无机化学思维导图
《无机化学思维导图》
一、原子结构
1.1 原子构成
- 组成粒子:
- 质量数 (A) = 质子数 (Z) + 中子数 (N)
- 原子序数 (Z) = 质子数 = 核外电子数 (电中性原子)
- 同位素：质子数相同，中子数不同
1.2 核外电子排布
- 量子数:
- 主量子数 (n): 决定电子能量的主要因素 (n = 1, 2, 3...)
- 角量子数 (l): 决定原子轨道的形状 (l = 0, 1, 2... n-1; s, p, d, f...)
- 磁量子数 (ml): 决定原子轨道在空间的取向 (ml = -l, -l+1,... 0,... l-1, l; 2l+1个轨道)
- 自旋量子数 (ms): 决定电子自旋方向 (ms = +1/2, -1/2)
- 泡利不相容原理: 同一原子中没有两个电子具有完全相同的四个量子数。
- 洪特规则: 在同一亚层中，电子尽可能占据不同的轨道，且自旋方向相同。
- 能量最低原理: 电子优先占据能量较低的轨道。
- 电子排布式: 描述原子中电子在各能级的排布情况。
- 价电子: 最外层电子 (对于主族元素)，通常决定元素的化学性质。
1.3 元素周期律
- 周期: 电子层数相同的元素排列成横行。
- 族: 价电子结构相似的元素排列成纵行。
- 主族元素 (s区和p区): 价电子构型nsx npy (x+y < 8)
- 副族元素 (d区): 价电子构型 (n-1)dx ns1-2
- 镧系和锕系元素 (f区)
- 元素性质的周期性变化:
- 原子半径: 同周期内逐渐减小 (从左到右)，同主族内逐渐增大 (从上到下)。
- 电负性: 同周期内逐渐增大 (从左到右)，同主族内逐渐减小 (从上到下)。
- 电离能: 同周期内逐渐增大 (从左到右)，同主族内逐渐减小 (从上到下)。 (存在特例，如第二周期N的电离能大于O)
- 金属性和非金属性: 金属性同周期内逐渐减弱 (从左到右)，同主族内逐渐增强 (从上到下)。非金属性则相反。
二、化学键与分子结构
2.1 化学键类型
- 离子键: 金属和非金属原子之间，通过电子转移形成。
- 共价键: 非金属原子之间，通过共用电子对形成。
- 电子云重叠
- 有方向性，有饱和性
- 共价化合物
- σ键: 电子云沿键轴方向重叠。
- π键: 电子云在键轴两侧重叠。
- 金属键: 金属原子之间，通过自由电子形成。
- 自由电子与金属离子之间的相互作用
- 无方向性，无饱和性
- 金属
- 氢键: 含有O-H, N-H, F-H键的分子之间，氢原子与另一个分子中电负性较大的原子(O, N, F)之间的作用力。
- 影响物质的物理性质 (沸点，溶解度等)
- 分子内氢键与分子间氢键
2.2 分子间作用力
- 范德华力: 分子之间普遍存在的较弱的相互作用力。
- 取向力: 极性分子之间。
- 诱导力: 极性分子和非极性分子之间。
- 色散力: 所有分子之间。
- 范德华力的大小与分子量，极性有关。
2.3 分子结构
- 价层电子对互斥理论 (VSEPR): 价层电子对 (包括成键电子对和孤电子对) 之间相互排斥，使得分子具有特定的几何构型。
- 线性形 (AX2)
- 平面三角形 (AX3)
- 四面体形 (AX4)
- 三角双锥形 (AX5)
- 八面体形 (AX6)
- 考虑孤电子对的影响，如水分子(H2O)是V形。
- 杂化轨道理论: 原子在成键时，原子轨道发生重新组合，形成新的杂化轨道。
- sp杂化
- sp2杂化
- sp3杂化
- 杂化类型与分子构型有关。
- 分子轨道理论: 将整个分子看作一个整体，电子在整个分子范围内运动。
- 成键轨道: 能量较低，有利于成键。
- 反键轨道: 能量较高，不利于成键。
- 键级: (成键轨道电子数 - 反键轨道电子数) / 2
三、物质的聚集状态
3.1 气体
- 理想气体状态方程: PV = nRT
- 分压定律: 总压等于各组分气体的分压之和。
3.2 液体
3.3 固体
- 晶体: 具有规则的内部结构。
- 离子晶体: 离子键构成，硬度大，熔点高，导电性差。
- 分子晶体: 分子间作用力构成，硬度小，熔点低，导电性差。
- 原子晶体: 共价键构成，硬度极大，熔点极高，导电性差。
- 金属晶体: 金属键构成，硬度不一，熔点不一，导电性好。
- 非晶体: 不具有规则的内部结构。
四、溶液
4.1 溶解度
- 溶解度: 在一定温度下，100g溶剂中溶解达到饱和状态时溶质的质量。
- 影响因素: 温度，溶剂性质，溶质性质。
- 同离子效应: 在难溶电解质溶液中加入含有相同离子的易溶电解质，会降低难溶电解质的溶解度。
4.2 溶液的浓度
4.3 溶液的依数性
五、化学热力学基础
5.1 基本概念
- 体系与环境
- 状态函数
- 热 (Q)
- 功 (W)
- 内能 (U)
5.2 热力学第一定律
- ΔU = Q + W
- 焓 (H): H = U + PV
- 焓变 (ΔH): ΔH = ΔU + PΔV (恒压条件下)
- 盖斯定律: 反应的焓变只与始态和终态有关，与途径无关。
5.3 热化学方程式
- 表示反应的热效应的化学方程式。
- 注明反应的温度和压力，物质的聚集状态，以及焓变。
5.4 熵与吉布斯自由能
- 熵 (S): 衡量体系混乱程度的物理量。
- 熵增原理: 孤立体系的熵总是趋于增大。
- 吉布斯自由能 (G): G = H - TS
- 吉布斯自由能变 (ΔG): ΔG = ΔH - TΔS
- ΔG < 0: 反应自发进行。
- ΔG > 0: 反应非自发进行。
- ΔG = 0: 反应处于平衡状态。
六、化学反应速率与化学平衡
6.1 化学反应速率
- 表示方法: 单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。
- 影响因素:
- 浓度: 浓度越大，反应速率越快。
- 温度: 温度越高，反应速率越快。
- 催化剂: 催化剂能够改变反应速率。
- 表面积: 对于多相反应，反应物表面积越大，反应速率越快。
6.2 化学平衡
- 可逆反应: 在相同条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向进行的反应。
- 化学平衡状态: 正反应速率等于逆反应速率，各组分浓度保持不变。
- 平衡常数 (K): 衡量反应进行程度的物理量。
- 影响因素:
- 浓度: 增加反应物浓度，平衡向正反应方向移动；增加生成物浓度，平衡向逆反应方向移动。
- 压力: 增加压力，平衡向气体体积减小的方向移动。
- 温度: 对于吸热反应，升高温度，平衡向正反应方向移动；对于放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动。
- 勒夏特列原理: 如果改变影响平衡的一个条件，平衡将向着减弱这种改变的方向移动。
七、酸碱平衡
7.1 酸碱理论
- 阿伦尼乌斯理论: 酸是在水中能解离出氢离子的物质；碱是在水中能解离出氢氧根离子的物质。
- 布朗斯特-劳里理论: 酸是质子给予体；碱是质子接受体。
- 路易斯理论: 酸是电子对接受体；碱是电子对给予体。
7.2 酸碱的强度
- 强酸强碱: 在水中完全电离。
- 弱酸弱碱: 在水中部分电离。
- 酸的电离常数 (Ka): 衡量酸的强弱。
- 碱的电离常数 (Kb): 衡量碱的强弱。
7.3 水的电离平衡
- 水的离子积 (Kw): Kw = [H+][OH-] = 1.0 x 10-14 (25℃)
- pH: pH = -lg[H+]
7.4 缓冲溶液
- 能够抵抗少量酸或碱的加入而保持pH值基本不变的溶液。
- 弱酸及其共轭碱的混合溶液，或弱碱及其共轭酸的混合溶液。
- 缓冲容量: 缓冲溶液抵抗酸碱的能力。
八、沉淀溶解平衡
8.1 溶度积
- 溶度积常数 (Ksp): 在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂的乘积。
- Ksp越大，溶解度越大。
8.2 沉淀溶解平衡的影响因素
- 温度
- 同离子效应
- 盐效应: 加入不含相同离子的盐，会略微增加难溶电解质的溶解度。
- pH: 对于含有弱酸根离子的难溶电解质，pH会影响其溶解度。
九、氧化还原反应
9.1 基本概念
- 氧化: 失去电子 (氧化数升高)
- 还原: 得到电子 (氧化数降低)
- 氧化剂: 得到电子的物质。
- 还原剂: 失去电子的物质。
- 氧化还原反应: 有电子转移的反应。
9.2 氧化还原反应的配平
9.3 电极电势
- 标准电极电势 (Eθ): 在标准状态下，电极的电势。
- 能斯特方程: 描述电极电势与离子浓度的关系。
- 电池电动势: 两个电极电势之差。
- 电化学序列: 根据标准电极电势排列的金属序列。
9.4 原电池与电解池
- 原电池: 将化学能转化为电能的装置。
- 电解池: 将电能转化为化学能的装置。
