、碳碳三键的有机物，比如油脂等，也能发生类似的加成反应。除了X2外，烯烃、炔烃等与其他试剂发生加成反应一般都要有合适的催化剂、一定的温度和适当的压强。
②苯环的加成反应
a．+3H2
b．+3H2
c．+5H2
注意：苯环一般不与X2、HX、H2O发生加成反应。
③醛、酮的加成反应
a．CH3CHO+H2CH3CH2OH
b．+H2
注意：其他含有碳氧双键的有机物，如葡萄糖、果糖等，也能与H2发生加成反应，但要注意酯类、羧酸分子中的碳氧双键不能与H2发生加成反应。碳氧双键不与HX、X2等发生加成反应。
3．消去反应
（1）定义：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、HX等)，而生成含不饱和键的化合物的反应。
（2）类型
①卤代烃的消去反应
+NaOHCH3—CHCH—CH3+NaBr+H2O
②醇的消去反应
CH2=CH2↑+H2O
注意：发生消去反应的醇或卤代烃，与羟基或卤素原子相连的碳原子的邻位碳原子上必须连有氢原子，否则不能发生消去反应。如CH3OH、CH3X、和(R1、R2、R3代表烃基，可以相同，也可以不同)等不能发生消去反应。
4．氧化反应
（1）定义：有机物分子中失去氢原子或加入氧原子的反应。
（2）类型
①醇的氧化反应
羟基的O—H键断裂，与羟基相连的碳原子的C—H键断裂，形成CO键。与羟基相连的碳原子上无氢原子时，醇不能被氧化。
②醛的氧化反应
醛基的C—H键断裂，醛基被氧化成羧基。
③有机物的燃烧、不饱和烃和苯的同系物使酸性KMnO4溶液褪色等。
④醛及含醛基的化合物与新制的Cu(OH)2或银氨溶液的反应。
⑤苯酚在空气中放置被氧化，生成粉红色物质。
5．还原反应
（1）定义：有机物分子中加入氢原子或失去氧原子的反应。
（2）类型
①醛、酮、烯烃、炔烃、苯及其同系物、酚等的催化加氢反应。
②—NO2被还原成—NH2的反应。
6．酯化反应
（1）定义：羧酸或无机含氧酸和醇作用生成酯和水的反应。
（2）酯化反应属于取代反应。
CH3COOH+C2H5OHCH3COOC2H5+H2O
7．水解反应
（1）定义：有机化合物与水反应生成两种或多种物质的反应。
（2）水解反应属于取代反应，如卤代烃的水解、酯的水解等。
（五）同分异构体的书写
（五）同分异构体的书写与判断
1．同分异构体的常见类型
（1）结构异构
①碳链异构：由于碳链的不同而产生的异构现象。如CH3CH2CH2CH2CHO与(CH3)2CHCH2CHO。
②位置异构：由于官能团在碳链或碳环上的位置不同而产生的异构现象。如CH3CH2CH2CH2OH(1-丁醇)与CH3CH2CH(CH3)OH(2-丁醇)。
③官能团异构：由于官能团的种类不同而产生的异构现象。常见的异构有同碳原子数的烯烃和环烷烃；同碳原子数的二烯烃和炔烃；同碳原子数的饱和一元醇和饱和一元醚；同碳原子数的饱和一元醛和饱和一元酮；同碳原子数的饱和一元羧酸和酯；同碳原子数的芳香醇、芳香醚和酚；同碳原子数的硝基化合物和氨基酸；葡萄糖和果糖；蔗糖和麦芽糖。
注意：淀粉和纤维素虽然分子式都为(C6H10O5)n，但由于n值不同，所以它们不互为同分异构体。
（2）立体异构
如果每个双键碳原子连接了两个不同的原子或原子团，双键碳上的4个原子或原子团在空间上有两种不同的排列方式，产生两种不同的结构，如2-丁烯有顺-2-丁烯和反-2-丁烯两种不同的空间异构体。
2．同分异构体的书写步骤
（1）根据分子式书写同分异构体时，首先判断该有机物是否有官能团异构。
（2）写出每一类物质官能团的位置异构体。
（3）碳链异构体按“主链由长到短，支链由简到繁，位置由心到边”的规律书写。
（4）检查是否有书写重复或遗漏，根据“碳四价”原则检查书写是否有误。
3．2种常见烃基的同分异构体数目
（1）丙基(—C3H7)2种，结构简式分别为：CH3CH2CH2—，—CH(CH3)CH3。
（2）丁基(—C4H9)4种，结构简式分别为：CH3—CH2—CH2—CH2—，—CH(CH3)CH2CH3，
，。
4．同分异构体数目的判断方法
（1）基元法：如丁基有4种不同的结构，故丁醇、戊醛、戊酸等都有4种同分异构体。
（2）替代法：如二氯苯(C6H4Cl2)有3种同分异构体，四氯苯也有3种同分异构体(将H替代Cl)；又如CH4的一氯代物只有1种，新戊烷[C(CH3)4]的一氯代物也只有1种。
（3）等效氢法：该方法是判断同分异构体数目的重要方法，其规律为同一碳原子上的氢原子等效；同一碳原子上的甲基上的氢原子等效；处于对称位置的碳原子上的氢原子等效。
13 化学实验基础
1．可直接加热的仪器有试管、坩埚、蒸发皿。
2．需要垫上石棉网才能加热的仪器有：烧杯、烧瓶、锥形瓶。
3．不能加热的仪器有集气瓶、度在上方。
6．使用前需要检查是否漏液的仪试剂瓶、启普发生器、滴瓶。
4．常见的计量仪器有：量筒、容量瓶、托盘天平、温度计、滴定管。
5．量筒没有零刻度，容量瓶也没有零刻度，托盘天平的零刻度在标尺的最左边，温度计的零刻度在中下部，滴定管的零刻
器有：容量瓶、滴定管、分液漏斗。
7．常见的干燥剂有浓H2SO4、无水CaCl2、碱石灰、P2O5等。
8．浓H2SO4

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