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高中化学知识点规律大全
——几种重要的金属
1．金属的物理性质
(1)状态：在常温下，除汞(Hg)外，其余金属都是固体．
(2)颜色：大多数金属呈银白色，而金、铜、铋具有特殊颜色．金属都是不透明的，整块金属具有金属光泽，但当金属处于粉末状时，常显不同颜色．
(3)密度：金属的密度相差很大，常见金属如钾，钠、钙、镁、铝均为轻金属(密度小于4.5 g·cm－3)，密度最大的金属是铂，高达21.45 g·cm－3．
(4)硬度：金属的硬度差别很大，如钠、钾的硬度很小，可用小刀切割；最硬的金属是铬．
(5)熔点：金属的熔点差别很大，如熔点最高的金属为钨，其熔点为3 410℃，而熔点最低的金属为汞，其熔点为－38.9℃，比冰的熔点还低．
(6)大多数金属都具有延展性，可以被抽成丝或压成薄片．其中延展性最好的是金．
⑺金属都是电和热的良导体．其中银和铜的传热、导电性能最好．
2．镁和铝
[镁和铝]
元 素
镁(12Mg)
铝(13Al)
在元素周期表中的位置
第二周期ⅡA族
第三周期ⅢA族
单质物理性质
颜色和状态
银白色固体
银白色固体
硬 度
镁(很软)＜铝(较硬)
密 度g·cm－3
镁(1.738)＜铝(2.70)
熔点／℃
镁(645)＜铝(660.4)
沸点／℃
沸点(1 090)＜铝(2 467)
自然界存在形式
均以化合态形式存在
用 途
用于制造合金
用于制作导线、电缆；铝箔用于食品、饮料的包装；用于制造合金
[镁与铝元素的原子结构及单质化学性质的比较]
元 素
镁(Mg)
铝(A1)
原子结构
最外层电子数
2个(较少)
3个(较多)
原子半径
r(Mg)＞r(A1)
失电子能力、还原性及金属性
Mg＞A1
单
质
的
化
学
性
质
与O2的反应
常温
Mg、Al均能与空气中的O2反应，生成一层坚固而致密的氧化物保护膜．所以，金属镁和铝都有抗腐蚀性能
点燃
2Mg + O2(空气) 2MgO
4Al + 3O2(纯) 2A12O3
与S、X2等非金属的反应
Mg + SMgS
Mg + C12MgCl2
2Al + 3SA12S3
2Al + 3Cl22AlCl3
与酸的反应
非氧化性酸
例 Mg + 2H＋ ＝ Mg2＋ +H2↑
例 2A1 + 6H＋ ＝ 2A13＋ +3 H2↑
氧化性酸
例 4Mg + 10HNO3(极稀)＝4Mg(NO3)2 + N2O↑+ 5H2O
铝在冷的浓HNO3、浓H2SO4中因发生钝化而难溶
与碱的反应
不反应
2A1 + 2NaOH + 2H2O ＝ 2NaAlO2 + 3H2↑
与氧化物的反应
2Mg + CO2 2MgO + C
(金属镁能在CO2气体中燃烧)
2A1 + Fe2O3 2Fe + A12O3
[铝热反应]
说明 铝与比铝不活泼的金属氧化物(如CuO等)都可以发生铝热反应
[铝的重要化合物]
氧化铝(A12O3)
氢氧化铝[A1(OH)3]
硫酸铝钾[KAl(SO4)2]
物理性质
白色固体，熔点高，难溶于水
不溶于水的白色胶状固体；能凝聚水中的悬浮物，有吸附色素的性能
硫酸铝钾晶体[KAl(SO4)2·12H2O]俗称明矾．明矾是无色晶体，易溶于水
所属类别
两性氧化物
两性氢氧化物
复盐(由两种不同金属离子和一种酸根离子组成)
电离方程式
在水中不能电离
A13＋+3OH－ A1(OH)3AlO2－+H＋+H2O
KAl(SO4)2＝K＋+A13＋+2SO42－
化学性质
既能与酸反应生成铝盐，又能与碱反应生成偏铝酸盐：Al2O3 + 6H＋＝2A13＋+ 3H2O ，Al2O3 + 2OH－＝2 AlO2－+ H2O
①既能溶于酸，又能溶于强碱中：A1(OH)3 + 3H＋＝A13＋+ 3H2O ，A1(OH)3 + OH－＝2AlO2－+ 2H2O
②受热分解：
2A1(OH)3 Al2O3 + 3H2O
①同时兼有K＋、A13＋、SO42－三种离子的性质②水溶液因A1 3＋水解而显酸性：
A13＋+3H2OA1(OH)3 + 3H＋
制 法
2A1(OH)3 Al2O3 + 3H2O
可溶性铝盐与氨水反应：A13＋+ 3NH3·H2O A1(OH)3↓ + 3NH4＋
用 途
①作冶炼铝的原料②用于制耐火坩埚、耐火管、耐高温仪器
制取氧化铝
作净水剂
[合金]
(1)合金的概念：由两种或两种以上的金属(或金属跟非金属)熔合在一起而成的具有金属特性的物质．
(2)合金的性质：①合金的硬度比它的各成分金属的硬度大；②合金的熔点比它的各成分金属的熔点低．
*[硬水及其软化]
(1)基本概念．
①硬水和软水：
硬水：含有较多的Ca2＋和Mg2＋的水．
软水：不含或只含少量Ca2＋和Mg2＋的水．
②暂时硬度和永久硬度：
暂时硬度：由碳酸氢钙或碳酸氢镁所引起的水的硬度．
永久硬度：由钙和镁的硫酸盐或氯化物等引起的水的硬度．
③暂时硬水和永久硬水：
暂时硬水：含有暂时硬度的水．
永久硬水：含有永久硬度的水．
(2)硬水的软化方法：
①煮沸法．这种方法只适用于除去暂时硬度，有关反应的化学方程式为：
Ca(HCO3)2CaCO3↓+CO2↑+H2O
Mg(HCO3)2MgCO3↓+CO2↑+H2O
MgCO3 + H2OMg(OH)2↓+CO2↑
②离子交换法．这种方法可同时除去暂时硬度和永久硬度．
③药剂软化法．常用的药剂法有石灰——纯碱法和磷酸钠法．
(3)天然水的硬度：天然水同时有暂时硬度和永久硬度，一般所说的硬度是指两种硬度之和．
(4)硬水的危害：
①长期饮用硬度过高或过低的水，均不利于身体健康．
②用硬水洗涤衣物，浪费肥皂，也不易洗净．
③锅炉用水硬度过高，易形成锅垢[注：锅垢的主要成分为CaCO3和Mg(OH)2]，不仅浪费燃料，还会引起爆炸事故．
3．铁和铁的化合物
[铁]
(1)铁在地壳中的含量：铁在地壳中的含量居第四位，仅次于氧、硅和铝．
(2)铁元素的原子结构：铁的原子序数为26，位于元素周期表第四周期Ⅶ族，属过渡元素．铁原子的最外层电子数为2个，可失去2个或3个电子而显+2价或+3价，但+3价的化合物较稳定．
(3)铁的化学性质：
①与非金属反应：
3Fe + 2O2Fe3O4
2Fe + 3C122FeCl3
说明 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．
Fe + SFeS
说明 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．
②与水反应：
a．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)．
b．在高温下，铁能与水蒸气反应生成H2：3Fe + 4H2O(g) Fe3O4 + 4H2
③与酸反应：
a．与非氧化性酸(如稀盐酸、稀H2SO4等)的反应．例如： Fe + 2H＋ ＝ Fe2＋ + H2↑
b．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．
④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
归纳：铁的化学性质及在反应后的生成物中显+2价或+3价的规律如下；
[铁的氧化物的比较]
铁的氧化物
氧化亚铁
氧化铁
四氧化三铁
俗 称
铁红
磁性氧化铁
化学式
FeO
Fe2O3
Fe3O4
铁的价态
+2价
+3价
+2价和+3价
颜色、状态
黑色粉末
红棕色粉末
黑色晶体
水溶性
都不溶于水
化学性质
①在空气中加热时，被迅速氧化；6FeO + O2 2Fe3O4②与盐酸等反应：FeO + 2H＋＝Fe2＋+ H2O
①与盐酸等反应：Fe2O3 + 6H＋＝2Fe3＋+ 3H2O②在高温时，被CO、C、A1等还原：Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2
兼有FeO和Fe2O3的性质，如Fe3O4 + 8H＋＝2Fe3＋+ Fe2＋+ 4H2O
[氢氧化亚铁和氢氧化铁的比较]
Fe(OH)2
Fe(OH)3
颜色、状态
在水中为白色絮状沉淀
在水中为红褐色絮状沉淀
水溶性
难溶于水
难溶于水
制 法
可溶性亚铁盐与强碱溶液或氨水反应：
注：制取时，为防止F e2＋被氧化，应将装有NaOH溶液的滴管插入FeSO4溶液的液面下
可溶性铁盐与强碱溶液、氨水反应：
化学性质
①极易被氧化：
沉淀颜色变化：白色→灰绿色→红褐色
②与非氧化性酸如盐酸等中和：
①受热分解；
固体颜色变化：红褐色→红棕色
②与酸发生中和反应：
[Fe3＋和Fe2＋的相互转化]
例如：2Fe3＋ + Fe ＝ 3Fe2＋
应用：①除去亚铁盐(含Fe2＋)溶液中混有的Fe3＋；②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．
例如：2Fe2＋+ Cl2＝2Fe3＋+ 2Cl－
应用：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．
Fe2＋ Fe3＋
[Fe2＋、Fe3＋的检验]
(1)Fe2＋的检验方法：
①含有Fe2＋的溶液呈浅绿色；
②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＋．
③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
(2)Fe3＋的检验方法：
①含有Fe3＋的溶液呈黄色；
②向待检液中滴加NaOH溶液或氨水，产生红褐色沉淀，说明含Fe3＋．
③向待检液中滴加KSCN溶液，溶液呈血红色，说明含Fe3＋．
进行铁及其化合物的计算时应注意的事项：
(1)铁元素有变价特点，要正确判断产物；
(2)铁及其化合物可能参加多个反应，要正确选择反应物及反应的化学方程式；
(3)反应中生成的铁化合物又可能与过量的铁反应，因此要仔细分析铁及其化合物在反应中是过量、适量，还是不足量；
(4)当根据化学方程式或离子方程式计算时，找出已知量与未知量的关系，列出方程式或方程式组；
(5)经常用到差量法、守恒法．
4．金属的冶炼
[金属的冶炼]
(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；⑧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：
①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↑ HgS + O2Hg + SO2↑
2Ag2O4Ag + O2↑ 2AgNO32Ag + 2NO2↑+ O2↑
②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) ZnO + CZn + CO↑(伴生CO2)
WO3 + 3H2W + 3H2O Cr2O3 + 2Al2Cr + A12O3(制高熔点的金属)
⑧熔融电解法．适用于冶炼活动性强的金属如K、Ca、Na、Mg、A1等活泼的金属，通过电解其熔融盐或氧化物的方法来制得．例如：
2A12O3 4Al + 3O2↑ 2NaCl 2Na + C12↑
④湿法冶金(又叫水法冶金)．利用在溶液中发生的化学反应(如置换、氧化还原、中和、水解等)，对原料中的金属进行提取和分离的冶金过程．湿法冶金可用于提取Zn、U(铀)及稀土金属等．
[金属的回收] 地球上的金属矿产资源是有限的，而且是不能再生的．随着人们的不断开发利用，矿产资源将会日渐减少．金属制品在使用过程中会被腐蚀或损坏，同时由于生产的发展，新的产品要不断替代旧的产品，因而每年就有大量废旧金属产生．废
旧金属是一种固体废弃物，会污染环境．要解决以上两个问题，最好的方法是把废旧金属作为一种资源，加以回收利用．这样做，既减少了垃圾量，防止污染环境，又缓解了资源短缺的矛盾．回收的废旧金属，大部分可以重新制成金属或它们的化合物再用．
*[金属陶瓷和超导材料]
(1)金属陶瓷．金属陶瓷是由陶瓷和粘结金属组成的非均质的复合材料．陶瓷主要是Al2O3、ZrO2等耐高温氧化物等，粘结金属主要是Cr、Mo、W、Ti等高熔点金属．将陶瓷和粘结金属研磨，混合均匀，成型后在不活泼气氛中烧结，就可制得金属陶瓷．
金属陶瓷兼有金属和陶瓷的优点，其密度小，硬度大，耐磨，导热性好，不会因为骤冷或骤热而脆裂．另外，在金属表面涂一层气密性好、熔点高、传热性很差的陶瓷涂层，能够防止金属或合金在高温下被氧化或腐蚀．
金属陶瓷广泛地应用于火箭、导弹、超音速飞机的外壳、燃烧室的火焰喷口等处．
(2)超导材料．当电流通过金属(或合金)时，金属会发热，这是由于金属内部存在电阻，它阻碍电流通过．用金属导线输送电流时，由于有电阻存在，会白白消耗大量电能．金属材料的电阻通常随温度的降低而减小．
科学研究发现，当汞冷却到低于4.2 K时，电阻突然消失，导电性几乎是无限大的，当外加磁场接近固态汞随之又撤去后，电磁感应产生的电流会在金属汞内部长久地流动而不会衰减，这种现象称为超导现象．具有超导性质的物质称为超导体．超导体电阻突然消失的温度称为临界温度(Tc)．在临界温度以下时，超导体的电阻为0，也就是电流在超导体中通过时没有任何损失．
超导材料大致分为纯金属、合金和化合物三类．具有最高临界温度的纯金属是镧，Tc＝12.5 K．合金型目前主要有铌—钛合金，Tc＝9.5 K．化合物型主要有铌三锡(Nb3Sn)，Tc＝18.3K；钒三镓(V3Ga)，Tc＝16.5 K等．
超导材料可制成大功率发电机、磁流发电机、超导储能器、超导电缆、超导磁悬浮列车等．用超导材料制成的装置，具有体积小、使用性能高、成本低等优点．
5．原电池的原理及其应用
[原电池]
(1)原电池的概念：把化学能转变为电能的装置叫做原电池．
(2)构成原电池的条件：
①有相互连接或，接触的两个电极．在两个电极中，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．
②两个电极要同时与电解质溶液相接触并形成回路．
③作负极的较活泼金属能与电解质溶液发生氧化还原反应，而较不活泼的金属不能与电解质溶液反应．
(3)原电池原理：
较活泼金属：作负极电子流出发生氧化反应(电极本身失电子后而溶解)
较不活泼金属、金属氧化物或石墨：作正极电子流入发生还原反应(溶液中的阳离子得电子后析出)
电流方向：正极导线负极
(4)原电池原理的应用：制作各种电池，如干电池、蓄电池、充电电池、高能电池等．
[化学电源]
(1)实用电源一般应具有的特点：能产生稳定而具有较高电压的电流；安全、耐用且便于携带；能够适用于特殊用途；便于回收处理，不污染环境或对环境产生影响较小．
(2)几种常见的电池和新型电池：
构 造
性 能
主要用途
干
电
池
锌—锰干电池
插在电池中央的石墨作正极，顶端有一铜帽；在石墨棒的周围填满二氧化锰和炭黑的混合物，并用离子可以通过的长纤维作隔膜；隔膜外是调成糊状的氯化铵，作为电解质溶液；最外面是由锌筒制成的干电池外壳，作为负极；电池顶部用蜡和火漆封口
电量小，在放电过程中容易发生气涨或漏液
手电筒中用作照明
碱性锌—锰电池
电解液由原来的中性变为离子导电性更好的碱性，负极由锌片改为锌粉
反应面积成倍增长．容量和放电时间比普通锌—锰电池增加几倍
蓄
电
池
铅蓄电池
用含锑5％～8％的铅锑合金铸成格板，在格板上分别填充PbO2和Pb作正极和负极，二者交替排列而成．在电极之间充有密度为1.25 g·cm－3 ～1.28 g·cm－3的H2SO4溶液
电压稳定，使用方便，安全、可靠，可循环使用
用于汽车、摩托车等的动力
镍—镉可充电电池
用镉(Cd)为电池的负极，NiO(OH)为电池正极，碱性溶液为电解液
广泛用于电话机、收录机等
银—锌蓄电池
用锌为负极，氧化银(Ag2O)为正极
体积小、质量轻
用于人造地球卫星，宇宙火箭、空间电视转播站等
新型燃料电池
氢氧燃料电池
氢气、氧气、甲烷、煤气、空气、氯气等均可作为燃料电池的原料
能量转化率高、可持续使用；燃烧产物为水，不污染环境
铝—空气燃料电池
用铝为电池负极，以氯化钠等盐溶液为电解液，靠空气中的氧气使铝不断氧化而产生电流
体积小，能量大，使用方便，耗能少
代替汽油作为汽车的动力，用于收音机、照明电源、野营炊具、野外作业工具等
锂电池
用密度最小的金属锂作电池的负极
质量轻、工作效率高、贮存寿命长
用于电脑、照相机、手表、心脏起搏器，以及作为火箭、导弹等的动力
[金属的电化学腐蚀]
(1)金属腐蚀的概念：金属腐蚀是指金属或合金与周围接触到的气体或液体进行化学反应而腐蚀损耗的过程．
(2)金属腐蚀的本质：金属原子失去电子变成阳离子的过程．也就是说，金属在腐蚀过程中，发生了氧化还原反应．
(3)两种金属腐蚀的比较：
化学腐蚀
电化学腐蚀
产生原因
金属跟接触到的物质(如O2、Cl2、SO2等)直接发生化学反应
不纯金属或合金与电解质溶液接触
特 点
无电流产生．为原子之间的氧化还原反应
形成无数微小的原电池，有微弱电流产生．为原子与离子之间的氧化还原反应
结 果
金属失去电子被氧化而腐蚀
较活泼金属失去电子被氧化而腐蚀
举 例
铁跟氯气直接反应而腐蚀；钢管被原油中的含硫化合物腐蚀
钢铁的电化学腐蚀：
负极(Fe)：2Fe－4e－＝2Fe2＋
正极(C)：2H2O + O2 + 4e－＝4OH－．
说 明
在化学腐蚀和电化学腐蚀中，电化学腐蚀是造成钢铁腐蚀的主要原因
(4)金属的防护方法：
①选用不同的金属或非金属制成合金(如不锈钢)．
②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．
③电化学保护法．
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——烃
1．烃的分类
2．基本概念
[有机物] 含碳元素的化合物称为有机化合物，简称有机物．
说明 有机物一定是含有碳元素的化合物(此外，还含有H、O、N、S、P等)，但含有碳元素的化合物却不一定是有机物，如CO、CO2、H2CO3、碳酸盐、CaC2等少数物质，它们的组成和性质跟无机物很相近，一般把它们作为无机物．
有机物种类繁多的原因是碳原子最外层有4个电子，不仅可与其他原子形成四个共价键，而且碳原子与碳原子之间也能以共价键(碳碳单键、碳碳双键、碳碳叁键)形成含碳原子数不同、分子结构不同的碳链或环状化合物．
[烃] 又称为碳氢化合物，指仅由碳和氢两种元素组成的一大类化合物．根据结构的不同，烃可分为烷烃、烯烃、炔烃、芳香烃等．
[结构式] 用一根短线代表一对共用电子对，并将分子中各原子用短线连接起来，以表示分子中各原子的连接次序和方式的式子．如甲烷的结构式为：
乙烯的结构式为：
H－C－H H H H－C＝C－H
[结构简式] 将有机物分子的结构式中的“C—C”键和“C—H”键省略不写所得的一种简式．如丙烷的结构简式为CH3CH2CH3，乙烯的结构简式
为CH2＝CH2，苯的结构简式为 等．
[烷烃] 又称为饱和链烃．指分子中碳原子与碳原子之间都以C—C单键(即1个共用电子对)结合成链状，且碳原子剩余的价键全部跟氢原子相结合的一类烃．“烷”即饱和的意思．CH4、CH3CH3、CH3CH2CH3……等都属于烷烃．烷烃中最简单的是甲烷．
[同系物] 结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的有机物，互称同系物．
说明 判断有机物互为同系物的两个要点；①必须结构相似，即必须是同一类物质．例如，碳原子数不同的所有的烷烃(或单烯烃、炔烃、苯的同系物)均互为同系物．由于同系物必须是同一类物质，则同系物一定具有相同的分子式通式，但分子式通式相同的有机物不一定是同系物．由于同系物的结构相似，因此它们的化学性质也相似．②在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团．由于同系物在分子组成上相差CH2原子团的倍数，因此同系物的分子式不同．
由同系物构成的一系列物质叫做同系列(类似数学上的数列)，烷烃、烯烃、炔烃、苯的同系物等各自为一个同系列．在同系列中，分子式呈一定规律变化，可以用一个通式表示．
[取代反应] 有机物分子里的原子或原子团被其他原子或原子团所代替的反应，叫做取代反应．根据有机物分子里的原子或原子团被不同的原子或原子团[如－X(卤原子)、－NO2(硝基)，－SO3H(磺酸基)，等等]所代替，取代反应又分为卤代反应、硝化反应、磺化反应，等等．
①卤代反应．如：
CH4 + C12 → CH3C1 + HCl(反应连续进行，可进一步生成CH2C12、CHCl3、CCl4)
(一NO2叫硝基)
②硝化反应．如：
③磺化反应．如：(一SO3H叫磺酸基)
[同分异构现象与同分异构体]
化合物具有相同的分子式，但具有不同的结构式的现象，叫做同分异构现象．具有同分异构现象的化合物互为同分异构体．
说明 同分异构体的特点：①分子式相同，相对分子质量相同，分子式的通式相同．但相对分子质量相同的化合物不一定是同分异构体，因为相对分子质量相同时分子式不一定相同．同分异构体的最简式相同，但最简式相同的化合物不一定是同分异构体，因为最简式相同时分子式不一定相同．②结构不同，即分子中原子的连接方式不同．同分异构体可以是同一类物质，也可以是不同类物质．当为同一类物质时，化学性质相似，而物理性质不同；当为不同类物质时，化学性质不同，物理性质也不同．
[烃基] 烃分子失去一个或几个氢原子后剩余的部分．烃基的通式用“R－”表示．例如：－CH3(甲基)、－CH2CH3(乙基)、－CH＝CH2(乙烯基)、－C6H5或f 今胃(苯基)等．烷基是烷烃分子失去一个氢原子后剩余的原子团，其通式为－CnH2n+1．烃基是含有未成对电子的原子团，例如，
－CH3的电子式为
1 mol－CH3中含有9 mol电子．
[不饱和烃] 分子里含有碳碳双键(C＝C)或碳碳叁键(C≡C)的烃，双键碳原子或叁键碳原子所结合的氢原子数少于烷烃分子中的氢原子数，还可再结合其他的原子或原子团．不饱和烃包括烯烃、炔烃等．
[加成反应] 有机物分子里的双键或叁键两端的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，叫做加成反应．
说明 加成反应是具有不饱和键的物质的特征反应．不饱和键上的两个碳原子称为不饱和碳原子，加成反应总是发生在两个不饱和碳原子上．加成反应能使有机分子中的不饱和碳原子变成饱和碳原子．烯烃、炔烃、苯及其同系物均可发生加成反应，例如：
(1，2－二溴乙烷)
(1，2－二溴乙烯)
(1，1，2，2－四溴乙烷)
[聚合反应] 聚合反应又叫做加聚反应．是由相对分子质量小的化合物分子(即单体)互相结合成相对分子质量大的高分子(即高分子化合物)的反应．
说明 加聚反应是合成高分子化合物的重要反应之一．能发生加聚反应的物质一定要有不饱和键．加聚反应的原理是不饱和键打开后相互连接成很长的链．例如：
(聚乙烯)
(聚氯乙烯)
[烯烃] 分子中含有碳碳双键(C＝C键)的一类不饱和烃．根据烃分子中所含碳碳双键数的不同，烯烃又可分为单烯烃(含一个C＝C键)、二烯烃(含两个C＝C键)等．烯烃中最简单的是乙烯．
[炔烃] 分子中含有碳碳叁键(C≡C键)的一类不饱和烃．炔烃中最简单的是乙炔．
[芳香烃] 分子中含有一个或多个苯环的碳氢化合物，叫做芳香烃，简称芳烃．苯是最简单、最基本的芳烃．
[石油的分馏] 是指用蒸发和冷凝的方法把石油分成不同沸点范围的蒸馏产物的过程．
说明 ①石油的分馏是物理变化；②石油的分馏分为常压分馏和减压分馏两种．常压分馏是指在常压(1.0l×l05Pa)时进行的分馏，主要原料是原油，主要产品有溶剂油、汽油、煤油、柴油和重油．减压分馏是利用“压强越小，物质的沸点越低”的原理，使重油在低于常压下的沸点就可以沸腾，而对其进一步进行分馏．
[石油的裂化和裂解] 裂化是在一定条件下，将相对分子质量较大、沸点较高的烃断裂为相对分子质量较小、沸点较低的烃的过程．在催化剂作用下的裂化，又叫做催化裂化．例如：
C16H34 C8H18 + C8H16
裂解是采用比裂化更高的温度，使石油分馏产品中的长链烃断裂成乙烯、丙烯等短链烃的加工过程．裂解是一种深度裂化，裂解气的主要产品是乙烯．
[煤的干馏] 又叫做煤的焦化．是将煤隔绝空气加强热使其分解的过程．
说明 ①煤的干馏是化学变化；
②煤干馏的主要产品有焦炭、煤焦油、焦炉气(主要成分为氢气、甲烷等)、粗氨水和粗苯．
[煤的气化和液化]
(1)煤的气化．
①概念：把煤中的有机物转化为可燃性气体的过程．
②主要化学反应： C(s) + O2(g) CO2(g)
⑧煤气的成分、热值和用途比较：
煤气种类
低热值气
中热值气
高热值气(合成天然气)
生成条件
碳在空气中燃烧
碳在氧气中燃烧
CO + 3H2 C H4 + H2O
成 分
CO、H2、相当量的N2
CO、H2、少量CH4
主要是CH4
特点和用途
热值较低．用作冶金、机械工业的燃料气
热值较高，可短距离输送．可用作居民使用的煤气，也可用作合成氨、甲醇的原料等
热值很高，可远距离输送
(2)煤的液化．
①概念：把煤转化成液体燃料的过程．
②煤的液化的途径：
a．直接液化：把煤与适当的溶剂混合后，在高温、高压下(有时还使用催化剂)，使煤与氢气作用生成液体燃料．
b．间接液化：如图3—11—1所示．
3．烷烃、烯烃的命名
[烷烃的命名]
①习惯命名法．当烷烃分子中所含碳原子数不多时，可用习惯命名法．其命名步骤要点如下：a．数出烷烃分子中碳原子的总数．碳原子总数在10以内的，从1～10依次用甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、壬、癸来表示．b．当烷烃分子中无支链时，用“正”表示，如：CH3CH2CH2CH3叫正丁烷；当烷烃分子中含“CHa--CH--”结构时，用
②系统命名法．
步骤：a．选主链．选择支链最多且含碳原子数最多的碳链作主链，并称“某烷”；b．定起点．选择离最简单的支链(即含碳原子数最少)最近的一端作为主链的起点，并使取代基的编号数之和最小；c．取代基，写在前，注位置，短线连；d．相同取代基要合并．不同取代基，不论其位次大小如何，简单在前，复杂在后．
[烯烃的命名] 在给烯烃命名时，要始终注意到C＝C键所在的位置：①选择含有C＝C在内的最长碳链作主链(注：此时主链上含碳原子数不一定最多)；②从离C＝C键最近的一端开始给主链碳原子编号；⑧在“某烯”字样前用较小的阿拉伯数字“1、2…”给烯烃编号．其余与烷烃的命名方法相同．例如：
CH3--CHz--'<3--<3H2--K3H3
，l
CHc
其名称为2—乙基—l—丁烯．
4．同分异构体的有关知识
[同分异构体的熔点、沸点高低的规律]
①当为脂肪烃的同分异构体时，支链越多(少)，沸点越低(高)；②当为含两个侧链的苯的同系物时，侧链相隔越远(近)，沸点越高(低)．
[同分异构体的种类]
①有机物类别异构，？？？如烷烃与烯烃为两类不同的有机物；②碳链异构(苯环上有邻、间、对位三种异构)；③官能团位置异构(在“烃的衍生物”中将学习到)．
[同分异构体的书写规律]
①同分异构体的书写规律：要准确、完全地写出同分异构体，一般按以下顺序规律进行书写：类别异构 + 碳链异构一位置异构．
②碳链异构(烷烃的同分异构体)的书写技巧：a．先写出不含支链的最长碳链；b．然后写出少1个碳原子的主链，将余下的1个碳原子作支链加在主链上，并依次变动支链位置；c．再写出少2个碳原子的主链，将余下的2个碳原子作为一个乙基或两个甲基加在主链上，并依次变动其位置(注意不要重复)；d．以此类推，最后分别在每个碳原子上加上氢原子，使每个碳原子有4个共价键．
说明 a．从上所述可归纳为：从头摘、挂中间，往端移、不到边，先甲基、后乙基，先集中、后分散，变换位、不能同．b．在书写烯烃或炔烃的同分异构体时，只要在碳链异构的基础上依次变动碳碳双键或碳碳叁键位置即可．
[烃的同分异构体种数的确定方法]
①等效氢法．烃分子中同一种类的氢原子称为等效氢原子．有机分子中有几种不等效氢原子，其氢原子被一种原子或原子团取代后的一取代物就有几种同分异构体．
等效氢原子的一般判断原则：a．位于同一碳原子上的H原子为等效H原子．如CH4中的4个H原子为等效H原子．b．位于同一C原子上的甲基上的H原子为等效H原子．如新戊烷(CH3)4C上的12个H原子为等效H原子．c．同一分子中处于对称位置或镜面对称位置上的H原子为等效H原子．对于含苯环结构的分子中等效H原子的种数的判断，应首先考虑苯环所在平面上是否有对称轴，若没有，则还应考虑是否有垂直于苯环平面的对称轴存在，然后根据对称轴来确定等效H原子的种数．
②换元法．换元法是要找出隐含在题目中的等量关系，并将所求对象进行恰当地转换．例如，已知正丁烷的二氯代物有6种同分异构体，则其八氯代物的同分异构体有多少种?正丁烷C4H10。的二氯代物的分子式为C4H8Cl2，八氯代物的分子式为C4H2Cl8，变换为C4Cl8H2，很显然，两者的同分异构体数是相同的，均为6种．
[同分异构体与同位素、同素异形体、同系物的比较]
同位素
同素异形体
同系物
同分异构体
适用对象
原子
单质
有机物
有机物
判断依据
①原子之间②质子数相同，中子数不同
①单质之间②属于同一种元素
①结构相似的同一类物质②符合同一通式③相对分子质量不同(相差14n)
①分子式相同②结构不同③不一定是同类物质
性 质
化学性质相同；物理性质有差异
化学性质相同；物理性质不同
化学性质相似；物理性质不同(熔点、沸点、密度呈规律性变化)
化学性质可能相似，也可能不同；物理性质不同
实 例
H、T、D
红磷与白磷；金刚石与石墨
甲烷与乙烷；乙烯与丙烯
戊烷有正、异、新戊烷三种
5．甲烷、乙烯、乙炔及苯的比较
烃的种类
甲 烷
乙 烯
乙 炔
苯
分子式
CH4
C2H4
C2H2
C6H6
结构简式
CH2＝CH2
CH≡CH
分子结构特点
正四面体，键角为109°28′，由极性键形成的非极性分子．与C原子共平面的H原子最多只有2个
平面结构，键角为120°，分子中所有的原子均处于同一平面内．分子中含C—H极性键和C—C非极性键．是非极性分子
直线形，键角为180°，分子中所有的原子均处于同一直线上(也必处于同一平面内)．分子中含C—H极性键和C—C非极性键
平面正六边形，键角为120°，分子中6个碳原于完全相同(6个碳键的键长、键能、键角相同)．12个原子均处于同一平面上
物理性质
无色、无味的气体，极难溶于水，密度比空气小
无色、稍有气味的气体，难溶于水，密度比空气略小
纯乙炔是五色、无味的气体，密度比空气小，微溶于水
无色、有特殊气味的液体，有毒，不溶于水，密度比水小，熔点、沸点低．用冰冷却苯，苯凝结为无色晶体
含碳的质
量分数％
75
85.7
92
92
燃烧现象
火焰不明亮
火焰较明亮，带黑烟
火焰明亮，带浓烟
火焰明亮，带浓烟
化学性质
①性质稳定，不能与强酸、强碱、酸性KMnO4溶液反应；②与纯X2发生一系列取代反应，生成CH3X、 CH2X2、CHX3、CX4的混合物；③热分解：9u 高温 —(隔绝空气)—C+2H2(注：X为卤素)
化学性质活泼①加成反应：与X2、HX、H2、H2O等加成，能使溴水褪色②氧化反应：能使酸性KMnO4溶液褪色③加聚反应：
nCH2＝CH2催化剂
化学性质活泼①加成反应：与X2、HX、H2、H2O等加成，能使溴水褪色．如：
②氧化反应：能使酸性KMnO4溶液褪色
兼有烷烃和烯烃的性质：①取代反应．与X2发生卤代反应，与浓HNO3发生硝化反 应， 与 浓H2SO4发生磺化反应；②加成反应．例如在催化剂Ni和加热的条件下，苯与H2加成得到环己烷：③苯不能使酸性KMnO4溶液褪色
工业制法
煤的干馏
石油裂解
煤的干馏
主要用途
气体燃料，制炭黑、氯仿等
合成酒精，制聚乙烯等
氧炔焰，制氯乙烯等
合成纤维、橡胶、染料等
6．烷烃、烯烃、炔烃及苯的同系物的比较
烃的类别
烷 烃
烯 烃
炔 烃
苯的同系物
分子式通式
CnH2n+2
(n≥1)
CnH2n
(n≥2)
CnH2n－2
(n≥2)
CnH2n－6
(n≥6)
分子结构特点
分子中C原子间均以C－C单键连接成链状；碳链为锯齿形；C－C键可旋转
分子中含C＝C键，其中的一个键键能较低，易断裂；C＝C键不能旋转
分子中含C≡C键，其中有两个键键能较低，易断裂，C≡C键不能旋转
分子中只含一个苯环，苯环的侧链是 烷基(CnH2n－)，苯环与侧链相互影响
主要化学反应
①取代反应
②裂化反应
①加成反应
②加聚反应
③氧化反应
①加成反应
②氧化反应
①取代反应
②加成反应
③氧化反应
碳碳键的键长比较
C－C＞苯环中的碳碳键＞C＝C＞C≡C
物理性质的规律
①常温时，烃分子中碳原子数≤4个时为气体；②烃不溶于水，气态或液态烃的密度比水小(浮在水面上)，③各类烃中，随分子中碳原子数增多，熔点、沸点升高，密度增大
7．烃的基本实验
[甲烷与氯气的取代反应]
①反应原理：
(一氯甲烷)
(二氯甲烷)
(氯仿)
(四氯化碳)
②实验现象及解释：
a．量筒内壁中出现油状液体(生成的CH2Cl2、CHCl3、CCl4为不溶于水的液体)；
b．量筒内水面上升(反应后气体总体积减小且生成的HCl气体易溶于水)；
c．水槽中有晶体析出(生成的HCl气体溶于水后使NaCl溶液过饱和)．
③应注意点：a．不要将混合气体放在日光直射的地方，以免引起爆炸；b．反应产物是两种气体(HCl、CH3Cl)和三种液体(CH2Cl2、CHCl3、CCl4)的混合物．
[乙烯的实验室制法]
①反应原理：
CH3CH2OH CH＝CH2++H2O
②所需主要仪器和用品：酒精灯，圆底烧瓶，温度计，双孔橡胶塞，碎瓷片．
③发生装置：液+液二 气体型装置．与制C12、HCl气体的发生装置相似，只需将制C12、HCl气体装置中的分液漏斗改为温度计即可．
④收集方法：排水法(不能用排空气法，因为乙烯与空气的密度很接近)．
⑤反应液中无水酒精与浓H2SO4的体积比为1∶3．应首先向烧瓶中加入酒精，再慢慢地注入浓H2SO4(类似于浓H2SO4加水稀释)。使用过量浓H2SO4，可提高乙烯的产率，增加乙烯的产量．
⑥浓H2SO4的作用：催化剂和脱水剂．
⑦温度计水银球放置位置：必须插入反应液中(以准确测定反应液的温度)．
⑧发生的副反应：
2CH3CH2OH C2H5OC2H5 + H2O
（乙醚）
因此，在实验室加热制乙烯时，应迅速使温度上升到170℃，以减少乙醚的生成，提高乙烯的产量。
C2H5OH + 4H2SO4(浓)＝ 4SO2↑+ CO2↑+ C↓+ 7H2O
在加热过程中，反应液的颜色由无色变为棕色，甚至变为黑褐色．这是因为浓H2SO4具有强氧化性，将部分乙醇氧化为炭．由于有上述两个副反应发生，所以在制得的乙烯中会混有CO2、SO2等杂质气体，其中SO2也能使酸性KMnO4溶液或溴水褪色，因此，在做乙烯的性质实验之前，应首先将气体通过碱石灰或碱液以除去SO2．
⑨在圆底烧瓶中加入碎瓷片的目的：防止液体受热时产生暴沸．
[乙炔的实验室制法]
①反应原理：CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2↓ + CH≡CH↑
②装置：固 + 液 → 气体型装置，与制H2、CO2等气体的发生装置相同．用排水集气法收集乙炔．
③所需主要仪器；分液漏斗，平底烧瓶(或大试管、广口瓶、锥形瓶等)，双孔橡胶塞．
④不能用启普发生器的原因：a．碳化钙与水的反应较剧烈，使用启普发生器难于控制反应速率；b．反应过程中放出大量热，易使启普发生器炸裂；c．反应生成的Ca(OH)2为浆状物，易堵塞导管．
⑤注意事项：a．为减缓反应速率，得到平稳的乙炔气流，可用饱和NaCl溶液代替水，用块状电石而不用粉末状的电石．b．为防止反应产生的泡沫堵塞导管，应在导气管口附近塞上少量棉花．c．电石中混有CaS、Ca3P2等杂质，它们也跟水反应生成H2S、
PH3等气体，因此，用电石制得的乙炔(俗称电石气)有特殊臭味．把混有上述混合气体的乙炔气通过盛有CuSO4溶液的洗气瓶，可除去H2S、PH3等杂质气体．
[石油的分馏]
①原理：根据石油中所含各种烃的沸点不同，通过加热和冷凝的方法，将石油分为不同沸点范围的蒸馏产物．
②使用的玻璃仪器：酒精灯，蒸馏烧瓶(其中有防止石油暴沸的碎瓷片)，温度计，冷凝管，尾接管，锥形瓶．
③温度计水银球位置：蒸馏烧瓶支管口(用以测定蒸气的温度)．
④冷凝管中水流方向：由下往上(原因：水能充满冷凝管，水流与蒸气流发生对流，起到充分冷凝的效果)．
⑤注意点：a．加热前应先检查装置的气密性．b．石油的分馏是物理变化．c．石油的馏出物叫馏分，馏分仍然是含有多种烃的混合物．
8．有关烃的计算类型
[烃的分子式的确定方法]
①先求烃的最简式和相对分子质量，再依；(最简式的相对分子质量)n＝相对分子质量，求得分子式．
说明 a．已知C、H元素的质量比(或C、H元素的质量分数，或燃烧产物的量)，均可求出该烃的最简式．
b．求有机物相对分子质量的常见公式：
▲有机物的摩尔质量＝m／n
或
▲气态有机物的相对分子质量＝标准状况下该气体密度×22.4
有机物混合气体的平均相对分子质量＝W总／n总
……
▲通过相对密度求算：M未知＝D·M已知，即ρA/ρB＝MA／MB．
注：①也可先求出相对分子质量，再根据各元素的质量分数和相对分子质量直接求得分子式．
②依各类烃的通式和相对分子质量(或分子中所含电子的总数)求算．
③商余法：烃的相对分子质量／12 → 商为C原子数，余数为H原子数．
注意 一个C原子的质量等于12个H原子的质量．
例 某烃的相对分子质量为128，则该烃的分子式为或．
④平均值法：平均值法适用于混合烃的有关计算，它是根据各组分的某种平均值来推断烃分子式的解题方法．平均值法特别适用于缺少数据而不能直接求解的计算．平均值法有：平均摩尔质量法、平均碳原子法、平均氢原子法和平均分子式法等．
[烃的燃烧计算]
①烃燃烧的通式．
a．完全燃烧时(O2充足)： + (+/4)O2 →CO2 + / 2H2O
b．不完全燃烧时(O2不充足)：
+ ()O2 →CO2 + ()CO + / 2H2O
②不同烃完全燃烧时耗O2量的比较．
a．物质的量相同时：()的值愈大，耗O2量愈多．
b，质量相同时：
▲将CxHy变换为则值越大(小)，耗O2量越多(少)；值相同，耗O2量相同．
▲最简式相同，耗O2量相同．最简式相同的有：(CH)n——C2H2与C6H6等；(CH2)n——烯烃与环烷烃．
c．最简式相同的烃，不论以何种比例混合，只要混合物的总质量一定，则耗O2量一定．
③烃完全燃烧时，烃分子中H原子数与反应前后气体的物质的量(或压强或体积)的关系．
a．t≥100℃时(水为气体)：
(g) + (+/4)O2 →CO2(g) + / 2H2O(g)
(+/4) / 2
∵V前＝1++/4 V后＝+/ 2　　　∴V前－V后＝1－/4
当V前＝V后时，＝4；
当V前＞V后时，＜4；
当V前＜V后时，＞4；
由此可见，烃完全燃烧前后气体体积的变化只与烃分子中的H原子数有关，而与C原子数无关(因此，在计算烃完全燃烧时，要验算耗O2量)．
规律：
▲若燃烧前后气体的体积不变，
则＝4．具体的烃有CH4、C2H4、C3H4及其混合物．
▲若燃烧后气体的体积减小，则＜4．只有C2H2符合这一情况．
▲若燃烧后气体的体积增大，则＞4．用体积增量法来求算具体是哪一种烃．
b．t＜100℃时(水为液体)：
反应后气体的体积较反应前恒减小，用体积减量法确定具体的：
(g) + (+/4)O2 →CO2(g) + / 2H2O(aq) 气体体积减少
(+/4) 1+/4
高中化学知识点规律大全
——烃的衍生物
1．烃的衍生物
[烃的衍生物的比较]
类别
官能团
分子结构特点
分 类
主要化学性质
卤
代
烃
卤原子(－X)
碳－卤键(C－X)有极性，易断裂
①氟烃、氯烃、溴烃；②一卤烃和多卤烃；③饱和卤烃、不炮和卤烃和芳香卤烃
①取代反应(水解反应)：
R－X+H2O
R－OH + HX
②消去反应：
R－CH2－CH2X + NaOH
RCH＝H2 + NaX + H2O
醇
均为羟基
(－OH)
－OH在非苯环碳原子上
①脂肪醇(包括饱和醇、不饱和醇)；②脂环醇(如环己醇)③芳香醇(如苯甲醇)，④一元醇与多元醇(如乙二醇、丙三醇)
①取代反应：
a．与Na等活泼金属反应；b．与HX反应，c．分子间脱水；d．酯化反应
②氧化反应：
2R－CH2OH + O2
2R－CHO+2H2O
③消去反应，
CH3CH2OH
CH2＝H2↑+ H2O
酚
－OH直接连在苯环碳原上．酚类中均含苯的结构
一元酚、二元酚、三元酚等
①易被空气氧化而变质；②具有弱酸性③取代反应
④显色反应
醛
醛基
(－CHO)
分子中含有醛基的有机物
①脂肪醛(饱和醛和不饱和醛)；②芳香醛；③一元醛与多元醛
①加成反应(与H2加成又叫做还原反应)：R－CHO+H2R－CH2OH
②氧化反应：a．银镜反应；b．红色沉淀反应：c．在一定条件下，被空气氧化
羧酸
羧基
(－COOH)
分子中含有羧基的有机物
①脂肪酸与芳香酸；②一元酸与多元酸；③饱和羧酸与不饱和羧酸；④低级脂肪酸与高级脂肪酸
①具有酸的通性；②酯化反应
羧
酸
酯
酯基
(R为烃基或H
原子，R′只能为烃基)
①饱和一元酯：
CnH2n+lCOOCmH2m+1
②高级脂肪酸甘油酯③聚酯④环酯
水解反应：
RCOOR′+ H2O
RCOOH + R'OH
RCOOR′+ NaOH
RCOONa + R'OH
(酯在碱性条件下水解较完全)
2．有机反应的主要类型
反应类型
定 义
举例(反应的化学方程式)
消去反应
有机物在一定条件下，从一个分子中脱去一个小分子(如H2O、HBr等)而生成不饱和(含双键或叁键)化合物的反应
C2H5OHCH2＝H2↑+ H2O
苯酚的显色反应
苯酚与含Fe3＋的溶液作用，使溶液呈现紫色的反应
还原反应
有机物分子得到氢原子或失去氧原子的反应
CH≡CH + H2CH2＝H2
CH2＝H2 + H2CH3CH3
R—CHO + H2R－CH2OH
氧化反应
燃烧或被空气中的O2氧化
有机物分子得到氧原子或失去氢原子的反应
2CH3CH2OH + O2 2CH3CHO + 2H2O
2CH3CHO + O2 2CH3COOH
银镜反应
CH3CHO + 2Ag(NH3)2OH
CH3COONH4+2Ag↓+ 3NH3↑+ H2O
红色沉淀反应
CH3CHO + 2Cu(OH)2 CH3COOH + Cu2O↓+ 2H2O
取代反应
卤代烃的
水解反应
在NaOH水溶液的条件下，卤代烃与水作用，生成醇和卤化氢的反应
R－CH2X + H2ORCH2OH + HX
酯化反应
酸(无机含氧酸或羧酸)与醇作用，生成酯和水的反应
RCOOH + R'CH2OH
RCOOCH2R′+ H2O
酯的水解反应
在酸或碱存在的条件下，酯与水作用生成醇与酸的反应
RCOOR′+ H2ORCOOH + R'OH
RCOOR′+ NaOH → RCOONa + R'OH
3．有机物的分离和提纯方法
(1)有机物的分离与提纯的原则：分离是把混合物各组分经过化学变化而设法分开，得到混合前的物质．提纯是除去物质中混有的少量杂质．
①加入试剂时，不容易引入新的杂质；
②所用试剂最好只与杂质起反应，而不与所需提纯的物质起反应；
③反应后的其他生成物必须和所需提纯的物质易分离；
④有机物的分离与提纯不能用合成转化的方法．
(2)常见有机物的分离、提纯方法：
①洗气法．将气体混合物中的杂质气体用溶液吸收除去．例如，除去气态烷烃中混有的气态烯烃(或炔烃)，可将混合气体通过盛有溴水的洗气瓶．
②分液法．根据有机物在水中的溶解性、酸碱性等性质上的差异，把两种相互混溶的有机物中的一种转变为可溶于水的物质，另一种仍不溶于水，从而达到分离与提纯的目的．a．若杂质易溶于水而被提纯物不溶于水，则直接加入水后用力振荡，使杂质转入水层中，用分液漏斗分离．b．若杂质与被提纯物都不溶于水，则先使杂质与某种试剂反应，使其转化为易溶于水的物质后再分离．
③蒸馏(分馏)法．
a．对沸点差别大的有机物，可直接进行蒸馏提纯与分离；
b．混合物中各组分的沸点相差不大时，则加入某种物质，使其中一种组分转化为高沸点、难挥发性物质后再进行蒸馏．例如，分离乙醇与乙酸的混合液时，先向其中加入固体NaOH，使乙酸转化生成高沸点的CH3COONa，蒸馏出乙醇后，再加入浓H2SO4，使CH3COONa转化为CH3COOH，再经蒸馏得到乙酸．
4．有机物的燃烧规律
[烃的含氧衍生物燃烧的通式]
①完全燃烧时(O2充足)：
+ (+/4)O2 →CO2 + / 2H2O
②不完全燃烧时(O2不充足)：
+ ()O2 →CO2 + ()CO + / 2H2O
[不同有机物完全燃烧时耗O2量的比较]
(1)物质的量相同时，等物质的量的烃(通式为)、烃的衍生物(通式为)完全燃烧时，耗O2量的比较．
方法一：直接根据“1 mol烃消耗(+/4) mol O2，1 mol烃的衍生物消耗() mol O2”相比较．
方法二(较简便)：根据“1个C耗1个O2，2个H耗1个O”的原理，先将改写为。或当为 偶 数 时 改 写 为的形式较好，再与烃完全燃烧耗O2量相比较．
具体有：a．含碳原子数相同的烯烃、环烷烃、饱和一元醇等完全燃烧时耗O2量相同；b．含相同碳原子数的炔烃、二烯烃、饱和一元醛、饱和二元醇等完全燃烧时耗O2量相同Ic．含相同碳原子数的饱和一元羧酸、酯、饱和三元醇完全燃烧时耗O2量相同．
(2)质量相同时，最简式相同，耗02量相同．最简式相同的有：CH C2H2与C，H‘等；CH2——烯烃与环烷烃；CH20——甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖等；CHO——饱和一元
醛、饱和一元羧酸、饱和一元酯等．
(3)烃、烃的含氧衍生物组成的混合物，当总量(总质量或总物质的量)不变，而其中各组分的比例变化时，完全燃烧后，要使生成的C02量或H20量或耗02量不变，各组分必须满足的
条件是：
①混合物总质量一定时，若完全燃烧后生成的C02(或H20)为一恒量，则要求各组分含C的质量分数(或H的质量分数)相等，而无论其最简式是否相同．如CzH：与C6H，；CH：与
C~OH802；等等．若完全燃烧时耗O：量为一恒量，则要求各组分最简式相同．如C2H402和CH20等．
②混合物总物质的量一定时，若完全燃烧后生成的CO：(或H20)为一
恒量，则要求各组分分子中含C原子(或H原子)的数目相等．如CzH+与C2H40等．若完全燃烧时耗O。量为一恒量，则要求各组分耗O：量相等．如C2H：与C2H~O等．
5．求算烃的衍生物分-S-式的基本75法
(1)依据相对分子质量求算．
规律；C~HyO。＝(M—zXl6)／12，所得的商为J，余数为y．
注意 1个CH：原子团的相对分子质量＝1个O原子的相对原子质量＝16．
(2)依各类烃衍生物分子式的通式求算．
(3)依据相对分子质量和最简式求算。
(4)由燃烧产物求算．
6．有机物的推断
(1)有机物推断题的主要类型．有机物的推断一般有以下几种题型：①由结构推断有机物；②由性质推断有机物；③由实验推断有机物；④由计算推断有机物等．
(2)有机物推断题的解题思路和
方法：
①顺推法：抓住有机物的结构、性质和实验现象这条主线，顺着题意正向思维，由已知逐步推向未知，最后作出正确的推断．②逆推法：抓住有机物的结构、性质和实验现象这条主线，逆向思维，从未知逐步推向已知，抓住突破口，把题中各种物质联系起来进行反推，从而得到正确的推断．⑧剥离法：先根据已知条件把明显的未知因素首先剥离出来，然后根据已知将已剥离出来的未知因素当做已知，逐个求解那些潜在的未知因素．④分层推理法：先根据题意进行分层推理，得出
每一层的结构，然后再将每一层结构进行综合推理，最后得出正确的推断
结论．上述几种方法往往交替结合使用，使之快速简便．
7．有机物的合成
(1)有机合成途径和路线选择的基本要求．有机合成往往要经过多步反应才能完成，因此确定有机合成的途径和路线时就要进行合理选择，其选择的基本要求是：原料价廉，原理正
确，路线简捷，便于操作，条件适宜，易于分离，产率高，成本低．
(2)有机合成题的解题思路和途径．解答有机合成题时，首先要正确判断合成的有机物属于何种有机物，它带有什么官能团，它和哪些知识和信息有关，它所在的位置的特点等．其
次，根据现有原料、信息和有关反应规律，尽可能合理地把目标有机物解剖
成若干片断，或寻找官能团的引入、转换、保护方法，或设法将各片断(小分子化合物)拼接衍变，尽快找出合成目标有机物的关键和突破点．最后将正向思维和逆向思维、纵向思维和横向思维相结合，选择出最佳合成方案．
(3)有机合成题的解题方法．解答有机合成题的方法较多，其基本方法有：
①顺合成法．此法是采用正向思维方法，从已知原料人手，找出合成所需要的直接或间接的中间产物，逐步推向待合成的有机物．其思维程序是：原料一中间产物一产品．
②逆合成法．此法是采用逆向思维方法，从产品的组成、结构、性质人手，找出合成所需要的直接或间接的中间产物，逐步推向已知原料．其思维程序是：产品一中间产物一原料．
(3)综合比较法．此法是采用综合思维的方法，将正向或逆向推导出的几种合成途径进行比较，从而得出最佳的合成路线．
8．烃及其重要衍生物之间的相互转化关
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——糖类 油脂 蛋白质
1．糖类
[糖类的结构和组成]
(1)糖类的结构：分子中含有多个羟基、醛基的多羟基醛，以及水解后能生成多羟基醛的由C、H、O组成的有机物．糖类根据其能否水解以及水解产物的多少，可分为单糖、二糖和多糖等．
(2)糖类的组成：糖类的通式为Cn(H2O)m，对此通式，要注意掌握以下两点：①该通式只能说明糖类是由C、H、O三种元素组成的，并不能反映糖类的结构；②少数属于糖类的物质不一定符合此通式，如鼠李糖的分子式为C6H12O5；反之，符合这一通式的有机物不一定属于糖类，如甲醛CH2O、乙酸C2H4O2等．
[单糖——葡萄糖]
(1)自然界中的存在：葡萄和其他带甜味的水果中，以及蜂蜜和人的血液里．
(2)结构：分子式为C6H12O6(与甲醛、乙酸、乙酸乙酯等的最简式相同，均为CH2O)，其结构简式为：CH2OH－(CHOH)4－CHO，是一种多羟基醛．
(3)化学性质：兼有醇和醛的化学性质．
①能发生银镜反应．
②与新制的Cu(OH)2碱性悬浊液共热生成红色沉淀．
③能被H2还原：
CH2OH－(CHOH)4－CHO + H2CH2OH－(CHOH)4－CH2OH(己六醇)
④酯化反应：
CH2OH－(CHOH)4－CHO+5CH3COOH CH2－(CH)：--CHO(五乙酸葡萄糖酯)
OOCCH3
(4)用途：①是一种重要的营养物质，它在人体组织中进行氧化反应，放出热量，以供维持人体生命活动所需要的能量；②用于制镜业、糖果制造业；③用于医药工业．体弱多病和血糖过低的患者可通过静脉注射葡萄糖溶液的方式来迅速补充营养．
[二糖——蔗糖和麦芽糖]
蔗糖(C12H22O11)
麦芽糖(C12H22O11)
分子结构特征
分子中不含－CHO
分子中含有－CHO
物理性质
无色晶体，溶于水，比葡萄糖甜
白色晶体，易溶于水，不如蔗糖甜
化学性质
①没有还原性，不能发生银镜反应，也不能与新制的Cu(OH)2悬浊液反应
②能水解：
C12H22011+H20→ C6H1206
(蔗糖) (葡萄糖)
~C6H1206
(果糖)
①有还原性，能发生银镜反应，能与新制的Cu(OH)2悬浊液反应
②能水解：
C12H22011+H20→
(麦芽糖)
2C6H1206
(葡萄糖)
存在或制法
存在于甘蔗、甜菜中
2(C6Hl005)。+nH2O→
(淀粉)
nCl2H22011
(麦芽糖)
相互联系
①都属于二糖，分子式都是C12H22O11，互为同分异构体
②蔗糖为非还原糖，而麦芽糖为还原糖
③水解产物都能发生银镜反应，都能还原新制的Cu(OH)2悬浊液
[食品添加剂]
功 能
品 种
食用色素
调节食品色泽，改善食品外观
胡萝卜素(橙红色)、番茄红素(红色)、胭脂红酸(红色)、苋菜红(紫红色)、靛蓝(蓝色)、姜黄色素(黄色)、叶绿素(绿色)、柠檬黄(黄色)
食用香料
赋予食品香味，引人愉悦
花椒、茴香、桂皮、丁香油、柠檬油、水果香精
甜味剂
赋予食品甜味，改善口感
糖精(其甜味是蔗糖的300倍～500
倍)、木糖醇(可供糖尿病患者食用)
鲜味剂
使食品呈现鲜味，引起食欲
味精(谷氨酸钠)
防腐剂
阻抑细菌繁殖，防止食物腐败
苯甲酸及其钠盐、山梨酸及其盐、丙酸钙
抗氧化剂
抗氧化，阻止空气中的氧气使食物氧化变质
抗坏血酸(维生素C)、维生素E、丁基羟基茴香醚
营养强化剂
补充食物中缺乏的营养物质或微量元素
食盐加碘，粮食制品中加赖氨酸，食品中加维生素或硒、锗等微量元素
[多糖——淀粉和纤维素]
(1)多糖：由许多个单糖分子按照一定的方式，通过分子间脱水缩聚而成的高分子化合物．淀粉和纤维素是最重要的多糖．
(2)高分子化合物；即相对分子质量很大的化合物．从结构上来说，高分子化合物通过加聚或缩聚而成．判断是否为高分子化合物的方法是看其化学式中是否有n值(叫做聚合度)，如聚乙烯卡CH：一CH2头、淀粉(C6H10O5)n等都是高分子化合物．通过人工合成的高分子化合物属于合成高分子化合物，而淀粉、纤维素等则属于天然高分子化合物．
(3)淀粉和纤维素的比较．
淀粉[(C6H10O5)n]
纤维素[(C6H10O5)n]
结构特征
由葡萄糖单元构成的天然高分子化合物．n值小于纤维素
由葡萄糖单元构成的天然高分子化合物．每个葡萄糖单元中含三个－OH
物理性质
白色粉末，不溶于冷水，在热水中部分溶解
白色、无味的固体，不溶于水和有机溶剂
化学性质
①无还原性，为非还原糖
②水解的最终产物为葡萄糖：
(C6H10O5)n +nH2O→nC6H1206
(淀粉) (葡萄糖)

③遇淀粉变蓝色
①无还原性，为非还原糖
②能水解，但比淀粉难‘
(C6H10O5)n +nH2O→nC6H1206
(纤维素) (葡萄糖)

③能发生酯化反应：与HNO，、乙酸反应分别生成硝酸酯、乙酸酯
存 在
植物种子、块根、谷类中
棉花、木材中
用 途
制造葡萄糖和酒精：
造纸，制造硝酸纤维(火棉、胶棉)、醋酸纤维、人造丝、人造棉、炸药等
注意点
淀粉、纤维素的分子式都是C6H10O5)n。，但两者的n值不同，所以不是同分异构体
(4)判断淀粉水解程度的实验方法．
实验内容
结论
加入碘水
银镜反应实验
变蓝色
无银镜生成
尚未水解
变蓝色
有银镜生成
部分水解
不变蓝色
有银镜生成
已完全水解
说明 在用稀H2SO4作催化剂使蔗糖、淀粉或纤维素水解而进行银镜反应实验前，必须加入适量的NaOH溶液中和稀H2SO4，使溶液呈碱性，才能再加入银氨溶液并水浴加热．
2．油脂
[油脂]
(1)油脂的组成和结构：油脂属于酯类，是脂肪和油的统称．油脂是由多种高级脂肪酸(如硬脂酸、软脂酸等)与甘油生成的甘油酯．它的结构式表示如下：
在结构式中，R1、R2、R3代表饱和烃基或不饱和烃基．若Rl＝R2＝R3，叫单甘油酯；若R1、R2、R3不相同，则称为混甘油酯．天然油脂大多数是混甘油酯．
(2)油脂的物理性质：
①状态：由不饱和的油酸形成的甘油酯(油酸甘油酯)熔点较低，常温下呈液态，称为油；而由饱和的软脂酸或硬脂酸生成的甘油酯(软脂酸甘油酯、硬脂酸甘油酯)熔点较高，常温下呈固态，称为脂肪．油脂是油和脂肪的混合物．
②溶解性：不溶于水，易溶于有机溶剂(工业上根据这一性质，常用有机溶剂来提取植物种子里的油)．
(3)油脂的化学性质：
①油脂的氢化(又叫做油脂的硬化)．油酸甘油酯分子中含C＝C键，具有烯烃的性质．例如，油脂与H2发生加成反应，生成脂肪：
油酸甘油酯(油)硬脂酸甘油酯(脂肪)
说明 工业上常利用油脂的氢化反应把多种植物油转变成硬化油(人造脂肪)．硬化油性质稳定，不易变质，便于运输，可用作制造肥皂、脂肪酸、甘油、人造奶油等的原料．
②油脂的水解．油脂属于酯类的一种，具有酯的通性．
a．在无机酸做催化剂的条件下，油脂能水解生成甘油和高级脂肪酸(工业制取高级脂肪酸和甘油的原理)．例如：
(C17H35COO)3C3H5 + 3H2O3C17H35COOH + C3H5(OH)3
硬脂酸甘油酯
b．皂化反应．在碱性条件下，油脂水解彻底，发生皂化反应，生成甘油和高级脂肪酸盐(肥皂的有效成分)．例如：
(C17H35COO)3C3H5 + 3NaOH —→ 3C17H35COONa + C3H5(OH)3
硬脂酸甘油酯 硬脂酸钠 甘油
[肥皂和合成洗涤剂]
(1)肥皂的生产流程：动物脂肪或植物油+NaOH溶液
高级脂肪酸盐、甘油和水·盐析(上层：高级脂肪酸钠；下层：甘油、水的混合液)：
高级脂肪酸钠·肥皂
(2)肥皂与合成洗涤剂的比较．
物 质
肥 皂
合成洗涤剂
主要成分
高级脂肪酸钠
烷基苯磺酸钠或烷基磺酸钠
结 构
分子中含有能溶于水的亲水基(极性基团－COONa或－COO－)和不溶于水、但亲油的憎水基(非极性基团链烃基R－)
分子中有能溶于水的亲水基(极性基团－SO3Na)和不溶于水的憎水基[非极性基团CH3(CH2)nC6H4－或烷基R－]
生产所需的主要原料
油脂
石油产品
去污原理
在洗涤过程中，污垢中的油脂跟肥皂接触后，高级脂肪酸钠分子的烃基就插入油污内，而易溶于水的羧基部分则在油污外面，插入水中，这样油污被包围起来．再经摩擦、振动，有的分子便分散成小的油污，最后脱离被洗的纤维织品而分散到水中形成乳浊液，从而达到洗涤的目的
同肥皂去油原理相似
性能比较
①肥皂不适合在硬水中使用，而合成洗涤剂的使用不受水质限制
②合成洗涤剂去污能力更强，并且适合洗衣机使用
③合成洗涤剂的原料价廉易得
④合成洗涤剂的大量使用会造成水体污染，水质变坏
3．蛋白质
[蛋白质]
(1)存在：蛋白质广泛存在于生物体内，是组成细胞的基础物质．动物的肌肉、皮肤、发、毛、蹄、角等的主要成分都是蛋白质．植物的种子、茎中含有丰富的蛋白质．酶、激素、细菌、抵抗疾病的抗体等，都含有蛋白质．
(2)组成元素：C、H、O、N、S等．蛋白质是由不同的氨基酸通过发生缩聚反应而成的天然高分子化合物．
(3)性质：
①水解．在酸、碱或酶的作用下，能发生水解，水解的最终产物是氨基酸．
②盐析．向蛋白质溶液中加入某些浓的无机盐(如铵盐、钠盐等)溶液，可使蛋白质的溶解度降低而从溶液中析出．
说明 a．蛋白质的盐析是物理变化．b．蛋白质发生盐析后，性质不改变，析出的蛋白质加水后又可重新溶解．因此，盐析是可逆的．例如，向鸡蛋白溶液中加入(NH4)2SO4的饱和溶液，有沉淀生成，再加入水，生成的沉淀又溶解．c．利用蛋白质的盐析，可分离、提纯蛋白质．
③变性．在热、酸、碱、重金属盐、紫外线、有机溶剂的作用下，蛋白质的性质发生改变而凝结．
说明 蛋白质的变性是化学变化．蛋白质变性后，不仅丧失了原有的可溶性，同时也失去了生理活性．因此，蛋白质的变性是不可逆的，经变性析出的蛋白质，加水后不能再重新溶解．
④颜色反应．含苯环的蛋白质与浓HNO3作用后，呈黄色．例如，在使用浓HNO3时，不慎将浓HNO3溅到皮肤上而使皮肤呈现黄色．
⑤灼烧蛋白质时，有烧焦羽毛的味．利用此性质，可用来鉴别蛋白质与纤维素(纤维素燃烧后，产生的是无味的CO2和H2O)．
[酶催化作用的特点]
(1)条件温和，不需加热．在接近体温和接近中性的条件下，酶就可以起作用．在30℃～50C之间酶的活性最强，超过适宜的温度时，酶将失去活性．
(2)具有高度的专一性．如蛋白酶只能催化蛋白质的水解反应；淀粉酶只对淀粉起催化作用；等等．
(3)具有高效催化作用．酶催化的化学反应速率，比普通催化剂高107～1013倍．
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——合成材料
1．有机高分子化合物简介
[有机高分子化合物]
(1)高分子化合物的组成：相对分子质量很大的有机化合物称为高分子化合物，简称高分子，又叫聚合物或高聚物．
①单体：形成高分子化合物的小分子．如聚乙烯的单体是乙烯．
②链节：高分子化合物中重复出现的单元称为链节．例如，聚乙烯的链节是－CH2－CH2－．链节是以单体为基础的．
③聚合度：每个高分子中链节重复的次数．聚合度常用n表示，n值越大，相对分子质量越大．对于单个的高分子而言，n值为某一个整数，所以其相对分子质量是确定的．但对于一块高分子材料来说，它是由许多n值相同或不同的高分子聚集起来的，因此，高聚物是一种混合物．
(2)高分子化合物的结构特点；有线型结构和体形(网状)结构．
①线型结构是长链状的，通过C－C键或C－C键和C－O键相连接．线型结构的高分子，可以不带支链，也可以带支链．如聚乙烯、聚氯乙烯、淀粉、纤维素等均为线型高分子化合物．
②高分子链上若还有能起反应的官能团，当它跟其他单体发生反应时，高分子链间能形成化学键，产生交联时形成体型结构的高分子化合物．
(3)高分子化合物的基本性质：
①溶解性．线型有机高分子能溶解在某些有机溶剂中，但溶解缓慢；体型有机高分子不能溶解，只有一定程度的胀大．
②热塑性和热固性．
a．线型高分子的热塑性：线型高分子受热至一定温度范围时，开始熔化为流动的液体，冷却后变为固体，加热后又熔化，如此循环．b．体型高分子的热固性：体型高分子加工成型后受热不会再熔化．
③强度．某些高分子材料的强度比金属还大．
④具有电绝缘性．
⑤具有耐化学腐蚀、耐热、耐磨、耐油、不透水的性能．但也有不耐高温、易燃烧、易老化、废弃后不易分解等缺点．
2．合成材料
[塑料、合成纤维和合成橡胶的比较]
合成材料
塑 料
合成纤维
合成橡胶
类 型
热塑性塑料、热固性塑料
纤维有天然纤维、人造纤维和合成纤维．合成纤维和人造纤维统称化学纤维
橡胶有天然橡胶和合成橡胶
举 例
聚乙烯、聚氯乙烯、聚丙烯、聚苯乙烯、有机玻璃、酚醛塑料、聚四氟乙烯，具有特殊用途的工程塑料、增强塑料、改性塑料等
涤纶、锦纶、腈纶、丙纶、维纶、氯纶，具有特殊性能的芳纶纤维、碳纤维、耐辐射纤维、防火纤维等
丁苯橡胶、顺丁橡胶、氯丁橡胶等通用橡胶，聚硫橡胶、耐高温和耐严寒的硅橡胶等
主要原料
石油产品等
石油、天然气、煤和浓副产品等
石油、天然气等
主要性能
电绝缘性好，质轻，耐化学腐蚀，防水，耐油性差，易老化
强度高，弹性好，耐磨，耐化学腐蚀，不发霉，不怕虫蛀，不缩水
高弹性，绝缘性好，气密性好，耐油，耐高温或低温
用 途
不同的塑料有不同的用途．如日常生活中使用的食品袋、包装袋大多是由聚乙烯、聚氯乙烯制成的，有机玻璃可用于制汽车、飞机用玻璃以及光学仪器、医疗器械，等等
除了供人类穿着外，在生产和国防上也有很多用途．例如，锦纶可制衣料织品、降落伞绳、轮胎帘子线、缆绳和渔网等
是制造飞机、军舰、汽车、拖拉机、收割机、水利排灌器具、医疗器械等所必须的材料
3．新型有机高分子材料
新型有机高分子材料有：高分子膜，具有光、电、磁等特殊功能的高分子材料，生物高分子材料，医用高分子材料，隐身材料和液晶高分子材料等．
(1)功能高分子材料：是指既有传统高分子材料的机械性能又有某些特殊功能的高分子材料．
(2)复合材料：是指由两种或两种以上材料组合而成的一种新型材料，其中一种作为基体，另外一种作为增强剂．复合材料一般具有强度高、质量轻、耐高温、耐腐蚀等优异性能．
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——胶体的性质及其应用
胶体
[分散系、分散质和分散剂]
一种(或几种)物质的微粒分散到另一种物质里形成的混合物，叫做分散系．如NaCl溶解在水中形成的NaCl溶液就是一种分散系．在分散系中，分散成微粒的物质，叫做分散质．如NaCl溶液中的NaCl为分散质．分散质分散在其中的物质，叫做分散剂．如NaCl溶液中的水为分散剂．
[胶体] 分散质微粒的直径大小在1 nm～100nm之间的分散系，叫做胶体．
说明 ①胶体是以分散质粒子的大小为特征的，它只是物质的一种存在形式．如NaCl溶于水中形成溶液，但如果分散到酒精中则可形成胶体．②根据分散剂所处状态的不同，胶体可分为三种：a．液溶胶(溶胶)：分散剂是液体，如Fe(OH)3胶体、AgI胶体、淀粉胶体和蛋白质胶体等．b．气溶胶；分散剂是气体，如雾、云、烟等．c．固溶胶，如烟水晶、有色玻璃等．
[渗析] 把混有离子或分子杂质的胶体装入半透膜袋，并浸入溶剂(一般是水)中，从而使离子或分子从胶体中分离出去的操作，叫做渗析．
说明 通过渗析可用于分离胶体与溶液或净化、精制胶体．
[溶液、胶体和浊液(悬浊液或乳浊液)的区别与联系]
分散系
溶 液
胶 体
悬(乳)浊液
分散系的微粒组成
单个分子或离子
若干分子的集合体或单个的大分子
大量分子集合而成的固体小颗粒(或小液滴)
分散系的微粒直径
＜1 nm
1 nm～100 nm
＞100 nm
外 观
均一、透明、稳定
均一、透明、稳定
不均一、浑浊、不稳定，静置后易沉淀(或分层)
能否透过半透膜
能
不能
不能
能否透过滤纸
能
能
不能
是否有丁达尔效应
没有
有
颗粒直径接近100nm的溶液也有丁达尔效应
实 例
食盐水、碘酒
Fe(OH)3胶体、AgI胶体、淀粉溶胶
泥浆水、油水、牛奶
联 系
都是分散质分散到分散剂中形成的混合体系
3．胶体的性质及其应用
解 释
说 明
应 用
性
质
丁达尔效应
强光束通过胶体时，从侧面可看到一条光亮的“通路”的现象
胶体的丁达尔现象是由于胶体微粒使光线散射而产生的．溶液中的溶质微粒太小，没有这种现象
用于鉴别胶体和溶液
布朗运动
在胶体中，胶体微粒(简称胶粒)不停地作无规则的运动
胶体作布朗运动的原因是因为水(分散剂)分子从各方面撞击胶粒，而每一瞬间胶粒在不同方向受到的力是不同的，所以胶粒运动方向随时都在改变，因而形成布朗运动
证明物质是不断运动的，是使胶体保持稳定的原因之一
电 泳
在外加电场的作用下，胶粒在分散剂里向电性相反的电极(阴极或阳极)作定向移动的现象
①胶粒带电的原因：胶粒直径小一表面积大一吸附能力强一胶粒表面吸附溶液中的阴离子或阳离子②同种胶粒在同一溶液中只吸附同一种离子而带相同电荷．一般来说，金属氢氧化物、金属氧化物的胶粒吸附阳离子，带正电荷，在外加电场的作用下，向阴极移动；非金属氧化物、金属硫化物的胶粒吸附阴离子，在外加电场的作用下，向阳极移动
证明胶体微粒带有电荷及所带电荷的种类．例如，用Fe(OH)3胶体做电泳实验时，发现阴极附近颜色变深，而阳极附近颜色变浅，说明Fe(OH)3胶体带正电荷
聚 沉
胶体的微粒在一定条件下，聚集成较大的颗粒而形成沉淀，从分散剂中析出
要使胶体聚沉，则必须减弱或中和胶粒所带的同种电荷，以减弱或消除胶粒之间的相互排斥力，使胶粒聚集成较大颗粒(直径＞100nm)而形成沉淀胶体聚沉的方法有：①加入电解质；②加热；③加入带相反电荷的电解质
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——电解原理及其应用
1．电解原理
[电解、电解池(槽)] 使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程叫做电解．借助于电流引起氧化还原反应的装置，也就是把电能转变为化学能的装置，叫做电解池或电解槽．
构成电解池(电解槽)的条件：
(1)有外加直流电源．
(2)有电解质溶液或熔融的离子化合物．
(3)有两个电极(材料为金属或石墨，两极材料可相同或不同)：
阴极：与直流电源的负极直接相连的一极．
阳极：与直流电源的正极直接相连的一极．
(4)两个电极要与电解质溶液接触并形成回路．
注意 电解池的阴、阳极完全由外加直流电源的负、正极确定，与电极材料本身的性质无关．而原电池的正、负极则由构成电极材料本身的性质决定．
[惰性电极和活性电极] 在电解时，根据电极本身是否参与氧化还原反应，可把电极分为惰性电极和活性电极两类：
(1)惰性电极(C、Pt等)：只起导电作用，不参与反应；
(2)活性电极(除Pt、Au外的其余金属)：当作阳极时，除起导电作用外，还失去电子变成金属阳离子进入溶液中．
[电解原理]
阴极：阴极→发生还原反应→溶液中的金属阳离子或H＋得电子→电极的质量增加或放出H2→电极本身一定不参加反应．
阳极：阳极→发生氧化反应→活性电极溶解或惰性电极时溶液中的阴离子(或OH－)失去电子→电极的质量减轻或放出O2或析出非金属单质．
电子流向：外接电源(+)→外接电源(一)→电解池阴极→溶液中离子定向移动→电解池阳极→外接电源(+)．
电流方向：与电子流向相反．
[离子的放电顺序]
(1)在阴极上．在阴极上发生的是得电子反应，因此，电极本身只起导电作用而不能发生氧化还原反应，发生反应的是溶液中的阳离子，它们得电子的能力顺序为：
Ag＋、Fe3＋、Cu2＋、H＋、Pb2＋、Fe2＋、Zn2＋、（H＋）、Al3＋、Mg2＋、Na＋、Ca2＋、K＋
得电子能力由易到难
说明 上列顺序中H＋有两个位置：在酸溶液中，H＋得电子能力在Cu2＋与Pb2＋之间；若在盐溶液中，则H＋位于Zn2＋与Ag＋之间．
(2)在阳极上．首先应考虑电极是活性电极还是惰性电极，若为活性电极，则是阳极本身失去电子被氧化成阳离子进入溶液中，即：，此时不能考虑溶液中阴离子的失电子情况；若为惰性电极，溶液中的阴离子失电子的能力顺序为：
NO3－或SO42－等含氧酸根、OH－、Cl－、Br－、I－、S2－
失电子能力由弱到强
[电离与电解的区别和联系]
电 离
电 解
发生条件
电解质受热或受水分子的作用(无须通电)
受直流电的作用
特 征
阴、阳离子作不规则的运动，无明显化学变化
阴、阳离子作定向移动，在两极上有物质析出
说 明
电解质电离时，发生了物理变化和化学变化
①电解质溶液的导电过程，就是该溶液的电解过程②温度升高，电解质溶液的导电能力增强，电解速度加快(但金属的导电性随温度升高而减弱)
实 例
CuCl2＝Cu2＋+2Cl－
CuCl2Cu2＋+Cl2↑
相互关系
电解质只有在电离后才能电解
[原电池与电解池]
电 极
电极反应
电子转移方向
能量
转变
举 例
原电池
正、负极由电极材料决定：相对活泼的金属作负极；较不活泼的金属作正极
负极：电极本身失去电子，发生氧化反应
正极：溶液中的阳离子得到电子，发生还原反应
电子由负极流出，经外电路回正极
化学能转变为电能
铜锌原电池
负极：
Zn－2e－＝Zn2＋
正极：
2H＋+2e－＝H2↑
电解池
阴、阳极完全由外加直流电源的负、正极决定：与直流电源正极相连的是阳极；与直流电源负极相连的是阴极
阴极：较易获得电子的阳离子优先得到电子，发生还原反应阳极，金属或较易失去电子的阴离子优先失去电子，发生氧化反应
电子由直流电源的负极流出，经导线到达电解池的阴极，然后通过电解液中的离子放电，电子再从阳极经导线回到直流电流的正极
电能转变为化学能
以石墨为电极电解CuCl2溶液
阳极：
2C1－－2e－＝C12↑
阴极：
Cu2＋+2e－＝Cu↓
[用惰性电极作阳极电解酸、碱、盐水溶液的规律]
物 质
代表物
参加电解
的物质
阴极(区)
产物
阳极(区)
产物
溶液pH
的变化
酸
含氧酸
H2SO4、HNO3
H2O
H2
O2
减小
无氧酸
(除HF)
HCl
HCl
H2
C12
增大
碱
强碱
NaOH、KOH
H2O
H2
O2
增大
盐
不活泼金属的无氧酸盐
CuCl2
CuCl2
Cu
C12
增大(若考虑C12的溶解，则pH减小)
活泼金属的
无氧酸盐
NaCl
NaCl、H2O
H2、NaOH
C12
减小
不活泼金属的含氧酸盐
CuSO4、AgNO3
CuSO4、H2O
AgNO3、H2O
Cu；Ag
O2、H2SO4
O2、HNO3
增大
活泼金属的
含氧酸盐
K2SO4、NaNO3
KNO3、Na2SO4
H2O
H2
O2
不变
归纳：(1)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↑
(2)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．例如：
2HClH2↑ + Cl2↑ CuCl2Cu + C12↑
(3)电解活泼金属无氧酸盐溶液时，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)
(4)电解不活泼金属含氧酸盐的溶液时，电解的总化学方程式的通式可表示为：
溶质 + H2OO2↑ + 酸 + 金属单质
(5)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．
2．电解原理的应用
[铜的电解精炼、电镀铜]
项 目
铜的电解精炼
电镀铜
含 义
利用电解原理将粗铜中的杂质(如锌、铁、镍、银、金等)除去，以获得电解铜(含Cu的质量分数达99．95％～99．98％)的过程
利用电解原理在某些金属的表面镀上一薄层其他金属(铜)或合金的过程
目 的
制得电解铜，以增强铜的导电性
使金属更加美观耐用，增强防锈抗腐能力
电解液
CuSO4溶液(加入一定量的硫酸)
含有镀层金属离子(Cu2＋)的电解质溶液作电镀液(如CuSO4溶液)
阳极材料
粗铜
镀层金属(Cu)
阴极材料
纯铜
待镀金属制品
电极反应式
阴极
Cu2＋+2e－＝Cu
Cu2＋+2e－＝Cu
阳极
Cu－2e－＝Cu2＋
Zn－2e－＝Zn2＋
Ni－2e－＝Ni2＋
Cu－2e－＝Cu2＋
特 点
①阳极反应为粗铜中的Cu及杂质失去电子而溶解
②溶液中CuSO4的浓度基本不变
①阳极本身失去电子而溶解
②溶液中金属阳离子的浓度保持不变
③溶液的pH保持不变
说 明
当阳极上的Cu失去电子变成Cu2+溶解后，银、金等金属杂质以单质的形式沉积于电解槽底，形成阳极泥
①铜镀层通常主要用于电镀其他金属之前的预镀层，以使镀层更加牢固和光亮
②电镀工业的废水中常含剧毒物质如氰化物、重金属等．因此必须经过处理才能排放
[氯碱工业]
(1)电解饱和食盐水溶液的反应原理．
阳极电极反应式(Fe棒)：2H＋+2e－＝H2↑
(H＋得电子产生H2后，阴极区OH－浓度增大而显碱性)
阳极电极反应式(石墨)：2C1――2e－＝Cl2↑
电解的总化学方程式：2NaCl + H2O2NaOH + H2↑+ Cl2↑
(2)设备：离子交换膜电解槽．离子交换膜电解槽主要由阳极、阴极、离子交换膜、电解槽框和导电铜棒等组成，每台电解槽由若干个单元槽串联或并联组成．电解槽的阳极用金属钛制成；阴极由碳钢网制成．
(3)阳离子交换膜的作用：①把电解槽隔为阴极室和阳极室；②只允许Na＋通过，而Cl－、OH－和气体则不能通过．这样，既能防止生成的H2和Cl2相混合而发生爆炸，又能避免C12进入阴极区与NaOH溶液作用生成NaClO而影响烧碱的质量．
(4)离子交换膜法电解制烧碱的主要生产流程
说明 为除去粗盐中的Ca2＋、Mg2＋、Fe3＋、SO42－等杂质离子，需依次加入过量的BaCl2溶液(除去SO42－)、NaOH溶液(除去Mg2＋、Fe3＋)和Na2CO3溶液(除去Ca2＋和剩余的Ba2＋)，最后加入盐酸中和NaOH以及将剩余的Na2CO3转化为NaCl．
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——硫酸工业
[接触法制硫酸]
生产阶段
典型
设备
反应的化学方程式
说 明
燃烧硫
或煅烧
硫铁矿制取SO2及净化
沸腾炉
S+02===S02
4FeS2十1102====2Fe20 +8S02
用煅烧黄铁矿制得的炉气因含水蒸气、砷、硒等的化合物和矿尘，会使催化剂中毒，故必须经过除尘、洗涤、干燥等净化处理
接触氧化
接触室
在常压和400C～500℃时，反应速率和SO2的平衡转化率都比较理想
三氧化硫的吸收
吸收塔
3SO3 + H2O ＝ H2SO4
①直接用水或稀H2SO4吸收SO3易形成酸雾且吸收速率小，故工业上通常采用98.3％的H2SO4作吸收剂；②从吸收塔出来的SO2可进行第二次氧化
[硫酸工业的综合经济效益]
(1)环境保护与原料的综合利用．化工生产必须保护环境，严格治理“三废”(废气、废水、废渣)，并尽可能把“三废”变为有用的副产品，实现原料的综合利用．
①尾气吸收．尾气中含有的SO2气体可用氨水吸收：
SO2 + 2NH3 + H2O ＝ (NH4)2SO3
(NH4)2SO3 + H2SO4 ＝ (NH4)2SO4 + SO2↑ + H2O
经反应得到的SO2气体可再进入硫酸厂循环利用，(NH4)2SO4可作肥料．
②污水处理．生产过程中的污水里含有的H2SO4等杂质，可用石灰乳中和处理：
Ca(OH)2 + H2SO4 ＝ CaSO4 + H2O
③废渣的利用．黄铁矿矿渣可作为制造水泥原料或用于制砖；含铁品位高的矿渣，经处理后可炼铁．
(2)能量的充分利用．硫酸生产过程中的化学反应都是放热反应，可充分利用这些反应放出的热能(称之为“废热”)来降低生产成本．例如，在沸腾炉旁设置“废热”锅炉，产生蒸汽来发电；在接触室中设热交换装置，利用SO2氧化为SO3时放出的热量来预热即将参加反应的SO2和O2使其达到适宜的反应温度．因此，在生产中充分利用“废热”，不仅不需要由外界向硫酸厂供给能量，而且还可以由硫酸厂向外界输出大量的能量．
(3)生产规模和厂址选择．一般来说，现代化工生产要求有较大的生产规模．化工厂厂址的选择，涉及原料、水源、能源、土地供应、市场需求、交通运输和环境保护等诸多因素，应对这些因素综合考虑，权衡利弊，才能作出合理的选择．
由于硫酸是腐蚀性液体，不便贮存和运输，因此要求把硫酸厂建在靠近硫酸消费中心的地区．工厂规模的大小，主要由硫酸用量的多少来决定．
硫酸厂选址应避开人口稠密的居民区和环境保护要求高的地区．
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——化学实验方案的设计
[制备实验方案的设计]
物质的制备是在一定的实验条件和过程中进行的．实验条件不同，所生成的物质的状态、性质也常会各不相同．因此，在设计物质制备的实验方案时，要使实验过程达到和保持某种状态，发生某种特定变化并得到理想的结果，就必须对实验条件进行严格、有效的控制．
有机物的制备要通过有机反应来实现．各类有机物的结构和性质，就是有机物制备的基础．一种有机物的性质，往往是另一种有机物的制备方法．尽管有机物数量庞大，但是各类有机物之间一般存在着确定的相互转化的衍生关系．理解和掌握这种关系，可以为寻找有机物制备的合理途径、正确地进行有机物的制备提供科学的依据．因此，在设计有机物的制备实验方案时，要充分利用这种衍生关系．
设计制备实验方案的一般思路是：①列出可能的几种制备方法和途径；②从方法是否可行、装置和操作是否简单、经济与安全等方面进行分析和比较；③从中选取最佳的实验方法．在制定具体的实验方案时，还应注意对实验条件进行严格、有效的控制．
[性质实验方案的设计]
物质在不同条件下表现出来的各种性质都与它的结构有关，因而该物质的性质反过来也能在一定程度上反映其结构，并决定它的用途和制法．因此，在进行性质实验方案的设计时，要抓住物质的本质特征进行整体思考，学会分析、比较、综合、概括．将元素及其化合物的有关知识系统化，应用元素周期律来分析元素及其化合物的有关知识，使有关元素的存在、性质和制法的知识条理化．
设计性质实验方案的思路是，①充分了解物质结构与性质之间的关系；②根据物质的结构特点，设计实验方案来探索或验证物质所具有的一些性质．
[化学实验方案设计的基本要求]
(1)一个完整的化学实验方案包括的内容：
①实验名称；
②实验目的；
③实验原理；
④实验用品(仪器、药品及规格)；
⑤实验步骤(包括实验仪器装配和操作)；
⑥实验现象记录及结果处理；
⑦问题和讨论．
(2)设计一个实验的思路和过程：
①根据实验目的，阐明实验原理，选择合适的仪器和药品；
②根据实验特点，设计实验装置，画出装置图；
③根据实验的要求，设计可行的操作步骤和观察重点，分析实验中应注意的事项；
④实验结束后，应写出完整的实验报告．
在设计实验时，应在各种设计方案中，通过对比和归纳，选择出具有安全性好、药品易得、操作简便、装置简单而现象明显的最佳方案．
(3)进行化学实验方案设计时应遵循的基本要求：
①科学性：科学性是化学实验方案设计的首要原则．所谓科学性是指实验原理、实验操作程序和方法必须正确．在操作程序的设计上，只能先取少量固体溶解；再取少量配成的溶液加入试剂进行实验，而不能将样品全部溶解或在溶解后的全部溶液中加入试剂．
②安全性：实验设计时，应尽量避免使用有毒药品和进行具有一定危险性的实验操作．如果必须使用，应在所设计的化学实验方案中详细写明注意事项，以防造成环境污染和人身伤害．
③可行性：实验设计应切实可行，所选用的化学药品、仪器、设备和方法等在中学现有条件下能够满足．
④简约性：实验设计应尽可能简单易行，应采取简单的实验装置，用较少的实验步骤和实验药品，并能在较短的时间内完成实验．
对同一个化学实验，可以设计出多种实验方案，并对它们进行选择．所采用的实验设计方案，应具有效果明显、操作安全、装置简单、用药少、步骤少、时间短等优点．
物质的检验
[物质检验的一般要求]
(1)检验时所发生的反应要有明显的外部特征，如溶液颜色的变化、沉淀的生成和溶解、生成的沉淀的颜色、气体的产生以及产生的气体的气味等．此外，反应速率要大且反应完全．
(2)检验时所发生的反应要在适宜的酸碱度、浓度和温度下进行．
(3)要排除干扰物质的影响．
(4)检验时所发生的反应要有良好的选择性．要注意选用选择性高或特征反应来进行物质的检验．
[物质检验的基本思路和步骤]
(1)对试样进行外观观察．对试样进行外观观察的主要目的是利用被检验物质的颜色和状态，对可能含有的某些组分进行推断，进而排除某些组分存在的可能性．如果试样是无色或白色晶体，则可排除有色物质的离子如Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO4－等；如果试样有颜色，也可初步判断可能由哪种离子构成．
(2)试样的准备．不论是固体试样还是液体试样，都只能取少量用于配制溶液或用于检验，要留有一定量的试样备用．
由于有些阴离子在酸性溶液中会生成气体而逸出，或发生氧化还原反应而改变价态，或与H＋发生中和反应．因此，用于检验阴离子的试样通常要配成碱性溶液，而且不能加入氧化剂或还原剂．
由于NH4＋可以与OH－反应生成气体，还有一些阳离子在碱性溶液中会发生水解．因此，用于检验阳离子的试样通常要配成弱酸性．
(3)检验．在进行检验时，除了要考虑各离子的特征反应外，最重要的是要选取适当的措施排除离子之间可能存在的干扰．只要排除干扰的方法得当，就可以设计出正确的实验方案．
①除少数几种阴离子(如SO42－、Cl－等)外，阴离子检验时的干扰一般比较少，有可能进行分别检验，在检验同一试样中共存的阳离子时，相互干扰则比较多，因此，在进行阳离子检验时，必须首先排除干扰，然后才能进行检验．
②由于各种阴离子之间往往会发生相互反应，因此，在同一试样中的阴离子种类一般不会多．但因为阳离子之间相互反应的可能性较小，所以在同一试样中的阳离子种类就会多些．
③在阴离子的检验中，可利用某些阴离子能与酸反应生成气体的性质，首先在固体试样上滴加稀盐酸或稀硫酸，然后根据气体的气味初步判断含有的阴离子；也可利用某些阴离子可与试剂生成沉淀时的反应条件和沉淀颜色初步判断可能存在的阴离子．在阳离子检验中，利用某些阳离子带有颜色，或能发生水解，或与碱反应生成沉淀，或具有两性等特点，初步判断试样中可能存在的阳离子，从而排除某些阳离子存在的可能性．
④焰色反应．对于像K＋、Na＋等阳离子，可利用焰色反应进行检验．
[物质检验的操作方法]
(1)若为固体物质，应先取少量样品用蒸馏水溶解．
(2)检验的目的是为了以后的使用，若用原瓶直接进行操作，就会污染原来的整瓶试剂．因此．应取少许样品试液在试管中进行实验，而绝不可在原试剂瓶中进行检验．
(3)在同时检验多种物质时，应将各样品进行编号，以免混淆．
(4)在答题时，不许“指名道姓”，叙述时不可出现“取某某物质加入某某试剂…”的字样．叙述方法为：各取少许样品→加蒸馏水溶解→加入所需试剂→描述实验现象→得出结论→原理．
[常见离子的检验方法]
(1)常见阳离子的特征反应和检验方法．
阳离子
检验试剂
实验现象
离子方程式
H＋
①紫色石蕊试液
②橙色甲基橙试液
③锌片(或铁片)
①石蕊试液变红色
②甲基橙试液变红色
③有能燃烧的气体产生
Zn + 2H＋＝Zn2＋+ H2↑
K＋
焰色反应
紫色(透过蓝色钴玻璃)
Na＋
焰色反应
黄色
NH4＋
NaOH溶液(浓)
加热，产生有刺激性气味、使湿润红色石蕊试纸变蓝色的气体
NH4＋+ OH－＝NH3↑+ H2O
Fe2＋
①NaOH溶液
②新制的氯水+KSCN溶液
①生成白色沉淀，迅速变为灰绿色，最后变成红褐色
②滴加新制的氯水，溶液由浅绿色变为黄色，再滴加KSCN溶液，溶液呈红色
①Fc 2＋+ 2OH－＝Fe(OH)2↓
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O＝4Fe(OH)3
②2Fe2＋+ C12＝2Fe3＋+ 2Cl－
Fe3＋ + 3SCN－ ＝ Fe(SCN)3
Fe3＋
①NaOH溶液
②KSCN溶液
①生成红褐色沉淀
②生成红色溶液
①Fc 3＋+ 3OH－＝Fe(OH)3↓
②Fe3＋ + 3SCN－ ＝ Fe(SCN)3
Cu2＋
①NaOH溶液
②浓氨水
①生成蓝色絮状沉淀，加热后变成黑色
②生成的蓝色沉淀，溶于过量浓氨水中，呈深蓝色溶液
①Cu2＋+2OH－＝Cu(OH)2↓
Cu(OH)2CuO + H2O
②Cu2＋+ 2NH3·H2O＝
Cu(OH)2↓+ 2NH4＋
Cu(OH)2 + 4NH3·H2O＝
[Cu(NH3)4]2＋ +2OH－
+4H2O
Ag＋
①盐酸或氯化物+稀HNO3
②NaOH溶液
③氨水
①生成白色沉淀，白色沉淀不溶于稀HNO3
②生成白色沉淀，并迅速变为棕黑色
③生成白色沉淀，过量的氨水使沉淀溶解
①Ag＋ + C1－＝AgCl↓
②Ag＋ + OH－＝AgOH↓
2AgOH＝Ag2O + H2O
③Ag＋+2NH3·H2O＝
AgOH↓+ 2NH4＋
AgOH + 2NH3·H2O＝
[Ag(NH3)2]＋ + 2H2O
Al3＋
①氨水
②NaOH溶液
①产生白色沉淀
②产生白色胶状沉淀，过量的NaOH溶液使沉淀溶解
①A13＋+3NH3·H2O＝
Al(OH)3↓+3NH4＋
②A13＋+ 3OH－＝Al(OH)3↓
A1(OH)3 + OH－＝A1O2－ + 2H2O
Mg2＋
NaOH溶液
产生白色絮状沉淀，过量的NaOH溶液不能使沉淀溶解
Mg2＋+2OH－＝Mg(OH)2↓
Ca2＋
Na2CO3溶液+稀盐酸
产生白色沉淀，沉淀溶于稀盐酸中
Ca2＋ + CO32－＝CaCO3↓
CaCO3+2H＋＝Ca2＋+ CO2↑+ H2O
(2)常见阴离子的特征反应和检验方法．
阴离子
检验试剂
实验现象
离子方程式
OH－
①无色酚酞试液
②紫色石蕊试液
③甲基橙试液
①酚酞试液变红色
②紫色石蕊试液变蓝色
③橙色甲基橙试液变黄色
CO32－
稀盐酸(或硫酸、硝酸)、澄清石灰水
加入酸后，有无色、无味的气体产生，该气体能使澄清石灰水变浑浊
CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O
CO2 + Ca(OH)2 ＝CaCO3↓+ H2O
SO42－
BaCl2[或Ba(NO3)2溶液]、稀HNO3
生成白色沉淀，该沉淀不溶于稀HNO3
Ba2＋ + SO42－＝BaSO4↓
Cl－
AgNO3溶液、
稀HNO3
生成白色沉淀，此沉淀不溶于稀HNO3
Ag＋ + Cl－＝AgCl↓
Br－
①AgNO3溶液、
稀HNO3
②新制的氯水、四氯化碳
①生成浅黄色沉淀，此沉淀不溶于稀HNO3
②溶液由无色变为橙色，加CCl4振荡后，CCl4层变为橙红色
①Ag＋ + Br－＝AgBr↓
②2Br－+ Cl2 ＝Br2 + 2C1－
I－
①AgNO3溶液、
稀HNO3
②新制的氯水、四氯化碳
③新制的氯水、淀粉溶液
①生成黄色沉淀，此沉淀不溶于稀HNO3
②溶液由无色变为黄色，加CCl4振荡后，CCl4层显紫红色
③溶液显蓝色
①Ag＋ + I－＝AgI↓
②2I－+ Cl2 ＝I2 + 2C1－
③2I－+ Cl2 ＝I2 + 2C1－
NO3－
被检物的浓溶液(或晶体) + H2SO4(浓) +Cu并共热
有红棕色气体产生
Cu + 4H＋ + 2NO3－＝Cu2＋
+ 2NO2↑+ 2H2O
SO32－
稀盐酸或稀硫酸
放出无色有刺激性气味、能使品红试液褪色的气体
SO32－+ 2H＋＝SO2↑+ H2O
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——硅和硅酸盐工业
1．碳族元素
[碳族元素] 包括碳(6C)、硅(14Si)、锗(32Ge)、锡(50Sn)和铅(82Pb)5种元素．碳族元素位于元素周期表中第ⅣA族。
[碳族元素的原子结构]
相似性：
①最外层电子数均为4个；
②主要化合价：+2价、+4价．其中C、Si、Ge、Sn的+4价化合物稳定；Pb的+2价的化合物稳定，但+4价的Pb的化合物却是不稳定的，如PbO2具有强氧化性。
(2)递变规律：按碳、硅、锗、锡、铅的顺序，随着核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，非金属性减弱，金属性增强。由于碳族元素的最外层为4个电子，因此由非金属性向金属性递变的趋势很明显。在碳族元素的单质中，碳是非金属；硅虽然是非金属，但却貌似金属(为灰黑色固体)，且为半导体；锗具有两性，但金属性比非金属性强，为半导体；锡和铅为金属。
*[C60] C60与金刚石、石墨一样，都属于碳的同素异形体。C60是一种由60个碳原子构成的单质分子，其形状如球状的多面体，在C60分子中有12个五边形和20个六边形。
[硅]
(1)硅在自然界中的含量：硅在地壳中的含量居第二位(含量第一位的为氧元素)。
(2)硅在自然界中的存在形式：自然界中无单质硅，硅元素全部以化合态存在，如二氧化硅、硅酸盐等．化合态的硅是构成地壳的矿石和岩石的主要成分。
(3)单质硅的物理性质：单质硅有晶体硅和无定形硅两种。晶体硅是灰黑色、有金属光泽、硬而脆的固体。其熔点、沸点很高，硬度很大(晶体硅的结构类似于金刚石)。晶体硅是半导体。
(4)单质硅的化学性质：
①在常温下，硅的化学性质不活泼，不与O2、Cl2、H2SO4、HNO3等发生反应，但能与F2、HF和强碱反应。例如：Si + 2NaOH + H2O ＝Na2SiO3 + 2H2↑
②在加热时，研细的硅能在氧气中燃烧：Si + O2 SiO2
(5)用途：
①硅可用来制造集成电路、晶体管、硅整流器等半导体器件，还可制成太阳能电池。
②利用硅的合金，可用来制造变压器铁芯和耐酸设备等。
(6)工业制法．用焦炭在高温下还原SiO2可制得含有少量杂质的粗硅：
SiO2 + 2C Si + 2CO↑
[二氧化硅]
(1)二氧化硅在自然界中的存在：天然二氧化硅叫硅石。石英的主要成分为二氧化硅晶体，透明的石英晶体叫做水晶，含有有色杂质的石英晶体叫做玛瑙。二氧化硅是一种硬度很大、熔点很高的固体。
(2)化学性质：
①SiO2是酸性氧化物．例如： SiO2+CaO CaSiO3
SiO2 还可与NaOH反应：SiO2 + 2NaOH(水溶液中或熔融态) ＝Na2SiO3 + H2O
注意 a．由于SiO2与强碱溶液反应生成了粘性很强的Na2SiO3溶液，因此盛放碱性的试剂瓶不能用玻璃塞，以防止瓶塞和瓶子粘在一起．
b．SiO2不溶于水，也不与水反应．因此，不能通过SiO2与H2O反应的方法来制取其对应的水化物——硅酸(H2SiO3)．制取H2SiO3的方法如下：
Na2SiO3 + 2HCl ＝2NaCl + H2SiO3↓
或 Na2SiO3 + CO2 + H2O ＝Na2CO3 + H2SiO3↓
硅酸(H2SiO3)不溶于水，其酸性比H2CO3还弱。
②SiO2能与氢氟酸发生反应： 4HF + SiO2＝SiF4 + 2H2O
SiO2是玻璃的主要成分，因此盛氢氟酸的试剂瓶不能用玻璃容器（可用塑料瓶）。
(3)用途：
①二氧化硅是制造高性能通讯材料——光导纤维的重要原料。
②石英用来制造石英电子表、石英钟。较纯净的石英用来制造石英玻璃，石英玻璃常用来制造耐高温的化学仪器。
③水晶常用来制造电子工业中的重要部件、光学仪器、工艺品和眼镜片等。
④玛瑙用于制造精密仪器轴承、耐磨器皿和装饰品。
[硅酸盐]
(1)自然界中硅酸盐的存在：硅酸盐是构成地壳岩石的主要成分，自然界中存在的各种天然硅酸盐约占地壳质量的5％。粘土的主要成分是硅酸盐。粘土是制造陶瓷器的主要原料。
(2)用氧化物的形式来表示硅酸盐的方法：
①先将硅酸盐中所含的各元素用氧化物形式表示；
②将各种氧化物按下列顺序进行排列，各氧化物之间用“· ”开。例如：
金属氧化物(有多种金属氧化物时按金属活动顺序表排列)→SiO2→H2O
Na2SiO3： Na2O·SiO2
A12(Si2O5)(OH)4： A12O3·2SiO2·2H2O
2．硅酸盐工业
[硅酸盐工业] 以含硅物质为原料经加热而制成硅酸盐产品的工业，叫做硅酸盐工业。如制造水泥、玻璃、陶瓷等的工业都属于硅酸盐工业。
[水泥、玻璃、陶瓷的比较]
水 泥
玻 璃
陶 瓷
生产原料
粘土、石灰石、石膏
纯碱、石灰石、石英(过量)
粘土
生产设备
水泥回转窑
玻璃窑
生产原理
将原料磨细，混合后在水泥回转窑中煅烧，再加入适量石膏，并研成细粉
Na2CO3+SiO2Na2SiO3+CO2↑
CaCO3+SiO2CaSiO3+CO2↑
烧制前在坯体上涂彩釉
主要成分
硅酸三钙(3CaO·SiO2)
硅酸二钙(2CaO·SiO2)
铝酸三钙(3CaO·A12O3)
Na2SiO3、CaSiO3、SiO2
（Na2SiO3·CaSiO3·4SiO2或Na2O·CaO·6SiO2）
重要性质
具有水硬性，跟水掺和搅拌并静置后，很容易凝固变硬
无固定熔点，在一定温度范围内逐渐熔化（玻璃态物质）
具有抗氧性，耐高温，绝缘，易成形
种类
矿渣硅酸盐水泥、沸石岩水泥
有色玻璃：(加入Co2O3后的玻璃呈蓝色，加入Cu2O后的玻璃呈红色．普通玻璃呈淡绿色是因为原料中混有Fe2+)、石英玻璃、光学玻璃、玻璃纤维、钢化玻璃
土器、陶器、炻器、瓷器
3．新型无机非金属材料
[新型无机非金属材料] 最初的无机非金属材料主要是指硅酸盐材料，所以，硅酸盐材料也称为传统无机非金属材料．随着科学和生产技术的发展，以及人们生活的需要，一些具有特殊结构、特殊功能的新材料被相继研制出来，如半导体材料、超硬耐高温材料、发光材料等，这些材料称为新型无机非金属材料．
新型无机非金属材料的特性主要有：①能承受高温，强度大；②具有电学特性；③具有光学特性；④具有生物功能．
[高温结构陶瓷和光导纤维]
高温结构陶瓷
光导纤维(光纤)
氧化铝陶瓷(人造刚玉)
氮化硅陶瓷
性能
经受高温，不怕氧化，耐酸碱腐蚀，硬度大，耐磨损，密度小
传导光能力很强，能同时传输大量信息；抗干扰性能好，不发生电磁辐射；通讯质量高，能防止窃听；质量小且细，不怕腐蚀，铺设方便
主要
用途
用作高级耐火材料；制造刚玉球磨机；制作高压钠灯的灯管
制造轴承、汽轮机叶片、机械密封环、永久性模具等机械构件；制造柴油机
用作长途通讯的干线；用于医疗、信息处理、传能传像、遥测遥控、照明等；用于能量传输和信息传输
高中化学知识点规律大全
——氮族元素
1．氮和磷
[氮族元素] 包括氮(7N)、磷、(15P)、砷(33As)、锑(51Sb)、铋(83Bi)五种元素．氮族元素位于元素周期表中第VA族，其代表元素为氮和磷．
[氮族元素的原子结构]
(1)相似性：
①最外层电子数均为5个；
②主要化合价：氮有－3、+1、+2、+3、+4、+5价；磷和砷有－3、+3、+5价；锑、铋有+3、+5价．
(2)递变规律：按氮、磷、砷、锑、铋的顺序，随着核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，非金属性减弱，金属性增强．在氮族元素的单质中，氮、磷具有较明显的非金属性；砷虽然是非金属，但有一些金属性；锑、铋为金属．
[氮族元素单质的物理性质]
N2
P
As
Sb
Bi
颜色
无色
白磷：白色或黄色
红磷：红棕色
灰砷：灰色
银白色
银白色或微显红色
状态
气体
固体
固体
固体
固体
密度
逐 渐 增 大
熔点、沸点
先按N2、P、As的顺序逐渐升高，而后按Sb、Bi的顺序逐渐降低
[氮气]
(1)氮元素在自然界中的存在形式：既有游离态又有化合态．空气中含N2 78％(体积分数)或75％(质量分数)；化合态氮存在于多种无机物和有机物中，氮元素是构成蛋白质和核酸不可缺少的元素．
(2)氮气的物理性质：纯净的氮气是无色气体，密度比空气略小．氮气在水中的溶解度很小．在常压下，经降温后，氮气变成无色液体，再变成雪花状固体．
(3)氮气的分子结构：氮分子(N2)的电子式为，结构式为N≡N．由于N2分子中的N≡N键很牢固，所以通常情况下，氮气的化学性质稳定、不活泼．
(4)氮气的化学性质：
①N2与H2化合生成NH3 N2 +3H22NH3
说明 该反应是一个可逆反应，是工业合成氨的原理．
②N2与O2化合生成NO： N2 + O22NO
说明 在闪电或行驶的汽车引擎中会发生以上反应．
(5)氮气的用途：
①合成氨，制硝酸；
②代替稀有气体作焊接金属时的保护气，以防止金属被空气氧化；
⑧在灯泡中填充氮气以防止钨丝被氧化或挥发；
④保存粮食、水果等食品，以防止腐烂；
⑤医学上用液氮作冷冻剂，以便在冷冻麻醉下进行手术；
⑥利用液氮制造低温环境，使某些超导材料获得超导性能．
[NO、NO2性质的比较]
氮的氧化物
一氧化氮(NO)
二氧化氮(NO2)
物理性质
为无色、不溶于水、有毒的气体
为红棕色、有刺激性气味、有毒的气体，易溶于水
化学性质
①极易被空气中的O2氧化：
2NO + O2= 2NO2
②NO中的氮为+2价，处于中间价态，既有氧化性又有还原性
与H2O反应：
3NO2 + H2O＝2HNO3 + NO
(工业制HNO3原理．在此反应中，NO2同时作氧化剂和还原剂)
[自然界中硝酸盐的形成过程]
(1)电闪雷鸣时：N2+O22NO
(2) 2NO + O2= 2NO2
(3)下雨时：3NO2 + H2O＝2HNO3 + NO
(4)生成的硝酸随雨水淋洒到土壤中，并与土壤中的矿物作用生成能被植物吸收的硝酸盐．
[光化学烟雾] NO、NO2有毒，是大气的污染物．空气中的NO、NO2污染物主要来自于石油产品和煤燃烧的产物、汽车尾气以及制硝酸工厂的废气．NO2在紫外线照射下，发生一系列光化学反应，产生一种有毒的烟雾——光化学烟雾．因此，NO2是造成光化学烟雾的主要因素．光化学烟雾刺激呼吸器官，使人生病甚至死亡．
[磷]
(1)磷元素在自然界中的存在形式：自然界中无游离态的磷．化合态的磷主要以磷酸盐的形式存在于矿石中．动物的骨骼、牙齿和神经组织，植物的果实和幼芽，生物的细胞里都含有磷．
(2)单质磷的化学性质：
①与O2反应： 4P+5O22P2O5
②磷在C12中燃烧： 2P+3C12(不足量) 2PCl3 2P+5Cl2(足量) 2PCl5
[磷的同素异形体——白磷与红磷]
磷的同素异形体
白磷
红磷
说明
物
理
性
质
颜色、状态
无色蜡状固体
红棕色粉末
①白磷与红磷的结构不同是物理性质存在差别的原因②由两者物理性质的不同，证明了白磷与红磷是不同的单质
密度(g·cm－3)
1.82
2.34
溶解性
不溶于水，溶于CS2
不溶于水，也不溶于CS2
毒 性
剧 毒
无 毒
着火点
40℃(白磷受到轻微的摩擦就会燃烧；常温时，白磷可被氧化而发光)
240℃
化学性质
白磷、红磷在空气中燃烧，都生成白色的P2O5
白磷与红磷燃烧都生成P2O5，证明它们都是由磷元素形成的单质
相互转化
白磷红磷
证明白磷与红磷所含元素相同——互为同素异形体
保存方法
密封保存，少量白磷保存在水中
密封保存，防止吸湿
切削白磷应在水中进行
用 途
制造高纯度磷酸；制造燃烧弹、烟幕弹
制造高纯度磷酸；制农药、安全火柴
[五氧化二磷、磷酸]
(1)五氧化二磷的性质：五氧化二磷是白色粉末状固体，极易吸水(因此可作酸性气体的干燥剂)．P2O5是酸性氧化物，与水反应：
P2O5+3H2O2H3PO4
(2)磷酸的性质、用途：磷酸(H3PO4)是一种中等强度的三元酸，具有酸的通性．磷酸主要用于制造磷肥，也用于食品、纺织等工业．
[氮、磷元素及其单质、化合物性质的比较]
元素
氮(N)
磷(P)
自然界中存在的形式
游离态和化合态
只有化合态
单质与O2化合的情况
N2+O22NO（易）
4P+5O22P2O5（难）
单质与H2化合的情况
N2 +3H22NH3
2P(蒸汽) + 3H22PH3
单质的化学活泼性及原因
单质活泼性：N2＜P
原因：N2分子中N≡N键很牢固，故N2性质稳定、不活泼
氢化物的稳定性
NH3＞PH3
最高价氧化物对应水化物的酸性
HNO3＞H3PO4
非金属性
N＞P
2．铵盐
[氨]
(1)氨的物理性质：
①氨是无色、有刺激性气味的气体，比空气轻；②氨易液化．在常压下冷却或常温下加压，气态氨转化为无色的液态氨，同时放出大量热．液态氨气化时要吸收大量的热，使周围的温度急剧下降；③氨气极易溶于水．在常温、常压下，1体积水中能溶解约700体积的氨气(因此，氨气可进行喷泉实验)；④氨对人的眼、鼻、喉等粘膜有刺激作用．若不慎接触过多的氨而出现病症，要及时吸入新鲜空气和水蒸气，并用大量水冲洗眼睛．
(2)氨分子的结构：NH3的电子式为，结构式为，氨分子的结构为三角锥形，N原子位于锥顶，三个H原子位于锥底，键角107°18′，是极性分子．
(3)氨的化学性质：
①跟水反应．氨气溶于水时(氨气的水溶液叫氨水)，大部分的NH3分子与H2O分子结合成NH3·H2O(叫一水合氨)．NH3·H2O为弱电解质，只能部分电离成NH4＋和OH－：
NH3 + H2ONH3·H2O NH4＋ + OH－
a．氨水的性质：氨水具有弱碱性，使无色酚酞试液变为浅红色，使红色石蕊试液变为蓝色．氨水的浓度越大，密度反而越小(是一种特殊情况)．NH3·H2O不稳定，故加热氨水时有氨气逸出：
NH4＋+ OH－NH3↑+ H2O
b．氨水的组成：氨水是混合物(液氨是纯净物)，其中含有3种分子(NH3、NH3·H2O、H2O)和3种离子(NH4＋和OH－、极少量的H＋)．
c．氨水的保存方法：氨水对许多金属有腐蚀作用，所以不能用金属容器盛装氨水．通常把氨水盛装在玻璃容器、橡皮袋、陶瓷坛或内涂沥青的铁桶里．
d．有关氨水浓度的计算：氨水虽然大部分以NH3·H2O形式存在，但计算时仍以NH3作溶质．
②跟氯化氢气体的反应：NH3 + HCl ＝ NH4C1
说明 a．当蘸有浓氨水的玻璃棒与蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时，产生大量白烟．这种白烟是氨水中挥发出来的NH3与盐酸挥发出来的HCl化合生成的NH4C1晶体小颗粒．
b．氨气与挥发性酸(浓盐酸、浓硝酸等)相遇，因反应生成微小的铵盐晶体而冒白烟，这是检验氨气的方法之—．
c．氨气与不挥发性酸(如H2SO4、H3PO4等)反应时，无白烟生成．
③跟氧气反应： 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O
说明 这一反应叫做氨的催化氧化(或叫接触氧化)，是工业上制硝酸的反应原理之一．
(4)氨气的用途：
①是氮肥工业及制造硝酸、铵盐、纯碱的原料；②是有机合成工业如合成纤维、塑料、染料、尿素等的常用原料；③用作冰机中的致冷剂．
[铵盐]
铵盐是由铵离子(NH4＋)和酸根阴离子组成的化合物．铵盐都是白色晶体，都易溶于水．
(1)铵盐的化学性质：
①受热分解．固态铵盐受热都易分解．根据组成铵盐的酸根阴离子对应的酸的性质的不同，铵盐分解时有以下三种情况：
a．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是非氧化性的挥发性酸时，则加热时酸与氨气同时挥发，冷却时又重新化合生成铵盐。例如：
NH4Cl(固) NH3↑+ HCl↑ NH3 + HCl＝NH4Cl (试管上端又有白色固体附着)
又如：
(NH4)2CO32NH3↑+ H2O + CO2↑ NH4HCO3NH3↑+ H2O + CO2↑
b．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是难挥发性酸，加热时则只有氨气逸出，酸或酸式盐仍残留在容器中．如：
(NH4)2SO4NH4HSO4 + NH3↑ (NH4)3PO4H3PO4 + 3NH3↑
c．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是氧化性酸，加热时则发生氧化还原反应，无氨气逸出．例如：
NH4NO3N2O↑+ 2H2O
②跟碱反应——铵盐的通性．
固态铵盐 + 强碱(NaOH、KOH)无色、有刺激性气味的气体试纸变蓝色．例如：
(NH4)2SO4+2NaOH Na2SO4 + 2NH3↑+ 2H2O
NH4NO3+NaOHNaNO3 + NH3↑+ H2O
说明：a．若是铵盐溶液与烧碱溶液共热，则可用离子方程式表示为：
NH4＋+ OH－NH3↑+ H2O
b．若反应物为稀溶液且不加热时，则无氨气逸出，用离子方程式表示
为：NH4＋+ OH－＝NH3· H2O
c．若反应物都是固体时，则只能用化学方程式表示．
(2)氮肥的存放和施用．铵盐可用作氮肥．由于铵盐受热易分解，因此在贮存时应密封包装并存放在阴凉通风处；施用氮肥时应埋在土下并及时灌水，以保证肥效．
[铵盐(NH4＋)的检验] 将待检物取出少量置于试管中，加入NaOH溶液后，加热，用湿润的红色石蕊试纸在管口检验，若试纸变蓝色，则证明待检物中含铵盐(NH4＋)．
[氨气的实验室制法]
(1)反应原理：固态铵盐[如NH4Cl、(NH4)2SO4等]与消石灰混合共热：
2NH4Cl+Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3↑+ 2H2O
(2)发生装置类型：固体+固体气体型装置(与制O2相同)．
(3)干燥方法：常用碱石灰(CaO和NaOH的混合物)作干燥剂．不能用浓H2SO4、P2O5等酸性干燥剂和CaCl2干燥氨气，因为它们都能与氨气发生反应(CaCl2与NH3反应生成CaCl2·8NH3)．
(4)收集方法：只能用向下排气法，并在收集氨气的试管口放一团棉花，以防止氨气与空气形成对流而造成制得的氨气不纯．
(5)验满方法；①将湿润的红色石蕊试纸接近集气瓶口，若试纸变蓝色，则说明氨气已充满集气瓶；②将蘸有浓盐酸的玻璃棒接近集气瓶口，有白烟产生，说明氨气已充满集气瓶．
注意 ①制氨气所用的铵盐不能用NH4NO3、NH4HCO3、(NH4)2CO3等代替，因为NH4NO3在加热时易发生爆炸，而NH4HCO3、(NH4)2CO3极易分解产生CO2气体使制得的NH3不纯．
②消石灰不能用NaOH、KOH等强碱代替，因为NaOH、KOH具有吸湿性，易潮解结块，不利于生成的氨气逸出，而且NaOH、KOH对玻璃有强烈的腐蚀作用．
③NH3极易溶于水，制取和收集的容器必须干燥．
④实验室制取氨气的另一种常用方法：将生石灰或烧碱加入浓氨水中并加热．有关反应的化学方程式为： CaO + NH3·H2OCa(OH)2 + NH3↑
加烧碱的作用是增大溶液中的OH－浓度，促使NH3·H2O转化为NH3，这种制氨气的发生装置与实验室制Cl2、HCl气体的装置相同．
3．硝酸
[硝酸]
(1)物理性质：
①纯硝酸是无色、易挥发(沸点为83℃)、有刺激性气味的液体．打开盛浓硝酸的试剂瓶盖，有白雾产生．(与盐酸相同)
②质量分数为98％以上的浓硝酸挥发出来的HNO3蒸气遇空气中的水蒸气形成的极微小的硝酸液滴而产生“发烟现象”．因此，质量分数为98％以上的浓硝酸通常叫做发烟硝酸．
(2)化学性质：
①具有酸的一些通性．例如： CaCO3 + 2HNO3(稀)＝Ca(NO3)2 + CO2↑+ H2O
(实验室制CO2气体时，若无稀盐酸可用稀硝酸代替)
②不稳定性．HNO3见光或受热发生分解，HNO3越浓，越易分解．硝酸分解放出的NO2溶于其中而使硝酸呈黄色．有关反应的化学方程式为：
4HNO32H2O + 4NO2↑+O2↑
③强氧化性：不论是稀HNO3还是浓HNO3，都具有极强的氧化性．HNO3浓度越大，氧化性越强．其氧化性表现在以下几方面：
a．几乎能与所有金属(除Hg、Au外)反应．当HNO3与金属反应时，HNO3被还原的程度(即氮元素化合价降低的程度)取决于硝酸的浓度和金属单质还原性的强弱．对于同一金属单质而言，HNO3的浓度越小，HNO3被还原的程度越大，氮元素的化合价降低越多．一般反应规律为：
金属 + HNO3(浓) → 硝酸盐 + NO2↑ + H2O
金属 + HNO3(稀) → 硝酸盐 + NO↑ + H2O
较活泼的金属(如Mg、Zn等) + HNO3(极稀) → 硝酸盐 + H2O + N2O↑(或NH3等)
金属与硝酸反应的重要实例为：
3Cu + 8HNO3(稀) ＝ 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O
该反应较缓慢，反应后溶液显蓝色，反应产生的无色气体遇到空气后变为红棕色(无色的NO被空气氧化为红棕色的NO2)。实验室通常用此反应制取NO气体．
Cu + 4HNO3(浓) ＝ Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O
该反应较剧烈，反应过程中有红棕色气体产生．此外，随着反应的进行，硝酸的浓度渐渐变稀，反应产生的气体是NO2、NO等的混合气体．
b．常温下，浓HNO3能将金属Fe、A1钝化，使Fe、A1的表面氧化生成一薄层致密的氧化膜．因此，可用铁或铝制容器盛放浓硝酸，但要注意密封，以防止硝酸挥发变稀后与铁、铝反应．(与浓硫酸相似)
c．浓HNO3与浓盐酸按体积比1∶3配制而成的混合液叫王水．王水溶解金属的能力更强，能溶解金属Pt、Au．
d．能把许多非金属单质(如C、S、P等)氧化，生成最高价含氧酸或最高价非金属氧化物．例如：
C + 4HNO3(浓) ＝ CO2↑+ 4NO2↑+ 2H2O
e．能氧化某些具有还原性的物质，如H2S、SO2、Na2SO3、HI、HBr、Fe2＋等．应注意的是，NO3－无氧化性，而当NO3－在酸性溶液中时，则具有强氧化性．例如，在Fe(NO3)2溶液中加入盐酸或硫酸，因引入了H＋而使Fe2＋被氧化为Fe3＋；又如，向浓HNO3与足量的Cu反应后形成的Cu(NO3)2中再加入盐酸或硫酸，则剩余的Cu会与后来新形成的稀HNO3继续反应．
f．能氧化并腐蚀某些有机物，如皮肤、衣服、纸张、橡胶等．因此在使用硝酸(尤其是浓硝酸)时要特别小心，万一不慎将浓硝酸弄到皮肤上，应立即用大量水冲洗，再用小苏打或肥皂液洗涤．
(3)保存方法．硝酸易挥发，见光或受热易分解，具有强氧化性而腐蚀橡胶，因此，实验室保存硝酸时，应将硝酸盛放在带玻璃塞的棕色试剂瓶中，并贮存在黑暗且温度较低的地方．
(4)用途．硝酸是一种重要的化工原料，可用于制造炸药、染料、塑料、硝酸盐等．
*[亚硝酸盐]
(1)亚硝酸钠的性质：亚硝酸钠(NaNO2)是无色或浅黄色晶体，外观类似食盐，有咸味，易溶于水，有毒．既具有氧化性又具有还原性．
(2)亚硝酸钠的存在：①长时间加热煮沸或反复加热沸腾的水，由于水中NO3－浓度增大，饮用后部分NO3－在人体内被还原为NO㈠②腐烂的蔬菜中；⑧腌制的食品如酸菜、肉制品中．
(3)亚硝酸盐的用途：①用于印染、漂白等行业；②在某些食品如腊肉、香肠中用作防腐剂和增色剂；⑧用作混凝土的掺合剂等．
(4)亚硝酸盐对人体的危害．亚硝酸盐是一种潜在的致癌物质，过量或长期食用对人体会造成危害．若误食亚硝酸盐或食用含有过量的亚硝酸盐的食物，会出现嘴唇、指甲、皮肤发紫以及头晕、呕吐、腹泻等症状，严重时可致人死亡．所以，国家对食品中的亚硝酸盐的含量有严格的限制．
4．氧化还原反应方程式的配平
[氧化还原反应方程式的配平]
氧化还原反应方程式的配平包括氧化还原反应化学方程式的配平和氧化还原反应离子方程式的配平．
(1)配平的原则：
①质量守恒原则：反应前后各元素的原子个数相等．
②化合价守恒原则：氧化剂化合价降低的总数与还原剂化合价升高的总数相等．
③电荷守恒原则：离子方程式两边阴、阳离子所带的正、负电荷的总数相等．
(2)配平的一般步骤：
①“标价态”．将反应前后价态发生了改变的元素的化合价标出．
②“列变化”．根据所标价态，列出化合价升高值和降低值．
③“求总数”．用最小公倍数法使化合价升降的总数相等，以保证化合价守恒．
④“配系数”．先将氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物配平后，再配平价态未发生变化的物质(一般为酸、碱、水)，以保证质量守恒和电荷守恒．
(3)配平的一般方法：
在具体涉及到一个氧化还原反应方程式的配平时，究竟是先配反应物还是产物，或是先配氧化剂及其还原产物、再配还原剂及其氧化产物，则需根据不同的氧化还原反应方程式作具体分析．
①顺向法．配系数时，先配反应物、后配生成物．适用情况：这种配平方法适用于大多数的氧化还原反应方程式的配平，尤其是下列几类反应的配平，
a．有两种以上元素被氧化或还原的反应；
b．归中反应；
c．氧化剂或还原剂的化学式中有脚标的反应．
例1 配平化学方程式： FeS2 + O2一Fe2O3 + SO2
分析 从化学式可知，在反应过程中Fe：+2价→+3价，S：－1价→+4，O：0价→－2价，其中Fe、S元素化合价升高，FeS2中S元素有脚标2，故化合价升高数为：1 + 5×2＝11；O元素化合价降低且O元素有脚标2，故化合价降低数为：2×2＝4．显然，两者的最小公倍数为44，则在FeS2前配上系数4，在O2前配上系数11，这样就配好了反应物．即：
4FeS2 + 11O2 — Fe2O3 + SO2
再根据质量守恒原则配平生成物Fe2O3和SO2，得到配平后的化学方程式如下：
4FeS2 + 11O2 ＝ 2Fe2O3 + 8SO2 答案： 略．
②逆向法．配系数时，先配生成物、再配反应物．适用情况：
a．歧化反应；
b．某元素被氧化或还原成不止一种价态的产物的反应；
c．产物的化学式中有脚标的反应．
例2 配平化学方程式： S + KOH —K2S + K2SO3
分析 反应过程中只有S元素的化合价发生变化，且在反应后。0价的S元素部分降低至－2价，部分升高至+4价．在配平时，先配产物K2S、K2SO3，由于化合价升降的最小公倍数为4，因此，在化学式K2SO3前配系数l (注意：系数为1时通常不写，但有些题目在化学式前打上方框或括号，则此时必须将系数1填入)，在K2S前配系数2．即：
S + KOH － 2K2S + K2SO3
再配反应物S和KOH．为了保证反应前后O、H元素的原子个数守恒，在产物中还应加上H2O，这样得到配平后的化学方程式如下：
3S + 6KOH ＝ 2K2S + K2SO3 + 3H2O 答案：略．
③交叉法．配系数时，先配氧化剂及其对应的还原产物(或先配还原剂及其对应的氧化产物)，再配另一反应物及其对应的产物．适用情况：
a．某一反应物有脚标，其对应的产物也有脚标的反应；
b．某反应物在反应中既作氧化剂(或还原剂)又起酸(既生成盐)的作用(一般为HNO3、H2SO4、HCl等酸)的反应．
例3 配平化学方程式Cu2S + HNO3 — Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO，求出氧化剂与还原剂的物质的量之比．
分析 在反应中Cu2S为还原剂，其中的Cu、S两种元素均被氧化；HNO3中的N元素的化合价只有部分发生变化，既作氧化剂同时又起了酸的作用．因此配平时，先配Cu2S(有脚标)及其对应氧化产物Cu(NO3)2和H2SO4．Cu2S中化合价升高的总数为：1×2 + 8＝10，HNO3中N元素化合价降低数为3，故最小公倍数为30，于是有：
3Cu2S + HNO3 — 6Cu(NO)3 + 3H2SO4 + NO
再配HNO3和NO的系数．显然，NO前的系数应为10，HNO3前的系数应为参与氧化还原反应并作氧化剂的HNO3和未参与氧化还原反应的HNO3的总和：10 + 6×2 ＝22．最后根据各元素反应前后原子个数守恒，在产物中添加H2O并配上系数8．
答案：3Cu2S + 22HNO3 ＝ 6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO↑+ 8H2O
氧化剂与还原剂的物质的量之比为10∶3．
5．有关化学方程式的计算
[有一种反应物过量的计算]
在化学反应中，反应物之间是按化学方程式所确定的质量比进行反应的．若反应中给出了一种反应物的质量，而其他反应物是足量的或过量的，则可利用已知的反应物的质量求算生成物的质量．若反应中的两种反应物的质量都已给出，则应先通过计算判断两种反应物是否恰好完全反应，如果不是恰好完全反应，应判断哪种反应物有剩余(即过量)，然后再根据不足量的反应物求算生成物的质量．
判断反应物过量的方法有：
(1)假设法．假设一种反应物A完全反应，根据A的质量求算出与A恰好反应的另一反应物B的质量χ(B)，再将χ(B)与题给的B的质量m(B)相比较．
若χ(B)＜m(B)，则假设成立，即B过量，A完全反应，应以A求算生成物的量；
若χ(B)＞m(B)，则假设不成立，即A过量，B完全反应，应以B求算生成物的量．
(2)比较法．设A与B按化学方程式所确定的质量分别为M(A)和M(B)，然后将题目所给的质量m(A)与m(B)分别与M(A)和M(B)相比，再看比较结果的大小．
若＞，则反应物A过量，B反应完全，用B求算生成物的量；
若＜，则反应物B过量，A反应完全，用A求算生成物的量；
若＝，则A与B恰好完全反应，用A或B求算生成物的量均可．
(3)交叉法．将两种反应物的质量m(A)、m(B)分别列入化学方程式中对应物质的质量M(A)、M(B)之下，然后交叉相乘，乘积大者的已知量为过量，小者则反应完全．例如，M(B)·m(A)＞M(A)·m(B)时，反应物A过量，B反应完全．
注意 在进行有一种反应物过量的计算时，还要考虑生成物是否与过量的反应物继续反应，若继续反应，又要进一步判断继续反应时哪一种反应物过量，再进行下一步计算．
例1 将3.3 gCO2通入含3.7 gCa(OH)2的澄清石灰水中，问能产生CaCO3沉淀多少克?
分析 此题中两种反应物的质量都已给出．若CO2气体过量，则反应生成的CaCO3与可能过量的CO2会再发生反应，生成Ca(HCO3)2，使生成的CaCO3部分溶解．
解：先判断CO2气体与Ca(OH)2哪个过量．
设3.3 g CO2完全反应需Ca(OH)2 χ g，则
Ca(OH)2 + CO2 ＝ CaCO3↓+ H2O
74 44
χ 3.3
χ＝＝5.55
由于χ＝5.55(g)＞3.7(g)，即所需的Ca(OH)2的质量小于题给的质量，故Ca(OH)2为不足量，CO2过量．用不足量的Ca(OH)2求算CaCO3的质量．
Ca(OH)2 + CO2 ＝ CaCO3↓+ H2O
74 44 100
3.7 m1(CO2) m1(CaCO3)
m1(CO2)＝＝2.2
故剩余m(CO2)＝3.3－2.2＝1.1(g)．
ml (CaCO3) ＝＝5.0
又判断CO2与CaCO3哪个过量．
CaCO3 + CO2 + H2O ＝ Ca(HCO3)2
100 44
5.0 1.1
＞，比值大者为过量．所以CaCO3过量，用CO2求算溶解的CaCO3的质量．
CaCO3 + CO2 + H2O ＝ Ca(HCO3)2
100 44
m2 (CaCO3) 1.1
m2 (CaCO3) ＝＝2.5(g)
所以最后剩余的CaCO3的质量为：m(CaCO3)＝ml (CaCO3)－m2 (CaCO3)＝5.0－2.5＝2.5（g）
即生成的CaCO3沉淀为2.5 g．答案：略．
[多步反应的计算]
从最初的原料反应物经过多步反应变成最后的产物，要求根据反应物的量计算生成物的量或者根据生成物的量求算反应物的量时，可用关系式法求解．关系式法的解题原理是：根据多步反应中的每一步化学方程式，找出最初反应物与最终生成物之间的物质的量的关系，一步列式进行计算．
多步反应计算的一般步骤为：
(1)写出各步反应的化学方程式并配平；
(2)根据化学方程式找出可作为中介的物质，并确定最初反应物、中介物质及最终生成物之间量的关系；
(3)确定最初反应物和最终生成物之间的量的关系；
(4)根据所确定的最初反应物与最终生成物之间的量的关系和已知条件进行计算
注意 ①若最初的反应物与最终的生成物含有相同元素，则可直接利用元素的原子个数守恒来列式计算．例如，接触法制H2SO4时，若用FeS2为原料，则有：FeS2～2H2SO4；若用S为原料，则有：S～H2SO4．
②若在反应的各步均有反应物损失，可利用下列关系进行计算：
a．每步反应的转化率可累积到原料或产物上；
b．某一化合物中的某一元素的损失率等于该化合物的损失率．例如：
S的损失率＝FeS2的损失率；
c．原料利用率＝1－原料损失率．
例2 接触法制硫酸尾气中的SO2可用氨水吸收，吸收达到饱和后的溶液再与93％的硫酸反应，可放出SO2并得到(NH4)2SO4溶液．此法可制得较纯的SO2，将(NH4)2SO4溶液经结晶、分离、干燥后可制得固体硫酸铵肥料．
(1)写出有关反应的化学方程式．
(2)某厂每天排放含SO2的体积分数为0.2％的尾气10 000 m3，问每天要消耗同温、同压下(标准状况)的氨气多少立方米？可得到硫酸铵多少千克?
解 (1)①SO2 + 2NH3·H2O ＝ (NH4)2SO3 + H2O
②(NH4)2SO3 + SO2 + H2O ＝ 2NH4HSO3
③2NH4HSO3 + H2SO4 ＝ (NH4)2SO4 + 2SO2↑+ 2H2O
④(NH4)2SO3 + H2SO4 ＝ (NH4)2SO4 + SO2↑+ H2O
(2)从上述反应①、②可知：
2SO2～2NH3·H2O～2NH3～2NH4HSO3～(NH4)2SO4
则SO2与NH3之间的比例关系为：
SO2 ～ NH3
1 l
10 000×0.2％ V(NH3)
V(NH3) ＝＝20 (m3)
又由上述关系知，SO2与(NH4)2SO4的关系为：
2SO2 ～ (NH4)2SO4
2×64 132
m[(NH4)2SO4]
m[(NH4)2SO4]＝＝58.9 （kg）
故每天消耗氨气20m3，可生产硫酸铵58.9 kg．
答案：略．
说明 此题利用关系式求硫酸铵的质量时，要注意SO2最后并未进入硫酸铵中，但通过与NH3反应生成NH4HSO3再与H2SO4反应制得硫酸铵，各步反应的化学计量数一定，不考虑损耗则量比关系一定，因此仍可找出SO2与硫酸铵之间的关系．
高中化学知识点规律大全
——化学平衡
1．化学反应速率
[化学反应速率的概念及其计算公式]
(1)概念：化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示．单位有mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1
(2)计算公式：某物质X的化学反应速率：
注意 ①化学反应速率的单位是由浓度的单位(mol·L－1)和时间的单位(s、min或h)决定的，可以是mol·L－1·s－1、mol·L－1·min－1或mol·L－1·h－1，在计算时要注意保持时间单位的一致性．
②对于某一具体的化学反应，可以用每一种反应物和每一种生成物的浓度变化来表示该反应的化学反应速率，虽然得到的数值大小可能不同，但用各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比．如对于下列反应：
mA + nB ＝ pC + qD
有：∶∶∶＝m∶n∶p∶q
或：
③化学反应速率不取负值而只取正值．
④在整个反应过程中，反应不是以同样的速率进行的，因此，化学反应速率是平均速率而不是瞬时速率．
[有效碰撞] 化学反应发生的先决条件是反应物分子(或离子)之间要相互接触并发生碰撞，但并不是反应物分子(或离子)间的每一次碰撞都能发生化学反应．能够发生化学反应的一类碰撞叫做有效碰撞．
[活化分子] 能量较高的、能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子．
说明 ①活化分子不一定能够发生有效碰撞，活化分子在碰撞时必须要有合适的取向才能发生有效碰撞．②活化分子在反应物分子中所占的百分数叫做活化分子百分数．当温度一定时，对某一反应而言，活化分子百分数是一定的．活化分子百分数越
大，活化分子数越多，有效碰撞次数越多．
[影响化学反应速率的因素]
影响因素
对化学反应速率的影响
说明或举例
反应物本
身的性质
不同的化学反应有不同的反应速率
Mg粉和Fc粉分别投入等浓度的盐酸中时，Mg与盐酸的反应较剧烈，产生H2的速率较快
浓 度
其他条件不变时，增大(减小)反应物的浓度，反应速率增大(减小)
①增大(减小)反应物浓度，单位体积内活化分子数增多(减少)，有效碰撞次数增多(减少)，但活化分子百分数不变②气、固反应或固、固反应时，固体的浓度可认为是常数，因此反应速率的大小只与反应物之间的接触面积有关，而与固体量的多少无关．改变固体的量不影响反应速率
压 强
温度一定时，对于有气体参加的反应，增大(减小)压强，反应速率增大(减小)
①改变压强，实际是改变气体的体积，使气体的浓度改变，从而使反应速率改变②改变压强，不影响液体或固体之间的反应速率
温 度
升高(降低)反应温度，反应速率增大(减小)
①通常每升高10℃，反应速率增大到原来的2～4倍②升温，使反应速率加快的原因有两个方面：a．升温后，反应物分子的能量增加，部分原来能量较低的分子变为活化分子，增大了活化分子百分数，使有效碰撞次数增多(主要方面)；b．升高温度，使分子运动加快，分子间的碰撞次数增多(次要方面)
催化剂
增大化学反应速率
催化剂增大化学反应速率的原因：降低了反应所需的能量(这个能量叫做活化能)，使更多的反应物分子成为活化分子，增大了活化分子百分数，从而使有效碰撞次数增多
光、反应物颗粒的大小等
将反应混合物进行光照、将块状固体粉碎等均能增大化学反应速率
AgBr、HClO、浓HNO3等见光分解加快，与盐酸反应时，大理石粉比大理石块的反应更剧烈
2．化学平衡
[化学平衡]
(1)化学平衡研究的对象：可逆反应的规律．
①可逆反应的概念：在同一条件下，既能向正反应方向进行同时又能向逆反应方向进行的反应，叫做可逆反应．可逆反应用可逆符号“”表示．
说明 a．绝大多数化学反应都有一定程度的可逆性，但有的逆反应倾向较小，从整体看实际上是朝着同方向进行的，例如NaOH + HCl ＝ NaCl + H2O．
b．有气体参加或生成的反应，只有在密闭容器中进行时才可能是可逆反应．如CaCO3受热分解时，若在敞口容器中进行，则反应不可逆，其反应的化学方程式应写为：CaCO3CaO + CO2↑；若在密闭容器进行时，则反应是可逆的，其反应的化学方程式应写为：CaCO3CaO + CO2
②可逆反应的特点：反应不能进行到底．可逆反应无论进行多长时间，反应物都不可能100％地全部转化为生成物．
(2)化学平衡状态．
①定义：一定条件(恒温、恒容或恒压)下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物(包括反应物和生成物)中各组分的质量分数(或体积分数)保持不变的状态．
②化学平衡状态的形成过程：在一定条件下的可逆反应里，若开始时只有反应物而无生成物，根据浓度对化学反应速率的影响可知，此时ν正最大而ν逆为0．随着反应的进行，反应物的浓度逐渐减小，生成物的浓度逐渐增大，则ν正越来越小而ν逆越来越大．当反应进行到某一时刻，ν正＝ν逆，各物质的浓度不再发生改变，反应混合物中各组分的质量分数(或体积分数)也不再发生变化，这时就达到了化学平衡状态．
(3)化学平衡的特征：
①“动”：化学平衡是动态平衡，正反应和逆反应仍在继续进行，即ν正＝ν逆≠0．
②“等”：达平衡状态时，ν正＝ν逆，这是一个可逆反应达平衡的本质．ν正＝ν逆的具体含意包含两个方面：a．用同一种物质来表示反应速率时，该物质的生成速率与消耗速率相等，即单位时间内消耗与生成某反应物或生成物的量相等；b．用不同物质来表示时，某一反应物的消耗速率与某一生成物的生成速率之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比．
③“定”：达平衡时，混合物各组分的浓度一定；质量比(或物质的量之比、体积比)一定；各组分的质量分数(或摩尔分数、体积分数)一定；对于有颜色的物质参加或生成的可逆反应，颜色不改变．同时，反应物的转化率最大．
对于反应前后气体分子数不相等的可逆反应，达平衡时：气体的总体积(或总压强)一定；气体的平均相对分子质量一定；恒压时气体的密度一定(注意：反应前后气体体积不变的可逆反应，不能用这个结论判断是否达到平衡)．
④“变”．一个可逆反应达平衡后，若外界条件(浓度、温度、压强)改变，使各组分的质量(体积、摩尔、压强)分数也发生变化，平衡发生移动，直至在新的条件下达到新的平衡(注意：若只是浓度或压强改变，而ν正仍等于ν逆，则平衡不移动)．反之，平衡状态不同的同一个可逆反应，也可通过改变外界条件使其达到同一平衡状态．
⑤化学平衡的建立与建立化学平衡的途径无关．对于一个可逆反应，在一定条件下，反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，或是正、逆反应同时开始，最终都能达到同一平衡状态．具体包括：
a．当了T、V一定时，按化学方程式中各物质化学式前系数的相应量加入，并保持容器内的总质量不变，则不同起始状态最终可达到同一平衡状态．
b．当T、P一定(即V可变)时，只要保持反应混合物中各组分的组成比不变(此时在各种情况下各组分的浓度仍然相等，但各组分的物质的量和容器内的总质量不一定相等)，则不同的起始状态最终也可达到同一平衡状态．
如在恒温、恒压时，对于可逆反应：N2 + 3H22NH3，在下列起始量不同情况下达到的是同一平衡状态．
N2
H2
NH3
A
1 mol
3 mol
0
B
0.5 mol
1.5 mol
0
C
0
0
2 mol
D
1 mol
3 mol
2 mol
c．对于反应前后气体体积相等的可逆反应，不论是恒温、恒容或是恒温、恒压，在不同的起始状态下，将生成物“归零”后，只要反应物的物质的量之比不变，就会达到同一平衡状态．
如：H2(g) + I2(g) 2HI(g)等．
[判断化学平衡状态的依据]
mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)
反应混合物中各组分的含量
①各组分的物质的量或各组分的摩尔分数一定
达平衡状态
②各组分的质量或各组分的质量分数一定
达平衡状态
③各组分的体积或体积分数一定
达平衡状态
④总体积、总压强或总物质的量一定
不一定达平衡状态
ν正与ν逆的关系
①单位时间内消耗m mol A，同时生成m mol A，
达平衡状态
②单位时间内消耗m mol A（或n mol B），同时消耗p mol C（或q mol D），既ν正＝ν逆
达平衡状态
③∶∶∶＝m∶n∶p∶q，此时ν正不一定等于ν逆
不一定达平衡状态
④单位时间内生成了p mol C（或q mol D）同时消耗了m mol A（或n mol B），此时均指ν正
不一定达平衡状态
压 强
①m+n≠p+q时，总压强一定
达平衡状态
②m+n＝p+q时，总压强一定
不一定达平衡状态
混合气体的平均相对分子质量Mr
①当m+n≠p+q时，Mr一定
达平衡状态
②当m+n＝p+q时，Mr一定
不一定达平衡状态
混合气体的密度
恒温、恒压或恒温、恒容时，密度一定
不一定达平衡状态
[化学平衡常数] 在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡状态时，生成物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积与反应物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积的比值是一个常数，这个常数叫做化学平衡常数，简称平衡常数．用符号K表示．
(1)平衡常数K的表达式：对于一般的可逆反应：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)
当在一定温度下达到化学平衡时，该反应的平衡常数为：
注意：a．在平衡常数表达式中，反应物A、B和生成物C、D的状态全是气态，c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均为平衡时的浓度．b．当反应混合物中有固体或纯液体时，他们的浓度看做是一个常数，不写入平衡常数的表达式中．例如，反应在高温下 Fe3O4(s) + 4H2 3Fe(s) + H2O(g)
的平衡常数表达式为：
又如，在密闭容器中进行的可逆反应CaCO3(s) CaO(s) + CO2↑的平衡常数表达式为：
K＝c(CO2)
c．平衡常数K的表达式与化学方程式的书写方式有关．例如：
N2 + 3H22NH3
2NH3N2 + 3H2
N2 +H2NH3
显然，K1、K2、K3具有如下关系：，
(2)平衡常数K值的特征：
①K值的大小与浓度、压强和是否使用催化剂无关．即对于一个给定的反应，在一定温度下，不论起始浓度(或压强)和平衡浓度(或压强)如何，也不论是否使用催化剂，达平衡时，平衡常数均相同．
②K值随温度的变化而变化．对于一个给定的可逆反应，温度不变时，K值不变(而不论反应体系的浓度或压强如何变化)；温度不同时，K值不同．因此，在使用平衡常数K值时，必须指明反应温度．
(3)平衡表达式K值的意义：
①判断可逆反应进行的方向．对于可逆反应：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)，如果知道在一定温度下的平衡常数，并且知道某个时刻时反应物和生成物的浓度，就可以判断该反应是否达到平衡状态，如果没有达到平衡状态，则可判断反应进行的方向．
将某一时刻时的生成物的浓度用化学方程式中相应的化学计量数为指数的乘积，与某一时刻时的反应物的浓度用化学方程式中相应的化学计量数为指数的乘积之比值，叫做浓度商，用Q表示．即：
当Q＝K时，体系达平衡状态；当Q＜K，为使Q等于K，则分子(生成物浓度的乘积)应增大，分母(反应物浓度的乘积)应减小，因此反应自左向右(正反应方向)进行，直至到达平衡状态；同理，当Q＞K时，则反应自右向左(逆反应方向)进行，直至到达平衡状态．
②表示可逆反应进行的程度．
K值越大，正反应进行的程度越大(平衡时生成物的浓度大，反应物的浓度小)，反应物的转化率越高；K值越小，正反应进行的程度越小，逆反应进行的程度越大，反应物的转化率越低．
[反应物平衡转化率的计算公式]
某一反应物的平衡转化率＝％
＝％
说明 计算式中反应物各个量的单位可以是mol·L－1”、mol，对于气体来说还可以是L或mL，但必须注意保持分子、分母中单位的一致性．
3．影响化学平衡移动的条件
[化学平衡的移动] 已达平衡状态的可逆反应，当外界条件(浓度、温度、压强)改变时．由于对正、逆反应速率的影响不同，致使ν正≠ν逆，则原有的化学平衡被破坏，各组分的质量(或体积)分数发生变化，直至在新条件一定的情况下ν正′＝ν逆′，而建立新的平衡状态．这种可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立，由原平衡状态向新化学平衡状态的转化过程，称为化学平衡的移动．
说明 (1)若条件的改变使ν正＞ν逆，则平衡向正反应方向移动；若条件的改变使ν正＜ν逆，则平衡向逆反应方向移动．但若条件改变时，ν正仍然等于ν逆，则平衡没有发生移动．
(2)化学平衡能够发生移动，充分说明了化学平衡是一定条件下的平衡状态，是一种动态平衡．
(3)化学平衡发生移动而达到新的平衡状态时，新的平衡状态与原平衡状态主要的不同点是：①新的平衡状态的ν正或ν逆与原平衡状态的ν正或ν逆不同；②平衡混合物里各组分的质量(或体积)分数不同．
[影响化学平衡的因素]
(1)浓度对化学平衡的影响．一般规律：当其他条件不变时，对于已达平衡状态的可逆反应，若增加反应物浓度或减少生成物浓度，则平衡向正反应方向移动(即向生成物方向移动)；若减少反应物浓度或增加生成物浓度，则平衡向逆反应方向移动(即向反应物方向移动)．
特殊性：对于气体与固体或固体与固体之间的反应，由于固体的浓度可认为是常数，因此改变固体的量平衡不发生移动．如反应C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)达平衡状态后，再加入焦炭的量，平衡不发生移动．
说明 ①浓度对化学平衡的影响，可用化学反应速率与浓度的关系来说明．对于一个已达平衡状态的可逆反应，ν正＝ν逆．若增大反应物的浓度，则ν正增大，而，ν逆增大得较慢，使平衡向正反应方向移动．如果减小生成物的浓度，这时虽然，ν正并未增大，但ν逆减小了，同样也使，ν正＞ν逆，使平衡向正反应方向移动．同理可分析出：增大生成物的浓度或减小反应物的浓度时，平衡向逆反应方向移动．
②在生产上，往往采用增大容易取得的或成本较低的反应物浓度的方法，使成本较高的原料得到充分利用．例如，在硫酸工业里，常用过量的空气使SO2充分氧化，以生成更多的SO3．
(2)压强对化学平衡的影响．一般规律：对于有气体参加且反应前后气体体积不相等的可逆反应，在其他条件不变的情况下，若增大压强(即相当于缩小容器的体积)，则平衡向气体总体积减小的方向移动，若减小压强(即增大容器的体积)，则平衡向气体总体积增大的方向移动．
特殊性：①对于反应前后气体总体积相等的可逆反应达平衡后，改变压强，平衡不发生移动，但气体的浓度发生改变．例如可逆反应H2(g) + I2(g)2HI(g)达平衡后，若加大压强，平衡不会发生移动，但由于容器体积减小，使平衡混合气各组分的浓度增大，气体的颜色加深(碘蒸气为紫红色)．②对于非气态反应(即无气体参加和生成的反应)，改变压强，此时固、液体的浓度未改变，平衡不发生移动。
③恒温、恒容时充入不参与反应的气体，此时虽然容器内的压强增大了，但平衡混合气中各组分的浓度并未改变，所以平衡不移动．
说明 ①压强对平衡的影响实际上是通过改变容器的容积，使反应混合物的浓度改变，造成ν正≠ν逆。而使平衡发生移动．因此，有时虽然压强改变了，但ν正仍等于ν正，则平衡不会移动．
②对于有气体参加且反应前后气体体积不相等的可逆反应，增大压强，ν正、ν逆都会增大，减小压强，ν正、ν逆都会减小，但由于ν正、ν逆增大或减小的倍数不相同，从而导致平衡发生移动．例如，可逆反应N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)在一定温度和压强下达到平衡后，其平衡常数K为：

若将压强增至原来的2倍，则各组分的浓度增至原来的2倍．此时：

由于在一定温度下，K值为常数，要使上式的值仍等于K，则必须使c(NH3)增大、c(N2)和c(H2)减小，即平衡向合成NH3的方向(正反应方向)移动．
③对于反应前后气体总体积相等的可逆反应，改变压强，ν正与ν逆的变化程度相同，ν正仍然等于ν逆。，故平衡不发生移动．例如，可逆反应H2(g) + I2(g) 2HI(g)在一定温度和压强下达到平衡后，其平衡常数K为：

若将压强增至原来的2倍，则各组分的浓度增至原来的2倍．此时：

上式的值仍与K值相等，即平衡不发生移动．
(3)温度对化学平衡的影响．一般规律：当其他条件不变时，升高温度，使平衡向吸热方向移动；降低温度，则使平衡向放热反应方向移动．
说明 ①化学反应过程均有热效应．对于一个可逆反应来说，如果正反应是放热反应，则逆反应必为吸热反应．
②当升高(降低)温度时，ν正、ν逆会同时增大(减小)，但二者增大(减小)的倍数不相同，从而导致化学平衡发生移动．(化学平衡移动原理(勒夏特列原理))
(1)原理内容：如果改变影响平衡的一个条件(如温度、压强或温度等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动．
(2)勒夏特列原理适用的范围：已达平衡的体系(如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等)．勒夏特列原理不适用于未达平衡的体系，如对于一个刚从反应物开始进行的气相可逆反应来说，增大压强，反应总是朝着正反应方向进行的，由于未达平衡，也就无所谓平衡移动，因而不服从勒夏特列原理．
(3)勒夏特列原理适用的条件：只限于改变影响平衡的一个条件．当有两个或两个以上的条件同时改变时，如果这些条件对平衡移动的方向是一致的，则可增强平衡移动．但如果这些条件对平衡移动的方向影响不一致，则需分析哪一个条件变化是影响平衡移动的决定因素．
(4)勒夏特列原理中“减弱这种改变”的解释：外界条件改变使平衡发生移动的结果，是减弱对这种条件的改变，而不是抵消这种改变．也就是说：外界因素对平衡体系的影响占主要方面．
[催化剂与化学平衡的关系] 使用催化剂能同等程度地增大ν正、ν逆，因此，在一个可逆反应中使用催化剂时，能缩短反应达到平衡时所需的时间．但由于ν正仍等于ν逆，所以，使用催化剂对化学平衡的移动没有影响，不能改变平衡混合物中各组分的百分比组成．
[反应物用量对平衡转化率的影响]
(1)若反应物只有一种，如aA(g) bB(g) + cC(g)，则增加A的量，平衡向正反应方向移动，但A的平衡转化率究竟如何变化，要具体分析反应前后气体体积的相对大小．如：①若a＝b+c，则A的转化率不变；②若a＞b+c，则A的转化率增大；③若a＜b+c，则A的转化率减小．
(2)若反应物不只一种，如aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)．则：
①若只增加反应物A的量，平衡向正反应方向移动，则反应物B的转化率增大，但由于外界因素占主要方面，故A的转化率减小．
②若按原比例同倍数地增加反应物A与B的量，A、B的转化率的变化有以下三种情况：
a．当a+b＝c+d时，A、B的转化率都不变；
b．当a+b＞c+d时，A、B的转化率都减小；
c．当a+b＜c+d时，A、B的转化率都增大．
[化学反应速率与化学平衡的区别与联系]
化学反应速率
化学平衡
区别
概念
略
略
研究对象
所有化学反应
只研究可逆反应
催化剂的影响
使用催化剂能加快化学反应速率
催化剂不能使化学平衡发生移动
相互联系
①在一定条件下，当ν正＝ν逆时，即说明该可逆反应达平衡状态
②在可逆反应中，反应速率大，达到平衡所需的时间短；反应速率小，达到平衡所需的时间长
③改变条件，若ν正增大，平衡不一定向正反应方向移动；同样，ν逆增大，平衡也不一定向逆反应方向移动．改变条件后，平衡究竟向哪一个方向移动，只有比较出ν正与ν逆哪个更大后，才能确定平衡移动的方向
[化学反应速率和化学平衡计算的基本关系式] 对于可逆反应：
mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)
(1)用各物质表示的反应速率之比等于化学方程式中相应物质化学式前的化学计量数之比．即：∶∶∶＝m∶n∶p∶q
(2)各物质的变化量之比＝化学方程式中相应的化学计量数之比
(3)反应物的平衡量＝起始量－消耗量
生成物的平衡量＝起始量＋增加量
表示为：
mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)
起始量／mol a b c d
变化量／mol
平衡量／mol a b
(4)达平衡时，反应物A(或B)的平衡转化率α(％)：
α(A)(或B)＝×100％
α(A)(或B)＝×100％
α(A)(或B)＝×100％
(5)在一定温度下，反应的平衡常数
(6)阿伏加德罗定律及其三个重要推论：
①恒温、恒容时：，Bp任何时刻时反应混合气体的总压强与其总物质的量成正比；
②恒温、恒压时：，即任何时刻时反应混合气体的总体积与其总的物质的量成正比；
③恒温、恒容时：，即任何时刻时反应混合气体的密度与其反应混合气体的平均相对分子质量成正比．
(7)混合气体的密度：
(8)混合气体的平均相对分子质量Mr的计算：
①Mr＝M(A)·a％ + M(B)·b％ + …
其中M(A)、M(B)…分别是气体A、B…的相对分子质量；a％、b％…分别是气体A、B…的体积(或摩尔)分数．
②
4．合成氨条件的选择
[合成氨条件的选择]
(1)合成氨反应的特点：反应物、生成物均为气体且正反应是气体体积减小、放热的可逆反应．
N2(g) + H2(g) 2NH3(g)
(2)选择适宜条件的目的：尽可能增大合成氨的反应速率，缩短到达平衡的时间，提高氨的产率．
(3)选择适宜条件的依据：外界条件对化学反应速率和化学平衡影响的规律．
(4)选择适宜条件的原则：
①既要注意外界条件对二者(合成氨的反应速率和氨的产率)影响的一致性，又要注意对二者影响的矛盾性；
②既要注意温度、催化剂对反应速率影响的一致性，又要注意催化剂的活性对温度的限制；
③既要注意理论上生产的要求，又要注意实际操作的可能性．
(5)合成氨的适宜条件：
①温度为500℃左右；
②压强为20Mpa～50MPa；
③使用以铁为主体的多成分催化剂(称为铁触媒)．
说明 ①选择合成氨温度为500℃的原因：a．温度高时，虽然能增大合成NH3的反应速率，但温度越高越会使平衡向逆反应方向移动，越不利于NH3的合成；温度低时，虽有利于平衡向合成NH3的方向移动，但反应速率太小，达到平衡所需的时间太长．b．铁触媒在500℃左右时活性最大．
②选择合成氨压强为20 MPa～50 MPa的原因：压强增大时，既能提高合成氨的反应速率，又能使平衡向合成氨的方向移动，但压强大时，对设备的要求和技术操作的要求就高，消耗的动力也大．
(6)在合成氨生产中同时采取的措施：
①将生成的氨及时从平衡混合气体中分离出去，未反应的N2、H2重新送回合成塔中进行循环操作，使平衡向合成氨的方向移动，以提高N2和H2的转化率．
②不断向循环气体中补充N2、H2，以提高反应物的浓度．
③加入过量的N2，使成本较高的H2得以充分利用．
[合成氨工业]
(1)原料：空气、焦炭(或天然气、石油)、水．
(2)有关的化学反应：
C + H2O(g) CO + H2
CO + H2O(g) CO2 + H2
N2(g)+ 3H2(g) 2NH3(g)
(3)设备：氨合成塔、氨分离器．
(4)工艺流程：N2、H2的制取→N2、H2的净化→压缩机中压缩+合成塔中合成→氨分离器中分离液氨(同时将未反应的N2、H2重新送回合成塔中)
[化学反应速率和化学平衡图像题的解答关键]
(1)弄清曲线的起点是否是从“0”点开始；弄清转折点和终点的位置．先出现转折点的曲线表示反应速率大、先达到平衡，该曲线对应的温度高或压强大；后出现转折点的曲线则表示反应速率小、后达到平衡，该曲线所对应的温度低或压强小；
(2)弄清曲线的变化是呈上升趋势还是下降趋势；
(3)弄清横坐标、纵坐标所代表的意义．
高中化学知识点规律大全
——电离平衡
1．电离平衡
[强电解质和弱电解质]
强电解质
弱电解质
概 念
在水溶液里全部电离为离子的电解质
在水溶液里仅部分电离为离子的电解质
化合物类型
含有离子键的离子化合物和某些具有极性键的共价化合物
某些具有极性键的共价化合物
所含物质
强酸、强碱、盐等
水、弱酸、弱碱
电离情况
完全电离，不存在电离平衡(电离不可逆)
不完全电离(部分电离)，存在电离平衡
联 系
都属于电解质
说明 离子化合物在熔融或溶于水时离子键被破坏，电离产生了自由移动的离子而导电；共价化合物只有在溶于水时才能导电．因此，可通过使一个化合物处于熔融状态时能否导电的实验来判定该化合物是共价化合物还是离子化合物．
[弱电解质的电离平衡]
(1)电离平衡的概念：在一定条件(如温度、压强)下，当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡．
(2)弱电解质的电离平衡的特点：
电离平衡遵循勒夏特列原理，可根据此原理分析电离平衡的移动情况．
①电离平衡是动态平衡．电离方程式中用可逆符号“”表示．例如：
CH3COOHCH3COO－ + H＋
NH3·H2ONH4＋ + OH－
②将弱电解质溶液加水稀释时，电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时，溶液中的离子数目增多，但电解质的分子数减少，离子浓度减小，溶液的导电性降低．
③由于电离过程是吸热过程，因此，升高温度，可使电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时，溶液中离子的数目增多，离子浓度增大，溶液的导电性增强．
④在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时，使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动．例如，在0.1mol·L－1”滴有氨水的溶液(显浅红色)中，存在电离平衡NH3·H2ONH4＋ + OH－．当向其中加入少量下列物质时：
a． NH4Cl固体．由于增大了c(NH4＋)，使NH3·H2O的电离平衡逆向移动，c(OH－)减小，溶液红色变浅．
b．NaOH固体．NaOH溶于水时电离产生的OH－抑制了NH3·H2O的电离，从而使平衡逆向移动．
[电离平衡常数] 在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡状态时，溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数．弱酸的电离常数用Ka表示，弱碱的电离常数用Kb表示．
(1)电离平衡常数的表达式．
①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式：
例如，一定温度下CH3COOH的电离常数为：
CH3COOHCH3COO－ + H＋
一定温度下NH3·H2O的电离常数为：
NH3·H2ONH4＋ + OH－
②多元弱酸的电离特点及电离常数表达式：
a．分步电离．是几元酸就分几步电离．每步电离只能产生一个H＋，每一步电离都有其相应的电离常数．
b．电离程度逐渐减小，且K1》K2》K3，故多元弱酸溶液中平衡时的H＋主要来源于第一步．所以，在比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较其K1即可．例如25℃时，H3PO4的电离；
H3PO4 H2PO4－ + H＋
H2PO4－ HPO42－ + H＋
HPO42－ PO43－ + H＋
注意 a．电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度．
b．多元弱酸溶液中的c(H＋)是各步电离产生的c(H＋)的总和，在每步的电离常数表达式中的c(H＋)是指溶液中H＋的总浓度而不是该步电离产生的c(H＋)．
(2)电离常数的特征．同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关，只随温度的变化而变化．温度不变，K值不变；温度不同，K值也不同．但由于电离常数随温度的变化不大，在室温时，可不考虑温度对电离常数的影响．
(3)电离常数的意义：
①表明弱电解质电离的难易程度．K值越大，离子浓度越大，该电解质越易电离；反之，电解质越难电离．
②比较弱酸或弱碱相对强弱．例如在25℃时，HNO2的K＝4.6×10－4，CH3COOH的K＝1.8×10－5，因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性强．
6．水的电离和溶液的pH
[水的电离]
(1)水的电离方程式．
水是一种极弱的电解质，它能像酸一样电离出极少量的H＋，又能像碱一样电离出少量的OH－(这叫做水的自偶电离)．水的电离方程式可表示为：
H2O + H2O H3O＋ + OH－
简写为：H2O H＋ + OH－
(2)水的离子积KW．
一定温度下，水的电离常数为：
即c(H＋)·c(OH－)＝K·c(H2O)
设水的密度为1 g·cm3，则1 L H2O＝1 000 mL H2O＝1 000 gH20＝55.6 mol，即H2O的起始浓度为55.6 mol·L－1．由于水是极弱的电解质，它电离时消耗的水与电离前相比，可忽略不计．例如，25℃时，1 LH2O中已电离的H2O为10－7mol，所以c(H2O)≈55.6 mol·L－1，即K·c(H2O)为一常数，这个新的常数叫做水的离子积常数，简称水的离子积，表示为：
c(H＋)·c(OH－)＝KW
说明 ①一定温度下，由于KW为一常数，故通常不写单位，如25℃时KW＝1×10－14．
②KW只与温度有关，与溶液的酸碱性无关．温度不变，KW不变；温度变化，KW也发生变化．
③由于水的电离过程是吸热过程，因此温度升高时，纯水中的c(H＋)、c(OH－)同时增大，KW也随着增大．例如：
25℃时，c(H’)＝(OH－)＝1×10－7 mol·L－1 ，KW＝1×10－14
100℃时，c(H’)＝(OH－)＝1×10－6 mol·L－1 ，KW＝1×10－12
但由于c(H＋)与c(OH－)始终保持相等，故仍显中性．
④在任何以水为溶剂的溶液中都存在H＋和OH－，它们既相互依存，又相互制约．当溶液中的c(H＋)增大时，c(OH－)将减小；反之，当溶液中的c(OH－)增大时，c(H＋)则必然减小．但无论在中性、酸性还是碱性溶液中，在一定温度下，c(H＋)与c(OH－)的乘积(即KW)仍是不变的，也就是说，KW不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐的稀溶液．只要温度相同，不论是在纯水中，还是在酸、碱、盐的水溶液中，KW都是相同的．
⑤一定温度下，不论是纯水中，还是在酸、碱、盐的水溶液中，由H2O电离产生的c(H＋)与c(OH－)总是相等的．如25℃时，0.1 mol·L－1的盐酸中，c水(H＋)＝c(OH－)＝＝1×10－13 mol·L－1．
⑥水的电离平衡遵循勒夏特列原理．例如，向纯水中加入酸或碱，均使水的电离平衡逆向移动(即酸或碱抑制水的电离)；向水中投入活泼金属如钠等，由于金属与水电离产生的H＋直接作用而促进水的电离．
[溶液的酸碱性的实质] 任何水溶液中都存在水的电离，因此都含有H＋和OH－．一种溶液是显酸性、中性还是碱性，是由该溶液中的c(H＋)与c(OH－)的相对大小来决定的．
酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)
中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)
碱性溶液：c(H＋)＜c(OH－)
例如：25℃时，因为KW＝1×10－14，所以：
中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1
酸性溶液：c(H＋)＞1×10－7 mol·L－1，c(OH－)＜1×10－7 mol·L－1
碱性溶液：c(H＋)＜1×10－7 mol·L－1，c(OH－) ＞1×10－7 mol·L－1
100℃时，因为KW＝1×10－12，所以：
中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－6 mol·L－1
酸性溶液：c(H＋)＞1×10－6 mol·L－1，c(OH－)＜1×10－6 mol·L－1
碱性溶液：c(H＋)＜1×10－6 mol·L－1，c(OH－) ＞1×10－6 mol·L－1
[溶液的pH]
(1)溶液的pH的概念：在c(H＋)≤1 mol·L－1的水溶液中，采用c(H＋)的负对数来表示溶液酸碱性的强弱．
(2)数学表达式： pH＝－1g[c(H＋)]
若c(H＋)＝10－n mol·L－1，则pH＝n．
若c(H＋) ＝m×10－n mol·L－1，则pH＝n－lgm．
(3)溶液酸碱性的强弱与pH的关系．
①常温(25℃)时：
pH＝7，溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol·L－1．
Ph＜7，溶液呈酸性，pH小(大) c(H＋)大(小) 溶液的酸性强(弱)．
PH＞7，溶液呈碱性，pH大(小) c(OH－)大(小) 溶液的碱性强(弱)．
②pH范围为0～14之间．pH＝0的溶液中并非无H＋，而是c(H＋)＝1mol·L－1；pH＝14的溶液中并非没有OH－，而是c(OH－)＝1 mol·L－1．pH减小(增大)n倍，则c(H＋)增大为原来的10n倍(减小为原来的1／10n 倍)，相应的c(OH－)减小为原来1／10n 倍(增大为原来的10n倍)．
③当溶液中的c(H＋)＞1mol·L－1时，pH＜0；c(OH－)＞1mol·L－1时，pH＞14．因此，当溶液中的c(H＋)或c(OH－)大于mol·L－1时，一般不用pH来表示溶液的酸碱性，而是直接用c(H＋)或c(OH－)来表示．所以，pH只适用于c(H＋)或c(OH－)≤1 mol·L－1的稀溶液．
④也可以用pOH来表示溶液的酸碱性．pOH是OH－离子浓度的负对数，即pOH＝一lg[c(OH－)]．因为25℃时，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，所以：pH + pOH ＝14．
[溶液中pH的计算]
(1)基本关系式：
①pH＝－1g[c(H＋)]
②c(H＋)＝10－pH mol·L－1
③任何水溶液中，由水电离产生
的c(H＋)与c(OH－)总是相等的，即：c水(H＋)＝c水(OH－)．
④常温(25℃)时，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14
⑤n元强酸溶液中c(H＋)＝n·c酸；n元强碱溶液中c(OH－)＝n·c碱·
(2)强酸与弱酸、强碱与弱碱溶液加水稀释后pH的计算．
①强酸与弱酸分别加水稀释相同倍数时，由于弱酸中原来未电离的弱酸分子进一步电离出离子，故弱酸的pH变化小．设稀释10n倍，则：
强酸：pH稀 ＝ pH原 + n
弱酸：pH稀 ＜ pH原 + n
当加水稀释至由溶质酸电离产生的c酸(H＋)＜10－6 mol·L－1时，则必须考虑水的电离．如pH＝5的盐酸稀释1 000倍时，pH稀＝6.98，而不是等于8．因此，酸溶液无论如何稀释，溶液的pH都不会大于7．
②强碱与弱碱分别加水稀释相同倍数时，弱碱的pH变化小．设均稀释10n倍，则：
强碱：pH稀 ＝ pH原 — n
弱碱：pH稀 ＞ pH原 — n
当加水稀释至由溶质碱电离产生的c(OH－)＜10－6 mol·L－1时，则必须考虑水的电离．如pH＝9的NaOH溶液稀释1 000倍时，pH稀≈7，而不是等于6．因此，碱溶液无论如何稀释，溶液的pH都不会小于7．
(3)两强酸或两强碱溶液混合后pH的计算．
①两强酸溶液混合．先求出：
再求；pH混＝－1g[c混(H＋)]
注：V1、V2的单位可为L或mL，但必须一致．
②两强碱溶液混合．求算两强碱溶液混合后溶液的pH时，不能直接根据题中给出的碱的pH求算混合液的pH，而必须先分别求出两强碱溶液中的c(OH－)，再依下式求算c混(OH－)：
然后求出c混(H＋)、pH混．
例如：将pH＝8的Ba(OH)2溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中的c(H＋)应为2×10－10 mol·L－1，而不是(10－10 + 10－8)／2 mol·L－1．
(4)强酸与强碱溶液混合后pH的计算．
解题步骤：分别求出酸中的n(H＋)、碱中的n(OH－)→依H＋ + OH－＝H2O比较出n(H＋)与n(OH－)的大小．
①n(H＋)＝n(OH－)时，恰好中和，混合液显中性；pH＝7．[反之，若混合液的pH＝7，则必有n(H＋)＝n(OH－)]
②n(H＋)＞n(OH－)时，酸过量，则：
再求出pH混(求得的pH混必小于7)．
注：若已知pH混＜7，则必须利用上式进行相关计算．
⑧ n(H＋)＜ n(OH－)时，碱过量．则：
然后求出c混(H＋)、pH混．
注：若已知pH混＞7，则必须利用上式进行相关计算．
(5)强酸与强碱混合反应后溶液呈中性时，强酸的pH酸、强碱的pH碱与强酸溶液体积V酸、强碱溶液体积V碱之间的关系：
当溶液呈中性时：n(H＋) ＝n(OH－)
即：c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱
25℃时，有c酸(H＋)·V酸＝1×10－14／c碱(H＋)·V碱，整理得：
c酸(H＋)·c碱(H＋)＝1×10－14 V碱／V酸，两边取负对数得：
{－1g [c酸(H＋)]} + {－lg[ c碱(OH－)]}＝{－lg(1×10－14)} + {－lg (V碱／V酸)}
故 pH酸 + pH碱 ＝14 + lg(V酸／V碱)
①若pH酸+pH碱＝14，则V酸∶V碱＝1∶1，即强酸与强碱等体积混合．
②若pH酸+pH碱＞14，则：V酸∶V碱＝∶1
③若pH酸+pH碱＜14，则：V酸∶V碱＝1∶
7．盐类的水解
[盐类的水解]
(1)盐类水解的概念：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解．
说明 盐类的水解反应与中和反应互为可逆过程：
盐 + 水酸 + 碱 － 热量
(2)盐类水解的实质：盐溶于水时电离产生的弱碱阳离子(如NH4＋、A13＋、Fe3＋等)或者弱酸阴离子(如CH3COO－、CO32－、S2－等)与水电离产生的OH－或H＋结合生成了难电离的弱碱、弱酸(弱电解质)，使水的电离平衡发生移动，从而引起水电离产生的c(H＋)与c(OH－)的大小发生变化．
(3)各种类型的盐的水解情况比较：
盐的类型
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
弱酸强碱盐
弱酸弱碱盐
水解情况
不水解
水解
水解
水解
参与水解的离子
弱碱阳离子
弱酸阴离子
弱酸阴离子和弱碱阳离子
溶液的酸碱性
正盐显中性；酸式盐因电离产生H’而显酸性
酸性
[弱碱阳离子与H2O电离产生的OH-结合而使得c(H＋)＞ c(OH－)]
碱性
[弱酸阴离子与H2O电离产生的OH-结合而使得c(H＋)＜c(OH－)]
依组成盐对应的酸、碱的电离常数尺的相对大小而定K酸＞K碱：溶液呈酸性K酸＜K碱：溶液呈碱性
实例
正 盐：KCl、Na2SO4、NaNO3、KNO3等
酸式盐：NaHSO4等
CuCl2、NH4C1、FeCl3、A12(SO4)3
CH3COONa、NaClO、NaF、K2S、K2CO3
CH3COONH4、NH4F、(NH4)2CO3
说明
①盐类的水解程度很小，水解后生成的难溶物的微粒数、易挥发性物质的微粒数都很少，没有沉淀、气体产生，因此不能用“↑”、“↓”符号表示②发生水解的盐都是使水的电离平衡正向移动而促进水的电离(而酸或碱则总是抑制水的电离)
①判断某盐是否水解的简易口诀：
不溶不水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱都水解．
②判断盐溶液酸碱性的简易口诀：
谁强显谁性，都强显中性，都弱具体定(比较等温时K酸与K碱的大小)．
(4)盐类水解离子方程式的书写方法
书写原则：方程式左边的水写化学式“H2O”，中间符号用“”，右边不写“↓”、“↑”符号．整个方程式中电荷、质量要守恒．
①强酸弱碱盐：
弱碱阳离子：
Mn＋ + nH2OM(OH)n + nH＋
如CuSO4水解的离子方程式为： Cu2＋ + 2H2OCu(OH)2 + 2H＋
说明 溶液中离子浓度大小的顺序为：c(SO42－)＞c(Cu2＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
②弱酸强碱盐：
a． 一元弱酸对应的盐．如
CH3COONa水解的离子方程式为： CH3COO－ + H2OCH3COOH + OH－
说明 溶液中离子浓度大小的顺序为：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
根据“任何电解质溶液中阴、阳离子电荷守恒”可知：
c(Na＋) + c(H＋) ＝ c(CH3COO－) + c(OH－)
b．多元弱酸对应的盐．多元弱酸对应的盐发生水解时，是几元酸就分几步水解，且每步水解只与1个H2O分子结合，生成1个OH－离子．多元弱酸盐的水解程度是逐渐减弱的，因此，多元弱酸盐溶液的酸碱性主要由第一步水解决定．
例如K2CO3的水解是分两步进行的：
第一步：CO32－ + H2OHCO3－ + OH－
第二步：HCO3－ +H2OH2CO3 + OH－
水解程度：第一步＞第二步．所以K2CO3溶液中各微粒浓度大小的顺序为：
c(K＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)
根据“任何电解质溶液中电荷守恒”可知：
c(K＋) + c(H＋) ＝2×c(CO32－) + c(OH－) + c(HCO3－)
⑧弱酸弱碱盐：
如CH3COONH4水解的离子方程式为：
CH3COO－ + NH4＋ + H2OCH3COOH + NH3·H2O
因为K(CH3COOH)＝K(NH3·H2O)＝1.8×10－5，所以CH3COONH4溶液呈中性．
[影响盐类水解程度的因素]
(1)盐本身的组成决定盐是否水解及水解程度的大小．
对于强碱弱酸盐来说，组成盐的阴离子对应的酸越弱(强)，则盐的水解程度越大(小)，溶液中的c(OH－)越大(小)，pH也越大(小)．例如：相同温度下，等物质的量浓度的CH3COONa溶液与NaClO溶液相比，由于酸性CH3COOH＞HClO，故pH较大＜碱性较强)的是NaClO溶液．又如：相同温度下，等物质的量浓度的NaA、NaB、NaC三种溶液的pH的大小顺序为：NaA＞NaB＞NaC，则三种酸HA、HB、HC的酸性强弱顺序为：HA＜HB＜HC．
(2)盐类的水解平衡遵循勒夏特列原理．
①温度．因为盐水解时吸热，所以升温，盐的水解程度增大，盐溶液的酸性或碱性增强．
②浓度．盐溶液越稀，水解程度越大，故加水稀释能促进盐的水解．但因为溶液体积增大得更多，所以盐溶液中的c(H＋)或c(OH－)反而减小(即酸性或碱性减弱)．
③向能水解的盐溶液中加入与水解产物相同的离子，水解被抑制；若将水解产物反应掉，则促进盐的水解．例如，在FeCl3溶液中存在水解平衡：Fe3＋ + 3H2OFe(OH)3 + 3H＋．若加入少量的NaOH溶液，则水解平衡向右移动，促进了Fe3＋的水解；若加入少量盐酸，则水解平衡向左移动，Fe3＋的水解受到抑制．
[盐类水解的应用]
(1)判断盐溶液的酸碱性(或pH范围)．如A12(SO4)3。溶液的pH＜7，显酸性．
(2)判断酸碱完全中和(恰好反应)时溶液的酸碱性．例如，等体积、等物质的量浓度的氨水跟盐酸混合后，因为完全反应生成了强酸弱碱盐NH4C1，故pH＜7，溶液显酸性．
(3)比较盐溶液中离子浓度的大小或离子数目的多少．例如：在碳酸钠晶体中，n(Na＋)＝2n(CO32－)，但在Na2CO3溶液中，由于CO32－的水解而有c(Na＋)＞2c(CO32－)．
(4)配制盐溶液．配制强酸弱碱盐(如含Fe3＋、A13＋、Cu2＋、、Sn2＋、Fe2＋盐等)的溶液时，加入少量对应的酸以防止水解．如配制FeCl3溶液的步骤是；先将FeCl3固体溶于较浓的盐酸中，再用蒸馏水稀释到所需的浓度．
配制弱酸强碱盐时，加入少量对应的碱以防止水解．如配制Na2S溶液时，需加入少量的NaOH固体，以抑制S2－的水解．
(5)利用升温促进盐水解的原理，使某些弱碱阳离子水解生成氢氧化物沉淀而将其除去．例如，KNO3中含有Fe(NO3)3时，先将其溶于蒸馏水中，再加热，使Fe3＋水解生成Fe(OH)3沉淀后过滤除去．
(6)Mg、Zn等较活泼金属溶于某些强酸弱碱盐(如NH4C1、A1C13、FeCl3等)的溶液中，产生H2．例如，将Mg条投入浓NH4Cl溶液中，有H2、NH3两种气体产生．有关离子方程式为：
NH4＋ + H2ONH3·H2O + H＋
Mg + 2H＋ ＝ Mg2＋ + H2↑
NH3·H2O ＝ NH3↑+ H2O
(7)用铁盐、铝盐等作净水剂．
(8)挥发性酸对应的盐(如AlCl3、FeCl3等)加热蒸干、灼烧．例如，将FeCl3溶液加热蒸干、灼烧，最后的固体残留物为Fe2O3，原因是：FeCl3 + 3H2OFe(OH)3 + 3HCl，升温促进了FeCl3的水解，同时加热使生成的HCl从溶液中逸出而产生大量的Fe(OH)3，蒸干后灼烧，则：
2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O
(9)水解显酸性的溶液与水解显碱性的溶液混合——双水解反应．例如，将A12(SO4)3溶液与NaHCO3溶液混合，发生反应：A13＋ + 3HCO3－ ＝Al(OH)3↓ + 3CO2↑(泡沫灭火器的灭火原理)． ·
此外，还有盐溶液的鉴别、化肥的混施等也需要考虑盐类的水解．
[电解质溶液中的电荷守恒和物料守恒]
(1)电荷守恒：在任何一种电解质溶液中，所有阳离子所带的正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷总数．即溶液呈电中性．
例如，在A12(SO4)3溶液中存在的电荷守恒关系为： 2×c(A13＋) + c(H＋) ＝ 3×c(SO42－) + c(OH－)．
(2)物料守恒：电解质溶液中，某一组分的原始浓度等于该组分在溶液中以各种形式存在的浓度之和．例如，在Na2CO3溶液中，由于CO32－离子的水解，碳元素以CO32－、HCO3－、H2CO3三种形式存在．
因为c(Na＋)＝2×c原始(CO32－)，而c原始(CO32－)＝c(CO32－) + c(HCO3－) + c(H2CO3)．
又因为c(Na＋) + c(H＋) ＝ 2×c(CO32－) + c(HCO3－) + c(OH－)，所以，在Na2CO3溶液中存在下列关系：c(HCO3－) + 2×c(H2CO3) + c(H＋) ＝ c(OH－)
8．酸碱中和滴定
[酸碱中和滴定]
(1)酸碱中和的实质：H＋+ OH－＝H2O，即1 mol H＋恰好与1 mol OH－中和生成水．
说明：酸与碱在发生中和反应时，是按有关化学方程式中酸与碱的化学计量数之比进行的．
(2)酸碱中和滴定的概念：用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法，叫做酸碱中和滴定．
(3)酸碱中和滴定原理：酸碱发生中和反应时的物质的量之比等于它们的化学计量数之比．即：
当参与中和滴定的酸碱为一元酸和一元碱时，由于，则：
c(A)·V(A)＝c(B)·V(B)
上式中的c(A)、V(A)、(A)分别表示酸的物质的量浓度、酸溶液的体积和发生中和反应时酸的化学计量数；c(B)、V(B)、(B)分别表示碱的物质的量浓度、碱溶液的体积和发生中和反应时碱的化学计量数．
(4)所需主要仪器：①滴定管(精确到0.1mL)．滴定管有酸式滴定管和碱式滴定管两种，其中，酸式滴定管带有玻璃活塞，碱式滴定管是橡皮管连接玻璃尖嘴．②锥形瓶(用于盛装待测液)．
(5)所需药品：指示剂(用来准确判断中和反应是否恰好进行完全)，标准液，待测液．
(6)主要操作步骤：润洗滴定管一调整滴定管内液面在“0”或“0”以下并读数→在锥形瓶中注入待测液和指示剂→滴定(重复2～3次)→计算．
⑺酸碱中和滴定误差分析：若用一元强酸滴定一元强碱，则：
因为c(A)、V(B)均为定值，所以c(B)的大小取决于V(A)的大小．在测定待测液的物质的量浓度时，若消耗标准液的体积过多，则结果偏高；若消耗标准液的体积过少，则结果偏低．
(8)应注意的问题：
①滴定管的零(“0”)刻度在上方，最大标称容量在下方．在滴定管下端还有一段空间没有刻度线，滴定时不能滴至刻度线以下．
②酸式滴定管不能盛放碱性溶液(碱性物质与玻璃活塞作用生成硅酸盐，导致活塞黏结而失灵)；碱式滴定管不能盛放酸性溶液、氯水、溴水及强氧化性物质的溶液[如KMnO4、K2CrO4、Ca(C1O)2等)，它们会腐蚀橡胶管．
③滴定管在使用之前应检查玻璃活塞转动是否灵活，挤压玻璃球是否灵活，有无漏液及阻塞情况．
④洗净的滴定管在注入溶液时，先用少许所盛的溶液润洗2～3次，以保证所盛溶液不被稀释．
⑤用蒸馏水洗净后的锥形瓶不能再用待测液润洗，也无需干燥．根据实验需要，在滴定过程中，可向锥形瓶中注入蒸馏水．
[混合液的酸碱性的确定方法]
(1)若酸、碱的量按有关化学计量数之比恰好反应，则反应后溶液的酸碱性由生成的盐的性质决定．
(2)若酸、碱混合反应后，有一种过量，则混合液的酸碱性由过量的酸或碱决定．

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