2020高中三年级化学备考重点知识

2019年高考考试化学一轮复习要点汇总

Ⅰ、基本定义与基础理论：

1、阿伏加德罗定律

1．内容：在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即“三同”定“一同”。

2．推论

（1）同温同压下，V1/V2=n1/n2     同温同压下，M1/M2=ρ1/ρ2

注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。②用气态方程PV=nRT能够帮助理解上述推论。

3、阿伏加德罗常这种题的解法：

①情况条件：考查气体时常常给非标准情况如常温常压下，1.01×105Pa、25℃时等。

②物质状况：考查气体摩尔体积时，常用在标准情况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。

③物质结构和晶体结构：考查肯定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。

2、离子共存

1．因为发生复分解反应，离子不可以很多共存。

（1）有气体产生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不可以很多共存。

（2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不可以与SO42-、CO32-等很多共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不可以与OH-很多共存；Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不可以很多共存。

（3）有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等与H+不可以很多共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不可以与OH-很多共存；NH4+与OH-不可以很多共存。

（4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等需要在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等需要在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不可以同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+Al3++6H2O=4Al3↓等。

2．因为发生氧化还原反应，离子不可以很多共存。

（1）具备较强还原性的离子不可以与具备较强氧化性的离子很多共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不可以很多共存。

（2）在酸性或碱性的介质中因为发生氧化还原反应而不可以很多共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不可以很多共存；SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则因为发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不可以共在。H+与S2O32-不可以很多共存。

3．能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不可以很多共存（双水解）。

例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不可以很多共存。

4．溶液中能发生络合反应的离子不可以很多共存。

如Fe2+、Fe3+与SCN-不可以很多共存；Fe3+与不可以很多共存。

5、审题时应注意题中给出的附加条件。

    ①酸性溶液（H+）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液等。

②有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe2+。

③MnO4-,NO3-等在酸性条件下具备强氧化性。

④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

⑤注意题目需要“很多共存”还是“不可以很多共存”。

6、审题时还应特别注意以下几个方面：

（1）注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。如：Fe2+与NO3-能共存，但在强酸性条件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不可以共存；MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不可以共存；S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不可以共存。

（2）酸式盐的含氢弱酸根离子不可以与强碱（OH-）、强酸（H+）共存。

    如HCO3-+OH-=CO32-+H2O（HCO3-遇碱时进一步电离）；HCO3-+H+=CO2↑+H2O

3、氧化性、还原性强弱的判断

（1）依据元素的化合价

物质中元素具备最高价，该元素只有氧化性；物质中元素具备最底价，该元素只有还原性；物质中元素具备中间价，该元素既有氧化性又有还原性。对于同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其还原性就越强。

（2）依据氧化还原反应方程式

在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物   

还原性：还原剂>还原产物

氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。

（3）依据反应的难易程度    

注意：①氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。

②同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。

4、比较金属性强弱的依据

金属性：金属气态原子失去电子能力的性质；

金属活动性：水溶液中，金属原子失去电子能力的性质。

注：金属性与金属活动性并不是同一定义，两者有时表现为不同，

1、同周期中，从左向右，伴随核电荷数的增加，金属性减弱；

同主族中，由上到下，伴随核电荷数的增加，金属性增强；

2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；碱性愈强，其元素的金属性也愈强；

3、依据金属活动性顺序表（极少数例外）；

4、常温下与酸反应煌剧烈程度；5、常温下与水反应的剧烈程度；

6、与盐溶液之间的置换反应；7、高温下与金属氧化物间的置换反应。

5、比较非金属性强弱的依据

1、同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；

 同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱；

2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：酸性愈强，其元素的非金属性也愈强；

3、依据其气态氢化物的稳定性：稳定性愈强，非金属性愈强；

4、与氢气化合的条件；5、与盐溶液之间的置换反应；

6、其他，例：2Cu＋S===Cu2S   Cu＋Cl2===CuCl2  所以，Cl的非金属性强于S。

6、“10电子”、“18电子”的微粒小结

“10电子”的微粒：

“18电子”的微粒

注：其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。

7、微粒半径的比较：

1、判断的依据   电子层数：     相同条件下，电子层越多，半径越大。

   核电荷数       相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

最外层电子数   相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

2、具体规律：1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀少气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.

2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li

3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F--------

4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+

5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+

8、物质溶沸点的比较

（1）不相同种类晶体：通常情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体

（2）同类型型晶体：构成晶体质点间有哪些用途大，则熔沸点高，反之则小。

①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。

②分子晶体：对于相同种类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。HF、H2O、NH3等物质分子间存在氢键。

③原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。

（3）常温常压下状况

①熔点：固态物质>液态物质

②沸点：液态物质>气态物质

9、分子间用途力及分子极性

概念：把分子聚集在一块有哪些用途力

分子间用途力（范德瓦尔斯力）：影响原因：大小与相对分子水平有关。

用途：对物质的熔点、沸点等有影响。

①、概念：分子之间的一种比较强的相互用途。

分子间相互用途       ②、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N、O、F与H之间（NH3、H2O）

③、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。

④、氢键的形成及表示方法：F-—H···F-—H···F-—H···←代表氢键。

氢键            O              O

H      H      H      H

       O

  H      H

⑤、说明：氢键是一种分子间静电用途；它比化学键弱得多，但比分子间用途力稍强；是一种较强的分子间用途力。

概念：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的（正负电荷中心能重合）的分子。

非极性分子       双原子分子：只含非极性键的双原子分子如：O2、H2、Cl2等。

举例：              只含非极性键的多原子分子如：O3、P4等

分子极性                   多原子分子： 含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子

如：CO2、CS2（直线型）、CH4、CCl4（正四面体型）

极性分子： 概念：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的（正负电荷中心不可以重合）的。

举例  双原子分子：含极性键的双原子分子如：HCl、NO、CO等

多原子分子： 含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子

如：NH3、H2O（折线型或V型）、H2O2

10、化学反应的能量变化

概念：在化学反应过程中放出或吸收的热量；

符号：△H

单位：一般使用KJ·mol-1

测量：可用量热计测量

研究对象：肯定压强下在打开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。

反应热： 表示办法：放热反应△H<0，用“-”表示；吸热反应△H>0，用“+”表示。

燃烧热：在101KPa下，1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。

概念：在稀溶液中，酸跟碱发生反应生成1molH2O时的反应热。

中和热：强酸和强碱反应的中和热：H++OH-=H2O; △H=-57.3KJ·mol-

弱酸弱碱电离要消耗能量，中和热 |△H|<57.3KJ·mol-1

原理：断键吸热，成键放热。

反应热的微观讲解：反应热=生成物分子形成时释放的总能量-反应物分子断裂时所吸收的总能量

概念：表明所放出或吸收热量的化学方程式。

意义：既表明化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。

热化学             ①、要注明反应的温度和压强，若反应是在298K，1atm可不注明；

方程式             ②、要注明反应物和生成物的聚集状况或晶型；

书写办法 ③、△H与方程式计量数有关，注意方程式与△H对应，△H以KJ·mol-1单位，化学计量数可以是整数或分数。

④、在所写化学反应方程式后写下△H的“+”或“-”数值和单位，方程式与△H之间用“；”分开。

盖斯定律：肯定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分几步完成，反应的总热效应相同。

十1、影响化学反应速率的原因及其影响结果

    内因:反应物的性质

    外因     浓度↗      v↗    压强↗      v↗

            温度↗      v↗   催化剂      v↗

       其它

十2、影响化学平衡的的条件:

 浓度:在其它条件不变的状况下,增大反应物的浓度或减小生成物的浓度,平衡向正反应方向移动;反之向逆反应方向移动;

 压强:在其它条件不变的状况下,增大压强会使平衡向气体体积缩小的方向移动;减小压强平衡向气体体积增大的方向移动;注意:①对于气体体积相同的反应来讲,增减压强平衡不移动; ②若平衡混合物都是固体或液体,增减压强平衡也不移动; ③压强变化需要改变了浓度才大概使平衡移动.

 温度:在其它条件下,升高温度平衡向吸热方向移动;减少温度平衡向放热方向移动.注意:催化剂同等倍数加快或减慢正逆反应的速率,故加入催化剂不影响平衡,但可缩短达到平衡的时间.

十3、勒沙特列原理

假如改变影响平衡的一个条件平衡就向减弱这种改变的方向移动.

十4、充入稀少气体对化学平衡的影响:

恒压下通稀少气体,平衡移动方向等于直接减压;

恒容下通稀少气体,平衡不移动. 注意:只须与平衡混合物的物质不反应的气体都可称”稀少”气体

Ⅱ、元素及其化合物

1、各种“水”汇集

纯净物：重水D2O；超重水T2O；蒸馏水H2O；双氧水H2O2；水银Hg；   水晶SiO2。

混合物：氨水

    氯水

    苏打水       生理盐水

    水玻璃       卤水

    水泥   王水（由浓HNO3和浓盐酸以1∶3的体积比配制成的混合物）

2、各种“气”汇集

无机的：爆鸣气；   水煤气或煤气；碳酸气         

有机的：天然气

    液化石油气 裂解气 焦炉气

   电石气

3、具备漂白用途的物质

※其中能氧化指示剂而使指示剂褪色的主要有Cl2和浓HNO3及Na2O2

4、能升华的物质

I2、干冰、升华硫、红磷，萘。。

5、Fe3+的颜色变化

1、向FeCl3溶液中加几滴KSCN溶液呈红色；

2、FeCl3溶液与NaOH溶液反应，生成红褐色沉淀；

3、向FeCl3溶液溶液中通入H2S气体，生成淡黄色沉淀；

4、向FeCl3溶液中加入几滴Na2S溶液，生成淡黄色沉淀；

   当加入的Na2S溶液过量时，又生成黑色沉淀；

5、向FeCl3溶液中加入过量Fe粉时，溶液变浅绿色；

6、向FeCl3溶液中加入过量Cu粉，溶液变蓝绿色；

7、将FeCl3溶液滴入淀粉KI溶液中，溶液变蓝色；

8、向FeCl3溶液中滴入苯酚溶液，溶液变紫色

6、“置换反应”有什么？

1、较活泼金属单质与不活泼金属阳离子间置换

    如：Zn＋Cu2+==Zn2+＋Cu    Cu＋2Ag+=2Ag

2、活泼非金属单质与不活泼非金属阴离子间置换

    Cl2＋2Br‾==2Cl‾＋Br2        I2＋S2−==2I‾＋S   2F2＋2H2O==4HF＋O2

3、活泼金属与弱氧化性酸中H+置换

    2Al＋6H+==2Al3−＋3H2↑      Zn＋2CH3COOH==Zn2+＋2CH3COO‾＋H2↑

4、金属单质与其它化合物间置换

    2Mg＋CO2===2MgO＋C      2Mg＋SO2===2 MgO＋S

    2Na＋2H2O==2Na+＋2OH‾＋H2↑

    2Na＋2C6H5OH→2C6H5ONa＋H2↑   

2Na＋2C2H5OH→2C2H5ONa＋H2↑

10Al＋3V2O5===5Al2O3＋6V    8Al＋3Fe3O4===4 Al2O3＋9Fe

    2FeBr2＋3Cl2==2FeCl3＋2Br2     2 FeI2＋3Br2==2FeBr3＋2I2

    Mg＋2H2O===Mg2＋H2↑     3Fe＋4H2O===Fe3O4＋4 H2↑

5、非金属单质与其它化合物间置换

    H2S＋X2==S↓＋2H+＋2X‾      2H2S＋O2===2S＋2H2O

   CuO＋C===Cu＋CO↑   CuO＋H2===Cu＋H2O    SiO2＋2C===Si＋2CO↑          

3Cl2＋8NH3==6NH4Cl＋N2

3Cl2＋2NH3==6HCl＋N2

7、条件不同，生成物则不同

1、2P＋3Cl2===2PCl3 ；2P＋5Cl2===2 PCl5

2、2H2S＋3O2===2H2O＋2SO2 ；2H2S＋O2===2H2O＋2S

3、4Na＋O2=====2Na2O        2Na＋O2===Na2O2

4、Ca2＋CO2====CaCO3↓＋H2O ；Ca2＋2CO2==Ca2↓

5、2Cl2＋2 Ca2==Ca2＋CaCl2＋2H2O

   6Cl2＋6 Ca2===Ca2＋5CaCl2＋6H2O

6、C＋O2===CO2 ；2 C＋O2===2CO

7、8HNO3＋3Cu==2NO↑＋2Cu2＋4H2O

   4HNO3＋Cu==2NO2↑＋Cu2＋2H2O

10、AlCl3＋3NaOH==Al3↓＋3NaCl ；

AlCl3＋4NaOH==NaAlO2＋2H2O

11、NaAlO2＋4HCl==NaCl＋2H2O＋AlCl3

    NaAlO2＋HCl＋H2O==NaCl＋Al3↓

12、Fe＋6HNO3==Fe3＋3NO2↑＋3H2O

    Fe＋HNO3→

13、Fe＋6HNO3====Fe3＋3NO2↑＋3H2O

    Fe＋4HNO3====Fe2＋2NO2↑＋2H2O

14、Fe＋4HNO3====Fe3＋NO↑＋2H2O

    3Fe＋8HNO3 ====3Fe3＋2NO↑＋4H2O

15、C2H5OH           CH2=CH2↑＋H2O

C2H5－OH＋HO－C2H5             C2H5－O－C2H5＋H2O

16、       ＋Cl2→             ＋HCl

＋3Cl2→                （六氯环已烷）

17、C2H5Cl＋NaOH→ C2H5OH＋NaCl        C2H5Cl＋NaOH→CH2＝CH2↑＋NaCl＋H2O

18、6FeBr2＋3Cl2（不足）==4FeBr3＋2FeCl3      2FeBr2＋3Cl2（过量）==2Br2＋2FeCl3

8、滴加顺序不同，现象不同

1、AgNO3与NH3·H2O：

    AgNO3向NH3·H2O中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀

NH3·H2O向AgNO3中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失

2、Ca2与H3PO4：

    Ca2向H3PO4中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀

    H3PO4向Ca2中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失

3、NaOH与AlCl3：

    NaOH向AlCl3中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失

    AlCl3向NaOH中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀

4、HCl与NaAlO2：

    HCl向NaAlO2中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失

    NaAlO2向HCl中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀

5、Na2CO3与盐酸：

    Na2CO3向盐酸中滴加——开始有气泡，后不产生气泡

盐酸向Na2CO3中滴加——开始无气泡，后产生气泡

9、常用反应

    Al3+ + 4OH- = AlO2- +2H2O

    3AlO2- + Al3+ + 6H2O = 4 Al 3

    2CO2 + 2Na2O2 = 2Na2CO3 + O2    △m = 56g

    2H2O + 2Na2O2 = 4NaOH + O2     △m = 4g  

    AlO2- + CO2 + 2H2O = Al 3↓+ HCO3- 

    2NaCl + MnO2 + 3H2SO4    2NaHSO4 + MnSO4 + Cl2↑+ 2H2O

10、特殊反应

    2F2 + 2H2O = 4HF + O2

    Si +2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2↑

    2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2↑

2、               （A：NaHCO3、2CO3、NH4HCO3、NaCl ）

A          ↓（白）+ ↑（无色） （A：CaC2、Al2S3、Mg3N2）

（A：S、H2S、N2、Na、醇）

（A：铵盐、Al、Si、CH3COONa）

                    （A：氯化物）

                            （A：Al、2CO3、NH4HCO3、NaHCO3、NaHS、2S、NH4HS、氨基酸）

中学习化学容易见到气体单质：H2、O2、N2、Cl2、（F2）

                   固体单质：S、Na、Mg、Al、Fe、Cu

液体单质：Br2

中学习化学容易见到化合物：NaCl、NaOH、Na2CO3、NaHCO3、FeCl2、FeCl3、H2SO4、

HCl、CaCO3、SO2、H2O、NO、NO2、HNO3

化学工业

Ⅲ、有机化学

最简式相同的有机物

CH：C2H2和C6H6

CH2：烯烃和环烷烃

CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯

CnH2nO：饱和一元醛（或饱和一元酮）与二倍于其碳原子数和饱和一元羧酸或酯；举一例：乙醛（C2H4O）与丁酸及其异构体（C4H8O2）

同分异构体

1、醇——醚               CnH2n+2Ox

2、醛—酮—环氧烷（环醚） CnH2nO

3、羧酸—酯—羟基醛       CnH2nO2

4、氨基酸—硝基烷

能发生取代反应的物质及反应条件

烷烃与卤素单质：卤素蒸汽、光照；

苯及苯的同系物与①卤素单质：Fe作催化剂；

②浓硝酸：50～60℃水浴；浓硫酸作催化剂

③浓硫酸：70～80℃水浴；

卤代烃水解：NaOH的水溶液；

醇与氢卤酸的反应：新制的氢卤酸；

酯类的水解：无机酸或碱催化；

酚与浓溴水或浓硝酸：（乙醇与浓硫酸在140℃时的脱水反应，事实上也是取代反应。）

能发生加成反应的物质

烯烃的加成：卤素、H2、卤化氢、水

炔烃的加成：卤素、H2、卤化氢、水

二烯烃的加成：卤素、H2、卤化氢、水

苯及苯的同系物的加成：H2、Cl2

苯乙烯的加成：H2、卤化氢、水、卤素单质

不饱和烃的衍生物的加成：（包含卤代烯烃、卤代炔烃、烯醇、烯醛、烯酸、烯酸酯、烯酸盐等）

含醛基的化合物的加成：H2、HCN等

酮类物质的加成：H2

油酸、油酸盐、油酸某酯、油（不饱和高级脂肪酸甘油酯）的加成。

能与氢气加成的：      、C=C、      、C=O

（          和            中的C=O双键不发生加成）

能与NaOH反应的：—COOH、         、          、

能发生加聚反应的物质

烯烃、二烯烃、乙炔、苯乙烯、烯烃和二烯烃的衍生物。

能发生缩聚反应的物质

苯酚和甲醛：浓盐酸作催化剂、水浴加热

二元醇和二元羧酸等

缩合聚合（简称缩聚）：单体之间通过脱去小分子（如H2O等）生成高分子的反应。比如：

能发生银镜反应的物质

但凡分子中有醛基（－CHO）的物质均能发生银镜反应。

所有些醛（R－CHO）；

甲酸、甲酸盐、甲酸某酯；

注：能和新制Cu2反应的——除以上物质外，还有酸性较强的酸（如甲酸、乙酸、丙酸、盐酸、硫酸、氢氟酸等），发生中和反应。

能与溴水反应而使溴水褪色或变色的物质

（一）有机

不饱和烃（烯烃、炔烃、二烯烃、苯乙烯等）；

不饱和烃的衍生物（烯醇、烯醛、油酸、油酸盐、油酸某酯、油等）

石油商品（裂化气、裂解气、裂化汽油等）；

苯酚及其同系物（由于能与溴水取代而生成三溴酚类沉淀）

含醛基的化合物

天然橡胶（聚异戊二烯）

（二）无机

－2价硫（H2S及硫化物）；

＋4价硫（SO2、H2SO3及亚硫酸盐）；

＋2价铁：

6FeSO4＋3Br2＝2Fe23＋2FeBr3

    6FeCl2＋3Br2＝4FeCl3＋2FeBr3             变色

    2FeI2＋3Br2＝2FeBr3＋2I2

4．Zn、Mg等单质  如Mg＋Br2===MgBr2

5．－1价的碘（氢碘酸及碘化物）  变色

6．NaOH等强碱：Br2＋2OH‾==Br‾＋BrO‾＋H2O

7．Na2CO3等盐：Br2＋H2O==HBr＋HBrO         2HBr＋Na2CO3==2NaBr＋CO2↑＋H2O

HBrO＋Na2CO3==NaBrO＋NaHCO3

8．AgNO3

能萃取溴而使溴水褪色的物质

上层变无色的（ρ>1）：卤代烃（CCl4、氯仿、溴苯等）、CS2；

下层变无色的（ρ<1）：直馏汽油、煤焦油、苯及苯的同系物、液态环烷烃、低级酯、液态饱和烃（如已烷等）等

能使酸性高锰酸钾溶液褪色的物质

（一）有机

不饱和烃（烯烃、炔烃、二烯烃、苯乙烯等）；

苯的同系物；※

不饱和烃的衍生物（烯醇、烯醛、烯酸、卤代烃、油酸、油酸盐、油酸酯等）；

含醛基的有机物（醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯等）；

酚类

石油商品（裂解气、裂化气、裂化汽油等）；

煤商品（煤焦油）；

天然橡胶（聚异戊二烯）。

（二）无机

氢卤酸及卤化物（氢溴酸、氢碘酸、浓盐酸、溴化物、碘化物）；

亚铁盐及氢氧化亚铁；

－2价硫的化合物（H2S、氢硫酸、硫化物）；

＋4价硫的化合物（SO2、H2SO3及亚硫酸盐）；

双氧水（H2O2，其中氧为－1价）

※注：苯的同系物被KMnO4（H+）溶液氧化的规律：

侧链上与苯环直接相连的碳原子被氧化成羧基，其他碳原子则被氧化成CO2。

假如侧链中与苯环直接相连的碳原子上没氢，则不可以被氧化。

如：

Ⅳ、化学实验：

不适合长期暴露空气中的物质

1．因为空气中CO2有哪些用途：生石灰、NaOH、Ca2溶液、Ba2溶液、NaAlO2溶液、水玻璃、碱石灰、漂白粉、苯酚钠溶液、Na2O、Na2O2；

2．因为空气中H2O有哪些用途：浓H2SO4、P2O5、硅胶、CaCl2、碱石灰等干燥剂、浓H3PO4、无水硫酸铜、CaC2、面碱、NaOH固体、生石灰；

3．因为空气中O2的氧化用途：钠、钾、白磷和红磷、NO、天然橡胶、苯酚、－2价硫（氢硫酸或硫化物水溶液）、＋4价硫（SO2水溶液或亚硫酸盐）、亚铁盐溶液、Fe2。

4．因为挥发或自己分解用途：AgNO3、浓HNO3、H2O2、液溴、浓氨水、浓HCl、Cu2。

化学实验设计思维模型：

实验中水的妙用

1、水封：在中学习化学实验中，白磷、液溴需要水封，少量白磷放入盛有冷水的广口瓶中保存，通过水的覆盖，既可隔绝空气预防白磷蒸气逸出，又可使其维持在燃点之下；液溴极易 挥发有剧毒，它在水中溶解度较小，比水重，所以亦可进行水封降低其挥发。

2、水浴：酚醛树脂的制备、纤维素的水解需用沸水浴；硝基苯的制备、乙酸乙

酯的水解、硝酸钾溶解度的测定需用温度计来控制温度；银镜反应需用温水浴加热即可。

3、水集：排水集气法可以采集难溶或不溶于水的气体，中学阶段有02，N：，H2，C2H4， C2H2，CH4，NO。有的气体在水中有肯定溶解度，但可以在水中加入某物质减少其溶解度，如：可用排饱和食盐水法采集氯气。

4、水洗：用水洗的办法可除去某些难溶气体中的易溶杂质，如除去NO气体中的N02杂质。

5、物质辨别剂：可借助一些物质在水中溶解度或密度的不同进行物质辨别，如：苯、乙醇溴乙烷三瓶未有标签的无色液体，用水辨别时浮在水上的是苯，溶在水中的是乙醇，沉于水下的是溴乙烷。

6、查漏：气体发生装置连好后，可用水检查其是不是漏气。

Ⅴ、化学计算

（一）有关化学式的计算

      1．通过化学式，依据组成物质的各元素的原子量，直接计算分子量。

      2．已知标准情况下气体的密度，求气体的式量：M=22.4ρ。

      3．依据相对密度求式量：M=MˊD。

  4．由气态方程求式量：M=

  5．混合物的平均分子量：

  6．原子量

原子的原子量=

水平数=质子数+中子数

元素原子量：

A1、A2表示同位素原子量，a1%、a2%表示原子的摩尔分数

元素近似原子量：

A1、A2表示同位素原子量，a1%、a2%表示原子的摩尔分数

     ②对气体用体积时注意条件（温度及压强），不然气体体积无意义

 溶液计算

基本公式及关系：

   （1）物质的量浓度：

①

②稀释过程中溶质不变：C1V1=C2V2。

③同溶质的稀溶液相互混合：C混=

④水平分数换算为物质的量浓度：C=

   （2）溶质的水平分数。

①

②（饱和溶液，S代表溶质该条件下的溶解度）

③混合：m1a1%+m2a2%=a%混

④稀释：m1a1%=m2a2%

有关溶解度的计算：

S=（饱和溶液：肯定温度下）

S=（a%：饱和溶液水平分数）

有关pH值的计算：酸算H+，碱算OH—

Ⅰ. pH=  —lg[H+]

Ⅱ. KW=[H+][OH-]=10-14（25℃下）