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1．阿伏加德羅常數

（1）條件問題：常溫、常壓下氣體摩爾體積增大，不能使用22.4 L/mol。

（2）狀態問題：標準狀況時，H₂O、N₂O₄、碳原子數大于4的烴為液態或固態；SO₃、P₂O₅等為固態，不能使用22.4 L/mol。

（3）特殊物質的摩爾質量及微粒數目：如D₂O、¹⁸O₂、H³⁷Cl等。

（4）某些特定組合物質分子中的原子個數：如Ne、O₃、P₄等。

（5）某些物質中的化學鍵數目：如白磷（31 g白磷含1.5 mol P－P鍵）、金剛石（12 g金剛石含2 mol C－C鍵）、晶體硅及晶體SiO₂（60 g二氧化硅晶體含4 mol Si－O鍵）、C_n（1 mol C_n含n mol單鍵，n/2 mol 雙鍵）等。

（6）某些特殊反應中的電子轉移數目：如Na₂O₂與H₂O、CO₂的反應（1 mol Na₂O₂轉移1 mol電子；Cl₂與H₂O、NaOH的反應（1 mol Cl₂轉移1 mol電子。若1 mol Cl₂作氧化劑，則轉移2 mol電子）；Cu與硫的反應（1 mol Cu反應轉移1 mol電子或1 mol S反應轉移2 mol電子）等。

（7）電解質溶液中因微粒的電離或水解造成微粒數目的變化：如強電解質HCl、HNO₃等因完全電離，不存在電解質分子；弱電解質CH₃COOH、HClO等因部分電離，而使溶液中CH₃COOH、HClO濃度減��；Fe³⁺、Al³⁺、CO₃^2?、CH₃COO^?等因發生水解使該種粒子數目減少；Fe³⁺、Al³⁺、CO₃^2?等因發生水解反應而使溶液中陽離子或陰離子總數增多等。

（8）由于生成小分子的聚集體(膠體)使溶液中的微粒數減少：如1 mol Fe³⁺形成Fe(OH)₃膠體時，微粒數目少于1 mol。

（9）此外，還應注意由物質的量濃度計算微粒時，是否告知了溶液的體積；計算的是溶質所含分子數，還是溶液中的所有分子（應考慮溶劑水）數；某些微粒的電子數計算時應區分是微粒所含的電子總數還是價電子數，并注意微粒的帶電情況（加上所帶負電荷總數或減去所帶正電荷總數）。

2．離子共存問題

（1）弱堿陽離子只存在于酸性較強的溶液中：Fe³⁺、Al³⁺、Zn²⁺、Cu²⁺、NH₄⁺、Ag⁺ 等均與OH^?不能大量共存。

（2）弱酸陰離子只存在于堿性溶液中：CH₃COO^?、F^?、CO₃^2?、SO₃^2?、S^2?、PO₄^3?、 AlO₂^?均與H⁺不能大量共存。

（3）弱酸的酸式陰離子在酸性較強或堿性較強的溶液中均不能大量共存。它們遇強酸（H⁺）會生成弱酸分子；遇強堿（OH^?）會生成正鹽和水：HSO₃^?、HCO₃^?、HS^?、H₂PO₄^?、HPO₄^2?等。

（4）若陰、陽離子能相互結合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存：Ba²⁺、Ca²⁺與CO₃^2?、SO₃^2?、PO₄^3?、SO₄^2?等；Ag⁺與Cl^?、Br^?、I^? 等；Ca²⁺與F^?，C₂O₄^2?等。

（5）若陰、陽離子發生雙水解反應，則不能大量共存：Al³⁺與HCO₃^?、CO₃^2?、HS^?、S^2?、AlO₂^?等；Fe³⁺與HCO₃^?、CO₃^2?、AlO₂^?等。

（6）若陰、陽離子能發生氧化還原反應則不能大量共存：Fe³⁺與I^?、S^2?；MnO₄^?（H⁺）與I^?、Br^?、Cl^?、S^2?、SO₃^2?、Fe²⁺等；NO₃^?（H⁺）與I^?、S^2?、SO₃^2?、Fe²⁺等；ClO^?與I^?、S^2?、SO₃^2?等。

（7）因絡合反應或其它反應而不能大量共存：Fe³⁺與SCN^?；Al³⁺與F^?等（AlF₆^3?）。

（8）此外，還有與Al反應反應產生氫氣的溶液（可能H⁺；可能OH^?，含H⁺時一定不含NO₃^?）；水電離出的c(H⁺)＝10^?13 mol/L（可能為酸溶液或堿溶液）等。

3．熱化學方程式

（1）△H＝生成物總能量－反應物總能量

＝反應物中的總鍵能－生成物中的總鍵能

注意：①同一熱化學方程式用不同計量系數表示時，△H值不同；②熱化學方程式中計量系數表示物質的量；③能量與物質的凝聚狀態有關，熱化學方程式中需標明物質的狀態；④△H中用“＋”表示吸熱；用“－”表示放熱；⑤計算1 mol物質中所含化學鍵數目時，應首先區分晶體類型，分子晶體應看其分子結構（如P₄中含6個P－P鍵，C₆₀中含30個C＝C鍵和60個C－C鍵），原子晶體應看其晶體結構，特別注意化學鍵的共用情況（如1 mol SiO₂中含4 mol Si－O鍵，1 mol 晶體Si中含2 mol Si－Si鍵）；⑥在表示可燃物燃燒熱的熱化學方程式中，可燃物前系數為1，并注意生成的水為液態。

（2）物質分子所含化學鍵的鍵能越大，則成鍵時放出的能量越多，物質本身的能量越低，分子越穩定。

（3）蓋斯定律：一定條件下，某化學反應無論是一步完成還是分幾步完成，反應的熱效應相同。即反應熱只與反應的始態和終態有關，而與反應所經歷的途徑無關（注意：進行相關計算時，熱量應帶“＋”、“－”進行運算）。

例如：，△H₁＝△H₂＋△H₃

4．元素周期率與元素周期表

（1）判斷金屬性或非金屬性的強弱

金屬性強弱

非金屬性強弱

①最高價氧化物水化物堿性強弱

①最高價氧化物水化物酸性強弱

②與水或酸反應，置換出H₂的易難

②與H₂化合的易難或生成氫化物穩定性

③活潑金屬能從鹽溶液中置換出不活潑金屬

③活潑非金屬單質能置換出較不活潑非金屬單質

（2）比較微粒半徑的大小

①核電荷數相同的微粒，電子數越多，則半徑越大：陽離子半徑＜原子半徑＜陰離子半徑

如：H⁺＜H＜H^?；Fe＞Fe²⁺＞Fe³⁺；Na⁺＜Na；Cl＜Cl^?

②電子數相同的微粒，核電荷數越多則半徑越�。�即具有相同電子層結構的微粒，核電荷數越大，則半徑越小。

如：① 與He電子層結構相同的微粒：H^?＞Li⁺＞Be²⁺

② 與Ne電子層結構相同的微粒：O^2?＞F^?＞Na⁺＞Mg²⁺＞Al³⁺

③ 與Ar電子層結構相同的微粒： S^2?＞Cl^?＞K⁺＞Ca²⁺

③電子數和核電荷數都不同的微粒

同主族：無論是金屬還是非金屬，無論是原子半徑還是離子半徑從上到下遞增。

同周期：原子半徑從左到右遞減。

同周期元素的離子半徑比較時要把陰陽離子分開。同周期非金屬元素形成的陰離子半徑大于金屬元素形成的陽離子半徑。

例如：Na⁺＜Cl^?；第三周期，原子半徑最小的是Cl，離子半徑最小的是Al³⁺

（3）元素周期結構

（4）位、構、性間關系

5．化學平衡

（1）化學反應速率：aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)

反應任一時刻：v(A)_正∶v(B)_正∶v(C)_正∶v(D)_正＝a∶b∶c∶d

v(A)_逆∶v(B)_逆∶v(C)_逆∶v(D)_逆＝a∶b∶c∶d

平衡時：v(A)_正＝v(A)_逆，v(B)_正＝v(B)_逆，v(C)_正＝v(C)_逆，v(D)_正＝v(D)_逆

（2）外界條件對化學反應速率的影響

① 固體物質的濃度可以視作常數，故其反應速率與固體的用量無關。

② 一般溫度每升高10℃，反應速率增大2～4倍。

③ 壓強只影響氣體反應的速率。

④ 充入“惰性氣體”：恒溫、恒容：不影響反應速率；

恒溫、恒壓：反應速率減小。

⑤ 催化劑可同等程度的改變正、逆反應速率，影響反應到達平衡的時間，而不能改變反應物的平衡轉化率。

（2）平衡常數（K）：只與溫度有關，溫度一定，K為定值。常用于判斷平衡移動的方向和平衡時組分濃度、反應物平衡轉化率等的計算（計算時特別注意平衡常數表達式中使用的是組分的平衡濃度）。

（3）平衡標志

① 宏觀：各組分的濃度相等。

③ 微觀：用同一種物質表示的正、逆反應速率相等。

③ 其他：如氣體顏色、反應物轉化率、產物產率、組分百分含量、氣體密度、氣體相對分子質量等，若平衡移動時該量改變，則不再改變時即達平衡狀態。

（4）平衡移動方向

v_正＞v_逆，平衡正向移動

① 改變條件的瞬間：  v_正＝v_逆，平衡不移動

v_正＜v_逆，平衡逆向移動

因此，化學平衡的移動與反應的過程有關，是過程函數，化學平衡移動的方向取決于改變條件瞬間的v_正、v_逆之間的關系。

② 濃度熵（Q）法：按平衡常數計算式算出改變條件的瞬間值，然后與平衡常數進行比較。

Q＜K，平衡正向移動

改變條件的瞬間：  Q＝K，平衡不移動

Q＞K，平衡逆向移動

（5）等效平衡

① 恒溫恒容條件下，當把反應物和生成物換算成一邊物質后，若物質的量相等，達平衡時的狀態與原平衡等效，此時各組分濃度和百分含量均相等；若反應前后氣體體積不變，當把反應物和生成物換算成一邊物質后，物質的量與原平衡等比例，達平衡時狀態與原平衡等效，此時各組分濃度不等，百分含量相等。

② 恒溫恒壓條件下，當把反應物和生成物換算成一邊物質后，物質的量與原平衡等比例，達平衡時狀態與原平衡等效，此時各組分濃度和百分含量均相等。

③ 等效平衡的構建：當增加恒容容器中氣體組分的物質的量時，該組分的物質的量濃度瞬間增大，同時由于容器中氣體物質的量的增加，使容器內壓強增大，兩個因素同時影響化學平衡，需構建等效平衡來比較轉化率、產率、氣體相對分子質量等狀態量。

一般思路為：先構建恒溫恒壓下等效平衡（即反應容器與氣體物質的量作同等程度的改變），然后改變容器內壓強使容器體積與原平衡時相同，通過壓強改變時平衡的移動情況對轉化率、產率、氣體相對分子質量等狀態量的影響作出判斷。

注意：構建的等效平衡只能判斷氣體轉化率、產率、相對分子質量等狀態量，而不能判斷平衡移動的方向。平衡移動是過程函數，應通過改變條件瞬間正、逆反應速率間關系或濃度熵與平衡常數間關系來判斷平衡移動的方向。

6．電解質溶液

（1）溶液的導電性：溶液的導電性取決于溶液中自由移動的離子的濃度及離子所帶的電荷數。強電解質溶液的導電性不一定強，相反，弱電解質溶液的導電性不一定弱。

（2）弱電解質的電離程度、能水解鹽的水解程度與電解質濃度間的關系：弱酸或弱堿的濃度越大，則其酸性或堿性越強，但其電離程度越小；強酸弱堿鹽或弱酸強堿鹽的濃度越大，則其酸性或堿性越強，但其水解程度越小。

（3）溶液中微粒濃度的比較

① 微粒濃度的大小比較

首先判斷溶液中的溶質；然后根據溶質組成初步確定溶液中微粒濃度間的關系；接著判斷溶液的酸、堿性（或題中給出）；最后根據溶質是否因電離或水解而造成微粒濃度的變化，根據溶液的酸堿性確定其電離和水解程度的大小，寫出微粒濃度間最終的大小關系。

② 微粒濃度間的守恒關系：

電荷守恒：借助于離子濃度（或物質的量）表達溶液呈電中性的式子。

物料守恒：溶液中溶質微粒符合溶質組成的式子。

（4）電極反應式、總化學方程式的書寫

① 原電池的負極和電解池的陽極發生氧化反應，還原劑參與，還原劑的還原性越強，

② 當電極產物與電解質溶液中微粒發生反應時，該反應應體現在電極反應式中；當兩電極產物會發生反應時，應體現在總反應式中（此時兩電極反應式之和并不等于總反應式）。

（5）對可充、放電化學電源的認識

① 放電的方向為原電池方向，是氧化還原反應自發的方向；充電的方向為電解池方向，是氧化還原反應非自發的方向。

② 充電時，原電池的負極(發生氧化反應)接外接電源的負極(作電解池的陰極，發生還原反應)；原電池的正極(發生還原反應)接外接電源的正極(作電解池的陽極，發生氧化反應)。

（6）對電解精煉的認識

① 電極材料：陰極為精品，陽極為粗品，電解質溶液為含精煉金屬離子的可溶性鹽溶液。

② 電極反應式：陽極為精煉金屬及活動性位于精煉金屬之前的金屬失電子而溶解，陰極為精煉金屬離子得電子而析出，活動性位于精煉金屬之后的金屬則掉落而成為陽極泥。

1．中學化學中的顏色

（1）焰色反應：Na⁺(黃色)、K⁺(紫色，透過藍色鈷玻璃)

（2）有色溶液：Fe²⁺(淺綠色)、Fe³⁺(黃色)、Cu²⁺(藍色)、MnO₄^?(紫紅色)、Fe(SCN)₃(血紅色)

（3）有色固體：紅色：Cu、Cu₂O、Fe₂O₃；紅褐色固體：Fe(OH)₃；藍色固體：Cu(OH)₂；黑色固體：CuO、FeO、FeS、CuS、Cu₂S、Ag₂S、PbS；淺黃色固體：S、Na₂O₂、AgBr；黃色固體：AgI、Ag₃PO₄(可溶于稀硝酸)；白色固體：Fe(OH)₂、CaCO₃、BaSO₄、AgCl、BaSO₃等。

（4）反應中的顏色變化

① Fe²⁺與OH^?反應：產生白色絮狀沉淀，迅速轉變成灰綠色，最后變成紅褐色。

② I₂遇淀粉溶液：溶液呈藍色。

③ 苯酚中加過量濃溴水：產生白色沉淀（三溴苯酚能溶于苯酚、苯等有機物）。

④ 苯酚中加FeCl₃溶液：溶液呈紫色。

⑤ Fe³⁺與SCN^?：溶液呈血紅色。

⑥ 蛋白質溶液與濃硝酸：出現黃色渾濁（蛋白質的變性）。

2．中學化學中的氣體

（1）常見氣體單質：H₂、N₂、O₂、Cl₂

（2）有顏色的氣體：Cl₂(黃綠色)、溴蒸氣(紅棕色)、NO₂(紅棕色)。

（3）易液化的氣體：NH₃、Cl₂、SO₂。

（4）有毒的氣體：F₂、O₃、HF、Cl₂、H₂S、SO₂、CO、NO（NO、CO均能與血紅蛋白失去攜氧能力）、NO₂(制備時需在通風櫥內進行)。

（5）極易溶于水的氣體：NH₃、HCl、HBr；易溶于水的氣體：NO₂、SO₂；能溶于水的氣體：CO₂、Cl₂。

（6）具有漂白性的氣體：Cl₂(潮濕)、O₃、SO₂。

注意：Cl₂(潮濕)、O₃因強氧化性而漂白(潮濕Cl₂中存在HClO)；SO₂因與有色物質化合生成不穩定無色物質而漂白；焦碳因多孔結構，吸附有色物質而漂白。

（7）能使石蕊試液先變紅后褪色的氣體為：Cl₂(SO₂使石蕊試液顯紅色)。

（8）能使品紅溶液褪色的氣體：SO₂(加熱時又恢復紅色)、Cl₂(加入AgNO₃溶液出現白色沉淀)。

（9）能使無水硫酸銅變藍的氣體：水蒸氣。

（10）能使濕潤的碘化鉀淀粉試紙變藍的氣體：Cl₂、Br₂、NO₂、O₃。

（11）不能用濃硫酸干燥的氣體：NH₃、H₂S、HBr、HI。

（12）不能用無水CaCl₂干燥的氣體：NH₃(原因：生成：CaCl₂?8NH₃)。

3．有一些特別值得注意的反應

（1）單質＋化合物₁化合物₂

2FeCl₂＋Cl₂2FeCl₃          4Fe(OH)₂＋O₂＋2H₂O4Fe(OH)₃

2Na₂SO₃＋O₂2Na₂SO₄       2FeCl₃＋Fe3FeCl₂

（2）難溶性酸、堿的分解

H₂SiO₃SiO₂＋H₂O       Mg(OH)₂MgO＋H₂O

2Fe(OH)₃Fe₂O₃＋3H₂O   2Al(OH)₃Al₂O₃＋3H₂O

（3）不穩定性酸、堿的分解

2HClO2HCl＋O₂↑       4HNO₃4NO₂↑＋O₂↑＋2H₂O

NH₃?H₂ONH₃↑＋H₂O     H₂SO₃SO₂↑＋H₂O

（4）不穩定性鹽的分解

NH₄ClNH₃↑＋HCl↑      2AgBr2Ag＋Br₂

CaCO₃CaO＋CO₂↑      2NaHCO₃Na₂CO₃＋CO₂↑＋H₂O；

（5）金屬置換金屬：Fe＋Cu²⁺Cu＋Fe²⁺、2Al＋Fe­₂O₃2Fe＋Al₂O₃

（6）金屬置換非金屬：2Na＋2H₂O2NaOH＋H₂↑   Zn＋2H⁺Zn²⁺＋H₂↑

2Mg＋CO₂2MgO＋C     3Fe＋4H₂OFe₃O₄＋4H₂↑

（7）非金屬置換非金屬：2F₂＋2H₂O4HF＋O₂  Cl₂＋H₂S(HBr、HI)2HCl＋S(Br₂、I₂)

2C＋SiO₂Si＋2CO↑  C＋H₂OCO＋H₂

3Cl₂＋2NH₃N₂＋6HCl  Si＋4HFSiF₄＋2H₂

（8）非金屬置換金屬：H₂＋CuOCu＋H₂O      C＋2CuO2Cu＋CO₂↑

4．一些特殊類型的反應

（1）化合物＋單質化合物＋化合物

Cl₂＋H₂OHCl＋HClO        2H₂S＋3O₂2SO₂＋2H₂O

4NH₃＋5O₂4NO＋6H₂O   CH₄＋2O₂CO₂＋2H₂O

（2）化合物＋化合物化合物＋單質

4NH₃＋6NO5N₂＋6H₂O       2H₂S＋SO₂3S＋2H₂O

2Na₂O₂＋2H₂O4NaOH＋O₂↑   NaH＋H₂ONaOH＋H₂↑

2Na₂O₂＋2CO₂2Na₂CO₃＋O₂    CO＋H₂OCO₂＋H₂

（3）一些特殊化合物與水的反應

① 金屬過氧化物：2Na₂O₂＋2H₂O4NaOH＋O₂↑

② 金屬氮化物：Mg₃N₂＋3H₂O3Mg(OH)₂＋2NH₃↑

③ 金屬硫化物：Al₂S₃＋6H₂O2Al(OH)₃＋3H₂S↑

CaS＋2H₂OCa(OH)₂＋H₂S↑

④ 金屬碳化物：CaC₂＋2H₂OCa(OH)₂＋C₂H₂↑

Al₄C₃＋12H₂O4Al(OH)₃＋3CH₄↑

⑤ 金屬氫化物：NaH＋H₂ONaOH＋H₂↑

⑥ 金屬磷化物：Ca₃P₂＋6H₂O3Ca(OH)₂＋2PH₃↑

⑦ 非金屬的鹵化物：NCl₃＋3H₂ONH₃＋3HClO    PCl₃＋3H₂OH₃PO₃＋3HCl

SiCl₄＋3H₂OH₂SiO₃＋4HCl   SOCl₂＋H₂O2HCl＋SO₂↑

（4）雙水解反應

① Al³⁺(或Fe³⁺)與HCO₃^?、CO₃^2?：Al³⁺＋3HCO₃^?Al(OH)₃↓＋3CO₂↑

2Al³⁺＋3CO₃^2?＋3H₂O2Al(OH)₃↓＋3CO₂↑

② Al³⁺與HS^?、S^2?：Al³⁺＋3HS^?＋3H₂OAl(OH)₃↓＋3H₂S↑

2Al³⁺＋3S^2?＋6H₂O2Al(OH)₃↓＋3H₂S↑

③ Al³⁺與AlO₂^?：Al³⁺＋3AlO₂^?＋6H₂O4Al(OH)₃↓

（5）一些高溫下的反應

3Fe＋4H₂OFe₃O₄＋4H₂↑       2Al＋Fe­₂O₃2Fe＋Al₂O₃

C＋H₂OCO＋H₂               CaCO₃CaO＋CO₂↑

CaCO₃＋SiO₂CaSiO₃＋CO₂↑    Na₂CO₃＋SiO₂Na₂SiO₃＋CO₂↑

（6）能連續被氧化的物質

① 單質：NaNa₂ONa₂O₂        CCOCO₂

N₂NONO₂      PP₂O₃P₂O₅      SSO₂SO₃

② 化合物：CH₄COCO₂   NH₃NONO₂

H₂SS(或SO₂)SO₂SO₃   CH₃CH₂OCH₃CHOCH₃COOH

CH₃OHHCHOHCOOHCO₂

三、有機化學w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

1．三類物質中氫的活潑性比較

Na（置換）

NaOH（中和）

Na₂CO₃

NaHCO₃

C₂H₅－OH

H₂↑

――

――

――

C₆H₅－OH

H₂↑

C₆H₅ONa

NaHCO₃

――

CH₃COOH

H₂↑

CH₃COONa

CO₂↑

CO₂↑

2．常見試劑的常見反應

（1）溴單質

① 只能是液溴： 與飽和碳原子上氫的取代反應（光照或加熱）

與苯環上氫的取代反應（催化劑）

② 可以是溴水（或溴的四氯化碳溶液）： 不飽和烴（烯烴或炔烴）的加成反應

酚類物質中苯環上的取代反應

含醛基物質的氧化反應

（2）NaOH

① NaOH水溶液： 鹵代烴的取代反應（1 mol與苯環直接相連的鹵原子水解需2 mol NaOH）

酯的水解反應（1 mol 酚酯消耗2 mol NaOH）

與羧酸或酚羥基的中和反應

蛋白質或多肽的水解

② NaOH醇溶液：鹵代烴的消去反應

（3）新制Cu(OH)₂懸濁液：  與羧酸的反應

含醛基物質的氧化反應

（4）銀氨溶液：含醛基物質的氧化反應

（5）H₂SO₄： 作催化劑：苯的硝化或醇的消去反應；酯或蛋白質的水解反應

反應物：苯的磺化反應；與醇的酯化反應

強酸性：與CH₃COONa加熱蒸餾制CH₃COOH

（6）酸性高錳酸鉀：  烯烴、炔烴等不飽和烴的氧化反應

苯環側鏈（與苯環相連的第一個碳上有氫）的氧化反應

醇的氧化反應

含醛基物質的氧化反應

（7）FeCl₃：含酚羥基物質的顯色反應

（8）HNO₃： 苯的硝化反應（苯與濃硫酸、濃硝酸的混酸反應）

遇蛋白質顯黃色（蛋白質分子中含苯環

與甘油、纖維素等的酯化反應

3．反應條件和反應試劑對有機反應的影響

（1）反應條件

（催化劑時苯環上取代）

（光照或加熱時飽和碳上取代）

CH₂＝CH－CH₃＋Cl₂CH₂＝CH－CH₂－Cl＋HCl

CH₂＝CH－CH₃＋HBr （氫加在含氫較多碳原子上，符合馬氏規則）

CH₂＝CH－CH₃＋HBrCH₃－CH₂－CH₂－Br（反馬氏加成）

（2）溫度不同

2CH₃CH₂OHCH₃CH₂OCH₂CH₃＋H₂O   

（2）溶劑影響

CH_3­CH₂Br＋NaOHCH₃CH₂OH   CH₃CH₂Br＋NaOHCH₂＝CH₂↑＋NaBr＋H₂O

（3）試劑濃度影響

CH₃COOH＋CH₃CH₂OHCH₃COOCH₂CH₃＋H₂O

CH₃COOCH₂CH₃＋H₂OCH₃COOH＋CH₃CH₂OH

（3）溶液酸堿性影響

R－OH＋HXR－X＋H₂O        R－X＋H­₂OR－OH＋HX

CH₃COOCH₂CH₃＋H₂OCH₃COOH＋CH₃CH₂OH

CH₃COOCH₂CH₃＋NaOHCH₃COONa＋CH₃CH₂OH

4．官能團間的演變

5．有機中常見的分離和提純

（1）除雜（括號內為雜質）

① C₂H₆（C₂H₄、C₂H₂）：溴水，洗氣（或依次通過酸性高錳酸鉀溶液、NaOH溶液，洗氣）

② C₆H₆（C₆H₅－CH₃）：酸性高錳酸鉀溶液、NaOH溶液，分液

③ C₂H₅－Br（Br₂）：Na₂CO₃溶液，分液（主要考慮C₂H₅Br在NaOH條件下能水解）

④ C₆H₅－Br（Br₂）：NaOH溶液，分液

⑤ C₂H₅－OH（H₂O）：加新制生石灰，蒸餾

⑥ C₆H₆（C₆H₅－OH）：NaOH溶液，分液（或直接蒸餾）

⑦ CH₃COOC₂H₅（CH₃COOH、C₂H₅OH）：飽和碳酸鈉溶液，分液

⑧ C₂H₅OH（CH₃COOH）：NaOH，蒸餾

（2）分離

① C₆H₆、C₆H₅OH：NaOH溶液，分液，上層液體為苯；然后在下層液體中通過量的CO₂，分液，下層液體為苯酚（或蒸餾收集不同溫度下的餾分）

② C₂H₅OH、CH₃COOH：NaOH，蒸餾收集C₂H₅OH；然后在殘留物中加硫酸，蒸餾得CH₃COOH。

四、化學實驗w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

1．化學實驗中的先與后

（1）加熱試管時，應先均勻加熱后局部加熱。

（2）用排水法收集氣體結束時，先移出導管后撤酒精燈。

（3）制取氣體時，先檢查裝置氣密性后裝藥品。

（4）稀釋濃硫酸時，應將濃硫酸慢慢注入水中，邊加邊攪拌。

（5）點燃H₂、CH₄、C₂H₄、C₂H₂等可燃氣體時，先檢驗氣體的純度。

（6）檢驗鹵化烴分子的鹵元素時，在水解后的溶液中先加稀HNO₃中和堿液再加AgNO₃溶液。

（7）檢驗NH₃(用紅色石蕊試紙)、Cl₂(用淀粉KI試紙)等氣體時，先用蒸餾水潤濕試紙后再與氣體接觸。

（8）中和滴定實驗時，用蒸餾水洗過的滴定管、移液管先用待裝液潤洗。

（9）焰色反應實驗時，每做一次，鉑絲應先沾上稀鹽酸放在火焰上灼燒到無色時，再做下一次實驗。

（10）H₂還原CuO時，先通H₂后加熱，反應完畢后先撤酒精燈，冷卻后再停止通H₂。

（11）檢驗蔗糖、淀粉水解產物時，先加NaOH中和催化作用的硫酸，再加新制Cu(OH)₂懸濁液或銀氨溶液。

2．中學化學實驗中的溫度計

（1）測液體的溫度：如測物質溶解度；實驗室制乙烯等。

（2）測蒸氣的溫度：如實驗室蒸餾石油；測定乙醇的沸點等。

（3）測水浴溫度：如溫度對反應速率影響的反應；苯的硝化反應；苯的磺化反應；制酚醛樹脂；銀鏡反應；酯的水解等。

3．常見實驗裝置

（1）氣體發生裝置：固、固加熱型；固、液不加熱型；固(液)、液加熱型。

（2）各種防倒吸裝置――用于防止液體的倒吸。

（3）常見的凈化裝置和尾氣吸收裝置

① 常見的凈化裝置――用于除去氣體中的雜質氣體。

② 常見的尾氣吸收裝置――用于吸收尾氣。

（4）常見的量氣裝置――通過排液法測量氣體的體積。

（5）過濾、蒸餾、分液裝置

4．物質的分離和提純

（1）物質分離提純的常用方法

方法

適用范圍

舉例

過濾

分離不溶性固體和液體混合物

粗鹽提純時，將粗鹽溶于水，過濾除去不溶性雜質

結晶

分離溶解度隨溫度變化差別大的固體混合物

分離KNO₃和NaCl的混合物

蒸發

除去溶液中的揮發性溶劑

從食鹽水中提取食鹽

蒸餾

分離沸點差別大的液體混合物

由普通酒精制取無水酒精

萃取

提取易溶于某種溶劑的物質

用CCl₄提取I₂水中的I₂

分液

分離互不相溶的液體混合物

分離水和苯的混合物

（2）物質分離提純的常用化學方法

①溶解法：利用特殊的溶劑(或試劑)把雜質溶解而除去，或提取出被提純物質的一種方法。

②沉淀法：利用沉淀反應將雜質轉化為沉淀而除去，或將被提純物質轉化為沉淀而分離出來。

③轉化法：將雜質轉化為被提純物質而除去的一種方法。

④加熱分解法：通過加熱將雜質轉化成氣體而除去的一種方法。

⑤酸堿法：通過加酸、堿調節溶液的pH，從而使雜質轉化為沉淀而除去。

⑥氧化還原法：通過加氧化劑或還原劑，將雜質轉化為氣體、沉淀或其它物質而除去。

⑦離子交換法：通過離子交換樹脂除去溶液中的特定離子。

5．常見離子的檢驗方法

離子

檢驗方法

主要現象

H⁺

酸堿指示劑；活潑金屬Zn；碳酸鹽等

變色，產生氫氣，產生CO₂氣體

Na⁺、K⁺

焰色反應

鈉“黃”鉀“紫”

Al³⁺

OH^?

先生成白色沉淀，后白色沉淀溶解形成無色溶液

Fe³⁺

KSCN溶液，NaOH溶液

溶液變紅色，生成紅褐色沉淀

NH₄⁺

NaOH溶液、加熱

生成能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍的氣體

OH^?

酚酞溶液

溶液變紅色

Cl^?

AgNO₃、稀硝酸

生成不溶于稀硝酸的白色沉淀

SO₄^2?

稀HCl、BaCl₂溶液

生成不溶于HCl的白色沉淀

CO₃^2?

鹽酸、澄清石灰水

生成使澄清石灰水變渾濁的無色無味氣體