跳到主要内容

基本概念与计算

物质及其变化​

物质的分类及转化​

物质的分类​

  • 按组成和性质，物质先分为 混合物 与 纯净物；
  • 纯净物分为 单质（同种元素组成，如 O2\text{O}_2、Fe\text{Fe}）与 化合物（不同元素组成）；
  • 化合物按是否含碳分为无机物与有机物，无机物又分为 氧化物、酸、碱、盐。
类别定义举例
酸电离时生成的阳离子全部是 H+\text{H}^+HCl\text{HCl}、H2SO4\text{H}_2\text{SO}_4、HNO3\text{HNO}_3
碱电离时生成的阴离子全部是 OH−\text{OH}^-NaOH\text{NaOH}、Ca(OH)2\text{Ca}(\text{OH})_2、NH3⋅H2O\text{NH}_3\cdot\text{H}_2\text{O}
盐电离时生成金属阳离子（或 NH4+\text{NH}_4^+）和酸根离子NaCl\text{NaCl}、Na2CO3\text{Na}_2\text{CO}_3、CuSO4\text{CuSO}_4

酸按电离出的 H+\text{H}^+ 个数分一元酸、二元酸、多元酸；按酸根是否含氧分含氧酸、无氧酸。盐按酸中 H+\text{H}^+ 是否全部被中和，分正盐（Na2CO3\text{Na}_2\text{CO}_3）、酸式盐（NaHCO3\text{NaHCO}_3）、碱式盐（碱式碳酸铜 Cu2(OH)2CO3\text{Cu}_2(\text{OH})_2\text{CO}_3）。

氧化物 分类：

  • 按元素分：金属氧化物（Na2O\text{Na}_2\text{O}、Fe2O3\text{Fe}_2\text{O}_3）、非金属氧化物（CO2\text{CO}_2、SO2\text{SO}_2）；
  • 按性质分：
    • 酸性氧化物：与碱反应只生成一种盐和水（如 CO2\text{CO}_2、SO3\text{SO}_3，多为非金属氧化物）；
    • 碱性氧化物：与酸反应只生成盐和水（如 Na2O\text{Na}_2\text{O}、CaO\text{CaO}、Fe2O3\text{Fe}_2\text{O}_3，一定是金属氧化物）；
    • 两性氧化物（Al2O3\text{Al}_2\text{O}_3）、不成盐氧化物（CO\text{CO}、NO\text{NO}）。

四条辨析里只有一条「一定」成立，其余都是「主要」，别记反：

  • 碱性氧化物 一定是 金属氧化物（唯一的「一定」）；
  • 酸性氧化物 主要是 非金属氧化物，反例 Mn2O7\text{Mn}_2\text{O}_7（酸性）是金属氧化物；
  • 金属氧化物 主要是 碱性氧化物，反例 Al2O3\text{Al}_2\text{O}_3（两性）、Mn2O7\text{Mn}_2\text{O}_7（酸性）；
  • Na2O2\text{Na}_2\text{O}_2 与酸、CO2\text{CO}_2 反应都放出 O2\text{O}_2，不只生成盐和水，不是 碱性氧化物（属过氧化物）。

分散系及胶体​

  • 分散系：把一种（或多种）物质分散到另一种（或多种）物质中形成的混合物；被分散的是分散质，容纳分散质的是分散剂；
  • 按分散质粒子直径大小分为三类。
分散系粒子直径特征举例
溶液小于 1 nm均一、稳定、透明盐水、糖水、稀硫酸
胶体1 – 100 nm均一、较稳定、能透光Fe(OH)3\text{Fe}(\text{OH})_3 胶体、豆浆
浊液大于 100 nm不均一、不稳定、易沉降泥水、油水混合物

三者的本质区别是 分散质粒子直径，不是外观是否均一。按分散剂状态胶体又分气溶胶（云、雾、烟）、液溶胶（蛋白质溶液、Fe(OH)3\text{Fe}(\text{OH})_3 胶体）、固溶胶（有色玻璃、烟水晶）。

胶体的性质

  • 丁达尔效应：光束通过胶体时出现一条光亮的通路，源于胶粒对光的散射，是区分溶液与胶体的常用方法（但不是本质区别）；
  • 电泳：胶粒吸附离子而带电，在电场中定向移动。Fe(OH)3\text{Fe}(\text{OH})_3 胶粒带正电——注意带电的是胶粒，胶体整体仍电中性。工业静电除尘就利用这一点；
  • 聚沉：加电解质、加带相反电荷的胶体或加热，都能破坏介稳状态使胶体聚沉，如盐卤点豆腐、三角洲的形成；
  • 渗析：胶体能透过滤纸、不能透过半透膜，据此可提纯胶体。

Fe(OH)3\text{Fe}(\text{OH})_3 胶体的制备：向沸水中滴加饱和 FeCl3\text{FeCl}_3 溶液，继续煮沸至液体呈红褐色，停止加热。

FeCl3+3H2O→ΔFe(OH)3(胶体)+3HCl\text{FeCl}_3+3\text{H}_2\text{O}\xrightarrow{\Delta}\text{Fe}(\text{OH})_3(\text{胶体})+3\text{HCl}

书写时 Fe(OH)3\text{Fe}(\text{OH})_3 后不加 ↓\downarrow（胶体不是沉淀），且不可长时间煮沸（否则聚沉成沉淀）。

物质的转化​

  • 单质、氧化物、酸、碱、盐之间可以相互转化，核心是四类反应：化合、分解、置换、复分解；
  • 金属单质 →\to 碱性氧化物 →\to 碱 →\to 盐；非金属单质 →\to 酸性氧化物 →\to 酸 →\to 盐。

四种基本反应类型：

类型形式举例
化合多变一 A+B→AB\text{A}+\text{B}\to\text{AB}2Na+O2→ΔNa2O22\text{Na}+\text{O}_2\xrightarrow{\Delta}\text{Na}_2\text{O}_2
分解一变多 AB→A+B\text{AB}\to\text{A}+\text{B}CaCO3→高温CaO+CO2↑\text{CaCO}_3\xrightarrow{\text{高温}}\text{CaO}+\text{CO}_2\uparrow
置换单质换单质Fe+CuSO4→FeSO4+Cu\text{Fe}+\text{CuSO}_4\to\text{FeSO}_4+\text{Cu}
复分解相互交换成分HCl+NaOH→NaCl+H2O\text{HCl}+\text{NaOH}\to\text{NaCl}+\text{H}_2\text{O}

置换反应必有单质参与、化合价必变，所以 一定是氧化还原反应；复分解反应 一定不是。

离子反应​

电解质与非电解质​

  • 电解质：在水溶液中 或 熔融状态下能导电的化合物（酸、碱、盐、金属氧化物、水）；
  • 非电解质：在两种状态下都不能导电的化合物（如 CO2\text{CO}_2、SO2\text{SO}_2、NH3\text{NH}_3、蔗糖、酒精）。

判断要点：

  • 电解质、非电解质研究对象都是 化合物；单质、混合物既不是电解质也不是非电解质；
  • CO2\text{CO}_2、SO2\text{SO}_2、NH3\text{NH}_3 溶于水虽导电，但导电的是它们与水反应的产物（H2CO3\text{H}_2\text{CO}_3、NH3⋅H2O\text{NH}_3\cdot\text{H}_2\text{O} 等），本身是 非电解质；
  • 能否导电 与 是不是电解质 无必然联系：BaSO4\text{BaSO}_4 难溶，水溶液几乎不导电，但熔融时导电，仍是电解质；液态 HCl\text{HCl}（纯净）不电离、不导电，溶于水才导电，仍是电解质。

强电解质与弱电解质

  • 强电解质：在水中完全电离（强酸如 HCl\text{HCl}、H2SO4\text{H}_2\text{SO}_4、HNO3\text{HNO}_3，强碱如 NaOH\text{NaOH}、KOH\text{KOH}，大多数盐）；
  • 弱电解质：在水中部分电离（弱酸如 CH3COOH\text{CH}_3\text{COOH}，弱碱如 NH3⋅H2O\text{NH}_3\cdot\text{H}_2\text{O}，以及水）。

强弱之分看 电离程度，与溶解性、导电能力都无关：BaSO4\text{BaSO}_4 难溶却是强电解质，浓醋酸导电强却是弱电解质。

离子方程式​

  • 电离方程式：强电解质用 →\to，弱电解质用 ⇌\rightleftharpoons，如 HCl→H++Cl−\text{HCl}\to\text{H}^++\text{Cl}^-、CH3COOH⇌CH3COO−+H+\text{CH}_3\text{COOH}\rightleftharpoons\text{CH}_3\text{COO}^-+\text{H}^+；
  • 离子方程式 表示反应的实质，书写按「写、拆、删、查」四步：
    • 写出正确的化学方程式；
    • 把易溶的强电解质 拆成离子，其余（单质、氧化物、气体、沉淀、弱电解质、水）写化学式；
    • 删去两边不参加反应的离子；
    • 检查原子守恒与 电荷守恒（两边离子所带电荷代数和相等）。
拆不拆
强酸、强碱、可溶性盐单质、氧化物、气体
沉淀、弱酸弱碱、水、微溶物

微溶物是关键易错点：作反应物且澄清时（如石灰水）拆，作生成物或浑浊时（如石灰乳）写化学式。NaHCO3\text{NaHCO}_3 等弱酸的酸式盐，HCO3−\text{HCO}_3^- 不能再拆（HCO3−\text{HCO}_3^- 是弱酸酸根，进一步电离很弱）。

例如稀盐酸与氢氧化钠、碳酸钙的反应：

H++OH−→H2O\text{H}^++\text{OH}^-\to\text{H}_2\text{O}

CaCO3+2H+→Ca2++H2O+CO2↑\text{CaCO}_3+2\text{H}^+\to\text{Ca}^{2+}+\text{H}_2\text{O}+\text{CO}_2\uparrow

与「量」有关的离子方程式：反应物用量不同，产物可能不同，需按少量物质配平。如 Ca(OH)2\text{Ca}(\text{OH})_2 与少量 CO2\text{CO}_2 生成 CaCO3\text{CaCO}_3，过量 CO2\text{CO}_2 则生成 Ca(HCO3)2\text{Ca}(\text{HCO}_3)_2：

Ca2++2OH−+CO2→CaCO3↓+H2O（少量 CO2）\text{Ca}^{2+}+2\text{OH}^-+\text{CO}_2\to\text{CaCO}_3\downarrow+\text{H}_2\text{O}\text{（少量 }\text{CO}_2\text{）}

OH−+CO2→HCO3−（过量 CO2）\text{OH}^-+\text{CO}_2\to\text{HCO}_3^-\text{（过量 }\text{CO}_2\text{）}

离子反应发生的条件​

复分解型离子反应发生，需生成 沉淀、气体或弱电解质（水） 之一，即溶液中某些离子浓度显著减小：

  • 生成沉淀：Ba2++SO42−→BaSO4↓\text{Ba}^{2+}+\text{SO}_4^{2-}\to\text{BaSO}_4\downarrow；
  • 生成气体：CO32−+2H+→H2O+CO2↑\text{CO}_3^{2-}+2\text{H}^+\to\text{H}_2\text{O}+\text{CO}_2\uparrow；
  • 生成水（弱电解质）：H++OH−→H2O\text{H}^++\text{OH}^-\to\text{H}_2\text{O}。

离子共存 判断：能相互反应（生成沉淀、气体或水，或发生氧化还原、双水解）的离子不能大量共存。常考互斥：

  • 生成沉淀：Ba2+\text{Ba}^{2+} 与 SO42−\text{SO}_4^{2-}、CO32−\text{CO}_3^{2-}；Ag+\text{Ag}^+ 与 Cl−\text{Cl}^-；OH−\text{OH}^- 与 Cu2+\text{Cu}^{2+}、Fe3+\text{Fe}^{3+}、Mg2+\text{Mg}^{2+}；
  • 生成气体 / 水：H+\text{H}^+ 与 OH−\text{OH}^-、CO32−\text{CO}_3^{2-}、HCO3−\text{HCO}_3^-；
  • 发生氧化还原：Fe3+\text{Fe}^{3+} 与 I−\text{I}^-、S2−\text{S}^{2-}；H+\text{H}^+、NO3−\text{NO}_3^- 共存时能氧化 Fe2+\text{Fe}^{2+}；
  • 附加隐含条件也要留意：「无色溶液」排除 Cu2+\text{Cu}^{2+}（蓝）、Fe3+\text{Fe}^{3+}（黄）、Fe2+\text{Fe}^{2+}（浅绿）、MnO4−\text{MnO}_4^-（紫）；「强酸性」补 H+\text{H}^+、「强碱性」补 OH−\text{OH}^- 后再判断。

氧化还原反应​

基本概念​

  • 氧化还原反应 的本质是 电子的转移（得失或偏移），特征是 元素化合价的升降；
  • 一句口诀：升失氧、降得还——化合价 升 高、失 电子、被 氧 化；化合价 降 低、得 电子、被 还 原。
概念化合价电子过程
氧化剂降低得电子发生还原反应
还原剂升高失电子发生氧化反应
  • 氧化剂 具有氧化性，得电子，被还原，生成 还原产物；
  • 还原剂 具有还原性，失电子，被氧化，生成 氧化产物。

以 Fe+CuSO4→FeSO4+Cu\text{Fe}+\text{CuSO}_4\to\text{FeSO}_4+\text{Cu} 为例：Fe\text{Fe} 化合价由 00 升到 +2+2，是还原剂；Cu2+\text{Cu}^{2+} 由 +2+2 降到 00，是氧化剂。

同种元素不同价态间的两类特殊反应：

  • 歧化反应：同一元素一部分化合价升高、另一部分降低，如 Cl2\text{Cl}_2 与 NaOH\text{NaOH}、Na2O2\text{Na}_2\text{O}_2 与 H2O\text{H}_2\text{O}；
  • 归中反应：不同价态的同种元素向中间价态靠拢，如 2H2S+SO2→3S↓+2H2O2\text{H}_2\text{S}+\text{SO}_2\to 3\text{S}\downarrow+2\text{H}_2\text{O}。归中时化合价 只靠拢不交叉，相邻价态之间不反应。

常见氧化剂与还原剂​

  • 常见 氧化剂：O2\text{O}_2、Cl2\text{Cl}_2、浓硫酸、HNO3\text{HNO}_3、KMnO4\text{KMnO}_4、FeCl3\text{FeCl}_3，还原产物依次为 H2O\text{H}_2\text{O}、Cl−\text{Cl}^-、SO2\text{SO}_2、NO2\text{NO}_2 或 NO\text{NO}、Mn2+\text{Mn}^{2+}、Fe2+\text{Fe}^{2+}；
  • 常见 还原剂：活泼金属（Na\text{Na}、Al\text{Al}、Fe\text{Fe}）、C\text{C}、H2\text{H}_2、CO\text{CO}、I−\text{I}^-、S2−\text{S}^{2-}；
  • 中间价态元素（如 Fe2+\text{Fe}^{2+}、SO2\text{SO}_2）既可作氧化剂又可作还原剂；最高价态（Fe3+\text{Fe}^{3+}、S\text{S} 中 +6+6 价）只有氧化性，最低价态（S2−\text{S}^{2-}、Cl−\text{Cl}^-）只有还原性。

强弱比较 的常用依据：

  • 由方程式判断——氧化性：氧化剂 >> 氧化产物；还原性：还原剂 >> 还原产物（「两强制两弱」）；
  • 金属活动性顺序里，金属越活泼还原性越强，对应阳离子氧化性越弱；
  • 常见顺序：氧化性 MnO4−>Cl2>Br2>Fe3+>I2>SO2\text{MnO}_4^->\text{Cl}_2>\text{Br}_2>\text{Fe}^{3+}>\text{I}_2>\text{SO}_2，还原性反之。据此 Cl2\text{Cl}_2 通入 FeI2\text{FeI}_2 溶液先氧化 I−\text{I}^- 再氧化 Fe2+\text{Fe}^{2+}。

电子转移的表示​

  • 双线桥法：两条桥都从反应物指向生成物中的 同种元素，分别标「失去 / 得到 n×mn\times m 个电子」，得失电子总数必须相等；
  • 单线桥法：一条桥从 还原剂失电子的元素 指向 氧化剂得电子的元素，箭头上只标电子转移总数，不写「得」「失」。

配平的核心是 化合价升降守恒，即得电子总数等于失电子总数，配平步骤：标价态 →\to 列升降 →\to 求最小公倍数定系数 →\to 用原子守恒、电荷守恒配平其余物质。

十字交叉法 用来快速求变价元素的系数：把氧化剂化合价降低的总数、还原剂升高的总数交叉过来，作对方的系数。例如 Na2O2\text{Na}_2\text{O}_2 与 H2O\text{H}_2\text{O} 的反应中氧由 −1-1 歧化为 −2-2 和 00，升 11 降 11，故每 2 mol Na2O22\ \text{mol}\ \text{Na}_2\text{O}_2 转移 2 mol2\ \text{mol} 电子。该法同样用于按平均值反推混合物的组成比例（如求同位素丰度、混合气体各组分比例）。

物质的量​

物质的量及其单位​

  • 物质的量（nn）是表示 含有一定数目粒子集合体 的物理量，单位是 摩尔（mol）；这四个字是一个整体的专用名词，不能拆改；
  • 阿伏加德罗常数（NAN_\text{A}）：1 mol1\ \text{mol} 任何粒子含 NAN_\text{A} 个粒子，NA≈6.02×1023 mol−1N_\text{A}\approx 6.02\times 10^{23}\ \text{mol}^{-1}；
  • 使用摩尔时必须指明粒子种类（分子、原子、离子、电子等），不能说「1 mol1\ \text{mol} 氧」。

n=NNAn=\frac{N}{N_\text{A}}

NAN_\text{A} 常见易错：

  • 「标准状况」才能用 22.4 L/mol22.4\ \text{L/mol}，且要确认标况下是气体——H2O\text{H}_2\text{O}、SO3\text{SO}_3、Br2\text{Br}_2 标况下不是气体；
  • NaCl\text{NaCl}、Na2O2\text{Na}_2\text{O}_2 是离子化合物，无分子，问「分子数」是陷阱；1 mol Na2O21\ \text{mol}\ \text{Na}_2\text{O}_2 含 2 mol Na+2\ \text{mol}\ \text{Na}^+ 和 1 mol O22−1\ \text{mol}\ \text{O}_2^{2-}；
  • 未告知温度、压强时不能由体积算物质的量。

摩尔质量​

  • 摩尔质量（MM）：单位物质的量的物质所具有的质量，单位 g/mol\text{g/mol}；
  • 以 g/mol\text{g/mol} 为单位时，摩尔质量在 数值上等于该粒子的相对原子（分子）质量。摩尔质量有单位，相对原子质量无单位，二者不能混为一谈。

n=mMn=\frac{m}{M}

气体摩尔体积​

  • 气体摩尔体积（VmV_\text{m}）：单位物质的量的气体所占的体积，单位 L/mol\text{L/mol}；
  • 标准状况（0 ∘C0\ ^\circ\text{C}、101 kPa101\ \text{kPa}）下，Vm≈22.4 L/molV_\text{m}\approx 22.4\ \text{L/mol}；
  • 该值只适用于气体，且必须是标准状况；非标况气体、任何状况的固液体都不能套用。

n=VVmn=\frac{V}{V_\text{m}}

阿伏加德罗定律：同温同压下，相同体积的任何气体含有相同数目的分子。由此推出：

  • 同温同压下，气体的 体积比 == 物质的量比 == 分子数比；
  • 同温同压下，气体的 密度比 == 摩尔质量比（ρ=mV=nMV\rho=\frac{m}{V}=\frac{nM}{V}，同温同压时 nV\frac{n}{V} 相同）。

物质的量浓度​

  • 物质的量浓度（cc）：单位体积溶液中所含溶质的物质的量，单位 mol/L\text{mol/L}；

c=nVc=\frac{n}{V}

  • 配制一定物质的量浓度溶液 用 容量瓶，步骤：计算 →\to 称量（或量取）→\to 溶解（冷却）→\to 转移 →\to 洗涤 →\to 定容 →\to 摇匀；
  • 定容时要平视刻度线，滴加至凹液面最低处与刻度相切。

误差分析 都归到 c=nVc=\frac{n}{V}：溶质 nn 偏少或体积 VV 偏大都使 cc 偏低。常考几例：

  • 定容时 俯视 刻度，视线下压使实际加水偏少、VV 偏小，cc 偏 高；仰视 则 cc 偏 低；
  • 未冷却就转移，热溶液体积偏大，冷却后液面下降、定容补水使 VV 偏大，cc 偏 低；
  • 转移后 未洗涤 烧杯和玻璃棒，nn 偏少，cc 偏 低；
  • 称量时药品与砝码放反（用游码）会使 nn 偏小，cc 偏 低。

各量互相换算的桥梁都是物质的量 nn：

n=mM=V(气)Vm=NNA=c⋅V(液)n=\frac{m}{M}=\frac{V(\text{气})}{V_\text{m}}=\frac{N}{N_\text{A}}=c\cdot V(\text{液})