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高中化學知識點規律大全
——幾種重要的金屬
1．金屬的物理性質
(1)狀態：在常溫下，除汞(Hg)外，其余金屬都是固體．
(2)顏色：大多數金屬呈銀白色，而金、銅、鉍具有特殊顏色．金屬都是不透明的，整塊金屬具有金屬光澤，但當金屬處于粉末狀時，常顯不同顏色．
(3)密度：金屬的密度相差很大，常見金屬如鉀，鈉、鈣、鎂、鋁均為輕金屬(密度小于4.5 g·cm－3)，密度最大的金屬是鉑，高達21.45 g·cm－3．
(4)硬度：金屬的硬度差別很大，如鈉、鉀的硬度很小，可用小刀切割；最硬的金屬是鉻．
(5)熔點：金屬的熔點差別很大，如熔點最高的金屬為鎢，其熔點為3 410℃，而熔點最低的金屬為汞，其熔點為－38.9℃，比冰的熔點還低．
(6)大多數金屬都具有延展性，可以被抽成絲或壓成薄片．其中延展性最好的是金．
⑺金屬都是電和熱的良導體．其中銀和銅的傳熱、導電性能最好．
2．鎂和鋁
[鎂和鋁]
元 素
鎂(12Mg)
鋁(13Al)
在元素周期表中的位置
第二周期ⅡA族
第三周期ⅢA族
單質物理性質
顏色和狀態
銀白色固體
銀白色固體
硬 度
鎂(很軟)＜鋁(較硬)
密 度g·cm－3
鎂(1.738)＜鋁(2.70)
熔點／℃
鎂(645)＜鋁(660.4)
沸點／℃
沸點(1 090)＜鋁(2 467)
自然界存在形式
均以化合態形式存在
用 途
用于制造合金
用于制作導線、電纜；鋁箔用于食品、飲料的包裝；用于制造合金
[鎂與鋁元素的原子結構及單質化學性質的比較]
元 素
鎂(Mg)
鋁(A1)
原子結構
最外層電子數
2個(較少)
3個(較多)
原子半徑
r(Mg)＞r(A1)
失電子能力、還原性及金屬性
Mg＞A1
單
質
的
化
學
性
質
與O2的反應
常溫
Mg、Al均能與空氣中的O2反應，生成一層堅固而致密的氧化物保護膜．所以，金屬鎂和鋁都有抗腐蝕性能
點燃
2Mg + O2(空氣) 2MgO
4Al + 3O2(純) 2A12O3
與S、X2等非金屬的反應
Mg + SMgS
Mg + C12MgCl2
2Al + 3SA12S3
2Al + 3Cl22AlCl3
與酸的反應
非氧化性酸
例 Mg + 2H＋ ＝ Mg2＋ +H2↑
例 2A1 + 6H＋ ＝ 2A13＋ +3 H2↑
氧化性酸
例 4Mg + 10HNO3(極稀)＝4Mg(NO3)2 + N2O↑+ 5H2O
鋁在冷的濃HNO3、濃H2SO4中因發生鈍化而難溶
與堿的反應
不反應
2A1 + 2NaOH + 2H2O ＝ 2NaAlO2 + 3H2↑
與氧化物的反應
2Mg + CO2 2MgO + C
(金屬鎂能在CO2氣體中燃燒)
2A1 + Fe2O3 2Fe + A12O3
[鋁熱反應]
說明 鋁與比鋁不活潑的金屬氧化物(如CuO等)都可以發生鋁熱反應
[鋁的重要化合物]
氧化鋁(A12O3)
氫氧化鋁[A1(OH)3]
硫酸鋁鉀[KAl(SO4)2]
物理性質
白色固體，熔點高，難溶于水
不溶于水的白色膠狀固體；能凝聚水中的懸浮物，有吸附色素的性能
硫酸鋁鉀晶體[KAl(SO4)2·12H2O]俗稱明礬．明礬是無色晶體，易溶于水
所屬類別
兩性氧化物
兩性氫氧化物
復鹽(由兩種不同金屬離子和一種酸根離子組成)
電離方程式
在水中不能電離
A13＋+3OH－ A1(OH)3AlO2－+H＋+H2O
KAl(SO4)2＝K＋+A13＋+2SO42－
化學性質
既能與酸反應生成鋁鹽，又能與堿反應生成偏鋁酸鹽：Al2O3 + 6H＋＝2A13＋+ 3H2O ，Al2O3 + 2OH－＝2 AlO2－+ H2O
①既能溶于酸，又能溶于強堿中：A1(OH)3 + 3H＋＝A13＋+ 3H2O ，A1(OH)3 + OH－＝2AlO2－+ 2H2O
②受熱分解：
2A1(OH)3 Al2O3 + 3H2O
①同時兼有K＋、A13＋、SO42－三種離子的性質②水溶液因A1 3＋水解而顯酸性：
A13＋+3H2OA1(OH)3 + 3H＋
制 法
2A1(OH)3 Al2O3 + 3H2O
可溶性鋁鹽與氨水反應：A13＋+ 3NH3·H2O A1(OH)3↓ + 3NH4＋
用 途
①作冶煉鋁的原料②用于制耐火坩堝、耐火管、耐高溫儀器
制取氧化鋁
作凈水劑
[合金]
(1)合金的概念：由兩種或兩種以上的金屬(或金屬跟非金屬)熔合在一起而成的具有金屬特性的物質．
(2)合金的性質：①合金的硬度比它的各成分金屬的硬度大；②合金的熔點比它的各成分金屬的熔點低．
*[硬水及其軟化]
(1)基本概念．
①硬水和軟水：
硬水：含有較多的Ca2＋和Mg2＋的水．
軟水：不含或只含少量Ca2＋和Mg2＋的水．
②暫時硬度和永久硬度：
暫時硬度：由碳酸氫鈣或碳酸氫鎂所引起的水的硬度．
永久硬度：由鈣和鎂的硫酸鹽或氯化物等引起的水的硬度．
③暫時硬水和永久硬水：
暫時硬水：含有暫時硬度的水．
永久硬水：含有永久硬度的水．
(2)硬水的軟化方法：
①煮沸法．這種方法只適用于除去暫時硬度，有關反應的化學方程式為：
Ca(HCO3)2CaCO3↓+CO2↑+H2O
Mg(HCO3)2MgCO3↓+CO2↑+H2O
MgCO3 + H2OMg(OH)2↓+CO2↑
②離子交換法．這種方法可同時除去暫時硬度和永久硬度．
③藥劑軟化法．常用的藥劑法有石灰——純堿法和磷酸鈉法．
(3)天然水的硬度：天然水同時有暫時硬度和永久硬度，一般所說的硬度是指兩種硬度之和．
(4)硬水的危害：
①長期飲用硬度過高或過低的水，均不利于身體健康．
②用硬水洗滌衣物，浪費肥皂，也不易洗凈．
③鍋爐用水硬度過高，易形成鍋垢[注：鍋垢的主要成分為CaCO3和Mg(OH)2]，不僅浪費燃料，還會引起爆炸事故．
3．鐵和鐵的化合物
[鐵]
(1)鐵在地殼中的含量：鐵在地殼中的含量居第四位，僅次于氧、硅和鋁．
(2)鐵元素的原子結構：鐵的原子序數為26，位于元素周期表第四周期Ⅶ族，屬過渡元素．鐵原子的最外層電子數為2個，可失去2個或3個電子而顯+2價或+3價，但+3價的化合物較穩定．
(3)鐵的化學性質：
①與非金屬反應：
3Fe + 2O2Fe3O4
2Fe + 3C122FeCl3
說明 鐵絲在氯氣中燃燒時，生成棕黃色的煙，加水振蕩后，溶液顯黃色．
Fe + SFeS
說明 鐵跟氯氣、硫反應時，分別生成+2價和+3價的鐵，說明氧化性：氯氣＞硫．
②與水反應：
a．在常溫下，在水和空氣中的O2、CO2等的共同作用下，Fe易被腐蝕(鐵生銹)．
b．在高溫下，鐵能與水蒸氣反應生成H2：3Fe + 4H2O(g) Fe3O4 + 4H2
③與酸反應：
a．與非氧化性酸(如稀鹽酸、稀H2SO4等)的反應．例如： Fe + 2H＋ ＝ Fe2＋ + H2↑
b．鐵遇到冷的濃H2SO4、濃HNO3時，產生鈍化現象，因此金屬鐵難溶于冷的濃H2SO4或濃HNO3中．
④與比鐵的活動性弱的金屬的鹽溶液發生置換反應．例如： Fe + Cu2＋ ＝ Fe2＋ + Cu
歸納：鐵的化學性質及在反應后的生成物中顯+2價或+3價的規律如下；
[鐵的氧化物的比較]
鐵的氧化物
氧化亞鐵
氧化鐵
四氧化三鐵
俗 稱
鐵紅
磁性氧化鐵
化學式
FeO
Fe2O3
Fe3O4
鐵的價態
+2價
+3價
+2價和+3價
顏色、狀態
黑色粉末
紅棕色粉末
黑色晶體
水溶性
都不溶于水
化學性質
①在空氣中加熱時，被迅速氧化；6FeO + O2 2Fe3O4②與鹽酸等反應：FeO + 2H＋＝Fe2＋+ H2O
①與鹽酸等反應：Fe2O3 + 6H＋＝2Fe3＋+ 3H2O②在高溫時，被CO、C、A1等還原：Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2
兼有FeO和Fe2O3的性質，如Fe3O4 + 8H＋＝2Fe3＋+ Fe2＋+ 4H2O
[氫氧化亞鐵和氫氧化鐵的比較]
Fe(OH)2
Fe(OH)3
顏色、狀態
在水中為白色絮狀沉淀
在水中為紅褐色絮狀沉淀
水溶性
難溶于水
難溶于水
制 法
可溶性亞鐵鹽與強堿溶液或氨水反應：
注：制取時，為防止F e2＋被氧化，應將裝有NaOH溶液的滴管插入FeSO4溶液的液面下
可溶性鐵鹽與強堿溶液、氨水反應：
化學性質
①極易被氧化：
沉淀顏色變化：白色→灰綠色→紅褐色
②與非氧化性酸如鹽酸等中和：
①受熱分解；
固體顏色變化：紅褐色→紅棕色
②與酸發生中和反應：
[Fe3＋和Fe2＋的相互轉化]
例如：2Fe3＋ + Fe ＝ 3Fe2＋
應用：①除去亞鐵鹽(含Fe2＋)溶液中混有的Fe3＋；②亞鐵鹽很容易被空氣中的O2氧化成鐵鹽，為防止氧化，可向亞鐵鹽溶液中加入一定量的鐵屑．
例如：2Fe2＋+ Cl2＝2Fe3＋+ 2Cl－
應用：氯化鐵溶液中混有氯化亞鐵時，可向溶液中通入足量氯氣或滴加新制的氯水，除去Fe2＋離子．
Fe2＋ Fe3＋
[Fe2＋、Fe3＋的檢驗]
(1)Fe2＋的檢驗方法：
①含有Fe2＋的溶液呈淺綠色；
②向待檢液中滴加NaOH溶液或氨水，產生白色絮狀沉淀，露置在空氣中一段時間后，沉淀變為灰綠色，最后變為紅褐色，說明含Fe2＋．
③向待檢液中先滴加KSCN溶液，無變化，再滴加新制的氯水，溶液顯紅色，說明含Fe2＋．有關的離子方程式為：
2Fe2＋ + Cl2 ＝ 2Fe3＋ + 2Cl－ Fe3＋ + 3SCN－ ＝ Fe(SCN)3
(2)Fe3＋的檢驗方法：
①含有Fe3＋的溶液呈黃色；
②向待檢液中滴加NaOH溶液或氨水，產生紅褐色沉淀，說明含Fe3＋．
③向待檢液中滴加KSCN溶液，溶液呈血紅色，說明含Fe3＋．
進行鐵及其化合物的計算時應注意的事項：
(1)鐵元素有變價特點，要正確判斷產物；
(2)鐵及其化合物可能參加多個反應，要正確選擇反應物及反應的化學方程式；
(3)反應中生成的鐵化合物又可能與過量的鐵反應，因此要仔細分析鐵及其化合物在反應中是過量、適量，還是不足量；
(4)當根據化學方程式或離子方程式計算時，找出已知量與未知量的關系，列出方程式或方程式組；
(5)經常用到差量法、守恒法．
4．金屬的冶煉
[金屬的冶煉]
(1)從礦石中提取金屬的一般步驟有三步：①礦石的富集．除去雜質，提高礦石中有用成分的含量；②冶煉．利用氧化還原反應原理，在一定條件下，用還原劑將金屬礦石中的金屬離子還原成金屬單質；⑧精煉．采用一定的方法，提煉純金屬．
(2)冶煉金屬的實質：用還原的方法，使金屬化合物中的金屬離子得到電子變成金屬原子．
(3)金屬冶煉的一般方法：
①加熱法．適用于冶煉在金屬活動順序表中，位于氫之后的金屬(如Hg、Ag等)．例如：
2HgO2Hg + O2↑ HgS + O2Hg + SO2↑
2Ag2O4Ag + O2↑ 2AgNO32Ag + 2NO2↑+ O2↑
②熱還原法．適用于冶煉金屬活動順序表中Zn、Fe、Sn、Pb等中等活潑的金屬．常用的還原劑有C、CO、H2、Al等．例如：
Fe2O3 + 3CO2Fe + 3CO2(煉鐵) ZnO + CZn + CO↑(伴生CO2)
WO3 + 3H2W + 3H2O Cr2O3 + 2Al2Cr + A12O3(制高熔點的金屬)
⑧熔融電解法．適用于冶煉活動性強的金屬如K、Ca、Na、Mg、A1等活潑的金屬，通過電解其熔融鹽或氧化物的方法來制得．例如：
2A12O3 4Al + 3O2↑ 2NaCl 2Na + C12↑
④濕法冶金(又叫水法冶金)．利用在溶液中發生的化學反應(如置換、氧化還原、中和、水解等)，對原料中的金屬進行提取和分離的冶金過程．濕法冶金可用于提取Zn、U(鈾)及稀土金屬等．
[金屬的回收] 地球上的金屬礦產資源是有限的，而且是不能再生的．隨著人們的不斷開發利用，礦產資源將會日漸減少．金屬制品在使用過程中會被腐蝕或損壞，同時由于生產的發展，新的產品要不斷替代舊的產品，因而每年就有大量廢舊金屬產生．廢
舊金屬是一種固體廢棄物，會污染環境．要解決以上兩個問題，最好的方法是把廢舊金屬作為一種資源，加以回收利用．這樣做，既減少了垃圾量，防止污染環境，又緩解了資源短缺的矛盾．回收的廢舊金屬，大部分可以重新制成金屬或它們的化合物再用．
*[金屬陶瓷和超導材料]
(1)金屬陶瓷．金屬陶瓷是由陶瓷和粘結金屬組成的非均質的復合材料．陶瓷主要是Al2O3、ZrO2等耐高溫氧化物等，粘結金屬主要是Cr、Mo、W、Ti等高熔點金屬．將陶瓷和粘結金屬研磨，混合均勻，成型后在不活潑氣氛中燒結，就可制得金屬陶瓷．
金屬陶瓷兼有金屬和陶瓷的優點，其密度小，硬度大，耐磨，導熱性好，不會因為驟冷或驟熱而脆裂．另外，在金屬表面涂一層氣密性好、熔點高、傳熱性很差的陶瓷涂層，能夠防止金屬或合金在高溫下被氧化或腐蝕．
金屬陶瓷廣泛地應用于火箭、導彈、超音速飛機的外殼、燃燒室的火焰噴口等處．
(2)超導材料．當電流通過金屬(或合金)時，金屬會發熱，這是由于金屬內部存在電阻，它阻礙電流通過．用金屬導線輸送電流時，由于有電阻存在，會白白消耗大量電能．金屬材料的電阻通常隨溫度的降低而減小．
科學研究發現，當汞冷卻到低于4.2 K時，電阻突然消失，導電性幾乎是無限大的，當外加磁場接近固態汞隨之又撤去后，電磁感應產生的電流會在金屬汞內部長久地流動而不會衰減，這種現象稱為超導現象．具有超導性質的物質稱為超導體．超導體電阻突然消失的溫度稱為臨界溫度(Tc)．在臨界溫度以下時，超導體的電阻為0，也就是電流在超導體中通過時沒有任何損失．
超導材料大致分為純金屬、合金和化合物三類．具有最高臨界溫度的純金屬是鑭，Tc＝12.5 K．合金型目前主要有鈮—鈦合金，Tc＝9.5 K．化合物型主要有鈮三錫(Nb3Sn)，Tc＝18.3K；釩三鎵(V3Ga)，Tc＝16.5 K等．
超導材料可制成大功率發電機、磁流發電機、超導儲能器、超導電纜、超導磁懸浮列車等．用超導材料制成的裝置，具有體積小、使用性能高、成本低等優點．
5．原電池的原理及其應用
[原電池]
(1)原電池的概念：把化學能轉變為電能的裝置叫做原電池．
(2)構成原電池的條件：
①有相互連接或，接觸的兩個電極．在兩個電極中，其中一個電極的材料為較活潑的金屬；另一個電極的材料為較不活潑的金屬或金屬氧化物導體或石墨．
②兩個電極要同時與電解質溶液相接觸并形成回路．
③作負極的較活潑金屬能與電解質溶液發生氧化還原反應，而較不活潑的金屬不能與電解質溶液反應．
(3)原電池原理：
較活潑金屬：作負極電子流出發生氧化反應(電極本身失電子后而溶解)
較不活潑金屬、金屬氧化物或石墨：作正極電子流入發生還原反應(溶液中的陽離子得電子后析出)
電流方向：正極導線負極
(4)原電池原理的應用：制作各種電池，如干電池、蓄電池、充電電池、高能電池等．
[化學電源]
(1)實用電源一般應具有的特點：能產生穩定而具有較高電壓的電流；安全、耐用且便于攜帶；能夠適用于特殊用途；便于回收處理，不污染環境或對環境產生影響較小．
(2)幾種常見的電池和新型電池：
構 造
性 能
主要用途
干
電
池
鋅—錳干電池
插在電池中央的石墨作正極，頂端有一銅帽；在石墨棒的周圍填滿二氧化錳和炭黑的混合物，并用離子可以通過的長纖維作隔膜；隔膜外是調成糊狀的氯化銨，作為電解質溶液；最外面是由鋅筒制成的干電池外殼，作為負極；電池頂部用蠟和火漆封口
電量小，在放電過程中容易發生氣漲或漏液
手電筒中用作照明
堿性鋅—錳電池
電解液由原來的中性變為離子導電性更好的堿性，負極由鋅片改為鋅粉
反應面積成倍增長．容量和放電時間比普通鋅—錳電池增加幾倍
蓄
電
池
鉛蓄電池
用含銻5％～8％的鉛銻合金鑄成格板，在格板上分別填充PbO2和Pb作正極和負極，二者交替排列而成．在電極之間充有密度為1.25 g·cm－3 ～1.28 g·cm－3的H2SO4溶液
電壓穩定，使用方便，安全、可靠，可循環使用
用于汽車、摩托車等的動力
鎳—鎘可充電電池
用鎘(Cd)為電池的負極，NiO(OH)為電池正極，堿性溶液為電解液
廣泛用于電話機、收錄機等
銀—鋅蓄電池
用鋅為負極，氧化銀(Ag2O)為正極
體積小、質量輕
用于人造地球衛星，宇宙火箭、空間電視轉播站等
新型燃料電池
氫氧燃料電池
氫氣、氧氣、甲烷、煤氣、空氣、氯氣等均可作為燃料電池的原料
能量轉化率高、可持續使用；燃燒產物為水，不污染環境
鋁—空氣燃料電池
用鋁為電池負極，以氯化鈉等鹽溶液為電解液，靠空氣中的氧氣使鋁不斷氧化而產生電流
體積小，能量大，使用方便，耗能少
代替汽油作為汽車的動力，用于收音機、照明電源、野營炊具、野外作業工具等
鋰電池
用密度最小的金屬鋰作電池的負極
質量輕、工作效率高、貯存壽命長
用于電腦、照相機、手表、心臟起搏器，以及作為火箭、導彈等的動力
[金屬的電化學腐蝕]
(1)金屬腐蝕的概念：金屬腐蝕是指金屬或合金與周圍接觸到的氣體或液體進行化學反應而腐蝕損耗的過程．
(2)金屬腐蝕的本質：金屬原子失去電子變成陽離子的過程．也就是說，金屬在腐蝕過程中，發生了氧化還原反應．
(3)兩種金屬腐蝕的比較：
化學腐蝕
電化學腐蝕
產生原因
金屬跟接觸到的物質(如O2、Cl2、SO2等)直接發生化學反應
不純金屬或合金與電解質溶液接觸
特 點
無電流產生．為原子之間的氧化還原反應
形成無數微小的原電池，有微弱電流產生．為原子與離子之間的氧化還原反應
結 果
金屬失去電子被氧化而腐蝕
較活潑金屬失去電子被氧化而腐蝕
舉 例
鐵跟氯氣直接反應而腐蝕；鋼管被原油中的含硫化合物腐蝕
鋼鐵的電化學腐蝕：
負極(Fe)：2Fe－4e－＝2Fe2＋
正極(C)：2H2O + O2 + 4e－＝4OH－．
說 明
在化學腐蝕和電化學腐蝕中，電化學腐蝕是造成鋼鐵腐蝕的主要原因
(4)金屬的防護方法：
①選用不同的金屬或非金屬制成合金(如不銹鋼)．
②采用噴漆、涂油脂、電鍍、噴鍍或表面鈍化等方法使金屬與介質隔離．
③電化學保護法．
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——烴
1．烴的分類
2．基本概念
[有機物] 含碳元素的化合物稱為有機化合物，簡稱有機物．
說明 有機物一定是含有碳元素的化合物(此外，還含有H、O、N、S、P等)，但含有碳元素的化合物卻不一定是有機物，如CO、CO2、H2CO3、碳酸鹽、CaC2等少數物質，它們的組成和性質跟無機物很相近，一般把它們作為無機物．
有機物種類繁多的原因是碳原子最外層有4個電子，不僅可與其他原子形成四個共價鍵，而且碳原子與碳原子之間也能以共價鍵(碳碳單鍵、碳碳雙鍵、碳碳叁鍵)形成含碳原子數不同、分子結構不同的碳鏈或環狀化合物．
[烴] 又稱為碳氫化合物，指僅由碳和氫兩種元素組成的一大類化合物．根據結構的不同，烴可分為烷烴、烯烴、炔烴、芳香烴等．
[結構式] 用一根短線代表一對共用電子對，并將分子中各原子用短線連接起來，以表示分子中各原子的連接次序和方式的式子．如甲烷的結構式為：
乙烯的結構式為：
H－C－H H H H－C＝C－H
[結構簡式] 將有機物分子的結構式中的“C—C”鍵和“C—H”鍵省略不寫所得的一種簡式．如丙烷的結構簡式為CH3CH2CH3，乙烯的結構簡式
為CH2＝CH2，苯的結構簡式為 等．
[烷烴] 又稱為飽和鏈烴．指分子中碳原子與碳原子之間都以C—C單鍵(即1個共用電子對)結合成鏈狀，且碳原子剩余的價鍵全部跟氫原子相結合的一類烴．“烷”即飽和的意思．CH4、CH3CH3、CH3CH2CH3……等都屬于烷烴．烷烴中最簡單的是甲烷．
[同系物] 結構相似，在分子組成上相差一個或若干個CH2原子團的有機物，互稱同系物．
說明 判斷有機物互為同系物的兩個要點；①必須結構相似，即必須是同一類物質．例如，碳原子數不同的所有的烷烴(或單烯烴、炔烴、苯的同系物)均互為同系物．由于同系物必須是同一類物質，則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機物不一定是同系物．由于同系物的結構相似，因此它們的化學性質也相似．②在分子組成上相差一個或若干個CH2原子團．由于同系物在分子組成上相差CH2原子團的倍數，因此同系物的分子式不同．
由同系物構成的一系列物質叫做同系列(類似數學上的數列)，烷烴、烯烴、炔烴、苯的同系物等各自為一個同系列．在同系列中，分子式呈一定規律變化，可以用一個通式表示．
[取代反應] 有機物分子里的原子或原子團被其他原子或原子團所代替的反應，叫做取代反應．根據有機物分子里的原子或原子團被不同的原子或原子團[如－X(鹵原子)、－NO2(硝基)，－SO3H(磺酸基)，等等]所代替，取代反應又分為鹵代反應、硝化反應、磺化反應，等等．
①鹵代反應．如：
CH4 + C12 → CH3C1 + HCl(反應連續進行，可進一步生成CH2C12、CHCl3、CCl4)
(一NO2叫硝基)
②硝化反應．如：
③磺化反應．如：(一SO3H叫磺酸基)
[同分異構現象與同分異構體]
化合物具有相同的分子式，但具有不同的結構式的現象，叫做同分異構現象．具有同分異構現象的化合物互為同分異構體．
說明 同分異構體的特點：①分子式相同，相對分子質量相同，分子式的通式相同．但相對分子質量相同的化合物不一定是同分異構體，因為相對分子質量相同時分子式不一定相同．同分異構體的最簡式相同，但最簡式相同的化合物不一定是同分異構體，因為最簡式相同時分子式不一定相同．②結構不同，即分子中原子的連接方式不同．同分異構體可以是同一類物質，也可以是不同類物質．當為同一類物質時，化學性質相似，而物理性質不同；當為不同類物質時，化學性質不同，物理性質也不同．
[烴基] 烴分子失去一個或幾個氫原子后剩余的部分．烴基的通式用“R－”表示．例如：－CH3(甲基)、－CH2CH3(乙基)、－CH＝CH2(乙烯基)、－C6H5或f 今胃(苯基)等．烷基是烷烴分子失去一個氫原子后剩余的原子團，其通式為－CnH2n+1．烴基是含有未成對電子的原子團，例如，
－CH3的電子式為
1 mol－CH3中含有9 mol電子．
[不飽和烴] 分子里含有碳碳雙鍵(C＝C)或碳碳叁鍵(C≡C)的烴，雙鍵碳原子或叁鍵碳原子所結合的氫原子數少于烷烴分子中的氫原子數，還可再結合其他的原子或原子團．不飽和烴包括烯烴、炔烴等．
[加成反應] 有機物分子里的雙鍵或叁鍵兩端的碳原子與其他原子或原子團直接結合生成新的化合物的反應，叫做加成反應．
說明 加成反應是具有不飽和鍵的物質的特征反應．不飽和鍵上的兩個碳原子稱為不飽和碳原子，加成反應總是發生在兩個不飽和碳原子上．加成反應能使有機分子中的不飽和碳原子變成飽和碳原子．烯烴、炔烴、苯及其同系物均可發生加成反應，例如：
(1，2－二溴乙烷)
(1，2－二溴乙烯)
(1，1，2，2－四溴乙烷)
[聚合反應] 聚合反應又叫做加聚反應．是由相對分子質量小的化合物分子(即單體)互相結合成相對分子質量大的高分子(即高分子化合物)的反應．
說明 加聚反應是合成高分子化合物的重要反應之一．能發生加聚反應的物質一定要有不飽和鍵．加聚反應的原理是不飽和鍵打開后相互連接成很長的鏈．例如：
(聚乙烯)
(聚氯乙烯)
[烯烴] 分子中含有碳碳雙鍵(C＝C鍵)的一類不飽和烴．根據烴分子中所含碳碳雙鍵數的不同，烯烴又可分為單烯烴(含一個C＝C鍵)、二烯烴(含兩個C＝C鍵)等．烯烴中最簡單的是乙烯．
[炔烴] 分子中含有碳碳叁鍵(C≡C鍵)的一類不飽和烴．炔烴中最簡單的是乙炔．
[芳香烴] 分子中含有一個或多個苯環的碳氫化合物，叫做芳香烴，簡稱芳烴．苯是最簡單、最基本的芳烴．
[石油的分餾] 是指用蒸發和冷凝的方法把石油分成不同沸點范圍的蒸餾產物的過程．
說明 ①石油的分餾是物理變化；②石油的分餾分為常壓分餾和減壓分餾兩種．常壓分餾是指在常壓(1.0l×l05Pa)時進行的分餾，主要原料是原油，主要產品有溶劑油、汽油、煤油、柴油和重油．減壓分餾是利用“壓強越小，物質的沸點越低”的原理，使重油在低于常壓下的沸點就可以沸騰，而對其進一步進行分餾．
[石油的裂化和裂解] 裂化是在一定條件下，將相對分子質量較大、沸點較高的烴斷裂為相對分子質量較小、沸點較低的烴的過程．在催化劑作用下的裂化，又叫做催化裂化．例如：
C16H34 C8H18 + C8H16
裂解是采用比裂化更高的溫度，使石油分餾產品中的長鏈烴斷裂成乙烯、丙烯等短鏈烴的加工過程．裂解是一種深度裂化，裂解氣的主要產品是乙烯．
[煤的干餾] 又叫做煤的焦化．是將煤隔絕空氣加強熱使其分解的過程．
說明 ①煤的干餾是化學變化；
②煤干餾的主要產品有焦炭、煤焦油、焦爐氣(主要成分為氫氣、甲烷等)、粗氨水和粗苯．
[煤的氣化和液化]
(1)煤的氣化．
①概念：把煤中的有機物轉化為可燃性氣體的過程．
②主要化學反應： C(s) + O2(g) CO2(g)
⑧煤氣的成分、熱值和用途比較：
煤氣種類
低熱值氣
中熱值氣
高熱值氣(合成天然氣)
生成條件
碳在空氣中燃燒
碳在氧氣中燃燒
CO + 3H2 C H4 + H2O
成 分
CO、H2、相當量的N2
CO、H2、少量CH4
主要是CH4
特點和用途
熱值較低．用作冶金、機械工業的燃料氣
熱值較高，可短距離輸送．可用作居民使用的煤氣，也可用作合成氨、甲醇的原料等
熱值很高，可遠距離輸送
(2)煤的液化．
①概念：把煤轉化成液體燃料的過程．
②煤的液化的途徑：
a．直接液化：把煤與適當的溶劑混合后，在高溫、高壓下(有時還使用催化劑)，使煤與氫氣作用生成液體燃料．
b．間接液化：如圖3—11—1所示．
3．烷烴、烯烴的命名
[烷烴的命名]
①習慣命名法．當烷烴分子中所含碳原子數不多時，可用習慣命名法．其命名步驟要點如下：a．數出烷烴分子中碳原子的總數．碳原子總數在10以內的，從1～10依次用甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、壬、癸來表示．b．當烷烴分子中無支鏈時，用“正”表示，如：CH3CH2CH2CH3叫正丁烷；當烷烴分子中含“CHa--CH--”結構時，用
②系統命名法．
步驟：a．選主鏈．選擇支鏈最多且含碳原子數最多的碳鏈作主鏈，并稱“某烷”；b．定起點．選擇離最簡單的支鏈(即含碳原子數最少)最近的一端作為主鏈的起點，并使取代基的編號數之和最小；c．取代基，寫在前，注位置，短線連；d．相同取代基要合并．不同取代基，不論其位次大小如何，簡單在前，復雜在后．
[烯烴的命名] 在給烯烴命名時，要始終注意到C＝C鍵所在的位置：①選擇含有C＝C在內的最長碳鏈作主鏈(注：此時主鏈上含碳原子數不一定最多)；②從離C＝C鍵最近的一端開始給主鏈碳原子編號；⑧在“某烯”字樣前用較小的阿拉伯數字“1、2…”給烯烴編號．其余與烷烴的命名方法相同．例如：
CH3--CHz--'<3--<3H2--K3H3
，l
CHc
其名稱為2—乙基—l—丁烯．
4．同分異構體的有關知識
[同分異構體的熔點、沸點高低的規律]
①當為脂肪烴的同分異構體時，支鏈越多(少)，沸點越低(高)；②當為含兩個側鏈的苯的同系物時，側鏈相隔越遠(近)，沸點越高(低)．
[同分異構體的種類]
①有機物類別異構，？？？如烷烴與烯烴為兩類不同的有機物；②碳鏈異構(苯環上有鄰、間、對位三種異構)；③官能團位置異構(在“烴的衍生物”中將學習到)．
[同分異構體的書寫規律]
①同分異構體的書寫規律：要準確、完全地寫出同分異構體，一般按以下順序規律進行書寫：類別異構 + 碳鏈異構一位置異構．
②碳鏈異構(烷烴的同分異構體)的書寫技巧：a．先寫出不含支鏈的最長碳鏈；b．然后寫出少1個碳原子的主鏈，將余下的1個碳原子作支鏈加在主鏈上，并依次變動支鏈位置；c．再寫出少2個碳原子的主鏈，將余下的2個碳原子作為一個乙基或兩個甲基加在主鏈上，并依次變動其位置(注意不要重復)；d．以此類推，最后分別在每個碳原子上加上氫原子，使每個碳原子有4個共價鍵．
說明 a．從上所述可歸納為：從頭摘、掛中間，往端移、不到邊，先甲基、后乙基，先集中、后分散，變換位、不能同．b．在書寫烯烴或炔烴的同分異構體時，只要在碳鏈異構的基礎上依次變動碳碳雙鍵或碳碳叁鍵位置即可．
[烴的同分異構體種數的確定方法]
①等效氫法．烴分子中同一種類的氫原子稱為等效氫原子．有機分子中有幾種不等效氫原子，其氫原子被一種原子或原子團取代后的一取代物就有幾種同分異構體．
等效氫原子的一般判斷原則：a．位于同一碳原子上的H原子為等效H原子．如CH4中的4個H原子為等效H原子．b．位于同一C原子上的甲基上的H原子為等效H原子．如新戊烷(CH3)4C上的12個H原子為等效H原子．c．同一分子中處于對稱位置或鏡面對稱位置上的H原子為等效H原子．對于含苯環結構的分子中等效H原子的種數的判斷，應首先考慮苯環所在平面上是否有對稱軸，若沒有，則還應考慮是否有垂直于苯環平面的對稱軸存在，然后根據對稱軸來確定等效H原子的種數．
②換元法．換元法是要找出隱含在題目中的等量關系，并將所求對象進行恰當地轉換．例如，已知正丁烷的二氯代物有6種同分異構體，則其八氯代物的同分異構體有多少種?正丁烷C4H10。的二氯代物的分子式為C4H8Cl2，八氯代物的分子式為C4H2Cl8，變換為C4Cl8H2，很顯然，兩者的同分異構體數是相同的，均為6種．
[同分異構體與同位素、同素異形體、同系物的比較]
同位素
同素異形體
同系物
同分異構體
適用對象
原子
單質
有機物
有機物
判斷依據
①原子之間②質子數相同，中子數不同
①單質之間②屬于同一種元素
①結構相似的同一類物質②符合同一通式③相對分子質量不同(相差14n)
①分子式相同②結構不同③不一定是同類物質
性 質
化學性質相同；物理性質有差異
化學性質相同；物理性質不同
化學性質相似；物理性質不同(熔點、沸點、密度呈規律性變化)
化學性質可能相似，也可能不同；物理性質不同
實 例
H、T、D
紅磷與白磷；金剛石與石墨
甲烷與乙烷；乙烯與丙烯
戊烷有正、異、新戊烷三種
5．甲烷、乙烯、乙炔及苯的比較
烴的種類
甲 烷
乙 烯
乙 炔
苯
分子式
CH4
C2H4
C2H2
C6H6
結構簡式
CH2＝CH2
CH≡CH
分子結構特點
正四面體，鍵角為109°28′，由極性鍵形成的非極性分子．與C原子共平面的H原子最多只有2個
平面結構，鍵角為120°，分子中所有的原子均處于同一平面內．分子中含C—H極性鍵和C—C非極性鍵．是非極性分子
直線形，鍵角為180°，分子中所有的原子均處于同一直線上(也必處于同一平面內)．分子中含C—H極性鍵和C—C非極性鍵
平面正六邊形，鍵角為120°，分子中6個碳原于完全相同(6個碳鍵的鍵長、鍵能、鍵角相同)．12個原子均處于同一平面上
物理性質
無色、無味的氣體，極難溶于水，密度比空氣小
無色、稍有氣味的氣體，難溶于水，密度比空氣略小
純乙炔是五色、無味的氣體，密度比空氣小，微溶于水
無色、有特殊氣味的液體，有毒，不溶于水，密度比水小，熔點、沸點低．用冰冷卻苯，苯凝結為無色晶體
含碳的質
量分數％
75
85.7
92
92
燃燒現象
火焰不明亮
火焰較明亮，帶黑煙
火焰明亮，帶濃煙
火焰明亮，帶濃煙
化學性質
①性質穩定，不能與強酸、強堿、酸性KMnO4溶液反應；②與純X2發生一系列取代反應，生成CH3X、 CH2X2、CHX3、CX4的混合物；③熱分解：9u 高溫 —(隔絕空氣)—C+2H2(注：X為鹵素)
化學性質活潑①加成反應：與X2、HX、H2、H2O等加成，能使溴水褪色②氧化反應：能使酸性KMnO4溶液褪色③加聚反應：
nCH2＝CH2催化劑
化學性質活潑①加成反應：與X2、HX、H2、H2O等加成，能使溴水褪色．如：
②氧化反應：能使酸性KMnO4溶液褪色
兼有烷烴和烯烴的性質：①取代反應．與X2發生鹵代反應，與濃HNO3發生硝化反 應， 與 濃H2SO4發生磺化反應；②加成反應．例如在催化劑Ni和加熱的條件下，苯與H2加成得到環己烷：③苯不能使酸性KMnO4溶液褪色
工業制法
煤的干餾
石油裂解
煤的干餾
主要用途
氣體燃料，制炭黑、氯仿等
合成酒精，制聚乙烯等
氧炔焰，制氯乙烯等
合成纖維、橡膠、染料等
6．烷烴、烯烴、炔烴及苯的同系物的比較
烴的類別
烷 烴
烯 烴
炔 烴
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)
分子結構特點
分子中C原子間均以C－C單鍵連接成鏈狀；碳鏈為鋸齒形；C－C鍵可旋轉
分子中含C＝C鍵，其中的一個鍵鍵能較低，易斷裂；C＝C鍵不能旋轉
分子中含C≡C鍵，其中有兩個鍵鍵能較低，易斷裂，C≡C鍵不能旋轉
分子中只含一個苯環，苯環的側鏈是 烷基(CnH2n－)，苯環與側鏈相互影響
主要化學反應
①取代反應
②裂化反應
①加成反應
②加聚反應
③氧化反應
①加成反應
②氧化反應
①取代反應
②加成反應
③氧化反應
碳碳鍵的鍵長比較
C－C＞苯環中的碳碳鍵＞C＝C＞C≡C
物理性質的規律
①常溫時，烴分子中碳原子數≤4個時為氣體；②烴不溶于水，氣態或液態烴的密度比水小(浮在水面上)，③各類烴中，隨分子中碳原子數增多，熔點、沸點升高，密度增大
7．烴的基本實驗
[甲烷與氯氣的取代反應]
①反應原理：
(一氯甲烷)
(二氯甲烷)
(氯仿)
(四氯化碳)
②實驗現象及解釋：
a．量筒內壁中出現油狀液體(生成的CH2Cl2、CHCl3、CCl4為不溶于水的液體)；
b．量筒內水面上升(反應后氣體總體積減小且生成的HCl氣體易溶于水)；
c．水槽中有晶體析出(生成的HCl氣體溶于水后使NaCl溶液過飽和)．
③應注意點：a．不要將混合氣體放在日光直射的地方，以免引起爆炸；b．反應產物是兩種氣體(HCl、CH3Cl)和三種液體(CH2Cl2、CHCl3、CCl4)的混合物．
[乙烯的實驗室制法]
①反應原理：
CH3CH2OH CH＝CH2++H2O
②所需主要儀器和用品：酒精燈，圓底燒瓶，溫度計，雙孔橡膠塞，碎瓷片．
③發生裝置：液+液二 氣體型裝置．與制C12、HCl氣體的發生裝置相似，只需將制C12、HCl氣體裝置中的分液漏斗改為溫度計即可．
④收集方法：排水法(不能用排空氣法，因為乙烯與空氣的密度很接近)．
⑤反應液中無水酒精與濃H2SO4的體積比為1∶3．應首先向燒瓶中加入酒精，再慢慢地注入濃H2SO4(類似于濃H2SO4加水稀釋)。使用過量濃H2SO4，可提高乙烯的產率，增加乙烯的產量．
⑥濃H2SO4的作用：催化劑和脫水劑．
⑦溫度計水銀球放置位置：必須插入反應液中(以準確測定反應液的溫度)．
⑧發生的副反應：
2CH3CH2OH C2H5OC2H5 + H2O
（乙醚）
因此，在實驗室加熱制乙烯時，應迅速使溫度上升到170℃，以減少乙醚的生成，提高乙烯的產量。
C2H5OH + 4H2SO4(濃)＝ 4SO2↑+ CO2↑+ C↓+ 7H2O
在加熱過程中，反應液的顏色由無色變為棕色，甚至變為黑褐色．這是因為濃H2SO4具有強氧化性，將部分乙醇氧化為炭．由于有上述兩個副反應發生，所以在制得的乙烯中會混有CO2、SO2等雜質氣體，其中SO2也能使酸性KMnO4溶液或溴水褪色，因此，在做乙烯的性質實驗之前，應首先將氣體通過堿石灰或堿液以除去SO2．
⑨在圓底燒瓶中加入碎瓷片的目的：防止液體受熱時產生暴沸．
[乙炔的實驗室制法]
①反應原理：CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2↓ + CH≡CH↑
②裝置：固 + 液 → 氣體型裝置，與制H2、CO2等氣體的發生裝置相同．用排水集氣法收集乙炔．
③所需主要儀器；分液漏斗，平底燒瓶(或大試管、廣口瓶、錐形瓶等)，雙孔橡膠塞．
④不能用啟普發生器的原因：a．碳化鈣與水的反應較劇烈，使用啟普發生器難于控制反應速率；b．反應過程中放出大量熱，易使啟普發生器炸裂；c．反應生成的Ca(OH)2為漿狀物，易堵塞導管．
⑤注意事項：a．為減緩反應速率，得到平穩的乙炔氣流，可用飽和NaCl溶液代替水，用塊狀電石而不用粉末狀的電石．b．為防止反應產生的泡沫堵塞導管，應在導氣管口附近塞上少量棉花．c．電石中混有CaS、Ca3P2等雜質，它們也跟水反應生成H2S、
PH3等氣體，因此，用電石制得的乙炔(俗稱電石氣)有特殊臭味．把混有上述混合氣體的乙炔氣通過盛有CuSO4溶液的洗氣瓶，可除去H2S、PH3等雜質氣體．
[石油的分餾]
①原理：根據石油中所含各種烴的沸點不同，通過加熱和冷凝的方法，將石油分為不同沸點范圍的蒸餾產物．
②使用的玻璃儀器：酒精燈，蒸餾燒瓶(其中有防止石油暴沸的碎瓷片)，溫度計，冷凝管，尾接管，錐形瓶．
③溫度計水銀球位置：蒸餾燒瓶支管口(用以測定蒸氣的溫度)．
④冷凝管中水流方向：由下往上(原因：水能充滿冷凝管，水流與蒸氣流發生對流，起到充分冷凝的效果)．
⑤注意點：a．加熱前應先檢查裝置的氣密性．b．石油的分餾是物理變化．c．石油的餾出物叫餾分，餾分仍然是含有多種烴的混合物．
8．有關烴的計算類型
[烴的分子式的確定方法]
①先求烴的最簡式和相對分子質量，再依；(最簡式的相對分子質量)n＝相對分子質量，求得分子式．
說明 a．已知C、H元素的質量比(或C、H元素的質量分數，或燃燒產物的量)，均可求出該烴的最簡式．
b．求有機物相對分子質量的常見公式：
▲有機物的摩爾質量＝m／n
或
▲氣態有機物的相對分子質量＝標準狀況下該氣體密度×22.4
有機物混合氣體的平均相對分子質量＝W總／n總
……
▲通過相對密度求算：M未知＝D·M已知，即ρA/ρB＝MA／MB．
注：①也可先求出相對分子質量，再根據各元素的質量分數和相對分子質量直接求得分子式．
②依各類烴的通式和相對分子質量(或分子中所含電子的總數)求算．
③商余法：烴的相對分子質量／12 → 商為C原子數，余數為H原子數．
注意 一個C原子的質量等于12個H原子的質量．
例 某烴的相對分子質量為128，則該烴的分子式為或．
④平均值法：平均值法適用于混合烴的有關計算，它是根據各組分的某種平均值來推斷烴分子式的解題方法．平均值法特別適用于缺少數據而不能直接求解的計算．平均值法有：平均摩爾質量法、平均碳原子法、平均氫原子法和平均分子式法等．
[烴的燃燒計算]
①烴燃燒的通式．
a．完全燃燒時(O2充足)： + (+/4)O2 →CO2 + / 2H2O
b．不完全燃燒時(O2不充足)：
+ ()O2 →CO2 + ()CO + / 2H2O
②不同烴完全燃燒時耗O2量的比較．
a．物質的量相同時：()的值愈大，耗O2量愈多．
b，質量相同時：
▲將CxHy變換為則值越大(小)，耗O2量越多(少)；值相同，耗O2量相同．
▲最簡式相同，耗O2量相同．最簡式相同的有：(CH)n——C2H2與C6H6等；(CH2)n——烯烴與環烷烴．
c．最簡式相同的烴，不論以何種比例混合，只要混合物的總質量一定，則耗O2量一定．
③烴完全燃燒時，烴分子中H原子數與反應前后氣體的物質的量(或壓強或體積)的關系．
a．t≥100℃時(水為氣體)：
(g) + (+/4)O2 →CO2(g) + / 2H2O(g)
(+/4) / 2
∵V前＝1++/4 V后＝+/ 2　　　∴V前－V后＝1－/4
當V前＝V后時，＝4；
當V前＞V后時，＜4；
當V前＜V后時，＞4；
由此可見，烴完全燃燒前后氣體體積的變化只與烴分子中的H原子數有關，而與C原子數無關(因此，在計算烴完全燃燒時，要驗算耗O2量)．
規律：
▲若燃燒前后氣體的體積不變，
則＝4．具體的烴有CH4、C2H4、C3H4及其混合物．
▲若燃燒后氣體的體積減小，則＜4．只有C2H2符合這一情況．
▲若燃燒后氣體的體積增大，則＞4．用體積增量法來求算具體是哪一種烴．
b．t＜100℃時(水為液體)：
反應后氣體的體積較反應前恒減小，用體積減量法確定具體的：
(g) + (+/4)O2 →CO2(g) + / 2H2O(aq) 氣體體積減少
(+/4) 1+/4
高中化學知識點規律大全
——烴的衍生物
1．烴的衍生物
[烴的衍生物的比較]
類別
官能團
分子結構特點
分 類
主要化學性質
鹵
代
烴
鹵原子(－X)
碳－鹵鍵(C－X)有極性，易斷裂
①氟烴、氯烴、溴烴；②一鹵烴和多鹵烴；③飽和鹵烴、不炮和鹵烴和芳香鹵烴
①取代反應(水解反應)：
R－X+H2O
R－OH + HX
②消去反應：
R－CH2－CH2X + NaOH
RCH＝H2 + NaX + H2O
醇
均為羥基
(－OH)
－OH在非苯環碳原子上
①脂肪醇(包括飽和醇、不飽和醇)；②脂環醇(如環己醇)③芳香醇(如苯甲醇)，④一元醇與多元醇(如乙二醇、丙三醇)
①取代反應：
a．與Na等活潑金屬反應；b．與HX反應，c．分子間脫水；d．酯化反應
②氧化反應：
2R－CH2OH + O2
2R－CHO+2H2O
③消去反應，
CH3CH2OH
CH2＝H2↑+ H2O
酚
－OH直接連在苯環碳原上．酚類中均含苯的結構
一元酚、二元酚、三元酚等
①易被空氣氧化而變質；②具有弱酸性③取代反應
④顯色反應
醛
醛基
(－CHO)
分子中含有醛基的有機物
①脂肪醛(飽和醛和不飽和醛)；②芳香醛；③一元醛與多元醛
①加成反應(與H2加成又叫做還原反應)：R－CHO+H2R－CH2OH
②氧化反應：a．銀鏡反應；b．紅色沉淀反應：c．在一定條件下，被空氣氧化
羧酸
羧基
(－COOH)
分子中含有羧基的有機物
①脂肪酸與芳香酸；②一元酸與多元酸；③飽和羧酸與不飽和羧酸；④低級脂肪酸與高級脂肪酸
①具有酸的通性；②酯化反應
羧
酸
酯
酯基
(R為烴基或H
原子，R′只能為烴基)
①飽和一元酯：
CnH2n+lCOOCmH2m+1
②高級脂肪酸甘油酯③聚酯④環酯
水解反應：
RCOOR′+ H2O
RCOOH + R'OH
RCOOR′+ NaOH
RCOONa + R'OH
(酯在堿性條件下水解較完全)
2．有機反應的主要類型
反應類型
定 義
舉例(反應的化學方程式)
消去反應
有機物在一定條件下，從一個分子中脫去一個小分子(如H2O、HBr等)而生成不飽和(含雙鍵或叁鍵)化合物的反應
C2H5OHCH2＝H2↑+ H2O
苯酚的顯色反應
苯酚與含Fe3＋的溶液作用，使溶液呈現紫色的反應
還原反應
有機物分子得到氫原子或失去氧原子的反應
CH≡CH + H2CH2＝H2
CH2＝H2 + H2CH3CH3
R—CHO + H2R－CH2OH
氧化反應
燃燒或被空氣中的O2氧化
有機物分子得到氧原子或失去氫原子的反應
2CH3CH2OH + O2 2CH3CHO + 2H2O
2CH3CHO + O2 2CH3COOH
銀鏡反應
CH3CHO + 2Ag(NH3)2OH
CH3COONH4+2Ag↓+ 3NH3↑+ H2O
紅色沉淀反應
CH3CHO + 2Cu(OH)2 CH3COOH + Cu2O↓+ 2H2O
取代反應
鹵代烴的
水解反應
在NaOH水溶液的條件下，鹵代烴與水作用，生成醇和鹵化氫的反應
R－CH2X + H2ORCH2OH + HX
酯化反應
酸(無機含氧酸或羧酸)與醇作用，生成酯和水的反應
RCOOH + R'CH2OH
RCOOCH2R′+ H2O
酯的水解反應
在酸或堿存在的條件下，酯與水作用生成醇與酸的反應
RCOOR′+ H2ORCOOH + R'OH
RCOOR′+ NaOH → RCOONa + R'OH
3．有機物的分離和提純方法
(1)有機物的分離與提純的原則：分離是把混合物各組分經過化學變化而設法分開，得到混合前的物質．提純是除去物質中混有的少量雜質．
①加入試劑時，不容易引入新的雜質；
②所用試劑最好只與雜質起反應，而不與所需提純的物質起反應；
③反應后的其他生成物必須和所需提純的物質易分離；
④有機物的分離與提純不能用合成轉化的方法．
(2)常見有機物的分離、提純方法：
①洗氣法．將氣體混合物中的雜質氣體用溶液吸收除去．例如，除去氣態烷烴中混有的氣態烯烴(或炔烴)，可將混合氣體通過盛有溴水的洗氣瓶．
②分液法．根據有機物在水中的溶解性、酸堿性等性質上的差異，把兩種相互混溶的有機物中的一種轉變為可溶于水的物質，另一種仍不溶于水，從而達到分離與提純的目的．a．若雜質易溶于水而被提純物不溶于水，則直接加入水后用力振蕩，使雜質轉入水層中，用分液漏斗分離．b．若雜質與被提純物都不溶于水，則先使雜質與某種試劑反應，使其轉化為易溶于水的物質后再分離．
③蒸餾(分餾)法．
a．對沸點差別大的有機物，可直接進行蒸餾提純與分離；
b．混合物中各組分的沸點相差不大時，則加入某種物質，使其中一種組分轉化為高沸點、難揮發性物質后再進行蒸餾．例如，分離乙醇與乙酸的混合液時，先向其中加入固體NaOH，使乙酸轉化生成高沸點的CH3COONa，蒸餾出乙醇后，再加入濃H2SO4，使CH3COONa轉化為CH3COOH，再經蒸餾得到乙酸．
4．有機物的燃燒規律
[烴的含氧衍生物燃燒的通式]
①完全燃燒時(O2充足)：
+ (+/4)O2 →CO2 + / 2H2O
②不完全燃燒時(O2不充足)：
+ ()O2 →CO2 + ()CO + / 2H2O
[不同有機物完全燃燒時耗O2量的比較]
(1)物質的量相同時，等物質的量的烴(通式為)、烴的衍生物(通式為)完全燃燒時，耗O2量的比較．
方法一：直接根據“1 mol烴消耗(+/4) mol O2，1 mol烴的衍生物消耗() mol O2”相比較．
方法二(較簡便)：根據“1個C耗1個O2，2個H耗1個O”的原理，先將改寫為。或當為 偶 數 時 改 寫 為的形式較好，再與烴完全燃燒耗O2量相比較．
具體有：a．含碳原子數相同的烯烴、環烷烴、飽和一元醇等完全燃燒時耗O2量相同；b．含相同碳原子數的炔烴、二烯烴、飽和一元醛、飽和二元醇等完全燃燒時耗O2量相同Ic．含相同碳原子數的飽和一元羧酸、酯、飽和三元醇完全燃燒時耗O2量相同．
(2)質量相同時，最簡式相同，耗02量相同．最簡式相同的有：CH C2H2與C，H‘等；CH2——烯烴與環烷烴；CH20——甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖等；CHO——飽和一元
醛、飽和一元羧酸、飽和一元酯等．
(3)烴、烴的含氧衍生物組成的混合物，當總量(總質量或總物質的量)不變，而其中各組分的比例變化時，完全燃燒后，要使生成的C02量或H20量或耗02量不變，各組分必須滿足的
條件是：
①混合物總質量一定時，若完全燃燒后生成的C02(或H20)為一恒量，則要求各組分含C的質量分數(或H的質量分數)相等，而無論其最簡式是否相同．如CzH：與C6H，；CH：與
C~OH802；等等．若完全燃燒時耗O：量為一恒量，則要求各組分最簡式相同．如C2H402和CH20等．
②混合物總物質的量一定時，若完全燃燒后生成的CO：(或H20)為一
恒量，則要求各組分分子中含C原子(或H原子)的數目相等．如CzH+與C2H40等．若完全燃燒時耗O。量為一恒量，則要求各組分耗O：量相等．如C2H：與C2H~O等．
5．求算烴的衍生物分-S-式的基本75法
(1)依據相對分子質量求算．
規律；C~HyO。＝(M—zXl6)／12，所得的商為J，余數為y．
注意 1個CH：原子團的相對分子質量＝1個O原子的相對原子質量＝16．
(2)依各類烴衍生物分子式的通式求算．
(3)依據相對分子質量和最簡式求算。
(4)由燃燒產物求算．
6．有機物的推斷
(1)有機物推斷題的主要類型．有機物的推斷一般有以下幾種題型：①由結構推斷有機物；②由性質推斷有機物；③由實驗推斷有機物；④由計算推斷有機物等．
(2)有機物推斷題的解題思路和
方法：
①順推法：抓住有機物的結構、性質和實驗現象這條主線，順著題意正向思維，由已知逐步推向未知，最后作出正確的推斷．②逆推法：抓住有機物的結構、性質和實驗現象這條主線，逆向思維，從未知逐步推向已知，抓住突破口，把題中各種物質聯系起來進行反推，從而得到正確的推斷．⑧剝離法：先根據已知條件把明顯的未知因素首先剝離出來，然后根據已知將已剝離出來的未知因素當做已知，逐個求解那些潛在的未知因素．④分層推理法：先根據題意進行分層推理，得出
每一層的結構，然后再將每一層結構進行綜合推理，最后得出正確的推斷
結論．上述幾種方法往往交替結合使用，使之快速簡便．
7．有機物的合成
(1)有機合成途徑和路線選擇的基本要求．有機合成往往要經過多步反應才能完成，因此確定有機合成的途徑和路線時就要進行合理選擇，其選擇的基本要求是：原料價廉，原理正
確，路線簡捷，便于操作，條件適宜，易于分離，產率高，成本低．
(2)有機合成題的解題思路和途徑．解答有機合成題時，首先要正確判斷合成的有機物屬于何種有機物，它帶有什么官能團，它和哪些知識和信息有關，它所在的位置的特點等．其
次，根據現有原料、信息和有關反應規律，盡可能合理地把目標有機物解剖
成若干片斷，或尋找官能團的引入、轉換、保護方法，或設法將各片斷(小分子化合物)拼接衍變，盡快找出合成目標有機物的關鍵和突破點．最后將正向思維和逆向思維、縱向思維和橫向思維相結合，選擇出最佳合成方案．
(3)有機合成題的解題方法．解答有機合成題的方法較多，其基本方法有：
①順合成法．此法是采用正向思維方法，從已知原料人手，找出合成所需要的直接或間接的中間產物，逐步推向待合成的有機物．其思維程序是：原料一中間產物一產品．
②逆合成法．此法是采用逆向思維方法，從產品的組成、結構、性質人手，找出合成所需要的直接或間接的中間產物，逐步推向已知原料．其思維程序是：產品一中間產物一原料．
(3)綜合比較法．此法是采用綜合思維的方法，將正向或逆向推導出的幾種合成途徑進行比較，從而得出最佳的合成路線．
8．烴及其重要衍生物之間的相互轉化關
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——糖類 油脂 蛋白質
1．糖類
[糖類的結構和組成]
(1)糖類的結構：分子中含有多個羥基、醛基的多羥基醛，以及水解后能生成多羥基醛的由C、H、O組成的有機物．糖類根據其能否水解以及水解產物的多少，可分為單糖、二糖和多糖等．
(2)糖類的組成：糖類的通式為Cn(H2O)m，對此通式，要注意掌握以下兩點：①該通式只能說明糖類是由C、H、O三種元素組成的，并不能反映糖類的結構；②少數屬于糖類的物質不一定符合此通式，如鼠李糖的分子式為C6H12O5；反之，符合這一通式的有機物不一定屬于糖類，如甲醛CH2O、乙酸C2H4O2等．
[單糖——葡萄糖]
(1)自然界中的存在：葡萄和其他帶甜味的水果中，以及蜂蜜和人的血液里．
(2)結構：分子式為C6H12O6(與甲醛、乙酸、乙酸乙酯等的最簡式相同，均為CH2O)，其結構簡式為：CH2OH－(CHOH)4－CHO，是一種多羥基醛．
(3)化學性質：兼有醇和醛的化學性質．
①能發生銀鏡反應．
②與新制的Cu(OH)2堿性懸濁液共熱生成紅色沉淀．
③能被H2還原：
CH2OH－(CHOH)4－CHO + H2CH2OH－(CHOH)4－CH2OH(己六醇)
④酯化反應：
CH2OH－(CHOH)4－CHO+5CH3COOH CH2－(CH)：--CHO(五乙酸葡萄糖酯)
OOCCH3
(4)用途：①是一種重要的營養物質，它在人體組織中進行氧化反應，放出熱量，以供維持人體生命活動所需要的能量；②用于制鏡業、糖果制造業；③用于醫藥工業．體弱多病和血糖過低的患者可通過靜脈注射葡萄糖溶液的方式來迅速補充營養．
[二糖——蔗糖和麥芽糖]
蔗糖(C12H22O11)
麥芽糖(C12H22O11)
分子結構特征
分子中不含－CHO
分子中含有－CHO
物理性質
無色晶體，溶于水，比葡萄糖甜
白色晶體，易溶于水，不如蔗糖甜
化學性質
①沒有還原性，不能發生銀鏡反應，也不能與新制的Cu(OH)2懸濁液反應
②能水解：
C12H22011+H20→ C6H1206
(蔗糖) (葡萄糖)
~C6H1206
(果糖)
①有還原性，能發生銀鏡反應，能與新制的Cu(OH)2懸濁液反應
②能水解：
C12H22011+H20→
(麥芽糖)
2C6H1206
(葡萄糖)
存在或制法
存在于甘蔗、甜菜中
2(C6Hl005)。+nH2O→
(淀粉)
nCl2H22011
(麥芽糖)
相互聯系
①都屬于二糖，分子式都是C12H22O11，互為同分異構體
②蔗糖為非還原糖，而麥芽糖為還原糖
③水解產物都能發生銀鏡反應，都能還原新制的Cu(OH)2懸濁液
[食品添加劑]
功 能
品 種
食用色素
調節食品色澤，改善食品外觀
胡蘿卜素(橙紅色)、番茄紅素(紅色)、胭脂紅酸(紅色)、莧菜紅(紫紅色)、靛藍(藍色)、姜黃色素(黃色)、葉綠素(綠色)、檸檬黃(黃色)
食用香料
賦予食品香味，引人愉悅
花椒、茴香、桂皮、丁香油、檸檬油、水果香精
甜味劑
賦予食品甜味，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)
鮮味劑
使食品呈現鮮味，引起食欲
味精(谷氨酸鈉)
防腐劑
阻抑細菌繁殖，防止食物腐敗
苯甲酸及其鈉鹽、山梨酸及其鹽、丙酸鈣
抗氧化劑
抗氧化，阻止空氣中的氧氣使食物氧化變質
抗壞血酸(維生素C)、維生素E、丁基羥基茴香醚
營養強化劑
補充食物中缺乏的營養物質或微量元素
食鹽加碘，糧食制品中加賴氨酸，食品中加維生素或硒、鍺等微量元素
[多糖——淀粉和纖維素]
(1)多糖：由許多個單糖分子按照一定的方式，通過分子間脫水縮聚而成的高分子化合物．淀粉和纖維素是最重要的多糖．
(2)高分子化合物；即相對分子質量很大的化合物．從結構上來說，高分子化合物通過加聚或縮聚而成．判斷是否為高分子化合物的方法是看其化學式中是否有n值(叫做聚合度)，如聚乙烯卡CH：一CH2頭、淀粉(C6H10O5)n等都是高分子化合物．通過人工合成的高分子化合物屬于合成高分子化合物，而淀粉、纖維素等則屬于天然高分子化合物．
(3)淀粉和纖維素的比較．
淀粉[(C6H10O5)n]
纖維素[(C6H10O5)n]
結構特征
由葡萄糖單元構成的天然高分子化合物．n值小于纖維素
由葡萄糖單元構成的天然高分子化合物．每個葡萄糖單元中含三個－OH
物理性質
白色粉末，不溶于冷水，在熱水中部分溶解
白色、無味的固體，不溶于水和有機溶劑
化學性質
①無還原性，為非還原糖
②水解的最終產物為葡萄糖：
(C6H10O5)n +nH2O→nC6H1206
(淀粉) (葡萄糖)

③遇淀粉變藍色
①無還原性，為非還原糖
②能水解，但比淀粉難‘
(C6H10O5)n +nH2O→nC6H1206
(纖維素) (葡萄糖)

③能發生酯化反應：與HNO，、乙酸反應分別生成硝酸酯、乙酸酯
存 在
植物種子、塊根、谷類中
棉花、木材中
用 途
制造葡萄糖和酒精：
造紙，制造硝酸纖維(火棉、膠棉)、醋酸纖維、人造絲、人造棉、炸藥等
注意點
淀粉、纖維素的分子式都是C6H10O5)n。，但兩者的n值不同，所以不是同分異構體
(4)判斷淀粉水解程度的實驗方法．
實驗內容
結論
加入碘水
銀鏡反應實驗
變藍色
無銀鏡生成
尚未水解
變藍色
有銀鏡生成
部分水解
不變藍色
有銀鏡生成
已完全水解
說明 在用稀H2SO4作催化劑使蔗糖、淀粉或纖維素水解而進行銀鏡反應實驗前，必須加入適量的NaOH溶液中和稀H2SO4，使溶液呈堿性，才能再加入銀氨溶液并水浴加熱．
2．油脂
[油脂]
(1)油脂的組成和結構：油脂屬于酯類，是脂肪和油的統稱．油脂是由多種高級脂肪酸(如硬脂酸、軟脂酸等)與甘油生成的甘油酯．它的結構式表示如下：
在結構式中，R1、R2、R3代表飽和烴基或不飽和烴基．若Rl＝R2＝R3，叫單甘油酯；若R1、R2、R3不相同，則稱為混甘油酯．天然油脂大多數是混甘油酯．
(2)油脂的物理性質：
①狀態：由不飽和的油酸形成的甘油酯(油酸甘油酯)熔點較低，常溫下呈液態，稱為油；而由飽和的軟脂酸或硬脂酸生成的甘油酯(軟脂酸甘油酯、硬脂酸甘油酯)熔點較高，常溫下呈固態，稱為脂肪．油脂是油和脂肪的混合物．
②溶解性：不溶于水，易溶于有機溶劑(工業上根據這一性質，常用有機溶劑來提取植物種子里的油)．
(3)油脂的化學性質：
①油脂的氫化(又叫做油脂的硬化)．油酸甘油酯分子中含C＝C鍵，具有烯烴的性質．例如，油脂與H2發生加成反應，生成脂肪：
油酸甘油酯(油)硬脂酸甘油酯(脂肪)
說明 工業上常利用油脂的氫化反應把多種植物油轉變成硬化油(人造脂肪)．硬化油性質穩定，不易變質，便于運輸，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．油脂屬于酯類的一種，具有酯的通性．
a．在無機酸做催化劑的條件下，油脂能水解生成甘油和高級脂肪酸(工業制取高級脂肪酸和甘油的原理)．例如：
(C17H35COO)3C3H5 + 3H2O3C17H35COOH + C3H5(OH)3
硬脂酸甘油酯
b．皂化反應．在堿性條件下，油脂水解徹底，發生皂化反應，生成甘油和高級脂肪酸鹽(肥皂的有效成分)．例如：
(C17H35COO)3C3H5 + 3NaOH —→ 3C17H35COONa + C3H5(OH)3
硬脂酸甘油酯 硬脂酸鈉 甘油
[肥皂和合成洗滌劑]
(1)肥皂的生產流程：動物脂肪或植物油+NaOH溶液
高級脂肪酸鹽、甘油和水·鹽析(上層：高級脂肪酸鈉；下層：甘油、水的混合液)：
高級脂肪酸鈉·肥皂
(2)肥皂與合成洗滌劑的比較．
物 質
肥 皂
合成洗滌劑
主要成分
高級脂肪酸鈉
烷基苯磺酸鈉或烷基磺酸鈉
結 構
分子中含有能溶于水的親水基(極性基團－COONa或－COO－)和不溶于水、但親油的憎水基(非極性基團鏈烴基R－)
分子中有能溶于水的親水基(極性基團－SO3Na)和不溶于水的憎水基[非極性基團CH3(CH2)nC6H4－或烷基R－]
生產所需的主要原料
油脂
石油產品
去污原理
在洗滌過程中，污垢中的油脂跟肥皂接觸后，高級脂肪酸鈉分子的烴基就插入油污內，而易溶于水的羧基部分則在油污外面，插入水中，這樣油污被包圍起來．再經摩擦、振動，有的分子便分散成小的油污，最后脫離被洗的纖維織品而分散到水中形成乳濁液，從而達到洗滌的目的
同肥皂去油原理相似
性能比較
①肥皂不適合在硬水中使用，而合成洗滌劑的使用不受水質限制
②合成洗滌劑去污能力更強，并且適合洗衣機使用
③合成洗滌劑的原料價廉易得
④合成洗滌劑的大量使用會造成水體污染，水質變壞
3．蛋白質
[蛋白質]
(1)存在：蛋白質廣泛存在于生物體內，是組成細胞的基礎物質．動物的肌肉、皮膚、發、毛、蹄、角等的主要成分都是蛋白質．植物的種子、莖中含有豐富的蛋白質．酶、激素、細菌、抵抗疾病的抗體等，都含有蛋白質．
(2)組成元素：C、H、O、N、S等．蛋白質是由不同的氨基酸通過發生縮聚反應而成的天然高分子化合物．
(3)性質：
①水解．在酸、堿或酶的作用下，能發生水解，水解的最終產物是氨基酸．
②鹽析．向蛋白質溶液中加入某些濃的無機鹽(如銨鹽、鈉鹽等)溶液，可使蛋白質的溶解度降低而從溶液中析出．
說明 a．蛋白質的鹽析是物理變化．b．蛋白質發生鹽析后，性質不改變，析出的蛋白質加水后又可重新溶解．因此，鹽析是可逆的．例如，向雞蛋白溶液中加入(NH4)2SO4的飽和溶液，有沉淀生成，再加入水，生成的沉淀又溶解．c．利用蛋白質的鹽析，可分離、提純蛋白質．
③變性．在熱、酸、堿、重金屬鹽、紫外線、有機溶劑的作用下，蛋白質的性質發生改變而凝結．
說明 蛋白質的變性是化學變化．蛋白質變性后，不僅喪失了原有的可溶性，同時也失去了生理活性．因此，蛋白質的變性是不可逆的，經變性析出的蛋白質，加水后不能再重新溶解．
④顏色反應．含苯環的蛋白質與濃HNO3作用后，呈黃色．例如，在使用濃HNO3時，不慎將濃HNO3濺到皮膚上而使皮膚呈現黃色．
⑤灼燒蛋白質時，有燒焦羽毛的味．利用此性質，可用來鑒別蛋白質與纖維素(纖維素燃燒后，產生的是無味的CO2和H2O)．
[酶催化作用的特點]
(1)條件溫和，不需加熱．在接近體溫和接近中性的條件下，酶就可以起作用．在30℃～50C之間酶的活性最強，超過適宜的溫度時，酶將失去活性．
(2)具有高度的專一性．如蛋白酶只能催化蛋白質的水解反應；淀粉酶只對淀粉起催化作用；等等．
(3)具有高效催化作用．酶催化的化學反應速率，比普通催化劑高107～1013倍．
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——合成材料
1．有機高分子化合物簡介
[有機高分子化合物]
(1)高分子化合物的組成：相對分子質量很大的有機化合物稱為高分子化合物，簡稱高分子，又叫聚合物或高聚物．
①單體：形成高分子化合物的小分子．如聚乙烯的單體是乙烯．
②鏈節：高分子化合物中重復出現的單元稱為鏈節．例如，聚乙烯的鏈節是－CH2－CH2－．鏈節是以單體為基礎的．
③聚合度：每個高分子中鏈節重復的次數．聚合度常用n表示，n值越大，相對分子質量越大．對于單個的高分子而言，n值為某一個整數，所以其相對分子質量是確定的．但對于一塊高分子材料來說，它是由許多n值相同或不同的高分子聚集起來的，因此，高聚物是一種混合物．
(2)高分子化合物的結構特點；有線型結構和體形(網狀)結構．
①線型結構是長鏈狀的，通過C－C鍵或C－C鍵和C－O鍵相連接．線型結構的高分子，可以不帶支鏈，也可以帶支鏈．如聚乙烯、聚氯乙烯、淀粉、纖維素等均為線型高分子化合物．
②高分子鏈上若還有能起反應的官能團，當它跟其他單體發生反應時，高分子鏈間能形成化學鍵，產生交聯時形成體型結構的高分子化合物．
(3)高分子化合物的基本性質：
①溶解性．線型有機高分子能溶解在某些有機溶劑中，但溶解緩慢；體型有機高分子不能溶解，只有一定程度的脹大．
②熱塑性和熱固性．
a．線型高分子的熱塑性：線型高分子受熱至一定溫度范圍時，開始熔化為流動的液體，冷卻后變為固體，加熱后又熔化，如此循環．b．體型高分子的熱固性：體型高分子加工成型后受熱不會再熔化．
③強度．某些高分子材料的強度比金屬還大．
④具有電絕緣性．
⑤具有耐化學腐蝕、耐熱、耐磨、耐油、不透水的性能．但也有不耐高溫、易燃燒、易老化、廢棄后不易分解等缺點．
2．合成材料
[塑料、合成纖維和合成橡膠的比較]
合成材料
塑 料
合成纖維
合成橡膠
類 型
熱塑性塑料、熱固性塑料
纖維有天然纖維、人造纖維和合成纖維．合成纖維和人造纖維統稱化學纖維
橡膠有天然橡膠和合成橡膠
舉 例
聚乙烯、聚氯乙烯、聚丙烯、聚苯乙烯、有機玻璃、酚醛塑料、聚四氟乙烯，具有特殊用途的工程塑料、增強塑料、改性塑料等
滌綸、錦綸、腈綸、丙綸、維綸、氯綸，具有特殊性能的芳綸纖維、碳纖維、耐輻射纖維、防火纖維等
丁苯橡膠、順丁橡膠、氯丁橡膠等通用橡膠，聚硫橡膠、耐高溫和耐嚴寒的硅橡膠等
主要原料
石油產品等
石油、天然氣、煤和濃副產品等
石油、天然氣等
主要性能
電絕緣性好，質輕，耐化學腐蝕，防水，耐油性差，易老化
強度高，彈性好，耐磨，耐化學腐蝕，不發霉，不怕蟲蛀，不縮水
高彈性，絕緣性好，氣密性好，耐油，耐高溫或低溫
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、包裝袋大多是由聚乙烯、聚氯乙烯制成的，有機玻璃可用于制汽車、飛機用玻璃以及光學儀器、醫療器械，等等
除了供人類穿著外，在生產和國防上也有很多用途．例如，錦綸可制衣料織品、降落傘繩、輪胎簾子線、纜繩和漁網等
是制造飛機、軍艦、汽車、拖拉機、收割機、水利排灌器具、醫療器械等所必須的材料
3．新型有機高分子材料
新型有機高分子材料有：高分子膜，具有光、電、磁等特殊功能的高分子材料，生物高分子材料，醫用高分子材料，隱身材料和液晶高分子材料等．
(1)功能高分子材料：是指既有傳統高分子材料的機械性能又有某些特殊功能的高分子材料．
(2)復合材料：是指由兩種或兩種以上材料組合而成的一種新型材料，其中一種作為基體，另外一種作為增強劑．復合材料一般具有強度高、質量輕、耐高溫、耐腐蝕等優異性能．
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——膠體的性質及其應用
膠體
[分散系、分散質和分散劑]
一種(或幾種)物質的微粒分散到另一種物質里形成的混合物，叫做分散系．如NaCl溶解在水中形成的NaCl溶液就是一種分散系．在分散系中，分散成微粒的物質，叫做分散質．如NaCl溶液中的NaCl為分散質．分散質分散在其中的物質，叫做分散劑．如NaCl溶液中的水為分散劑．
[膠體] 分散質微粒的直徑大小在1 nm～100nm之間的分散系，叫做膠體．
說明 ①膠體是以分散質粒子的大小為特征的，它只是物質的一種存在形式．如NaCl溶于水中形成溶液，但如果分散到酒精中則可形成膠體．②根據分散劑所處狀態的不同，膠體可分為三種：a．液溶膠(溶膠)：分散劑是液體，如Fe(OH)3膠體、AgI膠體、淀粉膠體和蛋白質膠體等．b．氣溶膠；分散劑是氣體，如霧、云、煙等．c．固溶膠，如煙水晶、有色玻璃等．
[滲析] 把混有離子或分子雜質的膠體裝入半透膜袋，并浸入溶劑(一般是水)中，從而使離子或分子從膠體中分離出去的操作，叫做滲析．
說明 通過滲析可用于分離膠體與溶液或凈化、精制膠體．
[溶液、膠體和濁液(懸濁液或乳濁液)的區別與聯系]
分散系
溶 液
膠 體
懸(乳)濁液
分散系的微粒組成
單個分子或離子
若干分子的集合體或單個的大分子
大量分子集合而成的固體小顆粒(或小液滴)
分散系的微粒直徑
＜1 nm
1 nm～100 nm
＞100 nm
外 觀
均一、透明、穩定
均一、透明、穩定
不均一、渾濁、不穩定，靜置后易沉淀(或分層)
能否透過半透膜
能
不能
不能
能否透過濾紙
能
能
不能
是否有丁達爾效應
沒有
有
顆粒直徑接近100nm的溶液也有丁達爾效應
實 例
食鹽水、碘酒
Fe(OH)3膠體、AgI膠體、淀粉溶膠
泥漿水、油水、牛奶
聯 系
都是分散質分散到分散劑中形成的混合體系
3．膠體的性質及其應用
解 釋
說 明
應 用
性
質
丁達爾效應
強光束通過膠體時，從側面可看到一條光亮的“通路”的現象
膠體的丁達爾現象是由于膠體微粒使光線散射而產生的．溶液中的溶質微粒太小，沒有這種現象
用于鑒別膠體和溶液
布朗運動
在膠體中，膠體微粒(簡稱膠粒)不停地作無規則的運動
膠體作布朗運動的原因是因為水(分散劑)分子從各方面撞擊膠粒，而每一瞬間膠粒在不同方向受到的力是不同的，所以膠粒運動方向隨時都在改變，因而形成布朗運動
證明物質是不斷運動的，是使膠體保持穩定的原因之一
電 泳
在外加電場的作用下，膠粒在分散劑里向電性相反的電極(陰極或陽極)作定向移動的現象
①膠粒帶電的原因：膠粒直徑小一表面積大一吸附能力強一膠粒表面吸附溶液中的陰離子或陽離子②同種膠粒在同一溶液中只吸附同一種離子而帶相同電荷．一般來說，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠粒吸附陽離子，帶正電荷，在外加電場的作用下，向陰極移動；非金屬氧化物、金屬硫化物的膠粒吸附陰離子，在外加電場的作用下，向陽極移動
證明膠體微粒帶有電荷及所帶電荷的種類．例如，用Fe(OH)3膠體做電泳實驗時，發現陰極附近顏色變深，而陽極附近顏色變淺，說明Fe(OH)3膠體帶正電荷
聚 沉
膠體的微粒在一定條件下，聚集成較大的顆粒而形成沉淀，從分散劑中析出
要使膠體聚沉，則必須減弱或中和膠粒所帶的同種電荷，以減弱或消除膠粒之間的相互排斥力，使膠粒聚集成較大顆粒(直徑＞100nm)而形成沉淀膠體聚沉的方法有：①加入電解質；②加熱；③加入帶相反電荷的電解質
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——電解原理及其應用
1．電解原理
[電解、電解池(槽)] 使電流通過電解質溶液而在陰、陽兩極引起氧化還原反應的過程叫做電解．借助于電流引起氧化還原反應的裝置，也就是把電能轉變為化學能的裝置，叫做電解池或電解槽．
構成電解池(電解槽)的條件：
(1)有外加直流電源．
(2)有電解質溶液或熔融的離子化合物．
(3)有兩個電極(材料為金屬或石墨，兩極材料可相同或不同)：
陰極：與直流電源的負極直接相連的一極．
陽極：與直流電源的正極直接相連的一極．
(4)兩個電極要與電解質溶液接觸并形成回路．
注意 電解池的陰、陽極完全由外加直流電源的負、正極確定，與電極材料本身的性質無關．而原電池的正、負極則由構成電極材料本身的性質決定．
[惰性電極和活性電極] 在電解時，根據電極本身是否參與氧化還原反應，可把電極分為惰性電極和活性電極兩類：
(1)惰性電極(C、Pt等)：只起導電作用，不參與反應；
(2)活性電極(除Pt、Au外的其余金屬)：當作陽極時，除起導電作用外，還失去電子變成金屬陽離子進入溶液中．
[電解原理]
陰極：陰極→發生還原反應→溶液中的金屬陽離子或H＋得電子→電極的質量增加或放出H2→電極本身一定不參加反應．
陽極：陽極→發生氧化反應→活性電極溶解或惰性電極時溶液中的陰離子(或OH－)失去電子→電極的質量減輕或放出O2或析出非金屬單質．
電子流向：外接電源(+)→外接電源(一)→電解池陰極→溶液中離子定向移動→電解池陽極→外接電源(+)．
電流方向：與電子流向相反．
[離子的放電順序]
(1)在陰極上．在陰極上發生的是得電子反應，因此，電極本身只起導電作用而不能發生氧化還原反應，發生反應的是溶液中的陽離子，它們得電子的能力順序為：
Ag＋、Fe3＋、Cu2＋、H＋、Pb2＋、Fe2＋、Zn2＋、（H＋）、Al3＋、Mg2＋、Na＋、Ca2＋、K＋
得電子能力由易到難
說明 上列順序中H＋有兩個位置：在酸溶液中，H＋得電子能力在Cu2＋與Pb2＋之間；若在鹽溶液中，則H＋位于Zn2＋與Ag＋之間．
(2)在陽極上．首先應考慮電極是活性電極還是惰性電極，若為活性電極，則是陽極本身失去電子被氧化成陽離子進入溶液中，即：，此時不能考慮溶液中陰離子的失電子情況；若為惰性電極，溶液中的陰離子失電子的能力順序為：
NO3－或SO42－等含氧酸根、OH－、Cl－、Br－、I－、S2－
失電子能力由弱到強
[電離與電解的區別和聯系]
電 離
電 解
發生條件
電解質受熱或受水分子的作用(無須通電)
受直流電的作用
特 征
陰、陽離子作不規則的運動，無明顯化學變化
陰、陽離子作定向移動，在兩極上有物質析出
說 明
電解質電離時，發生了物理變化和化學變化
①電解質溶液的導電過程，就是該溶液的電解過程②溫度升高，電解質溶液的導電能力增強，電解速度加快(但金屬的導電性隨溫度升高而減弱)
實 例
CuCl2＝Cu2＋+2Cl－
CuCl2Cu2＋+Cl2↑
相互關系
電解質只有在電離后才能電解
[原電池與電解池]
電 極
電極反應
電子轉移方向
能量
轉變
舉 例
原電池
正、負極由電極材料決定：相對活潑的金屬作負極；較不活潑的金屬作正極
負極：電極本身失去電子，發生氧化反應
正極：溶液中的陽離子得到電子，發生還原反應
電子由負極流出，經外電路回正極
化學能轉變為電能
銅鋅原電池
負極：
Zn－2e－＝Zn2＋
正極：
2H＋+2e－＝H2↑
電解池
陰、陽極完全由外加直流電源的負、正極決定：與直流電源正極相連的是陽極；與直流電源負極相連的是陰極
陰極：較易獲得電子的陽離子優先得到電子，發生還原反應陽極，金屬或較易失去電子的陰離子優先失去電子，發生氧化反應
電子由直流電源的負極流出，經導線到達電解池的陰極，然后通過電解液中的離子放電，電子再從陽極經導線回到直流電流的正極
電能轉變為化學能
以石墨為電極電解CuCl2溶液
陽極：
2C1－－2e－＝C12↑
陰極：
Cu2＋+2e－＝Cu↓
[用惰性電極作陽極電解酸、堿、鹽水溶液的規律]
物 質
代表物
參加電解
的物質
陰極(區)
產物
陽極(區)
產物
溶液pH
的變化
酸
含氧酸
H2SO4、HNO3
H2O
H2
O2
減小
無氧酸
(除HF)
HCl
HCl
H2
C12
增大
堿
強堿
NaOH、KOH
H2O
H2
O2
增大
鹽
不活潑金屬的無氧酸鹽
CuCl2
CuCl2
Cu
C12
增大(若考慮C12的溶解，則pH減小)
活潑金屬的
無氧酸鹽
NaCl
NaCl、H2O
H2、NaOH
C12
減小
不活潑金屬的含氧酸鹽
CuSO4、AgNO3
CuSO4、H2O
AgNO3、H2O
Cu；Ag
O2、H2SO4
O2、HNO3
增大
活潑金屬的
含氧酸鹽
K2SO4、NaNO3
KNO3、Na2SO4
H2O
H2
O2
不變
歸納：(1)電解含氧酸、強堿和活潑金屬含氧酸鹽的水溶液，實際上都是電解水，即：
2H2O2H2↑ + O2↑
(2)電解無氧酸(HF除外)、不活潑金屬無氧酸的水溶液，就是電解溶質本身．例如：
2HClH2↑ + Cl2↑ CuCl2Cu + C12↑
(3)電解活潑金屬無氧酸鹽溶液時，電解的總化學方程式的通式可表示為：
溶質 + H2OH2↑+ 堿 + 鹵素單質X2(或S)
(4)電解不活潑金屬含氧酸鹽的溶液時，電解的總化學方程式的通式可表示為：
溶質 + H2OO2↑ + 酸 + 金屬單質
(5)電解時，若只生成H2，pH增大．若只生成O2，則pH減小．若同時生成H2和O2，則分為三種情況：電解酸的溶液，pH減小；電解堿的溶液，pH增大；電解鹽的溶液，pH不變．
2．電解原理的應用
[銅的電解精煉、電鍍銅]
項 目
銅的電解精煉
電鍍銅
含 義
利用電解原理將粗銅中的雜質(如鋅、鐵、鎳、銀、金等)除去，以獲得電解銅(含Cu的質量分數達99．95％～99．98％)的過程
利用電解原理在某些金屬的表面鍍上一薄層其他金屬(銅)或合金的過程
目 的
制得電解銅，以增強銅的導電性
使金屬更加美觀耐用，增強防銹抗腐能力
電解液
CuSO4溶液(加入一定量的硫酸)
含有鍍層金屬離子(Cu2＋)的電解質溶液作電鍍液(如CuSO4溶液)
陽極材料
粗銅
鍍層金屬(Cu)
陰極材料
純銅
待鍍金屬制品
電極反應式
陰極
Cu2＋+2e－＝Cu
Cu2＋+2e－＝Cu
陽極
Cu－2e－＝Cu2＋
Zn－2e－＝Zn2＋
Ni－2e－＝Ni2＋
Cu－2e－＝Cu2＋
特 點
①陽極反應為粗銅中的Cu及雜質失去電子而溶解
②溶液中CuSO4的濃度基本不變
①陽極本身失去電子而溶解
②溶液中金屬陽離子的濃度保持不變
③溶液的pH保持不變
說 明
當陽極上的Cu失去電子變成Cu2+溶解后，銀、金等金屬雜質以單質的形式沉積于電解槽底，形成陽極泥
①銅鍍層通常主要用于電鍍其他金屬之前的預鍍層，以使鍍層更加牢固和光亮
②電鍍工業的廢水中常含劇毒物質如氰化物、重金屬等．因此必須經過處理才能排放
[氯堿工業]
(1)電解飽和食鹽水溶液的反應原理．
陽極電極反應式(Fe棒)：2H＋+2e－＝H2↑
(H＋得電子產生H2后，陰極區OH－濃度增大而顯堿性)
陽極電極反應式(石墨)：2C1――2e－＝Cl2↑
電解的總化學方程式：2NaCl + H2O2NaOH + H2↑+ Cl2↑
(2)設備：離子交換膜電解槽．離子交換膜電解槽主要由陽極、陰極、離子交換膜、電解槽框和導電銅棒等組成，每臺電解槽由若干個單元槽串聯或并聯組成．電解槽的陽極用金屬鈦制成；陰極由碳鋼網制成．
(3)陽離子交換膜的作用：①把電解槽隔為陰極室和陽極室；②只允許Na＋通過，而Cl－、OH－和氣體則不能通過．這樣，既能防止生成的H2和Cl2相混合而發生爆炸，又能避免C12進入陰極區與NaOH溶液作用生成NaClO而影響燒堿的質量．
(4)離子交換膜法電解制燒堿的主要生產流程
說明 為除去粗鹽中的Ca2＋、Mg2＋、Fe3＋、SO42－等雜質離子，需依次加入過量的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＋)，最后加入鹽酸中和NaOH以及將剩余的Na2CO3轉化為NaCl．
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——硫酸工業
[接觸法制硫酸]
生產階段
典型
設備
反應的化學方程式
說 明
燃燒硫
或煅燒
硫鐵礦制取SO2及凈化
沸騰爐
S+02===S02
4FeS2十1102====2Fe20 +8S02
用煅燒黃鐵礦制得的爐氣因含水蒸氣、砷、硒等的化合物和礦塵，會使催化劑中毒，故必須經過除塵、洗滌、干燥等凈化處理
接觸氧化
接觸室
在常壓和400C～500℃時，反應速率和SO2的平衡轉化率都比較理想
三氧化硫的吸收
吸收塔
3SO3 + H2O ＝ H2SO4
①直接用水或稀H2SO4吸收SO3易形成酸霧且吸收速率小，故工業上通常采用98.3％的H2SO4作吸收劑；②從吸收塔出來的SO2可進行第二次氧化
[硫酸工業的綜合經濟效益]
(1)環境保護與原料的綜合利用．化工生產必須保護環境，嚴格治理“三廢”(廢氣、廢水、廢渣)，并盡可能把“三廢”變為有用的副產品，實現原料的綜合利用．
①尾氣吸收．尾氣中含有的SO2氣體可用氨水吸收：
SO2 + 2NH3 + H2O ＝ (NH4)2SO3
(NH4)2SO3 + H2SO4 ＝ (NH4)2SO4 + SO2↑ + H2O
經反應得到的SO2氣體可再進入硫酸廠循環利用，(NH4)2SO4可作肥料．
②污水處理．生產過程中的污水里含有的H2SO4等雜質，可用石灰乳中和處理：
Ca(OH)2 + H2SO4 ＝ CaSO4 + H2O
③廢渣的利用．黃鐵礦礦渣可作為制造水泥原料或用于制磚；含鐵品位高的礦渣，經處理后可煉鐵．
(2)能量的充分利用．硫酸生產過程中的化學反應都是放熱反應，可充分利用這些反應放出的熱能(稱之為“廢熱”)來降低生產成本．例如，在沸騰爐旁設置“廢熱”鍋爐，產生蒸汽來發電；在接觸室中設熱交換裝置，利用SO2氧化為SO3時放出的熱量來預熱即將參加反應的SO2和O2使其達到適宜的反應溫度．因此，在生產中充分利用“廢熱”，不僅不需要由外界向硫酸廠供給能量，而且還可以由硫酸廠向外界輸出大量的能量．
(3)生產規模和廠址選擇．一般來說，現代化工生產要求有較大的生產規模．化工廠廠址的選擇，涉及原料、水源、能源、土地供應、市場需求、交通運輸和環境保護等諸多因素，應對這些因素綜合考慮，權衡利弊，才能作出合理的選擇．
由于硫酸是腐蝕性液體，不便貯存和運輸，因此要求把硫酸廠建在靠近硫酸消費中心的地區．工廠規模的大小，主要由硫酸用量的多少來決定．
硫酸廠選址應避開人口稠密的居民區和環境保護要求高的地區．
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——化學實驗方案的設計
[制備實驗方案的設計]
物質的制備是在一定的實驗條件和過程中進行的．實驗條件不同，所生成的物質的狀態、性質也常會各不相同．因此，在設計物質制備的實驗方案時，要使實驗過程達到和保持某種狀態，發生某種特定變化并得到理想的結果，就必須對實驗條件進行嚴格、有效的控制．
有機物的制備要通過有機反應來實現．各類有機物的結構和性質，就是有機物制備的基礎．一種有機物的性質，往往是另一種有機物的制備方法．盡管有機物數量龐大，但是各類有機物之間一般存在著確定的相互轉化的衍生關系．理解和掌握這種關系，可以為尋找有機物制備的合理途徑、正確地進行有機物的制備提供科學的依據．因此，在設計有機物的制備實驗方案時，要充分利用這種衍生關系．
設計制備實驗方案的一般思路是：①列出可能的幾種制備方法和途徑；②從方法是否可行、裝置和操作是否簡單、經濟與安全等方面進行分析和比較；③從中選取最佳的實驗方法．在制定具體的實驗方案時，還應注意對實驗條件進行嚴格、有效的控制．
[性質實驗方案的設計]
物質在不同條件下表現出來的各種性質都與它的結構有關，因而該物質的性質反過來也能在一定程度上反映其結構，并決定它的用途和制法．因此，在進行性質實驗方案的設計時，要抓住物質的本質特征進行整體思考，學會分析、比較、綜合、概括．將元素及其化合物的有關知識系統化，應用元素周期律來分析元素及其化合物的有關知識，使有關元素的存在、性質和制法的知識條理化．
設計性質實驗方案的思路是，①充分了解物質結構與性質之間的關系；②根據物質的結構特點，設計實驗方案來探索或驗證物質所具有的一些性質．
[化學實驗方案設計的基本要求]
(1)一個完整的化學實驗方案包括的內容：
①實驗名稱；
②實驗目的；
③實驗原理；
④實驗用品(儀器、藥品及規格)；
⑤實驗步驟(包括實驗儀器裝配和操作)；
⑥實驗現象記錄及結果處理；
⑦問題和討論．
(2)設計一個實驗的思路和過程：
①根據實驗目的，闡明實驗原理，選擇合適的儀器和藥品；
②根據實驗特點，設計實驗裝置，畫出裝置圖；
③根據實驗的要求，設計可行的操作步驟和觀察重點，分析實驗中應注意的事項；
④實驗結束后，應寫出完整的實驗報告．
在設計實驗時，應在各種設計方案中，通過對比和歸納，選擇出具有安全性好、藥品易得、操作簡便、裝置簡單而現象明顯的最佳方案．
(3)進行化學實驗方案設計時應遵循的基本要求：
①科學性：科學性是化學實驗方案設計的首要原則．所謂科學性是指實驗原理、實驗操作程序和方法必須正確．在操作程序的設計上，只能先取少量固體溶解；再取少量配成的溶液加入試劑進行實驗，而不能將樣品全部溶解或在溶解后的全部溶液中加入試劑．
②安全性：實驗設計時，應盡量避免使用有毒藥品和進行具有一定危險性的實驗操作．如果必須使用，應在所設計的化學實驗方案中詳細寫明注意事項，以防造成環境污染和人身傷害．
③可行性：實驗設計應切實可行，所選用的化學藥品、儀器、設備和方法等在中學現有條件下能夠滿足．
④簡約性：實驗設計應盡可能簡單易行，應采取簡單的實驗裝置，用較少的實驗步驟和實驗藥品，并能在較短的時間內完成實驗．
對同一個化學實驗，可以設計出多種實驗方案，并對它們進行選擇．所采用的實驗設計方案，應具有效果明顯、操作安全、裝置簡單、用藥少、步驟少、時間短等優點．
物質的檢驗
[物質檢驗的一般要求]
(1)檢驗時所發生的反應要有明顯的外部特征，如溶液顏色的變化、沉淀的生成和溶解、生成的沉淀的顏色、氣體的產生以及產生的氣體的氣味等．此外，反應速率要大且反應完全．
(2)檢驗時所發生的反應要在適宜的酸堿度、濃度和溫度下進行．
(3)要排除干擾物質的影響．
(4)檢驗時所發生的反應要有良好的選擇性．要注意選用選擇性高或特征反應來進行物質的檢驗．
[物質檢驗的基本思路和步驟]
(1)對試樣進行外觀觀察．對試樣進行外觀觀察的主要目的是利用被檢驗物質的顏色和狀態，對可能含有的某些組分進行推斷，進而排除某些組分存在的可能性．如果試樣是無色或白色晶體，則可排除有色物質的離子如Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO4－等；如果試樣有顏色，也可初步判斷可能由哪種離子構成．
(2)試樣的準備．不論是固體試樣還是液體試樣，都只能取少量用于配制溶液或用于檢驗，要留有一定量的試樣備用．
由于有些陰離子在酸性溶液中會生成氣體而逸出，或發生氧化還原反應而改變價態，或與H＋發生中和反應．因此，用于檢驗陰離子的試樣通常要配成堿性溶液，而且不能加入氧化劑或還原劑．
由于NH4＋可以與OH－反應生成氣體，還有一些陽離子在堿性溶液中會發生水解．因此，用于檢驗陽離子的試樣通常要配成弱酸性．
(3)檢驗．在進行檢驗時，除了要考慮各離子的特征反應外，最重要的是要選取適當的措施排除離子之間可能存在的干擾．只要排除干擾的方法得當，就可以設計出正確的實驗方案．
①除少數幾種陰離子(如SO42－、Cl－等)外，陰離子檢驗時的干擾一般比較少，有可能進行分別檢驗，在檢驗同一試樣中共存的陽離子時，相互干擾則比較多，因此，在進行陽離子檢驗時，必須首先排除干擾，然后才能進行檢驗．
②由于各種陰離子之間往往會發生相互反應，因此，在同一試樣中的陰離子種類一般不會多．但因為陽離子之間相互反應的可能性較小，所以在同一試樣中的陽離子種類就會多些．
③在陰離子的檢驗中，可利用某些陰離子能與酸反應生成氣體的性質，首先在固體試樣上滴加稀鹽酸或稀硫酸，然后根據氣體的氣味初步判斷含有的陰離子；也可利用某些陰離子可與試劑生成沉淀時的反應條件和沉淀顏色初步判斷可能存在的陰離子．在陽離子檢驗中，利用某些陽離子帶有顏色，或能發生水解，或與堿反應生成沉淀，或具有兩性等特點，初步判斷試樣中可能存在的陽離子，從而排除某些陽離子存在的可能性．
④焰色反應．對于像K＋、Na＋等陽離子，可利用焰色反應進行檢驗．
[物質檢驗的操作方法]
(1)若為固體物質，應先取少量樣品用蒸餾水溶解．
(2)檢驗的目的是為了以后的使用，若用原瓶直接進行操作，就會污染原來的整瓶試劑．因此．應取少許樣品試液在試管中進行實驗，而絕不可在原試劑瓶中進行檢驗．
(3)在同時檢驗多種物質時，應將各樣品進行編號，以免混淆．
(4)在答題時，不許“指名道姓”，敘述時不可出現“取某某物質加入某某試劑…”的字樣．敘述方法為：各取少許樣品→加蒸餾水溶解→加入所需試劑→描述實驗現象→得出結論→原理．
[常見離子的檢驗方法]
(1)常見陽離子的特征反應和檢驗方法．
陽離子
檢驗試劑
實驗現象
離子方程式
H＋
①紫色石蕊試液
②橙色甲基橙試液
③鋅片(或鐵片)
①石蕊試液變紅色
②甲基橙試液變紅色
③有能燃燒的氣體產生
Zn + 2H＋＝Zn2＋+ H2↑
K＋
焰色反應
紫色(透過藍色鈷玻璃)
Na＋
焰色反應
黃色
NH4＋
NaOH溶液(濃)
加熱，產生有刺激性氣味、使濕潤紅色石蕊試紙變藍色的氣體
NH4＋+ OH－＝NH3↑+ H2O
Fe2＋
①NaOH溶液
②新制的氯水+KSCN溶液
①生成白色沉淀，迅速變為灰綠色，最后變成紅褐色
②滴加新制的氯水，溶液由淺綠色變為黃色，再滴加KSCN溶液，溶液呈紅色
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生成紅褐色沉淀
②生成紅色溶液
①Fc 3＋+ 3OH－＝Fe(OH)3↓
②Fe3＋ + 3SCN－ ＝ Fe(SCN)3
Cu2＋
①NaOH溶液
②濃氨水
①生成藍色絮狀沉淀，加熱后變成黑色
②生成的藍色沉淀，溶于過量濃氨水中，呈深藍色溶液
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鹽酸或氯化物+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，并迅速變為棕黑色
③生成白色沉淀，過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產生白色沉淀
②產生白色膠狀沉淀，過量的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
產生白色絮狀沉淀，過量的NaOH溶液不能使沉淀溶解
Mg2＋+2OH－＝Mg(OH)2↓
Ca2＋
Na2CO3溶液+稀鹽酸
產生白色沉淀，沉淀溶于稀鹽酸中
Ca2＋ + CO32－＝CaCO3↓
CaCO3+2H＋＝Ca2＋+ CO2↑+ H2O
(2)常見陰離子的特征反應和檢驗方法．
陰離子
檢驗試劑
實驗現象
離子方程式
OH－
①無色酚酞試液
②紫色石蕊試液
③甲基橙試液
①酚酞試液變紅色
②紫色石蕊試液變藍色
③橙色甲基橙試液變黃色
CO32－
稀鹽酸(或硫酸、硝酸)、澄清石灰水
加入酸后，有無色、無味的氣體產生，該氣體能使澄清石灰水變渾濁
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，該沉淀不溶于稀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生成淺黃色沉淀，此沉淀不溶于稀HNO3
②溶液由無色變為橙色，加CCl4振蕩后，CCl4層變為橙紅色
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生成黃色沉淀，此沉淀不溶于稀HNO3
②溶液由無色變為黃色，加CCl4振蕩后，CCl4層顯紫紅色
③溶液顯藍色
①Ag＋ + I－＝AgI↓
②2I－+ Cl2 ＝I2 + 2C1－
③2I－+ Cl2 ＝I2 + 2C1－
NO3－
被檢物的濃溶液(或晶體) + H2SO4(濃) +Cu并共熱
有紅棕色氣體產生
Cu + 4H＋ + 2NO3－＝Cu2＋
+ 2NO2↑+ 2H2O
SO32－
稀鹽酸或稀硫酸
放出無色有刺激性氣味、能使品紅試液褪色的氣體
SO32－+ 2H＋＝SO2↑+ H2O
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——硅和硅酸鹽工業
1．碳族元素
[碳族元素] 包括碳(6C)、硅(14Si)、鍺(32Ge)、錫(50Sn)和鉛(82Pb)5種元素．碳族元素位于元素周期表中第ⅣA族。
[碳族元素的原子結構]
相似性：
①最外層電子數均為4個；
②主要化合價：+2價、+4價．其中C、Si、Ge、Sn的+4價化合物穩定；Pb的+2價的化合物穩定，但+4價的Pb的化合物卻是不穩定的，如PbO2具有強氧化性。
(2)遞變規律：按碳、硅、鍺、錫、鉛的順序，隨著核電荷數的增加，電子層數增多，原子半徑增大，失電子能力增強，得電子能力減弱，非金屬性減弱，金屬性增強。由于碳族元素的最外層為4個電子，因此由非金屬性向金屬性遞變的趨勢很明顯。在碳族元素的單質中，碳是非金屬；硅雖然是非金屬，但卻貌似金屬(為灰黑色固體)，且為半導體；鍺具有兩性，但金屬性比非金屬性強，為半導體；錫和鉛為金屬。
*[C60] C60與金剛石、石墨一樣，都屬于碳的同素異形體。C60是一種由60個碳原子構成的單質分子，其形狀如球狀的多面體，在C60分子中有12個五邊形和20個六邊形。
[硅]
(1)硅在自然界中的含量：硅在地殼中的含量居第二位(含量第一位的為氧元素)。
(2)硅在自然界中的存在形式：自然界中無單質硅，硅元素全部以化合態存在，如二氧化硅、硅酸鹽等．化合態的硅是構成地殼的礦石和巖石的主要成分。
(3)單質硅的物理性質：單質硅有晶體硅和無定形硅兩種。晶體硅是灰黑色、有金屬光澤、硬而脆的固體。其熔點、沸點很高，硬度很大(晶體硅的結構類似于金剛石)。晶體硅是半導體。
(4)單質硅的化學性質：
①在常溫下，硅的化學性質不活潑，不與O2、Cl2、H2SO4、HNO3等發生反應，但能與F2、HF和強堿反應。例如：Si + 2NaOH + H2O ＝Na2SiO3 + 2H2↑
②在加熱時，研細的硅能在氧氣中燃燒：Si + O2 SiO2
(5)用途：
①硅可用來制造集成電路、晶體管、硅整流器等半導體器件，還可制成太陽能電池。
②利用硅的合金，可用來制造變壓器鐵芯和耐酸設備等。
(6)工業制法．用焦炭在高溫下還原SiO2可制得含有少量雜質的粗硅：
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。石英的主要成分為二氧化硅晶體，透明的石英晶體叫做水晶，含有有色雜質的石英晶體叫做瑪瑙。二氧化硅是一種硬度很大、熔點很高的固體。
(2)化學性質：
①SiO2是酸性氧化物．例如： SiO2+CaO CaSiO3
SiO2 還可與NaOH反應：SiO2 + 2NaOH(水溶液中或熔融態) ＝Na2SiO3 + H2O
注意 a．由于SiO2與強堿溶液反應生成了粘性很強的Na2SiO3溶液，因此盛放堿性的試劑瓶不能用玻璃塞，以防止瓶塞和瓶子粘在一起．
b．SiO2不溶于水，也不與水反應．因此，不能通過SiO2與H2O反應的方法來制取其對應的水化物——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還弱。
②SiO2能與氫氟酸發生反應： 4HF + SiO2＝SiF4 + 2H2O
SiO2是玻璃的主要成分，因此盛氫氟酸的試劑瓶不能用玻璃容器（可用塑料瓶）。
(3)用途：
①二氧化硅是制造高性能通訊材料——光導纖維的重要原料。
②石英用來制造石英電子表、石英鐘。較純凈的石英用來制造石英玻璃，石英玻璃常用來制造耐高溫的化學儀器。
③水晶常用來制造電子工業中的重要部件、光學儀器、工藝品和眼鏡片等。
④瑪瑙用于制造精密儀器軸承、耐磨器皿和裝飾品。
[硅酸鹽]
(1)自然界中硅酸鹽的存在：硅酸鹽是構成地殼巖石的主要成分，自然界中存在的各種天然硅酸鹽約占地殼質量的5％。粘土的主要成分是硅酸鹽。粘土是制造陶瓷器的主要原料。
(2)用氧化物的形式來表示硅酸鹽的方法：
①先將硅酸鹽中所含的各元素用氧化物形式表示；
②將各種氧化物按下列順序進行排列，各氧化物之間用“· ”開。例如：
金屬氧化物(有多種金屬氧化物時按金屬活動順序表排列)→SiO2→H2O
Na2SiO3： Na2O·SiO2
A12(Si2O5)(OH)4： A12O3·2SiO2·2H2O
2．硅酸鹽工業
[硅酸鹽工業] 以含硅物質為原料經加熱而制成硅酸鹽產品的工業，叫做硅酸鹽工業。如制造水泥、玻璃、陶瓷等的工業都屬于硅酸鹽工業。
[水泥、玻璃、陶瓷的比較]
水 泥
玻 璃
陶 瓷
生產原料
粘土、石灰石、石膏
純堿、石灰石、石英(過量)
粘土
生產設備
水泥回轉窯
玻璃窯
生產原理
將原料磨細，混合后在水泥回轉窯中煅燒，再加入適量石膏，并研成細粉
Na2CO3+SiO2Na2SiO3+CO2↑
CaCO3+SiO2CaSiO3+CO2↑
燒制前在坯體上涂彩釉
主要成分
硅酸三鈣(3CaO·SiO2)
硅酸二鈣(2CaO·SiO2)
鋁酸三鈣(3CaO·A12O3)
Na2SiO3、CaSiO3、SiO2
（Na2SiO3·CaSiO3·4SiO2或Na2O·CaO·6SiO2）
重要性質
具有水硬性，跟水摻和攪拌并靜置后，很容易凝固變硬
無固定熔點，在一定溫度范圍內逐漸熔化（玻璃態物質）
具有抗氧性，耐高溫，絕緣，易成形
種類
礦渣硅酸鹽水泥、沸石巖水泥
有色玻璃：(加入Co2O3后的玻璃呈藍色，加入Cu2O后的玻璃呈紅色．普通玻璃呈淡綠色是因為原料中混有Fe2+)、石英玻璃、光學玻璃、玻璃纖維、鋼化玻璃
土器、陶器、炻器、瓷器
3．新型無機非金屬材料
[新型無機非金屬材料] 最初的無機非金屬材料主要是指硅酸鹽材料，所以，硅酸鹽材料也稱為傳統無機非金屬材料．隨著科學和生產技術的發展，以及人們生活的需要，一些具有特殊結構、特殊功能的新材料被相繼研制出來，如半導體材料、超硬耐高溫材料、發光材料等，這些材料稱為新型無機非金屬材料．
新型無機非金屬材料的特性主要有：①能承受高溫，強度大；②具有電學特性；③具有光學特性；④具有生物功能．
[高溫結構陶瓷和光導纖維]
高溫結構陶瓷
光導纖維(光纖)
氧化鋁陶瓷(人造剛玉)
氮化硅陶瓷
性能
經受高溫，不怕氧化，耐酸堿腐蝕，硬度大，耐磨損，密度小
傳導光能力很強，能同時傳輸大量信息；抗干擾性能好，不發生電磁輻射；通訊質量高，能防止竊聽；質量小且細，不怕腐蝕，鋪設方便
主要
用途
用作高級耐火材料；制造剛玉球磨機；制作高壓鈉燈的燈管
制造軸承、汽輪機葉片、機械密封環、永久性模具等機械構件；制造柴油機
用作長途通訊的干線；用于醫療、信息處理、傳能傳像、遙測遙控、照明等；用于能量傳輸和信息傳輸
高中化學知識點規律大全
——氮族元素
1．氮和磷
[氮族元素] 包括氮(7N)、磷、(15P)、砷(33As)、銻(51Sb)、鉍(83Bi)五種元素．氮族元素位于元素周期表中第VA族，其代表元素為氮和磷．
[氮族元素的原子結構]
(1)相似性：
①最外層電子數均為5個；
②主要化合價：氮有－3、+1、+2、+3、+4、+5價；磷和砷有－3、+3、+5價；銻、鉍有+3、+5價．
(2)遞變規律：按氮、磷、砷、銻、鉍的順序，隨著核電荷數的增加，電子層數增多，原子半徑增大，失電子能力增強，得電子能力減弱，非金屬性減弱，金屬性增強．在氮族元素的單質中，氮、磷具有較明顯的非金屬性；砷雖然是非金屬，但有一些金屬性；銻、鉍為金屬．
[氮族元素單質的物理性質]
N2
P
As
Sb
Bi
顏色
無色
白磷：白色或黃色
紅磷：紅棕色
灰砷：灰色
銀白色
銀白色或微顯紅色
狀態
氣體
固體
固體
固體
固體
密度
逐 漸 增 大
熔點、沸點
先按N2、P、As的順序逐漸升高，而后按Sb、Bi的順序逐漸降低
[氮氣]
(1)氮元素在自然界中的存在形式：既有游離態又有化合態．空氣中含N2 78％(體積分數)或75％(質量分數)；化合態氮存在于多種無機物和有機物中，氮元素是構成蛋白質和核酸不可缺少的元素．
(2)氮氣的物理性質：純凈的氮氣是無色氣體，密度比空氣略小．氮氣在水中的溶解度很小．在常壓下，經降溫后，氮氣變成無色液體，再變成雪花狀固體．
(3)氮氣的分子結構：氮分子(N2)的電子式為，結構式為N≡N．由于N2分子中的N≡N鍵很牢固，所以通常情況下，氮氣的化學性質穩定、不活潑．
(4)氮氣的化學性質：
①N2與H2化合生成NH3 N2 +3H22NH3
說明 該反應是一個可逆反應，是工業合成氨的原理．
②N2與O2化合生成NO： N2 + O22NO
說明 在閃電或行駛的汽車引擎中會發生以上反應．
(5)氮氣的用途：
①合成氨，制硝酸；
②代替稀有氣體作焊接金屬時的保護氣，以防止金屬被空氣氧化；
⑧在燈泡中填充氮氣以防止鎢絲被氧化或揮發；
④保存糧食、水果等食品，以防止腐爛；
⑤醫學上用液氮作冷凍劑，以便在冷凍麻醉下進行手術；
⑥利用液氮制造低溫環境，使某些超導材料獲得超導性能．
[NO、NO2性質的比較]
氮的氧化物
一氧化氮(NO)
二氧化氮(NO2)
物理性質
為無色、不溶于水、有毒的氣體
為紅棕色、有刺激性氣味、有毒的氣體，易溶于水
化學性質
①極易被空氣中的O2氧化：
2NO + O2= 2NO2
②NO中的氮為+2價，處于中間價態，既有氧化性又有還原性
與H2O反應：
3NO2 + H2O＝2HNO3 + NO
(工業制HNO3原理．在此反應中，NO2同時作氧化劑和還原劑)
[自然界中硝酸鹽的形成過程]
(1)電閃雷鳴時：N2+O22NO
(2) 2NO + O2= 2NO2
(3)下雨時：3NO2 + H2O＝2HNO3 + NO
(4)生成的硝酸隨雨水淋灑到土壤中，并與土壤中的礦物作用生成能被植物吸收的硝酸鹽．
[光化學煙霧] NO、NO2有毒，是大氣的污染物．空氣中的NO、NO2污染物主要來自于石油產品和煤燃燒的產物、汽車尾氣以及制硝酸工廠的廢氣．NO2在紫外線照射下，發生一系列光化學反應，產生一種有毒的煙霧——光化學煙霧．因此，NO2是造成光化學煙霧的主要因素．光化學煙霧刺激呼吸器官，使人生病甚至死亡．
[磷]
(1)磷元素在自然界中的存在形式：自然界中無游離態的磷．化合態的磷主要以磷酸鹽的形式存在于礦石中．動物的骨骼、牙齒和神經組織，植物的果實和幼芽，生物的細胞里都含有磷．
(2)單質磷的化學性質：
①與O2反應： 4P+5O22P2O5
②磷在C12中燃燒： 2P+3C12(不足量) 2PCl3 2P+5Cl2(足量) 2PCl5
[磷的同素異形體——白磷與紅磷]
磷的同素異形體
白磷
紅磷
說明
物
理
性
質
顏色、狀態
無色蠟狀固體
紅棕色粉末
①白磷與紅磷的結構不同是物理性質存在差別的原因②由兩者物理性質的不同，證明了白磷與紅磷是不同的單質
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
劇 毒
無 毒
著火點
40℃(白磷受到輕微的摩擦就會燃燒；常溫時，白磷可被氧化而發光)
240℃
化學性質
白磷、紅磷在空氣中燃燒，都生成白色的P2O5
白磷與紅磷燃燒都生成P2O5，證明它們都是由磷元素形成的單質
相互轉化
白磷紅磷
證明白磷與紅磷所含元素相同——互為同素異形體
保存方法
密封保存，少量白磷保存在水中
密封保存，防止吸濕
切削白磷應在水中進行
用 途
制造高純度磷酸；制造燃燒彈、煙幕彈
制造高純度磷酸；制農藥、安全火柴
[五氧化二磷、磷酸]
(1)五氧化二磷的性質：五氧化二磷是白色粉末狀固體，極易吸水(因此可作酸性氣體的干燥劑)．P2O5是酸性氧化物，與水反應：
P2O5+3H2O2H3PO4
(2)磷酸的性質、用途：磷酸(H3PO4)是一種中等強度的三元酸，具有酸的通性．磷酸主要用于制造磷肥，也用于食品、紡織等工業．
[氮、磷元素及其單質、化合物性質的比較]
元素
氮(N)
磷(P)
自然界中存在的形式
游離態和化合態
只有化合態
單質與O2化合的情況
N2+O22NO（易）
4P+5O22P2O5（難）
單質與H2化合的情況
N2 +3H22NH3
2P(蒸汽) + 3H22PH3
單質的化學活潑性及原因
單質活潑性：N2＜P
原因：N2分子中N≡N鍵很牢固，故N2性質穩定、不活潑
氫化物的穩定性
NH3＞PH3
最高價氧化物對應水化物的酸性
HNO3＞H3PO4
非金屬性
N＞P
2．銨鹽
[氨]
(1)氨的物理性質：
①氨是無色、有刺激性氣味的氣體，比空氣輕；②氨易液化．在常壓下冷卻或常溫下加壓，氣態氨轉化為無色的液態氨，同時放出大量熱．液態氨氣化時要吸收大量的熱，使周圍的溫度急劇下降；③氨氣極易溶于水．在常溫、常壓下，1體積水中能溶解約700體積的氨氣(因此，氨氣可進行噴泉實驗)；④氨對人的眼、鼻、喉等粘膜有刺激作用．若不慎接觸過多的氨而出現病癥，要及時吸入新鮮空氣和水蒸氣，并用大量水沖洗眼睛．
(2)氨分子的結構：NH3的電子式為，結構式為，氨分子的結構為三角錐形，N原子位于錐頂，三個H原子位于錐底，鍵角107°18′，是極性分子．
(3)氨的化學性質：
①跟水反應．氨氣溶于水時(氨氣的水溶液叫氨水)，大部分的NH3分子與H2O分子結合成NH3·H2O(叫一水合氨)．NH3·H2O為弱電解質，只能部分電離成NH4＋和OH－：
NH3 + H2ONH3·H2O NH4＋ + OH－
a．氨水的性質：氨水具有弱堿性，使無色酚酞試液變為淺紅色，使紅色石蕊試液變為藍色．氨水的濃度越大，密度反而越小(是一種特殊情況)．NH3·H2O不穩定，故加熱氨水時有氨氣逸出：
NH4＋+ OH－NH3↑+ H2O
b．氨水的組成：氨水是混合物(液氨是純凈物)，其中含有3種分子(NH3、NH3·H2O、H2O)和3種離子(NH4＋和OH－、極少量的H＋)．
c．氨水的保存方法：氨水對許多金屬有腐蝕作用，所以不能用金屬容器盛裝氨水．通常把氨水盛裝在玻璃容器、橡皮袋、陶瓷壇或內涂瀝青的鐵桶里．
d．有關氨水濃度的計算：氨水雖然大部分以NH3·H2O形式存在，但計算時仍以NH3作溶質．
②跟氯化氫氣體的反應：NH3 + HCl ＝ NH4C1
說明 a．當蘸有濃氨水的玻璃棒與蘸有濃鹽酸的玻璃棒靠近時，產生大量白煙．這種白煙是氨水中揮發出來的NH3與鹽酸揮發出來的HCl化合生成的NH4C1晶體小顆粒．
b．氨氣與揮發性酸(濃鹽酸、濃硝酸等)相遇，因反應生成微小的銨鹽晶體而冒白煙，這是檢驗氨氣的方法之—．
c．氨氣與不揮發性酸(如H2SO4、H3PO4等)反應時，無白煙生成．
③跟氧氣反應： 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O
說明 這一反應叫做氨的催化氧化(或叫接觸氧化)，是工業上制硝酸的反應原理之一．
(4)氨氣的用途：
①是氮肥工業及制造硝酸、銨鹽、純堿的原料；②是有機合成工業如合成纖維、塑料、染料、尿素等的常用原料；③用作冰機中的致冷劑．
[銨鹽]
銨鹽是由銨離子(NH4＋)和酸根陰離子組成的化合物．銨鹽都是白色晶體，都易溶于水．
(1)銨鹽的化學性質：
①受熱分解．固態銨鹽受熱都易分解．根據組成銨鹽的酸根陰離子對應的酸的性質的不同，銨鹽分解時有以下三種情況：
a．組成銨鹽的酸根陰離子對應的酸是非氧化性的揮發性酸時，則加熱時酸與氨氣同時揮發，冷卻時又重新化合生成銨鹽。例如：
NH4Cl(固) NH3↑+ HCl↑ NH3 + HCl＝NH4Cl (試管上端又有白色固體附著)
又如：
(NH4)2CO32NH3↑+ H2O + CO2↑ NH4HCO3NH3↑+ H2O + CO2↑
b．組成銨鹽的酸根陰離子對應的酸是難揮發性酸，加熱時則只有氨氣逸出，酸或酸式鹽仍殘留在容器中．如：
(NH4)2SO4NH4HSO4 + NH3↑ (NH4)3PO4H3PO4 + 3NH3↑
c．組成銨鹽的酸根陰離子對應的酸是氧化性酸，加熱時則發生氧化還原反應，無氨氣逸出．例如：
NH4NO3N2O↑+ 2H2O
②跟堿反應——銨鹽的通性．
固態銨鹽 + 強堿(NaOH、KOH)無色、有刺激性氣味的氣體試紙變藍色．例如：
(NH4)2SO4+2NaOH Na2SO4 + 2NH3↑+ 2H2O
NH4NO3+NaOHNaNO3 + NH3↑+ H2O
說明：a．若是銨鹽溶液與燒堿溶液共熱，則可用離子方程式表示為：
NH4＋+ OH－NH3↑+ H2O
b．若反應物為稀溶液且不加熱時，則無氨氣逸出，用離子方程式表示
為：NH4＋+ OH－＝NH3· H2O
c．若反應物都是固體時，則只能用化學方程式表示．
(2)氮肥的存放和施用．銨鹽可用作氮肥．由于銨鹽受熱易分解，因此在貯存時應密封包裝并存放在陰涼通風處；施用氮肥時應埋在土下并及時灌水，以保證肥效．
[銨鹽(NH4＋)的檢驗] 將待檢物取出少量置于試管中，加入NaOH溶液后，加熱，用濕潤的紅色石蕊試紙在管口檢驗，若試紙變藍色，則證明待檢物中含銨鹽(NH4＋)．
[氨氣的實驗室制法]
(1)反應原理：固態銨鹽[如NH4Cl、(NH4)2SO4等]與消石灰混合共熱：
2NH4Cl+Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3↑+ 2H2O
(2)發生裝置類型：固體+固體氣體型裝置(與制O2相同)．
(3)干燥方法：常用堿石灰(CaO和NaOH的混合物)作干燥劑．不能用濃H2SO4、P2O5等酸性干燥劑和CaCl2干燥氨氣，因為它們都能與氨氣發生反應(CaCl2與NH3反應生成CaCl2·8NH3)．
(4)收集方法：只能用向下排氣法，并在收集氨氣的試管口放一團棉花，以防止氨氣與空氣形成對流而造成制得的氨氣不純．
(5)驗滿方法；①將濕潤的紅色石蕊試紙接近集氣瓶口，若試紙變藍色，則說明氨氣已充滿集氣瓶；②將蘸有濃鹽酸的玻璃棒接近集氣瓶口，有白煙產生，說明氨氣已充滿集氣瓶．
注意 ①制氨氣所用的銨鹽不能用NH4NO3、NH4HCO3、(NH4)2CO3等代替，因為NH4NO3在加熱時易發生爆炸，而NH4HCO3、(NH4)2CO3極易分解產生CO2氣體使制得的NH3不純．
②消石灰不能用NaOH、KOH等強堿代替，因為NaOH、KOH具有吸濕性，易潮解結塊，不利于生成的氨氣逸出，而且NaOH、KOH對玻璃有強烈的腐蝕作用．
③NH3極易溶于水，制取和收集的容器必須干燥．
④實驗室制取氨氣的另一種常用方法：將生石灰或燒堿加入濃氨水中并加熱．有關反應的化學方程式為： CaO + NH3·H2OCa(OH)2 + NH3↑
加燒堿的作用是增大溶液中的OH－濃度，促使NH3·H2O轉化為NH3，這種制氨氣的發生裝置與實驗室制Cl2、HCl氣體的裝置相同．
3．硝酸
[硝酸]
(1)物理性質：
①純硝酸是無色、易揮發(沸點為83℃)、有刺激性氣味的液體．打開盛濃硝酸的試劑瓶蓋，有白霧產生．(與鹽酸相同)
②質量分數為98％以上的濃硝酸揮發出來的HNO3蒸氣遇空氣中的水蒸氣形成的極微小的硝酸液滴而產生“發煙現象”．因此，質量分數為98％以上的濃硝酸通常叫做發煙硝酸．
(2)化學性質：
①具有酸的一些通性．例如： CaCO3 + 2HNO3(稀)＝Ca(NO3)2 + CO2↑+ H2O
(實驗室制CO2氣體時，若無稀鹽酸可用稀硝酸代替)
②不穩定性．HNO3見光或受熱發生分解，HNO3越濃，越易分解．硝酸分解放出的NO2溶于其中而使硝酸呈黃色．有關反應的化學方程式為：
4HNO32H2O + 4NO2↑+O2↑
③強氧化性：不論是稀HNO3還是濃HNO3，都具有極強的氧化性．HNO3濃度越大，氧化性越強．其氧化性表現在以下幾方面：
a．幾乎能與所有金屬(除Hg、Au外)反應．當HNO3與金屬反應時，HNO3被還原的程度(即氮元素化合價降低的程度)取決于硝酸的濃度和金屬單質還原性的強弱．對于同一金屬單質而言，HNO3的濃度越小，HNO3被還原的程度越大，氮元素的化合價降低越多．一般反應規律為：
金屬 + HNO3(濃) → 硝酸鹽 + NO2↑ + H2O
金屬 + HNO3(稀) → 硝酸鹽 + NO↑ + H2O
較活潑的金屬(如Mg、Zn等) + HNO3(極稀) → 硝酸鹽 + H2O + N2O↑(或NH3等)
金屬與硝酸反應的重要實例為：
3Cu + 8HNO3(稀) ＝ 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O
該反應較緩慢，反應后溶液顯藍色，反應產生的無色氣體遇到空氣后變為紅棕色(無色的NO被空氣氧化為紅棕色的NO2)。實驗室通常用此反應制取NO氣體．
Cu + 4HNO3(濃) ＝ Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O
該反應較劇烈，反應過程中有紅棕色氣體產生．此外，隨著反應的進行，硝酸的濃度漸漸變稀，反應產生的氣體是NO2、NO等的混合氣體．
b．常溫下，濃HNO3能將金屬Fe、A1鈍化，使Fe、A1的表面氧化生成一薄層致密的氧化膜．因此，可用鐵或鋁制容器盛放濃硝酸，但要注意密封，以防止硝酸揮發變稀后與鐵、鋁反應．(與濃硫酸相似)
c．濃HNO3與濃鹽酸按體積比1∶3配制而成的混合液叫王水．王水溶解金屬的能力更強，能溶解金屬Pt、Au．
d．能把許多非金屬單質(如C、S、P等)氧化，生成最高價含氧酸或最高價非金屬氧化物．例如：
C + 4HNO3(濃) ＝ CO2↑+ 4NO2↑+ 2H2O
e．能氧化某些具有還原性的物質，如H2S、SO2、Na2SO3、HI、HBr、Fe2＋等．應注意的是，NO3－無氧化性，而當NO3－在酸性溶液中時，則具有強氧化性．例如，在Fe(NO3)2溶液中加入鹽酸或硫酸，因引入了H＋而使Fe2＋被氧化為Fe3＋；又如，向濃HNO3與足量的Cu反應后形成的Cu(NO3)2中再加入鹽酸或硫酸，則剩余的Cu會與后來新形成的稀HNO3繼續反應．
f．能氧化并腐蝕某些有機物，如皮膚、衣服、紙張、橡膠等．因此在使用硝酸(尤其是濃硝酸)時要特別小心，萬一不慎將濃硝酸弄到皮膚上，應立即用大量水沖洗，再用小蘇打或肥皂液洗滌．
(3)保存方法．硝酸易揮發，見光或受熱易分解，具有強氧化性而腐蝕橡膠，因此，實驗室保存硝酸時，應將硝酸盛放在帶玻璃塞的棕色試劑瓶中，并貯存在黑暗且溫度較低的地方．
(4)用途．硝酸是一種重要的化工原料，可用于制造炸藥、染料、塑料、硝酸鹽等．
*[亞硝酸鹽]
(1)亞硝酸鈉的性質：亞硝酸鈉(NaNO2)是無色或淺黃色晶體，外觀類似食鹽，有咸味，易溶于水，有毒．既具有氧化性又具有還原性．
(2)亞硝酸鈉的存在：①長時間加熱煮沸或反復加熱沸騰的水，由于水中NO3－濃度增大，飲用后部分NO3－在人體內被還原為NO㈠②腐爛的蔬菜中；⑧腌制的食品如酸菜、肉制品中．
(3)亞硝酸鹽的用途：①用于印染、漂白等行業；②在某些食品如臘肉、香腸中用作防腐劑和增色劑；⑧用作混凝土的摻合劑等．
(4)亞硝酸鹽對人體的危害．亞硝酸鹽是一種潛在的致癌物質，過量或長期食用對人體會造成危害．若誤食亞硝酸鹽或食用含有過量的亞硝酸鹽的食物，會出現嘴唇、指甲、皮膚發紫以及頭暈、嘔吐、腹瀉等癥狀，嚴重時可致人死亡．所以，國家對食品中的亞硝酸鹽的含量有嚴格的限制．
4．氧化還原反應方程式的配平
[氧化還原反應方程式的配平]
氧化還原反應方程式的配平包括氧化還原反應化學方程式的配平和氧化還原反應離子方程式的配平．
(1)配平的原則：
①質量守恒原則：反應前后各元素的原子個數相等．
②化合價守恒原則：氧化劑化合價降低的總數與還原劑化合價升高的總數相等．
③電荷守恒原則：離子方程式兩邊陰、陽離子所帶的正、負電荷的總數相等．
(2)配平的一般步驟：
①“標價態”．將反應前后價態發生了改變的元素的化合價標出．
②“列變化”．根據所標價態，列出化合價升高值和降低值．
③“求總數”．用最小公倍數法使化合價升降的總數相等，以保證化合價守恒．
④“配系數”．先將氧化劑、還原劑、氧化產物和還原產物配平后，再配平價態未發生變化的物質(一般為酸、堿、水)，以保證質量守恒和電荷守恒．
(3)配平的一般方法：
在具體涉及到一個氧化還原反應方程式的配平時，究竟是先配反應物還是產物，或是先配氧化劑及其還原產物、再配還原劑及其氧化產物，則需根據不同的氧化還原反應方程式作具體分析．
①順向法．配系數時，先配反應物、后配生成物．適用情況：這種配平方法適用于大多數的氧化還原反應方程式的配平，尤其是下列幾類反應的配平，
a．有兩種以上元素被氧化或還原的反應；
b．歸中反應；
c．氧化劑或還原劑的化學式中有腳標的反應．
例1 配平化學方程式： FeS2 + O2一Fe2O3 + SO2
分析 從化學式可知，在反應過程中Fe：+2價→+3價，S：－1價→+4，O：0價→－2價，其中Fe、S元素化合價升高，FeS2中S元素有腳標2，故化合價升高數為：1 + 5×2＝11；O元素化合價降低且O元素有腳標2，故化合價降低數為：2×2＝4．顯然，兩者的最小公倍數為44，則在FeS2前配上系數4，在O2前配上系數11，這樣就配好了反應物．即：
4FeS2 + 11O2 — Fe2O3 + SO2
再根據質量守恒原則配平生成物Fe2O3和SO2，得到配平后的化學方程式如下：
4FeS2 + 11O2 ＝ 2Fe2O3 + 8SO2 答案： 略．
②逆向法．配系數時，先配生成物、再配反應物．適用情況：
a．歧化反應；
b．某元素被氧化或還原成不止一種價態的產物的反應；
c．產物的化學式中有腳標的反應．
例2 配平化學方程式： S + KOH —K2S + K2SO3
分析 反應過程中只有S元素的化合價發生變化，且在反應后。0價的S元素部分降低至－2價，部分升高至+4價．在配平時，先配產物K2S、K2SO3，由于化合價升降的最小公倍數為4，因此，在化學式K2SO3前配系數l (注意：系數為1時通常不寫，但有些題目在化學式前打上方框或括號，則此時必須將系數1填入)，在K2S前配系數2．即：
S + KOH － 2K2S + K2SO3
再配反應物S和KOH．為了保證反應前后O、H元素的原子個數守恒，在產物中還應加上H2O，這樣得到配平后的化學方程式如下：
3S + 6KOH ＝ 2K2S + K2SO3 + 3H2O 答案：略．
③交叉法．配系數時，先配氧化劑及其對應的還原產物(或先配還原劑及其對應的氧化產物)，再配另一反應物及其對應的產物．適用情況：
a．某一反應物有腳標，其對應的產物也有腳標的反應；
b．某反應物在反應中既作氧化劑(或還原劑)又起酸(既生成鹽)的作用(一般為HNO3、H2SO4、HCl等酸)的反應．
例3 配平化學方程式Cu2S + HNO3 — Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO，求出氧化劑與還原劑的物質的量之比．
分析 在反應中Cu2S為還原劑，其中的Cu、S兩種元素均被氧化；HNO3中的N元素的化合價只有部分發生變化，既作氧化劑同時又起了酸的作用．因此配平時，先配Cu2S(有腳標)及其對應氧化產物Cu(NO3)2和H2SO4．Cu2S中化合價升高的總數為：1×2 + 8＝10，HNO3中N元素化合價降低數為3，故最小公倍數為30，于是有：
3Cu2S + HNO3 — 6Cu(NO)3 + 3H2SO4 + NO
再配HNO3和NO的系數．顯然，NO前的系數應為10，HNO3前的系數應為參與氧化還原反應并作氧化劑的HNO3和未參與氧化還原反應的HNO3的總和：10 + 6×2 ＝22．最后根據各元素反應前后原子個數守恒，在產物中添加H2O并配上系數8．
答案：3Cu2S + 22HNO3 ＝ 6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO↑+ 8H2O
氧化劑與還原劑的物質的量之比為10∶3．
5．有關化學方程式的計算
[有一種反應物過量的計算]
在化學反應中，反應物之間是按化學方程式所確定的質量比進行反應的．若反應中給出了一種反應物的質量，而其他反應物是足量的或過量的，則可利用已知的反應物的質量求算生成物的質量．若反應中的兩種反應物的質量都已給出，則應先通過計算判斷兩種反應物是否恰好完全反應，如果不是恰好完全反應，應判斷哪種反應物有剩余(即過量)，然后再根據不足量的反應物求算生成物的質量．
判斷反應物過量的方法有：
(1)假設法．假設一種反應物A完全反應，根據A的質量求算出與A恰好反應的另一反應物B的質量χ(B)，再將χ(B)與題給的B的質量m(B)相比較．
若χ(B)＜m(B)，則假設成立，即B過量，A完全反應，應以A求算生成物的量；
若χ(B)＞m(B)，則假設不成立，即A過量，B完全反應，應以B求算生成物的量．
(2)比較法．設A與B按化學方程式所確定的質量分別為M(A)和M(B)，然后將題目所給的質量m(A)與m(B)分別與M(A)和M(B)相比，再看比較結果的大小．
若＞，則反應物A過量，B反應完全，用B求算生成物的量；
若＜，則反應物B過量，A反應完全，用A求算生成物的量；
若＝，則A與B恰好完全反應，用A或B求算生成物的量均可．
(3)交叉法．將兩種反應物的質量m(A)、m(B)分別列入化學方程式中對應物質的質量M(A)、M(B)之下，然后交叉相乘，乘積大者的已知量為過量，小者則反應完全．例如，M(B)·m(A)＞M(A)·m(B)時，反應物A過量，B反應完全．
注意 在進行有一種反應物過量的計算時，還要考慮生成物是否與過量的反應物繼續反應，若繼續反應，又要進一步判斷繼續反應時哪一種反應物過量，再進行下一步計算．
例1 將3.3 gCO2通入含3.7 gCa(OH)2的澄清石灰水中，問能產生CaCO3沉淀多少克?
分析 此題中兩種反應物的質量都已給出．若CO2氣體過量，則反應生成的CaCO3與可能過量的CO2會再發生反應，生成Ca(HCO3)2，使生成的CaCO3部分溶解．
解：先判斷CO2氣體與Ca(OH)2哪個過量．
設3.3 g CO2完全反應需Ca(OH)2 χ g，則
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的質量小于題給的質量，故Ca(OH)2為不足量，CO2過量．用不足量的Ca(OH)2求算CaCO3的質量．
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
又判斷CO2與CaCO3哪個過量．
CaCO3 + CO2 + H2O ＝ Ca(HCO3)2
100 44
5.0 1.1
＞，比值大者為過量．所以CaCO3過量，用CO2求算溶解的CaCO3的質量．
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的質量為：m(CaCO3)＝ml (CaCO3)－m2 (CaCO3)＝5.0－2.5＝2.5（g）
即生成的CaCO3沉淀為2.5 g．答案：略．
[多步反應的計算]
從最初的原料反應物經過多步反應變成最后的產物，要求根據反應物的量計算生成物的量或者根據生成物的量求算反應物的量時，可用關系式法求解．關系式法的解題原理是：根據多步反應中的每一步化學方程式，找出最初反應物與最終生成物之間的物質的量的關系，一步列式進行計算．
多步反應計算的一般步驟為：
(1)寫出各步反應的化學方程式并配平；
(2)根據化學方程式找出可作為中介的物質，并確定最初反應物、中介物質及最終生成物之間量的關系；
(3)確定最初反應物和最終生成物之間的量的關系；
(4)根據所確定的最初反應物與最終生成物之間的量的關系和已知條件進行計算
注意 ①若最初的反應物與最終的生成物含有相同元素，則可直接利用元素的原子個數守恒來列式計算．例如，接觸法制H2SO4時，若用FeS2為原料，則有：FeS2～2H2SO4；若用S為原料，則有：S～H2SO4．
②若在反應的各步均有反應物損失，可利用下列關系進行計算：
a．每步反應的轉化率可累積到原料或產物上；
b．某一化合物中的某一元素的損失率等于該化合物的損失率．例如：
S的損失率＝FeS2的損失率；
c．原料利用率＝1－原料損失率．
例2 接觸法制硫酸尾氣中的SO2可用氨水吸收，吸收達到飽和后的溶液再與93％的硫酸反應，可放出SO2并得到(NH4)2SO4溶液．此法可制得較純的SO2，將(NH4)2SO4溶液經結晶、分離、干燥后可制得固體硫酸銨肥料．
(1)寫出有關反應的化學方程式．
(2)某廠每天排放含SO2的體積分數為0.2％的尾氣10 000 m3，問每天要消耗同溫、同壓下(標準狀況)的氨氣多少立方米？可得到硫酸銨多少千克?
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)從上述反應①、②可知：
2SO2～2NH3·H2O～2NH3～2NH4HSO3～(NH4)2SO4
則SO2與NH3之間的比例關系為：
SO2 ～ NH3
1 l
10 000×0.2％ V(NH3)
V(NH3) ＝＝20 (m3)
又由上述關系知，SO2與(NH4)2SO4的關系為：
2SO2 ～ (NH4)2SO4
2×64 132
m[(NH4)2SO4]
m[(NH4)2SO4]＝＝58.9 （kg）
故每天消耗氨氣20m3，可生產硫酸銨58.9 kg．
答案：略．
說明 此題利用關系式求硫酸銨的質量時，要注意SO2最后并未進入硫酸銨中，但通過與NH3反應生成NH4HSO3再與H2SO4反應制得硫酸銨，各步反應的化學計量數一定，不考慮損耗則量比關系一定，因此仍可找出SO2與硫酸銨之間的關系．
高中化學知識點規律大全
——化學平衡
1．化學反應速率
[化學反應速率的概念及其計算公式]
(1)概念：化學反應速率是用來衡量化學反應進行的快慢程度，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示．單位有mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1
(2)計算公式：某物質X的化學反應速率：
注意 ①化學反應速率的單位是由濃度的單位(mol·L－1)和時間的單位(s、min或h)決定的，可以是mol·L－1·s－1、mol·L－1·min－1或mol·L－1·h－1，在計算時要注意保持時間單位的一致性．
②對于某一具體的化學反應，可以用每一種反應物和每一種生成物的濃度變化來表示該反應的化學反應速率，雖然得到的數值大小可能不同，但用各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中相應物質的化學計量數之比．如對于下列反應：
mA + nB ＝ pC + qD
有：∶∶∶＝m∶n∶p∶q
或：
③化學反應速率不取負值而只取正值．
④在整個反應過程中，反應不是以同樣的速率進行的，因此，化學反應速率是平均速率而不是瞬時速率．
[有效碰撞] 化學反應發生的先決條件是反應物分子(或離子)之間要相互接觸并發生碰撞，但并不是反應物分子(或離子)間的每一次碰撞都能發生化學反應．能夠發生化學反應的一類碰撞叫做有效碰撞．
[活化分子] 能量較高的、能夠發生有效碰撞的分子叫做活化分子．
說明 ①活化分子不一定能夠發生有效碰撞，活化分子在碰撞時必須要有合適的取向才能發生有效碰撞．②活化分子在反應物分子中所占的百分數叫做活化分子百分數．當溫度一定時，對某一反應而言，活化分子百分數是一定的．活化分子百分數越
大，活化分子數越多，有效碰撞次數越多．
[影響化學反應速率的因素]
影響因素
對化學反應速率的影響
說明或舉例
反應物本
身的性質
不同的化學反應有不同的反應速率
Mg粉和Fc粉分別投入等濃度的鹽酸中時，Mg與鹽酸的反應較劇烈，產生H2的速率較快
濃 度
其他條件不變時，增大(減小)反應物的濃度，反應速率增大(減小)
①增大(減小)反應物濃度，單位體積內活化分子數增多(減少)，有效碰撞次數增多(減少)，但活化分子百分數不變②氣、固反應或固、固反應時，固體的濃度可認為是常數，因此反應速率的大小只與反應物之間的接觸面積有關，而與固體量的多少無關．改變固體的量不影響反應速率
壓 強
溫度一定時，對于有氣體參加的反應，增大(減小)壓強，反應速率增大(減小)
①改變壓強，實際是改變氣體的體積，使氣體的濃度改變，從而使反應速率改變②改變壓強，不影響液體或固體之間的反應速率
溫 度
升高(降低)反應溫度，反應速率增大(減小)
①通常每升高10℃，反應速率增大到原來的2～4倍②升溫，使反應速率加快的原因有兩個方面：a．升溫后，反應物分子的能量增加，部分原來能量較低的分子變為活化分子，增大了活化分子百分數，使有效碰撞次數增多(主要方面)；b．升高溫度，使分子運動加快，分子間的碰撞次數增多(次要方面)
催化劑
增大化學反應速率
催化劑增大化學反應速率的原因：降低了反應所需的能量(這個能量叫做活化能)，使更多的反應物分子成為活化分子，增大了活化分子百分數，從而使有效碰撞次數增多
光、反應物顆粒的大小等
將反應混合物進行光照、將塊狀固體粉碎等均能增大化學反應速率
AgBr、HClO、濃HNO3等見光分解加快，與鹽酸反應時，大理石粉比大理石塊的反應更劇烈
2．化學平衡
[化學平衡]
(1)化學平衡研究的對象：可逆反應的規律．
①可逆反應的概念：在同一條件下，既能向正反應方向進行同時又能向逆反應方向進行的反應，叫做可逆反應．可逆反應用可逆符號“”表示．
說明 a．絕大多數化學反應都有一定程度的可逆性，但有的逆反應傾向較小，從整體看實際上是朝著同方向進行的，例如NaOH + HCl ＝ NaCl + H2O．
b．有氣體參加或生成的反應，只有在密閉容器中進行時才可能是可逆反應．如CaCO3受熱分解時，若在敞口容器中進行，則反應不可逆，其反應的化學方程式應寫為：CaCO3CaO + CO2↑；若在密閉容器進行時，則反應是可逆的，其反應的化學方程式應寫為：CaCO3CaO + CO2
②可逆反應的特點：反應不能進行到底．可逆反應無論進行多長時間，反應物都不可能100％地全部轉化為生成物．
(2)化學平衡狀態．
①定義：一定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物(包括反應物和生成物)中各組分的質量分數(或體積分數)保持不變的狀態．
②化學平衡狀態的形成過程：在一定條件下的可逆反應里，若開始時只有反應物而無生成物，根據濃度對化學反應速率的影響可知，此時ν正最大而ν逆為0．隨著反應的進行，反應物的濃度逐漸減小，生成物的濃度逐漸增大，則ν正越來越小而ν逆越來越大．當反應進行到某一時刻，ν正＝ν逆，各物質的濃度不再發生改變，反應混合物中各組分的質量分數(或體積分數)也不再發生變化，這時就達到了化學平衡狀態．
(3)化學平衡的特征：
①“動”：化學平衡是動態平衡，正反應和逆反應仍在繼續進行，即ν正＝ν逆≠0．
②“等”：達平衡狀態時，ν正＝ν逆，這是一個可逆反應達平衡的本質．ν正＝ν逆的具體含意包含兩個方面：a．用同一種物質來表示反應速率時，該物質的生成速率與消耗速率相等，即單位時間內消耗與生成某反應物或生成物的量相等；b．用不同物質來表示時，某一反應物的消耗速率與某一生成物的生成速率之比等于化學方程式中相應物質的化學計量數之比．
③“定”：達平衡時，混合物各組分的濃度一定；質量比(或物質的量之比、體積比)一定；各組分的質量分數(或摩爾分數、體積分數)一定；對于有顏色的物質參加或生成的可逆反應，顏色不改變．同時，反應物的轉化率最大．
對于反應前后氣體分子數不相等的可逆反應，達平衡時：氣體的總體積(或總壓強)一定；氣體的平均相對分子質量一定；恒壓時氣體的密度一定(注意：反應前后氣體體積不變的可逆反應，不能用這個結論判斷是否達到平衡)．
④“變”．一個可逆反應達平衡后，若外界條件(濃度、溫度、壓強)改變，使各組分的質量(體積、摩爾、壓強)分數也發生變化，平衡發生移動，直至在新的條件下達到新的平衡(注意：若只是濃度或壓強改變，而ν正仍等于ν逆，則平衡不移動)．反之，平衡狀態不同的同一個可逆反應，也可通過改變外界條件使其達到同一平衡狀態．
⑤化學平衡的建立與建立化學平衡的途徑無關．對于一個可逆反應，在一定條件下，反應無論從正反應開始，還是從逆反應開始，或是正、逆反應同時開始，最終都能達到同一平衡狀態．具體包括：
a．當了T、V一定時，按化學方程式中各物質化學式前系數的相應量加入，并保持容器內的總質量不變，則不同起始狀態最終可達到同一平衡狀態．
b．當T、P一定(即V可變)時，只要保持反應混合物中各組分的組成比不變(此時在各種情況下各組分的濃度仍然相等，但各組分的物質的量和容器內的總質量不一定相等)，則不同的起始狀態最終也可達到同一平衡狀態．
如在恒溫、恒壓時，對于可逆反應：N2 + 3H22NH3，在下列起始量不同情況下達到的是同一平衡狀態．
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．對于反應前后氣體體積相等的可逆反應，不論是恒溫、恒容或是恒溫、恒壓，在不同的起始狀態下，將生成物“歸零”后，只要反應物的物質的量之比不變，就會達到同一平衡狀態．
如：H2(g) + I2(g) 2HI(g)等．
[判斷化學平衡狀態的依據]
mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)
反應混合物中各組分的含量
①各組分的物質的量或各組分的摩爾分數一定
達平衡狀態
②各組分的質量或各組分的質量分數一定
達平衡狀態
③各組分的體積或體積分數一定
達平衡狀態
④總體積、總壓強或總物質的量一定
不一定達平衡狀態
ν正與ν逆的關系
①單位時間內消耗m mol A，同時生成m mol A，
達平衡狀態
②單位時間內消耗m mol A（或n mol B），同時消耗p mol C（或q mol D），既ν正＝ν逆
達平衡狀態
③∶∶∶＝m∶n∶p∶q，此時ν正不一定等于ν逆
不一定達平衡狀態
④單位時間內生成了p mol C（或q mol D）同時消耗了m mol A（或n mol B），此時均指ν正
不一定達平衡狀態
壓 強
①m+n≠p+q時，總壓強一定
達平衡狀態
②m+n＝p+q時，總壓強一定
不一定達平衡狀態
混合氣體的平均相對分子質量Mr
①當m+n≠p+q時，Mr一定
達平衡狀態
②當m+n＝p+q時，Mr一定
不一定達平衡狀態
混合氣體的密度
恒溫、恒壓或恒溫、恒容時，密度一定
不一定達平衡狀態
[化學平衡常數] 在一定溫度下，當一個可逆反應達到平衡狀態時，生成物的平衡濃度用化學方程式中的化學計量數作為指數的乘積與反應物的平衡濃度用化學方程式中的化學計量數作為指數的乘積的比值是一個常數，這個常數叫做化學平衡常數，簡稱平衡常數．用符號K表示．
(1)平衡常數K的表達式：對于一般的可逆反應：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)
當在一定溫度下達到化學平衡時，該反應的平衡常數為：
注意：a．在平衡常數表達式中，反應物A、B和生成物C、D的狀態全是氣態，c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均為平衡時的濃度．b．當反應混合物中有固體或純液體時，他們的濃度看做是一個常數，不寫入平衡常數的表達式中．例如，反應在高溫下 Fe3O4(s) + 4H2 3Fe(s) + H2O(g)
的平衡常數表達式為：
又如，在密閉容器中進行的可逆反應CaCO3(s) CaO(s) + CO2↑的平衡常數表達式為：
K＝c(CO2)
c．平衡常數K的表達式與化學方程式的書寫方式有關．例如：
N2 + 3H22NH3
2NH3N2 + 3H2
N2 +H2NH3
顯然，K1、K2、K3具有如下關系：，
(2)平衡常數K值的特征：
①K值的大小與濃度、壓強和是否使用催化劑無關．即對于一個給定的反應，在一定溫度下，不論起始濃度(或壓強)和平衡濃度(或壓強)如何，也不論是否使用催化劑，達平衡時，平衡常數均相同．
②K值隨溫度的變化而變化．對于一個給定的可逆反應，溫度不變時，K值不變(而不論反應體系的濃度或壓強如何變化)；溫度不同時，K值不同．因此，在使用平衡常數K值時，必須指明反應溫度．
(3)平衡表達式K值的意義：
①判斷可逆反應進行的方向．對于可逆反應：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)，如果知道在一定溫度下的平衡常數，并且知道某個時刻時反應物和生成物的濃度，就可以判斷該反應是否達到平衡狀態，如果沒有達到平衡狀態，則可判斷反應進行的方向．
將某一時刻時的生成物的濃度用化學方程式中相應的化學計量數為指數的乘積，與某一時刻時的反應物的濃度用化學方程式中相應的化學計量數為指數的乘積之比值，叫做濃度商，用Q表示．即：
當Q＝K時，體系達平衡狀態；當Q＜K，為使Q等于K，則分子(生成物濃度的乘積)應增大，分母(反應物濃度的乘積)應減小，因此反應自左向右(正反應方向)進行，直至到達平衡狀態；同理，當Q＞K時，則反應自右向左(逆反應方向)進行，直至到達平衡狀態．
②表示可逆反應進行的程度．
K值越大，正反應進行的程度越大(平衡時生成物的濃度大，反應物的濃度小)，反應物的轉化率越高；K值越小，正反應進行的程度越小，逆反應進行的程度越大，反應物的轉化率越低．
[反應物平衡轉化率的計算公式]
某一反應物的平衡轉化率＝％
＝％
說明 計算式中反應物各個量的單位可以是mol·L－1”、mol，對于氣體來說還可以是L或mL，但必須注意保持分子、分母中單位的一致性．
3．影響化學平衡移動的條件
[化學平衡的移動] 已達平衡狀態的可逆反應，當外界條件(濃度、溫度、壓強)改變時．由于對正、逆反應速率的影響不同，致使ν正≠ν逆，則原有的化學平衡被破壞，各組分的質量(或體積)分數發生變化，直至在新條件一定的情況下ν正′＝ν逆′，而建立新的平衡狀態．這種可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立，由原平衡狀態向新化學平衡狀態的轉化過程，稱為化學平衡的移動．
說明 (1)若條件的改變使ν正＞ν逆，則平衡向正反應方向移動；若條件的改變使ν正＜ν逆，則平衡向逆反應方向移動．但若條件改變時，ν正仍然等于ν逆，則平衡沒有發生移動．
(2)化學平衡能夠發生移動，充分說明了化學平衡是一定條件下的平衡狀態，是一種動態平衡．
(3)化學平衡發生移動而達到新的平衡狀態時，新的平衡狀態與原平衡狀態主要的不同點是：①新的平衡狀態的ν正或ν逆與原平衡狀態的ν正或ν逆不同；②平衡混合物里各組分的質量(或體積)分數不同．
[影響化學平衡的因素]
(1)濃度對化學平衡的影響．一般規律：當其他條件不變時，對于已達平衡狀態的可逆反應，若增加反應物濃度或減少生成物濃度，則平衡向正反應方向移動(即向生成物方向移動)；若減少反應物濃度或增加生成物濃度，則平衡向逆反應方向移動(即向反應物方向移動)．
特殊性：對于氣體與固體或固體與固體之間的反應，由于固體的濃度可認為是常數，因此改變固體的量平衡不發生移動．如反應C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)達平衡狀態后，再加入焦炭的量，平衡不發生移動．
說明 ①濃度對化學平衡的影響，可用化學反應速率與濃度的關系來說明．對于一個已達平衡狀態的可逆反應，ν正＝ν逆．若增大反應物的濃度，則ν正增大，而，ν逆增大得較慢，使平衡向正反應方向移動．如果減小生成物的濃度，這時雖然，ν正并未增大，但ν逆減小了，同樣也使，ν正＞ν逆，使平衡向正反應方向移動．同理可分析出：增大生成物的濃度或減小反應物的濃度時，平衡向逆反應方向移動．
②在生產上，往往采用增大容易取得的或成本較低的反應物濃度的方法，使成本較高的原料得到充分利用．例如，在硫酸工業里，常用過量的空氣使SO2充分氧化，以生成更多的SO3．
(2)壓強對化學平衡的影響．一般規律：對于有氣體參加且反應前后氣體體積不相等的可逆反應，在其他條件不變的情況下，若增大壓強(即相當于縮小容器的體積)，則平衡向氣體總體積減小的方向移動，若減小壓強(即增大容器的體積)，則平衡向氣體總體積增大的方向移動．
特殊性：①對于反應前后氣體總體積相等的可逆反應達平衡后，改變壓強，平衡不發生移動，但氣體的濃度發生改變．例如可逆反應H2(g) + I2(g)2HI(g)達平衡后，若加大壓強，平衡不會發生移動，但由于容器體積減小，使平衡混合氣各組分的濃度增大，氣體的顏色加深(碘蒸氣為紫紅色)．②對于非氣態反應(即無氣體參加和生成的反應)，改變壓強，此時固、液體的濃度未改變，平衡不發生移動。
③恒溫、恒容時充入不參與反應的氣體，此時雖然容器內的壓強增大了，但平衡混合氣中各組分的濃度并未改變，所以平衡不移動．
說明 ①壓強對平衡的影響實際上是通過改變容器的容積，使反應混合物的濃度改變，造成ν正≠ν逆。而使平衡發生移動．因此，有時雖然壓強改變了，但ν正仍等于ν正，則平衡不會移動．
②對于有氣體參加且反應前后氣體體積不相等的可逆反應，增大壓強，ν正、ν逆都會增大，減小壓強，ν正、ν逆都會減小，但由于ν正、ν逆增大或減小的倍數不相同，從而導致平衡發生移動．例如，可逆反應N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)在一定溫度和壓強下達到平衡后，其平衡常數K為：

若將壓強增至原來的2倍，則各組分的濃度增至原來的2倍．此時：

由于在一定溫度下，K值為常數，要使上式的值仍等于K，則必須使c(NH3)增大、c(N2)和c(H2)減小，即平衡向合成NH3的方向(正反應方向)移動．
③對于反應前后氣體總體積相等的可逆反應，改變壓強，ν正與ν逆的變化程度相同，ν正仍然等于ν逆。，故平衡不發生移動．例如，可逆反應H2(g) + I2(g) 2HI(g)在一定溫度和壓強下達到平衡后，其平衡常數K為：

若將壓強增至原來的2倍，則各組分的濃度增至原來的2倍．此時：

上式的值仍與K值相等，即平衡不發生移動．
(3)溫度對化學平衡的影響．一般規律：當其他條件不變時，升高溫度，使平衡向吸熱方向移動；降低溫度，則使平衡向放熱反應方向移動．
說明 ①化學反應過程均有熱效應．對于一個可逆反應來說，如果正反應是放熱反應，則逆反應必為吸熱反應．
②當升高(降低)溫度時，ν正、ν逆會同時增大(減小)，但二者增大(減小)的倍數不相同，從而導致化學平衡發生移動．(化學平衡移動原理(勒夏特列原理))
(1)原理內容：如果改變影響平衡的一個條件(如溫度、壓強或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動．
(2)勒夏特列原理適用的范圍：已達平衡的體系(如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡等)．勒夏特列原理不適用于未達平衡的體系，如對于一個剛從反應物開始進行的氣相可逆反應來說，增大壓強，反應總是朝著正反應方向進行的，由于未達平衡，也就無所謂平衡移動，因而不服從勒夏特列原理．
(3)勒夏特列原理適用的條件：只限于改變影響平衡的一個條件．當有兩個或兩個以上的條件同時改變時，如果這些條件對平衡移動的方向是一致的，則可增強平衡移動．但如果這些條件對平衡移動的方向影響不一致，則需分析哪一個條件變化是影響平衡移動的決定因素．
(4)勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發生移動的結果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變．也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面．
[催化劑與化學平衡的關系] 使用催化劑能同等程度地增大ν正、ν逆，因此，在一個可逆反應中使用催化劑時，能縮短反應達到平衡時所需的時間．但由于ν正仍等于ν逆，所以，使用催化劑對化學平衡的移動沒有影響，不能改變平衡混合物中各組分的百分比組成．
[反應物用量對平衡轉化率的影響]
(1)若反應物只有一種，如aA(g) bB(g) + cC(g)，則增加A的量，平衡向正反應方向移動，但A的平衡轉化率究竟如何變化，要具體分析反應前后氣體體積的相對大小．如：①若a＝b+c，則A的轉化率不變；②若a＞b+c，則A的轉化率增大；③若a＜b+c，則A的轉化率減小．
(2)若反應物不只一種，如aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)．則：
①若只增加反應物A的量，平衡向正反應方向移動，則反應物B的轉化率增大，但由于外界因素占主要方面，故A的轉化率減小．
②若按原比例同倍數地增加反應物A與B的量，A、B的轉化率的變化有以下三種情況：
a．當a+b＝c+d時，A、B的轉化率都不變；
b．當a+b＞c+d時，A、B的轉化率都減小；
c．當a+b＜c+d時，A、B的轉化率都增大．
[化學反應速率與化學平衡的區別與聯系]
化學反應速率
化學平衡
區別
概念
略
略
研究對象
所有化學反應
只研究可逆反應
催化劑的影響
使用催化劑能加快化學反應速率
催化劑不能使化學平衡發生移動
相互聯系
①在一定條件下，當ν正＝ν逆時，即說明該可逆反應達平衡狀態
②在可逆反應中，反應速率大，達到平衡所需的時間短；反應速率小，達到平衡所需的時間長
③改變條件，若ν正增大，平衡不一定向正反應方向移動；同樣，ν逆增大，平衡也不一定向逆反應方向移動．改變條件后，平衡究竟向哪一個方向移動，只有比較出ν正與ν逆哪個更大后，才能確定平衡移動的方向
[化學反應速率和化學平衡計算的基本關系式] 對于可逆反應：
mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)
(1)用各物質表示的反應速率之比等于化學方程式中相應物質化學式前的化學計量數之比．即：∶∶∶＝m∶n∶p∶q
(2)各物質的變化量之比＝化學方程式中相應的化學計量數之比
(3)反應物的平衡量＝起始量－消耗量
生成物的平衡量＝起始量＋增加量
表示為：
mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)
起始量／mol a b c d
變化量／mol
平衡量／mol a b
(4)達平衡時，反應物A(或B)的平衡轉化率α(％)：
α(A)(或B)＝×100％
α(A)(或B)＝×100％
α(A)(或B)＝×100％
(5)在一定溫度下，反應的平衡常數
(6)阿伏加德羅定律及其三個重要推論：
①恒溫、恒容時：，Bp任何時刻時反應混合氣體的總壓強與其總物質的量成正比；
②恒溫、恒壓時：，即任何時刻時反應混合氣體的總體積與其總的物質的量成正比；
③恒溫、恒容時：，即任何時刻時反應混合氣體的密度與其反應混合氣體的平均相對分子質量成正比．
(7)混合氣體的密度：
(8)混合氣體的平均相對分子質量Mr的計算：
①Mr＝M(A)·a％ + M(B)·b％ + …
其中M(A)、M(B)…分別是氣體A、B…的相對分子質量；a％、b％…分別是氣體A、B…的體積(或摩爾)分數．
②
4．合成氨條件的選擇
[合成氨條件的選擇]
(1)合成氨反應的特點：反應物、生成物均為氣體且正反應是氣體體積減小、放熱的可逆反應．
N2(g) + H2(g) 2NH3(g)
(2)選擇適宜條件的目的：盡可能增大合成氨的反應速率，縮短到達平衡的時間，提高氨的產率．
(3)選擇適宜條件的依據：外界條件對化學反應速率和化學平衡影響的規律．
(4)選擇適宜條件的原則：
①既要注意外界條件對二者(合成氨的反應速率和氨的產率)影響的一致性，又要注意對二者影響的矛盾性；
②既要注意溫度、催化劑對反應速率影響的一致性，又要注意催化劑的活性對溫度的限制；
③既要注意理論上生產的要求，又要注意實際操作的可能性．
(5)合成氨的適宜條件：
①溫度為500℃左右；
②壓強為20Mpa～50MPa；
③使用以鐵為主體的多成分催化劑(稱為鐵觸媒)．
說明 ①選擇合成氨溫度為500℃的原因：a．溫度高時，雖然能增大合成NH3的反應速率，但溫度越高越會使平衡向逆反應方向移動，越不利于NH3的合成；溫度低時，雖有利于平衡向合成NH3的方向移動，但反應速率太小，達到平衡所需的時間太長．b．鐵觸媒在500℃左右時活性最大．
②選擇合成氨壓強為20 MPa～50 MPa的原因：壓強增大時，既能提高合成氨的反應速率，又能使平衡向合成氨的方向移動，但壓強大時，對設備的要求和技術操作的要求就高，消耗的動力也大．
(6)在合成氨生產中同時采取的措施：
①將生成的氨及時從平衡混合氣體中分離出去，未反應的N2、H2重新送回合成塔中進行循環操作，使平衡向合成氨的方向移動，以提高N2和H2的轉化率．
②不斷向循環氣體中補充N2、H2，以提高反應物的濃度．
③加入過量的N2，使成本較高的H2得以充分利用．
[合成氨工業]
(1)原料：空氣、焦炭(或天然氣、石油)、水．
(2)有關的化學反應：
C + H2O(g) CO + H2
CO + H2O(g) CO2 + H2
N2(g)+ 3H2(g) 2NH3(g)
(3)設備：氨合成塔、氨分離器．
(4)工藝流程：N2、H2的制取→N2、H2的凈化→壓縮機中壓縮+合成塔中合成→氨分離器中分離液氨(同時將未反應的N2、H2重新送回合成塔中)
[化學反應速率和化學平衡圖像題的解答關鍵]
(1)弄清曲線的起點是否是從“0”點開始；弄清轉折點和終點的位置．先出現轉折點的曲線表示反應速率大、先達到平衡，該曲線對應的溫度高或壓強大；后出現轉折點的曲線則表示反應速率小、后達到平衡，該曲線所對應的溫度低或壓強小；
(2)弄清曲線的變化是呈上升趨勢還是下降趨勢；
(3)弄清橫坐標、縱坐標所代表的意義．
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——電離平衡
1．電離平衡
[強電解質和弱電解質]
強電解質
弱電解質
概 念
在水溶液里全部電離為離子的電解質
在水溶液里僅部分電離為離子的電解質
化合物類型
含有離子鍵的離子化合物和某些具有極性鍵的共價化合物
某些具有極性鍵的共價化合物
所含物質
強酸、強堿、鹽等
水、弱酸、弱堿
電離情況
完全電離，不存在電離平衡(電離不可逆)
不完全電離(部分電離)，存在電離平衡
聯 系
都屬于電解質
說明 離子化合物在熔融或溶于水時離子鍵被破壞，電離產生了自由移動的離子而導電；共價化合物只有在溶于水時才能導電．因此，可通過使一個化合物處于熔融狀態時能否導電的實驗來判定該化合物是共價化合物還是離子化合物．
[弱電解質的電離平衡]
(1)電離平衡的概念：在一定條件(如溫度、壓強)下，當電解質分子電離成離子的速率與離子重新結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫做電離平衡．
(2)弱電解質的電離平衡的特點：
電離平衡遵循勒夏特列原理，可根據此原理分析電離平衡的移動情況．
①電離平衡是動態平衡．電離方程式中用可逆符號“”表示．例如：
CH3COOHCH3COO－ + H＋
NH3·H2ONH4＋ + OH－
②將弱電解質溶液加水稀釋時，電離平衡向弱電解質電離的方向移動．此時，溶液中的離子數目增多，但電解質的分子數減少，離子濃度減小，溶液的導電性降低．
③由于電離過程是吸熱過程，因此，升高溫度，可使電離平衡向弱電解質電離的方向移動．此時，溶液中離子的數目增多，離子濃度增大，溶液的導電性增強．
④在弱電解質溶液中，加入與弱電解質電離出相同的離子的強電解質時，使弱電解質的電離平衡向逆反應方向移動．例如，在0.1mol·L－1”滴有氨水的溶液(顯淺紅色)中，存在電離平衡NH3·H2ONH4＋ + OH－．當向其中加入少量下列物質時：
a． NH4Cl固體．由于增大了c(NH4＋)，使NH3·H2O的電離平衡逆向移動，c(OH－)減小，溶液紅色變淺．
b．NaOH固體．NaOH溶于水時電離產生的OH－抑制了NH3·H2O的電離，從而使平衡逆向移動．
[電離平衡常數] 在一定溫度下，當弱電解質的電離達到平衡狀態時，溶液中電離產生的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的弱電解質分子濃度的比值是一個常數，這個常數叫做電離平衡常數，簡稱電離常數．弱酸的電離常數用Ka表示，弱堿的電離常數用Kb表示．
(1)電離平衡常數的表達式．
①一元弱酸、一元弱堿的電離常數表達式：
例如，一定溫度下CH3COOH的電離常數為：
CH3COOHCH3COO－ + H＋
一定溫度下NH3·H2O的電離常數為：
NH3·H2ONH4＋ + OH－
②多元弱酸的電離特點及電離常數表達式：
a．分步電離．是幾元酸就分幾步電離．每步電離只能產生一個H＋，每一步電離都有其相應的電離常數．
b．電離程度逐漸減小，且K1》K2》K3，故多元弱酸溶液中平衡時的H＋主要來源于第一步．所以，在比較多元弱酸的酸性強弱時，只需比較其K1即可．例如25℃時，H3PO4的電離；
H3PO4 H2PO4－ + H＋
H2PO4－ HPO42－ + H＋
HPO42－ PO43－ + H＋
注意 a．電離常數表達式中各組分的濃度均為平衡濃度．
b．多元弱酸溶液中的c(H＋)是各步電離產生的c(H＋)的總和，在每步的電離常數表達式中的c(H＋)是指溶液中H＋的總濃度而不是該步電離產生的c(H＋)．
(2)電離常數的特征．同一弱電解質的稀溶液的電離常數的大小與溶液的濃度無關，只隨溫度的變化而變化．溫度不變，K值不變；溫度不同，K值也不同．但由于電離常數隨溫度的變化不大，在室溫時，可不考慮溫度對電離常數的影響．
(3)電離常數的意義：
①表明弱電解質電離的難易程度．K值越大，離子濃度越大，該電解質越易電離；反之，電解質越難電離．
②比較弱酸或弱堿相對強弱．例如在25℃時，HNO2的K＝4.6×10－4，CH3COOH的K＝1.8×10－5，因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性強．
6．水的電離和溶液的pH
[水的電離]
(1)水的電離方程式．
水是一種極弱的電解質，它能像酸一樣電離出極少量的H＋，又能像堿一樣電離出少量的OH－(這叫做水的自偶電離)．水的電離方程式可表示為：
H2O + H2O H3O＋ + OH－
簡寫為：H2O H＋ + OH－
(2)水的離子積KW．
一定溫度下，水的電離常數為：
即c(H＋)·c(OH－)＝K·c(H2O)
設水的密度為1 g·cm3，則1 L H2O＝1 000 mL H2O＝1 000 gH20＝55.6 mol，即H2O的起始濃度為55.6 mol·L－1．由于水是極弱的電解質，它電離時消耗的水與電離前相比，可忽略不計．例如，25℃時，1 LH2O中已電離的H2O為10－7mol，所以c(H2O)≈55.6 mol·L－1，即K·c(H2O)為一常數，這個新的常數叫做水的離子積常數，簡稱水的離子積，表示為：
c(H＋)·c(OH－)＝KW
說明 ①一定溫度下，由于KW為一常數，故通常不寫單位，如25℃時KW＝1×10－14．
②KW只與溫度有關，與溶液的酸堿性無關．溫度不變，KW不變；溫度變化，KW也發生變化．
③由于水的電離過程是吸熱過程，因此溫度升高時，純水中的c(H＋)、c(OH－)同時增大，KW也隨著增大．例如：
25℃時，c(H’)＝(OH－)＝1×10－7 mol·L－1 ，KW＝1×10－14
100℃時，c(H’)＝(OH－)＝1×10－6 mol·L－1 ，KW＝1×10－12
但由于c(H＋)與c(OH－)始終保持相等，故仍顯中性．
④在任何以水為溶劑的溶液中都存在H＋和OH－，它們既相互依存，又相互制約．當溶液中的c(H＋)增大時，c(OH－)將減小；反之，當溶液中的c(OH－)增大時，c(H＋)則必然減小．但無論在中性、酸性還是堿性溶液中，在一定溫度下，c(H＋)與c(OH－)的乘積(即KW)仍是不變的，也就是說，KW不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液．只要溫度相同，不論是在純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，KW都是相同的．
⑤一定溫度下，不論是純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，由H2O電離產生的c(H＋)與c(OH－)總是相等的．如25℃時，0.1 mol·L－1的鹽酸中，c水(H＋)＝c(OH－)＝＝1×10－13 mol·L－1．
⑥水的電離平衡遵循勒夏特列原理．例如，向純水中加入酸或堿，均使水的電離平衡逆向移動(即酸或堿抑制水的電離)；向水中投入活潑金屬如鈉等，由于金屬與水電離產生的H＋直接作用而促進水的電離．
[溶液的酸堿性的實質] 任何水溶液中都存在水的電離，因此都含有H＋和OH－．一種溶液是顯酸性、中性還是堿性，是由該溶液中的c(H＋)與c(OH－)的相對大小來決定的．
酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)
中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)
堿性溶液：c(H＋)＜c(OH－)
例如：25℃時，因為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
堿性溶液：c(H＋)＜1×10－7 mol·L－1，c(OH－) ＞1×10－7 mol·L－1
100℃時，因為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
堿性溶液：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＋)的負對數來表示溶液酸堿性的強弱．
(2)數學表達式： pH＝－1g[c(H＋)]
若c(H＋)＝10－n mol·L－1，則pH＝n．
若c(H＋) ＝m×10－n mol·L－1，則pH＝n－lgm．
(3)溶液酸堿性的強弱與pH的關系．
①常溫(25℃)時：
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) 溶液的酸性強(弱)．
PH＞7，溶液呈堿性，pH大(小) c(OH－)大(小) 溶液的堿性強(弱)．
②pH范圍為0～14之間．pH＝0的溶液中并非無H＋，而是c(H＋)＝1mol·L－1；pH＝14的溶液中并非沒有OH－，而是c(OH－)＝1 mol·L－1．pH減小(增大)n倍，則c(H＋)增大為原來的10n倍(減小為原來的1／10n 倍)，相應的c(OH－)減小為原來1／10n 倍(增大為原來的10n倍)．
③當溶液中的c(H＋)＞1mol·L－1時，pH＜0；c(OH－)＞1mol·L－1時，pH＞14．因此，當溶液中的c(H＋)或c(OH－)大于mol·L－1時，一般不用pH來表示溶液的酸堿性，而是直接用c(H＋)或c(OH－)來表示．所以，pH只適用于c(H＋)或c(OH－)≤1 mol·L－1的稀溶液．
④也可以用pOH來表示溶液的酸堿性．pOH是OH－離子濃度的負對數，即pOH＝一lg[c(OH－)]．因為25℃時，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，所以：pH + pOH ＝14．
[溶液中pH的計算]
(1)基本關系式：
①pH＝－1g[c(H＋)]
②c(H＋)＝10－pH mol·L－1
③任何水溶液中，由水電離產生
的c(H＋)與c(OH－)總是相等的，即：c水(H＋)＝c水(OH－)．
④常溫(25℃)時，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14
⑤n元強酸溶液中c(H＋)＝n·c酸；n元強堿溶液中c(OH－)＝n·c堿·
(2)強酸與弱酸、強堿與弱堿溶液加水稀釋后pH的計算．
①強酸與弱酸分別加水稀釋相同倍數時，由于弱酸中原來未電離的弱酸分子進一步電離出離子，故弱酸的pH變化小．設稀釋10n倍，則：
強酸：pH稀 ＝ pH原 + n
弱酸：pH稀 ＜ pH原 + n
當加水稀釋至由溶質酸電離產生的c酸(H＋)＜10－6 mol·L－1時，則必須考慮水的電離．如pH＝5的鹽酸稀釋1 000倍時，pH稀＝6.98，而不是等于8．因此，酸溶液無論如何稀釋，溶液的pH都不會大于7．
②強堿與弱堿分別加水稀釋相同倍數時，弱堿的pH變化小．設均稀釋10n倍，則：
強堿：pH稀 ＝ pH原 — n
弱堿：pH稀 ＞ pH原 — n
當加水稀釋至由溶質堿電離產生的c(OH－)＜10－6 mol·L－1時，則必須考慮水的電離．如pH＝9的NaOH溶液稀釋1 000倍時，pH稀≈7，而不是等于6．因此，堿溶液無論如何稀釋，溶液的pH都不會小于7．
(3)兩強酸或兩強堿溶液混合后pH的計算．
①兩強酸溶液混合．先求出：
再求；pH混＝－1g[c混(H＋)]
注：V1、V2的單位可為L或mL，但必須一致．
②兩強堿溶液混合．求算兩強堿溶液混合后溶液的pH時，不能直接根據題中給出的堿的pH求算混合液的pH，而必須先分別求出兩強堿溶液中的c(OH－)，再依下式求算c混(OH－)：
然后求出c混(H＋)、pH混．
例如：將pH＝8的Ba(OH)2溶液與pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中的c(H＋)應為2×10－10 mol·L－1，而不是(10－10 + 10－8)／2 mol·L－1．
(4)強酸與強堿溶液混合后pH的計算．
解題步驟：分別求出酸中的n(H＋)、堿中的n(OH－)→依H＋ + OH－＝H2O比較出n(H＋)與n(OH－)的大小．
①n(H＋)＝n(OH－)時，恰好中和，混合液顯中性；pH＝7．[反之，若混合液的pH＝7，則必有n(H＋)＝n(OH－)]
②n(H＋)＞n(OH－)時，酸過量，則：
再求出pH混(求得的pH混必小于7)．
注：若已知pH混＜7，則必須利用上式進行相關計算．
⑧ n(H＋)＜ n(OH－)時，堿過量．則：
然后求出c混(H＋)、pH混．
注：若已知pH混＞7，則必須利用上式進行相關計算．
(5)強酸與強堿混合反應后溶液呈中性時，強酸的pH酸、強堿的pH堿與強酸溶液體積V酸、強堿溶液體積V堿之間的關系：
當溶液呈中性時：n(H＋) ＝n(OH－)
即：c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V堿
25℃時，有c酸(H＋)·V酸＝1×10－14／c堿(H＋)·V堿，整理得：
c酸(H＋)·c堿(H＋)＝1×10－14 V堿／V酸，兩邊取負對數得：
{－1g [c酸(H＋)]} + {－lg[ c堿(OH－)]}＝{－lg(1×10－14)} + {－lg (V堿／V酸)}
故 pH酸 + pH堿 ＝14 + lg(V酸／V堿)
①若pH酸+pH堿＝14，則V酸∶V堿＝1∶1，即強酸與強堿等體積混合．
②若pH酸+pH堿＞14，則：V酸∶V堿＝∶1
③若pH酸+pH堿＜14，則：V酸∶V堿＝1∶
7．鹽類的水解
[鹽類的水解]
(1)鹽類水解的概念：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產生出來的H＋或OH－結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類的水解．
說明 鹽類的水解反應與中和反應互為可逆過程：
鹽 + 水酸 + 堿 － 熱量
(2)鹽類水解的實質：鹽溶于水時電離產生的弱堿陽離子(如NH4＋、A13＋、Fe3＋等)或者弱酸陰離子(如CH3COO－、CO32－、S2－等)與水電離產生的OH－或H＋結合生成了難電離的弱堿、弱酸(弱電解質)，使水的電離平衡發生移動，從而引起水電離產生的c(H＋)與c(OH－)的大小發生變化．
(3)各種類型的鹽的水解情況比較：
鹽的類型
強酸強堿鹽
強酸弱堿鹽
弱酸強堿鹽
弱酸弱堿鹽
水解情況
不水解
水解
水解
水解
參與水解的離子
弱堿陽離子
弱酸陰離子
弱酸陰離子和弱堿陽離子
溶液的酸堿性
正鹽顯中性；酸式鹽因電離產生H’而顯酸性
酸性
[弱堿陽離子與H2O電離產生的OH-結合而使得c(H＋)＞ c(OH－)]
堿性
[弱酸陰離子與H2O電離產生的OH-結合而使得c(H＋)＜c(OH－)]
依組成鹽對應的酸、堿的電離常數尺的相對大小而定K酸＞K堿：溶液呈酸性K酸＜K堿：溶液呈堿性
實例
正 鹽：KCl、Na2SO4、NaNO3、KNO3等
酸式鹽：NaHSO4等
CuCl2、NH4C1、FeCl3、A12(SO4)3
CH3COONa、NaClO、NaF、K2S、K2CO3
CH3COONH4、NH4F、(NH4)2CO3
說明
①鹽類的水解程度很小，水解后生成的難溶物的微粒數、易揮發性物質的微粒數都很少，沒有沉淀、氣體產生，因此不能用“↑”、“↓”符號表示②發生水解的鹽都是使水的電離平衡正向移動而促進水的電離(而酸或堿則總是抑制水的電離)
①判斷某鹽是否水解的簡易口訣：
不溶不水解，無弱不水解，誰弱誰水解，都弱都水解．
②判斷鹽溶液酸堿性的簡易口訣：
誰強顯誰性，都強顯中性，都弱具體定(比較等溫時K酸與K堿的大小)．
(4)鹽類水解離子方程式的書寫方法
書寫原則：方程式左邊的水寫化學式“H2O”，中間符號用“”，右邊不寫“↓”、“↑”符號．整個方程式中電荷、質量要守恒．
①強酸弱堿鹽：
弱堿陽離子：
Mn＋ + nH2OM(OH)n + nH＋
如CuSO4水解的離子方程式為： Cu2＋ + 2H2OCu(OH)2 + 2H＋
說明 溶液中離子濃度大小的順序為：c(SO42－)＞c(Cu2＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
②弱酸強堿鹽：
a． 一元弱酸對應的鹽．如
CH3COONa水解的離子方程式為： CH3COO－ + H2OCH3COOH + OH－
說明 溶液中離子濃度大小的順序為：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
根據“任何電解質溶液中陰、陽離子電荷守恒”可知：
c(Na＋) + c(H＋) ＝ c(CH3COO－) + c(OH－)
b．多元弱酸對應的鹽．多元弱酸對應的鹽發生水解時，是幾元酸就分幾步水解，且每步水解只與1個H2O分子結合，生成1個OH－離子．多元弱酸鹽的水解程度是逐漸減弱的，因此，多元弱酸鹽溶液的酸堿性主要由第一步水解決定．
例如K2CO3的水解是分兩步進行的：
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溶液中各微粒濃度大小的順序為：
c(K＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)
根據“任何電解質溶液中電荷守恒”可知：
c(K＋) + c(H＋) ＝2×c(CO32－) + c(OH－) + c(HCO3－)
⑧弱酸弱堿鹽：
如CH3COONH4水解的離子方程式為：
CH3COO－ + NH4＋ + H2OCH3COOH + NH3·H2O
因為K(CH3COOH)＝K(NH3·H2O)＝1.8×10－5，所以CH3COONH4溶液呈中性．
[影響鹽類水解程度的因素]
(1)鹽本身的組成決定鹽是否水解及水解程度的大小．
對于強堿弱酸鹽來說，組成鹽的陰離子對應的酸越弱(強)，則鹽的水解程度越大(小)，溶液中的c(OH－)越大(小)，pH也越大(小)．例如：相同溫度下，等物質的量濃度的CH3COONa溶液與NaClO溶液相比，由于酸性CH3COOH＞HClO，故pH較大＜堿性較強)的是NaClO溶液．又如：相同溫度下，等物質的量濃度的NaA、NaB、NaC三種溶液的pH的大小順序為：NaA＞NaB＞NaC，則三種酸HA、HB、HC的酸性強弱順序為：HA＜HB＜HC．
(2)鹽類的水解平衡遵循勒夏特列原理．
①溫度．因為鹽水解時吸熱，所以升溫，鹽的水解程度增大，鹽溶液的酸性或堿性增強．
②濃度．鹽溶液越稀，水解程度越大，故加水稀釋能促進鹽的水解．但因為溶液體積增大得更多，所以鹽溶液中的c(H＋)或c(OH－)反而減小(即酸性或堿性減弱)．
③向能水解的鹽溶液中加入與水解產物相同的離子，水解被抑制；若將水解產物反應掉，則促進鹽的水解．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，則水解平衡向右移動，促進了Fe3＋的水解；若加入少量鹽酸，則水解平衡向左移動，Fe3＋的水解受到抑制．
[鹽類水解的應用]
(1)判斷鹽溶液的酸堿性(或pH范圍)．如A12(SO4)3。溶液的pH＜7，顯酸性．
(2)判斷酸堿完全中和(恰好反應)時溶液的酸堿性．例如，等體積、等物質的量濃度的氨水跟鹽酸混合后，因為完全反應生成了強酸弱堿鹽NH4C1，故pH＜7，溶液顯酸性．
(3)比較鹽溶液中離子濃度的大小或離子數目的多少．例如：在碳酸鈉晶體中，n(Na＋)＝2n(CO32－)，但在Na2CO3溶液中，由于CO32－的水解而有c(Na＋)＞2c(CO32－)．
(4)配制鹽溶液．配制強酸弱堿鹽(如含Fe3＋、A13＋、Cu2＋、、Sn2＋、Fe2＋鹽等)的溶液時，加入少量對應的酸以防止水解．如配制FeCl3溶液的步驟是；先將FeCl3固體溶于較濃的鹽酸中，再用蒸餾水稀釋到所需的濃度．
配制弱酸強堿鹽時，加入少量對應的堿以防止水解．如配制Na2S溶液時，需加入少量的NaOH固體，以抑制S2－的水解．
(5)利用升溫促進鹽水解的原理，使某些弱堿陽離子水解生成氫氧化物沉淀而將其除去．例如，KNO3中含有Fe(NO3)3時，先將其溶于蒸餾水中，再加熱，使Fe3＋水解生成Fe(OH)3沉淀后過濾除去．
(6)Mg、Zn等較活潑金屬溶于某些強酸弱堿鹽(如NH4C1、A1C13、FeCl3等)的溶液中，產生H2．例如，將Mg條投入濃NH4Cl溶液中，有H2、NH3兩種氣體產生．有關離子方程式為：
NH4＋ + H2ONH3·H2O + H＋
Mg + 2H＋ ＝ Mg2＋ + H2↑
NH3·H2O ＝ NH3↑+ H2O
(7)用鐵鹽、鋁鹽等作凈水劑．
(8)揮發性酸對應的鹽(如AlCl3、FeCl3等)加熱蒸干、灼燒．例如，將FeCl3溶液加熱蒸干、灼燒，最后的固體殘留物為Fe2O3，原因是：FeCl3 + 3H2OFe(OH)3 + 3HCl，升溫促進了FeCl3的水解，同時加熱使生成的HCl從溶液中逸出而產生大量的Fe(OH)3，蒸干后灼燒，則：
2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O
(9)水解顯酸性的溶液與水解顯堿性的溶液混合——雙水解反應．例如，將A12(SO4)3溶液與NaHCO3溶液混合，發生反應：A13＋ + 3HCO3－ ＝Al(OH)3↓ + 3CO2↑(泡沫滅火器的滅火原理)． ·
此外，還有鹽溶液的鑒別、化肥的混施等也需要考慮鹽類的水解．
[電解質溶液中的電荷守恒和物料守恒]
(1)電荷守恒：在任何一種電解質溶液中，所有陽離子所帶的正電荷總數等于所有陰離子所帶的負電荷總數．即溶液呈電中性．
例如，在A12(SO4)3溶液中存在的電荷守恒關系為： 2×c(A13＋) + c(H＋) ＝ 3×c(SO42－) + c(OH－)．
(2)物料守恒：電解質溶液中，某一組分的原始濃度等于該組分在溶液中以各種形式存在的濃度之和．例如，在Na2CO3溶液中，由于CO32－離子的水解，碳元素以CO32－、HCO3－、H2CO3三種形式存在．
因為c(Na＋)＝2×c原始(CO32－)，而c原始(CO32－)＝c(CO32－) + c(HCO3－) + c(H2CO3)．
又因為c(Na＋) + c(H＋) ＝ 2×c(CO32－) + c(HCO3－) + c(OH－)，所以，在Na2CO3溶液中存在下列關系：c(HCO3－) + 2×c(H2CO3) + c(H＋) ＝ c(OH－)
8．酸堿中和滴定
[酸堿中和滴定]
(1)酸堿中和的實質：H＋+ OH－＝H2O，即1 mol H＋恰好與1 mol OH－中和生成水．
說明：酸與堿在發生中和反應時，是按有關化學方程式中酸與堿的化學計量數之比進行的．
(2)酸堿中和滴定的概念：用已知物質的量濃度的酸(或堿)來測定未知物質的量濃度的堿(或酸)的方法，叫做酸堿中和滴定．
(3)酸堿中和滴定原理：酸堿發生中和反應時的物質的量之比等于它們的化學計量數之比．即：
當參與中和滴定的酸堿為一元酸和一元堿時，由于，則：
c(A)·V(A)＝c(B)·V(B)
上式中的c(A)、V(A)、(A)分別表示酸的物質的量濃度、酸溶液的體積和發生中和反應時酸的化學計量數；c(B)、V(B)、(B)分別表示堿的物質的量濃度、堿溶液的體積和發生中和反應時堿的化學計量數．
(4)所需主要儀器：①滴定管(精確到0.1mL)．滴定管有酸式滴定管和堿式滴定管兩種，其中，酸式滴定管帶有玻璃活塞，堿式滴定管是橡皮管連接玻璃尖嘴．②錐形瓶(用于盛裝待測液)．
(5)所需藥品：指示劑(用來準確判斷中和反應是否恰好進行完全)，標準液，待測液．
(6)主要操作步驟：潤洗滴定管一調整滴定管內液面在“0”或“0”以下并讀數→在錐形瓶中注入待測液和指示劑→滴定(重復2～3次)→計算．
⑺酸堿中和滴定誤差分析：若用一元強酸滴定一元強堿，則：
因為c(A)、V(B)均為定值，所以c(B)的大小取決于V(A)的大小．在測定待測液的物質的量濃度時，若消耗標準液的體積過多，則結果偏高；若消耗標準液的體積過少，則結果偏低．
(8)應注意的問題：
①滴定管的零(“0”)刻度在上方，最大標稱容量在下方．在滴定管下端還有一段空間沒有刻度線，滴定時不能滴至刻度線以下．
②酸式滴定管不能盛放堿性溶液(堿性物質與玻璃活塞作用生成硅酸鹽，導致活塞黏結而失靈)；堿式滴定管不能盛放酸性溶液、氯水、溴水及強氧化性物質的溶液[如KMnO4、K2CrO4、Ca(C1O)2等)，它們會腐蝕橡膠管．
③滴定管在使用之前應檢查玻璃活塞轉動是否靈活，擠壓玻璃球是否靈活，有無漏液及阻塞情況．
④洗凈的滴定管在注入溶液時，先用少許所盛的溶液潤洗2～3次，以保證所盛溶液不被稀釋．
⑤用蒸餾水洗凈后的錐形瓶不能再用待測液潤洗，也無需干燥．根據實驗需要，在滴定過程中，可向錐形瓶中注入蒸餾水．
[混合液的酸堿性的確定方法]
(1)若酸、堿的量按有關化學計量數之比恰好反應，則反應后溶液的酸堿性由生成的鹽的性質決定．
(2)若酸、堿混合反應后，有一種過量，則混合液的酸堿性由過量的酸或堿決定．

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