高一化学必修一第二章思维导图
《高一化学必修一第二章思维导图》
第二章：化学物质及其变化
一、物质的分类
- 核心概念：根据物质的组成、性质对物质进行分类是研究化学的基础方法。
- 分类依据与方法：
- 按组成成分：
- 纯净物：由一种物质组成。
- 单质：由同种元素组成的纯净物。
- 金属单质：如 Na, Mg, Fe, Cu 等。（具有金属光泽，导电导热，延展性）
- 非金属单质：如 H₂, O₂, N₂, C, S, P 等。（性质差异大）
- 稀有气体：如 He, Ne, Ar 等。（化学性质稳定）
- 化合物：由不同种元素组成的纯净物。
- 无机化合物：通常不含碳元素（除 CO, CO₂, 碳酸盐, 氰化物等）。
- 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：能与碱反应生成盐和水 (如 CO₂, SO₂, SO₃)。
- 碱性氧化物：能与酸反应生成盐和水 (如 Na₂O, CaO, Fe₂O₃)。
- 两性氧化物：既能与酸反应又能与碱反应生成盐和水 (如 Al₂O₃, ZnO)。
- 不成盐氧化物：不能直接与酸或碱反应生成盐 (如 CO, NO)。
- 酸：电离时产生的阳离子全部是 H⁺ 的化合物。
- 按是否含氧：含氧酸 (H₂SO₄, HNO₃), 无氧酸 (HCl, H₂S)。
- 按电离 H⁺ 数目：一元酸 (HCl), 二元酸 (H₂SO₄), 多元酸。
- 按强弱：强酸 (HCl, H₂SO₄, HNO₃), 弱酸 (H₂CO₃, CH₃COOH, H₂S)。
- 碱：电离时产生的阴离子全部是 OH⁻ 的化合物。
- 按溶解性：可溶性碱 (NaOH, KOH, Ba(OH)₂), 难溶性碱 (Cu(OH)₂, Fe(OH)₃)。
- 按强弱：强碱 (NaOH, KOH, Ba(OH)₂), 弱碱 (NH₃·H₂O, Fe(OH)₃)。
- 盐：由金属阳离子（或NH₄⁺）和酸根阴离子构成的化合物。
- 正盐：如 NaCl, Na₂SO₄, CuSO₄。
- 酸式盐：电离出的阳离子除金属阳离子（或NH₄⁺）外还有 H⁺ (如 NaHCO₃, NaHSO₄)。
- 碱式盐：电离出的阴离子除酸根离子外还有 OH⁻ (如 Cu₂(OH)₂CO₃)。
- 复盐：由两种或多种阳离子和一种阴离子或一种阳离子和多种阴离子构成 (如 KAl(SO₄)₂·12H₂O)。
- 有机化合物：通常指含碳元素的化合物（除 CO, CO₂, 碳酸盐, 氰化物等），是生命的基础。如甲烷 (CH₄), 乙醇 (C₂H₅OH), 乙酸 (CH₃COOH) 等。（种类繁多，结构复杂）
- 混合物：由两种或多种物质混合而成，各物质保持各自的化学性质。
- 溶液：如 NaCl 溶液，碘酒。
- 胶体：如 豆浆，牛奶，Fe(OH)₃ 胶体，云雾。
- 浊液：如 泥水，石灰乳。
- 按分散系粒子大小：
- 分散系：一种或几种物质以粒子形式分散到另一种物质里形成的混合物。
- 分散质：被分散的物质。
- 分散剂：容纳分散质的物质。
- 分类：
- 溶液：分散质粒子直径 < 1 nm。特点：均一、稳定、透明。
- 胶体：分散质粒子直径在 1 nm ~ 100 nm之间。特点：介稳体系，具有丁达尔效应、布朗运动、电泳、聚沉等性质。
- 浊液：分散质粒子直径 > 100 nm。特点：不均一、不稳定、不透明。
- 混合物的分离与提纯：（基于物理性质差异）
- 过滤：分离固体和液体（不溶性固体与液体）。仪器：漏斗、滤纸、烧杯、玻璃棒、铁架台。
- 蒸发：分离可溶性固体和液体（从溶液中获得溶质）。仪器：蒸发皿、酒精灯、玻璃棒、铁架台。
- 蒸馏：分离沸点不同的液体混合物（提纯液体）。仪器：蒸馏烧瓶、冷凝管、温度计、酒精灯、锥形瓶、铁架台等。注意：温度计水银球位置、冷凝水流向。
- 萃取：利用溶质在不同溶剂中溶解度的差异，将溶质从一种溶剂转移到另一种溶剂。原理：萃取剂与原溶剂互不相溶，溶质在萃取剂中的溶解度远大于在原溶剂中的溶解度。仪器：分液漏斗、烧杯。
- 分液：分离互不相溶的液体。仪器：分液漏斗、烧杯。操作：下层液体从下口放出，上层液体从上口倒出。
- 结晶：利用溶解度随温度变化差异分离溶质。（适用于溶解度随温度变化大的溶质：降温结晶；变化小的：蒸发结晶）。
- 渗析：分离胶体和溶液（利用半透膜）。
二、化学计量在实验中的应用
- 核心概念：定量研究化学反应的基础。
- 基本物理量：
- 物质的量 (n)：表示含有一定数目粒子的集合体。
- 单位：摩尔 (mol)。
- 基准：0.012 kg ¹²C 中所含的碳原子数约为 6.02 × 10²³。
- 对象：微观粒子（原子、分子、离子、电子、质子、中子等），需指明粒子种类。
- 阿伏加德罗常数 (N<0xE2><0x82><0x90>)：1 mol 任何粒子的粒子数。
- 数值：约为 6.02 × 10²³ mol⁻¹。
- 联系：N = n × N<0xE2><0x82><0x90> (N为粒子数)。
- 摩尔质量 (M)：单位物质的量的物质所具有的质量。
- 单位：g/mol 或 kg/mol (常用 g/mol)。
- 数值：当以 g/mol 为单位时，其数值等于该粒子的相对原子/分子质量。
- 联系：m = n × M (m为质量)。
- 气体摩尔体积 (V<0xE2><0x82><0x98>)：单位物质的量的气体所占的体积。
- 单位：L/mol 或 m³/mol。
- 影响因素：温度和压强。
- 标准状况 (STP)：指 0℃ (273.15 K) 和 101 kPa。在此条件下，V<0xE2><0x82><0x98> ≈ 22.4 L/mol。注意：非标况下不能使用此数值；对象必须是气体。
- 联系：V = n × V<0xE2><0x82><0x98> (V为气体体积，仅在特定条件下成立)。
- 物质的量浓度 (c)：单位体积溶液中所含溶质B的物质的量。
- 单位：mol/L (或 mol·L⁻¹)。
- 计算公式：c(B) = n(B) / V(溶液)。
- 注意：V是溶液体积，不是溶剂体积；溶质必须是物质的量。
- 溶液配制：配制一定物质的量浓度的溶液。
- 主要仪器：托盘天平（或量筒）、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管。
- 关键仪器：容量瓶 - 颈部标有刻度线、温度、容积。使用前需检查是否漏水。不同容积的容量瓶不能混用。
- 配制步骤：
- 计算：计算所需溶质的质量或体积。
- 称量/量取：用天平称量固体溶质质量，或用量筒量取液体溶质体积。
- 溶解/稀释：将溶质在烧杯中用适量蒸馏水溶解或稀释，用玻璃棒搅拌，冷却至室温。
- 转移：将烧杯中的溶液沿玻璃棒小心转移至指定容积的容量瓶中。
- 洗涤：用少量蒸馏水洗涤烧杯和玻璃棒 2-3 次，将洗涤液一并转移至容量瓶中。
- 定容：向容量瓶中加水至距刻度线 1-2 cm 处，改用胶头滴管逐滴加水至凹液面最低点与刻度线相切。
- 摇匀：盖好瓶塞，反复倒置摇匀。
- 装瓶：将配好的溶液转移到试剂瓶中，贴上标签。
- 误差分析：（分析操作对 n(溶质) 和 V(溶液) 的影响，进而判断对 c 的影响 c = n/V）
- 称量/量取：
- 砝码沾有污物 / 游码读数错误 / 天平不平 → n 偏大/小 → c 偏大/小。
- 量取液体俯视/仰视 → V(液体) 偏小/大 → n 偏小/大 → c 偏小/大。
- 溶解/转移：
- 溶质未完全溶解 / 转移时有溅出 / 未洗涤烧杯和玻璃棒 → n 偏小 → c 偏小。
- 溶解或稀释后未冷却至室温即转移定容 → V(溶液) 偏小 → c 偏大。
- 定容：
- 加水超过刻度线 → V(溶液) 偏大 → c 偏小。（若吸出多余液体，n 减小，c 偏小）
- 定容时俯视刻度线 → V(溶液) 偏小 → c 偏大。
- 定容时仰视刻度线 → V(溶液) 偏大 → c 偏小。
- 容量瓶内壁原有少量蒸馏水 → 无影响（定容加水时已考虑）。
- 容量瓶用待配溶液润洗 → n 偏大 → c 偏大。
- 摇匀：
- 摇匀后发现液面低于刻度线，再加水 → V(溶液) 偏大 → c 偏小。
三、离子反应
- 电解质与非电解质：
- 电解质：在 水溶液中 或 熔融状态下 能够导电的 化合物。如：酸、碱、盐、活泼金属氧化物 (如 Na₂O)、水。
- 非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的 化合物。如：大多数有机物 (蔗糖、乙醇)、非金属氧化物 (CO₂, SO₂)、NH₃。
- 注意：
- 前提是化合物。单质、混合物既不是电解质也不是非电解质。
- 条件是“水溶液或熔融状态”，满足其一即可。
- 导电能力与电解质强弱有关，但本质是有无自由移动的离子。
- 强电解质：在水溶液中或熔融状态下 完全 电离的电解质。包括：强酸、强碱、大部分盐。
- 弱电解质：在水溶液中 部分 电离的电解质。包括：弱酸 (H₂CO₃, CH₃COOH)、弱碱 (NH₃·H₂O)、水 (H₂O)。
- 电离方程式：表示电解质在水溶液中或熔融状态下电离成自由移动离子的式子。
- 强电解质用“=”表示完全电离。例：HCl = H⁺ + Cl⁻ ; NaOH = Na⁺ + OH⁻ ; Na₂SO₄ = 2Na⁺ + SO₄²⁻
- 弱电解质用“⇌”表示部分电离，存在电离平衡。例：CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺ ; NH₃·H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ ; H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻
- 离子反应：有离子参加或生成的化学反应。
- 实质：溶液中某些离子浓度的减小。
- 发生的条件（满足其一即可）：
- 生成难溶物质（沉淀）。如 Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓
- 生成难电离物质（弱电解质，如弱酸、弱碱、水）。如 H⁺ + OH⁻ = H₂O ; H⁺ + CH₃COO⁻ = CH₃COOH ; OH⁻ + NH₄⁺ = NH₃·H₂O
- 生成挥发性物质（气体）。如 2H⁺ + CO₃²⁻ = H₂O + CO₂↑ ; OH⁻ + NH₄⁺ = NH₃↑ + H₂O
- 发生氧化还原反应（如 Fe³⁺ 与 I⁻）。
- 离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子。
- 书写步骤（以 BaCl₂ 溶液与 Na₂SO₄ 溶液反应为例）：
- 写：写出正确的化学方程式。BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaCl
- 拆：把易溶于水且易电离的物质（强酸、强碱、可溶性盐）写成离子形式，难溶物、难电离物（弱酸、弱碱、水）、气体、氧化物等仍写化学式。
Ba²⁺ + 2Cl⁻ + 2Na⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓ + 2Na⁺ + 2Cl⁻
- 删：删去反应前后两边均未发生变化的离子（观众离子）。
Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓
- 查：检查离子方程式两边的原子个数、电荷数是否守恒。
- 意义：离子方程式不仅表示一个具体的化学反应，而且表示同一类型的离子反应。
- 离子共存：判断多种离子在同一溶液中能否大量共存。
- 判断依据：离子间若发生反应（生成沉淀、气体、弱电解质或发生氧化还原反应），则不能大量共存。
- 隐含条件：
- 溶液颜色：如含 Cu²⁺(蓝)、Fe²⁺(浅绿)、Fe³⁺(黄)、MnO₄⁻(紫) 等有色离子，需考虑是否与无色要求矛盾。
- 酸碱性：强酸性溶液 (含大量 H⁺)、强碱性溶液 (含大量 OH⁻)。需考虑离子是否与 H⁺ 或 OH⁻ 反应。
- 酸性条件下：OH⁻、CO₃²⁻、HCO₃⁻、SO₃²⁻、S²⁻、AlO₂⁻、ClO⁻ 等不能大量共存。
- 碱性条件下：H⁺、NH₄⁺、Mg²⁺、Fe²⁺、Fe³⁺、Al³⁺、Cu²⁺ 等不能大量共存。
- 氧化还原：如 Fe²⁺ 与 H⁺+NO₃⁻，MnO₄⁻ 与 I⁻/Fe²⁺/SO₃²⁻ 等会发生氧化还原反应。
四、氧化还原反应
- 概念：
- 从得失氧角度 (旧定义)：得氧，被氧化；失氧，被还原。
- 从化合价升降角度 (特征)：凡是有元素化合价升降的化学反应都是氧化还原反应。
- 化合价升高 → 被氧化 → 发生氧化反应。
- 化合价降低 → 被还原 → 发生还原反应。
- 从电子转移角度 (本质)：化学反应的本质是电子的转移（得失或偏移）。
- 失去电子 (或电子对偏离) → 化合价升高 → 被氧化 → 发生氧化反应。
- 得到电子 (或电子对偏向) → 化合价降低 → 被还原 → 发生还原反应。
- 基本概念及关系：
- 氧化剂：得到电子（或电子对偏向）的物质，所含元素化合价降低，具有氧化性，在反应中被还原，发生还原反应，生成还原产物。
- 还原剂：失去电子（或电子对偏离）的物质，所含元素化合价升高，具有还原性，在反应中被氧化，发生氧化反应，生成氧化产物。
- 关系：(以反应 Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu 为例)
- Zn (还原剂) → 失去电子 → 化合价升高 (0 → +2) → 被氧化 → 发生氧化反应 → 生成 ZnSO₄ (氧化产物)
- CuSO₄ (氧化剂，其中 Cu²⁺ 得电子) → 得到电子 → 化合价降低 (+2 → 0) → 被还原 → 发生还原反应 → 生成 Cu (还原产物)
- 规律：
- 氧化还原反应中，化合价升高总数 = 化合价降低总数。
- 氧化还原反应中，失电子总数 = 得电子总数 (电子守恒)。
- 氧化反应和还原反应同时发生，相互依存。
- 氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性。
- 氧化性：得电子能力；还原性：失电子能力。
- 表示方法：
- 双线桥：表示反应前后同一元素电子得失（或偏移）的数目和方向。箭头从反应物指向生成物，线上标明“得/失 电子数”和“被氧化/被还原”。
- 单线桥：表示电子在不同元素原子间的转移方向和数目。箭头从失电子元素指向得电子元素，线上标明“转移电子总数”。
- 常见氧化剂和还原剂：
- 常见氧化剂：
- 活泼非金属单质：O₂, Cl₂, Br₂
- 高价态元素的化合物：KMnO₄, K₂Cr₂O₇, HNO₃, 浓 H₂SO₄, Fe³⁺, MnO₂
- 过氧化物：H₂O₂, Na₂O₂
- 常见还原剂：
- 活泼金属单质：Na, Mg, Al, Zn, Fe
- 某些非金属单质：C, H₂, Si
- 低价态元素的化合物：CO, SO₂, H₂S, Fe²⁺, I⁻, HCl(浓)
- 注意：元素处于最高价态，只有氧化性；处于最低价态，只有还原性；处于中间价态，既有氧化性又有还原性。
- 氧化性、还原性强弱判断：
- 根据化学方程式：氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物
- 氧化性：氧化剂 > 氧化产物
- 还原性：还原剂 > 还原产物
- 根据金属活动性顺序表：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
- 从左到右，金属单质还原性逐渐减弱，对应阳离子氧化性逐渐增强。
- 根据非金属活动性顺序 (部分)：F > O > Cl > Br > I > S
- 从左到右，非金属单质氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强。
- 根据反应条件：反应条件越容易，氧化剂/还原剂的氧化性/还原性越强。
- 根据元素周期表：同周期从左到右，原子失电子能力减弱，得电子能力增强；同主族从上到下，原子失电子能力增强，得电子能力减弱。
- 氧化还原反应的应用与计算：
- 应用：金属冶炼、电池、消毒、化工生产等。
- 计算：利用电子守恒原理进行计算。
