4 高中化学知识总结
第一部分 高中化学基本概念和基本理论
一．物质的组成、性质和分类：
（一）掌握基本概念
1．分子
分子是能独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。
（ 1）分子同原子、离子一样是构成物质的基
本微粒．
（ 2）按组成分子的原子个数可分为：
单原子分子如： He 、Ne 、Ar 、Kr
③金属晶体中：钠、铁、钾、铜
4．元素
元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同
— 类原子的总称。
（ 1）元素与物质、分子、原子的区别与联系： 物质是由元素组成的（宏观看） ；物质是由分子、原子或离子构成的（微观看） 。
（ 2）某些元素可以形成不同的单质（性质、结构不同） — 同素异形体。
（ 3）各种元素在地壳中的质量分数各不相同，
2. 原子
双原子分子如： O 2、H 2、HCl 、NO
多原子分子如： H 2O 、P 4、C 6H 12O 6
占前五位的依次是： O 、Si 、 Al 、Fe 、Ca 。5．同位素
是指同一元素不同核素之间互称同位素，即
原子是化学变化中的最小微粒。确切地说，
在化学反应中原子核不变，只有核外电子发生变
具有相同质子数，不同中子数的同一类原子互称
同位素。 如 H 有三种同位素： 1 2 3
1H 、 1H 、 1H （氕、
化。
（ 1）原子是组成某些物质（如金刚石、晶体硅、二氧化硅等原子晶体）和分子的基本微粒。
（ 2）原子是由原子核 (中子、质子 )和核外电子构成的。
3. 离子
离子是指带电荷的原子或原子团。
（ 1）离子可分为：
阳离子： Li +、Na +、H +、NH + 阴离子： Cl –
、O 2–
、 OH –
、SO 42–
（ 2）存在离子的物质：
①离子化合物中： NaCl 、CaCl 2、Na 2SO 4
②电解质溶液中：盐酸、 NaOH 溶液
氘、氚）。
6．核素
核素是具有特定质量数、 原子序数和核能态， 而且其寿命足以被观察的一类原子。
（ 1）同种元素、可以有若干种不同的核素 —
同位素。
（ 2）同一种元素的各种核素尽管中子数不同， 但它们的质子数和电子数相同。核外电子排布相 同，因而它们的化学性质几乎是相同的。 7．原子团
原子团是指多个原子结合成的集体，在许多
反应中，原子团作为一个集体参加反应。原子团
有几下几种类型：根（如
SO 42-、OH ˉ、CH 3COO ˉ
等）、官能团（有机物分子中能反映物质特殊性质的原子团，如—OH 、—NO 2、—COOH 等）、游离基（又称自由基、具有不成价电子的原子团，
如甲基游离基·CH 3）。
8. 基
化合物中具有特殊性质的一部分原子或原子
团，或化合物分子中去掉某些原子或原子团后剩
下的原子团。
（1）有机物的官能团是决定物质主要性质的（微
观）
性质包
括内容
成和结构没有
发生改变时呈
现的性质
颜色、状态、气
味、味道、密度、
熔点、沸点、溶
解性、导电性、
导热性等
和结构发生改变
时呈现的性质
一般指跟氢气、
氧气、金属、非
金属、氧化物、
酸、碱、盐能否
发生反应及热稳
定性等
基，如醇的羟基（—OH）和羧酸的羧基（—COOH ）。
（2）甲烷（CH 4）分子去掉一个氢原子后剩余部分（·CH 3）含有未成对的价电子，称甲基或甲基游离基，也包括单原子的游离基（·C l）。
基（羟基）根（氢氧根）
电子
式
电性电中性带负电
9. 物理变化和化学变化
物理变化：没有生成其他物质的变化，仅是物质形态的变化。
化学变化：变化时有其他物质生成，又叫化学反应。
化学变化的特征：有新物质生成伴有放热、发光、变色等现象
化学变化本质：旧键断裂、新键生成或转移电子等。二者的区别是：前者无新物质生成，仅
不能独立存在，
存在
必须和其他“基”于
或原子团相结合能独立存在于溶
液或离子化合物
中
是物质形态、状态的变化。
10. 溶解性
指物质在某种溶剂中溶解的能力。例如氯化
9．物理性质与化学性质
物理性质化学性质
物质不需要发钠易溶于水，却难溶于无水乙醇、苯等有机溶剂。单质碘在水中溶解性较差，却易溶于乙醇、苯等
有机溶剂。苯酚在室温时仅微溶于水，当温度大
概念
生化学变化就（宏
能表现出来的观）
性质物质在发生化学
变化时表现出来
的性质
于70℃时，却能以任意比与水互溶（苯酚熔点为
43℃，70℃时苯酚为液态）。利用物质在不同温度
或不同溶剂中溶解性的差异，可以分离混合物或
实质物质的分子组物质的分子组成进行物质的提纯。
在上述物质溶解过程中，溶质与溶剂的化学组成没有发生变化，利用简单的物理方法可以把溶质与溶剂分离开。还有一种完全不同意义的溶解。例如，石灰石溶于盐酸，铁溶于稀硫酸，氢氧化银溶于氨水等。这样的溶解中，物质的化学组成发生了变化，用简单的物理方法不能把溶解的物质提纯出来。
11. 液化
指气态物质在降低温度或加大压强的条件下转变成液体的现象。在化学工业生产过程中，为了便于贮存、运输某些气体物质，常将气体物质液化。液化操作是在降温的同时加压，液化使用的设备及容器必须能耐高压，以确保安全。常用的几种气体液化后用途见下表。的能力。元素的原子越易失去电子，该元素的金
属性越强，它的单质越容易置换出水或酸中的氢
成为氢气，它的最高价氧化物的水化物的碱性亦
越强。元素的原子半径越大，价电子越少，越容
易失去电子。在各种稳定的同位素中，铯元素的
金属性最强，氢氧化铯的碱性也最强。除了金属
元素表现出不同强弱的金属性，某些非金属元素
也表现出一定的金属性，如硼、硅、砷、碲等。13．非金属性
是指元素的原子在反应中得到（吸收）电子
的能力。元素的原子在反应中越容易得到电子。
元素的非金属性越强，该元素的单质越容易与H 2化合，生成的氢化物越稳定，它的最高价氧化物
的水化物（含氧酸）的酸性越强（氧元素、氟元
气体名
称液化后名称主要用途
素除外）。
已知氟元素是最活泼的非金属元素。它与氢
空气液体空气
分离空气制取氧气、
氮气、稀有气体气在黑暗中就能发生剧烈的爆炸反应，氟化氢是最稳定的氢化物。氧元素的非金属性仅次于氟元
氮气液氮冷冻剂
自来水消毒剂，制氯素，除氟、氧元素外，氯元素的非金属性也很强，它的最高价氧化物（Cl 2O7）的水化物—高氯酸
氯气液氯
氨气液氨化铁、氯化烷等
制冷剂，用于氨制冷
（HClO 4）是已知含氧酸中最强的一种酸。
金属性强弱非金属性强弱
二氧化硫液体二氧化
硫
机中
漂白剂
最高价氧化物水化
物碱性强弱
与水或酸反应，置换
最高价氧化物水化物
酸性强弱
与H 2化合的易难及
石油气液化石油气燃料
12. 金属性
元素的金属性通常指元素的原子失去价电子出H2的易难
活泼金属能从盐溶
液中置换出不活泼
生成氢化物稳定性
活泼非金属单质能置
换出较不活泼非金属
金属单质15．还原性
阳离子氧化性强的
为不活泼金属，氧化性弱的为活泼金属
原电池中负极为活
泼金属，正极为不活泼金属
电解时，在阴极先析出的为不活泼金属
14．氧化性阴离子还原性强的为
非金属性弱，还原性
弱的为非金属性强
将金属氧化成高价的
为非金属性强的单
质，氧化成低价的为
非金属性弱的单质
电解时，在阳极先产
生的为非金属性弱的
单质
物质在化学反应中失去电子的能力称为该物
质的还原性。金属单质、大多数非金属单质和含
有元素低价态的化合物都有较强的还原性。物质
还原性的强弱取决于该物质在化学反应中失去电
子能力的大小。
元素的金属性越强，金属单质的还原性也越
强，金属单质还原性顺序和金属活动性顺序基本
一致。元素的非金属性越弱，非金属单质的还原
性越强。元素若有多种价态的物质，一般说来，
价态降低，还原性越强。如含硫元素不同价态的
物质的还原性：H2S＞S＞SO2 ；含磷元素物质的
物质（单质或化合物）在化学反应中得到（吸引）电子的能力称为物质的氧化性。非金属单质、金属元素高价态的化合物、某些含氧酸及其盐一还原性PH3＞P4＞PO
＞Fe2+等。16．挥
发性
3- ；铁及其盐的还原性：Fe
般有较强的氧化性。
非金属单质的氧化性强弱与元素的非金属性
十分相似，元素的非金属性越强，单质的氧化性
也越强。氟是氧化性最强的非金属单质。氧化性
规律有：①活泼金属阳离子的氧化性弱于不活泼
金属阳离子的氧化性，如Na+＜Ag +；②变价金属中，高价态的氧化性强于低价态的氧化性，如Fe3+
液态物质在低于沸点的温度条件下转变成气态的能力，以及一些气体溶质从溶液中逸出的能力。具有较强挥发性的物质大多是一些低沸点的液体物质，如乙醇、乙醚、丙酮、氯仿、二硫化碳等。另外氨水、浓盐酸、浓硝酸等都具有很强的挥发性。这些物质贮存时，应密闭保存并远离热源，防止受热加快挥发。
＞Fe2+，MnO - ＞MnO 2- ＞MnO 2；③同种元素含17. 升华
氧酸的氧化性往往是价态越高，氧化性越强，如HNO 3＞HNO 2，浓度越大，氧化性也越强，如浓HNO 3＞稀HNO 3,浓H 2SO4＞稀H2SO4。然而，也有例外，如氯元素的含氧酸，它们的氧化性强弱
顺序是HClO ＞HClO 2＞HClO 3＞HClO 4。
在加热的条件下，固态物质不经过液态直接
变为气态的变化。常见能升华的物质有I2、干冰（固态CO2）、升华硫、红磷、灰砷等。
18．稳定性
是物质的化学性质的一种。它反映出物质在
3
4 4
一定条件下发生化学反应的难易程度。稳定性可
分为热稳定性、光化学稳定性和氧化还原稳定性。
越不活泼的物质，其化学稳定性越好。例如：苯在一般情况下，化学性质比较稳定，所以，常
用苯作萃取剂和有机反应的介质。很多反应在水
溶液中进行和水作溶剂，都是利用了水的化学稳
定性。
19. 混合物
由两种或多种物质混合而成的物质叫混合
物；
（1）混合物没有固定的组成，一般没有固定
的熔沸点；
（2）常见特殊名称的混合物：氨水、氯水、
王水、天然水、硬水、软水、盐酸、浓硫酸、福
尔马林、水玻璃；爆鸣气、水煤气、天然气、焦
炉气、高炉煤气、石油气、裂解气、空气；合金；
过磷酸钙、漂白粉、黑火药、铝热剂、水泥、铁
触媒、玻璃；煤、石油；石油、石油的各种馏分。
【注意】由同素异形体组成的物质为混合物如
红磷和白磷。由同位素原子组成的物质是纯净物
如H2O 与D2O 混合为纯净物。
20. 单质
由同种元素组成的纯净物叫单质。如O2、Cl 2、N2、Ar 、金刚石、铁(Fe)等。HD 、16O、18
于单质，单质分为金属单质与非金属单质两种。
21. 化合物
由不同种元素组成的纯净物叫化合物。
从不同的分类角度化合物可分为多种类型，如离子化合物和共价化合物；电解质和非电解质；
无机化合物和有机化合物；酸、碱、盐和氧化物
等。
22. 酸
电离理论认为：电解电离出的阳离子全部是
H +的化合物叫做酸。
常见强酸：HCIO 4、H2S O4、HCl 、HNO 3
常见弱酸：H 2SO3、H3PO4、HF 、HClO 、H 2CO 3、
H 2SO3、CH 3COOH
23. 碱
电离理论认为，电解质电离时产生的阴离子
全部是OHˉ的化合物叫碱。
常见强碱：NaOH 、KOH 、Ba(OH) 2、Ca(OH) 2
常见弱碱：NH 3·H2O、Al(OH) 3、Fe(OH) 3 24. 盐
电离时生成金属阳离子(或NH 4+)和酸根离子
的化合物叫做盐。
盐的分类：①正盐：如：(NH 4)2SO4、Na2SO4
②酸式盐：如NaHCO 3、NaH 2PO4、Na2HPO4 ③ 碱式盐：Cu2(OH) 2CO 3④复盐：
KAl(SO 4)2·12H 2O
25. 氧化物
由两种元素组成，其中一种是氧的化合物叫
氧化物。
（1）氧化物的分类方法按组成分：
金属氧化物：Na2O、Al 2O3、Fe3O4
非金属氧化物：NO 2、CO、SO2、CO 2（2）按性质分：
O 也属
O 不成盐氧化物： CO 、NO
成盐氧化物：酸性氧化物： CO 2、SO 2
碱性氧化物： Na 2O 2、CuO 两性氧化物： Al 2O 3、ZnO 过氧化物： Na 2O 2 超氧化物： KO 2
26. 同素异形体
由同种元素所形成的不同的单质为同素异形体。
（ 1）常见同素异形体： 红磷与白磷； O 2 与 O 3； 金刚石与石墨。
（ 2）同素异形体之间可以相互转化，属于化学变化但不属于氧化还原反应。 （二）正确使用化学用语
1．四种符号
（ 1）元素符号：①表示一种元素（宏观上）
。
②表示一种元素的一个原子（微观上） 。③表示
该元素的相对原子质量。
（ 2）离子符号：在元素符号右上角标电荷数及电性符号（正负号） ， “l 省”略不写如： Ca 2+、SO 4 2ˉ
、 C1ˉ、Na + （ 3）价标符号：是在元素正上方标正负化合
元素一定数目的原子化合的性质。
①在离子化合物中，失去电子的为正价，失去 n 个电子即为正 n 价；得到电子为负价，得到n 个电子为负 n 价。
②在共价化合物中，元素化合价的数值就是
这种元素的一个原子跟其他元素的原子形成的共用电子对的数目、正负则由共用电子对的偏移来 决定， 电子对偏向哪种原子， 哪种原子就显负价； 偏离哪种原子、哪种原子就显正价。
③单质分子中元素的化合价为零。
3．化学式
用元素符号表示单质或化合物的组成的式子成为化学式。根据物质的组成以及结构特点，化学式可以是分子式、实验式、结构简式等。不同的化学式所表示的意义有区别。 离子化合物的化学式表示离子化合物及其元
素组成，还表示离子化合物中阴、阳离子最简单的整数比，同时也表示离子化合物的化学式量。 例如， 氢氧化钡这种物质及其组成元素是钡、
氢、
氧 3 种元素，化学式还表示了 Ba 2+与 OH - 的个数比是 1：2，它的化学式量为 171。
过氧化钠的化学式是 Na 2O 2，但不能写成
1
1
NaO ，在过氧化钠中实际存在的离子是 O 22-
离子，
价、正负写在价数前。 “l 不”能省略。 如： H 、Cl 、
且 Na +： O 2 2-
为 2： 1，所以，过氧化钠的化学式
1
6
2
Na 、 S 、 O
只能用 Na 2O 2 表示。
（ 4）核素符号：如
27
13Al 、 32
16 8 左上
某些固体非金属单质及所有的金属单质因组
角为质量数，左下角为质子数。
2．化合价
化合价是指一种元素一定数目的原子跟其他
成、结构比较复杂，它们的化学式只用元素符号表示。比如红磷的化学式是
P 。
16S 、
4 3O 4．分子式
用元素符号表示物质的分子组成的式子。 一般分子式是最简式的整数倍，多数无机物 二者是一致的。但也有例外，如最简式为
NO 2 的 6．电子式
在元素符号周围用 “·”或“ ×表示”其最外层电子数的式子。
（ 1）用电子式表示阴离子时要用 [ ]括起， 电
分子可能是 NO 2，也可能是 N 2O 4。
有些单质、原子晶体和离子晶体通常情况下
荷数写在括号外面的右上角。
NH
阳离子也应如此写。
+
、H +
等复杂
不存在简单分子，它的化学式则表示这种晶体中
各元素的原子或离子数目的最简整数比，如 C 、
SiO 2、CsCl 、Na 2CO 3、2CaSO 4·H 2O 等。
分子式的意义：
（ 1）表示物质的元素组成；
（ 2）表示该物质的一个分子；
（ 3）表示分子中各元素的原子个数；
（ 4）表示该物质的相对分子质量。
例如，硫酸的分子式是
H 2SO 4 ，它表示硫酸
这种物质，也表示了硫酸的一个分子及分子是由 2 个氢原子、 1 个硫原子、 4 个氧原子组成。 H 2SO 4 同时也表示它的相对分子质量为
1.008 ×2+3
2.07+16.00 × 4=98.086 ≈ 98
5．实验式
也称最简式。仅表示化合物中各元素原子个数比的式子。
有机物往往出现不同的化合物具有相同的实
验式。如乙炔和苯的实验式是 CH ，甲醛、乙酸、乳酸和葡萄糖等的实验式是 CH 2O 。已知化合物的最简式和相对分子质量，就可求出它的分子式， 如乙酸最简式 CH 2O ，式量为 60， (CH 2O) n =60 ， n=2，所以乙酸分子式为 C 2H 4O 2。
（ 2）书写简单离子构成的离子化合物的电子
式时可以遵循下面几点：
①简单阳离子的电子式即是离子符号。
②简单阴离子的电子式即是元素符号周围有
8 个小圆点外加 [ ] 及电荷数。
③阴、阳离子交替排列。如：
（ 3）注意各原子的空间排序及孤对电子、单电子的存在。如：
（ 4）用电子式表示某物质形成过程，要注意“左分右合箭头连 ”的原则。如：
（ 5）另外，各电子式的书写还应注意力求均匀、对称、易识别。
7. 结构式
用短线将分子中各原子按排列数序和结合方式相互连接起来的式子。书写规律：一共用电子对画一短线，没有成键的电子不画出。
氢气（ H 2） H — H
氮气（ N 2）
N ≡N
氨（ NH 3）
H +
3
2 4 次氯酸（ HClO ）
H — O — Cl
用结构式表示有机物的分子结构更具有实用性，并能明确表达同分异构体，例如：
乙酸（ C 2H 4O 2）
表示电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动离子过程的式子。
①强电解质的电离方程式用 “ =。”弱电解质的
电离方程式用 “ ”链接。
②弱酸的酸式酸根的电离用
“ ”。
－
HCO 3
－
+
CO 3 + H
甲酸甲酯（ C 2H 4O 2）
③强酸的酸式酸根的电离用
“=”。
8. 结构简式
HSO 4 2－
+
= SO 4
+ H
它是结构式的简写，一般用于有机物，书写
时应将分子中的官能团表示出来，它可以把连接
④多元弱酸的电离分步进行。
－
3PO 4 H 2PO 4 + H
在相同原子的相同结构累加书写，也不需把所有
H PO －
－ HPO
的化学键都表示出来。例如：
2
4
HPO
2 －
PO 4 4 + H 3－ + H
+
乙烷（ C 2H 4O 2） CH 3CH 3
新戊烷（ C 5H 12） C(CH 3)4
苯（ C 6H 6）
或
乙酸（ C 2H 4O 2） CH 3COOH
9. 原子结构示意图
用以表示原子核电荷数和核外电子在各层上排布的简图，如钠原子结构简图为：
表示钠原子核内有 11 个质子， 弧线表示电子层（3 个电子层），弧线上数字表示该层电子数 （ K 层 2 个电子， M 层 1 个电子）。
原子结构示意图也叫原子结构简图，它比较直观，易被初学者接受，但不能把弧线看作核外电子运行的固定轨道。
10. 电离方程式
⑤多元弱碱的电离认为一步完成。
Fe(OH) Fe 3+
+ 3OH
－
11. 离子反应方程式的书写规则
用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子叫做离子方程式。
离子方程式书写原则如下：
①只能将易溶、易电离的物质写成离子式； 如 NaCI 、Na 2SO 4、NaNO 3、CuSO 4
②将难溶的（如 BaSO 4、BaCO 3、AgCl ），
难电离的 （如 HClO 、HF 、CH 3COOH 、NH 3·H 2O 、 H 2O ），易挥发的气体（如 SO 2、CO 2、H 2S ）用化学式表示。
③微溶物： 若处于混浊态要写成分子式， 澄清态改写成离子式。
④弱酸的酸式盐酸根不可拆开。如
HCO 3ˉ、
HSO 3ˉ、HS ˉ。
－
+
⑤碱性氧化物亦要保留分子式。
⑥离子方程式除了应遵守质量守恒定律外，离反应发生了 1 mol 的变化（即1mol 的2C 与1mol 的2O2完全反应生成1mol 的2CO2）时的热效应
子方程式两边的离子电荷总数一定相等（离子电为－787.2 kJ m·ol －1，即放出787.2 kJ 的热。
荷守恒）。
12. 热化学方程式
表明反应所放出或吸收的热量的方程式，叫
做热化学分方程
（1）要注明反应的温度和压强，若反应是在
298 K 和1.013 ×105 Pa条件下进行，可不予注明。
（2）要注明反应物和生成物的聚集状态或晶
型。常用s、l、g、aq 分别表示固体、液体、气体、溶液。
（3）ΔH 与方程式计量系数有关，注意方程式与对应ΔH 不要弄错，计量系数以“mol”为单位，可以是小数或分数。
（4）在所写化学反应计量方程式后写下ΔH 的数值和单位，方程式与ΔH应用分号隔开。
（5）当ΔH 为“－”或ΔH＜0 时，为放热反应，当ΔH 为“＋”或ΔH ＞0 时，为吸热反应。例如：C（石墨）＋O2(g) = CO 2(g)；ΔH =－393.6
－1
kJ ·mol
表示体系在298 K 、1.013 ×105Pa 下，反应发生了 1 mol 的变化（即 1 mol 的 C 与1 mol 的O2生成 1 mol 的CO 2）时，相应的热效应为－393.6 kJ ·mol －1，即放出393.6 kJ 的热。
2C（石墨）＋2O2(g) = 2CO 2(g) ；ΔH =－787.2
－1
kJ ·mol
表示体系中各物质在298 K ，1.013 ×105Pa 下，二．化学反应与能量
（一）掌握化学反应的四种基本类型
1. 化合反应
两种或两种以上的物质相互作用，生成一种
物质的反应。即： A + B + C =E
如：CaO + H 2O= Ca(OH) 24NO2+ O 2 + 2H 2O =4HNO 3
2. 分解反应
一种物质经过反应后生成两种或两种以上物
质的反应。即：AB = C + D
如：CaCO3= CaO + CO 2↑
2KMnO 4= K 2MnO 4+ MnO 2 + O 2↑
3. 置换反应
一种单质与一种化合物反应，生成另一种单
质和另一种化合物的反应。
如：2Mg + CO 2= 2MgO + C
4. 复分解反应
两种化合物相互交换成分，生成另外两种化
合物的反应。
如：AgNO 3+ HCI=AgCl ↓+ HNO3
（二）氧化还原反应：氧化剂、还原剂
1. 基本概念
①氧化反应：物质失去电子（化合价升高）
的反应。
还原反应：物质得到电子（化合价降低）
的反应。
②被氧化：物质失去电子被氧化。（所含元素
化合价升高）。
被还原：物质得到电子被还原。（所含元素
化合价降低）。
③氧化剂：得到电子的物质。
还原剂：失去电子的物质。
④氧化性：物质得电子的能力。
还原性：物质失电子的能力。
⑤氧化产物：氧化反应得到的产物。
还原产物：还原反应得到的产物。
⑥氧化还原反应：有电子转移（电子得失或
共用电子对偏移）的反应，实质是电子的转移，
特征是化合价的升降。
2. 概念间的关系
3. 氧化还原反应的一般规律
①表现性质规律
同种元素具有多种价态时，一般处于最高价
态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。
②性质强弱规律
氧化剂+ 还原剂= 还原产物+ 氧化产物
氧化剂得电子→还原产物
还原剂失电子→氧化产物
氧化性：氧化剂＞氧化产物；
还原性：还原剂＞还原产物
③反应先后规律
在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还
原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强
的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首
先与溶液中最强的氧化剂作用。例如，向含有
FeBr 2溶液中通入Cl 2，首先被氧化的是Fe2+
④价态归中规律
含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原
反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价→ 中间价”的规律。
⑤电子守恒规律
在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用
电子对偏离）总数一定相等。
4. 氧化性、还原性大小的比较
（1）由元素的金属性或非金属性比较
a、金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增
强而减弱
b、非金属阴离子的还原性随其单质的氧化
性增强而减弱
（2）由反应条件的难易比较
不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条
件越易，其氧化剂的氧化性越强。如：
2KMnO 4+ 16HCl = 2KCl + 2MnCl 2+ 5Cl 2↑+ 8H2O （常温）
MnO 2 + 4HCl （浓）= MnCl 2 + Cl 2↑ +2H2 O
下＞上，左＞右。
（6）某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关：
温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。
浓度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。
（加热）酸碱性：如中性环境中NO 3不显氧化性,酸前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：性环境中NO －显氧化性；又如KMnO 4 溶液的氧
KMnO 4＞MnO 2。同理，不同的还原剂与同一氧化
剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越
强。
（3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比
较
当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原
剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。
如：
2Fe + 3Cl 2 2FeCl3 ，S + Fe FeS ，根据铁被氧化程度的不同（Fe3+、Fe2+），可判断氧化性：Cl 2＞S。同理，当不同的还原剂与
同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，
还原剂的还原性就越强。
（4）根据反应方程式进行比较
氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物氧
化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原
剂＞还原产物
简记：左＞右
（5）根据元素周期律进行比较
一般地，氧化性：上＞下，右＞左；还原性：化性随溶液的酸性增强而增强。
注意：物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得
到或失去电子的难易，与得失电子的多少无关。
【注意】：中学化学中提及的“化”名目繁多．要判别它们分属何种变化，必须了解其过程.请你根据下列知识来指出每一种“化”发生的是物理变化还
是化学变化。
1. 风化
结晶水合物在室温和干燥的空气里失去部分
或全部结晶水的过程。
2. 催化
能改变反应速度，本身一般参与反应但质量
和化学性质不变。应了解中学里哪些反应需用催
化剂。
3. 岐化
同一种物质中同一元素且为同一价态原子间
发生的氧化还原反应。如：2Cl 2+ 2Ca(OH) 2 = CaCl 2 + Ca(ClO) 2 + H2O
4. 酸化
向某物质中加入稀酸使之呈酸性的过程。比如
－
3
Ca 加热、加压 H O
KMnO 4 溶液用 H 2SO 4 酸化， AgNO 3 溶液用 HNO 3 酸化。
5. 钝化
块状的铝、铁单质表面在冷的浓硫酸或浓硝酸中被氧化成一层致密的氧化物保护膜，阻止内层金属与酸继续反应。
6. 硬水软化
通过物理、 化学方法除去硬水中较多的
2+
、
Mg 2+
的过程。
7. 水化
烯、炔与水发生加成反应生成新的有机物。
如：乙烯水化法： CH 2＝ CH 2 + H 2O 催化剂
CH 3CH 2OH
乙炔水化法： CH ≡CH +
向橡胶中加硫， 以改变其结构 （双键变单键） 来改善橡胶的性能，减缓其老化速度的过程。 12．裂化
在一定条件下，分子量大、沸点高的烃断裂
为分子量小、沸点低的烃的过程。目的：提高汽油的质量和产量。比如石油裂化。
13. 酯化
醇与酸生成酯和水的过程。
14. 硝化（磺化）
苯环上的 H 被— NO 2 或—SO 3H 取代的过程。 （三）化学反应中的能量变化
1．化学反应中的能量变化，通常表现为热量的变化：
（ 1）吸热反应：化学上把吸收热量的化学反
应称为吸热反应。如 C+CO 2
2CO 为吸热反
2 催化剂
加热、加压
CH 3CHO
应。
8. 氢化（硬化）
液态油在一定条件下与 H 2 发生加成反应生
成固态脂肪的过程。
植物油转变成硬化油后，性质稳定，不易变
质，便于运输等。
9. 皂化
油脂在碱性条件下发生水解反应的过程。产物：高级脂肪酸钠
+ 甘油
10. 老化
橡胶、塑料等制品露置于空气中，因受空气氧化、日光照射而使之变硬发脆的过程。 11．硫化
（ 2）放热反应：化学上把放出热量的化学反
应称为放热反应。 如 2H 2+O 2 2H 2 O 为放热反
应。
2. 化学反应中能量变化的本质原因
化学反应中的能量变化与反应物和生成物所 具有的总能量有关。如果反应物所具有的总能量 高于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时 放出热量；如果反应物所具有的总能量低于生成 物所具有的总能量， 在发生化学反应时吸收热量。
3. 反应热、燃烧热、中和热、热化学方程式
（ 1）反应熟：在化学反应中放出或吸收的热量，通常叫反应热用
△
H 表示。单位： kJ ·mol –
1
mol
（ 2）燃烧热：在 101kPa 时 1mol H 2 物质完全
燃烧生成稳定的氧化物时所放出的能量，叫该物 质的燃烧热。如： 101kPa 时 lmol H 2 完全燃烧生 一般不写。
2. 元素相对原子质量（即平均相对原子质量）
由于同位素的存在，同一种元素有若干种原 成液态水，放出 285.5 kJ H 2 的燃烧热。
m ·ol –
1 的热量，这就是 子，所以元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占的一定百分比计算出来的平均值，即 H 2(g)+1
2 O 2 (g) =H 2O(l) ；
△ H= –285． 5kJ ·mol –
1
（ 3）中和热：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应而生成
1mol H 2O ，这时的反应热叫做中和热。 按各同位素的相对原子质量与各天然同位素原子
百分比乘积和计算平均相对原子质量。
3. 相对分子质量
一个分子中各原子的相对原子质量 ×原子个
H +
(aq)+OH –
(aq)=H 2O(1) ；
数的总和称为相对分子质量。
△ H= –57.3kJ ·m ol –
1
【注意】：化学反应的几种分类方法：
1. 根据反应物和生成物的类别及反应前后物质种
类的多少分为：化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。
2. 根据反应中物质是否有电子转移分为：氧化
还原反应、非氧化还原反应。 3．根据反应是否有离子参加或生成分为：离子反应、非离子反应。 4．根据反应的热效应分为：放热反应、吸热反应 。 5．根据反应进行的程度分为：可逆反应、不可
逆反应。
三．化学中常用计量
1．同位素相对原子质量
12
C 的一个原子质量的 1/12 作为标准，其 他元素的一种同位素原子的质量和它相比较所得
的数值为该同位素相对原子质量，单位是 “一”，
4.
物质的量的单位 —— 摩尔
物质的量是国际单位制（ SI ）的 7 个基本单
位之一，符号是 n 。用来计量原子、分子或离子 等微观粒子的多少。
摩尔是物质的量的单位。简称摩，用
mol 表
示
①使用摩尔时， 必须指明粒子的种类： 原子、分子、离子、电子或其他微观粒子。
② 1mol 任何粒子的粒子数叫做阿伏加德罗常数。阿伏加德罗常数符号
N A ，通常用 6.02 ×1023
mol ˉ1
这个近似值。
③物质的量，阿伏加德罗常数，粒子数（ N ）
有如下关系： n=N ·N A
5. 摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质
量叫做摩尔质量。用 M 表示，单位： g ·mol ˉ1 或
kg · 1
。ˉ
①任何物质的摩尔质量以 g ·mol 1ˉ为单位时，
其数值上与该物质的式量相等。
以
。 ②物质的量 (n) 、物质的质量（ m ）、摩尔质量
（ M ）之间的关系如下： M=m ·n
6.
气体摩尔体积：单位物质的量气体所占的体积叫做气体摩尔体积。
用 V m 表示， V m =V ÷n 。常用单位
L · mol 1ˉ
①标准状况下，气体摩尔体积约为 22.4
1
L · mol ˉ
阿伏加德罗定律及推论：
定律：同温同压下，相同体积的任何气体都会有相同数目的分子。
理想气体状态方程为：
PV=nRT （ R 为常数）
由理想气体状态方程可得下列结论： ①同温同压下， V 1： V 2=n 1： n 2
②同温同压下， P 1： P 2=M l ： M 2
③同温同体积时， n l ： n 2=P l ： P 2
7.
物质的量浓度
以单位体积里所含溶质
B 的物质的量来表示
溶液组成的物理量， 叫做溶质 B 的物质的量浓度。符号 C B 。
C B =n B (mol) ／ V(L)
（ n B 是溶质 B 的物质的量，
V 是溶液体积） ，单位是 mol · L 1
。ˉ
物质的量浓度与质量分数的换算公式：
c
1000 %
M
四．物质结构、元素周期律
（一）原子结构
A
1.
原子（ Z X ）中有质子（带正电） ： Z 个，中
子（不显电性） ：（A — Z ）个，电子（带负电） ：
Z 个。
2.
原子中各微粒间的关系：
① A=N+Z （A ：质量数， N ：中子数， Z ：质量数）
② Z= 核电荷数 =核外电子数 =原子序数
③ M Z ≈ M N ≈ 1836 M e ˉ（质量关系） 3．原子中各微粒的作用 （ 1）原子核
几乎集中源自的全部质量，但其体积却占整个体积的千亿分之一。其中质子、中子通过强烈
的相互作用集合在一起，使原子核十分 “坚固 ”，
在化学反应时不会发生变化。另外原子核中蕴含 着巨大的能量 —— 原子能（即核能） 。
（ 2）质子
带一个单位正电荷。质量为
1.6726 ×10-27kg ，
相对质量 1.007 。质子数决定元素的种类。
（ 3）中子
不带电荷。质量为 1.6748 ×10-27kg ，相对质量 1.008 。中子数决定同位素的种类。
（ 4）电子
带 1 个单位负电荷。质量很小，约为
11836 ×1.6726 ×10
-27
kg 。与原子的化学性质密切相
关，特别是最外层电数数及排布决定了原子的化 学性质。
4．原子核外电子排布规律
（ 1）能量最低原理：核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在
能量逐步升高的电子层里，即依次：
K→L→M→N→O→P→Q顺序排列。
（2）各电子层最多容纳电子数为2n2个，即K 层2 个，L 层8 个，M 层18 个，N 层32 个等。
（3）最外层电子数不超过8 个，次外层不超
过18 个，倒数第三层不超过32 个
【注意】以上三条规律是相互联系的，不能孤立
理解其中某条。如M 层不是最外层时，其电子数
最多为18 个，当其是最外层时，其中的电子数最多为8 个。
（二）元素周期律、元素周期表
1．原子序数：人们按电荷数由小到大给元素编
号，这种编号叫原子序数。（原子序数=质子数= 核电荷数）
2．元素周期律：元素的性质随着原子序数的递
增而呈周期性变化，这一规律叫做元素周期律。
具体内容如下：
随着原子序数的递增，
①原子核外电子层排布的周期性变化：最外
层电子数从1→8个的周期性变化。
②原子半径的周期性变化：同周期元素、随
着原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变
化。
③元素主要化合价的周期性变化：正价
+1→ +7，负价－4→－1 的周期性变化。
④元素的金属性、非金属性的周期性变化：
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变
化。【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化
的本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变
化的必然结果。
3．元素周期表
（1）元素周期表的结构：横七竖十八
第一周期 2 种元素短
周期第二周期8 种元素
第三周期8 种元素
周期第四周期18 种元素
（横向）长周期第五周期18 种元素
第六周期32 种元素
不完全周期：第七周期26 种元素
主族(A) ：ⅠA、ⅡA 、ⅢA 、ⅣA、ⅤA、ⅥA 、ⅦA
族副族(B)：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB (纵向) 第VIII 族：三个纵行，位于Ⅶ B 族与ⅠB 族中间零族：稀有气体元素
【注意】表中各族的顺序：Ⅰ A 、ⅡA 、ⅢB 、ⅣB、ⅤB、ⅥB 、ⅦB、VIII 、Ⅰ B、Ⅱ B、Ⅲ A、Ⅳ A 、Ⅴ A 、Ⅵ A、Ⅶ A、0 （2）原子结构、元素性质与元素周期表关系
的规律：
①原子序数=核内质子数
②电子层数=周期数（电子层数决定周期数）
③主族元素最外层电子数=主族序数=最高正
价数
④负价绝对值=8 －主族序数（限ⅣA～ⅦA ）
⑤同一周期，从左到右：原子半径逐渐减小，
元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，则非
金属元素单质的氧化性增强，形成的气态氧化物
2
－
2
－
－
越稳定，形成的最高价氧化物对应水化物的酸性
增强，其离子还原性减弱。
⑥同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。则
金属元素单质的还原性增强，形成的最高价氧化
物对应的水化物的碱性增强，其离子的氧化性减
弱。
（3）元素周期表中“位、构、性”的三角关系
（4）判断微粒大小的方法
①同周期元素的原子或最高价离子半径从左
到右逐渐减小（稀有气体元素除外），如：Na＞Mg ＞Al ；Na+＞Mg 2+＞Al 3+。
②同主族元素的原子半径或离子半径从上到
下逐渐增大，如：O＜S＜Se，F ＜Cl ＜Br -。
③电子层数相同，核电荷数越大半径越小，如：
K +＞Ca 2+。
④核电荷数相同，电子数越多半径越大，如：
Fe2+＞Fe3+。
⑤电子数和核电荷数都不同的，一般通过一
种参照物进行比较，如：比较Al 3+与S2-的半径大小，可找出与Al 3+电子数相同，与S2－同一主族元素的O2-比较，Al 3+＜O2－、O2－＜S2－、故Al 3+＜
2－
⑥具有相同电子层结构的离子，一般是原子
序数越大，离子半径越小，如：rS2－＞rCl －＞rK +＞rCa2+
（5）电子数相同的微粒组
①核外有10 个电子的微粒组：
原子：Ne；
分子：CH 4、NH 3、H2O、HF；
阳离子：Na+、Mg 2+、Al 3+、NH 4+、H 3O+；
阴离子：N3－、O2－、F－、OH －、NH －。
②核外有18 个电子的微粒：
原子：Ar ；
分子：SiH 4、PH3、H2S、HCl 、F2 、H 2O2；
阳离子：K+、Ca2+；
阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl －、O 2－（三）化学键和晶体结构
1．化学键：相邻原子间强烈的相互作用叫作化
学键。包括离子键和共价键（金属键）。
2. 离子建
（1）定义：使阴阳离子结合成化合物的静电
作用叫离子键。
（2）成键元素：活泼金属（或NH 4+）与活泼的非金属（或酸根，OH ）
（3）静电作用：指静电吸引和静电排斥的平
衡。
3. 共价键
（1）定义：原子间通过共用电子对所形成的
相互作用叫作共价键。
（2）成键元素：一般来说同种非金属元素的
S 。
。
原子或不同种非金属元素的原子间形成共用电子
对达到稳定结构。
（3）共价键分类：
①非极性键：由同种元素的原子间的原子间形成
的共价键（共用电子对不偏移）。如在某些非金
属单质（H2、Cl2 、O2、P4 ）共价化合物（H 2O2、多碳化合物）、离子化合物（Na2O2、CaC2）中存在。
②极性键：由不同元素的原子间形成的共价
键（共用电子对偏向吸引电子能力强的一方）。如在共价化合物（HCl 、H2O、CO2、NH 3、H 2SO4、SiO2）某些离子化合物（NaOH 、Na2SO4、NH 4Cl ）中存在。
4. 非极性分子和极性分子
（1）非极性分子中整个分子电荷分布是均匀
的、对称的。极性分子中整个分子的电荷分布不
均匀，不对称。
（2）判断依据：键的极性和分子的空间构型
两方面因素决定。双原子分子极性键→极性
分子，如：HCl 、NO 、CO 。
非极性键→非极性分子，如：H2、Cl 2、N2、
O2。
多原子分子，都是非极性键→非极性分子，
如P4、S8。
有极性键几何结构对称→非极性分子，如：
CO 2、CS2、CH 4、Cl 4。
几何结构不对称→极性分子，如H2O2、NH 3、
H2O。5. 分之间作用力和氢键
（1）分子间作用力
把分子聚集在一起的作用力叫作分子间作用
力。又称范德华力。
①分子间作用力比化学键弱得多，它对物质
的熔点、沸点等有影响。
②一般的对于组成和结构相似的物质，相对
分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔点、沸点也越高。
（2）氢键
某些物质的分子间H 核与非金属强的原子的静电吸引作用。氢键不是化学键，它比化学键弱
得多，但比范德华力稍强。
氢键主要存在于HF、H 2O、NH 3、CH 3CH 2OH 分子间。如HF 分子间氢键如下：
故HF、H2O、NH 3 的沸点分别与同族氢化物
沸点相比反常的高。
6. 晶体
①分子晶体
分子间的分子间作用力相结合的晶体叫作
分子晶体。
②原子晶体
相邻原子间以共价键相结合而形成空间网
状结构的晶体叫原子晶体。
③离子晶体
离子间通过离子键结合而成的晶体叫作离
子晶体。
④金属晶体
通过金属离子与自由电子间的较强作用（金属键）形成的单质晶体叫作金属晶体。7. 四种晶体类型与性质比较
硬度略硬而脆高硬度较小较大
8. 物质熔点、沸点高低的比较
（1）不同晶体类型的物质：原子晶体>离子晶体>分子晶体
（2）同种晶体类型的物质：晶体内微粒间的
晶体类型离子晶体
原子晶
体分子晶
体
金属晶体
作用力越大，溶、沸点越高。
①原子晶体要比较共价键的强弱（比较键能和
组成晶体的粒子阳离子和
阴离子
原子分子
金属阳离
子和自由
电子
鍵长），一般地说原子半径越小，键能越大，鍵长
越短，共价键越牢固，晶体的溶沸点越高。如：
熔点：金刚石>水晶>金刚砂>晶体硅
组成晶体粒
子间的相互
作用
离子键共价键
金刚石、范德华
力（有的
还有氢
键）
金属键
②离子晶体要比较离子键的强弱，一般地说阴
阳离子电荷数越多，离子半径越小，则离子间作
用力越大，离子键越强，溶沸点越高。如：
熔点：MgO>MgCl 2>NaCl>CsCl
③分子晶体：
典型实例NaCl
晶体硅、
SiO 2、
SiC 冰、干冰金属单质
a. 组成和结构相似的物质，相对分子质量越
大，熔沸点越高。
b. 组成和结构不相似的物质，极性大则熔沸
点高（如CO>N 2）。
熔点熔点较高、
沸点沸点高
晶熔、沸点
高
熔、沸点
低
熔沸点高 c. 有些还与分子的形状有关。如有机同分异
构体中，一般线性分子的熔沸点比带支链的高，
导热
体不良不良不良良性
的
固态不导
物
导电电，熔化或
理差差导电性溶于水能
特
导电
性
延展
不良不良不良良性如正戊烷>异戊烷>新戊烷。
d. 有些与分子中含有的碳碳双键的多少有关。组成结构相似的有机物，一般含碳碳双键多的熔沸
点低，如油酸甘油酯（油）的熔点比硬脂酸甘油酯（脂肪）的低。
五．溶液
（一）分散系
1. 分散系
化学上把一种或几种物质分散成很小的微粒
分布在另一种物质中所组成的体系。分散成粒子
的物质叫分散质，另一种物质叫分散剂。分散质、分散剂均可以是气态、液态或固态。
2. 四种分散系比较
溶液胶体浊液
10-9~10-7质的溶液，叫作不饱和溶液。
（2）溶解度：在一定温度下，某固体物质在100 克溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫
作这种物质在这种物质在这种溶剂里的溶解度。
常用s 表示。质量分数ω=S(100+s) ×100% （3）温度对溶解度的影响
固体物质的溶解度，一般随温度升高而增大（食盐溶解度变化不大；Ca(OH) 2溶解度随温度升高而
微粒直径<10-9 m
m
分子的集>10-7 m 减小）。气体物质溶解度，随温度升高而减小，随
压强增大而增大。
（4）溶解度曲线：用纵坐标表示溶解度。横
坐标表示温度。根据某溶质在不同温度时溶解度，
可以画出该物质溶解度随温度变化曲线，称之为
溶解度曲线。
3. 了解几个概念：结晶、结晶水、结晶水合物、
风化、潮解
（1）结晶：从溶液中析出晶体的过程。
（2）结晶水：以分子形式结合在晶体中的水，
叫结晶水，它较容易分解出来，如：
水
（二）溶液
1. 溶液：一种或几种物质分散到另一种物质里
所形成的均一稳定的混合物叫作溶液。特征是均
一、稳定、透明。
2. 饱和溶液、溶解度
（1）饱和溶液和不饱和溶液：在一定温度下，在一定量的溶剂里，不能再溶解某种溶质的溶液，叫作这种溶质的饱和溶液；还能继续溶解某种溶
Na2CO3·10H 2O=Na 2CO 3+10H 2O，
CuSO4·5H 2O=CuSO 4+5H 2O
（3）结晶水合物：含有结晶水的化合物叫结
晶水合物。结晶水合物容易失去结晶水。常见的
结晶水合物有：Na2CO3·10H 2O（纯碱），
CuSO4·5H 2O（胆矾、蓝矾），FeSO4·7H 2O（绿矾），ZnSO 4·7H 2O（皓矾），MgCl 2·KCl ·6H 2O（光卤石），KAl(SO 4)2·12H 2O 或K 2S O4·Al 2(SO4)3·24H 2O（明矾），CaSO4·2H 2O（石灰膏），H2C2O4·H2O（草酸）。
微粒组成
分子或
离子
合体或高
分子小液滴或固体小颗粒
特点均一、
稳定、
透明
均一、稳
定、透明
不均一、不稳
定、不透明
能否通过滤纸能能不能能否通过半透
膜
能不能不能是否具有丁达
尔现象
无有无
蔗糖
实例
水
食盐蛋白溶液
淀粉溶液
石灰乳、油水
（4）风化：结晶水在常温和较干燥的空气里
失去部分或全部结晶水的现象叫风干。
（5）风化本质：结晶水合物分解
Na2CO 3·10H2O（无色晶体）=Na2CO 3·H2O（白色粉末）+9H 2O
（6）风化现象：由晶体状逐渐变成粉末。因
此凡具有此现象的自然过程过程都可称为风化，
如岩石的风化，它显然不属于结晶水合物失去结
晶水的过程。
②卤水点豆腐
③明矾（或FeCl 3）净水
④工业制皂的盐析
⑤冶金工业电泳除尘
六．化学反应速率、化学平衡
（一）化学反应速率
1.定义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。单位：
（7）潮解：某些易溶于水的物质吸收空气中mol/(L m·in) 或mol/(L s·) v= △c ·△t
的水蒸汽，在晶体表面逐渐形成溶液或全部溶解
的现象叫潮解。
（8）易潮解的物质有：CaCl 2、MgCl 2、NaOH 等。
（9）粗盐易潮解，而精盐不易潮解。这是因
为粗盐中含有少量MgCl 2杂质的缘故。
4．胶体
（1）定义：分散质的微粒在1nm～100nm 之间分散系，叫作胶体。
（2）分类：按分散剂的状态分为液溶胶：
Fe(OH) 3 胶体、淀粉溶液、固溶胶、有色玻璃、气
溶胶：烟、云、雾。
（3）性质：①丁达尔现象（可用来鉴别胶体和
溶液）②布朗运动③电泳现象④胶体聚沉（加入电解质、加入带异种电荷的胶体、加热，
均可使胶体聚沉）。
5．胶体的应用（解释问题）
①沙洲的形成
2．规律：同一反应里用不同物质来表示的反应
速率数值可以是不同的，但这些数值，都表示同
一反应速率。且不同物质的速率比值等于其化学
方程式中的化学计量数之比。如反应
mA+nB=pC+qD 的v(A) ：v(B) ：v(C) ：v(D)=m ：n：p：q
3．影响反应速率的因素
内因：参加反应的物质的结构和性质是影响
化学反应速率的决定性因素。例如H2、F2混合后，黑暗处都发生爆炸反应，化学反应速率极快，是
不可逆反应。而H2、N2在高温、高压和催化剂存
在下才能发生反应，化学反应速率较慢，由于是
可逆反应，反应不能进行到底。
外因：
①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的
浓度，单位体积发生反应的分子数增加，反应速
率加快。
②压强：对于有气体参加的反应，当其他条
高中化学基础知识点归纳总结 化学不好的高中生，要注重基础知识的理解。只有将最基础的知识掌握好了，才能进一步有难度的知识。下面是为大家的高中化学必备知识，希望对大家有用! 1、放热反应和吸热反应 化学反应一定伴随着能量变化。 放热反应：反应物总能量大于生成物总能量的反应 常见的放热反应：燃烧，酸碱中和，活泼金属与酸发生的置换反应 吸热反应：反应物总能量小于生成物总能量的反应 常见的吸热反应：Ba(OH)2?8H2O和NH4Cl的反应，灼热的碳和二氧化碳的反应 C、CO、H2还原CuO 2、各物理量之间的转化公式和推论
⑴微粒数目和物质的量：n==N / NA，N==nNA NA——阿伏加德罗常数。规定0.012kg12C所含的碳原子数目为一摩尔，约为6.02×1023个，该数目称为阿伏加德罗常数 ⑵物质的量和质量：n==m / M，m==nM ⑶对于气体，有如下重要公式 a、气体摩尔体积和物质的量：n==V / Vm，V==nVm 标准状况下：Vm=22.4L/mol b、阿伏加德罗定律：同温同压下V(A) / V(B) == n(A) / n(B) == N(A) / N(B) c、气体密度公式：ρ==M / Vm，ρ1/ρ2==M1 / M2 ⑷物质的量浓度与物质的量关系 (对于溶液)a、物质的量浓度与物质的量 C==n / V，n==CV b、物质的量浓度与质量分数 C==(1000ρω) / M
3、配置一定物质的量浓度的溶液 ①计算：固体的质量或稀溶液的体积 ②称量：天平称量固体，量筒或滴定管量取液体(准确量取) ③溶解：在烧杯中用玻璃棒搅拌 ④检漏：检验容量瓶是否漏水(两次) ⑤移液：冷却到室温，用玻璃棒将烧杯中的溶液转移至选定容积的容量瓶中 ⑥洗涤：将烧杯、玻璃棒洗涤2—3次，将洗液全部转移至容量瓶中(少量多次) ⑦定容：加水至叶面接近容量瓶刻度线1cm—2cm处时，改用胶头滴管加蒸馏水至溶液的凹液面最低点刚好与刻度线相切 ⑧摇匀：反复上下颠倒，摇匀，使得容量瓶中溶液浓度均匀
高中化学基础知识整理 Ⅰ、基本概念与基础理论： 一、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使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。 3、阿伏加德罗常这类题的解法： ①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01×105Pa、25℃时等。 ②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状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：考查一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。 二、离子共存 1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存。 （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+不能大量共存。 （2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。 （3）有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、 CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。 （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-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能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=4Al(OH)3↓等。 2．由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。 （1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。 （2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。 3．能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）。 例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。 4．溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。
高中化学学习方法 大家好，我是王伟川，14级北大化学学院 今天与大家分享化学部分的经验 这部分比较长 因为化学，其实高中不同的三个部分，其应对战略并不完全相同 家长可以先了解，然后后续让孩子看 为什么家长也要看？ 因为家长如果对于孩子所学，一无所知，很难和孩子沟通交流，并不需要家长具体了解内容，而是框架性就足够 这样，家长催促孩子复习，就不是快去复习！ 而是，你那个元素化学看得如何了？ 也方便和老师的沟通 关于高考化学的学习方法，大部分我们所看到的建议与参考，或大同小异，或笼统概括，或蜻蜓点水地说出“归纳很重要、做题也重要”这样的言语却不加细释 乍看之下言简意赅，然而实际上当学生想要学习它的做法时又显得无从下手，不知所措。 我决定从一个高考亲历者的角度出发，还原出当年我自己学习化学过程中的真实心得与经验，将所有的方法与建议都以最详细的方式呈现出来 力求“手把手”地教会学生学习化学的方法。当然，方法因人而异，供各位学弟学妹参考。
很多同学想要学好化学，于是急着去做题、去看书 但是首先我们需要弄清楚的是，高中的化学分为好几个类别 总的来说高中化学通过【图表总结，类比学习的方式梳理知识点】最为有效 然而对每一个类别都有不同的方法来学习，都有自己的知识图表，如果连自己究竟是哪一块最薄弱尚未清楚，所做的努力可能就是事倍功半了。 从知识点上分，高中化学，分为元素化学、有机化学、化学反应原理三个大部分，各种具体的化学实验贯穿其中 基本上，高一上，最多高一下一点点，解决初高中衔接和元素化学高一下进行化学反应原理，这个基本上要一直到高二上 剩下是有机化学 这里我们举一些例子 元素化学是整个高中阶段知识最琐碎的一块内容 所以在这种背景下，显而易见的一个特点就是：元素化学要记的细节特别多，而对于一种元素又要掌握它的多种相关物质，知识点显得杂而碎。 所以我们必须有针对性的给出一些可操作性强的方法： 1.自行绘制物质转化框图——一定要自己书写。 注意，这种总结，框图，你必须自己写，不能是模糊地我记得的！给一张白纸，你自己写下来，梳理出来 比如说，我通过一周的学习，老师把碱金属这一块差不多讲完了
重点高中化学选修五知识点全汇总
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备战高中：梳理选修五知识点 结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质物质。 同系物的判断要点： 1、通式相同，但通式相同不一定是同系物。 2、组成元素种类必须相同 3、结构相似指具有相似的原子连接方式，相同的官能团类别和数目。结构相似不一定完全相同，如CH3CH2CH3和(CH3)4C，前者无支链，后者有支链仍为同系物。 4、在分子组成上必须相差一个或几个CH2原子团，但通式相同组成上相差一个或几个CH2原子团不一定是同系物，如CH3CH2Br和 CH3CH2CH2Cl都是卤代烃，且组成相差一个CH2原子团，但不是同系物。（马上点标题下蓝字"高中化学"关注可获取更多学习方法、干货！） 5、同分异构体之间不是同系物。 二、同分异构体 化合物具有相同的分子式，但具有不同结构的现象叫做同分异构现象。具有同分异构现象的化合物互称同分异构体。 1、同分异构体的种类：
⑴碳链异构：指碳原子之间连接成不同的链状或环状结构而造成的异构。如C5H12有三种同分异构体，即正戊烷、异戊烷和新戊烷。 ⑵位置异构：指官能团或取代基在在碳链上的位置不同而造成的异构。如1—丁烯与2—丁烯、1—丙醇与2—丙醇、邻二甲苯与间二甲苯及对二甲苯。 ⑶异类异构：指官能团不同而造成的异构，也叫官能团异构。如1—丁炔与1，3—丁二烯、丙烯与环丙烷、乙醇与甲醚、丙醛与丙酮、乙酸与甲酸甲酯、葡萄糖与果糖、蔗糖与麦芽糖等。 ⑷其他异构方式：如顺反异构、对映异构（也叫做镜像异构或手性异构）等，在中学阶段的信息题中屡有涉及。 各类有机物异构体情况：
高中化学重要的基础知识点总结 高中的化学是理综里面有点文综性质的科目，我们在的过程中 会发现涉及到计算的内容是比较少的，大部分都是需要理解和记忆的知识概念。下面是为大家的高中化学必备的知识点，希望对大家有用! 离子共存 1.由于发生复分解反应，离子不能大量共存。 (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+不能大量共存。 (2)有沉淀生成。 如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共 存;Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存;Pb2+与Cl-，Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。 (3)有弱电解质生成。
如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存;一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存;NH4+与OH-不能大量共存。 (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-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在;如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。 2.由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。 (1)具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量 共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。 (2)在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量 共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存;SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。
高中化学重要知识点详细总结一、俗名 无机部分： 纯碱、苏打、天然碱、口碱：Ｎa2CO3小苏打：NaHCO3大苏打：Na2S2O3石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O 莹石：CaF2重晶石：BaSO4（无毒）碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4·7H2O 干冰：CO2明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2、CaCl2（混和物）泻盐：MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2皓矾：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3铁红、铁矿：Fe2O3磁铁矿：Fe3O4黄铁矿、硫铁矿：FeS2铜绿、孔雀石：Cu2 (OH)2CO3菱铁矿：FeCO3赤铜矿：Cu2O 波尔多液：Ca (OH)2和CuSO4石硫合剂：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4水煤气：CO和H2硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2 (SO4)2溶于水后呈淡绿色 光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体王水：浓HNO3与浓HCl按体积比1：3混合而成。 铝热剂：Al + Fe2O3或其它氧化物。尿素：CO（NH2) 2 有机部分： 氯仿：CHCl3电石：CaC2电石气：C2H2 (乙炔) TNT：三硝基甲苯酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。醋酸：冰醋酸、食醋CH3COOH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇：C3H8O3 焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸：苯酚蚁醛：甲醛HCHO 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：甲酸HCOOH 葡萄糖：C6H12O6果糖：C6H12O6蔗糖：C12H22O11麦芽糖：C12H22O11淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH 草酸：乙二酸HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。二、颜色 铁：铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。Fe2+——浅绿色Fe3O4——黑色晶体 Fe(OH)2——白色沉淀Fe3+——黄色Fe (OH)3——红褐色沉淀Fe (SCN)3——血红色溶液FeO——黑色的粉末Fe (NH4)2(SO4)2——淡蓝绿色Fe2O3——红棕色粉末FeS——黑色固体 铜：单质是紫红色Cu2+——蓝色CuO——黑色Cu2O——红色CuSO4（无水）—白色CuSO4·5H2O——蓝色Cu2(OH)2CO3—绿色Cu(OH)2——蓝色[Cu(NH3)4]SO4——深蓝色溶液 BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl 、Mg (OH)2、三溴苯酚均是白色沉淀 Al(OH)3白色絮状沉淀H4SiO4（原硅酸）白色胶状沉淀 Cl2、氯水——黄绿色F2——淡黄绿色气体Br2——深红棕色液体I2——紫黑色固体 HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾 CCl4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶KMnO4--——紫色MnO4-——紫色 Na2O2—淡黄色固体Ag3PO4—黄色沉淀S—黄色固体AgBr—浅黄色沉淀 AgI—黄色沉淀O3—淡蓝色气体SO2—无色，有剌激性气味、有毒的气体 SO3—无色固体（沸点44.8 0C）品红溶液——红色氢氟酸：HF——腐蚀玻璃 N2O4、NO——无色气体NO2——红棕色气体NH3——无色、有剌激性气味气体 三、现象： 1、铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的； 2、Na与H2O（放有酚酞）反应，熔化、浮于水面、转动、有气体放出；(熔、浮、游、嘶、红) 3、焰色反应：Na 黄色、K紫色（透过蓝色的钴玻璃）、Cu 绿色、Ca砖红、Na+（黄色）、K+（紫色）。 4、Cu丝在Cl2中燃烧产生棕色的烟； 5、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰； 6、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟； 7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾； 8、SO2通入品红溶液先褪色，加热后恢复原色； 9、NH3与HCl相遇产生大量的白烟；10、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光； 11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在CO2中燃烧
差量法 差量法是依据化学反应前后的某些变化找出所谓的理论差量（固体质量差、液体质量差、气体体积差、气体物质的量之差等），与反应物或生成物的变化量成正比而建立的一种解题方法。此法将“差量”看作化学方程式右端的一项，将已知差量（实际差量）与化学方程式中的对应差量（理论差量）列成比例，其他解题步骤与按化学方程式列比例解题完全一样。在根据化学方程式的计算中，有时题目给的条件不是某种反应物或生成物的质量，而是反应前后物质的质量的差值，解决此类问题用差量法十分简便。此法的关键是根据化学方程式分析反应前后形成差量的原因（即影响质量变化的因素），找出差量与已知量、未知量间的关系，然后再列比例式求解。 一．固体差量 1．将19 g Na2CO3和NaHCO3的混合物加热至质量不再减少为止，称得剩余固体质量为15.9 g，则原混合物中NaHCO3的质量分数是_____%。44.2%。 二．液体差量 2．用含杂质（杂质不与酸作用，也不溶于水）的铁10 g与50 g稀硫酸完全反应，滤去杂质，所得液体质量为55.4 g，则该铁的纯度是_____%。56%。 三．气体差量 3．将12 g CO和CO2的混合气体通过灼热的氧化铜后，得到气体的总质量为18 g，则原混合气体中CO的质量分数是_____%。87.5%。 四．增减差量 4．在天平左右两边的托盘天平上，各放一个盛有等质量、等溶质质量分数的足量稀硫酸的烧杯，待天平平衡后，向两烧杯中分别加入铁和镁，若要使天平仍保持平衡，则所加铁和镁的质量比是_____。77/81。 五．体积差量 5．在一个6 L的密闭容器中，放入3 L X和2 L Y，在一定条件下发生下列反应：4X(g)＋ 3Y(g) 2Q(g)＋nR(g)，达到平衡后，容器内温度不变，混合气体的压强比原来增加5%，X的浓度减小1/3，则该反应的n值是 A．4 B．5 C．6 D．7 6．同温同压下，40 mL CO、CO2和O2的混合气体点燃后，恢复到原来的状况，剩余气体36 mL，则原混合气体中O2不少于 A．4 mL B．8 mL C．10 mL D．12 mL 六．压强差量 7．标准状况下，一容积不变的的密闭容器里充满3 L H2和O2的混合气体，点燃完全反应后，恢复至原状态，压强变为原来的1/2，则原混合气体中H2和O2的体积分别是 __________。2.5，0.5；1，2。 七．巧练 8．有KCl、KBr和KI混合物3.87 g，溶于水配成溶液，向溶液中加入足量的AgNO3溶液，得到的沉淀干燥后是6.63 g，则原混合物中钾元素的质量分数是 A．51% B．40.3% C．32% D．24% 9．将足量的铁粉投入到CuCl2和FeCl3组成的混合液中，充分反应后，过滤洗涤并干燥
方程式通式 ＣＸＨＹ ＋（ｘ＋ 4y ）Ｏ２ →ｘＣＯ２＋ 2y Ｈ２Ｏ ＣＸＨＹＯz ＋(x+24z y -) Ｏ２ →ｘＣＯ２＋2 y Ｈ２Ｏ 注意 1、有机物的状态：一般地，常温C 1—C 4气态； C 5—C 8液态(新戊烷C 5常温气态， 标况液态)； C 9以上固态(不严格) 1、有机物完全燃烧时的耗氧量 【引例】完全燃烧等物质的量的下列有机物，在相同条件下，需要O 2最多的是（ B ） A. 乙酸乙酯 CH 3COOC 2H 5 B. 异丁烷 CH(CH 3)3 C. 乙醇 C 2H 5OH D. 葡萄糖 C 6H 12O 6 ①等物质的量的烃C X H Y 完全燃烧时，耗氧量决定于的ｘ＋ 4 y 值，此值越大，耗氧量越多； ②等物质的量的烃的含氧衍生物C X H Y O Z 完全燃烧耗氧量决定于的x+24z y -值，此值越大，耗氧量越多； 【注】C X H Y 和C X H Y O Z 混搭比较——把衍生物C X H Y O Z 分子式写成残基·不耗氧的 CO 2 · H 2O 后,剩余残基再跟烃C X H Y 比较。如比较乙烯C 2H 4和乳酸C 3H 6O 3,后者就可写成 C 2H 4?1CO 2?1H 2O ，故等物质的量的二者耗氧量相同。 【练习】燃烧等物质的量的下列各组物质，耗氧量不相同的是( B ) A ．乙烷CH 3CH 3与丙酸C 2H 5COOH B ．乙烯CH 2=CH 2与乙二醇CH 2OH CH 2OH C ．乙炔HC ≡CH 与乙醛CH 3CHO D ．乙炔HC ≡CH 与乙二醇CH 2OH CH 2OH 【引例】等质量的下列烃完全燃烧生成CO 2和H 2O 时，耗氧量最多的是（ A ） A ．C 2H 6 B ． C 3H 8 C ．C 4H 10 D ．C 5H 12 ③等质量的烃CxHy 完全燃烧时，耗氧量决定于x y 的值，此值越大，耗氧量越多； ④等质量的烃的含氧衍生物CxHyOz 完全燃烧时，先化成 Cx Hy ?mCO2?nH2O 的形式，耗 氧量决定于 ' 'x y 的值，此值越大，耗氧量越多；
最全高一化学知识点总结5篇 高一化学很多同学的噩梦，知识点众多而且杂，对于高一的新生们很不友好，建议同学们通过总结知识点的方法来学习化学，这样可以提高学习效率。 高一化学知识点总结1 1.原子定义 原子：化学变化中的最小微粒。 (1)原子也是构成物质的一种微粒。例如少数非金属单质(金刚石、石墨等);金属单质(如铁、汞等);稀有气体等。 (2)原子也不断地运动着;原子虽很小但也有一定质量。对于原子的认识远在公元前5世纪提出了有关原子的观念。但没有科学实验作依据，直到19世纪初，化学家道尔顿根据实验事实和严格的逻辑推导，在1803年提出了科学的原子论。 2.分子是保持物质化学性质的最小粒子。 (1)构成物质的每一个分子与该物质的化学性质是一致的，分子只能保持物质的化学性质，不保持物质的物理性质。因物质的物理性质，如颜色、状态等，都是宏观现象，是该物质的大量分子聚集后所表现的属性，并不是单个分子所能保持的。 (2)最小;不是绝对意义上的最小，而是;保持物质化学性质的最小;
3.分子的性质 (1)分子质量和体积都很小。 (2)分子总是在不断运动着的。温度升高，分子运动速度加快，如阳光下湿衣物干得快。 (3)分子之间有间隔。一般说来，气体的分子之间间隔距离较大，液体和固体的分子之间的距离较小。气体比液体和固体容易压缩，不同液体混合后的总体积小于二者的原体积之和，都说明分子之间有间隔。 (4)同种物质的分子性质相同，不同种物质的分子性质不同。我们都有这样的生活体验：若口渴了，可以喝水解渴，同时吃几块冰块也可以解渴，这就说明：水和冰都具有相同的性质，因为水和冰都是由水分子构成的，同种物质的分子，性质是相同的。 4.原子的构成 质子：1个质子带1个单位正电荷原子核(+) 中子：不带电原子不带电 电子：1个电子带1个单位负电荷 5.原子与分子的异同 分子原子区别在化学反应中可再分，构成分子中的原子重新组合成新物质的分子在化学反应中不可再分，化学反应前后并没有变成其它原子相似点 (1)都是构成物质的基本粒子 (2)质量、体积都非常小，彼此间均有一定间隔，处于永恒的运
高二化学知识点归纳大全 相信大家在高一的时候已经选好文科和理科，而理科的化学是理科生最烦恼的。以下是我整理高二化学知识点归纳，希望可以帮助大家把知识点归纳好。 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q=-C(T2-T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热
能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+ O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。
方程式通式 ＣＸＨＹ ＋（ｘ＋ 4y ）Ｏ２ →ｘＣＯ２＋ 2y Ｈ２Ｏ ＣＸＨＹＯz ＋(x+2 4z y ) Ｏ２ →ｘＣＯ２＋2y Ｈ２Ｏ 注意 1、有机物的状态：一般地，常温C 1—C 4气态； C 5—C 8液态(新戊烷C 5常温气态， 标况液态)； C 9以上固态(不严格) 1、有机物完全燃烧时的耗氧量 【引例】完全燃烧等物质的量的下列有机物，在相同条件下，需要O 2最多的是（ B ） A. 乙酸乙酯 CH 3COOC 2H 5 B. 异丁烷 CH(CH 3)3 C. 乙醇 C 2H 5OH D. 葡萄糖 C 6H 12O 6 ①等物质的量的烃C X H Y 完全燃烧时，耗氧
量决定于的ｘ＋ 4y 值，此值越大，耗氧量 越多； ②等物质的量的烃的含氧衍生物C X H Y O Z 完全燃烧耗氧量决定于的x+2 4z y 值，此值越大，耗氧量越多； 【注】C X H Y 和C X H Y O Z 混搭比较——把衍生物C X H Y O Z 分子式写成残基·不耗氧的 CO 2 · H 2O 后,剩余残基再跟烃C X H Y 比较。如比较乙烯C 2H 4和乳酸C 3H 6O 3,后者就可写成 C 2H 41CO 21H 2O ，故等物质的量的二者耗氧量相同。 【练习】燃烧等物质的量的下列各组物质，耗氧量不相同的是( B ) A ．乙烷CH 3CH 3与丙酸C 2H 5COOH B ．乙烯CH 2=CH 2与乙二醇CH 2OH CH 2OH C ．乙炔HC ≡CH 与乙醛CH 3CHO D ．乙炔HC ≡CH 与乙二醇CH 2OH CH 2OH
由于知识点较细，以下内容若有误。欢迎老师和同学们留言指正。 一、俗名 无机部分： 纯碱、苏打、天然碱、口碱：Ｎa2CO3 小苏打：NaHCO3 大苏打：Na2S2O3 石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O 莹石：CaF2 重晶石：BaSO4（无毒） 碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3 生石灰：CaO 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2 食盐：NaCl 芒硝：Na2SO4·7H2O(缓泻剂)
烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4·7H2O 干冰：CO2 明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2 、CaCl2（混和物）泻盐：MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2 皓矾：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2 刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3 铁红、铁矿：Fe2O3 磁铁矿：Fe3O4 黄铁矿、硫铁矿：FeS2 铜绿、孔雀石：Cu2(OH)2CO3
菱铁矿：FeCO3 赤铜矿：Cu2O 波尔多液：Ca (OH)2和CuSO4 石硫合剂：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2 过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4 重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2 天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4 水煤气：CO和H2 硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2(SO4)2 溶于水后呈淡绿色光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体 王水：浓HNO3与浓HCl按体积比1：3混合而成。 铝热剂：Al + Fe2O3或其它氧化物。 尿素：CO（NH2) 2 有机部分： 氯仿：CHCl3
第一章从实验学化学-1- 化学实验基本方法 过滤一帖、二低、三靠分离固体和液体的混合体时，除去液体中不溶性固体。（漏斗、滤纸、玻璃棒、烧杯） 蒸发不断搅拌，有大量晶体时就应熄灯，余热蒸发至干，可防过热而迸溅把稀溶液浓缩或把含固态溶质的溶液干，在蒸发皿进行蒸发 蒸馏①液体体积②加热方式③温度计水银球位置④冷却的水流方向⑤防液体暴沸利用沸点不同除去液体混合物中难挥发或不挥发的杂质（蒸馏烧瓶、酒精灯、温度计、冷凝管、接液管、锥形瓶） 萃取萃取剂：原溶液中的溶剂互不相溶；②对溶质的溶解度要远大于原溶剂；③要易于挥发。利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一溶剂所组成的溶液里提取出来的操作，主要仪器：分液漏斗 分液下层的液体从下端放出，上层从上口倒出把互不相溶的两种液体分开的操作，与萃取配合使用的 过滤器上洗涤沉淀的操作向漏斗里注入蒸馏水，使水面没过沉淀物，等水流完后，重复操作数次 配制一定物质的量浓度的溶液需用的仪器托盘天平（或量筒）、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管 主要步骤：⑴计算⑵称量（如是液体就用滴定管量取）⑶溶解（少量水，搅拌，注意冷却）⑷转液（容量瓶要先检漏，玻璃棒引流）⑸洗涤（洗涤液一并转移到容量瓶中）⑹振摇⑺定容⑻摇匀 容量瓶①容量瓶上注明温度和量程。②容量瓶上只有刻线而无刻度。①只能配制容量瓶中规定容积的溶液；②不能用容量瓶溶解、稀释或久贮溶液；③容量瓶不能加热，转入瓶中的溶液温度20℃左右 第一章从实验学化学-2- 化学计量在实验中的应用 1 物质的量物质的量实际上表示含有一定数目粒子的集体 2 摩尔物质的量的单位 3 标准状况 STP 0℃和1标准大气压下 4 阿伏加德罗常数NA 1mol任何物质含的微粒数目都是6．02×1023个 5 摩尔质量 M 1mol任何物质质量是在数值上相对质量相等 6 气体摩尔体积 Vm 1mol任何气体的标准状况下的体积都约为 7 阿伏加德罗定律（由PV=nRT推导出) 同温同压下同体积的任何气体有同分子数 n1 N1 V1 n2 N2 V2 8 物质的量浓度CB 1L溶液中所含溶质B的物质的量所表示的浓度 CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB 9 物质的质量m m=M×n n=m/M M=m/n 10 标准状况气体体积V V=n×Vm n=V/Vm Vm=V/n 11 物质的粒子数N N=NA×n n =N/NA NA=N/n 12 物质的量浓度CB与溶质的质量分数ω 1000×ρ×ω M 13 溶液稀释规律 C（浓）×V（浓）=C（稀）×V（稀） 以物质的量为中心
高中化学计算题的解法归纳【知识网络】
【典型例题评析】 例1某体积可变的密闭容器，盛有适量的A和B的混合气体，在一定条件下发生反应： A+3B2C。若维持温度和压强不变，当达到平衡时，容器体积为VL，其中C气体的体积占10%，下列推断正确的是（全国高考题） ①原混合气体的体积为1.2VL ②原混合气体的体积为1.1VL ③反应达平衡时气体A消耗掉0.05VL ④反应达平衡时气体B消耗掉0.05VL A.②③ B.②④ C.①③ D.①④ 体积差： 例3将硫酸钾、硫酸铝、硫酸铝钾三种盐混合溶于硫酸酸化的水中，测得c(SO42-)=0.105mol/L、c(Al3+)=0.055mol/L，溶液的pH=2.0（假设溶液中H2SO4完全电离为H+和SO42-），则c(K+)为 （上海高考题） A.0.045mol/L B.0.035mol/L C.0.055mol/L D.0.040mol/L 电荷守恒： ）x的水溶液，当阴极上增重a g时，在阳极上同时产生bL氧气（标准状况），例4用惰性电极电解M（NO 3 从而可知M的原子量为 电子守恒： 铜和镁的合金4.6g完全溶于浓硝酸，若反应中硝酸被还原只产生4480mL的NO2气体和336mL的N2O4气体（都已折算到标准状况），在反应后的溶液中，加入足量的氢氧化钠溶液，生成沉淀的质量为（上海高考题）A．9.02g B.8.51g C.8.26g D.7.04g
例5将1.92g铜粉与一定量浓硝酸反应，当铜粉完全作用时收集到1.12L（标准状况）。则所消耗硝酸的物质的量是（上海高考题） A.0.12mol B.0.11mol C.0.09mol D.0.08mol 原子守恒|： 例8在一定条件下，将m体积NO和n体积O2同时通入倒立于水中且盛满水的容器内，充分反应后，容器内残留m/2体积的气体，该气体与空气接触后变为红棕色，则m与n的比值为（上海高考题） 方程式叠加 例9 由CO 2、H 2 和CO组成的混合气在同温同压下与氮气的密度相同。则该混合气体中CO 2 、H 2 和CO的体积 比为 (上海高考题) 十字交叉法 例10由锌、铁、铝、镁四种金属中的两种组成的混合物10g，与足量的盐酸反应产生的氢气在标准状况下为11.2L，则混合物中一定含有的金属是（全国高考题） A.锌 B.铁 C.铝 D.镁 例13第ⅡA族元素R的单质及其相应氧化物的混合物12g，加足量水经完全反应后蒸干，得固体16g，试推测该元素可能为（上海高考题） A.Mg B.Ca C.Sr D.Ba 极值法 R---->ROH 2.8/M1=( 3.58-2.8)/17 M1=61 R2O---->2ROH 2.8/(2M2+16)=( 3.58-2. 8)/18 例15在一个密闭容器中，用等物质的量的A和B发生反应：A(g)+2B(g) 。当反应达到平衡时，如果混合气体中A和B的物质的量之和与C的物质的量相等，则此时A的转化率为（全国高考题） A.40% B.50% C.60% D.70% 估算法
高中化学复习资料：史上最全高中有机化学 基础知识总结概括 高中的有机化学部分，很多小伙伴感到很迷茫，高考中的有机推断题很难推断出来。这里总结了有机化合物的各种性质、制备方法、方程式，只要掌握了这些基本知识，作推断题时就能熟练应用了！ 1、常温常压下为气态的有机物：1～4个碳原子的烃，一氯甲烷、新戊烷、甲醛。 2、碳原子较少的醛、醇、羧酸（如甘油、乙醇、乙醛、乙酸）易溶于水；液态烃（如苯、汽油）、卤代烃（溴苯）、硝基化合物（硝基苯）、醚、酯（乙酸乙酯）都难溶于水；苯酚在常温微溶与水，但高于65℃任意比互溶。 3、所有烃、酯、一氯烷烃的密度都小于水；一溴烷烃、多卤代烃、硝基化合物的密度都大于水。 4、能使溴水反应褪色的有机物有：烯烃、炔烃、苯酚、醛、含不饱和碳碳键（碳碳双键、碳碳叁键）的有机物。能使溴水萃取褪色的有：苯、苯的同系物（甲苯）、CCl4、氯仿、液态烷烃等。 5、能使酸性高锰酸钾溶液褪色的有机物：烯烃、炔烃、苯的同系物、醇类、醛类、含不饱和碳碳键的有机物、酚类（苯酚）。
6、碳原子个数相同时互为同分异构体的不同类物质：烯烃和环烷烃、炔烃和二烯烃、饱和一元醇和醚、饱和一元醛和酮、饱和一元羧酸和酯、芳香醇和酚、硝基化合物和氨基酸。 7、无同分异构体的有机物是：烷烃：CH4、C2H6、C3H8；烯烃：C2H4；炔烃：C2H2；氯代烃：CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3、CCl4、C2H5Cl；醇：CH4O；醛：CH2O、C2H4O；酸：CH2O2。 8、属于取代反应范畴的有：卤代、硝化、磺化、酯化、水解、分子间脱水（如：乙醇分子间脱水）等。 9、能与氢气发生加成反应的物质：烯烃、炔烃、苯及其同系物、醛、酮、不饱和羧酸(CH2=CHCOOH)及其酯(CH3CH=CHCOOCH3)、油酸甘油酯等。 10、能发生水解的物质：金属碳化物（CaC2）、卤代烃（CH3CH2Br）、醇钠（CH3CH2ONa）、酚钠（C6H5ONa）、羧酸盐（CH3COONa）、酯类（CH3COOCH2CH3）、二糖（C12H22O11）（蔗糖、麦芽糖、纤维二糖、乳糖）、多糖（淀粉、纤维素）（（C6H10O5）n）、蛋白质（酶）、油脂（硬脂酸甘油酯、油酸甘油酯）等。 11、能与活泼金属反应置换出氢气的物质：醇、酚、羧酸。
高中化学计算题基本计算方法与推动总结 推断题解题技巧：看其颜色，观其状态，察其变化。 1. 常见物质的颜色：多数气体为无色，多数固体化合物为白色，多数溶液为无色。 2. 一些特殊物质的颜色： 黑色：MnO2、CuO、Fe3O4、C、FeS（硫化亚铁） 蓝色：CuSO4?5H2O、Cu（OH）2、含Cu2+ 溶液、液态固态O2（淡蓝色） 红色：Cu（亮红色）、Fe2O3（红棕色）、红磷（暗红色） 黄色：硫磺（单质S）、含Fe3+的溶液（棕黄色） 绿色：FeSO4?7H2O、含Fe2+的溶液（浅绿色）、碱式碳酸铜[Cu2(OH)2CO3] 紫黑色：KMnO4 无色气体：N2、CO2、CO、O2、H2、CH4 有色气体：Cl2（黄绿色）、NO2（红棕色） 有刺激性气味的气体：NH3（此气体可使湿润pH试纸变蓝色）、SO2、HCl 有臭鸡蛋气味：H2S 产生酸雾：HCl、HNO3 3. 常见一些变化的判断： ①白色沉淀且不溶于稀硝酸或酸的物质有：BaSO4、AgCl（就这两种物质） ②蓝色沉淀：Cu(OH)2、CuCO3 ③红褐色沉淀：Fe(OH)3 Fe(OH)2为白色絮状沉淀，在空气中很快变成灰绿色沉淀，再变成Fe(OH)3红褐色沉淀 ④沉淀能溶于酸并且有气体（CO2）放出的：不溶的碳酸盐 ⑤沉淀能溶于酸但没气体放出的：不溶的碱 4. 燃烧时的主要现象 ①在氧气中：硫——蓝紫色火焰；铁——火星四射；木炭——发白光。 ②在空气中：镁带——耀眼的白光；红磷——“白烟”； 硫、氢气——淡蓝色火焰；CO、CH4——蓝色火焰 5、酸和对应的酸性氧化物的联系： ①酸性氧化物和酸都可跟碱反应生成盐和水：
化学必修1知识点 第一章从实验学化学一、常见物质的分离、提纯和鉴别 混合物的物理分离方法
i、蒸发和结晶蒸发是将溶液浓缩、溶剂气化或溶质以晶体析出的方法。结晶是溶质从溶液中析出晶体的过程，可以用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物。结晶的原理是根据混合物中各成分在某种溶剂里的溶解度的不同，通过蒸发减少溶剂或降低温度使溶解度变小，从而使晶体析出。加热蒸发皿使溶液蒸发时、要用玻璃棒不断搅动溶液，防止由于局部温度过高，造成液滴飞溅。当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热，例如用结晶的方法分离NaCl和KNO3混合物。
ii、蒸馏蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。用蒸馏原理进行多种混合液体的分离，叫分馏。 操作时要注意： ①在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片，防止液体暴沸。 ②温度计水银球的位置应与支管底口下缘位于同一水平线上。 ③蒸馏烧瓶中所盛放液体不能超过其容积的2/3，也不能少于l/3。 ④冷凝管中冷却水从下口进，从上口出。 ⑤加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点，例如用分馏的方法进行石油的分馏。 常见物质除杂方法
①常见气体的检验
②几种重要阳离子的检验 （l）H+能使紫色石蕊试液或橙色的甲基橙试液变为红色。 （2）K+用焰色反应来检验时，它的火焰呈浅紫色（通过钴玻片）。 （3）Ba2+能使用稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。（4）Al3+能与适量的NaOH溶液反应生成白色Al(OH)3絮状沉淀，该沉淀能溶于盐酸或过量的NaOH溶液。 （5）Ag+能与稀盐酸或可溶性盐酸盐反应，生成白色AgCl沉淀，不溶于稀HNO3，但溶于氨水，生成［Ag(NH3)2］ （6）NH4+铵盐（或浓溶液）与NaOH浓溶液反应，并加热，放出使湿润的红色石蓝试纸变蓝的有刺激性气味NH3气体。 （7）Fe2+能与少量NaOH溶液反应，先生成白色Fe(OH)2沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe(OH)3沉淀。或向亚铁盐的溶液里加入KSCN溶液，不显红色，加入少量新制的氯水后，
高中《有机化学基础》知识点 一、重要的物理性质 1．有机物的溶解性 （1）难溶于水的有：各类烃、卤代烃、硝基化合物、酯、绝大多数高聚物、高级的（指分子中碳原子数目较多的， 下同）醇、醛、羧酸等。 （2）易溶于水的有：低级的[一般指N(C )≤4]醇、（醚）、醛、（酮）、羧酸及盐、氨基酸及盐、单糖、二糖。（它们都 能与水形成氢键）。 二、重要的反应 1．能使溴水（Br 2/H 2O ）褪色的物质 （1）有机物① 通过加成反应使之褪色：含有 、—C ≡C —的不饱和化合物 ② 通过取代反应使之褪色：酚类 注意：苯酚溶液遇浓溴水时，除褪色现象之外还产生白色沉淀。③ 通过氧化反应使之褪色：含有—CHO （醛基）的有机物（有水参加反应）注意：纯净的只含有—CHO （醛基）的有机物不能使溴的四氯化碳溶液褪色 ④ 通过萃取使之褪色：液态烷烃、环烷烃、苯及其同系物、饱和卤代烃、饱和酯 （2）无机物① 通过与碱发生歧化反应 3Br 2 + 6OH - == 5Br - + BrO 3- + 3H 2O 或Br 2 + 2OH - == Br - + BrO - + H 2O ② 与还原性物质发生氧化还原反应，如H 2S 、S 2-、SO 2、SO 32-、I -、Fe 2+ 2．能使酸性高锰酸钾溶液KMnO4/H+褪色的物质 1）有机物：含有 、—C≡C —、—OH （较慢）、—CHO 的物质 苯环相连的侧链碳上有氢原子的苯的同系物 （但苯不反应） 2）无机物：与还原性物质发生氧化还原反应，如H 2S 、S 2-、SO 2、SO 32-、Br -、I -、Fe 2+ 3．与Na 反应的有机物：含有—OH 、—COOH 的有机物 与NaOH 反应的有机物：常温下，易与—COOH 的有机物反应加热时，能与卤代烃、酯反应（取代反应） 与Na 2CO 3反应的有机物：含有—COOH 的有机物反应生成羧酸钠，并放出CO 2气体； 与NaHCO 3反应的有机物：含有—COOH 的有机物反应生成羧酸钠并放出等物质的量的CO 2气体。 4．既能与强酸，又能与强碱反应的物质 （1）氨基酸，如甘氨酸等 H 2NCH 2COOH + HCl → HOOCCH 2NH 3Cl H 2NCH 2COOH + NaOH → H 2NCH 2COONa + H 2O （2）蛋白质分子中的肽链的链端或支链上仍有呈酸性的—COOH 和呈碱性的—NH 2，故蛋白质仍能与碱和酸反应。 5．银镜反应的有机物 （1）发生银镜反应的有机物：含有—CHO 的物质：醛、甲酸、甲酸盐、甲酸酯、还原性糖（葡萄糖、麦芽糖等） （2）银氨溶液[Ag(NH 3)2OH]（多伦试剂）的配制： 向一定量2%的AgNO 3溶液中逐滴加入2%的稀氨水至刚刚产生的沉淀恰好完全溶解消失。 （3）反应条件：碱性、水浴加热．．．．．．． 酸性条件下，则有Ag(NH 3)2+ + OH - + 3H + == Ag + + 2NH 4+ + H 2O 而被破坏。 （4）实验现象：①反应液由澄清变成灰黑色浑浊；②试管内壁有银白色金属析出 （5）有关反应方程式：AgNO 3 + NH 3·H 2O == AgOH↓ + NH 4NO 3 AgOH + 2NH 3·H 2O == Ag(NH 3)2OH + 2H 2O 银镜反应的一般通式： RCHO + 2Ag(NH 3)2OH 2 A g ↓+ RCOONH 4 + 3NH 3 + H 2O 【记忆诀窍】： 1—水（盐）、2—银、3—氨 甲醛（相当于两个醛基）：HCHO + 4Ag(NH 3)2OH 4Ag↓+ (NH 4)2CO 3 + 6NH 3 + 2H 2O 乙二醛： OHC-CHO + 4Ag(NH 3)2OH 4Ag↓+ (NH 4)2C 2O 4 + 6NH 3 + 2H 2O 甲酸： HCOOH + 2 Ag(NH 3)2OH 2 A g ↓+ (NH 4)2CO 3 + 2NH 3 + H 2O 葡萄糖：（过量）CH 2OH(CHOH)4CHO +2Ag(NH 3)2OH 2A g ↓+CH 2OH(CHOH)4COONH 4+3NH 3 + H 2O