高考化學重難點

1、高考化學重難點復習專題一、物質(zhì)及其化學性質(zhì)知識點一、金屬及其化合物的性質(zhì)1.Na及其化合物的性質(zhì)2.A1及其化合物的性質(zhì)3.鐵及其化合物轉(zhuǎn)化圖嫌削也驊。或 HCI-4 NajCQj |加工或g加和0-UNaHCOdNHj+COj+HjO NaCl 二r HC1NaOH4.銅及其化合物轉(zhuǎn)化圖5.常見金屬的冶煉方法電解1金屈活動性逐漸減弱K Ca Na Mg Al 電解 NaCl（熔融）知識點二、非金屬及其化合物的性質(zhì)Zn Fc Sn Pb （H） CuICOI高溫Fc。熱分斛f * IHg AgPHgO.碳單質(zhì)的存在、性質(zhì)和用途種類主要用金剛石、石墨、C60或富勒烯等結(jié)構金剛石：止四面體空間網(wǎng)狀

2、結(jié)構 石墨：平囿正六邊形層狀結(jié)構物理性質(zhì)金剛石：熔點局，硬度大，不導電 石墨：熔點高，質(zhì)軟，有滑膩感，能導電化學性質(zhì)與。2反應點燃02 充足時：C+O2CO2點燃02 不足日20+ 022C0與氧化物反應CuO: 2CuO+C2Cu+C0 2 T 治煉金屬）昌溫Si02： SIO2+2CSi + 2C0T （制取粗硅）局溫H2O: C+H20（g）C0 + H2（制取水煤氣）與強氧化性酸反應濃 H2SO4： C+2H2SO4（濃）CO2T+ 2SO2 懺 2H20濃 HNO 3： C+ 4HN0 3（濃）CO2T+ 4NO2T+ 2H20.硅及其化合物的轉(zhuǎn)化關系圖3.硫及其化合物性質(zhì)S的性質(zhì)與

3、變價金屬反應一般生成低價金屬硫化物Fe： Fe + S=FeSCu : 2Cu + S=Cu 2s與非金屬反應H2： H2+ S=H 2s點燃O2： S+ O2=SO2與強氧化劑反S+2H 2SO4 濃=應如濃H2SO4 :3SO2 T + 2H2O與熱的強堿反應如NaOH溶液3S+ 6NaOH= =2Na2S+ Na2SO3+ 3H2。, 既表現(xiàn)氧化性,又表現(xiàn)還原性SO2的性質(zhì)SO一,中七扉集紫芻受試來變打色b.與比口反應402 + 1卜。-UI工SG*工酸性氧化比， 的通性特赫V工工Xa S2 SO/不論是在酸性環(huán)境還是在堿性環(huán)境中均不能大量共存。如漂白粉遇到亞硫酸鹽：Ca2 +C1O +

4、SO3 =CaSO4 J + Cl。說明：NO3不同于C1O ,在酸性條件下 NO3具有強氧化性，與 Fe2小、廠、S2 SO/不能大量共存，而在 堿性條件下，NO3與| 一、S2 SO3r能大量共存。專題二、物質(zhì)結(jié)構與元素周期律知識點一、原子結(jié)構.原子結(jié)構 中微粒之間的關系(1)AX中，質(zhì)子數(shù)(Z)=核電荷數(shù)=核外電子數(shù)(2)質(zhì)量數(shù)(A)=質(zhì)子數(shù)(Z) +中子數(shù)(N)陽離子Axn+的核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)一陽離子所帶的電荷數(shù)=Z-n(4)陰離子Axm 一的核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)十陰離子所帶的電荷數(shù)=Z + m.等電子微粒10電子微粒(請注意箭頭方向)注意元素在周期表中的位置關系因 一回若10電子的粒

5、子滿足關系的一定是NH 4 + OH =NH 3 T+ H2Oo回 一回18電子微粒(請注意箭頭方向)廣一15 cr 出發(fā)點(9電子微粒兩兩組合)一NH、(：Hi +CH3CH3、H2NNH2、HOOH、FF、F CH3、CH 3OH知識點二、元素周期律1.牢固掌握元素金屬性、非金屬性強弱的比較方法金屬性比較本質(zhì)原子越易失電子，金屬性越強判斷依據(jù)在金屬活動性順序中位置越靠前，金屬性越強單質(zhì)與水或非氧化性酸反應越劇烈，金屬性越強單質(zhì)還原性越強或離子氧化性越弱，金屬性越強最高價氧化物對應水化物的堿性越強，金屬性越強若Xn+Y-X + Ym+,則Y金屬T比X強非金屬性比較本質(zhì)原子越易得電子，非金屬性

6、越強判斷依據(jù)與H2化合越容易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強單質(zhì)氧化性越強，陰離子還原性越弱，非金屬性越強最高價氧化物對應水化物的酸性越強，非金屬性越強A+B-B m+ A,則B非金屬性比 A強2.熟知粒子半徑大小的比較規(guī)則原子半徑(1)電子層數(shù)相同時，隨原子序數(shù)遞增，原子半徑減小。如：r(Na) r(Mg) r(Al) r(Si) r (P) r(S) r(Cl)(2)最外層電子數(shù)相同時，隨電子層數(shù)遞增，原子半徑增大。如：v r(K) v r(Rb) r(Cs)r(Li) r(Cl), r(Fe)r(Fe2 )r(Fe3 )(2)電子層結(jié)構相同的離子，核電荷數(shù)越大，半徑越小。如：r(O2 )

7、r(F )r(Na +)r(Mg 2+)r(Al3+)(3)帶相同電荷的離子，電子層越多，半徑越大。如：r(Li 十)v r(Na )vr(K +)v r(Rb )v r(Cs ); r(O2 )vr(S2 )v r(Se2 )v r(Te2 )(4)帶電荷、電子層均小向的離子引種離子參照比較。如：比較 r(K )與 r(Mg2 )可選 r(Na )為參照，可知 r(K )r(Na )r(Mg2 )3.辨清化學鍵與物質(zhì)類別的關系廣離子盟 離子憂合胸(1)從以上可以看出，離子化合物一定含有離子鍵，離子鍵只能存在于離子化合物中。(2)共價鍵可存在于離子化合物、共價化合物和共價單質(zhì)分子中。(3)熔融

8、狀態(tài)下能導電的化合物是離子化合物，如NaCl ;熔融狀態(tài)下不能導電的化合物是共價化合物，如HCl。專題三、電化學知識點一、原電池的工作原理及其應用.圖解原電池工作原理外電路電子H比還原 反應.原電池裝置圖的升級考查業(yè)濟；3.化學電源的種類及工作原理(1) 一次電池(2)二次電池池浸有KOH溶液的隔板負極材料:Zn電極反應：Zn+2OH-2e-Zn(OH)2 正極材料：石墨棒電極反應：2MnO2+2H2O+2e -2MnOOH+2OH -總反應:Zn+2MnO2+2H2O2MnOOH+Zn(OH) 2負極材料：Zn,電極反應：Zn+2OH-26Zn(OH)2正極材料:Ag2O,電極反應:Ag2O

9、+H2O+2e-= 2Ag+20H -總反應:Zn+Ag 2O+H2O Zn(OH)2+2Ag鉛蓄電池是最常見的二次電池，總反應為Pb(s)+PbO2(s)+2H2SO4(aq)放電一2PbSO4(s)+2H2O(l)Pb(s)-2e-+S0?(aq) = PbSO”助 PbS。#)+次=PbfsV+SOifaq)負極反應卜L正極反應鉛蓄電池陰極反應*(陽極反應PgsMH，(aq)+S0； aq)+2e-PbSd 閭;2H例)PbSO4s+W(0-2fc- = PbO2(s4H，M+Sgaq)一(3)燃料電池知識點二、電解池及其應用1.圖解電解池工作原理(陽極為惰性電極)氧化 反應(注意：鐵作

10、陽極溶.正確判斷電極產(chǎn)物陽極產(chǎn)物的判斷首先看電極，如果是活性電極作陽極，則電極材料失電子，電極溶解解生成Fe2 ,而不是Fe3）；如果是惰性電極，則需看溶液中陰離子的失電子能力，陰離子放電順序為S2 I Br Cl OH （水）。陰極產(chǎn)物的判斷直接根據(jù)陽離子的放電順序進行判斷：Ag Hg2+ Fe3Cu 2+ H + Pb2+ Fe2+ Zn2+ H +（水）.對比掌握電解規(guī)律（陽極為惰性電極）電解類型電解質(zhì)實例溶液復原物質(zhì)電解水NaOH、H2SO4或 W2SO4水電解電解質(zhì)HCl 或 CuCl 2原電解質(zhì)放氫生堿型NaClHCl氣體放氧生酸型CuSO4 或 AgNO3CuO 或 Ag2O注意

11、 電解后有關電解質(zhì)溶液恢復原態(tài)的問題應該用質(zhì)量守恒法分析。一般是加入陽極產(chǎn)物和陰極產(chǎn)物的化合物，但也有特殊情況，如用惰性電極電解CuSO4溶液，Cu2*完全放電之前，可加入 CuO或CuCO3復原，而 Cu#完全放電之后，應加入 Cu（OH） 2或Cu2（OH） 2CO3復原。.電解原理的應用（1）電解飽和食鹽水電解飽和食粒水越反應應用電極反應L陽極（惰性電極）：2C1 -左一0#一陰極：2H=2cr = H通電ZNhCI+21 2= NNgH+Hm。力短曜工業(yè)（2）電解精煉銅電解精煉銅兩極材料卜陽松醒陰極：地兩極反應陽的設含Zn、Fj Ar、Au雜質(zhì)）: Zn-2e Zn2+ Fe-2c-

12、Fc1* Cu-紂 二C產(chǎn)住要反血1陰極：Cu +2- = Cu（3）電鍍銅兩極材料一陽極：一陰極:符鍍金屬制品-電鍍液一含Q亡的電解加溶液（4）電解冶煉鈉電極反應一l 陽極：Cu-2e=Cu;J 陰被：Cu2+ +2c = Cu電解冶煉鈉：2CV = CL t；2Na*+2e=2NaU 總反應 卜2N-4C1a t應用用此原理治煉Na、Mg、AJ等活潑金屬專題四、化學反應速率與化學平衡知識點一、化學反應速率及其影響因素.深度剖析速率的計算方法AnB_AcBV(1)公式法：v(B)=-jp= 用上式進行某物質(zhì)反應速率計算時需注意以下幾點：濃度變化只適用于氣體和溶液中的溶質(zhì)，不適用于固體和純液體

13、?；瘜W反應速率是某段時間內(nèi)的平均反應速率，而不是瞬時速率，且計算時取正值。對于可逆反應，通常計算的是正、逆反應抵消后的總反應速率，當達到平衡時，總反應速率為零。(注:總反應速率也可理解為凈速率 )mA(g) +(2)比值法：同一化學反應，各物質(zhì)的反應速率之比等于方程式中的化學計量數(shù)之比。對于反應: nB(g)=pC(g) +qD(g)來說，貝U有.正確理解速率影響因素(1)惰性氣體”對反應速率的影響恒容：充入 惰性氣體”?？倝涸龃笠?參與反應的物質(zhì)濃度不變 (活化分子濃度不變)一-反應速率不 變。恒壓：充入 惰性氣體”體積增大您參與反應的物質(zhì)濃度減小 (活化分子濃度減小)您反應速 率減小。(2

14、)純液體、固體對化學反應速率的影響在化學反應中，純液體和固態(tài)物質(zhì)的濃度為常數(shù)，故不能用固態(tài)物質(zhì)的濃度變化來表示反應速率，但是固態(tài)反應物顆粒的大小是影響反應速率的條件之一，如煤粉由于表面積大，燃燒就比煤塊快得多。(3)外界條件對可逆反應的正、逆反應速率的影響方向是一致的，但影響程度不一定相同。當增大反應物濃度時，v正增大，v逆瞬間不變，隨后也增大；增大壓強，v正和v逆都增大，氣體分子數(shù)減小方向的反應速率變化程度大；對于反應前后氣體分子數(shù)不變的反應，改變壓強可以同等程度地改變正、逆反應速率；升高溫度，v正和v逆都增大，但吸熱反應方向的反應速率增大的程度大；10使用催化劑，能同等程度地改變正、逆反應

15、速率。知識點二、化學平衡.講練結(jié)合突破化學平衡狀態(tài)的判斷標志(1)化學平衡標志的判斷要注意上關注”：一要關注反應條件，是恒溫恒容，恒溫恒壓還是絕熱容器；二要關注反應特點，是等體積反應，還是非等體積反應；三要關注特殊情況，是否有固體參加或生成，或固體 的分解反應。如在一定溫度下的定容容器中，當下列物理量不再發(fā)生變化時：a.混合氣體白壓強、b.混合氣體白密度、c.混合氣體的總物質(zhì)的量、d.混合氣體的平均相對分子質(zhì)量、e.混合氣體白顏色、f.各反應物或生成物的濃度之比等于化學計量數(shù)之比、g.某種氣體的百分含量.化學平衡移動的判斷方法(1)依據(jù)勒夏特列原理判斷通過比較平衡破壞瞬時的正、逆反應速率的相對

16、大小來判斷平衡移動的方向。若外界條件改變，引起 v正v逆，此時正反應占優(yōu)勢，則化學平衡向正反應方向(或向右)移動；若外界條件改變，引起 v正vv逆，此時逆反應占優(yōu)勢，則化學平衡向逆反應方向(或向左)移動；若外界條件改變，雖能引起v正和v逆變化，但變化后新的v正和v逆仍保持相等，則化學平衡沒有發(fā)生移動。(2)依據(jù)濃度商(Q)規(guī)則判斷通過比較濃度商(Q)與平衡常數(shù)(K)的大小來判斷平衡移動的方向。若QK,平衡逆向移動；若Q=K,平衡不移動；若QvK,平衡正向移動。.不能用勒夏特列原理解釋的問題(1)若外界條件改變后，無論平衡向正反應方向移動或向逆反應方向移動都無法減弱外界條件的變化，則平 衡不移動

17、。如對于 H2(g)+Br2(g)?2HBr(g),由于反應前后氣體的分子總數(shù)不變，外界壓強增大或減小時， 平衡無論正向或逆向移動都不能減弱壓強的改變。所以對于該反應，壓強改變，平衡不發(fā)生移動。(2)催化劑能同等程度地改變正、逆反應速率，所以催化劑不會影響化學平衡。知識點三、化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率.化學平衡常數(shù)意義：化學平衡常數(shù) K表示反應進行的程度，K越大，反應進行白程度越大。K105時，可以認為該反應已經(jīng)進行完全。K的大小只與溫度有關。(2)化學平衡常數(shù)表達式：又于可逆化學反應mA(g) + nB(g) ? pC(g) + qD(g)在一定溫度下達到化學平衡時，cp C cq DKJA 力

18、另可用壓強平衡常數(shù)表示：11p C q DK p = pm A pn B P（C）為平衡時氣體 C的分壓。（3）依據(jù)化學方程式計算平衡常數(shù)同一可逆反應中，K正K逆=1;同一方程式中的化學計量數(shù)等倍擴大或縮小n倍，則新平衡常數(shù) K與原平衡常數(shù) K間的關系是K=Kn或 K，= n/K。幾個可逆反應方程式相加，得總方程式，則總反應的平衡常數(shù)等于分步反應平衡常數(shù)之積。.轉(zhuǎn)化率、產(chǎn)率及分壓的計算反應物轉(zhuǎn)化率=反應物的變化量反應物的起始量刈00%產(chǎn)物的產(chǎn)率=生成物的實際產(chǎn)量生成物的理論產(chǎn)量 X100%分壓=總壓W質(zhì)的量分數(shù).常用的氣體定律同溫同體積：p（前）：p（后）=n（前）：n（后）同溫同壓強:P前M

19、前V后n后P后誦后V前n前專題五、常用化學計量知識點一、阿伏加德羅常數(shù)及其應用.與氣體摩爾體積 22.4L mo1相關的Na的應用（1）非標準狀況下的氣體、標準狀況下的非氣體均不適用22.4 L mol1進行物質(zhì)的量的計算；（2）常見物質(zhì)在標準狀況下的狀態(tài)：澳、H2。、HF、苯、CCl4、CH2cl2、CHCl3、CH3OH、CH3CH2OH、碳原子數(shù)大于4的燒（除新戊烷），均為液體；SO3為固體。.與物質(zhì)的組成相關的Na的應用稀有氣體、臭氧（。3）、白磷（P4）分子中的原子數(shù)目；（2）一定質(zhì)量含核素的物質(zhì)中的質(zhì)子、中子、電子或原子的數(shù)目；（3）Na2O2、KO 2中的陰、陽離子個數(shù)比；（4）

20、等物質(zhì)的量的羥基與氫氧根離子所含質(zhì)子、電子或原子數(shù)目；（5）等質(zhì)量的最簡式相同的有機物（如烯燃）、同素異形體、N2與CO、NO2與N2O4等具有的原子、分子數(shù)目；（6）一定物質(zhì)的量的有機物中共價鍵的數(shù)目（苯環(huán)、泰環(huán)中無碳碳雙鍵 ”如：CnH2n+2中化學鍵數(shù)目為3n+1;（7） 一定物質(zhì)的量的 SiO2中含Si O鍵、金剛石（或石墨）中1 mol C中含C C鍵、1 mol P4中含P P鍵的 數(shù)目。12.與氧化還原反應相關的Na的應用歧化反應類：Na2O2與CO2、Na2O2與H2O、C12與NaOH(冷稀、濃熱)等；(2)變價金屬(Fe、Cu)與強、弱氧化劑(C12/Br2、S/I2)反應

21、類；(3)Fe與濃、稀硝酸，Cu與濃、稀硝酸反應類；(4)足量、不足量Fe與稀硝酸，足量 Fe與濃硫酸反應類；足量KMnO 4與濃鹽酸、足量 MnO 2與濃鹽酸反應類；(6)注意氧化還原的順序。如：向 FeI2溶液中通入Cl2,首先氧化I ,再氧化Fe2+O.與可逆反應相關的 Na的應用在應用中，常涉及以下可逆反應： 催化劑(1)2SO2+O2 2SO32NO2?N2O4Wj 溫、Wj 壓N2+3h2 催化劑 2NH3(2)Cl2+H2O?HCl + HClO一 十 (3)NH 3+ H2O? NH 3 H2O?NH 4 + OH.電解質(zhì)溶液中粒子數(shù)目的判斷審準題目 要求”，是突破該類題目的關

22、鍵(1)溶液中是否有 弱粒子”，即是否存在弱電解質(zhì)或能水解的弱離子”，如1 L 1 mol L 1的乙酸或1 L 1mol L 1乙酸鈉溶液中 CH3CO。一數(shù)目均小于 Na。(2)題目中是否指明了溶?的體積，如在 pH = 1的HCl溶液中，因溶液體積未知而無法求算H +的數(shù)目。所給條件是否與電解質(zhì)的組成有關，如pH =1的H2SO4溶液c(H + )=0.1 mol L1,與電解質(zhì)的組成無關；0.05 mol L1的Ba(OH) 2溶液，c(OH )=0.1 mol L11,與電解質(zhì)的組成有關。知識點二、理解公式推論，破解阿伏加德羅常數(shù)應用阿伏加德羅定律及推論可概括為三同定一同，兩同見比例

23、 ，可用V=nXVm&m= VX p等公式推導出：(1)同溫同壓時： V1 ： V2= n1 ： n2= N1 ： N2； P1 ： p2= M 1 ： M 2；同質(zhì)量時：V1：V2 = M2：M1。(2)同溫同體積時： p1 ： p2= n1 : n2= N1 : N2；同質(zhì)量時：p1：p2=M2：M1。同溫同壓同體積時：M1 ： M2=m1 ： m2。知識點三、一定物質(zhì)的量濃度溶液的配制配制一定物質(zhì)的量濃度溶液的實驗是中學化學中一個重要的定量實驗。復習時，要熟記實驗儀器，掌握操 作步驟，注意儀器使用，正確分析誤差，理解基本公式，明確高考題型，做到有的放矢。13.七種儀器需記牢托盤天平、量筒

24、、玻璃棒、容量瓶、膠頭滴管、燒杯、藥匙。.實驗步驟要理清專題六、氧化還原反應1.氧化還原反應相關概念型題目氧化劑缺化性學H還原麗T被還原告與 還原產(chǎn)物反應物 性質(zhì) 反應 過程產(chǎn)物t員行俄* 1f +成 還原劑軾&反應嬴產(chǎn)悻宿網(wǎng)2.四種基本反應類型和氧化還原反應的關系可用下圖表示3.常見氧化劑或還原劑及其對應的產(chǎn)物(1)常見氧化劑及還原產(chǎn)物C12濃硫酸HNOSKMnO4FF得電子I_ _1 _f|鹿更CT SO3NO或NSMB FP或F。(2)常見還原劑及氧化產(chǎn)物14恒亙心 ZnHjCOFe*氏3I失電子至王弓)Zu2*H*82Fea+ Sh專題七、有機化學知識點一、官能團與性質(zhì)官能團結(jié)構性質(zhì)碳

25、碳雙鍵一、/一（F： /%易加成、易氧化、易聚合碳碳三鍵C易加成、易氧化岐一X（X表小Cl、Br 等）易取代（如澳乙烷與NaOH水溶液共熱生成乙醇 卜易消去（如澳乙烷與NaOH醇溶液共熱生成乙烯）醇羥基一 OH易取代、易消去（如乙醇在濃硫酸、170 C條件下生成乙烯 卜易催化 氧化、易被強氧化劑氧化 （如乙醇在酸性 K2Cr2O7溶液的作用下被氧 化為乙醛甚至乙酸）酚羥基一 OH極弱酸性（酚羥基中的氫能與 NaOH溶液反應，但酸性極弱，不能使 指示劑變色卜易氧化（如無色的苯酚晶體易被空氣中的氧氣氧化為粉 紅色）、顯色反應（如苯酚遇FeCl3溶液呈紫色）醛基易氧化（如乙醛與銀氨溶液共熱生成銀鏡卜

26、易還原-C-H厥基LIJ易還原（如（- 在催化加熱條件下還原為 一C ）較基(1CH 3Cl + HCl一小 一一光照一陸煌的鹵代： CH2=CH CH3+CI2CH2=CH ch 2Cl + HCl1八、L .水鹵代燃的水解： CH 3CH 2Br + NaOH 一2一CH 3CH 2OH + NaBrI H UHCnHCOOCHzI 11011皂化反應:CJ7H3-COOClb+ 3NaOH ，3Ci7H35COONa +LlLOJl（）i酯化反應：口匕1UII + C2H50H濃硫酸+ H2O取代反應CHlCHOil濃硫酸+ H2O、-稀硫酸糖類的水斛：C12H 22O11+ H2O C

27、6H 12O6+ C6H 12O6（蔗糖）（葡萄糖）（果糖）()HII I12CHdH-NCHC(K)H +HR 2cHi HOH ”1二肽水解:C1苯環(huán)上的硝化:苯環(huán)上的鹵代:II +HC116 +HOS(%H(濃SO3H +h式)苯環(huán)上的磺化：、/、/加成反應ClhCHTH* 催化劑L烯燃的加成：CH3CH=CH 2+ HClr r 衛(wèi)r 1、水鹽快珞的加成：C+CH +H2OOCH-CH 1X-CHjCL H OHH八5/f ，+3H? -7*我劭口氫：/ 1Diels-Alder 反應：u消去反應 濃硫酸醇分子內(nèi)脫水生成陸燒：C2H50H 37r標CH 2=CH 2 T+ H2OI7U

28、 口 乙醇鹵代燒脫 HX 生成烯燒：CH 3CH 2Br + NaOH 五一CH 2=CH 2 NaBr +H2O加聚反應單臨燒的加聚：nCH 2CH 2 - CH 2CH 2n|nCH*=CCHrH* 催牝- eCH*1Cll3共軻二烯煌的加聚：異比二爆聚異慢長 HTHm 川A(此外，需要記住.苯橡膠的單體)-CCHC 1c 1U:二端(天然、氯丁橡膠H? 王橡膠RHC-CH LH 卜1Cl縮聚反應CdY二元醇與二元酸之間的縮聚：co(J011H。- CCH 3COONa + Cu2Oj +3H2O還原反應-Ni醛基加氫：CH 3CHO + H2一五一CH 3CH 20H硝基還原為氨基：N5

29、、H26而G知識點三、同分異構體.同分異構體的種類(1)碳鏈異構(2)官能團位置異構(3)類別異構(官能團異構)有機物分子通式與其可能的類別如下表所示:組成通式可能的類別典型實例CnH 2n(n 3)烯燒、環(huán)烷燒CH 2=CHCH 3 與 ch2 / h2cch218CnH2n 2(n 4)快燒、二烯燃CH= C- CH 2CH3 與CH 2=CHCH=CH 2CnH2n + 2Q(n2)飽和一兀醇、醛C2H5QH 與 CH3QCH3CnH 2nQ(n 3)醛、酮、烯醇、環(huán)醍、環(huán)醇CH3CH2CHQ、CH 3CQCHCH 2=CHCH 2QH、CHsCHCH- /O上CH)HOH /CH-3、CnH2nQ2(n 3)竣酸、酯、羥基醛、羥基酮H與CH 3CH2CQQH、HCQQCH 2CH3、Q-CH 2-CH2-CHQ(J1 HIIHlCCHCnH 2n 6Q(n 7)酚、芳香醇、芳香醍II2)硝基烷、氨基酸CH 3CH2NQ2與H2NCH2CQQHCn(H2Q)m單糖或一糖葡萄糖與果糖(C 6H 12。6)、蔗糖與麥芽糖(Ci2H 22Q11).同分異構體的書寫規(guī)律 書寫時，要盡量把主鏈寫直，不要寫得歪扭七八的，以免干擾自己的視覺；思維一定要有序，可按下列順 序考慮: 主鏈由長到短，支鏈由整到散，位置由心到邊，排列鄰、間、對。(2)按照碳鏈異構一