高中化学学业水平测试常考必背知识点.docx
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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 X A Z 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。
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