【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及化合物知識網(wǎng)絡(luò)64 Mg及化合物知識網(wǎng)絡(luò)?65 Al及化合物知識網(wǎng)絡(luò)?66 Fe及化合物的知識網(wǎng)絡(luò)?67 C及化合物的知識網(wǎng)絡(luò)?68 Si及化合物的知識網(wǎng)絡(luò)?69氮及化合物知識網(wǎng)絡(luò)?70硫及化合物知識網(wǎng)絡(luò)?? 71氯及化合物知識網(wǎng)絡(luò)?高三化學第一輪復(fù)習總結(jié)資料基礎(chǔ)掃描 必須掌握的化學思想與化學方法整體性原則：——學會從整體出發(fā)，全面考慮問題；守恒意識：——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：——勒夏特列原理適用于一切平衡體系（化學平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡等）合理性原則——要學會運用常識、常理解題，要學會識別社會常理。杜絕不合邏輯的常識性錯誤綠色化學思想——①原子經(jīng)濟性；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、化學知識體系網(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)的一種能獨立存在的微粒，它保持著這種物質(zhì)的化學性質(zhì) 分子有一定的大小和質(zhì)量；分子間有一定距離；分子在不停地運動著（物理變化是分子運動狀態(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)有機物等。 原子和由原子構(gòu)成的物質(zhì)⑴原子是參加化學變化的最小微粒?；瘜W反應(yīng)的實質(zhì)是原子的拆分和化合，是原子運動形態(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；原子不停地運動著；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。帶正電荷的陽離子如Na＋、Fe3＋、H3O＋、NH4＋、[Ag(NH3)2]＋等；帶負電荷的陰離子如Cl－、S2—、OH—、SO42—、[Fe(CN)6]3— 等。 ⑵由離子構(gòu)成的物質(zhì)（固態(tài)時為離子晶體）。 絕大多數(shù)鹽類（AlCl3等除外）；強堿類和低價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變化的比較比較物理變化化學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)系化學變化中同時發(fā)生物理變化、物理變化中不一定有化學變化與性質(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 元素為最高價態(tài)時，只具有氧化性，如Fe3＋、H2SO4分子中＋6價硫元素；元素為最低價態(tài)只具有還原性，如Fe、S2—等；元素處于中間價態(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)還原性的增強而減弱，如下列四種陽離子的氧化性由強到弱的順序是：Ag＋＞Cu2＋＞Al3＋＞K＋。非金屬陰離子的還原性隨單質(zhì)氧化性的增強而減弱，如下列四種鹵素離子還原性由強到弱的順序是：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。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。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，如有兩種金屬M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。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當不同的還原劑與同一氧化劑反應(yīng)時，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。同理當不同氧化劑與同一還原劑反應(yīng)時，還原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越強。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?！咀⒁狻窟€原性的強弱是指物質(zhì)失電子能力的強弱，與失電子數(shù)目無關(guān)。如Na的還原性強于Al，而NaNa＋，AlAl3＋，Al失電子數(shù)比Na多。同理，氧化性的強弱是指物質(zhì)得電子能力的強弱，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降低（或得電子）的數(shù)值與還原劑所含元素的化合價升高（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（簡稱標價態(tài)）步驟Ⅱ：分別列出元素化合價升高數(shù)值（或失電子數(shù)）與元素化合價降低數(shù)值（或得電子數(shù)）。（簡稱定得失）步驟Ⅲ：求化合價升降值（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＋＋I2S2－、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)，當濃度不大，又不加熱時，離子方程式為：NH4＋＋OH－＝＝＝ NH3 H2O；當為濃溶液，又加熱時離子方程式為：NH4＋＋OH－ NH3↑＋H2O⑦對微溶物（通常指CaSOCa(OH)Ag2SOMgCO3等）要根據(jù)實際情況來判斷。當反應(yīng)里有微溶物處于溶液狀態(tài)時，應(yīng)寫成離子，如鹽酸加入澄清石灰水：H＋＋OH－?。剑剑?H2O；當反應(yīng)里有微溶物處于濁液或固態(tài)時，應(yīng)寫化學式，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，微溶物用化學式表示，如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：2Ag＋＋SO42－＝＝＝ Ag2SO4↓。對于中強酸（H3POH2SO3等）在離子方程式中寫化學式。⑧具有強氧化性的微粒與強還原性微粒相遇時，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（有時作為試題附加條件）：Cu2＋（藍色）、Fe3＋（棕黃色）、Mn