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高二化学复习口袋书——选修 3
第一章 原子结构与性质
一.原子结构
1.能级与能层
2.原子轨道
3.原子核外电子排布规律
⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填
入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交
错。
说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），
而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机
械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状
态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同
的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），
这个原理称为泡利（Pauli）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占
据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。比如，p3 的轨道式为
↑ ↑ ↑ 或↓ ↓ ↓ ，而不是↑↓ ↑ 。
洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较
稳定的状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态
的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有
10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
4. 基态原子核外电子排布的表示方法
(1)电子排布式
①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：
1s22s22p63s23p64s1。
②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以
相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。
(2)电子排布图(轨道表示式)
每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。
如基态硫原子的轨道表示式为
二.原子结构与元素周期表
1.原子的电子构型与周期的关系
(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布
式除 He 为 1s2 外，其余为 ns2np6。He 核外只有 2 个电子，只有 1 个 s 轨道，还未出现 p
轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不
一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。
2.元素周期表的分区
(1)根据核外电子排布①分区
②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外
围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。即最大能层为
其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周
期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。
三.元素周期律
1.电离能、电负性
（1）电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指电中
性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，
原子越容易失去1 个电子。在同一周期的元素中，碱金属(或第ⅠA 族)第一电离能最小，稀
有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第
一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大
（2）元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性
为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为
判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于
1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1.8左右。它们既有金属性，又有非金
属性。
（3）电负性的应用
①判断元素的金属性和非金属性及其强弱
②金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越
活泼。
④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。
2.原子结构与元素性质的递变规律
3.对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如
第二章 分子结构与性质
课标要求
1.了解共价键的主要类型 键和 键，能用键长、键能和键角等说明简单分子的某些性质
2.了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3），能用价层电子对互斥理论或者
杂化轨道理论推测常见的简单分子或离子的空间结构。
3.了解简单配合物的成键情况。
4.了解化学键合分子间作用力的区别。
5.了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含氢键的物质。
要点精讲
一.共价键
1.共价键的本质及特征
共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。2.共价键的类型
①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云
具有镜像对称性。
3.键参数
①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。
②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。
③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
④键参数对分子性质的影响
键长越短，键能越大，分子越稳定．
4.等电子原理[来源:学§科§网]
原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。
二.分子的立体构型
1．分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道的要点
当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。
杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。
2分子构型与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对
空间构型，不包括孤对电子。
(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；
(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。
3.配位化合物
（1）配位键与极性键、非极性键的比较（2）配位化合物
①定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。
②组成：如[Ag(NH3)2]OH，中心离子为Ag＋，配体为NH3，配位数为2。
三.分子的性质
1.分子间作用力的比较
2．分子的极性
(1)极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。
(2)非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。
3．溶解性
(1)“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，
极性溶质一般能溶于极性溶剂．若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性
越好。
(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互
溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小．
4．手性
具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不
能重叠的现象。
5．无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素 R 相同，则 n 值越大，R 的正电性越高，使
R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如HClO
＜HClO ＜HClO ＜HClO
2 3 4第三章 晶体结构与性质
一.晶体常识
1.晶体与非晶体比较
2.获得晶体的三条途径
①熔融态物质凝固。 ②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。③溶质从溶液中析
出。
3.晶胞
晶胞是描述晶体结构的基本单元。晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。
4.晶胞中微粒数的计算方法——均摊法
如某个粒子为 n 个晶胞所共有，则该粒子有 1/n 属于这个晶胞。中学中常见的晶胞为
立方晶胞立方晶胞中微粒数的计算方法如下：
注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状
二.四种晶体的比较
2．晶体熔、沸点高低的比较方法
（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子
晶体＞分子晶体。
金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
（2）原子晶体
由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高．如熔
点：金刚石＞碳化硅＞硅
（3）离子晶体
一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应
的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。
（4）分子晶体
①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。
③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高。
④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
（5）金属晶体
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。
三.几种典型的晶体模型化学选修 4 化学反应与原理
第一章 化学反应与能量
一、焓变 反应热
1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号： △H（2）.
单位：kJ/mol
3.产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热
放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0
吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0
☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应 ② 酸碱中和反应
③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应
⑤ 生石灰和水反应 ⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)·8H O与NH Cl ② 大多数的分解反应
2 2 4
③ 以H 、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等
2
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，
气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变
三、燃烧热
1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热
量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：
①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）
四、中和热
1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H O，这时的反应热叫中和热。
2
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：
H+(aq) +OH-(aq) =H O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
2
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4．中和热的测定实验
五、盖斯定律
1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，
而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和
与该反应一步完成的反应热是相同的。第二章 化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
1. 化学反应速率（v）
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）
⑷ 影响因素：
① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）
② 条件因素（外因）：反应所处的条件
2.
※
注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认
为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变
→反应速率不变
②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
（一）1.定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度
不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征
逆（研究前提是可逆反应）
等（同一物质的正逆反应速率相等）
动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定）
变（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
例举反应 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定 平衡
混合物体系中 ②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡
各成分的含量 ③各气体的体积或体积分数一定 平衡
④总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡
①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆) 平衡
②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆) 平衡
正、逆反应
③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡
速率的关系
④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均 不一定平衡
指V(逆)
①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定） 平衡
压强
②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡
混合气体平均 ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时 平衡
相对分子质量 ②Mr一定时，但m+n=p+q时 不一定平衡
Mr
任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不
温度 平衡
变）
体系的密度 密度一定 不一定平衡
其他 如体系颜色不再变化等 平衡
（二）影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓
度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓
度，都可以使平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡_不移动_
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度__减小__，生成物浓度也_减小_， V
正_减小__ ，V逆也_减小__，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化
学计量数之和_大_的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向
移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强，
会使平衡向着___体积增大__方向移动。
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同
的，所以平衡__不移动___。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），
平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数____比值。 符号：__K__
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是__变化的浓度___，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与__温度（T）___有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”
而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度__的标志。K值越大，说明平衡时_生成物
___的浓度越大，它的___正向反应__进行的程度越大，即该反应进行得越__完全___，反应
物转化率越_高___。反之，则相反。 一般地，K>_105__时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平
衡。（Q：浓度积）
Q_〈__K:反应向正反应方向进行;
Q__=_K:反应处于平衡状态 ;
Q_〉__K:反应向逆反应方向进行
3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为__吸热___反应
若温度升高，K值减小，则正反应为__放热___反应
＊四、等效平衡
1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反
应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
（1）定温，定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；
同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相
同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向：
（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J•••mol-1•K-1
(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判
断的依据。.
（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行
ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态
ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行
注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
第三章 水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离
1、定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 。
非电解质 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。
强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 。
弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。
混和物
物 质 单质
强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO
4
纯净物 电解质
弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH·H O、Cu(OH) 、
化合物 3 2 2
H O……
2
非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO 、CO 、C H O 、CCl 、CH =CH ……
3 2 6 12 6 4 2 2
2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物
注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 、NH 、CO 等属于非电解质
2 3 2
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 不溶于水，但溶于水的BaSO 全部电离，
4 4
故BaSO 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
4
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成
时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：
A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）
10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子
浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka
表示酸，Kb表示碱。 ）
表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]
11、影响因素：
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：
H SO >H PO >HF>CH COOH>H CO >H S>HClO
2 3 3 4 3 2 3 2
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡：:
水的离子积：K = c[H+]·c[OH-]
W
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K = [H+]·[OH-] = 1*10 -14
W
注意：K 只与温度有关，温度一定，则K 值一定
W W
K 不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）
W
2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱 ：抑制水的电离 K 〈1*10
-14
W②温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的）
-14
③易水解的盐：促进水的电离 K 〉 1*10
W
4、溶液的酸碱性和pH：
（1）pH=-lgc[H+]
（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色）
pH试纸 —操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可 。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围
三 、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求
其它） [H+]混 =（[H+] V +[H+] V ）/（V +V ）
1 1 2 2 1 2
2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再
求其它） [OH-]混＝（[OH-] V +[OH-] V ）/（V +V ） (注意 :不能直接计算[H+]混)
1 1 2 2 1 2
3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的
2
H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求
其它）
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：
1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原+ n （但始终不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 〈 pH原+n （但始终不能大于或等于7）
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原－n （但始终不能小于或等于7）
4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 〉 pH原－n （但始终不能小于或等于7）
5、不论任何溶液，稀释时pH 均是向7 靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后 pH 均
接近7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
1、若等体积混合
pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7
pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH -0.3
2
pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后显中性
pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1
14-（pH1+pH2）
pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔 〕
六、酸碱中和滴定：
1、中和滴定的原理
实质：H++OH—=H O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
2
2、中和滴定的操作过程：
（1）仪②滴定管的刻度，O 刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它
的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一
次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后
一位 。
（2）药品：标准液；待测液；指示剂。（3）准备过程：
准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否
漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)
（4）试验过程
3、酸碱中和滴定的误差分析
误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析
式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；
V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：
n c V
c碱=
n V
上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的 V 酸的变化，因
为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现
的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入
锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减
少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准
酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，
c碱偏高，反之偏低。
同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+或 OH-结合生成弱电解质的
反应。
2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+或 OH-结合,破坏水的电
离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：
①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na CO ＞
2 3
NaHCO )
3
4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热
5、影响盐类水解的外界因素：
①温度：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解）
②浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）
③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH -促进
阳离子水解而抑制阴离子水解）
6、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如HSO - 显 酸 性
4
②电离程度＞水解程度，显 酸 性 （如: HSO - 、H PO -）
3 2 4
③水解程度＞电离程度，显 碱 性 （如：HCO - 、HS- 、HPO 2-）
3 4
7、双水解反应：
（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的
甚至水解完全。使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO -、CO 2-(HCO -)、S2-(HS-)、SO 2-(HSO -)；
2 3 3 3 3
S2-与 NH +；CO 2-(HCO -)与 NH +其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式
4 3 3 4
配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H O == 2Al(OH) ↓+ 3H S↑
2 3 28、盐类水解的应用：
水解的应用 实例 原理
1、净水 明矾净水 Al3++3HO Al(OH)(胶体)+3H+
2 3
2、去油污 用热碱水冼油污物品 CO2-+HO △ HCO-+OH-
3 2 3
①配制FeCl 溶液时常加入
3
Fe3++3HO Fe(OH)+3H+
2 3
少量盐酸
3、药品的保存
②配制 NaCO 溶液时常加
2 3
CO2-+HO HCO-+OH-
3 2 3
入少量NaOH
若不然，则：
△
由MgCl·6HO制无水MgCl
2 2 2
4、制备无水盐 MgCl·6HO△ Mg(OH)+2HCl+4HO
2 2 2 2
在HCl气流中加热
Mg(OH) MgO+HO
2 2
用 Al(SO) 与 NaHCO 溶液
2 4 3 3
5、泡沫灭火器 Al3++3HCO-=Al(OH)↓+3CO↑
3 3 2
混合
6、比较盐溶液中 比较 NHCl 溶液中离子浓 NH++HO NH·HO+H+
4 4 2 3 2
离子浓度的大小 度的大小 c(Cl-)>c(NH+)>c(H+)>c(OH)-
4
9、水解平衡常数 （Kh ）
对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱
酸的电离平衡常数)
对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb 为该条件下该弱碱根形成的弱
碱的电离平衡常数
）
电离、水解方程式的书写原则
1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写
注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写
八、溶液中微粒浓度的大小比较
☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：
①电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴
离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）
某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
九、难溶电解质的溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。
（2）反应后离子浓度降至 1*10-5 以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至
10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于
10-5mol/L，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：CaSO 、Ca(OH) 、Ag SO
4 2 2 4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH) 为放热，升温其溶解度减少。
2
（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)
2
3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：K 越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
sp
（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl 溶液中FeCl 。
2 3
（3）氧化还原沉淀法：
（4）同离子效应法
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③ 沉淀
转化 。
5、沉淀的转化：
溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。
如：AgNO AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄色） AgI （黄色） Ag S（黑色）
3 2
6、溶度积（K ）
SP
1、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的
速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
2、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)
K [c(An+)]m •[c(Bm-)]n
SP=
3、影响因素：
外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
4、溶度积规则
Q （离子积）〉K 有沉淀析出
C SP
Q K 平衡状态
C= SP
Q 〈K 未饱和，继续溶解
C SP
第四章 电化学基础
第一节 原电池
原电池：
1、概念： 化学能转化为电能的装置叫做原电池_______
2、组成条件：①两个活泼性不同的电极② 电解质溶液③ 电极用导线相连并插入电解液构
成闭合回路
3、电子流向：外电路： 负 极——导线—— 正 极
内电路：盐桥中 阴 离子移向负极的电解质溶液，盐桥中 阳 离子移向正
极的电解质溶液。4、电极反应：以锌铜原电池为例：
负极： 氧化 反应： Zn－2e＝Zn2＋ （较活泼金属）
正极： 还原 反应： 2H＋＋2e＝H ↑ （较不活泼金属）
2
总反应式： Zn+2H+=Zn2++H ↑
2
5、正、负极的判断：
（1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。
（2）从电子的流动方向 负极流入正极
（3）从电流方向 正极流入负极
（4）根据电解质溶液内离子的移动方向 阳离子流向正极，阴离子流向负极
（5）根据实验现象①__溶解的一极为负极__② 增重或有气泡一极为正极
第二节 化学电池
1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池
2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置
3、化学电池的分类： 一次电池 、 二次电池 、 燃料电池
一、一次电池
1、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等
二、二次电池
1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电
池或蓄电池。
2、电极反应：铅蓄电池
放电：负极（铅）： Pb＋SO2-－2e ＝PbSO ↓
4 4
正极（氧化铅）： PbO ＋4H+＋SO2-＋2e ＝PbSO ↓＋2H O
2 4 4 2
充电：阴极： PbSO ＋2H O－2e ＝PbO ＋4H+＋SO2-
4 2 2 4
阳极： PbSO ＋2e ＝Pb＋SO2-
4 4
放电
两式可以写成一个可逆反应： PbO ＋Pb＋2H SO 2PbSO ↓＋2H O
2 2 4 4 2
充电
3、目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离
子电池
三、燃料电池
1、燃料电池： 是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池
2、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧
反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，
不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分
为酸性、碱性和中性。
当电解质溶液呈酸性时：
负极：2H－4e =4H+ 正极：Ｏ ＋4 e 4H+ =2H O
2 2 2
当电解质溶液呈碱性时：
负极： 2H＋4OH－4e＝4HO 正极：Ｏ ＋2H O＋4 e＝4OH
2 2 2 2
另一种燃料电池是用金属铂片插入 KOH 溶液作电极，又在两极上分别通甲烷 燃料 和氧
气 氧化剂 。电极反应式为：负极：CH4＋10OH－－ ＝ ＋7H2O；
正极：4H2O＋2O2＋8e ＝8OH 。
电池总反应式为：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O
3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低
四、废弃电池的处理：回收利用
第三节 电解池
一、电解原理
1、电解池： 把电能转化为化学能的装置 也叫电解槽
2、电解：电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应(被动的不是
自发的)的过程
3、放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程
4、电子流向：
（电源）负极—（电解池）阴极—（离子定向运动）电解质溶液—（电解池）阳极—（电源）
正极
5、电极名称及反应：
阳极：与直流电源的 正极 相连的电极，发生 氧化 反应
阴极：与直流电源的 负极 相连的电极，发生 还原 反应
6、电解CuCl 溶液的电极反应：
2
阳极： 2Cl- -2e-=Cl (氧化)
2
阴极： Cu2++2e-=Cu(还原)
总反应式： CuCl =Cu+Cl ↑
2 2
7、电解本质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程
☆规律总结：电解反应离子方程式书写：
放电顺序：
阳离子放电顺序
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
阴离子的放电顺序
是惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->NO ->SO 2-(等含氧酸根离子)>F-(SO 2-/MnO ->OH-)
3 4 3 4
是活性电极时：电极本身溶解放电
注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（Fe、Cu)等金属，
则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放
电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。
电解质水溶液点解产物的规律
类型 电极反应特点 实例 电解对象 电解质浓度 pH 电解质溶
液复原
分解电解质 电解质电离出的阴HCl 电解质 减小 增大 HCl
型 阳离子分别在两极放CuCl2 --- CuCl2
电
放H2生成碱 NaCl HCl
阴极：水放H 生碱
型 2 电解质和水 生成新电解增大
阳极：电解质阴离子放 质电
放氧生酸型 阴极：电解质阳离子放 电解质和水 生成新电解
电 CuSO 质 减小 氧化铜
4
阳极：水放O2生酸
电解水型 阴极：4H+ + 4e- == 2H2 NaOH 增大
↑ H2SO4 减小
阳极：4OH- - 4e- = O2 水 增大 水
↑+ 2H2O Na2SO4 不变
上述四种类型电解质分类：
（1）电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐
（2）电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）
（3）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐
（4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐
二、电解原理的应用
1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气
（1）、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法
（2）、电极、电解质溶液的选择：
阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液 M— ne — == M n+
阴极：待镀金属（镀件）：溶液中的金属离子得到电子，成为金属原子，附着在金属表面
M n+ + ne — == M
电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液
镀铜反应原理
阳极(纯铜)：Cu-2e-=Cu2+，阴极(镀件)：Cu2++2e-=Cu，
电解液：可溶性铜盐溶液，如CuSO 溶液
4
（3）、电镀应用之一：铜的精炼
阳极：粗铜；阴极： 纯铜电解质溶液： 硫酸铜
3、电冶金
（1）、电冶金：使矿石中的 金属阳离子 获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼
活泼金属，如钠、镁、钙、铝
（2）、电解氯化钠：
通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl == Na + + Cl—
通直流电后：阳极：2Na+ + 2e— == 2Na
阴极：2Cl— — 2e— == Cl ↑
2
☆规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律
（1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。①有活泼性不同的两个电极；②两
极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；③较活泼金属与电解质溶液能发生氧
化还原反应（有时是与水电离产生的H+作用），只要同时具备这三个条件即为原电池。
（2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属，
阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。
（3）若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。
若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极（电子输出极），有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。
☆ 原电池，电解池，电镀池的比较
性质 类别 原电池 电解池 电镀池
定义 将化学能转变成电 将电能转变成化学能的 应用电解原理在某些金属
（装置特点） 能的装置 装置 表面镀上一侧层其他金属
反应特征 自发反应 非自发反应 非自发反应
装置特征 无电源，两级材料 有电源，两级材料可同 有电源
不同 可不同
形成条件 活动性不同的两极 两电极连接直流电源 1镀层金属接电源正极，待
电解质溶液 两电极插入电解质溶液 镀金属接负极；2电镀液必
形成闭合回路 形成闭合回路 须含有镀层金属的离子
电极名称 负极：较活泼金属 阳极：与电源正极相连 名称同电解，但有限制条件
正极：较不活泼金 阳极：必须是镀层金属
属（能导电非金属） 阴极：与电源负极相连 阴极：镀件
电极反应 负极：氧化反应， 阳极：氧化反应，溶液
金属失去电子 中的阴离子失去电子， 阳极：金属电极失去电子
正极：还原反应， 或电极金属失电子
溶液中的阳离子的 阴极：还原反应，溶液 阴极：电镀液中阳离子得到
电子或者氧气得电 中的阳离子得到电子 电子
子（吸氧腐蚀）
电子流向 负极→正极 电源负极→阴极 同电解池
电源正极→阳极
溶液中带电粒子 阳离子向正极移动 阳离子向阴极移动 同电解池
的移动 阴离子向负极移动 阴离子向阳极移动
联系 在两极上都发生氧化反应和还原反应
☆☆原电池与电解池的极的得失电子联系图：
阳极(失) e- 正极（得） e- 负极（失） e- 阴极（得）
第四节 金属的电化学腐蚀和防护
一、金属的电化学腐蚀
（1）金属腐蚀内容：
（2）金属腐蚀的本质：都是金属原子 失去 电子而被氧化的过程
（3）金属腐蚀的分类：
化学腐蚀— 金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀
电化学腐蚀— 不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。比较活泼的金属
失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。
化学腐蚀与电化腐蚀的比较
电化腐蚀 化学腐蚀
条件 不纯金属或合金与电解质溶液接触 金属与非电解质直接接触
现象 有微弱的电流产生 无电流产生
本质 较活泼的金属被氧化的过程 金属被氧化的过程
关系 化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生，但电化腐蚀更加普遍，危害更严重（4）、电化学腐蚀的分类：
析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出
①条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶解有CO 、SO 、H S等气体）
2 2 2
②电极反应：负极: Fe – 2e- = Fe2+
正极: 2H+ + 2e- = H ↑
2
总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H ↑
2
吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气
①条件：中性或弱酸性溶液
②电极反应：负极: 2Fe – 4e- = 2Fe2+
正极: O +4e- +2H O = 4OH-
2 2
总式：2Fe + O +2H O =2 Fe(OH)
2 2 2
离子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)
2
生成的 Fe(OH) 被空气中的O 氧化，生成 Fe(OH) ， Fe(OH) + O + 2H O == 4Fe(OH)
2 2 3 2 2 2 3
Fe(OH) 脱去一部分水就生成Fe O ·x H O（铁锈主要成分）
3 2 3 2
规律总结：
金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：
电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施的腐蚀
防腐措施由好到坏的顺序如下：
外接电源的阴极保护法＞牺牲负极的正极保护法＞有一般防腐条件的腐蚀＞无防腐条件的
腐蚀
二、金属的电化学防护
1、利用原电池原理进行金属的电化学防护
（1）、牺牲阳极的阴极保护法
原理：原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化
应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块，腐蚀锌块保护钢铁设备
负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护
（2）、外加电流的阴极保护法
原理：通电，使钢铁设备上积累大量电子，使金属原电池反应产生的电流不能输送，从而防
止金属被腐蚀
应用：把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，均存在于电解质溶液中，接
上外加直流电源。通电后电子大量在钢铁设备上积累，抑制了钢铁失去电子的反应。
2、改变金属结构：把金属制成防腐的合金
3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等高中化学选修 5 知识点
第一章 认识有机化合物
一、有机化合物的分类
有机化合物从结构上有两种分类方法：
一是按照构成有机化合物分子的碳的骨架来分类；二是按反映有机化合物特性的特定原子团来分类。
1、按碳的骨架分类
2、按官能团分类
表l-1 有机物的主要类别、官能团和典型代表物
1三、有机化合物的命名
1、烷烃的命名
烃分子失去一个氢原子所剩余的原子团叫做烃基。烷烃失去一个氢原子剩余的原子团就叫烷基，以英文
缩写字母 R 表示。例如，甲烷分子失去一个氢原子后剩余的原子团“—CH ”叫做甲基，乙烷(CH CH )分子
3 3 3
失去一个氢原子后剩余的原子团“—CH CH ”叫做乙基。
2 3
烷烃可以根据分子里所含碳原子数目来命名。碳原子数在十以内的用甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、
壬、癸来表示。例如，CH 叫甲烷，C H 叫戊烷。碳原子数在十以上的用数字来表示。例如，C H 叫十七
4 5 12 17 36
烷。前面提到的戊烷的三种异构体，可用“正”“异”“新”来区别，这种命名方法叫习惯命名法。由于烷烃
分子中碳原子数目越多，结构越复杂，同分异构体的数目也越多，习惯命名法在实际应用上有很大的局限性。
因此，在有机化学中广泛采用系统命名法。下面以带支链的烷烃为例，初步介绍系统命名法的命名步骤。
(1)选定分子中最长的碳链为主链，按主链中碳原子数目称作“某烷”。
(2)选主链中离支链最近的一端为起点，用 l，2，3 等阿拉伯数字依次给主链上的各个碳原子编号定位，
以确定支链在主链中的位置。例如：
(3)将支链的名称写在主链名称的前面，在支链的前面用阿拉伯数字注明它在主链上所处的位置，并在
数字与名称之间用一短线隔开。例如，用系统命名法对异戊烷命名：
2—甲基丁烷
(4)如果主链上有相同的支链，可以将支链合并起来，用“二”“三”等数字表示支链的个数。两个表示支
链位置的阿拉伯数字之间需用“，”隔开。
下面以2，3—二甲基己烷为例，对一般烷烃的命名可图示如下：
如果主链上有几个不同的支链，把简单的写在前面，把复杂的写在后面。例如：
2—甲基—4—乙基庚烷
2、烯烃和炔烃的命名
前面已经讲过，烷烃的命名是有机化合物命名的基础，其他有机物的命名原则是在烷烃命名原则的基础
上延伸出来的。下面，我们来学习烯烃和炔烃的命名。
(1)将含有双键或三键的最长碳链作为主链，称为“某烯”或“某炔”。
(2)从距离双键或三键最近的一端给主链上的碳原子依次编号定位。
2(3)用阿拉伯数字标明双键或三键的位置(只需标明双键或三键碳原子编号较小的数字)。用“二”“三"等表
示双键或三键的个数。
例如：
1—丁烯 2—戊炔
2—甲基—2，4—己二烯 4—甲基—1—戊炔
3、苯的同系物的命名
苯的同系物的命名是以苯作母体的。苯分子中的氢原子被甲基取代后生成甲苯，被乙基取代后生成乙苯
。
如果两个氢原子被两个甲基取代后，则生成的是二甲苯。由于取代基位置不同，二甲苯有三种同分异构
体。它们之间的差别在于两个甲基在苯环上的相对位置不同，可分别用“邻”“间”和“对”来表示：
邻二甲苯 间二甲苯 对二甲苯
若将苯环上的6个碳原子编号，可以某个甲基所在的碳原子的位置为l号，选取最小位次号给另一甲基
编号，则邻二甲苯也可叫做1，2—二甲苯，间二甲苯叫做1，3—二甲苯，对二甲苯叫做1，4—二甲苯。
四、研究有机化合物的一般步骤和方法
下面是研究有机化合物一般要经过的几个基本步骤：
分 离 元素定量
测定相对分子质 波谱分析确
提纯 分析确定
量确定分子式 定结构式
实验式
1、分离、提纯
（1）．蒸馏
蒸馏是分离、提纯液态有机物的常用方法。当液态有机物含有少量杂质，而且该有机物热稳定性较强，
与杂质的沸点相差较大时(一般约大于30℃)，就可以用蒸馏法提纯此液态有机物。
（2）．重结晶
重结晶的首要工作是选择适当的溶剂，要求该溶剂：(1)杂质在此溶剂中溶解度很小或溶解度很大，易于
除去；(2)被提纯的有机物在此溶剂中的溶解度，受温度的影响较大。该有机物在热溶液中的溶解度较大，冷
溶液中的溶解度较小，冷却后易于结晶析出，等等。
（3）．萃取
萃取包括液—液萃取和固—液萃取。液一液萃取是利用有机物在两种互不相溶的溶剂中的溶解性不同，
将有机物从一种溶剂转移到另一种溶剂的过程。液—液萃取是分离、提纯有机物常用的方法，分液漏斗是萃
取操作的常用玻璃仪器。一般是用有机溶剂从水中萃取有机物，常用的与水不互溶的有机溶剂有乙醚、石油
醚、二氯甲烷等。固一液萃取是用有机溶剂从固体物质中溶解出有机物的过程，在实验室和工厂中用专用的
仪器和设备进行这一操作。
分离、提纯后的有机物经过纯度鉴定后，可用于进行元素组成的分析、相对分子质量的测定和分子结构
的鉴定。
2、元素分析与相对分子质量的测定
3（1）．元素分析
元素定量分析的原理是将一定量的有机物燃烧，分解为简单的无机物，并作定量测定，通过无机物的质
量推算出组成该有机物元素原子的质量分数，然后计算出该有机物分子所含元素原子最简单的整数比，即确
定其实验式。
【例题】某含C、H、O三种元素的未知物A，经燃烧分析实验测定该未知物碳的质量分数为52．16％，
氢的质量分数为13．14％，试求该未知物A的实验式。
元素分析只能确定组成分子的各原子最简单的整数比。有了实验式，还必须知道该未知物的相对分子
质量，才能确定它的分子式。目前有许多测定相对分子质量的方法，质谱法是最精确、快捷的方法。
2）．相对分子质量的测定——质谱法
质谱是近代发展起来的快速、微量、精确测定相对分子质量的方法。
它用高能电子流等轰击样品分子，使该分子失去电子
变成带正电荷的分子离子和碎片离子。分子离子、碎片离
子各自具有不同的相对质量，它们在磁场的作用下到达检
测器的时间将因质量的不同而先后有别，其结果被记录为
质谱图。右图中最右边的分子离子峰(CH CH OH)表示的
3 2
是上面例题中未知物质A的相对分子质量。
未知物A的相对分子质量为46，实验式C H O的式量是46，所以未知物A的实验式和分子式都是
2 6
C H O。但是，符合此分子式的结构式应有两种：
2 6
二甲醚 乙醇
究竟它是二甲醚还是乙醇?只有鉴定分子结构才能够确定。与鉴定有机物结构有关的物理方法有质谱、
红外光谱、紫外光谱、核磁共振谱等，我们在这里仅介绍红外光谱与核磁共振氢谱的应用。
3、分子结构的鉴定
（1）．红外光谱
例如，上面例题中未知物A的红外光谱图(如下图)上发现有O—H键、C—H键和C—O键的振动吸收。
因此，可以初步推测该未知物A是含羟基的化合物，结构简式可写为C H —OH。
2 5
4未知物A的红外光谱
2．核磁共振氢谱
未知物A(C H —OH)的核磁共振氢谱有三个峰(如图l—8)，峰面积之比是1：2：3，它们分别为羟基的一
2 5
个氢原子，亚甲基( >CH )上的二个氢原子和甲基上的三个氢原子的吸收峰。而二甲醚(CH OCH )中的六个氢
2 3 3
原子均处于相同的化学环境中，只有一种氢原子，应只有一个吸收峰(如下图)。
未知物A的核磁共振氢谱
二甲醚的核磁共振氢谱
从上述未知物A的红外光谱和核磁共振氢谱可以知道：
(1)红外光谱图表明有羟基—OH、C—O键和烃基C—H键红外吸收峰；
(2)核磁共振氢谱有三种类型氢原子的吸收峰。
因此，未知物A的结构简式应该是CH CH OH，而不是CH OCH 。
3 2 3 3
一、各类烃的代表物的结构、特性
类 别 烷 烃 烯 烃 炔 烃 苯及同系物
通 式 CH (n≥1) CH (n≥2) CH (n≥2) CH (n≥6)
n 2n+2 n 2n n 2n-2 n 2n-6
代表物结构式 H—C≡C—H
相对分子质量Mr 16 28 26 78
5碳碳键长(×10-10m) 1.54 1.33 1.20 1.40
键 角 109°28′ 约120° 180° 120°
6个原子 4个原子 12个原子共平面
分子形状 正四面体
共平面型 同一直线型 (正六边形)
跟X 、H、HX、 跟X 、H、HX、
2 2 2 2
光照下的卤代； 跟H 加成；FeX
2 3
HO、HCN加成， HCN加成；易被
2
主要化学性质 裂化；不使酸性 催化下卤代；硝
易被氧化；可加 氧化；能加聚得
KMnO 溶液褪色 化、磺化反应
4
聚 导电塑料
二、烃的衍生物的重要类别和各类衍生物的重要化学性质
类
通 式 官能团 代表物 分子结构结点 主要化学性质
别
一卤代烃：
卤素原子直接与烃基结
1.与NaOH水溶液共热发生
卤
R—X
卤原子 C 2 H 5 Br 合 取代反应生成醇
代 多元饱和卤
—X （Mr：109） β-碳上要有氢原子才能 2.与NaOH醇溶液共热发生
烃 代 烃 ：
发生消去反应 消去反应生成烯
CH X
n 2n+2-m m
1.跟活泼金属反应产生H
羟基直接与链烃基结合， 2
2.跟卤化氢或浓氢卤酸反应
O—H及C—O均有极性。
一元醇：
生成卤代烃
CH
3
OH β-碳上有氢原子才能发 3.脱水反应:乙醇
R—OH
醇羟基 （Mr：32） 生消去反应。 140℃分子间脱水成醚
醇 饱 和 多 元 170℃分子内脱水生成烯
—OH CHOH α-碳上有氢原子才能被
醇： 2 5 4.催化氧化为醛或酮
（Mr：46） 催化氧化，伯醇氧化为 5.一般断O—H键与羧酸及
CH O
n 2n+2 m 醛，仲醇氧化为酮，叔醇 无机含氧酸反应生成酯
不能被催化氧化。
醚键
C 2 H 5 O C 2 H 5 性质稳定，一般不与酸、碱、
醚 R—O—R′ C—O键有极性
（Mr：74） 氧化剂反应
1.弱酸性
—OH 直接与苯环上的碳 2.与浓溴水发生取代反应生
酚羟基
酚 相连，受苯环影响能微弱 成沉淀
—OH
（Mr：94） 电离。 3.遇FeCl 呈紫色
3
4.易被氧化
HCHO
HCHO相当于两个
1.与H、HCN等加成为醇
醛基 （Mr：30） 2
—CHO 2.被氧化剂(O 、多伦试剂、
醛 2
斐林试剂、酸性高锰酸钾
有极性、能加成。 等)氧化为羧酸
（Mr：44）
羰基
与H、HCN加成为醇
酮 2
有极性、能加成 不能被氧化剂氧化为羧酸
（Mr：58）
1.具有酸的通性
受羰基影响，O—H 能电
羧基 2.酯化反应时一般断羧基中
羧 的碳氧单键，不能被 H 加
2
酸 离出H+， 受羟基影 成
（Mr：60） 3.能与含—NH 物质缩去水
响不能被加成。 2
生成酰胺(肽键)
6HCOOCH
3
1.发生水解反应生成羧酸和
酯基 （Mr：60）
酯基中的碳氧单键易断 醇
酯
裂 2.也可发生醇解反应生成新
酯和新醇
（Mr：88）
硝酸酯 硝酸酯基
不稳定 易爆炸
RONO 2 —ONO 2
硝基化合物 一硝基化合物较稳 一般不易被氧化剂氧化，但
硝基—NO
2
R—NO
2
定 多硝基化合物易爆炸
氨 氨基—NH
2
—NH
2
能以配位键 两性化合物能形成肽键
RCH(NH)C HNCHCOOH
基 2 羧基 2 2 结合 H+；—COOH
OOH （Mr：75）
酸 —COOH 能部分电离出H+
肽键
1.两性
蛋 结构复杂 2.水解
多肽链间有四级结 3.变性
白 不可用通式 酶
构 4.颜色反应
质 表示 氨基—NH 2 （生物催化剂）
羧基 5.灼烧分解
—COOH
多数可用下 羟基—OH
葡萄糖 1.氧化反应(还原性糖)
CHOH(CHOH)CHO 2.加氢还原
列 通 式 表 醛基—CHO 2 4 多羟基醛或多羟基
糖 淀粉(CH O) 3.酯化反应
示： 6 10 5 n 酮或它们的缩合物
纤维素 4.多糖水解
C(HO) 羰基
n 2 m [CHO(OH) ] 5.葡萄糖发酵分解生成乙醇
6 7 2 3 n
酯 基
酯基中的碳氧单键
油 易断裂 1.水解反应（皂化反应）
脂 烃基中碳碳双键能 2.硬化反应
可能有碳碳
加成
双键
三．有机物的溶解性
（1）难溶于水的有：各类烃、卤代烃、硝基化合物、酯、绝大多数高聚物、高级的（指分子中碳原子数目较多的，下同）醇、
醛、羧酸等。
（2）易溶于水的有：低级的[一般指 N(C)≤4]醇、（醚）、醛、（酮）、羧酸及盐、氨基酸及盐、单糖、二糖。（它们都能与水形
成氢键）。
（3）具有特殊溶解性的：
① 乙醇是一种很好的溶剂，既能溶解许多无机物，又能溶解许多有机物，所以常用乙醇来溶解植物色素或其中的药用成分，
也常用乙醇作为反应的溶剂，使参加反应的有机物和无机物均能溶解，增大接触面积，提高反应速率。例如，在油脂的
皂化反应中，加入乙醇既能溶解NaOH，又能溶解油脂，让它们在均相（同一溶剂的溶液）中充分接触，加快反应速率，
提高反应限度。
② 苯酚：室温下，在水中的溶解度是9.3g（属可溶），易溶于乙醇等有机溶剂，当温度高于65℃时，能与水混溶，冷却后分
层，上层为苯酚的水溶液，下层为水的苯酚溶液，振荡后形成乳浊液。苯酚易溶于碱溶液和纯碱溶液，这是因为生成了
易溶性的钠盐。
③ 乙酸乙酯在饱和碳酸钠溶液中更加难溶，同时饱和碳酸钠溶液还能通过反应吸收挥发出的乙酸，溶解吸收挥发出的乙醇，
便于闻到乙酸乙酯的香味。
④ 有的淀粉、蛋白质可溶于水形成胶体。蛋白质在浓轻金属盐（包括铵盐）溶液中溶解度减小，会析出(即盐析，皂化反应
中也有此操作)。但在稀轻金属盐(包括铵盐)溶液中，蛋白质的溶解度反而增大。
7⑤ 线型和部分支链型高聚物可溶于某些有机溶剂，而体型则难溶于有机溶剂。
⑥ 氢氧化铜悬浊液可溶于多羟基化合物的溶液中，如甘油、葡萄糖溶液等，形成绛蓝色溶液。
四．有机物的密度
（1）小于水的密度，且与水（溶液）分层的有：各类烃、一氯代烃、酯（包括油脂）
（2）大于水的密度，且与水（溶液）分层的有：多氯代烃、溴代烃（溴苯等）、碘代烃、硝基苯
五．有机物的状态[常温常压（1个大气压、20℃左右）]
（1）气态：
① 烃类：一般N(C)≤4的各类烃 注意：新戊烷[C(CH)]亦为气态
34
② 衍生物类：
一 ． 氯 ． 甲 ． 烷 ． （ ．C．H．3． C．．l， ． 沸 ． 点 ． 为 ． - ．2．4．．.2． ℃ ． ） ． 氟 ． 里 ． 昂 ． （ ．C．C．．l 2． F．2． ， ． 沸 ． 点 ． 为 ． - ．2．9．．.8． ℃ ． ） ．
氯 ． 乙 ． 烯 ． （ ．C．H．2． =．=．C．H．C．．l， ． 沸 ． 点 ． 为 ． - ．1．3．．.9． ℃ ． ） ． 甲 ． 醛 ． （ ．H．C．H．O． ， ． 沸 ． 点 ． 为 ． - ．2．1． ℃ ． ） ．
氯 ． 乙 ． 烷 ． （ ．C．H．3． C．H．2． C．．l， ． 沸 ． 点 ． 为 ．1．2．．.3． ℃ ． ） ． 一溴甲烷（CH 3 Br，沸点为3.6℃）
四氟乙烯（CF ==CF ，沸点为-76.3℃） 甲醚（CH OCH，沸点为-23℃）
2 2 3 3
甲乙醚（CHOCH，沸点为10.8℃） 环氧乙烷（ ，沸点为13.5℃）
3 2 5
（2）液态：一般N(C)在5～16的烃及绝大多数低级衍生物。如，
己烷CH(CH) CH 环己烷
3 24 3
甲醇CHOH 甲酸HCOOH
3
溴乙烷CHBr 乙醛CH CHO
2 5 3
溴苯CHBr 硝基苯C HNO
6 5 6 5 2
★特殊：不饱和程度高的高级脂肪酸甘油酯，如植物油脂等在常温下也为液态
（3）固态：一般N(C)在17或17以上的链烃及高级衍生物。如，
石蜡 C 以上的烃
12
饱和程度高的高级脂肪酸甘油酯，如动物油脂在常温下为固态
★特殊：苯酚（CHOH）、苯甲酸（CHCOOH）、氨基酸等在常温下亦为固态
6 5 6 5
六、重要的反应
1．能使溴水（Br /HO）褪色的物质
2 2
（1）有机物 ① 通过加成反应使之褪色：含有 、—C≡C—的不饱和化合物
② 通过取代反应使之褪色：酚类
注意：苯酚溶液遇浓溴水时，除褪色现象之外还产生白色沉淀。
③ 通过氧化反应使之褪色：含有—CHO（醛基）的有机物（有水参加反应）
注意：纯净的只含有—CHO（醛基）的有机物不能使溴的四氯化碳溶液褪色
④ 通过萃取使之褪色：液态烷烃、环烷烃、苯及其同系物、饱和卤代烃、饱和酯
（2）无机物
① 通过与碱发生歧化反应 3Br + 6OH- == 5Br- + BrO- + 3HO或Br + 2OH- == Br- + BrO- + HO
2 3 2 2 2
② 与还原性物质发生氧化还原反应，如HS、S2-、SO、SO2-、I-、Fe2+
2 2 3
2．能使酸性高锰酸钾溶液KMnO/H+褪色的物质
4
（1）有机物：A.含有 、—C≡C—、—OH（较慢）、—CHO的物质
B.与苯环相连的侧链碳碳上有氢原子的苯的同系物（与苯不反应）
（2）无机物：与还原性物质发生氧化还原反应，如HS、S2-、SO、SO2-、Br-、I-、Fe2+
2 2 3
3．与Na反应的有机物：含有—OH、—COOH的有机物
与NaOH反应的有机物：常温下，易与含有酚羟基、—COOH的有机物反应
加热时，能与卤代烃、酯反应（取代反应）
与Na 2 CO 3 反应的有机物：含有酚 ． 羟基的有机物反应生成酚钠和NaHCO 3 ；
8含有—COOH的有机物反应生成羧酸钠，并放出CO 气体；
2
含有—SOH的有机物反应生成磺酸钠并放出CO 气体。
3 2
与NaHCO 反应的有机物：含有—COOH、—SOH的有机物反应生成羧酸钠、磺酸钠并放出
3 3
等物质量的CO 气体。
2
4．既能与强酸，又能与强碱反应的物质
（1）2Al + 6H+ == 2 Al3+ + 3H↑ 2Al + 2OH- + 2HO == 2 AlO- + 3H↑
2 2 2 2
（2）Al O + 6H+ == 2 Al3+ + 3HO Al O + 2OH- == 2 AlO- + HO
2 3 2 2 3 2 2
（3）Al(OH) + 3H+ == Al3+ + 3HO Al(OH) + OH- == AlO- + 2HO
3 2 3 2 2
（4）弱酸的酸式盐，如NaHCO、NaHS等等
3
NaHCO + HCl == NaCl + CO ↑ + HO NaHCO + NaOH == NaCO + HO
3 2 2 3 2 3 2
NaHS + HCl == NaCl + HS↑ NaHS + NaOH == NaS + HO
2 2 2
（5）弱酸弱碱盐，如CHCOONH、(NH) S等等
3 4 42
2CHCOONH + HSO == (NH ) SO + 2CHCOOH
3 4 2 4 4 2 4 3
CHCOONH + NaOH == CH COONa + NH↑+ HO
3 4 3 3 2
(NH)S + H SO == (NH) SO + HS↑
42 2 4 42 4 2
(NH)S +2NaOH == NaS + 2NH↑+ 2HO
42 2 3 2
（6）氨基酸，如甘氨酸等
HNCHCOOH + HCl → HOOCCHNHCl HNCHCOOH + NaOH → HNCH COONa + HO
2 2 2 3 2 2 2 2 2
（7）蛋白质 蛋白质分子中的肽链的链端或支链上仍有呈酸性的—COOH和呈碱性的—NH，
2
故蛋白质仍能与碱和酸反应。
5．银镜反应的有机物
（1）发生银镜反应的有机物：
含有—CHO的物质：醛、甲酸、甲酸盐、甲酸酯、还原性糖（葡萄糖、麦芽糖等）
（2）银氨溶液[Ag(NH) OH]（多伦试剂）的配制：
32
向一定量2%的AgNO 溶液中逐滴加入2%的稀氨水至刚刚产生的沉淀恰好完全溶解消失。
3
（3）反应条件：碱性、水浴加热
若在酸性条件下，则有Ag(NH ) + + OH - + 3H+ == Ag+ + 2NH + + HO而被破坏。
3 2 4 2
（4）实验现象：①反应液由澄清变成灰黑色浑浊；②试管内壁有银白色金属析出
（5）有关反应方程式：AgNO + NH·HO == AgOH↓ + NHNO
3 3 2 4 3
AgOH + 2NH·HO == Ag(NH) OH + 2H O
3 2 32 2
银镜反应的一般通式：RCHO + 2Ag(NH) OH 2 Ag↓+ RCOONH + 3NH + HO
32 4 3 2
【记忆诀窍】： 1—水（盐）、2—银、3—氨
甲醛（相当于两个醛基）：HCHO + 4Ag(NH) OH 4Ag↓+ (NH ) CO + 6NH + 2HO
32 42 3 3 2
乙二醛： OHC-CHO + 4Ag(NH) OH 4Ag↓+ (NH ) CO + 6NH + 2HO
32 42 2 4 3 2
甲酸： HCOOH + 2 Ag(NH) OH 2 Ag↓+ (NH) CO + 2NH + HO
32 42 3 3 2
葡萄糖:(过量)CHOH(CHOH) CHO +2Ag(NH) OH 2Ag↓+CH OH(CHOH)COONH+3NH + HO
2 4 32 2 4 4 3 2
（6）定量关系：
—CHO～2Ag(NH) OH～2 Ag HCHO～4Ag(NH) OH～4 Ag
2 2
6．与新制Cu(OH) 悬浊液（斐林试剂）的反应
2
（1）有机物：羧酸（中和）、甲酸（先中和，但NaOH仍过量，后氧化）、醛、还原性糖（葡萄糖、麦芽糖）、甘油等多羟基化
合物。
（2）斐林试剂的配制：向一定量10%的NaOH溶液中，滴加几滴2%的CuSO 溶液，得到蓝色絮状悬浊液（即斐林试剂）。
4
9（3）反应条件：碱过量、加热煮沸
（4）实验现象：
① 若有机物只有官能团醛基（—CHO），则滴入新制的氢氧化铜悬浊液中，常温时无变化，加热煮沸后有（砖）红色沉淀
生成；
② 若有机物为多羟基醛（如葡萄糖），则滴入新制的氢氧化铜悬浊液中，常温时溶解变成绛蓝色溶液，加热煮沸后有（砖）
红色沉淀生成；
（5）有关反应方程式：2NaOH + CuSO == Cu(OH)↓+ NaSO
4 2 2 4
RCHO + 2Cu(OH) RCOOH + Cu O↓+ 2HO
2 2 2
HCHO + 4Cu(OH) CO + 2CuO↓+ 5H O
2 2 2 2
OHC-CHO + 4Cu(OH) HOOC-COOH + 2Cu O↓+ 4HO
2 2 2
HCOOH + 2Cu(OH) CO + Cu O↓+ 3HO
2 2 2 2
CHOH(CHOH) CHO + 2Cu(OH) CH OH(CHOH)COOH + Cu O↓+ 2HO
2 4 2 2 4 2 2
（6）定量关系：—COOH～½
Cu(OH)
～½
Cu2+ （酸使不溶性的碱溶解）
2
—CHO～2Cu(OH) ～CuO HCHO～4Cu(OH) ～2CuO
2 2 2 2
7．能发生水解反应的有机物是：卤代烃、酯、糖类（单糖除外）、肽类（包括蛋白质）。
HX + NaOH == NaX + H O
2
(H)RCOOH + NaOH == (H)RCOONa + HO
2
RCOOH + NaOH == RCOONa + H O 或
2
8．能跟FeCl 溶液发生显色反应的是：酚类化合物。
3
9．能跟I 发生显色反应的是：淀粉。
2
10．能跟浓硝酸发生颜色反应的是：含苯环的天然蛋白质。
七、重要的有机反应及类型
1．取代反应
酯化反应
水解反应
CHCl+HONaOHCHOH+HCl
2 5 2 2 5
CHCOOC
H+HO无机酸或碱CH
COOH+C HOH
3 2 5 2 3 2 5
2．加成反应
103．氧化反应
2CH+5O
点燃4CO
+2HO
2 2 2 2 2
2CHCHOH+O
Ag网2CHCHO+2HO
3 2 2 3 2
550℃
2CHCHO+O
锰盐
3 2
65～75℃
CHCHO+2Ag(NH)
OH
+2Ag↓+3NH+HO
3 32 3 2
4．还原反应
5．消去反应
CHOH浓H 2SO 4CH═CH ↑+HO
2 5 2 2 2
170℃
CH—CH—CHBr+KOH乙醇CH—CH═CH+KBr+H
O
3 2 2 3 2 2
6．水解反应 卤代烃、酯、多肽的水解都属于取代反应
7．热裂化反应（很复杂）
C H CH +CH C H C H +CH
16 34 8 16 8 16 16 34 14 30 2 4
C H C H +CH ……
16 34 12 26 4 8
8．显色反应
含有苯环的蛋白质与浓HNO 作用而呈黄色
3
119．聚合反应
10．中和反应
六、混合物的分离或提纯（除杂）
混合物 分离
除杂试剂 化学方程式或离子方程式
（括号内为杂质） 方法
溴水、NaOH溶液
CH＝CH + Br → CH BrCHBr
乙烷（乙烯） （除去挥发出的 洗气 2 2 2 2 2
Br + 2NaOH ＝ NaBr + NaBrO + HO
Br 蒸气） 2 2
2
SO + 2NaOH = NaSO + HO
乙烯（SO、CO） NaOH溶液 洗气 2 2 3 2
2 2
CO + 2NaOH = NaCO + HO
2 2 3 2
HS + CuSO = CuS↓+ H SO
乙炔（HS、PH） 饱和CuSO 溶液 洗气 2 4 2 4
2 3 4
11PH + 24CuSO + 12HO = 8CuP↓+ 3H PO+ 24H SO
3 4 2 3 3 4 2 4
提取白酒中的酒精 —————— 蒸馏 ——————————————
从 95%的酒精中提
新制的生石灰 蒸馏 CaO + H O ＝ Ca(OH)
取无水酒精 2 2
从无水酒精中提取 Mg + 2C HOH → (C HO) Mg + H ↑
镁粉 蒸馏 2 5 2 5 2 2
绝对酒精 (CHO) Mg + 2HO →2C HOH + Mg(OH)↓
2 5 2 2 2 5 2
萃取
汽油或苯或
提取碘水中的碘 分液 ——————————————
四氯化碳
蒸馏
洗涤
溴化钠溶液 溴的四氯化碳
萃取 Br + 2I- == I + 2Br-
（碘化钠） 溶液 2 2
分液
苯 NaOH溶液或 洗涤 CHOH + NaOH → CHONa + HO
6 5 6 5 2
（苯酚） 饱和NaCO 溶液 分液 CHOH + NaCO → CHONa + NaHCO
2 3 6 5 2 3 6 5 3
CHCOOH + NaOH → CHCOONa + H O
乙醇 NaOH、NaCO、 洗涤 3 3 2
2 3 2CHCOOH + NaCO → 2CHCOONa + CO↑+ HO
（乙酸） NaHCO 溶液均可 蒸馏 3 2 3 3 2 2
3 CHCOOH + NaHCO → CHCOONa + CO↑+ HO
3 3 3 2 2
乙酸 NaOH溶液 蒸发 CHCOOH + NaOH → CHCOO Na + H O
3 3 2
（乙醇） 稀HSO 蒸馏 2CHCOO Na + HSO → NaSO + 2CH COOH
2 4 3 2 4 2 4 3
洗涤
溴乙烷（溴） NaHSO 溶液 Br + NaHSO + HO == 2HBr + NaHSO
3 分液 2 3 2 4
洗涤
溴苯 蒸馏水 Fe Br 溶于水
分液 3
（Fe Br 、Br 、苯） NaOH溶液 Br + 2NaOH ＝ NaBr + NaBrO + HO
3 2 蒸馏 2 2
硝基苯 蒸馏水 洗涤 先用水洗去大部分酸，再用NaOH溶液洗去少量溶解在有
（苯、酸） NaOH溶液 分液 机层的酸H+ + OH- = HO
2
12蒸馏
重结
提纯苯甲酸 蒸馏水 常温下，苯甲酸为固体，溶解度受温度影响变化较大。
晶
蒸馏水 渗析 ——————————————
提纯蛋白质
浓轻金属盐溶液 盐析 ——————————————
高级脂肪酸钠溶液
食盐 盐析 ——————————————
（甘油）
第二章 烃和卤代烃
1.结构特点
2、化学性质
（1）甲烷
化学性质相当稳定，跟强酸、强碱或强氧化剂（如KMnO ）等一般不起反应。
4
①氧化反应
甲烷在空气中安静的燃烧，火焰的颜色为淡蓝色。其燃烧热为890kJ/mol，则燃烧的热化学方程式为：
CH （g）+2O （g） CO （g）+2H O（l）；△H=－890kJ/mol
4 2 2 2
②取代反应：有机物物分子里的某些原子或原子团被其他原子或原子团所替代的反应。
甲烷与氯气的取代反应分四步进行：
第一步：CH +Cl CH Cl+HCl
4 2 3
第二步：CH Cl+ Cl CH Cl +HCl
3 2 2 2
第三步：CH Cl + Cl CHCl +HCl
2 2 2 3
13第四步：CHCl +Cl CCl +HCl
3 2 4
甲烷的四种氯代物均难溶于水，常温下，只有 CH Cl 是气态，其余均为液态，CHCl 俗称氯仿，CCl 又叫
3 3 4
四氯化碳，是重要的有机溶剂，密度比水大。
（2）乙烯
①与卤素单质X 加成
2
CH ＝CH ＋X →CH X—CH X
2 2 2 2 2
②与H 加成
2
催化剂
CH ＝CH ＋H △ CH —CH
2 2 2 3 3
③与卤化氢加成
CH ＝CH ＋HX→CH —CH X
2 2 3 2
④与水加成
催化剂
CH ＝CH ＋H O CH CH OH
2 2 2 3 2
⑤氧化反应
①常温下被氧化，如将乙烯通入酸性高锰酸钾溶液，溶液的紫色褪去。
⑥易燃烧
点燃
CH ＝CH ＋3O 2CO +2H O现象（火焰明亮，伴有黑烟）
2 2 2 2 2
⑦加聚反应
二、烷烃、烯烃和炔烃
1．概念及通式
（1）烷烃：分子中碳原子之间以单键结合成链状，碳原子剩余的价键全部跟氢原子结合的饱和烃，
其通式为：CnH2n＋2（n≥l）。
（2）烯烃：分子里含有碳碳双键的不饱和链烃，分子通式为：CnH2n（n≥2）。
（3）炔烃：分子里含有碳碳三键的一类脂肪烃，分子通式为：CnH2n－2（n≥2）。
2．物理性质
（1）状态：常温下含有1～4个碳原子的烃为气态烃，随碳原子数的增多，逐渐过渡到液态、固态。
（2）沸点：①随着碳原子数的增多，沸点逐渐升高。
②同分异构体之间，支链越多，沸点越低。
（3）相对密度：随着碳原子数的增多，相对密度逐渐增大，密度均比水的小。
（4）在水中的溶解性：均难溶于水。
3．化学性质
（1）均易燃烧，燃烧的化学反应通式为：
（2）烷烃难被酸性KMnO4溶液等氧化剂氧化，在光照条件下易和卤素单质发生取代反应。
14（3）烯烃和炔烃易被酸性KMnO4溶液等氧化剂氧化，易发生加成反应和加聚反应。
三、苯及其同系物
1．苯的物理性质
2. 苯的结构
（1）分子式：C H ，结构式： ，结构简式： 或 。
6 6
（2）成键特点：6个碳原子之间的键完全相同，是介于碳碳单键和碳碳双键之间的特殊的键。
（3）空间构形：平面正六边形，分子里12个原子共平面。
3．苯的化学性质：可归结为易取代、难加成、易燃烧，与其他氧化剂一般不能发生反应。
4、苯的同系物
（1）概念：苯环上的氢原子被烷基取代的产物。通式为：C H （n≥6）。
n 2n－6
（2）化学性质（以甲苯为例）
①氧化反应：甲苯能使酸性KMnO4溶液褪色，说明苯环对烷基的影响使其取代基易被氧化。
②取代反应
a．苯的同系物的硝化反应
b．苯的同系物可发生溴代反应
有铁作催化剂时：
15光照时：
5．苯的同系物、芳香烃、芳香族化合物的比较
（1）异同点
①相同点：
a．都含有碳、氢元素；
b．都含有苯环。
②不同点：
a．苯的同系物、芳香烃只含有碳、氢元素，芳香族化合物还可能含有O、N等其他元素。
b．苯的同系物含一个苯环，通式为 C H ；芳香烃含有一个或多个苯环；芳香族化合物含有一个或多
n 2n－6
个苯环，苯环上可能含有其他取代基。
（2）相互关系
6. 含苯环的化合物同分异构体的书写
（1）苯的氯代物
①苯的一氯代物只有1种：
②苯的二氯代物有3种：
（2）苯的同系物及其氯代物
①甲苯（C7H8）不存在同分异构体。[来源:Zxxk.Com]
②分子式为C8H10的芳香烃同分异构体有4种：
③甲苯的一氯代物的同分异构体有4种
16五、卤代烃
1．卤代烃的结构特点：卤素原子是卤代烃的官能团。C—X之间的共用电子对偏向X
，形成一个极性较强的共价键,分子中C—X键易断裂。
2．卤代烃的物理性质
（1）溶解性：不溶于水，易溶于大多数有机溶剂。
（2）状态、密度：CH Cl常温下呈气态，C H Br、CH Cl 、CHCl 、CCl 常温下呈液态且密度> （填“>”或“<”）
3 2 5 2 2 3 4
1 g/cm3。
3．卤代烃的化学性质（以CH CH Br为例）
3 2
（1）取代反应
①条件：强碱的水溶液，加热
②化学方程式为：
4．卤代烃对环境的污染
（1）氟氯烃在平流层中会破坏臭氧 层，是造成臭氧 空洞的罪魁祸首。
（2）氟氯烃破坏臭氧层的原理
①氟氯烃在平流层中受紫外线照射产生氯原子
②氯原子可引发损耗臭氧的循环反应：
③实际上氯原子起了催化作用
172．检验卤代烃分子中卤素的方法（X表示卤素原子）
（1）实验原理
（2）实验步骤：①取少量卤代烃；②加入 NaOH 溶液；③加热煮沸；④冷却；⑤加入稀硝酸酸化；⑥
加入硝酸银溶液；⑦根据沉淀（AgX）的颜色（白色、浅黄色、黄色）可确定卤族元素（氯、溴、碘）。
（3）实验说明：①加热煮沸是为了加快水解反应的速率，因为不同的卤代烃水解的难易程度不同。
②加入稀 HNO 酸化的目的：中和过量的 NaOH，防止 NaOH 与 AgNO 反应生成的棕黑色 Ag O 沉淀干扰
3 3 2
对实验现象的观察；检验生成的沉淀是否溶于稀硝酸。
（4）量的关系：据R—X～NaX～AgX,1 mol一卤代烃可得到1 mol卤化银（除F外）沉淀，常利用此量的
关系来定量测定卤代烃。
第三章 烃的含氧衍生物
一、烃的衍生物性质对比
1．脂肪醇、芳香醇、酚的比较
2．苯、甲苯、苯酚的分子结构及典型性质比较
183．醛、羰酸、酯（油脂）的综合比较
4．烃的羟基衍生物性质比较
5．烃的羰基衍生物性质比较
6．酯化反应与中和反应的比较
7.烃的衍生物的比较
19二、有机反应的主要类型
20三、烃及其重要衍生物之间的相互转化关系
21第四章 生命中的基础有机化学物质
一、糖类
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（H O）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
2
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C H O ；反之，符合这一通式的有机物不一定属于糖类，如甲醛CH O、乙酸C H O 等。
6 12 5 2 2 4 2
3.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C H O （与甲醛、乙酸、乙酸乙酯等的最简式相同，均为CH O），其结构简式为：
6 12 6 2
CH OH－（CHOH） －CHO，是一种多羟基醛。
2 4
（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） 碱性悬浊液共热生成红色沉淀。
2
③能被H 还原
2
④酯化反应：
（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。
4.二糖——蔗糖和麦芽糖
5.食品添加剂
226.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。
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
（4）判断淀粉水解程度的实验方法
23说明 在用稀H SO 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
2 4
溶液中和稀H SO ，使溶液呈碱性，才能再加入银氨溶液并水浴加热。
2 4
二、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H
2
发生加成反应，生成脂肪：
油酸甘油酯（油）硬脂酸甘油酯（脂肪）
油脂和酯的比较
油脂和矿物油的比较
24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）。
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）。
3.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。
（2）肥皂与合成洗涤剂的比较。
三、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。
253. 蛋白质的性质
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。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HNO 作用后，呈黄色。⑤灼烧蛋白质时，有烧焦羽毛的味。利用此性
3
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CO 和H O）。
2 2
4.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。
第五章 进入合成有机高分子化合物的时代
一、合成高分子化合物的基本方法
1.合成高分子化合物的基本反应类型
1.1加成聚合反应（简称加聚反应）
（1）特点
①单体分子含不饱和键（双键或三键）；②单体和生成的聚合物组成相同；
③反应只生成聚合物。
（2）加聚物结构简式的书写
将链节写在方括号内，聚合度n在方括号的右下角。由于加聚物的端基不确定，通常用“—”表示。
（3）加聚反应方程式的书写
①均聚反应：发生加聚反应的单体只有一种。②共聚反应：发生加聚反应的单体有两种或多种。
261.2缩合聚合反应（简称缩聚反应）
（1）特点
①缩聚反应的单体至少含有两个官能团；②单体和聚合物的组成不同；
③反应除了生成聚合物外，还生成小分子；④含有两个官能团的单体缩聚后生成的聚合物呈线型结构。
（2）缩合聚合物（简称缩聚物）结构简式的书写
要在方括号外侧写出链节余下的端基原子或原子团。
（3）缩聚反应方程式的书写
单体的物质的量与缩聚物结构式的下角标要一致；要注意小分子的物质的量：一般由一种单体进行缩聚
反应，生成小分子的物质的量为（n－1）；由两种单体进行缩聚反应，生成小分子的物质的量为（2n－1）。
①以某分子中碳氧双键中的氧原子与另一个基团中的活泼氢原子结合成水而进行的缩聚反应。
②以醇羟基中的氢原子和酸分子中的羟基结合成水的方式而进行的缩聚反应。
③以羧基中的羟基与氨基中的氢原子结合成H O的方式而进行的缩聚反应。
2
1.3加聚反应与缩聚反应的比较
2.高分子化合物单体的确定
2.1加聚产物、缩聚产物的判断
判断有机高分子化合物单体时，首先判断是加聚产物还是缩聚产物。判断方法是：
（1）若链节结构中，主链上全部是碳原子形成的碳链，则一般为加聚产物；
（2）若链节结构中，主链上除碳原子外还含有其他原子（如N、O等），则一般为缩聚产物。
2.2加聚产物单体的判断方法
（1）凡链节的主链中只有两个碳原子（无其它原子）的聚合物，其合成单体必为一种，将两个半键闭合
即可。
（2）凡链节的主链中有四个碳原子（无其它原子），且链节无双键的聚合物，其单体必为两种，在正中
央划线断开，然后两个半键闭合即可。
（3）凡链节的主链中只有碳原子，并存在 结构的聚合物，其规律是“有双键，四个碳；无双键，
两个碳”划线断开，然后将半键闭合即单双键互换。
2.3缩聚产物单体的判断方法
（1）若链节中含有酚羟基的结构，单体一般为酚和醛。
（2）若链节中含有以下结构。
27（3）若链节中间含有 部分，则单体为酸和醇，将 中C—O单键断开，左边加羟基，
右边加氢即可。
（4）若链节中间含有 部分，则单体一般为氨基酸，将 中 C—N 单键断开，左边
加羟基，右边加氢。
二、 应用广泛的高分子材料
1.高分子化合物的分类
天然高分子，如：淀粉、纤维素、蛋白质等
（1）按来源分
合成高分子，如：聚乙稀、有机玻璃等
线型高分子 热塑性高分子
（2）按结构分 （3）按性质分
体型高分子 热固性高分子
塑料
合成纤维
合成橡胶
（4）按用途分
涂料
黏合剂
……
2.高分子化学反应的特点
（1）与结构的关系
结构决定性质，高分子的化学反应主要取决于结构特点、官能团与基团之间的影响。如碳碳双键易氧化
和加成，酯基易水解、醇解，羧基易发生酯化、取代等反应。
（2）常见的有机高分子化学反应
①降解②橡胶硫化③催化裂化
3.高分子化合物的结构与性质
三、功能高分子材料
281.新型有机高分子材料与传统的三大合成材料的区别与联系
新型有机高分子材料与传统的三大合成材料在本质上并没有区别，它们只是相对而言。从组成元素看，
都是由C、H、O、N、S等元素构成；从合成反应看，都是由单体经加聚或缩聚反应形成；从结构看，也就是
分两种结构：线型结构、体型结构。它们的重要区别在于功能与性能上，与传统材料相比，新型有机高分子
材料的性能更优异，往往具备传统材料所没有的特殊性能，可用于许多特殊领域。
2.功能高分子材料的品种与分类
3.高分子化合物与高分子材料的比较
2930
