高中化学必修1知识点归纳总结律学生版.docx

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高中化学必修1知识点归纳总结律学生版

高中化学必修1知识点归纳总结

第一章从实验学化学

第一节化学实验基本方法

一、熟悉化学实验基本操作

危险化学品标志，如酒精、汽油——易然液体；浓H2SO4、NaOH（酸碱）—腐蚀品;遇湿易燃—钠

二、混合物的分离和提纯：

1、分离的方法：

①过滤：

②蒸发：

③蒸馏：

④分液：

。

⑤萃取：

利用混合物中一种溶质在的溶剂里，

用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来。

2、粗盐的提纯：

（1）粗盐的成分：

主要是NaCl，还含有MgCl2、CaCl2、Na2SO4、泥沙等杂质

（2）步骤：

①将粗盐溶解后过滤；②在过滤后得到粗盐溶液中加过量试剂BaCl2（除SO42－）、Na2CO3（除Ca2＋、过量的Ba2＋）、NaOH（除Mg2＋）溶液后过滤；③得到滤液加盐酸（除过量的CO32－、OH－）调pH=7得到NaCl溶液；④蒸发、结晶得到精盐。

上述步骤中步骤2和步骤三所涉及的离子方程式有：

1、

2、3、4、

5、6、

加试剂顺序关键：

（ⅰ）（ⅱ）

3、蒸馏装置注意事项：

①加热烧瓶要垫上石棉网；②温度计的水银球应位于

③加碎瓷片的目的；④冷凝水由

4、从碘水中提取碘的实验时，选用萃取剂应符合原则：

①被萃取的物质在萃取剂比在原溶剂中的大得多；②萃取剂与原溶液溶剂;③萃取剂不能与被萃取的物质反应。

三、离子的检验：

①SO42－：

先加，再加有白色沉淀，原溶液中一定含有SO42－。

Ba2＋＋SO42－＝BaSO4↓

②Cl－（用、检验）加溶液有白色沉淀生成，再加沉淀不溶解，原溶液中一定含有Cl－；或先加酸化，再加溶液，如有白色沉淀生成，则原溶液中一定含有Cl－。

Ag＋＋Cl－＝AgCl↓。

③CO32－：

（用、检验）先加溶液生成白色沉淀，再加，沉淀溶解，并生成无色无味、能使变浑浊的气体，则原溶液中一定含有CO32－。

第二节化学计量在实验中的应用

1、物质的量（n）是国际单位制中7个之一。

2、五个新的化学符号：

概念、符号

定义

注意事项

物质的量：

n

衡量一定数目粒子集体的物理量

①摩尔（mol）是物质的量的单位，只能用来衡量微观粒子：

原子、分子、离子、原子团、电子、质子、中子等。

②用物质的量表示微粒时，要指明粒子的种类。

阿伏加德罗常数：

NA

1mol任何物质所含粒子数。

NA有单位：

，读作，

NA≈。

摩尔质量：

M

单位物质的量物质所具有的质量

①一种物质的摩尔质量以为单位时，在与其相对原子或相对分子质量相等。

②一种物质的摩尔质量不随其物质的量变化而变

气体摩尔体积：

Vm

单位物质的量气体所具有的体积

①影响气体摩尔体积因素有温度和压强。

②在标准状况下（条件：

温度：

压强：

）1mol任何气体所占体积约为22.4L即在标准状况下，Vm≈

物质的量浓度：

C

单位体积溶液所含某溶质B物质的量。

①公式中的V必须是的体积；将1L水溶解溶质或者气体，溶液体积肯定不是1L

②某溶质的物质的量浓度不随所取溶液体积多少而变

3、各个量之间的关系：

4、溶液稀释公式：

（根据溶液稀释前后，溶液中溶质的物质的量不变）

C浓溶液V浓溶液＝C稀溶液V稀溶液（注意单位统一性，一定要将mL化为L来计算）。

5、溶液中溶质浓度可以用两种方法表示：

①质量分数W，②物质的量浓度C。

质量分数W与物质的量浓度C的关系：

C=（其中ρ单位为）

6、一定物质的量浓度溶液的配制

（1）配制使用的仪器：

（固体溶质）、（液体溶质）、（强调：

在具体实验时，应写规格，否则错！

）、、、。

（2）配制的步骤：

①②（或）③溶解（静置冷却）④⑤⑥⑦。

（如果仪器中有试剂瓶，就要加一个步骤---装瓶）。

400mL的溶液应用500mL容量瓶。

例如：

配制400mL0.1mol／L的Na2CO3溶液：

（1）计算：

需无水Na2CO3

（2）称量：

用托盘天平称量相应量的无水Na2CO3

（3）溶解：

所需仪器、。

（4）转移：

将烧杯中的溶液沿小心地引流到中。

（5）定容：

当往容量瓶里加蒸馏水时，距刻度线处停止，为避免加水的体积过多，改用加蒸馏水到溶液的正好与刻度线相切，这个操作叫做定容。

注意事项：

①不能配制任意体积的一定物质的量浓度的溶液，这是因为

②溶液注入容量瓶前需恢复到室温，这是因为容量瓶受热易炸裂，同时溶液温度过高会使容量瓶膨胀影响溶液配制的精确度。

若不恢复到室温会使浓度偏（高或低）

③用胶头滴管定容后再振荡，出现液面底于刻度线时不要再加水，这是因为振荡时有少量溶液粘在瓶颈上还没完全回流，故液面暂时低于刻度线，若此时又加水会使所配制溶液的浓度偏（高或低）

④如果加水定容时超出了刻度线，不能将超出部分再吸走，须

⑤如果摇匀时不小心洒出几滴，不能再加水至刻度，必须，这是因为所洒出的几滴溶液中含有溶质，会使所配制溶液的浓度偏（高或低）

⑥溶质溶解后转移至容量瓶时，必须用少量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2—3次，并将洗涤液一并倒入容量瓶，这是因为烧杯及玻璃棒会粘有少量溶质，只有这样才能尽可能地把溶质全部转移到容量瓶中。

如无此操作会使浓度偏（高或低）

第二章化学物质及其变化

第一节物质的分类

1、掌握两种常见的分类方法：

和。

2、分散系及其分类：

（1）分散系组成：

分散剂和分散质，按照分散质和分散剂所处的状态，分散系可以有9种组合方式。

（2）当分散剂为液体时，根据分散质粒子大小可以将分散系分为、、。

分散系

溶液

胶体

浊液

分散粒子直径

＜

～

＞

外观

均一,透明,稳定

均一,透明,介稳体系

不均一,不透明,不稳定

能否透过滤纸

能

不能

能否透过半透膜

能

不能

实例

食盐水

Fe（OH）3胶体

泥浆水

3、胶体：

（1）常见胶体：

Fe（OH）3胶体、Al（OH）3胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、蛋白质溶液、有色玻璃、墨水等。

（2）胶体的特性：

能产生。

它是区别胶体与其他分散系常用方法

胶体与其他分散系的本质区别是。

（3）Fe（OH）3胶体的制备方法：

将溶液滴入中，继续加热至体系呈红褐色，停止加热，得Fe（OH）3胶体。

第二节离子反应

一、电解质和非电解质

电解质：

在水溶液里熔融状态下能导电的。

1、化合物

非电解质：

在水溶液中熔融状态下都不能导电的。

（如：

有机物：

酒精[乙醇]、蔗糖。

非金属氧化物：

SO2、SO3。

NH3等是非电解质。

）

（1）电解质和非电解质都是，单质和混合物。

（2）酸、碱、盐和水都是

（3）能导电的物质不一定是电解质。

能导电的物质：

电解质溶液、熔融的碱和盐、金属单质和石墨。

电解质需在水溶液里或熔融状态下才能导电。

固态电解质（如：

NaCl晶体）不导电，液态酸（如：

液态HCl）不导电。

2、溶液能够导电的原因：

有能够自由移动的离子。

3、电离方程式：

要注意配平，原子个数守恒，电荷数守恒。

如：

Al2（SO4）3＝2Al3＋＋3SO42－

二、离子反应：

1、离子反应发生的条件：

离子反应发生条件：

生成沉淀、生成气体、弱电解质（水、弱酸、弱碱）。

6个弱酸：

1个弱碱：

9大沉淀：

2、离子方程式的书写：

（写、拆、删、查）

①写：

写出正确的化学方程式。

（要注意配平。

）

②拆：

把易溶的强电解质（易容的盐、强酸、强碱）写成离子形式。

③删：

删除不参加反应的离子（价态不变和存在形式不变的离子）

④查：

检查书写离子方程式等式两边是否原子个数守恒、电荷数守恒。

★3、离子方程式正误判断：

（看几看）

①看是否符合反应事实（能不能发生反应，反应物、生成物对不对）（代表铜与稀盐酸）②看是否可拆。

③看是否配平（原子个数守恒，电荷数守恒）。

④看“＝”“”“↑”“↓”是否应用恰当。

常见错误改写：

（1）石灰石与盐酸反应CO32－+2H+===CO2↑+H2O

（2）纯碱与醋酸反应CO32－+2H+===CO2↑+H2O

（3）铁和稀硫酸反应2Fe+6H+===2Fe3++3H2↑

（4）硫酸与氢氧化钡溶液的反应H++SO42－+OH－+Ba2+===BaSO4↓+H2O

（5）铜片插入硝酸银溶液中Cu+Ag+===Cu2++Ag

（6）CH3COOH溶液与NH3·H2O溶液反应：

H＋＋OH－===H2O

★4、离子共存问题

（1）由于发生复分解反应（生成沉淀或气体或水）的离子不能大量共存。

生成沉淀：

AgCl、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg（OH）2、Cu（OH）2等。

生成气体：

CO32－、HSO3－、SO32－、HCO3－等易挥发的弱酸的酸根与H＋不能大量共存。

生成H2O：

①H＋和OH－生成H2O。

②酸式酸根离子如：

HCO3－既不能和H＋共存，也不能和

OH－共存。

如：

HCO3－＋H＋＝H2O＋CO2↑，HCO3－＋OH－＝H2O＋CO32－

（2）审题时应注意题中给出的附加条件。

①无色溶液中不存在有色离子：

Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO4－（常见这四种有色离子）。

②注意挖掘某些隐含离子：

酸性溶液（或pH＜7）中隐含有H＋，碱性溶液（或pH＞7）中隐含有

OH－。

③注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。

第三节氧化还原反应

一、氧化还原反应

1、氧化还原反应的本质：

。

2、氧化还原反应的特征：

。

3、判断氧化还原反应的依据：

凡是有元素化合价升降或有电子的转移的化学反应都属于氧化还原反应。

4、氧化还原反应相关概念：

失（失电子）→升（化合价升高）→氧（被氧化或发生氧化反应）→生成氧化产物→还原剂（具有还原性）

得（得电子）→降（化合价降低）→还（被还原或发生还原反应）→生成还原产物→氧化剂（具有氧化性）：

★（注：

一定要熟记以上内容，以便能正确判断出一个氧化还原反应中的氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物；氧化剂、还原剂在反应物中找；氧化产物和还原产物在生成物中找。

）

化合价升高失电子被氧化

氧化剂＋还原剂＝还原产物＋氧化产物

化合价降低得电子被还原

#二、氧化性、还原性强弱的判断

（1）根据氧化还原反应方程式在同一氧化还原反应中，

氧化性：

氧化剂＞氧化产物

还原性：

还原剂＞还原产物

三、如果使元素化合价升高，即要使它被氧化，要加入氧化剂才能实现；

如果使元素化合价降低，即要使它被还原，要加入还原剂才能实现；

第三章金属及其化合物

第一节金属的化学性质

一、钠Na

1、单质钠的物理性质：

钠质软、银白色、熔点低、密度比水的小但比煤油的大。

2、单质钠的化学性质：

①钠与O2反应

常温下：

（新切开的钠放在空气中容易变暗）

加热时：

（钠先熔化后燃烧，发出黄色火焰，生成固体。

）

Na2O2中氧元素为价，Na2O2既有氧化性又有还原性。

2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2

Na2O2是呼吸面具、潜水艇的供氧剂，Na2O2具有强氧化性能漂白。

②钠与H2O反应

化学方程式：

离子方程式：

实验现象：

“浮——钠密度比水小；游——生成氢气；响——反应剧烈；

熔——钠熔点低；红——生成的NaOH遇酚酞变红”。

③钠与盐溶液反应

如钠与CuSO4溶液反应，应该先是钠与H2O反应生成NaOH与H2，再和CuSO4溶液反应，有关化学方程式：

总的方程式：

实验现象：

K、Ca、Na三种单质与盐溶液反应时，先与水反应生成相应的碱，碱再和盐溶液反应

④钠与酸反应：

2Na＋2HCl＝2NaCl＋H2↑（反应剧烈）离子方程式：

2Na＋2H＋＝2Na＋＋H2↑

3、钠的存在：

以态存在。

4、钠的保存：

保存在或中。

5、钠在空气中的变化过程：

Na――－→―――→―――→―――→（结晶）――－→（风化），最终得到是一种白色粉末。

一小块钠置露在空气中的现象：

银白色的钠很快变暗（生成Na2O），跟着变成白色固体（NaOH），然后在固体表面出现小液滴（NaOH易潮解），最终变成白色粉未（最终产物是Na2CO3）。

二、铝Al

1、单质铝的物理性质：

银白色金属、密度小（属轻金属）、硬度小、熔沸点低。

2、单质铝的化学性质

①铝与O2反应：

常温下铝能与O2反应生成致密氧化膜，保护内层金属。

加热条件下铝能与O2反应生成氧化铝：

②常温下Al既能与强酸反应，又能与强碱溶液反应，均有H2生成，也能与不活泼的金属盐溶液反应：

铝与盐酸化学方程式：

离子方程式：

铝与氢氧化钠溶液化学方程式：

离子方程式：

铝与硝酸铜化学方程式：

离子方程式：

注意：

铝制餐具不能用来长时间存放酸性、碱性和咸的食品。

③铝与某些金属氧化物的反应（如V、Cr、Mn、Fe的氧化物）叫做铝热反应

Fe2O3＋2Al＝＝2Fe＋Al2O3，Al和Fe2O3的混合物叫做铝热剂。

利用铝热反应焊接钢轨。

三、铁

1、单质铁的物理性质：

铁片是银白色的，铁粉呈黑色，纯铁不易生锈，但生铁（含碳杂质的铁）在潮湿的空气中易生锈。

（原因：

形成了铁碳原电池。

铁锈的主要成分是Fe2O3）。

2、单质铁的化学性质：

①铁与氧气反应：

（现象：

剧烈燃烧，火星四射，生成黑色的固体）

②与非氧化性酸反应：

离子反应（）

常温下铝、铁遇浓硫酸或浓硝酸钝化。

加热能反应但无氢气放出。

③与盐溶液反应：

离子反应（）

④与水蒸气反应：

第二节几种重要的金属化合物

一、氧化物

1、Al2O3的性质：

氧化铝是一种白色难溶物，其熔点很高，可用来制造耐火材料如坩锅、耐火管、耐高温的实验仪器等。

Al2O3是两性氧化物：

既能与强酸反应，又能与强碱反应：

与盐酸反应化学方程式：

：

离子方程式：

与氢氧化钠反应化学方程式：

：

离子方程式：

2、铁的氧化物的性质：

FeO、Fe2O3都为碱性氧化物，能与强酸反应生成盐和水。

FeO与盐酸反应化学方程式：

：

离子方程式：

Fe2O3与盐酸反应化学方程式：

：

离子方程式：

二、氢氧化物

1、氢氧化铝Al（OH）3

①Al（OH）3是两性氢氧化物，在常温下它既能与强酸，又能与强碱反应：

与盐酸反应化学方程式：

：

离子方程式：

与氢氧化钠反应化学方程式：

：

离子方程式：

②Al（OH）3受热易分解成Al2O3：

（规律：

不溶性碱受热均会分解）

③Al（OH）3的制备：

实验室用可溶性铝盐和氨水反应来制备Al（OH）3

化学方程式：

：

离子方程式：

因为强碱（如NaOH）易与Al（OH）3反应，所以实验室不用强碱制备Al（OH）3，而用。

2、铁的氢氧化物：

氢氧化亚铁Fe（OH）2（白色）和氢氧化铁Fe（OH）3（红褐色）

①都能与酸反应生成盐和水：

Fe（OH）2＋2HCl＝FeCl2＋2H2OFe（OH）2＋2H＋＝Fe2＋＋2H2O

Fe（OH）3＋6HCl＝2FeCl3＋3H2OFe（OH）3＋3H＋＝2Fe3＋＋3H2O

②Fe（OH）2可以被空气中的氧气氧化成Fe（OH）3

化学方程式：

（现象：

白色沉淀→→）

③Fe（OH）3受热易分解生成Fe2O3：

化学方程式：

3、氢氧化钠NaOH：

俗称烧碱、火碱、苛性钠，易潮解，有强腐蚀性，具有碱的通性。

三、盐

1、铁盐（铁为+3价）、亚铁盐（铁为+2价）的性质：

①铁盐（铁为+3价）具有氧化性，可以被还原剂（如铁、铜等）还原成亚铁盐：

2FeCl3＋Fe＝3FeCl2（2Fe3＋＋Fe＝3Fe2＋）（价态归中规律）

2FeCl3＋Cu＝2FeCl2＋CuCl2（2Fe3＋＋Cu＝2Fe2＋＋Cu2＋）（制印刷电路板的反应原理）

亚铁盐（铁为+2价）具有还原性，能被氧化剂（如氯气、氧气、硝酸等）氧化成铁盐

2FeCl2＋Cl2＝2FeCl3（2Fe2＋＋Cl2＝2Fe3＋＋2Cl－）

②Fe3＋离子的检验：

a.溶液呈黄色；b.加入KSCN（硫氰化钾）溶液变红色；c.加入NaOH溶液反应生成红褐色沉淀[Fe（OH）3]。

Fe2+离子的检验：

a.溶液呈浅绿色；b.先在溶液中加入KSCN溶液，不变色，再加入氯水，溶液变红色；c.加入NaOH溶液反应先生成白色沉淀，迅速变成灰绿色沉淀，最后变成红褐色沉淀。

2、钠盐：

Na2CO3与NaHCO3的性质比较

Na2CO3

NaHCO3

俗称

纯碱、苏打

小苏打

水溶性比较

Na2CO3>NaHCO3

溶液酸碱性

碱性

碱性

与酸反应剧烈程度

较慢（二步反应）

较快（一步反应）

与酸反应

Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑

CO32－+2H+=CO2↑+H2O

NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑

HCO3－+H+=H2O+CO2↑

热稳定性

加热不分解

加热分解

2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2↑

与CO2反应

Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3

不反应

与NaOH溶液反应

不反应（不能发生离子交换）

NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O

HCO3－+OH－=H2O+CO32－

与Ca（OH）2溶液反应

Ca（OH）2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH

Ca2++CO32－=CaCO3↓

也能反应生成CaCO3沉淀

与CaCl2溶液反应

有CaCO3沉淀

不反应

用途

洗涤剂，玻璃、肥皂、造纸、纺织等工业

发酵粉、灭火剂、治疗胃酸过多（有胃溃疡时不能用）

相互转化

Na2CO3NaHCO3

四、焰色反应

1、定义：

金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈现特殊颜色的性质。

2、操作步骤：

铂丝（或铁丝）用盐酸浸洗后灼烧至无色，沾取试样（单质、化合物、气、液、固均可）在火焰上灼烧，观察颜色。

3、重要元素的焰色：

钠元素黄色、钾元素紫色（透过蓝色的钴玻璃观察，以排除钠的焰色的干扰）

焰色反应属物理变化。

与元素存在状态（单质、化合物）、物质的聚集状态（气、液、固）等无关，只有少数金属元素有焰色反应。

第三节用途广泛的金属材料

1、合金的概念：

由两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合而成的具有金属特性的物质。

2、合金的特性：

合金与各成分金属相比，具有许多优良的物理、化学或机械的性能。

①合金的硬度一般比它的各成分金属的大②合金的熔点一般比它的各成分金属的低

第四章非金属及其化合物

一、硅及其化合物Si

硅元素在地壳中的含量排第二，在自然界中没有游离态的硅，只有以化合态存在的硅，常见的是二氧化硅、硅酸盐等。

硅的原子结构示意图为，硅元素位于元素周期表第三周期第ⅣA族，硅原子最外层有4个电子，既不易失去电子又不易得到电子，主要形成四价的化合物。

1、单质硅（Si）：

（1）物理性质：

有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大。

（2）化学性质：

①常温下化学性质不活泼，只能跟F2、HF和NaOH溶液反应。

Si＋2F2＝SiF4Si＋4HF＝SiF4↑＋2H2↑Si＋2NaOH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑

②在高温条件下，单质硅能与O2和Cl2等非金属单质反应。

Si＋O2

SiO2Si＋2Cl2

SiCl4

（3）用途：

太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。

（4）硅的制备：

工业上，用C在高温下还原SiO2可制得粗硅。

SiO2＋2C＝Si（粗）＋2CO↑Si（粗）＋2Cl2＝SiCl4SiCl4＋2H2＝Si（纯）＋4HCl

2、二氧化硅（SiO2）：

（1）SiO2的空间结构：

立体网状结构，SiO2直接由原子构成，不存在单个SiO2分子。

（2）物理性质：

熔点高，硬度大，不溶于水。

（3）化学性质：

SiO2常温下化学性质很不活泼，不与水、酸反应（氢氟酸除外），能与强碱溶液、氢氟酸反应，高温条件下可以与碱性氧化物反应：

①与强碱反应：

SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O（生成的硅酸钠具有粘性，所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避免Na2SiO3将瓶塞和试剂瓶粘住，打不开，应用橡皮塞）。

②与氢氟酸反应[SiO2的特性]：

SiO2＋4HF＝SiF4↑+2H2O（利用此反应，氢氟酸能雕刻玻璃；氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放，应用塑料瓶）。

③高温下与碱性氧化物反应：

SiO2＋CaO

CaSiO3

（4）用途：

光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。

3、硅酸（H2SiO3）：

（1）物理性质：

不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分能力强。

（2）化学性质：

H2SiO3是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱，其酸酐为SiO2，但SiO2不溶于水，故不能直接由SiO2溶于水制得，而用可溶性硅酸盐与酸反应制取：

（强酸制弱酸原理）

Na2SiO3＋2HCl＝2NaCl＋H2SiO3↓

Na2SiO3＋CO2＋H2O＝H2SiO3↓＋Na2CO3（此方程式证明酸性：

H2SiO3＜H2CO3）

（3）用途：

硅胶作干燥剂、催化剂的载体。

4、硅酸盐

硅酸盐：

硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。

硅酸盐种类很多，大多数难溶于水，最常见的可溶性硅酸盐是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗称水玻璃，又称泡花碱，是一种无色粘稠的液体，可以作黏胶剂和木材防火剂。

硅酸钠水溶液久置在空气中容易变质：

Na2SiO3＋CO2＋H2O＝Na2CO3＋H2SiO3↓（有白色沉淀生成）

传统硅酸盐工业三大产品有：

玻璃、陶瓷、水泥。

硅酸盐由于组成比较复杂，常用氧化物的形式表示：

活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水。

氧化物前系数配置原则：

除氧元素外，其他元素按配置前后原子个数守恒原则配置系数。

硅酸钠：

Na2SiO3Na2O·SiO2硅酸钙：

CaSiO3CaO·SiO2

高岭石：

Al2（Si2O5）（OH）4Al2O3·2SiO2·2H2O

正长石：

KAlSiO3不能写成K2O·Al2O3·3SiO2，应写成K2O·Al2O3·6SiO2

二、氯及其化合物

氯原子结构示意图为，氯元素位于元素周期表中第三周期第ⅦA族，氯原子最外电子层上有7个电子，在化学反应中很容易得到1个电子形成Cl－，化学性质活泼，在自然界中没游离态的氯，氯只以化合态存在（主要以氯化物和氯酸盐）。

1、氯气（Cl2）：

（1）物理性质：

黄绿色有刺激性气味有毒的气体，密度比空气大，易液化成液氯，易溶于水。

（氯气收集方法—向上排空气法或者排饱和食盐水；液氯为纯净物）

（2）化学性质：

氯气化学性质非常活泼，很容易得到电子，作强氧化剂，能与金属、非金属、水以及碱反应。

①与金属反应（将金属氧化成最高