高中化學-選修4知識點總結培訓課件

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高中化學選修4知識點總結

第1章、化學反應與能量轉化

化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成，化學反應過程中伴隨著能量的

釋放或吸收。

一、化學反應的熱效應

1、化學反應的反應熱

(1)反應熱的概念：

當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應,

簡稱反應熱。用符號Q表示。

(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系。

Q>0時，反應為吸熱反應；Q<0時，反應為放熱反應。

(3)反應熱的測定

測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前后溶液溫度的變化，根據體系的熱容可計算出反應

熱，計算公式如下：

Q=-C(T2-T1)

式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度。實驗室經常測定中和

反應的反應熱。

2、化學反應的焰變

(1)反應焙變

物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為以含”的物理量來描述，符號為H,單位為

kJ■moI-1o

反應產物的總焙與反應物的總焙之差稱為反應焰變，用AH表示。

(2)反應焰變△H與反應熱Q的關系。

對于等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應

熱等于反應始變，其數學表達式為：Qp=AH=H(反應產物)一H(反應物)。

(3)反應焙變與吸熱反應，放熱反應的關系：

AH>0,反應吸收能量，為吸熱反應。

AH<0,反應釋放能量，為放熱反應。

(4)反應焰變與熱化學方程式：

把一個化學反應中物質的變化和反應熔變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：

H2(g)+02(g)=H20(l)；AH(298K)=-285.8kJ-moI-1

書寫熱化學方程式應注意以下幾點：

①化學式后面要注明物質的聚集狀態(tài)：固態(tài)(s)、液態(tài)(I)、氣態(tài)(g)、溶液(aq)。

②化學方程式后面寫上反應焰變AH,AH的單位是J?mol-1或kJ?mol—1,且AH后注明

反應溫度。

③熱化學方程式中物質的系數加倍，AH的數值也相應加倍。

3、反應焙變的計算

(1)蓋斯定律

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對于一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焙變一樣，這一規(guī)律稱為蓋斯

定律。

(2)利用蓋斯定律進行反應焰變的計算。

常見題型是給出幾個熱化學方程式，合并出題目所求的熱化學方程式，根據蓋斯定律可知，該

方程式的AH為上述各熱化學方程式的AH的代數和。

(3)根據標準摩爾生成熔，AfHm0計算反應焙變AH。

對任意反應：aA+bB=cC+dD

AH=[cAfHm0(C)+dAfHme(D)]-[aAfHm6(A)+bAfHm6(B)]

二、電能轉化為化學能——電解

1、電解的原理

(1)電解的概念：

在直流電作用下，電解質在兩上電極上分別發(fā)生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。電能轉

化為化學能的裝置叫做電解池。

(2)電極反應：以電解熔融的NaCI為例：

陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發(fā)生氧化反應：2cl--?Cl2T+2e—。

陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發(fā)生還原反應：Na++e--?Nao

總方程式：2NaC方熔)2Na+CI2T

2、電解原理的應用

(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。

陽極：2cl?CI2+2e—

陰極：2H++e-----?H2T

總反應：2NaCI+2H202Na0H+H2T+CI2T

(2)銅的電解精煉。

粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極，精銅為陰極，CuS04溶液為電解質溶液。

陽極反應：CuTCu2++2e—,還發(fā)生幾個副反應

ZnTZn2++2e—；NiTNi2++2e—

FeTFe2++2e—

Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。

陰極反應：Cu2++2e—>Cu

(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例

待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質溶液。

陽極反應：CuTCu2++2e—

陰極反應：Cu2++2e—>Cu

三、化學能轉化為電能——電池

1、原電池的工作原理

(1)原電池的概念：

把化學能轉變?yōu)殡娔艿难b置稱為原電池。

⑵Cu—Zn原電池的工作原理:

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如圖為Cu—Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構成閉合回路后的現象是：Zn片逐漸

溶解，Cu片上有氣泡產生，電流計指針發(fā)生偏轉。該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反應

為：ZnTZn2++2e—；Cu得電子，正極反應為：2H++2e----->H2。電子定向移動形成電流?？?/p>

反應為：Zn+CuS04=ZnS04+Cuo

(3)原電池的電能

若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極；若一種金屬和一種非金屬做電極，

金屬為負極，非金屬為正極。

2、化學電源

(1)鋅鎰干電池

負極反應：ZnTZn2++2e—；

正極反應：2NH4++2e--^NHS+H2；

(2)鉛蓄電池

負極反應：Pb+S042-PbS04+2e-

正極反應：Pb02+4H++S042-+2e-PbS04+2H20

放電時總反應：Pb+PbO2+2H2so4=2PbS04+2H20。

充電時總反應：2PbS04+2H20=Pb+Pb02+2H2S04。

(3)氫氧燃料電池

負極反應：2H2+40H-->^20+46-

正極反應：02+2H20+4e一~MOH-

電池總反應：2H2+02=2H20

3、金屬的腐蝕與防護

(1)金屬腐蝕

金屬表面與周圍物質發(fā)生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。

(2)金屬腐蝕的電化學原理。

生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應為：FeTFe2++2e—。水膜中

溶解的氧氣被還原，正極反應為：02+2H20+4e--?AOH-,該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應為：

2Fe+02+2H20=2Fe(OH)2,Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H20+02=4Fe(OH)3,Fe(OH)3

分解轉化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環(huán)境下，正極反應為：2H++2e-->H2T,該腐蝕稱為“析

氫腐蝕”。

(3)金屬的防護

金屬處于干燥的環(huán)境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金

屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而達到對金屬的防護；也可以利用原電池原理，采用犧牲

陽極保護法。也可以利用電解原理，采用外加電流陰極保護法。

第2章、化學反應的方向、限度與速率(1、2節(jié))

原電池的反應都是自發(fā)進行的反應，電解池的反應很多不是自發(fā)進行的，如何判定反應是否自

發(fā)進行呢？

一、化學反應的方向

1、反應焰變與反應方向

放熱反應多數能自發(fā)進行，即AHVO的反應大多能自發(fā)進行。有些吸熱反應也能自發(fā)進行。

如NH4HC03與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發(fā)進行，

如CaC03高溫下分解生成CaO、C02。

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2、反應婚變與反應方向

煽是描述體系混亂度的概念，熔值越大，體系混亂度越大。反應的婚變AS為反應產物總烯與

反應物總烯之差。產生氣體的反應為煽增加反應，烯增加有利于反應的自發(fā)進行。

3、焰變與煽變對反應方向的共同影響

AH-TAS<0反應能自發(fā)進行。

△H—TAS=O反應達到平衡狀態(tài)。

AH-TAS>0反應不能自發(fā)進行。

在溫度、壓強一定的條件下，自發(fā)反應總是向AH-TASV0的方向進行，直至平衡狀態(tài)。

二、化學反應的限度

1、化學平衡常數

(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之

比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示。

(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數越大，說明反

應可以進行得越完全。

(3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常

數互為倒數。

(4)借助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態(tài)：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，

說明反應達到平衡狀態(tài)。

2、反應的平衡轉化率

(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的平

衡轉化率的表達式為：

a(A)=

(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應

物的平衡轉化率提高。

(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。

3、反應條件對化學平衡的影響

(1)溫度的影響

升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡

的影響是通過改變平衡常數實現的。

(2)濃度的影響

增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物濃

度，平衡向正反應方向移動。

溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變?；どa中，常通過增加某一價廉

易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。

(3)壓強的影響

△Vg=O的反應，改變壓強，化學平衡狀態(tài)不變。

△Vg手0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態(tài)物質體積減小的方向移動。

(4)勒夏特列原理

由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃

度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。

【例題分析】

例1、已知下列熱化學方程式：

(1)Fe203(s)+3C0(g)=2Fe(s)+3C02(g)△H=-25kJ/moI

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(2)3Fe203(s)+C0(g)=2Fe304(s)+C02(g)AH=-47kJ/moI

(3)Fe304(s)+CO(g)=3FeO(s)+C02(g)AH=+19kJ/moI

寫出FeO(s)被CO還原成Fe和C02的熱化學方程式。

解析：依據蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的。我們可

從題目中所給的有關方程式進行分析:從方程式⑶與方程式(1)可以看出有我們需要的有關物質,

但方程式(3)必須通過方程式(2)有關物質才能和方程式(1)結合在一起。

將方程式⑶X2+方程式(2)；可表示為⑶X2+(2)

得：2Fe304(s)+200(g)+3Fe203(s)+CO(g)=6FeO(s)+2C02(g)+2Fe304(s)+C02(g)；AH

=+19kJ/molX2+(—47kJ/mol)

整理得方程式(4)：Fe203(s)+CO(g)=2FeO(s)+C02(g)；AH=-3kJ/mol

將⑴一(4)得200(g)=2Fe(s)+3C02(g)-2FeO(s)-002(g)；AH=-25kJ/moI-(-

3kJ/mol)

整理得：FeO(s)+C0(s)=Fe(s)+C02(g)；AH=-11kJ/mol

答案：FeO(s)+CO(s)=Fe(s)+C02(g)；AH=-11kJ/mol

例2、熔融鹽燃料電池具有高的發(fā)電效率，因而得到重視，可用Li2c03和Na2c03的熔融鹽混

合物作用電解質，C0為陽極燃氣，空氣與C02的混合氣體為陰極助燃氣，制得在650℃下工作

的燃料電池，完成有關的電池反應式：

陽極反應式：2C0+2c032—~^4002+46-

陰極反應式：；

總電池反應式：。

解析：作為燃料電池，總的效果就是把燃料進行燃燒。本題中C0為還原劑，空氣中02為氧

化劑，電池總反應式為：2C0+02=2C02。用總反應式減去電池負極(即題目指的陽極)反應式，

就可得到電池正極(即題目指的陰極)反應式：02+2C02+4e-=20032-。

答案：02+2C02+4e-=2C032-；200+02=2002

例3、下列有關反應的方向說法中正確的是()

A、放熱的自發(fā)過程都是熔值減小的過程。

B、吸熱的自發(fā)過程常常是熔值增加的過程。

C、水自發(fā)地從高處流向低處，是趨向能量最低狀態(tài)的傾向。

D、只根據焰變來判斷化學反應的方向是可以的。

解析：放熱的自發(fā)過程可能使煽值減小、增加或無明顯變化，故A錯誤。只根據始變來判斷反

應進行的方向是片面的，要用能量判據、烯判據組成的復合判據來判斷，D錯誤。水自發(fā)地從高

處流向低處，是趨向能量最低狀態(tài)的傾向是正確的。有些吸熱反應也可以自發(fā)進行。如在25℃

和1.01X105Pa時，2N205(g)=4N02(g)+02(g)；AH=56.7kJ/moI,(NH4)2C03(s)=NH4HC03(s)

+NH3(g)；AH=74.9kJ/mol,上述兩個反應都是吸熱反應，又都是爆增的反應，所以B也正確。

答案：BCo

化學反應原理復習(二)

【知識講解】

第2章、第3、4節(jié)

一、化學反應的速率

1、化學反應是怎樣進行的

(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。

(2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應?？偡磻杏没肺?/p>

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反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。

(3)不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差

別又造成了反應速率的不同。

2、化學反應速率

⑴概念：

單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v

表小。

(2)表達式：

⑶特點

對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學

反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數之比。

3、濃度對反應速率的影響

(1)反應速率常數(K)

反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越

快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。

(2)濃度對反應速率的影響

增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。

增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。

(3)壓強對反應速率的影響

壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。

壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容

積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加；增

大容器容積，氣體壓強減??；氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。

4、溫度對化學反應速率的影響

(1)經驗公式

阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：

式中A為比例系數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。

由公式知，當Ea>0時，升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大?？芍?，溫

度對化學反應速率的影響與活化能有關。

⑵活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的

相差很大?；罨蹺a值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。

5、催化劑對化學反應速率的影響

(1)催化劑對化學反應速率影響的規(guī)律：

催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化

能來有效提高反應速率。

(2)催化劑的特點：

催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變。

催化劑具有選擇性。

催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。

二、化學反應條件的優(yōu)化——工業(yè)合成氨

1、合成氨反應的限度

合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的熔減反應，故降低溫度、精品文

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增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動。

2、合成氨反應的速率

(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高，

故壓強不能特別大。

(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。

(3)溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利于氨的合

成。

(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率。

3、合成氨的適宜條件

在合成氨生產中，達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的，故應該尋找以較高

反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑，控制反應溫度在700K左右，

壓強范圍大致在1X107Pa?1X108Pa之間，并采用N2與H2分壓為1：2.8的投料比。

第3章、物質在水溶液中的行為

一、水溶液

1、水的電離

H20H++0H-

水的離子積常數KW=[H+][0H-],25℃時，KW=1.0X10-14mol2-L-2O溫度升高，有

利于水的電離，KW增大。

2、溶液的酸堿度

室溫下，中性溶液：[H+]=[0H-]=1.0X10-7mol-L-1,pH=7

酸性溶液：[H+]>[0H-],[H+]>1.0X10-7mol-L-1,pH<7

堿性溶液：[H+]<[0H-],[0H-]>1.0X10-7mol-L-1,pH>7

3、電解質在水溶液中的存在形態(tài)

(1)強電解質

強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質，強電解質在溶液中以離子形式存在，主要包括

強酸、強堿和絕大多數鹽，書寫電離方程式時用“="表示。

⑵弱電解質

在水溶液中部分電離的電解質，在水溶液中主要以分子形態(tài)存在，少部分以離子形態(tài)存在，存

在電離平衡，主要包括弱酸、弱堿、水及極少數鹽，書寫電離方程式時用“”表示。

二、弱電解質的電離及鹽類水解

1、弱電解質的電離平衡。

(1)電離平衡常數

在一定條件下達到電離平衡時,弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分

子濃度之比為一常數，叫電離平衡常數。

弱酸的電離平衡常數越大，達到電離平衡時，電離出的H+越多。多元弱酸分步電離，且每步

電離都有各自的電離平衡常數，以第一步電離為主。

(2)影響電離平衡的因素，以CH3C00HCH3C00—+H+為例。

加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3C00H的電離平衡正向移動，加入CH3C00Na固體，加入

濃鹽酸，降溫使CH3C00H電離平衡逆向移動。

2、鹽類水解

(1)水解實質

鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H+或0H一結合生成弱酸或弱堿，從而打破水的精品文

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電離平衡，使水繼續(xù)電離，稱為鹽類水解。

⑵水解類型及規(guī)律

①強酸弱堿鹽水解顯酸性。

NH4CI+H20NH3-H20+HCI

②強堿弱酸鹽水解顯堿性。

CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH

③強酸強堿鹽不水解。

④弱酸弱堿鹽雙水解。

AI2S3+6H20=2AI(OH)3J.+3H2ST

⑶水解平衡的移動

加熱、加水可以促進鹽的水解，加入酸或堿能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱堿陽離

子相混合時相互促進水解。

三、沉淀溶解平衡

1、沉淀溶解平衡與溶度積

⑴概念

當固體溶于水時，固體溶于水的速率和離子結合為固體的速率相等時，固體的溶解與沉淀的生

成達到平衡狀態(tài)，稱為沉淀溶解平衡。其平衡常數叫做溶度積常數，簡稱溶度積，用Ksp表示。

Pb12(s)Pb2+(aq)+21—(aq)

Ksp=[Pb2+][I-]2=7.1X10-9mol3-L-3

(2)溶度積Ksp的特點

Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉淀的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起平

衡移動，但并不改變溶度積。

Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。

2、沉淀溶解平衡的應用

(1)沉淀的溶解與生成

根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規(guī)則如下：

Qc=Ksp時，處于沉淀溶解平衡狀態(tài)。

QOKsp時，溶液中的離子結合為沉淀至平衡。

QcVKsp時，體系中若有足量固體，固體溶解至平衡。

(2)沉淀的轉化

根據溶度積的大小，可以將溶度積大的沉淀可轉化為溶度積更小的沉淀，這叫做沉淀的轉化。

沉淀轉化實質為沉淀溶解平衡的移動。

四、離子反應

1、離子反應發(fā)生的條件

⑴生成沉淀

既有溶液中的離子直接結合為沉淀，又有沉淀的轉化。

(2)生成弱電解質

主要是H+與弱酸根生成弱酸，或0H—與弱堿陽離子生成弱堿，或H+與0H—生成H20。

(3)生成氣體

生成弱酸時，很多弱酸能分解生成氣體。

(4)發(fā)生氧化還原反應

強氧化性的離子與強還原性離子易發(fā)生氧化還原反應，且大多在酸性條件下發(fā)生。

2、離子反應能否進行的理論判據

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(1)根據熔變與熔變判據

對AH—TAS<0的離子反應，室溫下都能自發(fā)進行。

(2)根據平衡常數判據

離子反應的平衡常數很大時，表明反應的趨勢很大。

3、離子反應的應用

(1)判斷溶液中離子能否大量共存

相互間能發(fā)生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。

(2)用于物質的定性檢驗

根據離子的特性反應，主要是沉淀的顏色或氣體的生成，定性檢驗特征性離子。

(3)用于離子的定量計算

常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法。

(4)生活中常見的離子反應。

硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，主要有：

Mg2+的形成。Ca2+、

-Ca2++2HC03CaC03+C02+H20=

-++2HC03++C02H20=Mg2MgC03加熱煮沸法降低水的硬度：

H20C02T+2HC03++—CaC031+Ca2H20C02T+—MgC034-+Mg2++2HC03軟化硬水：

或加入Na2C03

MgCO31Mg21,++C032-=C032Ca2++-=CaC03

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高中有機化學基礎知識總結概括

1、常溫常壓下為氣態(tài)的有機物：1?4個碳原子的燒，一氯甲烷、新戊烷、甲醛。

2、碳原子較少的醛、醇、粉酸(如甘油、乙醇、乙醛、乙酸)易溶于水；液態(tài)燒(如苯、汽

油)、鹵代怪(溪苯)、硝基化合物(硝基苯)、酶、酯(乙酸乙酯)都難溶于水；苯酚在常溫微

溶與水，但高于65℃任意比互溶。

3、所有燒、酯、一氯烷怪的密度都小于水；一漠烷怪、多鹵代煌、硝基化合物的密度都大于

水。

4、能使漠水反應褪色的有機物有：烯怪、快怪、苯酚、醛、含不飽和碳碳鍵(碳碳雙鍵、碳

碳叁鍵)的有機物。能使漠水萃取褪色的有：苯、苯的同系物(甲苯)、CCI4、氯仿、液態(tài)烷燒

等。

5、能使酸性高鎰酸鉀溶液褪色的有機物：烯怪、快燒、苯的同系物、醇類、醛類、含不飽和

碳碳鍵的有機物、酚類(苯酚)。

6、碳原子個數相同時互為同分異構體的不同類物質：烯煌和環(huán)烷怪、煥怪和二烯燒、飽和一

元醇和醴、飽和一元醛和酮、飽和一元竣酸和酯、芳香醇和酚、硝基化合物和氨基酸。

7、無同分異構體的有機物是：烷燒：CH4、C2H6、C3H8；烯怪：C2H4；快怪：C2H2；氯代燃：

CH3CLCH2c12、CHCI3、CCI4、C2H5CI；醇:CH40；醛：CH20、C2H40；酸：CH202。

8、屬于取代反應范疇的有：鹵代、硝化、磺化、酯化、水解、分子間脫水(如：乙醇分子間

脫水)等。

9、能與氫氣發(fā)生加成反應的物質：烯燒、快怪、苯及其同系物、醛、酮、不飽和段酸(CH2HHe00H)

及其酯(CH3cH=CHC00CH3)、油酸甘油酯等。

10、能發(fā)生水解的物質：金屬碳化物(CaC2)、鹵代怪(CH3cH2Br)、醇鈉(CH3cH20Na)、酚鈉

(C6H50Na)x粉酸鹽(CH3C00Na)、酯類(CH3C00CH2cH3)、二糖(C12H22011)(蔗糖、麥芽糖、

纖維二糖、乳糖)、多糖(淀粉、纖維素)((C6H1005)n)、蛋白質(酶)、油脂(硬脂酸甘油酯、

油酸甘油酯)等。

11、能與活潑金屬反應置換出氫氣的物質：醇、酚、粉酸。

12、能發(fā)生縮聚反應的物質：苯酚(C6H50H)與醛(RCH0)、二元/酸(C00H—C00H)與二元醇

(H0CH2CH20H)、二元竣酸與二元胺(H2NCH2CH2NH2)、羥基酸(H0CH2C00H)、氨基酸(NH2cH2C00H)

等。

13、需要水浴加熱的實驗:制硝基苯(―N02,60°C)、制苯磺酸(―S03H,80℃)制酚醛樹脂

(沸水浴)、銀鏡反應、醛與新制Cu(0H)2懸濁液反應(熱水浴)、酯的水解、二糖水解(如蔗

糖水解)、淀粉水解(沸水浴)。

14、光

光照條件下能發(fā)生反應的：烷煌與鹵素的取代反應、苯與氯氣加成反應(紫外光)、—CH3+CI2

一CH2C1(注意在鐵催化下取代到苯環(huán)上)。

15、常用有機鑒別試劑：新制Cu（OH）2、漠水、酸性高鎰酸鉀溶液、銀氨溶液、NaOH溶液、

FeC13溶;攸。

16、最簡式為CH的有機物：乙快、苯、苯乙烯（一CH=CH2）；最簡式為CH20的有機物：甲醛、

乙酸（CH3COOH）、甲酸甲酯（HC00CH3）、葡萄糖（C6Hl206）、果糖（C6Hl206）。

17、能發(fā)生銀鏡反應的物質（或與新制的Cu（OH）2共熱產生紅色沉淀的）：醛類（RCHO）、葡萄

糖、麥芽糖、甲酸（HCOOH）v甲酸鹽（HCOONa）、甲酸酯（HC00CH3）等。

18、常見的官能團及名稱：一X（鹵原子：氯原子等）、—0H（羥基）、—CHO（醛基）、—COOH

（粉基）、—C00—（酯基）、—C0—（翔基）、—0—（醐鍵）、C=C（碳碳雙鍵）、一C三C一（碳碳

叁鍵）'—NH2（氨基）、一NH—C0一（肽鍵）、-N02（硝基）

精品文檔.

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19、常見有機物的通式：烷煌：CnH2n+2；烯怪與環(huán)烷怪：CnH2n；煥煌與二烯怪：CnH2n-2；

苯的同系物：CnH2n-6；飽和一元鹵代煌：CnH2n+1X；飽和一元醇：CnH2n+20或CnH2n+10H；苯

酚及同系物：CnH2n-60或Cn