文档文本内容
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第六章化学反应与能量
知识体系：
章节概述：
本章节包括四节内容，第一节化学能与热能高考考查点主要是运用盖斯定律进行
ΔH 计算以及运用化学键进行ΔH 计算和化学反应中的能量变化的有关概念同样
会涉及，本节重点仍以对焓变的理解、盖斯定律的应用、ΔH 计算为主，要注意
以图像、图表为背景考查能量变化、化学键键能、正逆反应的活化能关系。
后三节内容围绕化学能与电能展开讨论，高考对本部分考查以原电池工作原理为
主、新型化学电源、电解原理及应用、金属的防护等为主，主要考察学生的证据
推理与模型认知。学生要注重实物图分析、新型电池分析、电解池与原电池之间
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的联系，以及依据原电池和电解池的工作原理并结合氧化还原反应知识熟练掌握
电极反应式的书写方法。
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知识清单：
化学能与热能
一、焓变与反应热：
1.反应热：化学反应中放出或吸收的热量。
2.焓变：在恒压条件下的反应热，其符号为ΔH，单位是kJ/mol。
二、吸热反应和放热反应：
1.反应特点
(1)从能量高低的角度分析
对于吸热反应：反应物的总能量＝生成物的总能量－吸收的热量；
对于放热反应：反应物的总能量＝生成物的总能量＋放出的热量。
(2)从化学键的角度分析
2.常见的吸热反应和放热反应
(1)吸热反应：大多数分解反应、盐的水解反应、Ba(OH)2·8H2O 和NH4Cl 反应、
C 与H2O(g)反应、C 与CO2 反应。
(2)放热反应：大多数化合反应、中和反应、金属与酸的反应、所有的燃烧反应、
缓慢氧化、铝热反应。
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三、热化学方程式：
1.概念：表示参加化学反应的物质的量和反应热的关系的化学方程式。
2.意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。
如：2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)
ΔH＝－571.6 kJ·mol-1 表示25 ℃、101 kPa 时，
2 mol 氢气和1 mol 氧气反应生成2 mol 液态水时放出571.6 kJ 的热量。
3.书写
(1)写出配平的化学方程式；
(2)标出各物质的聚集状态和反应时的温度、压强；
(3)标明ΔH 的正负号、数值和单位。
4.注意
(1)在右端注明热量变化：吸热反应，ΔH>0；放热反应，ΔH <0；
(2)绝大多数ΔH 是在25℃、101kPa 下测定的，此时可不注明温度和压强；
(3)化学计量数只表示物质的量，因此可以是整数，也可以是分数；
(4)要注明反应物和生成物的聚集状态，气态、液态、固态、溶液分别用g、l、s、
aq 表示；
(5)化学计量数改变，ΔH 要相应的改变；正、逆反应的ΔH 数值相等、符号相反；
(6)一般不要求写反应条件，不用“↑”和“↓”，不用“→”或“⇌”而用“=”
表示。
四、燃烧热、中和热：
1.燃烧热和中和热的比较
燃烧热
中和热
相同点
能量变化
放热
ΔH 及其单位
ΔH＜0，单位均为kJ·mol-1
不同点
反应物的量
1 mol
不一定为1 mol
生成物的量
不确定
生成物水为1 mol
反应热含义
101 kPa 时，1 mol 纯
物质完全燃烧生成稳
定的氧化物时所放出
的热量
在稀溶液里，强酸与强碱发
生中和反应生成1 mol 水时
所放出的热量
表示方法
燃烧热为
ΔH＝-a kJ·mol-1(a＞0)
强酸与强碱反应的中和热
为57.3 kJ·mol-1 或
ΔH＝-57.3 kJ·mol-1
注：完全燃烧指物质中元素完全转变成对应的稳定氧化物，如C→CO2(g)，
H→H2O(l)，S→SO2(g)等。
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2.中和热的测定
(1)装置：
(2)计算公式
ΔH＝－(m1＋m2)·c·(t2－t1)×10
－3
n(H2O)
kJ·mol-1
t1 为起始温度，t2 为终止温度，m1、m2 为酸、碱溶液的质量(单位为g)，c 为中和
后生成的溶液的比热容(4.18 J·g-1·℃-1)，n 为参加反应的酸或碱的物质的量(单位
为mol)。
(3)能源
五、有关反应热的计算：
1.利用热化学方程式计算
反应热与反应物的物质的量成正比。根据已知的热化学方程式和已知的反应物或
生成物的物质的量，可以计算反应放出或吸收的热量；根据一定量的反应物或生
成物的量计算出反应放出或吸收的热量，换算成1 mol 反应物或生成物的热效应，
也可以书写热化学方程式。
2.利用旧键断裂和新键形成过程中的能量差计算
ΔH＝反应物的总键能之和—生成物的总键能之和
若反应物旧化学键断裂吸收能量E1，生成物新化学键形成放出能量E2，则反应
的ΔH＝E1－E2。
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3.利用盖斯定律计算
(1)盖斯定律是指化学反应不管是一步完成还是分几步完成，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和终态有关，而与反应的途径无关。
(2)书写步骤：
①写：写出目标方程式(题目中要求书写的热化学方程式)，配平；
②比：将已知方程式和目标方程式比较，分析物质类别、位置(在反应物中还是
在生成物中)的区别；
③倒：为了将已知方程式相加得到目标方程式，可将方程式颠倒过来，反应热的
数值不变，但符号要相反。这样，可以避免减法运算中容易出现的错误；
④乘：为了将方程式相加得到目标方程式，可将方程式乘以某个数(可以是分数)，
反应热也要进行相应地运算；
⑤加：倒、乘两个方面做好了，只要将方程式相加即可得目标方程式，反应热也
相加即可。注意：ΔH 要带着“＋”“－”符号进行运算。
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知识清单：
原电池
一、基础概念：
1.本质：自发进行的氧化还原反应。
2.能量：化学能转化为电能的装置。
3.构成条件：
(1)电解质溶液(强弱均可)；
(2)两个电极：两种活泼性不同的金属或一种金属与另一种非金属导体(石墨、C
棒)；
①负极：较活泼的金属(发生氧化反应)(除K、Na、Ca)
②正极：不活泼金属或非金属导体(发生还原反应)
(3)形成闭合回路。
形成闭合回路需三个条件：
①电解质溶液；
②两电极直接或间接接触；
③电极插入电解质溶液中。
二、铜锌原电池：
1.实验装置
2.实验现象
(1)Zn 片逐渐溶解；
(2)Cu 片上有气泡产生；
(3)电流表指针偏转。
3.实验原理
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4.电极反应
(1)负极：电子流出的一极，失e-，发生氧化反应：Zn-2e-=Zn2+；
(2)正极：电子流入的一极，得e-，发生还原反应：2H++2e-=H2↑；
(3)总反应：Zn+2H+= Zn2++H2↑。
5.三个方向
(1)电子：负极流向正极；
(2)电流：正极流向负极；
(3)离子：阳离子流向正极，阴离子流向负极。
三、带盐桥的原电池：
1.实验装置
2.盐桥
(1)盐桥原电池中半电池的构成条件：电极金属和其对应的盐溶液。一般不要任
意替换成其他阳离子盐溶液，否则可能影响效果。盐桥中装有饱和的KCl、KNO3
等溶液和琼脂制成的胶冻。
(2)作用：连接内电路，形成闭合回路；平衡电荷，使原电池不断产生电流。
3.实验现象
(1)Zn 片逐渐溶解；
(2)Cu 片有固体析出；
(3)电流表指针偏转。
4.实验原理
电极名称
负极
正极
电极材料
锌片
铜片
电极反应
Zn－2e-=Zn2+
Cu2+-2e-=Cu
反应类型
氧化反应
还原反应
电子流向
由Zn 片沿导线流向Cu 片
盐桥中离子移向
盐桥含饱和KCl 溶液，K
＋移向正极，Cl
－移向负极
电池反应
Zn＋Cu2+=Zn2++Cu
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四、原电池的分类：
1.常见的特殊电池
(1)概念：电池正负极要根据电解池溶液而定。
(2) Al-Mg-电解质溶液
①稀HCl
a.正极：2H++2e- = H2↑
b.负极：Mg-2e- =Mg2+
c.总方程式：Mg+2H+=Mg2++H2↑
②稀NaOH
a.正极：6H2O+6e- = 3H2↑+6OH-
b.负极：2Al-6e- + 8OH- = 2AlO2-+4H2O
c.总方程式：2Al+2OH-+2H2O=2AlO2- +3H2↑
(3) Fe-Cu-电解质溶液
①稀HNO3
a.负极：Fe - 2e- = Fe2+
b.正极：4H++NO3- +3e- =NO↑+2H2O
c.总反应：3Fe+8HNO3=3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O
②浓HNO3
a.负极：Cu-2e- =Cu2+
b.正极：4H++2NO3-+2e- =2NO2↑+2H2O
c.总反应：Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
2.一次电池
(1)概念：发生氧化还原反应的物质大部分被消耗后就不能再充电的电池，如普
通锌锰电池、锌银电池。
(2)碱性锌锰干电池
①负极材料：Zn，电极反应式：Zn＋2OH--2e-=Zn(OH)2；
②正极材料：MnO2，电极反应式：2MnO2+2H2O+2e-=2MnOOH+2OH-；
③总反应：Zn+2MnO2+2H2O=2MnOOH+Zn(OH)2。
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3.二次电池
(1)概念：可多次充电的电池，如铅蓄电池、镍镉电池、锂电池等蓄电池。
(2)铅蓄电池：
①放电时的反应
负极：Pb(s)＋SO42- (aq)－2e
－===PbSO4(s) (氧化反应)；
正极：PbO2(s)＋4H
＋(aq)＋SO42- (aq)＋2e
－===PbSO4(s)＋2H2O(l) (还原反应)；
总反应：Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq)===2PbSO4(s)＋2H2O(l)。
②充电时的反应
阴极：PbSO4(s)＋2e
－===Pb(s)＋SO42- (aq) (还原反应)；
阳极：PbSO4(s)＋2H2O(l)－2e
－===PbO2(s)＋4H
＋(aq)＋SO42- (aq) (氧化反应)；
总反应：2PbSO4(s)＋2H2O(l)===Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq)。
4.燃料电池
(1)概念：利用燃料燃烧发生氧化还原反应的电池，如氢氧燃料电池、甲醇燃料
电池、乙醇燃料电池等；电极材料一般为惰性电极，具有很强的催化活性，如铂
电极、活性炭电极等。
(2)氢气燃料电池
①酸性
a.负极反应：H2-2e-=2H+
b.正极反应：O2＋4e-+4H+=2H2O
c.总反应：2H2+O2=2H2O
②中性、碱性
a.负极反应：H2-2e-+2OH-=2H2O
b.正极反应：O2＋4e
－+2H2O=4OH-
c.总反应：2H2+O2=2H2O
(3)甲烷燃料电池
①酸性介质(如H2SO4)
a.总反应式：CH4＋2O2===CO2＋2H2O
b.负极反应：CH4－8e
－＋2H2O===CO2＋8H
＋
c.正极反应：2O2＋8e
－＋8H
＋===4H2O
②碱性介质(如KOH)
a.总反应式：CH4＋2O2＋2OH
－===CO32-＋3H2O
b.负极反应：CH4－8e
－＋10OH
－===CO32-＋7H2O
c.正极反应：2O2＋8e
－＋4H2O===8OH
－
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五、电极反应式书写：
1.先写出电极反应式的主要框架(待配平)
(1)酸性电解液
负极：还原剂－xe
－→氧化产物＋H
＋
正极：氧化剂＋xe
－＋H
＋→还原产物
(2)非酸性电解液(或质)(包括碱溶液、熔融碳酸盐及氧化物)
负极：还原剂－xe
－＋阴离子→氧化产物
正极：氧化剂＋xe
－→阴离子＋还原产物
2.依据化合价变化分别标出氧化剂与电子的比例、还原剂与电子的比例，也就是
配平氧化剂、还原剂和电子的系数。
3.根据电荷守恒配平离子，注意要把得电子看作负电荷，失电子看作正电荷处理。
4.最后根据元素守恒配平其余物质。
六、原电池的应用：
1.判断原电池正负电极
(1)根据两极材料和电解质溶液判断
①活泼金属作负极(K、Ca、Na 由于与水反应，不能作电极)；
②惰性金属或石墨、碳棒等作正极。
(2)根据电子、电荷、电流方向判断
①外电路电流流出的电极为正极，流入的为负极；
电子流出的电极为负极，流入的为正极。
②内电路阳离子移向原电池正极，阴离子移向原电池负极。
(3)根据原电池电极反应类型判断：
①负极：失电子，发生氧化反应，通常是电极本身反应，质量减少的电极；
②正极：得电子，发生还原反应，常伴随金属的析出或气体放出的电极。
(4)根据电极变化
①质量减小，有溶解的电极一般为负极；
②质量增大有金属析出或气体产生的电极一般为正极；
③溶液中电极附近pH 增大的一般为正极。
2.加快氧化还原的速率
电化学速率＞普通化学反应速率＞有防护的速率
例：在Zn 与稀H2SO4 反应时，加入少量CuSO4 溶液能使产生H2 的反应速率加
快。
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知识清单：
电解池
一、电解：
1.原理：使电流通过电解质溶液(或熔融的电解质)而在阴、阳两极引起氧化还原
反应的过程。在此过程中，电能转化为化学能。
二、电解池原理：
1.电极名称及电极反应式
例：用惰性电极电解CuCl2 溶液
总反应方程式：CuCl2=====
电解Cu＋Cl2↑
2.电解池中电子和离子的移动
注：电子只在导线中移动，不可流经溶液。
三、阴、阳极的判断及电极反应式的书写：
1.判断电解池的阴、阳极
(1)根据外接电源的正、负极判断
①电源正极连接阳极；
②电源负极连接阴极。
(2)根据电极产物判断
①电极溶解、逸出O2(或电极区变酸性)或逸出Cl2 的为阳极；
②析出金属、逸出H2(或电极区变碱性)的为阴极。
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2.电极反应式的书写步骤
(1)分析电解质水溶液的组成：找全离子并分阴、阳两组(不要忘记水溶液中的
H
＋和OH
－)。
(2)阴、阳两极的放电顺序
①阳极
活性电极(Zn、Fe、Cu 等)：电极材料失电子；
惰性电极(Pt、Au、石墨等)：S2—>I
－>Br
－>Cl
－>OH
－>含氧酸根。
②阴极
Ag
＋>Fe3+>Cu2+>H
＋(酸中)>Fe2+>Zn2+。
(3)写出两极电极反应式：
①阳极：活性电极失去电子生成相应的金属阳离子；溶液中的阴离子失去电子生
成相应的单质或高价态化合物。
②阴极：溶液中的阳离子得到电子生成相应的单质或低价态化合物。
(4)写出电解总反应式：
在两极转移电子数目相同的前提下，两极反应式相加即可得总反应的化学方程式
或离子方程式。
四、电解原理的应用：
1.氯碱工业——电解饱和食盐水
(1)电极反应
①阳极：2Cl
－－2e
－===Cl2↑(反应类型：氧化反应)；
②阴极：2H
＋＋2e
－===H2↑(反应类型：还原反应)。
(2)总反应
①化学方程式：2NaCl＋2H2O=====
通电2NaOH＋H2↑＋Cl2↑；
②离子方程式：2Cl
－＋2H2O=====
通电2OH
－＋H2↑＋Cl2↑。
2.电镀和电解精炼铜
电镀
(Fe 表面镀Cu)
电解精炼铜
阳极
电极材料
镀层金属铜
粗铜
(含Zn、Fe、Ni、Ag、Au 等杂质)
电极反应
Cu－2e
－=Cu2+
Zn－2e
－=Zn2+
Fe－2e
－=Fe2+
Ni－2e
－=Ni2+
Cu－2e
－=Cu2+
阴极
电极材料
待镀金属铁
纯铜
电极反应
Cu2+＋2e
－=Cu
电解质溶液
含Cu2+的盐溶液
注：电解精炼铜时，粗铜中的Ag、Au 等不反应，沉积在电解池底部形成阳
极泥
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五、电冶金：
1.冶炼钠
(1)总反应：2NaCl(熔融)=====
通电2Na＋Cl2↑
(2)电极反应
①阳极：2Cl
－－2e
－===Cl2↑；
②阴极：2Na
＋＋2e
－===2Na。
2.冶炼镁
(1)总反应：MgCl2(熔融)=====
通电Mg＋Cl2↑
(2)电极反应
①阳极：2Cl
－－2e
－===Cl2↑；
②阴极：Mg2＋＋2e
－===Mg。
3.冶炼铝
(1)总反应：2Al2O3(熔融) =========
电解
Na3AlF6 4Al＋3O2↑
(2)电极反应
①阳极：6O2—－12e
－===3O2↑；
②阴极：4Al3+＋12e
－=== 4Al。
六、电化学的计算：
1.计算类型：原电池和电解池的计算包括两极产物的定量计算、溶液pH 的计算、
相对原子质量和阿伏加德罗常数的计算、产物的量与电量关系的计算等。
2.方法技巧
(1)根据电子守恒计算：
用于串联电路中阴阳两极产物、正负两极产物、相同电量等类型的计算，其依据
是电路中转移的电子数相等。
(2)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出比例式计算。
(3)根据关系式计算：
根据得失电子守恒建立起已知量与未知量之间的桥梁，构建计算所需的关系式。
如：以通过4 mol e-为桥梁可构建如下关系式：
(式中M 为金属，n 为其离子的化合价数值)
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3.综合装置中的相关计算
(1)原理：电子转移的守恒。
(2)注意
①串联电路中各支路电流相等；
②并联电路中总电流等于各支路电流之和。在此基础上分析处理其他各种数据。
图中装置甲是原电池，乙
是电解池，若电路中有
0.2 mol 电子转移，则Zn 极溶解6.5 g，Cu 极上析出H2 2.24 L(标准状况)，Pt 极
上析出Cl2 0.1 mol，C 极上析出Cu 6.4 g。甲池中H+被还原，生成H2 和ZnSO4，
溶液pH 变大；乙池中是电解CuCl2，由于Cu2+浓度的减小使溶液pH 微弱增大，
电解后再加入适量CuCl2 固体可使溶液复原。
六、多池串联装置判断：
1.直接判断
非常直观明显的装置，如有燃料电池、铅蓄电池等在电路中时，则其它装置为电
解池。
如图：A 为原电池，B 为电解池。
2.根据电池中的电极材料和电解质溶液判断
原电池一般是两个不同的金属电极或一个金属电极和一个碳棒作电极；而电解池
则一般都是两个惰性电极，如两个铂电极或两个碳棒电极。原电池中的电极材料
和电解质溶液之间能发生自发的氧化还原反应，电解池的电极材料一般不能和电
解质溶液自发反应。
如图：A 为电解池，B 为原电池。
3.根据电极反应现象判断
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在某些装置中根据电极反应现象可判断电极，并由此判断电池类型。
如图：若C 极溶解，D 极上析出Cu，B 极附近溶液变红，A 极上放出黄绿色气
体，则可知乙是原电池，D 是正极，C 是负极，甲是电解池，A 是阳极，B 是阴
极。B、D 极发生还原反应，A、C 极发生氧化反应。
4.原电池和电解池的组合装置的思维模型
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知识清单：
金属的腐蚀与防护
一、化学腐蚀和电化学腐蚀的比较：
类型
化学腐蚀
电化学腐蚀
条件
金属与接触到的干燥气体或
非电解质液体直接反应
不纯金属接触到电解质溶液发生
原电池反应
本质
M－ne
－===Mn+
现象
金属被腐蚀
较活泼金属被腐蚀
区别
无电流产生
有电流产生
联系
两者往往同时发生，电化学腐蚀更普遍
二、钢铁的腐蚀：
类型
析氢腐蚀
吸氧腐蚀
水膜性质
(强)酸性
弱酸性或中性
正极反应
2H
＋＋2e
－===H2↑
2H2O＋O2＋4e
－===4OH
－
负极反应
Fe－2e
－===Fe2+
总反应
Fe＋2H
＋=== Fe2+＋H2↑
2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2
其他反应
铁锈的形成：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3，
2Fe(OH)3===Fe2O3·xH2O(铁锈)＋(3－x)H2O
三、金属的防护：
1.电化学防护
(1)牺牲阳极的阴极保护法——利用原电池原理
①负极(阳极)是作保护材料的金属；
②正极(阴极)是被保护的金属设备。
(2)外加电流的阴极保护法——利用电解池原理
①阴极是被保护的金属设备；
②阳极是惰性电极。
2.其他方法
(1)改变金属内部结构，如制成合金；
(2)使金属与空气、水等物质隔离，如电镀、喷油漆等。
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第八章水溶液中的离子平衡
知识体系：
章节概述：
本章包括四节内容，第一节“弱电解质的电离平衡”和第二节“水的电离和溶液
的酸碱性，在高考真题中“年年考，卷卷有”，在备考中应重点关注弱电解质的
电离平衡、电离平衡常数计算、中和滴定的迁移应用等考点，同时要注意滴定终
点判断的规范表达，试题难度中等偏上。
第三节“盐类水解”和第四节“难溶电解质的溶解平衡”是近年高考的重点，主
要考查的是溶度积常数的相关计算及应用、溶液中的三大守恒关系的应用，试题
通常以图像形式直观呈现微粒浓度变化，考查数形结合能力以及对离子平衡的理
解应用。盐类水解应重点关注水解平衡常数的计算、影响水解平衡的因素、电解
质溶液中电荷守恒关系的应用。
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知识清单：
弱电解质的电离平衡
一、强、弱电解质：
1.概念
(1)电解质：水溶液中或熔融状态下能导电的化合物；
(2)非电解质：水溶液中和熔融状态下不能导电的化合物。
2.与物质类别的关系
(1)强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐；
(2)弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。
3.电离方程式的书写
(1)弱电解质
①多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步。
如H2CO3 电离方程式：H2CO3
H
＋＋HCO
－
3 ，HCO
－
3
H
＋＋CO2－
3 。
②多元弱碱电离方程式一步写成。
如Fe(OH)3 电离方程式：Fe(OH)3
Fe3＋＋3OH
－。
(2)酸式盐
①强酸的酸式盐完全电离。
如NaHSO4 电离方程式：NaHSO4===Na
＋＋H
＋＋SO2－
4 。
②弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离。
如NaHCO3 电离方程式：NaHCO3===Na
＋＋HCO
－
3 ，HCO
－
3
H
＋＋CO2－
3 。
二、电离平衡：
1.概念：在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和
离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。
2.特点：
(1)动态平衡；
(2)固定不变：平衡一旦建立，溶液中弱电解质分子及其电离出的各离子浓度都
将保持不变；
(3)电离过程一般为吸热过程；
(4)当条件改变，平衡的改变遵循勒夏特列原理。
3.影响电离平衡的因素
(1)浓度：增大分子浓度或者降低离子浓度，都会使电离平衡向电离的方向移动；
(2)温度：弱电解质的电离过程是吸热过程，当升高温度时，电离平衡向电离的
方向移动；
(3)同离子效应：在弱电解质溶液中，加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，
使电离平衡发生移动；
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(4)化学反应：在弱电解质溶液中加入能与其电离出的离子发生反应的物质时，
平衡向电离方向移动。
4.电离平衡常数
(1)表达式
①对于一元弱酸HA：HA
H
＋＋A
－，电离平衡常数K＝c（H
＋）·c（A
－）
c（HA）
。
②对于一元弱碱BOH：BOH
B
＋＋OH
－，电离平衡常数
K＝c（B
＋）·c（OH
－）
c（BOH）
。
(2)特点
①电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K 值增大；
②多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K1 ≫K2 ≫K3 ≫…，故其酸性取决
于第一步电离。
(3)意义：K 值越大，说明弱电解质越易电离，其酸(碱)性越强。
(4)影响因素
①内因(决定因素)：弱电解质本身的性质；
②外因：温度(随温度升高而增大)。
23
知识清单：
水的电离和溶液的酸碱性
一、水的电离：
1.水的电离：水是极弱的电解质，其电离方程式为2H2O
H3O
＋＋OH
－或
H2O
H
＋＋OH
－。
2.水的离子积常数
(1)表达式：Kw＝c(H
＋)·c(OH
－)。室温下，Kw＝1×10
－14。
(2)影响因素：只与温度有关，水的电离是吸热过程，升高温度，Kw 增大。
(3)适用范围：Kw 不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。在任何水溶液
中均存在H
＋和OH
－，只要温度不变，Kw 不变。
3.影响水的电离平衡的因素
(1)升高温度，水的电离程度增大，Kw 增大；
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw 不变；
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw 不变。
4.外界条件对水的电离平衡的影响
体系变化
条件
平衡
移动方向
Kw
水的电离
程度
c(OH
－)
c(H
＋)
酸
逆
不变
减小
减小
增大
碱
逆
不变
减小
增大
减小
可水解
的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小
其它，如加入Na
正
不变
增大
增大
减小
二、溶液的酸碱性与pH：
1.溶液的酸碱性：取决于溶液中c(H
＋)和c(OH
－)的相对大小
酸性溶液中
中性溶液中
碱性溶液中
c(H
＋)>c(OH
－)
c(H
＋)＝c(OH
－)
c(H
＋)<c(OH
－)
2. pH 的定义
(1)定义：化学上常用H+的物质的量浓度的负对数来表示溶液的酸碱性。
(2)表示方法：pH=-lgc(H+)。
(3)pOH：采用OH-的物质的量浓度的负对数来表示溶液的酸碱性，常温下：
pH+pOH=14。
24
3.pH 的简单计算
(1)单一溶液
①强酸溶液，如HnA，其物质的量浓度为c mol·L
－1，则有c(H
＋)＝nc mol·L
－1，
pH＝－lg c(H
＋)＝－lg (nc)。
②强碱溶液，如B(OH)n，物质的量浓度为c mol·L
－1，则c(OH
－)＝nc mol·L
－1，
c(H
＋)＝10
－14/(nc) mol·L
－1(常温下)，pH＝－lg c(H
＋)＝14＋lg (nc)。
(2)混合溶液的pH 计算
①两种强酸混合：直接求出c(H
＋)混，再据此求pH。
c(H
＋)＝
，pH＝－lg c(H
＋)。
②两种强碱混合：先求出c(OH
－)混，再据Kw 求出c(H
＋)混，最后求pH。
c(OH
－)＝
，c(H
＋)＝
，pH＝－lg c(H
＋)。
③强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H
＋或OH
－的浓
度，最后求pH。
a.恰好反应：pH＝7。
b.酸过量：c(H
＋)＝
，pH＝－lg c(H
＋)。
c.碱过量：c(OH
－)＝
，c(H
＋)＝
，pH＝－lg c(H
＋)。
三、酸碱中和滴定：
1.实验原理：利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)
的实验方法。
2.常用酸碱指示剂及其变色范围
指示剂
变色范围的pH
甲基橙
<3.1 红色
3.1～4.4 橙色
>4.4 黄色
酚酞
<8.2 无色
8.2～10.0 粉(浅)红
色
>10.0 红色
注：酸碱中和滴定中一般不用石蕊作指示剂，因为其变色范围大，颜色变化不明
显。
25
3.实验用品
(1)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形
瓶。
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管的选择
试剂性质
滴定管
原因
酸性、
强氧化性
酸式滴定管
酸性和强氧化性物质易腐蚀橡胶
碱性
碱式滴定管
碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无
法打开
4.实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH 溶液为例)
(1)滴定前的准备
①检漏：检查滴定管活塞是否漏水；
②洗涤：先用蒸馏水“洗”，再用待测液“润洗”滴定管；
③装、排：滴定管中“装”液至0 刻度以上，并“排”气泡；
④调、读：调整液面至0 或0 刻度以下，并读数；
⑤注、加：将一定体积的碱液注入锥形瓶，并加指示剂。
(2)滴定
(3)终点判断
当滴入最后一滴标准液，溶液由红色变为无色(酚酞作指示剂)，且在半分钟内不
恢复原色，视为滴定终点并记录标准液的体积。
(4)数据处理
26
按上述操作重复2～3 次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据
c(NaOH)＝c（HCl）·V（HCl）
V（NaOH）
计算。
5.误差分析
(1)原理
依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以
c(待测)＝c（标准）·V（标准）
V（待测）
，因c(标准)与V (待测)已确定，因此只要分析出
不正确的操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。V (标准)变大，则c(待测)偏
高；V (标准)变小，则c(待测)偏低。
(2)常见误差
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例：
步骤
操作
V (标准)
C(待测)
洗涤
酸式滴定管未用标准酸溶液润洗
变大
偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗
变小
偏低
锥形瓶用待测溶液润洗
变大
偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
取液
取碱液的滴定管开始有气泡，读数时气泡
消失
变小
偏低
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气
泡消失
变大
偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出
变小
偏低
部分酸液滴在锥形瓶外
变大
偏高
读数
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视
读数(或前仰后俯)
变小
偏低
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视
读数(或前俯后仰)
变大
偏高
27
知识清单：
盐类水解
一、盐类的水解及规律：
1.盐的组成：金属阳离子或铵根+酸根。
2.盐的分类
(1)含氧酸盐是指含氧酸对应的盐，例如H2SO4 对应的Na2SO4，还有如Na3PO4；
无氧酸盐是指无氧酸对应的盐，例如H2S 对应的Na2S，还有如NaCl。
(2)正盐：酸碱完全中和的产物。比如：NaCl。
酸式盐：阳离子中含有氢离子的盐。比如：NaHSO4。
碱式盐：阴离子中含有氢氧根离子的盐。比如：Cu2(OH)2CO3。
复盐:由两种或两种以上的简单盐类组成的同晶型化合物，叫做复盐。复盐又叫
重盐。复盐中含有大小相近、适合相同晶格的一些离子，如明矾(十二水合硫酸
铝钾)KAl(SO4)2·12H2O。
混盐：是指一种金属离子与多种酸根离子所构成的盐。如氯化硝酸钙Ca(NO3)Cl。
3.盐类水解实质
盐电离→
弱酸的阴离子→结合H
＋
弱碱的阳离子→结合OH
－→生成弱电解质→破坏了水的电离平衡
→水的电离程度增大→c(H
＋)≠c(OH
－)→溶液呈碱性或酸性。
4.盐类水解规律
口诀：有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
盐的类型
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
弱酸强碱盐
实例
NaCl、KNO3
NH4Cl、
Cu(NO3)2
CH3COONa、
Na2CO3
是否水解
否
是
是
水解的离子
NH
＋
4 、Cu2＋
CH3COO
－、CO2－
3
溶液的酸碱性
中性
酸性
碱性
溶液的pH (25 ℃)
pH＝7
pH<7
pH>7
28
5.水解方程式书写
(1)盐类水解的表示方法
①用化学方程式表示：盐+水⇌酸+碱
②用离子方程式表示：盐的离子+水⇌弱酸(或弱碱)+OH-(H+)
(2)书写离子水解方程式注意事项
①通常用“⇌”。因为水解是中和反应的逆反应，一般水解反应的程度较小；
②通常不标↓或↑；
③多元弱酸根阴离子水解，应分步书写，不能合成一步；
④多元弱碱阳离子水解复杂，书写水解反应离子方程式时，可看成一步。
二、影响盐类水解平衡因素：
1.内因：弱酸阴离子、弱碱阳离子对应的酸、碱越弱，就越易发生水解。
2.外因
影响因素
水解平衡
水解程度
水解产生
离子的浓度
温度
升高
右移
增大
增大
浓度
增大
右移
减小
增大
减小
(即稀释)
右移
增大
减小
外加
酸碱
酸
弱碱阳离子水解程度减小
碱
弱酸阴离子水解程度减小
注：
(1)能水解的阳离子与能水解的阴离子混合，会相互促进水解。常见的含下列离
子的两种盐混合时，会发生较彻底的双水解反应：
①阳离子：Fe3+、Al3+；
②阴离子：CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-、SO32-、HSO3-等。
(2)Fe3+与S2-、HS-、SO32-、HSO3-等还原性离子发生氧化还原反应，而不是发生
双水解反应。；
(3)HCO3-与AlO2-在溶液中也不能共存，可发生反应产生白色沉淀，但不是由于
双水解反应，而是：HCO3-+H2O+AlO2- =Al(OH)3↓+ CO32-
29
三、盐类水解应用：
应用
举例
判断溶液
的酸碱性
FeCl3 溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2O⇌Fe(OH)3＋3H
＋
判断酸性
强弱
NaX、NaY、NaZ 三种盐pH 分别为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ
配制或贮存
易水解的盐
溶液
配制CuSO4 溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解；
配制FeCl3 溶液，加入少量盐酸；
贮存Na2CO3 溶液、Na2SiO3 溶液不能用磨口玻璃塞
胶体的制取
制取Fe(OH)3 胶体的离子方程式：
Fe3＋＋3H2O=====
△
Fe(OH)3(胶体)＋3H
＋
物质的提纯
除去MgCl2 溶液中的Fe3＋，
可加入MgO、镁粉、Mg(OH)2 或MgCO3
泡沫灭火
器的原理
成分为NaHCO3 与Al2(SO4)3，
发生反应为Al3＋＋3HCO
－
3 ===Al(OH)3↓＋3CO2↑
作净水剂
明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O⇌Al(OH)3(胶体)＋3H
＋
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混用
除锈剂
NH4Cl 与ZnCl2 溶液可作焊接时的除锈剂
比较盐溶液
中离子
浓度的大小
比较NH4Cl 溶液中离子浓度的大小：
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
30
四、溶液中粒子浓度的大小比较：
1.水解规律
(1)盐水解生成的弱酸(或弱碱)越弱，水解程度越大。常据此判断弱酸(或弱碱)的
相对强弱：如等浓度的NaX、NaY、NaZ 三种盐溶液，pH 依次增大，则弱酸根
离子X-、Y-、Z-的水解程度依次增大，所以酸性HX>HY>HZ。
(2)相同条件下，水解程度：正盐>相应酸式盐。如水解程度CO32->HCO3-
(3)相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的盐。如水解程度：
(NH4)2CO3>(NH4)2SO4>(NH4)2Fe(SO4)2
2.溶液中的三个守恒
(1)电荷守恒→注重溶液呈电中性：
溶液中所有阳离子所带的正电荷总浓度等于所有阴离子所带的负电荷总浓度。如
NaHCO3 溶液中：c(Na
＋)＋c(H
＋)＝c(HCO
－
3 )＋2c(CO2－
3 )＋c(OH
－)。
(2)物料守恒→注重溶液中非氢氧元素的原子守恒：
在电解质溶液中，粒子可能发生变化，但变化前后其中某种元素的原子个数不变。
如0.1 mol·L
－1 NaHCO3 溶液中：
c(Na
＋)＝c(HCO
－
3 )＋c(CO2－
3 )＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L
－1。
(3)质子守恒→注重分子或离子得失H
＋数目不变：
在电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H
＋)的得失，但
得到的质子数等于失去的质子数。
如Na2S 水溶液中的质子转移如图所示：
由图可得Na2S 水溶液中质子守恒式：c(OH
－)＝c(H
＋)＋2c(H2S)＋c(HS
－)。
质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。Na2S 水溶液中
电荷守恒式为c(Na
＋)＋c(H
＋)＝c(OH
－)＋c(HS
－)＋2c(S2－) ①，物料守恒式为c(Na
＋)＝2[c(HS
－)＋c(S2－)＋c(H2S)] ②，由①式-②式消去没有参与变化的
Na
＋，即可得质子守恒式：c(OH
－)＝c(H
＋)＋2c(H2S)＋c(HS
－)。
31
知识清单：
难溶电解质的溶解平衡
一、沉淀溶解平衡：
1.概念：在一定温度下，当难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成
沉淀速率相等的状态。
2.建立过程
固体溶质
溶解
沉淀溶液中的溶质
v 溶解>v 沉淀，固体溶解
v 溶解＝v 沉淀，溶解平衡
v 溶解<v 沉淀，析出晶体
3.特点
动：动态平衡，溶解的速率和沉淀的速率并不为0；
等：v 溶解=v 沉淀；
定：达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变；
变：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，直到新的平衡建立。
4.影响沉淀溶解平衡的因素
(1)内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
(2)外因：以AgCl(s)
Ag
＋(aq)＋Cl
－(aq)
ΔH>0 为例
外界条件
移动方向
平衡后c(Ag
＋)
平衡后c(Cl
－)
Ksp
升高温度
正向
增大
增大
增大
加水稀释
正向
不变
不变
不变
加入少量
AgNO3
逆向
增大
减小
不变
通入HCl
逆向
减小
增大
不变
通入H2S
正向
减小
增大
不变
5.沉淀溶解平衡的应用
(1)沉淀的生成
①调节pH 法
如除去CuCl2 溶液中的杂质FeCl3，可以向溶液中加入CuO，调节溶液的pH，使
Fe3＋形成Fe(OH)3 沉淀而除去。离子方程式为Fe3＋＋3H2O⇌Fe(OH)3＋3H
＋、CuO
＋2H
＋===Cu2＋＋H2O。
②沉淀剂法
如用H2S 沉淀Cu2＋，离子方程式为H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H
＋。
(2)沉淀的溶解
①酸溶解法
32
如CaCO3 溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H
＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。
②盐溶液溶解法
如Mg(OH)2 溶于NH4Cl 溶液，离子方程式为
Mg(OH)2＋2NH
＋
4 ===Mg2＋＋2NH3·H2O。
③配位溶解法
如AgCl 溶于氨水，离子方程式为
AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]
＋＋Cl
－＋2H2O。
(3)沉淀的转化
①实质：沉淀溶解平衡的移动
如MgCl2 溶液――――――――――→
加入NaOH(少量)
Mg(OH)2――――――→
加入FeCl3
Fe(OH)3，
则溶解度：Mg(OH)2>Fe(OH)3。
②规律：一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，沉淀的
溶解度差别越大，越容易转化。
③应用
a.锅炉除垢：将CaSO4 转化为CaCO3，
离子方程式为CaSO4＋CO2－
3 ===CaCO3＋SO2－
4 ；
b.矿物转化：CuSO4 溶液遇ZnS 转化为CuS，
离子方程式为ZnS＋Cu2＋===CuS＋Zn2＋。
二、溶度积：
1.溶度积和离子积比较
以AmBn(s)
mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例：
溶度积
离子积
概念
沉淀溶解的平衡常数
溶液中有关离子浓度幂的乘积
符号
Ksp
Qc
表达式
Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，
式中的浓度都是平衡浓度
Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，
式中的浓度是任意时刻的浓度
33
第九章有机化学
知识体系：
章节概述：
本章共分为十节内容，结合必修二和选修五对有机物的重点知识进行归纳总结，
在备考中要认识有机物的组成和结构特点，了解各类有机物在日常生活、化工生
产中的重要作用，重点关注有机物之间的相互转化关系，加强有机合成路线设计
的应用。在历年高考真题中多以单选题和有机推断题的题型出现，考查学生对知
识的综合运用能力。
34
知识清单：
认识有机化合物
一、基础概念：
1.定义：是指含碳元素的化合物，但含碳化合物CO、CO2、碳酸及碳酸盐属于无
机物。
2.分类
(1)按碳的骨架分类：
链状化合物（如CH3CH2CH3）
有机物
脂环化合物（如
）
环状化合物
芳香化合物（如
）
(2)按组成元素分类
烷烃（如CH4）
链状烃（又称脂肪烃）烯烃（如CH2=CH2）
炔烃（如CH≡CH）
脂环烃：分子中不含苯环，而含有其它环状结构的烃：
烃
苯：
芳香烃
苯的同系物：
稠环芳香烃：
35
(3)按官能团分类
①官能团：决定化合物特殊性质的原子或原子团。
②有机物的主要类别、官能团和典型代表物
类别
官能团
代表物名称、结构简式
烷烃
甲烷CH4
烯烃
（碳碳双键）
乙烯H2C===CH2
炔烃
—C≡C—（碳碳三键）
乙炔HC≡CH
芳香烃
苯
卤代烃
—X（X 代表卤素原子）
溴乙烷C2H5Br
醇
—OH（羟基）
乙醇C2H5OH
酚
苯酚
醚
（醚键）
乙醚CH3CH2OCH2CH3
醛
—CHO（醛基）
乙醛CH3CHO
酮
（羰基）
丙酮CH3COCH3
羧酸
（羧基）
乙酸CH3COOH
酯
（酯基）
乙酸乙酯
CH3COOCH2CH3
胺
—NH2（氨基）
甲胺CH3NH2
二、有机化合物的结构：
1.有机化合物中碳原子的成键特点
(1)碳原子的最外层有4 个电子，可与其他原子形成4 个共价键，而且碳碳原子
之间也能相互形成共价键；
(2)碳原子不仅可以形成单键，还可以形成双键或三键；
(3)多个碳原子可以相互结合形成碳链，也可以形成碳环，碳链或碳环上还可以
连有支链。
36
2.有机化合物结构的表示方法
结构式
结构简式
键线式
CH3CH===CH2
CH3CH2OH
3.有机物结构的表示方法（以乙烯C2H4 为例）
电子式
用“·”或“×”表示原子最外层
电子成键情况的式子
结构式
(1)具有化学式所能表示的意义，能
反映物质的结构；
(2)表示分子中原子的结合或排列
顺序的式子，但不表示立体构型
结构简式
CH2===CH2
结构式的简便写法，着重突出结构
特点（官能团）
球棍模型
小球表示原子，短棍表示价键（单
键、双键或三键）
比例模型
用不同体积的小球表示不同大小的
原子
37
4.同分异构体现象
同分异构现象
化合物具有相同的分子式，但结构不同，因而产生性
质上的差异的现象
同分异构体
具有同分异构现象的化合物互为同分异构体
类
型
碳链异构
碳链骨架不同，如CH3
—CH2—CH2
—CH3 和
位置异构
官能团位置不同，如CH2===CH—CH2—CH3 和
CH3CH===CH—CH3
官能团异构
官能团种类不同，如CH3CH2OH 和CH3—O—CH3
三、有机化合物的命名：
1.烷烃的系统命名法
烷烃系统命名法的基本步骤是
选主链
称某烷⇨
编号位
定支链⇨
取代基
写在前⇨
标位置
短线连⇨
不同基
简到繁⇨
相同基
合并算
(1)最长、最多定主链：
①选择最长碳链作为主链。例如：
应选含6 个碳原子的碳链为主链，如虚线所示。
②当有几个等长的不同的碳链时，选择含支链最多的一个作为主链。例如：
含7 个碳原子的链有A、B、C 三条，因A 有三个支链，含支链最多，故应选A
为主链。
(2)编号位要遵循“近”“简”“小”：
①首先要考虑“近”：以离支链较近的主链一端为起点编号。例如：
38
②同“近”考虑“简”：有两个不同的支链，且分别处于距主链两端同近的位置，
则应从较简单的支链一端开始编号。例如：
③同“近”同“简”考虑“小”：若有两个相同的支链，且分别处于距主链两端
同近的位置，而中间还有其他支链，从主链的两个方向编号，可得两种不同的编
号系列，则两系列中各位次和最小者即为正确的编号。例如：
(3)写名称：
按主链的碳原子数称为相应的某烷，在其前写出支链的位号和名称。原则是先简
后繁，相同合并，位号指明。阿拉伯数字用“，”相隔，汉字与阿拉伯数字用“-”
连接。例如：
命名为2，4，6三甲基3-乙基庚烷。
2.烯烃和炔烃的命名法
(1)选主链：将含有碳碳双键或碳碳三键的最长碳链作为主链，称为“某烯”或
“某炔”；
(2)定编号：从距离碳碳双键或碳碳三键最近的一段对主链上的碳原子进行编号；
(3)写名称：将支链作为取代基，写在“某烯”或“某烃”的前面，并用阿拉伯
数字标明碳碳双键或碳碳三键的位置。
例如：
命名为4-甲基-1-戊炔。
39
3.苯的同系物的命名
(1)苯作为母体，其他基团作为取代基。例如：苯分子中的氢原子被甲基取代后
生成甲苯，被乙基取代后生成乙苯。
(2)如果苯分子中的两个氢原子被两个甲基取代后生成二甲苯，其有三种同分异
构体，可分别用邻、间、对表示；也可将某个甲基所在的碳原子的位置编为1
号，选取最小位次给另一个甲基编号。
注：有机物名称中出现“正”“异”“新”“邻”“间”“对”，说明采用的是
习惯命名法而不是系统命名法。
四、研究有机物的一般步骤和方法：
1.研究有机化合物的
基本步骤
2.分离、提纯有机化合物的常用方法
(1)蒸馏
①装置：
②用途：提纯沸点不同的液态混合物。
③使用条件：被分离的液体热稳定性强，且沸点差大于30℃。
④注意事项：
a.温度计水银球与蒸馏烧瓶支管口对齐；
b.加入沸石或碎瓷片防止暴沸；
c.冷凝管中水流向为下进上出。
40
(2)重结晶
①实验装置及步骤：
②用途：提纯固体有机物。
③适用条件：
a.杂质溶解度很小或者很大；
b.被提纯的有机物在溶剂中的溶解度受温度影响较大（有机物在热溶液中的溶解
度较大，在冷溶液中的溶解度较小，冷却后易于析出）。
(3)萃取、分液
①实验装置：
②原理：
a.固-液萃取：用有机溶剂从固体物质中溶解出有机物的过程；
b.液-液萃取：利用有机物在两种互不相溶的溶剂中的溶解度不同，将有机物从一
种溶剂转移到另一种溶剂的过程。
③注意事项：
a.萃取剂与溶质、萃取剂与原溶剂间不能互相反应；
b.分液时下层液体从分液漏斗下口放出，上层液体从上口倒出。
(4)其他方法
①色谱法：如气相色谱法、液相色谱法、薄层色谱法等；
②盐析法：适用于蛋白质溶液的分离、硬脂酸和甘油的分离。
41
(5)常见有机物的分离提纯方法（括号内为杂质）
混合物
试剂
分离、提纯
的方法
主要仪器
苯（苯甲酸）
NaOH 溶液
分液
分液漏斗
乙酸乙酯（乙酸）
饱和Na2CO3 溶液
溴苯（溴）
NaOH 溶液
苯（乙苯）
KMnO4 酸性溶液、
NaOH 溶液
乙醇（水）
CaO
蒸馏
蒸馏烧瓶、冷凝管
乙醛（乙酸）
NaOH 溶液
苯甲酸（苯甲酸钠）
水
重结晶
烧杯、酒精灯、漏斗、
玻璃棒
3.有机物分子式的确定
(1)元素分析
①定性分析：通过化学方法(如燃烧)确定有机物的元素组成，或使用元素分析仪
进行元素的分析。
②定量分析：将一定量有机物燃烧后分解为简单无机物；并测定各产物的量，从
而推算出有机物分子中所含元素原子最简单整数比，即确定其实验式。
③实验方法：李比希燃烧法
计算出分子中C、H 元素的含量，则剩余的就是O 元素的质量，进而能确定有
机物的最简式。
(2)相对分子量的测定
质谱法：质谱图中最右边的数据为相对分子质量。
例：下图中所示质谱图中的有机化合物的相对分子量为46。
(3)依据有机物的最简式以及相对分子量可以确定有机物的分子式。
42
4.有机结构式的确定
(1)化学方法
利用特征反应鉴定出官能团，再制备它的衍生物进一步确认。
(2)物理方法
①核磁共振光谱：确定氢原子的种类及个数比，峰的个数代表氢原子的种类，峰
面积之比等于氢原子个数之比。
例：下图所示核磁共振光谱图可知该有机物有三种H，个数比为2∶1∶3。
②红外光谱：能够确定特殊的化学键和官能团。
例：依据下图所示红外光谱图可知该有机物有C-H 键、O-H 键和C-O 键。
43
知识清单：
烷烃、烯烃、炔烃
一、结构和性质：
1.烷烃、烯烃、炔烃的组成、结构特点和通式
(1)烷烃：碳原子之间全部以单键结合的饱和链烃，通式：CnH2n+2（n≥1）；
(2)烯烃：含有碳碳双键的不饱和链烃，通式：CnH2n（n≥2）；
(3)炔烃：含有碳碳三键的不饱和链烃，通式：CnH2n-2（n≥2）。
(4)典型代表物
甲烷
乙烯
乙炔
分子式
CH4
C2H4
C2H2
电子式
结构式
H—C≡C—H
结构简式
CH4
CH2===CH2
HC≡CH
分子构型
正四面体形
平面形
直线形
2.烷烃、烯烃、炔烃物理性质
(1)密度：随着碳原子数的增多，密度逐渐增大，液态烃的密度均比水小；
(2)熔、沸点：随着碳原子数的增多，沸点逐渐升高；同分异构体之间，支链越
多，沸点越低；
(3)状态：常温下有1～4 个碳原子的烃都是气态，随着碳原子数的增多，逐渐过
渡到液态、固态；
(4)水溶性：均难溶于水。
3.烷烃、烯烃、炔烃的化学性质
(1)氧化反应
①与氧气燃烧现象：
烷烃
烯烃
炔烃
燃烧现象
火焰较明亮
火焰明亮，
带黑烟
火焰很明亮，
带浓黑烟
通入酸性KMnO4 溶液
无明显现象
褪色
褪色
②燃烧通式：
a.烷烃：CnH2n＋2＋3n＋1
2
O2――→
点燃nCO2＋(n＋1)H2O。
44
b.烯烃：CnH2n＋3n
2 O2――→
点燃nCO2＋nH2O。
c.炔烃：CnH2n－2＋3n－1
2
O2――→
点燃nCO2＋(n－1)H2O。
③使酸性高锰酸钾褪色：
烯烃和炔烃均可被高锰酸钾氧化，使高锰酸钾褪色。
注意：双键碳上的氢原子个数不同，会导致产物不同，若双键C 上有两个H 则
产物有CO2，若双键碳上是一个H；则产物含有醛基，并会被高锰酸钾进一步氧
化为羧基；双键碳上无H,则产物含有羰基。具体如下图所示：
(2)取代反应
烷烃的取代反应：有机物分子里的某些原子或原子团被其他原子或原子团所替代
的反应。
例：甲烷与Cl2 的取代反应
CH4 ＋Cl2
光照
Ŕ CH3Cl ＋HCl（第一步）
CH3Cl ＋Cl2
光照
Ŕ CH2Cl2 ＋HCl（第二步）
CH2Cl2 ＋Cl2
光照
Ŕ CHCl3 ＋HCl（第三步）
CHCl3 ＋Cl2
光照
Ŕ CCl4 ＋HCl（第四步）
注意：烯烃和炔烃在光照下也可和与卤素单质发生取代反应。
45
(3)烷烃的分解反应（高温裂化或裂解）：烷烃受热时会分解产生含碳原子数较
少的烷烃和烯烃。
例：C16H34
高温
Ŕ C8H16 ＋C8H18
(4)烯烃、炔烃的加成反应：
①CH2=CHCH3 + Br2 Ŕ CH2BrCHBrCH3 （烯烃可使溴水褪色）
②CH2=CHCH3 + H2
Δ/催化剂
Ŕ
CH3CH2CH3（还原反应）
③CH2=CHCH3 + H2O
Δ/催化剂
Ŕ
（主要产物）
CH2=CHCH3 + H2O
Δ/催化剂
Ŕ
CH3CH2CH2OH（次要产物）
④CH2=CHCH3 + HX
Δ/催化剂
Ŕ
（主要产物）
CH2=CHCH3 + HX
Δ/催化剂
Ŕ
CH3CH2CH2X（次要产物）
注：反应③和④中的主副反应同时发生，其中主反应H2O/HX 中的H 原子加成
到含H 较多的双键C 原子上，而其余原子团加成到含H 较少的双键C 上，这种
加成方式称为马氏加成（氢上加氢）；而副反应与主反应相反，这种加成方式称
为反马氏加成（氢上不加氢）。
⑤二烯烃的加成：
CH2=CH-CH=CH2+Br2ŔCH2BrCH=CHCH2Br（1，4 加成）
CH2=CH-CH=CH2+Br2ŔCH2=CH-CHBrCH2Br（1，2 加成）
注：1，3—丁二烯的加成分为1，4 加成和1，2 加成两种，两个反应同时发生，
且1，4 加成反应为主要在60℃发生，而1，2 加成主要在发生-80℃下发生。
⑥炔烃的加成（以乙炔为例）
46
(5)烯烃、炔烃的加聚反应：
①单烯烃的加聚：
②二烯烃的加聚：
③乙炔加聚：
二、乙炔实验室制法：
1.反应方程式：CaC2（电石）+2H2O→C2H2↑+Ca(OH)2
2.发生装置：固液不加热（不能用启普发生器）
3.注意：得到平稳的乙炔气流：常用饱和氯化钠溶液代替水
（减小浓度），分液漏斗控制流速，并加棉花，防止泡沫喷
出。
4.生成的乙炔有臭味的原因：夹杂着H2S、PH3、AsH3 等特殊臭味的气体，可用
CuSO4 溶液或NaOH 溶液除去杂质气体。
5.反应装置不能用启普发生器及其简易装置，而改用圆底烧瓶和分液漏斗。
原因是：
①反应放出的大量热，易损坏启普发生器（受热不均而炸裂）。
②反应后生成的石灰乳是糊状，可夹带少量CaC2 进入启普发生器底部，堵住球
形漏斗和底部容器之间的空隙，使启普发生器失去作用。
三、烯烃的顺反异构：
1.顺反异构及其存在条件
(1)概念：由于碳碳双键不能旋转而导致分子中的原子或原子团在空间的排列方
式不同所产生的异构现象。
(2)存在条件：每个双键碳原子上连接了两个不同的原子或原子团。
2.两种结构形式
顺式结构
反式结构
特点
两个相同的原子或原子团排列在双
键的同一侧
两个相同的原子或原子团排列在
双键的两侧
实例
47
四、烷烃和烯烃的比较：
烷烃
烯烃
通式
CnH2n＋2(n≥1)
CnH2n(n≥2)
代表物
CH4
CH2===CH2
结构特点
全部单键；饱和链烃，正四
面体结构
含碳碳双键；不饱和链烃，平
面型分子，键角120°
化学
性质
取代
反应
光照条件下卤代
光照条件下卤代
加成
反应
不能发生
能与H2、X2、HX、H2O、HCN
等发生加成反应
氧化
反应
燃烧火焰较明亮
燃烧火焰明亮带黑烟
不与酸性KMnO4 溶液反应
使酸性KMnO4 溶液褪色
加聚
反应
不能发生
能发生
鉴别
溴的四氯化碳溶液不褪色，
酸性KMnO4 溶液不褪色
溴的四氯化碳溶液褪色；酸性
KMnO4 溶液褪色
五、脂肪烃的来源：
1.化石燃料的综合利用
条件
变化类型
产品
石油
常压分馏
物理变化
石油气、汽油、煤油、柴油等
减压分馏
润滑油、石蜡等
催化裂化、裂解
化学变化
轻质油、气态烯烃
催化重整
化学变化
芳香烃
天然气
—
—
甲烷
煤
干馏
化学变化
芳香烃
直接或间接液化
化学变化
燃料油、化工原料
2.直馏汽油与裂化汽油的区别
直馏汽油
裂化汽油
方法
石油经常压分馏制得
重油经热裂化和催化裂化制得
成分
含C5～C11 的烷烃、环烷烃、芳
香烃等
含C5～C11 的烷烃、烯烃等
差异
可作溴的萃取剂，不能跟酸性
KMnO4 溶液反应
能使溴水、酸性KMnO4 溶液褪色
48
知识清单：
芳香烃
一、苯：
1.结构及特点
分子式
结构式
结构简式
比例模型
球棍模型
C6H6
或
苯环中碳原子之间的成键方式不是单双键交替结构，而是环状的大Π键。
能证明该结论的条件有：
(1)碳碳双键和碳碳单键键长不同，而苯环空间结构为平面正六边形；
(2)苯不能使酸性KMnO4褪色，不具备碳碳双键的性质；
(3)苯不能使溴水反应褪色（但可使溴水萃取褪色），不具备碳碳双键的性质；
(4)苯的邻位二元取代物无同分异构体，即
和
为同一物质。
2.物理性质
颜色
状态
气味
密度
毒性
溶解性
无色
液态
特殊气味
ρC6H6<ρH2O
有毒
不溶于水，易溶
于有机溶剂
3.化学性质
(1)氧化反应：
苯在空气或氧气中燃烧方程式：2C6H6 + 15O2
点燃
Ŕ
点燃
Ŕ 12CO2 + 6H2O
燃烧现象：明亮的火焰，伴有浓烈的黑烟。
(2)取代反应：
①苯的溴代
a.方程式：
；
b.原料：溴应用液溴（不能用溴水；不用加热），加入铁粉起催化作用，但实际
上起催化作用的是FeBr3；
②苯的硝化
49
方程式：
(3)加成反应：
苯可与氢气在一定条件下发生加成（还原反应）：
二、苯的同系物：
1.概念：苯环上的氢原子被烷基取代的产物。
2.结构特点：分子中只有一个苯环，侧链都是烷基（即碳碳化学键全部是单键）。
3.通式：CnH2n－6(n>6)；物理性质与苯类似。
4.化学性质（以甲苯为例）
(1)氧化反应
①能够燃烧；
②能使酸性高锰酸钾溶液褪色（与苯环直接相连的碳原子上含有氢原子）。
(2)取代反应（以甲苯生成TNT 的反应为例）
甲苯比苯更容易发生苯环上的取代反应，是由于甲基对苯环的影响所致。
(3)加成反应（以甲苯与氢气的反应为例）
注意：苯的同系物中苯环所连的C 原子上有H 才可被酸性KMnO4 氧化，例如
可被酸性KMnO4 氧化为苯甲酸
，而
不可被酸性
KMnO4 氧化。
50
三、芳香烃：
1.定义：分子里含有一个或多个苯环的烃。由两个或两个以上的苯环共用相邻的
2 个碳原子而成的芳香烃称为稠环芳香烃，如萘：
；蒽
。
2.来源：1845 年至20 世纪40 年代，煤是芳香烃的主要来源，自20 世纪40 年代
后，随着石油化学工业的发展，通过石油化学工业中的催化重整等工艺获得芳香
烃。
3.简单的芳香烃，如苯、甲苯等，可用于合成炸药、染料、药品、农药、合成材
料等。
四、苯与苯的同系物的区别：
苯
苯的同系物
相同点
组成与结构
①分子中都含有一个苯环
②都符合分子式通式CnH2n－6(n≥6)
化学性质
①燃烧时现象相同，火焰明亮，伴有浓烟，燃烧
通式CnH2n－6＋3
2(n－1)O2
点燃
Ŕ nCO2＋(n－3)H2O
②都易发生苯环上的取代反应
③都能发生加成反应，但反应都比较困难
不同点
取代反应
易发生取代反应主要得
到一元取代产物
更容易发生取代反应
常得到多元取代产物
氧化反应
难被氧化，不能使酸性
KMnO4 溶液褪色
易被氧化剂氧化，大部
分能使酸性KMnO4 溶
液褪色
差异原因
苯的同系物分子中，苯环与侧链相互影响，苯环
影响侧链，使侧链烃基性质活泼而易被氧化。侧
链烃基影响苯环，使苯环邻、对位的氢更活泼而
易被取代
51
知识清单：
卤代烃
一、卤代烃：
1.定义：卤代烃是烃分子里的氢原子被卤素原子取代后生成的化合物。官能团为
—X（卤素原子），饱和一元卤代烃的通式为CnH2n＋1X。
2.物理性质
(1)沸点
①比相同碳原子数的烷烃沸点高，如沸点：CH3CH2Cl>CH3CH3；
②同系物的沸点随碳原子数的增加而升高，如沸点：CH3CH2CH2Cl>CH3CH2Cl。
(2)溶解性：水中难溶，有机溶剂中可溶。
(3)密度：一般一氟代烃、一氯代烃密度比水小，其余密度比水大。
3.化学性质
反应类型
取代反应（水解反应）
消去反应
条件
强碱的水溶液共热
强碱的醇溶液共热
方程式
C2H5Br＋NaOH――→
水
△
C2H5OH＋NaBr
C2H5Br＋NaOH――→
乙醇
△
CH2=CH2↑＋NaBr＋H2O
断键方式
产物特征
引入—OH，生成含—OH 的化
合物
消去HX，生成含碳碳双键或碳碳
三键的化合物
注意
①无醇生醇，有醇生烯。
②卤代烃的水解反应的反应物和产物可以相互转化，在强碱性条
件下正向进行，在强酸性条件下会逆向进行。
③由于同一个碳原子若存在多个羟基会不稳定，故同一碳原子上
卤素原子个数不同，水解的产物不同如：
④消去反应发生的条件必须为卤素原子所连碳的邻位碳上有H 原
52
子，否则不能发生消去反应。
⑤二元卤代烃发生消去反应后，可在有机物分子中引入碳碳三键。
4.卤代烃中卤素原子的检验
检验卤代烃中的卤素元素，应在碱性条件下加热水解，然后加入硝酸至溶液呈酸
性，最后加入硝酸银，观察是否有白/淡黄/黄色沉淀生成。
5.卤代烃的应用
(1)在烃分子中引入官能团：
如由乙烯制备乙二醇：
(2)改变某些官能团在碳链上的位置：
由于不对称的烯烃与HX 加成时，条件不同，会引起卤素原子连接的碳原子不同；
又卤代烃在NaOH 的水溶液中可发生取代反应生成醇；
在NaOH 的醇溶液中可发生消去反应生成不饱和键，这样可通过：卤代烃a→消
去→加成→卤代烃b→水解，这样就可以使卤素原子的位置发生改变或引起其他
官能团（如—OH）的位置发生改变。
如：由1—溴丙烷制取2—溴丙烷：
(3)增加官能团的数目：
在有机合成中，许多反应都是通过卤代烃在强碱的醇溶液中发生消去反应，消去
小分子HX 后，生成的不饱和的碳碳双键或碳碳三键，再与X2 加成，从而使碳
链上连接的卤素原子增多，进而达到增加官能团的目的。
如：由1—溴丁烷制取1，2—二溴丁烷：
6.卤代烃对人类生活的影响
53
知识清单：
醇、酚
一、醇：
1.概念
羟基与烃基或苯环侧链上的碳原子相连的化合物，其官能团是羟基（—OH），饱
和一元醇分子通式为CnH2n＋2O（n≥1）。
2.分类
3.物理性质
(1)乙醇的物理性质：
(2)物理性质的变化规律
物理性质
递变规律
密度
一元脂肪醇的密度一般小于1 g·cm-3。
沸点
①直链饱和一元醇的沸点随着分子中碳原子数的递增而逐渐升高。
②醇分子间存在氢键，所以相对分子质量相近的醇和烷烃相比，醇
的沸点远高于烷烃。
水溶性
低级脂肪醇易溶于水，饱和一元醇的溶解度随着分子中碳原子数的
递增而逐渐减小。
54
4.化学性质
以断键方式理解醇的化学性质（以乙醇为例）：
反应
断裂的化学键
化学方程式
置换反应
①
2CH3CH2OH＋2Na―→2CH3CH2ONa＋H2↑
催化氧化反
应
①③
2CH3CH2OH＋O2――→
Cu
△
2CH3CHO＋2H2O
取代反应
②
CH3CH2OH＋HBr――→
△
CH3CH2Br＋H2O
分子间脱水
反应
①②
2CH3CH2OH――→
浓硫酸
140 ℃CH3CH2OCH2CH3＋H2O
分子内脱水
反应
②⑤
CH3CH2OH――→
浓硫酸
170 ℃CH2===CH2↑＋H2O
酯化反应
①
CH3COOH＋
HOCH2CH3
CH3COOCH2CH3＋H2O
注意：
(1)醇的消去反应规律：
能发生消去反应的醇在结构上的必备条件是：连有—OH 的碳原子必须有邻位碳
原子且该邻位碳原子上必须连有氢原子。
(2)醇的催化氧化规律
醇能否被氧化以及被氧化的产物的类别，取决于与羟基相连的碳原子上的氢原子
的个数，具体分析如下：
(3)酸性重铬酸钾遇乙醇会由橙红色变成灰绿色，常用来检验司机是否酒驾。
55
二、酚：
1.概念：酚是羟基与苯环直接相连而形成的化合物。最简单的酚为苯酚(
)。
2.组成与结构（以苯酚为例）
分子式
结构简式
结构特点
C6H6O
或C6H5OH
羟基与苯环直接相连
3.物理性质
4.化学性质（以苯酚为例）
(1)羟基中氢原子的反应
①弱酸性：
电离方程式为C6H5OH
C6H5O
－＋H
＋，俗称石炭酸。
注：
a.苯酚的酸性很弱，介于H2CO3 和HCO3-之间，无法用酸碱指示剂检验出来；
b.羟基上氢原子的活泼性：乙酸>碳酸>苯酚>水>乙醇。
②与活泼金属反应
与Na 反应的化学方程式：2C6H5OH＋2Na―→2C6H5ONa＋H2↑。
③取代反应：苯酚与浓溴水的反应（羟基对苯环的影响）
a.现象：试管中立即产生白色沉淀。
b.化学方程式为：
注意：只有酚羟基的邻位或对位无取代时才可与溴水发生反应；若苯酚过量则观
察不到白色沉淀的生成，原因是三溴苯酚溶解到苯酚中。
④显色反应：苯酚跟FeCl3 溶液作用显紫色，利用这一反应可以检验苯酚的存在。
⑤加成反应：
苯酚与H2 加成可生产环己醇：
56
⑥缩聚反应
苯酚可与甲醛缩聚生成酚醛树脂：
57
知识清单：
醛、酮
一、醛类：
1.定义：醛是由烃基与醛基相连而构成的化合物，官能团为—CHO。
2.常见的醛
甲醛（蚁醛）
乙醛
分子式
CH2O
C2H4O
结构简式
HCHO
CH3CHO
物理性质
颜色
无色
无色
气味
有刺激性气味
有刺激性气味
状态
气体
液体
溶解性
易溶于水
能跟水、乙醇等互溶
3.化学性质（以乙醛为例）
(1)氧化反应
①银镜反应
实验操作
实验现象
向(a)中滴加氨水，现象为：先出现白色沉淀后变澄清，再滴加乙醛
水浴加热一段时间后，试管内壁出现一层光亮的银镜。
有关
方程式
①AgNO3＋NH3·H2O===AgOH↓(白色)＋NH4NO3
②AgOH＋2NH3·H2O===Ag(NH3)2OH＋2H2O
③CH3CHO＋2Ag(NH3)2OH
水浴加热
Ŕ
2Ag↓＋CH3COONH4＋3NH3＋
H2O
58
②与新制的Cu(OH)2 反应
实验操作
实验现象
(a)中溶液出现蓝色絮状沉淀，滴入乙醛，加热至沸腾后，(c)中溶液
有红色沉淀产生。
有关
方程式
①2NaOH＋CuSO4===Cu(OH)2↓＋Na2SO4
②CH3CHO＋2Cu(OH)2＋NaOH
∆ŔCH3COONa＋Cu2O↓＋3H2O
③催化氧化为乙酸的方程式为：2CH3CHO＋O2――→
催化剂
△
2CH3COOH
④燃烧反应方程式为：2CH3CHO＋5O2
点燃
Ŕ 4CO2＋4H2O
⑤其他氧化：醛基遇高锰酸钾或溴水会变为羧基，但甲醛遇高锰酸钾或溴水会生
成CO2。
(2)加成反应
乙醛蒸气和H2 的混合气体通过热的镍催化剂，发生加成反应的化学方程式为：
4.醛类检验方法
与新制Ag(NH3)2OH 溶液反应
与新制Cu(OH)2 悬浊液反
应
反应原理
RCHO＋2Ag(NH3)2OHŔRCOONH4＋
3NH3＋2Ag↓＋H2O
RCHO＋2Cu(OH)2＋
NaOHŔRCOONa＋Cu2O↓
＋3H2O
反应现象
产生光亮的银镜
产生红色沉淀
量的关系
RCHO～2Ag
HCHO～4Ag
RCHO～2Cu(OH)2～Cu2O
HCHO～4Cu(OH)22Cu2O
注意事项
(1)试管内壁必须洁净；
(2)银氨溶液随用随配，不可久置；
(3)水浴加热，不可用酒精灯直接加热；
(1)新制Cu(OH)2 悬浊液要
随用随配，不可久置；
(2)配制新制Cu(OH)2 悬浊
59
(4)乙醛用量不宜太多，一般加3 滴；
(5)银镜可用稀HNO3 浸泡洗涤除去
液时，所用NaOH 必须过
量；
(3)反应液直接加热煮沸
5.醛的应用
(1)醛是重要的化工原料，广泛应用于合成纤维、医药、染料等行业；
(2)35%～40%的甲醛水溶液俗称福尔马林；具有杀菌（用于种子杀菌）和防腐性
能（用于浸制生物标本）；
(3)劣质的装饰材料中挥发出的甲醛是室内主要污染物。
二、酮类：
1.组成和结构
2.丙酮
丙酮是最简单的酮类化合物，其结构简式为
，丙酮能与水、乙醇等
混溶，它可与H2 发生加成反应生产生产醇，不能被银氨溶液，新制的Cu(OH)2
等弱氧化剂氧化。
3.醛和酮的区别与联系
类别
醛
酮
区
别
官能团
官能团位置
碳链末端
碳链中间
简写形式
联
系
通式
饱和一元醛：CnH2nO
饱和一元酮：CnH2nO
同分异构现象
相同碳原子数的饱和一元醛和饱和一元酮互为同分
异构体
60
知识清单：
羧酸和酯
一、羧酸：
1.概念
羧酸是由烃基与羧基相连构成的有机化合物。通式为R—COOH，官能团名称为
羧基。
2.分类
按烃基不同分脂肪酸：如乙酸、硬脂酸（C17H35COOH）、油酸（C17H33COOH）
芳香酸：如苯甲酸（C6H5COOH）
按羧基数目分
一元羧酸：如甲酸（HCOOH）、乙酸、硬脂酸
二元羧酸：如乙二酸（HOOC—COOH）
多元羧酸
二、甲酸：
1.结构特点
结构简式
，官能团：—CHO 和—COOH。
2.化学性质
(1)具有羧酸的通性：酸性、能发生酯化反应。
(2)具有醛类的某些性质：能发生银镜反应，能与新制Cu(OH)2 悬浊液反应。
三、乙酸：
1.组成和结构
2.物理性质
3.化学性质
(1)酸的通性：
乙酸是一种弱酸，其酸性比碳酸强，能使紫色石蕊试液变红，在水溶液里的电离
方程式为：CH3COOH
CH3COO
－＋H
＋。
61
(2)酯化反应（取代反应）：
①反应规律：羧酸脱去羟基，醇脱去羟基氢原子。
②反应实例（乙酸与乙醇反应）：
③其他酯化反应：
a.制备硝酸乙酯：
b.形成链酯：
c.形成环酯：
d.形成高聚酯（缩聚）：
4.乙酸乙酯的制备：
(1)原理：
(2)反应特点：
62
(3)装置（液-液加热反应）及操作：
①试管向上倾斜45°，试管内加入少量碎瓷片，长导管起冷凝回流和导气的作用；
②试剂的加入顺序为乙醇、浓硫酸、乙酸，不能先加浓硫酸；
③要用酒精灯小火均匀加热，以防止液体剧烈沸腾及乙酸和乙醇大量挥发。
(4)饱和Na2CO3 溶液的作用及现象：
①作用：降低乙酸乙酯的溶解度、消耗乙酸、溶解乙醇。
②现象：在饱和Na2CO3 溶液上方有果香味的油状液体出现。
(5)提高乙酸乙酯产率的措施
①用浓硫酸吸水；
②加热将酯蒸出；
③适当增加乙醇的用量。
三、酯：
1.组成结构
(1)酯是羧酸分子羧基中的—OH 被—OR′取代后的产物，酯的一般通式为
RCOOR′，官能团是
。
(2)饱和一元羧酸与饱和一元醇所形成的酯的组成通式为CnH2nO2(n≥2，整数)。
2.酯的性质
(1)物理性质：
①密度：比水小。
②气味、状态：低级酯是具有芳香气味的液体。
③溶解性：难溶于水，易溶于乙醇、乙醚等有机溶剂。
(2)化学性质——水解反应
①反应原理：
―→
＋
。
酯在酸性条件下水解生成羧酸和醇，在碱性条件下水解生成羧酸盐和醇。
②CH3COOC2H5 在稀H2SO4 和NaOH 溶液催化作用下发生水解反应的化学方程
式分别为：
a.CH3COOC2H5＋H2O
CH3COOH＋C2H5OH；
b.CH3COOC2H5＋NaOH――→
△
CH3COONa＋C2H5OH。
63
64
知识清单：
糖类、油脂、蛋白质
一、油脂：
1.组成
(1)油脂是高级脂肪酸与甘油形成的酯，属于酯类化合物；
(2)组成元素：C、H、O。
2.结构通式
3.分类
油脂
按状态分
油：常温下呈液态
脂肪：常温下呈固态
按高级脂肪酸的种类分简单甘油酯：R、R′、R″相同
混合甘油酯：R、R′、R″不同
4.性质
(1)物理性质
①密度：比水小。
②溶解性：水中难溶，汽油、乙醚、氯仿等有机溶剂中易溶。
③熔、沸点：天然油脂都是混合物，所以没有恒定的熔、沸点。
(2)化学性质
①油脂的水解
如硬脂酸甘油酯的水解反应如下：
a.酸性条件下：
b.碱性条件下——皂化反应：
②油脂的氢化（油脂的硬化）
65
油酸甘油酯（或液态油）氢化的化学方程式：
。
③油脂的氧化
油脂在空气中久置会被氧化，会出现哈喇味。
二、糖类：
1.组成与分类
(1)糖类的组成元素：C、H、O。
(2)分类：
类别
单糖
双糖
多糖
特点
不能再水解成更简
单的糖
一分子双糖能水解成
两分子单糖
一分子多糖能水解成
多分子单糖
示例
葡萄糖、果糖
麦芽糖、蔗糖
淀粉、纤维素
分子式
C6H12O6
C12H22O11
(C6H10O5)n
相互
关系
同分异构体
同分异构体
2.单糖——葡萄糖与果糖
(1)组成和分子结构：
分子式
结构简式
官能团
二者关系
葡萄糖
C6H12O6
CH2OH(CHOH)4CHO
—OH、—CHO
互为同分异
构体
果糖
C6H12O6
CH2OH(CHOH)3COC
H2OH
、—OH
(2)葡萄糖的化学性质：
①加成反应
CH2OH(CHOH)4CHO＋H2――→
Ni
△
CH2OH(CHOH)4CH2OH
②氧化反应
a.银镜反应：CH2OH(CHOH)4CHO＋
2Ag(NH3)2OH
CH2OH(CHOH)4COONH4＋2Ag↓＋3NH3＋H2O
b.与新制Cu(OH)2 悬浊液的反应：
CH2OH(CHOH)4CHO＋2Cu(OH)2＋NaOH
CH2OH(CHOH)4COONa＋
Cu2O↓＋3H2O
c.生理氧化反应：
C6H12O6(s)＋6O2(g)―→6CO2(g)＋6H2O(l) ΔH＝－2 804 kJ·mol
－1
66
d.使溴水和酸性高锰酸钾溶液褪色。
③发酵生成酒精
C6H12O6
酒化酶
Ŕ 2C2H5OH＋2CO2↑
注意：该反应不可描述为葡萄糖可在酒化酶的作用下水解为乙醇。
3.二糖——蔗糖和麦芽糖
类别
蔗糖
麦芽糖
分子式
C12H22O11
C12H22O11
物理性质
白色晶体，易溶于水，有甜味
白色晶体，易溶于水，有甜味
结构特点
无醛基
有醛基
化学性质
非还原性糖，水解生成一分子葡
萄糖和一分子果糖
还原性糖，水解生成两分子葡萄
糖
来源
甘蔗、甜菜
发芽的谷粒和麦芽
联系
从结构和组成上看，蔗糖和麦芽糖互为同分异构体
4.多糖——淀粉与纤维素
名称
淀粉
纤维素
存在
存在于植物种子、块茎、根、
谷类等中
存在于棉花、木材等中
通式
(C6H10O5)n
(C6H10O5)n
n 值大小
大
更大
结构特点
无—CHO
无—CHO、有—OH
物理性质
无嗅、无味粉末状物质，不
溶于冷水，一部分可溶于热
水，无甜味
白色、无嗅、无味的具有纤
维网状结构的物质，不溶于
水、无甜味
水解最终产物
葡萄糖
葡萄糖
性质差别
溶液遇碘变蓝色
可发生酯化反应
是否为纯净物
否
否
是否互为同分
异构体
否
(1)淀粉水解程度的检验
①实验原理：
a.淀粉遇碘显蓝色，但不发生银镜反应；
b.葡萄糖：遇碘不显蓝色，但可发生银镜反应。
67
②实验步骤：
③实验现象及结论：
现象A
现象B
结论
①
未出现银镜
溶液变蓝色
淀粉尚未水解
②
出现银镜
溶液变蓝色
淀粉部分水解
③
出现银镜
溶液不变蓝色
淀粉完全水解
注意：淀粉水解完全的检验和产物检验应分开进行，否则会造成试剂间的相互影
响。
三、氨基酸和蛋白质：
1.氨基酸的结构与性质
(1)组成与结构
①组成：氨基酸是由C、H、O、N、S 等元素组成的双官能团有机物。
②结构：组成蛋白质的氨基酸几乎都是α-氨基酸，结构简式可表示为
，其官能团为羧基和氨基。
(2)化学性质
①两性（以
为例）
a.与盐酸反应的化学方程式：
。
b.与NaOH 溶液反应的化学方程式：
。
②成肽反应：两个氨基酸分子，在酸或碱存在的条件下加热，通过一分子的氨基
与另一分子的羧基间脱去一分子水，缩合形成含肽键的化合物的反应叫做成肽反
应。例如：
68
2.蛋白质的结构与性质
(1)组成与结构
a.蛋白质含有C、H、O、N、S 等元素；
b.蛋白质是由氨基酸通过缩聚反应产生，蛋白质属于天然有机高分子化合物。
(2)性质
①水解：在酸、碱或酶的作用下最终水解生成氨基酸；
②两性：蛋白质分子中含有未缩合的—NH2 和—COOH，因此具有两性；
③盐析：向蛋白质溶液中加入某些浓的无机盐[如Na2SO4、NaCl、(NH4)2SO4 等]
溶液后，蛋白质的溶解度降低而从溶液中析出，该过程为可逆过程，可用于分离
提纯蛋白质。
④变性：加热、紫外线照射、X 射线照射、强酸、强碱、重金属盐、一些有机物
（甲醛、酒精、苯甲酸等）会使蛋白质变性，属于不可逆过程。
(3)检验
①颜色反应：具有苯环的蛋白质遇浓HNO3 显黄色。
②灼烧：灼烧蛋白质有烧焦羽毛的气味。
(4)酶
①定义：酶是一类由细胞产生的、对生物体内的化学反应具有催化作用的有机物，
其中绝大多数是蛋白质。
②催化特点：
a.条件温和，不需加热；
b.具有高度的专一性；
c.具有高效催化作用。
69
知识清单：
有机高分子化合物
一、有机高分子化合物：
1.定义：有机高分子化合物是指相对分子质量很大，一般在1000 以上的有机化
合物。
2.有机高分子化合物与低分子有机物的区别
有机高分子化合物
低分子有机物
相对分子质量
一般高达104～106（只有平均值）
1000 以下
（有明确数值）
分子的基本结构
由若干个重复结构单元组成
单一分子结构
性质
在物理、化学性质上有较大差别
联系
有机高分子化合物是以低分子有机物为原料经聚合反应
得到的
3.高分子化合物的结构
二、加聚反应：
1.概念：由含有不饱和键的化合物分子以加成聚合的形式结合成高分子化合物的
反应。
2.常见的加聚反应
(1)乙烯的加聚：
(2)丙烯的加聚：
70
(3)1，3—丁二烯的加聚：
(4)乙烯和丙烯的加聚：
3.加聚反应的特点
4.由加聚产物推断单体
(1)方法
(2)实例
加聚物
方法
单体
变为双键
↓
CH2—CH2
CH2===CH2
71
CH2===CH—CH3
和CH2===CH2
三、缩聚反应：
1.概念：有机小分子单体间反应生成高分子化合物，同时产生小分子化合物的反
应，又称缩聚反应。
2.类型
(1)羟基酸缩聚
如HOCH2COOH 的缩聚：
(2)醇与酸缩聚
如乙二酸与乙二醇的缩聚：
3.反应特点
(1)缩聚反应的单体至少含有两个官能团；
(2)反应除了生成聚合物外还生成小分子，如H2O、HX 等；
(3)仅含两个官能团的单体缩聚后生成的缩合聚合物呈线型结构，含三个或三个
以上官能团的单体缩聚后的缩合聚合物呈体型（网状）结构。
4.缩合聚合物（简称缩聚物）结构式的书写
(1)要在方括号外侧写出链节余下的端基原子或原子团。如：
(2)除单体物质的量与缩聚物结构式的下角标要一致外，还应注意，一般由一种
单体进行的缩聚反应，生成小分子物质的量为（n－1）mol；由两种单体进行的
缩聚反应，生成小分子物质的量应为（2n－1）mol。
5.缩聚产物单体的判断
(1)产物中含有酚羟基结构，单体一般为酚和醛。如
的单体是
和
HCHO。
72
(2)链节中含有以下结构：
、
、
，其单体必为一种，去掉中括号和n 即为单体。
(3)链节中含有
部分，将
断开，去掉中括号和n，左边加羟基，
右边加氢，单体为羧酸和醇，如
的单体为HOOC—COOH 和
HOCH2CH2OH。
④链节中含有
部分，将
中C—N 断开，去掉中括号和n，
左边加羟基，右边加氢，单体为氨基酸，如
的单体为
H2NCH2COOH 和
73
知识清单：
高分子材料
一、高分子材料：
1.分类
(1)
(2)
(3)
2.结构和性质
线型高分子
体型（网状）高分子
结构
分子中的原子以共价键相互联
结，构成一条很长的卷曲状态
的“链”
分子链与分子链之间还有许多
共价键交联起来，形成三维空
间的网状结构
溶解性
能缓慢溶解于适当溶剂
很难溶解，但往往有一定程度
的胀大
性能
具有热塑性，无固定熔点
具有热固性，受热不熔化
特性
强度大、可拉丝、吹薄膜、绝
缘性好
强度大、绝缘性好，有可塑性
常见物质
聚乙烯、聚氯乙烯、天然橡胶
酚醛树脂、硫化橡胶
74
二、塑料：
1.成分
塑料的主要成分是合成高分子化合物即合成树脂。
2.分类
3.几种常见的塑料
名称
结构简式
单体
性能
用途
聚乙烯
CH2==CH2
机械强度好、
电绝缘性好、
耐化学腐蚀、
质轻、无毒、
耐油性差、易
老化
饮料纸盒
涂层、导线
绝缘层、薄
膜、包装桶
等
聚氯
乙烯
CH2==CHCl
机械强度好、
电绝缘性好、
耐化学腐蚀、
耐水、有毒
排水管、凉
鞋、雨衣、
化工厂容
器贮槽
酚醛
塑料
和HCHO
绝缘性好、耐
热、抗酸
可作电工
器材、汽车
部件、涂
料、日常用
品等
有机
玻璃
透光性好、质
轻、耐水、耐
酸、耐碱、抗
霉、易加工、
耐磨性较差
可制飞机、
汽车用玻
璃、光学仪
器、医疗器
械等
75
4.聚乙烯
高压聚乙烯
低压聚乙烯
合成条件
150 MPa～300 MPa，
170 ℃～200 ℃，引发剂
低压，催化剂
高分子链
较短
较长
相对分子质量
较低
较高
密度
较低
较高
三、合成纤维：
1.分类
2.合成纤维的“六大纶”是指涤纶、锦纶、腈纶、丙纶、维纶、氯纶，其中被称作
“人造棉花”的是维纶。
3.生成涤纶的化学方程式
四、合成橡胶：
1.橡胶分类
2.合成橡胶
(1)原料：以石油、天然气中的二烯烃和烯烃为原料。
(2)性能：具有高弹性、绝缘性、气密性、耐高温或耐低温等性能。
76
(3)几种常见的合成橡胶
名称
单体
结构简式
顺丁橡胶
CH2===CH—CH===CH2
丁苯橡胶
（SBR）
CH2===CH—CH===CH2
氯丁橡胶
（CBR）
4.天然橡胶：
(1)结构简式：
，其单体是
；
(2)天然橡胶为线型高分子化合物，分子中含有碳碳双键，易发生氧化反应。
五、功能高分子材料：
1.含义：功能高分子材料是指既有传统高分子材料的机械性能，又有某些特殊功
能的高分子材料。
2.分类
3.特点和应用
特殊功能材料是在合成高分子的主链或支链上引入某种功能原子团，使其显示出
在光、电、磁、声、热、化学、生物、医学等方面的特殊功能。
77
4.高吸水性树脂
合成
①对淀粉、纤维素等天然吸水材料进行
改性，在它们的高分子链上再接上含
强亲水性原子团的支链，以提高它们的
吸水能力；
②以带有强亲水性原子团的化合物为单
体，均聚或两种单体共聚得到亲水性聚
合物
性能：可吸收几百至几千倍于自身质量的水，
同时保水能力强，还能耐一定的挤压
应用：干旱地区用于农业、林业、植树造林时
抗旱保水，改良土壤，改造沙漠
六、复合材料
1.概念：复合材料是指几种不同材料组合在一起制成的一种新型材料，其中一种
材料作为增强体材料，其他材料作为基体。
2.性能：复合材料一般具有强度高、质量轻、耐高温、耐腐蚀等特点，在综合性
能上超过单一材料。
3.应用：复合材料主要用来做建筑材料和汽车、轮船、人造卫星、宇宙飞船的外
壳和构件。
78
第十章物质结构与性质
知识体系：
章节概述：
本章共分为三节内容，第一节“原子结构与性质”与必修二中元素周期表涉及的
内容有一定联系，在此基础上增加了对电子排布式、未成对电子、原子轨道的能
量和形状的考查，在元素周期律中增加对电离能、电负性的比较。第二节“分子
结构与性质”，这一节内容围绕某物质判断共价键的类型和数目、中心原子的杂
化方式、微粒的立体构型等展开，试题难度中等。第三节“晶体结构与性质”，
主要考查晶体构成微粒的直径、核间距、晶体密度、晶胞参数等计算，配位数、
化学式的判断，利用原子分数坐标判断晶体中原子的相对位置。学生应掌握教材
中典型的分子晶体、离子晶体、金属晶体、共价晶体的结构特点，熟练掌握均摊
法和数学思维解决问题。
79
知识清单：
原子结构与性质
一、原子核外电子排布原理：
1.能层、能级与原子轨道之间的关系
2.原子轨道的能量关系
(1)轨道形状：
①s 电子的原子轨道呈球形。
②p 电子的原子轨道呈哑铃形。
(2)能量关系：
①相同能层上原子轨道能量的高低：ns<np<nd<nf；
②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s……
③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如npx、npy、npz
轨道的能量相等。
3.基态原子核外电子排布的三个原理
(1)能量最低原理：电子优先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，
使整个原子的能量处于最低状态。即原子的核外电子排布遵循构造原理能使整个
原子的能量处于最低状态。
80
如图为构造原理示意图：
(2)泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳2 个电子，并且它们的自旋状
态相反。
(3)洪特规则
①定义：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独
占据一个轨道，而且自旋状态相同。
②特例：当能量相同的原子轨道在全满（p6、d10、f14）、半满（p3、d5、f7）和
全空（p0、d0、f0）状态时，体系的能量最低，如：24Cr 的电子排布式为
1s22s22p63s23p63d54s1。
4.原子（离子）核外电子排布式（图）的书写
(1)核外电子排布式：按电子排入各能层中各能级的先后顺序，用数字在能级符
号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。
如Cu：1s22s22p63s23p63d104s1，其简化电子排布式为[Ar]3d104s1。
(2)价电子排布式：
如Fe 原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。
价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。
(3)电子排布图：方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排
入各能层中的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。
如：
核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数
和未成对的单电子数。
5.基态原子、激发态原子和原子光谱
(1)基态原子：处于最低能量的原子；
(2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成
激发态原子；
(3)原子光谱：
①当电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，释放一定频
率的光子，这是产生原子发射光谱的原因；
81
②不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元
素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
二、原子结构与元素性质：
1.原子结构与元素周期表的关系
周
期
电
子
层
数
每周期第一种元素
每周期最后一种元素
原子
序数
基态原子的
电子排布式
原子
序数
基态原子的
电子排布式
二
2
3
[He]2s1
10
1s22s22p6
三
3
11
[Ne]3s1
18
1s22s22p63s23p6
四
4
19
[Ar]4s1
36
1s22s22p63s23p63d104s24p6
五
5
37
[Kr]5s1
54
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65
d106s26p6
2.每族元素的价电子排布特点
(1)主族
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
排布特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
主族
ⅤA
ⅥA
ⅦA
排布特点
ns2np3
ns2np4
ns2np5
(2)0 族：He：1s2；其他：ns2np6。
(3)过渡元素（副族和第Ⅷ族，Pd、镧系、锕系除外）：（n－1）d1～10ns1～2。
3.元素周期表的分区与价电子排布的关系
(1)周期表的分区：
82
(2)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
分区
元素分布
外围电子排布
元素性质特点
s 区
ⅠA、ⅡA 族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素；通
常是最外层电子参与反应
p 区
ⅢA 族～ⅦA 族、
0 族
ns2np1～6（He 除外）
通常是最外层电子参与反应
d 区
ⅢB 族～ⅦB 族、
Ⅷ族（除镧系、
锕系外）
（n－1）d1～9ns1～2
（Pd 除外）
d 轨道可以不同程度地参与化
学键的形成
ds 区
ⅠB 族、ⅡB 族
（n－1）d10ns1～2
金属元素
f 区
镧系、锕系
（n－2）f0～14（n
－1）d0～2ns2
镧系元素化学性质相近，锕系
元素化学性质相近
4.元素周期律
(1)原子半径：
①影响因素：
能层数：能层数越多，原子半径越大
核电荷数：能层数相同，核电荷数越大，原子半径越小
②变化规律：元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同
主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
(2)电离能
①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要
的最低能量，符号：I1，单位：kJ·mol
－1。
②规律
a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总
体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。
b.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I1<I2<I3……
(3)电负性
①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。
②标准：以最活泼的非金属元素氟的电负性为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）。
③变化规律：
a.金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非
金属三角区边界的“类金属”（如锗、锑等）的电负性则在1.8 左右。
b.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。
83
(4)对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。例如：
84
知识清单：
分子结构与性质
一、共价键：
1.共价键的本质和特征
共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。
2.共价键的分类
分类依据
类型
形成共价键的原子轨道重叠方
式
σ键
原子轨道“头碰头”重叠
π键
原子轨道“肩并肩”重叠
形成共价键的电子对是否偏移
极性键
共用电子对发生偏移
非极
性键
共用电子对不发生偏移
原子间共用电子对的数目
单键
原子间有一对共用电子对
双键
原子间有两对共用电子对
三键
原子间有三对共用电子对
3.共价键类型的判断
(1)σ键与π键：
①依据强度判断：σ键的强度较大，较稳定；π键活泼，比较容易断裂。
②共价单键都是σ键，共价双键中含有一个σ键、一个π键，共价三键中含有一个
σ键、两个π键。
(2)极性键与非极性键
看形成共价键的两原子，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.键参数
(1)键参数对分子性质的影响
(2)键参数与分子稳定性的关系：键长越短，键能越大，分子越稳定。
5.配位键及配合物
(1)配位键：
由一个原子提供孤电子对与另一个接受孤电子对的原子形成的共价键。
(2)配位键的表示方法：
如A→B：A 表示提供孤电子对的原子，B 表示接受共用电子对的原子。
(3)配位化合物
85
①组成
②形成条件
配位体有孤电子对
中性分子：如H2O、NH3 和CO 等
离子：如F
－、Cl
－、CN
－等
中心离子有空轨道：如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag
＋等
二、分子的立体构型：
1.用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型
先确定中心原子上的价层电子对数，得到含有孤电子对的VSEPR 模型，再根据
存在孤电子对的情况最后确定分子的立体构型。
(1)理论要点：
①价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。
②孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。
(2)判断分子中的中心原子上的价层电子对数的方法
其中：a 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），
b 是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，x 是与中心原子结合的原子数。
(3)价层电子对互斥理论与分子构型：
价层电
子对数
σ键电
子对数
中心原子上
的孤电子对
数
VSEPR 模
型名称
分子立体构
型
实例
2
2
0
直线形
直线形
CO2
3
3
0
平面
三角形
平面三角形
BF3
2
1
V 形
SO2
4
4
0
四面体形
正四面体形
CH4
3
1
三角锥形
NH3
2
2
V 形
H2O
2.杂化轨道理论
(1)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，组合后形成的一组新的原子轨道，叫杂化原子轨道，
简称杂化轨道。
86
(2)杂化轨道的类型与分子立体构型的关系：
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道间夹角
分子立体构型
实例
sp
2
180°
直线形
BeCl2
sp2
3
120°
平面三角形
BF3
sp3
4
109°28′
四面体形
CH4
(3)由杂化轨道数判断中心原子的杂化类型：
杂化轨道用来形成σ键和容纳孤电子对，公式：
杂化轨道数＝中心原子的孤电子对数＋中心原子的σ键个数。
代表物
杂化轨道数
中心原子杂化轨道类型
CO2
0＋2＝2
sp
CH2O
0＋3＝3
sp2
CH4
0＋4＝4
sp3
SO2
1＋2＝3
sp2
NH3
1＋3＝4
sp3
H2O
2＋2＝4
sp3
(4)中心原子杂化类型和分子构型的相互判断：
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
AB2
0
sp
直线形
BeCl2
1
sp2
V 形
SO2
2
sp3
V 形
H2O
AB3
0
sp2
平面三角形
BF3
1
sp3
三角锥形
NH3
AB4
0
sp3
正四面体形
CH4
3.等电子原理
原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质
相似，如CO 和N2。
87
三、分子间作用力与分子的性质：
1.分子间作用力
(1)概念：物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。
(2)分类：分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。
(3)强弱：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。一般来说，组成和结构相似的物质，
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。
(5)氢键
①形成：已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的
质子)与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键。
②表示方法：A—H…B
说明：
a.A、B 为电负性很强的原子，一般为N、O、F 三种元素的原子；
b.A、B 可以相同，也可以不同。
③特征：具有一定的方向性和饱和性。
④分类：氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。
⑤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，对电离和溶
解度等产生影响。
2.分子的性质
(1)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
的分子
正电中心和负电中心不重合的
分子
存在的共价键
非极性键或极性键
非极性键或极性键
分子内原子排列
对称
不对称
(2)分子的溶解性
①“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶
于极性溶剂。若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大；
②随着溶质分子中憎水基个数的增大，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
①手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样
互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。
②手性分子：具有手性异构体的分子。
③手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子的碳原子。含有手性
碳原子的分子是手性分子，
88
如
。
(4)无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn，如果成酸元素R 相同，则n 值越大，R 的
正电性越高，使R—O—H 中O 的电子向R 偏移，在水分子的作用下越易电离出
H
＋，酸性越强，如酸性：HClO<HClO2<HClO3<HClO4。
89
知识清单：
晶体结构与性质
一、晶体：
1.晶体与非晶体
晶体
非晶体
结构特征
结构微粒周期性有序排列
结构微粒无序排列
性质
特征
自范性
有
无
熔点
固定
不固定
异同表现
各向异性
各向同性
二者
区别
方法
间接方法
看是否有固定的熔点
科学方法
对固体进行X-射线衍射实验
2.得到晶体的途径
(1)熔融态物质凝固；
(2)气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）；
(3)溶质从溶液中析出。
3.晶胞
(1)概念：描述晶体结构的基本单元。
(2)晶体中晶胞的排列——无隙并置
①无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙；
②并置：所有晶胞都是平行排列、取向相同。
4.晶格能
(1)定义：气态离子形成1mol 离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：kJ·mol
－1。
(2)影响因素
①离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。
②离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。
90
二、四种晶体类型的比较：
类型
比较
分子晶体
原子晶体
金属晶体
离子晶体
构成
粒子
分子
原子
金属阳离子、自
由电子
阴、阳离子
粒子间
的相互
作用
范德华力（某些
含氢键）
共价键
金属键
离子键
硬度
较小
很大
有的很大，有的
很小
较大
熔、沸
点
较低
很高
有的很高，有的
很低
较高
溶解性
相似相溶
难溶于任何溶
剂
难溶于常见溶剂
大多易溶于水
等极性溶剂
导电、
导热性
一般不导电，溶
于水后有的能
导电
一般不具有导
电性
电和热的良导体
晶体不导电，
水溶液或熔融
态导电
物质类
别及举
例
大多数非金属
单质、气态氢化
物、酸、非金属
氧化物（SiO2
除外）、绝大多
数酸、绝大多数
有机物（有机盐
除外）
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）
金属单质与合金
（如Na、Al、Fe、
青铜）
金属氧化物
（如K2O、
Na2O）、强碱
（如KOH、
NaOH）、绝大
部分盐（如
NaCl）
91
三、晶体熔、沸点的比较：
1.不同类型晶体熔、沸点的比较
(1)不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体。
(2)金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸
点很低。
2.同种晶体类型熔、沸点的比较
(1)原子晶体：
原子半径越小→键长越短→键能越大→熔、沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅>
硅。
(2)离子晶体：
①一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越
强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。
②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，
熔点越高，硬度越大。
(3)分子晶体：
①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常
地高，如H2O>H2Te>H2Se>H2S；
②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如
SnH4>GeH4>SiH4>CH4；
③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸
点越高，如CO>N2、CH3OH>CH3CH3；
④同分异构体支链越多，熔、沸点越低。
如CH3—CH2—CH2—CH2—CH3>
(4)金属晶体
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如
熔、沸点：Na<Mg<Al。
92
四、典型晶体模型与晶胞计算：
1．典型晶体模型
晶体
晶体结构
晶体详解
原
子
晶
体
金刚石
(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109°28′
(3)最小碳环由6 个C 原子组成且六原子
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1∶2
SiO2
(1)每个Si 与4 个O 以共价键结合，形成
正四面体结构
(2)每个正四面体占有1 个Si，4 个“1
2O”，
n(Si)∶n(O)＝1∶2
(3)最小环上有12 个原子，即6 个O，6
个Si
分
子
晶
体
干冰
(1)8 个CO2分子构成立方体且在6 个面心
又各占据1 个CO2 分子
(2)每个CO2 分子周围等距且紧邻的CO2
分子有12 个
离
子
晶
体
NaCl型
(1)每个Na
＋(Cl
－)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12 个
(2)每个晶胞中含4 个Na
＋和4 个Cl
－
CsCl 型
(1)每个Cs
＋周围等距且紧邻的Cl
－有8
个，每个Cs
＋(Cl
－)周围等距且紧邻的Cs
＋
(Cl
－)有6 个
(2)如图为8 个晶胞，每个晶胞中含1 个
Cs
＋、1 个Cl
－
93
金
属
晶
体
简单立
方堆积
典型代表Po，配位数为6，空间利用率
52%
体心立
方堆积
典型代表Na、K、Fe，配位数为8，空间
利用率68%
面心立
方最密
堆积
典型代表Cu、Ag、Au，配位数为12，空
间利用率74%
六方最
密堆积
典型代表Mg、Zn、Ti，配位数为12，空
间利用率74%
2.晶胞中微粒的计算方法——均摊法
(1)原则：晶胞任意位置上的一个原子如果是被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1
n。
(2)方法
①长方体（包括立方体）晶胞中不同位置的粒子数的计算
图示：
②非长方体晶胞中粒子视具体情况而定，如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，
其顶角（1 个碳原子）被三个六边形共有，每个六边形占1
3。
