鲁科版第一轮复习化学教案总汇第一部分基本概念与基本理论第二部分元素及其化合物第三部分有机化学基础第四.docx

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鲁科版第一轮复习化学教案总汇第一部分基本概念与基本理论第二部分元素及其化合物第三部分有机化学基础第四

2015—2016学年度下学期鲁科版第一轮复习化学教案总汇第一部分基本概念与基本理论第二部分元素及其化合物第三部分有机化学基础第四部分化学实验

澄迈中学任课教师：

叶斌

第一部分基本概念与基本理论

（一）物质的组成

（二）物质的分类

（三）物质的性质和变化

（四）氧化还原反应

（五）离子反应

（六）化学反应中的能量变化

（七）物质的量

（八）溶液和胶体

（九）原子组成与结构

（十）元素周期表中的主要变化规律

（十一）化学键与分子结构

（十二）化学平衡

（十三）电离平衡

第二部分元素及其化合物

（一）元素非金属性的强弱规律

（二）卤族元素

（三）氧族元素

（四）氮族元素

（五）碳族元素

（六）碱金属

（七）几种重要的金属

第三部分有机化学基础

（一）同系物和同分异构体

（二）同分异构体的类型及其判定

（三）有机物的化学性质及推断

（四）烃及其衍生物的燃烧规律

（五）有机物分子组成通式的应用规律

（七）蛋白质

第四部分化学实验

（一）化学实验常用仪器

（二）仪器的装配和拆卸

（三）物质的分离与提纯

（四）化学实验设计与评价

第二部分元素及其化合物

概述

1、元素化合物知识包括金属和非金属两部分，是高中化学的基础知识之一。

知识特点是作为化学基本概念、原理、实验和计算的载体，其信息量大，反应复杂，常作为综合试题的知识背景或突破思维的解题题眼。

2、注意处理好两个关系，必须先处理好元素化合物知识的内部关系，方法是：

“抓重点，理关系，用规律，全考虑”。

1抓重点：

以每族典型元素为代表，以化学性质为抓手，依次学习其存在、制法、用途、检验等“一条龙”知识，做到牵一发而动全身

2理关系：

依据知识内在联系，按单质→氧化物→氧化物的水化物→盐的顺序，将零碎的知识编织成网络，建立起完整的知识结构，做到滴水不漏

3用规律：

用好化学反应特有的规律，如以强置弱等规律，弄清物质间相互反应。

4全考虑：

将元素化合物作为一个整体、一个系统理解，从而达到解综合试题时能将所需的元素化合物知识信手拈来。

另一方面是处理好元素化合物知识与本学科理论、计算或跨学科知识间的外部关系，采取的方法是“分析与综合、抽象与具体”。

1分析：

将综合试题拆分思考。

2综合：

将分散的“点”衔接到已有的元素化合物知识“块”中。

3抽象：

在分析综合基础上，提取相关信息。

4具体：

将提取出的信息具体化，衔接到综合试题中，从而完整解题。

（一）元素非金属性的强弱规律

⑴常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序如下：

F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H。

⑵元素非金属性与非金属单质活泼性的区别：

元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：

①原子半径：

原子半径越小，吸引电子能力越强；②核电荷数：

核电荷数越大，吸引电子能力越强；③最外层电子数：

同周期元素，最外层电子越多，吸引电子能力越强。

但由于某些非金属单质是双原子分子，原子是以强列的共价键相结合（如NN等），当参加化学反应时，必须消耗很大的能量才能形成原子，表现为单质的稳定性。

这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。

⑶非金属性强弱的判断依据及其应用

元素的非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。

这种能力的大小取决于原子半径、核电荷数、最外层电子数，题目常通过以下几方面比较元素的非金属性。

1非金属单质与H2化合的条件及难易程度；

2氢化物的稳定性；

3最高价氧化物对应水化物的酸性；

4非金属间的置换反应；

5非金属单质对应阴离子的还原性；

6与变价金属反应时，金属所呈现的化合价；

7元素在化合物中化合价的相对高低（如在HClO中，氯元素显正价，氧元素显负价，则说明氧的非金属性比氯强）等。

（二）卤族元素

1、卤族元素主要性质的递变性（从F→I）

⑴单质颜色逐渐变深，熔沸点升高，水中溶解性逐渐减小；

⑵元素非金属性减弱，单质氧化性减弱，卤离子还原性增强；

⑶与H2化合，与H2O反应由易到难；

⑷气态氢化物稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强；

⑸最高价氧化物的水化物酸性减弱；

⑹前面元素的单质能把后面元素从它们的化合物中置换出来。

2、卤化氢

均为无色有刺激性气味的气体，极易溶于水，在空气中形成酸雾。

⑴氟化氢（HF）：

很稳定，高温极难分解，其水溶液是氢氟酸，弱酸，有剧毒，能腐蚀玻璃。

⑵氯化氢（HCl）：

稳定，在1000℃以上少量分解，其水溶液为氢氯酸，俗称盐酸，强酸

⑶溴化氢（HBr）：

较不稳定，加热时少量分解，其水溶液为氢溴酸，酸性比盐酸强，HBr还原性比HCl强，遇浓硫酸被氧化为单质溴（Br2）。

⑷碘化氢（HI）：

很不稳定，受热分解，其水溶液为氢碘酸，酸性比氢溴酸强，HI是强还原剂，遇浓硫酸易被氧化为单质硫。

3、卤素及其化合物主要特性

⑴氟及其化合物的特殊性质

1卤素单质Cl2、Br2、I2与H2化合都需要一定条件，惟独F2在黑暗处就可与H2化合爆炸。

2卤素单质Cl2、Br2、I2与水反应的通式为：

X2＋H2O＝＝＝HX＋HXO（I2与水反应极弱），但F2与H2O反应却是：

2F2＋2H2O＝＝＝4HF＋O2

3氟无正价，其他都有正价

4HF有毒，其水溶液为弱酸，其他氢卤酸为强酸，HF能腐蚀玻璃；

5CaF2不溶于水，AgF易溶于水，氟可与某些稀有气体元素形成化合物。

⑵溴的特性

溴在常温下为红棕色液体（惟一的液态非金属单质），极易挥发产生红棕色有毒的溴蒸气，因而实验室通常将溴密闭保存在阴冷处，并在盛有液溴的试剂瓶内常加适量水。

盛装溴的试剂瓶不能用橡皮塞（腐蚀橡胶）。

⑶碘是紫黑色固体，具有金属光泽，易升华（常用于分离提纯碘），遇淀粉变蓝色（常用来检验碘的存在），碘的氧化性较其他卤素弱，与变价金属铁反应生成FeI2而不是FeI3。

（三）氧族元素

1、氧族元素的相似性和递变性

最外层均为6个电子，电子层数依次增加，次外层O为2个，S为8个，Se、Te均为18个电子。

氧通常显－2价，硫、硒、碲常见的化合物为：

－2价、＋4价、＋6价，都能与多数金属反应。

氧化物有两种RO2和RO3，其对应水化物H2RO3、H2RO4均为含氧酸，具有酸的通性。

它们的氢化物除H2O外，其余的H2S、H2Se、H2Te均为气体，有恶臭、有毒，溶于水形成无氧酸，都具有还原性。

核电荷数增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，而失电子的能力逐渐增强。

单质的状态由气态到固态，熔沸点也依次升高，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，氧化性依次减弱。

含氧酸的酸性依次减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。

2、硫酸根离子的检验

值得注意的是，检验SO42－时会受到许多离子的干扰。

⑴Ag＋干扰：

用BaCl2溶液或盐酸酸化时防止Ag＋干扰，因为Ag＋＋Cl－＝＝＝AgCl↓。

⑵CO32－、SO32－、PO43－干扰：

因为BaCO3、BaSO3、Ba3（PO4）2也是白色沉淀。

与BaSO4白色沉淀所不同的是，这些沉淀溶于强酸中。

因此检验SO42—时，必须用酸酸化。

如：

BaCO3＋2H＋＝＝＝H2O＋CO2↑＋Ba2＋　　　　但不能用硝酸酸化，同理所用钡盐也不能是Ba（NO3）2溶液，因为在酸性条件下SO32－、HSO3—、SO2等会被溶液中的NO3—氧化为SO42－，从而可使检验得出错误的结论。

为此，检验SO42－离子的正确操作为：

被检液

取清液

有无白色沉淀（有无SO42－）

由此可见，浓硫酸和稀硫酸都具有氧化性，但产生氧化性的原因是不同的，因此其氧化能力也有强与弱的差别，被还原产物也不相同。

（四）氮族元素

1、一氧化氮和二氧化氮

⑴一氧化氮：

无色气体，难溶于水，有很大毒性，在常温下极易被氧化成二氧化氮。

2NO＋O2＝＝＝2NO2

⑵二氧化氮：

有刺激性气味的红棕色气体，溶于水生成硝酸和一氧化氮。

3NO2＋H2O＝＝＝2HNO3＋NO4NO2

N2O4（无色）

注意：

关于氮的氧化物溶于水的几种情况的计算方法。

1NO2或NO2与N2（或非O2）的混合气体溶于水时可依据：

3NO2＋H2O＝＝＝2HNO3＋NO利用气体体积变化差值进行计算。

2NO2和O2的混合气体溶于水时，由4NO2＋2H2O＋O2＝＝＝4HNO3可知，当体积比为

　　　　　　　　＝4：

1，恰好完全反应　　　　　　　

V（NO2）：

V（O2）＞4：

1，NO2过量，剩余气体为NO

＜4：

1，O2过量，乘余气体为O2

3NO和O2同时通入水中时，其反应是：

2NO＋O2＝＝＝2NO2，3NO2＋H2O＝＝＝2HNO3＋NO，总反应式为：

4NO＋2H2O＋3O2＝＝＝4HNO3当体积比为

　　　＝4：

3，恰好完全反应　　　　　　　

V（NO）：

V（O2）＞4：

3，NO过量，剩余气体为NO

＜4：

3，O2过量，乘余气体为O2

④NO、NO2、O2三种混合气体通入水中，可先按①求出NO2与H2O反应生成的NO的体积，再加上原混合气体中的NO的体积即为NO的总体积，再按③方法进行计算。

2、硝酸的化学性质

①HNO3具有酸的通性。

1HNO3具有强氧化性，表现在能与多数金属、非金属、某些还原性化合物起反应。

要注意，由于硝酸氧化性很强，任何金属与硝酸反应都不能放出氢气，在与不活泼金属如Cu、Ag等反应时，浓硝酸还原产物为NO2，稀硝酸还原产物为NO，（但不能认为稀硝酸的氧化性比浓硝酸强）；

2在溶液中NO3—几乎与所有离子能大量共存，但注意，当溶液的酸性较强可形成硝酸溶液，具有还原性的某些离子则不能与其大量共存，如NO3—、H＋、Fe2＋中任意两者能大量共存，但三者则不能大量共存。

即：

NO3—在中性或碱性溶液中不表现氧化性，而在酸性溶液中表现强氧化性。

3、氨气的实验室制法

反应原理：

2NH4Cl＋Ca（OH）2

CaCl2＋2NH3↑＋2H2O不能用NaOH代替Ca（OH）2，因为NaOH吸湿后容易结块，产生的气体不易逸出，并且NaOH对玻璃有强烈的腐蚀作用。

装置：

制NH3的气体发生装置与制O2、CH4的相同。

干燥氨气不能选用浓H2SO4、P2O5，也不能选用无水CaCl2，应选用碱石灰。

收集NH3应采用向下排空气法。

容器口塞一团棉花（防止空气进入试管，以保证收集的NH3比较纯净）。

检验：

a、用湿润的红色石蕊试纸（变蓝）；b、蘸有浓盐酸的玻璃棒接近瓶口（白烟）。

实验室还常根据浓氨水的强挥发性，向浓氨水中加入NaOH或CaO得到氨气。

NaOH或CaO的作用是吸水和吸水后使溶液温度显著升高，二者都能减少氨气的溶解。

（五）碳族元素

1、碳族元素性质的相似性和递变性

2、碳酸正盐与酸式盐性质比较

①在水中溶解性：

正盐除K＋、Na＋、NH4＋等易溶于水外，其余都难溶于水；而只要存在的酸式盐都易溶于水。

一般来说，在相同温度下酸式盐的溶解度比正盐大，如CaCO3难溶于水，Ca（HCO3）2易溶于水，但也有例外，如NaHCO3溶解度比Na2CO3小。

②热稳定性：

正盐中除K＋、Na＋等受热难分解外，其余受热易分解；酸式盐在水溶液或固态时加热都易分解。

如Ca（HCO3）2

CaCO3↓＋CO2↑＋H2O

一般来说，热稳定性大小顺序为：

正盐＞酸式盐＞多元盐（盐的阳离子相同，成盐的酸相同）。

③可溶性正盐、酸式盐都能发生水解，但相同阳离子的相同浓度时溶液中CO32－的水解程度比HCO3－大

④都能与酸作用，但相同条件放出CO2的速率酸式盐比正盐快。

（六）碱金属

1、碱金属性质递变规律

结构决定性质，由于碱金属的原子结构具有相似性和递变性，所以其化学性质也具有相似性和递变性。

①相似性：

a、都能与氧气等非金属反应

b、都能与水反应生成氢氧化物和氢气

c、均为强还原剂。

②递变规律（锂→铯）

c与氧气反应越来越剧烈，产物结构越来越复杂

a、与水反应剧烈程度依次增强

b、还原性依次增强，金属性依次增强

2、NaOH的性质

①物理性质：

俗名苛性钠、火碱、烧碱，是一种白色固体，极易潮解；有强烈的腐蚀性，能腐蚀磨口玻璃瓶，使瓶口与瓶塞粘结。

②化学性质

a、与酸碱指示剂作用，使紫色的石蕊溶液变蓝，无色的酚酞变红。

b、与酸性氧化物作用，生成盐和水

c、与酸作用，生成盐和水

d、与盐作用，生成新碱和新盐。

（要满足复分解反应发生的条件，同时参加反应的碱和盐一般是易溶解的碱和盐）

e、与一些单质的反应

2Al＋2NaOH＋2H2O＝＝＝2NaAlO2＋3H2↑

Cl2＋2NaOH＝＝＝NaClO＋NaCl＋H2O

Si＋2NaOH＋H2O＝＝＝Na2SiO3＋2H2↑

③制法：

2NaCl＋2H2O

2NaOH＋H2↑＋Cl2↑

Na2CO3＋Ca（OH）2＝＝＝CaCO3↓＋2NaOH

（七）几种重要的金属

1、铝及其化合物间的相互转化关系、反应

现象及图象分析

1向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液直至过量，如图所示。

2现象：

白色沉淀逐渐增多达最大值，继续加NaOH溶

液沉淀逐渐溶解，直至完全消失。

Al3＋＋3OH－＝＝＝Al（OH）3

Al（OH）3＋OH―＝＝＝AlO2―＋2H2O

②向NaOH溶液中滴加AlCl3溶液直至过量，如下图所

示。

现象：

开始时无沉淀，接着产生沉淀。

达最大值后

不增减。

Al3＋＋4OH－＝＝＝AlO2―＋2H2O

AlCl3

3AlO2―＋Al3＋＋6H2O＝＝＝4Al（OH）3↓

③向NaAlO2溶液中滴加盐酸直到过量，

如图所示。

现象：

先有白色沉淀后完全消失。

AlO2―＋H＋＋H2O＝＝＝Al（OH）3↓

Al（OH）3↓＋3H＋＝＝＝Al3＋＋3H2O

HCl

④向盐酸溶液中滴加NaAlO2溶液，直至过量，

如图所示。

现象：

开始无沉淀，接着产生白色

沉淀。

AlO2―＋4H＋＝＝＝Al3＋＋2H2O

3AlO2―＋Al3＋＋6H2O＝＝＝4Al（OH）3↓

NaAlO2

2、镁及其化合物间的相互转化关系

3、镁和铝的氧化物比较

MgO

Al2O3

物质类型

碱性氧化物

两性氧化物

物理性质

白色粉末，熔点高（2800℃）

白色固体，熔点高（2045℃）

化

学

性

质

跟水反应

缓慢溶解于水生成Mg（OH）2

MgO＋H2O＝＝＝Mg（OH）2

难溶于水

跟酸反应

MgO＋2H＋＝＝＝Mg2＋＋H2O

Al2O3+6H＋＝＝＝2Al3＋＋3H2O

跟碱反应

不反应

Al2O3+2OH－＝＝＝2AO2－＋3H2O

4、Fe2＋与Fe3＋的相互转化

⑴Fe2＋的还原性：

2Fe2＋＋Cl2＝＝＝2Fe3＋＋2Cl－

4Fe（OH）2＋O2＋2H2O＝＝＝4Fe（OH）2

12Fe2＋＋3O2＋6H2O＝＝＝4Fe（OH）3↓＋8Fe3＋（Fe2＋露置空气中，易被氧化）

酸性条件下：

4Fe2＋＋O2＋4H＋＝＝＝4Fe3＋＋2H2O

4Fe2＋＋H2O2＋2H＋＝＝＝2Fe3＋＋2H2O

5Fe2＋＋MnO4－＋8H＋＝＝＝5Fe3＋＋4H2O＋Mn2＋

⑵Fe3＋强氧化性

一般氧化性：

Cu2＋＜Fe3＋＜Ag＋Cl2＞Br2＞Fe3＋＞I2＞SO2＞S

2Fe3＋＋Cu＝＝＝2Fe2＋＋Cu2＋

2Fe3＋＋Fe＝＝＝3Fe2＋

2Fe3＋＋2I－＝＝＝2Fe2＋＋I2

2Fe3＋＋H2S－＝＝＝2Fe2＋＋S↓＋2H＋

Fe3＋水解显酸性：

2Fe3＋＋3H2O

Fe（OH）3＋3H＋

所以配制FeSO4溶液时常加入少量铁粉（或铁钉）防止氧化，配制Fe2（SO4）3时常加少量H2SO4，抑制水解。

5、金属冶炼的反应原理及方法

绝大部分金属在自然界中以化合态存在，金属冶炼的实质是用还原的方法使金属化合中的金属离子得到电子变成金属单质。

由于金属的化学活泼性不同，金属离子得到电子还原成金属的能力也就不同，按金属活泼顺序对应金属阳离子氧化性K＋→Ag＋逐渐增强，金属冶炼也由难变易。

一般有三种冶炼方法：

⑴热分解法：

适合于冶炼金属活泼性较差的金属。

如：

2HgO

2Hg＋O2↑2Ag2O

4Ag＋O2↑

⑵热还原法，用还原剂（CO、C、H2、Al等）还原金属氧化物，适合于金属活泼性介于Zn～Cu之间的大多数金属的冶炼。

如

Fe2O3＋3CO

2Fe＋3CO2

2Al＋Cr2O3

2Cr＋Al2O3

WO3＋3H2

W＋3H2O

⑶电解法：

适合冶炼金属活泼性很强的金属（一般是在金属活泼顺序表中排在铝前边的金属）。

如：

2Al2O3

2Al＋3O2↑

MgCl2（熔融）

Mg＋Cl2↑

第三部分有机化学基础

（一）同系物和同分异构体

1、同位素、同素异形体、同系物、同分异构和同一种物质的比较

内涵

比较的对象

分子式

结构

性质

同位素

质子数相同、中子数不同的核素（原子）互称为同位素

核素（原子）

符号表示不同，如H、D、T

电子排布相同，原子核结构不同

物理性质不同、化学性质相同

同素异形体

同一元素组成的不同单质，称这种元素的同素异形体

单质

元素符号表示相同，分子式可不同，如石墨与金刚石、O2与O3

单质的组成或结构不同

物理性质不同，化学性质相似

同系物

结构相似，分子组成相差一个或若干个CH2原子团的有机物，互称为同系物

有机化合物

不同

结构相似，官能团类型与数目相同

物理性质不同，化学性质相似

同分异构体

分子式相同、结构不同的化合物互称为同分异构体

有机化合物

相同

不同

物理性质不同，化学性质不一定相同

同一种物质

分子式和结构式都相同的物质

相同

相同

相同

（二）同分异构体的类型及其判定

类型：

⑴碳链异构是指分子中碳原子之间的连接次序不同而产生的异构现象。

⑵位置异构是指官能团或取代基在碳链或碳环上位置不同而产生的异构现象。

⑶官能团异构是指具有相同的化学式，但所含官能团不同的异构现象。

包括以下几种：

①环烷烃和烯烃；②二烯烃和炔烃；③醇和醚；④醛和酮；⑤羧酸和酯；⑥氨基酸与硝基化合物等。

判定：

①分子式相同；②主碳链结构或官能团位置不同；③可以同类，也可以不同类；④联想空间结构

（三）有机物的化学性质及推断

1、有机反应的重要条件

有机反应的条件往往是有机推断的突破口。

⑴能与NaOH反应的有：

①卤代烃水解；②酯水解；③卤代烃醇溶液消去；④酸；⑤酚；⑥乙酸钠与NaOH制甲烷

⑵浓H2SO4条件：

①醇消去；②醇成醚；③苯硝化；④酯化反应

⑶稀H2SO4条件：

①酯水解；②糖类水解；③蛋白质水解

⑷Ni，加热：

适用于所有加氢的加成反应

⑸Fe：

苯环的卤代

⑹光照：

烷烃光卤代

⑺醇、卤代烃消去的结构条件：

β－C上有氢

⑻醇氧化的结构条件：

α－C上有氢

2、醇、酚、羧酸中羟基的活性比较

羟基种类

重要代表物

与Na反应

与NaOH反应

与Na2CO3反应

醇羟基

CH3CH2－OH

√

×

×

酚羟基

√

√

√　但不放出气体

羧酸羟基

√

√

√　放出CO2

3、有机物结构的推断

有机物结构的推断主要依赖于：

①实验现象；②有机物的性质；③计算等事实，更多的是由性质去推断。

现列出一些性质与有机物结构的关系如下表：

有机物性质

有机物可能有的结构

1、使溴水褪色

C＝C、、－CHO　、酚

2、使酸性KMnO4溶液褪色

C＝C、、－CHO、苯的同系物、某些醇

3、与Na反应放出H2

—OH、醇、酚、—COOH

4、与Na2CO3反应放出CO2

—COOH

5、与新制Cu（OH）2反应

—COOH、—CHO

6、与[Ag（NH3）2]＋反应

—CHO（包括葡萄糖、果糖）

7、与H2加成

C＝C、、－CHO、R—CO—R`、苯环

8、遇FeCl3显紫色

酚类

9、消去反应

醇或卤代烃（邻位有H）

10、连续4个C原子加Br原子

共轭二烯烃类

11、能水解

卤代烃、酯、多糖、多肽、蛋白质、酰胺等

12、能酯化

有—OH或—COOH

（四）烃及其衍生物的燃烧规律

1、烃CxHy完全燃烧的通式：

CxHy＋（x+y/4）O2→xCO2＋y/2H2O

2、有机物每增加1个CH2多耗O21.5mol

3、若烃分子组成为CnH2n（或衍生物CnH2nO、CnH2nO2），完全燃烧时生成CO2和H2O的物质的量之比为1：

1

4、若有机物在足量的氧气里完全燃烧、其燃烧所耗氧气物质的量（或体积）与生成CO2的物质的量（或体积）相等，则有机物分子组成中H、O原子个数比为2：

1

5、烃燃烧时，决定消耗O2量的因素有：

在等物质的量时，分子中碳原子数越多，O2消耗越多（芳烃有例外）。

在等质量时，分子中每个碳原子分配的氢原子越多，O2消耗越多。

6、最简式相同的有机物，不论以任何比例混合，只要混合物的质量一定，它们完全燃烧后生成的CO2总量为常数。

7、不同的有机物完全燃烧时，若生成的CO2和H2O的质量比相同，则它们的分子中C、H原子个数比相同。

8、气态烃CxHy与O2混合后燃烧或爆炸，恢复原状态（100℃以上），1mol气态烃反应前后总体积变化情况是：

y＝4总体积不变，△V＝0

y＜4总体积减小，△V＝1－y/4

y＞4总体积增加，△V＝y/4－1

（五）有机物分子组成通式的应用规律

1、最简式相同的有机物，无论多少种，以何种比例混合，混合物中元素质量比值相同。

可用于质量比、质量分数的求算。

提示：

①含n个碳原子的饱和一元醛与含有2n个碳原子的饱和一元羧酸、酯具有相同的最简式。

②含有n个碳原子的炔烃与含有3n个碳原子苯及其同系物具有相同的最简式。

2、具有相同的相对分子质量的有机物为：

①含有n个碳原子的饱和一元醇或醚与含有（n－1）个碳原子的饱和一元羧酸或酯。

②含有n个碳原子的烷烃与（n—1）个碳原子的饱和一元醛。

以上规律可用于有机物的推断。

3、由相对分子质量求有机物的分子式

设烃的相对分子质量为M。

⑴

得整数商和余数，商为可能的最大碳数，余数为最小的氢原子数。

例如某烃相对分子质量为42，则其分子式为：

＝3……6，即：

C3H6。

⑵

的余数为0或碳原子数≥6时，将碳原子数依次减少一个，每减少一个碳原子，就增加12个氢原子，直到饱和为止。

例：

求相对分子质量为128的烃的分子式

＝10……8分子式为C10H8或C9H20。

（六）葡萄糖（C6H12O6）

⑴结构简式：

CH2OH（CHOH）4CHO，特点：

多羟基醛。

⑵物理性质：

白色晶体，有甜味，能溶于水

⑶化学性质：

①还原性：

能发生银镜反应和与新制的Cu（OH）2反应

CH2OH（CHOH）4CHO＋2[Ag（NH3）2]＋＋2OH－→CH2OH（CHOH）4COOH＋2Ag↓＋H2O＋4NH3

CH2OH（CHOH）4CHO＋2Cu（OH）2→CH2OH（CHOH）4COOH＋Cu2O↓＋2H2O

②加成反应：

与H2加成生成已六醇