1、高中化學基礎知識整理高中I、基本概念與基礎理論: 一、阿伏加德羅定律1 .內容：在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數。即“三同”定“一同” 。2 .推論：(1)同溫同壓下，Vi/V2=ni/n2同溫同壓下，M1/M2=pi/p2注意：阿伏加德羅定律也適用于不反應的混合氣體。使用氣態方程PV=nRT有助于理解上述推論。3、阿伏加德羅常這類題的解法：狀況條件：考查氣體時經常給非標準狀況如常溫常壓下，1.01 M05Pa、25c時等。物質狀態：考查氣體摩爾體積時，常用在標準狀況下非氣態的物質來迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。物質結構和晶體結構：考查一定物質的量的物質中含有

2、多少微粒(分子、原子、電子、質子、中子等)常涉及稀有氣體 He、Ne等為單原子組成和膠體粒子，Cl2、N?、。2、H2為雙原子分子等。晶體結構：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結構。二、離子共存1 .由于發生復分解反應，離子不能大量共存。(1)有氣體產生。如 CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易揮發的弱酸的酸根與 H+不能大量共存。 有沉淀生成。如 Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與 SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag +、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH-大量共存；Fe2+與S2-、Ca2+與PO43-、Ag+與

3、I-不能大量共存。(3)有弱電解質生成。如 OH-、CH3cOO-、PO43-、HPO42-、H2Po4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35cOO-、等與H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如 HCOJ、HPO42-、HS-、H2P。4、HSO3-不能與OH-大量共存；NH 4+與OH-不能大量共存。(4) 一些容易發生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。如Al。？-、S2-、CO32-、C6H5O-等必須在堿性條件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類離子不能同時存在在同一溶液中，即離子間能發生“雙水解”反應。如3AIO

4、2-+AI 3+6H2O=4Al(OH) 3 J等。2 .由于發生氧化還原反應，離子不能大量共存。(1)具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、和Fe3+不能大量共存。(2)在酸性或堿性的介質中由于發生氧化還原反應而不能大量共存。如MnO4-、C2O7-、NO3-、CIO-與S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下 則由于發生2S2-+SO32-+6H+=3S J +3H2O反應不能共在。H+與S2O32不能大量共存。3 .能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不

5、能大量共存(雙水解)。例：AI3叫DHCO3-、CO32-、HS-、S2-、AIO2-、CIO-等；Fe3+與 CO32-、HCO3-、AIO 2、CIO-等不能大量共存。4 .溶液中能發生絡合反應的離子不能大量共存。<0一如Fe2+、Fe3+與SCN-不能大量共存；Fe3+與不能大量共存。H+或5、審題時應注意題中給出的附加條件。酸性溶液(H+)、堿性溶液(OH-)、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的OH-=1 M0-1°moI/L 的溶液等。有色離子 MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。MnO 4,NO 3-等在酸性條件下具有強氧化性。

6、S2O32-在酸性條件下發生 氧化還原反應：S2O32-+2H+=S J+SO2T +&O注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。6、審題時還應特別注意以下幾點：(1)注意溶液的酸性對離子間發生氧化還原反應的影響。如：Fe2+與NO3-能共存，但在強酸性條件下(即Fe2+、NO3-、H+相遇)不能共存；MnO4-與CI-在強酸性條件下也不能共存；S2-與SO32-在鈉、鉀鹽時可共存，但在酸性條件下則不能共存。（2）酸式鹽的含氫弱酸根離子不能與強堿（OH-）、強酸（H+）共存。如 HCO3-+OH=CO32-+H2O （HCO 3-遇堿時進一步電離）；HCO3-+H+=CO2 T+

7、H2O 三、氧化性、還原性強弱的判斷失去電子觸化I 1強馴制+強還原劑T弱還原產物土雕化產物1翻電子被還原（1）根據元素的化合價物質中元素具有最高價，該元素只有氧化性；物質中元素具有 最低價，該元素只有還原性；物質中元素具有中間價，該元素既有 氧化性又有還原性。對于同一種元素，價態越高，其氧化性就越強;價態越低，其還原性就越強。（2）根據氧化還原反應方程式在同一氧化還原反應中，氧化性：氧化劑氧化產物還原性：還原劑 還原產物氧化劑的氧化性越強，則其對應的還原產物的還原性就越弱；還原劑的還原性越強，則其對應的氧化 產物的氧化性就越弱。（3）根據反應的難易程度注意：氧化還原性的強弱只與該原子得失電子

8、的難易程度有關，而與得失電子數目的多少無關。得 電子能力越強，其氧化性就越強；失電子能力越強，其還原性就越強。同一元素相鄰價態間不發生氧化還原反應。四、比較金屬性強弱的依據 金屬性：金屬氣態原子失去電子能力的性質；金屬活動性：水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質。注：金屬性與金屬活動性并非同一概念，兩者有時表現為不一致,1、同周期中，從左向右，隨著核電荷數的增加，金屬性減弱；同主族中，由上到下，隨著核電荷數的增加，金屬性增強；2、依據最高價氧化物的水化物堿性的強弱；堿性愈強，其元素的金屬性也愈強；3、依據金屬活動性順序表（極少數例外）；4、常溫下與酸反應的劇烈程度；5、常溫下與水反應的劇烈程度

9、；6、與鹽溶液之間的置換反應；7、高溫下與金屬氧化物間的置換反應。五、比較非金屬性強弱的依據1、同周期中，從左到右，隨核電荷數的增加，非金屬性增強；同主族中，由上到下，隨核電荷數的增加，非金屬性減弱；2、依據最高價氧化物的水化物酸性的強弱：酸性愈強，其元素的非金屬性也愈強；3、依據其氣態氫化物的穩定性：穩定性愈強，非金屬性愈強；4、與氫氣化合的條件；5、與鹽溶液之間的置換反應；A點燃6、其他，例：2Cu+S=Cu2s Cu+Cl2= CuCl2 所以，Cl的非金屬性強于 S。六、“10電子”、“18電子”的微粒小結L） “10電子”的微粒:（二）“18電子”的微粒分子離了一核18電子的ArK+

10、、Ca2+、Cl T S2-二核18電子的F2、HClHS-分子離于一核10電子的NeN3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+二核10電子的HFOH-、三核10電子的H2O-NH2四核10電子的NH3H3O+五核10電子的CH4+NH4三核18電子的H2s四核18電子的PH3、H2O2五核18電子的SiH4、CH3F六核18電子的N2H4、CH3OH注：其它諸如 C2H6、N2H5+、N2H62+等亦為18電子的微粒。七、微粒半徑的比較：1、判斷的依據電子層數：核電荷數最外層電子數相同條件下，電子層越多，半徑越大。相同條件下，核電荷數越多，半徑越小。相同條件下，最外層電子數越多，半徑越

11、大。2、具體規律：1、同周期元素的原子半徑隨核電荷數的增大而減小（稀有氣體除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數的增大而增大。如： Li<Na<K<Rb<Cs3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數的增大而增大。如：F-<C<Br-<4、電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數的增大而減小。如：F-> Na+>Mg+>Al3+5、同一元素不同價態的微粒半徑，價態越高離子半徑越小。如Fe>Fe2+>Fe3+八、物質溶沸點的比較（1）不同類晶體：一般情況下，原

12、子晶體>離子晶體 >分子晶體（2）同種類型晶體：構成晶體質點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。離子晶體：離子所帶的電荷數越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。分子晶體：對于同類分子晶體，式量越大，則熔沸點越高。原子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點越高。（3）常溫常壓下狀態熔點：固態物質 >液態物質HF、H2O、NH3等物質分子間存在氫鍵。沸點：液態物質 >氣態物質 九、分子間作用力及分子極性.定義：把分子聚集在一起的作用力,分子間作用力（范德瓦爾斯力）1:影響因素：大小與相對分子質量有關。【作用：對物質的熔點、沸點等有影響。:、定義：分子之間的一種比較強的相互作用。分

13、子間相互作用：、形成條件：第二周期的吸引電子能力強的N、O、F與H之間（NH3、”0）、對物質性質的影響：使物質熔沸點升高。、氫鍵的形成及表布方式：F-H 一F-H 一F-H 一代表氫鍵。.、氫鍵/、0/ oH H H H/ OH H:、說明：氫鍵是一種分子間靜電作用；它比化學鍵弱得多，但比分子間作用力稍強；是一種較強的分子間作用力。，定義：從整個分子看，分子里電荷分布是對稱的（正負電荷中心能重合）的分子。j非極性分子雙原子分子：只含非極性鍵的雙原子分子如：。2、H2、C12等。舉例：只含非極性鍵的多原子分子如：。3、P4等分子極性彳.多原子分子：含極性鍵的多原子分子若幾何結構對稱則為非極性分

14、子 如：CO2、CS2 （直線型）、CH4、CC14 （正四面體型）,極性分子： 定義：從整個分子看，分子里電荷分布是不對稱的（正負電荷中心不能重合）的。'、 節例 雙原子分子：含極性鍵的雙原子分子如：HCl、NO、CO等1多原子分子：含極性鍵的多原子分子若幾何結構不對稱則為極性分子; 如：NH3（三角錐型卜H20 （折線型或V型）、H2O2十、化學反應的能量變化定義：在化學反應過程中放出或吸收的熱量；符號： H;單位：一般采用 KJ mol-1測量：可用量熱計測量；研究對象：一定壓強下在敞開容器中發生的反應所放出或吸收的熱量。反應熱：表布方法：放熱反應4 H<0 ,用"

15、;-"表不；吸熱反應4 H>0 ,用"+"表不。燃燒熱：在101KPa下，1mol物質完全燃燒生成穩定氧化物時所放出的熱量。, 定義：在稀溶液中，酸跟堿發生反應生成ImolHzO時的反應熱。中和熱：強酸和強堿反應的中和熱：H+（aq）+OH-（aq尸H2O。）； H=-57.3KJ mol,弱酸弱堿電離要消耗能量，中和熱 | H|<57.3KJ mol-1. 原理：斷鍵吸熱，成鍵放熱。化學反應的能量變化反應熱的微觀解釋J反應熱 =生成物分子形成時釋放的總能量 -反應物分子斷裂時所吸收的總能量定義：表明所放出或吸收熱量的化學方程式。意義：既表明化學反應中

16、的物質變化，也表明了化學反應中的能量變化。熱化學w（、要注明反應的溫度和壓強，若反應是在298K, 1atm可不注明；方程式、要注明反應物和生成物的聚集狀態或晶型；、書寫方法、 H與方程式計量數有關，注意方程式與H對應， H以KJ mol-1單位，化學計量數可以是整數或分數。、在所寫化學反應方程式后寫下H的“+”或“-”數值和單位，方程式與 H之間用“；”分開。蓋斯定律：一定條件下，某化學反應無論是一步完成還是分幾步完成，反應的總熱效應相同。卜一< 影響化學反應速率的因素及其影響結果內因：反應物的性質外因濃度/v/ 壓強/v/（氣體）溫度/v/ 催化劑v/（正催化劑）其它（光,超聲波，激

17、光，放射線，電磁波，反應物顆粒大小 擴散速率，溶劑等） 十二、影響化學平衡的的條件 ：（1）濃度:在其它條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減小生成物的濃度，平衡向正反應方向移動；反之向逆反應方向移動；（2）壓強:在其它條件不變的情況下，增大壓強會使平衡向氣體體積縮小的方向移動；減小壓強平衡向氣體體積增大的方向移動；注意:對于氣體體積相同的反應來說，增減壓強平衡不移動；若平衡混合物都是固體.或泅俘，增減壓強平衡也不移動；壓強變化必須改變了濃度才有可能.使平衡移動.（3）溫度:在其它條件下，升高溫度平衡向吸熱方向移動；降低溫度平衡向放熱方向移動.（溫度改變時，平衡一 般都要移動）注意：催化劑同等

18、倍數加快或減慢正逆反應的速率，故加入催化劑不影響平衡，但可縮短達到平衡的時間.十三、勒沙特列原理（平衡移動原理）如果改變影響平衡的一個條件（濃度，溫度壓強等）平衡就向減弱,這種改變的方向移動.十四、充入稀有氣體對化學平衡的影響：（1）恒壓下通稀有氣體，平衡移動方向相當于直接減壓（也同于稀釋對溶液中反應的影響）；（2）恒容下通稀有氣體，平衡不移動.注意:只要與平衡混合物的物質不反應的氣體都可稱“稀有”氣體等效類型IIIIII條件怛溫、怛容怛溫、怛容怛溫、怛壓超始投料換算為方程式 同一邊物質，其“量”相同換算為方程式同一邊物質，其“量”符合同一比例換算為方程式 同一邊物質，其 “量”符合同一比例對

19、反應的要求任何可逆反應反應前、后氣體體積相等任何可逆反應平 衡 特 點質量分數w/%相同相同相同濃度c相同成比例相同（氣體）物質的量n相同成比例成比例質量m相同成比例成比例分子數 N相同成比例成比例等效情況完全等效不完全等效不完全等效n、元素及其化合物1、各種“水”匯集（一）純凈物：重水 D2。；超重水T2。；蒸儲水H2。；雙氧水H2O2；水銀Hg； 水晶SiO2。（二）混合物：氨水（分子：NH3、H2O、NH3 - H2O;離子：NH4+、OH7 H+）氯水（分子：CI2、H2。、HClO ;離子：H、Cl、ClO、0H ）蘇打水（Na2CO3的溶液）生理鹽水（0.9%的NaCl溶液）水玻璃

20、（Na2SiO3水溶液）鹵水（MgCl 2、NaCl及少量MgSO"水泥（2CaO - SiO2、3CaO - S。、3CaO - Al 2O3）王水（由濃HNO3和濃鹽酸以1 ： 3的體積比配制成的混合物）2、各種“氣”匯集（一）無機的：爆鳴氣（H2與。2）；水煤氣或煤氣（CO與H2）；碳酸氣（CO2）（二）有機的：天然氣（又叫沼氣、坑氣，主要成分為CH4）液化石油氣（以丙烷、丁烷為主）裂解氣（以CH2=CH2為主）焦爐氣（H2、CH4等）電石氣（CH至H,常含有 H2S、PH3等）3、具有漂白作用的物質氧化作用化合作用吸附作用Cl2、O3、Na2O2、濃 HNO3SO2活性炭化學

21、變化物理變化不可逆可逆其中能氧化指示劑而使指示劑褪色的主要有C12（HC1O）和濃HNO 3及Na2O24、能升華的物質12、干冰（固態CO、升華硫、紅磷，蔡。（慈和苯甲酸作一般了解）。5、Fe3+的顏色變化1、向FeCl3溶液中加幾滴 KSCN溶液呈 紅色；2、FeCl3溶液與NaOH溶液反應，生成 紅褐色沉淀;3、向FeCl3溶液溶液中通入H2s氣體，生成 淡黃色沉淀（FeS2）；4、向FeCl3溶液中加入幾滴5、向FeCl3溶液中加入過量Na2s溶液，生成淡黃色沉淀；當加入的Fe粉時，溶液變淺綠色；Na2s溶液過量時，又生成黑色沉淀;6、向FeCl3溶液中加入過量 Cu粉，溶液變藍綠色;

22、7、將FeCl3溶液滴入淀粉 KI溶液中，溶液變藍色； 8、向FeCl3溶液中滴入苯酚溶液，溶液變紫色 6、“置換反應”有哪些？1、較活潑金屬單質與不活潑金屬陽離子間置換如：Zn + Cu2+=Zn 2+CuCu+2Ag+=2Ag2、活潑非金屬手質與個活潑非金屬陰離子間置換Cl2+ 2Br 三=2Cl = Br2I2+S2-=2I 不 S2F2+2H 2O=4HF + O23、活潑金屬與弱氧化性酸中H+置換2A1 + 6H+=2Al 3- + 3H2 fZn + 2CH3COOH=Zn 2+ 2CH3COO" + H2 T4、金屬單質與其它化合物間置換點燃點燃2Mg + CO2 =

23、2MgO + C2Mg + SO2= 2 MgO + S2Na+ 2H2O=2Na + + 2OH三 H2 T2Na+ 2c6H50H（熔融）- 2C6H5ONa + H2 T2Na+2c2H5OH f2c2H5ONa + H2T局溫10A1 + 3V 2O5 = 5A12O3+ 6V2FeBr2 + 3C12=2FeC13+2BF一 A 一 一.Mg + 2H2O=Mg（OH） 2 + H2 T5、非金屬單質與其它化合物間置換局溫8A1 + 3Fe3O4 = 4 Al 2O3 + 9Fe2 FeI2+ 3B2=2FeB3+ 2以高溫3Fe +4H 2O（氣）=Fe3O4+4 H2TH2S +

24、 X2=S J+2H+ +2X點燃2H2S+ O2（不足）=2S+ 2H 2O-高溫_ ' 一 一CuO C C CuC CO CuO + H2 Cu + H 2O局溫SiOz+2C= Si +2CO T3C12 + 8NH 3=6NH 4C1 + N23C12 + 2NH3=6HC1 + N27、條件不同，生成物則不同點燃點燃、-1、2P+3C12= 2PC13（C12 不足）；2P+ 5C%= 2PC15（C12 充足）點燃點燃2、2H 2S+3O2= 2H2O+2SO2（O2 充足）；2H2S+O2= 2H2O+2S（O2不充足）緩慢氧化點燃3、4Na + O2 = 2Na2O2

25、Na + O2=Na2O2CO2適量，4、Ca（OH）2+ CO2 = CaCO3 H H2O ; Ca（OH）2 + 2CO2（過量）=Ca（HCO 3）2 J5、2c12+ 2 Ca（OH）2=Ca（C1O） 2+ CaC12+ 2H2O一 一 A 6Cl2+ 6 Ca（OH） 2=Ca（ClO 3）2 + 5CaCl2+6H2O點燃點燃6、C + O2= CO2（O2 充足）；2 C+O2= 2CO （O2不充足）7、8HNO3（稀）+ 3Cu=2NO T+2Cu（NO3）2+4士。4HNO 3（濃）+ Cu=2NO 2 懺 Cu（NO 3）2+ 2H2。10、A1C1 3+3NaOH=

26、A1（OH） 3 3NaC1 ;A1C1 3+4NaOH（過量）=NaA1O 2+2H2O11、NaA1O2+4HC1（過量尸NaC1 +2H2O + A1C1 3NaA1O 2+ HC1 + H2O=NaC1 + A1（OH） 3 J12、Fe+6HNO3（熱、濃）=Fe（NO 3）3+3NO2懺 3H2OFe+HNO3（冷、濃）一（鈍化） 一 ，、，Fe13、Fe+6HNO3（熱、濃）= Fe（NO3）3 + 3NO2T+ 3H2OFe過量-人Fe+4HNO3（熱、濃）= Fe（NO3）2 + 2NO2T+2H2O14、FeFe+4HNO3（稀）= Fe（NO3）3+NO T+2H2O15

27、、Fe過量人3Fe+8HNO3(稀)= 3Fe(NO3%+2NO T+ 4H2OC2H50H濃 H2S% CH2=CH2f+ H2O170濃 H2SO4C2H5OH + HO C2H5 »2大一0“七十”0140 c16、Cl Cl17、H2OC2H5CI + NaOH - C2H5OH + NaCl醇C2H5Cl+ NaOH fCH2=CH2 懺 NaCl + HzO18、6FeBr2 + 3Cl2 (不足)=4FeBf + 2FeCh2FeBr2 + 3Cl2 (過量)=2Br2+2FeCb8、滴加順序不同，現象不同1、AgNO3與 NH3 - MO：AgNO3向NH3- H2O

28、中滴加一一開始無白色沉淀，后產生白色沉淀NH3 - H2O向AgNO 3中滴加開始有白色沉淀，后白色沉淀消失2、Ca(OH) 2與H 3P。4(多元弱酸與強堿反應均有此情況 )：Ca(OH)2向H3Po4中滴加開始無白色沉淀，后產生白色沉淀H3PO4向Ca(OH)2中滴加開始有白色沉淀，后白色沉淀消失3、NaOH 與 A1C13：NaOH向A1C13中滴加開始有白色沉淀，后白色沉淀消失AlCl 3向NaOH中滴加開始無白色沉淀，后產生白色沉淀4、HCl 與 NaAlO 2 ：HCl向NaAlO 2中滴加開始有白色沉淀，后白色沉淀消失NaAlO 2向HCl中滴加開始無白色沉淀，后產生白色沉淀 5

29、、Na2CO3與鹽酸：Na2CO3向鹽酸中滴加開始有氣泡，后不產生氣泡鹽酸向Na2co3中滴加開始無氣泡，后產生氣泡9、常用反應Al3+ + 4OH- = A1O2- +2H2O3A1O 2- + Al 3+ + 6H 2。= 4 Al (OH) 32CO2 + 2Na2O2 = 2Na2CO3 + O2Am = 56g2H2O + 2Na2O2 = 4NaOH + O 2Am = 4gAlO 2- + CO 2 + 2H 2O = Al (OH) 3 J + HCO 3-2NaCl + MnO 2 + 3H 2SoE 2NaHSO 4 + MnSO 4 + Cl 22H 2O10、特殊反應2

30、F2 + 2H2O = 4HF + O 2Si +2NaOH + H 2O = Na 2SiO3 + 2H 2 T2Al + 2NaOH + 2H 2O = 2NaAlO 2 + 3H 2 T二、廠i(A： NaHCO 3、(NH4)2CO3、NH4HCO3、NaCl (aq)A C» DA H2O a J （白）+ T （無色）（A: CaC2、Al2s3、Mg 3N2）A O2O2一A" B " C （A: S、H2S、N2、Na、醇）A JNaOH（A：俊鹽、Al、Si、CH 3COONa ）A濃WSO4.個（A：氯化物）常溫C -HCl A Na0Hx B

31、（A： Al、（NH4）2CO3、NH4HCO3、NaHCO 3、NaHS、（NH 4）2$、NH4HS、 氨基酸）中學化學常見氣體單質：H2、。2、N2、Cl2、（F2）固體單質：S、Na、Mg、Al、Fe、Cu液體單質：Br2中學化學常見化合物：NaCl、NaOH、Na2CO3、NaHCO 3、FeC» FeCB、H2SO4、HCl、CaCO3、SO2、H2O、NO、NO2、HNO 3化學工業制備的物質反應原理設備分離液態空氣漂白粉和漂粉精玻璃Wj溫Na2co3 +SiO2=Na2 siO3 -+C02Wj溫CaCO 3 4SiO2CaSiO3 4C02玻璃熔爐合成氨合成塔氧化爐

32、、吸收塔沸騰爐、接觸室、 吸收塔煉鐵高爐氯堿工業電解2NaCl +2H2O=2NaOH -+Cl2 -+H2電解槽煉鋁電解槽精煉銅陽極陰極電鍍銅陽極陰極出、有機化學最簡式相同的有機物1. CH: C2H2 和 C6 H62. CH2：烯煌和環烷煌3. CH2O:甲醛、乙酸、甲酸甲酯4. CnH2nO：飽和一元醛（或飽和一元酮）與二倍于其碳原子數和飽和一元竣酸或酯；舉一例：乙醛（C2H4。）與丁酸及其異構體（C4H8。2同分異構體1-醇醍CnH2n+2Ox2-醛一酮一環氧烷（環醒）CnH2nO3-竣酸一酯一羥基醛CnH2n。24、氨基酸一硝基烷能發生取代反應的物質及反應條件1 .烷脛與鹵素單質：

33、鹵素蒸汽、光照；2 .苯及苯的同系物與鹵素單質：Fe作催化劑；濃硝酸：5060 c水浴；濃硫酸作催化劑濃硫酸：7080 c水浴；3 .鹵代燒水解：NaOH的水溶液；4 .醇與氫鹵酸的反應：新制的氫鹵酸；5 .酯類的水解：無機酸或堿催化；6 .酚與濃澳水或濃硝酸（乙醇與濃硫酸在 140c時的脫水反應，事實上也是取代反應。）能發生加成反應的物質1 .烯煌的加成：鹵素、 H2、鹵化氫、水2 .煥煌的加成：鹵素、 H2、鹵化氫、水3 .二烯煌的加成：鹵素、H2、鹵化氫、水4 .苯及苯的同系物的加成：H2、C125,苯乙烯的加成：H2、鹵化氫、水、鹵素單質6 .不飽和燒的衍生物的加成：（包括鹵代烯煌、鹵

34、代快燒、烯醇、烯醛、烯酸、烯酸酯、烯酸鹽等）8 .酮類物質的加成：H29 .油酸、油酸鹽、油酸某酯、能與氫氣加成的:7 .含醛基的化合物的加成：H2、HCN等油（不飽和高級脂肪酸甘油酯）的加成。C=C 、 C= C、 C=O能與NaOH反應的：一COOH、禮OO 樸 COH中的C=O雙鍵不發生加成）OH能發生加聚反應的物質烯燒、二烯燒、乙快、苯乙烯、烯煌和二烯煌的衍生物。能發生縮聚反應的物質1 .苯酚和甲醛：濃鹽酸作催化劑、水浴加熱2 .二元醇和二元竣酸等縮合聚合（簡稱縮聚）：單體之間通過脫去小分子（如H2O等）生成高分子的反應。例如：能發生銀鏡反應的物質凡是分子中有醛基（ CHO）的物質均能

35、發生銀鏡反應。1 .所有的醛（RCHO）;2 .甲酸、甲酸鹽、甲酸某酯；注：能和新制 Cu（OH）2反應的一一除以上物質外，還有酸性較強的酸（如甲酸、乙酸、丙酸、鹽酸、硫酸、 氫氟酸等），發生中和反應。能與濱水反應而使濱水褪色或變色的物質（一）有機1 .不飽和燒（烯煌、快燒、二烯燒、苯乙烯等）；2 .不飽和燒的衍生物（烯醇、烯醛、油酸、油酸鹽、油酸某酯、油等）3 .石油產品（裂化氣、裂解氣、裂化汽油等）；4 .苯酚及其同系物（因為能與濱水取代而生成三澳酚類沉淀）5 .含醛基的化合物6 .天然橡膠（聚異戊二烯）（二）無機1. 2價硫（H 2s及硫化物）；2. +4價硫（$。2、H2SO3及亞硫酸

36、鹽）；3. +2價鐵：6FeSO4 + 3B-= 2Fe2（SO4）3+ 2F、Br36FeCl2+ 3B2= 4FeCl3+ 2FeB3 1變色2Fel2+ 3Br2=2FeBr3+2）H2Q. _4. Zn、Mg 等單質 如 Mg + Br2=MgBr 2（此外，其中亦有 Mg與H+、Mg與HBrO的反應）5. - 1價的碘（氫碘酸及碘化物）變色6. NaOH 等強堿：Br2+2OH =Br不 BrCT H2O7. W2CO3等鹽：B“O=HBr+HBrO2HBr + Na2CO3=2NaBr + CO2 懺 H2OHBrO + Na2CO3=NaBrO +NaHCO38. AgNO3能萃

37、取澳而使濱水褪色的物質上層變無色的（P4）：鹵代煌（CC14、氯仿、澳苯等）、CS2；下層變無色的（pW）：直儲汽油、煤焦油、苯及苯的同系物、液態環烷燒、低級酯、液態飽和燒（如已烷等）等能使酸性高鎰酸鉀溶液褪色的物質（一）有機1 .不飽和燒（烯煌、快燒、二烯燒、苯乙烯等） ；2 .苯的同系物；3 .不飽和燒的衍生物（烯醇、烯醛、烯酸、鹵代燃、油酸、油酸鹽、油酸酯等）；4 .含醛基的有機物（醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸某酯等）；5 .酚類；6 .石油產品（裂解氣、裂化氣、裂化汽油等） ；7 .煤產品（煤焦油）；8 .天然橡膠（聚異戊二烯）。（二）無機1 .氫鹵酸及鹵化物（氫澳酸、氫碘酸、濃鹽酸、澳化物

38、、碘化物）；2 .亞鐵鹽及氫氧化亞鐵；3 . -2價硫的化合物（H2S、氫硫酸、硫化物）；4 . +4價硫的化合物（SO2、H2SO3及亞硫酸鹽）；5 .雙氧水（H2O2,其中氧為一1價）；注：苯的同系物被 KMnO4 （H + ）溶液氧化的規律：側鏈上與苯環直接相連的碳原子被氧化成竣基，其他碳原子則被氧化成CO2。倘若側鏈中與苯環直接相連的碳原子上沒有氫，則不能被氧化。CH2CH3C(CH3)3COOHC(CH 3)3CH3COOH如：KMnO 4 （H +I | > IIV、化學實驗：不宜長期暴露空氣中的物質1,由于空氣中CO2的作用：生石灰、NaOH、Ca（OH）2溶液、Ba（OH

39、）2溶液、NaAlO 2溶液、水玻璃、堿石灰、漂白粉、苯酚鈉溶液、Na2。、Na2O2；2,由于空氣中H2O的作用：濃H2SO4、P2O5、硅膠、CaCG 堿石灰等干燥劑、濃 H3PO4、無水硫酸銅、CaC2、面堿、NaOH固體、 生石灰；3,由于空氣中O2的氧化作用：鈉、鉀、白磷和紅磷、 NO、天然橡膠、苯酚、 2價硫（氫硫酸或硫化物水溶液）、+ 4價硫（SO2 水溶液或亞硫酸鹽）、亞鐵鹽溶液、Fe（OH）2。4 .由于揮發或自身分解作用：AgNO3、濃 HNO3、H2O2、液澳、濃氨水、濃 HCl、Cu（OH） 2。化學實驗設計思維模型： 實驗中水的妙用一、水封：在中學化學實驗中，白磷、液

40、 澳需要水封，少量白磷放入盛有冷水的廣 口瓶中保存，通過水的覆蓋，既可隔絕空 氣防止白磷蒸氣逸出，又可使其保持在燃 點之下；液澳極易 揮發有劇毒，它在水中 溶解度較小，比水重，所以亦可進行水封 減少其揮發。二、水浴：酚醛樹脂的制備、纖維素的水 解需用沸水浴；硝基苯的制備（50 60C）、 乙酸乙 酯的水解（7080C）、硝酸鉀溶解度的測定（室溫100C）需用溫度計來控制溫度；銀鏡反應需用溫水浴加 熱即可。、水集：排水集氣法可以收集難溶或不溶于水的氣體，中學階段有O2, N 2：, H 2, C 2H4, C2H 2, CH4,NO。有些氣體在水中有一定溶解度，但可以在水中加入某物質降低其溶解度，如：可用排飽和食鹽水法 收集氯氣。四、水洗：用水洗的方法可除去某些難溶氣體中的易溶雜質，如除去NO氣體中的N02雜質。五、物質鑒別劑： 可