《化学高中必修一思维导图》

一、物质的组成、结构与分类

1.1 物质的组成

• 1.1.1 元素
  • 定义：具有相同质子数的同一类原子的总称
  • 存在形式：游离态、化合态
  • 分类：金属元素、非金属元素、稀有气体元素
• 1.1.2 分子
  • 定义：保持物质化学性质的最小粒子
  • 构成：原子通过化学键相互结合
  • 性质：质量小、体积小、间隙大
• 1.1.3 原子
  • 定义：化学变化中的最小粒子
  • 构成：原子核 (质子 + 中子) 和 核外电子
  • 电荷数：质子数 = 核外电子数 (原子呈电中性)
• 1.1.4 离子
  • 阳离子：失去电子，带正电荷 (金属元素易形成)
  • 阴离子：得到电子，带负电荷 (非金属元素易形成)
  • 离子化合物：由阴、阳离子通过离子键结合形成的化合物

1.2 物质的结构

• 1.2.1 原子结构
  • 原子核：集中了原子的几乎全部质量
    • 质子：带正电荷，决定元素的种类
    • 中子：不带电，影响原子的质量数和同位素
  • 核外电子：带负电荷，决定元素的化学性质
    • 电子排布：遵循能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则
    • 价电子：最外层电子，决定元素的化合价
• 1.2.2 化学键
  • 离子键：带相反电荷的离子之间的相互作用 (活泼金属与活泼非金属)
  • 共价键：原子间通过共用电子对形成的化学键 (非金属元素之间)
    • 极性共价键：不同原子之间形成的共价键，电子对偏向电负性更大的原子
    • 非极性共价键：相同原子之间形成的共价键，电子对不偏向任何原子
  • 金属键：金属原子间的相互作用 (金属晶体中)

1.3 物质的分类

• 1.3.1 纯净物
  • 单质：由同种元素组成的纯净物
    • 金属单质
    • 非金属单质
    • 稀有气体单质
  • 化合物：由不同种元素组成的纯净物
    • 氧化物：由两种元素组成，其中一种是氧元素的化合物
      • 酸性氧化物 (与碱反应生成盐和水)
      • 碱性氧化物 (与酸反应生成盐和水)
      • 两性氧化物 (既能与酸反应，也能与碱反应)
    • 酸：电离时产生的阳离子全部是氢离子的化合物
      • 强酸：完全电离
      • 弱酸：部分电离
    • 碱：电离时产生的阴离子全部是氢氧根离子的化合物
      • 强碱：完全电离
      • 弱碱：部分电离
    • 盐：由金属阳离子 (或铵根离子) 和酸根离子组成的化合物
      • 正盐
      • 酸式盐
      • 碱式盐
• 1.3.2 混合物
  • 溶液：分散质粒子直径小于1nm
  • 胶体：分散质粒子直径在1nm~100nm之间 (具有丁达尔效应)
  • 悬浊液：分散质粒子直径大于100nm

1.4 物质的量

• 1.4.1 摩尔 (mol)
  • 定义：含有阿伏伽德罗常量 (约 6.02 × 10^23) 个粒子的物质的量
  • 阿伏伽德罗常量 (N_A)：6.02 × 10^23 mol^-1
• 1.4.2 摩尔质量 (M)
  • 定义：单位物质的量的物质的质量，数值上等于该物质的相对分子质量或相对原子质量
  • 单位：g/mol
• 1.4.3 气体摩尔体积 (V_m)
  • 定义：单位物质的量的气体所占的体积，受温度和压强影响
  • 标准状况下：V_m ≈ 22.4 L/mol
• 1.4.4 物质的量浓度 (c)
  • 定义：单位体积溶液中所含溶质的物质的量
  • 单位：mol/L
  • 公式：c = n/V

二、化学反应与能量

2.1 化学反应的速率

• 2.1.1 定义：单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加
• 2.1.2 表示方法：通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量来表示
• 2.1.3 影响因素：
  • 温度：升高温度，反应速率加快
  • 浓度：增大浓度，反应速率加快
  • 压强 (气体反应)：增大压强，反应速率加快
  • 催化剂：使用催化剂，反应速率加快

2.2 化学反应的限度 (化学平衡)

• 2.2.1 定义：在一定条件下，可逆反应达到正逆反应速率相等的状态
• 2.2.2 特征：
  • 动态平衡：正逆反应仍在进行
  • 一定条件：温度、压强等条件不变
  • 宏观静止：各组分浓度保持不变
  • 微观动态：正逆反应速率相等
• 2.2.3 影响因素：
  • 温度：改变温度，平衡移动
  • 浓度：改变浓度，平衡移动
  • 压强 (气体反应)：改变压强，平衡移动
  • 催化剂：不影响平衡移动，只改变达到平衡所需的时间
• 2.2.4 平衡常数 (K)：一定温度下，反应物和生成物浓度之间存在定量关系，用平衡常数表示。K值越大，正反应进行的程度越大。

2.3 化学反应中的能量变化

• 2.3.1 放热反应：反应释放热量 (ΔH < 0)
  • 常见的放热反应：燃烧反应、中和反应、金属与酸反应、部分氧化反应
• 2.3.2 吸热反应：反应吸收热量 (ΔH > 0)
  • 常见的吸热反应：多数分解反应、盐类的水解、C 与 CO2 的反应、铵盐与碱的反应
• 2.3.3 反应热 (ΔH)：化学反应过程中放出或吸收的热量，通常指在恒压条件下测得的热量。
• 2.3.4 热化学方程式：标明反应热的化学方程式，必须注明物质的聚集状态和反应的温度、压强。
• 2.3.5 盖斯定律：化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，与反应的途径无关。利用盖斯定律可以计算一些难以直接测量的反应热。