化学

研究物质的组成、结构、性质以及变化规律的自然学科

第一章 化学基本概念和原理

1.1 物质的分类

1.1.1 纯净物和混合物

纯净物：由同种物质组成，具有固定组成和性质。

混合物：由不同种物质混合而成，没有固定的组成。

分离方法：
| 方法 | 原理 | 例子 |
|------|------|------|
| 过滤 | 溶解度差异 | 泥沙与水 |
| 蒸馏 | 沸点差异 | 酒精与水 |
| 萃取 | 溶解度差异 | 碘与水 |
| 结晶 | 溶解度差异 | 硝酸钾 |
| 升华 | 固体直接变气体 | 碘与沙 |
| 分液 | 密度差异 | 油与水 |

1.1.2 单质和化合物

单质：由同种元素组成的纯净物。
- 金属：Fe、Cu、Ag、Na、Mg
- 非金属：O₂、N₂、Cl₂、S、P
- 稀有气体：He、Ne、Ar、Kr

化合物：由不同种元素组成的纯净物。
- 氧化物：CO₂、H₂O、Fe₃O₄
- 酸：HCl、H₂SO₄、HNO₃
- 碱：NaOH、Ca(OH)₂、NH₃·H₂O
- 盐：NaCl、CaCO₃、CuSO₄

1.1.3 氧化物、酸、碱、盐

氧化物：氧和另一种元素组成的化合物。
- 金属氧化物：CaO、MgO、Fe₂O₃
- 非金属氧化物：CO₂、SO₂、NO₂
- 过氧化物：Na₂O₂、H₂O₂
- 两性氧化物：Al₂O₃、ZnO

酸：电离时生成的阳离子全部是氢离子的化合物。
- 无氧酸：HCl、H₂S、HBr、HI
- 含氧酸：H₂SO₄、HNO₃、H₃PO₄
- 酸性强弱：HClO₄ > H₂SO₄ > HCl > HNO₃ > H₃PO₄

碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。
- 可溶性碱：NaOH、KOH、Ba(OH)₂、NH₃·H₂O
- 不溶性碱：Cu(OH)₂、Fe(OH)₃、Mg(OH)₂
- 碱性强弱：KOH > NaOH > Ca(OH)₂ > Mg(OH)₂

盐：金属阳离子（或铵根）和酸根阴离子组成的化合物。
- 正盐：NaCl、CaCO₃、KNO₃
- 酸式盐：NaHCO₃、NaHSO₄、Ca(H₂PO₄)₂
- 碱式盐：Cu₂(OH)₂CO₃、Mg(OH)Cl

1.2 化学用语

1.2.1 元素符号

意义：
- 表示一种元素
- 表示该元素的一个原子
- 表示该元素的相对原子质量

常见元素：
- H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Fe Cu Zn Ag Au

1.2.2 化学式

分子式：表示物质分子组成的式子。
- H₂O、CO₂、O₂、CH₄

最简式（实验式）：表示化合物中各元素原子数最简整数比的式子。
- 乙烯：C₂H₄ → CH₂

结构式：表示物质分子结构的式子。
- H-O-H

电子式：用点表示最外层电子的式子。
- Na· + ·Cl: → Na⁺[:Cl:]⁻

1.2.3 化学方程式

书写原则：
- 以客观事实为基础
- 遵循质量守恒定律（配平）

配平方法：
- 最小公倍数法
- 奇偶配平法
- 观察法
- 氧化还原法（电子得失法）

反应类型：
- 化合反应：A + B → AB
- 分解反应：AB → A + B
- 置换反应：A + BC → AC + B
- 复分解反应：AB + CD → AD + CB

1.3 物质的量

1.3.1 物质的量（n）

定义：表示含有一定数目粒子的集合体的物理量。

单位：摩尔（mol）

阿伏加德罗常数：

N_A = 6.02×10²³ mol⁻¹

1.3.2 摩尔质量（M）

定义：单位物质的量的物质所具有的质量。

公式：

M = m/n

数值：等于相对原子质量或相对分子质量。

常用：
- M(H₂O) = 18 g/mol
- M(NaCl) = 58.5 g/mol

1.3.3 气体摩尔体积（V_m）

定义：单位物质的量的气体所占的体积。

标准状况下（0°C，101kPa）：

V_m = 22.4 L/mol

公式：

V = n·V_m
n = V/V_m

注意：
- 适用于气体
- 标况下
- 22.4 L/mol 是近似值

1.4 分散系

1.4.1 分散系的分类

1.4.2 胶体的性质

丁达尔效应：光通过胶体时产生光亮的"通路"。用于鉴别溶液和胶体。

电泳：胶体粒子带电，在电场中定向移动。

聚沉：加入电解质或带相反电荷的胶体时，胶体发生聚沉。

渗析：胶体粒子不能透过半透膜，用于提纯胶体。

第二章 物质结构和元素周期律

2.1 原子结构

2.1.1 原子组成

核电荷数 = 质子数 = 核外电子数 = 原子序数

质量数 = 质子数 + 中子数

原子表示：

AZX

其中 A 为质量数，Z 为质子数（原子序数）。

2.1.2 同位素

定义：质子数相同、中子数不同的原子互称为同位素。

特点：
- 化学性质几乎相同
- 物理性质不同
- 用途不同

例子：
- ¹²C、¹³C、¹⁴C
- ¹H、²H(D)、³H(T)
- ²³⁵U、²³⁸U

2.2 元素周期律

2.2.1 核外电子排布规律

泡利不相容原理：一个原子轨道最多容纳两个电子，且自旋相反。

能量最低原理：电子总是先占据能量最低的轨道。

洪特规则：在等价轨道上，电子尽可能分占不同轨道，且自旋相同。

能级顺序：
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → ...

2.2.2 元素周期表

周期：具有相同电子层数的元素按原子序数递增顺序排列。

族：最外层电子数相同的元素按电子层数递增顺序排列。

元素分区：
- s区：ⅠA、ⅡA
- p区：ⅢA ~ ⅦA、0族
- d区：ⅢB ~ ⅦB、Ⅷ
- ds区：ⅠB、ⅡB

2.2.3 元素性质递变规律

2.3 化学键

2.3.1 离子键

定义：阴阳离子之间通过静电作用形成的化学键。

形成条件：典型金属与非金属（Na与Cl、Mg与O）。

特点：
- 无方向性
- 无饱和性
- 存在于离子化合物中

离子化合物：由离子键构成的化合物。

2.3.2 共价键

定义：原子间通过共用电子对形成的化学键。

极性：
- 非极性共价键：相同原子间（H-H、Cl-Cl）
- 极性共价键：不同原子间（H-Cl、C-H）

参数：
- 键长：成键原子核间距离（越短越稳定）
- 键能：断裂或形成1mol化学键所吸收或释放的能量（越大越稳定）
- 键角：键之间的角度

2.3.3 金属键

定义：金属阳离子与自由电子之间的相互作用。

特点：
- 无方向性
- 无饱和性
- 存在于金属中

解释金属特性：
- 导电性：自由电子定向移动
- 导热性：自由电子碰撞传热
- 延展性：离子层间滑动

第三章 化学反应速率和化学平衡

3.1 化学反应速率

3.1.1 反应速率表示方法

定义：单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。

公式：

v = Δc/Δt

单位：mol/(L·s) 或 mol/(L·min)

表示方法：
- v = -Δ[C反应物]/Δt
- v = Δ[C生成物]/Δt

3.1.2 影响反应速率的因素

内因（主要）：
- 反应物的性质（本质）

外因：
- 浓度：浓度↑ → 速率↑（浓度影响单位体积内活化分子数）
- 温度：温度↑ → 速率↑（温度影响活化分子百分比，经验规则：温度每升高10℃，速率增加2-4倍）
- 催化剂：改变反应途径，降低活化能，速率↑
- 压强（有气体）：压强↑ → 浓度↑ → 速率↑
- 其他：光、超声波、反应物状态（固体的表面积）

3.2 化学平衡

3.2.1 化学平衡状态

特征：
- 动态平衡（正、逆反应仍在进行）
- 达到平衡后，反应物和生成物的浓度不再变化
- 反应物和生成物共存

平衡条件：
- 正反应速率 = 逆反应速率

3.2.2 平衡常数

表达式（对于反应：aA + bB ⇌ cC + dD）：

K = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b

意义：
- K > 10⁷：反应进行程度很大（正向完全）
- K < 10⁻⁷：反应进行程度很小（几乎不反应）
- K 与温度有关

平衡移动：
- Q < K：平衡正向移动
- Q = K：平衡
- Q > K：平衡逆向移动

3.2.3 勒夏特列原理

内容：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、温度、压强），平衡就向减弱这种改变的方向移动。

条件变化对平衡的影响：
- 浓度↑ → 平衡向消耗该物质方向移动
- 温度↑ → 平衡向吸热方向移动
- 压强↑ → 平衡向气体分子数减少方向移动
- 催化剂：不移动（同等程度加快正逆反应）

第四章 电解质溶液

4.1 弱电解质的电离

4.1.1 弱电解质

定义：在水溶液中只能部分电离的电解质。

电离平衡：

CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺

电离常数：

K_i = [CH₃COO⁻][H⁺] / [CH₃COOH]

影响因素：
- 温度（电离吸热，温度↑电离度↑）
- 浓度（稀释↑电离度↑）

4.1.2 水的电离

水的离子积：

K_w = [H⁺][OH⁻] = 1×10⁻¹⁴（25℃）

pH：

pH = -lg[H⁺]

酸碱性判断：
- pH < 7：酸性
- pH = 7：中性
- pH > 7：碱性

pOH：

pOH = -lg[OH⁻]
pH + pOH = 14

4.2 盐类的水解

4.2.1 盐类水解的实质

定义：盐电离出的离子与水电离出的H⁺或OH⁻结合生成弱电解质的反应。

规律：谁弱谁水解，谁强显谁性。

4.2.2 各类盐的水解

4.3 酸碱中和滴定

4.3.1 原理

酸碱中和：

H⁺ + OH⁻ = H₂O

计量关系：

c₁V₁ = c₂V₂

（强酸强碱，1:1反应）

4.3.2 指示剂

选择原则：
- 指示剂的变色范围在滴定突跃范围内
- 强酸滴强碱：酚酞或甲基橙都可以
- 强酸滴弱碱：用甲基橙
- 强碱滴弱酸：用酚酞

第五章 电化学

5.1 原电池

5.1.1 原电池原理

定义：将化学能转化为电能的装置。

构成条件：
1. 两个活泼性不同的电极
2. 电解质溶液
3. 闭合回路

电极反应：
- 负极：失去电子，发生氧化反应
- 正极：得到电子，发生还原反应

判断：
- 较活泼金属为负极
- 电子流出的电极为负极
- 发生氧化反应的为负极

5.1.2 常见原电池

锌铜原电池：
- 负极（Zn）：Zn - 2e⁻ = Zn²⁺（氧化）
- 正极（Cu）：Cu²⁺ + 2e⁻ = Cu（还原）
- 总反应：Zn + Cu²⁺ = Zn²⁺ + Cu

干电池：
- 负极：Zn
- 正极：MnO₂
- 电解质：NH₄Cl

铅蓄电池：
- 负极：Pb
- 正极：PbO₂
- 电解质：H₂SO₄

5.2 电解

5.2.1 电解原理

定义：电流通过电解质溶液（或熔融电解质），在两极发生氧化还原反应。

电极名称：
- 阳极：与电源正极相连，发生氧化反应
- 阴极：与电源负极相连，发生还原反应

阴阳极放电顺序：

5.2.2 电解应用

氯碱工业：
- 阳极：2Cl⁻ - 2e⁻ = Cl₂↑
- 阴极：2H⁺ + 2e⁻ = H₂↑
- 总反应：2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑

电镀：
- 待镀金属作阴极
- 镀层金属作阳极
- 电镀液含镀层金属离子

电冶金：
- 电解熔融NaCl：2NaCl → 2Na + Cl₂↑
- 电解熔融Al₂O₃：2Al₂O₃ → 4Al + 3O₂↑

第六章 常见无机物及其性质

6.1 碱金属

6.1.1 钠

物理性质：
- 银白色金属
- 质软（可以用刀切）
- 密度比水小
- 熔点低

化学性质：
- 与水反应：2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑（浮熔游响）
- 与氧气反应：4Na + O₂ = 2Na₂O（常温）
- 燃烧：2Na + O₂ = Na₂O₂（加热）
- 与酸反应：2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂↑

化合物：
- NaOH：烧碱，强碱，强腐蚀性
- Na₂CO₃：纯碱，苏打
- NaHCO₃：小苏打，受热分解：2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O

6.1.2 钾

性质：与钠相似，但更活泼（K > Na > Li）。

化合物：
- KOH：强碱
- KNO₃：氧化剂，农业复合肥料
- KClO₃：氯酸钾，实验室制氧气

6.2 卤素

6.2.1 氯气

物理性质：
- 黄绿色气体
- 有毒
- 密度比空气大
- 能溶于水（1:2）

化学性质：
- 与金属反应：2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃（产生棕红色烟）
- 与氢气反应：H₂ + Cl₂ = 2HCl（光照爆炸）
- 与水反应：Cl₂ + H₂O = HCl + HClO（次氯酸）
- 与碱反应：Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + H₂O
- 与还原性物质：Cl₂ + 2KI = 2KCl + I₂（置换反应）

制备：
- 电解饱和食盐水：2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑

6.2.2 卤素递变规律

6.3 硫和氮

6.3.1 硫

化合物：
- H₂S：弱酸，有臭鸡蛋气味，强还原性
- SO₂：无色刺激性气体，漂白性（与有色物质结合），还原性
- H₂SO₄：无色油状液体，强酸，吸水性，脱水性，氧化性

硫酸工业：

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂
2SO₂ + O₂ → 2SO₃
SO₃ + H₂O → H₂SO₄

6.3.2 氮

氮气：
- 性质：稳定（N≡N 键能大，945 kJ/mol）
- 固定：合成氨

氨：
- 性质：极易溶于水（1:700），刺激性气味
- 与酸反应：NH₃ + HCl = NH₄Cl（白烟）
- 催化氧化：4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

硝酸：
- 不稳定性：4HNO₃ = 4NO₂↑ + O₂↑ + 2H₂O（见光分解）
- 强氧化性：Cu + 4HNO₃(浓) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

第七章 常见有机物及其性质

7.1 烃

7.1.1 甲烷

结构：正四面体，键角109.5°，C-H键等长。

性质：
- 稳定性：不与酸、碱、强氧化剂反应
- 取代反应：CH₄ + Cl₂ → CH₃Cl + HCl（光照）
- 氧化反应：CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O（燃烧）

7.1.2 乙烯

结构：双键（C=C），键角120°。

性质：
- 加成反应：CH₂=CH₂ + Br₂ → CH₂Br-CH₂Br（使溴水褪色）
- 加聚反应：nCH₂=CH₂ → (CH₂-CH₂)n
- 氧化反应：能使KMnO₄褪色

7.1.3 乙炔

结构：三键（C≡C），键角180°。

性质：
- 加成反应：CH≡CH + 2Br₂ → CHBr₂-CHBr₂
- 氧化反应：能使KMnO₄褪色

7.2 烃的衍生物

7.2.1 乙醇

性质：
- 与钠反应：2C₂H₅OH + 2Na → 2C₂H₅ONa + H₂↑
- 消去反应：C₂H₅OH → C₂H₄↑ + H₂O（170°C，浓H₂SO₄）
- 酯化反应：CH₃COOH + C₂H₅OH → CH₃COOC₂H₅ + H₂O

7.2.2 乙酸

性质：
- 酸性：CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺（弱酸）
- 酯化反应：CH₃COOH + C₂H₅OH → CH₃COOC₂H₅ + H₂O

附录

A. 常见元素相对原子质量

B. 常见酸碱的pH

笔记整理：AI助手
更新时间：2026-03-19