高中化学学业水平测试常考必背知识点.docx

高中化学学业水平测试常考必背知识点.docx

《高中化学学业水平测试常考必背知识点.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学学业水平测试常考必背知识点.docx（26页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

高中化学学业水平测试常考必背知识点

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NaHCO3溶液中的Na2CO3是：

通CO2

4.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MgCl2，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

1.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，1molH2O的质量是18g）

2.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）

3.物质的量的计算的四个公式：

4.溶液稀释的公式：

c（浓）·V（浓）=c（稀）·V（稀）

5.配制一定物质的量浓度的溶液

（1）所需仪器：

Xml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）

第2章化学物质及其变化

1、物质的分类

1.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

2.交叉分类法

如：

NaHCO3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

3.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。

2、离子反应

1.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。

2.电离方程式：

如H2SO4=2H++SO42－Ba（OH）2=Ba2++2OH－Na2CO3=2Na++CO32－

3.在离子反应中必须拆开的物质：

强酸（HCl、H2SO4、HNO3）、强碱[KOH、Ca（OH）2、NaOH、Ba（OH）2、]、可溶性盐

4.离子方程式典型错误：

a）电荷、原子不守恒如：

Fe+Fe3+=2Fe2+、Na+H2O=Na++OH-+H2

b）拆分错误如：

碳酸钙与稀盐酸反应不能写成：

CO32－+2H+=CO2↑+H2O，

应写成：

CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H2O

c）不符合客观事实如：

Fe和HCl反应不能写成2Fe+6H+＝2Fe3++3H2↑，应写成Fe+2H+=Fe2++H2↑；（注意：

铜不与稀HCl、稀H2SO4反应；金属与浓硫酸反应生成SO2、与浓硝酸反应生成NO2、与稀硝酸反应生成NO）

5.离子反应发生的条件和离子共存

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－、CO32－、HCO3－

不能与OH－共存的离子有：

除K+、Na+、Ba2+、Ca2+以外的所有阳离子、HCO3－

不能与CO32－共存的离子有：

除K+、Na+、NH4+以外的所有阳离子

Cl－不能与Ag+共存。

SO42－不能与Ba2+共存。

有色离子有：

Cu2+（蓝色）、Fe3+（黄色）、Fe2+（浅绿色）、MnO4－（紫红色）

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++OH-=H2O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

1.本质：

有电子转移

2.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。

3.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

碳酸钠与强酸：

CO32-+H+=H2O+CO2↑碳酸氢钠与强酸：

HCO3-+H+=H2O+CO2↑

碳酸钙与盐酸：

CaCO3+2H+=Ca2++H2O+CO2↑

氢氧化铝与强酸：

Al（OH）3+3H+=Al3++H2O

铁与硫酸、盐酸：

Fe+2H+=Fe2++H2↑铁与Fe3+反应：

Fe+2Fe3+=3Fe2+

Cl2与Fe2+的反应：

第三章金属及其化合物

1.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[Na2O2]②做耐火材料的、具有两性的氧化物是氧化铝[Al2O3]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（SO4）2.12H2O]⑥用作红色油漆和涂料的是三氧化二铁[Fe2O3]

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[SiO2]

⑧用作制取硅胶和木材防火剂的是硅酸钠[Na2SiO3]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】

2.离子检验

离子

所加试剂

现象

离子方程式

Cl－

稀HNO3和AgNO3

产生白色沉淀

Ag+＋Cl－＝AgCl↓

SO42－

稀HCl和BaCl2

加稀盐酸无明显现象，滴入BaCl2溶液有白色沉淀

SO42－+Ba2+=BaSO4↓

Fe3+

KSCN溶液

溶液呈血红色

Fe2+

先加KSCN溶液，

再加氯水

先无明显变化，

后溶液呈红色

2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl－

NH4+

NaOH溶液，加热，

湿润红色石蕊试纸

湿润红色石蕊试纸变蓝

NH4++OH－

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

Al3+

NaOH溶液至过量

先产生白色沉淀，

后沉淀逐渐溶解

Al3++3OH－=Al（OH）3↓

Al（OH）3+OH－=AlO2－+2H2O

3.

（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）

4.碳酸钠与碳酸氢钠的比较

性质

Na2CO3

NaHCO3

俗称

纯碱、苏打

小苏打

溶解性

均易溶于水，Na2CO3>NaHCO3

溶液酸碱性

均显碱性，碱性Na2CO3>NaHCO3

热稳定性

Na2CO3>NaHCO3

与HCl反应

均生成CO2，反应速率Na2CO3

与CaCl2反应

生成白色沉淀

无现象

4.

（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（Al2O3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、Al2O3、Al（OH）3、NaHCO3、氨基酸等

（4）Al（OH）3的制备：

AlCl3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：

Al2O3→Al（OH）3、Fe2O3→Fe（OH）3、SiO2→H2SiO3、S→SO3

（5）.AlCl3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Al2O3试剂：

NaOH溶液

5.

（1）地壳中含量最多的前四种元素：

氧（O）、硅（Si）、铝（Al）、铁（Fe）

（2）除去FeCl2中FeCl3的方法：

加铁粉原因：

2Fe3++Fe=3Fe2+

（3）除去FeCl3中FeCl2的方法：

通氯气或加氯水原因:

2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-

（4）FeCl2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，最终变为红褐色，因为Fe2++2OH－=Fe（OH）24Fe（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

（6）红褐色沉淀为[Fe（OH）3]，红棕色固体为Fe2O3,浅绿色溶液含Fe2+、黄色溶液含Fe3+加KSCN溶液后，溶液变红则含有Fe3+。

第四章非金属及其化合物

1.

（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。

2.氯气：

黄绿色气体,有刺激性气味,有毒，密度大于空气

3.Fe在Cl2中燃烧，生成FeCl3，不是FeCl2H2在Cl2中安静燃烧，苍白色火焰。

4.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。

5.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）

（3）氯水中滴加硝酸银（AgNO3）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

，而有效成分是

。

漂白粉是一种混合物。

6.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

7.NO2：

红棕色﹑有刺激性气味的气体，易溶于水，有毒，NO2与水反应生成硝酸和NO

8.二氧化硫：

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。

9.NH3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

10.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：

2NH4Cl+Ca（OH）2=CaCl2+2NH3↑+2H2O

（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NH3,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）NH3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NH3

12.铜与浓硫酸反应反应原理：

Cu+2H2SO4=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。

13.浓硫酸能作氢气、二氧化碳的干燥剂，但不能干燥氨气（NH3），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H2

14.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。

15.硝酸与金属反应不能生成氢气，与浓硝酸反应生成NO2，与稀硝酸反应生成NO

16.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。

高中化学学业水平测试复习纲要——必修2

第一章物质结构元素周期律

1、元素、核素、和同位素

1.核素的表示符号与原子的构成

核外电子

质子Z中子数=质量数A-质子数Z

原子核原子：

核外电荷数=原子序数=质子数

中子阴离子：

核外电子数=质子数+电荷数

阳离子：

核外电子数=质子数-电荷数

（如：

其中：

质量数=14，质子数=6，中子数=14-6=8，电子数=6）

2.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

1.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

2.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ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA

3.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ⅣA族）

4.常考的原子或离子结构示意图：

3、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

4.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+Br2非金属性：

Cl2>Br2）

（例：

非金属性S

5.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HClO4，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

NH3

H2O

HF

SiH4

PH3

H2S

HCl

最高价氧化物对应的水化物

H2CO3

HNO3

无

无

H2SiO3

H3PO4

H2SO4

HClO4

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

1.离子化合物：

含有活泼金属元素或铵根离子（NH4+）的化合物或者含有离子键的化合物

如：

NaCl、CaCl2、NaOH、NH4Cl

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。

2.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

3.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

4.

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+CO2高温2CO

二、化学能与电能

1.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

2.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

3.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”

4.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

三、化学反应速率和限度

1.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（MnO2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。

2.化学反应速率概念的理解

2.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。

3.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

C6H6

结构简式

CH4

CH2=CH2

空间构型

正四面体

平面型

平面正六边形

官能团

1.天然气的主要成分为甲烷。

2.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

3.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。

4.甲烷、乙烯可用溴水或高锰酸钾溶液鉴别。

5.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。

6.工业中的乙烯来自于石油的裂解，苯来自于煤的干馏