羧酸：

1．概念：烃基跟羧基相连构成的有机化合物叫做羧酸。一元羧酸的通式为饱和一元羧酸的通式为
2．羧酸的分类：根据分子中烃基种类的不同，羧酸可分为脂肪酸和芳香酸等。分子中羧基与脂肪烃基相连的羧酸称为脂肪酸，如乙酸、硬脂酸；分子中羧基直接与苯环相连的羧酸称为芳香酸，如苯甲酸。
根据分子中羧基数目的不同，羧酸可分为一元羧酸、二元羧酸和多元羧酸等。分子中有一个羧基的羧酸称为一元羧酸，如乙酸；分子中有两个羧基的羧酸称为二元羧酸，如乙二酸(HOOC—COOH，俗称草酸)、对苯二甲酸
在一元羧酸里，酸分子的烃基含较多碳原子的称为高级脂肪酸，硬脂酸(C17H35COOH)、软脂酸(C15H31COOH)、油酸(C17H33COOH)都是常见的高级脂肪酸。

羟酸的性质：

1、羧酸的物理性质：
分子中碳原子数在4以下的羧酸能与水互溶。随着分子中碳链的增长，羧酸在水中的溶解度减小，直至与相对分子质量相近的烷烃溶解度相近。
羧酸分子间可以形成氢键。羧基中有两个氧原子，既可以像醇分子那样通过羟基氧和羟基氢形成氢键，也可以通过羰基氧和羟基氢形成氢键。由于羧酸分子形成氢键的机会比相对分子质量相近的醇多，所以羧酸的沸点比相应醇的沸点高。例如，乙酸和1一丙醇的相对分子质量都是60，但乙酸的沸点为117．9℃， 1一丙醇的沸点为97．2℃。
2、羧酸的化学性质
羧基由羰基和羟基组成，由于官能团之间的相互影响，使得羧酸的化学性质并不是羟基具有的化学性质和羰基具有的化学性质的简单加和。与醇羟基相比，羧基中羟基上的氢原子更易以离子形式电离出来，所以羧酸有酸性。与醛、酮的羰基相比，羧基中的羰基较难发生加成反应。羧酸很难通过催化加氢的方法被还原，用强还原剂如LiAlH4时才能将羧酸还原为相应的醇。
羧酸的主要化学性质如下：
(1)酸性
羧酸为弱电解质，羧酸、碳酸、苯酚的酸性由强到弱的顺序是：具有酸的通性。

(2)酯化反应

酯化反应也属于取代反应的范畴。酯化反应是制备酯的一种常用方法。
(3)形成酸酐

酸酐(羧酸分子间脱水的产物)可向有机化合物分 子提供酰基()，是良好的酰化试剂。
5．重要的羧酸
(1)甲酸
甲酸的结构式为，分子中既有羧基又有醛基，所以甲酸既有羧酸的化学性质(如弱酸性、发生酯化反应)，又有像醛一样的还原性(如被银氨溶液和新制氢氧化铜悬浊液氧化)。甲酸是组成最简单的羧酸，最早是从蚂蚁体内提取出来的，故又称蚁酸。甲酸是有刺激性气味的无色液体，有腐蚀性，能与水、乙醇、乙醚、甘油等互溶。甲酸在工业上可用作还原剂，在医疗上可用作消毒剂。
(2)乙酸
乙酸俗称醋酸，通常为无色液体，具有强烈的刺激性气味，沸点117．9℃，熔点16．60C。当温度低于 16．60c时，乙酸就凝结成像冰一样的晶体，所以纯净的乙酸又称冰醋酸。乙酸是一种重要的有机化工原料，用途极为广泛。乙酸可用于生产醋酸纤维、合成纤维(如维纶)、喷漆溶剂、香料、染料、医药以及农药等。乙酸还是人们生活中的调味剂，普通食醋中含3％～5％(质量分数)的乙酸。
目前工业上合成乙酸的主要方法是乙醛氧化法，即用醋酸锰为催化剂，用氧气或空气作氧化剂氧化乙醛生成乙酸。

氢原子活性与物质的性质：

醇、酚、羧酸的结构中均有一OH，可分别称之为 “醇羟基”“酚羟基”和“羧羟基”。由于与这些一OH相连的基团不同，一OH受相连基团的影响就不同。故羟基上的氢原子活性也就不同，表现在性质上也相差较大，可比较如下：

离子的检验：

(1)焰色反应：Na⁺：黄色；K⁺：紫色（透过蓝色钴玻璃观察）；Ca²⁺：砖红色；
(2)H⁺：H⁺酸性。遇紫色石蕊试液变红，遇湿润蓝色石蕊试纸变红；
(3)NH₄⁺：在试液中加强碱（NaOH）加热，产生使湿润红色石蕊试纸变蓝的气体；NH₄⁺+OH^-NH₃↑+H₂O；NH₃+H₂O
NH₃?H₂ONH₄⁺+OH^-
(4)Fe³⁺：①通KSCN或NH₄SCN溶液呈血红色：Fe³⁺+SCN^-==[Fe(SCN)]²⁺；②通NaOH溶液红褐色沉淀：Fe³⁺+3OH^-==
Fe(OH)₃↓
(5)Fe²⁺：①遇NaOH溶液生成白色沉淀在空气中迅速转化成灰绿色最后变成红褐色沉淀：Fe³⁺+2OH^-=Fe(OH)₂↓；
4Fe(OH)₂+O₂+2H₂O==4Fe(OH)₃；
②试液中加KSCN少量无明显变化再加氯水出现血红色： 2Fe²⁺+Cl₂==2Fe³⁺+2Cl^-；Fe³⁺+SCN^-==[Fe(SCN)]²⁺
(6)Mg²⁺：遇NaOH溶液有白色沉淀生成，NaOH过量沉淀不溶解：Mg²⁺+2OH^-==Mg(OH)₂↓，但该沉淀能溶于NH₄Cl溶液；
(7)Al³⁺：遇NaOH溶液（适量）有白色沉淀生成，NaOH溶液过量沉淀溶解：Al³⁺+3OH^-==Al(OH)₃↓；Al(OH)₃+OH^-==
AlO₂^-+2H₂O
(8)Cu²⁺：遇NaOH溶液有蓝色沉淀生成，加强热变黑色沉淀：Cu²⁺+2OH^-==Cu(OH)₂↓；Cu(OH)₂CuO+H₂O
(9)Ba²⁺：遇稀H₂SO₄或硫酸盐溶液有白色沉淀生成，加稀HNO₃沉淀不溶解：Ba²⁺+SO₄^2-==BaSO₄↓
(10)Ag⁺： ①加NaOH溶液生成白色沉淀，此沉淀迅速转变为棕色沉淀溶于氨水Ag⁺+OH^-==AgOH↓；2AgOH==Ag₂O+H₂O；AgOH+2NH₃?H₂O==[Ag(NO₃)₂]OH+2H₂O
②加稀HCl或可溶性氧化物溶液再加稀HNO₃生成白色沉淀：Ag⁺+Cl^-==AgCl↓
(11)OH^-：OH^-碱性：①遇紫色石蕊试液变蓝；②遇酚酞试液变红；③遇湿润红色石蕊试纸变蓝；
(12)Cl^-：遇AgNO₃溶液有白色沉淀生成，加稀HNO₃沉淀不溶解：Ag⁺+Cl^-=AgCl↓
(13)Br^-：加AgNO₃溶液有浅黄色沉淀生成，加稀HNO₃沉淀不溶解：Ag⁺+Br^-=AgBr↓
(14)I^-： ①加AgNO₃溶液有黄色沉淀生成，加稀HNO₃沉淀不溶解：Ag⁺+I^-=AgI↓；②加少量新制氯水后再加淀粉溶液显蓝色：2I^-+Cl₂=I₂+2Cl^-；I₂遇淀粉变蓝
(15)S^2-：①加强酸（非强氧化性）生成无色臭鸡蛋气味气体：S^2-+2H⁺=H₂S↑；②遇Pb(NO₃)₂或(CH₃COO)₂Pb试液生成黑色沉淀，遇CuSO₄试液产生黑色沉淀：Pb²⁺+S^2-=PbS↓；Cu²⁺+S^2-=CuS↓
(16)SO₄^2-：加可溶性钡盐[BaCl₂或Ba(NO₃)₂]溶液有白色沉淀生成后再加稀HCl或稀HNO₃沉淀不溶解：Ba²⁺+SO₄^2-=BaSO₄↓
(17)SO₃^2-：加强酸（H2SO4或HCl）把产生气体通入品红溶液中，品红溶液褪色：SO₃^2-+2H⁺=H₂O+SO₂↑ SO₂使品红溶液褪色
(18)CO₃^2-：加稀HCl产生气体通入澄清石灰水，石灰水变浑浊：CO₃^2-+2H⁺=H₂O+CO₂↑；CO₂+Ca(OH)₂=CaCO₃↓+H₂O
(19)HCO₃^-：取含HCO₃^-盐溶液煮沸，放出无色无味、使澄清石灰水变浑浊的气体；或向HCO₃^-溶液里加入稀MgSO₄溶液，无现象，加热煮沸有白色沉淀MgCO₃生成，同时放出CO₂气体。
(20)NO₃^-：浓缩试液加稀硫酸和铜片加热有红棕色气体产生，溶液变成蓝色：
Cu+4H⁺+2NO₃^-=Cu²⁺+2NO₂↑+2H₂O
(21)PO₄^3-：加AgNO₃溶液产生黄色沉淀，再加稀HNO₃沉淀溶解：3Ag⁺+PO₄^3-=Ag3PO₄↓；Ag₃PO₄溶于稀HNO₃酸。

氧化还原反应的计算:

(1)比较典型的计算有：求氧化剂、还原剂物质的量之比或质量比，计算参加反应的氧化剂货还原剂的量，确定反应前后某一元素的价态变化等。
(2)计算的依据是：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数，列出守恒关系式求解。

氧化还原反应的基本规律：

1．守恒规律
氧化还原反应中有物质失电子必有物质得电子，且失电子总数等于得电子总数。或者说氧化还原反应中，有元素化合价升高必有元素化合价降低，且化合价升高总数必等于降低总数。有关得失电子守恒(化合价守恒)的规律有如下应用：
(1)求某一反应中被氧化与被还原的元素原子个数之比，或求氧化剂与还原剂的物质的量之比及氧化产物与还原产物的物质的量之比。
(2)配平氧化还原反应方程式。
(3)进行有关氧化还原反应的计算：
2．强弱规律
较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。应用：在适宜条件下，用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质，或用还原性较强的物质制备还原性较弱的物质，也可用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。
3．价态规律
元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要表现一种性质。物质若含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。
4．转化规律
氧化还原反应中，以元素相邻价态之间的转化最容易；不同价态的同种元素之间发生反应，元素的化合价只靠近，不交叉；相邻价态的同种元素之间不发生氧化还原反应。如
 
5．难易规律
越易失去电子的物质，失去后就越难得到电子；越易得到电子的物质，得到后就越难失去电子。一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，还原性最强的优先发生反应；同理，一种还原剂同时与多种氧化剂相遇时，氧化性最强的优先发生反应，如向FeBr2溶液中通入Cl2时，发生离子反应的先后顺序为：。