元素化学主族部分
主族元素部分 卤素
一、通性卤素位于周期表第七主族, 价层电子构型ns2np5，包括F、Cl、Br、I、At五种元素
（一）卤素原子的
物理性质 1. 从上到下，原子半径、离子半径增大2. 易得电子形成阴离子1/2X2+e-→X-
3. 第一电离能从F →I依次减小4. 电负
性从F →I减小 θ
5.Φ(X2/X-)值从F
→I逐渐减小6. 氧化值： F（-1，0）
Cl，Br，I（-1，0，+1，+3，+5，+7）
（二）卤素的存在 卤素以X-负一价离子的形式存在于矿石和海水中 F: 存在于萤石CaF2、冰晶石Na3AlF6、氟磷灰石Ca5F(PO4)3
Cl: 主要存在于海水、盐湖、盐井，盐床中，主要有钾石盐KCl、光卤石KCl·MgCl2.6H2O Br: 主要存在于海水中 I: 主要被海藻所吸收 At: 放射性元素，人工合成
X2+H2=2HX（反应条件） 发生氧化反应而放出氧气 2X2+2H2O=4H++4X-+O2↑
F2，Cl2，Br2能与水发生氧化反应，而I2不能发生此反应 能发生：4I-+O2+4H+=2I2+2H2O
X2+H2O=H++X-+HXO 歧化反应时X2发生异裂的结果 X-+X++OH-+H+=HX+XOH
∵Cl+→I+得电子能力减弱 ∴歧化程度越来越小 K(Br2)=7.2×10-9 ; K(I2)=2.0×10-13 通常所用的氯水、溴水和碘水主要成分是单质。加酸能抑制卤素的歧化，加碱则促进歧化
碱溶液较稀 (2%) 时:2F2+2OH=2F+OF2+2H2O 碱溶液较浓时:2F2+4OH-=4F-+O2+2H2O (1) 氢卤酸的酸性：
HF
HF在浓度为5~15 mol/L时, 已变成强酸, 是缔合所致:
HF=H++F- Ka=7.2×10-4 2HF=H++HF2- Ka=5.1 HI最易分解 1. 卤化物定义：卤素和电负性比它小的元素生成的化合物叫卤化物 分类：根据卤化物的键型，又可分为:
（1）离子型卤化物: 卤素与IA，IIA族元素所形成的互化物
（2）共价型卤化物： 卤素与非金属、氧化值较高的金属所形成的互化物 金属卤化物：离子型：CsF，NaCl，BaCl2，LaCl3 IA，IIA，镧系，锕系大多数金属 共价型①AgCl，HgCl2（18e-构型）②AlCl3，SnCl4，
FeCl3，TiCl4 记：Sn(OH)Cl，SbOCl，BiOCl
HF的特殊性：与SiO2或硅酸盐反应 SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O CaSiO3+6HF=CaF2+SiF4
↑+3H2O
ClO2的结构： 键角：116.5°
Cl2O: 极易溶于水 Cl2O+ H2O = 2HOCl Cl2O是HOCl的酸酐.主要用来制次氯酸盐 I2O5 制备: 2HIO3 = I2O5 + H2O性质: 2I2O5 = 2I2 + 5O2
I2O5易吸水成为HIO3, I2O5作为氧化剂, 可以氧化NO, C2H4, H2S, CO等 I2O5 +5CO= I2 + 5CO2——鉴定CO含量
*表示仅存在于溶液中而不能分离出纯酸 含氧酸氧化还原的周期性
同一周期主族元素和同一周期过渡元素最高氧化态含氧酸的氧化性随原子序数递增而增强。 同族主族元素最高氧化态含氧酸氧化性随原子序数增加呈现锯齿形变化。 同族副族元素含氧酸的Φθ值随原子序数Z
次卤酸盐的通性
HOX均为酸性， HOCl > HOBr > Ka 2.8×10-8 2.6×10-9 2.4× 稳定性: HOCl>HOBr>HOI (HOF稳定)
次氯酸是很弱的酸 Ka=2.8×10-8——比碳酸还弱
次氯酸不稳定 光照：2HClO = O2+2HCl 加热：问题：将氯气通入冷碱和热碱中的反应？ 卤酸性质:
(1)酸性: HClO3 > HBrO3 >HIO3 (2)稳定性: HClO3 HIO3 Φθ(XO3-/X-)/V 1.47 1.52 1.19 体现了p区第四周期元素性质的不规律性
氯酸的稳定性 8HClO3=3O2↑+2Cl2↑+4HClO4+2H2O 氯酸的氧化性 2HClO3+I2=2HIO3+Cl2 ↑ 2HClO3注: HClO3过量时,还原产物为Cl2 氯酸盐的性质 (1)稳定性
(2) 氧化性 在中性溶液中不能氧化KI, 但酸化后, 可氧化I-为I2 高卤酸的氧化性 H5IO6是强氧化剂，被还原的产物为IO3- 2 Mn2++5 H5IO6=2 MnO4-+5 IO3-+11H++7H2O
2+氧族元素 一、通性
氧族元素位于周期表第六主族, 价层电子构型ns2np4，包括氧、硫、硒、碲、钋五种元素 元素符号：O、 S、Se、Te、Po O、S又称为成矿元素 氧、硫为非金属元素 硒、碲为准金属元素 钋为金属元素 氧族元素的基本性质
(1) 从氧到钋，原子半径、离子半径逐渐增大(2) 第一电离能和电负性从氧到钋依次减小 (3)*从氧到钋，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 (4) 易获得两个电子达到稀有气体稳定结构
(5) 氧化值：O（0，-1，-2，+2）S（0，-2，+4，+6）Se，Te（0，-2，+2，+4，+6） S， Se，Te与其它元素化合时形成共价化合物。
它们与氧化合时生成RO2，RO3酸性氧化物在这些化合物中有配位键形成。 二．氧及其化合物。
酸性介质中：氧化剂—O3，O2，H2O2 能发生歧化反应的物质：H2O2
碱性介质中：氧化剂—O3，O2；还原剂—H2O2 能发生歧化反应的物质：H2O2 臭氧分子中无单电子，故为反磁性物质
臭氧的性质 物理性质 是浅蓝色气体，有鱼腥臭味，161K为深蓝色液体，比氧易溶于水 化学性质（1）臭氧易分解 2O3→3O2 △rHm = - 286 kJ/mol （2）是强氧化剂
它的氧化性比氧强，能氧化一些只有弱还原性的单质（如Hg，Ag，S）或化合物
2Ag+O3=Ag2O+O2 PbS+4 O3=PbSO4+4 O2 2I-+ O3+H2O=I2+O2+2OH- ——鉴定臭氧
H2O2（1）不稳定性 2H2O2→2H2O+O2↑ △rHm = - 198 kJ/mol 不能久放 光照、碱性介质、一些重金属能加快其分解速度 防止过氧化氢分解： 装入棕色瓶或塑料瓶中，放在阴凉处 加入一些稳定剂（如8-羟基喹啉） （2）弱酸性
32.
过氧化氢为二元弱酸H2O2+Ba(OH)2 = BaO2+2H2O 酸 碱 盐 水
(3)氧化还原性 过氧化氢的氧化性较还原性突出 在酸性介质中氧化性强于碱性介质中的氧化性 只有遇到强氧化剂时体现还原性
过氧化氢为氧化剂的主要优点: 不会给反应体系引入杂质
1. 二氧化硫、亚硫酸及其盐
二氧化硫 物理性质 ☆无色有刺激气味 ☆是很好的非水溶剂 ☆极性强，易溶于水 化学性质 a. 氧化还原性（还原性较显著）b. 具有漂白性
亚硫酸性质：a. 酸性（二元酸中强酸）b. 不稳定性
c.氧化还原性 酸性介质：
H2SO3+4H++4e-=S+3H2O SO42-+4H++2e-=H2SO3+H2O H2SO3的还原性较突出 H2SO3+O2= H2SO4
在较强的还原剂作用下，表现出氧化性 H2SO3+2H2S=3S↓+3H2O
亚硫酸盐 绝大多数正盐（K+，Na+，NH4+除外）不溶于水，酸式盐多溶于水 性质：a. 稳定性4Na2SO3=3Na2SO4+Na2S （加热） SO32-+2H+=SO2↑+H2O 用来鉴定SO32-或HSO3- 离子和制备SO2 b. 氧化还原性 HSO3-+I2+H2O=HSO4-+2I-+2H+
遇强还原剂时：SO32-+Cl2+H2O=SO42-+2Cl-+2H+ 为去氯剂 2. 三氧化硫、硫酸及其盐
三氧化硫 a. SO3是强氧化剂5SO3+2P=5SO2+P2O5 SO3+2KI=K2SO3+I2 b. SO3具有强吸水性SO3+H2O=H2SO4
硫酸性质 a.酸性（置换挥发性酸）b.吸水性c.氧化性
硫酸盐 正盐难溶于水的有：BaSO4，PbSO4，CaSO4；酸式盐大都溶于水 Na2SO4+H2SO4(过量)=2NaHSO4
硫酸根的鉴定: 在HCl存在时 Ba2++SO42-→BaSO4↓(白色) 三．焦硫酸及其盐。
焦硫酸制备: SO3+H2SO4=H2S2O7 性质:比硫酸具有更强的氧化性、吸水性和腐蚀性 焦硫酸盐 制备：
过硫酸及其盐不稳定2K2S2O8 →2K2SO4+2SO3↑+O2↑ 氮族元素 位于周期表第五主族, 价层电子构型ns2np3，
包括氮、磷、砷、锑、铋五种元素 元素符号：N、 P、As、Sb、Bi 氮、磷为非金属元素 砷为准金属元素 锑、铋为金属元素 氮族元素的基本性质
(1) 从氮到铋，原子半径、离子半径逐渐增大 (2) 第一电离能和电负性从氮到铋依次减小
(3)从氮到铋，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 (4)*成键特征
获得3个电子形成氧化态为-3的离子比VIA和VIIA要困难的多，只有N3-，P3-。 氮族主要氧化态为+3，+5，形成共价化合物是本族元素成键的特征。
(5)*惰性电子对效应 VA自上往下氧化值为+3的物质稳定性增加，而氧化值为+5的物质稳定性降低，这种自上往下低氧化值比高氧化值物质稳定的现象，称为“惰性电子对效应。 （IIIA，IVA也存在这种现象） 一、氮气
性质： a. 焦硫酸盐受热分解：K2S2O7→K2SO4+SO3↑
b. 与金属氧化物作用生成金属硫酸盐 Al2O3+3 K2S2O7 →K2SO4+Al2(SO4)3 分析化学中用焦硫酸盐作为熔矿剂
4.硫代硫酸及其盐。硫代硫酸钠——海波，大苏打 制备：Na2SO3+S→Na2S2O3（煮沸） 性质：a. 遇酸分解b. 氧化还原性c.具有较强配位能力d. 重金属的硫代硫酸盐不稳定 a. 遇酸分解 S2O32-+2H+→S↓+SO2↑+H2O 利用此反应鉴定S2O32-的存在 b. 氧化还原性 以还原性为主
与强氧化剂作用生成硫酸盐 S2O32-+4Cl2+5H2O →2SO42-+8Cl-+10H+ Na2 S2O3为除氯剂 与较弱氧化剂 2 S2O32-+I2 →S4O62-+2I-（连四硫酸盐）
c.具有较强配位能力 AgX+2S2O32-→[Ag(S2O3)2]3-+X- (X=Cl,Br) d. 重金属的硫代硫酸盐不稳定
S2O32-(少量)+2Ag+→Ag2 S2O3↓(白色）Ag2 S2O3+H2O →Ag2S ↓(黑色)+H2SO4
白色Ag2 S2O3沉淀，在溶液中迅速分解，颜色由白→黄→棕→黑色的Ag2S。用此反应也可鉴定S2O32-。
5. 过硫酸及其盐 过二硫酸盐中重要的是Na2S2O8和(NH4)2S2O8
性质：强氧化性： S2O82-+2e-=2SO42- Cu+K2S2O8=CuSO4+K2SO4
1. 结构
2. 制备工业上：分馏液态空气 实验室：
二、氮的氢化物 三、1. 氨
（2）化学性质 用来检验Cl2管道是否漏气，为什么？NH3+3Cl2 (过量) =NCl3+3HCl 加合反应——形成配合物Ag++2NH3=[Ag(NH3)2]+
取代反应 氨基衍生物 NH2-；亚氨基衍生物NH ；
氮化物N3- 2Na+2NH3→2NaNH2+H2↑ 2Al+2NH3 →AlN+3H2↑ 2. 铵盐 铵盐的热稳定性差，加热极易分解 (1)生成氨和酸或酸式盐
NH4HCO3 →NH3↑+CO2↑+H2O（常温）NH4Cl →NH3↑+HCl ↑（加热）
(NH4)2SO4 →NH3↑+NH4HSO4 （加热）(NH4)3PO4 →3NH3↑+H3PO4 （加热）
(2) 氧化性酸组成的铵盐,分解出来的氨会进一步氧化
[KK
PCl3：结构:与NH3相似 制备: 3Cl2+2P（过量）→2PCl3 性质 物理性质：无色液体，易水解
化学性质（1）与金属形成配合物：Ni(PCl3)4 (2)与水反应: PCl3+3H2O →H3PO3+3HCl PCl5 结构:三角双锥 制备: PCl3+Cl2(过量) →PCl5 性质:(1) 不稳定: PCl5→PCl3+Cl2 (160℃时)
(2) 易水解: PCl5+H2O(不足) →POCl3+2HCl 三氯氧磷 PCl5+H2O(过量) →H3PO4+3HCl 三、磷的含氧化合物
1. 磷的氧化物 P4O6： 制备： P4+3O2（不足）→P4O6 物理性质 白色蜡状固体，易熔化，气味如蒜，有毒
化学性质 (1)吸水性强P4O6+6H2O（冷)→4H3PO3(亚磷酸) P4O6+6H2O(热) →3H3PO4+PH3↑ (2) 具有还原性 P4O6+2O2 →P4O10
P4O10 制备： P4+5O2（充足）→P4O10 性质: 极易潮解, 是优良的干燥剂 P4O10+6H2SO4=6SO3+4H3PO4 P4O10+12HNO3=6N2O5+4H3PO4
物理性质: 纯磷酸为无色晶体, 为不挥发的三元中强酸, 因有氢键, 而呈粘稠状 化学性质:具有很强的配位能力2H3PO4+Fe3+→H3[Fe(PO4)2](无色)+3H+ 磷酸盐:正盐: 除K+,Na+,NH4+盐外,一般都不溶于水 磷酸一氢盐: 同上 磷酸二氢盐: 均溶于水
可溶性磷酸盐的水解性 正盐水解溶液呈强碱性如Na3PO4.
磷酸二氢盐以电离为主,溶液呈弱酸性. 磷酸一氢盐以水解为主, 溶液呈碱性.
最重要的是钙盐Ca3(PO4)2+2H2SO4(适量) →2CaSO4+Ca(H2PO4)2 (产物为过磷酸钙) 焦磷酸及其盐 酸的性质:易溶于水 在冷水中慢慢转化为磷酸 其酸性比磷酸强 盐:制备: 2Na2HPO4→Na4P2O7+H2O
性质:其多数金属盐难溶于水, P2O74- 过量与金属形成配合物如[Cu(P2O7)]2- 偏磷酸及其盐
偏磷酸盐易溶于水,水溶液粘度大. 能与钙、镁等离子形成配合物，所以用做软水剂等
亚磷酸及其盐结构 次磷酸结构
性质：（1）纯亚磷酸是无色晶体，易溶于水 （2）亚磷酸是二元中强酸 （3）亚磷酸及盐具有还原性Ag++H2PO3+H2O→Ag+H3PO4+H+ 次磷酸及其盐性质：（1）次磷酸是一元中强酸
（2）次磷酸及盐具有强的还原性，特别是在碱性溶液中，其还原性强于亚磷酸 Cu2++H2PO2-+6OH-→2Cu+PO43-+4H2O（3 3H3PO2→2H3PO3+PH3↑ 四、砷、锑、铋 M(Ⅲ)的还原性
AsO33-+I2+2OH-→ AsO43-+2I-+H2O(pH:4~9)
Sb(OH)4-+Cl2+Na++2OH-→ Na[Sb(OH)6] ↓ (白色)+2Cl- Bi(OH)3+Cl2+3NaOH→ NaBiO3↓ (土黄色)+2NaCl+3H2O
二、碳的氧化物、含氧酸及其盐
1、氧化物 二氧化碳 CO2 CO2 的分子结构
C：sp等性杂化，2个σ键，两个π34
一氧化碳 CO 分子结构 CO和N2,CN-,NO+是等电子体，结构相似：
分子中有三重键，一个σ键，两个π键
不同点：CO的一个π键是从C到O的π配键，偶极矩很小，比N2活泼 物理性质 无色无臭有毒气体，在水中溶解度较小 化学性质 (1)还原性: CO中C的氧化值是+II 鉴定 CO: 微量的 CO 通入 PdCl2 溶液中，会使溶液变黑CO+PdCl2+H2O→Pd+CO2+2HCl (2)配位性: CO中C的能提供孤对电子合成氨工业中用铜洗液吸收
CO
(3)与碱作用:
显示出非常弱的酸性
(4)与其它非金属作用CO + Cl2→ COCl2 ( 光气 ）
2、碳酸和碳酸盐 碳酸的结构
采用sp2等性杂化存在П4
6
三、硅的含氧化合物
1、二氧化硅 结构: SiO2有晶体和无定形两种形态
二氧化硅晶体:原子晶体, 基本结构单元是硅氧四面体SiO4 最简式是SiO2 无定形二氧化硅:硅氧四面体SiO4是杂乱排列的
化学性质 1, SiO2是硅酸的酸酐,是酸性氧化物 和热的浓碱MOH反应和某些含氧酸盐反应 2,发生氧化还原反应 3,在无机酸中,只和HF作用
2、天然硅酸盐
组成：可看作是碱性氧化物和酸性氧化物组成的复杂化合物，通式 aMxOy`cH2O 一些重要的硅酸盐矿物
结构：可分为链状、片状和三维网络状，但其基本结构单元都是硅氧四面体。
链状 硅氧四面体共用两个顶点，可连接成长链
通式 [ Si n O 3n + 1 ] ( 2n + 2 ) -这种链状硅酸根之间，通过阳离子相互结合成束，即成纤维状硅
酸盐，如石棉。
片状SiO44- 共三个顶点相联，可形成片状（层状）结构，层与层之间通过阳离子约束，得片层状硅酸盐。如云母 KMg3 ( OH )2 Si3 AlO
10
锗、锡、铅的主要化学性质
锡的性质 比锗活泼 能与稀酸缓慢作用, 生成Sn(II)的化合物
Sn+2HCl=SnCl2+H2↑ 4Sn+10HNO3=4Sn(NO3)2+NH4NO3+3H2O 与热的HCl, H2SO4, HNO3反应,
Sn+2HCl(浓)=SnCl2+H2↑ Sn+4H2SO4(浓)=Sn(SO4)2+2SO2↑+4H2O Sn+4HNO3(浓)=SnO2·H2O↓+4NO2↑+H2O 铅的性质 比锡活泼
与空气中氧气反应 2Pb+O2+2H2O=2Pb(OH)2
铅可被所有的酸侵蚀而形成难溶盐 与热浓HCl, 浓H2SO4, 生成Pb(II)盐
Pb+4HCl(热,浓)=H2[PbCl4]+H2↑ Pb+3H2SO4 (热,浓)=Pb(HSO4)2+SO2 ↑+2H2O
2Pb+O2=2PbO; PbO+2HAc=Pb(Ac)2+H2O 3Pb+8HNO3(稀)=3Pb(NO3)2+2NO ↑+4H2O 三、锡、铅的化合物 1. 氧化物和氢氧化物
氧化物：
锡的氧化物: 重要的是SnO2 SnO2+2NaOH=Na2SnO3+H2O
铅的氧化物: PbO, PbO2, Pb3O4 PbO与HAc和HNO3反应生成相应盐 PbO2的氧化性和酸性 PbO2+2NaOH(热)=Na2PbO3+H2O
PbO2+4HCl=PbCl2+Cl2↑+2H2O 2PbO2+2H2SO4=PbSO4↓+O2↑+2H2O
5PbO2+2Mn2++4H+=5Pb2++2MnO4-+2H2O PbO2在工业上主要用于制造蓄电池
放电—原电池 负极：Pb+SO42--2e-=PbSO4↓ 正极：PbO2+SO42-+2H++2e-= PbSO4↓+2H2O 总反应：Pb+PbO2+H2SO4=2PbSO4↓+2H2O
充电—电解池 阳极：PbSO4↓+2H2O-2e-= PbO2+SO42-+4H+ 阴极：PbSO4↓ +2e- = Pb+SO42- 总反应：2PbSO4↓+2H2O=Pb+PbO2+H2SO4 二氯化锡 SnCl2 易水解SnCl2+H2O=Sn(OH)Cl+HCl
注意: 配制SnCl2溶液时应(1)加HCl防止水解(2)加Sn粒, 防止Sn2+被氧化
Sn2+离子的鉴定:2HgCl2(过量)+SnCl2=SnCl4+Hg2Cl2↓(白) Hg2Cl2+SnCl2= SnCl2+ Hg↓(黑)
二氯化铅PbCl2 PbCl2难溶于冷水,易溶于热水.溶于盐酸中: PbCl2+2HCl=H2[PbCl4] PbI2+2KI=K2[PbI4] PbI2为黄色丝状有亮光的沉淀,难溶于冷水,易溶于沸水 Pb2+离子的鉴定:Pb2++CrO42-=PbCrO4↓（黄色） PbCrO4为黄色颜料，称为铬黄 这一反应用来鉴定Pb2+和CrO42-离子 硼 一、硼原子的成键特征
价电子构型为：2s22p1 能提供的成键电子： 2s12px12py12pz
第一个成键特征：共价性 （原子半径小，电离能高，电负性大） 第二个成键特征：易形成配合物和缺电子多中心键
第三个成键特征： 硼单质和硼氢化合物（硼烷）的基本结构是以三面体组成的多面体 第二个成键特征a. 易形成配合物 例如：HF+BF3→HBF4 b. 易形成缺电子多中心键
桥式B－H－B键
开式B－B－B硼桥键
*
闭式B－B－B硼桥键
三. 硼的氢化物(硼烷)和硼氢配合物
硼烷性质 在物理,化学性质上更像硅烷 是无色,抗磁性,多数有毒,不稳定 最简单的硼烷-乙硼烷B2H6 结构
硼砂结构：
性质 强还原性 B2H6+3O2 = B2O3+ H2O △rHm =-2034kJ/mol 自燃 水解性 B2H6 +6H2O = 2B(OH)3↓+6H2 发生加合反应，缺电子反应
3B2H6 +6NH3 = 2B3N3H6(环氮硼烷：与苯是等电子体.俗称无机苯)+12H2 五 硼的含氧化合物
构成硼的含氧化合物的基本结构单元是平面三角形的BO3和四面体形的BO4。 1. 三氧化二硼 制备：2H3BO3→B2O3+3H2O 性质：（1）能被碱金属、镁和铝还原为单质硼 B2O3+3Mg→2B+3MgO
（2）与水反应生成偏（或正）硼酸硼酸的酸性—— 一元弱酸
在H3BO3中加入甘油(丙三醇)，酸性可增强
HO
2. 硼酸盐 结构特征: 基本结构单元是BO3平面三角形和BO4四面体. 在不同的硼酸盐中, 它们的数目不同, 连接方式不同.
硼砂—四硼酸钠 硼砂的分子式为Na2B4O5(OH)4 .8H2O习惯上也常写作Na2B4O7 .10H2O 硼砂结构 结构单元：四个硼原子中， 有两个BO3平面三角形和两个BO4四面体通过共用角顶O原子而联结起来的复杂结构。
铝 镓分族 铝及镓分族元素的一些化合物有缺电子性。常见氧化态为+I，+III。 Tl的+I化合物稳定。+III化合物有很强的共价性 一、铝及其化合物
1. 单质铝的冶炼及性质 铝的冶炼： Al2O3（s）+2NaOH+2H2O=2Na[Al(OH)4]
2Na[Al(OH)4]+CO2=2Al(OH)3↓+Na2CO3+H2O 2Al(OH)3=Al2O3+3H2O Al2O3=4Al+3O2 铝的性质 (1)铝的亲氧性 4Al+3O2=2Al2O3 △rHm =-3339kJ/mol 铝热还原法, 利用这热量来焊接钢轨.
(2)铝的两性 2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑ 2Al+2OH-+6H2O=2[Al(OH)4]-+ 3H2↑ 高纯铝(99.95%)不与一般的酸作用,只溶于王水.
2. 铝的氧化物及其水合物 Al2O3是白色难溶于水的粉末。它的主要变体有α-型Al2O3和 γ-型Al2O3。
自然界中以结晶状态存在的α-型Al2O3称为刚玉。刚玉的熔点高，硬度仅次于金刚石。 刚玉中由于含有不同的杂质而有不同的颜色。
含微量Cr3+时，刚玉呈红色——红宝石 含微量Fe3+时，刚玉呈蓝色——蓝宝石 α-型Al2O3和γ-型Al2O3性质比较
α-型Al2O3 γ-型Al2O3 与酸作用 不与酸反应 与酸反应 与碱作用 不与碱反应 与碱反应 特 性 具有耐腐蚀性 具有良好的
及绝缘性好 吸附能力及催化活性
Al2O3+6H+=2Al3++3H2O Al2O3+2OH-+3H2O=2[Al(OH)4]-
O
2
3. 铝盐和铝酸盐
（1）铝盐水解
:
（2）几种重要的盐 氯桥键为三中心四电子键
了解硫酸铝和明矾的性质 Al3+的鉴定：
在氨碱性条件下，加入茜素，生成红色沉淀Al3++3NH3.H2O→Al(OH)3↓+3NH4+ Al(OH)3+3C14H5O2(OH)2(茜素) → Al(C14H7O4)3(红色)+3 H2O
稀有气体 氦„„太阳 氖„„新 氩„„懒惰 氪„„隐藏 氙„„奇异 氡„„射线 稀有气体→惰性气体→稀有气体→贵气体 用 途He：代替氢气充填气球和气艇
He和Ar：用于霓虹灯、灯塔工程，液氦作制冷剂，Ar作保护气体
Kr和Xe：制照特种光源，Xe灯称为“小太阳” Rn：用于恶性肿瘤的放射性治疗 稀有气体的制备 空气的液化 稀有气体的分离 原理 ： 利用物理性质的不同 稀有气体化合物 1962年巴特列发现O2+PtF6- 第一个稀有气体化合物Xe＋PtF6→Xe＋PtF6-
1. 氟化物Xe＋F2→XeF2 Xe＋2F2→XeF4 Xe＋3F2→XeF6 氟化物的性质——强氧化性
（1）与水反应2XeF2+2H2O=2Xe+4HF+O2↑ XeF6+3H2O=2XeO3+6HF（完全水解） XeO3易爆炸的固体 3XeF4+6H2O=2XeO3+2Xe+3/2O2↑+6HF （2）与还原性物质反应 XeF2+2Cl-=Cl2+Xe+2F- （3）好的氟化剂 2Hg+XeF4=Xe+2HgF2 2. 氧化物
XeO3 ：极强的氧化剂 XeO3+2Cl-=Cl2+Xe
Cl
Al
Cl