碳：

①元素符号：C
②原子结构示意图：
③电子式：
④周期表中位置：第二周期ⅣA族
⑤含量与存在：在地壳中的含量为0．087％，在自然界中既有游离态，又有化合态
⑥同素异形体：金刚石、石墨、C60、活性炭

碳（活性炭）：

①金刚石：纯净的金刚石是无色透明、正八面体形状的固体，硬度大，熔点高，不导电，不溶于水
石墨：深灰色的鳞片状固体，硬度小，质软，有滑腻感，熔点高，具有导电性
活性炭：黑色粉末状或颗粒状的无定形碳，疏松多孔，有吸附性
②碳的化学性质：
a.稳定性：在常温下碳的化学性质稳定，点燃或高温的条件下能发生化学反应
b.可燃性：氧气充足的条件下：C+O₂CO₂ 氧气不充分的条件下：2C+O₂2CO
c.还原性：
木炭还原氧化铜：C+2CuO2Cu+CO₂↑
焦炭还原氧化铁：3C+2Fe₂O₃4Fe+3CO₂↑
焦炭还原四氧化三铁：2C+Fe₃O₄3Fe+2CO₂↑
木炭与二氧化碳的反应：C+CO₂CO

二氧化碳：

 
①物理性质：常温下，二氧化碳是一种无色无味的气体，密度比空气大，能溶于水。固态的二氧化碳叫做干冰。
②化学性质：
a.一般情况下，二氧化碳不能燃烧，也不支持燃烧，不供给呼吸，因此当我们进入干枯的深井，深洞或久未开启的菜窖时，应先做一个灯火实验，以防止二氧化碳浓度过高而造成危险
b.二氧化碳和水反应生成碳酸，使紫色石蕊试液变红：CO₂+H₂O===H₂CO₃，碳酸不稳定，很容易分解成水和二氧化碳，所以红色石蕊试液又变回紫色：H₂CO₃===H₂O+CO₂↑
c.二氧化碳和石灰水反应：Ca(OH)₂+CO₂====CaCO₃↓+H₂O
d.二氧化碳可促进植物的光合作用：6CO₂+6H₂OC₆H₁₂O₆+6O₂
③用途：
a.二氧化碳不支持燃烧，不能燃烧，比空气重，可用于灭火
b.干冰升华时吸收大量的热，可用它做制冷剂或人工降雨
c.工业制纯碱和尿素，是一种重要的化工原料 d.植物光合作用，绿色植物吸收太阳能，利用二氧化碳和水，合成有机物放出氧气。

一氧化碳：

①物理性质：通常状况下，是一种没有颜色，气味的气体，比空气略轻难溶于水。
②化学性质
a.可燃性：2CO+O₂2CO₂
b.还原性：一氧化碳还原氧化铜：CO+CuOCu+CO₂ 一氧化碳还原氧化铁：3CO+Fe₂O₃2Fe+3CO₂ 一氧化碳还原四氧化三铁：4CO+Fe₃O₄3Fe+4CO₂
c.毒性：一氧化碳能与人体血液中的血红蛋白结合，使血红蛋白失去运输氧气的能力，造成机体缺氧。冬天用煤火取暖，如排气不良，就会发生煤气中毒，就CO中毒。CO重要来源是汽车尾气和煤，石油等含碳燃料的不完全燃烧。
③用途：用作燃料，冶炼金属。 ④碳酸：弱酸，不稳定，易分解H₂CO₃==CO₂↑+H₂O

碳酸盐：

1.正盐与酸式盐的比较

	正盐	酸式盐
水溶性	除K、Na、铵的碳酸盐易溶于水外，其余都难溶于水	都溶于水
热稳定性	较稳定 ①K2CO3、Na2CO3等碱金属的正盐受热难分解 ②CaCO3、(NH4)2CO3 等受热易分解	受热易分解 2NaHCO3Na2CO3+ H2O+CO2↑ Ca(HCO3)2 CaCO3+H2O+CO2↑
与酸反应	CO32-+2H+== CO2↑+H2O CaCO3+2H+=Ca2+ +H2O+CO2↑	HCO3-+H+==H2O+ CO2↑(相同条件下，NaHCO3与酸反应放出CO2的速率比Na2CO3快)
与碱反应	Na2CO3+Ca(OH)2 ==CaCO3↓+2NaOH	NaHCO3+NaOH==Na2CO3+H2O Ca(HCO3)2+Ca(OH)2==2CaCO3↓+2H2O
转化关系

 CO2气体与溶液的反应规律:

1．向某溶液中不断通入CO2气体至过量时，现象是“先产生白色沉淀，后沉淀逐渐溶解”
(1)向澄清石灰水中不断通入CO2气体的反应为：
Ca(OH)2+CO2==CaCO3↓+H2O
CaCO3+CO3+H3O==Ca(HCO3)2
(2)向氧氧化钡溶液中不断通入CO2气体的反应为：
Ba(OH)2+CO2==BaCO3↓+H2O
BaCO3+CO2+H2O==Ba(HCO3)2
(3)向漂白粉溶液中不断通入CO2气体的反应为：
Ca(ClO)2+CO2+H2O==CaCO3↓+2HClO
CaCO3+CO2+H2O==Ca(HCO3)2
2．向某溶液中不断通入CO2气体至过量时，现象为“产生白色沉淀或浑浊，沉淀或浑浊不消失”
(1)在NaAlO2溶液中不断通入CO2气体至过量时，反应为：
2AlO₂^-+CO2(少量)+3H2O==2Al(OH)3↓ +CO₃^2-
2AlO₂^-+CO2(过量)+2H2O==Al(OH)3↓ +HCO₃^-
(2)向Na2SiO3溶液中不断通入CO2气体至过量时，反应为：
SiO₃^2-+CO2+H2O==H2SiO3↓+CO₃^2- 
SiO₃^2-+2CO2+2H2O==H2SiO3↓+2HCO₃^-
(3)向饱和Na2CO3溶液中不断通入CO2气体，反应为：
2Na⁺+CO₃^2-+CO2+H2O==2NaHCO3↓
3．CO2与NaOH溶液反应后，溶液中溶质的判断将CO2气体逐渐通入NaOH溶液中，先后发生化学反应：
①CO2+2NaOH==Na2CO3+H2O
②CO2+Na2CO3+H2O==2NaHCO3
向一定量的NaOH溶液中通入CO2气体后，溶液中溶质的成分要根据NaOH与CO2的物质的量之比进行讨论。
当时，发生反应①和②，溶液中的溶质为NaHCO3；
当时，发生反应①，溶液中的溶质为 Na2CO3和NaOH；
当时，发生反应①，溶液中的溶质为Na2CO3；
当时，发生反应①和②，溶液中为Na2CO3和NaHCO3

碳酸氢盐与碱反应的规律及CO32- HCO3-的鉴别方法:

 1．酸式盐与碱反应时的产物要根据相对用量判断
如Ca(HCO3)2溶液中滴加NaOH溶液：
Ca(HCO3)2+NaOH==CaCO3↓+NaHCO3+ H2O(NaOH少量)
Ca(HCO2)2+2NaOH==CaCO3↓+Na2CO3+ 2H2O(NaOH过量)
2．CO₃^2-和HCO₃^-的鉴别
(1)利用正盐和酸式盐的溶解性可区别CO₃^2-和HCO₃^-，如分别和BaCl2溶液反应，生成的BaCO3不溶，生成的Ba(HCO3)2易溶；
(2)利用与H⁺反应产生CO₂的快慢检验CO₃^2-或HCO₃^-

碳族元素：

1．在元素周期表中的位置及结构碳旌死素位于第ⅣA族，包括碳(C)、硅(Si)、锗(Ge)、锡(Sn)、铅(Pb)五种元素。最外层皆有4个电子，这种结构不易得电子也不易失电子，易形成共价键，难形成离子键。
2．主要化合价碳族元素的化合价主要有+2和+4，C、Si、Ge、Sn的+4价化合物较稳定，而Pb的+2价化合物较稳定。
3．氢化物、最高价氧化物及其对应的水化物
氢化物：
最高价氧化物：RO₂；
最高价氧化物对应的水化物为H₂RO₃、 H₄RO₄或R（OH）₄
4．碳族元素的金属性与非金属性的递变规律由C至Pb，核电荷数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引能力逐渐减小，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。由碳族元素形成的单质中，碳、硅为非金属，但硅有金属光泽；锗、锡、铅为金属。

原子核外电子的排布:

在多电子原子中，由于各电子所具有的能量不同，因而分布在离核远近不同的区域内做高速运动。能量低的电子在离核近的区域内运动，能量高的电子在离核较远的区域内运动。

电子层:

电子层在含有多个电子的原子里，电子分别存能量不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，分别用n=1，2，3，4，5．6，7或K、L、 M、N、O、P、Q来表示从内到外的电子层

原子结构与元素的性质:

原子的核外电子排布对元素的化学性质有着非常重要的影响。元素的化学性质主要取决于原子的核外最外层电子数。
1．元素的金属性、非金属性(得失电子能力)与最外层电子数的关系
(1)稀有气体元素原子最外层电子数为8(He为 2)，已达稳定结构，既不易失电子也小易得电子，所以化学性质不活泼。
(2)金属元素原子最外层电子数一般小于4，较易失去电子而达到稳定结构，其单质表现还原性。
(3)非金属元素原子最外层电子数一般大于或等于4，较易获得电子而达到稳定结构，其单质多表现氧化性。
2．元素的化合价与原子最外层电子数的关系
元素显正价还是显负价及其数值大小与原子的最外层电子数密切相关。其一般规律可归纳如下表：

核外电子排布的一般规律:

(1)原子核外各电子层最多容纳2n²个电子.
(2)原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不超过2个)。
(3)次外层电子数目不超过18个(K层为次外层时不超过2个，L层为次外层时不超过8个)。倒数第三层电子数目不超过32个。
(4)核外电子分层排布，电子总是优先排布在能量最低的电子层里，然后由里向外，依次排布在能量逐渐升高的电子层里，即最先排K层，当K层排满后，冉排L层等。原子核外电子排布不是孤立的，而是相互联系的。层数相同而位置不同的电子层中最多容纳的电子数小一定相同，如N层为最外层时，最多只能排8个电子；N层为次外层时，最多只能排18个电子而不是32个电子(2×4²=32)。

原子的构成:

晶体的基本类型与性质：

晶体熔、沸点高低的比较规律：

(1)不同类型晶体的熔、沸点高低规律：一般，原子晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔、沸点有的很高，如钨、铂等；有的则很低，如汞、铯等。
(2)同种类型晶体，晶体内粒子间的作用力越大，熔、沸点越高。
①分子晶体：分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高，反之越低。
a．组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高。如沸点：O2>N2、HI>HBI>HCl(含氢键的除外)。
b．相对分子质量相等或相近的分子，极性分子的范德华力大，熔、沸点高。如沸点：CO>N2。
c．含有氢键的分子熔、沸点比较高。如沸点：H2O >H2Te>H2Se>H2S，HF>HCl，NH3>PH3。
d．在烷烃的同分异构体中，一般来说，支链越多，熔、沸点越低。如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷。芳香烃及其衍生物苯环上的同分异构体熔、沸点大小一般按照“邻位>问位>对位”的顺序。
e．在高级脂肪酸形成的油脂中，油的熔、沸点比脂肪低，烃基部分的不饱和程度越大(碳碳双键越多)，熔、沸点越低，如：
(C17H35COO)3C3H5>(C17H33COO)3C3H5
硬脂酸甘油酯               油酸甘油酯
②原子晶体：要比较共价键的强弱。一般来说，原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越牢固，晶体的熔、沸点越高．如熔点：金刚石(C—C)>金刚砂 (Si—C)>晶体硅(Si—Si)>锗(Ge—Ge)。
③离子晶体：要比较离子键的强弱。一般来说，阴、阳离子电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，熔、沸点越高，如熔点：MgO>NaCl，KF>KCl>KBr> KI。离子晶体的晶格能越大，其熔、沸点越高。
④金属晶体：要比较金属键的强弱。金属晶体中金属原子的价电子数越多，原子半径越小，金属阳离子与自由电子间的静电作用越强，金属键越强，熔、沸点越高，反之越低，如熔点：Na<Mg<Al。
(3)元素周期表中ⅦA族卤素的单质(分子晶体) 的熔、沸点随原子序数递增而升高；笫IA族碱金属元素的单质(金属晶体)的熔、沸点随原子序数的递增而降低。如熔、沸点：Li>Na>K>Rb>Cs。
注意:上述总结的是一般规律，不能绝对化。在具体比较晶体的熔、沸点高低时，应先弄清晶体的类型，然后根据不同类型晶体进行判断，但应注意具体问题具体分析。如MgO为离子晶体，[大]为离子半径小且离子电荷多，离子键较强，其熔点(2852℃)要高于部分原子晶体，如SiO2(1710℃)。

AlCl3与NaOH反应的相关计算：

 
1、求Al(OH)3沉淀的量


2、求反应物碱的量

铝与酸、碱反应的计算规律：

铝分别与盐酸、氢氧化钠溶液反应的原理：
 
(1)等量铝分别与足量盐酸和氢氧化钠溶液反应，产生氢气的体积比为
(2)足量的锅分别与等物质的量的盐酸和氢氧化钠溶液反应，产生氢气的体积比为
(3)一定量的铝分别和一定量的盐酸和氢氧化钠溶液反应，若产生氢气的体积比为，则必定是：
①铝与盐酸反应时，铝过量而盐酸不足；
②铝与氢氧化钠溶液反应时，铝不足而氢氧化钠过量。

解有关硝酸与金属反应的计算题的技巧：

1.灵活运用得失电子守恒、原子守恒及溶液中的电荷守恒关系例如Cu与HNO3反应中就有以下等量关系：
(1)N原子守恒：反应前所有的N只存在于HNO3中；反应后含N的物质有HNO3的还原产物(假设此处有NO3、NO)和Cu(NO3)3，若HNO3过量，则过量HNO3中也含一部分N，则有：n(N)=n(NO2)+ n(NO)+2n[Cu(NO3)3]+n_剩(HNO3)。
(2)得失电子守恒：在反应中失去电子的是参加反应的Cu，；得到电子的是被还原的HNO3(假设还原产物为NO2、NO)，NO₃^-+e→ NO2、NO₃^-+3e→NO。根据得失电子守恒，则有：
(3)溶液中的电荷守恒：在任何溶液中，阴离子所带负电荷总数与阳离子所带正电荷总数在数值上是相等的。在Cu与HNO3反应后的溶液中，若HNO3不过量，阳离子只有Cu²⁺，阴离子只有NO₃^-(此类计算不考虑H2O电离出的极少量的H⁺、OH^-)；若HNO3过量，溶液中阳离子有Cu²⁺和H⁺，阴离子只有NO₃^-。则有：
①若HNO3不过量：
②若HNO3过量：
2．铁与稀HNO3的反应规律


(2)上述反应可以认为先发生反应①，若Fe有剩余则发生①×2+ ③即得反应②，所以，无论是反应①还是反应②，被还原的HNO3皆占参加反应的HNO3的。

有关镁、铝的图像集锦：

Al(OH)3与Al3+、AlO2-之间的转化，是建立在 Al(OH)3两性基础上的，有关相互转化的配比和沉淀Al(OH)3的质量变化，见下表：