铝盐：

铝盐是指正三价铝离子和酸根阴离子组成的盐，一般来说呈白色或无色晶体，溶于水，个别不溶于水。
常用的铝盐主要有三氯化铝、硫酸铝和明矾。
(1)与碱反应：Al³⁺+3OH^-(少量)==Al(OH)₃↓ 
Al³⁺+4OH^-(过量)== AlO₂^-+2H₂O
(2)Al³⁺+3AlO₂^-+6H₂O==4Al(OH)₃↓

铝盐的性质：

Al³⁺易水解，显酸性Al³⁺+3H₂O==Al(OH)₃+3H⁺
(1)与碱反应：Al³⁺+3OH^-(少量)==Al(OH)₃↓  
                         Al³⁺+4OH^-(过量)==AlO₂^-+2H₂O
(2)易发生双水解：Al³⁺+3AlO₂^-+6H₂O==4Al(OH)₃↓

铝盐与强碱溶液作用生成Al(OH)₃沉淀的计算
反应关系如下：
(1)Al³⁺+3OH^-==Al(OH)₃(生成沉淀)
(2)Al(OH)₃+OH^-==AlO₂^-+2H₂O(沉淀溶解)
(3)Al³⁺+4OH^-==AlO₂^-+2H₂O(生成沉淀，又恰好溶解)
分析以上三个化学反应方程式，所得Al(OH)₃沉淀的物质的量与n(Al³⁺)、n(OH^-)的关系为：
当≤3时，所得沉淀的物质的量：n[Al(OH)₃]=n(OH^-)
当≥4时，所得沉淀的物质的量：n[Al(OH)₃]=0

当3<<4时，所得沉淀的物质的量：n[Al(OH)₃]=4n(Al³⁺)-n(OH^-)

2、有关Al(OH)₃的图像分析
①向溶液中滴加溶液

O～A段：
A～B段：
②向强碱溶液中滴入铝盐溶液

O～A段：
A～B段：
③向铝盐溶液中滴入氨水或向氨水中滴加铝盐溶液
A. 向铝盐中滴加氨水时，当氨水增加到时，产生最大沉淀量

B. 向氨水中滴加铝盐溶液时，开始时氨水过量，如图所示


分析得：氢氧化铝不溶于弱碱氨水中。
④向偏铝酸盐溶液中滴入强酸

O～A段：
O～B段：
⑤向盐酸中滴加偏铝酸盐溶液

O～A段：
A～B段：

“铝三角”关系：

Al³⁺＋3OH^-===Al(OH)₃↓
Al(OH)₃＋OH^-===AlO₂^-＋2H₂O
Al³⁺＋4OH^-===AlO₂^-＋2H₂O
AlO₂^-＋2H₂O＋CO₂===Al(OH)₃↓＋HCO₃^-
AlO₂^-+H⁺＋H₂O===Al(OH)₃↓
AlO₂^-+4H⁺===Al³⁺＋2H₂O

典型例题解析：

在50mLbmol·L^－1的AlCl₃溶液中加入50mLamol·L^－1NaOH溶液。
(1)当a≤3b时，生成Al(OH)₃沉淀的物质的量为________。
(2)当a、b满足________条件时，无沉淀产生。
(3)当a、b满足________条件时，先有沉淀生成，后又有部分沉淀溶解，此时Al(OH)₃的质量为________g。　
解析：依题意知，在AlCl₃溶液中加入NaOH溶液有如下两个反应发生： AlCl₃＋3NaOH===Al(OH)₃↓＋3NaCl       ①
AlCl₃＋4NaOH===NaAlO₂＋3NaCl＋2H₂O        ②
根据以上两反应可以看出：
(1)当a≤3b时，只发生第一个反应，此时NaOH不足量，产生沉淀的量取决于NaOH。3n[Al(OH)₃]＝n（NaOH）?。所以答案为0.05a/3mol。
(2)如果无沉淀生成，Al元素全部以AlO₂^－形式存在。 n(AlCl₃)∶n(NaOH)≤1∶4，即a∶b≥4∶1，所以答案为a≥4b。
(3)此种情况应当是两个反应均发生，铝元素以Al(OH)₃和AlO₂^－两种形式存在。符合关系：即，整理得：3b<a<4b或。

求沉淀的量的方法很多。
解法一：联立方程法。
设反应①中，AlCl₃物质的量为x，则Al(OH)₃为x，NaOH为3x。
反应②中AlCl₃物质的量为y，NaOH为4y。 　　　　
　　　　　　　
解得x＝(0.2b－0.05a)mol＝0.05(4b－a)mol。 m[Al(OH)₃]＝78g·mol－1×0.05(4b－a)mol=3.9(4b-a)g。
解法二：守恒法。此种条件下，溶液中的离子有Na^＋、Cl^－、AlO₂^-。　　　　
n(AlO₂^-)＝n(Na^＋)－n(Cl^－)＝0.05amol－0.05×3bmol。　　　　
n[Al(OH)₃]＝n(Al^3＋)_总－n(AlO₂^-)＝0.05bmol－(0.05amol－0.15bmol)＝(0.2b－0.05a)mol＝0.05(4b－a)mol。　　　　
m[Al(OH)3]＝78g·mol－1×0.05(4b－a)mol ＝3.9(4b－a)g。　　　　
【答案】　

二氧化硫:

①化学式：SO₂
②分子结构：SO₂是由极性键形成的极性分子，因此易溶于水，其晶体为分子晶体。

二氧化硫的物理性质和化学性质：

1.物理性质：
SO2是无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，易溶于水(常温常压下，1体积水大约溶解40体积的SO2)，易液化(沸点-10℃)。
2.化学性质
(1)具有酸性氧化物的通性
①将SO2通入紫色石蕊试液中，试液变红。
②能与碱性氧化物、碱及某些盐反应。如：
 
(2)还原性


(3)弱氧化性

(4)漂白性(不能漂白酸碱指示剂) 能和某些有色物质化合生成无色物质，生成的无色物质不稳定，易分解而恢复原色，因此，SO2的漂白并不彻底。在中学化学常见试剂中，能用SO2漂白的只有品红溶液，品红溶液无色溶液恢复原色。

SO2与一些物质反应的实验现象：

SO2与强碱反应后固体成分的确定：

SO2与强碱(如NaOH)溶液发生反应后的固体成分取决于二者的用量。遇到类似的问题，可以采用数轴分析法讨论。设SO2的物质的量为n(SO2)，NaOH物质的量为n(NaOH)，数轴代表，如下数轴所示：

分析数轴可得：
（1）则固体物质为Na2SO3，
（2），则固体物质为NaOH 和Na2SO3．
（3），则同体物质为NaHSO3
（4），则固体物质为Na2SO3和NaHSO3，
（5），则固体物质为NaHSO3。

二氧化硫的制备：

工业制法：

实验室制法：

(1)收集：向上排空气法。
(2)检验：品红溶液。SO2是中学阶段学到的唯一种既能使品红褪色，加热后又能使其恢复原色的气体。
(3)尾气处理：用NaOH溶液吸收。

二氧化硫的用途：

工业上用二氧化硫漂白纸浆、毛、丝、草编制品等。此外，二氧化硫还可用于杀菌消毒，可以用作防腐剂。

二氧化硫对环境的污染及治理：

元素周期表编排原则:

(1)把电子层数相同的各种元素按原子序数递增的顺序从左至右排成横行。
(2)把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上到下排列成纵行。
注意:①元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律。
②历史上第一个元素周期表是1869年俄国化学家门捷列夫在前人探索的基础上排成的，他将元素按相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵行。

元素周期表的结构:

(1)周期
①周期的含义在元素周期表中，把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，这样每个横行为一个周期。现在使用的元素周期表有7个横行，即7 个周期。
②周期的划分
 
(2)族
①族的含义在周期表中，把不同横行(即周期)中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上到下排成纵行，除第8、9、10三个纵行叫做第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行为一族。现在使用的元素周期表有18 个纵行，它们被划分为16个族。
②族的划分
 
(3)元素周期表中主族元素金属性和非金属性的递变

元素性质推断知识点归纳：
 
(1)质量最轻的元素是氢（H），其单质可以填充气球；质量最轻的金属是锂（Li）；熔点最高的非金属单质是石墨；熔点最高的金属单质是钨（W）；熔点最低的金属单质是汞（Hg）。
(2)地壳中含量最多是氧（O），其次是Si、Al、Fe、Ca、Na、K、Mg、H、Ti。
(3)既难得电子，又难失电子且为单原子分子的气体是稀有气体。
(4)最高正价与最低负价绝对值之差为4的是硫（S）；最高正价与最低负价绝对值之差为零的是碳（C）和硅（Si）。
(5)碳（C）是形成化合物最多的元素，是构成有机物的骨架元素，可形成多种同素异形体，其中硬度最大的是金刚石，而C₆₀是分子晶体，熔点较低。
(6)常温下能与水反应放出氧气，单质是氟（F₂），化合物是过氧化钠（Na₂O₂）。
(7)硅（Si）是构成地壳岩石骨架的主要元素，单质硅可被强碱溶液腐蚀且能放出氢气，还能被弱酸氢氟酸所溶解。
(8)能在空气中自然的非金属单质是白磷（P₄），白磷有毒，能溶于CS₂，和红磷互为同素异形体，红磷不能自然，不溶于CS₂，白磷与红磷在一定的条件下可以相互转化。
(9)既能在二氧化碳中燃烧，又能在氮气中燃烧的金属是Mg，既能与酸溶液又能与碱溶液作用且均放出氢气的金属是铝（Al）。
(10)同一元素的气态氢化物和最高价氧化物的水化物化合生成盐的元素一定是氮（N）。
(11)同一元素的气态氢化物和气态氧化物反应生成该元素得单质和水，该元素可能是氮（N）或硫（S）。
(12)光照时可以释放电子的是铷（Rb）和铯（Cs）；常温下呈液态的金属是汞（Hg），非金属单质是溴（Br₂）。
解元素推断题必备知识归纳
(1)与元素的原子结构相关知识归纳
①最外层电子数等于次外层电子数的元素是Be、Ar；最外层电子数是次外层电子数2倍的元素有C；最外层电子数是次外层电子数3倍的元素有O；最外层电子数是次外层电子数4倍的元素有Ne。
②次外层电子数是最外层电子数2倍的元素有Li、Si；次外层电子数是最外层电子数4倍的元素有Mg。
③内层电子数是最外层电子数2倍的元素有Li、P；电子总数是最外层电子数2倍的元素有Be。原子核内无中子的元素是11H。
④常见等电子微粒：

电子数	分子	阳离子	阴离子
2	H2、He	Li+、Be2+	H-
10	Ne、HF、H2O、NH3、CH4	Na+、Mg2+、Al3+、H3O+、NH4+	O2-、F-、OH-、NH2-
18	Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4、C2H6、CH3OH	K+、Ca2+	S2-、HS-、Cl-

(2)元素在周期表中的位置相关知识归纳
①主族序数与周期序数相同的元素有H、Be、Al；主族序数是周期序数2倍的元素有C、S；主族序数是周期序数3倍的元素有O。
②周期序数是主族序数2倍的元素有Li、Ca；周期序数是主族序数3倍的元素有Na。
③最高正价与最低负价的绝对值相等的元素有C、Si；最高正价是最低负价的绝对值3倍的元素有S。
④上一周期元素所形成的阴离子和下一周期元素最高价态阳离子的电子层结构与上一周期零族元素原子的电子层结构相同。
(3)与元素性质相关知识归纳
①元素所形成的单质及化合物的物理特性
A.颜色：常温下，单质为有色气体的元素是F、Cl；单质为淡黄色固体的元素是S；焰色反应火焰呈黄色的元素是Na，呈紫色的元素是K（通过兰色钴玻璃）。
B.状态：常温下，单质呈液态的非金属元素是Br；单质为白色蜡状固体的元素是P。
C.气味：有臭鸡蛋气味的非金属元素是S。
D.熔点：单质熔点最低的金属元素是Hg；熔点最高的金属元素是W。单质熔点最高的非金属元素是C。氢化物熔点最高的非金属元素是O。氧化物熔点最高的非金属元素是Si。
E.硬度：单质为天然物质中硬度最大的元素是C。
F.密度：单质最轻的金属元素是Li；单质最轻的非金属元素是H。
G.溶解性：气态氢化物最易溶于水的元素是N。
H.导电性：单质能导电的非金属元素是C；单质属于半导体材料的是Si。
②元素所形成的单质及化合物的化学特性
A.无正价、无含氧酸的元素是F；单质氧化性最强、其氢化物水溶液可雕刻玻璃的元素是F；气态氢化物稳定性最强的元素是F；最高价氧化物对应的水化物酸性最强的元素是Cl。
B.其两种同素异形体对人类生存都非常重要的元素是O（O₃层被称为人类和生物的保护伞）；气态氢化物与最低价氧化物能反应生成单质的是S。
C.气态氢化物与最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素是N；气态氢化物能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的元素是N；其中一种同素异形体在空气中能自燃的元素是P。
③元素性质递变规律
A.元素金属性强弱比较规律
I．依据元素周期表，同一周期中，从左到右，金属性逐渐减弱；同一主族中，由上到下，金属性逐渐增强。
II．依据最高价氧化物的水化物碱性强弱，碱性越强，金属性越强。
III．依据金属活动性顺序（极少数例外）。
IV．依据金属单质与酸或水反应的剧烈程度，反应越剧烈，金属性越强。
V．依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。
VI．依据原电池原理，原电池中作负极的金属比作正极的金属金属性强。
VII．依据电解原理，电解时，阴极上后析出的金属比先析出的金属金属性强。
B.元素非金属性强弱比较规律
I．依据元素周期表，同一周期中，从左到右，非金属性逐渐增强；同一主族中，由上到下，非金属性逐渐减弱。
II．依据最高价氧化物的水化物的酸性强弱，酸性越强，非金属性越强。
III．依据与H₂化合的难易，越容易化合，非金属性越强。
IV．依据其气态氢化物的稳定性，稳定性越强，非金属性越强。
V．依据非金属单质与盐溶液之间的置换反应。
C.微粒半径大小比较规律
I．同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小，如第3周期中：Na⁺>Mg²⁺>Al³⁺；同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小，如第3周期中：P^3->S^2->Cl^-。
II．同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大，如第IA族中：Li<Na+<K+，同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如第VIIA族中：F^-<Cl^-<Br^-。
III．阳离子半径总比相应原子半径小，如Na⁺<Na，阴离子半径总比相应原子半径大，如S^2->S。
IV．电子层结构相同的离子半径随原子序数的增大而减小，如S^2->Cl^->K⁺>Ca²⁺，O^2->F^->Na⁺>Mg²⁺>Al³⁺。
④元素的含量地壳中质量分数最大的元素是O，其次是Si；地壳中质量分数最大的金属元素是Al，其次是Fe；氢化物中氢元素质量分数最大的是C；所形成的有机化合物中种类最多的是C。
(3)解元素推断题的方法解答元素推断题，必须抓住原子结构和元素的有关性质，掌握元素周期表中主要规律，熟悉某些元素（短周期或前20号元素）的性质、存在和用途的特殊性，用分析推理法确定未知元素在周期表中的位置。对于有突破口的元素推断题，可利用题目暗示的突破口，联系其它条件，顺藤摸瓜，各个击破，推出结论。对无明显突破口的元素推断题，可利用题示条件的限定，逐渐缩小推求范围，并充分考虑各元素的相互关系予以推断。有时限制条件不足，则可进行讨论，得出合理结论，有时答案不止一组，只要能解释通都可以，若题目只要求一组，则选择自己最熟悉、最有把握的。有时需要运用直觉，大胆尝试、假设，再根据题给条件进行验证，也可推出。

离子结构示意图的判断方法：

正离子的离子结构示意图中核内质子数大于核外电子数；
负离子的离子结构示意图中核内质子数小于核外电子数。

原子是否满足最外层8电子结构的判断方法:

 1．离子化合物
(1)阳离子：看“主族元素原子的次外层电子数+ 原子的最外层电子数一化合价数”是否等于8，若为8，则该原子满足最外层8电子结构，否则不满足。
(2)阴离子：看“其原子的最外层电子数+化合价的绝对值”是否等于8，若为8，则该原子满足最外层8 电子结构，否则不满足。
2．共价化合物计算“各原子的最外层电子数+化合价的绝对值” 是否等于8，若为8，则该原子满足最外层8电子结构，否则不满足。另外，还有一些不满足8电子结构的特殊粒子，请大家记住：
(1)主族元素形成的化合物中：
a．H、Li、Be、B元素原子不满足最外层8电子结构．
b．非最高价离子(如 Pb²⁺、Bi³⁺等)也不满足最外层8电子结构。
(2)过渡金属元素形成的离子最外层电子数一般大于8.

共价键：

1．本质原子之间形成共用电子对(或电子云重叠)，使得电子出现在核间的概率增大。
2．特征
具有方向性与饱和性。
(1)共价键的饱和性一个原子中的一个未成对电子与另一个原子中的一个未成对电子配对成键后，一般来说就不能再与其他原子的未成对电子配对成键了，即每个原子所能形成共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的，这称为共价键的饱和性。
例如，氯原子中只有一个未成对电子，所以两个氯原子之间可以形成一个共价键，结合成氯分子，表示为氮原子中有三个未成对电子，两个氮原子之间能够以共价三键结合成氮分子，表示为一个氮原子也可与_二个氢原子以三个共价键结合成氨分子，表示为
(2)共价键的方向性
共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，这就是共价键的方向性。除s轨道是球形对称外，其他原子轨道都具有一定的空间分布。在形成共价键时，原子轨道重叠得越多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键就越牢固。
例如，硫原子的价电子排布是有两个未成对电子，如果它们分布在互相垂直的轨道中，那么当硫原子和氢原子结合生成硫化氢分子时，一个氢原子的1s轨道上的电子能与硫原子的轨道上的电子配对成键，另一个氢原子的1s轨道上的电子只能与硫原子的轨道上的电子配对成键。
说明：
①共价键的饱和性决定着各种原子形成分子时相互结合的数量关系。如一个氢分子只能由两个氢原子构成，一个水分子只能由两个氢原子和一个氧原子构成。
②共价键的方向性决定着分子的空间构型。
3．分类
(1)按成键原子是否相同或共用电子对是否偏移分

(2)按成键方式分


(3)按共用电子对数分

离子键和共价键：

 

定义:

在化学反应中，一般是原子的最外层电子数目发生变化。为了简便起见，化学中常在元素符号周围用小黑点“· ”或小叉“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式。
(1)原子的电子式：H· 、Na· 、
(2)阳离子的电子式：不画出离子最外层电子数，元素右上角标出“n+”电荷字样：Na⁺、Al³⁺、Mg²⁺
(3)阴离子的电子式:要画出最外层电子数，用 “[  ]”括起来，右上角标出“n-”：、、
(4)离子化合物的电子式：由阴、阳离子的电子式组成，相同离子不能合并：
、
(5)共价化合物的电子式：画出离子最外层电子数：、
(6)用电子式表示物质形成的过程：
氯化氢的形成过程：
氯化镁的形成过程：

结构式:

共价键中的每一对共用电子用一根短线表示，未成键电子不写出，物质的电子式就变成了结构式。
例如:

书写电子式的常见错误:

 1．漏写未参与成键的电子,如：
2．化合物类型不清，漏写或多写“[]”及错写电荷数，如：
3．书写不规范，错写共用电子对如：N2的电子式为：，不能写成：，更不能写成：或。
4．不考虑原子间的结合顺序如：HClO的电子式为，而非。因氧原子需形成2对共用电子才能达到稳定结构，而H、 Cl各需形成1对共用电子就能达到稳定结构。
5．不考虑原子最外层有几个电子均写成8电子结构如：的电子式为，而非， 因中碳原子最外层应有6个电子(包括共用电子)，而非8个电子。
6．不清楚A如型离子化合物中两个B是分开写还是写一块如：中均为-l 价，Br^-、H^-已达到稳定结构，应分开写；C原子得一个电子，最外层有5个电子，需形成三对共用电子才能达到稳定结构，不能分开写；氧原子得一个电子，最外层有7个电子，需形成一对共用电子才能达到稳定结构，也不能分开写。它们的电子式分别为：