资源简介

目　录
模块一　化学基本概念与计算
　主题1　物质的组成和分类
　主题2　物质的转化
第1讲　物质的分类与转化
第2讲　氧化还原反应
第3讲　电子得失守恒原理的应用
第4讲　离子反应与离子方程式
第5讲　新情境下方程式的书写
　主题3　化学计算
第1讲　以物质的量为中心的计算
第2讲　利用化学方程式或关系式的计算
第3讲　利用守恒法的计算
模块二　无机物的转化与应用
　主题1　金属及其化合物
　主题2　非金属及其化合物
模块三　化学反应原理
　主题1　化学反应与能量变化
第1讲　反应热与热化学方程式
第2讲　原电池原理及其应用
第3讲　电解原理及其应用
　主题2　化学反应速率与化学平衡
第1讲　化学反应速率与化学反应进行的方向
第2讲　化学平衡状态与化学平衡常数?
第3讲　化学平衡的移动
　主题3　水溶液中的离子平衡
第1讲　弱电解质的电离平衡
第2讲　水的电离、pH?
第3讲　盐类的水解平衡及应用
第4讲　沉淀溶解平衡
模块四　物质结构与性质
　主题1　原子结构与性质
　主题2　分子结构与性质
　主题3　晶体结构与性质
模块五　有机化学基础
　主题1　有机化合物的组成与结构
　主题2　烃
　主题3　烃的衍生物
　主题4　生物大分子与合成高分子
　主题5　有机物的相互转化与合成
模块六　化学实验
　主题1　化学实验基础
　主题2　化学实验方案
主题1　物质的组成和分类
1. 原子、分子、离子的概念
原子是化学变化中的最小微粒。分子是保持物质化学性质的最小微粒，一般分子由原子通过共价键构成，但稀有气体是单原子分子。离子是带电荷的原子(简单离子)或原子团(复杂离子)。
2. 原子构成物质
1. 元素
元素是具有相同核电荷数的一类原子的总称。元素在自然界的存在形式有游离态和化合态。
(1) 游离态：元素以单质形式存在的状态。
(2) 化合态：元素以化合物形式存在的状态。
2. 元素组成物质
元素
3. 纯净物与混合物
(1) 纯净物：由同种单质或化合物组成的物质。
(2) 混合物：由几种不同的单质或化合物组成的物质。
4. 酸、碱、盐与氧化物
(1) 酸：电离出的阳离子全部为H＋的化合物
(2) 碱：电离出的阴离子全部为OH－的化合物
(3) 盐：含金属阳离子(或NH)与酸根离子的化合物
(4) 氧化物：含有两种元素，其中一种为氧元素的化合物。
氧化物根据组成元素分为金属氧化物和非金属氧化物；根据其性质分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物和不成盐氧化物。酸性氧化物是指能与碱反应生成盐和水的氧化物；碱性氧化物是指能与酸反应生成盐和水的氧化物；两性氧化物是指既能与碱反应生成盐和水又能与酸反应生成盐和水的氧化物(如Al2O3)；不成盐氧化物是指既不能与碱反应生成盐和水又不能与酸反应生成盐和水的氧化物(如CO、NO2等)
1. 概念：同种元素形成的不同单质互称为同素异形体。
2. 形成方式
(1) 原子个数不同，如O2和O3。
(2) 原子排列方式不同，如金刚石和石墨。
3. 性质差异：物理性质差别较大，同素异形体之间的转化属于化学变化。
粒子 化学用语
(1) 原 子 或 离 子 ①核素符号 含有20个中子的氯原子的符号为 Cl。
②电子式 氧原子、镁离子Mg2+、铵根离子、硫离子、氢氧根离子、羟基。
③结构示意图 26Fe3+的离子结构示意图：。
④电子排布式 24Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1； 32Ge的外围电子排布式：4s24p2。
⑤电子排布图 (轨道表示式) 7N的电子排布图：。
(2) 分 子 ⑥最简式 4种最简式为CH2O的不同类型物质的名称：甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖。
⑦分子式 臭氧O3、砷化氢AsH3、十八烯酸C18H34O2。
⑧电子式 如：N2　∶N N∶、HF　
⑨结构式 如：氨气、乙醇、乙烯。
⑩结构简式 如：乙醛CH3CHO、乙酸CH3COOH、乙酸乙酯CH3COOCH2CH3。
1. 分散系
(1) 概念：把一种(或多种)物质分散在另一种(或多种)物质中所得到的体系。
(2) 分类：根据分散质粒子的大小将分散系分为溶液、浊液和胶体，可用下图直观地表示。
2. 三种分散系比较
分散系 溶液 胶体 浊液
分散质粒子 直径大小 ＜1_nm 1～100_nm >100_nm
分散质 微粒成分 离子或小分子 大分子或离子 集合体 巨大分子或离子 集合体
外观特征 均匀、透明 均匀、透明或半透明 不均匀、不透明
稳定性 稳定，静置无沉淀 较稳定 不稳定，静置有 沉淀或分层
分散质能否 透过滤纸 能 能 不能
分类 饱和溶液、不饱和溶液 固溶胶、液溶胶、气溶胶 悬浊液、乳浊液
实例 食盐水、蔗糖溶液 Fe(OH)3胶体 泥水
　　3. 胶体的性质及应用
4. Fe(OH)3胶体的制备
化学方程式为FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl。
1. 溶液组成的描述
描述 概念 含义 关系
(1) 定性 饱和溶液 不能再溶解某种溶质的溶液，叫做这种溶质的饱和溶液 通过升温、加溶剂等措施可以使饱和溶液变为不饱和溶液；通过蒸发溶剂、加溶质、降温等措施可以使不饱和溶液变为饱和溶液
不饱和溶液 还能再溶解某种溶质的溶液，叫做这种溶质的不饱和溶液
(2) 定量 质量 分数(w) 溶质的质量与溶液的质量之比 饱和的质量分数w＝
溶解度(S) 在一定温度下，某固体物质在100 g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度
2. 溶解度与物质的溶解性
溶解度是物质溶解性的一种定量描述。
溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶
溶解度(20 ℃)/g 大于10 g 1～10 g 0.01～1 g 小于0.01 g
3. 一定质量百分比浓度、体积比浓度溶液的配制
(1) 配制100 g 10%NaCl溶液。用托盘天平称取10.0 g NaCl固体，放入烧杯中，再用100 mL量筒量取90.0 mL的水注入烧杯中，然后用玻璃棒搅拌使之溶解。
(2) 用浓硫酸配制1∶4的稀硫酸50 mL。用50 mL的量筒量取40.0 mL的水注入100 mL的烧杯中，再用10 mL 的量筒量取10.0 mL浓硫酸，然后沿烧杯内壁缓缓注入烧杯中，并用玻璃棒不停地搅拌。
4. 一定物质的量浓度溶液的配制
(1) 容量瓶的构造及使用
①容量瓶上标有温度、规格和刻度线。常用规格有100 mL、250 mL、500 mL、1 000 mL等。
②容量瓶在使用前要检查是否漏水，其操作顺序为装水盖塞→倒立→
正立→玻璃塞旋转180°→倒立。
(2) 配制过程
以配制500 mL 1.0 mol·L-1 NaCl溶液为例：
主题2　物质的转化
第1讲　物质的分类与转化
1. 化学反应的分类
化学反应
2. 单质、氧化物、酸、碱和盐的通性及转化
第2讲　氧化还原反应
1. 常见氧化剂：包括某些活泼的非金属单质、含有高价态元素的化合物、某些氧化物和过氧化物等。例如：
2. 常见还原剂：包括活泼的金属单质、某些非金属单质、元素处于低价态时的物质(化合物、金属离子、非金属离子、氢化物等)。例如：
3. 具有中间价态的物质既有氧化性，又有还原性。例如：
其中：Fe2+、SO主要表现还原性，H2O2主要表现氧化性。
1. 价态规律
(1) 升降规律：氧化还原反应中，化合价有升必有降，升降总值相等。
(2) 价态归中规律
含不同价态的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”，而不会出现交叉现象。简记为“两相靠，不相交”。
(3) 歧化反应规律
“中间价―→高价＋低价”。具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应。
2. 强弱规律
(1) 根据氧化性和还原性规律判断：同一个反应中，氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性强于还原产物的还原性。
(2) 根据金属活动性或非金属活动性顺序判断：K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)、Cu、Hg、Ag，由左至右，单质的还原性逐渐减弱。K＋、Ca2+、Na＋、Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe2+、Sn2+、Pb2+、(H＋)、Cu2+、Hg2+、Ag＋，由左至右，阳离子的氧化性逐渐增强。
F2、Cl2、Br2、I2、S，由左至右，单质的氧化性逐渐减弱。F－、Cl－、Br－、I－、S2-，由左至右，阴离子的还原性逐渐增强。
(3) 根据产物中元素价态的高低判断，如2Fe＋3Cl22FeCl3，Fe＋SFeS，氧化性：Cl2>S。
3. 先后规律
同一体系中，当有多个氧化还原反应发生时，反应的先后顺序遵循强者优先的规律。
第3讲　电子得失守恒原理的应用
氧化还原反应方程式可表示如下：还原剂＋氧化剂＋一般反应物===氧化产物＋还原产物＋一般生成物，上述反应中，得失电子守恒原理可以描述为“还原剂失去电子的总数等于氧化剂所得到电子的总数”或“化合价升高总数等于化合价降低总数”。例如反应“H2O2＋KMnO4＋H2SO4―→MnSO4＋K2SO4＋O2↑＋H2O(未配平)”，根据得失电子守恒原理可以描述为“5n(H2O2)===2n(KMnO4)”。
利用得失电子守恒关系解题的思维模板
第4讲　离子反应与离子方程式
1. 易溶、易电离的物质(可溶性强电解质，包括强酸、强碱、可溶性盐)以实际参加反应的离子符号表示；非电解质、弱电解质、难溶物、气体、单质、氧化物均用化学式表示。
2. 书写离子方程式时，浓硫酸不能拆写成离子形式，而浓硝酸、浓盐酸要拆写成离子形式。
3. 多元弱酸的酸式酸根不能拆开，如HCO、HS－、HSO等；而HSO在水溶液中要拆开写。
4. 氨水作为反应物表示为“NH3·H2O”；作为生成物，若有加热条件或浓度很大时，表示为“NH3↑＋H2O”。
5. 拆写时，微溶物的澄清溶液要写成离子形式；呈浑浊状态或沉淀时要写成化学式，如澄清石灰水表示为“Ca2+＋2OH－”，而石灰乳表示为“Ca(OH)2”。
6. 盐类水解的离子方程式不要忘记加“ ”。
7. 氧化还原型离子方程式书写要正确判断变价元素的化合价。
8. 强化记忆盐、碱溶解性
钾、钠、铵盐、硝酸盐都易溶；
硫酸盐不溶铅和钡；盐酸盐不溶银和汞；
微溶物有四种；强碱都易溶，Ca(OH)2是微溶。
说明：(1) 四种微溶物是指Ag2SO4、CaSO4、MgCO3、Ca(OH)2。
(2) AgCl、AgBr、AgI、BaSO4及微溶的CaSO4、Ag2SO4都难溶于稀强酸。
1. 连续反应型——分步分析，方程式加和法
(1) 多元弱酸(或对应酸酐)与碱溶液反应
CO2通入过量NaOH溶液：
CO2(少量)＋2OH－===CO＋H2O；
过量CO2通入NaOH溶液：
CO2(过量)＋OH－===HCO。
(2) 多元弱酸(或对应酸酐)与盐溶液反应
CO2通入过量NaAlO2溶液：
2AlO＋CO2(少量)＋3H2O===2Al(OH)3↓＋CO；
过量CO2通入NaAlO2溶液：
AlO＋CO2(过量)＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO。
(3) 铝盐溶液与强碱溶液反应
AlCl3溶液中加入少量NaOH溶液：
Al3+＋3OH－(少量)===Al(OH)3↓；
AlCl3溶液中加入过量NaOH溶液：
Al3+＋4OH－(过量)===AlO＋2H2O。
(4) Fe与稀硝酸反应
Fe与过量稀硝酸反应：
Fe(少量)＋NO＋4H＋===Fe3+＋NO↑＋2H2O；
过量Fe与稀硝酸反应：
3Fe(过量)＋2NO＋8H＋===3Fe2+＋2NO↑＋4H2O。
2. 不同配比型——定“1”法(量少的物质假设为1mol)
(1) Ca(HCO3)2溶液与少量NaOH溶液反应：
Ca2+＋HCO＋OH－===CaCO3↓＋H2O；
Ca(HCO3)2溶液与过量NaOH溶液反应：
Ca2+＋2HCO＋2OH－===CaCO3↓＋2H2O＋CO。
(2) NaHSO4与Ba(OH)2反应至溶液呈中性：
Ba2+＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O；
NaHSO4与Ba(OH)2反应至SO沉淀完全：
Ba2+＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O。
(3) 竞争反应型——注意反应的先后顺序
NH4HSO4溶液与NaOH溶液反应
NaOH不足：H＋＋OH－===H2O；
NaOH过量：NH＋H＋＋2OH－===NH3·H2O＋H2O
1. 生成难溶物或微溶物，如Ca2+与CO、SO，Ag＋与Cl－、Br－、I－等。
2. 生成气体或挥发性物质，如H＋与CO、HCO，NH与OH－等。
3. 生成弱电解质，如H＋与弱酸根离子(F－、ClO－、S2-、HS－、SO等)，OH－与弱碱阳离子(Mg2+、Al3+、Fe3+等)。
4. 发生氧化还原反应，具有氧化性的离子[MnO、ClO－、NO(H＋)、Fe3+等]与具有还原性的离子(Fe2+、I－、S2-、SO等)不能大量共存(Fe2+、Fe3+能大量共存)。值得注意的是有些离子在通常情况下能大量共存，但在某些特殊情况下不能大量共存，如NO与I－、S2-与SO、Cl－与ClO－等，在碱性溶液中能大量共存，但在酸性溶液中不能大量共存。
5. 形成配合物，如Fe3+与SCN－因反应生成配合物Fe(SCN)3而不能大量共存。
6. 弱酸根离子与弱碱阳离子因发生相互促进的彻底水解反应而不能大量共存，如Al3+与HCO、CO、AlO、S2-、HS－等不能大量共存；Fe3+与CO、HCO、AlO等不能大量共存。
第一步：“细审题干关键点”
(1) 注意“一定大量共存”“可能大量共存”“不能大量共存”“因发生氧化还原反应而不能大量共存”等关键点。
(2) 注意“澄清透明溶液”意味着无难溶物和微溶物，但并不意味着溶液无色。
第二步：“分析限制条件”
(1) 常见表示溶液呈酸性的表述
①常温下，pH＝1的溶液；②使pH试纸变红的溶液；③使甲基橙呈红色的溶液；④与镁粉反应放出氢气的溶液；⑤常温下c(OH－)＝1×10-14mol·L-1的溶液；⑥>1。
(2) 常见表示溶液呈碱性的表述
①常温下，pH＝14的溶液；②使pH试纸变蓝的溶液；③使酚酞溶液变红的溶液；④常温下，c(H＋)＝1×10-14mol·L-1的溶液；⑤<1。
(3) 常见表示溶液既可能呈酸性也可能呈碱性的表述
①与铝粉反应放出氢气的溶液；②常温下，水电离出的c(OH－)＝1×10-12mol·L-1的溶液；③与NH4HCO3反应能产生气体的溶液。
(4) 无色溶液：不含有Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO等。
第三步：“抓住反应发生条件”
(1) 清楚生成气体、沉淀、弱电解质的复分解反应。
(2) 特别注意常见的氧化还原反应。
(3) 熟记相互促进的水解反应。
(4) 牢记能发生的络合反应。
第四步：“注意特殊情况”
(1) S2-与SO在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则会发生氧化还原反应而不能大量共存。
(2) NO在碱性和中性环境中没有氧化性，在酸性环境中具有氧化性。
(3) ClO－在酸性、中性和碱性环境中均有较强的氧化性。
一看拆分：(1) 拆分是否正确：能拆的有可溶性强电解质，包括强酸、强碱、可溶性盐；不能拆的有沉淀、气体、弱电解质、多元弱酸的酸式酸根。
(2) 拆分比例是否正确。
如：稀硫酸和Ba(OH)2溶液反应：H＋＋SO＋Ba2+＋OH－===BaSO4↓＋H2O，稀硫酸和Ba(OH)2拆分比例错误。
二看守恒：质量和电荷是否守恒。
三看事实：反应物和生成物是否符合反应原理。
如：Fe与盐酸：2Fe＋6H＋===2Fe3+＋2H2，产物Fe3+错误，应该是Fe2+；
过量CO2通入NaOH溶液：CO2(过量)＋2OH－===CO＋H2O，产物CO错误，应该是HCO。
不同配比型的离子方程式，用定“1”法(量少的物质假设为1mol)书写，再判断是否正确。
第5讲　新情境下方程式的书写
思维建模
写出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物，配平化合价变化的元素；根据元素守恒确定缺少的物质(反应物、产物)；配平化合价没有变化的元素，最后配水的化学计量数
―→―→―→
主题3　化学计算
第1讲　以物质的量为中心的计算
1. 物质的量
(1) 物质的量的符号为n，单位为mol。
(2) 阿伏加德罗常数(NA)：NA≈6.02×1023 mol-1，即1 mol任何微粒集合体所含有的微粒数目与0.012 kg 12C所含有的原子数相同，均约为6.02×1023个。
(3) 物质的量(n)与微粒数(N)之间的关系：N＝nNA。
2. 摩尔质量
3. 气体摩尔体积
4. 物质的量浓度
第2讲　利用化学方程式或关系式的计算
关系式法：
实际化工生产中以及化学工作者进行科学研究时，往往涉及多步反应：从原料到产品可能要经过若干步反应；测定某一物质的含量可能要经过若干步中间过程。对于多步反应体系，依据若干化学反应方程式，找出起始物质与最终物质的量的关系，并据此列比例式进行计算求解方法，称为“关系式”法。
在进行多步反应的计算时，一般的解题步骤为

根据化学方程式找出作为中介的物质，并确定已知物质、中介物质、所求物质之间的量(质量或物质的量或相同条件下气体的体积)的关系


第3讲　利用守恒法的计算
质量守恒、元素守恒、电荷守恒、得失电子守恒等，利用这些守恒关系解题的方法叫做守恒法。
(1) 质量守恒就是化学反应前后各物质的质量总和不变，在配制或稀释溶液的过程中，溶质的质量不变。
(2) 元素守恒即反应前后各元素种类不变，各元素原子个数不变，其物质的量、质量也不变。
(3) 电荷守恒即对于任一电中性的体系，如化合物、混合物、溶液等，电荷的代数和为零，即正电荷总数和负电荷总数相等。
(4) 得失电子守恒是指在发生氧化还原反应时，氧化剂得到的电子数一定等于还原剂失去的电子数，无论是自发进行的氧化还原反应还是原电池或电解池中均如此。
守恒法解题步骤
热重分析法的应用和计算
热重分析是利用某些物质(通常是结晶水合物)受热分解后残留固体的质量变化，通过分析计算，从而确定分解反应产物的一类题型，这类题通常提供热重曲线，曲线的横坐标为温度，纵坐标为质量变化或质量变化率。解题时，可以从质量变化或质量变化率入手，找出质量关系，通过列式计算确定产物成分。
具体步骤
(1) 设晶体为1 mol。
(2) 失重一般是先失水，再失非金属氧化物。
(3) 计算每步的m剩余，×100%＝固体残留率。
(4) 晶体中金属质量不减少，仍在m剩余中。
(5) 失重最后一般为金属氧化物，由质量守恒得m(O)，由n(金属)∶n(O)，即可求出失重后物质的化学式。
主题1　金属及其化合物
1.
2. 重要反应
(1) Na2O2和H2O反应的离子方程式：
2Na2O2＋2H2O===4Na＋＋4OH－＋O2↑
(2) Na2CO3转化成NaOH的化学方程式：
Na2CO3＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2NaOH
(3) 向饱和Na2CO3溶液中通入过量CO2气体的离子方程式：
2Na＋＋CO＋CO2＋H2O===2NaHCO3↓
(4) NaHCO3与过量Ca(OH)2溶液反应的离子方程式：
HCO＋Ca2+＋OH－===CaCO3↓＋H2O
(5) NaHCO3与少量Ca(OH)2溶液反应的离子方程式：
2HCO＋Ca2+＋2OH－===CaCO3↓＋CO＋2H2O
(6) 向NaOH溶液中通入少量CO2气体反应的离子方程式：
2OH－＋CO2===CO＋H2O
(7) 向NaClO溶液中通入过量CO2气体反应的离子方程式：
ClO－＋H2O＋CO2===HClO＋HCO
(8) 用惰性电极电解饱和食盐水的化学方程式：
2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
(9) NaHCO3溶液转化成Na2CO3溶液的化学方程式：
NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O
1.
2. 重要反应
(1) Al分别与盐酸、NaOH溶液反应的离子方程式：
2Al＋6H＋===2Al3+＋3H2↑、
2Al＋2OH－＋2H2O===2AlO＋3H2↑
(2) Al和Fe3O4的反应：
8Al＋3Fe3O44Al2O3＋9Fe
(3) Al2O3分别与盐酸、NaOH溶液反应的离子方程式：
Al2O3＋6H＋===2Al3+＋3H2O、
Al2O3＋2OH－===2AlO＋H2O
(4) Al(OH)3分别与盐酸、NaOH溶液反应的离子方程式：
Al(OH)3＋3H＋===Al3+＋3H2O、
Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O
(5) AlCl3分别与过量NH3·H2O、NaOH溶液反应的离子方程式：
Al3+＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH、
Al3+＋4OH－===AlO＋2H2O
(6) NaAlO2与少量盐酸或过量盐酸反应的离子方程式：
AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓、
AlO＋4H＋===Al3+＋2H2O
(7) 分别向NaAlO2溶液中通入少量或过量CO2反应的离子方程式：
少量CO2：2AlO＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋CO
过量CO2：AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO
(8) 用离子方程式表示NaAlO2与NaHCO3不能共存的原因：
AlO＋H2O＋HCO===Al(OH)3↓＋CO
1.
2. 重要反应
(1) Fe在少量Cl2中燃烧：
2Fe＋3Cl22FeCl3
(2) Fe和S混合加热：
Fe＋SFeS
(3) Fe和H2O(g)高温下反应：
4H2O(g)＋3FeFe3O4＋4H2
(4) 稀硝酸分别和过量Fe粉或少量Fe粉反应的离子方程式：
3Fe＋8H＋＋2NO===3Fe2+＋2NO↑＋4H2O(铁过量)、
Fe＋4H＋＋NO===Fe3+＋NO↑＋2H2O(铁少量)
(5) FeO分别与盐酸、稀硝酸反应的离子方程式：
FeO＋2H＋===Fe2+＋H2O、
3FeO＋10H＋＋NO===3Fe3+＋NO↑＋5H2O
(6) Fe2O3与稀硝酸反应的化学方程式：
Fe2O3＋6HNO3===2Fe(NO3)3＋3H2O
(7) Fe3O4分别与稀盐酸、稀硝酸反应的离子方程式：
Fe3O4＋8H＋===2Fe3+＋Fe2+＋4H2O、
3Fe3O4＋28H＋＋NO===9Fe3+＋NO↑＋14H2O
(8) Fe(OH)2分别与稀盐酸、稀硝酸反应的离子方程式：
Fe(OH)2＋2H＋===Fe2+＋2H2O、
3Fe(OH)2＋10H＋＋NO===3Fe3+＋NO↑＋8H2O
(9) Fe(OH)3分别与稀盐酸、氢碘酸反应的离子方程式：
Fe(OH)3＋3H＋===Fe3+＋3H2O、
2Fe(OH)3＋6H＋＋2I－===2Fe2+＋I2＋6H2O
(10) Fe(OH)2露置于空气中：
4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3
(11) 制备Fe(OH)3胶体：
FeCl3＋3H2O(沸水) Fe(OH)3(胶体)＋3HCl
(12) 铁发生吸氧腐蚀生成铁锈(Fe2O3·nH2O)的过程：
负极：2Fe－4e－===2Fe2+，
正极：O2＋4e－＋2H2O===4OH－，
Fe2+＋2OH－===Fe(OH)2↓，
4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3，
2Fe(OH)3===Fe2O3·nH2O＋(3－n)H2O。
1. 铜及其重要化合物
(1) 铜及其重要化合物的性质与转化网络
(2) 重要反应
① Cu分别和浓硫酸、稀硝酸反应的化学方程式：
Cu＋2H2SO4(浓) CuSO4＋SO2↑＋2H2O、
3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
②铜绿的生成：
2Cu＋O2＋H2O＋CO2===Cu2(OH)2CO3
③FeCl3溶液腐蚀铜板的离子方程式：
2Fe3+＋Cu===2Fe2+＋Cu2+
④Cu和S混合加热、Cu在Cl2中燃烧：
2Cu＋SCu2S、
Cu＋Cl2CuCl2
⑤用惰性电极电解CuSO4溶液：
2CuSO4＋2H2O2Cu＋O2↑＋2H2SO4
2. 金属活动性顺序与金属冶炼
(1) 规律方法
金属的冶炼方法与金属活动性顺序有密切的关系：
K　Ca　Na　Mg　Al Zn　Fe　Sn　Pb(H)　Cu Hg　Ag Pt　Au
电解法 热还原法 加热分解法 物理方法
(2) 特别提醒
①电解法冶炼活泼金属使用的是熔融的金属盐或金属氧化物，而不是盐溶液。
②钠、镁的冶炼是电解熔融的NaCl、MgCl2；铝的冶炼是电解加了冰晶石的熔融Al2O3，不是电解熔融AlCl3，因为AlCl3是共价化合物，熔融态不导电。
③热还原法中使用的还原剂通常为碳、一氧化碳和氢气等。
物质 俗名 典型应用(原理)
Na2CO3 纯碱、苏打、 天然碱、口碱 去油污(溶液碱性，使油脂水解)
NaHCO3 小苏打 抑酸剂(水溶液呈弱碱性，中和过多胃酸)；食品膨化剂(受热分解产生气体)
Na2SiO3 水玻璃、泡花碱、矿物胶 矿物胶；防火材料
Al2O3 刚玉 耐高温材料(高熔点)；耐磨材料(硬度大)
KAl(SO4)2·12H2O 明矾 净水剂(絮凝剂) Al3+＋3H2O===Al(OH)3(胶体)＋3H＋ 形成的Al(OH)3为胶体，具有吸附性
Fe2O3 铁红、赤铁矿 红色涂料(铁红)；冶炼铁
Fe3O4 磁铁矿 磁性材料；冶炼铁
CuSO4·5H2O 胆矾、蓝矾 杀虫剂——波尔多液(重金属离子使病菌蛋白变性)
主题2　非金属及其化合物
1.
2. 重要反应
(1) 实验室用MnO2和浓盐酸反应制Cl2的离子方程式：
MnO2＋4H＋＋2Cl－Mn2+＋Cl2↑＋2H2O
(2) 工业制Cl2的离子方程式：
2Cl－＋2H2OCl2↑＋H2↑＋2OH－
(3) 洁厕灵和漂白液混合的离子方程式：
ClO－＋Cl－＋2H＋===Cl2↑＋H2O
(4) 向水中通入Cl2的离子方程式：
Cl2＋H2O H＋＋Cl－＋HClO
(5) 制漂白液的化学方程式：
Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O
(6) 制漂白粉的化学方程式：
2Cl2＋2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O
(7) 在空气中漂白粉漂白原理的离子方程式：
Ca2+＋2ClO－＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO
(8) 向FeBr2溶液通入少量Cl2的离子方程式：
2Fe2+＋Cl2===2Fe3+＋2Cl－
(9) 向FeBr2溶液中通入等量Cl2的离子方程式：
2Fe2+＋2Br－＋2Cl2===2Fe3+＋Br2＋4Cl－
(10) 向FeBr2溶液中通入过量Cl2的离子方程式：
2Fe2+＋4Br－＋3Cl2===2Fe3+＋2Br2＋6Cl－
(11) 加热条件下Cl2可与NaOH溶液生成NaClO3的离子方程式：
3Cl2＋6OH－5Cl－＋ClO＋3H2O
1.
2. 重要反应
(1) 书写离子方程式
①热NaOH溶液除硫：
3S＋6OH－2S2-＋SO＋3H2O
②将少量SO2气体通入NaOH溶液中：
SO2＋2OH－===SO＋H2O
③将SO2和Cl2等体积混合通入水中：
SO2＋Cl2＋2H2O===4H＋＋2Cl－＋SO
④将足量SO2气体通入FeCl3溶液中：
SO2＋2Fe3+＋2H2O===SO＋2Fe2+＋4H＋
(2) 书写化学方程式
①将SO2通入H2S溶液中：
2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O
②Cu和浓硫酸混合加热：
Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O
③C和浓硫酸混合加热：
C＋2H2SO4(浓)CO2↑＋2SO2↑＋2H2O
④实验室利用Na2SO3和浓硫酸制SO2：
Na2SO3＋H2SO4(浓)===Na2SO4＋H2O＋SO2↑
⑤工业上用过量的氨水吸收SO2：
SO2＋2NH3·H2O===(NH4)2SO3＋H2O
1.
2. 重要反应
(1) 书写离子方程式
①将NO2通入水中：
3NO2＋H2O===2H＋＋2NO＋NO
②将NH4Cl溶液与NaOH溶液混合加热：
NH＋OH－NH3↑＋H2O
③将NH3通入AlCl3溶液中：
3NH3＋3H2O＋Al3+===Al(OH)3↓＋3NH
④将氨水滴入FeCl3溶液中：
3NH3·H2O＋Fe3+===Fe(OH)3↓＋3NH
⑤Cu和浓硝酸反应：
Cu＋4H＋＋2NO===Cu2+＋2H2O＋2NO2↑
⑥Cu和稀硝酸反应：
3Cu＋8H＋＋2NO===3Cu2+＋2NO↑＋4H2O
⑦C和浓硝酸反应：
C＋4H＋＋4NOCO2↑＋4NO2↑＋2H2O
(2) 书写化学方程式
①N2和O2的反应：
N2＋O22NO
②氨的催化氧化：
4NH3＋5O24NO＋6H2O
③实验室用消石灰和NH4Cl制氨气：
Ca(OH)2＋2NH4ClCaCl2＋2NH3↑＋2H2O
④浓硝酸变黄：
4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O
1.
2. 重要反应
(1) 制水煤气：
C＋H2O(g)CO＋H2
(2) 制备粗硅：
2C＋SiO22CO↑＋Si
(3) “水滴石穿”的反应原理(用离子方程式表示)：
CaCO3＋CO2＋H2O===Ca2+＋2HCO
(4) “钟乳石”的形成过程(用化学方程式表示)：
CaCO3＋CO2＋H2O===Ca(HCO3)2，
Ca(HCO3)2CaCO3↓＋CO2↑＋H2O。
(5) 向饱和Na2CO3溶液中通入过量CO2的离子方程式：
2Na＋＋CO＋CO2＋H2O===2NaHCO3↓
(6) SiO2和氢氟酸的反应的化学方程式：
SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O
(7) SiO2和NaOH溶液反应的离子方程式：
SiO2＋2OH－===SiO＋H2O
(8) 向Na2SiO3溶液中通入过量CO2的离子方程式：
SiO＋2CO2＋2H2O===H2SiO3↓＋2HCO
主题1　化学反应与能量变化
第1讲　反应热与热化学方程式
1. 化学反应的实质与特征
(1) 实质：反应物中化学键的断裂和生成物中化学键的形成。
(2) 特征：既有物质变化，又伴有能量变化，通常主要表现为热量的变化。
2. 反应热和焓变
(1) 反应热：化学反应中放出或吸收的热量。
(2) 焓变：在恒压条件下化学反应的热效应，其符号为ΔH，单位是 kJ· mol-1。
3. 吸热反应和放热反应
(1) 从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析：
　
(2) 从化学键的变化角度分析：
1. 概念：表示参与化学反应的物质的物质的量和反应热关系的化学方程式。
2. 意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。如2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571.6 kJ· mol-1表示：2 mol氢气和1 mol氧气反应生成2 mol液态水时放出571.6 kJ的热量。
3. 热化学方程式的书写
4. 热化学方程式的正误判断
1. 内容：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相等的，即化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
2. 意义：间接计算某些反应的反应热。
3. 应用：
方程式 反应热间的关系
aAB、AB ΔH1＝aΔH2
AB ΔH1＝－ΔH2
ΔH＝ΔH1＋ΔH2
　　4. 有关盖斯定律的计算
1. 燃烧热
2. 中和热
3. 中和热测量装置
臭氧层中O3分解过程如图所示。
臭氧分解过程示意图
1. E、E1、E2分别是总反应、催化反应①和②的活化能。
2. 活化能大的化学反应的速率慢。
3. 总反应的速率是由化学反应慢的催化反应①决定的。
4. Cl是反应的催化剂，ClO是中间产物。
第2讲　原电池原理及其应用
1. 概念和反应本质
原电池是把化学能转化为电能的装置，其反应本质是自发的氧化还原反应。
2. 工作原理
以锌铜原电池为例：
Ⅰ Ⅱ
电极名称 负极 正极
电极材料 Zn Cu
电极反应 Zn－2e－===Zn2+ Cu2+＋2e－===Cu
反应类型 氧化反应 还原反应
电子流向(外电路) 由负极沿导线流向正极
离子移向 (内电路) 阴离子向负极移动，阳离子向正极移动；盐桥含饱和KCl溶液，K＋移向正极，Cl－移向负极
装置区别 装置Ⅰ：还原剂Zn与氧化剂Cu2+直接接触，易造成能量损耗，装置效率很低； 装置Ⅱ：还原剂在负极区，而氧化剂在正极区，能避免能量损耗
3.构成条件一“两极一液一线一反应”
电极 两极为导体，且存在活动性差异，一般活动性较强的金属作负极，活动性较弱的金属或非金属导体作正极
溶液 两极插入电解质溶液中
回路 形成闭合回路或两极直接接触
本质 自发地发生氧化还原反应
4. 三个方向
电子移动方向 从负极流出沿导线流入正极
电流方向 从正极沿导线流向负极
离子迁移方向 电解质溶液中，阴离子向负极迁移，阳离子向正极迁移
5. 原电池工作原理的应用
原电池原 理的应用 化学原理
比较金属的 活动性强弱 原电池中，一般活动性较强的金属作负极，而活动性较弱的金属(或能导电的非金属)作正极。如有两种金属A和B，用导线将A和B连接后，插入稀硫酸中，一段时间后，若观察到A溶解，而B上有气泡逸出，则说明A作负极，B作正极，则一般情况下金属活动性：A＞B
增大化学 反应速率 由于形成了原电池，导致化学反应速率增大。如Zn与稀硫酸反应制氢气时，可向溶液中滴加少量CuSO4溶液，形成“Cu Zn 稀硫酸”原电池，增大反应速率
金属腐蚀 的防护 使需要保护的金属制品作原电池的正极而受到保护。如要保护一个铁质的输水管道或钢铁桥梁，可用导线将其与一块锌块相连，形成原电池，使锌作原电池的负极被损耗，铁作正极而受到保护
6. 设计制作化学电源的思路
1. 碱性锌锰干电池——一次电池
正极反应：MnO2＋H2O＋e－===MnO(OH)＋OH－；
负极反应：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2；
总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnO(OH)＋Zn(OH)2。
2. 锌银电池——一次电池
负极反应：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2；
正极反应：Ag2O＋H2O＋2e－===2Ag＋2OH－；
总反应：Zn＋Ag2O＋H2O===Zn(OH)2＋2Ag。
3. 二次电池(可充电电池)
铅蓄电池是最常见的二次电池。
总反应：Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq)2PbSO4(s)＋2H2O(l)。
负极材料是Pb，正极材料是PbO2。
1. 书写的一般步骤
2. 已知总反应方程式，书写电极反应式
(1) 书写步骤
步骤一：写出电池总反应式，标出电子转移的方向和数目(ne－)。
步骤二：找出正、负极，失电子的电极为负极；确定溶液的酸碱性。
步骤三：书写电极反应式。
负极反应：还原剂－ne－===氧化产物
正极反应：氧化剂＋ne－===还原产物
(2) 书写技巧
若某电极反应式较难写时，可先写出较易的电极反应式，用总反应式减去较易写的电极反应式，即可得出较难写的电极反应式。如CH3OCH3(二甲醚)酸性燃料电池中，
总反应式：CH3OCH3＋3O2===2CO2＋3H2O
正极：O2＋4H＋＋4e－===2H2O
负极：CH3OCH3＋3H2O－12e－===2CO2↑＋12H＋
3. 氢氧燃料电池在四种常见介质中的电极反应式总结
负极
正极
1. 金属腐蚀的本质
金属原子失去电子变为金属阳离子，发生氧化反应。
2. 金属腐蚀的类型
析氢腐蚀与吸氧腐蚀——以钢铁的腐蚀为例进行分析
类型 析氢腐蚀 吸氧腐蚀
条件 水膜酸性较强 水膜酸性很弱或呈中性
电极 反应 负极 Fe－2e－===Fe2+
正极 2H＋＋2e－===H2↑ O2＋2H2O＋4e－===4OH－
总反应式 Fe＋2H＋===Fe2+＋H2↑ 2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2
①钢铁的吸氧腐蚀更普遍。
②铁锈的形成：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3，2Fe(OH)3===
Fe2O3·xH2O(铁锈)＋(3－x)H2O。
3. 金属的防护
(1) 电化学防护
①牺牲阳极的阴极保护法——原电池原理
a. 负极：比被保护金属活泼的金属；
b. 正极：被保护的金属设备。
②外加电流的阴极保护法——电解原理
a. 阴极：被保护的金属设备；
b. 阳极：惰性金属或石墨。
(2) 改变金属的内部结构，如制成合金、不锈钢等。
(3) 加防护层，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。
第3讲　电解原理及其应用
1. 电解：在电流作用下，电解质在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。
2. 电解池：将电能转化为化学能的装置。
3. 电解池的构成
(1) 有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。
1. 判断电解池的阴、阳极
(1) 根据外接电源的正、负极判断
电源正极连接阳极，电源负极连接阴极。
(2) 根据电极产物判断
电极溶解、逸出O2(或电极区变酸性)或逸出Cl2的为阳极；析出金属、逸出H2(或电极区变碱性)的为阴极。
2. 电极反应式的书写步骤
(1) 分析电解质水溶液的组成：找全离子并分阴、阳两组(不要忘记水溶液中的H＋和OH－)。
(2) 排出阴、阳两极的放电顺序
①阳极
活性电极：金属作阳极(Pt、Au除外)，金属本身被电解(注：Fe生成Fe2+而不是Fe3+)；
惰性电极(Pt、Au、石墨等)：还原性强的离子先放电，放电顺序为S2->I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根。
②阴极(放电顺序与电极材料无关)
氧化性强的离子先放电，放电顺序为Ag＋>Fe3+>Cu2+>H＋(酸中)>Fe2+>Zn2+>H＋(水中)。
注意：
①阴极不管是什么材料，电极本身都不反应，一定是溶液(或熔融电解质)中的阳离子放电。
②最常用、最重要的放电顺序为阳极：Cl－>OH－；阴极：Ag＋>Cu2+>H＋。
③电解水溶液时，K＋～Al3+不可能在阴极放电，即不可能用电解水溶液的方法得到K、Ca、Na、Mg、Al等金属。
(3) 写出两极电极反应式
①阳极：活性电极失去电子生成相应的金属阳离子；溶液中的阴离子失去电子生成相应的单质或高价态化合物。
②阴极：溶液中的阳离子得到电子生成相应的单质或低价态化合物。
(4) 写出电解总反应式
在两极转移电子数目相同的前提下，两极反应式相加即可得总反应的化学方程式或离子方程式。
类型 实例 电极反 应式 电解 对象 溶液 pH 变化 溶液 复原 方法
电解水型 含氧酸 H2SO4 阳极：4OH－－4e－===2H2O＋O2↑ 阴极：2H＋＋2e－===H2↑ 总反应：2H2O2H2↑＋O2↑ 水 减小 加水
强碱 NaOH 增大
活泼金属的 含氧酸盐 KNO3 不变
电解电解质型 无氧酸 (氢氟除外) HCl 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 阴极：2H＋＋2e－===H2↑ 总反应：2HClH2↑＋Cl2↑ HCl 增大 通入 HCl 气体
不活泼 金属的无 氧酸盐 CuCl2 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 阴极：Cu2+＋2e－===Cu 总反应：CuCl2Cu＋Cl2↑ CuCl2 － 加 CuCl2 固体
放氢生碱型 活泼金属 的无氧 酸盐 NaCl 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 阴极：H2O＋2e－===H2↑＋2OH－ 总反应：2NaCl＋2H2OH2↑＋Cl2↑＋2NaOH NaCl 和 H2O 增大 通入 HCl 气体
放氧生酸型 不活泼 金属的 含氧酸盐 AgNO3 阳极：2H2O－4e－===O2↑＋4H＋ 阴极：Ag＋＋e－===Ag 总反应：4AgNO3＋2H2O4Ag＋O2↑＋4HNO3 AgNO3 和 H2O 减小 加入 Ag2O 固体
电解质溶液的复原
若要使电解后的溶液恢复到原状态，应遵循“出什么加什么”(即一般加入阴极产物与阳极产物形成的化合物)的原则。如用惰性电极电解盐酸(足量)一段时间后，若要使溶液复原，应通入HCl气体而不能加入盐酸。
1. 氯碱工业
(1) 电极反应
阳极反应式：2Cl－－2e－===Cl2↑(氧化反应)；
阴极反应式：2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－(还原反应)。
(2) 总反应方程式
2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。
(3) 氯碱工业生产流程图
2. 电镀和电解精炼铜
电镀(Fe表面镀Cu) 电解精炼铜
阳极 电极材料 镀层金属铜 粗铜(含Zn、Fe、Ni、Ag、Au等杂质)
电极反应 Cu－2e－===Cu2+ Zn－2e－===Zn2+、 Fe－2e－===Fe2+、 Ni－2e－===Ni2+、 Cu－2e－===Cu2+
阴极 电极材料 待镀金属铁 纯铜
电极反应 Cu2+＋2e－===Cu
电解质溶液 含Cu2+的盐溶液
注：电解精炼铜时，粗铜中的Ag、Au等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥
3. 电冶金：利用电解熔融盐或氧化物的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。
总反应化学方程式 阳极、阴极反应式
冶炼钠 2NaCl(熔融)_2Na＋Cl2↑ 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑、 阴极：Na＋＋e－===Na
冶炼镁 MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑ 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑、 阴极：Mg2+＋2e－===Mg
冶炼铝 2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑ 阳极：2O2-－4e－===O2↑、 阴极：Al3+＋3e－===Al
注意：①冶炼镁不用MgO作原料；冶炼铝不用AlCl3作原料。
②冶炼铝的过程中阳极产生的氧气与碳块在高温条件下反应，使阳极材料消耗。
主题2　化学反应速率与化学平衡
第1讲　化学反应速率与化学反应进行的方向
1. 表示方法：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表示。
2. 表达式：v＝，单位： mol·L-1·s-1或 mol·L-1·min-1。
3. 化学反应速率与化学计量数关系
对于已知反应mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)，其化学反应速率可用不同的反应物或生成物来表示，当单位相同时，化学反应速率的数值之比等于化学计量数之比，即v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。
4. 准确理解化学反应速率
(1) 化学反应速率一般指平均速率而不是某一时刻的瞬时速率，且无论用反应物还是用生成物表示均取正值。
(2) 同一化学反应，相同条件下用不同物质表示的反应速率，其数值可能不同，但表示的意义相同。
(3) 不能用固体或纯液体表示化学反应速率，因为固体或纯液体的浓度视为常数。
5. 计算化学反应速率的常用方法
(1) 定义式法：根据“v＝”进行计算。
(2) 比例式法：根据“化学反应速率之比等于化学计量数之比”进行计算。
(3) 三段式法：具体步骤如下。
①写出有关反应的化学方程式。
②找出各物质的起始量、转化量、某时刻量。
③根据已知条件列方程式计算。
例如，反应　　　　　　　　　mA　＋　nB　 　pC
t0时刻浓度/(mol·L-1) a b 0
转化浓度/(mol·L-1) x
t1时刻浓度/(mol·L-1) a－x b－
则：v(A)＝ mol·L-1·s-1、v(B)＝ mol·L-1·s-1、v(C)＝ mol·L-1·s-1。
1. 内因
反应物本身的性质是主要因素。如相同条件下Mg、Al与稀盐酸反应的速率大小关系为Mg>Al。
2. 外因(其他条件不变，只改变一个条件)
增大反应物浓度，反应速率增大，反之减小
|
对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率增大，反之减小
|
|
使用催化剂，能改变化学反应速率，且正、逆反应速率的改变程度相同
|
3. 理解外界条件对化学反应速率的影响
(1) 反应物本身的性质是影响化学反应速率的主要因素。
(2) 压强对化学反应速率的影响是通过改变浓度实现的，所以分析压强的改变对反应速率的影响时，也可以从浓度是否发生改变的角度来分析，若改变总压强而各物质的浓度不改变，则反应速率不变。
(3) 改变温度，使用催化剂，反应速率一定发生变化，其他外界因素的改变，反应速率不一定发生变化。
(4) 固体反应物量的增减，不能改变化学反应速率，固体的表面积改变才能改变化学反应速率。
4. 气体反应体系中充入惰性气体(不参与反应)对反应速率的影响
(1) 恒温恒容：充入“惰性气体”―→总压增大―→物质浓度不变(活化分子浓度不变)―→反应速率不变。
(2) 恒温恒压：充入“惰性气体”―→体积增大―→物质浓度减小(活化分子浓度减小)―→反应速率减小。
2. 焓变、熵变和温度对化学反应方向的影响
ΔH ΔS ΔH－TΔS 反应情况
－ ＋ 永远是负值 在任何温度下过程均自发进行
＋ － 永远是正值 在任何温度下过程均非自发进行
＋ ＋ 低温为正；高温为负 低温时非自发；高温时自发
－ － 低温为负；高温为正 低温时自发；高温时非自发
第2讲　化学平衡状态与化学平衡常数
1. 概念：
一定条件下的可逆反应，当反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物的浓度和生成物的浓度不再改变，我们称为“化学平衡状态”，简称“化学平衡”。
2. 建立过程：
在一定条件下，把某一可逆反应的反应物加入固定容积的密闭容器中。反应过程如下：
以上过程可用下图表示：
3. 特征：
1. 利用化学平衡常数判断化学反应可能进行的程度，K值越大，反应进行的程度越大。
2. 利用化学平衡常数K与Qc判断化学平衡移动的方向
aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)
K＝ 平衡时浓度 Qc＝ 某时刻浓度
K
3. 利用化学平衡常数K判断可逆反应的热效应
K的变化 结论
升高温度 增大 正反应为吸热反应
减小 正反应为放热反应
降低温度 增大 正反应为放热反应
减小 正反应为吸热反应
第3讲　化学平衡的移动
1. 化学平衡移动的过程
2. 化学平衡移动方向与化学反应速率的关系
(1) v(正)＞v(逆)：平衡向正反应方向移动。
(2) v(正)＝v(逆)：反应达到平衡状态，平衡不移动。
(3) v(正)＜v(逆)：平衡向逆反应方向移动。
3. 外界条件对化学平衡的具体影响
改变影响平衡的一个条件 化学平衡移动方向 化学平衡移动结果
浓度 增大反应物浓度 向正反应方向移动 反应物浓度减小，但比原来大
减小反应物浓度 向逆反应方向移动 反应物浓度增大，但比原来小
增大生成物浓度 向逆反应方向移动 生成物浓度减小，但比原来大
减小生成物浓度 向正反应方向移动 生成物浓度增大，但比原来小
压强 增大体系压强 向气体体积减小的反应方向移动 体系压强减小，但比原来大
减小体系压强 向气体体积增大的反应方向移动 体系压强增大，但比原来小
温度 升高温度 向吸热反应方向移动 体系温度降低，但比原来高
降低温度 向放热反应方向移动 体系温度升高，但比原来低
4. 几种特殊情况
(1) 改变固体或纯液体的量，对化学平衡没影响。
(2) “惰性气体”对化学平衡的影响。
①恒温、恒容条件：
原平衡体系体系总压强增大―→体系中各组分的浓度不变―→平衡不移动。
②恒温、恒压条件：
原平衡体系―→
(3) 同等程度地改变反应混合物中各物质的浓度时，应视为压强的影响。
1. 恒温、恒容条件下气体体积改变的反应
判断方法：极值等量即等效。
2SO2(g) ＋ O2(g) 2SO3(g) 说明 应用
① 2 mol　　 1 mol　　　 0 ④中a、b、c三者的关系满足：c＋a＝2、＋b＝1，即与①②③平衡等效 ①②③④达到平衡后，各物质物质的量、质量、物质的量浓度、百分含量(物质的量分数、质量分数、体积分数)相同
② 0　　　　 0　　　 2 mol
③ 0.5 mol　 0.25 mol　 1.5 mol
④ a mol　　 b mol　　 c mol
2. 恒温、恒压条件下气体体积改变的反应
判断方法：极值等比即等效。
2SO2(g) ＋ O2(g) 2SO3(g) 说明 应用
① 2 mol　 3 mol　　 　0 ④中a、b、c三者的关系满足：＝，即与①②③平衡等效 ①②③④达到平衡后，各物质物质的量、质量等比，组分物质的量浓度、百分含量(物质的量分数、质量分数、体积分数)相同
② 4 mol　 6 mol　　　 0
③ 1 mol　 3.5 mol　 2 mol
④ a mol　 b mol　　 c mol
3. 恒温条件下气体体积不变的反应
判断方法：无论是恒温恒容还是恒温恒压，只要极值等比即等效，因为压强改变对该类反应的化学平衡无影响。
H2(g) ＋ I2(g) 2HI(g) 说明 应用
① 1 mol　 1 mol　　 0 ④中a、b、c三者的关系满足：∶(＋b)＝1∶1或a∶b＝1∶1、c≥0，即与①②③平衡等效 ①②③④达到平衡后，各物质物质的量、质量、物质的量浓度等比(恒温恒压条件下，物质的量浓度相同)，组分百分含量(物质的量分数、质量分数、体积分数)相同
② 2 mol　 2 mol　　 0
③ 0　　　0　　　2 mol
④ a mol　 b mol　 c mol
(1) 充入反应物或生成物
按照等效模式，转化为同种物质再进行比较。
(2) 恒温恒容，将反应物的用量成倍数关系变化
一般先建立等效平衡(将体积成倍数关系变化) 确定此时各个量的关系 将变化的体积复原(相当于增大或减小压强) 确定平衡移动的方向 分析平衡移动引起的量的变化。
如aA(g) bB(g)＋cC(g)：
(3) 恒温恒容与恒温恒压比较
一般先建立等效平衡(将恒容容器先变为恒压容器) 确定反应过程中体积的变化 将体积复原(活塞上移或下移) 确定平衡移动的方向 分析平衡移动引起的量的变化。
主题3　水溶液中的离子平衡
第1讲　弱电解质的电离平衡
1. 强、弱电解质
(1) 概念
(2) 与化合物类型的关系
强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。
2. 电离方程式的书写
(1) 弱电解质
①多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3 H＋＋HCO，HCO H＋＋CO。
②多元弱碱电离方程式一步写出，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3 Fe3+＋3OH－。
(2) 酸式盐
①强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
②弱酸的酸式盐中酸式酸根离子不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCO H＋＋CO。
3. 弱电解质的电离
(1) 电离平衡的建立
弱电解质的电离平衡是指在一定条件下，弱电解质的分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中的分子和离子的浓度都保持不变时的状态。
平衡建立过程的v-t图像如图所示。
(2) 弱电解质电离平衡的特征
(3) 外界条件对电离平衡的影响
①温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
②浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
③同离子效应——加入与弱电解质具有相同离子的强电解质：电离平衡向左移动，电离程度减小。
④加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
4. 强、弱电解质的比较
(1) 一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)的比较
①相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
酸 比较 项目 c(H＋) pH 中和碱 的能力 与足量活泼 金属反应产 生H2的量 开始与金 属反应的 速率
盐酸 大 小 相同 相同 大
醋酸溶液 小 大 小
②相同pH、相同体积的盐酸与醋酸溶液的比较
酸 比较 项目 c(H＋) c(酸) 中和碱 的能力 与足量活泼 金属反应产 生H2的量 开始与金 属反应的 速率
盐酸 相同 小 小 少 相同
醋酸溶液 大 大 多
(2) 一元强酸(HCl)与一元弱酸(CH3COOH)稀释图像比较
①相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大 加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
　　②相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大 加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多
1. 表达式
(1) 一元弱酸HA的电离常数：根据HA H＋＋A－，可表示为Ka＝。
(2) 一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH B＋＋OH－，可表示为Kb＝。
2. 特点
(1) 电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关。由于电离过程是吸热的，故升高温度，K增大。
(2) 多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1 K2 ……所以其酸性主要取决于第一步电离。
3. 意义
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。
4. 应用
已知：25 ℃时，K(HCOOH)＝1.77×10-4，K(HClO)＝4.9×10-10，H2CO3的K1＝4.4×10-7，K2＝5.6×10-11
(1) 判断弱酸(或弱碱)的相对强弱：酸的电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
K(HCOOH)>K(HClO)，则同温同浓度下酸性：HCOOH>HClO
(2) 判断盐溶液的碱性(或酸性)强弱：酸的电离常数越大，对应的盐水解程度越小，其盐溶液的碱性(或酸性)越弱。
K(HCOOH)>K(HClO)，则同温同浓度下碱性：HCOONa＜NaClO
(3) 判断复分解反应能否发生：一般符合“强酸制弱酸”规律。
K1(H2CO3)>K(HClO)
Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO　 (能发生)
NaHCO3＋HClO===NaClO＋CO2↑＋H2O　 (不能发生)
(4) 判断微粒浓度比值的变化
弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
如把0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀释，＝＝，稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则的值变大。
第2讲　水的电离、pH
1. 水的电离
水是极弱的电解质，其电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。
2. 水的离子积常数
(1) 表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。室温下，Kw＝1×10-14。
(2) 影响因素：只与温度有关，水的电离是吸热过程，升高温度，Kw增大。
(3) 适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
3. 外界条件对水的电离平衡的影响
　　体系变化 条件　　　　 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 c(OH－) c(H＋)
加酸 逆 不变 减小 减小 增大
加碱 逆 不变 减小 增大 减小
加可水 解的盐 Na2CO3 正 不变 增大 增大 减小
NH4Cl 正 不变 增大 减小 增大
温度 升温 正 增大 增大 增大 增大
降温 逆 减小 减小 减小 减小
其他，如加入Na 正 不变 增大 增大 减小
注意：
①不管哪种溶液均有c水(H＋)＝c水(OH－)。
②酸、碱、盐虽然影响水的电离平衡(不水解的盐除外)，造成水电离出的H＋或OH－的浓度发生变化，但在温度一定时Kw仍然不变，因为Kw只与温度有关。
③水的离子积常数Kw＝c(H＋)·c(OH－)中H＋和OH－不一定是水电离出来的。c(H＋)和c(OH－)分别指溶液中的H＋和OH－的总浓度。这一关系适用于任何稀的电解质水溶液。
④室温下，由水电离出的c(H＋)＝1×10-13 mol·L-1的溶液可能呈强酸性或强碱性，故HCO、HSO、HS－等弱酸的酸式酸根离子均不能在该溶液中大量存在。
1. 溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
酸性溶液 中性溶液 碱性溶液
c(H＋)>c(OH－) c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)2. 溶液的pH
(1) 计算公式：pH＝－lg_c(H＋)。
(2) 测量方法
①pH试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
3. 酸、碱的稀释规律
常温下任何酸(或碱)溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7(或小于7)，只能接近7。
溶液 稀释前溶液pH 加水稀释到体积为 原来的10n倍 稀释后溶液pH
酸 强酸 pH＝a pH＝a＋n
弱酸 a＜pH＜a＋n
碱 强碱 pH＝b pH＝b－n
弱碱 b－n＜pH＜b
注：表中a＋n＜7，b－n＞7。
4. 酸碱混合规律
(1) 等浓度等体积的一元酸与一元碱混合的溶液——“谁强显谁性，同强显中性”。
(2) 25 ℃，酸碱pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合，混合液呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合，混合液呈酸性。即“谁弱谁过量，显谁性”。
(3) 强酸、强碱等体积混合(25 ℃时)
①酸碱pH之和等于14，混合液呈中性；
②酸碱pH之和小于14，混合液呈酸性；
③酸碱pH之和大于14，混合液呈碱性。
1. 原理：c(待测)＝(以一元酸、一元碱为例)
2. 酸碱中和滴定所需的主要仪器
酸式滴定管(有活塞)，碱式滴定管，锥形瓶，铁架台，滴定管夹
3. 酸碱中和滴定的关键
(1) 准确测定参加反应的两溶液的体积V标和V待
(2) 准确判断中和反应是否恰好完全进行 借助酸碱指示剂判断滴定终点
4. 酸碱中和滴定实验操作
(1) 滴定前准备工作
a. 滴定管：洗涤——检漏——润洗——注液——赶气泡——调液
润洗：先用水洗，再用标准液或待测液分别润洗酸式滴定管和碱式滴定管。
调液：调节液面至零或零刻度线以下，并记下准确读数，如果尖嘴部分有气泡，要排出气泡，酸式滴定管可以快速放液，碱式滴定管可以将乳胶管向上弯曲。
读数：视线和凹液面最低点相切。
b. 锥形瓶：洗涤(注意：不能用所放溶液润洗 ) 注入(用滴定管或移液管)一定体积的溶液(待测液或标准液)到锥形瓶中，并滴加2～3滴指示剂。
(2) 滴定过程
左手控制滴定管的活塞； 右手摇动锥形瓶； 眼睛观察锥形瓶中溶液颜色的变化。
(3) 指示剂的选择
几种常用指示剂的变色范围如下：
指示剂 变色范围(pH) 颜色
酸性 碱性
甲基橙 3.1～4.4 红 黄
石蕊 5.0～8.0 红 蓝
酚酞 8.2～10.0 无 红
酸碱指示剂一般选用酚酞和甲基橙，石蕊试液由于变色不明显，在滴定时不宜选用。
强酸与强碱滴定： 酚酞或甲基橙
强酸与弱碱滴定： 甲基橙
弱酸与强碱滴定： 酚酞
(4) 终点的判断：当滴入最后一滴××溶液时，锥形瓶中的溶液由××颜色变为××颜色，且在半分钟内不变色。
(5) 体积的计算：多次测定求各体积的平均值，特别大或特别小的数据要舍去。
5. 酸碱中和滴定中的误差分析(以已知浓度盐酸滴定未知浓度氢氧化钠溶液为例)
步骤 操作 c(NaOH)
洗涤 未用标准溶液润洗滴定管 偏高
锥形瓶用待测溶液润洗 偏高
取用待测液的滴定管未用待测液润洗 偏低
锥形瓶洗净后瓶内残留蒸馏水 无影响
滴定 滴定前有气泡，滴定后无气泡 偏高
滴定前无气泡，滴定后有气泡 偏低
滴定过程中振荡时有液滴溅出 偏低
滴定时有几滴标准溶液附着在锥形瓶上 偏高
读数 滴定前仰视或滴定后俯视 偏低
滴定前俯视或滴定后仰视 偏高
其他 滴定终点时滴定管尖嘴悬一滴溶液 偏高
指示剂变色立即停止滴定 偏低
第3讲　盐类的水解平衡及应用
1. 定义
在溶液中，盐电离出来的离子与水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
2. 实质
盐电离→→生成弱电解质→破坏了水的电离平衡→水的电离程度增大→c(H＋)≠c(OH－)→溶液呈碱性或酸性。
3. 特点
4. 规律
有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的酸碱性 溶液的 pH(25 ℃)
强酸强碱盐 NaCl、KNO3 否 － 中性 pH＝7
强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 是 NH、Cu2+ 酸性 pH＜7
弱酸强碱盐 CH3COONa、 Na2CO3 是 CH3COO－、 CO 碱性 pH＞7
5. 盐类水解的离子方程式的书写要求
(1) 一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆符号“ ”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。
(2) 多元弱酸盐的水解是分步进行的，离子方程式要分步表示，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式。
例如：Na2CO3水解的离子方程式为CO＋H2O HCO＋OH－、HCO＋H2O H2CO3＋OH－(可省略不写)。
(3) 多元弱碱盐水解的离子方程式要一步写完。
例如：FeCl3水解的离子方程式为Fe3+＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋。
(4) 有些阴、阳离子水解相互促进，使水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等。
例如：NaHCO3与AlCl3溶液混合，反应的离子方程式为Al3+＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
6. 盐类水解的规律及拓展应用
(1) 强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。
如NaHSO4溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
(2) 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若电离程度小于水解程度，则溶液呈碱性。
如NaHCO3溶液中：HCO H＋＋CO(次要)，HCO＋H2O H2CO3＋OH－(主要)。
同类离子还有HS－、HPO。
②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性。
如NaHSO3溶液中：HSO H＋＋SO(主要)，HSO＋H2O H2SO3＋OH－(次要)。
同类离子还有H2PO。
(3) 相同条件下的水解程度
①正盐>相应酸式盐。
如相同条件下水解程度：CO>HCO。
②水解相互促进的盐>单独水解的盐>水解相互抑制的盐。
如相同条件下NH的水解程度：(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2。
(4) 弱酸弱碱盐阴、阳离子都水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸阴离子和弱碱阳离子水解程度的相对大小。
当K酸＝K碱(K为电离常数)时，溶液显中性，如CH3COONH4；当K酸>K碱时，溶液显酸性，如HCOONH4；当K酸1. 影响盐类水解平衡的因素
(1) 内因：组成盐的酸或碱越弱，其盐就越易水解。如水解程度：Na2CO3＞Na2SO3，Na2CO3＞NaHCO3。
(2) 外因
(3) 以FeCl3水解为例[Fe3+＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋]，填写外界条件对水解平衡的影响。
条件 移动方向 n(H＋) pH 现象
升温 向右 增多 减小 颜色变深
通HCl 向左 增多 减小 颜色变浅
加H2O 向右 增多 增大 颜色变浅
加NaHCO3放出气体 向右 减小 增大 生成红褐色沉淀
2. 盐类水解的应用
应用 举例
判断离子能 否大量共存 阴、阳离子间发生相互促进的水解反应，这些离子不能大量共存。如Al3+、Fe3+分别与CO、HCO、AlO等离子不能大量共存
判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3+＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋
判断酸性强弱 相同条件下NaX、NaY、NaZ三种盐溶液pH依次增大，则酸性：HX>HY>HZ
配制或贮存易水解的盐溶液 配制FeCl3溶液时，将FeCl3固体溶解在浓盐酸中，然后加水稀释；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞
胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：Fe3+＋3H2O Fe(OH)3(胶体)＋3H＋
物质的提纯 除去MgCl2溶液中的Fe3+，可加入MgO、Mg(OH)2或 MgCO3
泡沫灭火器的原理 其成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，使用时发生反应Al3+＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
作净水剂 明矾可作净水剂，原理为Al3+＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋
化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混合使用
除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂
3. 盐溶液蒸干、灼烧时所得产物的判断
考虑的因素 举例 产物
是否分解 有剩余物质 Ca(HCO3)2、NaHCO3 CaCO3、Na2CO3
无剩余物质 NH4Cl 无
发生氧化还原反应 Na2SO3 Na2SO4
水解生 成酸 挥发性酸 Al(NO3)3、AlCl3 Al(OH)3
不挥发性酸 Al2(SO4)3、CuSO4 Al2(SO4)3、CuSO4
水解生成碱 NaAlO2、Na2CO3 NaAlO2、Na2CO3
1. 【电荷守恒】电解质溶液中，不论存在多少种离子，但溶液总是呈电中性，即所有阳离子所带正电荷总数一定等于所有阴离子所带负电荷总数。
如：NaHCO3溶液中的电荷守恒关系式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)
Na2CO3溶液中的电荷守恒的关系式：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)
2. 【元素守恒】电解质溶液中某一组分的原始浓度(起始浓度)应等于该组分在溶液中各种存在形式的浓度之和。
如：NaHCO3溶液中元素守恒关系式：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(H2CO3)＋c(CO)　
Na2CO3溶液中元素守恒的关系式：c(Na＋)＝2c(CO)＋2c(HCO)＋2c(H2CO3)　
3. 【质子守恒】电解质溶液中粒子给出的氢离子(H＋)的总数等于粒子接受氢离子(H＋)的总数。
如：NaHCO3溶液中质子守恒关系式：c(CO)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(H2CO3)　
Na2CO3溶液中质子守恒的关系式：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)
1. 单一溶液中的离子浓度关系
(1) 弱电解质电离、弱碱阳离子和弱酸阴离子水解
溶液 离子浓度由大到小的关系式
0.1 mol·L-1氨水 c(OH－)>c(NH)>c(H＋)
0.1 mol·L-1氯化铵 c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－)
0.1 mol·L-1 Na2CO3 c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)　
(2) 弱酸的酸式盐溶液中粒子关系
溶液 pH 浓度大小
0.10 mol·L-1NaHCO3 >7 c(H2CO3)>c(CO)
0.10 mol·L-1 NaHSO3 <7 c(H2SO3)< c(SO)
2. 等物质的量浓度混合溶液中离子浓度大小比较
溶液 pH 溶液中各微粒浓度由大到小的关系式
等物质的量浓度的CH3COOH、CH3COONa混合溶液 <7 c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(OH－)
等物质的量浓度的HCN、NaCN混合溶液 >7 c(HCN)>c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)
等物质的量浓度的NH3·H2O、NH4Cl混合溶液 >7 c(NH)＞c(Cl－)>c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(H＋)
3. 反应过程中离子浓度大小的比较
常温下，用0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1 CH3COOH溶液
不同阶段 溶液中溶质成分及粒子浓度关系
①V(NaOH) ＝0 mL 溶质是CH3COOH：c(CH3COOH)> c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)
②V(NaOH) ＝10 mL 溶质是等物质的量的CH3COOH和CH3COONa：c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(CH3COOH)>c(H＋)>c(OH－)
③pH＝7 溶质是CH3COONa和少量的 CH3COOH：c(Na＋)＝c(CH3COO－)>c(H＋)＝c(OH－)
④V(NaOH) ＝20 mL 溶质是CH3COONa：c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－) >c(H＋)
第4讲　沉淀溶解平衡
1. 沉淀溶解平衡
(1) 溶解平衡的建立
溶质溶解的过程是一个可逆过程：
固体溶质溶液中的溶质
(2) 溶解平衡的特点(同其他化学平衡)：逆、等、定、动、变(适用平衡移动原理)。
2. 影响沉淀溶解平衡的因素
(1) 内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
(2) 外因
①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动；
②温度：绝大多数难溶物的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动；
③同离子效应：向平衡体系中加入难溶物溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动；
④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向沉淀溶解的方向移动。
以AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH＞0为例，填写外因对溶解平衡的影响：
外界条件 移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp
升高温度 正向 增大 增大 增大
加水稀释 正向 不变 不变 不变
加入少量AgNO3 逆向 增大 减小 不变
通入HCl 逆向 减小 增大 不变
通入H2S 正向 减小 增大 不变
　　3. 沉淀溶解平衡的应用
(1) 沉淀的生成
①调节pH法
例如：除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7～8，离子方程式为Fe3+＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH。
②沉淀剂法
例如：用H2S沉淀Cu2+，离子方程式为H2S＋Cu2+===CuS↓＋2H＋。
(2) 沉淀的溶解
①酸溶解法
例如：CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H＋===Ca2+＋H2O＋CO2↑。
②盐溶解法
例如：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为Mg(OH)2＋2NH===Mg2+＋2NH3·H2O。
③配位溶解法
例如：AgCl溶于氨水，离子方程式为AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。
(3) 沉淀的转化
①实质：沉淀溶解平衡的移动(沉淀的溶解度差别越大，越容易转化)。
例如：AgNO3溶液转化为AgCl(白色沉淀)、AgBr(浅黄色沉淀)、AgI(黄色沉淀)、Ag2S(黑色沉淀)。
②应用
a. 锅炉除垢：将CaSO4转化为易溶于酸的CaCO3，离子方程式为CaSO4(s)＋CO(aq) CaCO3(s)＋SO(aq)。
b. 矿物转化：CuSO4溶液遇PbS转化为CuS，离子方程式为Cu2+(aq)＋PbS(s)_ CuS(s)＋Pb2+(aq)。
1. 溶度积和离子积
以AmBn(s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例：
溶度积 离子积
概念 沉淀溶解的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积
符号 Ksp Qc
表达式 Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度都是平衡浓度 Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度是任意时刻的浓度
应用 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 (1) Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出 (2) Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态 (3) Qc2. Ksp的影响因素
(1) 内因：难溶物质本身的性质，这是主要决定因素。
(2) 外因
①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动，但Ksp不变。
②温度：绝大多数难溶物的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动，Ksp增大。
③其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或更难电离物质或气体的离子时，平衡向沉淀溶解的方向移动，但Ksp不变。
3. 准确理解Ksp
(1) 并非Ksp越小，其物质的溶解度就越小。对于阴、阳离子的个数比相同的难溶电解质，它们的溶解度可以直接用Ksp的大小来比较，Ksp越小，其物质的溶解度就越小；而对于阴、阳离子的个数比不同的难溶电解质，它们的溶解度就不能直接用Ksp的大小来比较。
(2) 溶液中离子浓度的变化只能使溶解平衡移动，并不能改变溶度积。
(3) 沉淀的生成和溶解相互转化的条件是离子浓度的大小，改变反应所需的离子浓度，可使反应向着所需的方向转化。
(4) 溶度积小的难溶电解质在一定条件下也能向溶度积大的难溶电解质转化。当两种难溶电解质的Ksp相差不是很大时，通过调节某种离子的浓度，可由溶度积小的难溶电解质向溶度积大的难溶电解质转化。
主题1　原子结构与性质
1. 能量最低原理：电子尽可能地先占据能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。处于最低能量的原子叫做基态原子。下图为基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图。
　　　
2. 泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳 2个自旋方向相反的电子。
3. 洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。{注意：半充满(p3、d5)或全充满(p6、d10)状态能量最低、最稳定，如Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1，Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1}。
4. 基态原子核外电子排布的表示方法
表示方法 以硫原子为例
电子排布式 1s22s22p63s23p4_
简化电子排布式 [Ne]3s23p4_
电子排布图(或轨道表示式)
外围电子(价电子)排布式 3s23p4_
1. 电离能
(1) 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量称为第一电离能，单位为 kJ·mol-1，符号为I1。
(2) 根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表示在气态时该原子越难失去电子。同一周期从左到右，元素的第一电离能总体上具有增大的趋势。一定要注意例外情况：同周期ⅡA 族元素第一电离能大于ⅢA族元素[如I1(Mg)＞I1(Al)]，ⅤA族元素第一电离能大于ⅥA族元素[如I1(N)＞I1(O)]；同一主族从上到下，元素的第一电离能逐渐减小；同一原子的逐级电离能逐渐增大(I1＜I2＜I3)。
2. 电负性
(1) 原子中用于形成化学键的电子叫做键合电子；我们用电负性描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。在不同元素形成的化合物中，电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价。电负性越大，元素的非金属性越强，反之越弱。
(2) 变化规律：在元素周期表中，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。
(3) 金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
3. 第一电离能、电负性的递变规律
同主族元素从上到下，元素的第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小；而同一周期元素从左到右，元素的第一电离能总的趋势逐渐增大，电负性也逐渐增大，但需注意第一电离能中的特殊情况(同周期ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和ⅥA族的全满和半满情况，并且要会描述此变化的原因)，如第二周期的第一电离能Be>B、N>O，第三周期的第一电离能Mg>Al、P>S等。
主题2　分子结构与性质
1. 共价键的本质与特征
共价键的本质是原子之间形成共用电子对；共价键具有方向性和饱和性的基本特征。
2. 共价键种类
根据形成共价键的原子轨道重叠方式可分为σ键和π键。σ键强度比π键强度大。
3. 键参数
①键参数对分子性质的影响
②键参数与分子稳定性的关系
键能越大，键长越短，分子越稳定。
1. 价层电子对互斥理论
(1) 理论要点
①价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。
②孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。
(2) 价层电子对互斥模型与分子空间构型的关系：
电子对数 成键对数 孤电子对数 电子对立体构型 分子空间构型 实例 键角
2 2 0 直线形 直线形 BeCl2 180°
3 3 0 三角形 平面正三角形 BF3 120°
2 1 V形 SnBr2 105°
4 4 0 四面 体形 正四面体形 CH4 109°28′
3 1 三角锥形 NH3 107°
2 2 V形 H2O 105°
2. 杂化轨道理论
(1) 杂化轨道概念：在外界条件的影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道，叫杂化原子轨道，简称杂化轨道。
(2) 杂化轨道的类型与分子立体构型的关系：
杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道间夹角 分子立体构型 实例
sp 2 180° 直线形 BeCl2
sp2 3 120° 平面三角形 BF3
sp3 4 109°28′ 四面体形 CH4
(3) 由杂化轨道数判断中心原子的杂化类型
杂化轨道用来形成σ键和容纳孤电子对，所以有公式：
杂化轨道数＝中心原子的孤电子对数＋中心原子的σ键个数。
代表物 杂化轨道数 中心原子杂化轨道类型
CO2 0＋2＝2 sp
CH2O 0＋3＝3 sp2
CH4 0＋4＝4 sp3
SO2 1＋2＝3 sp2
NH3 1＋3＝4 sp3
H2O 2＋2＝4 sp3
　(4) 中心原子杂化类型和分子构型的相互判断：
分子组成 (A为中心原子) 中心原子的 孤电子对数 中心原子的 杂化方式 空间结构 示例
AB2 0 sp 直线形 BeCl2
1 sp2 V形 SO2
2 sp3 V形 H2O
AB3 0 sp2 平面三角形 BF3
1 sp3 三角锥形 NH3
AB4 0 sp3 正四面体形 CH4
3. 等电子原理
原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相似，如CO和N2。
4. 常见的等电子体
微粒 通式 价电子总数 空间结构
CO2、CNS－、NO、N AX2 16e－ 直线形
CO、NO、SO3 AX3 24e－ 平面三角形
SO2、O3、NO AX2 18e－ V形
SO、PO AX4 32e－ 正四面体形
PO、SO、ClO AX3 26e－ 三角锥形
CO、N2 AX 10e－ 直线形
CH4、NH AX4 8e－ 正四面体形
　　5. 用价层电子对互斥理论推测分子或离子的空间结构的思维程序
分子间作用力、氢键及共价键比较
分子间作用力 氢键 共价键
分类 范德华力 分子内氢键、分子间氢键 极性共价键、非极性共价键
作用粒子 分子或原子(稀有气体) 氢原子与氧原子、氮原子或氟原子 原子
特征 无方向性、饱和性 有方向性、饱和性 有方向性、饱和性
强度比较 共价键>氢键>范德华力
影响其强度的因素 随着分子极性和相对分子质量的增大而增大 对于A—H…B，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，键能越大 成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定
对物质性质的影响 ①影响物质的熔、沸点和溶解度等物理性质；②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质熔、沸点升高，如F2H2S，HF>HCl，NH3>PH3 ①影响分子的稳定性；②共价键键能越大，分子稳定性越强
主题3　晶体结构与性质
1. 晶胞中微粒的计算方法——均摊法
2. 典型晶体模型
晶体 晶体结构 晶体详解
共价晶体 金刚石 (1) 每个碳与相邻 4个碳以共价键结合，形成正四面体结构 (2) 键角均为109°28′ (3) 最小碳环由6个碳原子组成且6原子不在同一平面内 (4) 每个碳参与4条C—C键的形成，碳原子数与C—C键数之比为 1∶2
共价晶体 SiO2 (1) 每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构 (2) 每个正四面体占有1个Si，4个“O”，n(Si)∶n(O)＝1∶2 (3) 最小环上有12个原子，即6个O，6个Si
分子晶体 干冰 (1) 8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子 (2) 每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有12个
离子晶体 NaCl型 (1) 每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cl－(Na＋)有6个，每个Na＋周围等距且紧邻的Na＋有12个 (2) 每个晶胞中含4个Na＋和4个Cl－
CsCl型 (1) 每个Cs＋周围等距且紧邻的Cl－有8个，每个Cs＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cs＋(Cl－)有6个 (2) 如图所示为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs＋、1个Cl－
金属晶体 简单立方 堆积 典型代表Po，配位数为6，空间利用率为52%
面心立 方最密 堆积 又称为A1型或铜型，典型代表Cu、Ag、Au，配位数为12，空间利用率为74%
体心立方 堆积 又称为 A2型或钾型，典型代表Na、K、Fe，配位数为8，空间利用率为68%
六方最密 堆积 又称为A3型或镁型，典型代表Mg、Zn、Ti，配位数为12，空间利用率为74%
　　类型 比较　　 分子晶体 共价晶体 金属晶体 离子晶体
构成粒子 分子 原子 金属阳离子、自由电子 阴、阳离子
粒子间的相 互作用力 范德华力(某些含氢键) 共价键 金属键 离子键
硬度 较小 很大 有的很大，有的很小 较大
熔、沸点 较低 很高 有的很高，有的很低 较高
溶解性 相似相溶 难溶于任何溶剂 难溶于常见溶剂 大多易溶于水等极性溶剂
导电、 导热性 一般不导电，溶于水后有的导电 一般不具有导电性，个别为半导体 电和热的良导体 晶体不导电，水溶液或熔融态导电
物质类别及举例 大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物(SiO2除外)、绝大多数有机物(有机盐除外) 部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼)，部分非金属化合物(如SiC、SiO2) 金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜) 金属氧化物(如K2O、Na2O)，强碱(如KOH、NaOH)，绝大部分盐(如NaCl)
(1) 不同类型晶体熔、沸点的比较：
①不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：共价晶体＞离子晶体＞分子晶体。
②金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
(2) 同种类型晶体熔、沸点的比较：
①共价晶体
―→―→―→
如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。
②离子晶体
a. 一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO＞MgCl2＞NaCl＞CsCl。
b. 衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。
说明：
③分子晶体
a. 分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高。如：H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。
b. 组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如：SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。
c. 组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如：CO＞N2，CH3OH＞CH3CH3。
d. 同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
如：CH3—CH2—CH2—CH2—CH3>>
。
④金属晶体
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al。
一个粒子周围最邻近的粒子数称为配位数，它反映了晶体中粒子排列的紧密程度。
(1) 晶体中原子(或分子)的配位数：若晶体中的微粒为同种原子或同种分子，则某原子(或分子)的配位数指的是离该原子(或分子)最接近且等距离的原子(或分子)的数目，常见晶胞的配位数如下：
简单立方：配位数为6 面心立方：配位数为12 体心立方：配位数为8
(2) 离子晶体的配位数：指一个离子周围最接近且等距离的异种电性离子的数目，如NaCl晶体中Na＋的配位数指的是每个Na＋周围等距且紧邻的Cl－的个数。CaF2晶胞(如下图所示)中Ca2+的配位数的确定：
①找一个与其他粒子连接情况最清晰的粒子
从晶胞示意图看，晶胞内黑球共有8个，而白球有4个，说明白球是Ca2+，要确定白球的配位数，必须把视线放到晶胞外，所以不妨先确定黑球的配位数。
②数出与该粒子周围距离最近的粒子数
黑球的配位数在晶胞内就可以直接看出来，与黑球距离最近且等距离的白球有4个，所以黑球的配位数为4。
③直接确定或推导指定粒子的配位数
黑球的数目是白球的2倍，所以白球的配位数应该为黑球的配位数的2倍，即Ca2+的配位数为8。
1. 依据构成晶体的微粒的种类和微粒间的作用判断
(1) 离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。
(2) 共价晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。
(3) 分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用是分子间作用力。
(4) 金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。
2. 依据物质的分类判断
(1) 金属氧化物(如K2O等)、强碱(NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。
(2) 大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。
(3) 常见的共价晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的共价晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。
(4) 金属单质是金属晶体。
3. 依据晶体的熔点判断
(1) 离子晶体的熔点较高，常在数百至一千摄氏度。
(2) 共价晶体的熔点高，常在一千摄氏度至几千摄氏度。
(3) 分子晶体的熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度。
(4) 金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。
4. 依据导电性判断
(1) 离子晶体溶于水形成的溶液及熔融状态时能导电。
(2) 共价晶体一般为非导体。
(3) 分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。
(4) 金属晶体是电的良导体。
1. 配位键
由一个原子提供孤电子对与另一个接受孤电子对的原子形成的共价键。
2. 配位键的表示方法
如A―→B：A表示提供孤电子对的原子，B表示接受共用电子对的原子。
3. 配位化合物
①组成：
配体和中心原子间通过配位键结合；配离子(称为配合物的内界)和另一带相反电荷的离子(称为配合物的外界)通过离子键组成配合物。
②形成条件：
主题1　有机化合物的组成与结构
1. 研究有机化合物的基本步骤
2. 元素分析
(1) 定性分析
①若有机物完全燃烧后，产物中只有CO2和H2O，则其组成元素为C、H或C、H、O。
②欲判断有机物中是否含氧元素，首先应该求出产物CO2中碳元素的质量及H2O中氢元素质量，若m(C)＋m(H)＝m(有机物)，则不含氧元素；若m(C)＋m(H)(2) 定量分析：计算确定有机物的分子式。
a. 直接法：直接求算出1 mol物质中各元素原子的物质的量，即可推出分子式。
如给出一定条件下的密度(或相对密度)及各元素的质量比，求算分子式的途径为：密度 (或相对密度)→摩尔质量→1 mol物质中各元素的物质的量→分子式。
b. 最简式法：分子式为最简式的整数倍，因此利用最简式的相对分子质量，可确定其分子式。
如烃的最简式为CaHb，则分子式为(CaHb)n，n＝。
(3) 质谱法测定有机物的相对分子质量
①原理：用高能电子流等轰击样品分子，使该分子失去电子变成带正电荷的分子离子和碎片离子。这些不同离子具有不同的质量，质量不同的离子在磁场作用下到达检测器的时间有差异，其结果被记录为质谱图。
②质荷比：分子离子与碎片离子的相对质量与其电荷的比值。(相对分子质量＝最大质荷比。)
3. 有机物分子结构的鉴定
红外光谱、核磁共振氢谱可判断有机物中存在的化学键和H原子种类及数目比。
作用 原理 图例 图例分析
红外光谱 初步判断某有机物中含有何种化学键或官能团 不同化学键或官能团的吸收频率不同，在红外光谱图中处于不同的位置 由图知该有机物中含C—H、O—H和C—O
核磁共振氢谱 测定有机物分子中氢原子的种类和数目 处于不同化学环境中的氢原子在谱图上出现的位置不同，而且吸收峰的面积与氢原子数成正比 由图知该有机物中有三种不同类型的氢原子，且H原子数目比为1∶2∶3
4. 有机物结构式的确定
(1) 利用物质具有的特殊性质来确定其相应的特殊结构，即主要确定有机物的官能团。
(2) 确定有机物结构式的一般步骤
①根据分子式写出其可能具有的同分异构体。
②利用物质的性质推测其可能含有的官能团，最后确定所写同分异构体中的一种结构。
1. 判断同分异构体数目的常用方法
基团连接法 将有机物看作由基团连接而成，由基团的异构体数目可推断有机物的异构体数目。如丁基有四种，丁醇(C4H9—OH)、C4H9—Cl 分别有四种
换位思考法 将有机物分子中的不同原子或基团换位进行思考。如乙烷分子中共有6个H原子，若有一个H原子被Cl原子取代所得一氯乙烷只有一种结构，那么五氯乙烷也只有一种结构
等效氢 原子法 (又称 对称法) 分子中等效氢原子有如下情况： ①分子中同一个碳上的氢原子等效 ②同一个碳的甲基氢原子等效 ③分子中处于镜面对称位置(相当于平面镜成像时)上的氢原子等效
定一移一法 分析二元取代物的方法，如分析C3H6Cl2的同分异构体，先固定其中一个Cl原子的位置，移动另外一个Cl原子
2. 限定条件下的同分异构体的书写
常见限制性条件 有机物分子中的官能团或结构特征
性质方面限制 与 Na2CO3、NaHCO3 溶液反应放出CO2气体 含 —COOH
与FeCl3 溶液发生显色反应 含酚 —OH
水解后的产物与 FeCl3溶液发生显色反应 含酚酯结构
能发生银镜反应 含 —CHO或甲酸某酯
能与NaOH溶液反应 含酚羟基、羧基、酯基、卤原子等
能与Na反应放出氢气 含 —OH、—COOH等
能发生水解反应 含酯基、卤原子
卤代烃、醇一定条件下不能发生消去反应 无β-H原子
结构方面限制 一氯代物只有1种 结构对称
苯环上只有1种不同环境的氢原子 2个相同的取代基，且在对位；或3个相同的取代基，且在1、3、5位等
苯环上有2种不同环境的氢原子 2个不同取代基，且在对位；或2个取代基，且2个相同结构对称等
属于芳香醛、甲酸酯、α 氨基酸等 含醛基和苯环、甲酸某酯、氨基在α 位
含有手性碳原子 含连接4个不同原子或原子团的碳原子
顺反异构 (顺式结构，相同原子或原子团位于碳碳双键的同一侧) (反式结构，相同原子或原子团位于碳碳双键的不同侧)
主题2　烃
官能团 代表物 典型化学反应
碳碳双键 () 乙烯 (1) 加成反应：使溴的CCl4溶液褪色 (2) 氧化反应：使酸性KMnO4溶液褪色
碳碳三键 (—C≡C—) 乙炔 (1) 加成反应：使溴的CCl4溶液褪色 (2) 氧化反应：使酸性KMnO4溶液褪色
— 苯 (1) 取代反应：①在Fe粉催化下与液溴反应；②在浓硫酸催化下与浓硝酸反应 (2) 加成反应：在一定条件下与H2反应生成环己烷 注意：与溴水、酸性高锰酸钾溶液都不反应
主题3　烃的衍生物
官能团 代表物 典型化学反应
碳卤键 () 溴乙烷 (1) 水解反应：卤代烃在NaOH水溶液中加热生成醇 (2) 消去反应：卤代烃在NaOH的乙醇溶液中共热生成不饱和烃
羟基 (—OH) 乙醇 (1) 与活泼金属(Na)反应放出H2 (2) 催化氧化：在铜或银催化下被氧化成乙醛 (3) 与羧酸发生酯化反应生成酯
(酚)羟基 (—OH) 苯酚 (1) 弱酸性：能与NaOH溶液反应生成(2) 显色反应：遇FeCl3溶液显紫色 (3) 取代反应：与浓溴水反应生成白色沉淀
醛基 (—CHO) 乙醛 (1) 氧化反应 ①与银氨溶液反应产生光亮的银镜 ②与新制Cu(OH)2悬浊液共热产生砖红色沉淀 (2) 还原反应 与H2加成生成乙醇 (3) 加成反应 与HCN加成生成CHOHCN
(酮)羰基 () 丙酮 (1) 还原反应 与H2加成生成醇 (2) 加成反应 与HCN加成生成
羧基 (—COOH) 乙酸 (1) 酸的通性 (2) 酯化反应：在浓硫酸催化下与醇反应生成酯和水
酯基 () 乙酸 乙酯 水解反应： ①酸性条件下水解生成羧酸和醇 乙酸乙酯水解方程式： CH3COOC2H5＋H2OC2H5OH＋CH3COOH ②碱性条件下水解生成羧酸盐和醇 乙酸乙酯在碱性条件下水解方程式： CH3COOC2H5＋NaOHCH3COONa＋C2H5OH
氨基 (—NH2) 羧基 (—COOH) 氨基酸 酸性： 氨基酸分子结构中含有—COOH，具有酸性 与NaOH溶液反应的化学方程式： ―→ 碱性： 氨基酸分子结构中含有—NH2，具有碱性 与HCl反应的化学方程式：
主题4　生物大分子与合成高分子
官能团 代表物 典型化学反应
醛基 (—CHO) (酮)羰基 () 羟基 (—OH) 葡萄糖 果糖 具有类似醇和醛(酮)的性质
— 蔗糖、 麦芽糖 能水解生成单糖
— 淀粉、 纤维素 能水解生成单糖
氨基 (—NH2) 羧基 (—COOH) 氨基酸 酸性： 氨基酸分子结构中含有—COOH，具有酸性 与NaOH溶液反应的化学方程式： 碱性： 氨基酸分子结构中含有—NH2，具有碱性 与HCl反应的化学方程式：
氨基 (—NH2) 羧基 (—COOH) 酰胺基(肽键) () 蛋白质
— 核酸
高分子化合物：指相对分子质量很大(几万或几十万以上)的一类化合物。高分子化合物的分子一般由几千、几万甚至几十万个原子组成，“高”就是指它的相对分子质量高。
1. 聚合物结构的表示
链节：高分子化合物中，重复出现的结构单元；聚合度(n)：高分子化合物中链节的重复次数；单体：能形成高分子化合物的物质。
如：聚乙烯的单体是CH2===CH2，链节是—CH2CH2—，聚合度是n。
2. 分类
(1) 天然高分子化合物和合成高分子化合物
(2) 线型高分子化合物和体型高分子化合物
(3) 热塑性高分子化合物和热固性高分子化合物
(一) 加聚反应
1. 单烯烃加聚
(1) 乙烯的加聚：nCH2===CH2―→ CH2—CH2
(2) 氯乙烯的加聚：―→
小结：单烯烃加聚的基本规律：
2. 二烯烃的加聚
nH2C===CH—CH===CH2CH2—CH===CH—CH2
(天然橡胶)
3. 多烯烃共聚
由两种或两种以上单体发生的加聚反应。例如：ABS树脂是丙烯腈(A)、丁二烯(B)、苯乙烯(S)三种单体的共聚物，其结构简式为。
(二) 缩聚反应
1. 醇羟基和羧基缩聚
(1) 二元羧酸和二元醇的缩聚。如合成聚酯纤维：
＋nHOCH2CH2OH―→
＋(2n－1)H2O
(2) 羟基酸的酯化缩聚。如合成聚乳酸：
2. 氨基与羧基的缩聚
(1) 氨基羧酸的缩聚。如合成聚酰胺：
nH2N(CH2)5COOH―→＋(n－1)H2OO
(2) 二元羧酸和二元胺的缩聚。
如：nHOOC—COOH＋nH2NCH2CH2NH2―→
＋(2n－1)H2O
3. 酚醛缩聚
如合成线型酚醛树脂：
＋＋(n－1)H2O
4. 多元醇分子间脱水缩聚
nHO—CH2CH2—O—H―→HOCH2CH2—OH＋(n－1)H2O
主题5　有机物的相互转化与合成
反应类型 重要的有机反应
取代反应 烷烃的卤代：CH4＋Cl2CH3Cl＋HCl
烯烃的卤代：CH2===CH—CH3＋Cl2CH2===CH—CH2Cl＋HCl
卤代烃的水解：CH3CH2Br＋NaOHCH3CH2OH＋NaBr
皂化反应：＋3NaOH3C17H35COONa＋
酯化反应： ＋C2H5OH＋H2O
糖类的水解：(C6H10O5)n＋nH2OnC6H12O6
二肽的水解：
苯环上的

展开更多......

收起↑