Question

高一化学知识点总结

Answer 1

无机化学知识点归纳
一、常见物质的组成和结构
1、常见分子（或物质）的形状及键角
（1）形状：V型：H2O、H2S 直线型：CO2、CS2 、C2H2 平面三角型：BF3、SO3 三角锥型：NH3 正四面体型：CH4、CCl4、白磷、NH4+
平面结构：C2H4、C6H6
（2）键角：H2O：104.5°；BF3、C2H4、C6H6、石墨：120° 白磷：60°
NH3：107°18′ CH4、CCl4、NH4+、金刚石：109°28′
CO2、CS2、C2H2：180°
2、常见粒子的饱和结构：
①具有氦结构的粒子（2）：H－、He、Li+、Be2+；
②具有氖结构的粒子（2、8）：N3－、O2－、F－、Ne、Na+、Mg2+、Al3+；
③具有氩结构的粒子（2、8、8）：S2－、Cl－、Ar、K+、Ca2+；
④核外电子总数为10的粒子：
阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；
阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH2－；[来源：高考%资源网 KS%5U]
分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4
⑤核外电子总数为18的粒子：
阳离子：K+、Ca 2+；
阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－；
分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4。
3、常见物质的构型：
AB2型的化合物（化合价一般为＋2、－1或＋4、－2）：CO2、NO2、SO2、SiO2、CS2、ClO2、CaC2、MgX2、CaX2、BeCl2、BaX2、KO2等
A2B2型的化合物：H2O2、Na2O2、C2H2等
A2B型的化合物：H2O、H2S、Na2O、Na2S、Li2O等
AB型的化合物：CO、NO、HX、NaX、MgO、CaO、MgS、CaS、SiC等
能形成A2B和A2B2型化合物的元素：H、Na与O，其中属于共价化合物（液体）的是H和O［H2O和H2O2］；属于离子化合物（固体）的是Na和O［Na2O和Na2O2］。
4、常见分子的极性：
常见的非极性分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4、、SF6、C2H4、C2H2、C6H6等
常见的极性分子：双原子化合物分子、H2O、H2S、NH3、H2O2、CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3等
5、一些物质的组成特征：
（1）不含金属元素的离子化合物：铵盐
（2）含有金属元素的阴离子：MnO4－、AlO2－、Cr2O72－
（3）只含阳离子不含阴离子的物质：金属晶体
二、物质的溶解性规律
1、常见酸、碱、盐的溶解性规律：（限于中学常见范围内，不全面）
①酸：只有硅酸（H2SiO3或原硅酸H4SiO4）难溶，其他均可溶；
②碱：只有NaOH、KOH、Ba(OH)2可溶，Ca(OH)2微溶，其它均难溶。
③盐：钠盐、钾盐、铵盐、硝酸盐均可溶；
硫酸盐：仅硫酸钡、硫酸铅难溶、硫酸钙、硫酸银微溶，其它均可溶；
氯化物：仅氯化银难溶，其它均可溶；
碳酸盐、亚硫酸盐、硫化物：仅它们的钾、钠、铵盐可溶。
④磷酸二氢盐几乎都可溶，磷酸氢盐和磷酸的正盐则仅有钾、钠、铵可溶。
⑤碳酸盐的溶解性规律：正盐若易溶，则其碳酸氢盐的溶解度小于正盐（如碳酸氢钠溶解度小于碳酸钠）；正盐若难溶，则其碳酸氢盐的溶解度大于正盐（如碳酸氢钙的溶解度大于碳酸钙）。
2、气体的溶解性：
①极易溶于水的气体：HX、NH3
②能溶于水，但溶解度不大的气体：O2(微溶)、CO2（1：1）、Cl2（1：2）、
H2S（1：2.6）、SO2（1：40）
③常见的难溶于水的气体：H2、N2、NO、CO、CH4、C2H4、C2H2
④氯气难溶于饱和NaCl溶液，因此可用排饱和NaCl溶液收集氯气，也可用饱和NaCl溶液吸收氯气中的氯化氢杂质。
3、硫和白磷（P4）不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。
4、卤素单质（Cl2、Br2、I2）在水中溶解度不大，但易溶于酒精、汽油、苯、四氯化碳等有机溶剂，故常用有机溶剂来萃取水溶液中的卤素单质（注意萃取剂的选用原则：不互溶、不反应，从难溶向易溶；酒精和裂化汽油不可做萃取剂）。
5、有机化合物中多数不易溶于水，而易溶于有机溶剂。在水中的溶解性不大：烃、卤代烃、酯、多糖不溶于水；醇、醛、羧酸、低聚糖可溶于水（乙醇、乙醛、乙酸等和水以任意比例互溶），但随着分子中烃基的增大，其溶解度减小（憎水基和亲水基的作用）；苯酚低温下在水中不易溶解，但随温度高，溶解度增大，高于70℃时与水以任意比例互溶。
6、相似相溶原理：极性溶质易溶于极性溶剂，非极性溶质易溶于非极性溶剂。
三、常见物质的颜色：
1、有色气体单质：F2（浅黄绿色）、Cl2（黄绿色）¬、O3（淡蓝色）
2、其他有色单质：Br2(深红色液体)、I2（紫黑色固体）、S（淡黄色固体）、Cu（紫红色固体）、Au（金黄色固体）、P（白磷是白色固体，红磷是赤红色固体）、Si（灰黑色晶体）、C（黑色粉未）
3、无色气体单质：N2、O2、H2、希有气体单质
4、有色气体化合物：NO2
5、黄色固体：S、FeS2（愚人金，金黄色）、、Na2O2、Ag3PO4、AgBr、AgI
6、黑色固体：FeO、Fe3O4、MnO2、C、CuS、PbS、CuO（最常见的黑色粉末为MnO2和C）
7、红色固体：Fe(OH)3、Fe2O3、Cu2O、Cu
8、蓝色固体：五水合硫酸铜（胆矾或蓝矾）化学式：
9、绿色固体：七水合硫酸亚铁（绿矾）化学式：
10、紫黑色固体：KMnO4、碘单质。
11、白色沉淀： Fe(OH)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3、Mg(OH)2、Al(OH)3
12、有色离子（溶液）Cu2+（浓溶液为绿色，稀溶液为蓝色）、Fe2+（浅绿色）、Fe3+（棕黄色）、MnO4－（紫红色）、Fe(SCN)2+（血红色）
13、不溶于稀酸的白色沉淀：AgCl、BaSO4
14、不溶于稀酸的黄色沉淀：S、AgBr、AgI[来源：高考%资源网 KS%5U]
四、常见物质的状态
1、常温下为气体的单质只有H2、N2、O2（O3）、F2、Cl2（稀有气体单质除外）
2、常温下为液体的单质：Br2、Hg
3、常温下常见的无色液体化合物：H2O H2O2
4、常见的气体化合物： NH3、HX（F、Cl、Br、I）、H2S、CO、CO2、NO、NO2、SO2
5、有机物中的气态烃CxHy（x≤4）；含氧有机化合物中只有甲醛（HCHO）常温下是气态，卤代烃中一氯甲烷和一氯乙烷为气体。
6、常见的固体单质：I2、S、P、C、Si、金属单质；
7、白色胶状沉淀［Al(OH)3、H4SiO4］
五、常见物质的气味
1、有臭鸡蛋气味的气体：H2S
2、有刺激性气味的气体：Cl2、SO2、NO2、HX、NH3
3、有刺激性气味的液体：浓盐酸、浓硝酸、浓氨水、氯水、溴水
4、许多有机物都有气味（如苯、汽油、醇、醛、羧酸、酯等）
六、常见的有毒物质
1、非金属单质有毒的：Cl2、Br2、I2、F2、S、P4，金属单质中的汞为剧毒。
2、常见的有毒化合物：CO、NO、NO2、SO2、H2S、偏磷酸（HPO3）、氰化物（CN－）、亚硝酸盐（NO2－）；重金属盐（Cu、Hg、Cr、Ba、Co、Pb等）；
3、能与血红蛋白结合的是CO和NO
4、常见的有毒有机物：甲醇（CH3OH）俗称工业酒精；苯酚；甲醛（HCHO）和苯（致癌物，是家庭装修的主污染物）；硝基苯。
七、常见的污染物
1、大气污染物：Cl2、CO、H2S、氮的氧化物、SO2、氟利昂、固体粉尘等；
2、水污染：酸、碱、化肥、农药、有机磷、重金属离子等。
3、土壤污染：化肥、农药、塑料制品、废电池、重金属盐、无机阴离子（NO2－、F－、CN－等）
4、几种常见的环境污染现象及引起污染的物质：
①煤气中毒—— 一氧化碳（CO）
②光化学污染（光化学烟雾）——氮的氧化物
③酸雨——主要由SO2引起
④温室效应——主要是二氧化碳，另外甲烷、氟氯烃、N2O也是温室效应气体。
⑤臭氧层破坏——氟利昂（氟氯代烃的总称）、氮的氧化物（NO和NO2）
⑥水的富养化（绿藻、蓝藻、赤潮、水华等）——有机磷化合物、氮化合物等。
⑦白色污染——塑料。
八、常见的漂白剂：
1、强氧化型漂白剂：利用自身的强氧化性破坏有色物质使它们变为无色物质，这种漂白一般是不可逆的、彻底的。
（1）次氧酸（HClO）：一般可由氯气与水反应生成，但由于它不稳定，见光易分解，不能长期保存。因此工业上一般是用氯气与石灰乳反应制成漂粉精：
2Cl2＋2Ca(OH)2＝CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O
漂粉精的组成可用式子：Ca(OH)2•3CaCl(ClO)•nH2O来表示，可看作是CaCl2、Ca(ClO)2、Ca(OH)2以及结晶水的混合物，其中的有效成分是Ca(ClO)2，它是一种稳定的化合物，可以长期保存，使用时加入水和酸（或通入CO2），即可以产生次氯酸；Ca(ClO)2＋2HCl＝CaCl2＋2HClO，Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝CaCO3＋2HClO。漂粉精露置于空气中久了会失效，因此应密封保存。
（2）过氧化氢（H2O2）：也是一种强氧化剂，可氧化破坏有色物质。其特点是还原产物是水，不会造成污染。
（3）臭氧（O3）具有极强的氧化性，可以氧化有色物质使其褪色。
（4）浓硝酸（HNO3）：也是一种强氧化剂，但由于其强酸性，一般不用于漂白。
（5）过氧化钠（Na2O2）：本身具有强氧化性，特别是与水反应时新生成的氧气氧化性更强，可以使有机物褪色。
2、加合型漂白剂：以二氧化硫为典型例子，这类物质能与一些有色物质化合产生不稳定的无色物质，从而达到漂白的目的，但这种化合是不稳定的，是可逆的。如SO2可以使品红试褪色，但加热排出二氧化硫后会重新变为红色。另外，此类漂白剂具有较强的选择性，只能使某些有色物质褪色。［中学只讲二氧化硫使品红褪色，别的没有，注意它不能使石蕊褪色，而是变红。］
3、吸附型漂白剂：这类物质一般是一些具有疏松多孔型的物质，表面积较大，因此具有较强的吸附能力，能够吸附一些色素，从而达到漂白的目的，它的原理与前两者不同，只是一种物理过程而不是化学变化，常见的这类物质如活性炭、胶体等。
［注意］所谓漂白，指的是使有机色素褪色。无机有色物质褪色不可称为漂白。
九、常见的化学公式：
1、原子的相对原子质量的计算公式：
2、溶液中溶质的质量分数：
3、固体的溶解度： （单位为克）
4、物质的量计算公式（万能恒等式）： （注意单位）
5、求物质摩尔质量的计算公式：
①由标准状况下气体的密度求气体的摩尔质量：M＝ρ×22.4L／mol
②由气体的相对密度求气体的摩尔质量：M(A)＝D×M(B)
③由单个粒子的质量求摩尔质量：M＝NA×ma
④摩尔质量的基本计算公式： [来源：高考%资源网 KS%5U]
⑤混合物的平均摩尔质量：
（M1、M2……为各成分的摩尔质量，a1、a2为各成分的物质的量分数，若是气体，也 可以是体积分数）
6、由溶质的质量分数换算溶液的物质的量浓度：
7、由溶解度计算饱和溶液中溶质的质量分数：
8、克拉贝龙方程：PV＝nRT PM＝ρRT
9、溶液稀释定律：
溶液稀释过程中，溶质的质量保持不变：m1×w1＝m2×w2
溶液稀释过程中，溶质的物质的量保持不变：c1V1＝c2V2
10、化学反应速率的计算公式： （单位：mol／L•s）
11、水的离子积：Kw＝c(H+)×c(OH－)，常温下等于1×10－14
12、溶液的PH计算公式：PH＝一lgc(H+)(aq)
十、化学的基本守恒关系：
1、质量守恒：
①在任何化学反应中，参加反应的各物质的质量之和一定等于生成的各物质的质量总和。
②任何化学反应前后，各元素的种类和原子个数一定不改变。
2、化合价守恒：
①任何化合物中，正负化合价代数和一定等于0
②任何氧化还原反应中，化合价升高总数和降低总数一定相等。
3、电子守恒：
①任何氧化还原反应中，电子得、失总数一定相等。
②原电池和电解池的串联电路中，通过各电极的电量一定相等（即各电极得失电子数一定相等）。
4、能量守恒：任何化学反应在一个绝热的环境中进行时，反应前后体系的总能量一定相等。
反应释放（或吸收）的能量＝生成物总能量－反应物总能量
（为负则为放热反应，为正则为吸热反应）
5、电荷守恒：
①任何电解质溶液中阳离子所带的正电荷总数一定等于阴离子所带的负电荷总数。
②任何离子方程式中，等号两边正负电荷数值相等，符号相同。
十一、熟记重要的实验现象：
1、燃烧时火焰的颜色：
①火焰为蓝色或淡蓝色的是：H2、CO、CH4、H2S、C2H5OH；
②火焰为苍白色的为H2与Cl2；
③钠单质及其化合物灼烧时火焰都呈黄色。钾则呈浅紫色。
2、沉淀现象：
①溶液中反应有黄色沉淀生成的有：AgNO3与Br－、I－；S2O32－与H+；H2S溶液与一些氧化性物质（Cl2、O2、SO2等）；Ag+与PO43－；
②向一溶液中滴入碱液，先生成白色沉淀，进而变为灰绿色，最后变为红褐色沉淀，则溶液中一定含有Fe2+；
③与碱产生红褐色沉淀的必是Fe3+；生成蓝色沉淀的一般溶液中含有Cu2+
④产生黑色沉淀的有Fe2+、Cu2+、Pb2+与S2－；
⑤与碱反应生成白色沉淀的一般是Mg2+和Al3+，若加过量NaOH沉淀不溶解，则是Mg2+，溶解则是Al3+；若是部分溶解，则说明两者都存在。
⑥加入过量硝酸从溶液中析出的白色沉淀：可能是硅酸沉淀(原来的溶液是可溶解的硅酸盐溶液)。若生成淡黄色的沉淀，原来的溶液中可能含有S2－或S2O32－。
⑦加入浓溴水生成白色沉淀的往往是含有苯酚的溶液，产物是三溴苯酚。
⑧有砖红色沉淀的往往是含醛其的物质与Cu(OH)2悬浊液的反应生成了Cu2O。
⑨加入过量的硝酸不能观察到白色沉淀溶解的有AgCl、BaSO4、BaSO3(转化成为BaSO4) ；AgBr和AgI也不溶解，但是它们的颜色是淡黄色、黄色。
⑩能够和盐溶液反应生成强酸和沉淀的极有可能是H2S气体与铜、银、铅、汞的盐溶液反应。
3、放气现象：
①与稀盐酸或稀硫酸反应生成刺激性气味的气体，且此气体可使澄清石灰水变混浊，可使品红溶液褪色，该气体一般是二氧化硫，原溶液中含有SO32－或HSO3－或者含有S2O32－离子。
②与稀盐酸或稀硫酸反应生成无色无味气体，且此气体可使澄清的石灰水变浑浊，此气体一般是CO2；原溶液可能含有CO32－或HCO3－。
③与稀盐酸或稀硫酸反应，生成无色有臭鸡蛋气味的气体，该气体应为H2S，原溶液中含有S2－或HS－，若是黑色固体一般是FeS。
④与碱溶液反应且加热时产生刺激性气味的气体，此气体可使湿润的红色石蕊试纸变蓝，此气体是氨气，原溶液中一定含有NH4+离子；
⑤电解电解质溶液时，阳极产生的气体一般是Cl2或O2，阴极产生的气体一般是H2。
4、变色现象：
①Fe3+与SCN－、苯酚溶液、Fe、Cu反应时颜色的变化；
②遇空气迅速由无色变为红棕色的气体必为NO；
③Fe2+与Cl2、Br2等氧化性物质反应时溶液由浅绿色变为黄褐色。
④酸碱性溶液与指示剂的变化；
⑤品红溶液、石蕊试液与Cl2、SO2等漂白剂的作用；
石蕊试液遇Cl2是先变红后褪色，SO2则是只变红不褪色。
SO2和Cl2都可使品红溶液褪色，但褪色后若加热，则能恢复原色的是SO2，不能恢复的是Cl2。
⑥淀粉遇碘单质变蓝。
⑦卤素单质在水中和在有机溶剂中的颜色变化。
⑧不饱和烃使溴水和高锰酸钾酸性溶液的褪色。
5、与水能发生爆炸性反应的有：F2、K、Cs等。
十二、中学常见元素在自然界中的存在形态：
1、只以化合态存在的元素：
金属元素——碱金属、镁、铝、铁。
非金属元素——氢、卤素、硅、磷；[来源：高考%资源网 KS%5U]
2、既以化合态、又以游离态存在的元素：氧、硫、碳、氮。
十三、中学常见的工业生产反应：（自己写出相关的化学方程式）
1、煅烧石灰石制取生石灰： ；
2、水煤汽的生产： ； ；
3、盐酸的生产：氢气在氯气中燃烧 ；
4、漂白粉的生产：将氯气通入石灰乳中 ；
5、硫酸的生产（接触法）： ；
； ；
6、晶体硅的生产： ；
7、玻璃的生产：工业上用纯碱、石灰石和石英为原料来生产普通玻璃。
； ；
8、合成氨生产： ；
9、工业生产硝酸（氨氧化法）： ；
； 。
10、电解饱和食盐水： ；
11、金属的冶炼：①钠的冶炼： ；
②镁的冶炼： ；③铝的冶炼： ；
④铁的冶炼： 　　 ；⑤铝热反应： ；
十四、复分解反应中酸的转化规律：
1、强酸可以转化为弱酸：
例：工业上用磷酸钙与浓硫酸反应制磷酸： 。
但也有例外。例CuSO4溶液与H2S的反应： 。
2、难挥发性酸可以转化为挥发性酸：
例：实验室用NaCl固体与浓硫酸制氯化氢气体： 。
3、稳定酸可以制不稳定酸：
例：实验室用亚硫酸钠与浓硫酸反应制二氧化硫： 。
4、可溶性可以转化为不溶性酸：
例：可以用硅酸钠与稀盐酸反应制硅酸： 。
十五、常用试剂的保存：总的原则：一封（密封）三忌（光、热、露）。
1、还原性试剂：Fe2+盐、SO32－盐、S2－盐、苯酚等。－－－密封（避免被氧气氧化）。
2、易挥发的试剂：许多有机物、CS2、浓HCl、浓HNO3、浓氨水等－－－密封
3、易吸收水分的试剂：浓硫酸、NaOH固体、CaO、CaCl2、P2O5、碱石灰、MgCl2等－－－密封。
4、见光分解的试剂：氯水、浓硝酸、双氧水、卤化银等－－－棕色瓶、避光。
5、碱性溶液：NaOH、Na2SiO3 (水玻璃)、Ca(OH)2(石灰水)、Na2CO3等－－－胶塞、密封
6、强酸性、强氧化性溶液、有机溶剂－－－瓶口用玻璃塞而不用胶塞。
7、冷浓硫酸、硝酸－－－可用铝、铁制器皿。
8、特殊物品：白磷、液溴－－水封；碱金属单质－－煤油(锂用石蜡)；氢氟酸－塑料瓶或铅皿。
9、具有氧化性的试剂（如溴水、氯水、HNO3、 KMnO4 ）不能用橡胶管、橡胶塞（会腐蚀）。
十六、常见的干燥剂：
1、酸性干燥剂：常见的如浓硫酸、五氧化二磷、硅胶，
2、碱性干燥剂：碱石灰（NaOH与CaO的混合物）、NaOH固体、生石灰。
3、中性干燥剂：CaCl2等。
［注意］使用干燥剂干燥气体时应本着“不吸收、不反应” 的原则来选择。酸性气体可用酸性干燥剂，碱性气体应用碱性干燥剂。还原性气体不可用浓硫酸干燥，CaCl2不可用来干燥NH3。
Cl2、HCl、CO2、NO2、CO、NO、SO2等气体常用浓硫酸干燥；而NH3、H2S、HBr、HI、C2H4、C2H2一般不能用浓硫酸干燥。
NH3一般用碱石灰干燥；
H2S、HBr、HI一般用五氧化二磷干燥。

十七、常用试纸及使用方法：
1、PH试纸：测定溶液酸碱性的强弱。使用时不可用水湿润。随溶液PH的升高，其颜色逐渐变化为：红、橙、黄、青、蓝、紫。
2、红色石蕊试纸：遇到碱性溶液或气体时试纸由红色变为蓝色。
3、蓝色石蕊试纸：遇到酸性溶液或气体时试纸由蓝色变为红色。
4、酚酞试纸：遇到碱性溶液或气体时试纸变为红色。
5、品红试纸：遇到SO2气体或Cl2时褪色。
6、淀粉碘化钾试纸：遇到强氧化剂（Cl2等）气体或碘水时会变蓝。
7、醋酸铅试纸：遇到H2S气体时变黑。
［注意］：除PH试纸外，用其余试纸测气体时均须先用水润湿。
十八、中学化学中的一般和例外：
［原子结构］：
1、金属的最外层电子数一般比4小，但是Pb、Sn 、Bi、Po等的最外层电子数却比4大。
2、具有相同核电荷数的粒子不一定是同种元素（如F－、OH－）。
3、核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层上，例如K层排满才排L层，L层排满才排M层，但M层没排满就该排N层。
4、元素的化学性质主要决定于核外电子排布，特别是最外层电子数。但核外电子排布相同的粒子化学性质不一定相同，（如Cl－和K+）。
5、主族元素的原子形成的简单离子一般具有邻近稀有气体的稳定结构，但副族元素的离子则不一定形成稳定结构，（如Fe2+、Fe3+等）。
6、最外电子层有两个电子的原子一般是金属原子，但氦则属于稀有气体元素。
7、一般的原子核是由质子和中子构成的，但核素氕（11H）只有质子，没有中子。
［元素周期律和元素周期表］：
1、最外层电子数是2，不一定是IIA族元素。
2、卤族元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性由上而下逐渐减弱，但卤族元素的氢化物的水溶液的酸性由上而下逐渐增强。
3、元素周期表中每一周期都是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢开始的。
4、元素周期表中每一主族最上面的元素都是非金属，但第ⅡA族最上面的是铍。
5、元素越活泼，其单质不一定越活泼。如氮元素的非金属性强于磷元素，但氮气却比白磷、红磷稳定得多。
［化学键和分子结构］：
1、正四面体构型的分子一般键角是109°28‘，但是白磷（P4）不是，因为它是空心四面体，键角应为60°。
2、一般的物质中都含化学键，但是稀有气体中却不含任何化学键，只存在范德华力。
3、一般非金属元素之间形成的化合物是共价化合物，但是铵盐却是离子化合物；一般含氧酸根的中心原子属于非金属，但是AlO2－、MnO4－等却是金属元素。
4、含有离子键的化合物一定是离子化合物，但含共价键的化合物则不一定是共价化合物，还可以是离子化合物，也可以是非金属单质。
5、活泼金属与活泼非金属形成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3是共价化合物。
6、离子化合物中一定含有离子键，可能含有极性键（如NaOH），也可能含有非极性键（如Na2O2）；共价化合物中不可能含有离子键，一定含有极性键，还可能含有非极性键（如H2O2）。
7、极性分子一定含有极性键，可能还含有非极性键（如H2O2）；非极性分子中可能只含极性键（如甲烷），也可能只含非极性键（如氧气），也可能两者都有（如乙烯）。
8、含金属元素的离子不一定都是阳离子。如AlO2－、MnO4－等都是阴离子。
9、单质分子不一定是非极性分子，如O3就是极性分子。
［晶体结构］：
1、同主族非金属元素的氢化物的熔沸点由上而下逐渐增大，但NH3、H2O、HF却例外，其熔沸点比下面的PH3、H2S、HCl大，原因是氢键的存在。
2、一般非金属氢化物常温下是气体（所以又叫气态氢化物），但水例外，常温下为液体。
3、金属晶体的熔点不一定都比分子晶体的高，例如水银和硫。
4、碱金属单质的密度随原子序数的增大而增大，但钾的密度却小于钠的密度。
5、含有阳离子的晶体不一定是离子晶体，，也可能是金属晶体；但含有阴离子的晶体一定是离子晶体。
6、一般原子晶体的熔沸点高于离子晶体，但也有例外，如氧化镁是离子晶体，但其熔点却高于原子晶体二氧化硅。
7、离子化合物一定属于离子晶体，而共价化合物却不一定是分子晶体。（如二氧化硅是原子晶体）。
8、含有分子的晶体不一定是分子晶体。如硫酸铜晶体（CuSO4•5H2O）是离子晶体，但却含有水分子。
［氧化还原反应］：
1、难失电子的物质，得电子不一定就容易。比如：稀有气体原子既不容易失电子也不容易得电子。
2、氧化剂和还原剂的强弱是指其得失电子的难易而不是多少（如Na能失一个电子，Al能失三个电子，但Na比Al还原性强）。
3、某元素从化合态变为游离态时，该元素可能被氧化，也可能被还原。[来源：高考%资源网 KS%5U]
4、金属阳离子被还原不一定变成金属单质（如Fe3+被还原可生成Fe2+）。
5、有单质参加或生成的反应不一定是氧化还原反应，例如O2与O3的相互转化。
6、一般物质中元素的化合价越高，其氧化性越强，但是有些物质却不一定，如HClO4中氯为＋7价，高于HClO中的＋1 价，但HClO4的氧化性却弱于HClO。因为物质的氧化性强弱不仅与化合价高低有关，而且与物质本身的稳定性有关。HClO4中氯元素化合价虽高，但其分子结构稳定，所以氧化性较弱。

Answer 2

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22.4l
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

氧化还原反应
要点诠释：我们在初中化学中学过的木炭还原氧化铜，在这个反应中，铜失去氧变成了单质，发生了还原反应，碳得到氧变成CO2，发生了氧化反应。我们也可以从反应中，元素的化合价发生变化的角度来分析这个反应
还有一些反应，虽然没有得氧、失氧的变化过程，但也伴随着化合价的变化，这样的反应也是氧化还原反应。
由此我们知道，一个化学反应是否氧化还原反应，不在于有没有得氧失氧，而在于反应过程中有没有某些元素的化合价发生了变化。
从反应物变为产物时，是否有元素的化合价发生变化的角度，可以把化学反应分为：氧化还原反应和非氧化还原反应。有化合价变化的化学反应就是氧化还原反应，没有化合价变化的化学反应就是非氧化还原反应，如CaCl2 + Na2CO3 == CaCO3↓ + 2NaCl就是非氧化还原反应。也就是说，氧化还原反应的特征是反应中元素的化合价发生变化。

知识点二：氧化还原反应的本质
要点诠释：元素化合价的升降与电子转移密切相关。例如钠与氯气的反应：
钠原子失去一个电子成为Na+，氯原子得到一个电子成为Cl-，这样双方的最外电子层都达到8电子稳定结构。在这个反应中，发生了电子的得失，金属钠失去电子发生了氧化反应，氯气得到电子发生了还原反应。
氢气与氯气的反应属于非金属和非金属的反应。

由于氢元素和氯元素的原子都倾向于获得电子而形成稳定结构，而且这两种元素的原子获取电子的能力相差不大，在反应时，双方各以最外层的一个电子组成共用电子对，使双方最外电子层都达到稳定结构。由于氯原子对共用电子对的吸引力比氢原子稍强，所以共用电子对偏向于氯原子而偏离氢原子。这样，氯元素的化合价降低被还原，氢元素的化合价升高被氧化。在这个氧化还原反应中，发生了共用电子对的偏移。

可见，有电子转移（得失或偏移）的反应，是氧化还原反应。氧化反应表现为被氧化的元素化合价升高，其实质是该元素的原子失去电子（或共用电子对偏离）的过程；还原反应表现为被还原的元素化合价降低，其实质是该元素的原子获得电子（或共用电子对偏向）的过程。
氧化还原反应中，电子转移的情况也可以表示为：

知识点三：氧化剂和还原剂
氧化剂和还原剂作为反应物共同参加氧化还原反应。在反应中，氧化剂是得到（或偏向）电子的物质，所含元素的化合价降低；还原剂是失去（或偏离）电子的物质，所含元素的化合价升高。即“升被氧化，降被还原”。
例如：
碳还原氧化铜的反应中，氧化铜是氧化剂，碳是还原剂。
铁和硫酸铜的反应中，硫酸铜是氧化剂，铁是还原剂。
氢气和氯气的反应中，氯气是氧化剂，氢气是还原剂。

氧化剂具有氧化性，在反应中本身被还原生成还原产物；还原剂具有还原性，在反应中本身被氧化生成氧化产物。
常见的氧化剂有O2、Cl2、浓硫酸、HNO3、KMnO4、FeCl3等；常见的还原剂有活泼的金属单质、H2、C、CO等。
氧化剂和还原剂不是绝对不变的，要根据物质所含元素的化合价在氧化还原反应中的变化情况来确定，同一种物质可能在一个氧化还原反应中作氧化剂，在另一个氧化还原反应中作还原剂。例如在盐酸和铁的反应Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑中，盐酸中氢元素的化合价由+1降低为0，盐酸是氧化剂；而在盐酸和高锰酸钾的反应2KMnO4 +16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O中，盐酸中氯元素有部分化合价由-1升高到0价，盐酸是还原剂。盐酸还可能发生非氧化还原反应，如HCl + NaOH = NaCl + H2O。
总结起来，氧化还原反应可以用下面的式子表示：
[规律方法指导]
比较物质的氧化性、还原性强弱的方法
①根据氧化还原反应的化学方程式进行判断
在一个氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。
例如反应Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑中，铁是还原剂，H2是还原产物，故还原性：Fe>H2；HCl是氧化剂，FeCl2是氧化产物，氧化性：HCl>FeCl2。这个反应还可以用离子方程式表示：Fe+2H+ = Fe2+ +H2↑，根据上述氧化性、还原性强弱的判断方法，故还原性：Fe>H2；氧化性：H+ > Fe2+ 。
②根据金属活动性顺序判断
金属活动性越强，其还原性越强，即：
还原性：K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag
金属的还原性越强，其失去电子后形成的金属离子的氧化性越弱，即
氧化性：K+<Ca2+<Na+<Mg2+<Al3+<Zn2+<Fe2+<Sn2+<Pb2+<(H+)<Cu2+<Hg2+<Ag+
Fe3+可以和铜反应：2Fe3+ + Cu = 2Fe2+ + Cu2+，因此氧化性：Fe3+> Cu2+。
比较物质的氧化性和还原性还有其他方法，随着学习的深入，我们会逐渐掌握它们，从而加深对氧化还原反应的了解。
金属元素的单质及其化合物的知识主线

金属单质的化学性质
只有还原性：M-ne-=Mn+
1．与非金属反应：如与O2、Cl2、Br2、I2等；
2．与水反应：较活泼的金属可与水反应，如K、Ca、Na等；
3．与酸反应：排在氢前面的金属可将氢从酸溶液中置换出来(浓H2SO4、HNO3除外)；
4．与盐反应：排在前面的金属可将后面的金属从它们的盐溶液中置换出来。

重点内容讲解：
一、金属的物理性质
常温下，金属一般为银白色晶体（汞常温下为液体），具有良好的导电性、导热性、延展性，金属的熔沸点和硬度相差很大。

三、内容的补充讲解
（一）钠的性质及保存
1． 钠的物理性质和化学性质
物理性质 钠是一种银白色、质软、可用小刀切割的金属，比水轻，熔点97.81℃，沸点882.9℃
钠的化
学性质 ①与氧气反应：4Na+O2=2Na2O（常温下缓慢氧化）
2Na+O2 Na2O2
②与其他非金属反应：2Na+S=Na2S（发生爆炸）
2Na+Cl2 2NaCl（产生大量白烟）
③与水反应：2Na+H2O=2NaOH+H2↑
（浮于水面上，迅速熔化成一个闪亮的小球，并在水面上不停地游动）
④与盐反应：2Na+CuSO4+2H2O=Cu(OH)2+Na2SO4+H2↑
（钠不能从溶液中置换出其他金属）

（二）氢氧化铝[Al(OH)3]
1、Al(OH)3的物理性质：Al(OH)3是不溶于水的白色胶状沉淀，是典型的两性氢氧化物，能凝聚水中的悬浮物，又有吸附色素的性能。
2、Al(OH)3的两性：
H++AlO2_ +H2O Al(OH)3 Al3++3OH-
酸式电离 碱式电离
当与强酸反应：Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O
当与强碱溶液作用：Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O
3、Al(OH)3的制取：
（1）铝盐与碱反应：
用铝盐与可溶性弱碱氨水反应制Al(OH)3：Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+
说明：制取 Al(OH)3也可用铝盐与强碱作用，但应严格控制加入碱的量，因为强碱过量会使制得的 Al(OH)3转化为偏铝酸盐：Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O。所以，实验室一般不采用这种方法制Al(OH)3。
4、Al(OH)3的用途：净水。
Al(OH)3胶体中胶粒有吸附水中悬浮杂质的作用，使其质量增大，沉降水底，达到净化水的目的。

第一章 物质结构 元素周期律
周期 同一横行
周期序数=电子层数
类别 周期序数 起止元素
包括元素种数 核外电子层数
短周期 1 H—He 2 1
2 Li—Ne 8 2
3 Na—Ar 8 3
长周期 4 K—Kr 18 4
5 Rb—Xe 18 5
6 Cs—Rn 32 6
7不完全 Fr—112号（118） 26（32） 7
第七周期 原子序数 113 114 115 116 117 118
个位数=最外层电子数 ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
族 主族元素的族序数
=元素原子的最外层电子数
(或：主族序数=最外层电子数)
18个纵行〖7个主族；7个副族；一个零族；一个Ⅷ族（8、9、10三个纵行）〗
主族 A 7个 由短周期元素和长周期元素共同构成
副族 B 7个 完全由长周期元素构成 第Ⅷ族和全部副族通称过渡金属元素
Ⅷ族 1个有3个纵行
零族 1个 稀有气体元素 非常不活泼
碱金属 锂、钠、钾、铷、铯、钫（Li、Na、K、Rb、Cs、Fr）
结构 因最外层都只有一个电子，易失去电子，显+1价，
物理性质 密度 逐渐增大 逐渐升高
熔沸点 逐渐降低 （反常）
化学性质 原子核外电子层数增加，最外层电子离核越远，
失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强，金属越活泼
卤素 氟、氯、溴、碘、砹（F、Cl、Br、I、At）
结构 因最外层都有7个电子，易得到电子，显-1价，
物理性质 密度 逐渐增大
熔沸点 逐渐升高 （正常）
颜色状态 颜色逐渐加深 气态~液态~固态
溶解性 逐渐减小
化学性质 原子核外电子层数增加，最外层电子离核越远，
得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱，金属越不活泼
与氢气反应 剧烈程度：F2>Cl2>Br2>I2
氢化物稳定性 HF>HCl>HBr>HI
氢化物水溶液酸性 HF<HCl<HBr<HI（HF为弱酸，一弱三强）
氢化物越稳定，在水中越难电离，酸性越弱

一、原子核外电子的排布
层序数 1 2 3 4 5 6 7
电子层符号 K L M N O P Q
离核远近 由近到远
能量 由低到高
各层最多容纳的电子数2n2
2×12=2 2×22=8 2×32=18
2×42=32 2×52=50 2×62=72
2×72=98
非金属性与金属性（一般规律）：
电外层电子数 得失电子趋势 元素性质
金属元素 <4 易失 金属性
非金属元素 >4 易得 非金属性
金属的金属性强弱判断：
水（酸）反应放氢气越剧烈越活泼
最高价氧化物水化物碱性越强越活泼
活泼金属置换较不活泼金属
原电池的负极金属比正极活泼
非金属的非金属性强弱判断：
与氢气化合越易，生成氢化物越稳定越活泼
最高价氧化物水化物酸性越强越活泼
活泼非金属置换较不活泼非金属

元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫做元素周期律
1 A、越左越下，金属越活泼，原子半径越大，最外层离核越远，还原性越强。
越易和水（或酸）反应放H2越剧烈，最高价氧化物的水化物的碱性越强
B、越右越上，非金属越活泼，原子半径越小，最外层离核越近，氧化性越强。
越易和H2化合越剧烈，最高价氧化物的水化物的酸性越强
2、推断短周期的元素的方法(第二、第三周期）
A 第二周期 若A的质子数为z时
C B D 第三周期 若A的最外层电子数为a
Z 2+a
Z+7 Z+8 Z+9 9+a 10+a 11+a

二、元素的性质与元素在周期表中位置的关系
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 H He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si p s Cl Ar
4 K Ca Ge As Se Br
5 Rb Sb Te I
6 Cs Po At
7 Fr

元素化合价与元素在周期表中位置的关系：
对于主族元素：最高正价= 族序数
最高正化合价 +∣最低负价∣= 8
元素周期表中：周期序数=电子层数 ；
主族序数=最外层电子数 ；
原子中:原子序数=核内质子数=核电荷数=核外电子数

化学键
离子键：阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键(金属与非金属原子间)
共价键：原子间通过共用电子对所形成的化学键(两种非金属原子间)
非极性共价键：同种非金属原子形成共价键（电子对不偏移）(两种相同的非金属原子间)
极性共价键：不同种非金属原子形成共价键（电子对发生偏移）(两种不同的非金属原子间)
He、Ar、Ne、等稀有气体是单原子分子，分子之间不存在化学键
共价化合物有共价键一定不含离子键
离子化合物有离子键可能含共价键

三、核素
原子质量主要由质子和中子的质量决定。
质量数 质量数(A)＝质子数(Z)+十中子数(N)
核素 把一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称核素
同位素 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素
“同位”是指质子数相同，周期表中位置相同，核素是指单个原子而言，而同位素则是指核素之间关系
特性 同一元素的各种同位素化学性质几乎相同，物理性质不同
在天然存在的某种元素中，不论是游离态，还是化合态，各种同位素所占的丰度(原子百分比)一般是不变的

第二章 第一节 化学能与热能
反应时旧化学键要断裂，吸收能量
在反应后形成新化学键要形成，放出能量
∑E（反应物）＞∑E（生成物）——放出能量
∑E（反应物）＜∑E（生成物）——吸收能量
两条基本的自然定律 质量守恒定律 能量守恒定律
常见的放热反应
氧化、燃烧反应
中和反应 CO2+C==2CO
铝热反应 NH4NO3 溶于水（摇摇冰）
常见的吸热反应
Ba(OH)2·8H2O+2NH4Cl==BaCl2+2NH3↑+10H2O

第二节 化学能与电能
负极 Zn－2e－＝Zn2+（氧化反应）
Zn+2H+＝Zn2++H2↑
正极 2H++2e－＝H2↑（还原反应）
电子流向 Zn → Cu 电流流向 Cu→ Zn
原电池：能把化学能转变成电能的装置

组成原电池的条件
①有两种活动性不同的金属（或一种是非金属导体）作电极，活泼的作负极失电子
②活泼的金属与电解质溶液发生氧化还原反应 ③两极相连形成闭合电路
二次电池：可充电的电池
二次能源：经过一次能源加工、转换得到的能源
常见电池 干电池 铅蓄电池 银锌电池 镉镍电池 燃料电池(碱性)

第三节 化学反应的速率和极限
化学反应速率的概念：用单位时间里反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)
表达式 v(B) =△C/△t
同一反应中：用不同的物质所表示的表速率与反应方程式的系数成正比
影响化学反应速率的内因(主要因素）：参加反应的物质的化学性质
外因 浓度 压强 温度 催化剂 颗粒大小
变化 大 高 高 加入 越小表面积越大
速率影响 快 快 快 快 快
化学反应的限度：研究可逆反应进行的程度（不能进行到底）
反应所能达到的限度：当可逆反应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，反应物与生成物浓度不在改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”。
影响化学平衡的条件 浓度、 压强、 温度
化学反应条件的控制
尽可能使燃料充分燃烧提高原料利用率，通常需要考虑两点：
一是燃烧时要有足够的空气；二是燃料与空气要有足够大的接触面

第三章 有机化合物
第一节 最简单的有机化合物 甲烷
氧化反应 CH4(g)＋2O2(g) → CO2(g)+2H2O(l)
取代反应 CH4＋Cl2(g) → CH3Cl+HCl
烷烃的通式：CnH2n+2 n≤4为气体 、所有1-4个碳内的烃为气体，都难溶于水，比水轻
碳原子数在十以下的，依次用甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、壬、癸
同系物：结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质互称为同系物
同分异构体：具有同分异构现象的化合物互称为同分异构
同素异形体：同种元素形成不同的单质
同位素：相同的质子数不同的中子数的同一类元素的原子
第二节 来自石油和煤的两种重要化工原料
乙烯 C2H4 (含不饱和的C=C双键，能使KMnO4溶液和溴的溶液褪色)
氧化反应 2C2H4+3O2 →2CO2+2H2O
加成反应 CH2=CH2+Br2 →CH2Br-CH2Br (先断后接，变内接为外接)
加聚反应 nCH2=CH2 → [ CH2 - CH2 ]n (高分子化合物，难降解，白色污染)
石油化工最重要的基本原料，植物生长调节剂和果实的催熟剂，
乙烯的产量是衡量国家石油化工发展水平的标志
苯是一种无色、有特殊气味的液体,有毒，不溶于水，良好的有机溶剂
苯的结构特点：苯分子中的碳碳键是介于单键和双键之间的一种独特的键
氧化反应 2 C6H6+15 O2→12 CO2+ 6 H2O
取代反应 溴代反应 + Br2 → -Br + H Br
硝化反应 + HNO3 → -NO2 + H2O
加成反应 +3 H2 →

第三节 生活中两种常见的有机物
乙醇
物理性质：无色、透明，具有特殊香味的液体，密度小于水沸点低于水，易挥发。
良好的有机溶剂，溶解多种有机物和无机物，与水以任意比互溶,醇官能团为羟基-OH
与金属钠的反应 2CH3CH2OH+Na→ 2CH3CHONa+H2
氧化反应
完全氧化 CH3CH2OH+3O2→ 2CO2+3H2O
不完全氧化 2CH3CH2OH+O2→ 2CH3CHO+2H2O (Cu作催化剂)
乙酸 CH3COOH 官能团：羧基-COOH 无水乙酸又称冰乙酸或冰醋酸。
弱酸性，比碳酸强 CH3COOH+NaOH→CH3COONa+H2O 2CH3COOH+CaCO3→Ca（CH3COO）2+H2O+CO2↑
酯化反应 醇与酸作用生成酯和水的反应称为酯化反应。
原理 酸脱羟基醇脱氢。
CH3COOH+C2H5OH→CH3COOC2H5+H2O

第四节 基本营养物质
糖类：是绿色植物光合作用的产物，是动植物所需能量的重要来源。又叫碳水化合物
单糖 C6H12O6 葡萄糖 多羟基醛 CH2OH-CHOH-CHOH-CHOH-CHOH-CHO
果糖 多羟基酮
双糖 C12H22O11 蔗糖 无醛基 水解生成一分子葡萄糖和一分子果糖:
麦芽糖 有醛基 水解生成两分子葡萄糖
多糖 （C6H10O5）n 淀粉 无醛基 n不同不是同分异构 遇碘变蓝 水解最终产物为葡萄糖
纤维素 无醛基
油脂：比水轻(密度在之间)，不溶于水。是产生能量最高的营养物质
植物油 C17H33-较多，不饱和 液态 油脂水解产物为高级脂肪酸和丙三醇（甘油），油脂在碱性条件下的水解反应叫皂化反应
脂肪 C17H35、C15H31较多 固态
蛋白质是由多种氨基酸脱水缩合而成的天然高分子化合物
蛋白质水解产物是氨基酸，人体必需的氨基酸有8种，非必需的氨基酸有12种
蛋白质的性质
盐析：提纯 变性：失去生理活性 显色反应：加浓硝酸显黄色 灼烧：呈焦羽毛味
误服重金属盐：服用含丰富蛋白质的新鲜牛奶或豆浆
主要用途：组成细胞的基础物质、人类营养物质、工业上有广泛应用、酶是特殊蛋白质

第四章 化学与可持续发展
开发利用金属资源
电解法 很活泼的金属 K-Al MgCl2 = Mg + Cl2
热还原法 比较活泼的金属 Zn-Cu Fe2O3+3CO = 2Fe+3CO2
3Fe3O4+8Al = 9Fe+4Al2O3 铝热反应
热分解法 不活泼的金属 Hg-Au 2HgO = Hg + O2
海水资源的开发和利用
海水淡化的方法 蒸馏法 电渗析法 离子交换法
制盐 提钾 提溴用氯气 提碘 提取铀和重水、开发海洋药物、利用潮汐能、波浪能
镁盐晶提取 Mg2+----- Mg(OH)2 -------MgCl2
氯碱工业 2NaCl+2H2O = H2↑+2 NaOH + Cl2↑

化学与资源综合利用
煤 由有机物和无机物组成 主要含有碳元素
干馏 煤隔绝空气加强热使它分解 煤焦油 焦炭
液化 C（s）+H2O（g）→ CO（g）+H2（g）
汽化 CO（g）+2H2→ CH3OH
焦炉气 CO、H2、CH4、C2H4 水煤气 CO、H2
天然气 甲烷水合物“可燃冰”水合甲烷晶体（CH4·nH2O）
石油 烷烃、环烷烃和环烷烃所组成 主要含有碳和氢元素
分馏 利用原油中各成分沸点不同，将复杂的混合物分离成较简单更有用的混合物的过程。
裂化 在一定条件下，把分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程。
环境问题 不合理开发和利用自然资源，工农业和人类生活造成的环境污染
三废 废气、废水、废渣
酸雨： SO2、、NOx、 臭氧层空洞 ：氟氯烃 赤潮、水华 ：水富营养化N、P
绿色化学是指化学反应和过程以“原子经济性”为基本原则 只有一种产物的反应

氧族元素 氧族元素是元素周期表上的ⅥA族元素（IUPAC新规定：16族）。
这一族包含氧（O）、硫（S）、硒（Se）、碲（Te）、钋（Po）五种元素，其中钋为金属，碲为准金属，氧、硫、硒是典型的非金属元素。在标准状况下，除氧单质为气体外，其他元素的单质均为固体。
在和金属元素化合时，氧、硫、硒、碲四种元素通常显-2氧化态；但当硫、硒、碲处于它们的酸根中时，最高氧化态可达+6。
一些过渡金属常以硫化物矿的形式存在于地壳中，如FeS2、ZnS等。氧、硫、硒的单质可以直接与氢气化合,生成氢化物.例如,硫与氢气反应时,生成硫化氢.
一.原子结构的异同点
1.原子结构的相同点.
(1)原子最外层有6个电子.
(2)反应中易得到2个电子.
(3)表现氧化性.
2.原子结构的不同点.
(1)核电荷数依次增大.
(2)电子层数依次增大.
(3)原子半径依次增大,得电子能力依次减弱,氧化性依次减弱.
二.单质的化学性质
1.相似性
(1)能与大多数金属反应.
(2)均能与氢化合生成气态氢化物.
(3)均能在氧气中燃烧.
(4)氧化物对应的水化物为酸.
(5)都具有非金属性.
2.递变性(从氧-->碲)
(1)气态氢化物的稳定性逐渐减弱.
(2)气态氢化物的还原性逐渐增强.
(3)气态氢化物水溶液的酸性逐渐增强.
(4)最高价氧化物对应水化物酸性逐渐减弱.
(5)非金属性逐渐减弱.
氧（O） 硫（S） 硒（Se） 碲（Te）
核电荷数 8 16 34 52
常温色态 无色气体 淡黄固体 灰色固体 银白固体
熔、沸点 → 依次升高
常见化合价 -2 、-1/-2、+4、+6/-2、+4、+6/-2、+4、+6
与H2反应 爆炸 加热 加热 ╱
H2R稳定性 1000℃ 300℃ 加热易分解 极易分解
最高价水化物 ╱ H2SO4 H2SeO4 H2TeO4

Answer 3

高一化学的知识点非常多，在这里肯定说不清楚
1、可以去网上下载一个详细一点的
2、也可以买一本书