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专题4　含硫化合物的性质和应用
浙江考试标准
知识条目
必考要求
(1)二氧化硫的性质(酸性氧化物、漂白性、还原性)
b
(2)酸雨的成因和防治
a
(3)硫酸的工业生产
a
(4)浓硫酸的特性(吸水性、脱水性和强氧化性)
a
(5)S、SO2、H2SO4等硫及其化合物之间的相互转化
b
考点1|
硫及其氧化物的性质和应用　
1．硫的存在和性质
(1)自然界中硫元素的存在
(2)物理性质
颜色状态：黄色晶体。
溶解性：在水中难溶，在酒精中微溶，在CS2中易溶。故残留在试管壁上的硫可用CS2洗涤。
(3)硫的化学性质及应用
2．SO2的性质及应用
(1)物理性质
(2)化学性质
①具有酸性氧化物的通性(写出化学方程式)：
与H2O反应：SO2＋H2O??H2SO3，
与少量NaOH：SO2＋NaOH===NaHSO3，
与足量NaOH：SO2＋2NaOH===Na2SO3＋H2O。
②具有漂白性
使品红溶液褪色(原理：SO2＋有色物质无色物质有色物质＋SO2)。
(3)具有还原性
与Cl2(H2O)、H2O2、O2反应的化学方程式分别为
SO2＋Cl2＋2H2O===2HCl＋H2SO4，SO2＋H2O2===H2SO4，2SO2＋O22SO3。
(4)具有氧化性
与H2S反应：SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O。
3．SO3的性质
(1)SO3的熔点为16.8_℃，沸点为44.8_℃，标准状况下SO3为固态。
(2)SO3是一种酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性，与H2O、CaO、Ca(OH)2反应的化学方程式分别为：
SO3＋H2O===H2SO4，CaO＋SO3===CaSO4，
SO3＋Ca(OH)2===CaSO4＋H2O。
4．SO2对大气的污染与防治
(1)酸雨的形成过程
①途径1：SO2SO3H2SO4。
②途径2：SO2H2SO3H2SO4。
(2)SO2对大气的污染与防治
考点2|
硫酸的性质　SO和SO的检验
1．硫酸的物理性质
(1)纯硫酸是一种无色油状液体，沸点高，难挥发。
(2)溶解性：H2SO4与水以任意比互溶，溶解时可放出大量热，浓硫酸稀释的方法是：将浓硫酸沿器壁慢慢注入水中，并用玻璃棒不断搅拌。
2．硫酸的化学性质
(1)稀硫酸具有酸的通性：硫酸是一种二元强酸，在水溶液中的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO，能与酸碱指示剂、金属、碱性氧化物、碱、盐等物质发生反应。
(2)浓硫酸的三大特性
3．SO、SO的一般检验思路
(1)SO的检验
被检液取清液有无白色沉淀(判断有无SO)。
(2)SO的检验
①被检液沉淀气体品红溶液褪色，说明含SO。
②被检液气体品红溶液褪色，说明含SO。专题7　化学反应速率与化学平衡
第一单元　化学反应速率
浙江考试标准
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必考要求
(1)化学反应速率及其简单计算
a
(2)影响化学反应速率的因素，控制反应条件在生产和科学研究中的作用
a
考点1|
化学反应速率及计算　
化学反应速率
考点2|
影响化学反应速率的因素　　
1．内因(主要因素)
反应物本身的性质，如Na、Mg、Al与水反应的速率由大到小的顺序为：Na>Mg>Al。
2．外因(其他条件不变，只改变一个条件)
用单位时间内反应物浓度(常用物质的
表示量浓度)的减少或生成物浓度的增加
来表示
定
义式
△
△t
学反应速率
单位m·L-1·mm-1或ml·L-1·s-1
与化学方程式中化速率之比等于方程式
学计量数的关系中的化学计量数之比
实验测定
测定与化学物质浓度(或质量)
有关的性质
浓度增太反应物的浓度,化学反应速率加快,反之
温度升高温度,化学反应速率加快,反之减慢
压强|有纯金搜的反应,增大压,化学反应速率
′催化剂x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
其他因素固体反应物的表面积、光波、电磁波、溶剂等第二单元　化学反应的方向和限度
浙江考试标准
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必考要求
(1)化学反应的限度
a
(2)化学平衡的概念
a
(3)化学平衡状态的特征
a
考点1|
可逆反应　化学平衡状态　　
1．可逆反应
2．化学平衡状态
(1)概念
一定条件下的可逆反应中，正反应速率与逆反应速率相等，反应体系中所有参加反应的物质的浓度保持不变的状态。
(2)建立过程
从正反应开始建立　从逆反应开始建立
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：
(3)特点
0正
U逆
化学平衡
化学平衡
U正=U逆
U逆=0正
U逆
0正
反应开始反应物浓度最大,正)最大,生成物浓
度为0,逆)为零
反应物浓度逐渐减小→>κ正)逐渐减小
反应进行时—生成物浓度由零逐渐增大→x以逆)从零
逐渐增大
达到平衡时—以正)=x<逆),反应混合物中各组分的
浓度保持不变
(动)—化学平衡是种动态平衡
正反应速率=逆反应速率
定)一反应物和生成物的质量或浓度保持不变
条件改变,平衡状态可能改变新条件下建
立新的平衡状态专题5　微观结构与物质多样性
第一单元　原子结构　原子核外电子排布
浙江考试标准
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必考要求
(1)原子结构模型的演变
a
(2)原子的构成，原子符号
b
(3)核素、同位素的概念
a
(4)原子核外电子排布的基本规律(1～18号元素原子结构)
b
考点1|
原子结构　核素和同位素　
1．原子结构模型的演变历程
时　间
科学家
原子结构模型
主要论点
公元前5世纪
古希腊哲学家
古代原子学说
原子是构成物质的微粒。原子的结合和分离是万物变化的根本原因
19世纪初
英国科学家道尔顿
近代原子学说
物质由原子组成，原子在化学变化中不可再分割
1897～1904年
汤姆生
葡萄干面包式的原子结构模型
原子中存在电子，原子是由更小的微粒构成的
1911年
英国物理学家卢瑟福
带核的原子结构模型
原子由原子核和核外电子构成，电子在原子核外做高速运动
1913年
丹麦物理学家玻尔
原子轨道模型
电子在原子核外空间内一系列稳定轨道上绕核做高速运动
20世纪初
现代科学家
现代量子力学原子结构模型(电子云模型)
电子运动的规律跟宏观物体运动的规律截然不同，可用量子力学的方法来描述
2.原子结构
(1)原子的构成
X
(2)核素(原子)的表示及其数量关系
①表示：表示质子数为Z、质量数为A、中子数为A－Z的核素原子。
(3)阴、阳离子中的数量关系
①质量数＝质子数＋中子数。
②阴离子：：核外电子数＝Z＋n。
阳离子：：核外电子数＝Z－n。
3．元素、核素、同位素
(1)“三素”关系
(2)几种重要的核素及其应用
核素
U
C
H
H
O
用途
核燃料
用于考古断代
制氢弹
示踪原子
(3)氢元素的三种核素
H
考点2|
原子核外电子排布　
1．核外电子排布规律
(1)能量最低原理
核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐升高的电子层里。
(2)分层排布规律
①每层最多容纳的电子数为2n2个。
②最外层不超过8个电子(K层为最外层时不超过2个电子)。
③次外层不超过18个电子，倒数第三层不超过32个电子。
2．原子或离子结构示意图
(1)下面为钠的原子结构示意图
(2)
分别表示粒子的符号为
S、Cl－、K＋。第二单元　元素周期律
元素周期表
浙江考试标准
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必考要求
(1)元素周期表的结构，同主族、同周期元素原子核外电子排布、元素化学性质的递变规律
b
(2)主族元素在周期表中位置、原子结构、元素性质三者的关系
c
(3)元素周期表的发展史、意义与作用
a
考点1|
元素周期表的结构与应用　
1．编排原则
2．元素周期表的结构
(1)周期(7个横行，7个周期)
短周期
长周期
不完全周期
序号
1
2
3
4
5
6
7
元素种数
2
8
8
18
18
32
现有26种元素
0族元素原子序数
2
10
18
36
54
86
排满时为118
(2)族(18个纵行，16个族)
主族
列
1
2
13
14
15
16
17
族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
副族
列
3
4
5
6
7
11
12
族
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
ⅠB
ⅡB
Ⅷ族
第8、9、10，共3个纵行
0族
第18纵行
(3)每周期0族元素及其原子序数
周期
1
2
3
4
5
6
7
元素
氦(He)
氖(Ne)
氩(Ar)
氪(Kr)
氙(Xe)
氡(Rn)
(Uuo)
元素原子序数
2
10
18
36
54
86
118
考点2|
元素周期律的应用
1．元素周期律
2．主族元素的周期性变化规律
内容
同周期(从左到右)
同主族(从上到下)
原子结构
电子层数
相同
依次增加
最外层电子数
依次增加1个
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
元素的性质
金属性
逐渐减弱
逐渐增强
非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
主要化合价
一般，最高正价：＋1→＋7负化合价：－4→－1
最高正价数＝主族序数(O、F除外)负化合价＝主族序数－8
化合物性质
最高价氧化物对应水化物
酸性逐渐增强碱性逐渐减弱
酸性逐渐减弱碱性逐渐增强
氢化物稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
3.元素周期表中元素的分区
4．元素周期表的指导作用
(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
(2)寻找新材料：半导体材料在金属与非金属分界线附近，如Si、Ge、Se等；催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中寻找，如Ni、Pt、Ti、Mo等。
(3)揭示科学观念：元素周期表中的结构决定性质、量变引起质变等规律对科学的发展起到了积极的推动作用。
考点3|
元素“位—构—性”之间的关系及应用　
　同一元素的“位、构、性”关系可表示如下
(1)结构与位置互推
(2)性质与位置互推
熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。
(3)结构与性质互推
①最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要原因。
②原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。
③同主族元素最外层电子数相同，性质相似。第二单元　食品中的有机化合物
浙江考试标准
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必考要求
(1)乙醇的分子组成、主要性质(跟活泼金属的反应、氧化反应)
a
(2)乙酸的分子组成、主要性质(酸的通性、酯化反应)
b
(3)乙酸乙酯的制备实验
b
(4)官能团的概念，常见官能团的性质
a
(5)油脂的存在、分子结构、主要性质及用途
a
(6)几种常见糖类物质的组成、存在、物理性质和相互关系
a
(7)葡萄糖的检验原理和方法
b
(8)蛋白质的组成、性质(盐析、变性)和用途
a
考点1|
乙醇、乙酸的组成结构、性质　　
1．相关概念
(1)烃的衍生物
烃分子中的氢原子被其他原子或原子团所取代而生成的一系列化合物。
(2)官能团
决定有机化合物化学特性的原子或原子团。常见的官能团有—X、—OH(羟基)、—COOH(羧基)、—NO2等。
2．乙醇、乙酸结构和性质的比较
物质名称
乙醇
乙酸
结构简式及官能团
CH3CH2OH、—OH
CH3COOH、—COOH
物理性质
色、态、味
无色特殊香味的液体
无色刺激性气味的液体
挥发性
易挥发
易挥发
密度
比水小
—
溶解性
与水任意比互溶
与水、乙醇任意比互溶
化学性质
①燃烧②与Na反应③氧化反应④酯化反应
①燃烧②弱酸性(酸的通性)③酯化反应
3.完成下列关于乙醇、乙酸的化学方程式
(1)Na与乙醇的反应
2CH3CH2OH＋2Na―→2CH3CH2ONa＋H2↑。
(2)乙醇的催化氧化
2CH3CH2OH＋O22CH3CHO＋2H2O
(3)乙醇的燃烧
CH3CH2OH＋3O22CO2＋3H2O。
(4)乙醇和乙酸的酯化反应
CH3COOH＋CH3CH2OHCH3COOC2H5＋H2O。
(5)乙酸与CaCO3反应
CaCO3＋2CH3COOH===(CH3COO)2Ca＋CO2↑＋H2O。
4．乙醇的催化氧化
(1)实验过程
操作：如图所示。
现象：螺旋状铜丝交替出现红色和黑色，试管中散发出刺激性气味。
化学方程式为：2C2H5OH＋O22CH3CHO＋2H2O。
(2)反应原理
①从乙醇分子结构变化角度看：
脱去的两个H：一个是—OH上的H，一个是与—OH直接相连的碳原子上的H。
②反应历程：
2Cu＋O22CuO(铜丝表面由红变黑)
③Cu的作用：催化剂。
5．乙酸乙酯的制取
(1)实验原理
CH3COOH＋CH3CH2OHCH3COOCH2CH3＋H2O。
(2)实验装置
(3)反应特点
(4)反应条件及其意义
①加热，主要目的是提高反应速率，其次是使生成的乙酸乙酯挥发而收集，使平衡向正反应方向移动，提高乙醇、乙酸的转化率。
②以浓硫酸作催化剂，提高反应速率。
③以浓硫酸作吸水剂，提高乙醇、乙酸的转化率。
④可适当增加乙醇的量，并有冷凝回流装置，可提高产率。
(5)饱和Na2CO3溶液的作用及现象
①作用：降低乙酸乙酯的溶解度、中和乙酸、溶解乙醇。
②现象：在饱和Na2CO3溶液上方有透明的、有香味的油状液体。
6．乙酸乙酯的水解反应
在酸性或碱性条件下均可发生水解反应。
CH3COOC2H5＋H2OCH3COOH＋C2H5OH(可逆)
CH3COOC2H5＋NaOHCH3COONa＋C2H5OH(完全)
考点2|
基本营养物质——糖类、油脂、蛋白质
1．糖类、油脂、蛋白质的化学组成
有机物
元素组成
代表物
代表物分子
水溶性
糖类
单糖
C、H、O
葡萄糖、果糖
C6H12O6
易溶
二糖
麦芽糖、蔗糖
C12H22O11
易溶
多糖
淀粉、纤维素
(C6H10O5)n
—
油脂
油
C、H、O
植物油
不饱和高级脂肪酸甘油酯
不溶
脂肪
C、H、O
动物脂肪
饱和高级脂肪酸甘油酯
不溶
蛋白质
C、H、O、N、S、P等
酶、肌肉、毛发等
氨基酸连接成的高分子
—
2.糖类、油脂、蛋白质的性质
有机物
特征反应
水解反应
糖类
葡萄糖
葡萄糖有银镜产生
—
蔗糖
—
产物为葡萄糖与果糖
淀粉
遇碘单质(I2)变蓝色
产物为葡萄糖
油脂
—
酸性条件下：产物为甘油、高级脂肪酸；碱性条件下(皂化反应)：产物为甘油、高级脂肪酸盐
蛋白质
①部分遇浓硝酸变黄色②灼烧有烧焦羽毛气味
生成氨基酸
3.糖类、油脂、蛋白质的用途
(1)糖类物质是绿色植物光合作用的产物，是动植物所需能量的重要来源；葡萄糖是重要的工业原料，主要用于食品加工、医疗输液、合成药物等；纤维素可用于造纸，制造纤维素硝酸酯、纤维素乙酸酯、黏胶纤维等。
(2)油脂提供人体所需要的能量，等质量的糖类、油脂、蛋白质完全氧化时，油脂放出的热量最多。油脂用于生产高级脂肪酸和甘油。
(3)蛋白质是人体必需的营养物质，在工业上有很多用途，动物的毛、皮、蚕丝可制作服装，酶是一类特殊的蛋白质，是生物体内重要的催化剂。第三单元　溶液的配制及分析
浙江考试标准
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必考要求
(1)物质的量浓度的概念
b
(2)配制一定物质的量浓度的溶液
b
(3)物质的量浓度的相关计算
c
考点1|
物质的量浓度　
1．物质的量浓度
2．物质的量浓度的计算
(1)利用公式计算
cB＝
其中nB的计算
(2)物质的量浓度与质量分数的换算
在已知某溶液溶质的质量分数为w，密度为ρ(g·mL－1)时，可假设该溶液的体积为1
000
mL，则有公式：
cB＝＝(mol·L－1)。
考点2|
一定物质的量浓度溶液的配制　
1．一定物质的量浓度的溶液配制
以配制500
mL
1.50
mol·L－1NaOH溶液为例。
(1)计算：需NaOH固体的质量，计算式为0.5
L×1.50
mol/L×40
g/mol。
(2)称量：用托盘天平称量NaOH固体30.0
g。
(3)溶解：将称好的NaOH固体放入烧杯中，用适量蒸馏水溶解，冷却到室温。
(4)转移：用玻璃棒引流将溶液注入500_mL容量瓶中。
(5)洗涤：用少量蒸馏水洗涤烧杯内壁2～3次，洗涤液注入容量瓶，轻轻摇动容量瓶，使溶液混合均匀。
(6)定容：将蒸馏水注入容量瓶，当液面距瓶颈刻度线1～2_cm时，改用胶头滴管滴加蒸馏水至溶液的凹液面正好与刻度线相切。
(7)摇匀：盖好瓶塞，反复上下颠倒，摇匀。
2．有关仪器的使用
(1)容量瓶的使用
①特点
②使用方法及注意事项
a．容量瓶使用前一定要检查是否漏液。其操作顺序为装水盖塞→倒立→正立→玻璃塞旋转180°→倒立。
b．不能将固体或浓溶液直接在容量瓶中溶解或稀释；不能作为反应容器或长期贮存溶液的容器；不能加入过冷或热的液体(用“能”或“不能”填空)。
(2)托盘天平的使用
若配制0.2
mol·L－1
NaCl溶液500
mL，应用托盘天平称取NaCl5.9
g，称量时，不慎将物品和砝码颠倒放置，实际称量的NaCl的质量为4.1
g。
3．误差分析
(1)若配制的物质的量浓度偏小，原因可能有①未洗涤烧杯；②转移时有溶液溅出；③定容时液面超过刻度线；④称量少了；⑤定容时仰视刻度线。
(2)配制NaOH溶液时用托盘天平称量18.5
g
NaOH时，若NaOH与砝码放颠倒，最后溶液浓度偏小。第二单元　溶液的酸碱性
浙江考试标准
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必考要求
(1)溶液的酸碱性与溶液中c(H＋)、c(OH－)的关系
a
(2)pH的概念，pH与溶液酸碱性的关系
a
(3)pH的简单计算
b
(4)测定溶液酸碱性的方法，用pH试纸、pH计测定溶液的pH
a
考点|
溶液的酸碱性pH及pH简单计算　
1．溶液的酸碱性
室温(25
℃)下，溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)
的相对大小。
(1)酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)，常温下，pH＜7。
(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。
(3)碱性溶液：c(H＋)＜c(OH－)，常温下，pH＞7。
另外，由于在25
℃时KW＝1.0×10－14，所以有：
c(H＋)
c(OH－)
中性溶液
＝10－7mol·L－1
＝10－7mol·L－1
酸性溶液
>10－7mol·L－1
<10－7mol·L－1
碱性溶液
<10－7mol·L－1
>10－7mol·L－1
2.pH
(1)定义式：pH＝－lg
c(H＋)。
(2)25
℃时，pH与溶液中c(H＋)的关系
①由图示关系知，pH越小，溶液的酸性越强。
②pH一般表示c(H＋)≤1
mol/L的酸溶液或c(OH－)≤1
mol/L的碱溶液。
3．pH的测定方法
(1)pH试纸法
pH试纸的使用方法：把小片试纸放在表面皿或玻璃片上，用干燥的玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸中央，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。但应注意：
①pH试纸不能伸入待测液中。
②pH试纸不能事先润湿，用pH试纸粗略测定pH。
③用广范pH试纸测出溶液的pH是1～14的整数，读数不会出现小数。
(2)pH计法
常用pH计精确测量溶液的pH，读数时应保留两位小数。专题10　化学实验基本操作
第一单元　化学实验中的常用仪器和基本操作
浙江考试标准
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必考要求
(1)常用仪器的名称
、用途及使用方法
a
(2)常见药品的取用(块状固体、粉末状固体、液体)
a
(3)常见药品的保存
a
(4)仪器的连接与气密性检查
b
(5)仪器或药品的加热
a
(6)数据的测量和记录(质量、体积、温度)
b
(7)玻璃仪器的洗涤
a
(8)化学品安全使用标识
a
(9)实验室一般事故的预防和处理方法
a
考点1|
常用仪器的使用
1．可加热的仪器
(1)仪器①为试管，加热液体时，管口不要对向人，加热固体时，试管口应略向下倾斜。
(2)仪器②的名称为蒸发皿。蒸发浓缩时要用玻璃棒搅拌。
(3)仪器③为坩埚。用于固体物质灼烧，把坩埚放在三脚架上的泥三角上加热，取放坩埚必须使用坩埚钳，加热完的坩埚可放在石棉网上冷却。
(4)仪器④的名称为圆底烧瓶。加热时垫石棉网的作用是使烧瓶受热均匀。
(5)仪器⑤的名称为锥形瓶。加热时需垫石棉网，振荡时瓶内液体不能溅出。
(6)仪器⑥的名称为烧杯。溶解固体时要用玻璃棒搅拌。
(7)给试管中的液体加热时，液体量不能超过容积的。
(8)用锥形瓶、烧瓶、蒸发皿给液体加热时，液体量不超过容积的。
(9)用烧杯给液体加热时，液体量不超过容积的。
2．常用的计量仪器
(1)仪器A、B、C、D、E、F的名称分别为量筒、容量瓶、酸式滴定管、碱式滴定管、托盘天平、温度计。
(2)仪器A读数时仰视读数偏低，而仪器C或D仰视读数偏高。仪器C或D的精确度为0.01
mL。
(3)用仪器B配溶液时，注入前使溶液温度保持20
℃(或室温)，该仪器不能长时间贮存溶液。
(4)仪器C不可盛装碱性溶液，仪器D不可盛装酸性、氧化性溶液和有机溶剂等液体。
(5)使用仪器E时，①称量前先调零点；②腐蚀性药品应放在烧杯内称量；③左盘放物体，右盘放砝码，即“左物右码”；④精确度：0.1
g；⑤用托盘天平称取25.4
g(1
g以下用游码)NaCl时，若NaCl与砝码放颠倒，则称取的NaCl质量应为24.6
g。
3．常用分离、提纯的仪器
⑤　　　　　⑥　　　⑦
(1)仪器②、③、④、⑤的名称分别为分液漏斗、蒸馏烧瓶、冷凝管(球形冷凝管或直形冷凝管)、干燥管。
(2)仪器①组装过滤器时，应注意滤纸上缘低于漏斗边缘。
(3)用仪器②后期分离时，下层液体从下口放出，上层液体从上口倒出。
(4)仪器③使用时，要垫石棉网加热，温度计的水银球插到烧瓶的支管口处。
(5)使用仪器④时，从下口进水，上口出水。其中的球形冷凝管适用于冷凝回流，不适用于蒸馏。
(6)仪器⑤⑥用于分离时，应装固体吸收剂进行除杂；对仪器⑤，从粗口进气，细口出气。
(7)用仪器⑦除杂时，从A口进气B口出气，用仪器⑦排水收集气体时，从B口进气，A口出水。
4．其他仪器
(1)酒精灯
用途：用作热源，酒精灯火焰温度为500
℃～600
℃，酒精喷灯火焰温度可达1
000
℃左右。
注意：①酒精灯所装酒精量不能超过其容积的，不能少于；②加热时要用外焰，熄灭时要用灯帽盖灭，不能吹灭；③需要强热的实验用酒精喷灯加热。
(2)滴瓶
用途：用于盛放少量液体药品。
注意：①滴瓶上的滴管与滴瓶配套使用，不可互换；
②不能将滴管平放或倒置，以免溶液流入胶头；
③见光易分解的物质要用棕色瓶盛放。
(3)胶头滴管
用途：用于吸收和滴加少量液体。
注意：①胶头滴管使用时不要将液体吸入胶头内，不能平放或倒置；②滴液时不可接触器壁；③用后立即洗净，再去吸取其他药品；④滴液时，不可伸入仪器内，应悬空滴加。
考点2|
常考化学实验的基本操作
1．药品的取用
(1)根据药品的性状和用量选择取用方法
取用药品
固体药品
液体药品
粉末
块状
一定量
少量
多量
一定量
使用仪器
药匙(或纸槽)
镊子
用托盘天平称量
胶头滴管
倾倒
用量筒、滴定管(或移液管量取)
(2)图示向仪器中加入药品的操作方法
①向容器内加固体药品
②向容器内加液体药品
2．常见试纸的使用
(1)试纸的种类及用途
(2)使用方法
①检验溶液：取一小块试纸放在玻璃片上，用玻璃棒蘸取液体，点在试纸中部，观察试纸的颜色变化，等pH试纸变色后，与标准比色卡对照。
②检验气体：先用蒸馏水把试纸润湿用镊子夹取或粘在玻璃棒的一端，然后再放在集气瓶口或导管口处，观察试纸的颜色变化。
3．物质的溶解
(1)固体的溶解
常用仪器：烧杯、试管、玻璃棒等。
促溶方法：加热、研细、搅拌或振荡等。
(2)气体物质的溶解或吸收
①溶解度不大的气体，如CO2、Cl2、H2S等，用如图a所示装置。
②极易溶于水的气体，如NH3、HCl等，用如图b所示装置。
(3)液体物质的溶解(稀释)：一般把密度较大的液体加入到密度较小的液体中，如浓硫酸的稀释、浓硫酸与浓硝酸的混合。
4．仪器的洗涤
(1)方法：使用毛刷，用去污剂和水冲洗。
(2)洗净的标准：玻璃仪器内壁附着均匀的水膜，既不聚成滴，也不成股流下。
5．装置气密性的一般检查
涉及气体的实验中，在加入药品之前必须对装置进行气密性的检查。
(1)微热法：如图将装置只留下1个出口，并先将该出口的导管插入水中，后采用微热(手捂、热毛巾捂、酒精灯微热等)，使装置内的气体膨胀。观察插入水中的导管是否有气泡；停止微热后，导管是否有水柱回升。
(2)注水法：关闭所有出口，通过分液漏斗向装置内注水，如果水不能顺利注入，则说明气密性良好。
(3)抽气法：如图向外拉动注射器活塞，一段时间后能弹回原位置，则不漏气。
(4)液面差法：如图，连接好仪器，向乙管中注入适量水，使乙管液面高于甲管液面。静置片刻，若液面保持不变表明装置不漏气，反之则漏气。
考点3|
化学试剂保存与化学实验安全
1．化学实验安全
(1)指出下列危险化学品标志的名称
　　　　　
爆炸品　　　　易燃固体　　氧化剂
　　　　
剧毒品　　　　　腐蚀品
(2)化学实验中常见事故的处理
意外事故
处理方法
酒精及其他易燃有机物小面积失火
立即用湿布或沙土扑盖
钠、磷等失火
迅速用沙子覆盖
酸(或碱)流到桌上
立即用适量NaHCO3溶液(或稀醋酸)冲洗，后用水冲洗
酸(或碱)沾到皮肤上
用水冲洗，再用NaHCO3稀溶液(或硼酸溶液)冲洗
酸、碱溅到眼中
立即用水反复冲洗，并不断眨眼，千万不要用手揉眼睛
误食重金属盐
应立即口服生蛋清或牛奶
汞滴落在桌上或地上
尽量回收，后在桌子或地上撒上硫粉
(3)常见操作的安全问题
①加热制取气体，用排水法收集时，结束时不能先停止加热，防止倒吸。
②点燃H2、CH4或CO时，应先检验气体的纯度，防止爆炸。
③涉及H2或CO的性质验证的综合实验装置需加热时，应先排除装置中的空气，防止爆炸。
④浓硫酸稀释时，应将浓硫酸沿器壁缓缓注入水中并用玻璃棒不断搅拌，防止暴沸。
⑤液体加热时加沸石或碎瓷片防止暴沸。
⑥实验室里的药品，不能用手接触；不能用鼻子凑到容器口去闻气体的气味，更不能尝药品的味道。
⑦不得用燃着的酒精灯去点燃另一只酒精灯；熄灭时不得用嘴去吹。
⑧给试管内液体加热时，不要把拇指按在试管夹短柄上；切不可使试管口对着自己或别人。
⑨使用玻璃容器加热时，不要使玻璃容器的底部跟灯芯接触，以免容器破裂；烧得很热的玻璃容器，不要用冷水冲洗或放在桌面上，以免破裂。
2．常见化学试剂的保存示例
(1)少量Na、K保存在煤油中，少量Li密封在石蜡中。
(2)少量白磷保存在水中。
(3)NaOH等碱性物质保存在带有橡胶塞的试剂瓶中。
(4)H2SO4等酸性物质保存在带有玻璃塞的试剂瓶中。
(5)氢氟酸保存在塑料瓶或铅皿中。
(6)氯水、溴水、浓HNO3保存在棕色试剂瓶中，并放在冷暗处。
(7)易水解的Fe3＋或Al3＋的溶液应加相应的酸保存。
(8)存在Fe2＋的溶液保存时加入铁粉防氧化，加入酸防水解。第二单元　物质的分离、提纯和检验
浙江考试标准
知识条目
必考要求
(1)物质的分离与提纯(过滤、结晶、分液、蒸馏、萃取)
b
(2)物质的检验方法(如：试纸的使用、焰色反应等)
b
(3)常见离子的检验
b
考点1|
物质的分离和提纯
1．固体与液体的分离提纯
图1　　　　　　　　图2
(1)图1分离提纯方法称为过滤，涉及的玻璃仪器有烧杯、玻璃棒、漏斗。
适用范围：把不溶性固体与液体进行分离。
注意事项：①一贴：滤纸紧贴漏斗内壁；二低：滤纸上缘低于漏斗边缘，液面低于滤纸边缘；三靠：烧杯紧靠玻璃棒，玻璃棒轻靠三层滤纸处，漏斗下端紧靠烧杯内壁。
②若滤液浑浊，需再过滤。浑浊的原因可能是滤纸破损、液体超过滤纸边缘。
(2)图2分离提纯方法称为蒸发，涉及的仪器有铁架台(含铁圈)、蒸发皿、玻璃棒、酒精灯。
适用范围：溶解度随温度变化较小的物质，如NaCl溶液中提取NaCl固体。
(3)图2也适用于蒸发浓缩、冷却结晶进行晶体析出。如KNO3溶液、CuSO4溶液析出晶体。
(4)提纯含少量NaCl的KNO3固体的方法为将物质溶于蒸馏水中，蒸发浓缩，然后冷却结晶，过滤，洗涤，干燥。
2．液体与液体的分离提纯
图3　　　　　　　　　　图4
(1)图3的分离提纯方法称为萃取分液，涉及的玻璃仪器主要是分液漏斗和烧杯。
适用范围：①萃取：利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂(萃取剂)把溶质从它与另一种溶剂组成的溶液里提取出来；②分液：两种液体互不相溶且易分层的分离方法。
注意事项：①溶质在萃取剂中的溶解度比在原溶剂中的大；②萃取剂与原溶剂不反应、不相溶；③萃取剂与溶质不反应；④分液时，分液漏斗中的下层液体从下口放出，上层液体从上口倒出。
(2)图4的分离提纯方法称为蒸馏。
适用范围：分离沸点相差较大的互溶液体混合物。
注意事项：①温度计的水银球放在蒸馏烧瓶的支管口处；
②蒸馏烧瓶内要加沸石防止液体暴沸；③冷凝管水流方向应为“下口进，上口出”。
3．固体与固体的分离
　　　
图5　　　　　　　　　图6
(1)图5适用于固体加热分离法，管口朝下，防止生成的液体水回流使管底炸裂，如除去Na2CO3中混有的NaHCO3固体。
(2)图6的分离提纯法称为升华法。
适用范围：某种组分易升华的混合物，利用物质升华的性质在加热条件下使之分离的方法。如NaCl与I2混合物。
4．气体与气体的分离提纯
(1)固体吸收法——干燥管或U形管。
(2)溶液吸收法——洗气瓶。
(3)固体加热吸收法——硬质玻璃管。
考点2|
物质的检验
1．常见阳离子的检验
试剂与方法
现象
检验离子
加入NaOH溶液
产生红褐色沉淀
Fe3＋
产生白色沉淀→变为灰绿色→最后变为红褐色
Fe2＋
开始生成白色沉淀→加至过量沉淀溶解
Al3＋
生成蓝色沉淀
Cu2＋
加入NaOH溶液并加热
生成可使湿润的红色石蕊试纸变蓝色的气体
NH
加入KSCN溶液
溶液呈红色
Fe3＋
加入KSCN溶液→再加入氯水
开始无明显现象，再加氯水时溶液呈红色
Fe2＋
加入盐酸→再加入硝酸
生成沉淀，且不溶于稀硝酸
Ag＋
加入石蕊试液
溶液呈红色
H＋
焰色反应
火焰为黄色
Na＋
火焰呈浅紫色(透过蓝色钴玻璃)
K＋
2．常见阴离子的检验
试剂与方法
现象
检验离子
加入硝酸银溶液和稀硝酸
产生白色沉淀，且不溶于稀硝酸
Cl－
产生浅黄色沉淀，且不溶于稀硝酸
Br－
产生黄色沉淀，且不溶于稀硝酸
I－
先用盐酸酸化，无沉淀、气体生成，再加BaCl2溶液
产生白色沉淀
SO2
先加氯化钡溶液，再加稀盐酸，生成的气体通入
品红溶液
先沉淀，后溶解，品红溶液褪色
SO2
先加氯化钡溶液，再加稀盐酸，生成的无色无味气体分别通入
澄清石灰水
先沉淀，后溶解，澄清石灰水变浑浊
CO2
澄清石灰水
不沉淀，澄清石灰水变浑浊
HCO
加入氯水和四氯化碳，充分振荡
溶液分层，下层为紫红色
I－
加入石蕊试液
溶液变蓝色
OH－
加入酚酞试液
溶液变红色第三单元　盐类的水解
浙江考试标准
知识条目
必考要求
(1)盐类的水解原理，常见盐溶液的酸碱性的判断
a
(2)盐类水解的简单应用
b
考点1|
盐类的水解及其应用　
1．盐类的水解
(1)定义
在水溶液中盐电离产生的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
(2)实质
―→c(H＋)≠c(OH－)―→溶液呈碱性或酸性
(3)特点
2．盐类水解规律
(1)强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，如NaCl等。
(2)弱酸强碱盐水解呈碱性，如Na2CO3等。
(3)强酸弱碱盐水解呈酸性，如Fe(NO3)3等。
3．盐类水解的简单应用
应用
举例
判断溶液的酸碱性
FeCl3显酸性，原因是Fe3＋＋3H2O??Fe(OH)3＋3H＋
热的纯碱溶液洗油污
升温促进Na2CO3水解，使溶液中c(OH－)增大
配制或贮存易水解的盐溶液
配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，抑制Cu2＋水解
胶体的制取
制取Fe(OH)3胶体的离子反应：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
泡沫灭火器原理
成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
作净水剂
明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O??Al(OH)3(胶体)＋3H＋
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混用，原因是CO＋H2O??HCO＋OH－、NH＋OH－===NH3↑＋H2O
考点2|
溶液中粒子浓度大小的比较　
　NH4Cl溶液中含有的离子为NH、Cl－、H＋和OH－，含有的分子为NH3·H2O和H2O；溶液中电荷守恒式为c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，并且c(Cl－)＝c(NH)＋c(NH3·H2O)。第三单元　微粒之间的相互作用力与物质的多样性
浙江考试标准
知识条目
必考要求
(1)化学键的含义
a
(2)离子键、共价键的概念和成因
b
(3)离子化合物、共价化合物的概念
a
(4)简单离子化合物、共价分子的电子式
b
(5)简单共价分子的结构模型、结构式
a
浙江考试标准
(6)碳的成键特点与有机化合物的多样性的联系
a
(7)分子间作用力的含义，分子间作用力对分子构成的物质的某些物理性质的影响
a
(8)同素异形体与同素异形现象
a
(9)同分异构体与同分异构现象
a
(10)NaCl、金刚石、足球烯、干冰、石英中微粒的空间排列方式及相互间作用力
a
(11)离子晶体、分子晶体、原子晶体、金属晶体的形成方式
a
考点1|
化学键与物质类别的关系　
1．化学键
物质中直接相邻的原子或离子之间存在的强烈相互作用。
2．离子键和共价键
(1)概念
①离子键：使带相反电荷的阴、阳离子结合的相互作用。
②共价键：原子间通过共用电子对所形成的强烈的相互作用。
(2)比较
离子键
共价键
成键粒子
阴、阳离子
原子
成键实质
静电作用：包括阴、阳离子之间的静电吸引作用，电子与电子之间以及原子核与原子核之间的静电排斥作用
静电作用：包括共用电子对与两核之间的静电吸引作用，电子与电子之间以及原子核与原子核之间的静电排斥作用
形成条件
活泼金属与活泼非金属化合
一般是非金属与非金属化合
3.离子化合物与共价化合物的概念
(1)离子化合物：阴、阳离子通过静电作用形成的化合物。
(2)共价化合物：直接相邻的原子间均以共价键结合形成的化合物。
4．碳的成键特点
(1)一个碳原子可以形成四对共用电子对；
(2)两个碳原子之间可以通过一对、两对或三对共用电子对相结合，分别构成碳碳单键、碳碳双键或碳碳叁键；
(3)碳原子之间也可以共价键结合形成碳链，也可形成碳环，碳原子之间连接方式的多样性，是有机化合物种类繁多的原因之一。
5．分子间作用力
(1)概念：将分子聚集在一起的一种作用力。
(2)实质：分子之间的静电作用。
(3)特点：
①存在于所有分子之间。
②作用力较小，比化学键弱得多。
(4)影响因素：对于组成和结构相似的分子，一般相对分子质量越大，分子间作用力越大。
(5)对物质物理性质的影响(如熔点、沸点、溶解度等)。一般分子间作用力越大，物质的溶、沸点越高，如卤素单质的熔、沸点由高到低的顺序为I2＞Br2＞Cl2＞F2。
考点2|
描述粒子结构的化学用语同素异形体
同分异构体
1．电子式
(1)概念
在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子、离子的最外层电子的式子。
(2)典型实例
原子
离子
离子化合物
Na：Na
Na＋：Na＋
NaCl：
MgF2：
(3)用电子式表示离子化合物的形成过程
左边是原子的电子式，右边是离子化合物的电子式，之间用“―→”连接，右边相同的离子不能合并，左边可以用箭头表示电子的得失方向(也可以不用)。如
2．结构式
用原子间的一条短线表示一对共用电子对，来表示共价分子的式子。
3．常见共价分子的表示方法
物质
HCl
Cl2
H2O
NH3
CH4
电子式
结构式
H—Cl
Cl—Cl
H—O—H
球棍模型
比例模型
4.同素异形现象
(1)同素异形现象
碳单质有金刚石、石墨、富勒烯(包括C60、C70和单层或多层的纳米碳管)等。同一种元素能够形成几种不同的单质的现象称为同素异形现象。
(2)同素异形体
具有同素异形现象的不同单质互称为该元素的同素异形体。
5．同分异构现象
(1)同分异构现象
化合物具有相同的分子式，但具有不同结构的现象。
(2)同分异构体
①概念
分子式相同而结构不同的化合物互称为同分异构体。
②常见的同分异构体
正丁烷
异丁烷
分子式
C4H10
结构式
沸点
－0.5
℃
－11.7
℃
结论
正丁烷、异丁烷的分子式相同、结构不同，两者互为同分异构体
考点3|
几种不同类型的晶体
1．几种晶体结构模型
(1)NaCl晶体结构图
每个Na＋周围等距紧邻的Cl－有6个，每个Cl－周围等距紧邻的Na＋有6个，晶体中Na＋与Cl－的个数比为1∶1。
(2)干冰晶体结构模型
构成晶体的微粒是CO2分子。微粒之间依靠分子间作用力结合在一起。
(3)二氧化硅晶体结构模型
构成晶体的微粒是Si和O，每个Si原子周围结合4个O原子，每个O原子周围结合2个Si原子。二氧化硅晶体是由Si原子和O原子按1∶2的比例所组成的立体网状结构的晶体。
(4)金刚石晶体结构模型
金刚石晶体中，每个C与另外4个C形成共价键。
2．四种晶体比较
晶体类型
离子晶体
原子晶体
分子晶体
金属晶体
晶体粒子
阴、阳离子
原子
分子
金属阳离子、自由电子
形成晶体的作用力
离子键
共价键
分子间作用力
复杂的静电作用
结构特点
阴、阳离子交替排列，形成空间无限结构
原子间通过共价键形成空间网状结构
分子按一定规则排列成固定形状的固体
金属阳离子排列成层状，自由电子分布于其中专题6　化学反应与能量变化
第一单元　化学反应中的热效应
浙江考试标准
知识条目
必考要求
(1)化学反应中能量转化的主要形式
a
(2)吸热反应和放热反应
a
(3)从化学反应中的反应物的总能量与生成物的总能量变化理解反应中的热效应
b
(4)化学键的断裂和形成与反应中能量变化的关系
b
(5)热化学方程式的书写
a
(6)利用热化学方程式进行简单计算
b
(7)合理利用化石燃料，提高燃料燃烧效率的方法
a
(8)太阳能、生物质能和氢能的利用
a
(9)了解化石燃料的不可再生性及其给环境带来的问题
a
考点|
化学能与热能热化学方程式　
1．化学反应的分类
2．化学反应的实质与特征
(1)实质：反应物中化学键断裂和生成物中化学键形成。
(2)特征：既有物质变化，又伴有能量变化；释放或吸收热量是化学反应中能量变化的主要形式之一。
3．吸热反应和放热反应
(1)能量变化与化学键的关系
吸收能量(E1)
↑
反应物生成物
↓
放出能量(E2)
①若E1＞E2，为吸热反应。
②若E1＜E2，为放热反应。
(2)能量变化与物质总能量的关系
①化学反应放出热量
↑
↓
化学反应吸收热量
②如图所示
4．热化学方程式
(1)定义：表示参加反应物质的物质的量和能量的关系的化学方程式。
(2)意义：不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
如2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571.6
kJ/mol表示在25
℃、101
kPa条件下，2_mol_H2和1_mol__O2反应生成2_mol液态水时放出571.6_kJ的热量。
(3)书写
5．能源
(1)能源分类
(2)解决能源问题的措施
①提高能源的利用效率：a.改善开采、运输、加工等各个环节；b.科学控制燃烧反应，使燃料充分燃烧。
②开发新能源：开发资源丰富、可以再生、没有污染或污染很小的新能源。第四单元　离子反应
浙江考试标准
知识条目
必考要求
(1)强弱电解质的概念
a
(2)离子反应的本质及发生的条件
b
(3)离子方程式
b
考点1|
离子反应　离子方程式的书写与正误判断　
1．电解质和非电解质
(1)分类依据
(2)电解质的强弱与物质类别的关系
—强酸、强碱、绝大多数盐，如HNO3、NaOH、CaCO3等
　　
—弱酸、弱碱和水，如CH3COOH、NH3·H2O等
(3)强、弱电解质比较
①强电解质H2SO4溶液中的粒子有H2O、H＋、SO、OH－；
②弱电解质H2SO3溶液中的粒子有H2O、H2SO3、H＋、HSO、SO、OH－，写出溶液中存在的电离平衡式H2O??H＋＋OH－，H2SO3??H＋＋HSO，HSO??H＋＋SO。
2．电解质的电离
(1)电离是指电解质在水溶液中或熔融状态下产生自由移动的离子的过程。
(2)电离方程式的书写
①强电解质：用“===”号连接；弱电解质(或弱酸酸式酸根)用“??”号连接。
②多元弱酸电离分步书写，多元弱碱一步写出。
如：H2S：H2S??H＋＋HS－，HS－??H＋＋S2－。
Cu(OH)2：Cu(OH)2??Cu2＋＋2OH－。
③酸式盐的电离：一元强酸酸式盐与一元弱酸酸式盐的阴离子不同。
如NaHSO4溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO；
NaHCO3溶液中：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCO??H＋＋CO。
3．离子反应的条件
(1)离子反应的本质：反应物中某些离子的浓度减小。
(2)离子反应发生的条件：电离出离子。
①复分解反应类型
②氧化还原反应类型
强氧化性物质＋强还原性物质→弱氧化性物质＋弱还原性物质。
如FeCl3溶液与Cu反应的离子方程式为2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋。
4．离子方程式书写的一般步骤
(以CuSO4和NaOH反应为例)
5．离子方程式的含义
离子方程式不仅可以表示某一个特定的化学反应，而且还可以表示同一类型的离子反应。如H＋＋OH－===H2O可以表示盐酸与NaOH的反应，也可表示强酸与强碱生成可溶性盐和H2O的一类反应。
6．书写离子方程式不可拆分的5类物质
(1)弱电解质、难溶物、单质、氧化物、气体
(2)弱酸酸式酸根
(3)微溶物参加反应(浊液状态)
(4)微溶物作为生成物
(5)浓硫酸作为反应物
考点2|
离子大量共存与离子推断
两类离子共存问题
(1)三种反应类型——不能大量共存
①生成沉淀和难电离物质
如Ba2＋与SO，NH与OH－，CH3COO－与H＋，ClO－与H＋等。
②氧化还原反应
如Fe3＋与I－，ClO－与Fe2＋，MnO与Fe2＋等。
③络合反应
如Fe3＋与SCN－等。
(2)一种特殊情况
“NO＋H＋”组合具有强氧化性，能与S2－、Fe2＋、I－、SO等因发生氧化还原反应而不能大量共存。第三单元　氧化还原反应
浙江考试标准
知识条目
必考要求
(1)根据化合价的变化判断氧化还原反应
b
(2)四种基本化学反应类型与氧化还原反应之间的关系
b
(3)氧化还原反应中电子转移的方向和数目
b
考点|
氧化还原反应的概念与规律　
1．氧化还原反应有关概念和本质
2．电子转移的表示方法——双线桥法
请用双线桥法表示Cu与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目：
3．氧化还原反应与其他类型反应之间的关系
(1)一定属于氧化还原反应的是置换反应。
(2)一定不属于氧化还原反应的是复分解反应。
(3)属于氧化还原反应的常见化合反应的共同点是有单质参加。
(4)属于氧化还原反应的常见分解反应的共同点是有单质生成。
4．常见氧化剂与还原剂
(1)氧化剂
①某些活泼的非金属单质：如Cl2，一般被还原为Cl－。
②元素处于高价态的物质：如浓硫酸，一般被还原为SO2。
③过氧化物：如H2O2，一般被还原为H2O。
(2)还原剂
①活泼的金属单质：如Zn，一般被氧化为Zn2＋。
②某些活泼的非金属单质：如H2，一般被氧化为H2O。
③元素处于低价态的物质：如CO，一般被氧化为CO2。专题3　从矿物到基础材料
第一单元　铁、铜的获取及应用
浙江考试标准
知识条目
必考要求
(1)自然界铁、铜的存在形式，铁、铜的物理性质
a
(2)工业炼铁的反应原理
b
(3)铁、铜的化学性质(跟某些非金属、酸、盐的反应)
b
(4)Fe2＋、Fe3＋的性质及转化
c
考点1|
铁及其化合物的性质与应用
1．铁的位置与结构、物理性质
2．铁的化学性质
铁的性质活泼，有较强的还原性。
(1)与非金属单质的反应
①与O2的反应。
常温：铁被腐蚀生成铁锈，其主要成分为Fe2O3。
点燃：3Fe＋2O2Fe3O4。
②与Cl2的反应：2Fe＋3Cl22FeCl3。
③与S的反应：Fe＋SFeS。
(2)与水的反应
常温下铁与水不反应，在高温条件下与水蒸气反应：
3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2。
(3)与酸的反应
酸
离子方程式或现象
非氧化性酸(如稀H2SO4)
Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑
氧化性酸
稀HNO3
Fe不足
Fe＋4H＋＋NO===Fe3＋＋NO↑＋2H2O
Fe过量
3Fe＋8H＋＋2NO===3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O
浓HNO3、浓硫酸
常温下钝化
(4)与某些盐溶液的反应
①与CuSO4溶液反应的离子方程式：Fe＋Cu2＋===Cu＋Fe2＋。
②与FeCl3溶液反应的离子方程式：Fe＋2Fe3＋===3Fe2＋。
3．铁的冶炼
(1)原料：铁矿石、焦炭、石灰石、空气。
(2)设备：炼铁高炉。
(3)原理：铁的冶炼过程中的主要反应(写化学方程式)
①还原剂的生成：C＋O2CO2、C＋CO22CO；
②铁矿石的还原：Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2；
③炉渣的形成：CaCO3CaO＋CO2↑、CaO＋SiO2===CaSiO3。
4．铁的三种氧化物的主要性质
氧化亚铁(FeO)
氧化铁(Fe2O3)
四氧化三铁(Fe3O4)
俗名
—
铁红
磁性氧化铁
色态
黑色粉末
红棕色粉末
黑色晶体
铁元素价态
＋2
＋3
＋2、＋3
(1)与非氧化性酸反应
FeO、Fe2O3分别与盐酸反应的离子方程式为FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O、Fe2O3＋6H＋===2Fe3＋＋3H2O，故二者均是碱性氧化物。
(2)FeO不稳定，在空气中受热生成Fe3O4，其方程式为6FeO＋O22Fe3O4。
(3)与Al发生铝热反应(以Fe3O4为例)方程式为3Fe3O4＋8Al9Fe＋4Al2O3。
5．铁的氢氧化物
Fe(OH)2
Fe(OH)3
颜色状态
白色固体
红褐色固体
与H＋反应
Fe(OH)2＋2H＋===Fe2＋＋2H2O
Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O
受热分解
—
2Fe(OH)3Fe2O3＋3H2O
制法
可溶性亚铁盐与碱溶液反应Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓
可溶性铁盐与碱溶液反应Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓
二者的关系
在空气中，Fe(OH)2能够非常迅速地被氧气氧化成Fe(OH)3，现象是白色絮状沉淀迅速变成灰绿色，最后变成红褐色，反应方程式为4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3
【特别提醒】　用FeSO4和NaOH试剂制备Fe(OH)2沉淀，实验时应注意的操作有：
(1)配制FeSO4溶液的蒸馏水和NaOH溶液要加热煮沸除去溶液中的O2。
(2)用长滴管吸取NaOH溶液插入FeSO4溶液液面以下挤出NaOH溶液。
考点2|
铜及其化合物的性质及应用
1．铜的主要化学性质(写出有关的化学方程式)
铜是一种紫红色金属，易导电、导热，具有延展性。
(1)Cu与非金属反应
(2)Cu与氧化性酸反应
(3)与盐溶液反应
2．铜的重要化合物的性质及其应用
(1)氧化物
(2)Cu(OH)2：蓝色难溶物，与酸可以反应，与稀H2SO4反应的离子方程式为Cu(OH)2＋2H＋===Cu2＋＋2H2O，受热分解为CuO和H2O。新制Cu(OH)2悬浊液与葡萄糖溶液共热生成砖红色沉淀Cu2O，可用于检验葡萄糖的存在。
(3)铜盐
①Cu2(OH)2CO3
Cu2(OH)2CO3的名称为碱式碳酸铜，呈绿色，是铜锈的主要成分，受热易分解的方程式为Cu2(OH)2CO32CuO＋H2O＋CO2↑。
②CuSO4
a．CuSO4·5H2O为蓝色晶体，俗称蓝矾或胆矾。受热或遇浓硫酸，蓝色晶体变为白色粉末。
b．无水CuSO4遇水变蓝色(生成CuSO4·5H2O)，可作为水或水蒸气的检验试剂。
c．CuSO4与石灰乳的混合溶液即为无机农药波尔多液，是一种良好的杀菌剂，可以用来防治多种作物的病虫害。
3．铜的冶炼
(1)湿法炼铜：Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu。
(2)高温炼铜：黄铜矿粗铜精铜。专题2　从海水中获得的化学物质
第一单元　氯、溴、碘及其化合物
浙江考试标准
知识条目
必考要求
(1)氯气的工业制法
a
(2)实验室制取氯气的反应原理及其装置
a
(3)氯气的净化、收集和检验，尾气的处理
b
(4)氯气的物理性质及用途
a
(5)氯气的化学性质(跟某些金属、H2、H2O、碱的反应)，HClO的漂白作用
c
(6)溴、碘单质的物理性质
a
(7)氯、溴、碘单质间的置换反应
b
考点1|
氯及其化合物的性质和应用
1．氯气的物理性质
颜色
状态
气味
密度
毒性
溶解性
黄绿色
气体
刺激性
比空气大
有毒
1体积水约溶解2体积Cl2
2.Cl2的化学性质(写出有关化学方程式)
(1)与金属反应：与变价金属反应生成高价金属氯化物。
①与铁反应：2Fe＋3Cl22FeCl3。
②与铜反应：Cu＋Cl2CuCl2。
(2)与非金属反应
与H2反应：H2＋Cl22HCl。
(3)与还原性无机化合物反应
①与碘化钾溶液反应：2KI＋Cl2===I2＋2KCl。
②与SO2水溶液反应：Cl2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HCl。
③与FeCl2溶液反应：
离子方程式为2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－。
(4)与水反应：溶于水的氯气部分与水反应。
离子方程式为Cl2＋H2O??H＋＋Cl－＋HClO。
新制氯水中含有的粒子有H2O、Cl2、HClO、H＋、Cl－、ClO－、OH－。
(5)与碱反应：与NaOH溶液反应。
离子方程式为Cl2＋2OH－===Cl－＋ClO－＋H2O。
3．次氯酸和次氯酸盐的性质
(1)次氯酸
(2)漂白液和漂白粉
①漂白液和84消毒液的有效成分均为NaClO，其漂白原理为：漂白液与酸性物质反应生成HClO。
②漂白粉的主要成分为Ca(ClO)2和CaCl2，其有效成分为Ca(ClO)2，其中Ca(ClO)2水解使溶液呈碱性，其水解离子方程式为ClO－＋H2O??HClO＋OH－。漂白粉的漂白原理与漂白液相同。
(3)根据要求写出下列反应的化学方程式
①漂白粉的制备原理：
2Ca(OH)2＋2Cl2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O；
②漂白粉的失效原因：
Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3＋2HClO，
2HClO2HCl＋O2↑。
考点2|
氯气的实验室制法与性质探究　
1．氯气的工业制备——氯碱工业
(1)电解装置：
(2)试管a中收集到的气体是H2，b导管处逸出的气体颜色呈黄绿色，说明逸出的是Cl2；取适量U型管左侧管溶液于试管中，滴入几滴酚酞试液变红色，说明溶液中有NaOH生成。
(3)反应方程式为2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。
2．实验室制法
反应方程式为MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O。
考点3|
卤素的性质海水中提取溴、碘　Br－、I－检验方法
1．卤素的结构和性质
(1)物理性质
①单质颜色逐渐变深(F2：淡黄绿色气体；Cl2：黄绿色气体；Br2：红棕色液体；I2：紫黑色固体)。
②密度逐渐增大；熔、沸点逐渐升高。
(2)结构与化学性质
卤素位于元素周期表中第ⅦA族，包括：氟(F)氯(Cl)溴(Br)碘(I)砹(At)(写名称和元素符号)。卤素原子最外层都有7个电子，都是典型的非金属元素。
2．卤素及其化合物的特性
氟
①无正价，氧化性最强，F－的还原性最弱②2F2＋2H2O===4HF＋O2，与H2反应在暗处即爆炸③HF是弱酸，能腐蚀玻璃，故应保存在铅制器皿或塑料瓶中；有毒；在HX中沸点最高
溴
①Br2是红棕色液体，易挥发②Br2易溶于有机溶剂③盛溴的试剂瓶中加水，进行水封，保存液溴时不能用橡皮塞
碘
①I2遇淀粉变蓝色②I2加热时易升华③I2易溶于有机溶剂④食用盐中加入KIO3可防治甲状腺肿大专题8　溶液中的离子反应
第一单元　弱电解质的电离平衡
浙江考试标准
知识条目
必考要求
(1)几种典型的弱电解质
a
(2)弱电解质水溶液中的电离平衡
a
(3)弱电解质的电离方程式
b
(4)水的离子积常数
a
考点|
弱电解质的电离平衡　
1．电解质与非电解质
化合物
2．强电解质与弱电解质
强电解质
弱电解质
定义
在水溶液中能完全电离的电解质
在水溶液中只能部分电离的电解质
电离程度
全部电离
部分电离
电离过程
不可逆过程，无电离平衡
可逆过程，存在电离平衡
溶液中存在粒子(水分子不计)
只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子
既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子
与物质类别的关系
(1)绝大多数的盐(包括难溶性盐)
(2)强酸(3)强碱
(1)水(2)弱酸(3)弱碱
3.电离方程式的书写
(1)强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO2。
(2)弱电解质：
①一元弱酸，如CH3COOH：CH3COOH??CH3COO－＋H＋
②多元弱酸，分步电离，且第一步的电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：H2CO3??HCO＋H＋，HCO??CO2＋H＋。
③多元弱碱，一步完成，如Fe(OH)3：
Fe(OH)3??Fe3＋＋3OH－。
4．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
①开始时，v电离最大，而v结合为0。
②平衡的建立过程中，v电离>v结合。
③当v电离＝v结合时，电离过程达到平衡状态。
(2)电离平衡的特征
5．影响电离平衡的因素
(1)内因：弱电解质本身的性质——决定因素
(2)外因：
①温度：温度升高，电离平衡正向移动，电离程度增大。
②浓度：稀释溶液，电离平衡正向移动，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，电离平衡逆向移动，电离程度减小。
④加入能反应的物质：电离平衡正向移动，电离程度增大。第二单元　钠、镁及其化合物
浙江考试标准
知识条目
必考要求
(1)钠、镁的物理性质及用途
a
(2)钠、镁的化学性质(跟非金属、酸、某些氧化物的反应)
b
(3)钠、镁的生产原理
a
(4)碳酸钠、碳酸氢钠的性质及检验方法
b
(5)碳酸钠、碳酸氢钠的用途
a
考点1|
钠的性质与用途
1．钠的主要性质及应用
(1)物理性质：银白色金属，比水的密度小、比煤油的密度大，质软，熔点为97.8
℃。
(2)化学性质(写出化学方程式)
①与非金属反应
②与H2O反应：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑。
③与酸(HCl)反应：2Na＋2HCl===2NaCl＋H2↑。
④与盐(CuSO4)溶液反应：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑，CuSO4＋2NaOH===Cu(OH)2↓＋Na2SO4。
即
(3)钠的保存与用途
①保存：密封保存，通常保存在石蜡油或煤油中。
②用途：
a．钠、钾合金(液态)可用于快中子反应堆作热交换剂；
b．作强还原剂，将某些稀有金属从它们的卤化物中还原出来，如4Na＋TiCl4Ti＋4NaCl；
c．用作电光源，制作高压钠灯。
(4)钠的制取
电解熔融状态的NaCl：2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑。
2．Na2O的性质
Na2O是白色固体，与H2O、盐酸反应的化学方程式分别为Na2O＋H2O===2NaOH，Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O。
考点2|
Na2CO3与NaHCO3的性质　
1．物理性质
名称
碳酸钠
碳酸氢钠
化学式
Na2CO3
NaHCO3
俗名
纯碱、苏打
小苏打
颜色、状态
白色粉末
细小白色晶体
水溶性
易溶于水
易溶易于
水，相同温度下，NaHCO3比Na2CO3的溶解度小
说明：Na2CO3与少量水结块形成晶体Na2CO3·10H2O。
2．化学性质
(1)热稳定性
①Na2CO3性质稳定，受热难分解。
②NaHCO3性质不稳定，受热易分解，化学方程式为2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O。
(2)与酸(足量盐酸)反应(写出离子方程式)
①Na2CO3：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O；
②NaHCO3：HCO＋H＋===CO2↑＋H2O。
(3)与碱(NaOH溶液)反应(写出化学方程式)
①Na2CO3：与NaOH不反应；
②NaHCO3：NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O。
(4)溶于水呈碱性的原因(写出离子方程式)
①Na2CO3：CO＋H2O??HCO＋OH－；
②NaHCO3：HCO＋H2O??H2CO3＋OH－。
(5)与盐(CaCl2溶液)反应(写出离子方程式)
①Na2CO3：Ca2＋＋CO===CaCO3↓；
②NaHCO3：与CaCl2不反应。
3．相互转化
Na2CO3NaHCO3
4．焰色反应
(1)概念：很多金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现特殊的颜色，这在化学上叫作焰色反应。
(2)应用：焰色反应是元素的性质，属于物理变化，常用于检验金属元素的存在。
(3)常见元素的焰色：
钠元素：黄色；钾元素：紫色(透过蓝色钴玻璃)。
考点3|
镁及其化合物
1．镁的化学性质和应用
(1)镁的结构
①原子结构示意图：。
②结构和性质的关系：
容易失去最外层的2个电子，表现强还原性。
(2)化学性质
说明：Mg在CO2中燃烧的现象：剧烈燃烧，发出白光，生成白色粉末和黑色固体。
(3)镁的用途
2．镁的提取
(1)流程
(2)上述流程中有关反应的化学方程式
①MgCl2＋Ca(OH)2===Mg(OH)2↓＋CaCl2
②Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O
③MgCl2＋6H2O===MgCl2·6H2O
④MgCl2·6H2OMgCl2＋6H2O↑
⑤MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑第二单元　物质的量物质的聚集状态
浙江考试标准
知识条目
必考要求
(1)物质的量、阿伏加德罗常数、摩尔质量、气体摩尔体积的概念
b
(2)物质的量、微粒数、质量、气体体积之间的简单计算
b
(3)物质的量应用于化学方程式的简单计算
b
(4)固、液、气态物质的一些特性
a
考点1|
物质的量　摩尔质量　
1．物质的量　阿伏加德罗常数
(1)概念间的关系
(2)物质的量的规范表示方法
　
　↓
↓
↓
数值　
单位　指定化学式
2．摩尔质量
(1)含义：单位物质的量的物质所具有的质量。
(2)符号M，单位g·mol－1(或g/mol)，表达式：M＝。
(3)Mg的摩尔质量是24_g/mol，SO2的摩尔质量是64_g/mol，CO的摩尔质量是60_g/mol。由此可知：以g/mol为单位时，任何粒子的摩尔质量在数值上都等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量。
【易错提醒】　物质的量、摩尔质量的认识误区
(1)物质的量不能错误地认为是物质的质量或者物质的数量。物质的量的描述对象是微观粒子，如电子、质子、中子、原子、分子、离子、原子团等，不能用于描述宏观物体。
(2)勿忽视摩尔的使用对象：使用摩尔作单位时，必须用化学式指明粒子的种类，如1
mol
H
不能描述为1
mol
氢等。
(3)相对原子(分子)质量与摩尔质量(以g·mol－1为单位时)不是同一个物理量，单位不同，只是在数值上近似相等。
(4)摩尔质量的单位一般为g·mol－1，相对原子(分子)质量的单位为1。
考点2|
气体摩尔体积物质的聚集状态　
1．物质的聚集状态
(1)聚集状态
(2)晶体和非晶态物质的区别
晶体具有规则的几何外形和固定的熔点；非晶态物质没有固定的熔点，不具有规则的几何外形。
(3)不同聚集状态物质的微观结构与性质
物质的聚集状态
微观结构
微粒的运动方式
宏观性质
固态
微粒排列紧密，微粒间的空隙很小
在固定位置上振动
有固定的形状，几乎不能被压缩
液态
微粒排列较紧密，微粒间的空隙较小
可以自由移动
没有固定的形态，但不易被压缩
气态
微粒之间的距离较大
可以自由移动
没有固定的形状，且容易被压缩
2.气体摩尔体积
(1)影响物质体积大小的因素
(2)气体摩尔体积
①含义：一定温度和压强下，单位物质的量的气体所占的体积。
②符号及其单位：Vm、L·mol－1或m3·mol－1。
③数值
④定义式：Vm＝。专题1　化学家眼中的物质世界
第一单元
物质的分类与转化物质的分散系
浙江考试标准
知识条目
必考要求
(1)物质的分类方法
b
(2)单质、氧化物、酸、碱、盐等物质之间的相互转化关系
b
(3)胶体的本质特征和鉴别方法
a
考点1|
常见的物质分类
1．物质的分类方法
(1)交叉分类法——从不同角度对物质进行分类。
(2)树状分类法——按不同层次对物质进行逐级分类，各层之间属于包含关系。
请把下列物质的序号填写到下图的括号中
①硫磺　②HClO　③苛性钠　④铁　⑤小苏打　⑥过氧化钠　⑦Fe(OH)3胶体　⑧NaCl溶液　⑨石灰乳
2．化合物的分类
3．氧化物的简单分类
(1)碱性氧化物
①概念：能与酸反应生成盐和水的氧化物。
②反应实例：CuO＋H2SO4===CuSO4＋H2O。
③举例：CaO、Na2O、CuO、Fe2O3等。
(2)酸性氧化物
①概念：能与碱反应生成盐和水的氧化物。
②反应实例：CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O。
③举例：CO2、SO2、SO3等。
4．化学反应的分类
虽然物质间转化时所发生的反应千变万化，但绝大多数无机物之间所发生的化学反应，基本上属于以下几种类型。
(1)四种基本化学反应类型
根据参加反应的物质种类不同，可以将化学反应分为化合反应、分解反应、置换反应和复分解反应四种基本类型。
(2)氧化还原反应
根据化学反应过程中元素的化合价是否发生变化，可以将化学反应分为氧化还原反应和非氧化还原反应。
氧化还原反应：元素化合价发生变化的反应。氧化还原反应的本质是反应过程中发生了电子转移(电子得失或电子偏移)。
(3)四种反应类型与氧化还原反应的关系
在四种基本反应类型中，置换反应一定属于氧化还原反应，复分解反应一定不属于氧化还原反应。
考点2|
物质的性质与变化
1．物质的性质和变化
(1)物质的性质
①物理性质主要表现在颜色、熔沸点、硬度、状态、气味、溶解性、导电性、导热性、密度、光泽和延展性等方面。
②化学性质主要表现在金属性、非金属性、可燃性、还原性、氧化性、酸碱性、稳定性等方面。
(2)物质的变化
①物理变化是指没有新物质生成，即没有化学键断裂和形成的变化。
②化学变化是指有新物质生成，即有化学键的断裂和形成，也就是结构发生变化，分子中原子重新组合的变化。
2．单质、氧化物、酸、碱、盐之间的相互转化关系
(1)复分解反应发生的条件：有沉淀、气体或弱电解质生成。
(2)金属与盐发生置换反应的条件是较活泼金属单质与较不活泼金属的盐溶液反应。
考点3|
分散系　胶体　　
1．分散系
(1)组成
(2)分类
①把分散系分为溶液、胶体和浊液的本质标准是：分散质粒子直径大小。可用如下方式直观地表示：
②若按分散质或分散剂的状态分类，可分为9种分散系，如图：
如烟属于固气分散系；雾属于液气分散系；
悬浊液属于固液分散系；合金属于固固分散系。
2．胶体
(1)本质特征：分散质粒子的直径为10－9～10－7_m。
(2)胶体的性质
①丁达尔效应
当光束通过胶体时，在垂直于光线的方向可以看到一条光亮的通路的现象。可用于鉴别胶体和溶液。
②胶体的吸附性
利用胶体所具有的极强的吸附性，Al(OH)3胶体和Fe(OH)3胶体可用于净水。
(3)胶体的主要应用
①作净水剂。
②可以改进材料的机械性能和光学性质。
③医学上利用高度分散的胶体来检验或治疗疾病。
④国防工业中有些火药、炸药须制成胶体。
(4)Fe(OH)3胶体的实验室制备
①方法：将烧杯中的蒸馏水加热至沸腾，向沸水中逐滴加入5～6滴FeCl3饱和溶液，继续煮沸至液体呈红褐色，即制得Fe(OH)3胶体。
②化学方程式为FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl。
(4)几种常见胶体
①烟或雾　②鸡蛋白的溶液　③血液　④淀粉溶液
⑤豆浆　⑥牛奶　⑦墨水　⑧Fe(OH)3胶体　⑨硅酸胶体第二单元　原电池的工作原理及应用
浙江考试标准
知识条目
必考要求
(1)原电池的概念
a
(2)铜 锌原电池的原理及电极反应式
b
(3)原电池的构成条件
a
(4)常见化学电源
b
考点|
原电池原理及其应用　
1．原电池：把化学能转化为电能的装置。
2．工作原理：(以锌 铜原电池为例)
装置
Zn电极
Cu电极
现象
锌片逐渐溶解
铜片上产生气泡
得失电子
失电子
得电子
正、负极判断
负极
正极
电子流向
流出
流入
电极反应式
Zn－2e－===Zn2＋
2H＋＋2e－===H2↑
总反应式
Zn＋2H＋===Zn2＋＋H2↑
3.构成条件专题9　有机化合物的获得与应用
第一单元　化石燃料与有机化合物
浙江考试标准
知识条目
必考要求
(1)甲烷的分子组成、结构特征、主要性质(取代、氧化反应)
b
(2)同系物的概念，烷烃的分子组成和简单命名
b
(3)石油的分馏、裂化、裂解的主要原理及产物
a
(4)乙烯的分子组成、结构特征及主要性质(加成、氧化)
b
(5)乙炔的分子组成及主要性质(加成、氧化)
a
浙江考试标准
(6)可燃性燃料(气、液)在保存、点燃中的安全问题
a
(7)煤的气化、液化和干馏的主要原理及产物
a
(8)苯的分子组成、结构特征、主要性质(取代反应)
b
(9)取代、加成等基本有机反应类型的判断
b
(10)根据化学式进行式量、元素的质量分数的计算
b
(11)由元素质量分数或组成元素的质量比、式量推断有机物分子式
b
考点1|
甲烷、乙烯、苯、乙炔的结构与性质
1．甲烷的组成、结构与性质
(1)组成和结构
分子式
电子式
结构式
空间构型
CH4
正四面体
(2)物理性质
颜色
状态
溶解性
密度
无色
气态
难溶于水
比空气小
(3)化学性质
①稳定性：与强酸、强碱和强氧化剂等一般不发生化学反应。
②燃烧反应：化学方程式为CH4＋2O2CO2＋2H2O。
③取代反应：在光照条件下与Cl2发生取代反应，第一步反应的方程式为CH4＋Cl2CH3Cl＋HCl，继续反应依次又生成了CH2Cl2、CHCl3、CCl4。
2．乙烯的组成、结构与性质
(1)组成和结构
分子式
结构式
结构简式
空间构型
C2H4
CH2===CH2
平面形
(2)物理性质
颜色
状态
溶解性
密度
无色
气态
难溶于水
比空气小
(3)化学性质
完成下列方程式：
①燃烧：CH2===CH2＋3O22CO2＋2H2O(火焰明亮且伴有黑烟)。
③加聚反应：nCH2===CH2?CH2—CH2?。
3．乙炔
(1)组成和结构
分子式
结构式
结构简式
分子构型
C2H2
H—C≡C—H
CH≡CH
直线形
(2)物理性质
在常温下，乙炔是一种无色、无味的气体，密度比空气略小，微溶于水。
(3)化学性质
①氧化反应
②加成反应
4．苯
(1)组成与结构
(2)物理性质
颜色
状态
气味
毒性
溶解性
密度
熔、沸点
无色
液体
有特殊气味
有毒
不溶于水
比水小
低
(3)化学性质
有关方程式为
①2C6H6＋15O212CO2＋6H2O
现象：燃烧产生明亮火焰、冒浓黑烟。
考点2|
常见有机类型的判断
1．取代反应
(1)定义：有机物分子里的某些原子或原子团被其它原子或原子团所替代的反应。
(2)实例：苯与液溴在FeBr3催化下生成溴苯：
2．加成反应
(1)定义：有机物分子中的不饱和碳原子与其他原子或原子团直接结合生成新的化合物的反应。
(2)实例：乙烯与H2O在催化下反应生成CH3CH2OH：CH2===CH2＋H2OCH3CH2OH。
考点3|
同系物　烷烃　
1．同系物
(1)定义：结构相似，分子组成相差1个或若干个CH2原子团的有机化合物互称为同系物。
(2)烷烃同系物：分子式都符合CnH2n＋2(n≥1)，如CH4、CH3CH3、互为同系物。
(3)同系物的化学性质相似，物理性质呈现一定的递变规律。
2．烷烃
(1)烷烃的结构与性质
通式
CnH2n＋2(n≥1)
结构
链状(可带支链)分子中碳原子呈锯齿状排列；碳原子间以单键相连，其余价键均被氢原子饱和
特点
一个碳原子与相邻四个原子构成四面体结构；1
mol
CnH2n＋2含共价键的数目是(3n＋1)NA
物理性质
密度：随着分子中的碳原子数的增加而增大，但都小于水的密度熔沸点：随分子中的碳原子数的增加而升高状态：气态→液态→固态，碳原子数小于5的烷烃常温下呈气态
化学性质
取代反应；氧化反应(燃烧)；分解反应(高温裂解)
(2)烷烃的习惯命名法
①当碳原子数n≤10时，用甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、壬、癸表示；当n＞10时，用汉字表示。
②当碳原子数n相同时，用正、异、新来区别。
如：CH3CH2CH2CH2CH3称为正戊烷，(CH3)2CHCH2CH3称为异戊烷，C(CH3)4称为新戊烷。
(3)烷烃的同分异构体
①具有相同的分子式，但具有不同结构的化合物互称为同分异构体。
②常见烷烃的同分异构体
甲烷、乙烷、丙烷无同分异构现象；丁烷的同分异构体有2种；戊烷的同分异构体有3种。
考点4|
化石燃料的综合应用
1．煤的综合利用
(1)煤的组成
有机物和少量无机物组成的复杂混合物，主要含有碳元素，还含有氢、氧、氮、硫等元素。
(2)煤的干馏
煤的干馏指将煤隔绝空气加强热使之分解的过程，工业上也叫煤的焦化。
(3)煤的气化
将煤转化为可燃性气体的过程，主要反应方程式：C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)。
(4)煤的液化
①直接液化：煤＋氢气―→液体燃料。
②间接液化：煤＋H2O―→水煤气―→液体燃料。
2．天然气的综合利用
(1)主要成分是CH4，是一种清洁的化石燃料和重要的化工原料。
(2)合成NH3和CH3OH。
3．石油的综合利用第二单元
含硅矿物与信息材料
浙江考试标准
知识条目
必考要求
(1)硅在自然界的存在形式
a
(2)硅及其化合物(以SiO2和Na2SiO3为例)的重要性质
a
(3)工业制备高纯硅的方法
a
(4)三大硅酸盐产品：水泥、陶瓷、玻璃
a
(5)硅、二氧化硅在信息技术、材料科学等领域中的应用
a
考点1|
硅和二氧化硅的性质及应用
1．硅的存在形态、物理性质
(1)硅在自然界只有化合态，含量占第2位。
(2)硅是灰黑色固体，有金属光泽，熔点高，硬度大，有脆性。
2．硅的化学性质(写出化学方程式)
(1)与非金属单质
(2)与氢氟酸反应：Si＋4HF===SiF4↑＋2H2↑(特性)；
(3)与NaOH溶液反应：Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑(特性)。
3．工业上提纯粗硅的方法为(写出化学方程式)
Si＋2Cl2SiCl4，SiCl4＋2H2Si＋4HCl。
4．二氧化硅的性质
(1)物理性质
常温下为固体，不溶于水，硬度大，熔沸点高。
(2)化学性质
考点2|
硅酸及其盐　无机非金属材料
1．硅酸——难溶性酸
(1)化学性质
(2)硅酸的制备及硅胶的形成
①制备原理：可溶性硅酸盐(如Na2SiO3)与其他酸(如盐酸)反应：Na2SiO3＋2HCl===H2SiO3(胶体)＋2NaCl。
②硅胶：硅酸在水中易聚合形成硅酸凝胶，经干燥脱水后即得硅胶。硅胶多孔，吸附水分能力强，常用作干燥剂和催化剂载体。
2．硅酸盐
(1)Na2SiO3水溶液俗称水玻璃，常用于制作黏合剂、防腐剂和耐火材料。
(2)硅酸钠溶液在空气中易变质，反应的化学方程式为Na2SiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3。
(3)硅酸盐组成的表示：通常用二氧化硅和金属氧化物的组合形式表示硅酸盐的组成；如硅酸钠(Na2SiO3)可表示为Na2O·SiO2，石棉(CaMg3Si4O12)可表示为CaO·3MgO·4SiO2。
3．无机非金属材料
(1)传统无机非金属材料
水泥
玻璃
陶瓷
生产原料
黏土、石灰石
纯碱、石灰石、石英
黏土
主要设备
水泥回转窑
玻璃窑
陶瓷窑
生产条件
高温
(2)新型无机非金属材料，如高温结构陶瓷、光导纤维、生物陶瓷、压电陶瓷等。
(3)特殊功能的含硅物质
①碳化硅具有金刚石结构，可用作磨料。
②含硅元素4%的硅钢具有导磁性。
③硅橡胶具有既耐高温又耐低温的性质。

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