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化学学考常考精选必背知识点
高中化学学业水平测试复习纲要 —— 必修 1
第一章 从实验学化学
一、化学实验要点
1. 托盘天平精确到 0.1g，量筒精确到 0.1mL。
2. 可直接加热的仪器：试管﹑蒸发皿、坩埚。需隔石棉网加热的：烧杯、烧瓶、锥形瓶
3. 点燃可燃性气体（氢气、甲烷等）前要验纯
4. 常见有毒有害气体： ；污染空气的气体要进行尾气处理，
如 。
5. 酒精着火应迅速用湿抹布盖灭；钠、钾着火用细沙盖灭；误食重金属离子，可服用大量
鸡蛋、牛奶等含蛋白质的食物进行解毒；手上不小心沾上浓硫酸应立即用大量水冲洗，然
后涂上 3%~5% 的 NaHCO3；不小心沾上烧碱应立即用大量水冲洗，然后涂上硼酸溶液；
6. 浓硫酸的稀释：将浓硫酸缓慢倒入水中，并用玻璃棒不断搅拌。
7. 金属钠存放在煤油中 , 氯水存放在棕色瓶中 ,浓硝酸保存在棕色试剂瓶中。氢氧化钠溶液
在存放时不能使用玻璃塞而用橡胶塞。
二、混合物的分离和提纯
1. 分离提纯的装置：
依次为：过滤、蒸发、蒸馏、萃取（分液）。
2. 分离提纯的方法：
①过滤用于分离固体和液体的混合物， 如： 碳酸钙和水， 食盐水和沙子。 主要仪器： 漏斗、
玻璃棒、烧杯。玻璃棒的作用：引流
②蒸馏用于分离互溶液体混合物， 如： 分离酒精和水、 制取蒸馏水。 主要仪器： 蒸馏烧瓶、
冷凝管。注意事项：温度计的水银球要放在支管口处、冷凝水“下进上出”、加入沸石防
止液体暴沸、需垫石棉网加热
③萃取可用于提取碘水中的碘单质或溴水中的溴单质。主要仪器：分液漏斗。注意事项：
萃取剂不能溶于水，可用四氯化碳或苯，不可使用酒精（因为与水互溶）。
④分液用于分离互不相溶的液体，如：分离汽油与水、乙酸乙酯和饱和 Na2CO3 溶液、苯
与水、 四氯化碳与水。 主要仪器： 分液漏斗。 注意事项： “下层下口放出、 上层上口倒出” 。
⑤蒸发用于除去易挥发的溶剂水，如从海水中提取食盐的方法是蒸发 。主要仪器：蒸发
皿、玻璃棒。注意事项：当蒸发皿中出现较多的固体时停止加热，不可加热至蒸干。
3. 除去碳酸钠固体中的碳酸氢钠用 加热分解。除去 NaHCO 3 溶液中的 Na2CO3 是：通 CO2
1
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8. 粗盐含（硫酸钠，氯化镁，氯化钙）的提纯的方法（溶解、过滤、蒸发）：
加氯化钡目的： 除去 Na2SO4，加入氢氧化钠目的是除去 MgCl 2，加入碳酸钠的目的是除去
CaCl2 和 BaCl2，注意： 碳酸钠加在氯化钡后面， 加入盐酸的目的是除去 NaOH 和 Na2CO3。
三、物质的量
4. 摩尔（ mol)是物质的量（ n）的单位；摩尔质量（ M ）的单位 g/mol 或 g．mol

－1
，数值与
该物质的相对分子（原子）量相同（如 H2O 的相对分子质量为 18，摩尔质量为 18g/mol，
1 mol H 2O 的质量是 18g）
5. 气体摩尔体积（ Vm）=22.4L/mol 的使用条件：①标准状况下（ 0℃ 101KPa） ②气体
（注：水在标准状况下为液体）
6. 物质的量的计算的四个公式：
7. 溶液稀释的公式： c(浓) ·V( 浓) = c(稀） ·V(稀)
8. 配制一定物质的量浓度的溶液
（1）所需仪器： X ml 容量瓶（ 50，100，250，500，1000）、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、
称量的托盘天平 [固体]、量筒 [液体]。 容量瓶标记：温度、容量、刻度线。
（2）步骤：
①计算： m= n· M[ 其数值为相对分子质量 ]=C[mol/L]V[L]M
②称量：固体用托盘天平称量，如果由浓溶液配制稀溶液则用量筒量液体。如果称量易潮
解、腐蚀的如氢氧化钠固体，一定要用小烧杯或表面皿 称量。其他固体称量时要垫一张
质量相同的纸。
③溶解：将固体或液体放入烧杯中，用玻璃棒搅拌。【作用：加速溶解】
④转移：等冷却至室温时，用玻璃棒引流，转移到容量瓶中。
⑤洗涤：用蒸馏水洗涤烧杯和玻璃棒 2~3 次，将洗涤液也转移到玻璃棒中。
⑥定容：继续加水至离刻度线 1~2cm 处时，改用胶头滴管加水至与刻度线相平。
⑦摇匀：将滴定管反复颠倒 2~3 次，摇匀。 ⑧装瓶贴标签。
（3）误差分析：
A 容量瓶中有水，对结果 无影响。 B. 俯视刻度线，结果 偏大。仰视 刻度线，结果
偏小。 C.定容时超过刻度线，或摇匀后再加水，结果 偏小。 D. 未将洗涤液注入容量瓶或
引流时洒落，结果偏小。（ 如果配置溶液时不小心加水超过了刻度线只能重新配置）
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第二章 化学物质及其变化
一、物质的分类
9. 树状分类法
混合物（如空气、溶液、胶体、浊液）
单质
物质 氧化物 (只有两种元素 ) 如： H2O、CO2、CaO
纯净物 酸 (如
化合物 碱
盐
10. 交叉分类法
如：NaHCO 3 从阳离子分属于钠盐，从阴离子分属于碳酸氢盐，从性质分属于酸式盐
Na2CO3 从阳离子分属于钠盐，从阴离子分属于碳酸盐，从性质分属于正盐
11. 分散的分类
分散系 分散质粒子大小 是否有丁达尔现象 举例
浊液 大于 100nm — 泥水
溶液 小于 1nm — NaCl 溶液
胶体 1~100nm 有 Fe(OH) 3胶体
①Fe(OH) 3 胶体的制备方法：是 FeCl3+沸水，不是 FeCl3+NaOH ；
②区分胶体与溶液的宏观方法是：丁达尔效应（用光束照射有光亮的通路）
③常见的胶体 :云、烟、雾、豆浆、牛奶、蛋白质溶液、淀粉溶液、氢氧化铝胶体等
④区别胶体与其它分散系的根本依据： 分散质粒子直径在 1~100nm 之间而不是丁达尔效应。
二、离子反应
9. 常见的电解质有：酸、碱、盐等化合物，其在水溶液中能发生电离。
酸碱盐的溶液不是电解质，单质也不是电解质。
10. 电离方程式：如 H2SO4= 2H

++SO42
－ Ba(OH) 2 =Ba

2+ +2OH

++ CO 32
－ Na2CO3 = 2Na
－
11. 在离子反应中必须拆开的物质：
强酸（ HCl 、H2SO4、HNO 3）、强碱 [KOH 、Ca(OH) 2、NaOH、Ba(OH) 2、]、可溶性盐
12. 离子方程式典型错误：
3+=2Fe2+、Na+H 2O=Na++OH -+H2 a) 电荷、原子不守恒 如：Fe+Fe
b) 拆分错误 如：碳酸钙与稀盐酸反应不能写成： CO3
2－+2H + = CO2↑+H2O，
+ =Ca2++ CO 2↑+H2O
应写成： CaCO3+2H
+＝2Fe3++3H 2↑，应写成 c) 不符合客观事实 如：Fe 和 HCl 反应不能写成 2Fe+6H
+=Fe2++H2↑；（注意：铜不与稀 HCl 、稀 H2SO4 反应；金属与浓硫酸反应生成 Fe+2H
SO2、与浓硝酸反应生成 NO2、与稀硝酸反应生成 NO）
13. 离子反应发生的条件和离子共存
3
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复分解型离子反应发生的条件：生成沉淀或气体或水等弱电解质。（离子要能共存则
不能反应，即不能生成沉淀气体水）

不能与 H

+共存的离子有： OH

－ －
2－、HCO 3
、CO3

不能与 OH

－
共存的离子有：除 K

+、Na+、Ba2+、Ca2+以外的所有阳离子、 HCO 3
－
2－ + + +
共存的离子有：除 K 、Na 、NH 4
不能与 CO3
以外的所有阳离子

Cl

－不能与 Ag +共存。 SO 2－不能与 Ba2+共存。
4
2+（蓝色）、 Fe3+（黄色）、 Fe2+（浅绿色）、 MnO
有色离子有： Cu

－
（紫红色）
4
+ + OH - = H2O 6、离子方程式的意义： 既代表一个具体反应， 又代表同一类型的反应。 如 H
可代表强酸与强碱反应生成易溶盐的反应。
三、氧化还原反应
12. 本质：有电子转移
13. 氧化还原反应的判定依据：①有化合价升降 ②所有置换反应都是氧化还原反应，所有
复分解反应都不是氧化还原反应，有单质的化合反应和分解反应属于氧化还原反应。
14. 氧化还原的口决：升 失 氧 还原剂（性）； 降 得 还 氧化剂（性）
化合价升高的元素失电子，含该元素的反应物被氧化，发生氧化反应，该反应物是还原剂，具有还原性
可能要写的离子方程式：
强酸与强碱 [除 Ba(OH) 2 与 H2SO4]均为 H

+ + OH- = H2O
2-
碳酸钠与强酸 ：CO3

+ H

+

-
= H 2O + CO2↑ 碳酸氢钠与强酸： HCO 3

+ H

+

= H2O + CO 2↑
碳酸钙与盐酸： CaCO3 + 2 H

+ = Ca2+ + H 2O + CO2↑
氢氧化铝与强酸： Al(OH) 3 + 3H

+ = Al 3+ + H2O
+ = Fe2+ + H2 ↑ 铁与 Fe3+ 反应： Fe + 2 Fe3+ =3 Fe2+
铁与硫酸、盐酸： Fe + 2 H
2+的反应： Cl2 与 Fe
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第三章 金属及其化合物
15. 常见物质的主要用途：
①淡黄色粉末，做供氧剂的是过氧化钠 [Na 2O2] ②做耐火材料的、具有两性的氧化物
是氧化铝 [Al 2O3] ③作发酵剂、中和胃酸过多的是碳酸氢钠 [NaHCO3] ④常
做农业上氮肥的是铵盐【如 (NH4) 2CO3】
⑤能用于净水的是明矾 [KAl(SO 4) 2. 12H2O] ⑥用作红色油漆和涂料的是三氧化二铁 [Fe 2O3]
⑦用作半导体材料，太阳能电池，计算机芯片的是硅 [Si] ; 光导纤维的主要成分是 [SiO 2 ]
⑧用作制取硅胶和木材防火剂的是硅酸钠 [Na 2SiO3] 的水溶液【俗名水玻璃】
⑨用来中和胃酸过多的、具有两性的氢氧化物是氢氧化铝 [Al(OH) 3]
⑩可用作环境消毒的是漂白粉【主要成分 Ca(ClO) 2] 漂白液【主要成分 NaClO】
16. 离子检验
离子 所加试剂 现象 离子方程式

Cl

－

稀 HNO 3 和 AgNO 3 产生白色沉淀 Ag

+＋Cl

－
＝AgCl ↓

2－
SO4

稀 HCl 和 BaCl2

加稀盐酸无明显现象， 滴入
BaCl2 溶液有白色沉淀

2－+Ba2+=BaSO4↓
SO4
3+ KSCN 溶液 溶液呈血红色 Fe

2+ 先加 KSCN 溶液，
Fe
再加氯水

先无明显变化，
后溶液呈红色

2+ 3+
2Fe +Cl 2=2Fe +2Cl

－

+ NaOH 溶液，加热，
NH 4
湿润红色石蕊试纸

++OH
湿润红色石蕊试纸变蓝 NH4

－ NH3↑+H2O

+
Na

焰色反应 火焰呈黄色
+
K
焰色反应 透过蓝色钴玻璃，火焰呈紫色

Al

3+ NaOH 溶液至过量

先产生白色沉淀，
后沉淀逐渐溶解

3++3OH
Al
+2H2O
17. (1)钠是质软、密度小、熔点低、少量 Na 保存在煤油中。
(2) 钠与水反应生成 NaOH 和 H2，现象：浮在水面上，熔成小球，四处游动，发出响声，
滴酚酞后溶液变红。遇盐溶液先和水反应 .
钠与乙醇反应反应生成乙醇钠和氢气 , 钠沉在试管底部，反应缓慢。
(3) 钠在空气中点燃生成淡黄色的过氧化钠 (Na2O2)
(4) 焰色反应为黄色则含有钠元素，焰色反应为紫色则含有钾元素。
(5) 能与水或二氧化碳反应生成使带火星木条复燃的气体（ O2)的淡黄色的固体为 (Na2O2)
18. 碳酸钠与碳酸氢钠的比较
5
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性质 Na2CO3 NaHCO 3
俗称 纯碱、苏打 小苏打
溶解性 均易溶于水， Na2CO3 > NaHCO 3
溶液酸碱性 均显碱性，碱性 Na2CO3 > NaHCO 3
热稳定性 Na2CO3 > NaHCO 3
与 HCl 反应 均生成 CO2，反应速率 Na2CO3 < NaHCO 3
与 CaCl 2 反应 生成白色沉淀 无现象
19. (1)铝在空气中能稳定存在是因为：铝表面覆盖有致密氧化膜，保护内层金属不被腐蚀。
(2)加热铝箔，现象是铝箔熔化但不滴落，因为铝表面的氧化铝（ Al 2O3 熔点很高把熔化
(3)既能与 HCl 反应又能与 NaOH 反应的物质有： Al 、Al 2O3、Al(OH) 3、NaHCO3、氨基酸等
(4)Al(OH) 3 的制备： AlCl 3 溶液中滴加氨水至过量，因为 Al(OH) 3 不能溶于氨水中。
不能一步实现的转化有： Al 2O3→Al(OH) 3、Fe2O3→Fe(OH)3、SiO2→H2SiO3、S→SO3
(5).AlCl 3 和碱（ NaOH)反应，先产生白色沉淀 Al(OH) 3，又沉淀逐渐溶解。
(6)除去 Fe2O3 中的 Al 2O3 试剂： NaOH 溶液
20. (1)地壳中含量最多的前四种元素：氧（ O）、硅（ Si）、铝（ Al ）、铁（ Fe）
3++Fe=3Fe2+ (2)除去 FeCl2 中 FeCl3 的方法：加铁粉 原因： 2Fe

2+ 3+
(3)除去 FeCl3 中 FeCl2 的方法：通氯气或加氯水 原因:2Fe
+Cl2=2Fe +2Cl

-
(4) FeCl 2 中滴加 NaOH 溶液的现象：先有白色沉淀出现，后迅速变为灰绿色，最终变为
2++2OH
红褐色，因为 Fe

－
=Fe(OH)2 4Fe(OH) 2 +O2+2H2O=4Fe(OH) 3
(5) 铁不和冷、热水反应，但在高温下能和水蒸气反应 ,生成黑色的四氧化三铁和氢气
2+ 3+
、黄色溶液含 Fe (6)红褐色沉淀为 [Fe(OH) 3]，红棕色固体为 Fe2O3 , 浅绿色溶液含 Fe
3+。 加 KSCN 溶液后，溶液变红则含有 Fe
第四章 非金属及其化合物
14. (1)单质硅是半导体材料，可用于制硅芯片、太阳能电池板等；
(2)光导纤维、水晶、玛瑙的主要成分是 SiO2，SiO2也是制玻璃的原料 ；用氢氟酸刻蚀
玻璃；盛装氢氧化钠溶液等碱液的试剂瓶不能使用玻璃塞而用橡胶塞。
(3)常用的传统无机硅酸盐材料包括：普通玻璃、普通陶瓷和水泥。
15. 氯气：黄绿色气体 ,有刺激性气味 ,有毒，密度大于空气
16. Fe 在 Cl2 中燃烧，生成 FeCl3，不是 FeCl2 H2在 Cl2 中安静燃烧，苍白色火焰。
17. 氯气溶于水生成盐酸 HCl 和次氯酸 HClO （有漂白性，不稳定性），可用于消毒、杀菌、
漂白。氯气可使品红溶液褪色，且红色不可恢复 。
18. 氯水的成分：
（1）在淀粉 KI 溶液中滴加氯水溶液变蓝，证明氯水中含有 Cl2 （强氧化性）
（2）氯水能使湿润的红色布条褪色，证明氯水中含有 HClO 。（漂白性）
6
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－ （3）氯水中滴加硝酸银 (AgNO 3)溶液产生白色沉淀，证明氯水中含有 Cl
。
(4) 氯水中加碳酸钙 (CaCO3）有气泡产生，证明氯水中含有 HCl （酸性）
(5) 氯水加入紫色石蕊试液中，溶液先变红后褪色，证明有 H+和 HClO （酸性 漂白性）
补充：漂白粉的主要成分是 CaCl 2和Ca(ClO)2 ，而有效成分是 Ca (ClO )2 。漂白
粉是一种混合物。
21. NO 为无色气体， 极易与 O2 反应生成红棕色的 NO2 ，所以 NO 不能用排空气法收集，只
能用排水法收集
22. NO2：红棕色﹑有刺激性气味的气体，易溶于水，有毒， NO 2与水反应生成硝酸和 NO
23. 二氧化硫：无色、有刺激性气味的气体，易溶于水生成亚硫酸，有毒； SO2 具有漂白性 ,
可使品红溶液褪色，但加热后红色可以恢复。
24. NH 3 为无色﹑有刺激性气味的气体， 密度比空气小， 易溶于水形成氨水 （碱性） ;易液化，
汽化时吸收大量的热，所以常用作制冷剂
25. 浓 H2SO4 和 C 反应产生的 SO2 和 CO2 的鉴别现象：
A 检验 SO2,品红褪色， B 除去 SO2，C 检验 SO2 是否除尽； C 不褪色， D 变浑浊，说明有 CO2 存在。
11.实验室制氨气
反应原理： 2NH 4Cl+Ca(OH) 2 = CaCl2 +2NH 3↑+2H 2O
(1) 收集方法：向下排空气法。（ 备注：易溶于水的气体不能用排水法收集，如 NH 3,HCl 等；密度
比 空气大的采用向上排空气法，如 CO2 等，密度比空气小的采用向下排空气法，如 H2 等）
(2) 验满：①将湿润的红色石蕊试纸放在试管口，试纸变蓝
②将蘸浓盐酸的玻璃棒靠近试管口，产生大量白烟
(3) 棉花的作用：防止氨气与空气对流，使制得的氨气不纯。
(4) 用 碱石灰 干燥氨气。不选浓硫酸 . (5)此发生装置也可用于制 氧气。
(6)NH 3 可形成喷泉，这说明氨气极易溶于水 (7)铵盐与碱加热，一定生成 NH 3
19. 铜与浓硫酸反应 反应原理： Cu+2H 2SO4 = CuSO4 +SO2↑+2H2O
(1)右边试管有什么现象：石蕊试液变红或品红溶液褪色。
(2)喷有少量碱液的棉花作用：吸收 SO2 防止污染空气。
(3)说明浓硫酸具有强氧化性和酸性。
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26. 浓硫酸能作 氢气、二氧化碳的干燥剂，但不能干燥氨气（ NH 3），因为会反应。
浓硫酸与金属反应不能生产氢气 ,浓硫酸加热能与 Cu 反应，生成 SO2，不生成 H 2
27. 浓硫酸的特性
（1）浓硫酸作干燥剂、放在空气中质量增加、浓度减小说明其具有 吸水性。
（2）浓硫酸能使蔗糖变黑、写在纸张上能使纸变黑说明其具有 脱水性。
（3）木炭与浓硫酸加热可以反应说明其具有 强氧化性。
（4） 常温时 铁、铝遇浓硫酸“钝化”说明其具有 强氧化性。
(5）铜与浓硫酸加热后反应，说明其具有强氧化性和酸性。
，与稀硝酸反应生成 NO 15.硝酸与金属反应不能生成氢气，与浓硝酸反应生成 NO2
20. 常温下，铝或铁遇浓硫酸或浓硝酸发生钝化（化学变化），可用铝制或铁制容器保存浓
硫酸或浓硝酸。
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第一章 物质结构 元素周期律
一、元素、核素、和同位素
28. 核素的表示符号与原子的构成

A
Z
X

核外电子
质子 Z 中子数 =质量数 A- 质子数 Z
中子 阴离子：核外电子数 质子数 电荷数 = +

原子核 原子：核外电荷数 =原子序数 =质子数
阳离子：核外电子数 质子数 电荷数 = -
（如： 错误！未找到引用源。 其中：质量数 =14，质子数 =6，中子数 =14-6=8，电子数 =6）
29. 同位素：同一元素的不同原子之间互称同位素，如

16O 和 18O，35Cl 和 37Cl
同素异形体：同一元素组成的不同单质 如
同分异构体：分子式相同而结构不同的有机物 如
同系物：结构相似，分子组成相差一个或多个 CH2 原子团的有机物 如
二、元素周期表
21. 第一张元素周期表是 1869 年由俄国化学家门捷列夫将元素按由小到大顺序排列而制得
22. 共有 7 个周期， 1~3 周期为短周期共有 18 种元素。 18 个纵行， 16 个族，其中包括七个
主族Ⅰ A、ⅡA、ⅢA、ⅣA 、ⅤA、ⅥA 、Ⅶ A
23. 元素在周期表中的位置与原子结构的关系
周期序数 =电子层数 主族序数 =最外层电子数 =主族序数
（如 Si 的位置：第三周期第Ⅳ A 族）
24. 常考的原子或离子结构示意图：
三、元素周期律
1. 最高正化合价 =最外层电子数 =主族族数 （F、O 除外,因为没有最高正化合价）
｜最高正化合价｜ +｜最低负化合价｜ = 8
2. 原子半径：左下方大（ Na>Mg ） 金属性：左下方强 (Na>Al) 非金属性：右上方强
3. 判断金属性强弱的四条依据：
a、与酸或水反应越剧烈，越容易释放出 H2 金属性越强
b、最高价氧化物对应水化物的碱性越强 金属性越强
c、金属单质间的相互置换 (如：Fe+CuSO4==FeSO4+Cu 金属性 Fe>Cu )
d、原电池的正负极（金属性：负极﹥正极）
(例：金属性 Na>Al ，则碱性 NaOH>Al(OH) 3
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30. 判断非金属性强弱的三条依据：
a、与 H2 越易结合 ,生成气态氢化物的稳定性 非金属性越强
b、最高价氧化物对应水化物的酸性越强 非金属性越强
c、非金属单质间的相互置换 (如：Cl2+2HBr==2HCl+Br 2 非金属性： Cl2 >Br2 )
(例：非金属性 S<Cl , 则稳定性 H2S<HCl 酸性 H2SO4< HClO 4)
31. 短周期元素中，原子半径最大的是 Na，最小的是 H；最活泼的金属是 Na，最活泼的非
金属是 F，最强的碱是 NaOH，最强的含氧酸是 HClO 4，最稳定的氢化物是 HF。
元素符号 C N O F Si P S Cl
氢化物 CH4 NH 3 H2O HF SiH 4 PH3 H2S HCl
最高价氧化物对 H2CO3 HNO 3 无 无 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO 4
应的水化物
元素符号 Na Mg Al K Ca
最高价氧化物对应水化物 NaOH Mg(OH) 2 Al(OH) 3 KOH Ca(OH) 2
四、化学键
+
25. 离子化合物： 含有活泼金属元素或铵根离子 （NH 4
）的化合物 或者 含有离子键的化合物
如：NaCl、CaCl 2、NaOH 、NH 4Cl
共价化合物：全部由非金属元素组成的化合物（除铵盐）或者 只含有共价键的化合物
如：H2O、CO2、H2SO4 等。
26. 既含离子键又含共价键的化合物：含有原子团的离子化合物，如
27. 电子式的书写：
化学式 电子式 化学式 电子式 化学式 电子式
H2 N2 Cl2
NH3
CH4 HCl
H2O H2O2 NaCl
Na2O Na2O2 NaOH
28.
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第二章 化学反应与能量
一、化学能与热能
1. 化学键的断裂和形成是物质在化学反应中发生能量变化的主要原因。
断键吸收能量，形成键放出能量。
2. 放热反应：反应物的总能量 >生成物的总能量；
吸热反应：反应物的总能量 <生成物的总能量。
3. 常见的放热反应有：金属与酸的反应，酸碱中和反应，燃烧反应，大部分的化合反应。
（如：铁与盐酸反应、氧化钙与水反应）
4. 常见的吸热反应有：氢氧化钡晶体与氯化铵的反应、大部分的分解反应（如碳酸钙受
热分解）、 C+CO 2 高温 2CO
二、化学能与电能
29. 原电池：将化学能转变为电能的装置。
负极 →较活泼的金属 → 失电子 →发生氧化反应 → 质量减少 →阴离子靠拢。
正极 →较不活泼的 →得电子 → 发生还原反应 → 有气泡产生或质量增加 → 阳离子靠拢
30. 原电池工作原理：
例：Cu－Zn（稀硫酸）原电池：
负极（ Zn 片）： Zn－2e －＝Zn2＋（Zn 片溶解）（氧化反应）
正极（ Cu 片）： 2H ＋＋2e－＝H2↑（Cu 片有气泡产生）（还原反应）
电子流动方向：从 Zn 片沿导线流向 Cu 片，电流方向：从 Cu 到 Zn
31. 构成原电池的条件：两个活泼性不同的电极、电解质溶液（酒精蔗糖不是电解质溶液）、
自发的氧化还原反应、形成闭合回路。 “两极一液成回路”
32. 氢氧燃料电池
(1) 电极材料相同 ，反应原料由外设备供给，工作原理类似原电池
（2）负极的判断方法：通入燃料（如 H2）的一极为负极
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三、化学反应速率和限度
32. 影响化学反应速率的因素： 温度、浓度、催化剂、固体表面积、压强等。温度越高，浓
度越大， 使用催化剂 (MnO 2 等)，固体表面积越大 (块状变成粉末状 )，压强（有气体的反应）
越大，速率越快。
33. 化学反应速率概念的理解
33. 可逆反应：同一条件下既能向正反应进行又能向逆反应方向进行的化学反应。特点：反
应物不可能全部转化为生成物，所有的反应物和生成物同时存在。
34. 当可逆反应达到最大限度，即平衡状态时的特点：
第三章 有机化合物
甲烷 乙烯 苯 乙醇 乙酸
分子式 CH4 C2H4 C6H 6
结构简式 CH4 CH2=CH
2
空间构型 正四面体 平面型 平面正六边形
官能团
4. 天然气的主要成分为甲烷。
5. 甲烷不能使高锰酸钾褪色；甲烷可以与氯气在光照条件下发生取代反应
6. 乙烯的结构简式为 CH2＝CH2，官能团：碳碳双键。乙烯能使酸性高锰酸钾溶液褪色，
属于氧化反应；乙烯能使溴水褪色，属于加成反应。
7. 甲烷、乙烯可用溴水或高锰酸钾溶液鉴别。
8. 乙烯可以做催熟剂（又叫植物生长调节剂），乙烯的产量用于衡量石油化工发展水平。
9. 工业中的乙烯来自于石油的裂解，苯来自于煤的干馏。
10. 苯、乙醇、乙酸常温下为液体，其中苯不能溶于水，乙醇、乙酸易溶于水。
11. 苯的结构中不存在碳碳双键。 苯易与液溴和浓硝酸发生取代反应， 可以和 H2发生加成反
应，不能使溴水褪色，也不能使酸性高锰酸钾溶液褪色。
12. 乙醇的结构简式为 CH3CH2OH 或 C2H5OH，官能团为羟基 （—OH）； 乙酸的结构简式
为 CH3COOH ，官能团为羧基（ —COOH ）。
13. 乙醇能与金属钠 Na 反应放出氢气 (H2)；乙醇能发生催化氧化生成乙醛 (CH3CHO) 和水；
14. 乙酸具有算的通性，酸性： CH3COOH>H 2CO3
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34. 乙酸乙酯的制备（反应类型：酯化反应或取代反应）
(1)原理：
(2)A 试管盛装 ，B 试管装
(3)如 A 中加入碎瓷片，目的是 防暴沸
(4)浓硫酸的作用 : 作催化剂和吸水剂
(5)导管不插入液面下的原因：防倒吸
(6)饱和碳酸钠的作用：中和乙酸、溶解乙醇、降低乙酸乙酯
的溶解度，有利于分层析出。
(7)分离乙酸乙酯和碳酸钠溶液的方法：分液
35. 同分异构体：分子式相同而结构不同的有机物。如 C4H10 有 2 种同分异构体（正丁烷和
异丁烷）， C5H12 有 3 种同分异构体（正戊烷、异戊烷、新戊烷）。
同系物：结构相似，组成上相差若干个 CH2 原子团的有机物。如甲烷与丁烷
36. 常见有机反应类型：
第四章 化学与自然资源的开发利用
35. 金属冶炼的方法： K Ca Na Mg Al ︳Zn Fe Sn Pb (H) Cu︳Hg Ag
电解法 ︳ 热还原法 ︳热分解法
（常见的还原剂有： H2、CO、C、Al ）
36. 化石燃料是不可再生的能源，包括煤、石油、天然气（ CH4）
煤的干馏、气化、液化都是化学变化。石油分馏是物理变化。
37. 符合“绿色化学”的思想，原子利用率 100%的反应类型有：化合反应，加成反应。 （技
巧：生成物只有一种的反应）
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《选修 1· 化学与生活》
第一章 关注营养平衡
一、 生命的基础能源—糖类
1、糖类是绿色植物光合作用的产物，是由 C、H、O三种元素组成的一类有机化合物。
37. 葡萄糖：具有还原性，分子式 C6H12O6，单糖，不能水解，与果糖互为同分异构体。
38. 葡萄糖的检验方法有：
（1）在碱性、加热的条件下，与银氨溶液发生银镜反应 （2）在碱性、加热的的条件下，
与新制氢氧化铜反应产生砖红色沉淀（ Cu2O）（备注：可用于检验尿液中是否含葡萄糖）
39. 蔗糖与麦芽糖互为同分异构体。 纤维素有利于消化。
40. 淀粉：多糖，其水解的最终产物为葡萄糖，与纤维素不是同分异构体。特性：淀粉遇碘
单质变蓝（用于检验淀粉，或者检验碘单质）。
二、重要的体内能源—油脂
1、油脂是由高级脂肪酸和甘油生成的酯类物质。 是单位质量提供热量最多的物质。
38. 油脂在酸性环境水解， 生成高级脂肪酸和甘油 （或丙三醇） ；油脂在碱性环境中的水解，
生成的高级脂肪酸盐和甘油，油脂在碱性条件下的水解反应又叫皂化反应 。
三、生命的基础—蛋白质
15. 蛋白质的最终水解产物是氨基酸 ；氨基酸具有两性。 人体有 8 种必需氨基酸。
16. 蛋白质的性质：两性、变性、盐析、颜色反应（蛋白质遇浓硝酸变黄）、灼烧（蛋白质
有烧焦羽毛的气味）。其中颜色反应和燃烧气味可用作蛋白质的检验
17. 蛋白质的盐析是指向蛋白质溶液中加入某些浓的无机轻金属盐（如： NaCl、(NH 4)2SO4、
Na2SO4）后，蛋白质从溶液中析出的可逆过程。是物理变化，用于分离提纯蛋白质。
18. 棉花、麻的成分为纤维素；羊毛、蚕丝属于蛋白质
2+
19. 能使蛋白质发生变性有：重金属盐 (Cu

2+
Hg

2+
等)、甲醛（福尔马林溶液）、酒精、
Cd
强酸、强碱、紫外线、加热等；误食重金属离子后应喝大量牛奶解毒。
三．维生素和微量元素
1. 维生素是参与生物生长发育和新陈代谢所必需的一类小分子有机化合
2. 维生素 C是一种无色晶体，是一种水溶性维生素，溶液显酸性，其广泛存在于新鲜水果
和绿色蔬菜中。维生素 C也称抗坏血酸，具有较强的还原性。
3. 碘是人体必需的微量元素，有“智力元素”之称。缺碘会造成甲状腺肿大，在食物中，
海带、海鱼等海产品中含碘最多。加碘盐中添加的是碘酸钾（ KIO 3）。
4. 铁是人体中必需微量元素中含量最多的一种。缺铁会发生缺铁性贫血。含铁较多的食物
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有动物内脏、动物全血、肉类、鱼类、蛋类等。补铁工程的载体是酱油
第二章 促进身心健康
1． 食物的酸碱性是按食物代谢产物的酸碱性分类的。
酸性食物 碱性食物
C、N、S、P 等 K、Na、Ca、Mg 等
所含元素
非金属元素 金属元素
富含蛋白质的物质
举例 蔬菜、水果等
如：肉类、蛋类、鱼类
41. 正常情况下，人体血液的 pH 总保持弱碱性范围（ 7.35~7.45）。
长期以来，我国居民由于摄入蔬菜水果偏少，一般尿液偏酸性。
42. 常见的食品添加剂的分类为着色剂、防腐剂、调味剂、营养添加剂。着色剂主要包括：
胡萝卜素、胭脂红、苋菜红、柠檬黄。早期采用的防腐剂主要是食盐、食醋、糖等，现在
常用的防腐剂有苯甲酸钠、硝酸盐、亚硝酸盐、二氧化硫。 调味剂主要有：食盐、食醋、
味精。营养强化剂加碘食盐、铁强化酱油 ,,
43. 婴儿食品内不能加入任何着色剂。
44. 常见的食品和药品
①具有解热镇痛作用的是 阿司匹林。如出现水杨酸反应，要停药注射 NaHCO3 溶液。
②具有止咳平喘作用的是 麻黄碱。麻黄碱属于天然中草药， 是国际奥委会严格禁止的兴奋剂
③常用的抗生素、具有消炎作用，使用前要进行皮肤敏感试验（皮试）的是 青霉素。
④可直接进入人体补充能量的是 葡萄糖 。
⑤胃酸成分为盐酸（ HCl ）。常见的抗酸药成分包括碳酸氢钠、碳酸钙、碳酸镁、氢氧化
铝和氢氧化镁等，其与胃酸反应的化学方程式及离子方程式分别为：

－
NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2O + CO2 HCO 3

+ H

+ = H2O + CO 2

CaCO3 + 2HCl = CaCl 2 + H2O +CO2 CaCO3 + 2H

+ = Ca2+ +H2O + CO2
+ = Mg 2+ + H 2O + CO 2 MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H2O + CO 2 MgCO 3 + 2H

Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H2O Al(OH) 3 + 3H

+ = Al 3+ + 3H 2O

Mg(OH) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2H 2O Mg(OH) 2 + 2H

+ = Mg 2+ + 2H2O
（备注：氢氧化钠具有腐蚀性，不能用于中和胃酸）
⑥.R 表示处方药， OTC 表示非处方药。
⑦远离毒品如：冰毒、海洛因、大麻、摇头丸等
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第三章 探索生活材料
45. 合金是由两种或两种以上的金属 (或金属与非金属 )熔合而成的具有金属特性的物质。与
各成分的金属相比，其具有熔点低、硬度大的特点。
46. 我们经常使用的合金有铁合金、铝合金、铜合金和新型合金。 生铁和钢是含碳量不同
的的两种铁碳合金。
47. 金属的腐蚀可以分为化学腐蚀和电化学腐蚀，金属的腐蚀主要是电化学腐蚀。铁发生电
2+ ①吸氧腐蚀的条件是中性或弱酸性环境， 正
－ = Fe 化学腐蚀时的负极反应为 Fe － 2e
极反应是

- -
O +2H 0+4e =4OH ，负极反应是
2 2

- 2+
Fe-2e =Fe ②析氢腐蚀条件是强酸性环境，
正极反应是

+ -
H +2e =H ↑，负极反应是
2

- 2+
Fe-2e =Fe
48. 防止金属腐蚀的方法有：
i. 改变其内部结构（如制成不锈钢）；
ii. 在金属表面添加保护膜（如刷漆、涂油、加塑料膜等）；
③在要保护的金属上连接一块比该金属更活泼的金属（如 Fe 表面镀 Zn）
49. 、常见的材料
①常见的三种硅酸盐材料（无机非金属材料）为玻璃、水泥、陶瓷。
制造普通玻璃的主要原料是纯碱（ Na2CO3）、石灰石（ CaCO3）、石英 (SiO2)，制造陶瓷
的主要原料是黏土。 制造水泥的原料有石灰石和黏土。 水泥具有水硬性，存放时应
注意防潮。
②三大合成材料（有机高分子材料）为塑料、合成纤维、合成橡胶。（注：油脂不是天然
高分子化合物；蛋白质、淀粉、纤维素是天然高分子化合物）
50. 塑料分为热塑性塑料和热固性塑料两种。
51. 纤维分为合成纤维和天然纤维（棉花、麻、羊毛、蚕丝）
52. 橡胶分为合成橡胶和天然橡胶（聚异戊二烯），橡胶通过硫化来改善其性能。
53. 复合材料指的是将两种或两种以上不同性能的材料组合起来的具有优良性能的材料。 玻
璃纤维增强塑料 ( 玻璃钢 ) ，就是玻璃纤维和合成树脂组成的复合材料。玻璃钢广泛用于汽
车车身、火车车厢、船体以及印制电路板等
第四章 保护生存环境
39. 正常雨水偏酸性， pH 约为 5.6。酸雨是指 pH 小于 5.6 的降水，主要是 SO2 和 NO2 等酸
性气体转化而成的。 SO2 主要来源于煤的燃烧， NO2 主要来源于汽车尾气。
SO2→H 2SO4 SO2+H2O H2SO3 2H2SO3+O 2 = 2H 2S