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高中化学并不难，只是你不会学罢了，或者没有碰到优秀老师！ 文章有点长，费时大概10-15分钟，好多同学说看完这篇文章，瞬间明白自己的化学应该怎么学，看完一定能够帮助你建立起高中化学框架。家长可以为孩子收藏，好朋友之间可以互相转发学习。 
从本科到研究生专业都是化学。研一第一学期，被学长带去给一名高一的学生开始上课，这是我学了这么多年化学，第一次给别人以老师的名义教化学，还是挺激动的。 从这一次，正式开启我的授课生涯，迄今为止已有10年多。 就这样一边学习，一边上课，持续到了毕业。刚毕业时以人才引进的政策被招入四川某个政府单位，待了大概快2年（期间休息日也代课），越来越发觉这工作不适合我，干的不开心，想了一段时间，权衡利弊，还是辞职了，再次回到西安。 刚回西安，思考我到底适合什么工作，干过一段时间的化学工程师，干的也不得劲，但是从研一至今，一直没有放弃给学生上课，突然觉悟，发现每次上课时我就很开心，很踏实，原来我一直在干我喜欢的工作，兜兜转转才发现。 理清楚自己的方向后，沉下心来，不断在这块发力。 花了5年时间，边上课，边不断打磨化学课程体系。这套体系逻辑性强，覆盖面广，我上课不喜欢拿书，讲一个知识点，带出一系列知识点，带同学们先理清楚化学思路，锻炼化学思维。 这套逻辑至少已在1000名学生身上实践过，有西安五大名校的学生，也有一般学校的学生，反响都还不错。   （太多了，只截取了一小部分） 高中化学到底怎样才能学好，学了这么多年，也教了这么多年，要想学好化学，系统化的学习不可少，要是碰到的老师要能把知识点讲透彻，思路理清楚，再加上自身努力，多学多练，成绩提升上去是必然。 这两个环节，缺一个，都会事倍功半。 正式开启正文部分： 同学们由初中进入高中阶段，化学的学习会发生质的改变。初中化学是一个概念性学习，尤其是化学概念的抽象性引入，比如什么是元素，什么是原子、化学式，化学反应反应方程式等等，这些概念对于初次接触化学这门学科的同学来说部分概念可能比较晦涩难懂，还有初中化学是放在初三才开设。在我眼里初中化学是概念性学习，目的是为高中化学学习做先前的入门铺垫，当你明白这个之后，你就知道高中化学的学习明显和初中不一样，因此进入高中之后，一定要摒弃初中化学的简单的概念学习方式，如果不明白这个就会走很多弯路。 高中化学和初中化学不一样，那么高中化学究竟是什么，应该怎么学习高中化学呢？ 第一，高中化学是概念+原理+应用 的一种学习方式。 重要的是对化学原理的理解，以及运用相关化学反应原理进行实验设计，实际应用的能力。换句话说，高中化学想要学好绝不能死记硬背，而重在理解和应用。青出于蓝而胜于蓝！ 第二，化学既具文科性又具理科性。 文科性是因为化学记忆理解的知识点相当琐碎，好多东西是需要有概念的是需要记住的，记忆知识只是学好化学这门学科的基础，但这门学科的关键之所在又不在记忆的部分。注意这里的记忆我强调的是理解记忆，死记硬背的东西有，但是不多。化学属于自然科学的范畴，但它毕竟还属于理科学科，理科的学习特点，需要构建学科知识点网络，大量做题强化练习，发现问题，解决问题，才能比较快速的学习进步。化学毕竟是一门以实验为基础的科学，所以化学学习中有很重要的一点就是要全面掌握实验技能，实验设计原理，实验的化学性质，实验设计的科学性合理性，以及逻辑的严谨性。实验对化学学科的发展至关重要，可以说化学的学科发展开端于实验（以后有机会再讲这部分知识）。 第三，物理是研究宏观世界的运行规律，而化学是研究微观世界的结构、性质、制备、应运的基础自然科学。 所以要想学好化学这门学科一定要把握好该学科的微观性。如：分子、原子、电子、质子、中子、阴阳离子……。因为化学学科的微观化知识注定了化学这门学科培养的是细心，考虑周全，逻辑严谨，细腻化性格，特别能培养一种科学的思维品质。细节决定成败！ 第四，任何一门学科学好的一个前提是天赋和兴趣。 天赋的问题，我们先放置一边（基本上在这里可以忽略讨论），我们在这里重点谈谈兴趣。兴趣是最好的老师，有了兴趣就愿意花时间花精力在某一领域，终究会乐在其中，并脱颖而出。那么怎么培养学习化学学科的兴趣呢？给几点建议：第一，明白化学是自然科学基础学科之一，它有极其重要的应用。化工，医学，材料学，纺织造纸……，几乎任何生活领域都少不了化学的参与。因此学好该学科在未来大有可为，建功立业为社会做出自己的贡献。第二，化学原理中的好多原理具有哲学思维品质，这是真正的物理——物物之理。尤其可以和我们的中华文化国学理出同源。比如化学思想的电子得失守恒，能量守恒，电荷守恒，原子结构的原子核带正电核外带负电，电量相等电性相反等结论，与中国传统文化中的“一阴一阳谓之道”如出一辙。希望同学们在学习中体会化学学科的乐趣和魅力所在。 第五，万丈高楼平地起，化学学科大厦的根基（基础知识点）必须牢固掌握。 那么哪些是化学大厦的根基呢？ 1.氧化还原反应（最重要的知识点） 以氧化还原反应为核心的考点几乎可以覆盖高中化学所有知识点。明显地体现在离子反应、元素化学、电化学、工艺流程、实验综合探究、陌生反应方程式等。氧化还原反应既然这么重要应该怎么学习呢？在我看来给同学们的建议是，一方面学习领会相关氧化还原的概念，另外最重要的技能是学会双线桥分析电子的得失转移情况。双线桥是学好氧化还原的核心技能。 氧化还原反应的概念之间的关系   概括为“升失氧、降得还，剂性一致、其他相反”。 实例：  氧化还原反应电子转移的表示方法 (1)双线桥法：①标变价，②画箭头，③算数目，④说变化。  用双线桥法标出铜和浓硝酸反应电子转移的方向和数目：_____________________________。  2)单线桥法：箭头由失电子原子指向得电子原子，线桥上只标电子转移的数目，不标“得”“失”字样。  用单线桥法标出铜和稀硝酸反应电子转移的方向和数目：_____________________________。  常见的氧化剂和还原剂 (1)常见氧化剂 常见氧化剂包括某些非金属单质、含有高价态元素的化合物、过氧化物等。如：  (2)常见还原剂 常见还原剂包括活泼的金属单质、非金属阴离子及含低价态元素的化合物、低价金属阳离子、某些非金属单质及其氢化物等。如： (3)元素化合价处于中间价态的物质既有氧化性，又有还原性 氧化性、还原性的判断 氧化性、还原性强弱的比较方法 (1)根据化学方程式判断 氧化剂(氧化性)＋还原剂(还原性)=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。 (2)根据反应条件和产物价态高低进行判断 ①与同一物质反应，一般越易进行，则其氧化性或还原性就越强。如Na与冷水剧烈反应，Mg与热水反应，Al与水加热反应也不明显，所以还原性：Na>Mg>Al；非金属单质F2、Cl2、Br2、I2与H2反应，F2与H2暗处剧烈反应并爆炸，Cl2与H2光照剧烈反应并爆炸，Br2与H2加热到500 ℃才能发生反应，I2与H2在不断加热的条件下才缓慢发生反应，且为可逆反应，故氧化性：F2>Cl2>Br2>I2。 ②当不同的氧化剂作用于同一还原剂时，如果氧化产物价态相同，可根据反应条件的高低进行判断：一般条件越低，氧化剂的氧化性越强，如： 由上述反应条件的不同，可判断氧化性：KMnO4>MnO2。 当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如果氧化产物价态不相同，可根据氧化产物的价态高低进行判断：氧化产物的价态越高，则氧化剂的氧化性越强，如： 价态规律 (1)升降规律：氧化还原反应中，化合价有升必有降，升降总值相等。 (2)价态归中规律 含不同价态的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”，而不会出现交叉现象。简记为“两相靠，不相交”。 例如，不同价态硫之间可以发生的氧化还原反应是 注：⑤中不会出现H2S转化为SO2而H2SO4转化为S的情况。 (3)歧化反应规律 “中间价―→高价＋低价”。 具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如： 强弱规律 自发进行的氧化还原反应，一般遵循强氧化剂制弱氧化剂，强还原剂制弱还原剂，即“由强制弱”。 先后规律 (1)同时含有几种还原剂时加入氧化剂(――→)将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。如：在FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性Fe2＋＞Br－，所以Fe2＋先与Cl2反应。 (2)同时含有几种氧化剂时加入还原剂(――→)将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。如在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe3＋＞Cu2＋＞H＋，所以铁粉先与Fe3＋反应，然后依次为Cu2＋、H＋。 电子守恒规律 氧化还原反应中，氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。 2. 离子反应 离子反应是理解水溶液化学反应的本质，后续的电化学学习其实是氧化还原反应和离子反应综合应用而已。足见知识点层层相扣的重要性。理科的学习特别重视循序渐进，先前知识对后续所学知识的影响。 电解质及其分类 ①电离 ②强电解质 ③强酸 ④强碱 ⑤弱电解质 ⑥弱酸 ⑦弱碱 ⑧水溶液 ⑨熔融 熟记常见的强电解质和弱电解质 (1)强电解质 (2)弱电解质 电离方程式的书写 (1)电离：电解质在水溶液中或熔融状态下，离解成自由移动的离子的过程。 (2)电离方程式 ①强电解质完全电离，用“===”表示，写出下列物质在水溶液中的电离方程式。 ②弱电解质部分电离，用“ ”表示，多元弱酸的电离分步书写，多元弱碱的电离一步完成。 写出下列物质在水溶液中的电离方程式： ③酸式盐的电离。多元强酸酸式盐与多元弱酸酸式盐的阴离子电离方式不同。 写出下列物质在水溶液中的电离方程式： 离子反应 (1)概念：有离子参加或有离子生成的反应统称为离子反应。 (2)离子反应的条件 在稀H2SO4中分别加入下列物质，能发生反应的请写出有关反应的离子方程式： 从A～E可知离子反应发生的条件：①生成难溶的物质、②生成难电离的物质、③生成易挥发的物质、④发生氧化还原反应。 (3)离子反应的本质 A～E中，混合后溶液中SO4(2－)的物质的量减少的是A(填序号，下同)；H＋的物质的量减少的是BCDE；因此离子反应的本质是溶液中某些离子的物质的量的减小。 离子方程式 (1)离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。 (2)离子方程式的意义 离子方程式不仅可以表示某一个具体的化学反应，还可以表示同一类型的离子反应。 (3)离子方程式的书写 ①根据离子反应的实质直接书写 如CuSO4溶液与Ba(OH)2溶液反应的离子方程式书写步骤： a．首先分析出溶液中的离子有Cu2＋、SO4(2－)、Ba2＋、OH－； b.然后分析哪些离子能相互结合，Cu2＋与OH－反应生成Cu(OH)2，SO4(2－)与Ba2＋反应生成BaSO4； c.最后根据离子的个数比配平方程式，得： 离子方程式的书写要求按“写——拆——删——查”四步进行，但我们在书写离子方程式时，一般不需要用上述步骤书写，而是要抓住离子反应的实质，根据实验现象，直接书写出离子反应方程式。如Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液反应实质是HCO3(－)与OH－反应生成更难电离的H2O，同时生成的CO3(2－)再与Ca2＋结合生成难电离的CaCO3沉淀，这样我们就可以根据三种离子的个数比写出与量有关的离子方程式。 ②根据化学方程式改写为离子方程式 以CaCO3与盐酸的反应为例。 连续性反应举例 1．指反应生成的离子因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关。 (1)可溶性多元弱酸(或其酸酐)与碱溶液反应。如CO2通入NaOH溶液中： (2)多元弱酸(或其酸酐)与更弱酸的盐溶液反应。如CO2通入NaAlO2溶液中： (3)多元弱酸盐与强酸反应。如Na2CO3溶液与稀盐酸： (4)铝盐溶液与强碱溶液反应 (5)NaAlO2溶液与强酸溶液反应 (6)Fe与稀HNO3溶液反应 3.电化学 电化学是氧化还原反应在另外一个领域的应用。电化学的本质仍然是氧化还原反应，因为不管是原电池还是电解池都会涉及到得失电子，而得失电子恰恰是氧化还原的本质。要想学好电化学，同学们一定要掌握好电极反应方程式的书写，毫不夸张地说，只要电极反应方程式会写，那么电化学领域也就迎刃而解。 概念和反应本质 原电池是把化学能转化为电能的装置，其反应本质是氧化还原反应。 原电池的构成条件 (1)一看反应：看是否有能自发进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应)。 (2)二看两电极：一般是活泼性不同的两电极。 (3)三看是否形成闭合回路，形成闭合回路需三个条件：①电解质溶液；②两电极直接或间接接触；③两电极插入电解质溶液中。 工作原理 以锌铜原电池为例 (1)反应原理 (2)盐桥的组成和作用 ①盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼胶制成的胶冻。 ②盐桥的作用：a.连接内电路，形成闭合回路；b.平衡电荷，使原电池不断产生电流。 日常生活中的三种电池 (1)碱性锌锰干电池——一次电池 (2)锌银电池——一次电池 (3)二次电池(可充电电池) 铅蓄电池是最常见的二次电池，负极材料是Pb，正极材料是PbO2。 ①放电时的反应 ②充电时的反应 注 可充电电池的充、放电不能理解为可逆反应。 “高效、环境友好”的燃料电池 氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，可分酸性和碱性两种。 电极反应式书写的一般步骤(类似氧化还原反应方程式的书写) 已知总方程式，书写电极反应式 (1)书写步骤 ①步骤一：写出电池总反应式，标出电子转移的方向和数目(ne－)。 ②步骤二：找出正、负极，失电子的电极为负极；确定溶液的酸碱性。 ③步骤三：写电极反应式。 (2)书写技巧 若某电极反应式较难写时，可先写出较易的电极反应式，用总反应式减去较易写的电极反应式，即可得出较难写的电极反应式。如：CH3OCH3(二甲醚)酸性燃料电池中： 电解和电解池 (1)电解：在电流作用下，电解质在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。 (2)电解池：电能转化为化学能的装置。 (3)电解池的构成 ①有与电源相连的两个电极。 ②电解质溶液(或熔融电解质)。 ③形成闭合回路。 电解池的工作原理 (1)电极名称及电极反应式(电解CuCl2溶液为例) 总反应式： (2)电子和离子的移动方向 ①电子：从电源负极流出后，流向电解池阴极；从电解池的阳极流出后流向电源的正极。 ②离子：阳离子移向电解池的阴极，阴离子移向电解池的阳极。 阴阳两极上放电顺序 (1)阴极：(与电极材料无关)。氧化性强的先放电，放电顺序： (2)阳极：若是活性电极作阳极，则活性电极首先失电子，发生氧化反应。 若是惰性电极作阳极，放电顺序为 氯碱工业 (1)电极反应 (2)总反应方程式 (3)氯碱工业生产流程图 电镀 下图为金属表面镀银的工作示意图，据此回答下列问题： (1)镀件作阴极，镀层金属银作阳极。 (2)电解质溶液是AgNO3溶液等含镀层金属阳离子的盐溶液。 (3)电极反应： (4)特点：阳极溶解，阴极沉积，电镀液的浓度不变。 电解精炼铜 (1)电极材料：阳极为粗铜；阴极为纯铜。 (2)电解质溶液：含Cu2＋的盐溶液。 (3)电极反应： 电冶金 利用电解熔融盐的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。 (1)冶炼钠 (2)冶炼铝 4. 化学平衡 化学平衡是化学反应原理部分重要的组成部分，在该部分要明白化学平衡的定义，概念，动态实质。这里需要重点强调的是动态思维理解化学平衡。结合高考题的命题方向和命题规律特征，希望同学们重点学习化学平衡的几大特征：等，动，逆，定，变。平衡常数的计算，转化率的计算，平衡移动的判断，平衡图像题的分析能力。我的经验是几乎涉及化学平衡的计算问题百分之百会用到“三段式”，所以同学们务必熟练掌握“三段式”的应用。 可逆反应 (1)定义 在同一条件下，既可以向正反应方向进行，同时又可以向逆反应方向进行的化学反应。 (2)特点 ①二同：a.相同条件下；b.正、逆反应同时进行。 ②一小：反应物与生成物同时存在；任一组分的转化率都小于(填“大于”或“小于”)100%。 (3)表示 在方程式中用“ ”表示。 化学平衡状态 (1)概念 一定条件下的可逆反应中，正反应速率与逆反应速率相等，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度保持不变的状态。 (2)化学平衡的建立 (3)平衡特点 判断化学平衡状态的两种方法 (1)动态标志：v正＝v逆≠0 ①同种物质：同一物质的生成速率等于消耗速率。 ②不同物质：必须标明是“异向”的反应速率关系。如： 反应达到平衡状态。 (2)静态标志：各种“量”不变 ①各物质的质量、物质的量或浓度不变。 ②各物质的百分含量(物质的量分数、质量分数等)不变。 ③温度、压强(化学反应方程式两边气体体积不相等)或颜色(某组分有颜色)不变。 总之，若物理量由变量变成了不变量，则表明该可逆反应达到平衡状态；若物理量为“不变量”，则不能作为平衡标志。 化学平衡注意事项： 化学平衡移动与化学反应速率的关系 (1)v正>v逆：平衡向正反应方向移动。 (2)v正＝v逆：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。 (3)v正＜v逆：平衡向逆反应方向移动。 影响化学平衡的因素 (1)若其他条件不变，改变下列条件对化学平衡的影响如下： (2)勒夏特列原理 如果改变影响化学平衡的条件之一(如温度、压强、以及参加反应的化学物质的浓度)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。 (3)“惰性气体”对化学平衡的影响 5. 水溶液离子平衡 水溶液平衡部分，说到底还是化学平衡在特殊情况（水溶液）中的应用，那么化学平衡的相关原理在这一部分完全适用。依据近几年的高考命题规律来看，水溶液离子平衡难度比较大，可以说是拿开高考化学成绩的分水岭。鉴于此，希望同学们理清概念，加大练习，在练习中发现问题，提高自己的解题技能。水的电离，溶液PH值的求法，弱酸弱碱的电离，盐的水解，沉淀溶解平衡这几个知识点是本领域的重点，核心技能要掌握电荷守恒、物料守恒、质子守恒在综合题中的应用，另外加强读图能力，对图像的分析能力。 盐的水解定义 在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。 实质 特点 规律 盐类水解离子方程式的书写要求 (1)一般来说，盐类水解的程度不大，应该用可逆号“”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体，所以不用符号“↓”和“↑”表示水解产物。 (2)多元弱酸盐的水解是分步进行的，水解离子方程式要分步表示。 (3)多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成。 (4)水解分别显酸性和碱性的离子组由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等。 影响盐类水解平衡的因素 盐类水解的重要应用 (1)判断离子能否大量共存。 若阴、阳离子发生相互促进的水解反应，水解程度较大而不能大量共存，有的甚至水解完全。常见的相互促进的水解反应进行完全的有：Fe3＋、Al3＋与AlO2(－)、CO3(2－)(HCO3(－))。 (2)判断盐溶液蒸干时所得的产物。 ①盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。 ②盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。 ③考虑盐受热时是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为： ④还原性盐在蒸干时会被O2氧化。 如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。 ⑤弱酸的铵盐蒸干后无固体。如：NH4HCO3、(NH4)2CO3。 (3)保存、配制某些盐溶液。 如配制FeCl3溶液时，为防止出现Fe(OH)3沉淀，常加几滴盐酸来抑制FeCl3的水解；在实验室盛放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，应用橡胶塞。 (4)利用盐类的水解反应制取胶体、净水。 如实验室制备Fe(OH)3胶体的原理为： 明矾净水的原理：Al3＋水解生成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉。 沉淀溶解平衡 (1)溶解平衡的建立 溶质溶解的过程是一个可逆过程： (2)特点(同其他化学平衡)：逆、等、定、动、变(适用平衡移动原理) 影响沉淀溶解平衡的因素 (1)内因 难溶电解质本身的性质，这是决定因素。 (2)外因 ①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动； ②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动； ③同离子效应：向平衡体系中加入难溶物溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动； ④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向沉淀溶解的方向移动。 (3) 沉淀溶解平衡的应用 溶度积和离子积 Ksp的影响因素 (1)内因：难溶物质本身的性质，这是主要决定因素。 (2)外因 ①浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。 ②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大。 ③其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或更难电离物质或气体的离子时，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。 6.有机化学 有机化学是高中化学学科中另外一个重要的板块，有机化学的学习和无机化学的学习方式会有所差异，我们要根据学科自身的特点来学。有机化学重要的是学习官能团的化学性质，这是有机化学学习的核心。另外还要重点关注同分异构体、同系物、有机分子的空间构型等。结合高考题的考向，建议同学们熟练掌握取代反应、加成反应、消去反应，加聚反应，缩聚反应的机理。 三种烃的化学性质 (1)甲烷(CH4) ①稳定性：与强酸、强碱和强氧化剂等一般不发生化学反应。 ②燃烧反应：化学方程式为： ③取代反应： (2)乙烯(CH2==CH2) 完成下列方程式： ①燃烧： ② ③加聚反应： (3)苯(C6H6) 完成下列方程式： 烷烃的结构与性质 乙醇、乙酸的结构和性质的比较 乙酸乙酯的制取 (1)实验原理 (2)实验装置 (3)反应特点 (4)反应条件及其意义 ①加热，主要目的是提高反应速率，其次是使生成的乙酸乙酯挥发而收集，使平衡向正反应方向移动，提高乙醇、乙酸的转化率。 ②浓硫酸的作用：作催化剂，提高反应速率；作吸水剂，提高乙醇、乙酸的转化率。 ③可适当增加乙醇的量，提高乙酸的转化率。 ④有冷凝回流装置，可提高产率。 (5)饱和Na2CO3溶液的作用：降低乙酸乙酯的溶解度、中和乙酸、溶解乙醇。 (6)实验现象：在饱和Na2CO3溶液上方有透明的、有香味的油状液体。 乙酸乙酯的水解反应 在酸性或碱性条件下均可发生水解反应。 糖类、油脂、蛋白质的化学组成 糖类、油脂、蛋白质的性质 7.化学反应热效应 盖斯定律 化学热效应也是化学反应原理中的重要内容，能量守恒是自然科学的规律，热效应焓变的计算从宏观上来看，焓变等于产物总能量减去反应物总能量。从微观上看，焓变等于反应物的焓变之和减去生成物的焓变之和。另外熟悉热化学反应方程式的书写。盖斯定律是本部分重要的知识点，通过盖斯定律计算热效应焓变时，几乎都是通过已知热化学反应方程式加加减减凑出所求热化学反应方程式，一定注意系数和物质状态的一致性。只要计算不出错，很容易得出结果。 反应热(焓变) (1)定义：在恒压条件下进行的反应的热效应。 符号：ΔH。 单位：kJ·mol－1或kJ/mol。 (2)表示方法 吸热反应：ΔH>0；放热反应：ΔH<0。 (3)产生原因 化学反应过程中旧键断裂吸收的能量与新键形成放出的能量不相等，故化学反应均伴随着能量变化。 (4)常见的放热反应和吸热反应 放热反应：①可燃物的燃烧；②酸碱中和反应；③大多数化合反应；④金属跟酸的置换反应；⑤物质的缓慢氧化；⑥铝热反应等。 吸热反应：①大多数分解反应；②盐的水解；③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应；④碳和水蒸气、C和CO2的反应等。 反应热的本质 热化学方程式 (1)概念 表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。 (2)意义 表明了化学反应中的物质变化和能量变化。 如：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6 kJ·mol－1 表示：2 mol氢气和1 mol氧气反应生成2 mol液态水释放出571.6 kJ的热量。 (3)热化学方程式的书写要求 ①注明反应的温度和压强(25 ℃、101 kPa下进行的反应可不注明)。 ②注明反应物和生成物的状态：固态(s)、液态(l)、水溶液(aq)、气态(g)。 ③热化学方程式中各物质的化学计量数只表示物质的物质的量，而不表示分子个数(或原子个数)，因此可以写成分数。 ④热化学方程式中不用“↑”和“↓”。 ⑤热化学方程式能反映出该反应已完成的数量。由于ΔH与反应物的物质的量有关，所以热化学方程式中物质的化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。当反应向逆反应方向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。 盖斯定律 (1)内容：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。即：化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 (2)意义：间接计算某些反应的反应热。 利用盖斯定律计算反应热 (1)运用盖斯定律的技巧——“三调一加” 一调：根据目标热化学方程式，调整已知热化学方程式中反应物和生成物的左右位置，改写已知的热化学方程式。 二调：根据改写的热化学方程式调整相应ΔH的符号。 三调：调整中间物质的化学计量数。 一加：将调整好的热化学方程式及其ΔH相加。 (2)运用盖斯定律的三个注意事项 ①热化学方程式乘以某一个数时，反应热的数值必须也乘上该数。 ②热化学方程式相加减时，物质之间相加减，反应热也必须相加减。 ③将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之改变，但数值不变。 8. 元素化学 周期表周期律 在高中化学必修教材中，重点学习了金属元素和非金属元素的化学性质。在这部分学习中，我们要明白一个重要的化学思维即“结构决定性质”，换句话说元素的化学性质是由原子的结构特点决定的。重要的知识有碱金属，卤族元素，碳族，氮族，氧族。钠、镁、铝、铁、铜等的重点金属的化学性质，以及化学反应方程式。周期表周期律从另一个维度证明了化学学科的科学性，规律性。熟悉周期表的布局，横向叫周期，共7个周期，前三周期为短周期，四，五，六，七周期为长周期。纵列为族，18个纵列分为7个主族，7个副族，1个0族，1个第Ⅷ族（3列），同时要明白原子结构在周期表中周期性的变化导致元素性质的周期性变化。高考中往往以“位，构，性”为切入点考查原子结构，元素在周期表的位置，化学性质的递变规律。 原子构成 (1)构成原子的微粒及作用 (2)微粒之间的关系 ①原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数； ②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)； ③阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数； ④阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数。 (3)微粒符号周围数字的含义 (4)两种相对原子质量 ①原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与12C质量的12(1)的比值。一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。 ②元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：Ar(Cl)＝Ar(35Cl)×a%＋Ar(37Cl)×b%。 核外电子排布规律 原子结构示意图 1．原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 2．编排原则 (1)周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。 (2)族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。 3．元素周期表的结构 4．元素周期表中的特殊位置 (1)分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区。 (2)分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。 (3)过渡元素：元素周期表中部从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
有机化学硕士，10年化学求学之旅，10年化学教学生涯！ 我在头条上面分享了很多化学考点，知识点汇总，还有高中化学怎么学，大家可以进去我的主页看看。 其他高中化学重要的资料，有需要的直接拿去： |
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