【正文】 Al(OH)3 + OH =AlO2 + 2H2O 42．氯化鋁溶液與過量氨水反應(yīng)Al3+ + 3NH3H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+43．氯化鋁溶液與偏鋁酸鈉溶液反應(yīng)Al3+ +3AlO2 + 6H2O = 4Al(OH)3↓44．偏鋁酸鈉溶液中滴加少量鹽酸AlO2 + H+ + H2O = Al(OH)3↓45．偏鋁酸鈉溶液中通入過量二氧化碳AlO2 + CO2 + 2H2O = Al(OH)3↓+ HCO346．苯酚鈉中通入二氧化碳O +CO2 + H2O→ OH + HCO347．氯化鐵溶液與鐵反應(yīng)2Fe3+ + Fe = 3Fe2+48．氯化鐵溶液與銅反應(yīng)2Fe3+ + Cu =2Fe2+ + Cu2+49．氯化鐵溶液與氫硫酸反應(yīng)2Fe3+ + H2S = 2Fe2+ + S↓+ 2H+50．氯化亞鐵溶液與氯水反應(yīng)2Fe2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl51．溴化亞鐵溶液與過量氯水反應(yīng)2Fe2+ +4Br +3Cl2 = 2Fe3+ +6Cl +2Br252．溴化亞鐵溶液與少量氯水反應(yīng)2Fe2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl53．硫酸鋁溶液與小蘇打溶液反應(yīng)Al3+ +3HCO3 = Al(OH)3↓+3CO2↑54．硫酸氫鈉溶液與氫氧化鋇溶液混合呈中性2H++SO42+Ba2++2OH=BaSO4↓+2H2O55．硫酸氫鈉溶液與氫氧化鋇溶液反應(yīng)后，硫酸根離子完全沉淀H++SO42+Ba2++OH=BaSO4↓+ H2O56．明礬溶液與過量氫氧化鋇溶液反應(yīng)Al3+ + 2SO42 + 2Ba2+ + 4OH =2BaSO4↓+ AlO2 +2H2O57．明礬與氫氧化鋇溶液混合呈中性2Al3++3SO42+3Ba2++6OH = 3BaSO4↓+2Al(OH)3↓58．碳酸氫鎂與過量Ca(OH)2溶液反應(yīng)Mg2++2HCO3+2Ca2++4OH = Mg(OH)2↓+2CaCO3↓+2H2O(OH)2溶液反應(yīng)Ca2+ + HCO3 + OH = CaCO3↓+ H2O+ +2OH +NH4+ +HCO3 = BaCO3↓+2H2O +NH3↑63 Na及化合物知識(shí)網(wǎng)絡(luò)64 Mg及化合物知識(shí)網(wǎng)絡(luò)?65 Al及化合物知識(shí)網(wǎng)絡(luò)?66 Fe及化合物的知識(shí)網(wǎng)絡(luò)?67 C及化合物的知識(shí)網(wǎng)絡(luò)?68 Si及化合物的知識(shí)網(wǎng)絡(luò)?69氮及化合物知識(shí)網(wǎng)絡(luò)?70硫及化合物知識(shí)網(wǎng)絡(luò)?? 71氯及化合物知識(shí)網(wǎng)絡(luò)?高三化學(xué)第一輪復(fù)習(xí)總結(jié)資料基礎(chǔ)掃描 必須掌握的化學(xué)思想與化學(xué)方法整體性原則：——學(xué)會(huì)從整體出發(fā)，全面考慮問題；守恒意識(shí)：——三大守恒內(nèi)容：①質(zhì)量守恒；②電荷守恒；③得失電子守恒平衡意識(shí)：——勒夏特列原理適用于一切平衡體系（化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡等）合理性原則——要學(xué)會(huì)運(yùn)用常識(shí)、常理解題，要學(xué)會(huì)識(shí)別社會(huì)常理。杜絕不合邏輯的常識(shí)性錯(cuò)誤綠色化學(xué)思想——①原子經(jīng)濟(jì)性；②杜絕污染源組成分析——組合與拆分；反應(yīng)物、生成物的分子組成變化特征反應(yīng)（關(guān)注典型反應(yīng)） ——解決問題的突破口；題眼、關(guān)鍵字具體化 ——可使問題意外地簡單一、化學(xué)知識(shí)體系網(wǎng)絡(luò)第一部分 基本概念與基本理論(一) 物質(zhì)的組成 分子和由分子構(gòu)成的物質(zhì)⑴分子是構(gòu)成物質(zhì)的一種能獨(dú)立存在的微粒，它保持著這種物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì) 分子有一定的大小和質(zhì)量；分子間有一定距離；分子在不停地運(yùn)動(dòng)著（物理變化是分子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)改變的結(jié)果）；分子間有分子間作用（范德華力）。 ⑵由分子構(gòu)成的物質(zhì)（在固態(tài)時(shí)為分子晶體）。一些非金屬單質(zhì)（如HOClS、惰性氣體等）；氣態(tài)氫化物；酸酐（SiO2除外）；酸類和大多數(shù)有機(jī)物等。 原子和由原子構(gòu)成的物質(zhì)⑴原子是參加化學(xué)變化的最小微粒?；瘜W(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是原子的拆分和化合，是原子運(yùn)動(dòng)形態(tài)的變化原子有一定的種類、大小和質(zhì)量；由原子構(gòu)成的物質(zhì)中原子間也有一定間隔；原子不停地運(yùn)動(dòng)著；原子間有一定的作用力。⑵由原子構(gòu)成的物質(zhì)（固態(tài)時(shí)為原子晶體）。金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅（SiC）等。 離子和由離子構(gòu)成的物質(zhì)⑴離子是帶有電荷的原子或原子團(tuán)。帶正電荷的陽離子如Na＋、Fe3＋、H3O＋、NH4＋、[Ag(NH3)2]＋等；帶負(fù)電荷的陰離子如Cl－、S2—、OH—、SO42—、[Fe(CN)6]3— 等。 ⑵由離子構(gòu)成的物質(zhì)（固態(tài)時(shí)為離子晶體）。 絕大多數(shù)鹽類（AlCl3等除外）；強(qiáng)堿類和低價(jià)金屬氧化物等是由陽離子和陰離子構(gòu)成的化合物。 【注意】離子和原子的區(qū)別和聯(lián)系：離子和原子在結(jié)構(gòu)（電子排布、電性、半徑）和性質(zhì)（顏色，對某物質(zhì)的不同反應(yīng)情況，氧化性或還原性等）上均不相同。 陽離子 原子 陰離子（簡單陽、陰離子）(二) 物質(zhì)的分類 元素⑴元素是具有相同核電荷數(shù)（即質(zhì)子數(shù)）的同一類原子的總稱（元素的種類是由核電荷數(shù)或質(zhì)子數(shù)決定的）。人們把具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子叫做核素，同一元素的不同核素之間互稱為同位素。⑵元素存在狀態(tài)① 游離態(tài)——在單質(zhì)中的元素由同種元素形成的不同單質(zhì)——同素異形體，常有下列三種形成方式：組成分子的原子個(gè)數(shù)不同：如OO3；白磷（P4）和紅磷等晶體晶格的原子排列方式不同：如金剛石和石墨晶體晶格的分子排列方式不同：如正交硫和單斜硫 ② 化合態(tài)的元素——在化合物中的元素【注意】元素和原子的區(qū)別，可從概念、含義、應(yīng)用范圍等方面加以區(qū)別。(三) 物質(zhì)的性質(zhì)和變化物理變化和化學(xué)變化的比較比較物理變化化學(xué)變化概念沒有生成其他物質(zhì)的變化生成了其他物質(zhì)的變化實(shí)質(zhì)只是分子（原子或離子）間距離變化（聚集狀態(tài)），分子組成、性質(zhì)不變——分子種類不變分子種類變化，原子重新組合，但原子種類、數(shù)目不變伴隨現(xiàn)象物質(zhì)形狀、狀態(tài)改變放熱、發(fā)光、變色、放出氣體、生成沉淀等范圍蒸發(fā)、冷凝、熔化、液化、汽化、升華、變形等分解、化合、置換、復(fù)分解、燃燒、風(fēng)化、脫水、氧化、還原等區(qū)別無新物質(zhì)生成有新物質(zhì)生成相互關(guān)系化學(xué)變化中同時(shí)發(fā)生物理變化、物理變化中不一定有化學(xué)變化與性質(zhì)的關(guān)系物質(zhì)的性質(zhì)決定物質(zhì)的變化，物質(zhì)的變化反映物質(zhì)的性質(zhì)(四) 氧化還原反應(yīng)氧化還原反應(yīng)的特征：元素化合價(jià)有無升降，這是判斷是否是氧化還原反應(yīng)的依據(jù)。氧化還原反應(yīng)各概念間的關(guān)系可用以下兩條線掌握概念 升失 還還氧氧元素化合 原子失去 物質(zhì)是 還原劑具 元素被 還原劑的產(chǎn)物價(jià)升高 電子 還原劑 有還原性 氧化 是氧化產(chǎn)物降得 氧氧還還元素化合 原子得到 物質(zhì)是 氧化劑具 元素被 氧化劑的產(chǎn)物價(jià)降低 電子 氧化劑 有氧化性 還原 是還原產(chǎn)物物質(zhì)有無氧化性或還原性及其強(qiáng)弱的判斷 ⑴物質(zhì)有無氧化性或還原性的判斷 元素為最高價(jià)態(tài)時(shí)，只具有氧化性，如Fe3＋、H2SO4分子中＋6價(jià)硫元素；元素為最低價(jià)態(tài)只具有還原性，如Fe、S2—等；元素處于中間價(jià)態(tài)既有氧化性又具有還原性，如Fe2+、SOS等。 ⑵物質(zhì)氧化性或還原性相對強(qiáng)弱的判斷① 由元素的金屬性或非金屬性比較金屬陽離子的氧化性隨單質(zhì)還原性的增強(qiáng)而減弱，如下列四種陽離子的氧化性由強(qiáng)到弱的順序是：Ag＋＞Cu2＋＞Al3＋＞K＋。非金屬陰離子的還原性隨單質(zhì)氧化性的增強(qiáng)而減弱，如下列四種鹵素離子還原性由強(qiáng)到弱的順序是：I－＞Br－＞Cl－＞F－。② 由反應(yīng)條件的難易比較不同氧化劑與同一還原劑反應(yīng)，反應(yīng)條件越易，氧化性越強(qiáng)。如F2和H2混合在暗處就能劇烈化合而爆炸，而I2與H2需在不斷加熱的情況下才能緩慢化合，因而F2的氧化性比I2強(qiáng)。不同還原劑與同一氧化劑反應(yīng)，反應(yīng)條件越易，還原性越強(qiáng)，如有兩種金屬M(fèi)和N均能與水反應(yīng)，M在常溫下能與水反應(yīng)產(chǎn)生氫氣，而N需在高溫下才能與水蒸氣反應(yīng)，由此判斷M的還原性比N強(qiáng)。③由氧化還原反應(yīng)方向比較還原劑A＋氧化劑B氧化產(chǎn)物a＋還原產(chǎn)物b，則：氧化性：B＞a 還原性：A＞b如：由2Fe2＋＋Br2＝＝＝ 2Fe3＋＋2Br－ 可知氧化性：Br2＞Fe3＋；還原性：Fe2＋＞Br－④當(dāng)不同的還原劑與同一氧化劑反應(yīng)時(shí)，可根據(jù)氧化劑被還原的程度不同來判斷還原劑還原性的強(qiáng)弱。一般規(guī)律是氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性越強(qiáng)。同理當(dāng)不同氧化劑與同一還原劑反應(yīng)時(shí)，還原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越強(qiáng)。如氯氣、硫兩種氧化劑分別與同一還原劑鐵起反應(yīng)，氯氣可把鐵氧化為FeCl3，而硫只能把鐵氧化為FeS，由此說明氯氣的氧化性比硫強(qiáng)。【注意】還原性的強(qiáng)弱是指物質(zhì)失電子能力的強(qiáng)弱，與失電子數(shù)目無關(guān)。如Na的還原性強(qiáng)于Al，而NaNa＋，AlAl3＋，Al失電子數(shù)比Na多。同理，氧化性的強(qiáng)弱是指物質(zhì)得電子能力的強(qiáng)弱，與得電子數(shù)目無關(guān)。如氧化性F2＞O2，則F22F－，O22O2—，O2得電子數(shù)比F2多。 氧化還原方程式配平原理：氧化劑所含元素的化合價(jià)降低（或得電子）的數(shù)值與還原劑所含元素的化合價(jià)升高（或失電子）的數(shù)值相等。步驟Ⅰ：寫出反應(yīng)物和生成物的分子式，并列出發(fā)生氧化還原反應(yīng)元素的化合價(jià)（簡稱標(biāo)價(jià)態(tài)）步驟Ⅱ：分別列出元素化合價(jià)升高數(shù)值（或失電子數(shù)）與元素化合價(jià)降低數(shù)值（或得電子數(shù)）。（簡稱定得失）步驟Ⅲ：求化合價(jià)升降值（或得失電子數(shù)目）的最小公倍數(shù)。配平氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物的系數(shù)。步驟Ⅳ：用觀察法配平其他物質(zhì)的系數(shù)。(五) 離子反應(yīng)離子反應(yīng)發(fā)生條件離子反應(yīng)發(fā)生條件（即為離子在溶液中不能大量共存的原因）：⑴離子間發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)① 有沉淀生成。不溶于水的化合物可依據(jù)書后物質(zhì)的溶解性表判斷，還有以下物質(zhì)不溶于水：CaFCaC2O4（草酸鈣）等。② 有氣體生成。如CO32－＋2H＋ ＝＝＝ CO2↑＋H2O③ 有弱電解質(zhì)生成。如弱堿 NH3H2O；弱酸 HF、HClO、H2S、H3PO4等；還有水、(CH3COO)2Pb、[Ag(NH3)2]＋、[Fe(SCN)]2＋等難電離的物質(zhì)生成。⑵離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)：如：Fe3＋與I－在溶液中不能共存，2 Fe3＋＋2I－ ＝＝＝ 2Fe2＋＋I(xiàn)2S2－、SO32－、H＋ 三種離子在溶液中不能共存，2 S2－＋SO32－＋6H＋ ＝＝＝ 3S↓＋3H2O等 書寫離子方程式應(yīng)注意的問題① 沒有自由移動(dòng)離子參加的反應(yīng)，不能寫離子方程式。如：Cu＋H2SO4(濃)；NH4Cl（固）＋Ca(OH)2；C＋H2SO4(濃)反應(yīng)；NaCl（固）＋H2SO4(濃)，均因無自由移動(dòng)離子參加反應(yīng)，故不可寫離子方程式。②有離子生成的反應(yīng)可以寫離子方程式，如鈉和水、銅和濃硫酸、SO2通入溴水里、碳酸鈣溶于乙酸等。③單質(zhì)、氧化物在離子方程式中一律寫成化學(xué)式。如：SO2和NaOH溶液反應(yīng)：SO2 ＋2OH－ ＝＝＝ SO32－＋H2O或 SO2＋OH－＝＝＝ HSO3－④酸式鹽的酸根離子在離子方程式中不能拆開寫。如NaHCO3溶液和稀鹽酸反應(yīng)：HCO3－＋H＋ ＝＝＝ H2O＋CO2↑⑤操作順序或反應(yīng)物相對量不同時(shí)離子方程式不同。例如 Ca(OH)2中通入少量CO2，離子方程式為：Ca2＋＋2OH－＋CO2＝＝＝ CaCO3↓＋H2O；Ca(OH)2中通入過量CO2，離子方程式為：OH－＋CO2＝＝＝ HCO3－。⑥對于生成物是易溶于水的氣體，要特別注意反應(yīng)條件。如NaOH溶液和NH4Cl溶液的反應(yīng)，當(dāng)濃度不大，又不加熱時(shí)，離子方程式為：NH4＋＋OH－＝＝＝ NH3 H2O；當(dāng)為濃溶液，又加熱時(shí)離子方程式為：NH4＋＋OH－ NH3↑＋H2O⑦對微溶物（通常指CaSOCa(OH)Ag2SOMgCO3等）要根據(jù)實(shí)際情況來判斷。當(dāng)反應(yīng)里有微溶物處于溶液狀態(tài)時(shí)，應(yīng)寫成離子，如鹽酸加入澄清石灰水：H＋＋OH－?。剑剑?H2O；當(dāng)反應(yīng)里有微溶物處于濁液或固態(tài)時(shí)，應(yīng)寫化學(xué)式，如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：Ca(OH)2＋CO32－ ＝＝＝ CaCO3＋2OH－；在生成物中有微溶物析出時(shí)，微溶物用化學(xué)式表示，如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：2Ag＋＋SO42－＝＝＝ Ag2SO4↓。對于中強(qiáng)酸（H3POH2SO3等）在離子方程式中寫化學(xué)式。⑧具有強(qiáng)氧化性的微粒與強(qiáng)還原性微粒相遇時(shí)，首先要考慮氧化——還原反應(yīng)，不能只簡單地考慮復(fù)分解反應(yīng)。 離子在溶液中不能大量共存幾種情況⑴H＋與所有弱酸陰離子和OH—不能大量共存，因生成弱電解質(zhì)（弱酸）和水。⑵OH－與所有弱堿陽離子、H＋、弱酸的酸式酸根離子不能大量共存，因生成弱堿、弱酸鹽和水。⑶能發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)生成弱電解質(zhì)、沉淀和氣體者不能大量共存。⑷能發(fā)生氧化還原反應(yīng)的離子不能大量共存，如Fe3＋、與S2－，F(xiàn)e2＋與NO3—（H＋），S2－與SO32－（H＋）等。⑸某些弱酸根與弱堿根不能大量共存，如S2－、HCO3－、AlO2－、CO32－與Fe3＋、Al3＋等不共存。⑹發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)的離子不能大量共存，如 Fe3＋與SCN—、Ag＋與NH3 H2O。⑺Al3＋與AlO2－、NH4+與AlO2－、NH4+與SiO32－不能大量共存。⑻注意有色離子（有時(shí)作為試題附加條件）：Cu2＋（藍(lán)色）、Fe3＋（棕黃色）、Mn