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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

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

1．三類物質中氫的活潑性比較

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

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↑

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)。

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)。

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。

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。

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

(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