化学地图：原子、离子、化合物、化学反应
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文本参考：
元素与原子
分子结构 原子间化学键
金属键
离子键 正负离子吸引形成的键
本质静电引力
稳定性 1.易形成稳定离子
2.形成离子键时放出能量多
特点 没有方向性
没有饱和性
特征 电荷越高，离子键越强
离子的电子构型
半径 半径越小，离子键越牢固
离子半径变化规律: ①同-周期,电子层结构相同的离子, 随其核电荷数的增大，阳离子的半径逐渐减小,阴离子半径逐渐减小;
②同主族,从上到下,离子半径依次增大;
③正离子半径比其原子半径小,负离子半径比其原子半径大
④同一元素不同价态的正离子,电荷越少的其离子半径越大
⑤周期表中处于相邻族的右下角和左，上角斜对角线上的正离子的半径相近(对角线规则)
离子化合物 晶格能U 标态下,气态正、负离子结合成1mol离子晶体时所放出的能量。
离子键的强度和离子晶体的稳定性用晶格能来衡量。
同类型离子晶体,离子电荷越高,离子核间距越短则晶格能越大,晶体中离子键越强,离子晶体越稳定晶体的熔、沸点越高。
共价键 非极性共价键（弱极性共价键）
极性共价键
分子中的每个原子可通过共用电子对达到稳定的稀有气体结构,这种由共用电子对所形成的化学键称为共价键。
八隅体规则: 通过共用电子对达到稀有气体电子结构。
成键电子的原子轨道重叠越多,形成的共价键越牢周最大重叠原理
特性 方向性 必须沿着键轴方向重叠
饱和性 单电子数决定共价键数
分类 键 两个原子轨道沿键轴(两个原子核间联线)方向以“头碰头”的方式进行重叠所形成的共价键叫做σ键。
键 两个原子轨道沿键轴(x轴)方向以“肩并肩”的方式进行重叠所形成的共价键叫做π键。
键能 标态下, 1mol气态AB分子离解为气态原子A和B时的焓变值。
①双原子分子, Eg= D(离解能)
②多原子分子,键能等于全部键离解能的平均值。
一般键能愈大,表示共价键强度愈大,分子愈稳定。键能:单键<双键<叁键。
键长 构成共价键两原子之间的核间距。单位为pm。
键长越短,键越牢固,分子越稳定。
由相同原子构成的叁键键长<双键键长<单键键长。
键角 分子中键与键的夹角
极性 两元素电负性差 是非极性键
是非及性键
分子的极性 用偶极距
非极性分子 分子中键均为非极性
极性键在分子中高度对称
极性分子 极性键双原子分子
分子结构不对称
杂化轨道 两原子只要有单电子且以自旋方向相反的方式即可配对成键。
sp杂化、sp2杂化、sp3杂化
等性杂化:杂化时,每个杂化轨道的形状和能量完全等同,这称为等性杂化。
原子的性质 原子半径 金属半径：金属晶体中两个相邻的金属原子核间距的一-半。
共价半径：同种元素以共价单键结合时两原子核间距的一半( d/2 )。
范德华半径：分子晶体中分子间以van der Waals力结合时,相邻两原子核间距的一半(d/2)。
周期表中处于相邻族的右下角和左上角对角线的离子半径接近
镧系收缩 因为新增加的电子填入倒数第三层上,对外层电子的屏蔽效应更大,外层电子所受到的有效核电荷数增加的影响更小。
影响：第五第六周期的元素原子半径相似
电离能 第一电离能:气态原子在基态时失去一个电子成为+1价气态阳离子时所需的能量。
第二电离能:由+1价离子再失去一个电子成为+2价离子所需的能量。
电离能越小，金属性越强
同周期“二五反常”
电负性：原子对电子的吸引作用 电负性越大，金属性越强
分子间的作用力 分子间作用力又叫范德华力。来源于分子的极性和变形性,本质上都是静电引力。
极化 在外电场作用下,分子内正负电荷重心发生相对位移的过程。极化率可表征分子的变形性。
分子的极性和变形性,是产生分子间力的根本原因。
分类 取向力 因异极间的静电引力,极性分子相互更加靠近,这种极性分子间的定向吸引|作用力,称为取向力。
只存在于极性分子和极性分子之间。
取向力的大小随分子极性的增大而增大。
诱导力 在外电场的作用下,分子带正电荷的核被吸向阴极,电子被吸向阳极,使正电荷重心和负电荷重心发生位移(产生诱导偶极) , 同时导致分子变形,这种分子间的静电相互作用称为诱导力。
极性分子一非极性分子
极性分子一极性分子之间
诱导力的大小与分子的极性、变形性有关。
色散力 由瞬时偶极所引起的分子间的极化作用力。
①由于瞬时偶极产生的静电引力。
②色散力存在于任何分子之间。
③分子质量越大,变形性越大,色散力越大。
氢键
( 1 )具有方向性和饱和性
( 2 )比化学键弱得多,与分子间力相当 X , Y的电负性越大,半径越小,形成的氢键越强。 F- -H....F>0- -H...O>O -H--N>N_ H...N
影响 ( 1 )分子间氢键使物质的熔、沸点升高，溶液的密度、粘度增大。
( 2 )分子内氢键使化合物的熔、沸点降低
分子的形状与极性 分子的形状
键的极性和分子形状对分子极性的影响
离子、极性分子与物理性质
化合物 与单质相对应
化合物的形成 第1节化合物的多祥性 盐——一种家喻户晓的化合物
二氧化碳——一种呼出的气体
水——生命之源
第2节元素如何构成化合物 原子碰撞
获得稳定的外层能级的方式
离子化合物与共价化合物的性质比较
化合物的类型 离子化合物 化学式和离子化合物的命名
解读化学式
第2节共价化合物 共价化合物的性质
单质分子
共价化合物的分子式和命名
无机化合物 氧化物 酸性氧化物 "非金属氧化物一定是酸性氧化物。✘比如CO（无酸性）
酸性氧化物一定是非金属氧化物。✘比如七氧化二锰Mn2O7"
碱性氧化物 "金属氧化物一定是碱性氧化物。✘比如Mn2O7，Na2O2
碱性氧化物一定是金属氧化物。✔特殊点NH3"
不成盐氧化物 CO，NO，NO2等
酸性 与强碱反应只生成一种同价态盐和水的氧化物(NO₂不是酸性氧化物)
(NO₂不是酸性氧化物)
碱性 与强酸反应只生成一种同价态盐和水的氧化物
(Fe₃O₄和Na₂O₂都不是碱性氧化物)
两性 既能与强酸反应，又能与强碱反应的氧化物
Al₂O₃
不成盐
酸 "根据酸最多电离
出氢离子的个数" 一元酸 "醋酸CH3COOH
盐酸HCl
硝酸NO3"
二元酸 "碳酸H2CO3
硫酸H2SO4"
多元酸 磷酸H3PO4
"根据酸分子中是
否含有氧原子" 含氧酸 H2SO4
无氧酸 HCL
"根据酸在水溶液
中是否完全电离" 强酸 "盐酸，硫酸，硝酸，氢溴酸（HBr）,
氢碘酸（HI），高氯酸（HClO4）"
中强酸
弱酸 "高中阶段不是强酸就是弱酸，
对于中强酸要求不高"
按有无挥发性 挥发性酸 盐酸，硝酸
难挥发性酸 硫酸
强弱(电离程度) 强酸(完全电离) 六大强酸:HCl，H₂SO₄，HNO₃，HBr(氢溴酸)，HI(氢碘酸)，HClO₄(高氯酸)
弱酸(部分电离) H₂CO₃，CH₃COOH，H₂SO₃，H₃PO₄，H₃BO₃(硼酸)，HClO(次氯酸)，H₂SiO₃(硅酸不溶)，HF(氢氟酸能腐蚀玻璃)等
组成 含氧酸 H₂CO₃，H₂SO₄，HNO₃，HClO₄
不含氧酸 HCl，HF，HBr，HS(氢硫酸有毒，臭鸡蛋味)
电离 一元酸 HCl，HBr，HI，HNO₃，HClO，CH₃COOH(→CH₃COO)
二元酸 H₂SO₄，H₂CO₃，H₂SO₃，H₂C₂O₄(草酸)
三(多)元酸 H₃PO₄(磷酸)
挥发性 挥发 HCl，HNO₃，CH₃COOH
不挥发 H₂SO₄
碱 强弱(电离程度) 强碱 四大强碱:KOH，NaOH，Ca(OH)₂，Ba(OH)₂
弱碱‹除NH₃·H₂O外都难溶于水› NH₃·H₂O(一水合氨)，Mg(OH)₂，Fe(OH)₃，Fe(OH)₂，Cu(OH)₂，Zn(OH)₂等
溶解性 易溶 K⁺，Na⁺，NH₄⁺，Ba²⁺ (碱可溶钾钠铵钡)
微溶 Ca²⁺
难溶 除NH₃·H₂O其他弱碱
电离(OH⁻数目) 一元碱 NaOH，KOH，NH₃·H₂O
二元碱 Ba(OH)₂，Cu(OH)₂，Ca(OH)₂，Mg(OH)₂
三(多)元碱 Fe(OH)₃，Al(OH)₃
"根据碱最多电离出
氢氧根离子的个数分成" 一元碱 NaOH
二元碱 Ca(OH)2
多元碱 Fe(OH)3
"根据碱在水溶液中
是否完全电离分成" 强碱 "氢氧化钾，氢氧化钠，
氧化钙，氢氧化钡"
中强碱 氢氧化镁（高中阶段没必要）
弱碱 在高中除了强碱就是弱碱
盐 溶解性 口诀:钾钠氨硝溶，氯盐除银汞(AgCl，Hg₂Cl₂)，硫酸不溶钡和铅，碳酸只溶钾钠氨 易溶
微溶 CaSO₄，AgSO₄，MgCO₃
难溶
组成 正盐 酸碱完全中和生成的盐
NaCl，Na₂CO₃，NaSO₄，CH₃COONa，CaCO₃，MgSO₄(易溶)等
酸式盐 酸中部分H⁺被碱中和所生成的盐
NaHCO₃，NaHSO₄，KHSO₄，NaHSO₃，NaH₂PO₄(磷酸二氢钠)，Na₂HPO₄(磷酸氢二钠)
碱式盐 碱中部分OH⁻被酸中和生成的盐
Cu₂(OH)₂CO₃‹Cu(OH)₂·CuCO₃›，Mg₂(OH)₂CO₃
复盐 多种金属阳离子和一种酸根离子形成的盐
KAl(SO₄)₂，NH₄Al(SO₄)₂(硫酸铝铵)
"根据盐在水溶液
中的溶解性分成" 易溶
可溶
微溶
难溶
"口诀：
碳酸只溶钾钠铵，
溶碱钾钠氨钡钙，
硫酸不溶钙钡银，
盐酸不溶氯化银。"
根据盐在水溶液中能否电离产生氢离子，氢氧根离子 酸式盐 NaHCO3，KHSO4
碱式盐 碱式碳酸铜Cu2(OH)2CO3（铜绿）
正盐 Na2CO3
酸式盐，碱式盐并不代表它显酸性或碱性
据中和生成盐的酸碱的强弱（正盐） 强酸强碱盐(中) K2SO4
强酸弱碱盐(酸) Fe(NO3)3
弱酸弱碱盐(碱) Na2CO3
酸弱碱碱盐 (NH4)2CO3
谁强显谁性
有机化合物 "甲烷（CH4）最简单的有机物。
碳水化合物（CH2O），较常见的"
化学反应 化学方程式 化学反应的识别
书写化学方程式
化学方程式的配平
化学反应的类型 将反应分类的理由
酸碱反应
第14章酸、碱和PH
氧化还原反应 《锈蚀：人类最漫长的战争》
氧化还原反应及其相关概念
氧化性、还原性强弱的判断
氧化还原反应规律及应用
氧化还原反应方程式的配平
电离反应 分散系及分类 溶液（＜1nm） 饱和溶液
不饱和溶液
胶体（1——100） 定义 气溶胶：烟，云，雾 大雾的分散剂是空气，分散质是水
液溶胶：氢氧化铁胶体，淀粉溶液，蛋白质溶液
固溶胶：有色玻璃
实例：牛奶，豆浆，果冻
氢氧化铁胶体的制备 向沸水中逐滴加入饱和氯化铁溶液，继续煮沸至溶液呈红褐色，停止加热，即得到氢氧化铁胶体
绿氢氧化铁胶体和氢氧化铁溶液的物质，外观是一样的，但氢氧化铁胶体的离子更小
胶体的分离提纯 胶体与浊液分离——过滤 胶体能够透过滤纸，浊液中的微粒不能透过滤纸
胶体与溶液分离——渗析 溶液中的粒子或小分子能透过半透膜，胶体微粒不能透过半透
胶体的性质 丁达尔效应 "可见光束通过胶体时，在入射光侧面可以
看到一条光亮的路 ，这是胶体粒子对光
线散射而形成的，可用此性质来鉴别溶液和胶体"
鉴别方法但不是本质区别
介稳性 胶体的稳定性介于溶液和浊液之间，属于介稳体系。在胶体中，胶体粒子不停地做无规则运动（布朗运动）。同种胶体粒子电性相同，互相排斥是胶体较稳定的主要原因。
氢氧化铁胶体粒子带正电荷。因为互相排斥所以不会抱团，所以比较稳定
胶体不带电荷，胶体粒子带电荷
并不是都有胶体粒子都带电
电泳 由于胶体的粒子通常带有电荷，在电场的作用下，胶体粒子在分散剂中做定向运动的现象。
聚沉 "胶体凝聚而形成大颗粒沉淀析出的现象。
使胶体聚沉的常见方法：加热或搅拌，加入电解质溶液，加入带相反电荷焦虑的胶体。"
应用 实例：豆浆，豆腐，果冻，牛奶
浊液（＞100） 乳浊液 液滴，油和水混合成的
悬浊液 泥浆液
难溶电解质（沉淀电解质）的溶解平衡 1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识 （1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。
2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。
6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
3、沉淀生成的三种主要方式 （1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
（3）氧化还原沉淀法：
（4）同离子效应法
4、沉淀的溶解 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③ 沉淀转化
5、沉淀的转化 溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。
6、溶度积（KSP） 1、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
2、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n
3、影响因素 ①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
4、溶度积规则 QC（离子积）〉KSP 有沉淀析出
QC= KSP 平衡状态
QC〈KSP 未饱和，继续溶解
弱电解质的电离 1、定义 电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
子主题
2、电解质与非电解质本质区别 电解质——离子化合物或共价化合物
非电解质——共价化合物
注意 ①电解质、非电解质都是化合物
②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡 "在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程
就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。"
4、影响电离平衡的因素 A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写 用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）
6、电离常数 在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。 ）
表示方法
7、影响因素 a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
酸碱中和滴定 1、中和滴定的原理 实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
2、中和滴定的操作过程 （1）仪滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以读到小数点后 一位 。
（2）药品：标准液；待测液；指示剂。
"（3）准备过程：
准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)"
（4）试验过程
3、酸碱中和滴定的误差分析 误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析
式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度； V——酸或碱溶液的体积。
水的电离和溶液的酸碱性 1，水的离子积：KW = c[H+]·c[OH-] 25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）
2、水电离特点 （1）可逆
（2）吸热
（3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素 ①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈1*10-14
②温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的）
③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉 1*10-14
4、溶液的酸碱性和pH （1）pH=-lgc[H+]
（2）pH的测定方法 酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色）
pH试纸 —操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可 。 ①事先不能用水湿润PH试纸
②广泛pH试纸只能读取整数值或范围
混合液的pH值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算[H+]混)
3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）
稀释过程溶液pH值的变化规律 1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n （但始终不能大于或等于7）
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n （但始终不能小于或等于7）
4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n （但始终不能小于或等于7）
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律
盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） 1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律 ①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
4、盐类水解的特点 （1）可逆（与中和反应互逆）
（2）程度小
（3）吸热
5、影响盐类水解的外界因素 ①温度：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解）
②浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）
③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
6、酸式盐溶液的酸碱性 ①只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性
②电离程度＞水解程度，显 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-）
③水解程度＞电离程度，显 碱 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）
7、双水解反应 （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
8、盐类水解的应用
9、水解平衡常数 （Kh） 对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数) 对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）
电离、水解方程式的书写原则 1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写
溶液中微粒浓度的大小比较 基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系 ①电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
电解原理及其应用 原电池、化学电源 原电池及其工作原理
原电池原理的四大应用
化学电源
电解池及电解原理
电解原理的应用
金属的腐蚀与防护
第3节化学反应的本质 可逆反应
反应速率
化学反应与能量 反应热、焓变
热化学方程式
燃烧热与中和热、能源
盖斯定律
化学反应速率 化学反应速率及其简单计算
定义： 用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
表示方法： 单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示(注意，固体与纯液体浓度一般视为1，故一般不用来表示反应速率
影响因素 反应物浓度：浓度越大，反应速率越大
压强：一般建立在改变容积的基础上，使浓度改变，压强越大，反应速率越大
催化剂：一般为正催化剂，不同催化剂效果不一样，加快反应速率
温度：温度越高，反应速率越大
注意，以上均为条件因素，决定因素为反应物本身
化学平衡 定义： 一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，各组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“动态平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态
判断依据:变量不变 温度
压强
浓度
密度
颜色等
影响因素： 用勒夏特列原理理解：把平衡状态的某一因素加以改变之后，将使平衡状态向抵消原来因素改变的效果的方向移动
化学平衡常数 定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值
化学平衡常数只与温度T有关
固体与纯液体一般用1代入
反应进行方向 熵：物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S（一种物质气体时S最大，固体时最小）
自由能：G=ΔH-TΔS，当G小于零为自发反应，等于零时达到平衡
另：根据自己观察，把ΔH与ΔS分别作为一个平面直角坐标系的横坐标与纵坐标，可根据象限判断自发与否。第一象限高温下自发，第三象限低温下自发，第二象限一定不自发，第四象限一定自发。我的口诀是：一高三低，二是四否
可逆反应和化学平衡状态
化学平衡移动
化学平衡常数及应用
化学反应进行的方向
等效平衡
化学的交叉领域 第17章电化学
第18章有机化学 有机化合物 主要含有碳、氢两种元素，有些含氧，此外也常含有氮、磷、硫、卤素等
第19章生命化学
第21章核化学
参考书 化学：概念与应用
第一章化学：关于物质的一门科学 第1节物质之谜 物质的图片
化学中的模型
物质分类
纯净物
第2节物质帕性质和变化 根据性质鉴别物质
化学性质和化学变化
第10章物质的动力学理论 第1节物质的物理学行为 物质的状态
动力学理论
其他形态的物质
第2节动能与物质状态的变化 温度与动能
状态的改变
第11章气体的行为
第12章化学量
第20章化学反应与能量变化
高中化学
1.《化学1》 第一章从实验学化学 第一节化学实验基本方法
第二节化学计量在实验中的应用
第二章化学物质及其变化 第一节物质的分类
第二节离子反应
第三节氧化还原反应
第三章金属及其化合物 第三章 金属及其化合物 第一节 金属的化学性质 金属的通性 物理性质
化学性质 (1)与非金属反应
(2)与酸反应
(3)与盐溶液反应
钠与氧气的反应 钠先熔化为光滑小球，然后燃烧，火焰呈黄色，最后生成淡黄色固体
铝与氧气的反应 活泼金属在空气中易与氧气反应，表面生成一层致密的氧化膜
氧化膜能保护铝，构成薄膜的氧化铝的熔点比铝的高，包在铝的外面，所以液态铝不滴落
钠与水的反应 (1)钠浮在水面上 ①钠的密度比水小
(2)与水反应发出“咝咝”响声 ②钠与水反应生成气体
(3)钠熔化成闪亮的小球 ③钠熔点低，反应放热
(4)小球在水面上迅速游动，逐渐变小，最后完全消失 ④反应产生的气体推动小球运动
(5)反应后溶液的颜色逐渐变红 ⑤有碱性物质生成
钠与水剧烈反应，生成NaOH和H2，表现还原性
铁与水蒸气的反应 铁不能与冷水、热水反应，但能与高温水蒸气反应
铝与NaOH溶液的反应 铝既能和盐酸反应又能和NaOH溶液反应，都能反应生成可燃性气体——氢气
物质的量在化学方程式计算中的应用 化学方程式中各物质的化学计量数之比＝组成各物质的粒子之比＝各物质的量之比
第二节 几种重要的金属化合物 钠的重要化合物及焰色反应 一、氧化钠和过氧化钠 1．物理性质
2．过氧化钠与水的反应
3.化学性质
4．用途
二、碳酸钠与碳酸氢钠 碳酸钠
碳酸氢钠
三、焰色反应 1．焰色反应：很多金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现特殊的颜色。。
2．实验操作
3．几种金属的焰色
铝的重要化合物及氢氧化铝的两性 一、氧化铝 1．物理性质
2．化学性质
3．用途：(1)冶炼金属铝的原料；(2)良好的耐火材料。
二、氢氧化铝 1．Al(OH)3的制备与性质探究
2．Al(OH)3的两性
3．Al(OH)3的用途
4．Al(OH)3的不稳定性
铁的重要化合物及Fe3＋的氧化性 一、铁的氧化物 1．FeO是一种黑色粉末，不稳定，在空气里受热，就迅速被氧化成Fe2O3。
2．Fe3O4是一种复杂的化合物，是具有磁性的黑色晶体，俗称磁性氧化铁。
3．Fe2O3是一种红棕色色的粉末，俗称铁红，常用作红色油漆和涂料。赤铁矿的主要成分是Fe2O3，是炼铁的主要原料。
4．FeO和Fe2O3都是碱性氧化物，与酸反应的离子方程式分别为：
二、铁的氢氧化物 1．铁的氢氧化物的制备
2.Fe(OH)3的分解：
三、铁盐和亚铁盐 1．Fe3＋的检验
2.Fe3＋的氧化性
第三节 用途广泛的金属材料 一、常见合金的重要应用 合金的特点：合金的熔点一般比它的各成分金属的的低，但比成分金属具有更强的硬度、强度和机械加工性能，用途比纯金属广泛。
1．铜合金 青铜：含铜，锡，铅
黄铜：含铜，锌
白铜：含铜，镍，锌
2．钢
二、正确选用金属材料 1．金属材料的分类
2．金属材料的正确选用 在进行金属材料选择时，常常要考虑以下几个方面：主要用途、外观，物理性质(密度、硬度、强度、导电性)、化学性质(对水的作用、耐火性)、价格、加工难度、日常维护、对环境的影响等方面。
第四章非金属及其化合物 第一节无机非金属材料的主角——硅
第二节富集在海水中的元素——氯
第三节硫和氮的氧化物
第四节氨硝酸硫酸
2.《化学2》： 第一章物质结构元素周期律 第一节元素周期表
第二节元素周期律
第三节化学键
第二章化学反应与能量 第一节化学能与热能
第二节化学能与电能
第三节化学反应的速率和限度
第三章有机化合物 第一节最简单的有机化合物——甲烷
第二节来自石油和煤的两种基本化工原料
第二节生活中两种常见的有机物
第四节基本营养物质
第四章化学与自然资源的开发利用 第一节开发利用金属矿物和海水资源
第二节资源综合利用环境保护
3.《化学与生活（选修1）》： 第一章关注营养平衡 第一节生命的基础能源——糖类
第二节重要的体内能源——油脂
第三节生命的基础——蛋白质
第四节维生素和微量元素
第二章促进身心健康 第一节合理选择饮食
第二节正确使用药物
第三章探索生活材料 第一节合金
第二节金属的腐蚀和防护
第三节玻璃、陶瓷和水泥 陶瓷
玻璃
水泥
第四节塑料、纤维和橡胶
第四章保护生存环境 第一节改善大气质量
第二节爱护水资源
第三节垃圾资源化
4.《化学与技术（选修2）》： 第一单元走进化学工业 课题1化工生产过程中的基本问题
课题2人工固氮技术──合成氨
课题3纯碱的生产
第二单元化学与资源开发利用 课题1获取洁净的水
课题2海水的综合利用
课题3石油、煤和天然气的综合利用
第三单元化学与材料的发展 课题1无机非金属材料
课题2金属材料
课题3高分子化合物与材料
第四单元化学与技术的发展 课题1化肥和农药
课题2表面活性剂精细化学品
结束语迎接化学的黄金时代
5.《物质结构与性质（选修3）》： 第一章原子结构与性质 第一节原子结构
第二节原子结构与元素的性质
第二章分子结构与性质 第一节共价键
第二节分子的立体结构
第三节分子的性质
第三章晶体结构与性质 第一节晶体的常识
第二节分子晶体与原子晶体
第三节金属晶体
第四节离子晶体
6.《化学反应原理(选修4)》： 第一章化学反应与能量 第一节化学反应与能量的变化
第二节燃烧热能源
第三节化学反应热的计算
第二章化学反应速率和化学平衡 第一节化学反应速率
第二节影响化学反应速率的因素
第三节化学平衡
第四节化学反应进行的方向
第三章水溶液中的离子平衡 第一节弱电解质的电离
第二节水的电离和溶液的酸碱性
第三节盐类的水解
第四节难溶电解质的溶解平衡
第四章电化学基础 第一节原电池
第二节化学电源
第三节电解池
第四节金属的电化学腐蚀与防护
7.《有机化学基础（选修5）》：
8.《实验化学（选修6）》： 第一单元从实验走进化学 课题一实验化学起步
课题二化学实验的绿色追求
第二单元物质的获取 课题一物质的分离和提纯
课题二物质的制备
第三单元物质的检测 课题一物质的检验
课题二物质含量的测定
孙亚飞 化学通识30讲
化学思维 01底层与连接：化学存在的终极理由是什么
02宏观与微观：化学从什么维度观察世界
03理论与实验：化学对世界的解释靠谱吗
化学定律 04动态与静态：化学为什么比其他学科更关注过程？
05变化与恒定：化学变化遵守的基本法则是什么？
06混乱与有序：为什么不可逆是化学反应的宿命？
化学模型 07原子与元素：化学世界的基本单位是什么？
08分子与结构：保持化学性质的最小单位是什么？
09周期与渐变：化学世界的基本关系是什么？
10氧化与还原：为什么说物质的氧化性和氧无关？
11酸性与碱性：为什么酸碱性最容易被伪科学利用？
12晶体与非晶体：为什么说固体是个过时的概念？
13溶液与乳液：为什么PM2.5是一种乳液？
14理想与实际：为什么气体的化学性质需要参照系？
化学方法 15合成与分解：化学家创造物质的边界在哪儿？
16加速与延缓：改变节奏的代价是什么？
17有机与无机：为什么有机食品还是化学方法的产物？
化学材料 18金属与非金属：为什么冶金工业注定要衰落？
19天然与人工：为什么复合材料是化学能力的体现？
20界面与本体：为什么尺度是个关键因素？
21强度与韧度：为什么塑料能够统治地球？
22长度与纤度：同样是人造材料，为什么化纤比塑料高级？
23弹性与刚性：人体为什么更亲近合成橡胶？
24粘贴与分离：为什么黏合剂能战胜铆钉？
25膨胀与收缩：凝胶如何改变了我们的健康观念？
化学应用 26污染与环保：化学能不能解决化学导致的麻烦？
27节约与浪费：什么才是真正的节约？
28升级与遏制：为什么化学才能结束化学战？
29经验与本质：为什么没有经验的本质，就不是本质？
化学哲学 30继承与怀疑：为什么没有怀疑的继承，就不是继承？
31独立与融合：未来化学存在的方式是什么？
美丽的化学反应
