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~
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壬互＋＝嚣
壬团＋＝嚣
壬三＋＝嚣
壬＝＋＝嚣
壬—＋＝嚣
壬＋二嚣
壬皿＋尝
壬＼／＋嚣
壬斗＋嚣
壬￥＋嚣
壬互＋嚣
壬团＋嚣
壬三＋嚣
壬＝＋嚣
壬—＋嚣
壬＋嚣
壬γ嚣
壬＼／嚣
壬斗嚣
壬￥嚣
壬互嚣
壬团嚣
壬三嚣
壬＝嚣
壬—嚣
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0gI .….……………………….号粤毗剩卿苔吁凹--—Ⅷ旦聋∏
z巾I…….……………. .卿彰毗职匪阳毗号邪Ⅷ旦-—Ⅷ旦象∏
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LII ..…………………………….酷回导彰狄勤乌勤士掏勤裂皿
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（二）勘士鸟哮琅皿酉羔驯
LL .….…………………….…………（＿）射士写牵醒皿酉羔邪
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99…. .……………………………….荆脆闺辜匹写擎崩闺辜匹
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Lg .….……………………………………………….……刺毗翻
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L巾.….……………………………………….峨号邪量重茸汉酗
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6Z .……….………………………………….…毗号邪茸呸黔｀碧
巾Z ..……………………………………………….峨号驯茸Ⅳ鹏
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Z［.….……………………………………….皿酉士量乌囤溯即
9 ..…………………………………………….驯五茸Ⅶ柔轩田吼
I….………………….………………………………….喜阳凹毗
芒曰
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第二十六天
第二十七天
第二十八天
第二十九天
第三十天
第二十七天
第二十八天
第二十九天
第三十天
化学与生活.………………………………
选考有机＿有机物性质（—）
….……
选考有机—有机物性质（二）
.………
选考有机—有机实验.…………………
选考有机—有机大题解题方法….……
选考结构—原子结构与原子性质.……
选考结构＿分子构型与性质…。………
选考结构—晶体初步……….…………
选考结构＿晶体模型与晶体计算.……
■
◆
●
●●
●●●
●
●
■
■
●
■
●●●
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………………….
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…………………。
174
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l79
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…………………. 202
……。……………209
…. 。………….….
2l5
F
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●●●
白
■
●
■
7
～
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」第—天物质的量
‖
第＿天物质的量
知识点-物质的量相关基本概念
l.物质的量（＂）
（1）定义
物质的量是表示含有—定数目粒子的集合体的物理量,单位为摩尔（mol）°
（2）表示方法
＝≡＝q
｛x｜
‖
‖
＝丁■
V
数值
‖
‖
‖mol
｝
0二二＝＝＝■■
↓
单位
｜H2SO4
｜
ˉ-↓ˉˉˉˉ
指定微粒符号或微粒名称
2.阿伏加德罗常数（ⅣA）
0.0l2kgl2C中所含的碳原子数定为阿伏加德罗常数’其数值约为6.02×l023’单位为mol＿l°
公式;″A＝斗,″表示微粒个数.即任意lmo｜微粒所含的徽粒个数均约为M2×l0鸥个.
煌惫:利用阿伏加德罗常数’可以实现微粒个数与物质的量之间的换算°
3.摩尔质量（M）
（l）定义
摩尔质量是单位物质的量的物质所具有的质量。常用的单位是g.molˉ‖°公式:M＝皿。
门
（2）数值
以g.mol＿!为单位时’任何粒子的摩尔质量在数值上都等于该粒子的相对分子（原子）质量。
注愈:利用摩尔质量’可以实现质量与物质的量之间的换算。
归纳:摩尔质量的常见求解方法
（l）根据物质的质量（m）和物质的量（几）:M＝m／n。
（2）根据一定质量（m）的物质中微粒数目（／V）和阿伏加德罗常数（ⅣA）:″＝ⅣA
（3）根据标准状况下气体的密度P:M＝P×22.4（g.molˉl）°
（4）根据气体的相对密度（D＝p!／归2）:Ml／Mh＝D°
m／Ⅳ°
4.气体摩尔体积（％）
（l）定义:单位物质的量的气体所占的体积’符号为％,标准状况下’Vh约为22.4L.mol＿‖°
（2）换算关系;则＝÷二计二箭.
（3）影响因素:由气体所处的温度和压强条件决定°
l
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顾露季研.3O天速记高中化学知识■
注惫:（l）由于对于气体而言’体积相对于质量更易测得’因此如果已知在某状态下某气体的体积’
及该状态下气体摩尔体积’可以实现气体体积与物质的量之间的换算。
（2）需要说明的是’在非高温或高压情况下’高中阶段常见的气体均认为是理想气体’不同气体在相
同状态下的气体摩尔体积相同（如标准状况下,Vm均约为22.4L。molˉl ）。
（3）应用气体摩尔体积时需特别关注“气体’,和“标准状况”两个核心考点。需做到一看气体是否处
在‘‘标准状况”;二看标准状况下’物质是否为“气体’,［如H2O｀CCl4、CHCl3、CH2Cl2（注:CH3Cl为气
体）、漠单质、SO3｀已烷｀苯等在标准状况下均不是气体］。
5.阿伏加德罗定律及其推论应用
（l）阿伏加德罗定律:同温同压下’相同体积的任何气体’含有相同数目的分子（即气体的物质的量
相同）°
（2）阿伏加德罗定律的推论
结论
条件
语言叙述
公式
叭
—
队
~~
叫
—
川
同温｀同压下’气体的体积与其物质的量成正比
T、p相同
川
＿
吧
~~
川
—
化
温度、体积相同的气体’其压强与物质的量成正比
TJ／相同
M｜
pl
二＝
M,
p2
鱼
同温伺压下’气体的密度与其摩尔质量（或相对分子质量）成正比
T、p相同
注愈:（l）对于同一种气体’当压强相同时’密度与温度成反比°
（2）对于理想气体而言’阿伏加德罗定律及其推论均可由理想气体状态方程p‖／＝厕RT得到’其中R
为常数°
知识点二物质的量浓度
（l）概念:表示单位体积溶液中所含溶质B的物质的量°
（2）表达式:c蠕二爷·
（3）单位:mol 。Lˉ｜或mol／L°
l000°p.@B
（4）与质量分数的关系; cB
＝
M
◎
2
~
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『
＿第—天物质的量…
注愈:计算某溶液中溶质的物质的量浓度时’V是溶液的体积’不是溶剂的体积,也不是溶质和溶剂
的体积之和’不能用水的体积代替溶液的体积;此外’需准确判断溶质的成分’例如:
（1）与水发生反应生成新的物质’如Na、Na2O｀Na2O2＿上NaOH;NO2上HNO3°
（2）含结晶水的物质:CuSO4 .5H2O—＿镑（〕uSO4;Na2CO3
. l0H2O——→Na2CO3。
知识点三-定物质的量浓度溶液的配制
L主要仪器
天平｀药匙、量筒、玻璃棒、烧杯｀容量瓶、胶头滴管°
2容量瓶
容量瓶为精确量器’不可加热烘干’不可作为反应器使用;瓶上标有温度规格和刻度线。常用规格
有50mL、l00mL、250mL｀l000mL等。容量瓶使用前需检漏°
3.操作流程
以配制l00mLl.00mol .LˉlNaCl溶液为例°
（l）计算:需NaCl固体的质量为5.9g。
（2）称量:用托盘天平称量NaCl固体°
（3）溶解将称量好的NaCl固体放人烧杯中’用适量蒸馏水溶解。
（4）转移:待烧杯中的溶液冷却至室温后’用玻璃棒引流将溶液注人l00mL容量瓶中。
（5）洗涤:用少量蒸馏水洗涤烧杯内壁和玻璃棒2～3次’洗涤液全部注人容量瓶中。轻轻摇动容量
瓶’使溶液混合均匀。
（6）定容:将蒸馏水注人容量瓶,当液面距瓶颈刻度线l～2cm时,改用胶头滴管,滴加蒸馏水至凹
液面与刻度线相切°
（7）摇匀:盖好瓶塞,反复上下颠倒’摇匀°
配制流程如下图所示:
NaCl
‖≈～
霉
→
扫—｜
mL
3
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Ⅱ蹿『U刁0天速记高中化学知识〕■■
4.误差分析
（1）思考方法
根据物质的量浓度的定义输二守可知,—定物质的量浓度溶液配制的误差都是由溶质的物质的量
＂E和溶液的体积V引起的°误差分析时’关键要看溶液配制过程中引起了＂B和V怎样的变化°在
配制＿定物质的量浓度溶液时’若″E比理论值小’或V比理论值大时’都会使所配溶液浓度偏小;
若″B比理论值大’或V比理论值小时’都会使所配溶液浓度偏大。
（2）仰视、俯视的分析
分析此类问题时’建议不要机械记忆结论’推荐按下图所示画图进行理解°
刻
｜｜／~
仰视
度
｜＞／』
亏
俯视
厂鹏÷
:卞＼撼｝
线≥
么卢
注惫:溶液稀释问题的解题思路
l.溶质守恒
（l）溶质的质量在稀释前后保持不变’即ml＂l＝m2川2°
（2）溶质的物质的量在稀释前后保持不变’即clV｜＝c2Vh°
2.同溶质不同物质的量浓度溶液的混合计算
（l）混合后溶液体积保持不变时’c!V｜＋c2Vh＝c混×（Vl＋J／i）。
m′混
（2）混合后溶液体积发生改变时’c］V!＋c2J／i＝c混V混’其中V混＝丙。
3.电荷守恒
溶液呈电中性’电解质溶液中阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数。
回硕:溶解度及其变化规律
l.溶解度
在一定温度下’某物质在l00g溶剂（通常是水）里达到饱和状态时所溶解的质量’叫作这种物质
在该溶剂里的溶解度’其单位为“g”°
即S＝匹壁堕×l00g。
刀】溶剂
2.影响溶解度大小的因素
（l）内因:物质本身的结构。
（2）外因
O溶剂的影响（如NaCl易溶于水不易溶于苯等有机溶剂）。
4
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」
｜
第＿天物质的量
@温度的影响:升温’大多数固体物质的溶解度增大’少数物质却相反’如Ca（（）H）2;温度对NaCl
的溶解度影响不大。下图为中学常见物质的溶解度随温度的变化曲线
:霉
l60
I50
140
130
120
110
100
90
80
70
60
50
40
30
20
I0
菌』媳f搬≡霉蟹廷
艘0.15
浊｛删→ˉ剁＿恰＿卜＿｛＿」ˉˉ」＿｛＿｛一
‖
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°
匹
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旷
｀
l02030405060708090100
温度／℃
0
温度／℃
5
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30天速记高中化学知识!
｜小猿手册.
第二天物质分类及其变化
知识点-物质的组成与分类方法
1元素与各种微粒的概念比较
从宏观上看,物质是由元素组成的°元素是具有相同核电荷数（即质子数）的—类原子的总称。
从微观上看,物质是由原子｀分子离子等微观粒子构成的’其中原子是化学变化中的最小微粒’原
子是由原子核和核外电子构成的,原子核又是由质子和中子构成的;分子是保持物质化学性质的最
小微粒’一般分子由原子通过共价键构成’但稀有气体是单原子分子;离子是带电荷的原子或原子
团,带正电荷的离子称为阳离子,带负电荷的离子称为阴离子°
2,元素与物质的关系
元素—恤—｛旗憋醚慧龋躺
3.元素的存在形态
（l）游离态:元素以单质形式存在的状态。
（2）化合态:元素以化合物形式存在的状态。
4.纯净物和混合物的区别
混合物
纯净物
无固定的组成和结构
有固定的组成和结构
无固定的熔｀沸点
有固定的熔｀沸点
具有组成混合物的物质各自的性质
只具有＿种物质的性质
常见混合物:o分散系’如溶液｀胶体｀浊液等;@高分子’如蛋白质纤维素聚合物、淀粉等;◎其他
常见物质’如石油、石泊的各种馏分、煤、漂白粉｀碱石灰｀福尔马林｀油脂｀天然气｀水煤气｀铝热剂、
氨水｀氯水｀王水｀水玻璃等°
注惫:分子式为C5H｜0的物质存在多种同分异构体’可能是纯净物也可能是混合物。
5.同素异形体
（l）由同种元素形成的不同单质叫同素异形体。例如:O2和O3金刚石和石墨。
（2）同素异形体之间的性质差异主要体现在物理性质上,同素异形体之间的转化属于化学变化’但
不属于氧化还原反应。
6
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l
第二天物质分类及其变化
‖
6ˉ元素｀微粒及物质间的关系
宝烹雾
「瑟川
｜
哟‖雪
№熬物／
≥
宏观角度
微观角度
7.物质的分类方法
（l）交叉分类法＿从不同的依据对物质进行分类（如图为氧化物的分类）,且同＿种物质’从不同
的角度进行分类’会得到多种分类结果’即分类过程中存在交叉°
等［熏:蕊暂—
厂＞特殊氧化物,如Fe3O4、Na2O2
:｜
碱性氧化物’如K2O、CuO—
闰→戚盐氧化物
两性氧化物’如Al2O3
→酸性氧化物,如Sp3、Mn2O7—
｜
→不成盐氧化物’如NO、
CO
姨愈:O同一种物质’按不同的依据进行分类’可得到不同的分类结果’如Na2CO3属于钠盐｀碳酸
盐、含氧酸盐、正盐等。因此’对物质进行分类时’必须指明分类的依据。
@由同种元素组成的物质可能是纯净物’也可能是混合物’如O2为纯净物’O2和O3的混合气体为混
合物。
O电离出氢离子的化合物不一定是酸’如NaHSO4°
@酸（或碱）的水溶液一定呈酸（或碱）性’但呈酸（或碱）性的溶液不一定是酸（或碱）溶液°
（2）树状分类法—按不同层次对物质进行逐级分类’各层之间属于包含关系。
—圆—赣＿q麓嚣露｜
按组
蓑阀…慰｜……
圈
雕糕堕垫翻…….
按是
否由
蕊麓鳃熔融｜电解臆非电耀履
按在化学反应
｜氧化剂｀还原剂
中得失电子
圈瞬
（分子）
组成
｜溶液｀胶体、浊液
｜
7
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∩｀猿手册.30天速记高中化学知识‖
~
知识点二物质的性质及其转化
L物理性质、化学性质与物理变化｀化学变化的概念及联系
颜色、状态
气味、光泽
伴随液化｀
汽化、熔化｀
溶解、凝圃｀
升华｀变形｀
粉碎、分馏
等变化
伴随物质变
化和能量变
化,实质是｜日
化学键的断
裂和新化学
键的形成
物理变化与化学变化的判断方法
2.化学反应的分类依据
｜…·
分解反应
……物…数日多少分为｜髓…
（复分解反应
蔽…有无离子参与分为｜霍要·
…巾商无…攘分为｜灌麓踩＂
…麓行的…方＂龄为｜骤盟·
擂……化栅为｜嚣器
化学反应‘
8
有新物质生成的是化学变化,反之为物理变化
有｜日化学键断裂’同时有新化学键形成的是
化学变化;只有化学键断裂的不＿定是化学
变化,如NaCl晶体的熔化
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『
第二天物质分类及其变化
｝
3.单质｀氧化物｀酸或碱与盐类之间的转化关系
金属
非金属
固
碱性氧
化物
酸性氧
化物~
圈
圈
｝
→
盐和水
碱
酸
注惫:（l）碱性氧化物一定是金属氧化物’但金属氧化物不一定是碱性氧化物（如Mn2O7为酸性氧化
物、Al2O3为两性氧化物｀Na2O2为过氧化物）°
（2）酸性氧化物不一定是非金属氧化物（如Mn2O7）;非金属氧化物也不一定是酸性氧化物（如CO｀
NO）。
（3）酸性氧化物｀碱性氧化物不一定都能与水反应生成相应的酸｀碱（如Si（）2｀Fe2O3）°
（4）酸性氧化物都是对应酸的酸酥’但酸肝不一定都是酸性氧化物’如乙酸酚［（CH3（〕O）2O］。
（5）溶于水生成酸的氧化物不一定是酸性氧化物’如NO2;溶于水生成碱的氧化物不一定是碱性氧
化物,如Na2O2。
4.常见物质转化的几个易错点
（1）浓硫酸的吸水性属于物理性质’脱水性属于化学性质°
（2）煤的干馏、煤的气化以及煤的液化都属于化学变化;石油的分馏属于物理变化’石油的裂化和
裂解都属干化学变化°
（3）Al2O3｀SiO2｀Fe2O3与H2O不反应,不能直接转化为Al（OH）3、H2SjO3｀Fe（OH）3°
知识点三分散系与胶体
1.分散系
（l）概念:把＿种（或多种）物质（分散质）分散在另一种（或多种）物质（分散剂）中所得到的体系°
（2）分类:按照分散质粒子直径的大小
｜ˉ（溶液）」ˉ （胶体）
＿
｜ˉ
（浊液）
「
｜
ˉ
ˉ
｜
ˉ
0
1nm
1＂nm
分散质
粒子直径
9
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｜小猿手册.30天速记高甲死票丽副
~
（3）比较
分散系
溶液
胶体
浊液
分散质微粒
直径大小
＜lnm
l～l00nm
＞l00nm
分散质微粒成分
离子或小分子
大分子或离子集合体
巨大分子或离子集合体
外观特征
均＿、透明
均＿、透明或半透明
不均＿｀不透明
稳定性
稳定,静置无沉淀
较稳定
不稳定,静置有沉淀
分散质能否
透过滤纸
能
已
巳
△
口
口
不能
分散质能否
透过半透膜
巳
巳
△
口
口
不能
不能
分类
饱和溶液｀不饱和溶液
固溶胶、液溶胶、气溶胶
悬浊液｀乳浊液
Fe（OH）｀胶体
实例
食盐水、蔗糖溶液
泥水
2.胶体的性质
（1）丁达尔效应
可见光束通过胶体时’在人射光侧面可看到＿条光亮的“通路”’这是胶体粒子对光线散射而形成
的,可用此性质来鉴别溶液和胶体。
（2）电泳
由于胶体粒子带有电荷’在电场的作用下’胶体粒子在分散剂中会发生定向移动。此性质常用于工
厂静电除尘°
（3）聚沉
加热｀加人电解质或加人与胶体粒子带相反电荷的胶体粒子等均能使胶体粒子聚集成为较大的颗
粒’从而形成沉淀从分散剂中析出。此性质常用于制作豆腐｀明矾净水等°
反思: （l）胶体中的胶粒带电’但胶体不带电’整个分散系仍呈电中性°
（2）区分胶体和其他分散系的方法是丁达尔效应,而胶体与其他分散系的本质区别是分散质粒子直
径在l～100nm之间。
（3）净水剂及其作用原理:胶体粒子的直径小,且胶体粒子本身带电（胶体作为分散系整体不带
电）,它决定了胶体粒子具有较大的表面积’吸附力很强’能吸附水中的悬浮物形成沉淀’从而达到
净化水的目的’这就是胶体净水的原理。能在水中自然形成胶体’并且对水质无明显副作用的物质
有KAl（SO4）2
. l2H2O｀FeCl3 .6H2O等,这样的物质被称为净水剂,其形成胶体的化学原理是
Al3＋、Fe3＋发生水解反应生成Al（OH）｀胶体、Fe（OH）｀胶体°
l0
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｝
」
第二天
物质分类及其变化
3.Fe（OH）3胶体的制备
向沸水中逐滴加人饱和Fe（］l3溶液’继续煮沸至溶液呈红褐色,停止加热’即制得Fe（OH）3胶体’化
△
学方程式为FeCl3＋3H2O～Fe（OH）3（胶体）＋3HCl。
注愈:（l）为了表示生成物为胶体状氢氧化铁而非沉淀,需在方程式Fe（OH）3后加上“（胶体）”字
样’其他生成胶体的化学方程式书写时有相同要求。
（2）氢氧化铁胶体粒子是大量Fe（OH）3的集合体’因此’生成的Fe（OH）3胶体粒子的数目要远远小
于原FeCl3溶液中Fe3＋的数目°
ll
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｜小猿手册。30天速记高中化学知识〗
第三天电解质与离子反应
知识点-电解质
l.电解质概念辨析
碱、大部分盐
碱、水
强
弱
）
回顾:六大强酸:H2SO4｀HNO3、HCl、HBr、HI、HClO4;四大强碱:NaOH、KOH｀Ba（OH）2、Ca（OH）2°
2,电解质的电离
（l）概念:电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动的离子的过程°
（2）条件:共价化合物（常见如强酸、弱酸等）的电离条件是溶于水（在熔融状态下不电离）’离子化
合物（常见如强碱绝大部分盐等）的电离条件是溶于水或熔融°
注愈:电解质必须是自身能够电离生成离子的化合物。有些化合物的水溶液能导电’但溶液中的离
子不是它自身电离产生的’不属于电解质’如CO2、SO2、NH3、SO3等都是非电解质’它们与水反应生
成的产物H2CO』、H2SO3｀NH］.H2O｀H2SO4自身能电离’是电解质。
3.电离方程式的书写
（l）强电解质:完全电离,用“-,’表示°
如H2SO4、NaOH｀（NH4）2SO4的电离方程式分别为H2SO4—2H＋＋SO;ˉ｀NaOH-Na＋＋OH＿、
（NH4）2SO4ˉNH旷＋SO;ˉ。
（2）弱电解质:部分电离,用“-一’’表示°
O多元弱酸分步电离’且电离程度逐步减弱’溶液中的H＋以第一步电离为主。如H2s的电离方程
式为H2S≡＝H＋＋HSˉ 、HS＝＝H＋＋S2
。
@多元弱碱理论上电离也是分步的’但在高中阶段＿步写出。如Cu（OH）2的电离方程式为
Cu（OH）2＝＝Cu2＋＋2OHˉ°
O两性氢氧化物存在酸式电离和碱式电离两个方向。如Al（OH）3的电离方程式为H＋＋AlOJ＋
H2O＝≡Al（OH）3＝≡Al3＋＋3OH。
（3）酸式盐
O多元强酸酸式盐完全电离’＿步写出。如NaHSO4在水溶液中的电离方程式为NaHSO4-Na÷
l2
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』
第三天电解质与离子反应
｜
＋H＋＋SO;＿。但需要注意的是’强酸的酸式酸根只在水溶液中能够电离’在熔融状态下不能电离,
如NaHSO4在熔融状态下的电离方程式为NaHSO4-Na＋＋HSOK。
@多元弱酸酸式盐第＿步完全电离’然后酸式酸根部分电离。因此NaHCO3在水溶液中的电离方
程式应写成如下形式:NaHCO3-Na＋＋HCOj,HCOJ不能拆开。
4电解质与溶液的导电性
电解质不＿定能导电’如固态NaCl｀液态HCl等;能导电的物质不＿定是电解质’如铁、铝等金属
单质°
强电解质溶液的导电能力不—定强’弱电解质溶液的导电能力不＿定弱’如极稀的NaCl溶液的导
电能力不如浓氨水的导电能力强。溶液的导电能力取决于离子浓度的大小和离子所带电荷的多
少,离子浓度越大,离子所带电荷数越多’导电能力越强。
知识点二离子反应与离子方程式的书写
1离子反应
（l）概念:有离子参加或有离子生成的反应统称为离子反应°
（2）离子反应发生的条件
@生成难溶的物质;
@生成难电离的物质（弱电解质、络合物）
;
o生成易挥发的物质;
@发生氧化还原反应。
（3）离子反应的本质:溶液中某些离子浓度的减少。
2离子方程式
（l）概念:用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子°
（2）应用价值:离子方程式不仅可以表示某—个具体的化学反应’还可以表示同一类型的离子反
应。如强酸强碱溶液混合反应生成可溶性盐和水的反应’均可用离子方程式H＋＋OHˉ-H2O表
示°
（3）离子方程式的书写
初学时’离子方程式的书写要求应按“写—拆—删＿查”四步进行’但当我们熟练掌握离子反应的
本质后’在书写离子方程式时’一般不需要用上述步骤书写’而是要抓住离子反应的实质,根据实验
现象’直接书写出离子方程式°如CuSO4溶液与Ba（OH）2溶液反应的离子方程式书写步骤:首先分
析溶液中的离子有Cu2＋｀SOjˉ、Ba2＋、OHˉ ;然后分析哪些离子相互结合:Cu2＋与OH＿反应生成难
溶的Cu（OH）2’SO:与Ba2＋反应生成难溶的BaSO4;最后根据离子的个数比配平方程式。再如
Ca（HCO3）2溶液与NaOH溶液反应实质是HCO丁与OHˉ反应生成更难电离的H2O’同时生成的
CO;ˉ再与Ca2带结合生成难电离的CaCO3沉淀’这样我们就可以根据三种离子的个数比写出与量有
关的离子方程式。
l3
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注惫:（1）电解质的拆分原则:能溶的强电解质（强酸｀强碱｀大多数可溶性盐）应写成离子形式°
（2）离子方程式书写高频考点
@弱酸的酸式酸根离子不能拆开’如HCO丁｀HSˉ｀HSOJ等;
@强酸的酸式酸根离子（如HSOJ）在水溶液中写成拆分形式’如NaHSO4应写成Na÷、H÷和SOi—;
而在熔融状态下HSOJ不能拆开’应写成Na＋和HSOJ。
o对于微溶物而言’不论是反应物还是生成物’是否写离子形式都由其浓度决定的。如石灰乳写化
学式Ca（OH）2’澄清石灰水写成Ca2＋｀OHˉ°
@固体之间的反应、浓硫酸与固体之间的反应’不能电离出自由移动的离子’所以不写离子方程式°
如实验室制氨:
△
（〕a（OH）2（s）＋2NH4（〕l（s）—CaCl2（s）＋2NH3↑＋2H2O
（4）离子方程式的正误判断
o判断电解质拆分是否正确。
@判断配平是否正确:电荷守恒｀得失电子或化合价升降守恒、原子守恒。如FeCl3溶液与Cu反应’
不能写成Fe3＋＋Cu-Fe2＋＋Cu2＋,而应写成2Fe3＋＋Cu—2Fe2＋＋Cu2＋。
o判断符号运用是否合理
‘‘-”“＝＝”‘‘ ↓”“↑”及必要反应条件是否正确｀齐全。如溶液中铰盐与碱反应加热放出氨’写
作“NH3 ↑”’不加热一般写作“NH3 。H2O”。
@判断离子反应是否符合客观事实°如铁与过量稀硝酸反应生成Fe3＋而不生成Fe2＋。
知识点三与量有关的离子方程式书写
1.题型一:多元弱酸连续反应
对于可溶性多元弱酸（如碳酸:CO2通人水溶液中发生反应’均认为是CO2和水反应生成的H2CO3与
溶液进行反应）’由于其电离是分步进行的且以第—步电离为主,与溶液中溶质发生反应’与溶质的
用量有关°
（l）（〕O2通人NaOH溶液中
碱过量:CO2＋2OH＿-CO;＿＋H2O;（解释:H2CO3中全部H＋均被OHˉ中和）
碱不足:CO2＋OHˉ-HCO丁。（解释:由于碱少量’OHˉ只能中和H2CO3第＿步电离出的H＋’生
成HCO丁）
（2）CO2通人NaAlO2溶液中（反应原理:较强酸制较弱酸）
NaAlO2过量:2AlOI＋CO2＋3H2O-2Al（OH）3 ↓＋CO;ˉ ; （解释:H2CO3中全部H＋均被A］OI
结合）
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「—霓三矢电解质与离子反应
｜
NaAlO2不足:AlOI＋CO2＋2H2O-＝Al（OH）3↓＋HCO丁。（解释:AlO五只能结合H2CO3第＿步电
离出的H＋）
（3）多元弱酸盐与强酸反应。如Na2CO3溶液与稀盐酸:
盐酸不足:CO;ˉ＋H带＝≡HCOJ;
盐酸过量:CO;＿＋2H带—CO2↑＋H2O°
（解释:CO;结合H÷的过程也是分步进行的）
（4）其他类似问题
o铝盐溶液与强碱溶液反应
铝盐过量:Al3÷＋3OH＝＝Al（OH）3↓
;
强碱过量:Al3＋＋4OH＝＝＝AlOJ＋2H2O。
@NaAlO2溶液与强酸溶液反应
NaAlO2过量:AlOI＋H＋＋H2O＝＝＝Al（OH）3↓
;
强酸过量:AlOI＋4H＋＝＝＝Al3＋＋2H2O。
◎Fe与稀HNO3溶液反应
稀HNO3过量:Fe＋NOf＋4H带-Fe3＋＋NO↑＋2H2O;
Fe过量:3Fe＋2NOJ＋8H＋-3Fe2÷十2NO↑＋4H2O。
（解释:Fe与稀HNO3溶液反应生成Fe3÷ ’后Fe3十与过量的Fe单质反应生成Fe2＋）
2ˉ题型二:竞争型反应
＿种反应物的离子可以和另一种反应物的两种或两种以上的离子发生反应’这类反应称为竞争型
离子反应。
（l）NH4HSO4溶液与NaOH溶液的反应
NaOH不足:H＋＋OHˉ＝≡＝H2O;
NaOH过量:NH＄＋H＋＋2OH-NH3 .H2O＋H2O。
（2）将Fe（NO3）3溶液与HI混合
HI不足:8H＋＋2NOJ＋6I—＝＝4H2O＋3I2＋2NO↑
;
HI过量:Fe］÷＋l2H＋＋3NOJ＋l0Iˉ-Fe2＋＋5I2＋6H2O＋3NO↑°
（3）向含有H＋、Al』＋、NH;的溶液中’逐滴加人NaOH溶液至过量’反应的离子方程式依次为
H＋＋OHˉ＝≡＝H2O;
Al3÷＋3OHˉ-Al（OH）3↓
;
NH矿＋OH＝＝≡NH3 .H2O;
Al（OH）｀＋OHˉ＝＝＝AlOI＋2H2O°
15
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…手册·30天速记高中陀…
3.题型三:配比型反应
当＿种反应物（—般为复盐或酸式盐）中有两种或两种以上的组成离子会和另—反应物发生离子
反应时’当一种组成离子恰好完全反应时’另一种组成离子会有剩余或不足’因而离子方程式的书
写与两种反应物的相对多少有关°
思路点拨:解决配比型离子反应书写的方法—“定＿法”
I .根据相对量将少量物质定为“lmol”（即书写离子方程式时把该物质前的化学计量数定为
“l”）’若少量物质有两种或两种以上离子参加反应’则实际参加反应离子的物质的量之比与物质
组成之比相符°
Ⅱ.依据少量物质中离子的物质的量’确定过量物质中实际参加反应的离子的物质的量（即‘·以少
定多’, ’根据少量离子的需要’确定过量离子的化学计量数）°
（l）Ca（HCO3）2溶液与NaOH溶液反应
NaOH过量:
解题思路:
｜鳃默｜
判断“少
量物质,
把‘‘少量
物质”拆
成离子
.
.
●
~~~｝~~~
「J石而｜
Ca（HCOj）2
｜
｜
方程式:Ca2＋＋2HCOJ＋2OH -CaCO3↓＋2H2O＋CO;＿。
NaOH不足:Ca2÷＋HCO丁＋OHˉ＝＝＝CaCO3↓＋H2O。
（2）NaHCO3溶液与Ca（OH）2溶液反应
NaHCO3不足:HCO丁＋OH＿＋Ca2带＝＝＝CaCO］↓＋H2O;
NaHCO3过量:Ca2＋＋2OH
＋2HCO丁＝≡＝CaCO3↓＋CO;＿＋2H2O。
（3）Ba（OH）2溶液与NaHSO4溶液反应
″［Ba（OH）2］:″（NaHS（）4）＝l: l（即硫酸根离子恰好完全反应）
Ba2＋＋OHˉ＋H÷＋SOi＿-BaSO4↓＋H2O’此时溶液呈碱性;
厕［Ba（OH）2］:″（NaHSO4）＝l:2（即反应后溶液恰好呈中性）
Ba2÷＋2OH＿＋2H＋＋SO;＿-BaSO4↓＋2H2O若向该溶液中再加Ba（OH）2溶液’离子方程式为
SOi—＋Ba2带＝＝≡BaSO‘↓°
知识点四离子共存与离子检验
l.离子共存
（l）离子共存问题的本质:高中阶段的离子共存问题,均为判断溶液中的几种离子能否‘‘大量共
存”’而能大量共存’就是指离子之间不发生任何反应;若离子之间能发生反应’则不能大量共存。
16
调整所需
‘‘过虽物质,,
的离子
｝;写离子
方程式
Ca2＋＋2HCOJ
HCO可
~
r所需）
Ca2＋＋2HCO了＋2OHˉ＝≡
CaCQ｛｝＋Cαˉ＋2H2O
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「
第三天电解质与离子反应
·
（2）解题技巧:解决离子共存问题’需要熟练掌握高中阶段常见离子的相关性质、相互反应及明确
题目中的限制条件。
@常见离子性质
有颜色
MnO盯（紫）｀Cu2＋（蓝）、Fe2÷（浅绿）｀Fe3＋（黄）
ClOˉ、MnO［、NOJ（H＋）、Fe3＋、Cr2O;
强氧化性
S2ˉ（HSˉ）｀SO;＿（HSOJ）、I—｀Brˉ ｀Fe2＋
NⅢMg2÷ 、Al3＋｀Cu2＋｀Fe2÷｀Fe3＋
强还原性
水解显酸性
水解显碱性
AlOj｀S2—、SO;ˉ｀CO;—｀SiO;
｀ClOˉ、CH］COO＿
H（】O丁、HSˉ、HSOJ、HPO;— ｀H2POJ
既能与酸反应又能与碱反应
@常见完全双水解（又称为彻底双水解）
CO;ˉ、H（〕O「｀S2—、HS＿｀AlO厂｀ClOˉ
Al3＋
｜
（〕（）;—、H（〕O丁｀AlOI、ClOˉ
Fe3＋
◎判断离子共存时常考限制条件
限制条件
分析解读
无色溶液
有色离子不能大量共存
溶液显酸性’OH及弱酸的酸根离子（含酸式酸
根离子）不能大量共存
使甲基橙呈红色或pH≡］
溶液显碱性,H＋及弱碱的阳离子｀弱酸的酸式酸
根离子不能大量共存
遇酚酞呈红色或pH＝l3
溶液可能呈酸性’也可能呈强碱性’呈酸性时不
能含NO丁
与Al反应放出H,
由水电离出的c（H＋）≡l×l0ˉl3mol .Lˉl
溶液可能呈酸性,也可能呈碱性
“—定’’“可能,’还是“不能,,大量共存
确定是“可能性”还是“必然性’’
c（H＋）
某溶液的lg
该溶液呈酸性
＝l2
c（OH
）
2.离子检验
（1）常见离子的检验方法
在进行离子检验时,往往需要观察到明显的实验现象。根据离子性质不同而在实验中所表现出的
现象不同’可以把检验离子的方法归纳为三种类型:@生成沉淀;@生成气体;◎显现特殊颜色°
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D生成沉淀
冲意
现象
试剂
离子
AgCl（白色）｀AgBr（淡黄
色）、AgI（黄色）
稀HNO3和AgNO3溶液
（〕l
、Brˉ 、Iˉ
~
先用足量稀盐酸酸化’排
除Ag＋和SO;ˉ等干扰
稀盐酸和Ba（〕l,溶液
SOi＿
白色沉淀
白色沉淀→灰绿色沉淀→
红褐色沉淀
NaOH溶液
Fe2＋
红褐色沉淀
NaOH溶液
Fe3＋
@生成气体
注意
现象
试剂
离子
产生有刺激性气味的气体,且该气
体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝
浓NaOH溶液和湿润的
红色石蕊试纸
混合后要加热
NHf
SO;＿｀HSO丁、HCO丁有
于扰
CO;ˉ
澄清石灰水变浑浊
稀盐酸和澄清石灰水
SO;ˉ或
HS〔）J
产生有刺激性气味的气体’且该气
体能使品红溶液褪色
稀H2S（）4和品红溶液
o显现特殊颜色
注意
现象
离子
试剂
氯水（少量）’C（〕l4
下层为紫色
Iˉ
先加KSCN溶液’
无变化’再加氯水
先是无变化、滴加氯水后变红色
KSCN溶液和氯水
Fe2＋
生成蓝色沉淀Fe3［Fe（CN）6］2
铁氰化钾溶液K3［Fe（（〕N）6］
红色
KSCN溶液
Fe3＋
K＋要透过蓝色钻
玻璃观察焰色
＋
＋
№
Ⅸ
火焰分别呈黄色、紫色
铂丝或铁丝和稀盐酸
（2）离子检验填空题的答题规范:取｀加｀若｀则。
实验操作（取少量或适量待检溶液’加人…. . .试齐｜」’再加人……试剂）
‖
现象描述（o溶液由……变为……’@若有……生成,◎若没有……等）
‖
得出结论（则说明……）
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『
＾
第四天氧化还原反应
｝
第四天氧化还原反应
知识点-氧化还原反应的基本概念
1.氧化还原反应有关基本概念的关系
氧化还原反应的特征是反应过程中元素的化合价发生变化’其本质是电子的转移（得失或偏移）。
氧化还原反应有关基本概念的相互关系如下图所示:
化合价降低’得到电子,发生还原反应
｜生成
氧化剂＋还原剂-一→还原产物＋氧化产物
｜
｜生成
化合价升高,失去电子,发生氧化反应
还原产物｜
｜
产物
｜
物
输
↑
｜
｜
″
氧
~
~
成
→
~
~
~
生
＿
程
过
应
反
质
性
~
~
延
~
~
~
~
曰
三
~
…
｜
圃
记忆口诀:升失氧’降得还’性＿致（即氧化剂具有氧化性还原剂具有还原性）°
2.氧化还原反应与四种基本反应类型的关系
…
捶惫:四种基本反应类型并不能包括高中阶段所学习的所有反应类型’这是一种较为初级的反应分类
方法°高中阶段可从是否有化合价升降的角度’把化学反应分为氧化还原反应和非氧化还原反应°
3.氧化还原反应电于转移的表示方法
（l）双线桥法:@标变价’@画箭头（注意箭头必须和发生电子转移的具体原子对齐）,o算数目’
@写得失。
失neˉ
↓
-氧化
还原剂＋氧化剂
产物＋还原产物
↑
得厕e
l9
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（2）单线桥法:箭头由失电子原子指向得电子原子（同样需使箭头和发生电子转移的具体原子对
齐）,线桥上只标电子转移的数目,不标“得”“失’’字样°
ne
｜
↓
还原剂＋氧化剂-氧化产物＋还原产物
4.常见氧化剂和还原剂
（1）常见氧化剂
活泼非金属单质:F2、Cl2｀Br2、O2等;
含有高价态元素的化合物或离子:Fe3＋｀KMnO4｀HNO3 ｀HClO等;
过氧化物:H2O2｀Na2O2等°
（2）常见还原剂
活泼金属单质:K｀Na｀Mg等;
某些非金属单质:H2｀C等;
某些非金属阴离子及低价金属阳离子:S2ˉ、Iˉ ｀Fe2＋｀Cu＋等;
含低价态元素的化合物:CO、NO、SO2、NaH等。
知识点二氧化还原反应的基本规律
l.守恒规律
氧化还原反应中’氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数;化合价升高总数等于化合价降低
总数。
注惫:守恒规律是氧化还原反应的实质’利用守恒思想解决计算问题时’往往可以化繁为简’对于复
杂反应过程’在不写化学方程式、不追究中间反应过程的情况下’只要能够确定出初始反应物和最
终产物,从得失电子方面进行整体思维’可迅速获得正确结果°
利用守恒规律解题的步骤
（l）确定四个基本概念（氧化剂｀还原剂、还原产物和氧化产物）°
（2）确定某原子或离子得失电子数（注意化学式中粒子的个数）°
（3）根据题中给出的物质的量利用得失电子守恒列出等式:
″（氧化剂）×变价原子个数×化合价变化值（高价ˉ低价）＝n（还原剂）×变价原子个数×化合价
变化值（高价—低价）。
2.价态规律
（l）最高价元素只有氧化性,最低价元素只有还原性,中间价态元素既有氧化性又有还原性°
捶愈:根据化合价的高低可判断物质是否具有氧化性或还原性’但不能判断氧化性或还原性的强
弱°元素处于最高价态时只有氧化性’但不一定有强氧化性’如Na÷为钠元素的最高价态’只有氧
化性’但氧化性很弱;同理’元素处于最低价态时也不一定具有强还原性°
（2）归中规律
含不同价态的同种元素的物质间发生氧化还原反应时,该元素价态的变化需遵循“高价＋低价—→
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』
第四天氧化还原反应
｜
~
中间价”’而不会出现交叉现象。简记为‘‘只靠近’不交叉”。
例如:H2S与浓硫酸的反应
失2e
↓
［咖:带o叭浓）--§↓谭o:翘H』0（v）
得2eˉ
失6eˉ
厂——
↓
＂』;呻铡［浓）—§川;＂』辨2＂』O（×）
↑
得6eˉ
（3）歧化规律
具有多种价态的元素（如氯｀硫、氮和磷元素等）,当在反应物中其位于中间价态时,可发生歧化反
应°反应规律为“中间价—→高价＋低价’,。
例如:Cl2＋2NaOH-NaCl＋NaClO＋H2O。
3。强弱规律
同一个氧化还原反应中,氧化剂的氧化性强于氧化产物’还原剂的还原性强于还原产物。如反应
2FeCl3＋2KI-2FeCl2＋I2＋2KCl中’氧化性:Fe3＋＞I2;还原性:lˉ＞Fe2＋°
4ˉ优先规律
（l）反应体系中同时含有—种氧化剂和多种还原剂时,将按照还原性由强到弱的顺序依次反应°
如向FeBr2溶液中通人少量Cl2时’因为还原性:Fe2＋＞Br
,所以Fe2十先与Cl2反应。
（2）反应体系中同时含有一种还原剂和多种氧化剂时’将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。
如向含有Fe3＋｀Cu2＋｀H＋的溶液中加人铁粉,因为氧化性:Fe3＋＞Cu2＋＞H＋’所以铁粉先与Fe3＋反
应,然后依次与（〕u2＋｀H＋°
知识点三氧化性和还原性的强弱比较方法总结
l.依据氧化还原反应的强弱规律
氧化剂＋还原剂-还原产物＋氧化产物
（氧化性）
（还原性）
（还原性）
（氧化性）
氧化性:氧化剂＞氧化产物;还原性:还原剂＞还原产物°
2.依据金属活动性」｜｜页序
′／je对应的阳＼』
＝》ˉ襄王是ˉ〖c2礁.／
KCaNaMgAlZnFeSnPb（H）CuHgAgPtAu
还原性逐渐减弱,对应阳离子的氧化性逐渐增强
3.依据非金属活动性顺序
F,
Cl·
Br,
I、
S
单质的氧化性逐渐减弱,对应阴离子的还原性逐渐增强
2l
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团｀猿手册.30天速记高中化学知识‖
4ˉ依据元素周期表
从左至右
｜
｜
｜
↓
从
上
至
下
巾
｜
｜
｜
｜
｜
｜
｜
＿
从
下
至
上
从右至左
非金属单质的氧化性逐渐增强
相应阴离子的还原性逐渐减弱
金属单质的还原性逐渐增强
相应阳离子的氧化性逐渐减弱
5.依据电化学原理
（l）对于原电池:一般情况下’两种不同的金属构成原电池的两极’其还原性:负极＞正极。
（2）对于电解池:用惰性电极电解电解质溶液时,在阴极先放电的阳离子的氧化性较强’在阳极先
放电的阴离子的还原性较强°
6依据温度、浓度、酸碱性判断
（l）浓度:—般而言,对于同＿种物质’浓度越大,氧化性（或还原性）越强。如氧化性:浓H2SO4＞
稀H2SO4;浓HNO3＞稀HNO3 ;还原性:浓HCl＞稀HCl°
（2）温度:同＿种物质’温度越高其氧化性越强。如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化
性强。
（3）酸碱性:同一种物质’所处环境酸（碱）性越强其氧化性（还原性）越强。如对于高锰酸钾溶液’
其氧化性为KMnO4（酸性）＞KMn04（中性）＞KMnO4（碱性）。
7.依据反应条件、反应的剧烈程度或反应产物
反应条件要求越低’反应越剧烈,对应物质的氧化性或还原性越强。例如:根据2Na＋2H2O—
△
2NaOH＋H2↑’Mg＋2H2O-Mg（OH）2＋H2↑’可以推知还原性:Na＞Mg。
相同条件下’不同氧化剂作用于同＿种还原剂’氧化产物价态高的其对应氧化剂的氧化性强°例
如;根据2Fe＋3Cl2巡2FeCl』,Fe＋S＝＝＝FeS’可以推知氧化性;Cl:＞S°
△
知识点四氧化还原反应方程式的配平
1.氧化还原反应配乎的步骤
标明反应前后变价元素的化合价
列出化合价的变化值｜
配
平
五
步
骤
确定氧化剂｀还原剂｀氧化产物｀还原产物的化
学计量数,观察法配平其他物质的化学计量数
」｛香寻喧卜「愿香质氢顿、电手是否守恒｜
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』
第四天氧化还原皮酝＿＿］
2.氧化还原反应配平的常用方法
（l）正向配平法:氧化剂还原剂中某元素化合价全变的（包括归中反应）’＿般从左边反应物着手
配平°
（2）逆问配平法:自身氧化还原反应（包括分解歧化）＿般从右边着手配平。
（3）缺项配平法:对于写成离子方程式形式的氧化还原反应’可先将得失电子数配平’再观察两边
电荷。若反应物这边缺正电荷’＿般加H÷ ’生成物一边加水;若反应物这边缺负电荷’一般加
OHˉ ’生成物—边加水’然后进行两边电荷数配平°当方程式中有多个缺项时’应熟练掌握常见氧
化剂｀还原剂及其对应的反应产物’确定出缺失的反应物或产物,之后进行配平。
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仍｀猿手册。30天速记高中化学矩识｝—ˉ
第五天钠及其化台物
知识点-钠单质的性质及其应用
lˉ钠单质的物理性质
密度
p（H2O）＞p（钠）＞p（煤油）
导电、导热性
硬度
熔点
颜色
良好
小
低
银白色
~
提醒:利用p（钠）＞p（煤油）’实验室中通常将少量钠保存在煤油中’目的是防止钠与空气中的氧气
和水发生反应。
2钠单质的化学性质
方法点睛:研究元素单质的化学性质时’我们应当紧紧抓住“结构决定性质”这条核心化学思想’从
原子的结构特点出发’讨论元素单质的化学性质。
＼
喇陶蛔…子」…厨…卜层咆÷
例如:对于钠原子而言’其原子结构示意图为
／
蜜陶｀…赡定赣构鳞』硕可搬铡…恤…蹦胸还愿性.
／
（l）与非金属单质（如O2｀Cl2）的反应
常温:4Na＋O2-2Na2O
｜
△
O2
加热:2Na＋O2-Na2（）2
提鹤不管钠与氧气反应生成氧化钠还是过氧化钠’金属钠失电子均变为＋l价的阳离子’因而等
量的钠完全反应失去的电子数相同。
Cl2 ;2Na＋Cl2鲤2NaCl（产生大量白烟）
（2）与水反应
O离子方程式:2Na＋2H2OˉNa＋＋2OHˉ＋H2↑（实质是与水电离出的氢离子反应）°
@与滴加酚酞的水反应的现象及解释
的熔点低
动钠游动
aOH
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『
第五天钠及其化合物
.
（3）与盐酸反应
离子方程式:2Na＋2H雏ˉNa÷＋H2↑（比与水反应更剧烈）°
3.钠单质的制取
电解熔融氯化钠:2Na（〕l（熔融）鲤2Na＋Cl’↑。
4.钠单质的用途
（l）钠钾合金（液态）可用于原子反应堆的导热剂°
（2）制作高压钠灯。
（3）冶炼某些金属°
金属钠具有强还原性’熔融状态下可以用于制取金属’如4Na＋TiCl4幽NaCl＋Ti。
知识点二氧化钠与过氧化钠
1性质对比
氧化钠
过氧化钠
化学式
Na,O
Na,O7
氧元素的化合价
勺
-＝
-｜
Na＋［:O: ］2ˉNa÷
Na＋［:O:O: ］2—Na＋
电子式
阴｀阳离子个数比
勺
▲
~
~
］
l:2
是否为碱性氧化物
是
否
白色固体
色态
淡黄色固体
2Na’O’＋2H’O一NaOH＋O’↑
与H2O反应的化学方程式
Na勺O＋H勺O—2NaOH
与CO2反应的化学方程式
Na2O＋（】O2＝＝＝Na2CO3
2Na2O2＋2CO2-2Na2CO3＋O2
2Na2O2＋4H（〕l—4NaCl＋2H2O＋O2↑
与盐酸反应的化学方程式NaoO＋2HCl-2Na（〕l＋H0O
常见用途
氧化剂、供氧剂｀漂白剂｀杀菌剂
Na2O2中强氧化性
Na2O2的氧元素的化合价为ˉl价’容易得电子变为ˉ2价’因此过氧化钠的氧化性很强’这也是其
可用作漂白剂、杀菌剂的原因°
勺
≡
现象
反应原理
试剂
Na2O2＋SO2＝＝＝Na2SO4
SO,
Na2SO3溶液
Na2O2＋Na2SO3＋H2O＝＝＝Na2SO4＋2NaOH
Na,O’＋H,S＝＝＝S↓＋2NaOH
溶液变浑浊
氢硫酸
25
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续表
现象
反应原理
试剂
Na2O2与水反应生成NaOH’溶液变红’Na2O2的强
氧化性又使溶液褪色
先变红后褪色
酚酞溶液
Na’O’的强氧化性使之褪色
红色褪去
品红溶液
注惫:Na2O2的主要化学性质为强氧化性,但不代表Na2O2没有还原性。例如:Na2O2遇到CO2、H2O
会发生自身的氧化还原反应’既做氧化剂又做还原剂;另外Na2O2遇到KMnO4等强氧化剂时’表现
出还原性’氧化产物为O2。
3Na2O2与CO2｀H2O反应中的三个关系
当Na2O2与CO2｀H2O反应时’每产生lmolO2转移2moleˉ
电子转移关系
若CO2和水蒸气的混合气体（或单一气体）通过足量Na2O2,气体体积的
减少量或原浪合气体体积的＋即为小成氧气的体积
气体体积变化关系
CO2｀水蒸气分别与足量Na2O2反应时,固体相当于吸收了CO2中的
“CO,’ ｀水蒸气中的“H,’’
固体质量变化关系
知识点三碳酸钠与碳酸氢钠
1Na2CO3和NaHC（）3的性质
俗名篙纯碱或苏打’溶液呈碱性
Na2CO3＋2HCl＝＝2NaCl＋H2O＋CO2↑
Na2CO｛＋Ca（OH）2＝＝CaCO0↓＋2NaOH
Na2CO‖＋BaCl2＝＝BaCO〕↓＋2NaCl
｜
盐酸
｜
引Ca（OH）彦溶液
｜
BaC｜:溶液
Na2CO8
÷
—俗名;小苏打,溶液呈碱性,溶解度比Na2CO｛小
零＝NaHCO荆＋HC］＝＝NaCl＋H2O＋CO2｜
C擞（OH）2Ca（OH）』过皇HCOJ＋OH＋Ca鳃→aCα↓＋H2O
溶液
｜
离子反应｜Ca（OH）2少量Ca2＋＋2OHˉ＋2HCO『＝＝CaCO棚↓
二
＋CO箭ˉ＋2H,O
…无明显现象
垫←2NaHCO｀全Na2CO辙＋H2O＋CO:↑
NaHCO｛
注惫:NaHCO3的受热分解’以及NaHCO3溶解度小于Na2CO3是常见考点,需牢记°
2Na2CO3和NaHCO3的相互转化
（l）Na2CO3转化为NaHCO3:O溶液中通人CO2 ;@溶液中加人适虽H÷。
（2）NaHCO3转化为Na2CO］:O固体状态时加热;@溶液中加人适量OH
。
26
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「
｝
钠及其化合物
第五天
控惫:利用二者的相互转化关系’可进行相关除杂操作设计,如下表所示:
3.Na2CO3和NaH（〕O3的鉴别
（l）固体的鉴别用加热法:产生使澄清石灰水变浑浊气体的是NaHCO3固体。
（2）溶液的鉴别
O沉淀法:加人BaCl2溶液或CaCl2溶液’产生白色沉淀的是Na2CO3溶液。
@气体法:滴人稀盐酸’立即产生气泡的是NaHCO3溶液。
O测pH法:用pH试纸测相同浓度的稀溶液’pH大的是Na2CO3溶液。
注愈:不能用澄清石灰水来鉴别Na2CO3与NaHCO3:Ca（OH）2溶液与二者均反应生成CaCO3白色沉淀。
4.Na2CO3和NaHCO3与盐酸反应的过程分析与图像问题
作为较弱酸的盐’两物质均可与较强酸发生复分解反应（强酸制弱酸）。
（l）向Na2CO3溶液中滴人盐酸’随着H＋增多’溶液中离子的转化及发生的现象如下:
c（）;ˉ坚〉川（γ（）可尘〉α）、↑
开始尤气｜本
后米产生气体
可见’滴人盐酸的过程中’开始并没有特殊的现象’加人—定量盐酸后’才开始产生气体。
离子方程式分别是CO;
＋H带-HCO丁;HCO丁＋H带—H2O＋CO2↑;且两步反应消耗盐酸体积
相等,产生气体体积与加人盐酸体积的图像关系如下图所示:
0』V（CO2）
＿刀＿
O
V（HCl）
（2）向NaHCO3溶液中滴人盐酸,溶液中只发生＿步转化,且转化的同时伴随气体的生成
HCO「＋H带＝H’O＋CO’↑;产生气体体积与加人盐酸体积的图像关系如下图所示:
V（CO2）
ˉ7广—
／｜
O
V（HCl）
（3）向NaOH｀Na2CO3的混合溶液中逐滴加人盐酸’消耗盐酸的体积与产生CO2的体积的关系如下
图所示（设NaOH、Na2CO3的物质的量之比为l: l）
:
27
序号
@
@
◎
混合物（括号内为杂质）
Na2CO3（aq）（NaHCO3）
Na2CO3（s）（NaHCO3）
NaHCO3（aq）（Na2CO3）
除杂方法
滴加适量NaOH溶液
加热法
通入足量C（）2
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V（CO2）
~ ~~
ˉˉ.厂≡＿—
／｜~
／｜~~
O
V（HCl）
（4）向Na2CO3、NaH（〕O3的混合溶液中逐滴加人盐酸’消耗盐酸的体积与产生CO2的体积的关系如
下图所示（设Na2CO3、NaHCO3的物质的量之比为l: l）:
O
V（HCl）
知识点四焰色反应
l.焰色反应的概念
某些金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现出特殊的颜色’其属于物理变化,属于元素的
性质°
2.焰色反应的实验操作
色
无
》
辆
＿
烧
酒
—
灼
丝
铂
睡
一
涤
髓
＿
洗
厂
—
色
颜
焰
火
察
观
灯
一
烧
精
—
灼
酒
—
物
测
待
取
一蘸
—
色
无
灯
一
烧
精
—
灼
酒
—
丝
铂
授醒:铂丝也常用更加廉价易得的无锈铁丝代替°
3.常见元素的焰色
钠元素黄色;钾元素紫色（需透过蓝色钻玻璃观察）。
注愈: （l）焰色反应不属于化学变化。
（2）焰色反应的现象与元素的状态无关’如Na÷｀Na的焰色反应均为黄色。
28
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「
第六天镁｀铝及其化合物
｜
第六天镁、铝及其化合物
知识点-镁及其重要化台物的性质
1镁单质的性质
（l）物理性质:镁是银白色、具有金属光泽的固体’密度｀硬度均较小’熔点较低’有良好的导电性｀
导热性和延展性。
注愈:由于镁具有上述优良的物理性质’因此镁被称为国防金属’常用于制作各种合金°
（2）化学性质
MgO、Mg3N2、MgCl2等
旦豆1卫／
…
Mg（OH）2、H2｜
@与N2反应;3Mg＋N2皇坠Mg』N2
@与CO2反应;2Mg＋CO2幽2MgO＋C（燃烧生成白色和黑色粉末）
注惫:Mg在CO2中能燃烧’所以Mg着火时不能用二氧化碳灭火器和泡沫灭火器灭火。
◎与热水反应:Mg＋2H2O＝兰Mg（OH）2＋H2↑
2.镁的冶炼—海水提镁
（l）流程
贝壳鲤←CaO工←石灰乳
海水
｜;Mg（OH）嫂匹渔」塑←籍M:C…O÷躇舟←熔融MgC｜望—鲤＝M‘
或苦卤
（2）主要化学反应
O制石灰乳;CaCO3直逞CaO＋CO2↑;CaO＋H2O≡＝Ca（OH）2;
@沉淀Mg2÷ :Mg2＋＋Ca（OH）2-Mg（OH）2＋Ca2＋
;
O制备MgCl2:Mg（OH）2＋2HCl＝＝MgCl2＋2H2O;
@电解MgCl2;MgCl2（熔融）里壁Mg＋Cl2↑。
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3。镁的重要化合物
物质
主要性质及反应方程式
MgO＋2H＋＝＝＝Mg2＋＋H2O
氧化镁
碱性氧化物
Mg（OH）2＋2H＋＝＝Mg2＋＋2H2O
中强碱
Mg2＋＋2OH—＝＝Mg（OH）2↓
氢氧化镁
难溶于水
△
MgCO』＋H2O—Mg（OH）2＋〔】O2↑
溶解度小于碳酸镁
控惫:MgO不能直接和水反应生成Mg（OH）2。
知识点二铝单质的性质
l.铝单质的物理性质
金属铝是银白色有金属光泽的固体’有良好的延展性、导电性和导热性等’密度较小’质地柔软。
2.金属铝的化学性质
｀＼
嘲撼………愿∏
铝位于元素周期表第三周期第ⅢA族’原子结构示意图为
素。自然界中的铝全部以化合态的形式存在。
｜AlOi＋H2
｜
陋
囤
氧化性酸剐Al3嗡＋氧化物｝
非氧化性酸≡｜Al］伞＋H2
｜
｜Fe＋Al2O3｜
重要化学反应
△
@4Al＋3O2-2Al2O3
◎与非氧化性酸:2Al＋6H带-2Al3＋＋3H2↑
@2Al＋2OHˉ＋2H2O-2AlOf＋3H2↑
◎2Al＋Fe2O』堕2Fe＋Al2O』（铝热反应）
泣惫:（l）铝单质与水反应很困难°
（2）常温下’能用铝制容器盛放浓硫酸｀浓硝酸的原因是二者均能使铝发生“钝化”’而不是铝与浓
硫酸、浓硝酸不反应。
30
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［
第六天镁铝及其化合物
｜
回顾:铝热反应实验
｜
｜
蹦蕊
蹿赣
翻撼
霸嚣″慰
嚣
蕊
蕊獭
实验装置
■■■
司
应
｜
鹊
瓣
镶
｜
＝
o镁带剧烈燃烧’放出大量的热’并发出耀眼的白光’氧化铁与铝粉在较高温度下
发生剧烈反应;@纸漏斗的下部被烧穿’有熔融物落入沙中
高温下’铝与氧化铁发生反应’放出大量的热
Fe2O」＋2Al堕2Fe＋Al2O3
o野外焊接钢轨
@铝热反应可用于制取熔点较高｀活动性弱于Al的金属,如铬、锰、钨等。
实验现象
实验结论
原理应用
堕3 Mn＋2Al2O3
3MnO2＋4Al
知识点三铝的重要化合物
1.氧化铝
（l）物理性质:白色固体’难溶于水’有很高的熔点’常用作耐火材料°
（2）化学性质
氧化铝是＿种两性氧化物’可与酸、碱反应。
与HCl反应:Al2O3＋6HCl-2AlCl3＋3H2O
与NaOH反应:Al2O3＋2NaOH—2NaAlO2＋H2O
2.氢氧化铝
（l）物理性质:氢氧化铝是白色胶状不溶于水的固体’有较强的吸附性。
（2）化学性质
氢氧化铝是一种典型的两性氢氧化物,存在酸式电离和碱式电离°
Al（OH）〕的电离方程式为
业±A吗二±坠9一Al（OH）’＝△l当±;QIL
酸式电离
碱式电离
O与HCl反应:Al（OH）3＋3H带-Al3＋＋3H2O
注愈:Al（OH）3常用于治疗胃酸过多。
@与NaOH反应:Al（OH）｀＋OH—-AlOI＋2H2O
3l
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△
◎受热分解:2Al（OH）3＝＝Al2O』＋3H2O。
（3）制备
Al（OH）3具有两性’能溶于强酸强碱’但不溶于弱酸（如H2CO3）｀弱碱（如氨水）°因此’制备
Al（OH）3时用可溶性铝盐与过量氨水反应而不用NaOH溶液,或向偏铝酸盐溶液中通人足量CO2
而不用盐酸。
O问铝盐溶液中加人氨水’离子方程式为Al3÷＋3NH』.H2o-Al（oH）3 ↓＋3NH旷。
@向NaAlO2溶液中通人足量CO2’离子方程式为AlOI＋CO2＋2H2O-Al（OH）3↓＋HCO丁°
注愈:当通入少量CO2时生成碳酸根。
ONaAlO2溶液与AlCl3溶液混合’离子方程式为3AlOf＋Al3＋＋6H2O-4Al（OH）］↓°
注愈:为使氢氧化铝产量最大’NaAlO2与AlCl3的物质的量之比为3: 1。
3。生活中常见的含铝化合物＿明矾
明矾的化学式为KAl（SO4）2
. l2H2O’它是无色晶体’可溶于水’由于铝离子的水解’其水溶液呈酸
性。明矾可以净水’其净水的原理是Al3＋＋3H2O＝＝Al（OH）3（胶体）＋3H＋’Al（OH）3胶体吸附
水中杂质形成沉淀而实现净水°
总结:L既能和强酸反应又能和强碱反应的物质
（l）Al单质。
（2）两性化合物:如Al2O3｀Al（OH）3、氨基酸、蛋白质。
（3）多元弱酸的酸式盐:如NaHCO3、KHS等。
（4）弱碱弱酸盐:如CH3COONH4｀（NH4）2CO3等°
2.含铝杂质的提纯方法归类
利用Al、Al2O3、Al（OH）3可溶于强碱的特性’可除去许多物质中的含铝杂质’例如:
（1）Mg（Al）:加足量NaOH溶液·
（2）Fe2O3（Al2O3）:加足量NaOH溶液。
（3）Mg（OH）2［Al（OH）3］:加足量NaOH溶液。
（4）Mg2＋（Al3＋）:加过量NaOH溶液’过滤’再加酸充分溶解沉淀°
知识点四与Al（OH）3有关的互滴图像问题
1.向AlCl3溶液中逐滴加入稀NaOH溶液
随着OHˉ的增多,反应过程如下;
第＿阶段:Al3÷过量’OHˉ较少’每个Al3÷只能结合3个OH＿问Al（OH）j转化:Al3＋＋3OH—
＝＝＝Al（OH）3↓。
第二阶段:Al3＋完全转化为Al（OH）3后’继续加人的OH＿溶解Al（OH）3至最终消失:Al（OH）3＋
＿32
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「
第六天镁｀铝及其化合物
｜
OH-AlOI＋2H2O°
可见,NaOH的加人过程中’反应现象是“先沉淀后沉淀溶解’’ ’物质的转化关系如下:
『≡ˉ一了
｜
｜
A｜沁ˉ旦哩≈肌∏〕「｜—里里;A｜「）I＋2＂1（）
-～—-
先沉淀
后沉淀糯解
根据转化过程中’几种关键物质的比例关系’用图像表现沉淀的量随NaOH的加人量变化的曲线
如下:
∏［Al（OH）3］
B
二≥≥个＼
A
CDn（OHˉ）
2.向NaOH溶液中逐滴力口入稀AlCl3溶液
随着Al3＋逐渐增多’反应过程如下:
第＿阶段:OH—过量’Al］＋较少’Al3＋直接结合4个OH—转化为AlOI:Al］÷＋4OH＿-AlOr＋
2H2O°
第二阶段:当OH完全消耗后’继续加人的Al3半开始与AlOI发生完全双水解产生沉淀:3AlOI＋
Al3÷＋6H2O-4Al（OH）3↓°
可见’AlCl3的加人过程中’反应的现象是“开始无沉淀’后来产生沉淀’ ’物质的转化关系如下:
＂｜＂ˉ＿皿上奇灿O-上事｜「6瓜｛
巴＿广—／
～ˉ——丫＿——」ˉ--ˉˉˉˉˉ
）｜:始尤沉淀
后产′｜【沉淀
根据转化过程中’几种关键物质的比例关系’用图像表现沉淀的量随AlCl3的加人量变化的曲线
如下:
扣
~~
…
吾〗
≈
~~
…
田
＾
＾
≡
′Q二〉
≈
～
≤′
｜′l［Al（OH）3］
ˉ
~
~
~
~
~
~
~
~
~
~
~
~
册
∧
川
∧
A
BD′!（Al3＋）
3。向NaAlO,溶液中逐滴力口入稀HCl溶液
随着H＋的增多’反应过程如下:
第一阶段:AlOf较多’H＋较少,每个AlOI只能结合l个H＋问Al（OH）3转化:AlOI＋H＋＋H2O
-Al（OH）］↓。
第二阶段:AlOI完全转化为Al（OH）3后,继续加人的H＋开始溶解Al（OH）3直至消失:Al（OH）3＋
3H＋-Al3＋＋3H2O°
可见,整个过程中出现的反应现象是“先产生沉淀后沉淀溶解’’ ,物质的转化关系如下:
33
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‖
‖
｜
｛l＋
｜
ˉˉˉ-ˉˉˉ｜
｝3ll＋
｜
∧｜（）5-ˉ二＝-今｜M（（）｝l）｀｜二＝二二＝〉Al3＋
→一污--′--／
先沉淀
后｝）〔淀溶解
根据转化过程中’几种关键物质的比例关系’用图像表现沉淀的量随HCl的加人量变化的曲线
如下:
n［Al（OH）］］
B
〉刀～～～～
A
CD
n（H＋）
4.向稀HCl溶液中逐滴力口入NaAlO,
随着AlOI的增多,反应过程如下:
第＿阶段;H＋过量’AlOI较少’每个AlOJ可接结合4个H＋向Al］＋转化:AlOI＋4H＋-Al3÷＋
2H2O°
第二阶段:H＋完全消耗时’继续加人的AlO贞开始与Al3＋发生双水解反应产生沉淀:3AlOI＋Al3＋＋
6H2O～4Al（OH）3↓。
可见整个过程中出现的反应现象是‘‘开始时无沉淀产生’后来产生沉淀,, ,物质的转化关系如下:
‖＝＝＝＝勺
咀三兰≡yk当些垫Ⅷ］
开始无沉淀
后产生沉淀
根据转化过程中’关键物质的比例关系’用图像表现沉淀的量随NaAlO’的加人量变化的曲线如下:
Ⅲ［Al（OH）3］
了ˉ＿＿＿〉丁
／（｛
A
B
D∏（AlO豆）
34
~~~
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」
第七天
铁及其化合物铜与金属材料
｜
第七天铁及其化合物铜与金属材料
知识点-铁及其重要化合物
L铁单质
（1）物理性质
银白色’具有金属光泽的固体’熔点较高’具有良好的导热｀导电延展性;特性:能被磁铁吸引。
注惫:能被磁铁吸引的特性在铁和其他不能被磁铁吸引的金属单质的分离操作中常有应用。
（2）化学性质
＼
。@捌堂
由原子结构示意图可知’铁单质性质活泼’易失去电子’有较强的还原性’主要化合价为＋2价和＋
3价。
Fe3O4＋H2
非氧化性鸟雨＋H」
氧鲤停｜Fe辨＋氧化物
Fe2＋或
o与非金属单质的反应
a.与O2的反应
常温:铁被腐蚀生成铁锈’其主要成分为Fe2O3°
点燃;3Fe＋2O2皇坠Fe3O4。
h与Cl2的反应;2Fe＋3Cl2垫FeCl』°
△
c.与S的反应:Fe＋S＝＝＝FeS°
@与水的反应:常温下铁与水不反应,在高温条件下与水蒸气反应;3Fe＋4H2O（g）旦垦Fe3O‘
＋4H2◎
◎与氧化性酸（如HNO3）的反应
Fe与过量稀HNO3的反应:Fe＋NO丁＋4H带＝＝＝Fe3÷＋NO↑＋2H2O。
Fe与少量稀HNO3的反应:3Fe＋2NOJ＋8H带＝＝3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O。
35
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们｀猿手册.30天速记高中化学知识■■■
注愈:铁单质遇冷的浓硫酸或浓硝酸发生钝化’与稀硝酸或在加热条件下与浓硫酸、浓硝酸反应’但
无H2产生°铁与氧化性酸反应最终生成Fe3＊或是Fe2＋与铁的用量有关。
@与某些盐溶液反应
如Fe与FeCl3溶液的反应:Fe＋2Fe3＋-3Fe2＋。
2。铁的氧化物
化学式
Fe2O3
Fe3Oq
FeO
俗名
铁红
磁性氧化铁
色态
黑色粉末
红棕色粉末
黑色晶体（有磁性）
溶解性
难溶于水
难溶于水
难溶于水
铁的化合价
＋2
＋3
＋2、＋3
稳定性
不稳定
稳定
稳定
Fe3O4＋8H＋＝＝＝Fe2＋＋
2Fe3＋＋4H司O
Fe2O3＋6H＋-2Fe3十＋
3H,O
FeO＋2H＋＝＝＝Fe2＋＋
H帘O
与H＋反应的
离子方程式
3.铁的氢氧化物
化学式
Fe（OH）2
Fe（OH）刚
色态
白色固体
红褐色固体
与盐酸反应
Fe（OH）2＋2H＋≡＝Fe2＋＋2H2O
Fe（OH）｀＋3H＋＝＝＝Fe3＋＋3H,O
△
2Fe（OH）3-Fe2O3＋3H2O
受热分解
~
可溶性亚铁盐与碱溶液反应
Fe2＋＋2OHˉ＝＝≡Fe（OH）2↓
可溶性铁盐与碱溶液反应
Fe3＋＋3OHˉ-≡Fe（OH）3↓
制法
在空气中,Fe（OH）2能够非常迅速地被氧气氧化成Fe（OH）3 ,现象是白色絮状沉
淀迅速变成灰绿色,最后变成红褐色,化学方程式为4Fe（OH）2＋O2＋2H2O-
4Fe（OH）｀
者的关系
归纳:由于Fe（OH）2不稳定’在空气中迅速被氧化’因此在制备Fe（OH）2时’为了观察到稳定的白
色絮状沉淀’需要采取一定措施防止其与空气接触’具体可用操作如下:
（1）用煮沸过的水配制溶液,驱除溶液中的氧气°
36
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1
第七天
铜与金属材料
｜
铁及其化合物
（2）制备时,将盛有NaOH溶液的胶头滴管尖端插入试管的亚铁盐溶液底部,并慢慢挤出NaOH
溶液.
（3）在亚铁盐溶液上面充入保护气’如H2｀N2｀稀有气体;或在亚铁盐溶液上面加保护层’如苯、植物
油等°
0
~~~
知识点二Fe2＋与Fe3＋的性质
l.Fe2十的性质
（l）弱氧化性和强还原性
Fe2＋处于铁的中间价态’既有氧化性,又有还原性’其中以还原性为主,遇到常见氧化剂（如O2｀Br2｀
Cl2｀H2O2｀HNO3等）均可被氧化为Fe3＋。
Fe2＋的酸性溶液与H2O2反应的离子方程式:2Fe2＋＋H2O2＋2H＋-2Fe3＋＋2H2O°
Fe2＋的氧化性较弱,与比铁更活泼的金属能够发生置换反应,如Zn＋Fe2＋-Zn2＋＋Fe。
（2）可水解
含Fe2＋的盐（如硫酸亚铁）溶液呈酸性’这是由于Fe2十水解所致。因此在配制硫酸亚铁等亚铁盐溶
液时常加少量酸抑制Fe2＋的水解,加少量铁屑防止Fe2＋被氧化。
2.Fe3＋的性质
（l）强氧化性:Fe3丰处于铁的高价态’遇Fe、Cu｀HI、H2S等均表现为氧化性°因此Fe3÷与S2＿｀Iˉ
｀
HSˉ 、SO;等具有较强还原性的离子不能大量共存。
Fe3＋与Cu反应的离子方程式为2Fe3÷＋Cu-2Fe2＋＋Cu2÷ ,FeCl3溶液在工业生产中常用来蚀刻
电路板上的铜。
（2）易水解:Fe3＋极易水解（水解程度大于Fe2＋）,只能存在于酸性较强的溶液中。
归纳:Fe3＋水解的应用
（l）实验室可将FeCl3饱和溶液滴入沸水中制取氢氧化铁胶体’反应的化学方程式:FeCl3＋3H2O
△
-Fe（OH）3（胶体）＋3HCl。
（2）工业上常用调节pH方法除去溶液中的铁离子°具体例子如下:
@除去Cu2＋中混有的Fe3＋的方法
向混合溶液中加入CuO｀CuCO3、Cu（OH）2｀Cu2（OH）2CO3中之一,与Fe3＋水解产生的H＋反应,促进
Fe3＋的水解,将Fe3＋转化为Fe（OH）;沉淀而除去。
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｜小猿手册.30天速记高中化学知则
@除去Cu2＋中混有的Fe2÷的方法
先加入氧化剂（如H2O2）将溶液中的Fe2÷氧化成Fe3＋’然后再按上述方法除去溶液中的Fe3＋。
（3）Fe3＋与HCOJ、CO;＿、ClO—等离子不能大量共存°
3.Fe2十、Fe3＋的检验
（l）Fe3＋的检验
O样品溶液滴加KSCN溶液溶液变红’证明含有Fe3＋°
@样品溶液加人氢氧化钠溶液铁产生红褐色沉淀,证明含有Fe3＋。
（2）Fe2＋的检验
m样品溶液枷‖Ksc｀醚无现象／黑:卡…红证驯含伺『.里″.
@样品溶液加人氢氧化钠溶液产生白色絮状沉淀’迅速变成灰绿色’最终变为红褐色’证明含
有Fe2＋。
◎样品溶液滴加K』［Fe（CN）6］溶掖庐产生蓝色沉淀’说明溶液中含有Fe2÷ ’3Fe2＋＋2［Fe（CN）6］3ˉ
—Fe』［Fe（CN）6］2↓
注愈:（l）检验Fe2＋时不能先加氯水后加KSCN溶液’也不能将加KSCN后的混合溶液加入足量的
新制氯水中（新制氯水能氧化SCNˉ）°
（2）当溶液浓度较稀时’利用加NaOH溶液的方法不宜检验Fe2＋和Fe3＋的存在（反应现象不明显）
’
此时应选用非常灵敏的KSCN溶液进行检验。
（3）铁氰化钾K3［Fe（CN）6］为Fe2＋的特征性检验方法’Fe3＋与［Fe（CN）6］3不反应。
（4）检验Fej＋也可用苯酚（C6H5OH）’在FeCl』溶液中滴加苯酚’溶液显紫色°
4。Fe2＋、Fe3＋的相互转化关系（铁三角〉
匝看区原圃
↑
（
3＋
↓
Cl2、O2｀HNQ;｀H2SO4（浓）、KMnO0（H＋）等
｜
｜鳃雕｜
（螺氧化制）
｜上舅体铡氧化性｝
38
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』
第七天
铁及其化合物铜与金属材料
｝
知识点三铜及其重要化合物
l.铜单质
（l）物理性质:紫红色固体’具有良好的延展性｀导热性和导电性。
（2）化学性质
不反应
Cu2（OH）2CO』
CuO
CuCl’
Cu2S
Cu么＋＋非金
属氧化物
常温下,铜在干燥的空气中性质稳定’但在潮湿的空气里则会被锈蚀,在其表面逐渐形成一层绿色
的铜锈°化学方程式为2Cu＋O2＋CO2＋H2O—Cu2（OH）2CO3（碱式碳酸铜是铜绿、孔雀石的主
△
要成分。受热分解可生成黑色的氧化铜’化学方程式:Cu2（OH）2CO3-2CuO＋CO2↑＋H2O）。
△
铜在空气中加热:2Cu＋O2-2CuO（黑色）;
注愈:Cu在加热条件下与O2非常容易反应且现象明显’利用这一性质’在实验设计中经常把Cu丝
作为O2的吸收剂。
△
铜丝和硫单质反应:2Cu＋S-Cu2S°
2.氧化铜和氧化亚铜
氧化亚铜
砖红色
不溶
Cu勺O＋2H＋-Cu2十＋Cu＋H,O
名称
颜色
水溶性
与酸反应（H＋）
氧化铜
黑色
不溶
CuO＋2H十-Cu2＋＋H句O
△
CuO＋H气＝＝＝Cu＋H司O
△
Cu2O＋H2-2（〕u＋H2O
与H’反应
鸥
转化关系
个
｜
｜
艺
○
＋
○
∑
Ⅱ
℃
4CuO
注惫:砖红色的Cu2O与稀硫酸反应,溶液变蓝’同时生成红色的单质铜°利用这一原理可区别Cu
和Cu’O:向红色物质中加入稀硫酸,若溶液由无色变成蓝色,则该红色物质为Cu2O’否则为Cu°
3.氢氧化铜
氢氧化铜是蓝色不溶于水的固体’其化学性质及应用如下图所示
不稳定性
小ˉˉ∩
CuO
弱碱性
H＋
弱氧化性
Cu2＋
检验醛基
39
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｜小猿手册
30天速记高中化学知识［
4.其他常见铜盐
硫酸铜
（l）无水CuSO4为白色粉末’遇水变蓝色（生成CuSO4 .5H2O）’可作为水的检验依据°
（2）CuSO4 .5H2O为蓝色晶体’俗称蓝矾｀胆矾。
铜盐溶液有毒’是因为铜离子属于重金属离子’能使蛋白质变性失活’故可利用胆矾｀熟石灰、水配
成波尔多液,用来杀灭植物的病毒°
注愈:无水CuSO4常用作水的检验试剂;由于其吸水效率不高且价格较贵’一般不做干燥剂使用°
知识点四金属材料及金属的冶炼
l.合金
（l）概念:合金指两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合而成的具有金属特性的物质°
（2）特性:合金具有不同于各成分金属的物理｀化学性能或机械性能°
o熔点:—般比它的各成分金属的低;
@硬度和强度:＿般比它的各成分金属的大。
2.常见金属材料
…料｜嚣::瓣艘:删蹦属…″
泣愈:黑色金属并不是说其颜色是黑色的,而是这些金属外表往往有一层金属氧化物使其颜色发
黑’故称之为黑色金属。黑色金属记忆方法:“铁铬锰是铁哥们”。
几种有色金属材料
＂腆｜挪｜糕撇…｜…
§叫瞧聪辙｜
材
｜铡｜性能;良好的导电性和导热性
料铜及｜
｜用途:主要用于电器利｜br工）｜‖、建筑）｜k
《
钢合余｜铜合金;吉↑｜‖是找｜画使川雌早的合余.常见的
还有黄铜利｜『』俐｜‖
3.金属的冶炼
尸
【
■
■
■
金属元素在化合物中只有正价’没有负价’除Pt、Au等金属外—般在自然界均以化合态存在’所以
通常金属的冶炼过程就是把金属从其化合物中还原出来的过程°常见金属按照活动性不同应采用
不同的冶炼方法°
40
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」
第七天铁及其化合物铜与金属材料
｝
KCaNaMgAl
Zn
FeSnPbCuHgAgP［Au
了
引
他
法
其
方
←
→
分
法
热
解
←
→
—
—
还
法
热
原
＿—电解法
卜
（1）电解法
工业上用电解法冶炼Na｀Mg、Al的化学方程式分别为2NaCl（熔融）里壁2Na＋Cl2↑、MgCl2（熔融）
塑＂…｜』｜.2A｜』0』羔…0,↑Ⅷ
姨惫:（l）冶炼Mg时只能电解MgCl2不电解MgO（熔点太高）°
（2）冶炼Al时只能电解Al2O3不电解AlCl3（共价化合物’熔融时不导电）。加入冰
目的是降低Al2O3的熔化温度。
（2）热还原法
CO还原Fe』O绷;Fe,O4＋4CO鸥Fe＋4CO2;
C还原ZnO;ZnO＋C直逞Zn＋CO↑。
（3）热分解法
△
△
如由HgO、Ag2O冶炼Hg｀Ag:2HgO-2Hg＋O2↑｀2Ag2O—4Ag＋O2↑°
（4）物理富集法
Pt、Au等在自然界中存在单质的金属’可采用物理方法富集,例如:从河滩上淘金。
加入冰晶石（Na3AlF6）的
4l
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｜小猿手册.30天速记高中化学知识｛
第八天卤素
知识点-氯气及其重要化合物
1氯气物理性质
溶解性
毒性
颜色
状态
气味
密度
叮溶于水’l体积水溶解约2体积Cl2
黄绿色
气体
刺激性
比空气大
有毒
2.氯气化学性质
｀
＼~
哮羔嘲
Cl
Clˉ
由氯原子的原子结构可知’氯气非常容易得电子形成稳定结构’因此氯气具有较强的氧化性。
（l）强氧化性
@与金属单质反应:与变价金属反应生成高价金属氯化物。
与铁反应;2Fe＋3Cl2鲤2FeCl』°
与铜反应;Cu＋Cl2皇堡CuCl2。
泣惫:氯气与变价金属反应时均生成高价态的金属氯化物’如Fe〔〕l2不能由单质化合生成。
@与非金属单质反应
与∏』反应;＂∑带α2赣2日cl.
注惫:氯气与氢气反应现象:o燃烧:氢气在装有氯气的集气瓶中安静燃烧’发出苍白色火焰’瓶口
有白雾（盐酸小液滴）;@混合光照:发生爆炸’瓶口有白雾。
◎与具有还原性的化合物反应
与碘化钾溶液反应:Cl2＋2KI—2KCl＋I2。
与SO2水溶液反应:Cl2＋SO2＋2H2O-H2SO4＋2HCl°
与FeCl2溶液反应:Cl2＋2FeCl2—2FeCl3。
（2〉歧化反应
氯气与水或碱反应时’氯元素的化合价既有升高又有降低’发生自身氧化还原反应。
o与水反应
氯气与水反应的化学方程式:Cl2＋H2O＝＝H（〕l＋HClO°
@与碱反应
42
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」
卤素
｜
第／＼天
与烧碱反应:Cl2＋2NaOH＝＝≡NaCl＋NaClO＋H2O°
制取漂白粉:2Cl2＋2Ca（OH）2＝≡＝CaCl2＋Ca（ClO）2＋2H2O。
注惫:（l）氯气与氢氧化钠等碱液反应’温度不同氯元素升高的价态不同’常温时生成NaClO’加热
时可生成NaClO3等。
（2）漂白粉的主要成分是Ca（ClO）2｀CaCl2,有效成分是Ca（ClO）2°
3。氯水
（l）氯水中存在的平衡关系
@Cl2＋H2O＝＝H＋＋Clˉ＋HClO
@HClO＝＝H＋＋ClOˉ
◎H2O＝＝H＋＋OH＿
注愈:收集Cl2时常用排饱和食盐水法’这是因为饱和食盐水中有大量Cl＝’可以抑制Cl2与水的反
应°
（2）根据可逆反应不能进行到底的特点’即可得出氯水中存在的各种微粒
三分子
四离子
（3）氯水的性质
新制氯水的多种成分决定了它具有多重性质,在不同的化学反应中,氯水中参与反应的微粒不同°
能够氧化Fe黔｀Brˉ、Iˉ等｜
Cl·
引加入AgNO』溶液产生臼色沉淀
Cl
HClO
使湿润的有色布条或品红溶液褪色
使紫色石蕊溶液先变红后褪色｜
加活泼金属｀碳酸盐等产生气泡｜
HC］O
H＋
~
注惫:（1）氯水的主要成分为Cl2°
（2）氯气没有漂白性’不能使于燥的有色布条褪色’但可使湿润的有色布条褪色,实际起漂白作用的
是HClO。
（3）氯水中的HClO见光易分解,氯水通常保存在棕色试剂瓶中并置于阴暗处。
43
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仍｀猿手册.30天速记高中化学知识l
4次氯酸
酸性弱于碳酸
见光易分解
氯水的配
制与保存
用作消毒剂、漂臼剂
盛放氯水的试剂瓶
不能川橡胶塞
光或加热2HCl＋O｀
HCl＋O2↑。
（l）不稳定性:2HClO
氯水须现用现配,保存在棕色试剂瓶中,置于冷暗处°
（2）强氧化性
o能将有色物质氧化为无色物质’有漂白性°
@可用于杀菌｀消毒°
（3）弱酸性
向NaClO溶液中通人CO2’化学方程式为NaClO＋（〕O2＋H2（）-NaHCO3＋HClO。
注惫:无论CO2过量还是少量’该反应产物均为NaHCO3 ,这是由于酸性:碳酸＞次氯酸＞碳酸氢根。
5.实验室制氯气
（l）装置图;固体＋液体—△→气体
NaOH
溶液
除HCl气体除H2O（g）
吸收多余氯气
发生装置
净化装置
收集装置尾气吸收装置
（2）反应原理:MnO2＋4HCl（浓）＝兰Mn（〕l2＋Cl2↑＋2H2O
注愈:（l）实验室快速制氯气还可采用强氧化剂（如KMnO4等）在常温下氧化浓盐酸。
（2）因Cl＿浓度越小’其还原性越弱’所以必须用浓盐酸加热才可反应,当盐酸变稀后反应停止。
（3）收集方法:向上排空气法或排饱和食盐水法
（4）尾气处理:用强碱溶液（如NaOH溶液）吸收
浚愈:不能用澄清石灰水吸收,因为Ca（OH）2溶解度小’溶液中含Ca（OH）2的量少’吸收不完全。
44
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「
第／＼天卤素
｜
｜蕊:蹦麓百:蕊麓肘删谰删慧鉴溺
（5）验满方法
｜腮撇鹃懒………＂
知识点二卤素的性质及卤素离子的检验
l.漠｀碘单质的物理性质
性质
Br,
L
深红棕色
紫黑色
颜色
液体
固体
状态
溶解度不大（溶于水呈黄色或橙黄色）
溶解度不大（溶于水呈褐色）
水中
溶解性
易溶（溶于CCl4呈红棕色或橙红色）
易溶（溶于CCl4呈紫红色）
有机溶剂中
@易升华
@使淀粉溶液变蓝
易挥发｀有毒
特性
注愈:（l）Br2在常温下呈液态’是唯一的液态非金属单质。液态Br2有剧毒’易挥发’故保存Br2时在
试剂瓶中Br2液面上需用水封°
（2）淀粉遇I2显蓝色’这是碘单质的特殊性质’该性质可用于检验Cl2°Cl2可使湿润的淀粉ˉKI试
纸变蓝’其实质是Cl2＋2I＿-2Cl
＋I2。此外碘单质易升华’是常温下固体单质中唯一的双原子
分子。
2.卤素单质化学性质比较
（l）与碱溶液反应’如常温下与NaOH溶液反应的化学方程式为2NaOH＋X2-NaX＋NaXO＋
H2O（X≡Cl、Br、I）。
（2）氧化性递变规律
O都能与金属反应生成金属卤化物’如与钠反应的化学方程式为2Na＋X2ˉNaX（X＝Cl｀Br、I）°
@氯、澳、碘单质的氧化性强弱是Cl2＞Br2＞I2’阴离子的还原性强弱是Cl—＜Br＿＜Iˉ°
Cl2能从Brˉ的溶液中置换出Br2’其离子方程式:Cl2＋2Br—-2Clˉ＋Br2;同理,Br2能置换出I2,其
离子方程式:Br2＋2I-2Brˉ＋I2°
O与—些还原性离子反应’如Br2与SO;ˉ｀Fe2＋反应的离子方程式分别为SO;ˉ＋Br2＋H2O-
SOi—＋2Br
＋2H÷ ’2Fe2＋＋Br2-2Br
＋2Fe3＋。
注惫: a.氟不能将其他卤族元素单质从其盐溶液中置换出来,原因是F2非常活泼能与Xˉ溶液中的
水发生反应2F2＋2H2O—4HF＋O2。
b. L只能把铁单质氧化为Fe2＋°
45
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｜小猿手册.30天速记高中化学矩识k
3ˉ卤素离子的检验方法
（l）AgNO3溶液＿沉淀法
素翻,
／堂咸｜::聪｜熊ⅡⅡ
滴加AgNO3溶液和稀硝酸
｜黄色沉淀,则有「
（2）置换—苯取法
未知液加适量新制饱和氯水
振荡
卯人CCl4（下层）或汽油（上层）
振荡
有删辰呈｛麓麓篡裂肌「
（3）氧化—淀粉法检验Iˉ
未卿掖枷人≡锨胞椒氯水（叹氧业＝匡慧逛蕊色溶液蒸啊打「
振荡
注惫:CCl4、CH3Cl等有机物中的氯元素为非离子型氯’不能与Ag＋结合生成沉淀’故不能用AgNO』
溶液直接检验。
4.卤素单质的提取方法
（l）氯碱工业
海水一魁撼趟…盐水鳃｛雕酬M＂
化学方程式为2NaCl＋2H2O塑2NaOH＋H2↑＋（〕l2↑°
（2）海水提嗅
富含Brˉ｜H2SO喇酸色｜否Bf2的溶液｜
的海水
｜
Ocl2
囤等…景渺
垒
锤
—
癣
阿
O2NaBr＋Cl2＝＝Br2＋2NaCl;
@Br2＋SO2＋2H2O—2HBr＋H2SO4;
O2HBr＋Cl’-2HCl＋Br2°
（3）海带提碘
］
［
→
—
—
陋
一
＿
哑
｜
｜
十
∑
】
』
℃
一
哑
一
砸
｜
｜
寸
○
∑
Ⅱ
烧
一
灼
—
带
海
46
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1
第九天
｜
硫及其重要化合物
第九天硫及其重要化台物
知识点＿硫单质的性质
1.硫单质的物理性质
硫单质是—种淡黄色固体’俗称硫黄;不溶于水’微溶于酒精’易溶于CS2;有多种同素异形体’如单
斜硫｀斜方硫等。
注愈:实验室中’残留在试管内壁上的硫可用（〕S2溶解除去’也可用热的NaOH溶液除去’反应方程
△
式为3S＋6NaOH—2Na2S＋Na2SO3＋3H2O°
硫单质的化学性质
硫单质中硫处于硫元素的中间价态’既有氧化性又有还原性
H§复1壁固ˉ…掺§o』
勺
△
△
网与金属反磁｜Cu!2cu＋s-cu:9｜….
｜Fe.Fe＋S＝＝＝FeS
△
｜川宣
@与非金属反应
O与强氧化剂反应（如浓硫酸）:S＋2H2SO4（浓）兰3SO2↑
捶愈:硫单质氧化性较弱’只能把变价金属氧化到较低价态°
＋2H,O,表现还原性。
知识点二硫氧化物的性质
L二氧化硫
（l）物理性质
（2）化学性质
二氧化硫既有氧化性又有还原性’其中以还原性为主°
47
颜色
无色
气味
有刺激性气味
状态
气体
水溶性
易溶
毒性
有毒
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｜小猿手册.30天速记高中化学知识〗
使品红溶液褪色
倔雏~
圆ˉ唾避
｜氧化性~
酸性氧化物
的通性
∑
＄
◎
抖
●
凹
、
』
◎
抖
￡
Ⅸ
沁
SO2＿
↑
计〗
SO《
｛｛
S
／a.能使紫色石蕊试液变红色
b.与H2O反应:SO2＋H2O＝＝H2SO3
O酸性氧化物的通性√
NaOH足量:SO2＋2OHˉ-SO;
＋H2O
‖.皿…∩…—雕o「
c.与碱反应
＼d.与碱性氧化物反应:CaO＋SO2—CaSO3
@氧化性（如与H2S溶液反应）:SO2＋2H2S-3S↓＋2H2O（生成淡黄色沉淀）
.与o』反应;2sq带o』绊型2s0｀
b.使嗅水褪色:SO’＋Br’＋2H’O＝≡H2SO4＋2HBr
O还原性《c.使酸性KMnO4溶液褪色:5SO2＋2MnOJ＋2H2O-5SO;＿＋2Mn2＋＋4H＋
d.与FeCl］溶液反应:SO2＋2Fe3＋＋2H2O-SO;ˉ＋2Fe2÷＋4H÷
＼e.与H2O2溶液反应:SO,＋H,O,＝＝＝H2SO4
@漂白性:SO2可使品红溶液褪色’加热后’溶液由无色变为红色。
总结:高中常考离子还原性顺序:S2ˉ＞SO;ˉ＞Iˉ＞Fe2↓＞Brˉ
归纳:漂白原理比较
SO,
活性炭
HClO、H2O2、Na2O2、O3
利用其强氧化性’将有色物质
氧化为无色物质
漂白原理
与有色物质结合生成无色物质
吸附有色物质
变化类型
化学变化
化学变化
物理变化
不可逆’加热或久置后不恢复
原来颜色
是否可逆
可逆,加热或久置后恢复原来颜色
有色的有机物（主要是品红）,不能漂
白指示剂（只能使紫色石蕊变红）
漂白对象
有色的有机物和指示剂
各类有机色质
2.三氧化硫
SO3在标准状况下为无色晶体’能与水反应:SO3＋H2O—H2SO4’放出大量的热,SO3是酸性氧化
物’能和水反应生成硫酸,它跟碱性氧化物或碱都能反应生成硫酸盐。
48
~
~
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1 .
第九天硫及其重要化合物
｀
3.SO2和CO2的鉴别
（l）闻气味法:CO2无气味’SO2有刺激性气味°
（2）品红溶液法:能使品红溶液褪色的是SO2’不能使品红溶液褪色的是C（）2°
（3）酸性高锰酸钾溶液或澳水法:使酸性高锰酸钾溶液或澳水褪色的是SO2’不能使它们褪色的
是CO2。
（4）检验SO2和CO2同时存在
除去SO2
＝检验SO2是否除尽＝检验（〕O2
检验SO’
＝
流程设计
酸性KMnO4溶液
澄清石灰水
品红溶液
品红溶液
选用试剂
变挥浊
褪色
不褪色
预期现象
褪色
注念:SO2和CO2都可使澄清石灰水变浑浊’且通入过量气体白色浑浊均会消失’因此不能用澄清石
灰水实现二者的鉴别°
知识点三硫酸及硫酸盐
1稀H2SO4
硫酸是强电解质’当硫酸浓度较低时’在水溶液中完全电离H2SO缴-2H＋＋SOi＿’具有酸的通性:
与活泼金属反应:Fe＋2H带-Fe2＋＋H2↑
;
与碱性氧化物反应:MgO＋2H＋—Mg2＋＋H2O;
与碱反应:Ba2＋＋2OH
＋2H÷＋SO;＿-BaSO4↓＋2H2O;
与某些盐反应:SO;ˉ＋2H余—H2O＋SO2↑;Ba2＋＋SOiˉ-BaSO‘↓°
2.浓H2SO4
浓硫酸由于浓度高（市售浓硫酸质量分数为98％）’含水量极少’H2SO4基本不电离’因此浓硫酸具
有稀硫酸所不具有的一些特性:
解释
浓硫酸可吸收物质中游离态
或结晶态的水
浓硫酸能把有机物中的氢、氧
元素按照水的比例脱去
浓硫酸的中心元素硫具有强
氧化性
实验现象
操作
浓硫酸的特性
少量胆矾加人浓硫
酸中
蓝色固体变白
吸水性
用玻璃棒蘸取浓硫酸
滴在滤纸上
沾有浓H2SO4的滤纸变黑
脱水性
铜片逐渐溶解’产生无色
刺激性气味的气体
将铜片加人盛有浓硫
酸的试管中加热
强氧化性
浓硫酸与Cu、C反应的化学方程式:
Cu十2H2SO4（浓）全CuSO』＋SO2↑＋2H2O;
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｛小猿手册
30天速记高中化学知识l
C＋2H2SO4（浓）＝兰CO2↑＋2SO2↑＋2H2O°
另外’在常温下’铁、铝遇浓H2SO』钝化’可用铝槽车或者铁罐车运输浓H2SO4。
注愈:浓H2SO4与活泼金属（如Zn）反应’开始产生SO2’硫酸浓度变小后产生H2;与不活泼金属（如
Cu）反应’开始产生SO2（加热）’浓度变小后,稀硫酸不再与不活泼金属反应°例如:lmolCu与含
2molH2SO4的浓硫酸充分反应,生成的SO2的物质的量小于1mol。
3.SOi
的检验
SO:ˉ的检验操作方法:被检液—加足量盐酸酸化余取清液滴加BaCl2溶液铲有白色沉淀产生
注愈: （l）先加稀盐酸的目的是防止CO;＿、SO;
｀Ag＋千扰’排除干扰后再加BaCl2溶液’有白色沉淀
产生才能证明有SO;ˉ°
（2）如向待测液中滴加用稀盐酸酸化的Ba（NO3）2溶液生成白色沉淀’不一定说明溶液中有SOiˉ。
该错误是未注意NOJ具有强氧化性’若原溶液中有SO;ˉ ’在酸性环境中能够发生反应:Ba2＋＋
SO;ˉ-BaSO3↓（白色）’3BaSO3＋2H÷＋2NOJˉBaSO4＋2NO↑＋H2O°
知识点四硫及其化合物间的转化关系
1.化合价角度
价态
酸
单质或氧（
或氧化物
盐物质类别
2.氧化还原角度
当硫元素的化合价升高或降低时’＿般升高或降低到其相邻的价态’不会跨价态转化,可形象的理
解为“台阶式升降’。
注惫:相邻价态的硫元素间不发生氧化还原反应’如S和H2S、S和SO2｀SO2和浓硫酸之间不发生氧
化还原反应。
5（）
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「第九天硫及其重要化合物
｝
3.含硫物质的连续氧化
「
足量O2
O2
H2O
硫元素｛腮i
炉SO2—--卜SO3—-→H2SO4
O2
H2O
［S-—步SO2—→SO3——→H2SO4
O2
O2
H2O
总结:除硫元素以外中学阶段常见的符合A—一B＿→C—→D转化关系的元素还有
O句
O＾
H勺O
氮元素:N2＿二’NO—→NO2——十HNO3 ;
O2
O2
H2O
钠元素:Na——爹Na2O—→Na2O2—→NaOH;
O·
O2
H勺O
碳元素:C＿二→CO—→CO2——＋H2CO3°
5l
~
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｜小猿手册.30天速记高中化学知识］
第＋天氮及其重要化合物
知识点-氮气及氮的常见氧化物
l.氮气
氮气是—种非常稳定的非金属单质’在常温下几乎不与其他物质发生反应’在点燃、高温或放电情
况下能够发生下列反应:
氮
的
固
定
N≡N共价
键牢固’
分子稳定
→
放电或高
不
应
反
该
●
○
Ⅳ
温
三
注惫:氮气与氧气的反应是自然固氮的—种方式’化学方程式为N2＋O2
能直接生成NO2。
2.氮的氧化物
氮的常见正价有＋l～＋5价,因此氮元素有多种价态的氧化物,如N2O｀NO｀N2O3｀NO2｀N2O4｀N2O5
等’其中最常见的是NO和NO2°NO的化学性质以还原性为主’NO2既有氧化性又有还原性,以氧
化性为主,如NO2能使湿润的淀粉—KI试纸变蓝°
NO,
NO
颜色
无色
红棕色
物理性质
水溶性
不溶
能溶
2NO＋O2-2NO2
（NO在空气中会变为红棕色）
与O,反应
化学性质
与H,O反应
3NO2＋H2O-2HNO3＋NO
注惫:NO和NO2均有毒’如NO能与血红蛋白结合使人中毒。因此对于NO露尾气需要进行处理’常
见方法有@碱液吸收法:2NO2＋2NaOH—NaNO3＋NaNO2＋H2O｀NO2＋NO＋2NaOH-2NaNO2
＋H2O;@催化转化法:在催化剂、加热条件下,可将NO缠与CO催化转化为无毒气体N2和CO2’该反
应常见于汽车尾气的处理。其他常见与氮氧化物有关的环境污染有光化学烟雾（NO鳃在紫外线作
用下,与碳氢化合物发生—系列光化学反应,产生一种有毒的烟雾）｀酸雨（NO颠排入大气中后’与水
反应生成HNO3和HNO2,随雨雪降到地面）°
52
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』
第十天
｜
氮及其重要化合物
3.NO｀NO,溶于水的相关计算问题
解答这类计算问题首先应明确反应原理,无论是NO颜单—气体还是NO腮与O2的混合气体通人水中’
反应的实质都是3NO2＋H2O-2HNO］＋NO｀2NO＋O2-2NO2’依据上述反应方程式消去NO2
即可得到NO和O2混合气体通人水中’恰好完全反应的总反应方程式为4NO＋3O2＋2H2O-
4HNO3 ;消去NO即可得到NO2和O2混合气体通人水中’恰好完全反应的总反应方程式为4NO2十
O2＋2H2O-4HNO3◎
（l）NO2和O2的混合气体溶于水时’由4NO2＋O2＋2H2O-4HNO3及3NO2＋H2O-2HNO3＋
NO可知’当体积比:
｝…!日‖
壤》＂
（2）NO和O2的混合气体溶于水时’由4NO＋3O2＋2H2O-4HNO3可知’当体积比:
｜二蹦糕嚷气膊掏啊
V（NO）:V（O2）
（＜4:3’O2过量’剩余气体为O2
知识点二氨和按盐
l.氨的电子式和物理性质
水溶性
气味
密度
电子式
极易溶于水（1:700,主要原因:氨分子可与
水分子形成氢键）
∏
·
×
Ⅳ
Ⅸ
∏
·
×
Ⅱ
强烈刺激性气味
比空气小
2ˉ氨的化学性质
氨是中学阶段课内学习的唯＿碱性气体’且氮为ˉ3价’是氮元素的最低价态’因此只有还原性°
一水合氨（显碱性）
O
＋∑
N2、NO
NHj
（l）氨与水的反应
NH3＋H2O＝≡NH3 .H2O≡≡NH》＋OHˉ ’氨溶于水得氨水’氨水的主要成分为NH3 .H2O’为可
△
溶性＿元弱碱’易挥发’不稳定’易分解:NH』.H2O-NH3↑＋H2O°
（2）氨与酸的反应
蘸有浓盐酸的玻璃棒与蘸有浓氨水的玻璃棒相互靠近’其现象为有白烟生成’该反应经常用于检测
氨泄漏°将浓盐酸改为浓硝酸’也会出现相同的现象。化学方程式为HCl＋NH3-NH4Cl（s）｀
NH］＋HNO3-NH4NO3（s）。
53
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（3）氨与盐溶液的反应
如过量氨水与AlClj反应可用于制备Al（OH）3
Al3÷＋3NH3 .H2O—Al（OH）3↓＋3NH矿°
（4）氨的还原性—氨的催化氧化
化学方程式;4Ⅶ』带5o恩掣4M）带6Ⅱ!o.
3.氨的实验室制法
-l■■■■■■■■■■■■■-
△
（l）反应原理:2NH4Cl＋Ca（OH）2ˉNH3 ↑＋CaCl2＋2H2O
（2）反应装置;固体＋固体—△气体
（3）净化装置:碱石灰干燥管
（4）收集方法:向下排空气法。收集时’＿般在管口塞＿团棉花’可减小NHj与空气的对流’收集到
较为纯净的NH3
…）｛::麓灌:蹦剿:β嚣震
扩晨:实验室简易制取NH3的方法:
△
（1）加热浓氨水’反应原理:NH3 .H2O—NH3↑＋H2O。
（2）向浓氨水中加固体CaO’反应原理:NH3 .H2（）＋CaO—NH3↑＋Ca（OH）2（该反应放热）。
4.铰盐及NH矿的检验
（l）按盐的化学性质
△
△
受热易分解:NH4Cl-NH3↑＋HCl↑｀NH4HCO］—NH3 ↑＋CO2↑＋H2O;
△
与氢氧化钠溶液反应:NH矿＋OHˉ-NH3↑＋H2O°
姨念:一般情况下,NHr与OH＿在加热的情况下’才会有气体生成。
（2）NHi的检验
…
碱
一
△
强
＿
酗
湿润红色
石蕊试纸预纸变蓝色｝丝有NHi
~
54
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』
第十天氮及其重要化合物
｜
知识点三硝酸
l.物理性质
硝酸是一种挥发性酸’有刺激性气味’可与水以任意比互溶;质量分数在98％以上的硝酸称为发烟
硝酸（挥发的硝酸遇潮湿空气形成白雾）。
2.化学性质
具有酸的通性
与金属｀非金
属及还原性化
合物反应
硝化反应
颜色反应
NO
（｜）不穗定隆;4＂No』（浓）或羔照（浓）4＂o』｜＋o』台＋2＂』o.
注愈:浓硝酸常保存在棕色瓶中。
（2）强氧化性
硝酸是—种非常典型的氧化性酸且无论浓、稀都有强氧化性’浓度越大,氧化性越强°
@与金属反应
a。与除Au、Pt外大部分金属反应
浓硝酸与铜反应:Cu＋4HNO3（浓）-Cu（NO3）2＋2NO2↑＋2H2O;
稀硝酸与铜反应:3Cu＋8HNO3（稀）-3Cu（NO3）2＋2NO↑＋4H2O。
控愈: （l）HNO3与金属反应会把变价金属氧化到最高价态’且一般不能产生H2。
（2）一般情况下,还原产物为HNO3（浓）—→NO2’HNO3（稀）＿’NO°
b.常温下浓硝酸使Fe、Al钝化。
@与非金属反应
浓硝酸与炭黑反应:C＋4HNO3（浓）＝二CO2↑＋4NO2↑＋2H2O°
◎与某还原性化合物反应:硝酸可氧化H2S｀SO2｀Na2SO3、HI｀Fe2÷等还原性物质。
如稀硝酸与FeSO4溶液反应的离子方程式:3Fe2＋＋4H＋＋NOj-3Fe3＋＋NO↑＋2H2O。
注惫:酸性条件下NO『不能与Fe2＋｀Iˉ、SO;ˉ ｀S2ˉ等还原性较强的离子大量共存°
（3）与有机物反应
○
∑
Ⅱ
＋
∑
○
Ⅳ
◇
…
—
△
］
○
Ⅳ
Ⅱ
＋
α
D硝化反应:
55
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30天速记高中化学知识］
@颜色反应:某些蛋白质遇到浓硝酸时变黄色°
知识点四氮及其重要化台物的转化关系
NH〕°H2O
｜↓
｜｜
‖
v｜
0
＝3
0
＋2
＋4
＋5
＂＂≡-重↑一＂。ˉN坠ˉ酗“
｜
｝↑
」｜｜
｝｜
｜
V｜
0
V
V｜
NOJ
N2O4
按盐（NHt）
Mg;N2
＋:!
TNT
O2
O2
H2O
O2
O2
H2O
蚀惫:含氮物质同样存在连续氧化:NH3—-陵NO-ˉ→NO2＿→HNO3;N2——除NO—→NO2＿＿→HNO3°
56
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『
第十＿天
碳和硅
｝
第＋＿天碳和硅
知识点-碳、硅单质及其氧化物性质比较
l.碳、硅常见单质的物理性质比较
碳
硅
金刚石:立体网状结构;
石墨:层状结构
结构
晶体硅:与金刚石类似的立体网状结构
金刚石熔点高、硬度大
石墨熔点高｀质软,有滑腻感
晶体硅为灰黑色固体’有金属光泽｀硬度
大｀熔点高
物理
性质
金刚石用作切割刀具
石墨用作导电材料｀铅笔芯
晶体硅是＿种良好的半导体材料’常用来
制芯片和太阳能电池板
用途
2。碳、硅单质的化学性质比较
碳硅位于元素周期表的第ⅣA族’最外层都是4个电子’通常化学性质比较稳定但在参与化学反
应时,＿般表现还原性°
（1）碳单质的化学性质
…｜‖棚堂＂
△
CuO.2CuO＋C-2Cu＋CO2↑（冶炼金属）
与氧化物反应《SiO2 ;SiO2＋2C直旦Si＋2CO↑（制取粗硅）
｀H2O;C＋H2O（g）直旦CO＋H2（制取水煤气）
｜………）≡…圃,…」
与强氧化性酸反应
浓HNO3:C＋4HNO3（浓）＝二CO2↑＋4NO2↑＋2H2O
碳
碳单质有重要的用途’除了燃烧利用其热能外’还能用于金属冶炼｀制取粗硅生产水煤气等°
（2）硅单质的化学性质:与碳单质的化学性质相比,除了还原性这条共性之外’硅还具有“亲氟性,’
和‘‘亲氧性’,这两条特性°硅在常温下能与氟气（F2）氢氟酸（HF）反应°
自然界中只有化合态的
硅’主要是SiO2’这体现了硅亲氧的特性。此外,硅还能与强碱反应°
57—
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′
△
O2 8Si＋O2-SiO2
与非金属单质反应≤F2:Si＋2F2-SiF4
硅‘
△
｀Cl2:Si＋2Cl2＝＝≡SiCl』
与氢氟酸反应:Sl＋4HF-SiF4↑＋2H2↑
＼与氢氧化钠溶液反应:Si＋2NaOH＋H2O＝＝＝Na2SiO3＋2H2↑
3.二氧化硅和二氧化碳的比较
物质
二氧化碳
二氧化硅
存在单个CO,分子
立体网状结构,不存在单个分子
结构
硬度大’熔、沸点高’常温下为固
体’不溶于水
熔｀沸点低,常温下为气体,微溶于水
主要物理性质
与水反应
不反应
CO2＋H2O＝H2CO3
只与氢氟酸反应:SiO2＋4HF—
SiF4↑＋2H2O（用于刻蚀玻璃）
与酸反应
不反应
SlO2＋2NaOH-Na2SiO3＋H2O
（玻璃主要成分为SiO2’因此盛碱
液的试剂瓶用橡胶塞）
CO2少量:（〕O2＋2NaOH-Na2CO3＋H2O;
CO2过量:CO2＋NaOH—NaHCO3
与碱（NaOH）
反应
化
学
性
质
如与Na2SjO3反应:Na2SiO3＋H2O＋CO2（不
足）-H2SlO3↓＋Na2CO3或Na2SlO3＋2H2O
＋2（〕O2（足量）-H2SiO］↓＋2NaHCO3
如与Na2CO3反应:SiO2＋Na2CO3
高温
—Na2SiO3＋（〕O2↑
与盐反应
如与CaO反应:
SjO2
＋
（】aO
高温
-casjo］
与碱性氧
化物反应
如与Na2O反应:Na2O＋（〕O2＝＝Na2CO3
制光导纤维｀光学仪器、石英玻璃｀
水晶装饰品
制碳酸饮料｀化工原料｀灭火剂°干冰用作
制冷剂、人工降丽
用途
注愈:还记得如何判断CO2通入NaOH中的产物成分吗?该反应在“电解质与离子反应”章节中“知
识点三与量有关的离子方程式书写’’中有详细说明°
4.高纯硅的工业制法
常见步骤如下:
（l）高温下用碳还原二氧化硅制得粗硅;SiO2＋2C直逞Si（粗）＋2CO↑
58
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『
第十-天碳和硅
｜
捶惫:Si的还原性大于C’但C却能在高温下还原出Si’这是由于该反应在非水环境下进行’且生成
的CO以气体形式逸出,促进反应正向进行°
（2）粗硅与干燥Cl2反应制得SiCl4（g）;Si（粗）＋2Cl2直逞SiCl‘
（3）SiCl4与过量H2在高温下反应制得高纯硅;SiCl绷＋2H2直互Si（纯）十4HCl
知识点二硅酸｀硅酸盐与无机非金属材料
l.硅酸（H2SiO3）
硅酸不溶于水’其酸性比碳酸弱’不能使紫色石蕊试液变红色。
△
（l）硅酸不稳定,受热易分解:H2SiO3—SiO2＋H2O。
（2）硅酸能与碱溶液反应’如与NaOH溶液反应的化学方程式为H2SiO3＋2NaOH-Na2SiO3＋
2H2O◎
（3）硅酸在水中易聚合形成胶体。硅胶吸水能力强’常用作干燥剂°
2.硅酸钠（Na2SiO3）
硅酸钠是白色粉末状固体’其水溶液俗称水玻璃（或泡花碱）,常用作胶黍占剂°
控惫:水玻璃是混合物。
3.硅酸盐的表示方法
通常用二氧化硅加金属氧化物的组合形式表示硅酸盐的组成’如硅酸钠（Na2SjO3）可表示为
Na2O.SjO2’钾长石（KAlSi3O8）可表示为K2O。Al2O3 。6SiO2°具体书写要求如下:
（l）氧化物的书写顺序:活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物—萨二氧化硅—→水°
（2）氧化物前计量数的配置原则:除氧元素外’其他元素按配置前后原子个数守恒原则配置计量
数’且不同氧化物间以“
. ”隔开°
（3）当计量数配置出现分数时应化为整数,如钾长石;KAlsi』o:不能写成÷K:o÷Al』o』GSio』,
应写成K2O.Al2O3 。6SlO2°
4传统无机非金属材料
传统无机非金属材料包括水泥｀玻璃、陶瓷等。
陶瓷
玻璃
水泥
纯碱、石灰石、石英砂
黍占土
石灰石｀黍占土
生产原料
〔
·
℃
雕
＿
—
℃
◎
Ⅳ
雕
＿
—
Ⅳ
应
反
学
化
的
中
产
生
玻
忿
注
5。复合材料
将两种或两种以上性质不同的材料经特殊加工而制成的新型材料称为复合材料’复合材料的组成
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｛小猿手册.30天速记高中化学知识k
包括基体和增强体两部分°基体在复合材料中起黍占结作用,增强体起骨架作用°
几种常见的复合材料:（熟悉即可）
增强体
基体
名称
玻璃纤维
玻璃钢
合成树脂
碳纤维
碳纤维增强复合材料
巳
日
∩
月
树
成
△
口
碳纤维｀硼纤维、碳化硅纤维
飞机、火箭｀导弹壳体
Ti、Al、Mg
碳纤维｀碳化硅纤维｀氧化硅纤维
隔热陶瓷瓦
陶瓷
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』
第十二天原子结构化学键与分子间作用力
｜
第＋二天原子结构化学键与分子间作用力
知识点＿原子结构
l原子构成
（l）原子的微观结构
原子由原子核及核外电子组成’其中原子核又包含质子和中子。每个质子带＿个单位正电荷’每个
电子带—个单位负电荷,中子不带电’原子整体不显电性°
@对于原子:质子数（Z）＝核电荷数＝核外电子数;
@质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（Ⅳ）
;
◎阳离子的核外电子数＝质子数—阳离子所带的电荷数;
@阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数。
（2）微粒的表示方法
元素化合价
蔑＞↓＜喜露馏偷.
2.元素｀核素｀同位素
（l）元素、核素｀同位素的关系
具有相同核电荷数的同一类原子的总称’
一种元素可有多种核素
具有一定数目的质子和＿定数目的中子
的一种原子,表示方法→4X
＼ˉ＿质子数相问’中子数不同的同一种元素
的不同核素的互称
注惫:同位素｀同素异形体概念辨析:同位素研究的对象是原子,“同位’,指元素周期表中位置相同;
同素异形体研究的对象是单质,同素异形体的“同素’’是指元素的种类相同°
（2）同位素的特征
o同—元素的各种核素的中子数不同’质子数相同’化学性质几乎完全相同’物理性质不同°
@同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数（称为丰度）不变°
（3）几种重要的核素
｜!O
｛H
｝H
!:C
2;;U
核素
~
示踪原子
制氢弹
考古断代
核燃料
用途
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｜小猿手册.30天速记高中化学知识k
（4）相对原子质量的求法
O原了（即核素）的们对原了质量;—个原了（即核素）的质量与｜:c质量的古的比值.
@元素的相对原子质量:是某＿元素的各种核素的相对原子质量乘以它们各自丰度所算出的平均
值。如Ar（Cl）＝Ar（35Cl）×α％＋A『（37Cl）×b％。
3.核外电子排布规律
｜能量规律卜→离核由近到远’电子能量由低到高
↑
｜
（每层最多容纳的电子数为2″’
V
｜数量舰棒卜→｜墩外层卵翅过s个（K层为散外层时榷过2个）
〔次外层小超过l8个
4.原子结构示意图
Na
粤
予数
粒子符号原子核核内质子数
注惫:在原子结构示意图的基础上得失电子即可得到简单离子的结构示意图°
知识点二化学键
1离子键和共价键
化学键是使离子或原子相结合的作用力。根据成键微粒和微粒之间相互作用力的不同’化学键可
分为共价键和离子键（配位键和金属键的概念在选考部分:物质的结构与性质章节学习）。其中共
价键还可按照共用电子对是否偏移分为极性键与非极性键°
共价键
类型
离子键
非极性键（共用电子对不
发生偏移）
极性键（共用电子对偏向吸
引电子能力强的原子—方）
阴｀阳离子通过静电作用所形成
的化学键
原子间通过共用电子对（电子云重叠）而形成的化
学键
概念
成键粒子
阴、阳离子
原子
成键条件活泼金属元素和活泼非金属元素
同种元素原子之间
不同种元素的原子之间
注惫:关于化学键的常见考点
（l）化学键是离子或原子间的一种作用力’既包括吸引力,又包括排斥力°
（2）物质中并不一定都存在化学键’如单原子分子He等不含化学键。
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』
第十二天原子结构化学键与分子间作用力
｜
（3）由活泼金属与活泼非金属形成的化学键不一定都是离子键’如AlCl3中Al＿Cl键为共价键。
（4）非金属元素的两个原子之间一定形成共价键’只由非金属构成的化合物也可能含有离子键’如
NH4Cl等。
2.共价化合物与离子化合物
只含共价键的化合物称为共价化合物’含有离子键的化合物称为离子化合物。化学键与物质类别
的关系可用下图表示:
只存在于
离子化合物≡
离
共
｜
｜
［
键
学
化
子键
厂
｜
｜
毛
‖
‖
‖
｀
键
价
非极性键—存在于
↓
同种原子间
｜
L非金属单质
3.从化学键的角度分析化学变化和物理变化
观察物质变化的现象（颜色、状态等）
↓
对物质的变化进行分类（化学变化｀物理变化）
↓
↓
↓
分析物质的物理变化
探究物质的化学变化
↓
｜
0
0
熔化
溶解
原子间的重新组合
｜实质
＝／≡＼
／＼
獭瞬啼＂詹, ＂篇.懈
离子
离子
共价
V
｜
化学键未变
｜日化学键断裂化学键未变
没有新化学键形成
注念:电解质中’熔化状态下能导电的是离子化合物’共价键在熔化状态下不会断开’因此不会发生
电离。
4电子式
（l）概念:在元素符号周围用‘‘
° ’’或“×,’来代表原子的最外层电子（价电子）的式子°
（2）书写规则:
原子鲤厘王的最外层电子全部排列在元素符号周围
金属阳离子的电子式就是其离子符号
金属阳离子｜
将得到的电子也都标在元索符号周围,并
将符号用“［
］,,括上’右上角标出所带
的电荷数
非金属阴离子｜
书写时将共用电子对画在两原子之
共价化合物（或单质）「间’每个原子的未成键电子也应画出
离子化合物″‖圆出阴、阳离子的电子式’同种离子不相邻
电
子
式
的
书
写
｜
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「小猿手删.30天速记高申花亭丽识】
以下是-些中学化学常见物质的电子式
o原子:Na.
: （〕l :
@简单离子:Na＋
［: F: ］—
H
O复杂离子:［H:N:H］＋
［:O:H］＿
H
@离子化合物:Na十［:O:O:］2ˉNa＋
［:Cl :］—Mg2＋［:Cl : ］
Na＋［:O: ］Z—Na＋
Ca2＋［:C
!
!C: ］2ˉ
◎非金属单质及共价化合物: :N; ;N:
H:O:HH:6:6:H‖（）℃『
◎用电子式表示物质的形成过程:Na2S:Na恿§罕Na～→NaTγ§γ］2ˉNa静;
CO2: 。O＋2. O尸-→:
（）
;
: （X;
（）
:
。
注惫:在化合物中’如果该物质具有多个阴离子和阳离子’在书写电子式时阴｀阳离子必须是相隔
的’不能将两个阴离子或两个阳离子写在一起°
5.等电子微粒
电子总数相同的微粒称为等电子微粒。等电子微粒是在无机推断问题中经常考察的概念’因此我
们需要掌握常见等电子微粒的寻找方法:即以稀有气体原子为出发点’向两边寻找°如下图所示。
（l）“l0电子,,微粒
N0ˉ
O2ˉ
↑
↑
NH;
OH
Fˉ
出发点
↑
↑
↑
@—N″—Mg绊一A｜…
C｝｛｜←γH』←［｜zo←‖!廷—
v
N｝l『
H孤O＋
（2）“l8电子,,微粒
导ˉ
↑
HSˉ
C「
出发点
↑
↑
＂H…鼠＿比s＿＿HC｜＿@—＂ˉc逊＾
｜（9电了微粒×2）
｜—F、-O卜‖ ｀—NH』｀—CH＂
CH3-CH3、H2N＿NH2、OI｝-OH、I兰F、P＿CH3、CH3—OH……
知识点三分子间作用力｀氢键
l.分子间作用力
（1）概念:分子间作用力是分子间存在的—种把分子聚集在＿起的作用力。
（2）分类:分子间作用力可分为范德华力和氢键°其中范德华力是一种分子间广泛存在的作用力’
而氢键的形成条件较为严格。
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』
｝
第十二天原子结构化学键与分子间作用力
（3）特点:分子间作用力比化学键弱得多,它主要影响物质的物理性质如熔点、沸点、硬度等°
（4）范德华力的变化规律:—般来说’对于组成和结构相似的由分子构成的物质’相对分子质量越
大’则范德华力越大’熔｀沸点越高°例如’熔沸点:F2＜Cl2＜Br2°
2.氢键
（1）概念:已经与电负性很大（吸引电子能力很强）的原子形成共价键的氢原子与另—个电负性很
大的原子之间的作用力。
（2）形成条件:除氢原子外’形成氢键的原子通常是N、O｀F°
（3）对物质性质的影响:氢键的存在会使物质的熔｀沸点大幅升高;能和水分子形成分子间氢键的
物质的溶解度很大°
泣愈:关于分子间作用力的详细讲解参见本书选考部分“分子构型与性质”章节。
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第＋三天元素周期表与元素周期律
知识点-元素周期表的结构
1原子序数
原子序数可以认为是元素在元素周期表上的编号。
对于原子而言,原子序数＝核电荷数＝核外电子数＝核内质子数°
2.编排原则
（l）周期:把电子层数相同的元素’按原子序数递增的顺序,从左至右排成的横行。
（2）族:把最外层电子数相同的元素’按电子层数递增的顺序’从上至下排成的纵行°
3.结构
（1）周期（7个横行,7个周期）
短周期
长周期
周期序数
七
~~~
四
五
≡
＾
~
~
~~
元素种数
勺
▲
8
18
l8
32
32
8
0族元素原子序数
勺
△
l0
18
36
54
86
ll8
注愈:周期序数在书写时用汉字或阿拉伯数字均可。
（2）族（l8个列,l6个族）
｜歹川亨
｜
列序
l
勺
＝
l3
l4
l5
l6
l7
主族
族序
IA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
VA
ⅥA
ⅦA
列序
句
↑
＝
4
5
6
ll
l2
7
副族
族序
ⅢB
ⅣB
VB
ⅥB
ⅦB
IB
｜｜｜B
Ⅷ族
第8｀9、l0共3列
0族
第l8列
泣愈:Ⅷ族既不是主族又不是副族,在书写Ⅷ族时’不要写成ⅧB°
4.元素周期表的区域划分
（l）分区
元素周期表中存在金属和非金属元素的分界线°分界线左下方为金属元素区’分界线右上方为非
金属元素区°分界线附近的元素既表现金属元素的性质,又表现非金属元素的性质。
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『
第十三天无素周期表与无素周期律
｝
（2）过渡元素:元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族l〔）列元素称为过渡元素’这些元素都是金属
元素。
种
—
短
周
期
一
长
周
期
素
—
且
且
日
荫
荫
萌
萌
一
元
ˉ
ˉ
ˉ
※
≡
ˉ
ˉ
类
5.元素周期表的相关计算规律
（l）同周期主族元素原子序数差的关系
两元素分布在过渡元素同侧时’原子序数差＝族序数差°两元素分布在过渡元素两侧时’第四或第
五周期元素原子序数差＝族序数差＋10第六、七周期元素原子序数差＝族序数差＋24°
（2）利用稀有气体确定元素在周期表中的位置
在做题中’我们经常见到＿类题型’只给出某元素原子序数’要求判断该元素在元素周期表中的位
置°做这类问题时’需熟记稀有气体所有元素的原子序数及其在元素周期表中的位置’然后以它们
为参照物进行判断。
例如:35号元素（相邻近的是36Kr）’则35ˉ36＝—l’故周期数为4,族序数为8ˉ
｜ˉ1
｜＝7’即第四
周期ⅦA族’即嗅元素;87号元素（相邻近的是86Rn）’则87ˉ86＝l’故周期数为7’族序数为l ’即第
七周期IA族’即防元素。
知识点二元素周期律
l.元素周期律
（l）概念:元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律°
（2）本质:元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布呈周期性变化的必然结果。
2金属性和非金属性
元素的金属性指元素的原子失电子的能力,失电子能力越强’该元素的金属性就越强°
元素的非金属性指元素的原子得电子的能力,得电子能力越强’该元素的非金属性就越强。
注惫:金属性与非金属性描述的是元素原子得失电子的能力,与得失电子的数目无关°
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~
ˉ
●
‖
■
】
≡
『
~
■
叮
‖
吨
『~
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3.主族元素的周期性变化规律
同主族（上→下）
同周期（左—’右）
项目
逐渐增大
核电荷数
逐渐增大
原子
结构
逐渐增多
电子层数
相同
逐渐增大
原子半径
逐渐减小
相同’最高正化合价＝
主族序数（O｀F除外）
最高正化合价由＋l-诊＋7（O｀F除
外）’负化合价＝ˉ（8ˉ主族序数）
化合价
金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
元素的金属性和非金属性
性质
阳离子氧化性逐渐增强
阴离子还原性逐渐减弱
阳离子氧化性逐渐减弱
阴离子还原性逐渐增强
离子的氧化性、还原性
气态氢化物的稳定性
逐渐减弱
逐渐增强
最高价氧化物对应的水化
物的酸碱性
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
注惫: （l）用原子结构理论来解释同一周期元素（稀有气体除外）金属性和非金属性的变化规律:同
一周期元素的原子’核外电子层数相同’自左向右随着核电荷数的递增’最外层电子数逐渐增加,原
子核对最外层电子的吸引力增强’所以原子半径逐渐减小,元素的原子得电子能力逐渐增强’失电
子能力逐渐减弱。结论:同一周期的元素’从左向右金属性逐渐减弱’非金属性逐渐增强。
（2）用原子结构理论来解释同一主族元素金属性和非金属性的变化规律:同一主族元素的原子’最
外电子层上的电子数相同’所以性质具有相似性°由于它们自上而下随着核电荷数的增大’电子层
数逐渐增加’原子半径逐渐增大’原子核对最外层电子的吸引力减弱,所以元素的原子得电子能力
逐渐减弱’失电子能力逐渐增强。结论:同一主族的元素’自上而下金属性逐渐增强’非金属性逐渐
减弱°
4ˉ简单微粒半径的大小比较
比较微粒半径时’应按照如下顺序进行判断:
＿看电子层数:电子层数越多,微粒半径越大。
二看核电荷数:当电子层结构相同时’核电荷数越大’微粒半径越小。
三看核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时’核外电子数越多,微粒半径越大°
提醒:若一种简单阳离子与另一种简单阴离子电子层结构相同’则阴离子在阳离子的前一周期,阳
离子的原子序数大。该规律可简记为“阴前阳后”°
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」
第十三天元素周期表与元素周期律
｜
5,元素金属性和元素非金属性强弱的判断方法
α）在金属活动性顺序中越靠前.金属性越强
◎单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,金属性越强
o单质还原性越强或阳离子氧化性越弱金属性越强
元素金属性
判断方法
@最高价氧化物对应水化物的碱性越强.金属性越强
◎若X厕＋＋Y→X＋Y砸＋’则Y比X的金属性强
◎元素在周期表中的位置:左边或下方元素的金属性强
@与H’化合越容易,气态氢化物越稳定,非金属性越强
@单质氧化性越强或阴离子还原性越弱,非金属性越强
元素非金属性
判断方法
◎最高价氧化物对应水化物的酸性越强,非金属性越强
@元素在周期表中的位置:右边或上方元素的非金属性强
注忿:根据元素氧化物对应水化物的酸或碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱时’必须是
其最高价氧化物对应的水化物°
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第＋四天化学反应与能量变化
知识点—化学反应与反应热
l.化学反应的本质
反应物｜日键的断裂,生成物新键的形成过程:
（l）破坏｜日键时需要克服原子间的相互作用力’需要吸收能量;
（2）形成新键时又要释放能量。
2.化学反应能量变化分类
化学反应都伴随有能量变化,在不做其他功的情况下则通常表现为热量变化’据此可将化学反应分
为放热反应和吸热反应∩
类型比较
定义
放热反应
放出热量的化学反应
吸热反应
吸收热量的化学反应
反应物具有的总能量大于生成物具有的
总能量
反应物具有的总能量小于生成物具有的总
能量
形成原因
与化学键
能的关系
生成物分子成键时释放出的总能量大于
反应物分子断裂时吸收的总能量
生成物分子成键时释放出的总能量小于反
应物分子断裂时吸收的总能量
表示方法
△H＜0
△〃＞（）
能量』
反应物的
总能量
能呈↑
生成物
反应物
生成物的
总能量
~~~~~~~~
鹏√
∧
｜A／T
V
图示
（）
（）
生成物的
总能量
反应物的
总能量
生成物
—
反应过程
反应物
反应过程
O活泼金属与水或酸发生反应’如2Al＋
6HCl～2Al（〕l3＋3H2↑
@酸碱中和反应,如2KOH＋H2SO4-
K2SO4＋2H2O
◎所有燃烧反应’如2CO＋O2逊2CO2
@多数化合反应’如Na2O＋H2O—
2NaOH
◎铝热反应
◎电石与水反应
O多数分解反应’如CaCO］旦旦CaO＋CO2↑
@2NH4Cl（s）＋Ba（OH）2
. 8H2O（S）＝＝＝
BaCl2＋2NH3↑＋l（）H2O
O以C、CO｀H2为还原剂的反应
@弱电解质的电离和盐类的水解
常见反应
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』
｜
第十四天化学反应与能量变化
3。化学反应热
（l）概念:恒压条件下’在化学反应过程中吸收或所放出的热量通常叫作化学反应的热效应’—般
也可称为反应热’ ’也称焰变;符号;△H;单位:kJ／mol或kJ .molˉl。
注惫:@任何化学反应都伴随着能量的变化’不存在不发生能量变化的化学反应。
@对于某一物质’其化学键键能越大’物质自身所具有的能量就越低’物质本身就越稳定’就越不容
易发生反应°
O关于△〃的单位kJ .molˉ! ’并不是指lmol具体物质发生反应时伴随着的能量变化是多少千焦’
而是指给定形式的具体反应以具体的化学计量数来计算其物质的量时伴随的能量变化’或是可以
理解为“每摩尔反应”的能量变化。
（2）产生原因:化学反应过程中, ｜日键断裂吸收的能量与新键形成放出的能量不相等,故化学反应
均伴随着能量变化’即反应热°
（3）中学常见反应热:O燃烧热;@中和热。
4.燃烧热
（l）定义:在25℃、l0lkPa时,lmol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量,称为该物
质的燃烧热,单位为kJ 。mol—l°燃烧热通常可利用仪器（如弹式量热器）由实验测得°
（2）意义:如H2的燃烧热△H＝
ˉ285.8kJ／mol’其表示的是’在25℃、10lkPa时’ lmolH2完全燃
烧生成液态水时,放出285.8kJ的热量°
注惫:@燃烧热的条件:25℃｀l0lkPa°
目前中学课本中所给燃烧热数据没有特殊指明时均为此条
件下测得的,若不是此条件下测得的燃烧热数据不能称之为燃烧热;
@燃烧热是以lmol纯物质完全燃烧所放出的热量来定义的’因此在书写燃烧的热化学方程式时’
必须以燃烧1mol纯物质为标准来配平其余物质的化学计量数;
◎燃烧产物必须是完全燃烧生成稳定的氧化物’如C→CO2（生成CO不是燃烧热）｀H2→H2O（l）
（生成气态水不是燃烧热）、S→SO2等° “稳定的氧化物,’意思是不能再燃烧｀状态稳定的氧化物°
@燃烧热必须是以1mol“纯物质”完全燃烧测得的’所谓“纯物质’,指的是纯净物（单质或化合物）
’
不能是混合物。若是混合物燃烧,只能说是反应燃烧的热效应而不能说是燃烧热;燃烧热与热值是
不同的’热值指的是在l0lkPa下’1g物质（可以是任何物质’包括纯净物和混合物）完全燃烧生成
稳定产物时放出的热量’单位g／kJ。
5.中和热
（l）定义:在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应生成lmol液态H2（）时的反应热°
（2）表示方法:H＋（aq）＋OHˉ（aq）-H2O（l）
△H＝—57.3kJ .mol
l。
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控惫:O中学范畴只研究强酸与强碱’且在稀溶液中’H＋（aq）与OHˉ（aq）中和生成lmol水时’都
放出57.3kJ热量°若为强酸与弱碱或强碱与弱酸及弱酸与弱碱中和时’所放出的热量一般都低于
57.3kJ .mol＿l。因为弱酸｀弱碱的电离是吸热的。
@中和反应的实质是H＋和OH—结合生成H2O’若反应过程中有其他物质生成（如生成不溶性物质
或其他难电离的物质）’这部分反应热不包括在中和热内。同时中和热也不包括物质的溶解热、稀
释热等其他的热效应。
（3）测定
o准备绝热装置＿在大烧杯底部垫碎泡沫塑料（或纸条）’使放人的小烧杯杯口与大烧杯相平’
然后再在大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料°
@量取反应物的体积’测量其温度＿先量取50mL0.50mol .L—l盐酸’倒人小烧杯中’并用温度
计测量盐酸的温度。然后再量取50mL0.55mol .L lNaOH溶液’并用温度计测量其温度°
o测量反应后的温度＿把温度计和环形玻璃搅拌棒放人盛有盐酸的小烧杯中’并把量筒中的
NaOH溶液＿次倒人小烧杯中°在烧杯口盖上—个硬纸板轻轻搅拌溶液’并准确读取混合溶液的
最高温度,记为终止温度°
@重复实验—重复实验2～4次’取测量所得数据的平均值为计算依据。
圆根搪数搪计算中＂热M-0糕旱｜）卧m＂!ˉ』.
注惫:o保温效果一定要好’小烧杯与大烧杯的杯口要相平°
@盐酸与NaOH溶液的浓度要准确。
ONaOH溶液的浓度（0.55mol .L＿｜）要大于盐酸的浓度（0.50mol .L—! ）’原因是为了保证0.50
mol 。Lˉl盐酸完全被NaOH中和’使碱稍稍过量°
@宜用有0. l分度的温度计’温度计水银球应浸没在溶液中°
◎读取反应温度时要谨慎细致’全神贯注’读准最高温度°
知识点二热化学方程式
l.定义
用来表示参加反应的各物质的物质的量和反应热关系的化学方程式。
2意义
热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化,也表明了化学反应中的能量变化°
如:2H2（g）＋O2（g）-2H2O（l）
△H＝—483.6kJ／mol,表示的是2molH2与lmolO2完全反应生
成2mol液态H2O时,放出热量483.6kJ。
3.书写
（l）步骤:
@写方程;先写出完整的化学方程式或离子方程式并配平;
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」
第十四天化学反应与能量变化｀
＼
｝
@标状态;在方程式中各物质的化学式后注明物质在此反应条件下的聚集状态°
一般;气态（g）、液态（l）固态（s）、水溶液离子（aq）;若物质有同素异形体或几种晶型’也应注明是
哪一种’如C（s,石墨）或C（s,金刚石）。
O注能量;在方程式右边’注明此条件下反应的能量变化（“＋”或“ˉ”及单位:kJ／mol）’△H＝±Q
kJ／mol（吸热△H为“＋”,放热△H为‘‘-,,）°
（2）表达:αA（g）＋6B（s）-cC（l）＋〃D（aq）
AH＝＋卯kJ／mol;
cC（l）＋dD（aq）-αA（g）＋bB（s）
△H＝-豹kJ／mol;
1／2αA（g）＋l／2bB（s）-l／2cC（l）＋l／2〃D（aq）
△H＝＋l／2卯kJ／mol°
（3）注意事项:
@方程式必须完整且配平’这是热化学方程式的前提。
@必须要注明反应物和生成物的聚集状态°因为物质呈现哪＿种聚集状态’与它们所具有的能量
有关’物质的三态之间的变化本身就伴随有吸热或放热的过程。
固
o注意化学计量数与△H的关系。与—般化学方程式不同’热化学方程式中各物质的化学计呈数
不是表示分子个数而是表示其物质的量’因此化学计量数可以是整数’也可以是分数。而△〃与反
应的物质的量有关,所以△H必须随方程式中物质化学计量数的变化而变化,也因此热化学方程式
可以进行加减乘除的数学运算°
@注意AH的“＋”或“ˉ”及单位（kJ／mol）的意义。若反应吸热△H为“＋”’放热△H为“ˉ”’当反
应方程式进行颠倒时’△H也要跟着变’如正反应△H为‘‘ ＋”则逆反应△H为‘‘ˉ”;△H的单位:
kJ／mol,这里“mol”指每一份给定形式的具体反应以各物质的化学计量数的物质的量反应时所对应
的能量变化’可以看作‘‘每摩尔反应”（也可以称为每—个化学进度）所对应的能量变化°
◎需要注意反应的温度和压强。因为反应的温度和压强不同时’其△H也不同’但中学阶段所用的
△H＿般都是在10lkPa和25℃时的数据’故常常不需要特别注明。
知识点三盖斯定律及反应热计算应用
1.盖斯定律
（l）内容:不管化学反应是＿步完成或分几步完成其反应热是相同的’即化学反应的反应热只与反
应体系的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关’而与反应的途径无关。
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仍｀猿手册.30天速记高中化学知识‖
（2）意义:盖斯定律是热化学中一个相当有实用价值的定律’利用这＿定律就可以从易测定的反应
的热效应来间接计算出某些难测定或不能测定的反应的热效应’这是间接求解反应热最主要和最
常用的方法。
（3）运用盖斯定律的解题思路是:此定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反
应热。利用盖斯定律可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其△H（乘以某个数后）相加或相
减而得出—个新的热化学方程式°热化学方程式之间的‘』＋’’“ˉ,’等数学运算,对应△H也进行
“＋”“-’,等数学运算°
步骤:o先比较目标热化学方程式与已知的相关热化学方程式的主要不同;
@找出无关的物质并变换系数使其相同;
o再通过对已知热化学方程式加、减消去’然后得出目标热化学方程式°
（4）应用:
例如’@C（s’石墨）＋O2（g）-CO2（g）
△H｜＝-393.5kJ／mol
@CO（g）＋l／2O2（g）—CO2（g）
△Hi＝
ˉ283.0kJ／mol
试计算:C（s’石墨）＋l／2O2（g）-CO（g）
△H＝?
解:（l）首先观察比较’需要将@式变换得◎式:◎CO2（g）—CO（g）＋l／2O2（g）
△H3＝＋283.0
kJ／mol;
（2）再观察将O＋O式相加得:C（s’石墨）＋O2（g）＋CO2（g）-CO2（g）＋CO（g）＋l／2O2（g）
△H＝△H｜＋△〃］＝［ˉ393.5＋（＋283.0）］kJ／mol;
（3）最后整理得:C（s,石墨）＋l／2O2（g）—CO（g）
△H≡-ll0ˉ5kJ／mol°
2ˉ反应热的计算
（l）有关热化学方程式的试题类型
主要有3种:O已知一定量的物质参加反应的吸放热量’写出其热化学方程式或判断所给的热化
学方程式的正误°在判断热化学方程式的正误时注意:
各物质的化学式是否正确,方程式是否符合客观事实,是否正确配平。
是否标明反应中各物质的状态;
在热化学方程式右端是否注明热量的变化,△H的“＋”或“-”号是否正确。
热化学方程式中各物质的化学计量数只要同后面的热量值相对应’则无论化学计量数为整数｀分数
还是小数,都应该是正确的。
@已知相关的热化学方程式’要求写出新的热化学方程式。这种类型题的解题思路主要运用盖斯
定律。
o依据热化学方程式进行有关计算。这类题目是求—定量物质燃烧放出的热量’求混合气体成分
或含量,在进行计算时,应把反应热量看成＿种产物,按—般化学方程式的计算要求进行计算。
（2）有关化学反应热的常用计算方法:
o根据热化学方程式计算:反应热与反应物各物质的物质的量成正比;
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『
｜
第十四天化学反应与能量变化
@根据能量图中反应物和生成物的总能量计算:△H＝E（生成物）-E（反应物）
;
o根据化学键的键能计算:△H＝反应物的化学键断裂吸收的能量ˉ生成物化学键形成放出的能量
＝∑E（反应物键能）—∑E（生成物键能）;
@根据盖斯定律计算:应用盖斯定律’对热化学方程式进行加｀减等数学运算或设计合理的反应途
径间接求得相应的反应热。
3.反应热的大小比较
（1）同＿反应的反应热比较
o同＿反应生成物的状态不同时:
如:2H2（g）＋O2（g）-2H2O（g）
△Hl＜0;
2H2（g）＋O2（g）-2H2O（l）
△昆＜0;
H2O（g）-H2O（l）
△H3＜0
因为△瓜＝l×（△Ⅱ2ˉM｜）,所以Mi＜M!
@同＿反应反应物状态不同时:
如:S（g）＋O2（g）-SO2（g）
△H｜＜0;
S（s）＋O2（g）-SO2（g）
△Hi＜0;
S（g）-S（s）
△H3＜0
因为△H3≡△Hl-△Hi,所以△Hl＜△Hi
o同＿反应反应物相同生成物不同时;
如:C（s）＋O2（g）—CO2（g）
△Hl＜0;
C（s）＋1／2O2（g）-CO（g）
△H2＜0;
定有△Hl＜AH2°并且据此可写出反应的热化学方程式:
cO（g）＋＋o塑（g）＝＝co』（:）M』-M｜—A此
@同一反应化学计量数不同时
如:2H2（g）＋O2（g）—2H2O（g）
△H｜＜0;
H』（g）＋当O』（曾）—仕』O（息）Mi＜0;
定有△H｜＜△H2,且应有△H｜＝2△H2
◎同一反应的正、逆反应
如:2NO2（g）-＝N2O4（g）
△H｜＜0;
N2O4（g）-2NO2（g）
△Hi＞0;
定有△〃2＞△Hl（吸热反应的△H为正值肯定比放热反应的AH大）’且应有△H｜＝—△H2
（2）不同反应之间反应热的比较:一般需要综合运用多种方法进行比较
o直接比较法:利用经验规律和常识直接判断不同反应的△H的大小°
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｛小猿手册′30天速记高中化学知识｝
@盖斯定律法:利用盖斯定律,对于几个热化学方程式可以进行移项、变向（乘以某个数后）相加减
等多种数学运算’依据所得的新反应或新过程的△H可以比较运算前的各△H的大小°
◎图示比较法:画出化学变化中的能量变化图’根据反应物的总能量与生成物的总能量的高低关系
可以很方便的比较△H的大小。
知识点四化学能与各能量之间的相互转化
太阳能
｜｜
」
□
司
】
〕
可
煤炭
光合作用
呼吸作）‖
—引—椭匡＂剔
（化学能
化学反应
石『‖｛
光能
A
』
原
电
池
天然气
电
解
池
川力
0光电效应
光电效应
｀
司
新能源
水力
归
｛
『
＝
～
光电效应
潮汐
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第十五天化学反应速率与平衡（—）
‖
第＋五天化学反应速率与平衡（—）
知识点-化学反应速率的表示与应用
l.定义:用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量来表示。
2数学轰达式;删二舟＝盖
″＿化学反应速率;
△c—浓度变化,单位mol／L;△n＿物质的量变化’单位mol;
△t—时间’单位s、min、h;γ＿反应容器体积,单位L。
3.单位:mol／（L· s）｀mol／（L。min）或mol .Lˉl
。sˉ｜｀mol ·L
｜.min
］°
4.概念辨析
（l）宏观意义:化学反应速率可用来衡量化学反应进行的快慢’均为正值°在中学阶段’化学反应
速率通常指某时间段内的平均反应速率’而不是某时刻的瞬时速率。
（2）同＿反应选用不同物质表示速率’数值可能不同’但表示的意义相同’都可以用来衡量这＿化
学反应进行的快慢°对于同—反应’各物质化学反应速率之比＝化学计量数之比＝各物质转化量
之比°
如对于在—个容器中的＿般反应mA（g）＋′!B（g）-pC（g）＋qD（g）来说有:
″（A）:″（B）:″（C）:″（D）
＝△c（A）;△C（B）:△c（C）:△c（D）
＝A″（A）:△n（B）:△n（C）:A＂（D）
≡m.Ⅶ.′〕.q
根据本规律还可以变化为1止A1＝旦但1
!止旦凶皿
＝＝
二二
◎
「n
n
p
q
（3）纯固体、纯液体的浓度视为定值’故不能用该物质的速率表达式表示其反应的化学反应速率。
5.应用
（l）化学反应速率大小比较
o统一标准法:将以某一物质表示的反应速率选定为比较标准’以其他物质表示的反应速率全部换
算成同＿物质表示的反应速率,然后按数值的大小直接比较速率的大小°
注愈:统一单位:1mol／（L. s）＝60mol／（L.min）
@比较比值法:先求出不同的物质表示的速率’用各物质表示的速率除以各物质在化学方程式中各
自的化学计量数然后比较大小,其比值大的反应速率大°
77
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（2）化学反应速率计算
o原贿公式法;＂二尝＝揣
@速率比等于化学计量数比:在同＿化学反应中’各物质的反应速率之比等于其化学计量数之比°
o三段式法:涉及平衡的复杂的化学反应速率的计算’可根据反应方程式’列出三段式（也称三行式
或三态）进行运算。
（3）确定化学反应方程式
@反应物和生成物的确定°方法是:反应物的物质的量｀质量或浓度随反应的进行不断减小;生成
物的上述量随反应的进行不断增加°
@反应方程式各物质化学计量数的确定。利用速率之比等于化学计量数之比求出物质的化学计量
数之比。
mA（g）＋″B（g）一pC（g）＋qD（g）
〃（A）:o（B）:o（C）:0（D）
＝△c（A）:△c（B）:△C（C）:△c（D）
＝△n（A）:△则（B）:△″（C）:△n（D）
≡『n.∏.p·q
知识点二化学反应速率的影晌因素
l.化学反应速率的微观解释
中学阶段—般用有效碰撞理论解释’化学反应速率表示单位体积内活化分子之间发生有效碰撞的
频率°
（l）有效碰撞:具有足够能虽及—定的相对取向的分子之间的碰撞’可认为是发生化学反应的充要
条件;
（2）活化分子:能够发生有效碰撞的分子;
（3）活化能:活化分子平均能量与普通反应物分子平均能量之差°
简化的有效碰撞模型可表示为:
影响反应速率的因素
（l）内因
@化学键的强弱°
@物质的化学性质（金属性或非金属性强弱）。
◎化学反应的历程。
2
78
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」
第十五天化学反应速率与平衡（—）
,
（2）外因
其他条件不变时,增大反应物的浓度可以加快化学反应速率。
＜注＞浓度指参加反应的物质的浓度,但是固体和纯液体的浓度是＿个常数’因此固体
与纯液体不能用浓度表示’即固体、液体量的变化不是浓度变化’故一般不考虑固体和纯
液体量的增减对化学反应速率的影响
浓度
其他条件不变时,升温可以加快化学反应速率。
实验测定’温度每升高l0℃’化学反应速率通常增大到原来的2～4倍;
＜注＞温度升高,无论是吸热反应还是放热反应,正、逆反应速率都同时加快
温度
对于有气体参加的化学反应’温度不变时,增大压强可以加快化学反应速率。
＜注＞
（l）改变压强的方法:@改变容器的容积（压缩或扩张容积）;@改变容器内的气体（增加
气体或减少气体）;中学阶段通常情况所说的压强增大或减小就是指通过上述压缩或扩
张容器容积引起的;
（2）压强改变对反应速率的影响:
o在其他条件不变时’改变反应容器改变压强:
a.压缩体积→压强p增大→反应气体浓度增大→反应速率增大;
b.扩张体积→压强p减小→反应气体浓度减小→反应速率减小;
@在恒温时’改变反应容器内气体改变压强:
l.若容器恒容时
a.充人反应气体→压强p增大→反应气体浓度增大→反应速率增大;
取出反应气体→压强p减小→反应气体浓度减小→反应速率减小;
b.充人不反应气体（如稀有气体）→压强p增大→反应气体浓度不变—修反应速率不变;
ii.若容器恒压时
a.充人反应气体→压强p不变→反应气体浓度不变→反应速率不变;
b.充人不反应气体（如稀有气体）→压强p不变→反应气体浓度减小（相当于被稀释）-掺
反应速率减小;
总结:综上分析可知,通过增大压强必须使各物质浓度增大才能加快化学反应速率。若
增大压强而各物质的浓度不变’则化学反应速率不变
压强
79
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续表
对于某些化学反应’使用催化剂可以加快化学反应速率。
＜注＞（l）催化剂能够增大化学反应速率的原因’是它能够改变反应途径’降低反应所
需的能量（即降低反应活化能）’使更多的反应物分子转换为活化分子’大大增加单位体
积内反应物分子的活化分子所占的百分数’从而增大化学反应速率。
（2）催化剂降低活化能图像:下列能量图示中的虚线表示出使用催化剂后对化学反应活
化能的影响:
（蹦｜｜｜
弊
能虽
（k』／［llol
）
活化分于的最低能量
~~~~~
（
I
）
~~／／ˉ｀｀＼~~~~
锦′翰k绊.
总能量（E2）
＞
反应过程
（3）催化剂改变反应速率的特点:
o催化剂只改变速率’不改变平衡;
@对于可逆反应’催化剂能够同等程度的改变正
（2）对于可逆反应’催化齐‖能够同等程度的改变正
催化剂
｀逆反应的速率’所以使用催化剂不能使
平衡发生移动,但是可以改变达到平衡所需要的时间°
o催化剂的催化作用具有高效性选择性、专＿性’并且催化剂需要在—定条件下（如温
度、酸碱度等）才能起作用。
@催化剂有正负之分’没有特殊指明时’—般所加催化剂为加快反应速率的正催化剂。
（4）催化剂对正｀逆反应速率及平衡的影响图像（在t｜时刻加人催化剂）
‖
0’A
｜V『＝l／.√
兴厂
尸尸
′
』
′｜
固体表面积、光照超声彼、放射线｀溶剂｀电弧、强磁场研磨等°
如缩小固体反应物的颗粒大小（增加表面积）速率加快’锌与稀硫酸反应加少量硫酸铜
（形成原电池）反应速率加快
其他
因素
3.从微观角度解释反应速率的影响因素
｜
｜
单位体积
活化分子数目
活化分子
百分数
单位体积
有效碰撞次数
化学反应
速率
影响因素
｜
浓度c↑
↑
↑
↑
~
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【
第十五天化学反应速率与平衡（—）
｜
续表
单位体积
活化分子数目
活化分子
百分数
单位体积
有效碰撞次数
化学反应
速率
影响因素
↑
↑
压强p↑
↑
↑
个
｜
｜
↑
丛
温度T↑
↑
↑
↑
↑
加催化剂
知识点三化学平衡状态
1化学平衡状态的基本概念
在—定条件下的可逆反应里’当正反应速率和逆反应速率相等时’反应混合物中各组分浓度保持不
变的状态,称为化学平衡状态,简称化学平衡。
2化学乎衡状态的特征
（l）“逆”:逆是前提’指可逆反应。只有可逆反应（在同—条件下,既能向正反应方向进行,同时又
能向逆反应方向进行的反应）才有化学平衡状态。
（2）‘‘等”:等是实质’指正｀逆反应速率相等’即″正＝″逆。包括两层含义:
第一层含义:用同种物质表示反应速率时’该物质的生成速率＝消耗速率;
第二层含义:用不同物质表示反应速率时’某反应物的消耗（或生成）速率:某生成物的消耗（或生
成）速率＝化学计量数之比°
（3）‘定”:定是标志。平衡混合物中各组分含量（百分含量｀物质的量｀质量｀浓度、反应物转化率
等）不随时间变化。
（4）“动”:动指动态平衡°当反应达到平衡状态时’反应实际并未完全停止’正｀逆反应仍在不断进
行,但U正＝〃逆≠0’体系处于动态平衡。
（5）“变”:变指平衡移动。当影响平衡的外界条件改变’正、逆反应速率可能不再相等时’平衡便会
发生移动’而使各组分的浓度、百分含量发生变化’直至建立新的平衡。
（6）“同”:同指相同平衡’化学平衡的建立只与反应条件有关而与反应途径无关°对于同＿个可逆
反应,只要反应条件相同（温度｀浓度、压强不变）,不论是从反应物开始,还是从生成物开始,或从
正｀逆两个方向同时开始,不论是＿次投料还是分步投料’最后所达到的平衡状态是相同的（即等效
平衡）°
3.化学乎衡常数
表
示
方
法
对于—般的可逆反应:″lA＋′!B一pC＋qD°其中m｀则、′）｀q分别表示化学方程式中各反应
物和生成物的化学计量数°当在一定温度下达到化学平衡时,这个反应的平衡常数可以表
＝斗万
c′（C）
。cq（D）
示为:K＝
cm（A）
.c＂（B）
8］
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续表
化学平衡常数用来表示可逆反应进行的程度°一个反应的K值越大,说明平衡时生成物的
浓度越大’反应物的浓度越小’反应物转化率越高’反应进行的越彻底’反应进行的程度
越大°
赚酌意义｜删墨粥蹦蹬藤撇恿
｜K很小,反应进行的程度小,转化率小
音
D山、
义
@化学平衡常数只与温度有关’而与反应物与生成物的浓度无关’即K＝／（T）。
@反应物与生成物中只有固体或液体存在时’由于其浓度不变可看作是‘.l,’ ’因而不代人
公式。
o化学平衡常数指的是某—具体反应的平衡常数。若反应方向改变’则平衡常数改变;若方
程式中的各物质的化学计量数等倍扩大或是缩小,尽管是同＿反应,平衡常数也会改变
辨
析
@化学平衡常数数值的大小是衡量可逆反应平衡时进行程度的标志°
@可利用平衡常数的值作为标准判断正在进行的可逆反应是否平衡以及不平衡时向何方向
进行以建立平衡°若用任意状态的浓度幂的乘积的比值（＿般将这一数值称为浓度嫡’用Q°
表示）与平衡常数K比较,可判断可逆反应是否达到平衡状态和反应进行的方向。即0α
cp（C）.cq（D）
~
c厕（A）
.c厕（B）
临霹瞬:孵;
｜0.＞底反应向逆反№方向迸行;
o利用平衡常数K的值来判断反应的热效应°
升高温度,K变大’则说明正反应为吸热反应;
升高温度’K减小’则说明正反应是放热反应
应
用
4转化率
若定义某反应物M在可逆反应中的转化率为:
M的转化率＝（反应中已消耗的M的量／反应开始时加人M的量）×l00％
即』“（＂）-M‖瓣糯量×］00％
注念:转化率也可以作为可逆反应进行程度的标志。如果M的转化率不再随时间而改变,说明可
逆反应已达到平衡状态。
82
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『
第十五天
化学反应速率与平衡（-）
｜
5.乎衡状态的判定标志
某可逆反应是否处于化学平衡状态,可以通过化学平衡状态的本质特征来进行判断°
其他角度也可以判断某可逆反应是否达到化学平衡状态,但要具体问题具体分析。
以密闭容器中的反应″』A（g）＋nB（g）-pC（g）＋qD（g）为例:
判断内容
是否平衡
@各物质的具体量（质量｀体积物质的量）＿定
平衡
（l）混合体系中
各组分的含量
@各物质的百分含量（质量分数体积分数物质的量分数）＿定
平衡
不＿定平衡
o反应体系总量（总质量、总压强｀总体积｀总物质的量）＿定
@在单位时间内消耗了″!molA’同时生成″!molA’即″正＝o逆
平衡
@在单位时间内消耗了pmolC’同时生成pmol （〕,即″正＝〃逆
平衡
O在单位时间内消耗了″lmolA’同时生成pmolC’即均为＂正
不一定平衡
@在单位时间内消耗了′）molC’同时生成″lmolA’即均为″逆
不＿定平衡
（2）正、逆反应
速率关系
◎在单位时间＂（A）:″（B）:″（C）:似（D）＝加: ′!:p:q时’此时〃正不一
定等于″逆
不＿定平衡
◎在单位时间内同＿物质断裂的化学键的物质的量与生成的化学
键的物质的量相等’即o正＝″逆
平衡
不＿定平衡
o若′＂＋厕＝p＋q时’其他条件不变,总压强—定时
@若′厕＋厕≠p＋q时’其他条件不变’总压强—定时
（3）压强关系
平衡
（4）混合气体的
平均相对分子
质量M『
~
o若″l＋′!＝p＋q时’其他条件不变〃篮—定时
不—定平衡
@若″!＋′!≠p＋q时’其他条件不变’M喷—定时
平衡
不一定平衡
混合气体密度＿定
（5）体系的密度p
平衡
任何化学反应都伴随能量变化,当体系温度＿定时
含有有色物质的体系颜色稳定不再变化时
（6）体系的温度
平衡
（7）体系的颜色
~
知识点四化学反应进行的方向
1.自发反应
在一定条件下无需外界帮助就能自动（或自发）进行的反应称之为自发反应°
2。判断反应方向的依据
（l）焰判据:熔变△H＜0的反应—般都能自发进行°
因为,许多自发过程都有由能量较高状态向能量较低状态转化的倾向,绝大多数放热反应（△H＜0）
都能自发进行’且放出的热量越多’反应越完全°但并非所有自发进行的化学反应都是放热的’如
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盐类水解’尽管吸热但可以自发进行。
（2）嫡判据:墒变AS＞0的反应—般都能自发进行。
因为,大多数自发反应都有趋向于向体系混乱度增大的方向转化的倾向°若反应前后体系的混乱
度增大,嫡变△S＞0’则反应自发进行,且△S越大’越有利于反应自发进行。
（3）吉布斯自由能判据（综合判据）:△HˉmS＝△G’
△G＜0,反应以不可逆方式自发进行;
△G＝0,反应达到平衡状态;
△G＞0,反应不能进行;
实际在判断一个化学反应是否自发进行’必须综合考虑反应的烩变（△H）和墒变（△S）’在等温等压
下吉布斯自由能的变化量（△G）综合了烩变（△H）和嫡变（△S）的影响’所以△G可以用来作为化学
反应方向的判据°
由此可以分析恒压下温度对反应自发性的影‖问,可用简单的坐标系描述
△S
△H＜0
AS＞0
所有温度下都∩发进行
△H＞0
AS＞0
高温下自发进行
~~
△〃＜0
△S＜（）
低温下自发进行
△〃＞0
△S＜0
所有温度下都不自发进行
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』
｜
第十六天
化学反应速率与平衡（二）
第＋六天化学反应速率与平衡（二）
知识点-化学平衡移动
l.化学乎衡移动的影响因素
若外界条件改变’弓｜起″正＞U逆时’正反应占优势’化学平衡向正反应方向移动;
若外界条件改变’引起″正＜＂逆时’逆反应占优势’化学平衡向逆反应方向移动;
若外界条件改变正｀逆反应均发生变化,但仍保持相等’即刚正≡0逆’化学平衡不移动。
（l）浓度
浓度对正｀逆反应速率及平衡的影响（在tl时刻加人增大反
应物浓度）
在其他条件不变的情况下’增
大反应物浓度,或减小生成物
浓度’化学平衡向正反应方向
移动;减小反应物浓度,或增大
生成物浓度’化学平衡向逆反
应方向移动
影
响
p』
＝
』
「
〖
′｜
o固体物质和纯液体浓度＿般恒定’其量改变’不影响平衡°
@在溶液中的反应若稀释溶液’反应物浓度减小’生成物浓度也减小’正｀逆反应速率均减
小,但减小的程度不同。总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数增大的方向移动°
可以同增大气体反应平衡系统的体积而减小压强引起的平衡移动进行对照理解。
◎在生产过程中可通过增加廉价反应物的浓度以使化学平衡向正反应方问移动’从而提高
价格较高的反应物的转化率,以降低成本
辨
析
（2）压强
对反应前后气体总体积发生变
化的化学反应（即AV≠0）’在
其他条件不变的情况下:增大
压强’会使化学平衡向着气体
体积减少的方向移动;减小压
强’会使化学平衡向着气体体
积增大的方向移动
压强对正、逆反应速率及平衡的影响（在tl时刻增大压强’
正向气体分子减小）
］’』
影
响
U」『
淆
』坦
『
′｜
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续表
o通常所说的压强改变’＿般指的是改变容器体积引起的’压缩体积压强增大’扩张体积压
强减小;
@对于有些可逆反应’反应前后气态物质的总体积没有发生变化’如2HI（g）—＝H2（g）＋
I2（g）’在这种情况下’增大或减小压强都不能使化学平衡移动°
o固态物质或液态物质的体积受压强的影响很小’可以忽略不计。因此’如果平衡混合物都
是固体或液体’可以认为改变压强不能使化学平衡移动°
@对于气体参与的反应’同等程度的改变反应混合物中的各物质的浓度’应视为压强对平衡
的影响。如合成氨反应平衡体系中’N2｀H2｀NH』的浓度分别由0. lmol／L、0. 3mol／L｀
0ˉ2mol／L同时增加—倍’即0.2mol／L｀0,6mo］／L、0,4mo］／L’此时相当于压强增大＿倍,平
衡向正反应方向移动。
◎在恒容容器中’当改变其中＿种物质浓度时’必然同时引起压强的改变°判断平衡移动的
方向时’应仍以浓度的影响去考虑（因为压强实质是通过浓度变化引起平衡移动的）;但对于
平衡状态时转化率和体积分数的变化,将仍使用压强变化来分析。
◎加人惰性气体后平衡体系是否发生移动’取决于气体反应物的浓度是否发生变化°
a.若在恒温｀恒容的条件下加人惰性气体,虽然改变了体系的压强’但它并不能引起体系中
其他物质的浓度改变’所以平衡不移动;
b.若在恒温｀恒压情况下加人惰性气体’虽未改变容器内的气体总压强,必然引起平衡体系
占据的体积增大’体系中其他物质的浓度发生变化’使平衡发生移动。
由此可见’改变容器内气体的压强’能否使平衡发生移动’取决于是否改变了气体反应物的
浓度
辨
析
（3）温度
任何反应都伴随着能量的变
化’通常表现为放热或吸热;所
以温度对化学平衡移动也有
影响°
升高温度’平衡向吸热的方向
移动;降低温度,平衡问放热的
方向移动
温度对正｀逆反应速率及平衡的影响（在tl时刻升高温度’
正反应放热）
v』
影
响
｀′｜
它
云
』』』」
／｜
『
【
o若某反应正反应为吸热（或放热）反应’则其逆反应为放热（或吸热）反应°吸收的热量与
放出的热量数值相等,符号相反。
@升高反应温度’正逆反应速率均增加’但是吸热反应方问的速率增大的程度更大’因而使
平衡向吸热反应方向移动
辨
析
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』
第ˉ｜ˉ六天
｝
化学反应速率与平衡（二）
（4）催化剂
催化剂对正、逆反应速率及平衡的影‖问（在t!时刻加人催化剂）
p▲
｛
催化剂能够同等程度的改
变正、逆反应的速率’所以
使用催化剂不能使平衡发
生移动’但可以改变达到
平衡所需要的时间
影
响
′
『｜
2.勒夏特列原理
浓度｀压强｀温度对化学平衡的影响可以概括为平衡移动的原理,也叫勒夏特列原理。其内容是:如
果改变影‖问平衡的条件之—（如温度、压强以及参加反应的化学物质的浓度）’平衡将向着能够减
弱这种改变的方向移动。
化学平衡移动的归纳总结
〖′正、〖′逆关系
反应条件
条件改变
平衡移动方向
移动结果
〖）正
【／逆
反应物与生成物
浓度均增大
增大反应物
浓度
加快
不变
正反应方向
【）正＞O逆
反应物与生成物
浓度均减小
减小反应物
浓度
减慢
不变
逆反应方向
0正＜0）逆
浓度
反应物与生成物
浓度均增大
增大生成物
浓度
不变
加快
逆反应方向
〖）正＜O逆
反应物与生成物
浓度均减小
减小生成物
浓度
减慢
正反应方向
不变
［／正＞1／逆
加快
正反应方向
加快
体系压强减小但
比原来压强大
U正＞0逆
″l＋Ⅶ＞p＋q
加快
逆反应方向
加压
加快
U正＜0逆
″l＋Ⅶ＜p＋q
压强增大
加快
不移动
加快
压
强
1）正＝O逆
m＋n≡′〕＋q
减慢
逆反应方向
减慢
体系压强增大但比
原来压强小
U正＜t）逆
″l＋几＞I〕＋q
减慢
正反应方向
减压
减慢
〖）正＞［）逆
″〗＋川＜p＋q
压强减小
不移动
减慢
减慢
〖）正≡0／逆
′Ⅻ＋几＝p＋q
体系温度降低但比
原来温度高
逆反应方向
加快
升温
加快
0正＜O逆
温度
（正反应为放热反应）
体系温度升高但比
原来温度低
正反应方向
减慢
降温
减慢
!）正＞1）逆
反应速率加快但
平衡不移动
不移动
加快
加催化剂
加快
催化剂
U正＝U逆
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续表
″正、Ⅱ′逆关系
移动结果
平衡移动方向
反应条件
条件改变
毕
巴
·
元
巩
Ⅲ
l／正
反应物与生成物
气体体积分数减小
体积不变
不移动
不变
不变
充人稀有
气体
乎
出
｀
·
人
″
~~
→
止
【
／
向气体体积增大的方向移动
压强不变
减慢
减慢
注惫:@平衡向“减弱”外界条件变化的方向移动,但不能“抵消”外界条件的变化。
@对“减弱这种改变”的理解:增加反应物（的浓度）时’平衡应该向使反应物（的浓度）减小的方向
移动;增大压强时’平衡将向使气体体积减小的方向移动;提高反应温度时’平衡向吸热反应方向
移动°
◎〃正增大并不意味着平衡一定向正反应方向移动’只有〃正＞＂逆时才可以肯定平衡向正反应方向移
一~l
初°
@当平衡向正反应方向移动时’反应物的转化率不一定提高’生成物的体积分数也不一定增大（因
为反应物或反应混合物的总量增大了）’增大一种反应物的浓度会提高另一种反应物的转化率。
◎温度一定时平衡常数一定’浓度、压强对平衡的影响应满足平衡常数不变这一要求°
@勒夏特列原理对所有的动态平衡（如溶解平衡、电离平衡、水解平衡等）均适用。
3.分析化学乎衡移动的思维方法
／速率不变:如容积不变时充人惰性气体
″…｝ˉ雌｛翼糕谍蕊麓腮｝平衡不橇Ⅷ
改变条件√
）
′…程…蔚.
知识点二化学平衡的常考题型
lˉ化学反应乎衡的计算
（l）计算类型
物质浓度
变化关系
利用方程式,确定反应中各物质起始态｀变化态和最终态的速率｀浓度、物质的量｀
体积分数等及其之间的变化和比例关系
化学平衡
常数
利用化学平衡常数公式进行计算’并判断反应进行的方向与限度、反应的热效应等
平衡转化率
转化率相关的计算
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儿
第十六天化学反应速率与平衡（二）～／／F、
（2）基本公式
业
从
~~
陷
—
％
~~
匹
″
~~
〗
′
◎
opV＝则RT（阿伏加德罗定律及其推论的推导）
◎混合气体的平均相对分子质量:
″『＝″（A）.@（A）＋M（B）
.甲（B）,甲（A）｀甲（B）为A｀B的体积分数°
@‘膨二守
化学计量
基本公式
酗删＝备
@对于′＂A＋″B-pC＋qD来说有
u（A）:″（B）:p（C）:o（D）
＝△c（A）:△C（B）:△c（C）:△C（D）
＝A几（A）:△n（B）:△＂（C）:△n（D）
反应速率
基本公式
≡m. ′l。p·q
化学平衡
常数
cp（C）
.Cq（D）
″!A（g）＋′ⅡB（g）弓-pC（g）＋qD（g）’平衡常数K＝
Cm（A）
· C＂（B）
M的消耗量
对任意反应物M的转化率:α（M）＝
转化率
×l00％
M的起始加人量
（3）思维方式
写出方程式’列出相关量［起始量｀变化量最终量（或平衡量）］’确定各量之间的关
系’列出比例式或等式或依据平衡常数求解
“＝态法,’
差量法
（或差值法）
利用化学反应（或物理变化）中某化学量从始态到终态的差量（或差值）’作为已知
量或未知量的对应关系列比例式进行计算
将可逆反应看成是处于完全反应或是完全不反应的中间状态’利用这两个极端点,
假设反应中某—物质完全反应,而求出另一物质的最大值或是最小值,从而得到某
—平衡状态的取值或取值范围
极限思维法
（或极值法）
根据需要或可能’虚拟出能方便解决问题的对象°例如虚拟混合物的化学式、虚拟
反应过程等
虚拟思维法
（构造法）
利用化学平衡中某些量（如质量｀体积等）的守恒进行计算
守恒思维法
要把—种平衡状态和另＿种平衡状态的情况（如转化率、物质的量浓度及含量等）
进行比较时,可以假设—个中间转换过程,以方便比较
假设思维法
89
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中化学知识［
｛小猿手册′ 3O天速记高
注惫:化学平衡最常规也最重要的计算是“三段式”（也称‘‘三行式”“三态法”）计算。
o意义:化学平衡的计算一般涉及各组分的物质的量、物质的量浓度｀转化率｀百分含量、气体混合
物的密度、平均摩尔质量｀压强等’由于涉及的相关量很多’为了避免混淆使计算更有条理性’一般
在处理时写出化学方程式’列出相关量（起始量、变化量｀平衡量）’确定各量之间的关系’列出比例
式或等式或根据平衡常数求解’即列‘‘三段式”可以使有关化学平衡的计算简洁而有条理。
@具体形式:如可逆反应″!A（g）＋nB（g）≡＝pC（g）＋qD（g）’设A、B的起始物质的量为αmol、
bmol’在体积为VL的密闭容器（这里一般指恒容容器）内反应,经过ts后达到平衡’另设变化的每
一份为卯mol即A的变化量为′m’mol’B的变化量为mmol。（气体体积均为标准状况下测得）
列式:
mA（g）
＋
＂B（g）一pC（g）
＋
qD（g）
起始量／mol:α
b
0
0
变化量／mol:′m
Ⅶ则
p绷
q如
平衡量／mol:α-′m
b—′M‘
P卯
q如
2.化学乎衡的图像
（l）思路方法
＿看面’’ :（即确定横、纵坐标的含义）
;
二看』‘线’’ :（即看线的走向,分清平台,比较曲线的斜率’把握变化的趋势,关注曲线
的连续性）;
三看‘点”:（即起点｀终点｀转折点拐点｀交叉点极值点）
;
四看要不要做‘辅助线,’ ’控制变量（如做定温或定压辅助线）
;
五看定量关系图中的“量,’是多少
分析图像
律
见
去
相
心
联
联想外界条件对化学反应速率和化学平衡的影响规律
根据图像关系与所对应的规律,对平衡做出判断°例如,何时到达平衡状态、平衡
是否移动、反应条件如何发生改变｀各变量之间的关系等°
最常用的判断原则有:
@“定—议二’’原则:即当阁像中有多个量时,同定＿个量不变’讨论其他量的变化;
或固定两个量,讨论第三个量的变化°通常需要作一条辅助线以固定＿个量,＿般
都在横轴上作辅助线,然后由辅助线与曲线上交点的高低判断平衡移动的方向、吸
放热或体积大小等。
@‘‘先拐先平数值大,,原则:即对于横坐标为时间轴的图像曲线’哪条曲线先出现拐
点或先达到平衡,说明此曲线对应的温度高或压强大;也有可能使用了催化剂
做出判断
90
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」
第十六天
化学反应速率与平衡（二）
.
（2）常见图像类型
类别
举例
注意
定性揭示了反应正｀逆反应速率随时间（包含外界条件改
变对速率的影响）变化规律’体现平衡特征以及反应平衡
移动的方向。通常用来推测反应平衡改变的外界条件。
注意:
o改变条件时曲线的连续性。
@新平衡时反应速率与原平衡反应速率的大小。
o在平衡移动的瞬间正逆反应速率的大小
反
应
速
率
（
速率—时
间图像
／
反应时间
说明各平衡体系组分（或某＿成分）在反应过程中的变
化。各物质曲线的折点（达平衡）时刻相同’各物质浓度
变化的内在联系及其比例符合化学方程式中的化学计量
数关系。注意:
o根据反应前后参与反应的物质浓度减少、增加或不变判
断反应物｀生成物催化剂。
@反应—段时间之后’通过各物质的量的变化判断是否是
可逆反应。
o根据相同时间内各物质的化学反应速率（或物质的量浓
度的改变量）之比等于化学方程式中化学计量数之比,可
求出化学方程式的化学计量数
0浓度／molL.l
08
0.6
0·4
02
0
浓度—时
间图像
『l
呜时间
~
~卜
…
~
仙
○
含量（转
化率）＿
温度（压
强）图像
体现反应中物质的浓度｀含量或转化率随温度（或压强）
的变化。通过含量或转化率与温度（或压强）发生变化的
相互关系,来判断化学平衡移动的方向,从而进一步判断
反应的热效应（或是气体反应前后体积的变化）
7
卫
91
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侧｀猿手册.30天速记高中化学知识t
续表
冲意
举例
类别
表示在其他条件不变的情况下’改变某条件’如使用催
化剂或升高温度或增大压强,对平衡的影响°这种图像
的折点表示到达平衡的时间’反映了反应速率的大小’
可以确定不同曲线相关的温度（压强）的高低（大小）,水
平线的高低对应平衡移动的方向。
注意:o首先充分利用“先拐先平数值大”原则’确定曲
线对应的温度或压强大小;
@不同反应条件下反应到达平衡时反应物的转化率或
物质的百分含量的变化判断平衡移动的方向°
◎掌握这类图像的正误判断
含量（转
化率）—
时间—温
度（压强）
图像
∧
∏
□
）
″
″
）
「
甲
醇
的
物
质
的
量
℃
∏
（
曲线A3〔）（）（
′B
时间（mjn）
『八
纵坐标为物质的平衡浓度或是反应物的转化率’横坐标
为温度或压强。通过图像可以推断可逆反应的热效应
或反应的气体物质间的化学计量数的关系。
注意:o该类图像中曲线的每—个点都对应＿个温度或
压强下的平衡状态。每条曲线上的压强或温度是恒定
的（因此此类曲线又称等温线或等压线）
;
@利用‘‘定一议二”原则’做合适的辅助线°—般先看大
趋势再作辅助线比较;
o只要起始状态相同’不同温度（或压强）下的曲线是不
会相交的
＾
家
＝
咽
扣
雹
鼻
僵
划
含量（转
化率）—
温度（压
强）图像
温度
体现正、逆反应速率随着温度（或压强）变化而发生的变
化°通过正｀逆反应速率发生变化的程度的不＿样’来
判断化学平衡移动的方向,从而进一步判断反应的热效
应（或是气体反应前后体积的变化）°要注意隐含的时
间条件°
注意:交点代表平衡点
｀（逆）
＂正）
~
反
应
速
率
速率—温
度（压强）
图像
一
温度
（）
92
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I
第十六天化学反应速率与平衡（二）
｜
3.等效乎衡
特点:恒温恒容时,对于反应前后气体的物质的量不同（即反应前后有体积差△‖
≠0）的反应’只要按化学计量数将投料量换算成同一侧物质的量’若换算后同＿
侧物质的量相同’则二者建立的平衡等效。
简单总结为:恒温恒容｀△V≠0的反应’换算为同＿边时’完全相同则等效;
效果:建立平衡后,反应体系中各物质的相对含量和绝对量（质量、物质的量｀浓
度等）均不变。
如,恒温恒容｀△V≠0的反应:
2SO2（g）
＋
O2（g）-2SO3（g）
O
2mol
lmol
0mol
@0mol
0mol
2mol
◎
lmol
0.5mol
1mol
分析:将体系◎◎所加的物质按化学计量关系均转化为反应物’则三个体系SO2
均为2mol,O2均为lmol’因此上述三个体系的所达到的平衡完全相同即等效°
此时’各体系中SO2,O2’SO3的具体呈和百分含量完全相同
模型—:
恒温恒容条件
下的等效平衡
特点:恒温恒压时’对于反应前后气体的物质的量不同（即反应前后有体积差△V
≠0）的反应,只要投料量（或换算后）的比例相同,则所建立的平衡等效°
简单总结为:恒温恒压、△V≠0的反应’投料比例相同则等效;
效果:建立平衡后’反应体系中各物质的相对含量（质量分数、物质的量分数等）
相同’绝对量不同。若原始投料的种类相同’则物质转化率也相同
如恒温恒压｀△V≠0的反应:
2SO2（g）
＋
O2（g）一2SO3（g）
O
2mol
2mol
0mol
@
6mol
6mol
0mol
◎
″mol
″mol
0mol
（＂为任意正整数）
@0mol
l.5mol
3mol
分析:体系@@◎所投料的量的比例相同’这三个体系中SO3的绝对量不同但
SO3的相对含量相同’且三体系的SO2的转化率也相同;体系@换算为左侧物质
后为SO2:3mol’O2:3mol’与体系@@◎所投料的量的比例相同’故体系@与体
系@@◎平衡等效,不同的是SO2的转化率不同
模型二:
恒温恒压条件
下的等效平衡
93
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「小猿手册.30天速记高中化学矩识‖
续表
特点:由于反应前后没有体积差（即等体积,△V＝0）的反应’压强改变不会引起平
衡的移动,因此’无论恒温恒容,还是恒温恒压条件下进行反应’只要投料量（或
换算后）的比例相同’则所建立的平衡等效。
简单总结为:AV＝0的反应’则无论恒温恒压还是恒温恒容,只要投料比例相同
则等效;
效果:建立平衡后’反应体系中各物质的相对含量（质量分数｀物质的量分数等）
相同’绝对量不同。若原始投料的种类相同,则物质转化率也相同;
如’△V＝0的反应:
CO（g）
＋
H2O（g）＝≡CO2（g）
＋
H2（g）
O
lmol
2mol
0mol
0mol
@2mol
4mol
0mol
0mol
O
″mol
2nmol
0mol
0mol（″为任意正整数）
@
0mol
0.5mol
0.5mol
0.5mol
分析:体系O@O所投料的量的比例相同’体系@换算为左侧物质后为:co:
0.5mol’H2O:lmol’比例也是l:2’四个体系在恒压下等效’在恒容下也是等效
的’但需要强调—下由于恒压与恒容反应的物质的浓度不同’反应速率不同’故
恒压与恒容所建立的平衡的时间是不相同的’但效果是完全相同的
模型三:
等体积（即△‖
＝0）条件下的
等效平衡
“—边倒”＿按化学计量数关系将生成（反应）物全部转化为反应（生成）物之
后再看是否相同或成比例’实际是极限转化法的一种应用。具体见前面的知识
详解
分析方法
@判断同一可逆反应在相同的反应条件下是否为相同的平衡状态°
@求要达到等效平衡’两种不同状态下起始量之间的关系式。
o求属于等效平衡状态下的反应方程式的化学计量数
应用
94
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｜
第十七天弱电解质的电离
｜
第＋七天弱电解质的电离
知识点-电解质的分类
电解质
非电解质
弱电解质
强电解质
在水溶液里部分电离成离子的
电解质
在水溶液和熔融状态下
都不能导电的化合物
在水溶液中（或熔融状态下）能
够完全电离成离子的电解质
概念
部分电离,存在电离平衡
不发生电离
完全电离,不存在电离平衡
电离程度
CH3COOH＝＝兰（〕H3COOˉ＋H＋
NH3 。H2O≡＝≡NI叮＋OHˉ
H3PO4-＝H＋＋H2P（）J
H2PO4＝≡H》＋HPO;ˉ
HPO;ˉ＝＝H＋＋POi＿
H2SO4-2H÷＋SOi＿
NaHCO3—Na＋＋HCO丁
NaHSO4-Na＋＋H＋＋SOi＿
Ca（HCO3）2＝＝＝Ca2＋＋2HCO丁
电离
万程式
无
大量存在电解质的分子’少量存
在弱电解质电离产生的离子
只存在电解质电离生成的阴
阳离子,不存在溶质分子
溶液中
溶质微粒
溶质分子或水合物分子
某些极性键
非极性键或某些极性键
离子键、某些强极性键
化学键
某些具有极性键的共价化合
物。如
弱酸:HF、HClO、H2S、H2SO3、
H2SiO3｀H3PO4等
弱碱:NH3 .H2O等
两性氢氧化物:Al（OH）3
水:H2O
极少数盐:HgCl2、醋酸铅
离子化合物和某些强极性共
价化合物°如
强酸:HCl｀HNO3、H2SO4等
强碱:KOH、NaOH｀Ba（0H）2｀
Ca（OH）2
绝大多数盐:包括可溶性盐及
难溶性盐
大多数有机化合物:
CH4、苯、C2H5OH、蔗糖
等;大部分非金属氧化
物:CO2、SO3｀NO、SiO2
等;部分非金属氢化物:
NH3｀SiH4等
化合物类
型及实例
电解质和非电解质的前提都是化合物’单质与混合物既不是电解质也不是非电解质。
强、弱电解质在水溶液中都能产生自由移动的离子’都是电解质
占
…
同
相
1电解质一定指自身能电离出离子的化合物,否则是非电解质°如CO2｀NH3等化合物的水溶液能导
电,但溶液中的离子不是CO2、NH3自身电离出的’而是它们与水反应后的产物H2CO3、NH3 .H2O
电离出来的,因此CO2、NH3是非电解质’H2CO3、NH3 ,H2O是电解质·
2ˉ电解质本身不导电,导电的必要条件是有自由移动的阴、阳离子,因此电解质发生电离（溶于水或熔
95
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｜小猿手册.30天速记高中化学知识［
融）是导电的前提。
3.离子化合物型的电解质（强碱和大多数盐）,溶于水或熔融时,都能电离,都可以导电;而属于极性
共价化合物型的电解质’如HCl｀H2SO4、H2S等’只有溶于水时才导电’熔融状态（即纯液态）时＿般
不导电。
4.电解质的强弱与其在水溶液中的溶解度无关’而只与其在水溶液中电离程度有关,如BaSO4、CaCO］
难溶于水’但属于强电解质;HF｀CH3COOH易溶于水’但属于弱电解质。
5.电解质溶液的导电性与电解质的强弱没有必然联系’弱电解质溶液的导电性不—定弱于强电解质;
电解质溶液的导电性大小主要取决于离子浓度和离子所带电荷数,一般离子浓度越大’离子所带电
荷数越大,电解质溶液导电性就越强;在相同条件下（即相同物质的量浓度）’强电解质溶液的导电
性大于弱电解质溶液的导电性°
6.中学所指的强电解质都是在水溶液中完全电离的’熔融状态完全电离的物质’如CaOMg3N2也是
强电解质’只是在中学范围内—般不做讨论°
知识点二弱电解质的电离平衡基本概念
l。电离干衡的基本概念
（l）概念
在＿定条件（如温度浓度）下’当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率
相等时’溶液中各微粒的浓度保持不变’此时电离过程就达到了平衡状态,这就称之为电离平衡。
（2）特征
o逆:弱电解质的电离是可逆的;
@等:″电离＝″结合≠0;
◎动:电离平衡时’电离和结合仍在进行’是＿种动态平衡;
@定:电离平衡时’溶液中各微粒如分子、离子的浓度保持不变;
◎变:外界条件改变时’电离平衡将发生移动。
2.电离方程式
（l）定义:电解质在水溶液或熔融状态下自发离解为自由离子的过程;
特点:电离不需通电就可以自发进行;电离—般是吸热的。
（2）书写
@强电解质
完全电离’用符号“-”’如CH3COONH4-CH3COO
＋NHi’BaSO4＝＝＝Ba2＋＋SO1
。
@弱电解质
部分电离’不完全’存在电离平衡,因而要用“≡＝’’表示°
如,弱酸电离:HA＝一H＋＋Aˉ ,弱碱电离:BOH＝＝B＋＋OHˉ。
o多元弱酸分步电离’以第＿步电离为主。
96
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」
第十七天弱电解质的电离
｀
如’H2CO3-＝H÷＋HCO丁（主要）’HCO丁＝＝H＋＋CO;
（次要）。
@多元碱可认为是＿步电离’用＿步电离表示。
如,Fe（OH）3-＝Fe］＋＋3OHˉ。
◎两性氢氧化物双向电离°
如’H＋＋AlOI＋H2O＝堕三皇垦Al（OH）3＝堕垫直Al3÷＋3OHˉ。
◎弱酸盐并不是弱电解质’在水溶液中完全电离。但注意对于酸式盐’
a.强酸的酸式盐熔融状态电离出酸式酸根离子,溶液中电离出正酸根离子和氢离子;
如’NaHSO4-Na＋＋H÷＋SOi＿（水溶液中）’NaHSO4—Na＋＋HSOJ（熔融状态）;
b.弱酸的酸式盐第一步为完全电离’第二步开始酸式酸根继续电离’但不完全。
如’NaHCO』-Na＋＋HCO丁（完全）’HCO3＝＝H＋＋CO;ˉ（不完全）。
3.电离乎衡常数
（l）定义:在一定条件下’弱电解质的电离达到平衡时’溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积
与溶液中未电离的分子浓度的比是＿个常数’这个常数叫作电离平衡常数,简称电离常数,用K电离
表示（—般酸用K,表示,碱用K‖表示）°
（2）表达
AB-≡A＋＋Bˉ中K电离＝c（A＋）.c（B
）
c（AB）
弱酸:HA-＝H＋＋A
’Ka≡c（Aˉ）
。c（H＋）
C（HA）
,Kb＝c（B砸＋）.c厕（OH
）
c［B（OH）砸］
弱碱:B（OH）硼-≡B枫÷＋″』OH
c（CH3COO
）.c（H＋）
如:CH〕COOH＝一CH3COOˉ＋H＋’Ka（CH3COOH）＝
c（CH3COOH）
c（NHi）.c（OH
）
NH3 .H2O＝＝NHi＋OH
’Kb（NH3 .H2O）＝
C（NH3 .H2O）
注愈:O电离平衡常数表达式中的c（A＋）、c（B
）和c（AB）均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的
浓度值’并不是直接指溶质的物质的量浓度值。
@电离平衡常数K电离随着温度变化而变化’而与弱酸、弱碱的浓度无关,同一温度下’不论弱酸、弱
碱的浓度如何变化’电离常数是不会改变的。
◎K电离反映了弱酸｀弱碱酸碱性的相对强弱,通过比较电离平衡常数的大小’可以估算弱电解质在
同一温度下的电离趋势°K值越大’电离程度越强,相同浓度的同元弱酸溶液的酸性就越强。
@多元弱酸由于是分步电离的’每步电离各有电离平衡常数’通常用K凰｜｀K鲤、K型等分别表示’由于
电离是逐级减弱的’因此有Kal＞K鲤＞K幽’其酸性主要由第一步电离决定°从而推出多元弱酸中的
离子浓度关系°
c（S2ˉ）.c（H＋）
c（HSˉ）
·c（H＋）,HSˉ＝＝＝H＋＋S2
,Ka2＝
如,H2S＝＝H＋＋HSˉ ’Kul≡
c（HSˉ）
°
C（HA）
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4.电离度
（l）定义
当弱电解质在溶液中达到电离平衡时,溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数（包括已电
离的和未电离的）的百分数叫作电离度。常用α表示。
（2）裴达式』α二溶辑瞬!;撇勋热数×｜00‰
（3）意义
o＿般来说’相同条件下’电解质越弱’电离度越小’因此电离度可以比较相同条件下（同温度｀同浓
度）弱电解质的相对强弱;
@电离度不仅跟电解质的本性有关’还跟溶液的浓度｀温度有关。同—弱电解质’通常溶液越稀’离
子相互碰撞而结合成分子的机会越少’电离度就越大;由于电离吸热温度升高’平衡向电离方向移
动’电离度就增大。因此’讲＿种弱电解质的电离度时’应当指出该电解质溶液的浓度和温度’如果
不注明温度,通常指25℃°所以,可以利用电离度来衡量同＿电解质在不同温度或不同浓度下的
电离程度的大小。
知识点三电离平衡的影晌因素
L影响电离乎衡的因素
平衡移动原理（即勒夏特列原理）同样适用于电离平衡°
（l）温度:弱电解质的电离过程一般是吸热的’升高温度’电离平衡向着电离的方向移动°
如,醋酸的电离CH3COOH＝＝CH3COOˉ＋H＋’升高温度,″电离＞″结合’平衡向右移动,c（CH3COOH）
减小,c（CH3COO
）｀C（H＋）增大°
（2）浓度:在—定温度下’对于同＿弱电解质’溶液越稀’离子相互碰撞结合成分子的机会就越小’
电离平衡向电离方问移动,弱电解质的电离程度就越大,即浓度越大,电离程度越小’浓度越小,电
离程度越大’简单概括为越稀越电离°
如,0. lmol／L的CH3COOH的电离度为l32％,0.00lmol／L的CH3COOH的电离度为12.4％°因
此向一定浓度的醋酸加水稀释,醋酸的电离平衡向右移动’虽然电离度增大,但溶液中的粒子浓度
如c（CH3COOH）｀c（CH3COO
）｀c（H＋）的浓度均在减小。
（3）同离子效应:在弱电解质溶液中’加人同弱电解质具有相同离子的强电解质,使电离平衡逆向
移动°如,向醋酸溶液中加人少量CH3COONa固体或通人少量HCl气体’由于增大了c（CH〕COOˉ）
或C（H＋）’离子相互碰撞结合成分子的机会就越大,相当于增大产物浓度,电离平衡向左移动°
（4）化学反应:在弱电解质溶液中加人能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时,可使电离
平衡问电离的方向移动°
如,在—定浓度的醋酸溶液中加人锌粒或NaOH固体,与醋酸电离出的H＋反应’消耗了H＋,使c
（H＋）减小,相当于减小产物浓度,电离平衡向右移动°
以0. lmol .Lˉ!的CH3COOH（CH｀COOH＝＝H＋＋CH可COOˉ）为例概括说明上述影响因素:
98
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」
第十七天弱电解质的电离
｀
条件改变
平衡移动
平衡常数
导电性
电离度
′!（H＋）
C（H＋）
加水稀释
石移
不变
增大
减小
减弱
增大
浓度
加冰醋酸
右移
不变
增大
增大
增强
减小
温度
升温
右移
增大
增大
增大
增强
增大
加醋酸钠晶体
左移
不变
减小
减小
增强
减小
｜司离子效应
左移
通人HC］
不变
增大
增大
增强
减小
加NaOH
右移
不变
减小
减小
增强
增大
化学反应
加锌粒
右移
不变
减小
减小
增强
增大
辨析
（l）弱电解质电离程度的主要影‖问因素是电解质本身的性质。通常电解质越弱’电离程度越小°
中学阶段所讨论的主要是外界因素对弱电解质电离平衡的影响°
（2）电离平衡的移动完全符合勒夏特列原理,故可以运用勒夏特列原理解释电离平衡的移动（电离
度相当于转化率｀离子浓度相当于生成物的平衡浓度,分子浓度相当于反应物的平衡浓度等）°
（3）冰醋酸加水稀释过程分为两个阶段:
2
各
量
,离子数目
α
）,导电性
H~
加水量
O未稀释时’c（H＋）为0°加水稀释后’醋酸开始电离’随着水的逐渐加人’电离平衡逐渐向电离方
向移动’此时c（H＋）是逐渐加大的。
@当稀释到—定程度时’冰醋酸完全溶解’电离程度继续增大’c（H＋）达到最大值’导电性也达到最
大;继续加水稀释’V（液）的增加程度逐渐超过Ⅶ（H＋）的增加程度’这时候’c（H＋）开始减小,并最
终趋向于纯水中的c（H÷）’导电性减小’但电离度和n（H÷）等离子数目＿直增大°
知识点四常见题型—对于强酸｀弱酸的判断与性质比较
l.弱电解质的判断（以CH］COOH为例）
举例
分析角度
（l）对比浓度与pH的关系
如’0. lmol .Lˉl的CH3COOH溶液’测其pH大于l
不完全
电离
（2）对比导电性
如’分别测同体积0. lmol
。Lˉl的CH3COOH溶液和HCl溶液的导电性’HCl强
于CH烈COOH
99
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续表
举例
分析角度
（3）对比中和等pH的强弱酸（或碱）消耗碱（或酸）的量
如,取相同体积,pH相同的HCl和CH3COOH溶液’分别用标准NaOH溶液滴定’
CH｀COOH溶液消耗的NaOH溶液体积大
（4）对比等浓度的强弱酸（碱）与活泼金属的反应,起始反应速率快慢°
如’0. 1mol .Lˉ!的（〕H3COOH和HCl溶液,分别与Mg反应’起始时CH3COOH溶液的
反应速率慢
不完全
电离
（5）对比等pH的强弱酸（碱）与活泼金属的反应’平均反应速率快慢
如’pH相同的HCl和CH3COOH溶液与Mg反应’CH3COOH溶液的平均反应速率慢
（6）对比等pH等体积的强弱酸（碱）与活泼金属的反应’生成气体总量
如’pH与体积均相同的HCl和CH3COOH溶液,分别与过量的Mg反应’生成氢气的总
量CH｀COOH大于HCl
（7）测稀释前后pH的变化与稀释倍数的关系
如,取pH＝3的CH3COOH溶液lmL’用水稀释到l00mL后,测其pH小于5
（8）利用实验证明存在电离平衡°如,
@向pH≡3的HCl溶液中加人CH3COONa晶体’其pH增大°
@0. lmol .Lˉl的HCl与过量的Mg反应’当加人CH3COONa晶体后’反应速率减慢’
但生成氢气的总量不变。
◎向醋酸溶液中滴人紫色石蕊试液’溶液变红,再加人CH］COONa晶体后’红色变浅
电离平衡
（9）测定对应盐的酸碱性°如’测CH3COONa溶液的pH大于7’证明醋酸为弱酸
水解平衡
（l0）利用较强酸（碱）制备较弱酸（碱）判断电解质强弱
如,将CH3COOH通人碳酸钠溶液中’生成CO2气体,说明酸性:CH3COOH＞H2CO3
（ll）利用元素周期律进行判断
如,非金属性Cl＞S＞P＞Si’则酸性HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3（最高价氧化物
对应的水化物）
;
金属性Na＞Mg＞Al,则碱性NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3
其他
2.一元强酸与一元弱酸的比较
对于＿元强酸与—元弱酸性质的比较,同样可以运用k表,从不完全电离｀电离平衡及移动以及水
l00
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「
第十七天
｜
弱电解质的电离
解平衡等角度进行比较。
（l）相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸（盐酸）与一元弱酸（醋酸）的比较
与足量活泼金属产生
H,的量
比较项
与活泼金属反应
的起始速率
中和碱的能力
c（H＋）
pH
酸
一元强酸（盐酸）
大
小
相同
相同
大
-元弱酸（醋酸）
小
大
相同
相同
小
（2）相同pH｀相同体积的一元强酸（盐酸）与一元弱酸（醋酸）的比较
与足量活泼金属产生
H,的量
比较项
与活泼金属反应
的起始速率
中和碱的能力
C（酸）
c（H＋）
酸
小
＿元强酸（盐酸）
相同
小
小
相同
大
一元弱酸（醋酸）
相同
大
大
相同
l0l
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｜小猿手册.30天速记高中化学知识k
第＋八天水的电离与溶液酸碱性
知识点-水的电离
l.水的电离与水的离子积
（l）H2O是极弱的电解质’能发生微弱的（自偶）电离’存在有电离平衡:
H2O＝＝H＋＋OHˉ
△H＞0。（原始电离式:2H2O＝≡H3O＋＋OH—
△H＞0）
（2）实验测得’在室温下lLH2O（即55ˉ6mol）中只有l×l0ˉ7mol的H2O电离,故在25℃时纯水
中:c（H＋）＝c（OH—）＝l×l0ˉ7mol／L°
（3）水的离子积:＿定温度下,当水的电离达到平衡时,电离产物H＋和OHˉ浓度之积与未电离的
Ⅱ』o的浓度之比是—个常数｀＂阳:o的电腐常数,可表示为K砸铡-＂（Ⅱ｝｝删H）·其巾州于
水的电离极其微弱’所以c（H2O）可视为常数’则c（H＋）.c（OH＿）＝K电离. c（H2O）’常数K电离与
常数c（H2O）的积作为一新的常数’叫作水的离子积常数’简称水的离子积’记作K铡’即K铡＝
c（H＋）
· c（OHˉ）。
在室温（25℃）下,K俯＝c（H＋）
. c（OHˉ）＝L0×l0ˉl4。
（4）水的离子积易错点:
@K哪的值只与温度相关’而与其他变量无关。只要温度不变’K卿的值就不变;温度升高’K卿增大。
如’只要水溶液温度在25℃’不管任何物质的水溶液’其K哪的值始终为l.0×l0ˉ｜4。由于H2O的
电离是吸热的’故温度越高’水的电离度越大’K越大°对于中性水’尽管温度升高’电离度增大’
K卿增大’但仍是中性的水°
25℃时’c（H＋）＝c（OH
）
＝l×l0ˉ7mol／L,Kw＝c（H＋）
. c（OH
）＝l×l0ˉl4
l00℃时’c（H＋）＝c（OHˉ）
＝l×l0 6mo］／L,K阶＝c（H＋）。c（OH
）＝l×l0ˉ｜2
@水的离子积K＂揭示了在任何物质的水溶液中’均存在水的电离平衡（即在水溶液中水的电离是
永恒存在的）’都有H＋和OH—共存（注意:这里只是少呈共存而不是大量共存）’只是相对含量不同
而已°
如’只要是水溶液’就—定存在H＋和OHˉ ’因此研究水溶液中离子的成分时’不要遗漏°酸性水溶
液’H＋多些OH少些;碱性水溶液,H＋少些OHˉ多些;中性水溶液’H＋和OHˉ＿样多°
◎K卿不仅适用于纯水（或其他中性溶液）’也适用于酸、碱｀盐的稀溶液’且不管哪种溶液’均有
c（H＋）（水）＝c（OH
）（水）。
如’25℃时,
在酸的水溶液中,K鞠≡c（H＋）。c（OHˉ）＝c（H＋）（酸）
. c（OHˉ）（水）＝l.0×l0ˉl4;
l02
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—」
第十／＼天水的电离与溶液酸碱性
‖
在碱的水溶液中,K＂＝c（H＋）
. c（OHˉ）＝c（H＋）（水）。c（OHˉ）（碱）＝lˉ0×l0ˉ｜4;
在盐的水溶液中’尽管盐的情况比较复杂’但无论在何种盐溶液中’Kw＝c（H＋）.c（OHˉ）＝l.0×
l0＿l4’仍然成立’且始终有c（H＋）（水）＝c（OHˉ）（水）°
@在K＂＝c（H＋）
. c（OH＿）的表达式中’c（H＋）｀c（OHˉ）均表示整个溶液中总物质的量浓度’但由
于H2O的电离受外界c（H＋）和c（OHˉ）的影响,因此在酸碱性不同的水溶液中’c（H＋）与c（OHˉ）
的相对大小不同,但只要温度＿定’无论稀酸碱溶液还是盐溶液,溶液中c（H＋）.c（OHˉ ）＝K＂
（常数）’其中由水电离出来的c（H＋）（水）、c（OHˉ）（水〕总是相等的。
如’25℃时’0. lmol／LHCl或NaOH溶液中,c（H＋）（水）＝c（OHˉ）（水）＝l×l0ˉl3mol／L’因此’常温
时（25℃）’若某溶液中由水电离出来的c（H＋）（水）＝c（OH—）（水）＝αmol／L且α＜l×l07时,说明
水的电离受到抑制’该溶液有大量的H＋或OHˉ ’即该溶液可以是酸性的,也可以是碱性的°
2ˉ影响水的电离乎衡的因素
在纯水中’存在水的电离平衡:H2O＝＝H＋＋OHˉ ’平衡移动原理（即勒夏特列原理）同样适用于水
的电离平衡,因此改变一定的条件会影晌水的电离平衡°
（l）温度:升高温度,促进水的电离°因为,电离是吸热的,故升温有利于向吸热的电离方向移动’C
（H＋）和c（OHˉ）同时增大,K瞬增大’pH变小’但由于c（H＋）和c（OHˉ）始终保持相等,故仍显
中性。
（2）同离子效应:向纯水中加人酸｀碱’抑制水的电离。由于酸碱电离产生大量的H＋或OH＿’增大
了水中的c（H＋）或c（OH＿）,故均可使水的电离平衡逆向移动’水的电离受到抑制。加酸时’
c（H＋）变大’pH变小;加碱时’c（OH
）变大,pH变大°
（3）水解效应:向纯水中加人易水解的盐（弱酸的正盐’弱碱的正盐）’＿般促进水的电离°因为’从
水解的实质可以看出,弱酸根离子或弱碱阳离子水解,要消耗水电离出的H＋或OHˉ ’无论盐水解
后水溶液显什么性’均能促进水的电离’使水的电离程度增大°如’25℃时’pH＝ll的Na2CO3溶液
和pH＝3的NH4Cl溶液’其OH＿和H＋均来自水的电离’其由水电离的c（H÷）｀c（OH＿）相等均为
l×l0ˉ3mol／L’两者对水的促进作用是相同的°
（4）其他因素:
o盐的影响:由于盐的情况比较复杂’—般需要具体情况具体分析。
a.若加人强酸强碱盐（不水解且对水没有任何影响的盐）,如NaCl、KNO3等,则不影响水的电离
平衡;
b.若加人强酸的酸式盐’如NaHSO4等’由于强酸的酸式盐还可以继续电离出大量H＋,故抑制水的
电离;
C.若加人弱酸的酸式盐’需要比较弱酸的酸式酸根的电离（抑制水的电离）和水解（促进水的电离）
的强弱,如果电离大于水解’如NaHSO｀’则抑制作用大于促进作用,加人这样的盐’主要表现为抑制
l（）3
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水的电离;如果电离小于水解’如NaHCO3 ’则抑制作用小于促进作用主要表现为促进水的电离。
d.若加人弱酸弱碱盐,由于弱酸根和弱碱根均可以水解,且相互促进甚至发生双水解’如,
（NH4）2CO3,Al2S］,因此’促进水的电离,由于比＿般能水解的盐的水解强烈’故此类盐对水的电离
促进作用比＿般的盐也要强烈°
e.若加人＿些特殊的可水解盐’如’CaC2、Mg］N2’原理与普通水解类似,促进水的电离°
@电解反应:对于某些电解质水溶液在电解时’如NaCl溶液｀CuSO4溶液’在电解时’由于消耗了水
电离的H＋或OH— ’从而促进了水的电离’需要指出的是’不是所有的电解质水溶液的电解反应’都
促进水的电离’如CuCl2水溶液;另外’NaCl溶液电解后生成NaOH’（〕uSO4溶液电解后生成H2SO4’
都会进＿步抑制水的电离’但由于此时的OH或H＋实际是来自水电离的产物’从原始的纯水来
看’仍然是促进水的电离’抑制作用是对电解反应后的水所说的°
O加人活泼金属:问水中加人＿些活泼性很强的金属’如碱金属（K、Na）’碱土金属（Ca、Ba）等’由
于与水电离出的H＋直接作甩因而促进了水的电离。
用表格的形式表示水电离的影响因素:
条件变化
电离程度
影‖问因素
移动情况
KW
c（H＋）、c（OHˉ）变化（25℃）
不变
加更多的水
纯水
c（H＋）＝c（OH
）≡10 7mol 。Lˉ｜
l×l0M
增大
温度
增大
升温
向右移动
c（H＋）＝c（OH
）＞l0 7mol ·L
｜
不变
减小
加酸
向左移动
c（H＋）变大,c（OH
）＜l07mol .L
｜
添加酸碱
不变
减小
加碱
向左移动c（OH）变大,c（H＋）＜l07mol 。Lˉ｜
不水解的盐
不变
不变
不移动
c（H＋）≡c（OHˉ）≡l0ˉ7mol 。Lˉ｜
强酸弱碱盐
不变
增大
向右移动
c（H＋）＞c（OH
）
添加盐类
强碱弱酸盐
增大
向右移动
不变
c（OHˉ）＞c（H＋）
强酸的酸式盐
向左移动
减小
不变
c（H＋）＞c（OHˉ）
加人活泼金属
加金属钠
向右移动
增大
不变
c（OH
）＞c（H＋）
电解
电解NaCl溶液向右移动
增大
不变
c（OHˉ）＞c（H＋）
知识点二溶液的酸碱性及PH
l.溶液的酸碱性与PH
（l）溶液的酸碱性是由c（H＋）和c（OH—）的相对大小决定,而不在于c（H＋）或c（OHˉ）的绝对值大
小,因此判断溶液的酸碱性不能直接看pH或c（H＋）、c（OHˉ）值大小’需要通过比较c（H＋）｀
c（OHˉ）相对大小才能确定,只有在25℃时,才能直接判断°
l04
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」
∏
‖
↓
｜
匹
第十／＼天水的电离与溶液酸碱性
C（H＋）与c（OHˉ）
的相对大小
25℃
pH
Kw
c（H＋）／（mol／L）
c（OH—）／（mol／L）
酸性
＜l0ˉ7
c（H＋）＞c（OHˉ）
pH＜7
＞10ˉ
碱性
＞l0ˉ7
c（H＋）＜c（OHˉ）
l×l0ˉlq
pH＞7
＜l0
中性
＝l0ˉ7
c（H＋）≡c（OHˉ）
＝］0-7
pH＝7
（2）溶液的pH:水溶液中c（H＋）的负对数’即pH＝—lgc（H＋）,则c（H＋）＝l0
pH°
OpH是表示溶液酸碱性的—种常用量度。其大小可以反映出c（H＋）的高低。pH越小’c（H÷）越
大,pH越大’c（H＋）越小’相应c（OHˉ）就越大°
常温下（25℃）’pH＝7溶液呈中性;pH＜7溶液呈酸性’pH越小’溶液酸性越强’pH每减小l个单
位’c（H＋）增大l0倍;pH＞7溶液呈碱性’pH越大’溶液碱性越强’pH每增加l个单位’c（OH
）增
大l0倍。
@pH的适用范围在0～14之间,小于0大于l4的pH值没有实用价值。因为’pH＝0’c（H＋）＝
lmo｜／L’当c（H＋）＞lmol／L时,pH为负值;pH＝l4’c（OHˉ）＝］mol／L’当c（OHˉ）＞lmol／L时’
pH＞l4,所以对于c（H＋）＞lmol／L或c（OHˉ）＞1mol／L的溶液,用pH表示反而不方便,＿般用
物质的量浓度直接表示溶液的酸碱性更万便°
O与pH类似’也可以用pOH来表示溶液的酸碱性° pOH是c（OH＿）的负对数’即pOH＝
—lgc（OHˉ）°因为’25℃时,c（H＋）
。c（OHˉ）＝l×l（）ˉl4,则有pII＋pOH＝l4°
2pH的测定方法
（1）酸碱指示剂
见下表:
指示剂
pH的变色范围
＜5.0红色
5.0～8.0紫色
＞80蓝色
石蕊
3. l～4.4橙色
＞44黄色
甲基橙
＜3. l红色
8.2～l0.（）粉红色
＞l0.0红色
酚酞
＜8.2无色
注愈:酸碱指示剂一般是弱有机酸或弱有机碱’由于它们的颜色变化是在一定pH范围内发生的’因
此’可以用这些弱有机酸或弱有机碱来测定溶液的pH’但只能测出pH的范围,一般不能准确测定
pH°在使用酸碱指示剂时一定要注意加入的剂量要小’以免加入过多指示剂对原溶液的酸碱性造
成影响。
（2）pH试纸:粗略的测定溶液的pH可以使用pH试纸,用广泛pH试纸测得的值只能为l～l4的整
数,可以识别的pH差值为l’不能估读’不能是3.2或l0.6之类的数值。（精密pH试纸的pH范围
较窄’可以判别如0.2或0.3的pH差值’不能是其他任意值）
l05
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注惫:pH试纸在使用的时候不能用水润湿’否则非中性溶液的pH测定值要比实际值大（酸性）或
小（碱性）’因为水会将溶液稀释°
pH试纸的使用方法:取一小块干燥的pH试纸’放在玻璃片（或表面皿）上,用洁净的玻璃棒蘸取待
测溶液点在pH试纸的中部’随即（30s内）与标准比色卡对照’读出溶液的pH。
（3）pH计:也叫酸度计’是＿种可以精确测定溶液的pH的仪器’—般可以精确到小数点后两位’如
pH＝l·64o
〕ˉPH的计算
（l）单＿溶液PH的计算:
O强酸溶液:如H厕A’若溶液的物质的量浓度为cmol／L’则c（H＋）＝′Mmol／L’pH＝ˉlgc（H＋）＝
＿lg′m;
@强碱溶液:如B（OH）哪’若溶液的物质的量浓度为cmol／L,则c（OH＿）＝mcmol／L’c（H＋）＝
K孵／mcmol／L,pH＝—lgc（H＋）＝ˉlg（Kw／mc）°当25℃时’pH＋pOH＝l4,pOH＝—lgc（OH
）＝
—lgmc,则pH＝14＋lg矾c。
（2）混合溶液pH的计算:
o两强酸混合:
先分别求出两强酸溶液的H＋的物质的量则l（H＋）＝cl （H＋）.Vl ’″2（H＋）＝c2（H＋）
. ‖／i’然后利
cl（H＋）.Vl＋c2（H＋）
. ‖／h求出c（H＋）混,最后根据pH＝ˉlgc（H＋）混求pH°
用公式c（H＋）混＝
V｛＋L
（＿般忽略体积变化）
注意:若两一元强酸等体积混合’还可以用速算方法:混合后溶液的pH等于混合前溶液pH较小的
加O3（△pH≥2）°如’pH＝3和pH＝5的两种盐酸等体积混合后,pH＝3＋（）.3＝3.3°
@两强碱混合:
先分别求出两强碱溶液的OH的物质的量″l （OHˉ）＝c! （OH—）.Vl ’′!2（OHˉ）＝c2（OH
）
.
‖／i’
c! （OH＿）.Vl＋c2（OH＿）
. ‖／i求出c（OHˉ）混’然后通过K＂求出混合溶
然后利用公式c（OHˉ）混＝
Vl＋］／i
液c（H＋）混最后求出pH。（＿般忽略体积变化）
注惫:由于混合后水电离出H＋的能力会随溶液酸碱度的变化而变化’因此’不可用这样的算法:
cl（H＋）。Vl＋c2（H＋）.Vi求解
先用Kw求出两溶液的Cl （H＋）、C2（H＋）’然后用公式C（H＋）混＝
V!＋‖／i
出PH°
这样求解是不符合水的实际电离情况的’因此是错误的。
o强酸与强碱混合
强酸与强碱混合的实质是酸碱中和,H＋＋OHˉ-H2O’其中和后pH的计算
l06
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」
第十／＼天
｜
水的电离与溶液酸碱性
首先’分别求出强酸溶液的＂酸（H＋）＝c酸（H＋）.V酸和强碱溶液的厕碱（OHˉ）＝c碱（OH＿）.V碱;
然后比较厕酸（H＋）与厕碱（OH＿）的数值大小,
a.若厕酸（H＋）＝n碱（OH
）,恰好中和,pH＝7;
＂酸（H＋）—Ⅶ碱（OHˉ）求出c（H＋）混’再
b若网酸（H＋）＞几碱（OHˉ）,酸过量,用公式c（H＋）混＝
V酸＋V碱
求PH;
n碱（OHˉ）-几酸（H＋）求出c（OH ）混,再
c.若＂酸（H＋）＜＂碱（OH＿）’碱过量’先用公式c（OH—）混＝
V酸＋‖／碱
通过K卿求出c（H＋）混＝K＂／c（OH
）混’最后求出PH。
@弱酸与强碱混合及弱碱与强酸混合:
由于弱酸、弱碱不能完全电离,所以与强碱｀强酸的混合其pH的计算情况比较复杂’只能推测PH
的大概范围’具体内容在盐类水解的离子浓度的比较中有详细讲述°
（3）溶液稀释后pH的计算:
o强酸与弱酸的稀释
稀释l0″倍
陵｜
←
α＋″
‖
卜
强酸示
α
pH
刁
′
稀释l0″倍ˉ引
9
0
＜b＋〃b＋Ⅺ
7
□
卜
」
—
力
pH
弱酸
0
@强碱与弱碱的稀释
｜←＿稀释l0″倍
pH
强碱
7
αˉ列
α
l4
｜
｜.
稀释l0″倍
弱碱
pH
bˉ〃＞bˉ″
b
l4
』、结:aˉ对于强酸强碱的稀释:
pH＝α的强酸’稀释l0憾倍’pH增大＂个单位,即:pH后＝α＋n（pH后＜7）;
pH＝b的强碱,稀释10＂倍’pH减小n个单位’即:pH后＝b—′l（pH后＞7）;
如:pH＝1的盐酸,稀释103倍’pH后＝l＋3＝4;
pH＝l3的NaOH溶液’稀释103倍, pH后＝13ˉ3＝l0;
bˉ对于弱酸弱碱的稀释:
由于弱酸弱碱稀释时’还要继续电离’溶液中″（H＋）或n（OHˉ）在不断变化’因此相同pH的弱酸
稀释,稀释后的pH小于同倍稀释的强酸,即pH≡α的弱酸’稀释l0厕倍,稀释后:α＜pH后＜α＋Ⅶ
（pH后＜7）;相同pH的弱碱稀释,稀释后的pH大于同倍稀释的强碱’即pH＝6的弱碱’稀释l0＂倍’
稀释后:6ˉⅦ＜pH后＜6。
l07
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如:pH＝l的醋酸,稀释l03倍,稀释后:l＜pH后＜4;
pH＝l3的氨水’稀释l0j倍’稀释后:l0＜pH盾＜l3。
注惫:a.无限稀释“7”为限（25℃）°即’无论酸溶液还是碱溶液’无限稀释时’其pH只能接近7’不
能大于7或小于7’也就是说酸碱无限稀释后’只能无限接近中性’而不能变为碱性或酸性;
如’pH＝6的HCl溶液’稀释l000倍’溶液pH≈7（不能大于7）;
pH＝8的NaOH溶液,稀释l000倍,溶液pH≈7（不能小于7）。
b.一般’无论强弱酸碱溶液’当其物质的量浓度大于1×l0ˉ5mol／L时,不考虑水自身的电离;当小
于l×l0—5mol／L时’应考虑水的电离;
c.对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱）溶液,稀释相同的倍数,强酸或强碱溶液的
pH变化幅度大;而若将相同pH的强酸和弱酸（或强碱和弱碱）溶液’稀释后pH仍相同’则弱酸中
所加的水的量大于强酸,即弱酸稀释的倍数大于强酸。
4已知强酸和强碱的pH之和,判断等体积混合后溶液的酸碱性
强酸和强碱混合,酸pH＝α,碱pH≡6
混合后溶液
的酸碱性
pH和
c（H＋）、C（OH
）关系
C（H＋）／（mol／L）
c（OHˉ）／（mol／L）
中性
c（OH
）＝l0ˉ（Mˉb）＝l0
α
α＋b＝l4
C（H＋）≡l0
α
c（H＋）＝c（OHˉ）
碱性
c（OHˉ）＝l（）—（l4ˉb）＝l0ˉ（《』ˉl ）
α＋b≡l5
c（H＋）＝l0ˉα
c（H＋）＜c（OHˉ）
酸性
c（OHˉ）＝l0ˉ（l4ˉb）＝l0ˉ（l ＋＂
α＋b≡l3
C（H＋）＝l0ˉ“
c（H＋）＞c（OHˉ）
酸碱＿强—弱’酸pH≡α,碱pH＝b
C（0Hˉ）≡l0—（l4 b）≡l0ˉ″
显弱的性质
α＋b≡l4
α
、
‖
』
矿
‖
几
■
】
Ⅱ
~~＼
』
′
＋
Ⅱ
′
（
＼
℃
c（H＋）≡c（OHˉ）
酸碱都弱,情况复杂,不讨论
l08
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『
第十九天盐类水解
·
第十九天盐类水解
知识点-盐类水解原理
l.盐类水解的概念
（l）定义:在水溶液中’由盐电离出的离子与水电离出来的H＋或OHˉ结合生成弱电解质的过程’叫
作盐类的水解°
（2）实质:可溶性盐,在水溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的H＋或
OH—结合生成弱电解质（弱酸或弱碱）’减少了水电离的H÷或OH—’从而破坏了水的电离平衡’促
进了水的电离’使水的电离平衡向右移动’引起H＋或OH浓度不相等’因而使溶液显示出不同程
度的酸碱性°
例如:CH3COONa溶于水后先完全电离:CH3COONa-CH3COO—＋Na＋;同时水中存在H2O的电
离平衡:H2O＝≡H÷＋OH
;当溶液中有CH］COO和H＋时’会形成新的化学平衡:CH3COO—＋
H带-＝CH｀COOH,因此当CH］COONa溶于水后’在—定温度条件下’形成下列—系列综合平衡关系:
≡
一
一
一
一
＿
＿
＿
＝
凸
＝
＝
■
…
…
日
＝
＝
二
门
～
■
二
○
＝
■
○
当
＝
○
～
≡
川
宰
仁
ˉ
＝
≡
＝
＂
＝
≤
…
＝
℃
＝
尸
‖
坠
尸
‖
坠
→0■■
‖■■
‖■■■■■
＋OH
‖
＝…■＝＝＝』
＝■而薛锦＝■
＋Na＋
‖
一＝■＝■0■■＝』
H＋
■当≈常…~产静特″
■≈＝＝＝二＝＝＝
CH］COO
ˉ-Ⅱ一ˉ
CH;COOH
由上述综合平衡关系中可以看出’由于一定数量的CH3COOH的形成’减少了由H2O电离出的H＋
’
使H2O的电离平衡继续向生成H÷和OH的方向移动’使原本c（H＋）≡c（OHˉ）关系改变为
C（H＋）＜c（OHˉ）’因此溶液呈碱性°
整个关系表达为:CH3COOˉ＋H2O-＝CH3COOH＋OHˉ°
（3）条件:@盐中必须有弱根（弱酸根或弱碱根）离子;@盐必须易溶于水°
（4）特征:o可逆;@吸热;o微弱;@水解促进水的电离。
2.水解的规律
判断盐类是否能够发生水解及水解后溶液的酸碱性’要看组成盐的离子对应的酸或碱的相对强弱。
盐类水解规律具体概括为:
（l）有弱才水解,无弱不水解:指的是盐中有弱酸酸根离子或弱碱阳离子才能水解;若没有,则是强
酸强碱盐,就不会发生水解反应°
（2）越弱越水解:指的是弱酸酸根离子对应的酸越弱（指电离度越小或电离平衡常数越小）,就越容
易水解’相应水解程度也越大;弱碱阳离子对应的碱越弱’就越容易水解°
（3）都弱都水解:指的是弱酸弱碱盐电离出的弱酸酸根离子和弱碱阳离子都能发生水解,且相互
促进。
l09
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（4）谁强显谁性:指的是当盐中的弱酸酸根离子对应的酸比弱碱阳离子对应的碱更强时（指更容易
电离或电离平衡常数越大）’则水解后盐溶液显示酸性;反之’当弱碱比弱酸更强时,则水解后盐溶
液显碱性°
（5）同强显中性:指的是当盐中的弱酸酸根离子对应的酸与弱碱阳离子对应的碱的强弱相当时（指
的是电离程度大致相当或电离平衡常数相等）,则水解后盐溶液显中性。
（还有＿种说法是’“谁强
显谁性’’是说谁的水解强,溶液就显示水解强的那个弱离子水解所显示的性质;“同强显中性’,是说
如果盐中弱酸酸根离子和弱碱阳离子水解程度相当’那么水解后溶液显中性）
3ˉ盐类水解的类型
对水电离平衡
的影响
溶液的酸
碱性
类型
定义
水解离子
水解实质
CH3COO
、S2＿、CO;—｀
SO;ˉ
｀
POj
、
SO;＿｀
ClO— 、Fˉ、CN等弱酸
根阴离子
强碱和
弱酸反
应生成
的盐
弱酸根阴离子与水电离出的
H＋相结合生成弱碱’同时使
溶液中c（H＋）＜C（OHˉ）
强碱
弱酸
土卜
ˉ∏L
促进水的电离
碱性
强酸和
弱碱反
应生成
的盐
弱碱阳离子与水电离出的
OHˉ相结合生成弱酸’同时
使溶液中c（H＋）＞c（0H＿）
强酸
弱碱
士卜
皿
NH;｀Al』＋、Fe3÷、Cu2↑
Zn2＋等弱碱阳离子
促进水的电离
酸性
阴｀阳离子不与水电离出来
的H＋或OH＿结合生成弱电
解质,溶液中c
（H＋
）
＝c（OHˉ）
无水解离子（Na＋、K＋
｀
Ca2÷ ｀SO;＿、Clˉ ｀NOJ等
强碱阳离子,强酸酸根
离子,不水解）
强酸和
强碱反
应生成
的盐
强酸
强碱
盐
对水的电离平
衡无影响
中性
阴离子与水电离的H＋生成
弱酸和阳离子与水电离的
OHˉ结合生成弱碱同时进行
且相互促进,溶液中c（H＋）｀
c（OH
）相对关系需要根据
具体反应情况确定
弱酸和
弱碱反
应生成
的盐
促进水的电离
（通常比一般
的水解程度要
大）
弱酸
弱碱
盐
谁强显谁
性,同强
显中性
同时存在弱酸根阴离子
和弱碱阳离子
｜
知识点二影晌盐类水解平衡因素
l.内因
盐本身的性质。组成盐的弱酸根对应的酸越弱’或弱碱阳离子对应的弱碱越弱’则水解程度就越大
（即越弱越水解）°
＿
ll0
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』
第十九天盐类水解
｜
2.外因
（l）温度:因为’盐类水解是吸热反应’所以’升温可以促进水解’使水解平衡右移’水解程度增大°
如’@Na2CO3水溶液加热’溶液pH变大;滴加酚酞试液后’加热’溶液红色加深°
@在无机制备和工业生产中’常采用升温使水解进行完全以达到分离和合成的目的’比如’制备纳
米级的TiO2’就是将TiCl4溶于水并加热获得°
（2）浓度:一般稀释盐溶液,可以促进水解平衡向右移动’水解程度增大;如果增大盐溶液的浓度’
水解平衡尽管右移’但水解程度减小（或水解率减小）°盐的浓度越大’水解程度越小’但溶液整体
酸碱性比稀溶液要强。
如’O将0. lmol／L的Na2CO3溶液（pH约为l0）’稀释至0.0lmol／L时l0＞pH＞9’说明促进水解
正移;
@0. lmol／L的Na2CO3溶液的碱性比0.0lmol／L的Na2CO』溶液碱性强’但0. lmol／L比0.0l
mol／L的Na2CO3溶液水解程度小°
（3）酸碱度:盐类的水解既然会使溶液的酸碱度改变,那么根据平衡移动原理,就可以通过控制溶
液的酸碱度来控制水解平衡°因此’水解显酸性的盐溶液,加碱会促进水解’加酸会抑制水解;同
理’水解显碱性的溶液’加碱会抑制水解,加酸会促进水解°
如’配制Al3＋、Fe3＋等易水解的盐溶液时’都要加人＿定的酸抑制其水解。
（4）加人盐:由于盐的情况非常复杂’所以需要视加人的盐的性质不同而具体问题具体分析。
＿般’
@加人水解性质相反的盐’促进水解;加人水解性质相同的盐’抑制水解;
@加人不参加水解的固态盐’对水解无影响’加人不参加水解的盐的水溶液,相当于对原盐溶液稀
释,促进水解;
o加人强酸的酸式盐’相当于加酸;加人碱式盐’相当于加碱;
@加人消耗水解离子的盐’则抑制水解。
以FeCl］溶液水解:Fe3＋＋3H2O＝＝Fe（OH）3＋3H÷为例
项目
～～
项目
～～～
H＋的数目
pH
Fe3＋的数目
Fe3＋的水解率
C（H＋）
平衡移动
条件
↓
↑
个
｜
↑
↓
向右
加热
加水
加人FeCl3固体
加人等浓度的FeCl3溶液
通人HCl气体
加人氨水
↑
↓
个
↓
｜
向右
｜
↓
↑
｜
↓
＾
向右
不变
↑
不变
↑
不变
不移动
↓
↑
↑
↓
↑
向左
↑
↓
↑
↓
向右
l1］
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「小猿手册.30天速记离中化学知刺
续表
项目
平衡移动
Fe3＋的数目
Fe3＋的水解率
H＋的数目
pH
＼
‖
／
＋
Ⅱ
（
℃
条‖
加人NaHSO4固体
向左
↑
↑
↑
↓
寸
加人NH4（〕l固体
向方
↑
↑
↑
↓
v
加人NaHCO｀固体
向右
↓
↓
↑
↓
↑
加人NaCl固体
加人NaCl溶液
不移动
不变
不变
不变
不变
不变
↓
向石
↑
↑
↓
↑
加人KSCN固体
↓
向左
↓
↓
↓
↑
通人H’S气体
向左
↓
↑
↓
↑
v
加人Na2S固体
加人（〕aCO3固体
加人铁粉（或镁粉）
向左
↓
↓
↓
＾
T
向石
↓
▲
↓
↓
个
｜
向左
｛
↓
↓
↓
↓
↑
知识点三水解过程中的常见问题
l水解类型
（l）单水解:
指溶液中有—种或多种水解性质相同的离子发生的水解。如（】H3COONa｀NH4Cl、Na2CO3、AlCl］等
之类的盐发生的水解’习惯上称之为单～水解’也称普通水解;另外’如（NH4）2Fe（SO绷）2等之类的
盐发生的水解’尽管有两种水解的离子’但由于水解性质相同,也属于单水解,此类水解相互抑制,
对单个离子来说’水解率比普通水解要小°
（2）互促水解:
指溶液中存在水解性质相反的两种或两种以上离子发生的水解。如（NH4）2CO3、Al3＋与HCOJ等
它们之间水解相互促进’比＿般的单水解强烈°注意:这类水解主要是由对应的弱酸和弱碱的强弱
来决定’同时也与产物是否离开水溶液体系有关°
o普通互促水解（或不完全互促水解,有时也简称互促水解）
例如’若把NH矿和HCOJ混合在一起’NHj和HCO丁均会发生水解’由于水解性质相反,水解互相促
进,但不会进行完全生成NH］和CO2脱离体系’溶液中两离子可以稳定存在°
NHj＋H2O＝≡NH’ .H2O＋｝H＋
｜
｜
｜＝H2O
HCOJ＋H2O＝＝H2CO3＋
｜OHˉ
｜
＿
ll2
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』
第十九天盐类水解
l
@完全互促水解（习惯上简称双水解）
例如’若把Al3＋和HCO丁混合在—起’Al3÷和HCO丁均会发生水解’由于水解性质相反’水解互相促
进’生成Al（OH）3沉淀和CO2气体脱离溶液体系’故在水溶液中Al3＋和HCO丁两离子水解完全彻
底’不可共存°
Al3÷＋3H2O＝＝Al（OH）3＋
｜3H÷
｜
＝3H2O
3HCO丁＋3H2O＝＝3H2CO3＋｜3OH
｜
总反应:3HCOJ＋Al3带—Al（OH）3↓＋3CO2↑
控意:完全互促水解在写离子方程式时反应物端必须遵循原子守恒的原则’同时由于是完全反应’
所以方程式中应该使用“—”‘‘ ↑’’“↓”。能够发生类似双水解反应的还有:
′HCO丁
CO;ˉ
／HCOf
Al3÷｀S2＿
CO2ˉ
SiO;ˉ
｜刨。』
Fe3＋《
3
NHj
HSˉ
ClOˉ
ClOˉ
｀AlO2
｀AlOf
由于发生双水解的离子’相互促进’水解进行完全’因此能够发生双水解的离子在水溶液中不能大
量共存°
2.盐类水解程度的大小比较
（l）相同条件下’水解程度大小的比较:
o盐水解生成的弱酸（或弱碱）越弱’则其弱酸根离子或弱碱阳离子水解程度就越大° （越弱越水
解）常用水解程度大小判断弱酸或弱碱的相对强弱。
@双水解的盐＞相互促进水解的盐＞单水解的盐＞相互抑制水解的盐。
如’NHr水解程度:（NH4）2CO3＞（NH4）2SO4＞（NII4）2Fe（SO4）2。
o相同条件下,正盐＞相应的酸式盐°
因为,对于多元弱酸的盐来说,由于多元弱酸的电离是分步进行的,并逐级减弱’因此多元弱酸的酸
根水解也是分步进行’并逐级减弱。
如碳酸（H2CO3）的电离是分步进行的:H2COj＝一H÷＋HCOJ｀HCO丁＝＝H＋＋CO;ˉ ’电离程度:
H2CO3＞HCO丁;
因此碳酸根（CO;
）的水解也是分步进行的:CO;
＋H2O-＝HCOJ＋OH—、HCOJ＋H2O-＝H2
CO3＋OH— ’水解程度:CO;
＞HCO丁’所以’水解程度:Na2CO3＞NaHCO3’Na3PO‘＞Na2HPO‘＞
NaH2PO4◎
因此’等物质的量浓度水溶液的碱性:Na2CO3＞NaHCO］’Na3PO4＞Na2HPO4＞NaH2PO绷°
ll3
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@组成盐的酸或碱越弱（电离平衡常数越小）’水解程度越大（即越弱越水解）。
例如,已知物质的量浓度相同的两种盐溶液,NaA和NaB,其溶液的pH前者大于后者,则酸HA和
HB的相对强弱为HB＞HA,这条规律可用于利用盐的pH判断酸性的强弱°
（2）弱酸酸式盐的酸碱性取决于酸式酸根的电离和水解的相对强弱°
因为,弱酸的酸式酸根在水溶液中既有电离又有水解,电离会产生H＋显酸性’水解会产生OHˉ显
碱性’而溶液总的性质显酸性还是碱性’就要比较电离出的H＋和水解出的OHˉ的相对多少°
如’HCO丁’HSˉ ’HPO》ˉ等弱酸的酸式酸根在溶液中’其水解产生的OH大于电离出的H÷ ’因此以
水解为主,其溶液显碱性;而HSOJ’HC2OJ、H2POJ等弱酸的酸式酸根在溶液中’其水解产生的
OH小于电离出的H＋’因此以电离为主’其溶液显酸性。
3.与溶液酸碱度相关的应用
（l）判断盐溶液酸碱性及酸碱性的变化
如’OFeCl3水溶液显酸性’Na2CO］水溶液显碱性;
@Na2CO3的水溶液’加酚酞变红’加热颜色变深’冷却’又变浅;
O等物质的量浓度的Na2CO］溶液pH大于NaHCO3溶液;
@NaHCO』溶液显碱性而不是显酸性。
（2）判断盐对应酸碱的相对强弱
若对应的盐溶液（主要指正盐）是酸性（或碱性）’则可证明对应的碱（或酸）是弱碱（或弱酸）°
如’O已知物质的量浓度相同的两种盐溶液’NaA和NaB’若NaA的水溶液显碱性’NaB的水溶液呈
中性’则HA为弱酸,HB为强酸;同理,若MCl2为酸性’NCl2为中性’则M（OH）2为弱碱,N（OH）2为
强碱°
@已知物质的量浓度相同的两种盐溶液’NaA和NaB’其溶液的pH前者大于后者,则酸HA和HB
的相对强弱为HB＞HA;同理,若MCl2溶液的pH小于NCl2溶液’则碱性M（OH）2大于N（OH）2°
4.与化学实验相关的应用
（l）某些试剂的实验室贮存
如’Na2CO3｀NaHCO3｀Na2SlO3｀Na3PO4溶液’因CO;＿、HCO丁等弱酸根水解显碱性’水解生成的OH＿
与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐,使试剂瓶颈与瓶塞釉结’因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存’必
须用带橡皮塞的试剂瓶保存。
（2）某些活泼金属溶于强酸弱碱盐
如’将Mg条投人NH4Cl溶液中,有H2产生’有关离子方程式为NHi＋H2O＝＝NH］.H2O＋H÷
’
Mg＋2H带-Mg2＋＋H2↑;Mg与FeCl3、AlCl3｀NH绷Cl等溶液均能反应。
（3）制备胶体
如’在实验室制备Fe（OH）3胶体的时候’利用的就是加热时促进Fe3＋的水解生成Fe（OH）3。
（4）配制易水解的盐溶液时,需考虑抑制盐的水解
ll4
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『
第十九天盐类水解
｜
o配制强酸弱碱盐溶液时’需滴几滴相应的强酸,可使水解平衡向左移动’抑制弱碱阳离子的水解。
如’配制FeCl］溶液时’因其阳离子发生Fe3＋＋3H2O-＝Fe（OH）』＋3H÷的水解而呈浑浊状’若先
将FeCl3溶于稀HCl中’再用水稀释到所需浓度’可使溶液始终澄清°同样配制CuSO4溶液’可先将
CuSO4溶于稀H2SO4中’然后加水稀释。
@配制强碱弱酸盐溶液时’需几滴相应的强碱’可使水解平衡向左移动’抑制弱酸根离子的水解°
如,配制Na2CO3｀Na2S溶液时滴几滴NaOH溶液°
（5）制备某些无水盐时要考虑盐的水解
如’MgCl2 .6H2O在空气中加热失水时容易水解’因而利用它制备无水盐（MgCl2）的时候’通常在
HCl气流中进行加热（或与SOCl2共热）’以防止水解。
（6）加热蒸干盐溶液析出固体
O考虑盐是否分解’如加热蒸干Ca（HCO3）2’因其受热分解’最终所得固体应为CaCO3°
@考虑氧化还原反应’如加热蒸干Na2SO3溶液’因Na2SOj易被氧化’所得固体应为Na2SO4。
◎不水解｀不分解的盐的溶液加热蒸干时’析出盐的晶体’如NaCl°
@能水解且生成的酸不挥发’＿般析出该盐的晶体’如Al2（SO4）3;能水解’但水解后生成的酸有挥
发性’则析出金属氢氧化物,若蒸干后继续加热,则可分解为金属氧化物’如AlCl3°
◎盐水解生成强碱时’蒸干之后＿般得到原物质’如Na2CO3°不过有时仍需多角度考虑’如NaClO’
既要考虑ClOˉ的水解’又要考虑HClO的分解’因此最后得到的是NaCl°
（7）某些盐的分离除杂要考虑盐类水解
如,为了除去MgCl2溶液中的Fe3十可在加热搅拌条件下加人MgO、Mg（OH）2、MgCO3等,这些物质与
Fe3＋水解产生H＋反应:MgO＋2H÷-Mg2÷＋H2O’消耗了H÷ ’使水解平衡Fe3＋＋3H2O-＝
Fe（OH）3＋3H＋不断向右移动,Fe3＋会生成Fe（OH）3沉淀而被除去。同理’CuCl2溶液中混有FeCl3
或AlCl3时,可以加CuO、Cu（OH）2｀Cu2（OH）2CO3等’除去Fe3半或Al3＋°
5.与生产生活相关的应用
（l）泡沫灭火器产生泡沫的原理’是利用了Al2（SO4）］和NaHCO3混合发生双水解反应’产生了CO2
和Al（OH）3沉淀:Al3＋＋3HCOJ-Al（OH）3↓＋3CO2↑。
（2）日常生活中用纯碱液洗涤油污制品’且热碱溶液比冷碱溶液效果好’因为CO;ˉ可以水解产生
OHˉ促使油污水解’加热促进了CO;ˉ水解’使溶液碱性增强,从而增强了去污能力。
（3）用盐做净水剂时需考虑盐类水解
如,明矾KAl（SO4）2
. 12H2O净水原理:Al3＋＋3H2O＝＝Al（OH）3（胶体）＋3H＋’Al（OH）3胶体表
面积大’吸附能力强’对自然水（如井水、河水等’多呈弱碱性）能吸附水中悬浮杂质生成沉淀而起
到净水作用°
（4）制备纳米材料
如’用TiCl4制备TiO2:TiCl4＋（则＋2）H2O（过量）＝＝TiO2 .“H2O↓＋4HCl°制备时加人大量的
ll5
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仍｀猿手册.30天速记高中化学知识［
水’同时加热’促进水解趋于完全,所得TiO2 .卯H2O经焙烧得TiO2。类似的方法也可用来制备
SnO、SnO2、Sn2O3等。
（5）在焊接金属时,工业上常利用NH4Cl的水溶液’来清洗金属表面的的铁锈。
（6）做油条时加人明矾和纯碱’使油条更为蓬松。
（7）化肥的合理施用
如,（〕a（H2PO4）2、按态氮肥（如NH4Cl）不能与草木灰（K2CO3）同时施用。
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［
第二十天沉淀溶解平衡与溶液综合问题
｜
第二＋天沉淀溶解平衡与溶液综合问题
知识点-难溶电解质的沉淀溶解平衡
l.难溶电解质的沉淀溶解平衡
（l）概念:在—定条件下’难溶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°
（也叫沉淀溶解平衡）
（2）特征: ‘‘逆’’＿沉淀溶解反应是＿个可逆反应
‘‘动”—动态平衡’溶解的速率和沉淀的速率并不为零
‘‘等”＿溶解的速率和沉淀的速率相等
“定”＿达到平衡的时候’溶液中的离子的浓度保持不变
“变,,
当外界条件发生改变时’溶解平衡将发生移动’达到新的平衡
（3）溶度积Ksp（即溶解平衡的反应平衡常数）
o对于沉淀溶解平衡:
MmA厕（s）≡＝加M″＋（aq）＋nA咖
（aq）
K.p＝［c（M＂＋）］腮
. ［c（A腮＿）］厕。
在＿定温度下’Ksp是一个常数,称为溶度积常数,简称溶度积。
@溶度积常数的意义:
a.对于相同类型的电解质’凡p越大’其在水中的溶解能力越强;K嗡p越小其溶解度越小越容易生成
沉淀°
b.KSP和S（溶解度）均可衡量物质在水中的溶解能力,只有相同类型的物质,才有KSp越大S越大的
结论°
如’AgCl与AgBr、AgI可以通过比较Ksp来判断溶解度大小;而AgCl与Ag2CrO4不能通过Ksp来判断
溶解度大小’需要通过计算各自饱和溶液中的c（Ag＋）来比较溶解度大小。
c.与平衡常数＿样,同—物质的Ksp只与温度有关,与溶液中的溶质离子浓度无关,只要温度不变’
K愚p也不变。可以利用此规则计算或判断难溶电解质溶液中离子浓度的变化。
（4）溶度积规则
通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积＿浓度商Qc的相对大小’可以判断难溶电解质
在给定条件下沉淀能否生成或溶解。
若任意时刻有:
Q°＝
［c（M＂＋）］硼
. ［c（A砸—）］＂
则有:0。＞Ksp
溶液过饱和,析出沉淀’直至沉淀与溶解达到平衡状态;
Q·＝Ksp
溶液饱和,沉淀与溶解达到平衡状态;
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‖｀猿手册.30天速记高中化学知识k
0。＜K圈p
溶液未饱和,若加人过量难溶电解质,难溶电解质溶解直至溶液饱和。
（5）溶度积曲线
以某温度下BaSO剿在水中的溶度积曲线为例
卯轴、y轴分别是c（SOi
）、c（Ba2＋）’曲线上所有的点表示在此温度下的饱和溶液中c（SOi＿）｀
c（Ba2＋）分别的值’曲线上任意点作卯轴｀γ轴的垂线所得的矩形面积就是溶度积的值°如下图中Ⅲ
点表示的位置说明溶液未到饱和;b点所表示的位置表示溶液过饱和’析出沉淀;而α｀c两点均表示
不同离子浓度的饱和溶液∩
叼
‖
·
＾
×
讨
呐
＾
≡
声
×
刷
＝
＂
弓
ˉ
◎
曰
＝
≥
＋
刷
园
凶
百
（）
2×l0ˉ5
4×l0ˉ5
c（SO;）／（mol｀Lˉl）
2.影响沉淀溶解乎衡的因素
（l）内因:难溶电解质本身的性质
@物质在水中‘‘溶”与‘不溶”是相对的’绝对不溶的电解质是不存在的。
@不同的难溶电解质’溶解度差别很大。
o易溶电解质做溶质时’在饱和状态时也可存在溶解平衡。
（2）外因:同样满足勒夏特列原理。
o浓度:加水稀释’沉淀溶解平衡向溶解方向移动’但溶液中各离子浓度不变’因此凡p也不变°
@温度:升温’由于多数难溶电解质的溶解是吸热的’故多数难溶电解质溶解度随温度的升高而增
大’沉淀溶解平衡向溶解方向移动,K舅p增大°但也有少数电解质,溶解度随温度升高而减小’此时
升高温度’平衡向沉淀方向移动’如微溶物Ca（OH）2。
◎同离子效应:若向沉淀溶解平衡体系中加人相同的离子’平衡向生成沉淀的方问移动’K卵不变°
@其他:若向沉淀溶解平衡体系中加人某些离子,可与体系中某些离子反应生成更难溶的物质或气
体,则平衡向溶解的方向移动,K爵p不变。
3.沉淀溶解乎衡的应用
（l）沉淀的溶解—减少溶解平衡体系中的相应离子,平衡就向沉淀溶解的方向移动°
在实际工作中,常常会遇到需要将难溶的物质溶解的问题,根据沉淀溶解平衡移动原理,对于在水
中难溶的电解质’如果能设法移除沉淀溶解平衡体系中的相应离子,就能使沉淀溶解平衡向溶解的
方向移动,难溶电解质得以溶解。
常用的溶解方法有:酸碱溶解法｀氧化还原溶解法｀配位溶解法、沉淀转化溶解法°
ll8
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』
第二十天沉淀溶解平衡与溶液综合问题
｜
o酸碱溶解法:
例如’向含有CaCO3的矿物中,加盐酸溶解CaCO3 ;
分析过程:CaCO3（s）＝＝Ca2÷（aq）＋CO;＿（aq）’CO;＿（aq）＋2H÷（aq）-CO2（g）＋H2O（l）’CO2
气体脱离体系’使CO;＿浓度减小,CaCO3的溶解平衡向右移动’CaCO3溶解°
@氧化还原溶解法;
例如’某些难溶的硫化物如CuS｀HgS等’不溶于＿般非氧化性酸（如盐酸硫酸等）中’只能用＿些
氧化性酸如硝酸等’使S2被氧化从而减小其浓度’而达到沉淀溶解的目的°
◎配位溶解法（也称络合溶解法）
:
例如,向AgCl沉淀中加人过量浓氨水’使Ag十转变为Ag（NH3）j’从而使AgCl沉淀溶解。
@沉淀转化溶解法:
例如’BaSO4很稳定’难溶于—般的酸碱氧化还原剂等’但可以将BaSO4溶于足呈饱和Na2CO3溶液’
使BaSO4转化为BaCO3’再将BaCO3溶于盐酸’从而达到溶解BaSO4的目的。
（2）沉淀的生成—一定条件下’加人沉淀剂与离子反应析出沉淀’这是利用沉淀来分离或除杂的
常用方法°
常用的沉淀生成方法有:调节PH法｀加沉淀剂法、分步沉淀。
O调节pH法:
例如’工业氯化按中常含有杂质FeCl3 ’为除去Fe3＋’先使混合物溶于水’再加氨水调节pH至7～8’
可使Fe3＋转变为Fe（OH）3沉淀而除去°Fe3＋＋3NH3 。H2O-Fe（OH）］↓＋3NHi°
@加沉淀剂法:
例如,经常以H2S｀Na2S作为沉淀剂’使某些金属离子如Cu2＋｀Hg2＋等生成极难溶的硫化物CuS、
HgS等沉淀’以达到除去Cu2＋｀Hg2＋的目的°
◎分步沉淀:指利用难溶物之间溶解度差异’当沉淀剂的加人量由少到多时’沉淀物按溶解度由小
到大先后析出°
例如’溶液中有Cu2＋、Fe2＋、Zn2半逐滴加人Na2S溶液’最先析出的是黑色CuS沉淀’然后析出黑色的
FeS沉淀,最后析出白色的ZnS沉淀。因为’溶解度:CuS＜FeS＜ZnS。
（3）沉淀的转化—溶解度较小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀°两者差别越大’转化越容易。
例如’@向ZnS或FeS的沉淀溶解平衡体系中加人CuSO4溶液可将其转化为更难溶的CuS沉淀。
ZnS（s）＋Cu2＋（aq）—CuS（s）＋Zn2＋（aq）。
@硬水中的Mg（HCO］）2煮沸时’可分解为MgCO3沉淀’继续煮沸’MgCO3沉淀可继续转化为更难溶
的Mg（OH）2沉淀,故水垢的主要成分是CaCO3和Mg（OH）2。
Na2S
OAgNO3溶液蚂AgCl↓（白色沉淀）蜒AgBr↓（淡黄色沉淀）皿步AgI↓（黄色沉淀）
惨Ag2S↓
（黑色沉淀）°
@锅炉的水垢（主要含CaSO4）不易除去’可用足量的浓Na2CO3溶液浸泡后酸洗’CaSO4（s）＋
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CO;＿（aq）-CaCO3（s）＋SOiˉ（aq）.
Na2SO4
◎BaCO3———→BaSO4’说明BaSO』比BaCO］更难溶’但工业上处理重晶石（BaSO4）’却可以将其溶
于足量饱和Na2CO3溶液’使BaSO剿转化为BaCO］’因此说明沉淀的转化既可以正向转化（向生成溶
解度小的沉淀方向）,也可以逆向转化（向生成溶解度大的沉淀方向）°
知识点二酸碱中和滴定相关问题
l.实验原理
（l）酸碱中和的实质是酸电离出的H÷与碱电离产生的OH＿结合生成水的反应,即H＋＋OHˉ＿
H2O◎
（2）在中和反应中虽然表面上没有明显现象’但pH发生很大的变化,开始时由于被中和的酸或碱
浓度较大,加人少量的碱或酸对pH的影响不大’当接近滴定终点时’很少量（一滴约0.04mL）的碱
或酸就会引起溶液PH的突变’此时指示剂明显的颜色变化表示反应完全即反应到终点。在滴定
过程中会发生因PH的突变而使指示剂颜色发生变化。通过溶液颜色变化判断终点（指酸碱恰好
完全中和）’测出酸（或碱）的体积’根据化学方程式中酸和碱完全中和时的物质的量的比值’从而
求出未知浓度的酸碱溶液的物质的量浓度°
（3）计算表达式;c＂＝生.旦△I△（〃A｀″B表示酸碱反应时的化学计量数）;
0A
「B
苔为—元赡碱则,-嘴≡
（4）滴定曲线:滴定曲线描述了酸碱混合过程中溶液pH的变化情况’其中酸碱反应终点附近的pH
突变情况’对于如何选择合适的酸碱指示剂具有重要意义。
～～～～～
～～
■≈≈
l2
l0
～
＼
＼
＼
酚酞
8
国
＝6
甲基红
甲基橙
4
2
（）
＼
～～～→～～～＝＝＝＝
J（HCl）／ml
l（）
20
30
4（｝
2.实验仪器与试剂
（1）酸式滴定管（可盛放酸性｀中性溶液或强氧化性溶液）｀碱式滴定管（可盛放碱性溶液）、移液管
或量筒、滴定管夹、铁架台｀锥形瓶等。
注惫:高锰酸钾溶液因为有氧化性,能腐蚀橡皮管’所以应使用酸式滴定管盛装;Na2CO3溶液用碱式
滴定管盛装°
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【
第二十天沉淀溶解平衡与溶液综合词葱
可
§
似
『
｜
≡
尺
回
尹
田
△
锥形瓶
止＝志
＼
三—巴
『川
酸碱中和滴定常用的仪器
（2）滴定管使用注意:
@滴定管标有温度（20℃）和刻度’刻度值零点在上’最大量程在下’0刻度值以上至管口和最大量
程（例如25）以下至尖嘴无刻度;
@滴定管测量的溶液体积取滴定前和滴定后的差值’读数看凹液面最低点相切的刻度线’读数时保
留小数点后两位（即精确度为0.0lmL）
;
◎滴定管的尖嘴部分需充满液体但不在计量范围内;若自零点将溶液放空’体积大于最大量程;若
尖嘴处有气泡’必须排尽’若不排尽气泡’则实际所量取溶液少于读取的数值。
（3）试剂:
o待测溶液:指被测定的未知浓度的溶液;
@标准溶液:指用来滴定待测液的已知准确浓度的溶液;
o指示剂:通过颜色变化来确定滴定终点的试剂。
指示剂的选择原则是:变色灵敏｀明显’变色范围尽可能与中和反应生成的盐溶液呈现的酸碱性
＿致°
酸中颜色
指示剂
pH变色范围
碱中颜色
甲基橙
红色pH＜3。l
3. l～4。4橙色
黄色pH＞4.4
无色pH＜82
酚酞
8.2～l0.0粉红色
红色pH＞l0.0
红色pH＜5.0
石蕊
5.0～80紫色
蓝色pH＞8.0
注惫:a.强酸滴定弱碱,必选甲基橙;
b强碱滴定弱酸,必选酚酞;
c.两强相滴定’原则上甲基橙和酚酞皆可选用;
d.中和滴定’肯定不用石蕊;
e.有些滴定也可以用其他试剂做指示剂,如滴定碘单质的实验,可以用淀粉溶液做指示剂°
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3。实验步骤
（l）准备:
o洗:仪器清洗
滴定管＿水洗,蒸馏水洗2～3次,待装液润洗;
锥形瓶＿水洗,蒸馏水洗2～3次;
@查:检查滴定管是否漏水’活塞转动是否灵活;
o润:滴定管或移液管用标准液或待测液润洗2～3次;
@装:向滴定管内装人标准液或待测液;
◎排:排气泡（排出滴定管尖嘴处的气泡）
;
◎调:调液面（将液面调至0刻度或0刻度以下某准确刻度’并记录读数）.
（2）取液:量取待测溶液
用移液管或另＿滴定管量取—定体积的待测液注人锥形瓶中’并加人2～3滴指示剂。
（3）滴定:先快后慢｀＿滴—摇’半分不变;
左手＿操作滴定管活塞或橡皮管中的玻璃珠;
右手＿不断振荡锥形瓶;
眼睛＿注视锥形瓶内溶液颜色的变化及滴定管口液体流出速度;
判断终点—溶液颜色发生变化且在半分钟内不再变色’记录滴定管读数°读数时平视滴定管中
凹液面最低点。
（4）计算:重复滴定2～3次,要求每次滴定所消耗的溶液的体积误差不超过0.2mL°取几次结果
的平均值进行计算。
（5）误差分析
蹦于—元酸碱间胸滴定｀由细-爷可知｀赊是健…灼体枫｀是标罐辩液的脓度它们均为定
值’所以cB测定值的大小取决于VA的大小’VA大则cB大’VA小则cB小。
以标准酸溶液滴定未知浓度的强碱（酚酞做指示剂）为例’常见的因操作不正确而引起的误差因素
主要来自以下5个方面:
步骤
操作
VA
CB
偏高
酸式滴定管未用标准溶液润洗
变大
碱式滴定管未用待测溶液润洗
偏低
变小
洗涤
偏高
锥形瓶用待测溶液润洗
变大
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
续表
步骤｜
步骤
｜
瓜
｜
◎＂
｜
｝／A
CB
操作
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III
第二十天沉淀溶解平衡与溶液综合问题
］
移取碱液的滴定管开始有气泡’放出液体后气泡消失
锥形瓶中指示剂加得过多
标准液滴定管漏液
酸式滴定管滴定前有气泡’滴定终点时气泡消失
振荡锥形瓶时有部分液体溅出
部分酸液滴出锥形瓶外
滴定终点时滴定管尖嘴悬一滴溶液
变小
偏低
取液
变大
偏高
变大
偏高
变大
偏高
滴定
变小
偏低
变大
偏高
变大
偏高
指示剂变色即停止滴定
溶液颜色较浅时滴人酸液过快’停止滴定后返加＿滴NaOH溶液无
变化
变小
偏低
终点
判断
变大
偏高
滴定前读数正确’滴定后俯视读数（或前仰后俯）
变小
偏低
滴定前读数正确’滴定后仰视读数（或前俯后仰）
变大
偏高
读数
滴定停止后,马上进行读数
变大
偏高
两次滴定所消耗的酸液体积相差太大
无法判断
4滴定实验拓展应用
（l）滴定在实际科学研究中的应用;
滴定实验是＿种最常用的、最重要的定量测定技术°
（2）其他滴定:
@氧化还原滴定;
@络合滴定;
o返滴定等。
知识点三综台型问题
1.综合型问题思略
电离平衡
沉淀溶解平衡
化学平衡
水解平衡
比较项目
逆｀等、动｀定｀变
平衡特征
U（电离）≡″（结合）
〃（沉淀）＝U（溶解）
D（正）＝!′（逆）
″（水解）＝″（中和）
2SO2 （g）＋O2 （g）
＿定条丝2SO3（g）
△≤
BaSO4 （s）＝＝Ba2＋
（aq）＋SO;ˉ（aq）
Fe3＋＋3H2O-
Fe（OH）3＋3H＋
CH3COOH＝＝
CH｀（〕OOˉ＋H＋
举例
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∩｀猿手册.30天速记高中化学知识［
续表
沉淀溶解平衡
水解平衡
电离平衡
化学平衡
比较项目
＿定条件下的含
弱根的盐的水
溶液
＿定条件下难溶电
解质的溶液中
一定条件下的弱
电解质的水溶液
＿定条件下的可
逆反应
存在条件
@温度;
@浓度;
o同离子效应;
@其他
o温度;
@浓度;
o酸碱度;
@外加电解质
o温度;
@浓度;
◎同离子效应;
@化学反应
@温度;
@浓度;
◎压强
影‖｜可因素
电离平衡常数Ka｀
Kb或Kw及电离度
难溶电解质的溶度
积Ksp及溶解百分数
水解平衡常数Kb
及水解率
平衡常数K及转
化率
平衡限度
平衡移动
的判据
勒夏特列原理
利用平衡思想解决实际问题:（l）分析判断平衡;（2）灵活运用平衡移动原理（即勒夏特列原理）。
2.与离子浓度相关问题
（l）判断盐溶液中的离子种类的多少
如Na3PO4溶液中的阴离子种类有:H2PO「｀HPOi—｀POj＿、OHˉ。
（2）判断溶液中离子能否大量共存
弱碱阳离子与弱酸根离子在溶液中若能发生完全双水解’则不能大呈共存°
如’OFej＋与co;ˉ ｀Hco丁、AloI｀sio;等发生双水解不共存;
@Al3＋与S2
｀HSˉ ｀CO;ˉ ｀AlOI｀SiO;等发生双水解不共存;
◎NH〈与AlOI、SiO;等发生双水解不共存;
@ClOˉ与Fe〕＋｀Al3＋、Cu2÷Mg2÷｀NHj等发生双水解不共存;
注意:Fe3＋与S2—｀HSˉ也不能共存’但不是发生完全双水解’而是发生氧化还原反应°
Fe2十与HCO丁不共存,AlOI与HCOJ不共存,这两组也不是因为双水解不共存’而是因为弱电离而
引起的不共存;Cu2＋与S2ˉ、HSˉ也不能共存’Ag＋与S2ˉ ｀HSˉ等也不共存,这两组也不是因为双水
解不共存’而是因为生成稳定的难溶物质而不共存°
（3）电解质溶液中的三个守恒关系
o电荷守恒规律:电解质溶液中’不论存在多少种离子’溶液总是呈电中性’阴离子所带的负电荷总
＿定等于阳离子所带的正电荷总数°
如’a~磷酸溶液中’存在阳离子:H÷ ;阴离子: H2POJ｀HPO;ˉ 、PO』
、OH
’因此电荷守恒关系:
c（H＋）＝c（OHˉ）＋c（H2POJ）＋2c（HPOi
）＋3c（POi＿）°
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」
第二十天
沉淀溶解平衡与溶液综合问题
｜
b.Na2CO』溶液中’存在阳离子:Na＋｀H＋;阴离子:CO;ˉ、HCOJ、OH＿,因此电荷守恒关系:c（H＋）＋
c（Na÷）＝2c（CO;＿）＋c（HCO丁）＋c（OHˉ）。
@物料守恒规律:电解质溶液中’由于某些离子能水解或电离’离子种类增多,但某些关键性的原子
或原子团总是守恒的’即某—组分的原始浓度（起始浓度）应该等于它在溶液中各种存在形式的浓
度之和°表现在单—物质上’即满足物质的原子守恒或原始配比恒定;在混合溶液中则表现为某些
微粒的量的比例关系恒定,即变形的物料守恒°
如,aˉ0. lmol／L的NaHCO3溶液’由于HCOf在水溶液中既能水解又能电离’故其中的碳元素以
HCO丁｀H2CO3｀CO;ˉ三种形式存在。
由于原始物质中有恒定关系:″（Na元素）＝则（C元素）’而溶液中又有厕（C元素）＝厕（HCOJ）＋
″（H2CO3）＋″（CO;ˉ）’因此有物料守恒关系:c（Na＋）＝c（HCO丁）＋c（CO;ˉ）＋c（H2CO3）＝0. lmol／L。
b.CH3COOH与CH3COONa物质的量浓度均为0. lmol／L的混合溶液’由于CH3COOH电离和
CH3COOˉ水解’所以实际的c（CH3COOH）和c（CH3COO＿）并不等于0. lmol／L’但c（CHjCOOH）＋
c（CH3COOˉ）＝02mol／L’c（Na＋）≡0. lmol／L恒成立,因此则有c（CH3COOH）＋c（CH3COO—）＝
2c（Na＋）成立。
o质子守恒规律:在电解质的水溶液中’无论电解质的微粒发生怎样的变化,水溶液中由水电离出
的H＋和OH的量总是相等的。
如’在Na2CO3溶液中’CO;ˉ水解’消耗水电离出的H＋’此时溶液中由水电离的H＋的有三种存在形
式:溶液中的H＋、HCOJ结合的＿个H÷ ’H2CO3结合的两个H＋’有关系c（H＋）M＝c（H÷）＋
c（HCO『）＋2c（H2CO3）,根据c（H＋）＂』o＝c（OH
）＂2o’则有关系:
c（OH
）＝c（H＋）＋c（HCOJ）＋2c（H2CO3）（即质子守恒式）°
@提示注意:a.一般只有单＿溶质的电解质溶液可以写出质子守恒式’混合溶液只能写出电荷守恒
式和物料守恒式,无法写出质子守恒式;
b对于只有—种水解离子的电解质溶液’可以将电荷守恒与物料守恒式联立即可导出质子守恒式,
即:电荷守恒＋物料守恒＝质子守恒°
如’Na2CO3溶液’电荷守恒式:c（H＋）＋c（Na＋）＝2c（CO;
）＋c（HCOJ）＋c（OH—）
I
物料守恒式:c（Na带）＝2［c（HCO丁）＋c（CO;—）＋c（H2CO3）］
Ⅱ
将Ⅱ式代人I式可得:c（H＋）＋c（HCOJ）＋2c（H2CO3）＝c（OHˉ）,即质子守恒式。
3.比较离子浓度大小
电荷守恒
物料守恒
质子守恒
—盔ˉ
~~~~
离子浓度
大小比较
根据物料守恒判断’或将
电荷守恒式与物料守恒式
联立用代入法、加减法、
消元法等数学方法得出新
的关系
离子
与分
子交
织式
综合分析电离
平衡、水解平
衡,判断溶液
的酸碱性
厅霉更］
~~
l25
电荷守↑瓦
全离子式
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‖｀猿手册.30天速记高中化学知识l
（l）酸碱溶液中的离子浓度:
弱酸碱的电离程度＿般都比较弱’其电解质分子浓度远远大于其电离出的各离子浓度;多元弱酸溶
液,根据多步电离分析’以第＿步电离为主’然后逐级递减。
如’@H3PO4的溶液中’c（H3PO4）＞c（H＋）＞c（H2POJ）＞c（HPO;ˉ）＞c（POjˉ）;
@氨水溶液中’c（NH3 .H2O）＞c（OH
）＞c（NH矿）°
（2）盐溶液中的离子浓度:
由于盐的情况比较复杂’因此需要根据具体情况分析:
@＿元弱酸碱盐’＿般其电离出的强酸碱离子浓度最大’大于弱酸碱离子’水解出的的H＋或OH
浓度通常都很小°
如’a.NH4Cl溶液:c（Clˉ）＞c（NHj）＞c（H＋）＞c（OH＿）
;
hCH3COONa溶液;c（Na＋）＞c（CH3COOˉ）＞c（OHˉ）＞c（CH3COOH）＞c（H＋）
;
c。FeCl3溶液:c（Clˉ）＞c（Fe3＋）＞c（H＋）＞c（OHˉ）°
@多元弱酸的正盐溶液’根据多元弱酸的弱酸根的水解是分步进行的但是以第—步为主’注意正
酸根比酸式酸根的水解程度要大。
如’Na2CO3的溶液中’c（Na÷）＞c（CO;
）＞c（OHˉ
）＞c（HCOJ）’c（CO;—）＞c（HCOJ）
＞c（H2CO3）·
o多元弱酸的酸式盐溶液’离子浓度大小比较时’注意该酸式酸根电离程度与水解程度的大小比
较。HSOJ｀H2POJ、HC2OJ电离程度大于水解程度’溶液呈酸性;HCO『、HS＿、HPOi＿水解程度大
于电离程度’溶液呈碱性°
如’aNaHCO3溶液:c（Na＋）＞c（HCO丁）＞c（OH＿）＞c（H÷）＞c（CO;ˉ）’c（HCOJ）＞c（H2CO3）
＞c（CO;ˉ）°
b.NaHSO3溶液:c（Na＋）＞c（HSO丁）＞c（H÷
）＞c（SO;ˉ
）＞c（OH—）’c（HSO丁）＞c（SO;＿
）
＞C（H2SO3）。
@不同溶液中同＿离子浓度的比较,要看溶液中其他离子对其影响。
如’在相同的物质的量浓度的下列各溶液中:a.NH4Cl;b.CH3COONH4;c.NH4HSO4。c（NHj）由大
到小的顺序是:c＞a＞b。
◎混合溶液中各离子浓度大小比较’一般溶液混合首先要考虑是否发生反应’若发生反应’要确定
反应后的物质及各物质的量（主要指浓度）,再考虑电离因素、水解因素等’最后进行综合分析得出
相应的浓度关系。若出现等式关系时,要灵活运用三个守恒关系式（电荷守恒式、物料守恒式｀质子
守恒式）和常温pH≡7时c（H＋）≡c（OHˉ）等式关系。
如,Olmol／L的NH3 .H2O溶液20mL,与0ˉ 1mol／L的盐酸l0mL’混合后分析离子浓度。首先分
析’两者反应’氨水过量;反应后的物质为NH4Cl和NH3 .H2O的混合物’且物质的量浓度相等;由
于NH』.H2O的电离程度大于NHj的水解程度’溶液呈碱性’所以c（OH
）＞c（H÷）’因此’综合分
析可得各离子的浓度大小顺序为c（NHj）＞c（Clˉ）＞c（OH
）＞c（H＋）°
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」
第二十一天原电池
｜
第二十＿天原电池
知识点-原电池的原理
l。原电池及其工作原理
在化学上’把化学能转变为电能的装置称之为原电池;
从能量角度来看,原电池实现了化学能向电能的转化;
从化学反应角度来看’原电池的基本原理是自发进行的氧化还原反应,还原剂失去的电子经过导线
传递给氧化剂’使氧化反应和还原反应分别在两个电极上进行’原电池是通过化学反应产生电流的
装置°
（1）本质
@原电池从反应实质上是自发进行的氧化还原反应’反应的原理仍遵循氧化还原反应的基本规律。
@原电池的氧化反应和还原反应分别在两个电极上发生’从而形成了电子沿导线传递而溶液中带
电离子按＿定方向迁移的闭合回路’产生电流°
（2）组成
o电极
a.若电极参与反应（即反应电极）’一般需要金属活动性不同的两个电极;
b若电极不参与反应（即惰性电极）’可以是石墨,铂或其他可导电惰性物质;也可以是较活泼的金
属电极（如Fe｀Cu｀Ag等）’但＿般无需区分金属活性。
@电解质溶液
a.作用:提供可自由移动的阴｀阳离子’形成离子定向移动’构成内电路;
b.通常所用的电解质溶液是酸碱、盐的水溶液’如H2SO4、NaOH、NaCl的水溶液等;有少数以非水
体系’如以熔融态的形式存在的（如熔融的CaO＼Na2CO］）或存在阴阳离子的有机溶液;极少数可传
导离子的固体（如可传导离子的特殊陶瓷等）也可以作为电解质环境°
◎闭合回路
a,导线:若正｀负电极在同一个电解质溶液中’电极必须通过导线相互连接构成闭合回路;除了导线
连接两个电极外’也可以是两个可以导电的电极直接接触;
b.盐桥:若正、负电极不在同一个电解质溶液中,则必须通过盐桥将两个电解质溶液连在＿起°
盐桥中的成分:通常是浸泡了饱和KCl溶液的琼脂胶体;
盐桥的作用:＿是使整个装置构成通路’代替两电解质溶液直接接触;
二是平衡电荷’使原电池可以持续形成稳定的电流’提高电流效率。
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｜小猿手册.30天速记高中化学知识〗
注惫:a.盐桥不能用导线代替’同理导线也不可用盐桥代替’两者的作用机理不同。
b.连通溶液的方法不止有盐桥’还有离子交换膜｀多孔陶瓷等°
c.由于盐桥中的K余和Clˉ会随电极反应的进行移入电解质溶液而消耗’因此盐桥使用一段时间后
会失效’这时需要更换新的盐桥’或将失效的盐桥浸泡在饱和KCl溶液中再生°
（3）电极反应
@负极:失去电子’有元素化合价升高’发生氧化反应’如Mˉ＂e-M＂÷
;
@正极:得到电子’有元素化合价降低’发生还原反应’如M＋厕e-M阀ˉ。
（4）流向问题
o电子流向:负极失电子’电子通过导线流向正极;
@电流流向:电流从正极经导线流向负极’电解液中没有电子流动’只有离子的定向移动形成的电流;
o离子流向:离子定向移动的目的是为了满足电荷守恒’维持电中性’使原电池的反应得以持续进
行°一般有两种形式的离子移动:
a。电解液中离子移动:一般情况下,阳离子向正极的方向移动,阴离子向负极的方向移动;如果有离
子交换膜存在,可能只有阳离子或阴离子某—类’透过交换膜’发生定向移动;
b.盐桥中离子移动:盐桥是浸泡有饱和KCl溶液的琼脂凝胶’不会流动’但K＋和Cl可以在其中自
由移动,发生原电池反应时,K＋流问负电荷增多的正极所在电解液,Clˉ流向正电荷增多的负极所
在电解液°
@小结:外电路中’电子由负极沿导线流向正极’电流则由正极沿导线流向负极。
内电路中,电解液中阳离子向正极移动,阴离子向负极移动;
盐桥中’K＋流向正极所在电解液’Clˉ流向负极所在电解液°
2.原电池原理在实际中的应用
应用
具体分析
如设计制造各种干电池｀蓄电池燃料电池等
金属在电解质溶液中反应’可以通过原电池原理加快其反应速率’如粗
锌与稀硫酸的反应速率比纯锌与稀硫酸的快
＿般情况下’负极的金属活动性比正极的金属活动性强°同时可利用
本方法判断金属单质的还原性强弱
利用原电池’牺牲负极保护正极,如将水闸或轮船与比铁活泼的金属相
连’可以保护水闸或轮船金属材料不被锈蚀
设计制造化学电源
加快某些反应的速率
比较金属的活动性顺序
金属腐蚀与防护
3.原电池原理的重难点突破
（l）原电池的判断
＿般方法:@先分析有无外接电源;
有外接电源的为电解池’无外接电源的可能为原电池;
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」
第二十-天原电池
‖
注惫:当多池相连时’尽管表面上没有外接电源’但实际上肯定有一池（或多池）做原电池’其余池为
电解池;一般总是两电极或反应物活性差异最大的一池为原电池。（即最容易发生自发氧化还原反
应的一池为原电池）
@再依据原电池的形成条件分析判断“四看’,
看电极’两极为金属导体且存在活泼性差异（燃料电池的电极＿般为惰性电极）;
看电解质溶液,电解质溶液是否有自由移动的阴、阳离子’两电极是否均插人电解质溶液中;
看回路’两电极是否相连或直接接触’或有盐桥｀离子交换膜等形成闭合回路;
看反应’有无自发进行的氧化还原反应’原电池反应是应该能够自发进行氧化还原反应的’但是要
注意燃料电池的自发氧化还原反应需要分析°
（2）原电池正、负极的判断
一般方法:o根据组成原电池两极的电极材料判断;
在原电池中,一般相对活泼性较强的金属做原电池的负极’相对活泼性较差的金属或导电的非金属
做原电池的正极°但MgˉAl在OHˉ环境中是例外’此时Al做负极°
@根据电流的方向或电子的流向判断;
电流是由正极经导线流向负极’而电子是由负极经导线流向正极。
◎根据原电池内电解质溶液中离子的定向移动方向判断;
阳离子移向的电极是正极,阴离子移向的电极是负极°
@根据原电池两极发生的变化判断;
原电池的负极总是失电子发生氧化反应（表现为元素化合价升高）’正极总是得电子发生还原反应
（表现为元素化合价降低）。
◎根据反应现象来判断;
通常情况下’在原电池中某＿电极若不断溶解或质量不断减少,该电极发生氧化反应’此为原电池
的负极;若原电池中某＿电极上有气体生成或电极的质量不断增加或电极质量不变,该电极发生还
原反应,此为原电池的正极°
@根据盐桥中离子的移动方向来判断;
一般使用的KCl的盐桥’K半流向正极所在电解质溶液,Cl流向负极所在电解质溶液。
（3）原电池电极反应式的书写
o书写原则
a.原电池两电极上分别发生氧化反应和还原反应,在同—个电极上不能同时既发生氧化反应又发
生还原反应;
bˉ原电池的正、负极反应和总反应都必须遵循原子守恒、得失电子守恒和电荷守恒;
c.电极反应＿般写成离子反应’但弱电解质、气体、难溶物｀单质或在其电解质环境中不能电离的等
均要写成分子形式’只有在其电解质环境中完全电离的物质写成离子形式;
d.正、负极产物需要根据题意及电解质的组分综合考虑写出°
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@书写步骤
a第一步,先确定原电池的正、负极’找出正｀负极上发生反应的物质;
b.第二步,再根据电解质溶液的溶质不同和题意要求’合理判断正、负极产物及其存在形式;
c.第三步’最后分别写出正、负极的电极反应式或总反应式°
o具体案例:
案例1:未给出总反应式°
首先’判断CH3OH在负极反应’失去6eˉ（C由ˉ2价升为＋4价）;
O2在正极反应’得到4e＿（O由0价降为ˉ2价）°
然后,判断产物。CH3OH中的C在负极的对应产物应该是CO2’在碱溶液中CO2与OHˉ反应变
为CO;ˉ
;
CH3OH中的H在负极的对应产物应该是H＋’在碱溶液中H十与OH＿反应变为H2O;
O2在正极的对应产物应该是O2ˉ ’在碱液中O2ˉ结合H2O电离出的H＋变为OH—
;
写电极反应式:
负极:＝CH］OHˉe—-CO;＿＋H2O
＝CH3OHˉ6e-CO;—＋H2O（C元素由—2价升为＋4价）
＝CH3OHˉ6e—＋8OH＿—CO;ˉ＋H2O（整理电荷’满足等式两边电荷守恒）
＝CH3OH—6e＿＋8OH＿-CO;
＋6H2O（完全配平’满足原子守恒）
正极:＝O2＋eˉ＋H2O-OHˉ
＝O2＋4eˉ＋H2O—OHˉ（O元素由0价降为—2价）
＝O2＋4e＿＋H2O-4OH＿（整理电荷’满足等式两边电荷守恒）
＝O2＋4eˉ＋2H2O-4OHˉ（完全配平’满足原子守恒）
案例2:给出总反应式。
某新型高铁酸盐电池的放电反应为2K2FeO4＋3Zn＋8H2O-2Fe（OH）3＋3Zn（OH）2＋4KOH°
写出该电池正｀负极的电极反应式。
首先’标出Fe和Zn元素在反应前后的价态’判断出K2FeO4在正极得电子’Zn在负极失电子;
然后’判断出在水溶液中’正极附近的K2FeO4电离出的FeO甜ˉ得3e＿,变为Fe（OH）3 ’同时还生成
OH
’负极的Zn失2e＿’结合溶液中的OHˉ变为Zn（OH）2;
写电极反应式:
负极:＝Zn＿eˉ-Zn（OH）2
＝Zn—2e＿—Zn（OH）2（Zn由0价升为＋2价）
＝Zn＿2e
＋2OHˉ-Zn（OH）2（整理电荷’满足等式两边电荷守恒和原子守恒）
正极:＝FeO;ˉ＋e＿-Fe（OH）3
＝FeO》ˉ＋3eˉ-Fe（OH）3（Fe元素由＋6价降为＋3价）
＝FeOi＿＋3eˉ＋H2O—Fe（OH）3＋OH＿
＝FeO:＿＋3e
＋4H2O-Fe（OH）3＋5OHˉ（整理电荷’满足等式两边电荷守恒和原子守恒）
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」
第二十～天原电池
｜
案例3:可充电电池（即二次电池）°
已知铅曹咆池反应;Pho型带…Ⅱ:s0器PhsO』带2H』o写出放电时的正负极反应式.
首先,判断出,放电时是原电池反应’反应方向是PbO2＋Pb＋2H2SO4-2PbSO4＋2H2O;
然后’标出PbO2｀Pb｀PbSO绷中的Pb元素的价态’判断出PbO2在正极得电子,Pb在负极失电子;
最后’判断出在水溶液中’正极的PbO2得2eˉ结合溶液中的SOi变为PbSO4’负极的Pb失2e结合
溶液中的SOiˉ也变为PbSO剿（PbSO4难溶于水）。
写电极反应式:
负极:＝Pbˉeˉ-PbSO4
＝Pb＿2eˉ-PbSO4（Pb由0价升为＋2价）
＝Pbˉ2eˉ＋SOi＿—PbSO4（整理电荷’满足等式两边电荷守恒和原子守恒）
正极;＝PbO2＋eˉ＿PbSO4
＝PbO2＋2e＿-PbSO4（Pb元素由＋4价降为＋2价）
＝PbO2＋2eˉ＋SOi＿＋4Ir-PbSO4＋2H20（整理电荷’满足等式两边电荷守恒和原子守恒）
（4）原电池中电解质溶液的pH变化判断:
O若电极反应消耗oH＿（或H＋）’则电极附近溶液的pH减小（或增大）;
若电极反应生成OH＿（或H＋）’则电极附近溶液的pH增大（或减小）。
@若总反应的结果是消耗OH
（或H＋）’则溶液的pH减小（或增大）
;
若总反应的结果是生成OHˉ（或H＋）’则溶液的pH增大（或减小）。
若两极消耗等物质的量的OH＿（或H＋）’则溶液的pH变化视原电解质溶液酸碱性的不同和反应
产物的不同而不同’需要具体情况具体分析。
知识点二原电池的应用
化学电源
电池总反应
电极反应
电池
负极:Znˉ2eˉ-Zn2＋
正极:2NHi＋2MnO2＋2e-Mn2O3＋
2NH3＋H2O
Zn＋2MnO2＋2NH『＝＝＝
Zn2＋＋Mn2O3 ＋2NHq
＋
H、O
＊普通锌锰干电池
Zn
NH4Cl｀Zn（〕l2｀
MnO’
｜
C
负极:Zn＋2OHˉˉ2eˉ＝＝＝Zn（OH）2
正极:2MnO2＋2H2O＋2eˉ＝＝≡
2MnO（OH）＋2OHˉ
负极:Zn＋2OH—2eˉ＝＝Zn（OH）2
正极:Ag2O＋H2O＋2e-2Ag＋2OHˉ
~~
Zn＋2MnO2＋2H2O＝≡≡
2MnO（OH）＋Zn（OH）2
碱性锌锰电池
Zn
｜KOH
MnO’
次
电
池
Zn＋Ag2O＋H2O＝＝＝
Zn（OH）2＋2Ag
8Li＋3SOCl,＝＝＝6LiCl＋
锌银电池
Zn
｜KOH
｜Ag2O
负极:8Li-8eˉ-8Li＋
正极:3SOCl2＋8e＝＝≡SO;ˉ＋2S＋6Cl—
＊锤电池
Li
｜
LiAlCl4、SOCl2
｜C
≤
■
’
＝
＋
〕
）
（
曰
■
气
≡
●
■
■
且
［
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续表
电池总反应
电极反应
电池
放电时’负极:Pb（s）＋SO;—（aq）ˉ2eˉ
-PbSO4（s）
正极:PbO2（s）＋4H＋（aq）＋SOi
（aq）＋
毗o｀＋Ph＋2＂』so器
乙
2PbSO4＋2H2O
铅蓄电池
Pb
｜H2SO4
PbO2
2eˉ—PbSO4（s）＋2H2O（l）
放电时,负极:H2＋2OH
ˉ2e-2H2O
正极:2NiO（OH）＋2H2O＋2eˉ＝＝≡
2Ni（OH）2＋2OHˉ
2N」0（o＂）咀器
2Ni（OH）2
镍氢电池
H’
｜
OHˉ
NiO（OH）
二
次
电
池
放电时’负极:Fe—2eˉ＋2OH-
Fe（OH）2
正极:NiO2＋2e
＋2H2O-Ni（OH）2
Fe＋Mα＋2Ⅱ·O狸
＾
充电
丝
Fe（OH）2＋Ni（OH）2
铁镍电池
Fe
OHˉ
｜
NlO’
＋2OHˉ
放电时,负极:Cd—2eˉ＋2OHˉ≡≡
Cd（OH）2
正极:2NiO（OH）＋2H,O＋2eˉ＝＝
Cd＋2NiO（OH）＋2H2O
碧2Nj（o∏）』带心d（oⅡ）:
＊镐镍电池
（〕d
OHˉ ｜MO（OH）
2Ni（OH）2＋2OHˉ
＊锤离子电池
I」
｜含I』＋的导电固体｜
LiMn2O4
L!＋Li＂n:o黑
Li2Mn2O4
放电时’负极:Li—eˉ＝＝＝Li＋
正极:LiMn2O4＋Li＋＋eˉ＝＝＝Lj2Mn2O4
氢氧燃料电池（酸性环
境）H2
｜
H÷
｜O2
2H,＋O,-2H7O
氢氧燃料电池（碱性环
境）H2
｜
OHˉ
｜
O’
2H,＋O,-2H,O
燃
料
电
池
氢氧燃料电池（熔融氧化
物环境）H’ ｜熔融O2
｜O’
2H,＋Oo-2H,O
氢氧燃料电池（熔融碳酸
盐环境）H2 ｜含Li2CO3ˉ
Na2CO3的熔融碳酸盐｜
O’
2H2＋O2ˉH2O
｜
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「
第二十＿天原电池
.
~
续表
电池
电极反应
电池总反应
负极:CH4-8eˉ＋2H2O＝＝≡CO2＋8H＋
正极:2O,＋8eˉ＋8H＋-4H,O
甲烷ˉ氧气燃料电池（酸
性环境）CH4
｜
H÷
｜
O2
CH4＋2O2-CO2＋2H2O
负极:CH4ˉ8eˉ ＋l（）OH—-（〕O;＿
＋
7H2O
正极:2O,＋8eˉ＋4H,O—8OHˉ
甲烷＿氧气燃料电池（碱
性环境）CH4
｜OH
｜O2
CH4 ＋2O2 ＋2OHˉ—
CO;ˉ＋3H2O
＊甲烷—氧气燃料电池
（熔融氧化物环境）CH4
｜熔融O2ˉ
O’
负极:CH4—8e
＋4O2ˉ＝＝＝CO2＋2H2O
正极:2O,＋8eˉ-4O2ˉ
CH4＋2O2—CO2＋2H2O
燃
料
电
池
＊甲烷ˉ氧气燃料电池
（熔融碳酸盐环境）CH4
｜含Li2CO3ˉNa2CO3的
熔融碳酸盐O’
负极:CH4 —8e
＋4（】O;ˉ-5CO2
＋
2H2O
正极:2（）2＋8eˉ＋4CO2-4CO;—
CH4＋2O2＝＝≡CO2＋2H2O
负极:2CH3OH-l2e
＋l6OH＿-
2CO;ˉ＋l2H2O
正极:3O,＋l2e—＋6H’O-l2（）Hˉ
＊甲醇-氧气燃料电池
（碱性环境）CH3OH
｜
OHˉ
O’
2CH3OH＋3O2 ＋4OH
-2CO:ˉ＋6H2O
负极:4NH3
—l2eˉ
＋12OHˉ＝＝＝2N2
＋l2H2O
正极:3O∩＋l2e—＋6H,O—l2OHˉ
＊氨-氧气燃料电池（碱性
环境）NH｀
｜OH
O2
4NH3 ＋3O2-2N2
＋
6H司O
［拓展］
（l）C蕊H′O′ˉ（）2燃料电池
（—般默认氢元素的价态为＋l价氧元素的价态为ˉ2价’根据化合价代数和为零求出碳元素的价态）
总反应:
C期HγO舅＋O2——→CO2＋H2O
负极:C翼HγO;—eˉ＋H2O——镑CO2＋H＋
正极:O,＋4eˉ＋4H＋-2H,（）
酸性环境
负极:C甄H哪O;ˉe＿＋OH＿—→CO;ˉ＋H2O
正极:O,＋4e
＋2H,O-4OH—
总反应:
C醚HO‘＋O2＋OHˉ——庐CO;＿＋H2O
碱性环境
负极:（〕愿HyO〃-eˉ＋O2ˉ——→CO2＋H2O
正极:O,＋4eˉ-2O2
总反应:
（〕xHvO2＋O2-—→CO2＋H2O
熔融氧化物环境
负极:C鳃HyO.ˉe—＋CO;—今CO2＋H2O
正极:O2＋4eˉ＋2CO2-2CO;—
（CO2在正｀负极循环）
总反应:
（〕HO＋O司—→CO句＋H,O
x
v
z
鱼
凸
＝
熔融碳酸盐环境
（2）脐（N2H4）-氧气燃料电池（氢元素的价态为＋l价,氮元素的价态为ˉ2价）
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吓猿手册。30天速记高中化学知识】
负极:N2H4ˉ4e＝＝N2＋4H＋
正极:O2＋4eˉ＋4H＋-2H2O
负极:N2H4-4e
＋4OHˉ-N2＋4H2O
正极:O,＋4eˉ＋2H,O—4（）Hˉ
总反应:N2H4＋O2＝＝N2＋2H2O
酸性环境
总反应:N2H4＋O2-N2＋2H2O
碱性环境
负极:N2H4—4e—＋2O2ˉ-N2＋2H2O
正极:O,＋4eˉ-2O2—
总反应:N2H4＋O2＝＝＝N2＋2H2O
熔融氧化物环境
负极:N2H4ˉ4e—＋2CO;-N2＋2H2O
＋2CO2
正极:O2＋4e
＋2CO2-2（〕O;
（CO2在
正、负极循环）
总反应:N2H剿＋O2＝＝N2＋2H2O
熔融碳酸盐环境
~
知识点三金属的腐蚀与防护
1金属的腐蚀
（l）金属腐蚀的实质与类型（以钢铁腐蚀为例）
电化学腐蚀
化学腐蚀
吸氧腐蚀
析氢腐蚀
金属与接触到的干燥气体
（如O2、Cl2｀SO2等）或非电解
质液体（如石油）等直接发生
化学反应而引起的腐蚀
定
义
不纯的金属（或合金）与电解质溶液接触时’会发生原电池反应’
比较活泼的金属失电子而被氧化引起的腐蚀
不纯的金属或合金与电解质溶液接触发生氧化反应
条
件
金属与干燥气体｀非电解
质物质等直接接触
很弱的酸性（如碳酸）’中性或碱性
电解液,且溶液中溶有O,
酸性较强的电解液（＿般酸
性强于碳酸）
金属原子失去电子变成阳离子而被氧化的过程,表现为M-′Ⅺeˉ-M厕＋（氧化反应）
本
质
金属直接被氧化剂氧化的
过程
较活泼的金属作为负极被氧化的过程
—
现
象
无电流产生
有微弱的电流产生
2H＋＋2e＿＝＝H2↑
正极
O,＋4e
＋2H司O＝≡≡4OHˉ
负极
反
应
式
Fe-2eˉ＝≡≡Fe2＋
ˉ
Fe2＋＋2OHˉ＝＝≡Fe（OH）2;
4Fe（OH）2＋O2＋2H2O—4Fe（OH）3;
2Fe（OH）3-Fe2O3
. ′lH2O（铁锈）＋（3-′l）H2O
如铁在氯气中被腐蚀
2Fe＋3Cl2-2FeCl3
其他
反应
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II
第二十→天原电池
｜
续表
电化学腐蚀
化学腐蚀
吸氧腐蚀
析氢腐蚀
化学腐蚀与电化学腐蚀往往同时发生’但电化学腐蚀更为普遍,危害严重。而电化学腐蚀中
吸氧腐蚀是主要的腐蚀类型’具有广泛性;析氢腐蚀只发生在特定电解液（较强的酸性电解
液）和某些局部区域内
相
互
关
系
（2）金属腐蚀快慢的判断
o影响因素:与构成微电池的材料性质有关;与金属所接触的电解质强弱（实际指浓度）有关°
@＿般原则:腐蚀难易及快慢的比较
电解池原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防护措施的腐蚀
同＿种金属的腐蚀:强电解质溶液＞弱电解质溶液＞非电解质溶液
2.金属的防护
（l）—般防护方法
@改变金属的内部组织结构’如在普通钢中加人铬｀镍等金属制成的合金钢’使组织结构发生变化’
从而增加了钢铁的耐腐蚀能力;
@在金属表面覆盖保护层:涂油脂、油漆或覆盖搪瓷塑料等;用化学方法使金属表面生成致密而稳
定的氧化膜;用电镀的方法在金属表面镀上一层不易被腐蚀的金属。
（2）电化学保护法
@牺牲阳极的阴极保护法:应用原电池原理’让被保护金属作为正极’另找＿种活泼性较强的金属
作为负极’则构成原电池时,较活泼的金属失电子给被保护的金属’而被保护的金属将不再氧化失
电子’从而达到保护的目的°例如’在船舶外壁或水闸上镶嵌若干锌块’保护钢铁设备°
@外加电流的阴极保护法:应用电解池原理’让被保护的金属接电源的负极做阴极’惰性电极做辅
助阳极’两者都存在于电解质溶液中’这样作为阴极的金属就被保护起来°例如’输油管道、海底电
缆接电源的负极防腐。
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「小猿手册.30天速记高中化学矩识［
第二＋二天电解池
知识点-电解原理
l.电解池原理
（l）［实验］电解（〕uCl2溶液
Cu
在U形管中注人CuCl2溶液,插人两根石墨做电极’把湿润的淀粉ˉ碘化钾试纸放在与直流
电源正极相连的电极（阳极）附近,接通直流电源
电流表的指针发生偏转,阴极石墨棒周围溶液颜色加深’阳极石墨棒周围溶液颜色变浅;
阴极石墨棒上覆盖—层红色物质’阳极石墨棒上有气泡产生’同时看到湿润的淀粉ˉ碘化钾
试纸变蓝
在电流的作用下,溶液中的CuCl2被电解生成Cu和Cl2;CuCl2皇壁Cu＋Cl2↑
;
阳极:2Cl—ˉ2e＿-Cl2↑（氧化反应）;阴极:Cu2＋＋2e—＿Cu（还原反应）
实验
步骤
实验
现象
实验
结论
（2）电解原理
电解:使电流通过电解质溶液（或熔融电解质）而在阴、阳两极引起氧化还原反应的
过程;
电解池:将电能转化为化学能的装置;
将电能转化为化学能;借助电流使非自发进行的氧化还原反应得以发生
o与直流电源相连的两个电极;
a.电源为直流电源;
b。跟直流电源的负极相连的电极是电解池的阴极;跟直流电源的正极相连的电极是电
解池的阳极;
c.电极可以是惰性电极如,Pt、Au｀石墨’或活泼电极,如Zn｀Fe、Cu｀Ag等。
@电解质溶液（或熔融电解质）;
o形成闭合回路:通过盐桥或离子交换膜相连
定义
~
特点
形成
条件
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L≥第二十二天电解池
］
~
续表
通电时’电子从电源的负极沿导线流人电解池的阴极,阳离子向阴极移动在阴极获得电
子发生还原反应’阴离子向阳极移动在阳极失电子发生氧化反应,电子从阳极流出’沿
导线流回电源正极。
回师
ˉL…≈｜…电子（e
）流出…!～离子定向移动-一.＿电子（eˉ）流人
ˉ
ˉˉ
.
~
起些阴极
即
电子
流向
｀离子定向移动＼阳极电子（eˉ）缸△电源正极
:电源负极
离子移
动方问
阳离子幽阴极;阴离子碰!阳极
工作
原理
C
C
淡豁水
溶液A
电解池
构造
CuCl2
精制饱利食盐水水（含少量NaOH）
电极
判断
2.电解规律与类型
（1）电解规律
规律
详解
若阳极金属电极在金属活动性顺序中位于Ag（包括Ag）之前,则这些金属电极
首先失去电子进人溶液’此时溶液中其他离子不再失电子°
如Fe做阳极电极时,Fe优先在阳极发生氧化反应失电子’电极反应式为Fe—
2eˉ—Fe2＋
活泼
电极
阳极放电
（失电子）
顺序
若阳极为金（Au）｀铂（Pt）｀石墨等惰性电极时’由于惰性电极很难失电子’因此
主要是溶液中的阴离子失电子’＿般阴离子还原性越强越易失电子,因此’阴
离子放电）｜顶序为S2ˉ＞I＿＞Br
＞C］ˉ＞OH—＞含氧酸根离子。
注意:非最高价含氧酸根离子的失电子能力＿般比OH
要强’如SO;ˉ先于
OH
失电子等
惰性
电极
可总结为活泼阳极（Zn｀Fe｀Cu｀Ag）＞无氧酸根离子＞OH＿＞最高价含氧酸根
离子＞Fˉ
137
与电源正极相连
阴离子移向
阳极
发生氧化反应
阳离子移向
阴极
发生还原反应
与电源负极相连
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续表
详解
阴极上一般由溶液中阳离子获得电子’阳离子氧化性越强越易得电子’阳离子放电｜｜顶
序＿般为Ag＋＞Hg2＋＞Fe3＋＞（〕u2÷＞H＋（酸）＞Fe2＋＞Zn2＋＞H＋（盐溶液）
＞Al3＋＞
Mg2十＞Na＋
A
B
＿日吊
强
阳离子
得电子
规律
阴极放电
（得电子）
顺序
:
H＋
｛
Cu2＋
Hg2＋
Ag2＋
OHˉ
!
Clˉ
Br
Iˉ
S2ˉ
K＋
Ca2＋
Na＋
Fˉ
含氧酸根
阴离子:失电子
总结
（惰性
电极）
～〕口
J＝
C
D
注:对阴、阳离子在两极上放电顺序的考查’可看作是对离子氧化性或还原性强弱的
考查’但实际放电顺序与离子性质、溶液浓度｀电流强度、电极材料等都有关’相对比
较复杂’不应将放电）｜顶序绝对化’故以上仅是—般规律’在解决具体的电解问题时需
要具体问题具体分析
（2）电解类型（惰性电极）（A｀B｀C｀D分别为电解规律表格中的分区）
总体
PH总反应式
电解
减2H2O＝＝
小7∏↑上∩
电解
2H勺（）＝≡＝
2H
阴极
阳极
现象｜电极反应式｜现象｜电极反应式
电解
物质
电解
类型
盐的
类型
复原
举例
2H2O-4eˉ
ˉH＋＋
O,↑
有无
色气
体放出
有无
色气
体放出
’ ↑＋O’↑
（〕的酸
含氧酸
2H十＋2e
-H’↑
H,O
H句O
H2SO4
2H2O＋2eˉ
＝＝H2
↑
＋2OH
有无
色气
体放出
有无
色气
体放出
4OHˉ
-4eˉ
-2H2O＋
O’↑
2H2O皇壁
2H’↑＋O’
↑
A的碱
强碱
增
大
电解
水型
H,O
H勺O
NaOH
A＿C活泼
金属的含
氧酸盐
有无
色气
体放出
有无
色气
体放出
4OHˉ
—4eˉ
＝＝＝2H2o＋
O’↑
2H2（）皇壁
2H2↑＋O2↑
不
变
2H＋＋2eˉ
＝＝H2↑
Na2SO4
H,O
H司O
B—D不活
泼金属的
无氧酸盐
（氟化物除
外）
有黄绿
色气体
放出
析出
红色
固体
CuCl2皇壁Cu
＋Cl’↑
（〕u2＋＋2eˉ
＝＝≡Cu
2Cl
-2e
-Cl,↑
CuC』（s）
CuCl,
（〕U〔】l2
~
电解
电解
质型
D的酸
无氧酸
（除IⅣ外）
有无
色气
体放出
有黄绿
色气体
放出
2H（〕l里壁
H2↑＋Cl2↑
增
大
●
个
｜
∑
勺
＋
Ⅱ
Ⅲ
—
＿
2Clˉ-2eˉ
-Cl’
↑
HCl
HCl
HCl（g）
A—D活泼
金属的无
氧酸盐（氟
化物除外）
2NaCl＋2H2O
里壁2NaOH＋
H2↑＋（〕l2↑
放氢
生碱
型
有无
色气
体放出
有黄绿
色气体
放出
增
大
2H＋＋2eˉ
＝≡＝H’↑
Na（〕l＋
H勺O
2Clˉ—2eˉ
-Cl’↑
NaCl
HCl（g）
l38
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』
第二十二天电解池
｝
续表
电解
类型
轴的
类型
阴极
阳极
现象｜电极反应式｜现象｜电极反应式
电解
物质
总体
pH｜
总反应式
举例
复原
2CuSO4＋2H2O
塑2Cu＋
o2↑＋2Hhso4
析出
红色
固体
有无
色气
体放出
2H,O-4eˉ
-4H＋＋
O2↑
Cu2＋＋2eˉ
＝＝＝Cu
H2O＋
CuSO4
减
小
（〕uO
CuCO3
CuSO4
放氧
生酸
型
B—C不活
泼金属的
含氧酸盐
4AgNO3＋2H2O
塑4Ag＋O2↑
＋4HNOq
析出
银白色
固体
有无
色气
体放出
2H,O—4eˉ
÷
ˉH＋＋
O2↑
H2O＋
AgNO3
Ag2O
Ag2〔】O3
减
小
Ag＋
＋e
—Ag＋
AgNO3
3ˉ电解池电极反应式的书写
书写方法
已知两个电极反应
式写总反应式
使两个电极反应式得失电子数相等后’再将两式相加’消去等号两边相同的
化学式即可
已知总反应式写电
极反应式
分为四步（与原电池的方法联合记忆）:@判物质’标得失;@选离子’配电
荷;◎配系数’巧用水;@两式加’验总式
o首先要判定是否为电解池;
@对于电解池’首先要考虑阳极材料’若为惰性电极’溶液中的阴离子被氧
化失电子;若为活性电极（如Fe｀Cu等活泼金属）’则先被氧化失电子的是电
极本身;
o若溶液中阴｀阳离子有多种’则先根据离子放电）｜顶序来判定什么离子先放
电,什么离子后放电’再写出电极反应式;
@若可以通过实验现象直接判断出最终的电极产物’则可以根据判断出的
反应物和产物先写出总反应式,之后利用加减法写出电极反应式
根据反应现象或反
应装置写电极反
应式
阴｀阳极反应式之和为总反应式。—般先写出反应的总方程式和较易写出
的电极反应式’然后用总方程式减去较易写出的电极反应式得较难写的电
极反应式
加减法书写电极反
应式
姨惫:电解池电极反应式的书写与原电池的电极反应式书写的注意事项接近°重点是一方面要准
确判断是电解池还是原电池’另一方面要注意电解质溶液的酸碱环境。
4.电化学计算
（l）主要类型
@计算两极产物的质量或体积;@计算反应过程中转移电子的物质的量;◎计算电解质溶液的pH;
@计算阿伏加德罗常数;◎通过计算推断物质的化学组成°
l39
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（2）主要方法
o根据得失电子守恒法计算:用于串联电路、阴阳两极产物正负两极产物、相同电量等类型的计
算°计算依据是外电路上转移的电子数相等°
@根据关系式计算:根据电路中得失电子守恒关系建立已知量与未知量之间的桥梁’从而建立计算
所需的关系式。例如’以通过4moleˉ为桥梁可构建如下关系式:4eˉ～2Cl2～O2～4OHˉ～4H＋～
2H2～2Cu°
该关系式具有总揽电化学计算的作用和价值’熟记电极反应式’灵活运用这个关系式便能快速解决
常见的电化学计算问题°
o根据总反应式计算:先写出电极反应式’再写出总反应式’最后根据总反应式列比例式计算°
5.原电池与电解池的区别比较
电解池
原电池
有外接电源
区分依据
无外接电源
能
学
化
→
能
电
能量转化
能
电
→
能
学
化
非自发进行的氧化还原反应
反应特征
自发进行的氧化还原反应
负极
阴极
正极
阳极
电极名称
与正极相连
与负极相连
相对较活泼电极
相对不活泼电极
电极或阴离子
阳离子
反应物质
电极或还原剂
阳离子或氧化剂
得电子
得失电子
失电子
失电子
得电子
电极反应
氧化反应
还原反应
氧化反应
还原反应
e
｜
电子流动方向
卜
「
可
乙
-C
丁
≥
｜
~
溶液中离子流向
≡三干三≡
＜二二牛二二二乡
~~＂~
H2SO4
CuCl7
厂＝■＝岂＝＝＝＝＝＝ˉ＝＝＝＝ˉ-
厂＝＝＝ˉ-ˉ＝ˉ＝＝ˉ＝＝＝＝一…
原电池
｛
ˉ′′eˉ
｜
电解池
｜
＝器＝｛氧化产物＋还愿产铡｜
｜氧化剂＋还原剂
｜
｜
｜
但｜凹
″e
＋门e-
l＝ˉ-＝＝ˉ＝＝＝＝＝■■＝＝＝■■■■■
0＝0ˉ-≡＝0＝＝＝＝＝＝＝ˉˉ＝■■■■■
可逆电池
l40
蓝
＝
~~~
二二SO;三『＝
~ˉ
~
暮建
ˉHt＝
≡OH≡
ˉCu2士→
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』
第二十二天电解范＿］
知识点二电解原理的应用
｜
电解食盐水
（氯碱工业）
电镀
（电镀锌）
电解精炼
（电解精炼铜）
电冶金
（电解法制Na／Mg／Al）
〗
丛
‘
［
℃
;哨韭隋嗣c＂
粗铜
镀侠r｜｜卯Ⅲ
装置
示意
图
茂盐水
浓NaOII
｜
｜
｜
｛
陛掣］
隆驾
Z五—
6∏丑雨
精制的N日Cl
［LαNaOII）
2H＋＋2eˉ—H2↑
滴酚酞溶液,溶液变红
阴极
反应
Cu2＋＋2e
Cu（精
铜）
Zn2＋＋2eˉ＝＝ZI］
2Na＋＋2eˉˉNa
Cuˉ2eˉ-Cu2＋（粗
铜）
当粗铜中存在Zn、Fe、
Ni等金属杂质时’先
于Cu失电子形成金属
阳离子;含有的Ag、Pt、
Au等不活泼金属杂质
不会在阳极失电子’从
而在阳极区沉积下来
形成含贵重金属的阳
极泥
2Cl＿ˉ2e-Cl2↑
湿润的淀粉ˉ碘化钾试
纸变蓝
阳极
反应
2Cl＿ˉ2e
;Cl’↑
ZIl-2eˉ＝＝＝Zn2＋
电解
2NaCl＋2H2O-
2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
逃
锤
应
2NaCl（熔融）
Cl’↑
Na＋
（l）阴极室与阳极室
用阳离子交换膜分开’
允许阳离子Na＋通过,
阻止阴离子（Clˉ、
0Hˉ）和分子Cl2通过,
这样能阻止H2和Cl2
混合爆炸’又能避免
Cl2和NaOH溶液作用
生成NaClO而影响烧
碱的质量;
（2）食盐水需经净化’
除去Mg2＋、
Ca2＋、
Fe3＋｀SO;ˉ ’一般加
NaOH除Mg2＋、Fe3＋
,
加BaCl2除SO;— ’加
Na2CO3除Ca2＋和过量
Ba2＋,最后加盐酸除过
量OH＿和CO:ˉ
（l）制备金属钠,用熔融
的NaCl,而不是NaCl的
水溶液;
（2）制备金属镁,用熔融
的MgCl2,不用熔融的
MgO或MgCl2的水
溶液;
（3）制备金属铝,用熔融
的Al2O3并且用冰晶石
（Na3AlF6）做助融剂（降
低融解温度）’不用熔融
的AlCl3（共价化合物’
不导电）,也不能用
AlCl］水溶液
（1）粗铜做阳极溶解
下来;精铜做阴极’有
铜析出’阴极质量
增加;
（2）阳极泥中含有Ag、
Pt、Au等贵重金属;
（3）当粗铜中含有Zn、
Fe｀Ni等活泼金属时,
电解质溶液中c（Cu2十）
会不断减少’应定期的
更换电解质溶液;—般
情况下阳极减少Cu的
质量小于阴极增加铜
的质量
（l）镀件必须做阴极°
镀层金属必须做阳极;
（2）用含镀层阳离子
的溶液做电镀液;
（3）电镀前后电镀液
的浓度保持不变;
（4）镀件需酸洗去除
表面的锈;
此时需要说明:当锌离
子浓度较高时,锌离子
会先于氢离子在阴极
得电子
说明
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∩｀猿手册.30天速记高中化学矢q诅l
第二十三天必考有机—有机化合物的组成和结构
~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~
｜写在最前面:
｜
在必考有机部分’高考中常最常考到的是结构、命名和同分异构体°故我们在必修部分着重讲｜
｜解了这三个方面,如果同学们需要复习各种有机物的性质,可以参考第二十七天与二十八天内容°｜
｜已经第二十三天了坚持住哟!
~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~
知识点-有机化合物概述
l.有机化合物的定义:大多数含碳元素的化合物称为有机化合物’简称有机物。
注惫:一般含碳的化合物’如淀粉｀纤维素、蔗糖｀蛋白质、橡胶、塑料、石油、天然气等属于有机物’而
CO2、CO、H2CO3、碳酸盐等含碳化合物’属于无机物。
2.有机化合物的特点
（l）组成元素复杂:＿般有机物除含碳元素外’还含有H、O、N｀S｀P及卤素等非金属元素’个别还含
有Fe｀Co、Mg等金属元素’绝大多数都含有H元素。
（2）种类多:有机物的种类繁多’多达几千万种,远远超过无机化合物的种类。
（3）结构复杂:有机物大多具有复杂的空间结构’普遍存在同分异构现象°
（4）物理性质不同于＿般无机物;
＿般有机物具有:
@密度较小;
@难溶于水’易溶于苯｀乙醚四氯化碳｀汽油等有机溶剂;
o熔｀沸点较低;
@易燃烧’易分解;
◎不易导电｀大多属于分子晶体’非电解质°
（5）化学性质与无机物差异较大:有机物参与的反应’反应条件复杂’大多数需要催化齐‖;反应速率
慢’通常需要几小时甚至更长;反应副产物多’所得产品往往是混合物’因此’＿般表达有机反应常
用“—→”代替“-”°
知识点二有机物的分类
l.按组成元素分类:
根据有机物分子中是否含有除碳氢以外的元素,分为烃和烃的衍生物°
注悲:只含C、H元素的有机物称为烃;除C、H元素外’还含有N｀P、S＼卤素等元素的有机物称为烃
的衍生物。
2.按碳骨架分类:
根据分子中碳骨架的形状,可分为链状有机物和环状有机物。
l42
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I
第二十三天必考有机二二宵机化合物的组成和结构｜
捶惫:链状指分子主体呈现为锯齿状链条’但不排除支链带有环状结构;环状指分子主体呈现闭合
环状’环上可能有小的链状支链。高中阶段的环状结构主要有脂肪（族）环、苯环、杂环三种’考查重
点主要是含一个或多个苯环的环状结构。
3.按是否含有苯环进行分类:
脂肪族化合物和芳香族化合物。
姨惫:对于芳香族化合物’在高中范围内’一般只要求掌握含苯环类的芳香族化合物’不要求掌握其
他杂环类芳香族化合物。
4.按官能团分类
烃分子里的氢原子可以被其他原子或原子团所取代生成新的化合物,这种决定化合物特殊性质的
原子或原子团叫宫能团。按官能团分类是最常见和最主要的分类方法°
通式
官能团
典型代表物
类别
结构通式
分子通式
名称
结构
甲烷CH4
C＂H2′』＋2（n≥1）
R～CH3
烷烃
~
／
＼
℃
~~
℃
＼
／
乙烯CH2＝CH2
双键
C″H2厕（′l≥2）
R—CH＝CH—R′
烯烃
乙炔HC≡CH
C厕H2＂2（n≥2）
三键
炔烃
R—C≡CH
＿C≡C—
芳香
烃
C＂H2″ˉ6（′l≥6）
卤素
原子
毗
烃
澳乙烷CH3（〕H2Br
R—X
—X
｜
R—C
（醇）
轻基
C则H2厕＋2O
（饱和—元醇）
乙醇（〕H3（〕H2OH
OH
醇
—O｜8
—OH与苯环直接相连
R
OH
（酚）
烃基
酚
—OH
（R可有邻、间、对3
种接法）
乙醚
CH3CH2OCH2CH3
CnH2″＋2O
（饱和—元醚）
＼
／
R—C＿O—C—R′
＼
／
C—O—C—
／
＼
醚键
醚
Ⅱ
○
‖
℃
〔
Ⅱ
醛
乙
C″H2抛O
（饱和一元醛）
O
‖
—C—H
R—CHO
醛基
醛
143
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｜小猿手册
30天速记高中化学知识‖
续表
通式
团
巳
巳
么
口
门
官
典型代表物
类别
结构通式
分子通式
结构
名称
丙酮
O
ll3C—C＿CH］
O
‖
R—C＿R′
~
·
‖
℃
~
C厕H2＂O
（饱和一元酮）
碳基
酮
乙酸
O
‖
C—OH
C″H2∏O2
（饱和—元竣酸）
梭酸
竣基
O
‖
H｀C—C＿OH
R—COOH
乙酸乙配
O
H3C—C—O—C2H5
酪
（含油
脂）
C厕H2nO2
（饱和—元竣酸与饱
和＿元醇形成）
O
‖
＿C—O—R
O
‖
R—C—O—R′
酪基
注愈:其他常考的还有
官能团
分子
通式
类别
典型代表物
结构通式
结构
名称
醋酸研
O
O
H3C—C＿O＿C—CH3
○
‖
＂
旧
◎
·
‖
℃
Ⅸ
·
‖
℃
○
○
川
‖
〔
Ⅸ
酸哥
酸呀基
睛
乙腊CH｀＿CN
氰基
—CN
R—（〕N
NH2
胺
氨基
—NH勺
R～NH,
H
丙氮酸H’c—｝＿cooⅡ
NH2
氨基
酸
—NH2
—COOH
氨基
竣基
R
CH＿COOH
｜
NH,
硝基
化合
物
NO2
｜
＿NO,
硝基
R—NO,
硝基苯
知识点三有机物的结构
L有机物中碳原子的成键特点
（l）结构特点:有机物中都含有碳原子’碳原子核外有4个价电子’不易得失电子形成阴｀阳离子,而
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〖第二十三天必考有机≡～有机化合物的组成和结构］
易于与碳原子或其他原子（H｀O｀N、S｀P等非金属原子）形成共价键;
（2）成键特点:
o成键数目:在有机物中碳原子的4个价电子全部参与成键,总是形成4个共价键;
@成键种类单键（—〈—）｀双键（＞＝）三键（—C≡）;
o成键方式:也称链接方式’多个碳原子可与其他碳原子或非金属原子形成碳链或碳环°
（3）多个碳原子可以相互结合成长短不＿的碳链（H］C—CH2—CH3）;碳链还可以带支链
C
（＂』c—『H们Ⅱo）《可以相互结合成大小雁状各异的碳环（』‖△,∩｀
）;磷环｜二也可
CH］
○～〈∩—O｝碳膘了…与…子喊,
以再接碳链或碳环（如
H
喇酗瘸……赋
O
O
（＼／／O＼／｀＼／N＼／N＼）或成环（△、
每种原子数目也相同的分子’其原子可能有多种不同的结合方式’形成具有不同结构的分子°有机
物种类繁多的原因就是由碳原子的成键特点和碳原子间的结合方式决定的’故碳元素是形成化合
物种类最多的元素。
2.有机物分子结构的表示方法
有机物的分子式尽管能够直观地反映出分子的组成’但不能表示出组成原子间的连接情况,而有机
物分子中原子间的连接情况对有机物的性质有重要的影响,因此必须有相应的式子能够表示出有
机物原子的连接情况’才能更全面地表达有机物的结构°常见表示有机物分子结构（原子连接情
况）的方式有结构式｀结构简式键线式等多种方式。
有机物常见分子结构表示方法图示比较见下表:
应用范围
实例
含义
写法
表示方法
用元素符号表示物
质的分子组成的式
子,可以反映出＿个
分子中组成原子的
种类和数目
所有化学物质’多
用于物质的组成
的表达
乙烷的分子式;C2H6
苯的分子式:C6H6
用元素符号表示物
质的分子组成
分子式
所有化学物质,多
用于实验求解物
质的组成分子式
表示组成物质的各
元素的原子个数的
最简整数比
用组成物质的各元
素的原子个数的最
简整数比表示
乙烷的最简式:（〕H3
苯的最简式:CH
最简式
（实验式）
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侧｀猿手册. 30天速记高中化学知识‖
续表
应用范围
含义
实例
表示方法
写法
乙烷的电子式:
HH
H:C:C:
‖‖
HH
乙烯的电子式:
H
｝｛
●●
●●
｝｛:C::C:
lˉl
多用于简单离子
型和共价型的物
质的成键情况
表达
可表示出简单物质
中原子间的最外层
电子的成键情况
用小黑点“
。”或
“×”表示原子最外
层电子的成键情况
电子式
乙烷的结构式
HH
｜
｜
H—C＿C—f
Ⅱ
Ⅱ｜℃
｜
Ⅱ
Ⅱ
｜
℃
｜
Ⅳ
o既能表示物质的
化学组成’又能反映
物质的结构;@表示
分子中原子的结合
或排列顺序的式子’
但不能表示分子的
空间立体结构
用短线‘‘—’,来表示
＿个共价键（即—
对共用电子对）’其
中“—”代表单键’
“＝”代表双键’
“≡”代表三键
多用于研究有机
物的性质’由于能
反映出有机物的
结构,因此研究有
机反应机理常用
结构式
乙烯的结构式:
HH
｜
H—C＝C—H
苯的结构式:
H
H—C／C≈C—H
｜
｜
｛
H～C＼℃乒C—H
H
结构式
乙烷的结构简式:
H3C—CH3
乙烯的结构简式:
H,C＝CH,
结构式的简便写法’
将相同的原子或原子
团合并写着重突出
结构特点（官能团）
在＿般有机物分
子的结构表达中
使用最为普遍
结构
简式
简洁地表示有机化
合物的结构
苯的键线式:
省略碳氢元素的符
号,只表示出价键
（碳碳键及其他价
键）和官能团等特
殊基团’突出结构特
点’使有机物分子结
构简洁明了
式中只保留价键省
略碳氢原子:用短线
代表价键’每条短线
的起点｀终点、拐点
均表示—个碳原子,
省略普通氢原子
多用于复杂有机
化合物的结构
表达
某分子
CH3～CH＝CH—CH—CH3
OH
写成键线式:
键线式
～／＼／
OH
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第二十三天必考有机＿有机化合物的组成和结构］
续表
表示方法
实例
写法
含义
应用范围
球棍模型是＿种常
用的有机物分子空
间填充模型’用来表
现化学分子的三维
空间结构,它侧重反
映组成分子的原子
与原子间的键合方
式以及原子与原子
之间的空间相对位置
多用于展示有机
物分子的结构（尤
其是空间结构’原
子连接情况）的常
用模型
乙烷的球棍模型:
用大小、颜色不同的
小球表示原子’短棍
表示价键,通过短棍
将小球连接起来＊
球棍
模型
多用于展示有机
物分子的结构（各
原子的相对大小
和结合顺序）的常
用模型
多用于形象表示有
机物分子的结构
（可直观看出分子
中各原子相对大小
和连接顺序）
乙烷的比例模型:
用体积不同的小球
（按原子比例大小）
表示不同原子的
大小
比例
模型
鹤
3.有机物分子的空间结构（有机分子中原子共面｀共线问题）
由于碳原子中的电子在不同的电子轨道中运动’当与其他原子键合时发生不同的电子轨道杂化’因
而在有机物分子中呈现出不同的空间立体结构。中学阶段’只要求掌握四种常见典型空间结构模
型’如下表:
糯
…
典型
分子
分子
式
分子空间构型
结构简式
电子式
正四面体形
H
日
●
×
日
…
℃
…
Ⅱ
·
×
日
孔
CH
甲烷
CH4
Sp
■
■
~
H
平面形’6个原子在同一平
面内
尸＝＝■■-＝＝＝＝ˉ＝＝＝＝＝＝＝-…＝＝＝＝7
川
●
●
‖
…
℃
●
■
●
●
＂
№
℃
■
●
＂
H勺C＝CH,
乙烯
C2H4
Sp
／（（】＞c—c等
′
丛＝＝＝＝＝＝＝＝＝＝ˉ＝＝＝ˉ＝■≡■＝≡＝＝兰■
l47
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侧｀猿手册.30天速记高中化学知识］
续表
碳原子
杂化方式
典型
分子
佃
式
分子空间构型
电子式
结构简式
直线形,4个原子在同一直
线上
厂＿＿＿—ˉˉˉ—--—＿ˉ7
／ˉ一ˉH—C≡≡C＿Hˉˉˉˉ7／
L＝■＝＝＝■＝＝＝■ˉ＝＝＝亨＿-ˉˉ-＝＝＝＝＝』
乙炔
C2H2
H:Ci§C:H
HC≡CH
Sp
平面形’ l2个原子在同＿平
面内
么
瓦j—／
□
苯
7
C6H6
Sp
平面形,4个原子在同＿平
面内
～＿ˉ—ˉˉ——ˉ7
／
O
／
‖
′
／
H／C＼H
／
▲＝■…＝一＝＝＝--＝＝＝-＝＝＝＝＝≡二
O
‖
H＿C—H
8O:
8:
H:C:H
甲醛
CH2O
Sp
注愈:判断原子共直线或共平面的方法思路:
@直接与单键碳相连的4个原子构成四面体形’最多有2个原子与中心碳原子在同一平面内;
@直接与双键碳相连的4个原子与双键碳原子在同一平面内;
o直接与三键碳相连的2个原子与三键碳原子在同一直线上;
@直接与苯环相连的原子在苯环所在的平面内。
9［云c＂—c＂……懦…蓑……＿,
例如’有机分子:
分｀甲基一部分’根据上述规则和方法,和苯环直接相连的碳原子在苯环的平面内’和双键碳相连的
2个甲基碳原子和一个氢原子在双键碳原子所在的平面内,甲基上的三个氢原子只有一个氢原子
与甲基的碳原子在同一平面内’故单键旋转至一定位置时’该分子最多有l0个碳原子在同一平面
内’最多有l8个原子在同一平面内°
4.有机物的同系物概念
（l）定义:@结构相似,在分子组成上相差＿个或若干个CH2原子团的有机物互称为同系物°
@同系物可用同＿个通式来表示’其性质相似（即通常所说的同＿类的有机物）°例如’链烷烃的
通式C厕H2＂＋2（Ⅶ≥l）’（链单）烯烃的通式C＂H2厕（见≥2）,苯及其同系物的通式C厕H2＂ˉ6（网≥6）。
l48
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」
第二十三天必考有机—有机化合物的组成和结树
h
（2）判断方法:判断两化合物互为同系物的要点是看是否符合“同｀似、差”’即
@同:指首先必须是同类别物质’即官能团的种类和数目必须相同。＿般可以通过写出结构简式来
确定;这里需要注意的是轻基需要区分醇轻基和酚轻基°
G…＂气α器—铡…只榔—个…露—个厨了蜡雷…墓‖
例如,
第二个属于酚（酚轻基）’两者不属于同系物。
@似:指结构相似。指碳的主干骨架结构必须相似’若是碳环’只要主碳环相似,与环大小无关。
◎差:指分子组成上相差＿个或若干个CH2原子团。
（3）注意事项
o同系物中官能团的种类和数目必须相同’但官能团的位置可以不同。
。
引
~
~
与
＿
~
~
~
○
心
伊
例
肚
C
H2-OH
CHO互为同系物;
~~｜~~~
~｜~~~
·＂°～°Ⅱ与H.八／丫°Ⅱ互为｜司系物;
dCHJ＿oH、丫H』—「氏｀↑＂』—「＂—「H2三者不是同系物｝
OR
OHOH
OH
OH
CH3＿CH＝CH2｀CH2＝CH＿CH＝CH2两者不是｜司系物;
O
O
CH｀—↓＿H、CH』—C—CH3两者不是同系物;
‖
m
◎心◎々日◎虾…
@同系物的基本规律
a.同系物的化学性质相似（具有极大的相似性）’物理性质随碳原子数递增（碳原子数增加’相对分
子量增大）,分子间作用力逐渐增大’物理性质呈明显规律性变化,如熔｀沸点逐渐升高°
b.同系物都具有相同的分子通式’但除链烷烃外’具有相同通式的有机物不＿定属于同系物。例
如’分子通式为C＂H2鹏’可能是链单烯烃的同系物’也可能是单环烷烃的同系物。
c.碳原子数不同的链烷烃（或环烷烃）＿定是互为同系物的关系°
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第二十四天必考有机—同分异构体和命名
知识点-同分异构现象
l.有机物与元机物中均出现同分并构现象
（l）定义:化合物具有相同的分子式’但具有不同结构因而产生性质上差异的现象’叫作同分异构
现象。具有同分异构现象的化合物互为同分异构体。
~
（2）类型:同分异构体的分类
有机物产生同分异构现象本质在于原子的排列）｜顶序不同’中学阶段要求掌握的同分异构现象主要
有以下三种:
@碳链异构:由于碳原子的连接次序不同而弓｜起的异构现象。
C‖‖3
如
与CH』C＂』CH:CH』几C—C＂:—CH-C＂』与＂』c—［雨c＂』、
H｀C—C‖l＿C‖lq
C雷甘啊哪厨磁徽肆陶.
H』C—CH』—CH』—CH真—CHO与＂’c—!:丁c此—c川。
◎位置异构:也称官能团的位置异构’由于官能团在碳链或碳环上的位置不同而引起的异构现象。
对于某些特殊结构,也可能是取代基的位置不同。
?Hj
旷…
H』C—?＂-CHj和H3C—CH2—CH2＿OH
如H］C-CH＝CH-CH3和H2C＝C刊—CH,＿CH］;
△
OH
蹦｛…膨,
~『H3~
α. ~~｜~
Br
◎官能团异构:也称官能团的类别异构’由于官能团类型的不同而引起的异构现象°
如H］C＿CH2—OH和H］C-O—CH〕,前者是醇（轻基）’后者是醚（醚键）;
O
日jC-CH2-C刑O和H3C—l-CH］,前者是醛（醛基）’后者是酮（碳基）;
O
H〕C—CH2—COOH和H］C—↓＿O～CH｀’前者是酸（竣基）,后者是醋（酪基）;
∧前街是单烯烃（碳碳双键）,后街是坏烧烃;
H3C—CH＝CH2和
O
H｀C～↓—H和日2C＝CH—OH,前者是醛,后者是烯醇（不稳定,会迅速转变为醛或酮）;
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『
第二十四天必考有机一伺分异构体和命名
‖
…异…｜｜贩异枷卿／≡〈顺—2—丁龋岭＼≡＝厦ˉ2—丁憾｀对磷肆构｀铡
H3Q
尸H3
H
H
H
CH3
OH
OH
＂］C—?—COO日与HOOC—γ—C＂3）等°
H
H
同分异构体的书写
（l）原则:同分异构体的书写必须遵循“价键数恒定”原则,即在有机物分子中,碳原子的价键数始
终满足4氢原子价键数满足l氧原子价键数满足2’氮原子价键数满足3°
（2）方法:—般采用‘‘减碳对称法”’其书写规则概括为:
主链由长到短’支链由整到散’位置由心到边’排列由邻到间;
若有官能团异构存在时’一般按照官能团异构→碳链异构→位置异构的顺序来写°
（3）同分异构体书写的思维＿官能团异构→碳链异构→位置异构
列步骤有序写出:
I .根据分子式先确定可能的官能团异构有几类;
Ⅱ.在每—类异构中先确定不同的碳链异构;
Ⅲ.再在每＿条碳链上考虑宫能团的位置异构有几种。
例如’烷烃（一般特指链烷烃）同分异构体的书写是其他种类有机物同分异构体书写的基础’烷烃
只有碳链异构。现在就以己烷（C6H!4）为例写出其同分异构体’解析如何用‘.减碳对称法”写同分
异构体（为了简便’在所写结构式中略去H原子’只保留碳骨架）。
先写出己烷的最长碳链（分子中所有碳原子连成一条直链作为母链）,只得到1种异构体:
C＿C—C—C—C—Co
在母链上＿端取下＿个碳原子’作为取代基’依次连接在母链中心对称线＿侧的各个碳原子上’即
得到主链缩短’带有一个甲基的异构体,得到2种异构体:
2
C—C-C—C-C@’C＿『—?—C＿Co
C
C
｜
继续从母链上＿端取下2个碳原子’将这两个碳原子以相连（整体）或分开（散连）的形式依次连在
母链中心对称线—侧的各个碳原子上’得到主链上带有＿个乙基或两个甲基的异构体’得到2种异
构体（注意’取代基不能连在端碳上’否则将会重复）
:
C—C—C-C
C
〔
（重复舍）’C＿『＿c＿C鳃’c—［—!—c噶
C
C
继续取下3个碳原子,此时主链为三个碳原子,无论三个碳原子以何种形式连,均重复:
C-C—C
C
［
（重复舍）,c～!—C（重复.舍）
C
C
l51
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‖｀猿手册.30天速记高中化学知j吕】
故最终确定己烷（C6HM）共有5种同分异构体。
（4）书写同分异构体常用的几种方法
由于带有官能团的有机物’除了有碳链异构,还有官能团异构和类型异构’因此除了常规的“减碳对
称法”外’还有些特殊的书写方法有利于快速准确写出同分异构体’现在简单介绍几种常用的方法:
o取代法（也称等效氢法）
该法适合于卤代烃｀醇｀醛和梭酸等有机物同分异构体的书写°该法的实质是将同分异构体看作是
由官能团取代烃中的不同氢原子而形成的’书写时首先写出有机物的碳链结构’然后利用“等效
氢”规律判断可以被取代的氢原子的种类’＿般有几种等效氢原子就有几种取代位置’就有几种同
分异构体°
等效氢规律是:
爸蠕＿鳃……露…觅
同一个碳原子上的氢原子属于“等效”氢原子’如
人奸＊
同＿分子中处于轴对称位置或镜面对称位置上的氢原子属于“等效”氢原子,如
H3
有2种“等效’,氢原子,即甲基上的氢原子和苯环上的氢原子°
CH’—CI←CH＿CH3分子中有2种“等
同一个碳原子上相同取代基上的氢原子属于“等效”氢原子’如
｜
｜
CH3
CH3
效’’氢原子°
例如:写出分子式为C5Hl2O的醇的同分异构体
解析:a.先不考虑经基’写出C5H!2的同分并构体’共有三种碳链结构（H已省咯）
Qq
｜°°p
『＿o
C＿o
d—b—6二6—b
v—?—γ—C＿o
@—C＿C—C＿o
‖
｜
｜
@o@
Cˉ…ˉo
b.利用等效氢规律’判断各种碳链结构中可被取代的氢的种数。
（序号相同的是等效氢）
c.用—OH取代不同种类的H’得到醇的各种同分异构体°
（咯）
故C5Hl2O的醇的同分并构体共有:3＋4＋l＝8种°
@插人法
该法适合于酪醚｀酮、烯、炔等官能团（—X—）镶在碳链中的有机物同分异构体的书写°
方法是:先将官能团拿出’然后写出剩余部分的碳链结构’再利用对称规律找出可插人官能团的位
置,将官能团插人°注意,对称位置不可重复插人°
例如:写出分子式为C5H｜0O2属于酷的同分异构体
C
解析;a将醋基部分『
拿出后’剩余部分有两种碳链结构;C—C＿C—C和
｜
°
—C＿O＿
C—C＿C
h利用对称规律可判断出各种碳链结构中可插入的位置。注意;
↑
不仅可插在C＿C键间,
—C—O＿
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『
第二十四天必考有机—▲同分异构体和命名
］
也可插在C—H键间形成甲酸醋∩
H
o@
』｀—『删—｝洲—厂‖′
γ
｛｛｝γ｜γ／
l‖—C—C-广C＿←‖
｜
｜
｛
｝
｜
e）′
H
＂6H
c将↑
插入°注意;醋基在C—C键间插入时可正反插入,但对称结构处将重复,如
—C—O—
c—cˉ｝ˉcˉ｜＿c中O位置就是对称点’正反插时重复:
｜｜
°而在@位置
O
O
o@
C-C＿O-C＿C-C’C-C—C-O—C—C
O
O
正反插入时’得两种醋
、
｜｜
。
C～O—C—C～C-CC一C一O＿C＿C—C
d将↑
插在C～H键间时,只能是?
中C连H,不可O接H,否则成酸,如
—C—O～
—C＿O—
O
‖
是酸,而
↑
是甲酸丁醋°
C—C-C-C—C—OH
C—C—C—C—O—C-‖
故综上分析可知’C5H｜0O2属于醋的同分并构体共有:5＋4≡9种。
o定＿议二法
含有两个或两个以上取代基的同分异构体书写’若只凭想象写很容易造成重｀漏现象’所以’—般先
将所有取代基拿下’分析母体对称性找出被一个取代基取代的产物种类’然后再分析各种—取代物
的对称性’看第二个取代基可进人的位置’……直至全部取代基都代人°
特别注意’对于苯的多取代同系物的书写’二元取代主要应用邻｀间｀对三种相对位置进行判断而
对于三元取代’则主要应用定＿议二法。
C◎）詹酗佃膘了艘—个则膘子补个—］oⅡ…霄晰＂
例如’有一化合物茶（
到的同分异构体的结构简式°
「～卜≤9倒
~~~~~~~~~~~~~~
人／扛≥
解析:a.分析蔡分子结构的对ˉ称性
比＂ˉ《（
可见茶的一取代位置有两个’所以一氯（或一硝基）取代物有两种
h分析茶的一氯代物的对称性’发现均无对称关系,各有7个不同位置可代入—NO2,所以其同分
并构体共有l4种（结构简式咯）°
@不饱和度法
不饱和度（（2）又称缺H指数’有机物每有—个不饱和度,就比相同碳原子数的烷烃少两个H原子’
O
‖
所以,有机物每有一个环,或＿个双键（C＝C或C
）,相当于有＿个不饱和度,C≡C相当于2个
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冈｀猿手册.汕矢速记高中化学知识［
〃.O相当于4个‘］,利用不饱卿度可帮助慌测有机物可能有的结构,写出其同分异构体.
常用的计算公式:烃（C鹏H砸）D≡2＂＋2-″』
2
卤代烃（c厕H砸x:）J］＝2″＋2ˉ加ˉz
2
2川＋2-∏l
含氧衍生物（C鹏H咖O嚣）（】＝
7
≈
2Ⅶ＋2-m-z
含氮衍生物（CnH厕N恿）J］＝
~
2
3.同分并构体的判断
判断两个或多个有机物是否是同分异构体的方法:
（l）先看除碳氢原子以外’还有其他元素的原子（如O、N｀S等）个数是否也相等;若不相等’一定不
是同分异构体。
（2）再看碳原子数是否相同’若碳原子数不同’一定不是同分异构体。
（3）当碳原子和氢原子数目完全相同时’再看官能团类别’若有机物含有多个官能团且官能团类别
也相同时’则应分别写出结构简式进行比较后确定°
知识点二有机物的命名
l烃基
（l）概念:烃分子失去一个或多个氢原子所剩余的原子团称之为烃基’烃基＿般用“—R”表示。
若是烷烃失去—个氢原子所剩余的原子团叫作烷基’如甲烷失去一个氢原子‘』＿CH3”叫甲基’乙烷
失去一个氢原子“—CH2CH3”叫乙基。若是其他烃类物质失去氢原子也相应称之为某烃基’如乙烯
失去—个氢原子“—CH＝CH2”叫乙烯基’苯失去—个氢原子“＿C6H5”叫苯基等。
（2）特点
o烃基中的短线代表一个单电子;
@烃基是中性基团’不带电’属于活性基团’不能独立存在;与离子不同。
◎烃基结构比较复杂时’也有同分异构现象。例如’丁烷的烃基就有’正丁基“＿CH2CH2CH2CH3”,
—CH』『HC＂』
异丁基…
CH』
”,仲丁基“CH聊↑HCH』CH』”｀叔丁基“CH』「CH』”四种同分异构体.
CH3
（3）注意区分烃基｀取代基和官能团
取代基:包括烃基和其他基团在内的统称;例如’—CH3和—OH都是取代基°
官能团:决定有机物特殊性质的取代基基团°
2.烷烃的命名
（l）烷烃的习惯命名法
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＿—＿」
第二十四天
｝
必考有机汪同分异构体和命名
~
,
｜
ˉ上ˉˉˉ‖ ˉ·-↓ˉ卜
『
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『~｝!
→←←硅学…→≡彤■再＝←＋.
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g钙＾→＝＋…;u～＋ˉv｜乙
『
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厂
』
｝十,
｝ˉ十
雨二砰订
分子内所含有的碳原子数加＿个“烷’字’就是简单烷烃的命名。
碳原子数的表示方法:
o如果碳原子数在1～l0之间’就依次用天干的甲、乙、丙、丁、戊、己｀庚辛｀壬、癸表示;
@如果碳原子数大于l0’则直接用十＿｀十二｀十三……汉字表示°例如’CH4｀CH3CH3｀
CH3CH2CH3、CH3（CH2）2CH3、CH3（CH2）!0CH3的命题分别叫作甲烷｀乙烷、丙烷、正丁烷、十二烷。
「H』
＂』C-C＂:-↑H—C＂』
为了区别CH』—CH』—CH:—CH』—CH』、
和H』C—P—CH』这样的碳原子
CH3
CH3
数目相同的烷烃’又分别将它们称为正戊烷｀异戊烷｀新戊烷。
注惫:烷烃的习惯命名法简明扼要,名称与分子的组成和结构基本一致°但习惯命名法仅适用于分
子里碳原子数很少、分子结构简单的烷烃’对于分子里碳原子数多’分子结构复杂的烷烃的命名’就
?ˉˉ
?ˉ飞
『ˉˉ↑
『
m江hki
:ˉ＋」ˉ
｛
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!
『
~｝二
…←…惨＋牵……护←?恃｀了
‖
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嘿
｜
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肆…今…需＾…下…广镭瞥.
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【
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~~!2
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↑
..↑｝
…＝～广萨ˉ厂『
撰…谷＝＿丫…郭厂…;
｛
｛;
ˉ
←寸哈
t
ˉ『
≡伊
l
!
!
!
』~愿｝: ~｜!
会■二～?～炉守斗≈守守十守十二寸
要用系统命名法。
（2）烷烃的系统命名法
步骤和原则:选主链,称某烷;编号位’定支链;
取代基’写在前’标位置’连短线;
不同基’简到繁相同基’合并算。
烷烃的系统命名法使用时应遵循两个基本原则:o最简化原则;@明确化原则;
主要表现在长近、多｀小,即“长”是主链最长’“近”是编号起点离支链最近’“多”是选择含支链最
多的＿个作为主链; ‘‘小”是系列中各位次和最小者,即为正确的编号。
具体操作步骤:o选主链°选含碳原子数最多’含支链最多的碳链做主链。
@编号位。编号遵循“近”‘简”“小”。
◎写名称。按:烃基位置ˉ烃基数目’烃基名称ˉ主链名称°
例1,某烷烃的键线式:
’写出其系统命名。
答案:3,4’6-三甲基-5—丙基壬烷°
例2,已知某烷烃系统名称:2’5ˉ二甲基-4ˉ乙基庚烷’写出该烷烃的结构简式或键线式。
○
｜
士
~
丫
式
线
键
℃
℃
℃
｜
℃
℃
｜
℃
｜
℃
℃
℃
｜
℃
℃
）
架
骨
碳
留
保
口
＾
氢
略
省
（
式
简
构
结
案
答
3.烯烃和块烃的命名
命名方法:与烷烃相似’即一长、一近｀—简｀一多｀—小的命名原则。但不同点是必须选含有双键或
三键的最长碳链为主链’而且双键或三键上的碳原子应获得最小序号;支链的定位应服从所含双键
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侧｀猿手册.30夫速记高中化学知识k
~
或三键的碳原子的定位。
命名步骤:o选主链。选含双键（或三键）的最长碳链为主链’称‘‘某烯或“某炔”;
@定编号。从距离双键（或三键）最近的—端给主链编号’使双键碳或三键碳的编号最小;
◎写名称°用阿拉伯数字标注双键（或三键）所在的位置。
例! ,某烯烃的结构简式（省略氢）为c—!＿c≡c—c—C,写出其系统命名·
答案:2—甲基-3ˉ己烯°
○
名
命
统
系
其
出
写
牛
~
…
~
～
~
~
为
式
线
键
的
烃
炔
某
∑
例
答案:4’5,5-三甲基—2—己炔。
4.苯的同系物的命名
（l）习惯命名法
通常分子比较简单时’以苯作为母体’苯环上的侧链烷烃基作为取代基’先读侧链’后读苯环’称为
“某苯”。
◎／
n′睡职露◎—…‖乙露
°＂』—c＂］—c圈怔｜雨｛…
例如,o一取代基:
『H］
G!崔…赡α↑蛋鸣淑丁墓篷;
@二取代基:苯环上有2个H被烷烃基取代后’由于在苯环上的位置不同’二取代苯有三种位置异
罐…、
~『H］｛
~PH〕｝
~｜
~｜
贮鳃挪二嗣躺心叫」刨二卵雌竿
构°例如,
CH3
m:;—c阔船蘑…—日喇慰／押…;
o三取代基:当苯环上有三个取代基时’则三个取代基的相对位置有连｀均｀偏三种情况。
严
~γH3
~?H］
∏眺…隧幢n～聪剿～蹦镭
H3C
例如’
CH3
（2）系统命名法
当苯环上取代基较多（三个以上时）’或取代基很复杂时’采用习惯命名法显然不适合’就要用系统
命名法°
o苯环上只有＿个取代基:
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『
第二十四天必考有机～＝同分异构体和命名
‖
a.若取代基较简单时’—般直接用习惯命名法代替系统命名法。
b.若取代基较复杂或取代基碳链较长时’一般将取代基碳链作为母体’苯环作为取代基’
割／／～＿Ⅷ…↑
称为“某苯基某某’’。例如’
@苯环上有多个取代基时（2个或2个以上）’就需要对苯环进行编号’编号时’从小的取代基开始’
将其所对应的苯环碳定义为l号位’沿苯环使取代基的位次和较小的方向进行编号。
R
心卜
例如’6
5
4
系统命名
习惯命名
分子
l ,2ˉ二甲（基）苯
邻二甲苯
CH］
l ,3-二甲（基）苯
间二甲苯
CH3
丫H〕
申
CH〕
茵
H3C
l,4-二甲（基）苯
对二甲苯
CH］
l,2,3—三甲（基）苯
连三甲苯
~↑H］
…α
l ,3,5-三甲（基）苯
均三甲苯
CH飞
H3C
l57
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p」｀猿手册.30天速记高中化学知识‖
第二＋五天化学实验基础
知识点-常见的化学实验仪器及使用方法
l.可力口热仪器
（1）直接加热仪器
（2）垫石棉网加热仪器
2.常用计量仪器
名称
示意图
用途及使用方法
捶己
刁亏』C凸、
』
量
筒
量取—定体积的液体’读数时视线
与液体凹液面相平
不可用于加热,不可用于配
制溶液,不可用作反应容器
用于精确配制＿定物质的量浓度
的溶液。使用前’首先检查容量瓶
是否漏液’溶液转人时要用玻璃棒
引流’加水至距刻度线1 ～2cm
时’改用胶头滴管逐滴加水’使溶
液凹液面恰好与刻度线水平相切
l
容
量
瓶
不可用于加热,不可配制冷
或热的溶液’不可用作反应
容器,不可储存溶液
｜
｜
滴
定
管
用于滴定或精确量取液体体积°
使用前’首先检查滴定管是否漏
液’其次先润洗再装液
酸式滴定管用来盛装酸性｀
氧化性溶液°碱式滴定管
用来盛装碱性溶液
托盘
托盘
天平
有腐蚀性的物质不能直接
放在扦嚣卜
称量物体的重量
｜
螺母
｜篇＝
雪
l58
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‖
第二十五天化学实验墓础
‖
3.常用分离｀提纯仪器
使用方法
示意图
名称
用途
漏斗放在带铁圈的铁架台—k,其漏斗柄
下端要紧贴承接容器的内壁’滤纸紧贴
漏斗内壁｀滤纸边缘低于漏斗边缘5mm’
事先用蒸馏水润湿使不残留气泡
普通
漏斗
过滤
｜
应将长颈漏斗末端插人液面以下,防
止气体逸出
用于固体和液体在锥形瓶中反
应时随时添加液体药品
长颈
漏斗
晨
使用前’首先检查分液漏斗是否漏液’
分离液体时’下层液体由下口放出,上
层液体由上口倒出
分液
漏斗
用于苹取｀分液
铲
4.其他常见仪器
（1）＿瓶多用
明丽而葫融目
o
@
o
@
◎
用途总结:洗气瓶除杂;监测气体流速;排空气法收集密度大于空气的气体;排空气法收集密度小于
空气的气体;排水法收集气体;量气装置。
（2）冷凝管
〔二兰＿ˉ 自＝
γ
注惫:用于蒸馏时冷凝易液化的气体,蒸气与冷凝水逆向流动。
~
知识点二化学实验基本操作
l。试纸的使用
注意
用途
类型
定性检验酸碱性
石蕊试纸
试纸不能伸人溶液中,
pH试纸不能润湿
定量检验酸碱性
pH试纸
检验有漂白性物质
检验有氧化性物质
纸
试
［
多
口
卯
淀粉—KI试纸
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｜小猿手册ˉ30天速记高中化学知识l
2.玻璃仪器的洗涤
难溶于水的碱｀
碱性氧化物、碳酸盐
附有杂质
油污
银镜
苯酚
碘
MnO∩
选择试剂
排酸
浓捻酸
稀硝酸
酒精
NaOH
NaOH
3.装置气密性的检查
（l）装置必须密闭;
（2）增大或减小装置内气体的压强;
（3）观察气液交界面处的现象。
4。防倒吸装置
意裳典蕊＿
』
抓
棚＿苑
甩黔就
→
5.化学试剂的存放方法
＿般试剂的存放
固体存放在广口瓶掖体存放在细口瓶
防氧化
Na2SO3、苯酚、Na2S、KI、FeSO4、K、Na｀Li
NaOH、CaCl2、CuSO4、CaC2、P2O5｀浓硫酸
NaOH、Ca（OH）2｀Na2O2
浓盐酸、浓氨水｀液澳
浓硝酸｀AgNO3氯水｀澳水
FeCl3
氢氟酸腐蚀玻璃’保存在塑料瓶,浓硝酸、KMnO4｀氯水｀澳水腐蚀橡胶
防潮解
防CO,
防挥发
特殊试剂的存放
防分解
防水解
防腐蚀
防黍占结
防变质
160
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」
第二十五天化学实验基础＿］
知识点三物质的分离除杂方法
l.物理方法:根据物质物理性质上的差并选择分离与提纯方法°
方法
示意图
@蒸馏
@苯取分液
（l ）加革取剂
（2）振荡革取
（3）静置分层（4）分液
◎升华
墓
淀粉胶体和
食盐溶液
半透膜
蒸馏水
@渗析
◎蒸发结晶
w
～函
◎冷却结晶
）4
／—＼
@捻析
蒸馏水
l6l
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顾臆享册.30天速记高中化学炙〖诅1
续表
示意图
方法
o过滤
~
2.化学方法
所需试剂或反应条件
原物质
所含杂质
方法
加热
加热法
NaHCOq
Na2（〕O3
饱和NaHCOq
（〕O,
HCl
饱和NaHSO｀
SO勺
HCl
洗气法
饱和食徘水
Cl,
HCl
饱和NaHCO3
CO,
SO,
足量CO,
NaHCO｀溶液
Na2（〕O3
适量Cl2或H2O2
FeCl｀溶液
FeCl,
转化法
Fe（〕l,溶液
足量Fe
FeCl刁
足量NaOH溶液
Al2O3
Fe2O3
Cu（〕l,溶液
其他化学反应
调节pH
FeCl3
知识点四常见物质的检验
l.常见离子的检验
离子
检验试剂
现象
稀HNO3酸化的AgNO3溶液
Ag（〕l白色沉淀AgBr淡黄色沉淀AgI黄色沉淀
Clˉ（Brˉ｀Iˉ）
CO;ˉ
生成能使澄清石灰水变浑浊的无色无味的气体
盐酸｀澄清石灰水
SO;ˉ
生成有刺激性气味的气体’且能使品红溶液褪色
排酸、品红
SO;＿
先加稀盐酸后加BaCl,溶液
白色沉淀
NaOH溶液
白色沉淀—萨灰绿色沉淀—护红褐色沉淀
Fe2＋
KS（〕N溶液’再滴氯水
先是无变化,滴氯水后变红色
K］［Fe（CN）6］溶液
生成蓝色沉淀
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【
第二十五天化学实验墓翻—一］
续表
离子
检验试剂
现象
溶液变红色
KSCN溶液
Fe3＋
苯酚溶液
溶液变紫色
NaOH溶液
生成红褐色沉淀
＋
□
同
′
≈
Ⅱ
℃
NaOH溶液
生成蓝色沉淀
生成白色沉淀,且NaOH溶液过量时沉淀不溶解
Mg2＋
NaOH溶液
Al3＋
NaOH溶液
生成白色沉淀’且NaOH溶液过量时沉淀溶解
浓NaOH溶液和湿润的
红色石蕊试纸
产生无色刺激性气味的气体使红色石蕊试纸变蓝
NHj
Na＋｀K＋
｜
铂丝’盐酸’蓝色钻玻璃
｜
火焰为黄色｀紫色（透过蓝色钻玻璃观察）
2.常见气体的检验
气体
检验方法
现象
用湿润的淀粉ˉKI试纸
Cl,
试纸变蓝
用蘸盐酸的玻璃棒靠近
产生白烟
NH｀
用湿润的红色石蕊试纸
试纸变蓝
暴露在空气中
迅速变红棕色
NO
观察颜色’溶于水
红棕色,溶于水后溶液呈无色
NO,
用蘸氨水的玻璃棒靠近
产生白烟
HCl
用湿润的蓝色石蕊试纸
试纸变红
闻气味’通人CuSO4溶液
臭鸡蛋气味,产生黑色沉淀
H勺S
~
通人品红溶液中.然后加热
红色褪去,加热后又变红
SO,
无色无味通人澄清石灰水
产生白色沉淀
CO,
知识点五常见气体的实验室制法装置图
1发生装置
装置
示意图
固固加热型
l63
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顾露季册ˉ30天速记高中化学知识k
续表
示意图
装置
固液加热型
~
固液常温删
2.收集装置
示意图
装置
气体
一
爆
排水法
C
B
向下排空气法
d
（
h
a
向上排空气法
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1
第二十五天化学实验基础
‖
3.净化除杂装置
装置
示意图
洗气装置
蓖～
→
…… U
干燥装置
洗气瓶
球形＋燥管
［〕形管
注惫:根据干燥剂的状态和所干燥气体的酸碱性选择合适千燥装置°
干燥管（或U形管）
洗气瓶
常用干燥装置
无水氯化钙（中性）
碱石灰（碱性）
浓硫酸（酸性、强氧化性）
常用干燥剂
Cl2、SO2、CO2、
NO2、HCl、HBr、HI
不可干燥的气体
NH］
NH则、HBr、HI
4量气装置
冒
水
准
管
飘
5.尾气处理装置
（4）
（2）
（3）
（l）
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6乎衡气压装置
知识点六常见气体的实验室制法
］.Cl2的实验室制法
（l）原理的化学方程式:MnO2＋4HCl（浓）＝全MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
其他制备方法:将浓HCl滴加在KMnO4中;
（2）装置:固液加热装置;
（3）净化:饱和食盐水’除去HCl气体;
（4）干燥:浓硫酸;
（5）收集:向上排空气法或排饱和食盐水法;
（6）尾气吸收:＿般使用NaOH溶液,注意防止倒吸。
2NH3的实验室制法
△
（l）原理的化学方程式:Ca（OH）2＋2NH4Cl-Ca（〕l2＋2NH3↑＋2H2O;
简易制法:将浓氨水滴加在生石灰上;
（2）装置:固固加热或固液加热装置;
（3）干燥:碱石灰;
（4）收集:向下排空气法（使用时在收集试管下端堵＿团小棉花.目的是′
（4）收集:向下排空气法（使用时在收集试管下端堵＿团小棉花’目的是减少空气流动’提高收集到
的氨的纯净度）。
SO2的实验室制法
（l）原理的化学方程式:Na2SO3＋2H2SO4-2NaHSO4＋SO2↑＋H2O或Na2SO3＋H2SO4-
Na2SO4＋H2O＋SO2↑
;
（2）装置:固液不加热装置;
（3）干燥:浓硫酸（不可用碱性干燥剂）;
（4）收集:向上排空气法或排饱和NaHSO3溶液;
（5）尾气吸收:—般使用NaOH溶液,注意防止倒吸。
NO2的实验室制法
（l）原理的化学方程式:Cu＋4HNOj（浓）-Cu（NO3）2＋2NO2↑＋2H2O;
（2）装置:固液不加热装置;
司
〕
4
l66
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「
第二十五天化学实验墓础
.
（3）收集:向上排空气法;
（4）尾气吸收:一般使用NaOH溶液,注意防止倒吸。
5.NO的实验室制法
（l）原理的化学方程式:3Cu＋8HNO3（稀）-3Cu（NO3）2＋2NO↑＋4H2O;
（2）装置:固液不加热装置;
（3）收集:排CO2法或排水法;
（4）尾气吸收:一般使用NaOH溶液’注意防止倒吸;
（5）注意:反应进行前’应先将装置内的空气用CO2或N2排尽’防止NO转化为NO2。
6.CO2的实验室制法
（l）原理的化学方程式:CaCO］＋2HCl—CaCl2＋CO2↑＋H2O;
（2）装置:固液不加热装置;
（3）干燥:浓硫酸（不可用碱性干燥剂）
;
（4）收集:向上排空气法或排饱和NaHCO3溶液;
（5）注意:不能使用稀硫酸与CaCO3反应制取CO2’原因是CaSO4微溶’覆盖干CaCO3固体表面’阻
止反应进＿步进行。
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第二＋六天化学与生活
知识点-关注营养平衡
l.生命的基础能源＿糖类
（l）糖类是由C、H、O三种元素组成的一类有机化合物’也叫碳水化合物［大多符合通式C厕（H2O）砸］。
但糖类不等同于碳水化合物’如鼠李糖（C6H｜2O5）属于糖类’却不符合此通式’而符合此通式的’如
甲醛（CH2O）｀乙酸（C2H4O2）’不—定属于糖类。
（2）葡萄糖（分子式C6H!2O6）是一种白色晶体’有甜味’能溶于水。其结构简式为CH2OH（CHOH）4CHO’
分子结构中的官能团为轻基（—OH）、醛基（—CHO）。性质推测:lmol葡萄糖能与5mol乙酸完全
反应生成醋°
（3）葡萄糖的还原性
与银氨溶液反应:
△
CH2OH（CHOH）4CHO＋2Ag（NH3）2OH—→H2O＋2Ag↓＋3NH3＋CH2OH（CHOH）4COONH4;
还原性糖（麦芽糖｀葡萄糖）均可发生银镜反应’均可与新制氢氧化铜悬浊液反应产生砖红色沉淀°
（4）葡萄糖为人体提供能源的化学方程式:C6Hl2O6＋6O2—步6CO2＋6H2O°
（5）蔗糖和麦芽糖是二糖,它们水解的化学方程式分别是:
Cl2H22O＂＋H2O州修C6H!2O6＋C6H｜2O6;Cl2H22O｜｜＋H2O…炉2C6Hl2O6。
蔗糖
葡萄糖
果糖麦芽糖
葡萄糖
（6）淀粉是—种重要的多糖’其分子式为（C6Hl0O5）″’是—种相对分子质量很大的天然高分子化合
物’没有甜味’是＿种白色粉末’不溶于冷水’但在热水中—部分溶解’＿部分形成胶状淀粉糊°淀
粉的特性:单质碘能使淀粉溶液变成蓝色°这是实验室检验单质碘存在的重要原理°
淀粉可在酸的催化作用下水解;（C6Hl0O5）＂＋″H2O呻铲″C6Hl2O6°
淀粉
葡萄糖
（7）纤维素是绿色植物通过光合作用生成的,是构成植物细胞的基础物质’它是白色｀没有气味和
味道的纤维状结构的物质’是＿种多糖,属于天然有机高分子化合物°
纤维素在酶或浓硫酸催化卜发生水解其化学方程式为（c‘uⅧO’）.机Ⅱ』0丝掣嚼搬.
纤维素
纤维素不能作为人类的营养食物’但在人体内不可或缺°
（8）葡萄糖和果糖互为同分异构体’而淀粉和纤维素不互为同分异构体。
（9）多糖为高分子化合物°
2.重要的体内能源—油脂
（l）油脂是由高级脂肪酸和甘油生成的酪。油脂是混合物’没有固定的熔｀沸点’不属于高分子化
合物。
（2）油脂的成分:常温下呈液态的高级脂肪酸的甘油酪称为油,呈固态的称为脂肪,它们统称为油
l68
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」
第二十六天
化学与生活
｜
脂°油脂的密度比水小’不溶于水°
（3）油脂在人体内的变化
｜
囤五
＋
工
＋
·
〖
~
＿
~
~
~
~
＿
~
~
~
酶
雨
…
~
~
高级脂肪腋甘脯｜脂｜
3.生命的基础—蛋白质
（l）氨基酸的分子中既含有氨基’又含有梭基’和酸或碱都能反应生成盐’其通式为
RCH（NH2）COOH°
（2）—个氨基酸分子中的氨基跟另—个氨基酸分子中的竣基之间消去水分子’经缩合反应而生成
的产物叫作肤。由两个氨基酸分子消去水分子而形成含有＿个肤键的化合物是二肮。
（3）蛋白质的组成元素:肯定有C｀H、O、N°蛋白质的相对分子质量很大’为高分子化合物。
（4）蛋白质的性质:两性｀水解｀盐析、变性｀颜色反应。
（5）盐析和变性的区别
概念
特征
条件
用途
向蛋白质溶液中加人某些浓的轻
金属无机盐或按盐溶液后’可以
使蛋白质凝聚而从溶液中析出
盐
析
可逆
过程
提纯、分离
蛋白质
轻金属盐或按盐的浓溶液
变
性
蛋白质在＿定条件下发生不可逆
凝固凝固后不能再在水中溶解
不可逆
过程
加热｀紫外线、X射线、强酸｀强
碱｀重金属盐｀甲醛｀乙醇
消毒｀解毒
4维生素和微量元素
（l）维生素是参与生物生长发育和新陈代谢所必需的＿类小分子有机化合物’习惯上按照不同的
溶解性’把它们分为脂溶性维生素（主要包括维生素A、D｀E｀K）和水溶性维生素（主要包括维生素
C、B族）°
（2）维生素C是＿种无色晶体’溶液显酸性,其广泛存在于新鲜水果和绿色蔬菜中’人体不能合成,
必须从食物中补充。维生素C也称抗坏Ⅲ酸,在人体内有重要的功能°维生素C的化学特性是容
易失去电子,是—种较强的还原剂,可用碘水ˉ淀粉来鉴别,现象是蓝色消失°维生素C在水溶液中
或受热时很容易被氧化’在碱性溶液中更容易被氧化。因此’生吃新鲜蔬菜比熟吃时维生素C的损
失小。
（3）碘是人体必需的微量元素之—,有“智力元素”之称。碘在人体内的含呈仅约为30mg,其中一
半集中在甲状腺内’其余则分布于其他组织°可多吃海带、海鱼来补充碘°我国在食盐中加人
KIO3加工成碘盐,不加碘化钾的原因是KI易被氧化成碘单质而挥发,降低碘盐的预防效能。存放
碘盐时应注意密封、防潮｀防晒。
（4）铁是人体必需微量元素中含量最多的＿种。人体内的含铁化合物主要分为两类’即功能性铁
l69
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∩｀猿手册.30夫速记高中化学资q诅l
和储存铁。功能性铁和血红蛋白一起参与氧的运输。人体内缺铁将会导致记忆能力｀免疫能力等
生理功能下降。如果体内的铁不足以供给生命活动需要’就会发生贫血。缺铁可通过膳食来补充’
之所以选用酱油作为铁强化剂的载体’主要是因为酱油可以促进铁吸收’而且具有广泛的群众食用
基础°
知识点二促进身心健康
l.合理选择饮食
（l）水是人体的重要组成成分’约占人体体重的三分之二’其主要作用是做溶剂｀反应介质｀反应
物’另外水还能调节体温。
（2）常见的食品添加剂的分类为着色剂、调味剂、防腐剂｀营养强化剂。早期采用的防腐剂主要是
食盐糖及醋等现在常用的防腐剂有苯甲酸钠｀硝酸盐亚硝酸盐、二氧化硫等°
（3）食品中加人营养强化剂是为了补充食品中缺乏的营养成分或微量元素°
2.正确使用药物
（l）阿司匹林是人们熟知的治感冒药’具有解热镇痛作用’其化学名是乙酚水杨酸’是第一个重要
的人工合成药物°阿司匹林是—种有机酸,白色晶体’难溶于水°长期大量服用阿司匹林会有不良
反应,如胃肠道反应、水杨酸反应,出现水杨酸反应是中毒的表现,应立即停药’并静脉滴注NaHCO3
溶液。
（2）青霉素是最重要的抗生素’即消炎药’有阻止多种细菌生长的优异功能;但在使用之前要进行
皮肤敏感试验,以防止过敏反应的发生°
（3）抗酸药的作用是中和胃里过多的盐酸,缓解胃部不适’其主要成分是能中和盐酸的化学物质’
如碳酸氢钠碳酸钙、碳酸镁氢氧化铝氢氧化镁等’强碱性物质及重金属物质不可做抗酸药。
（4）麻黄碱具有止咳平喘作用’可用于治疗支气管哮喘、鼻黍占膜充Ⅲ引起的鼻塞等°麻黄碱是＿种
兴奋剂,它属于国际奥委会严格禁止的兴奋剂。
知识点三生活中的材料
l.合金
（l）合金是由两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合而成的具有金属特性的物质°与各
成分金属相比’其特点为硬度较大｀熔点＿般比各成分金属的低。
（2）生铁和钢是含碳量不同的两种铁碳合金。生铁的含碳量为2％～4.3％’钢的含碳量为0.03％
～2％。
2。金属的腐蚀和防扩
（1）金属的腐蚀是指金属或合金与周围接触到的气体或液体进行化学反应而腐蚀损耗的过程’其
本质是氧化还原反应°—般可以分为化学腐蚀和电化学腐蚀’前者是金属跟接触到的物质直接发
生化学反应而引起的腐蚀’后者是不纯的金属（或合金）跟电解质溶液接触时发生原电池反应而引
起的腐蚀。＿般情况下’这两种腐蚀同时存在’只是电化学腐蚀更普遍。
（2）以不纯的钢铁为例分析钢铁的腐蚀情况:
@吸氧腐蚀发生的条件是钢铁表面的水膜酸性很弱或呈中性,正极反应是O2＋2H2O＋4e—
170
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』
第二十六天
｝
化学与生活
4OHˉ ’负极反应是Feˉ2eˉ-Fe2＋°
@析氢腐蚀发生的条件是钢铁表面的水膜酸性较强’正极反应是2H÷＋2e＿—H2↑’负极反应是
Fe-2eˉ—Fe2＋◎
（3）影‖问金属腐蚀的因素包括金属的本性和介质两个方面。金属越活泼’就越容易失去电子而被
腐蚀;如果金属中能导电的杂质不如该金属活泼’则容易形成原电池而使金属发生电化学腐蚀°
（4）防止金属腐蚀的方法有在金属表面添加保护膜、在要保护的金属上连接比该金属更活泼的
金属·
3.玻璃、陶瓷和水泥
（l）普通玻璃是Na2SiO3、CaSiO3和SiO2熔化在＿起的物质。这种物质不是晶体’称作玻璃态物质。
玻璃没有—定的熔点,而是在某个温度范围内逐渐软化°工业上制普通玻璃的主要反应为Na2CO3
＋SiO2直旦Na2SiO3＋CO2↑｀CaCO〕＋SiO2直逞CaSiO’＋CO2↑。
（2）制造陶瓷的主要原料是黍占土°
（3）以石灰石和黍占土为主要原料经研磨｀混合锻烧’然后加人适量石膏’并研成细粉就得到普通硅
酸盐水泥。这种水泥的主要成分是硅酸三钙、硅酸二钙｀铝酸三钙等。
（4）水泥的吸水能力很强,能吸收空气中的水分并与之发生化学反应’所以不能长期存放’即使短
期存放也要注意防潮°＿般水泥的保质期是3个月。
（5）水泥、沙子和水的混合物叫水泥砂浆。水泥｀沙子和碎石的混合物叫混凝土。
（6）从高纯度的SiO2熔融体中’拉出直径约为l00‖m的细丝’就得到石英玻璃纤维’其传导光的能
力非常强’所以又称光导纤维,简称光纤°
（7）随着科学技术的发展’人们研制出了许多有特殊功能的陶瓷’如超硬陶瓷、高温结构陶瓷生物
陶瓷和超导陶瓷等,使陶瓷的用途不断扩展°
4塑料｀纤维和橡胶
（l）通常所说的三大合成材料指的是塑料｀合成纤维和合成橡胶。
（2）塑料的主要成分是合成树脂’除此外还根据需要加人某些特定用途的添加剂,比如能提高塑性
的增塑剂’防止塑料老化的防老化剂等。
（3）热塑性指的是熔化的塑料冷却后又变成固体’加热后又熔化的现象。热塑性塑料具有长链状
的线型结构。常见的热塑性塑料有聚乙烯和聚氯乙烯。热固性指的是塑料加工成型后就不会受热
熔化的现象°热固性塑料具有体型网状结构。
（4）天然纤维包括棉花｀羊毛、蚕丝和麻等°人类通过化学方法将木材等加工成人造纤维°利用石
油、天然气｀煤和农副产品做原料制成单体’然后再经化学合成和机械加工等制得合成纤维’如锦
纶｀涤纶、腊纶维纶｀氯纶｀丙纶,其被称为“六大纶”。
知识点四保护生存环境
l.改兽大气质量
（l）大气污染物根据组成成分,可以分为颗粒物｀硫的氧化物（SO2和SO3）｀氮的氧化物（NO和
NO2）｀CO、碳氢化合物以及氟氯代烷（常用作制冷剂’商品名为氟利昂）。
l7l
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阿＼猿手册.30天速记高中化蹿网
（2）正常雨水偏酸性’pH约为5.6这是因为大气中的CO2溶于雨水°酸雨指的是pH小于5.6的
降水’主要是由人为排放的硫氧化物和氮氧化物等酸性气体转化而成的。二氧化硫和二氧化氮形
催化剂2H2SO郸;3NO2＋H2O-2HNO3
成酸丽的反应分别为SO2＋H2O＝≡H2SO3｀2H2SO3＋（）2
＋NO∩
（3）臭氧层中臭氧含量虽然很少’但可以吸收来自太阳的大部分紫外线’使地球上的生物免遭伤害’被称
为人类和生物的保护伞。引起臭氧空洞的化学物质有氟氯代烷｀含澳的卤代烷烃氮氧化物及核爆炸
产物°
（4）引起温室效应的气体有CO2｀CH4、N2O｀氟氯代烷等,其中CO2起主要作用。
（5）减少汽车等机动车尾气污染是改善大气质呈的重要环节,可采取的措施有:
@推广使用无铅汽油°加有四乙基铅的汽油通常称为含铅汽油’它的广泛使用带来了严重的铅污
染’对人体的许多系统都有严重的损害’特别是神经系统°
@在汽车尾气系统中装催化转化器。此举可有效降低尾气中的CO｀NO｀NO2和碳氢化合物等向大
气的排放通常采用铂等贵金属做催化剂。在此装置的前半部发生的反应为2CO＋2NO催化剂
2CO,＋N,°装有催化转化器的汽车必须使用无铅汽油°
2.爱护水资源
（l）水中的污染物种类繁多,主要包括:
o重金属污染°水中的重金属污染物主要包括汞｀铜、铅、铬,这些重金属污染物主要来自化工、冶
金｀电子｀电镀等行业排放的工业废水。它们能在生物体内积累’不易排出体外’因此危害很大。
@植物营养物质污染。生活污水和某些工业废水中’经常包括含N｀P的化合物’它们是植物生长｀
发育的养料’称为植物营养素°含N的物质主要是蛋白质’含P的物质主要是洗涤剂和不合理使用
的磷肥°
（2）污水处理的方法有混凝法［如明矾净水:Al3＋＋3H2O＝＝Al（OH）］＋3H＋］｀中和法［如用
Ca（OH）2来中和酸性废水,用H2SO4或CO2来中和碱性废水］｀沉淀法（如用Na2S除去Hg2＋:Hg2＋
＋S2ˉ—HgS↓
）。
3.垃圾资源化
（l）处理垃圾要遵循无害化、减量化和资源化的原则,常用方法有卫生填埋｀堆肥和焚烧。
（2）所谓“白色污染”指的是废塑料制品引起的污染’主要包括四个方面的危害:@大部分塑料在自
然环境中不能被微生物分解,埋在土里经久不烂,长此下去会破坏土壤结构’降低土壤肥效’污染地
下水;@焚烧废弃塑料会产生有害气体,对大气造成污染;◎发泡塑料被扔掉后释放出的氟氯代烷
会破坏臭氧层和加剧温室效应;@废弃塑料会危害动物。
4.原子利用率是指被利用的原子数比上总原子数,公式为:
原子利用率二被鹏嚼数×｜00％
l72
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「
第二十六天化学与生活｜
知识点五匠知识点关系小结
撼粪｜孵睬憋瓣｛谰蕊｛藕绥削瓣雕.
市毗｛辩镰蹿删獭髓赚憋酣圃醇＂代删.
僵
腮＃
蛋白质
维生素和｜维生素的种类和性质;水溶性维生素和脂溶性维生素闹维生素C的强还原性等
微量元素｜体内的微量元素及对人体的重要作用（碘｀铁元素等）
｛:
撒
…
合理选择饮食
正嚼艘蠕轴｜撇氢恫挝撇矿熏…＿赚娜』
｜塑料—合成树脂｛热塑性塑料和热固性塑料
｜…胶｜赣p瓣臂…＂…
塑料纤维和橡胶
｜
（复合材料:玻璃钢（玻璃纤维和合成树脂）等
常见无蜒…树料｛臆::舞堕宽鞭…构陶俺.
关
注
营
养
平
衡
促
进
身
心
健
康
化
学
与
生
活
生
活
中
的
材
料
｜合金＿性质;硬度大烙点｜鼠;种类;铣铝铜合金新型合金
｜剿霹｜撇……
合金｀金属的腐蚀与防护
水…防愉｜慧嘘撇霹麓辙腾氧化还膘″
大′酸雨、臭氧空洞｀温室效应
气
「减少化石燃料污染:改善燃煤质量;加人石灰石;煤的综合利用’制水煤气;
污
｜使用清洁能源等
染《
及改善大气质量｜减少汽车尾气污染;无铅汽汕、催化转化器
防
｜
治
｜室内污染;一氧化碳甲醛｀苯｀放射元素氢等
蔬…化｛麓麓置嚣斟糕
保
护
生
存
环
境
l73
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30天速记高中化学知识‖
｝小猿手册
第二＋七天选考有机—有机物性质（—）
知识点＿各类烃的代表物的结构和主要化学性质
苯及其同系物
烯烃
炔烃
类别
烷烃
单烯烃:C赋H2腮（′!≥2）
单炔烃:（〕＂H2＂2（′』≥2）
C＂H2厕ˉ6（n≥6）
通式
C厕H2厕＋2（n≥1）
~■
■
~
m‖
H
H
H
H—C—H
H
H
~■
■
~
代表物
结构式
H—C≡C—H
Ⅱ
＼
℃
（
／
／
Ⅱ
~■
■
~
代表物
分子空
间结构
直线形
平面正六边形
正四面体形
平面形
光照下的卤代;裂化;
不使酸性KMnO4溶液
褪色
跟X2、H2、HX加成;
易被氧化;能加聚得
导电塑料
跟X2、H2｀HX、H2O、
加成,易被氧化;可
加聚
跟H2加成;FeX］催化
下卤代;硝化反应
主要化
学性质
知识点二烃的衍生物的主要类别和主要化学性质
类别
通式
团
巳
巳
△
口
同
官
代表物
分子结构特点
主要化学性质
O与NaoH水溶液共热
发生取代反应生成醇;
@与NaOH醇溶液共热
发生消去反应生成烯烃
卤素原子直接与烃
基结合’βˉ碳原子
上有氢原子才能发
生消去反应
＿卤代烃:R—X
多元饱和卤代烃:
C″H2″＋2ˉmXm
卤
代
烃
卤素原子
—X
C,H气Br
o跟活泼金属反应产
生H2 ;
@跟卤化氢或浓氢卤酸
反应生成卤代烃;
◎脱水反应:乙醇在
l40℃下分子间脱水生
成醚’在l7（）℃下分子
内脱水生成烯烃（消去
反应）
;
@催化氧化为醛或酮;
◎＿般断O～H键与竣
酸或无机含氧酸反应生
成醋
β—碳原子上有
氢原子才能发生
消去反应;α—碳
原子上有氢原子
才能被催化氧化’
伯醇被氧化为醛,
仲醇被氧化为酮’
叔醇不能被催化
氧化
一元醇:R—OH
饱和多元醇:
C厕H2＂＋2Om
CH3OH、
C2H5OH
醇轻基
—OH
醇
l74
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』
第二十七天
■
选考有机＿有机物性质（＿〉
续表
代表物
主要化学性质
类别
通式
官能团
分子结构特点
@弱酸性（比碳酸弱）
;
@与浓澳水发生取代反
应生成白色沉淀;
◎遇FeCl3溶液呈紫色;
@易被氧化;
◎能与H’加成
—OH直接与苯
环上的碳相连,受
苯环影‖问能微弱
电离
酚轻基
—OH
酚
RC6H4OH
o与H2加成为醇（还原
反应）
;
@被氧化剂［O2、银氨
溶液｀新制Cu（OH）2、
酸性高锰酸钾等］氧化
为梭酸
醛基
O
＿C＿H
HCHO、
O
‖
（〕Hq—C
H
HCHO相当于有
两个—CHO;有极
性、能加成
O
‖
C—H
醛
R
碳基
O
—C—
O
‖
CH3＿C—CH3
与H2加成为醇’不能被
氧化剂氧化为竣酸
O
‖
R—C—R′
有极性｀能加成
酮
受碳基影响,
O—H能电离
出H＋
’
O
‖
—C—受轻基
影响不能加成
@具有酸的通性;
@发生酪化反应时—般
断裂竣基中的碳氧单
键’不能与H2加成;
o能与含—NH2的物质
脱去水生成肤键
竣基
O
—C
OH
0
‖
CH3—C
OH
O
‖
R—C—OH
竣酸
~
H（〕OOCH3
（M『;60）｀
O
‖
cH3—c＿oc2H5
o酸性条件下发生水解
反应生成竣酸和醇;
@碱性条件下发生水解
反应生成竣酸盐和醇
酪基
O
ˉC—OR
O
‖
（H）I←C—O—R′
酪基中的碳氧单
键易断裂
酷
两性化合物,能形成肤
OH
‖
键—C—N—
—COOH能部分
电离出H＋
氨基—NH2;
竣基—COOH
氨基
酸
H2NCH2COOH
R（〕H（NH2）COOH
~
肮键
O
—C—NH—;
氨基—NH2;
竣基—COOH
o两性;@水解;o盐
析;@变性;◎颜色反
应;◎灼烧有烧焦羽毛
的气味
结构复杂’不可用
通式表示
蛋白
质
酶
｜
｜
l75
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30天速记高中化学知识［
续表
类别
通式
分子结构特点
主要化学性质
官能团
代表物
o氧化反应（还原性糖）;
@加氢还原;
◎酪化反应;
@多糖水解;
◎葡萄糖发酵分解生成
乙醇
轻基＿OH;
醛基—CHO
O
（撼—C—）
葡萄糖
Cl｛20Ⅱ（CH0H）4CH0;
淀粉（C6Hl0O5）厕;
纤维素（C6Hl0O5）＂
多轻基醛或多轻
基酮或它们的缩
合物
多数符合通式
C＂（H2O）陋
糖
酷基
O
—C—OR
;
可简旨肖碳碳双键
o水解反应（皂化反
应）
;
@氢化反应（硬化反
应）
RCO（）CH司
｜
＾
R′COOCH
R′′COO（】H∩
C＂H』』COO『H:
Cl7H33（〕OOCH
Cl7H33COO（〕H2
醋基中的碳氧单
键易断裂;碳碳双
键能加成
脂
油
知识点三重要的有机反应及类型
l。取代反应
（l）酪化反应
O
O
‖
浓H2SO』
‖
CH3C—OH＋C2H5OH＝＝＝≡＝＝二CH划—C—OC勺H≤＋H勺O
△
／
＂＂套趴.…划;-
OH
（C6H7O2）丁OH
＋3″HONO2
△
OH
ONO,
（2）水解反应
Q日’α带＂.0＂—斧c』＂,o∏带№c｜
稀H2SO4
CH3COOC2H5＋H2O｀
＝＝＝CH3COOH＋（〕2II5OH
△
C＂H孵COO『H:
CH』OH
△
C＂Ⅱ酶COO『H
＋3NaO＂一3C｛丽l』遁COO№＋CHOH
Cl7H35COOCH2
CH2OH
（c‘＂鹏Q）·半侧日圆0竿鹏;鹏.
淀粉
蛋白质＋水酸碱垫侩多种氨基酸
Cl
＋3∏ILO
垒
啄｝雕｜
Fe
＋Cl2——卜
哪—…鳖」f业面＂α
榴＂—鼠＂叫瞅｜△圃→0」
＋＋
（3）卤代反应
（4）硝化反应:
＋H,O
（5）磺化反应
H2O（磺化反应不作要求）
l76
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l
第二十七天选考有机—有机物性质（—）
｝
△
其他:C2H5OH＋HBr——→C2H5Br＋H2O
2.加成反应
（｜）c＂』—c＂-c＂』锥Hα—膛嘿c＂敷—『日—c＂』（烯烃与x:｀比0
Cl
圃·』Ⅲ÷C
（2）
｜＂厂『＂］＿叭—眨｜
（3）HC≡CH＋H2O垫
O
‖
Ni
CH］
C
H＋H2云步CH3CH2OH
（乙炔与水加成不要求）
C＂H姆COO『H』
C＂H酶COO『H』
Ni
（4）C｜7H3］COOCH
＋3H2加热｀j蔽C｜7H35COOCH
Cl7H33COOCH2
Cl7H35COOCH2
3.消去反应
浓H2SO4
（l）C2H5OH＿CH2＝CH2↑＋H2O
l70℃
乙醇
（2）CH3＿CH2—CH2Br＋KOHT操CH3—CH＝CH2↑＋KBr＋H2O
4.氧化反应
（l）燃烧反应; 2C2H2＋5O2幽斗CO2＋2H2O
（2）醇｀醛的催化氧化
Cu
2CH』CH2OH＋O2云掺2CH3CHO＋2H2O
O
‖
2CH』CHO＋O’邮步2CH3＿C—OH
垄550℃
（3）被弱氧化剂氧化
O
‖
△
CH3CHO＋2Ag（NH3）2OH——→CH3—C—ONH4
＋2Ag↓＋3NH3＋H2O
△
CHjCHO＋2Cu（OH）2＋NaOH—→CH3COONa＋Cu2O↓＋3H2O
（4）被强氧化剂氧化
烯、炔、醇、醛、酚、苯的同系物等被酸性高锰酸钾溶液氧化:
O
‖
谨刨趾趴″
（烯烃与X2、H2O、HX｀H2）
l77
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5.还原反应
Ni
（l）与H2加成（烯炔｀苯环｀醛基、酮）:CH2＝CH2＋H2～rCH3CH3
比…o回此…恤,1＂
（2）
6聚合反应
（l）加聚:
′lCH’＝CH—（〕H＝CH’＋′!CH’＝CH一辩萨卡CH2＿CH＝CH—CH2—CH2—CH未
津
噬
（2）缩聚:
COOH
哮〕测州…｝≡滥＂爬「!间!—＂—ⅧⅧ
n
~~｜
COOH
7.中和反应
O
O
‖
‖
（l）竣酸与碱反应: CH3—C—OH＋NaOH＿-→CH3—C—ONa＋H2O
OH
ONa
~｜~
~｜~~
瞳,＂翻＂＂一瞳｛＂Ⅷ
（2）酚与碱反应:
8。显色反应
（l）酚遇Fe3＋显色:6C6H5OH＋Fe3带—-→［Fe（C6H5O）6］3
＋6H＋
（紫色）
（2）含有苯环的蛋白质与浓HNO3作用呈黄色°
O
‖
C＿O＿（〕H2CH2—O］丽H＋（2″ˉl）H2O
l78
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」
第二十△天选考有机＿有机物性质（二）
｝
第二＋八天选考有机—有机物性质（二）
知识点-重要的反应
l.能使涣水（Br2／H2O）褪色的有机物
／
C＝C
、—C≡C—的不饱和化合物°
（l）通过加成反应使之褪色:含有
（2）通过取代反应使之褪色:酚类（注意:苯酚溶液遇浓澳水时’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）的有机物不能使嗅的四氯化碳溶液褪色）
（4）通过革取使之褪色:液态烷烃、环烷烃、苯及其同系物｀饱和卤代烃、饱和酷。
2ˉ能使酸性高锰酸钾溶液（KMnO4／H＋）褪色的有机物
＼
／
含有
C＝C
、～C≡C—｀—OH（较慢）｀—CHO的有机物以及与苯环直接相连的碳原子上有氢
／
＼
原子的苯的同系物（与苯不反应）°
3.能与Na反应的有机物:含有—OH｀—COOH的有机物。
能与NaOH反应的有机物:常温下:含有酚轻基、—COOH的有机物;加热时:卤代烃、酪。
能与Na2CO3反应的有机物:含有酚轻基的有机物（反应生成酚钠和NaHCO』）;含有—COOH的有机
物（反应生成竣酸钠’并放出CO2气体）。
能与NaHCO3反应的有机物:含有—COOH的有机物（反应生成梭酸钠,并放出等物质的量的CO2气
体）°
4.既能与强酸反应’又能与强喊反应的物质
（l）Al、Al2O3、Al（OH）3;
（2）弱酸的酸式盐’如NaHCO3、NaHS等;
（3）弱酸弱碱盐,如CH3COONH4、（NH4）2S等;
（4）氨基酸’如甘氨酸等;
（5）蛋白质分子中的肤链的链端或支链上仍有呈酸性的—COOH和呈碱性的—NH2’故蛋白质能与
碱和酸反应。
5.银镜反应
（1）能发生银镜反应的有机物:含有—CHO的物质,如醛｀甲酸、甲酸盐、甲酸酪、还原性糖（葡萄糖｀
麦芽糖等）°
（2）有关反应方程式:AgNO3＋NH3 .H2O-AgOH↓＋NH4NO3;
AgOH＋2NH3 .H2O-Ag（NH3）2OH＋2H2O;
l79
~
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日《猿手册＾30天速记高中化学知识〗
RCHO＋2Ag（NH3）2OH-△护2Ag↓＋RCOONH』＋3NH』＋H2O。
甲醛（相当于有两个醛基）;HCHO＋4Ag（NH3）2OH△叫Ag↓＋（NH绷）2CO］＋6NH〕＋2H2O
乙二醛OHC—CHO＋4Ag（NH』）2OH—匀Ag↓＋（NH熟）2C2O』＋6NH』＋2H2O
甲酸;HCOOH＋2Ag（NH］）2OH—▲2Ag↓＋（NH4）2CO3＋2NH3＋H2O
△
葡萄糖:CH2OH（CH（）H）4CHO＋2Ag（NH3）2OH-—→2Ag↓＋CH2OH（CHOH）4COONH4＋3NH3＋
H2O
（3）定量关系:—CHO＋2Ag（NH3）2OH～2Ag;HCHO＋4Ag（NH3）2OH～4Ag。
6.与新制Cu（OH）2悬浊液（裴林试剂）的反应
（l）有机物:竣酸（中和）、甲酸（常温下发生中和反应,加热煮沸后发生氧化反应）、醛、还原性糖（葡
萄糖麦芽糖）、甘油等多轻基化合物°
（2）定量关系＿COOH＋—Cu（OH）』～＋Cu』＝（腋使不溶性的碱溶解）;
—〔】HO＋2（〕u（OH）2～Cu2O;HCH0＋4Cu（OH）2～2Cu2O°
7.能发生水解反应的有机物:卤代烃｀酪（包括油脂）糖类（单糖除外）｀肤类（包括蛋白质）°
｜
NaO‖水溶液
（l）〔迅兰岁9＂
△
≥R一O＂＋HX
例如:HX＋NaOH-NaX＋H,O
（）
O
（2）（＂）传赶9三些典＂毕些!＂）隙己C—o｝｜带＂ˉo＂
‖
‖
例如:（H）RCOOH＋NaOH—（H）RCOONa＋H2O
O
O
（3）R＿丛±旦旦兰虫土O＂懒…＝R＿↓ˉ。‖》卿＿N‖
例如:R′—NH2＋H带—-→R′—NHj;RCOOH＋OHˉ—→RCOO—＋H2O
8.能跟FeCl3溶液发生显色反应的有机物:酚类化合物。
9ˉ能跟I2发生显色反应的有机物:淀粉°
10。能艰浓硝酸发生颜色反应的有机物:含苯环的天然蛋白质°
知识点二-些典型有机反应的比较
1.反应机理的比较
＼
（l）醇去氢:脱去与轻基相连的碳原子上的氢和轻基中的氢’形成C＝O°例如
／
l80
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［
第二十／＼天选考有机—有机物性质（二）
2C日｀＿『＂—C肚—C＂—O＋O2—万→2C卜｜』—↑＂—C趴—C＂O十2＂,O
ˉ
｜
｜
C刊、
「∏ˉˉˉˉˉ∏ˉ!
CH
;
】
Cu
h
】
2C＂』—『问—『｛＂｜—C＂』＋o型—疹2CH｀—『H—「｜＿CH蹦＋2H翼o
C∩,αH!
C!l、
O
〕
0■■●■■
j
「＂』
＼
Cl｜鼠＿『＿Cll2＿C＂刷分子中轻基所连碳原子上没有氢原子’不能形成c＝O ,所以不发生失氢（氧
／
Ol l
化）反应。
（2）消去反应:脱去—X（或—OH）及其相邻碳原子上的氢’形成不饱和键°例如:
「＂』
鳃＿『l鳃＿孵／业坠幢＂厂↑—鳃—…＂
CH｀OH
H
CH］
C!｛〕
C＂J—「-C＂婴BⅨ分子中与Br所在碳原子相邻的碳原子上没有氢所以不能发生消去反应.
C『l｀
（3）酷化反应:竣酸分子中的轻基跟醇分子轻基中的氢原子结合生成水’其余部分互相结合生成
酪°例如:
O
｜
:。.………ˉˉ…
CH』C—l9止!＝士」］』OC2Hj
◎
气
些
∏
＋
§
‖
∑
℃
○
○
‖
℃
｀
删
℃
浓H2SO4
、
≤
△
2ˉ反应条件的比较
同一化合物,反应条件不同,产物不同°例如:
浓H2SO纠
（l）（〕H3CH2OH
170℃镁CH2＝CH2↑＋H2O（分子内脱水）
浓H2SO4
2CH3CH2OH
140℃令CH3CH2—O—CH2CH3＋H2O（分子间脱水）
H2O
（2）CH3—CH2—CH2Cl＋NaOH-Ⅲ→CH〕CH2CH2OH＋NaCl（取代）
〔凡—C＂』—CH圆C!十＂擞O＂竿CⅡ副＿CH-C＂』Ⅱ＋＂.C｜带＂』O（消去）
（3）一些有机物与澳反应的条件不同,产物不同。例如:
叠…延蟹…Ⅷ
l81
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冈｀猿手册.30天速记高中化学知识l
~
塌｜…｜
CH、
CH,
~~｜』
~｜敷（
°＋磁脓腮｜二回—圃『卜
＼
Br
／
OH
OH
~~｜
~~｜~~
@＋』…水｜—＝B『
·↓＋…代｜
—谭
Br
CH、＝Cll.＋Br制（澳水）≡—＞CH气BrCHBr（加成）
3.有机官能团的相互影响
（1）链烃基对其他官能团的影晌
O酸性:HCOOH＞CH3COOH＞CH3CH2（〕OOH。
@甲苯的硝化反应产物是三硝基甲苯’而苯的硝化反应产物是—硝基苯°
（2）苯基对其他基团的影响
O水｀醇苯酚提供氢离子的能力:R—OH＜H—OH＜C6H5—OH°
@烷烃和苯均不能使酸性高锰酸钾溶液褪色’而苯的同系物可使酸性高锰酸钾溶液褪色。
（3）轻基对其他官能团的影响
轻基对苯环的影响＿使苯环邻｀对位上的氢原子更易被取代。受—OH的影响’苯酚中苯环上的
氢被取代变得更容易了。
知识点三典型有机物间的转化关系
（l）单—官能团
水解
酪化
幽
霹
｜氧化｜霞酸｜腑化
醛
竣酸
水解
二＝＝＝＝
取代
［汀代烃
R
X
R—CH
醇
R—OH
RCOOH
竣酸
RCOOR
还原
水解
坚｜‖
小饱禾‖烯｜
（2）双官能团
H〕C-CR厅≥H3C-CH一B『
C2‖5OC2‖ l5
C‖ l］COONaˉ—＞CH4
↑／｜
／
｜｜
＂气C＂气C＂』C＂二o＂一C＂』c＂o→c‖》coo＂一C＂;Cooc:＂,
↑／｜
／
呕了〔删司｜C＂p＂一c№
HC≡CH-—→l｛命C-Clˉl——≥H、C
ˉ
｜
｜
ˉ
ˉ
｜
B『Br
O
OO
｜｜
｜｜
CO
CO
OH
CHO
｜
CHO
-CH司—＞
｜
ˉ
HOH
-…＝＞
OH
厂O＼产o
儿O＝兰O
↓
HO-广C-C-OCH＝CH、—O市～H或
l82
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」
蕴三十／＼天选考有机＿有机物性质（二）
｝
（3）常见物质
HOCH司CH命O刑
BrCH勺CH,B『
ˉ［CH2—CRCl］丙
CH〕CH〕
司｀
CH勺二＝C∏,
CH≡CH
CH二＝CHC｜
CH］CH2Br
C‖l］Cl ‖2OH
CH｀CHO
CHCOOH
C∏｀CH2ONa
C2H5OC2H5
CH恩COOC7H≤
（4）芳香族
~
~
—
~
~
~
叭
申
~
~
~
~
~
＝
~
~
~
~
~
~
~
@ˉNo』@＂『0
SOll
QN
》
NO2
CH勺C ｜
NO≈
α
α
CH3
Cl
ˉ--ˉ-ˉ-ˉ＝.＝＝■≡＝■～ˉ-ˉ＝ˉˉˉˉ.ˉ＞
COOR
Br
‖
Cl
l83
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第二十九天选考有机—有机实验
知识点-有机物的结构
1同系物的判断规律
（l）＿差（分子组成相差＿个或若干个CH2原子团）
;
（2）两同（同通式’同结构）;
（3）三注意:
o必为同—类物质;
@结构相似（即有相似的原子连接方式或相同的官能团种类和数目）
;
o同系物间物理性质不同;化学性质相似°
2.同分异构体的种类
（l）碳链异构;（2）位置异构;（3）官能团异构（类别异构）;（4）顺反异构;（5）对映异构（不要求掌
握）°
常见的类别异构
组成通式
典型实例
可能的类别
此
＼
℃
（
／
／
←
几
与
Ⅱ
℃
Ⅱ
℃
~~
Ⅱ
〔
烯烃、环烷烃
C′!H2′｜
CH≡C—（〕H2CH3与（〕H2＝（〕HCH＝CH2
炔烃、二烯烃
C″H2″ˉ2
~
~
C2H5OH与CH3OCH3
C厕H2厕＋2O
饱和＿元醇、醚
CH3CH2CHO、CH3COCH3 ｀CH2＝（〕HCH2OH、
（删』—叫蔗＂与〔q丽f＂—（）＂
醛｀酮、烯醇｀环醚｀环醇
（〕″H2″O
CH3COOH｀HCOOCH3与HO—CH2—CHO
梭酸、酪｀轻基醛
C′!H2′lO2
O—CH,＿OH
酚、芳香醇｀芳香醚
〔〕′!H2厕ˉ6O
（〕H3CH2—NO2与H2NCH2＿COOH
硝基烷、氨基酸
C厕H2′』＋lNO2
葡萄糖与果糖（C6Hl2O6）、蔗糖与麦芽糖（Cl2H型Ou）
加
＼
】
／
○
句
乙
Ⅱ
／
·
【
｀
门
、
~
纠
″
【
｀
单糖或二糖
3·同分并构体的书写规律
（1）主链由长到短,支链由整到散,位置由心到边,排列邻、间、对。
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［〕
第二十九天选考有扩P一≥有机实验~
‖
（2）按照碳链异构→位置异构—萨顺反异构-→官能团异构的｜｜Ⅱ序书写,也可按官能团异构→碳链异
构→位置异构→顺反异构的）｜顶序书写’不管按哪种方法书写都必须防止漏写和重写。
（3）若遇到苯环上有三个取代基时’可先定性两个的位置关系是邻｀间或对’然后再对第三个取代
基依次进行定位’同时要注意哪些是与前面重复的°
（4））｜顶反异构的判断:有机分子中含碳碳双键’且每个双键碳原子所连的两个基团都不相同时’就
存在顺反异构现象。
4同分异构体数目的判断方法
（l）记忆法
记住常见的异构体数°例如:
o凡只含＿个碳原子的分子均无异构;@丁烷｀丁炔｀丙基、丙醇有2种;o戊烷｀戊炔有3种;@丁
基、丁烯（包括顺反异构）、C8Hl0（芳烃）有4种;◎己烷｀C7H8O（含苯环）有5种;◎C8H8O2的芳香
酷有6种;@戊基｀C9Hl2（芳烃）有8种。
（2）基元法
例如:丁基有4种’则丁醇｀戊醛｀戊酸都有4种°
（3）替代法
例如:二氯苯C6H4Cl2有3种’则四氯苯也有3种（将H替代Cl）;CH4的—氯代物只有＿种’则新戊
烷C（CH3）4的＿氯代物也只有＿种。
（4）对称法（又称等效氢法）
等效氢法的判断可按下列三点进行:
@同＿碳原子上的氢原子是等效的;@同—碳原子所连甲基上的氢原子是等效的;
◎处于镜面对称位置上的氢原子是等效的（相当于平面成像时’物与像的关系）。
5.不饱和度的计算方法
（l）烃及其含氧衍生物的不饱和度:I〕＝2Ⅳ（C）＋2ˉⅣ（H）
2
（2）卤代烃的不饱和度:O＝2∧／（（〕）＋2—Ⅳ（H）-Ⅳ（X）
2
◎
知识点二有机物的鉴别
°
l.有机物物理性质
o常温下呈气态:碳原子数在4以内的烃、甲醛、—氯甲烷
@易溶于水:低碳的醇、醛｀竣酸。
◎微溶于水:苯酚｀苯甲酸｀C2H5—O—C2H5。
@与水分层’比水轻:烃、酷（如苯｀甲苯＼CH3COOC2H5）。
◎与水分层’比水重:卤代烃（澳乙烷、氯仿、四氯化碳、嗅苯等）｀硝基苯、液态苯酚。
◎有芳香气味（或特殊气味）:苯｀甲苯、CH3COOC2H5 ｀CH3CH2OH°
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仍｀猿手册.30天速记高中化学知识〗
2.常用的试剂及被鉴别物质种类和实验现象归纳如下:
实验现象
试剂名称
被鉴别物质种类
含碳碳双键、三键的物质和烷基苯,但
醇、醛有干扰
酸性高锰酸钾溶液褪色
酸性高锰酸钾溶液
嗅水褪色且分层
含碳碳双键三键的物质’醛有干扰
少量
澳水
出现臼色沉淀
苯酚溶液
过量、饱和
出现银镜
含醛基的化合物
银氨溶液
新制Cu（OH）2
出现砖红色沉淀
含醛基的化合物
FeCl3溶液
呈现紫色
苯酚溶液
呈现贿色
碘水
淀粉
酸碱指示剂
竣酸（酚不能使酸碱指示剂变色）
使石蕊或甲基橙变红
放出无色无味气体
竣酸
NaHCO｀
3.卤代烃中卤素的检验
取样’滴人NaOH溶液’加热至分层现象消失’冷却后加人稀硝酸酸化’再滴人AgNO3溶液’观察沉
淀的颜色,确定是何种卤素°
4.银镜反应的实验
（l）银氨溶液［Ag（NH3）2OH］的配制:向＿定量2％的AgNO3溶液中逐滴加人2％的稀氨水至产生
的沉淀恰好完全溶解消失。
（2）反应条件:碱性、水浴加热。
若在酸性条件下’则发生反应Ag（NH3）j＋OH＋3H半-Ag＋＋2NHi＋H2O而被破坏°
（3）实验现象:O反应液由澄清变成灰黑色浑浊;@试管内壁有银白色金属析出°
5.与新制氢氧化铜的反应
（l）裴林试剂的配制:向＿定量l0％的NaOH溶液中滴几滴2％的CuSO4溶液’得到蓝色絮状悬
浊液。
（2）反应条件:碱过量、加热煮沸。
（3）实验现象:若有机物只有官能团醛基,则滴人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°
6.二糖或多糖水解产物的检验
若二糖或多糖是在稀硫酸作用下水解的’则先向冷却后的水解液中加人足量的NaOH溶液’中和稀
硫酸,然后再加人银氨溶液（或新制的氢氧化铜悬浊液）,水浴加热（或加热煮沸）,观察现象,做出
判断∩
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「
第二十九天选考有机＿有机实验→
‖
7.如何检验实验室制得的乙烯气体中含有CH2＝CH2、SO2、CO2、H2O?
气体依次通过无水CuSO4→品红溶液-辨饱和Fe2（SO4）3溶液-→品红溶液→澄清石灰水→嗅水／澳的
CCl4溶液／酸性KMnO4溶液
（依次检验水、检验SO2｀除去SO2、确认SO2已除尽、检验CO2｀检验CH2＝CH2）
8.如何检验溶解在苯中的苯酚?
向试样中加人NaOH溶液’振荡后静置｀分液,向水溶液中加人盐酸酸化,再滴人几滴FeCl3溶液（或
过量饱和澳水）’若溶液呈紫色（或有白色沉淀生成）’则说明有苯酚°
9.烯醛中碳碳双键的检验
（l）若是纯净的液态样品’则可向所取试样中加人澳的四氯化碳溶液’若褪色’则证明含有碳碳
双键°
（2）若样品为水溶液’则先向样品中加人足量的新制Cu（OH）2悬浊液’加热煮沸’充分反应后冷却
过滤’向滤液中加人稀硝酸酸化’再加人澳水’若褪色,则证明含有碳碳双键。
若直接向样品水溶液中滴加澳水’则会发生反应＿CHO＋Br2＋H2O—＿卜—COOH＋2HBr而使澳水
褪色°
知识点三混合物的分离或提纯（除杂）
有机物分离提纯方法:o革取、分液法;@蒸馏法;o洗气法（还有渗析、盐析、沉淀法等）°
混合物（括号
内为杂质）
分离
方法
化学方程式或解释
除杂试剂
澳水｀NaOH溶液
（除去挥发出的BL蒸气）
CH2＝CH2＋Br2--→CH2BrCH2Br
Br,＋2NaOH-NaBr＋NaBrO＋H,O
洗气
乙烷（乙烯）
SO2＋2№OH-Na2SO3＋H2O
CO2＋2NaOH-Na2CO3＋H2O
乙烯（SO2、CO2）
NaOH溶液
洗气
H2S＋CuSO绷＝＝CuS↓＋H2SO4
1lPH3＋24（〕uSO4＋l2H2O—8（〕u,P↓
＋
3H3PO4＋24H2SO4
乙炔（H2S｀PH3）
饱和CuSO4溶液
洗气
提取白酒中
的酒精
蒸馏
~
从95％的酒精中
提取无水酒精
新制的生石灰
蒸馏
CaO＋H2O＝＝＝Ca（OH）2
NaOH溶液或
饱和Na2CO3溶液
C6H5OH＋NaOH-—→C6H5ONa＋H2O
C6H5OH＋Na2（〕O3——→C6H5ONa＋NaHCO3
洗涤｀
分液
苯（苯酚）
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续表
分离
方法
混合物（括号
内为杂质）
化学方程式或解释
除杂试剂
CH3COOH＋NaOHˉ——＋CH3COONa＋H2O
2CH』COOH＋Na2CO3—→2CH3（〕OONa＋CO2↑＋
H2O
CH3COOH＋NaHCα＿＋CH3COONa＋CO2
↑
＋II司O
NaOH、Na2CO3、
NaHCO｀溶液均可
洗涤｀
蒸馏
乙醇（乙酸）
CH3COOH＋NaOH-—→CH3COONa＋H2O
2CH］COONa＋H2SO4一Na2SO4＋2CH3COOH
NaOH溶液｀
稀H2SO4
蒸馏
乙酸（乙醇）
洗涤｀
分液
NaHSO｀溶液
澳乙烷（澳）
Br2＋NaHSO3＋H2O—2HBr＋NaHSO4
洗涤、
分液、
蒸馏
FeBr3溶于水
Br,＋2Na（）H＝＝＝NaBr＋NaBrO＋H,O
嗅苯
（FeBr3｀Br2、苯）
蒸馏水｀
NaOH溶液
洗涤、
分液｀
蒸馏
硝基苯
（苯、酸）
先用水洗去大部分酸’再用NaOH溶液洗去少
量溶解在有机层的酸
蒸馏水｀
NaOH溶液
常温下’苯甲酸为固体,溶解度受温度影响变
化较大
提纯苯甲酸
蒸馏水
曰
朋
士
口
夕
乡
重
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（甘油）
食捻
盐析
知识点四典型有机物的制备
l.乙烯的实验室制法
浓H2SO4
（l）反应原理;C2H5OH
l元而→CH2＝CH2↑＋H2O。
（2）反应条件:浓硫酸’l70℃°
（3）发生装置:
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」
第二十九天选考有机…有机实验
0
毛
≡
～
一
一
~
（4）收集方法:排水法。
（5）净化:除去SO2｀CO2和H2O°
（6）注意问题:O乙醇与浓硫酸的体积比;@温度计的作用和位置;◎沸石;@反应过程中混合液变
黑的原因。
2.乙炔的实验室制法
（l）反应原理:CaC2＋2H2O—→Ca（OH）2＋CH≡CH↑。
（2）反应条件:无。
（3）发生装置:
厅凰
■
≈
■
】
＝≡
～
】
（4）收集方法:排水法°
（5）净化方法:除H2S等杂质用硫酸铜溶液°
（6）注意问题:@由于反应太剧烈’须控制反应物水的量’故用饱和食盐水;@反应生成糊状物易堵
塞导管,故不能用启普发生器°
3.乙酸乙醋的实验室制法
浓H2SO4
（l）反应原理:CH3COOH＋CH3CH2OH≡＝＝＝≡≡＝CH3COO（〕H2CH3＋H2O·
△
（2）反应条件:浓硫酸’加热°
l89
~
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（3）发生装置:
、
｜
:
～
＝
【
ˉ
（4）注意问题:
o化学药品加人大试管时,莫先加人浓硫酸;
@导气管末端勿浸人液体内’以防1l掖体倒吸;
o用饱和碳酸钠溶液收集产物的目的是中和乙酸｀溶解乙醇｀减少乙酸乙酪的溶解;
@长导管的作用:导气、冷凝。
l90
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』
第三十天选考有机＿有机大题解题方法
｜
第三＋天选考有机—有机大题解题方法
知识点-有机推断
L有机推断的解题模式｀方法和思路
（l）有机推断题的解答思维模式
o根据特征反应的现象’推知官能团种类。
@根据断键位置及隐藏信息,推知官能团的位置。
o简单计算’推知官能团数目。
@根据产物结构’推知碳架结构°
◎综合分析’确定有机物结构。
（2）解答有机推断题常用的思维方法
o」｜顶推法:以有机物的结构、性质和实验现象为主线’采用正向思维’得出正确结论。
@逆推法:以有机物的结构、性质和实验现象为主线’采用逆问思维’得出正确结论。
捶惫:在有机推断中思路要开阔’打破定势°应该考虑到某有机物可能不止一种官能团’或者只有
一种但不止一个官能团。要从链状结构想到环状结构等。
◎夹击法:从反应物和生成物同时出发’以有机物的结构｀性质为主线’推出中间产物,从而解决问
题并得出正确结论。
@分层推理法:依据题意’分层推理’综合结果’得出正确结论。
（3）有机推断题的解题思路
此类试题通常以框图题的形式出现’解题的关键是确定突破口。
2.有机物推断的突玻点
（l）从谱图中获得信息
o红外光谱图:从谱图中获得有机物中的化学键｀官能团的信息。
@核磁共振氢谱图:从谱图中推知氢原子的种数及它们的相对数目（由峰的个数判断氢原子的种
数’由峰面积判断不同类型氢原子的相对数目）°
（2）从物质的特征性质突破
特征性质
使嗅水或酸性高锰酸钾溶液褪色
物质类别
烯烃和炔烃
与金属钠反应产生氢气在铜催化下与氧气反应、浓硫酸并加热条件下发生消去
或酷化反应
醇
银镜反应、与新制氢氧化铜反应催化加氢
与碳酸钠｀碳酸氢钠反应;在浓硫酸作用下发生酷化反应
醛~
竣酸
｜
‖9‖｜
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…轰册.30天速记高中亿学知识■
续表
物质类别
特征性质
酷类
稀硫酸或氢氧化钠条件下水解
酚类
与浓澳水产生白色沉淀遇氯化铁溶液显紫色
在氢氧化钠水溶液中发生取代反应｀在氢氧化钠醇溶液中加热发生消去反应（生成
碳碳三键或碳碳双键）
卤代烃
（3）常见的实验现象与相应的结构
O遇嗅的ccl4溶液褪色:碳碳双键｀碳碳三键°
@遇FeCl3溶液显紫色:酚轻基°
o遇石蕊试液显红色:竣基。
@与Na反应产生H2 :轻基或梭基°
◎与Na2CO］或NaHCO3溶液反应产生CO2:竣基°
◎与Na2CO］溶液反应但无CO2气体放出:酚轻基。
@发生银镜反应、与新制的Cu（OH）2悬浊液共热产生红色沉淀:含有醛基。
O常温下能溶解Cu（OH）2:含竣基。
（4）从反应的特征条件突破
ONaoH水溶液:发生卤代烃或酷的水解反应。
@NaOH的醇溶液、加热:发生卤代烃的消去反应。
◎浓硫酸加热:醇消去｀酪化｀成醚硝化｀纤维素水解。
@澳水或澳的CCl绷溶液:发生加成反应。
◎氢气、催化剂（Pt或Ni）加热:发生不饱和键的加成反应。
◎稀硫酸、加热:发生酪类、淀粉的水解反应。
@氧气（Cu或Ag做催化剂）｀加热或氧化铜｀加热:发生醇的催化氧化反应°
O氧气或新制氢氧化铜悬浊液或银氨溶液:发生醛的催化氧化反应°
OKMno4（H＋）或［o］:醇或甲苯等被氧化为竣酸°
O光照条件下:X2取代烷基上的氢°
OFeBr3做催化剂:Br2取代苯环上的氢°
（5）定量推断
O与X2｀HX｀H2的反应
取代H～X2。
加成:CˉC～X2或HX或H2;C≡C～2X2或2HX或2H2;苯环～3H2°
@银镜反应:—CHO～2Ag（注意:HCHO～4Ag）。
O与新制的Cu（OH）2反应:—CHO～2Cu（OH）2 ;—COOH～l／2Cu（OH）2°
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I
第三十天选考有机＿有机大题解题方法
‖
@与钠反应:＿OH～l／2H2。
◎与NaOH反应:—个酚轻基～NaOH;—COOH～NaOH;—个醇酪基～NaOH;
—个酚酪基～2NaOH;R—X～NaOH;C6H5—X～2NaOH°
◎与NaHCO］反应:—COOH～CO2。
（6）从物质类别的转化关系突破
在有机框图题中’有烯、卤代烃｀醇｀竣酸、酷的重要转化关系°
（7）从题目的信息突破
首先要依据信息中的反应’判断官能团°从已知物质的碳链找出未知物质的碳链’再将所得碳链与
官能团组合’最后得出未知物质的结构。
（8）从式量的综合计算突破
ol2
l4〃
l5厕
l6
29″
30＂
45′!
C
（CH2）＂
（CH3）＂
CH4
（C2H5）＂
（CH2O）＂
（COOH）″
@乙烯乙醇
乙醛
乙酸
乙酸乙酷
″
″＋18″＋18-2M＋l6＋l6M＋32＋46—l8
◎最简式相同的物质有烯烃和环烷烃（CH2）;乙炔和苯（CH）;甲醛乙酸和葡萄糖（CH2O）。
@相对分子质量相同的物质有:同分异构体;烷烃和比它少＿个碳原子的饱和一元醛;饱和—元醇
和比它少＿个碳原子的饱和＿元竣酸等。
儡』,｛繁霖｀‖羔……
酗＂＝』0｜罐』‘｜瞧“
知识点二有机台成
l.常见的官能团引入方法
（l）引人C—C:教材中只有不饱和键与氢气加成’考试练习中常考傅克烷基化反应,如
O
颧儿铡Ⅷ
O
瞳＝人厂坐ˉ
（2）引人CˉC或C≡C:卤原子或烃基发生消去反应°
（3）苯环上引人取代基:
~》（（卤代:X2,铁屑）
阅叫獭撇…＂
（先硝化后还原）B2N
（烃基氧化）!lOOC
OH（先卤代后水解）
（4）引人—X:烃基发生取代’烃类发生卤代’碳碳双键与卤化氢加成°
l93
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阿｀猿手册.30天速记离中化学知识k
（5）引人—OH:卤原子发生取代,碳碳双键与水加成°
（6）引人—CHO或酮:轻基发生氧化’用酸性高锰酸钾氧化碳碳双键°
（7）弓｜人—COOH:轻基或醛基发生氧化。
（8）引人—COOR:梭基与轻基发生酷化反应°
（9）合成高分子:碳碳双键或碳碳三键发生加聚,竣基与轻基发生缩聚’梭基与氨基发生缩聚,酚和
醛发生缩聚以及常考信息反应。
2.有机合成中的成环反应
方式
二元酸和二元醇分子间的酣化成环
分子内酸醇的酪化成环
二元醇分子内脱水成环
二元醇分子间脱水成环
二元酸和二元氨基化合物成环
类型
酷成环（—COO—）
醚键成环（—O—）
肋键成环
氨基酸分子内或分子间脱水成环
不饱和烃成环
一元醛分子间成环
3.官能团间的转换
（l）不同官能团间的转换（参考之前的内容进行连线）°
R—X
—C＝C—
R—OH
R（〕HO
RCOOH
（2）通过某种途径使—个官能团变为两个（先消去后加成）°
浓H2SO4
Br2的C（〕lq溶液
№OH,水,△
l70丽→CH2＝CH2
例如:CH3CH2OH
护CH2BrCH2Br
÷HOCH2CH2OH;
C｜
~~~｜~~
C竿i→心≡醒塑孕≈r≥＂Ⅷ删;｛洲｝』露≥:｝示｜nⅧ
（3）通过某种手段,改变官能团的位置（先消去后加成）°
NaOH,乙醇,△
HBr’过氧化物铲（〕H3CH2CH2Br。
例卯; 旧H』CHα｜』
,旧＂』cH＝CH』
Br
4官能团的保护
例如:（l）氧化轻基时若同时存在碳碳双键,需先加成（HX）再氧化’最后消去恢复碳碳双键。
（2）在转化中发生氧化反应时若存在酚轻基’酚轻基需要保护,可先将酚轻基转化为醚’再氧化’最
后设法恢复酚轻基（信息给予）。
l94
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III
第三十天选考有机≡-有机大题解题方法
］
5,碳骨架的增减（信息给予）
（l）增长:有机合成中碳链的增长
例如给出如下信息:
HOR′′
｜
R′CH2CHO＋R″CH2CHO翅R′CH2CHCHCHO;
2CH3CH2Br＋2Na＿→CH3CH2CH2CH3＋2NaBr。
另:常见增长碳链的方式还有有机物与HCN反应以及不饱和化合物间的加成聚合等
（2）变短:如烃的裂化｀某些烃（如苯的同系物｀烯烃）的氧化｀竣酸盐脱竣反应等°
l95
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阳｀猿手册.3O天速记高中化学翅翅
~
第二十七天选考结构—原子结构与原子性质
知识点-能层、能级及原子轨道
l。能层
当一个原子的原子核外存在多个电子时’这些核外电子是分层排布的’每一层称之为—个能层’各
能层内的电子能量是不同的’内层能量较低,外层能量较高°能层的概念与“电子层’的概念是统
—的,可认为能层即电子层。
能层的表示方法:与电子层表示方法一致’通常用K、L、M｀N……表示’能量依次升高’即第＿能层
（n＝l）可称为K层°
2.能级
同一能层里电子的能量也可能不同’又将同—能层中按照能量不同分成不同的能级’通常用s、p、d｀
f等表示’同＿能层里’各能级的能量按s｀p｀d｀f的顺序依次升高’即E（s）＜E（p）＜E（d）＜E（f）。
3.原子轨道
同一能层内的电子在若干原子轨道内运动’每个原子轨道最多能够容纳2个电子’每个能层具有的
原子轨道数目如下表所示:
原子轨道不同于传统意义上的轨道’电子在原子核外运动时并没有固定的区域’电子云轮廓图给出
了电子在原子核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图即为原子轨道的形状。
（l）s电子的原子轨道呈球形,能层序数越大,原子轨道的半径越大。能量关系:ls＜2s＜3s……
y
1s
2s
3s
（2）p电子的原子轨道呈哑铃形或纺锤形,能层序数越大,原子轨道的半径越大。p能级有3个原
子轨道,它们互相垂直,分别用p烫、pγ、p恿表示,且这三个轨道能量相同。
伊
～
Z
py
p能级的原子轨道图
p,
px
l96
原子轨道
S
p
d
f
轨道个数
l
司
≈
√
5
7
最多可容纳电子数
2
6
l0
l4
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『
第二十七天选考结构～～原子结构与原子性质
｜
注惫:第一能层（K）只有s能级;第二能层（L）有S、p两种能级’p能级上有三个原子轨道分别为p蜒｀
py｀p舅’它们具有相同的能量;第三电子层（M）有s｀p｀d三种能级°若第二能层的p能级上有3个电
子,可表示为2P3°
能层（电子层）｀能级及其最多容纳电子数的关系
｜
｜
能层
~
~
~~
四
五
~
符号
｜《
L
M
N
O
~
能级
lS
2s
2p
3s
3p
3d
4S
4p
4d
4f
5s
2
勺
△
6
2
6
l0
2
6
l0
l4
勺
▲
最多容纳
电子数
2
8
l8
气
2「】垒
32
知识点二核外电干排布规律
1.基态与激发态
处于能量最低状态的原子称为基态原子’电子能量高于基态原子的状态称为激发态°电子从基态
到激发态会吸收能量’从激发态到基态会释放能量’在该过程中电子所处的能层或能级会发生改
变,称之为电子的跃迁°
2.基态原子的核外电子排布规律
（l）能量最低原则:电子在原子核外排布时,尽可能地先排布在能量低的轨道,能量低的轨道排满
后再进人能量高的轨道’使得整个原子处于能量最低状态。
下图为构造原理图’表示了基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序（箭头所示方向）°
○○○
○○
○
＼
′
「
逝—
（2）泡利原理:在—个原子轨道里’最多只能容纳2个电子,而且它们的自旋状态相反。
表示方法:用圆圈或方框表示＿个原子轨道’上下箭头（↑和↓）表示自旋状态相反的电子。如2s
2s
2s
轨道上的电子排布图为O,不能表示为O.
l97
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30天速记高中化学知识k
「小猿手册
捶惫:电子的自旋状态并不代表电子像宏观球体一样绕轴旋转’这里自旋状态相反仅表示同一轨道
中两电子运动状态不同。
（3）洪特规则:对于基态原子’当电子排布在同＿能级的不同轨道时’电子总是优先单独占据一个
2p
2p
轨道’＂且自旋状态相冈.如2p』的电于排布图为
,不能表示为＂
2p
或
·
洪特规则的特例:当能量相同的原子轨道在全满（p6、dl0）、半满（p3、d5）和全空（p0、d0）状态时’体系
的能呈最低。注意:前四周期中符合洪特规则特例的元素只有Cr和Cu。
知识点三电干排布式及电干排布图
1电子排布式
用阿拉伯数字表示能层数,用s、p、d｀f等表示某能层的能级,在能级符号的右上角标明该能级上排
布的电子数,称之为电子排布式。
＿些常见元素原子的电子排布式如下表:（注意Cr和Cu为洪特规则特例）
价电子排布式
电子排布式
2s22p4
ls22s22p4
O
4s2
ls22s22p63s23p64s2
Ca
3d64s2
ls22s22p63s23p63d64s2
Fe
3d54sl
ls22s22p63s23p63d54sl
Cr
3dl04s‖
ls22s22p63s23p63dl04s］
Cu
浊愈:价电子的概念
（l）定义:与元素的化学性质密切相关的外层轨道上的电子’称为价电子。
（2）规律:主族元素价电子为最外层电子;过渡元素原子的价电子一般包括最外层的s电子和次外
层的d电子’有的还包括倒数第三层的f电子°
2.电子排布图
（l）用—个小圆圈（或方框）表示＿个原子轨道’在圆圈（或方框）内用箭头“↑,或‘‘ ↓”标明原子核
外电子排布的式子称为电子排布图,又称轨道表示式。
以铝原子为例,电子排布图中各符号、数字的意义如下:
l98
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IIII
第二十七天选考结构＿原子结构与原子性质
］
~
厂」懒:荚.
…『
19
25
3＄~3p广的轨道称
2p
惶墓
……
Al:
表示2个目旋状态相反的电子）
1s
2s
2p
3s
也叮以用方框表示—个原子轨道,如№;面面『币j『〗
［h.
注愈:电子排布式书写注意事项
（l）虽然核外电子排布遵循能量最低原则’由能量低的能级向能量高的能级填充,但书写电子排布
式时应按照能层由低到高的）｜顶序书写。如铁原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d64s2’而不写作
ls22s22p63s23p64s23d6。
（2）简化电子排布式
为避免电子排布式书写繁琐,可把内层电子排布达到稀有气体结构的部分用相应稀有气体的元素
符号外加“［
］”（称为‘‘原子实”）表示。如O: ［He］2s22p4;Ca:［Ar］4s2;Cr:［Ar］3d54sl°
（3）简单离子的电子排布式
原子失去电子转化为阳离子时,应按照能层和能级由外向内的顺序失去电子’如Fe3＋的电子排布式
为ls22s22p63s23p63d5 ;原子得到电子转化为阴离子时,得到的电子填入原子轨道的）｜顶序与基态原子
电子的排布顺序相同。
知识点四元素周期表的分区｀电离能与电负性
1元素周期表的分区
根据元素基态原子价电子排布的特点’可将元素周期表按下图进行分区
丽
下
沃
」
｜
卜
｜
—
Ⅷ
匿
／
役
／
勿
刃
汀
雾
么
／
么
／
功
／
∩
歹
｜‖A｜『＼.A｜｀』A｜Ⅵ八｜Ⅶ∧
Ⅶ
Ⅸ
～
Ⅷ
山
—
懒
■
Ⅷ
愤
Ⅶ
■
‖
Ⅶ
—
…
皿
｝
撼
戳
p
｜
｜×
｜
｜
什＋刊
｜
199
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∩｀猿手册。30天速i己高中化学翅迎
价电子排布
元素分布
分区
｜～2
IA族、IA族、He
S区
「lS
β
~
~
~
~
ⅢA族～ⅦA族｀0族（He除外）
p区
′lS′0p
d区
ds区
~
f区
2.电离能与电负性
（l）电离能
o第一电离能:气态电中性基态原子失去—个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量’符号
为I! ’单位为kJ.mol—｜。
第＿电离能／（kJmol＿｜）
He
5（）0
2
2 （）（＂）
50（）
l
Xe
｛
（）（）（）
5（）（）
CS
↓哉.（; .Ai（）i卤i盯右』［的｝）边蜘262｝粥（）池獭游豺｀兰壶5456原子序数
@电离能变化规律
a.同周期:第—种元素的第＿电离能最小’最后一种元素的第＿电离能最大’总体呈现从左至右增
大的变化趋势°
反常现象:同周期IA族和VA族元素的第＿电离能比左右相邻的同周期元素高（如第一电离能
N＞O＞C）’其原因为ⅡA族的元素原子的最外层原子轨道为″s2全满稳定状态;VA族元素原子的
最外层原子轨道为″p3半满稳定状态’均较难失去电子,第＿电离能较大。
bˉ同族元素:从上至下第一电离能逐渐减小°
c.同种原子:逐级电离能越来越大（即I｜＜／2＜′3…）’且存在突变点°如对于第二主族元素Mg原
子’失去两个电子后达到稳定结构’难以失去第三个电子’故I2＜′』。
200
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I
第二十七天选考结构—原子结构与原子性质
｜
（2）电负性
@含义:元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大’表示其原子在化合
物中吸引键合电子的能力越强°
@标准:以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准’计算得出其他元素的电负性（稀有气
体未计）’如图所示。
—八
＿—√
■〉
电负性增大
｜A
IⅡ
2」
IA
｜‖A
｜＼∧VA｀lAⅦA
Li
l（）
Be
l5
电
负
性
峭
大
Na
0.9
Mg
!.2
Ⅸ
呕
Ca
l0
Rb
0.8
Sr
l0
Cs
0.7
Ba
（）.9
o变化规律
在元素周期表中’同周期从左至右’元素的电负性逐渐增大’同主族从上至下’元素的电负性逐渐减
小° （变化规律与元素非金属性的变化规律＿致）
@电负性的应用
A.判断元素的化学性质
非金属元素的电负性越大’非金属元素越活泼;金属元素的电负性越小’金属元素越活泼°
B.判断化合物中元素化合价的正负
电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱’元素的化合价为正值;
电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强,元素的化合价为负值°
C.判断化学键的类型
如果两个成键元素原子间的电负性差值大于l.7’它们之间通常形成离子键;
如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7’它们之间通常形成共价键。
20l
（］a
l6
］∏
l7
∏
lβ
（｝c
l8
Sn
｜.8
Pb
l9
AS
2°0
5b
｜.9
Bj
｜9
Sc
24
I℃
2.l
pO
B『
2.8
｜
25
At
）
巳
刨
A｜
l°5
C
2.5
Sj
l8
Ⅳ
Ⅻ
『
血
∑
○
驱
S
25
P
4.（）
（］
3.0
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「小猿手册.30天速记高中化学知识l
第二＋八天选考结构—分子构型与性质
知识点-共价键模型
l.共价键的基本概念
（l）本质:电子云（原子轨道）在成键原子间发生重叠,在原子之间形成共用电子对°
（2）特征
@饱和性:形成共价键需要成键原子有未成对电子’有几对未成对电子’就能形成几条共价键°
@方向性:成键原子的原子轨道必须沿—定的方向达到最大重叠’使体系能量最低°
注惫:并非所有共价键都具有方向性,如s—sO键由于成键原子的原子轨道为球形,以任意方向重
叠时均能达到最大重叠。
2。共价键的分类
类型
分类依据
电子云“头碰头”重叠
O键
原子轨道的重叠方式
电子云“肩并肩”重叠
∏键
共用电子对发生偏移
极性键
共用电子对是否偏移
共用电子对不发生偏移
非极性键
原子间有一对共用电子对
单键
原子间有两对共用电子对
原子间共用电子对的数目
双键
原子间有三对共用电子对
叁（三）键
3.共价键类型的判断
（l）O键与∏键
共价单键都是O键共价双键中含有＿个O键、＿个∏键’共价三键中含有＿个O键、两个∏键°
（2）极性键与非极性键
不同种元素的原子之间形成的是极性共价键’同种元素的原子之间形成的是非极性共价键。
4.共价键的键参数
（l）定义
｜慧鳃霹瓣而君鳃蕊…
键参数
［键角:在原子数超过2的分子中’两个共价键之间的夹角
202
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』
第二十／＼天选考结构—分子构型与性质
］
（2）键参数对分子性质的影‖问
o键长越短键能越大’分子越稳定°
鹤撰挺募撰麓砂….
键角-‖
键长键能决定共价键的稳定性’键长｀键角决定分子的立体构型°—般来说’知道了多原子分子中
的键角和键长等数据’就可确定该分子的立体构型°下图为＿些常见分子的键角数据:
1（）5◎
180◎
〔o:;o二6≡。
睡o;
Ⅱ｀（6＞Ⅱ
H
人
Ⅲ
＂卿H＜挺＂
·愿′
＂
＂
＂）鹏籽＂
知识点二分子的空间构型
l.价层电子对互斥理论（VSEPR）
价层电子对互斥理论用来推测分子的立体构型。在应用该理论时’应先确定中心原子上的价层电
子对数,得到价层电子对的立体构型’再根据孤电子对的情况最后确定分子的立体构型°
（1）理论要点
o中心原子上的价层电子对包括O键电子对和孤电子对°
@价层电子对由于都带负电相互排斥,在空间上彼此需要尽可能远离’使体系能量最低°
（2）判断分子中的中心原子上的价层电子对数的方法
~
价层
电子
对数
巾心原子结合的原子数｜
叮键电子对数｜＝
l
亏（α-xb）
＝
‖｜｜心原子上的孤电子对数
~~
~
其中:α是中心原子的价电子数（阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数）,卵是与中心原子结
合的原子数,b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数’氢和卤素为l’氧、硫为2°
（3）价层电子对构型与分子构型的确定
分子或离子的
立体构型
价层电
子对数
价层电子
对构型
孤电子对数
［（αˉ卯b）／2］
O键电
子对数
化学式
四面体形
平面三角形
平面三角形
V形
H2S
SO2
SO3
CH4
N（〕l3
斗
—
〕
—
］
斗
—
斗
2
2
V形
∑
～
］
—
斗
～
〕
l
平面三角形
0
正四面体形
正四面体形
0
l
三角锥形
四面体形
203
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Ⅵ｀猿手册.30天速记高中化学知识‖
续表
分子或离子的
立体构型
价层电子
对构型
孤电子对数
［（αˉ腮6）／2］
O键电
子对数
价层电
子对数
化学式
平面三角形
平面三角形
3
勺
〕
HCHO
0
平面三角形
平面三角形
NO「
勺
〕
匀
〕
0
直线形
四面体形
3
4
‖
ClOˉ
四面体形
三角锥形
HqO＋
3
4
｜
PO』
正四面体形
正四面体形
4
0
4
注惫:分子或离子的立体构型指的是成键电子对的立体构型’不包括孤电子对°
（1）当中心原子无孤电子对时’分子或离子与价层电子对的构型一致;
（2）当中心原子有孤电子对时’分子或离子与价层电子对的构型不一致。
杂化轨道理论
（l）杂化轨道概念:在外界条件的影响下’原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫原子轨
道的杂化’组合后形成的—组新的原子轨道’叫杂化原子轨道简称杂化轨道。
（2）杂化轨道的类型与分子立体构型的关系
sp杂化轨道由l个s轨道和l个p轨道组合而成’杂化轨道间夹角为l80°’
［p票旧
呈直线形’如H—C≡C—H
［了ˉ茶『日
3p2杂化轨道由l个3轨道和2个p轨道组合而成’杂化轨道间夹角为l20°’
呈平面三角形’如HCHO
∩
丝
sp3杂化轨道由l个s轨道和3个p轨道组合而成’杂化轨道间夹角为
际丁栗『日
呈正四面体形’如CH4
（3）杂化轨道类型的判断方法
杂化轨道只用于形成O键和容纳未参与成键的孤电子对’所以有公式:
杂化轨道数＝中心原子的孤电子对数＋中心原子的O键个数＝价层电子对数∩
l09◎28′
｀
代表物
杂化轨道数
0＋2＝2
0＋3＝3
0＋4＝4
l＋2＝3
l＋3＝4
2＋2≡4
中心原子杂化轨道类型
Sp
2
Sp
Sp
2
Sp
Sp
Sp
（〕（）,
CH句O
—二
CH4
SO0
NH］
H句O
204
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』
第二十／＼天选考结构＿分子构型与性质
］
（4）孤电子对的数目与分子的立体构型
｜
分子组成
（A为中心原子）
中心原子的
孤电子对数
中心原子
的杂化方式
分子立体构型
示例
直线形
0
Be（〕l,
Sp
←
AB句
V形
l
SO,
Sp
飞
V形
2
H2O
SI〕
2
平面三角形
0
BF3
Sp
AB即
］
三角锥形
l
NH2
Sp
AB4
3
正四面体形
0
CH4
Sp
注惫:
（1）杂化轨道与参与杂化的原子轨道数目相同’但能量不同。
（2）价层电子对互斥理论能预测分子的立体构型’但不能解释分子的成键情况’杂化轨道理论能解
释分子的成键情况’但不能预测分子的立体构型。处理实际问题时应两者相结合分析。
（3）杂化轨道间的夹角与分子内的键角不一定相同’中心原子杂化类型相同时孤电子对数越多’键
角越小。
3.等电子原理
原子总数相同且价电子总数相同的分子（称为等电子体）具有相似的化学键特征°
（1）常见的等电子体汇总
微粒
价电子总数
立体构型
直线形
（〕O2｀（】SNˉ、NOj｀NJ
16eˉ
CO;ˉ ｀NO「、SO］
平面三角形
24eˉ
SO2、O3、NOI
V形
l8eˉ
SOi—｀POi＿
正四面体形
32eˉ
PO;＿｀SO;ˉ｀ClO「
三角锥形
26eˉ
CO、N2
直线形
l（）eˉ
正四面体形
CH4｀NHj
8eˉ
（2）应用:利用等电子原理,可推测一些分子的立体构型°
如由价层电子对互斥理论可知SO2为V形结构’O3与其互为等电子体’则O］的立体构型也是V形;
又如CO2是直线形分子,CSNˉ、NOj｀NJ与（〕O2互为等电子体’所以分子构型均为直线形’中心原
子均采用sp杂化。
205
-
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冈猿季研.s0天速记高中化辫哩l
知识点三配位键与配位化合物
l配位键
一个原子提供孤电子对’另一个原子提供接受孤电子对的空轨道’二者之间所形成的一种特殊的共
价键。
2.配位键的表示方法
A—→B:A表示提供孤电子对的原子（配位原子）’B表示接受孤电子对的原子（中心原子）。
3.配位化合物
o组成
配位原子（提供孤电子对）
瓢蕊〕＼」蕊
［Cu（N
内
（
配位数
「
中性分子’如H2O、NH3和CO等
鹏帅止咖等
仪澜…旷….
@形成条件
知识点四分子间作用力及分子的性质
1分子间作用力
（l）概念:物质分子之间普遍存在的较弱的相互作用力。
（2）分类:范德华力和氢键。
（3）强弱比较:范德华力＜氢键＜化学键°
（4）范德华力:范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强’物质的熔
点、沸点越高’硬度越大°
大小比较:组成和结构相似的物质（如同系物）’随着相对分子质量的增加’范德华力逐渐增大;相
对分子质量相近的分子’分子的极性越大’范德华力越大;对于烷烃等有机物的同分异构体’支链越
多,则范德华力越小。
（5）氢键
o形成条件:已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子（由于氢原子的电子被电负性很强的原
子所强烈吸引’该氢原子几乎失去电子成为裸露的质子）与另＿个分子中电负性很强的原子之间的
作用力,称为氢键°
@表示方法:A—H…B—
◎特征:具有＿定的方向性和饱和性。
@分类:氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。
◎分子间氢键对物质性质的影响:主要表现为使物质的熔｀沸点升高（如下图）;能与水分子形成氢
2（）6
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』
选考结构＿分子构型与性质
‖
第二十／＼天
键的物质在水中的溶解度增大;冰的密度小于水等。
｜（）0
H、O
~
HF
0
H勺Te
Hl
SbH〕
SnH｀
q
段
驻
、
建
NH
ˉ］00
CH4
ˉ20（）
‖
句
乙
币
｀
4
勺
｜制期
2.分子的性质
（l）分子的极性
类型
非极性分子
极性分子
形成原因
正电中心和负电中心重合
正电中心和负电中心不重合
存在的共价键
非极性键或极性键
非极性键或极性键
分子的对称性
对称
不对称
（2）相似相溶规律
o相似相溶,规律:非极性溶质～般能溶于非极性溶剂’极性溶质—般能溶于极性溶剂。若溶剂
和溶质分子之间可以形成氢键,则溶质的溶解度增大°
@随着溶质分子中憎水基个数的增多’溶质在水中的溶解度减小。如甲醇、乙醇和水以任意比互
溶,而戊醇在水中的溶解度明显减小°
（3）分子的手性（了解）
@手性异构体:具有完全相同的组成和原子排列的＿对分子’如同左手与右手＿样互为镜像’却在
三维空间里不能重叠,互称手性异构体°具有手性异构体的分子称为手性分子°
@手性碳原子:在有机物分子中’连有四个不同原子或原子团的碳原子称为手性碳原子’在结构简
OHO
｜
｜｜
式中用＊号标出°含有手性碳原子的分子是手性分子,如CH3
CH—C—OH°
＊
（4）无机含氧酸的酸性
无机含氧酸的通式可写成（HO）厕RO＂’对于中心元素R相同的含氧酸’则〃值越大,R的正电性越
高,使R—O—H中O的电子向R偏移’在水分子的作用下该轻基越易电离出H＋,则酸性越强,如
酸性:HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。
207
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｜小猿手册.30天速记高中化学知识l
总结:共价键与分子间作用力
共价键
分子间作用力
极性共价键｀非
极性共价键
分子内氢键｀分子间氢键
分类
范德华力
作用
粒子
原子
氢原子与氧原子｀氮原子或氟原子
分子或原子（稀有气体）
有方向性、饱
和性
有方向性、饱和性
无方向性｀饱和性
特征
强度
比较
共价键＞氢键＞范德华力
o影响物质的熔｀沸点和溶解度
等物理性质;
@组成和结构相似的物质’随相
对分子质量的增大’物质熔｀沸
点升高,如熔｀沸点:F,＜Cl’＜
分子间氢键的存在’使物质的
熔、沸点升高’在水中的溶解度
增大,如熔、沸点:H2O＞H2S;
HF＞HCl;NHq＞PH｀
影响分子的稳定
性’共价键键能
越大’分子稳定
性越强
对物
质性
质的
影响
Br2＜I2;CF4＜CCl4＜CBr4
208
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『
第二十九天选考结构＿晶体初步
‖
第二＋九天选考结构—晶体初步
知识点＿离子键与金属键
1离子键
（l）定义:阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键’其成键微粒是阴离子和阳离子。
（2）成键条件
活泼金属（电负性小）
、
「
-ne
（IAⅡA族）
化合｜M———→M鹏＋吸引｀排斥
＿潭『苹厨→M哪X＂
—→｜x些坚→x…
活泼非金属（电负性大）
（ⅥA｀ⅦA族）
（3）存在
只存在于离子化合物中’如大多数盐强碱、活泼金属氧化物等°
（4）强弱
在离子化合物中’可近似地将阴｀阳离子看作球体。根据库仑定律’阴、阳离子间的静电引力（F）与
阳离子所带电荷（q＋）和阴离子所带电荷（qˉ）的乘积成正比,与阴、阳离子的核间距（r）的平方成
反比。
＋
-
F＝AL头（k为比例系数）
厂
即阴｀阳离子所带的电荷越多’离子半径越小（核间距越小）’静电作用越强’离子键越强。
（5）特征
@离子键没有方向性:离子键的实质是静电作用’离子的电荷分布通常被看成是球形对称的,因此
—种离子对带异性电荷离子的吸引作用与其所处的方向无关°
@离子键没有饱和性:在离子化合物中’每个离子周围最邻近的带异性电荷离子数目的多少’取决
于阴｀阳离子的相对大小°只要空间条件允许’阳离子将吸引尽可能多的阴离子排列在其周围,阴
离子也将吸引尽可能多的阳离子排列在其周围’以达到降低体系能量的目的。
2.金属键
（l）定义:金属键是金属中金属阳离子和自由电子之间存在的强相互作用°
（2）成键微粒:金属阳离子和自由电子。金属键的本质是电性作用°
（3）特征:金属键没有饱和性和方向性°
（4）自由电子:金属较容易失去价电子成为阳离子’而这些从金属原子上‘‘脱落”的电子可在整个三
维空间运动’属于整块固态金属,称为自由电子°
209
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（5）用金属键解释金属的物理性质
@金属光泽:当光照射到金属表面上时’固态金属中的“自由电子”能够吸收所有频率的光并很快
放出’使得金属不透明并具有金属光泽。
@延展性:金属键没有方向性’当金属受到外力作用时’金属原子间发生相对滑动而不会破坏金属
键’金属发生形变但不会断裂’故金属具有良好的延展性°
◎导电性:金属内部自由电子的运动不具有方向性’在外加电场的作用下,金属晶体中的“自由电
子”发生定向移动而形成电流,使金属表现出导电性。
@导热性:当金属存在温度差时’通过不停运动着的“自由电子”与金属阳离子间的碰撞’把能量由
高温处传向低温处’使整块金属温度趋于一致’表现出导热性。
（6）金属键强弱的影响因素
一般而言’金属阳离子的半径越小’所带电荷数越多’金属键越强°
总结:化学键的比较
金属键
键型
离子键
共价键（含配位键）
阴、阳离子之间通过静电
作用形成的化学键
原子间通过共用电子对
形成的化学键
自由电子和金属阳离子
之间的强相互作用
概念
成键
方式
通过得失电子达到稳定
结构
通过形成共用电子对达
到稳定结构
许多原子共用许多电子
成键
粒子
自由电子、金属阳离子
阴｀阳离子
原子
成键
性质
静电作用
静电作用
静电作用
活泼金属元素与活泼非
金属元素化合时形成离
子键
同种或不同种非金属元
素化合时形成共价键（稀
有气体元素除外）
形成
条件
金属或合金
成键
特征
无方向性和饱和性
有方向性和饱和性
无方向性和饱和性
绝大多数非金属单质、共
价化合物、某些离子化
合物
存在
离子化合物
金属单质｀合金
210
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』
第二十九天选考结构＿晶体初步
｜
知识点二晶体的基本概念
体
曰
酮
卜
习
与
●
体
曰
酮
吁
］
晶体
体
曰
阳
非
结构特征
结构微粒周期性有序排列
结构微粒无序排列
自范性
有
无
性质特征
熔点
固定
不固定
异同表现
各向异性
各向同性
熔点
看是否有固定的熔点
鉴别方法
结构鉴定
对固体进行Xˉ射线衍射实验
说明:
（l）自范性:指晶体能自发地呈现多面体外形的性质。
（2）各向异性:同＿晶格构造中’在不同方向上质点排列—般是不＿样的’因此晶体的性质也随方
向的不同而有所差异’如对于具有层状结构的石墨晶体’沿层方向上导电性优良’垂直于层方向上
导电性较差。
（3）晶体的本质特征:晶体中粒子在三维空间里呈周期性有序排列°
（4）得到晶体的常用方法:熔融态物质凝固、溶质从溶液中析出等。
2.晶胞
（l）概念:描述晶体结构的基本单元。晶胞＿般为平行六面体。
（2）晶体中晶胞的排列方式—无隙并置
o无隙:相邻晶胞之间没有任何间隙。
@并置:所有晶胞平行排列’取向相同°
知识点三四类常见的晶体
L四类晶体的比较
类型
离子晶体
金属晶体
分子晶体
原子晶体
比较
金属阳离子、自由电子
阴、阳离子
分子
原子
构成粒子
粒子间的
相互作用力
离子键
金属键
分子间作用力
共价键
较大
很大
变化范围很大
较小
硬度
较高
很高
变化范围很大
熔｀沸点
较低
211
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续表
分子晶体
金属晶体
离子晶体
原子晶体
大多数易溶
于水等极性
溶剂
溶解性
相似相溶规律
难溶于任何溶剂
常见溶剂中难溶
晶体不导
电,水溶液
中或熔融状
态下导电
＿般不导电,
有的溶于水后
导电
导电、
导热性
＿般不具有导电
性,个别为半导体
电和热的良导体
所有非金属氢
化物（如水、硫
化氢）、部分非
金属单质（如
卤素X2）、部分
非金属氧化物
（如CO2｀SO2）、
几乎所有的
酸｀绝大多数
有机物（有机
盐除外）
金属氧化
物（如K2O、
Na2O）、强
碱（如KOH、
NaOH）、绝
大部分盐
（如NaCl）
部分非金属单质
（如金刚石、硅、晶
体硼）｀部分非金
属化合物（如SiC、
SiO2）
物质类别
及举例
金属单质与合金（如Na、
Al、Fe｀青铜）
说明:在新修订的课标中’原子晶体改称为共价晶体,本书仍沿用原子晶体之说法°
晶体类型的判断方法
（l）依据构成晶体的微粒及其相互作用力类型判断（见上表）
（2）依据物质的分类判断（见上表）
（3）依据晶体的熔点判断
o离子晶体的熔点较高。
@原子晶体的熔点很高。
◎分子晶体的熔点较低。
（4）依据导电性判断
o离子晶体溶于水及熔融状态时都能导电。
@原子晶体—般为非导体。
2
2l2
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」
第二十九天选考结构—晶体初步
l
◎分子晶体为非导体’而分子晶体中的电解质（主要有酸和强极性非金属氢化物）溶于水’分子内
的化学键断裂形成自由移动的离子,也能导电°
@金属晶体是电的良导体。
（5）依据硬度判断
@离子晶体硬度较大’硬而脆°
@原子晶体硬度非常大。
◎分子晶体硬度小且较脆°
@金属晶体具有延展性。
知识点四晶体熔｀沸点的比较
L不同类型晶体熔、沸点的比较
不同类型晶体的熔拂点高低—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、铂等熔拂点很高’汞、艳等熔、沸点很低°
2同种类型晶体熔、沸点的比较
（l）原子晶体
｜原子半径越小｜→隆寝题圃→腰丽题刀→｜熔沸点越高｜
如熔点:金刚石＞碳化硅＞硅°
（2）离子晶体
o离子晶体的晶格能
定义:气态离子形成l摩离子晶体释放的能量’通常取正值’单位为kJ 。molˉ!°
影响因素:
I离子所带电荷数:离子所带电荷数越多’晶格能越大。
Ⅱ.离子半径:离子半径越小’晶格能越大°
@晶格能与离子晶体性质的关系
晶格能越大’形成的离子晶体越稳定’且熔点越高’硬度越大。
如熔点:MgO＞MgCl2＞NaCl＞CsCl°
（3）分子晶体
@分子间作用力越大’物质的熔、沸点越高;含有氢键的分子晶体熔｀沸点反常得高’如熔、沸点:
H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S°
@组成和结构相似的分子晶体’相对分子质量越大’熔沸点越高’如熔、沸点:SnH4＞GeH4＞SiH4
＞CH4◎
o组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近）’分子的极性越大’其熔、沸点越高’如熔｀沸点:
CO＞N2’CH3OH＞CH3CH3°
2l3
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@同分异构体’支链越多’熔｀沸点越低’如熔、沸点: CH3—CH2—CH2—CH2—CH3
＞
qH』
C＂』—『H—CH』—C日』＞CH酣—『—C删』.
CH3
CH3
（4）金属晶体
金属离子半径越小’离子所带电荷数越多’其金属键越强’金属熔、沸点就越高’如熔沸点:Na＜
Mg＜Al◎
3.不同类型晶体熔、沸点的大致范围
原子晶体:800℃以上
分子晶体:200℃以下
离子晶体:200～800℃
金属晶体:无大概范围。
总结:熔、沸点比较问题解题思路
第一步:判断价键或晶体类型;
第二步:若为原子、离子或金属晶体＿判断微粒半径或电荷;
若为分子晶体＿判断分子间作用力:氢键、范德华力（相对分子质量极性）。
易错点:晶体组成与结构的常见误区
（1）离子晶体中不—定都含有金属元素’如NH4Cl是离子晶体;金属元素和非金属元素组成的晶体
不＿定是离子晶体’如AlCl3是分子晶体;含有金属离子的晶体不＿定是离子晶体’如金属晶体中含
有金属离子。
（2）含有阴离子的晶体中＿定含有阳离子’但含有阳离子的晶体中不—定含有阴离子,如金属
晶体°
（3）石墨属于混合型晶体（也称过渡型晶体）’不是原子晶体’其晶体中微粒间作用力包括范德华力
和共价键’熔点比金刚石高。
214
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第三十天选考结构—晶体模型与晶体计算
｜
第三＋天选考结构＿晶体模型与晶体计算
知识点-典型晶体模型
晶体
晶体结构
晶体详解
（1）每个碳与相邻4个碳以共价键结合’形成正四
面体结构
（2）键角均为l09°28′
（3）最小碳环由6个C原子组成且六个C原子不在
同一平面内
（4）每个C参与4条C—C键的形成’C原子数与
C＿C键数之比为l:2
昌
金刚石
原子
晶体
（l）每个Si与4个O以共价键结合’形成正四面体
结构
（2）每个币四面体占有l个SM个告O′』,″（Si）;
n（O）＝l:2
（3）最小环上有l2个原子,即6个O,6个Si
SiO句
￡
f
（l）8个（〕O2分子构成立方体且在6个面心又各占
据l个CO2分子
（2）每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有
l2个
d
分子
晶体
干冰
惯←ˉC
←O
d
矿
（l）每个Na＋（Clˉ）周围等距且紧邻的Cl
（Na＋）
有6个,每个Na＋周围等距且紧邻的Na＋有l2个
（2）每个晶胞中含4个Na＋和4个Clˉ
NaCl型
离子
晶体
●Na＋
○Clˉ
（l）每个Cs＋（Clˉ）周围等距且紧邻的Clˉ（Cs＋）有
8个,每个Cs＋（Cl
）周围等距且紧邻的Cs＋（Clˉ）
有6个
（2）如图为8个晶胞,每个晶胞中含1个Cs＋、l
个Clˉ
CsCl型
.CIˉ
@Cs＋
215
｜户
口′ˉˉ
■ˉˉ-
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‖｀猿手册.3O天速记高中化学知识■■
~
续表
晶体详解
晶体结构
晶体
｜简单立方
堆积
典型代表Po’配位数为6’空间利用率为52％
体心立方
堆积
典型代表Na、K｀Fe,配位数为8’空间利用率为68％
金属
晶体
典型代表Cu｀Ag｀Au’配位数为l2’空间利用率
为74％
面心立方
最密堆积
典型代表Mg、Zn｀Ti’配位数为l2’空间利用率
为74％
六方最密
堆积
｜
混合型（过渡型）晶体—石墨
石墨层状晶体中,层与层之间的作用是分子间作用力’平均每个正六边形拥有的碳原子数是2,C原子
采取的杂化方式是Sp2。
知识点二晶胞中微粒个数的计算—均摊法
（l）原则:晶胞任意位置上的＿个原子如果是被n个晶胞所共有’那么’每个晶胞对这个原子分得
的份额就是L。
∏
（2）方法
o平行六面体（包括立方体｀长方体等）晶胞中不同位置的粒子数的计算
］
~
~
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I
~
第三十天
‖
选考结构＿晶体模型与晶体计算
~~~~~~
同
1
8
雁手顶周→
匝手覆刀→
雁手面日→
陋→
→
■-→
卜
」
仁
匿
｜整个粒子都属于该晶胞｜
-＝尹
闸砰闯闷
图示:
（顶角）
（棱上）
（面上）
（内部）
@非平行六面体结构中微粒的均摊情况需视具体情况而定°如石墨晶胞每一层内碳原子形成六边
形,其顶角的碳原子为二个六边形所共有,缝个入边形占该碳原了的÷.义如在六棱柱结构中,顶
点、侧棱、面心依次为6、3｀2个结构单元所共有。
巴
六方晶胞
注惫:在计算微粒个数的过程中’应认真读题’区分晶体结构单元和气态分子团簇分子等概念,只有
晶体结构单元才可利用均摊法进行计算。
知识点三晶体密度及空间利用率的计算
l.晶体密度的计算方法
根据晶胞结构确定各种粒子数目幽晶胞质量｜′＝号〉晶体密度
（l）
根据晶胞的边长幽晶胞体积
｜
（2）晶体微粒与Mp之间的关系
若l个晶胞中含有绷个微粒’则］mol晶胞中含有熊mol微粒’其质量为狮Mg（M为微粒的相对“分
子”质量）;l个晶胞的质虽为Pα3g［α3为晶胞的体积（立方晶胞）］’则lmol晶胞的质量为PαWAg’
因此有卯M＝pαWA’即p＝厕M／（αWA）°
2.空间利用率的计算方法
晶胞空间利用率＝晶胞所含粒子的总体积×l00％
晶胞的体积
司
2l7
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若l个品胞中含有x个徽粒,徽粒的半径为′,则晶胞所含粒子总体积为“÷而r《’对干立方体晶
4
3
卯· -丁而厂
胞’设晶胞边长（晶胞参数）为α’则晶胞的体积为α3 ,则晶胞空间利用率为
÷
α
3.金属晶体中体心立方堆积、面心立方堆积中的几组公式（设棱长为α’原子半径为r）
×100％∩
（l）面对角线长＝√百α°
（2）体对角线长＝何α。
（3）体心立方堆积4′≡√丁α（微粒沿体对角线相切〉。
（4）面心立方堆积4r＝√面α（微粒沿面对角线相切）。
■
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