高考化学知识点小结.docx

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高考化学知识点小结

高中知识点小结

一、基本概念

（一）阿伏加德罗定律及其推论　　

1.内容:

在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。

即“三同”定“一同”。

2.推论:

（1）同温同压下，V1/V2＝n1/n2

（2）同温同体积时，p1/p2＝n1/n2＝N1/N2

（3）同温同压等质量时，V1/V2＝M2/M1

（4）同温同压同体积时，W1/W2＝M1/M2＝ρ1/ρ2

注意：

①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。

②使用气态方程pV＝nRT有助于理解上述推论。

（二）氧化性、还原性强弱的判断

1.根据元素的化合价

物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性；物质中元素具有最低价，该元素只有还原性；物质中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性。

对于同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其还原性就越强。

2.根据氧化还原反应方程式

强氧化剂＋强还原剂―→弱还原得到电子　被还原产物＋弱氧化失去电子　被氧化产物

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

氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。

3.根据金属活动性顺序表

在金属活动性顺序表中，金属的位置越靠前，其还原性就越强（铂金除外）；金属的位置越靠后，其阳离子的氧化性就越弱。

4.根据元素周期表

同周期元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。

同主族元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。

5.根据反应的难易程度

氧化还原反应越容易进行（表现为反应所需条件越低），则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强。

6.其他条件

一般溶液的酸性越强或温度越高，则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强，反之则越弱。

注意：

①氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。

得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。

②同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。

（三）氧化还原反应计算、配平中的常用规律

1.相等规律

在一个氧化还原反应中，氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目，或者说氧化剂化合价降低总数等于还原剂化合价升高总数。

根据这个规律，我们可以进行氧化还原反应方程式的配平以及有关氧化还原反应的计算。

2.强弱规律

在一个氧化还原反应中，各物质的氧化性强弱为：

氧化剂强于氧化产物强于还原剂；还原性强弱为：

还原剂强于还原产物强于氧化剂。

根据这个规律，可判断各微粒的氧化性或还原性强弱；选择合适的氧化剂或还原剂；还可以判断一个氧化还原反应能否发生。

3.归中规律

同一元素不同价态原子间发生氧化还原反应：

高价态＋低价态―→中间价态。

也可归纳为：

两相等、不相交。

根据这个规律，便于我们判断氧化产物和还原产物，标明电子转移关系。

4.跳位转移规律

当氧化剂为强的氧化剂或者氧化剂过量时，还原剂可转化成比其邻位价态更高的产物，反之亦然。

如：

H2S＋3H2SO4（浓，过量）===4SO2↑＋4H2O

5.先后规律

多种还原剂（或氧化剂）与一种氧化剂（或还原剂）相遇时，总是依照还原性（或氧化性）的强弱顺序先后被氧化（或被还原）。

根据这个规律，可判断氧化还原反应发生的先后次序，写出相应的化学方程式。

例如：

把Cl2通入FeBr2溶液中，Cl2的强氧化性可将Fe2＋、Br－氧化，由于还原性Fe2＋>Br－，所以，当通入有限量Cl2时，根据先后规律，Cl2首先将Fe2＋氧化，当Cl2足量时，方可把Fe2＋、Br－一并氧化。

离子方程式可分别表示为：

（1）2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－

（2）2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－

二、基本理论：

（一）离子方程式正误的判断　　

1.看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应，如Fe与盐酸的反应为Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑，不能写成2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑。

2.看“===”“”“↑”“↓”等是否正确。

3.看表示各物质的化学式是否正确。

例如，HCO不能写成CO＋H＋，HSO通常应写成SO＋H＋等。

4.看是否漏掉离子反应。

例如，Ba（OH）2溶液与CuSO4溶液反应，既要写Ba2＋与SO的离子反应，又要写Cu2＋与OH－的离子反应。

5.看电荷是否守恒。

例如，FeCl2溶液与Cl2反应，不能写成Fe3＋＋Cl2===Fe2＋＋2Cl－，而应写成2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－，同时两边各元素原子数也应相等。

6.看反应物或产物的配比是否正确。

例如，稀H2SO4与Ba（OH）2，溶液反应不能写成H＋＋OH－＋SO＋Ba2＋===BaSO4↓＋H2O，应写成2H＋＋2OH－＋SO42-＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O。

7.看是否符合题设条件及要求，如“过量”“少量”“等物质的量”“适量”“任意量”以及滴加顺序等对反应方式或产物的影响。

8.看是否发生氧化还原反应。

具有强氧化性的粒子与强还原性的粒子相遇时，首先要考虑氧化还原反应，不能只简单地考虑复分解反应。

（二）判断溶液中离子能否大量共存的几种方法

溶液中离子是否大量共存，归纳起来就是一句话，即：

一色二性三特四反应。

1.“一色”：

即溶液颜色。

若限定溶液无色，则Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO等有色离子不能存在。

2.“二性”：

即溶液的酸性和碱性。

在强酸性溶液中，OH－和弱酸根离子（CO32-、SO42-、S2－、CH3COO－等）不能大量共存；在强碱性溶液中，H＋和弱碱阳离子（如NH、Fe2＋、Cu2＋、Mg2＋、Pb2＋等）均不能大量共存；弱酸酸式根离子（HCO、HSO、HS－、H2PO、HPO等）在强酸性或强碱性溶液中均不能大量共存。

3.“三特”：

指三种特殊情况。

（1）AlO与HCO不能大量共存（AlO＋HCO＋H2O===Al（OH）3↓＋CO）；

（2）“NO＋H＋”和“ClO－”等代表的是强氧化性，能与S2－、HS－、Fe2＋、I－等发生氧化还原反应，所以不能大量共存；（3）NH与CH3COO－、CO，Mg2＋与HCO等组合中，虽然存在弱的双水解，但因水解程度很小，在溶液中它们仍可以大量共存。

4.“四反应”：

指的是离子间通常进行的四种反应类型。

复分解型离子反应，如Ag＋和Cl－、Cu2＋和OH－等不能大量共存；氧化还原型离子反应，如Fe3＋与I－，H＋、NO与Fe2＋等不能共存；双水解型离子反应，如Fe3＋、Al3＋与CO、HCO、S2－等不能共存；络合型离子反应，如Fe3＋与SCN－等不能共存。

（三）元素的金属性和非金属性判断依据

1.元素的金属性强弱的判断

（1）与水或酸反应置换出氢的能力；

（2）最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱；

（3）相互之间置换反应；（4）原电池中正负极判断，较活泼者为负极；

（5）金属阳离子的氧化性强弱。

2.元素非金属性判断

（1）单质与氢气化合难易，以及生成气态氢化物的稳定性；

（2）最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱；（3）相互之间置换反应；

（4）非金属阴离子的还原性强弱。

（四）微粒半径大小比较

1.同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左到右逐渐减小（稀有气体除外）

如：

Na＞Mg＞Al＞Si；Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。

2.同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大

如：

Li＜Na＜K；O＜S＜Se；Li＋＜Na＋＜K＋；F－＜Cl－＜Br－。

3.电子层结构相同（核外电子排布相同）的离子半径（包括阴、阳离子）随核电荷数增加而减小

如：

Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－、O2－的离子半径大小为O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋（上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律）。

4.核电荷数相同（即同种元素）形成的粒子半径大小为：

阳离子＜中性原子＜阴离子，价态越高的粒子半径越小，如Fe3＋＜Fe2＋＜Fe，Cl＜Cl－，H＋＜H＜H－。

（五）常见元素化合价的一般规律

1.金属元素无负价。

因为金属元素最外层电子数目少，易失去电子变为稳定结构，故金属无负价，除零价外，在反应中只显正价。

2.氟无正价，氧无最高正价。

氟、氧得电子能力特别强，尤其是氟元素，只能夺取电子而成为稳定结构，除零价外，只显负价。

氧只跟氟结合时，才显正价，如在OF2中氧呈＋2价。

3.在1～20号元素中，除O、F外，元素的最高正价等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系为：

最高正价＋|最低负价|＝8。

既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；所有元素都有零价。

4.除个别元素外（如氮元素），原子序数为奇数的元素，其化合价也常见奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。

若原子的最外层电子数为奇数（m），则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，从＋1到＋m，若出现偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，例如NO2、NO；若原子的最外层电子数为偶数（m），则正常化合价为一系列连续的偶数，从－2价到＋m。

例如：

、、。

（六）分子极性的判断规律

1.只含有非极性键的单质分子是非极性分子。

2.含有极性键的双原子化合物分子都是极性分子。

3.含有极性键的多原子分子，空间结构对称的是非极性分子；空间结构不对称的为极性分子。

注意：

判断ABn型分子可参考使用以下经验规律：

①若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，若不等则为极性分子；②若中心原子有孤对电子（未参与成键的电子对）则为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。

（七）等效平衡规律

1.在恒温、恒容条件下，对于反应前后气体分子数改变的可逆反应只改变起始时加入物质的物质的量，通过可逆反应的化学计量数比换算成同一半边的物质的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。

2.在恒温恒容情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只改变起始时加入物质的物质的量，通过可逆反应的化学计量数比换算成同一半边的物质，只要物质的量的比值与原平衡相同，则两平衡等效。

3.在恒温恒压下，改变起始时加入物质的量，只要按化学计量数换算成同一半边的物质的物质的量之比与原平衡相同，则达平衡后与原平衡等效。

三、元素及其化合物：

（一）高中化学方程式总突击　　

1.硫酸根离子的检验：

BaCl2＋Na2SO4===BaSO4↓＋2NaCl

2.碳酸根离子的检验：

CaCl2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaCl

3.碳酸钠与盐酸反应：

Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋CO2↑

4.木炭还原氧化铜：

2CuO＋C2Cu＋CO2↑

5.铁片与硫酸铜溶液反应：

Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu

6.氯化钙与碳酸钠溶液反应：

CaCl2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaCl

7.钠在空气中燃烧：

2Na＋O2Na2O2钠与氧气缓慢反应：

4Na＋O2===2Na2O

8.过氧化钠与水反应：

2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑

9.过氧化钠与二氧化碳反应：

2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2

10.钠与水反应：

2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑

11.铁与水蒸气反应：

3Fe＋4H2O（g）===Fe3O4＋4H2

12.铝与氢氧化钠溶液反应：

2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑

13.氧化钙与水反应：

CaO＋H2O===Ca（OH）2

14.氧化铁与盐酸反应：

Fe2O3＋6HCl===2FeCl3＋3H2O

15.氧化铝与盐酸反应：

Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O

16.氧化铝与氢氧化钠溶液反应：

Al2O3＋2NaOH===2NaAlO2＋H2O

17.氯化铁与氢氧化钠溶液反应：

FeCl3＋3NaOH===Fe（OH）3↓＋3NaCl

18.硫酸亚铁与氢氧化钠溶液反应：

FeSO4＋2NaOH===Fe（OH）2↓＋Na2SO4

19.氢氧化亚铁被氧化成氢氧化铁：

4Fe（OH）2＋2H2O＋O2===4Fe（OH）3

20.氢氧化铁加热分解：

2Fe（OH）3Fe2O3＋3H2O↑

21.实验室制取氢氧化铝：

Al2（SO4）3＋6NH3·H2O===2Al（OH）3↓＋3（NH4）2SO4

22.氢氧化铝与盐酸反应：

Al（OH）3＋3HCl===AlCl3＋3H2O

23.氢氧化铝与氢氧化钠溶液反应：

Al（OH）3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O

24.氢氧化铝加热分解：

2Al（OH）3=Al2O3＋3H2O

25.三氯化铁溶液与铁粉反应：

2FeCl3＋Fe===3FeCl2

26.氯化亚铁中通入氯气：

2FeCl2＋Cl2===2FeCl3

27.二氧化硅与氢氟酸反应：

SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O硅单质与氢氟酸反应：

Si＋4HF===SiF4↑＋2H2↑

28.二氧化硅与氧化钙高温反应：

SiO2＋CaO=CaSiO3

29.二氧化硅与氢氧化钠溶液反应：

SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O

30.往硅酸钠溶液中通入二氧化碳：

Na2SiO3＋CO2＋H2O===Na2CO3＋H2SiO3↓

31.硅酸钠与盐酸反应：

Na2SiO3＋2HCl===2NaCl＋H2SiO3↓

32.氯气与金属铁反应：

2Fe＋3Cl2=2FeCl3

33.氯气与金属铜反应：

Cu＋Cl2=CuCl2

34.氯气与金属钠反应：

2Na＋Cl22NaCl

35.氯气与水反应：

Cl2＋H2O===HCl＋HClO

36.次氯酸光照分解：

2HClO=2HCl＋O2↑

37.氯气与氢氧化钠溶液反应：

Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O

38.氯气与消石灰反应：

2Cl2＋2Ca（OH）2===CaCl2＋Ca（ClO）2＋2H2O

39.盐酸与硝酸银溶液反应：

HCl＋AgNO3===AgCl↓＋HNO3

40.漂白粉长期置露在空气中：

Ca（ClO）2＋H2O＋CO2===CaCO3↓＋2HClO

41.二氧化硫与水反应：

SO2＋H2O===H2SO3

42.氮气与氧气在放电下反应：

N2＋O2=2NO

43.一氧化氮与氧气反应：

2NO＋O2===2NO2

44.二氧化氮与水反应：

3NO2＋H2O===2HNO3＋NO

45.二氧化硫与氧气在催化剂的作用下反应：

2SO2＋O2催化剂△2SO3

46.三氧化硫与水反应：

SO3＋H2O===H2SO4

47.浓硫酸与铜反应：

Cu＋2H2SO4（浓）CuSO4＋2H2O＋SO2↑

48.浓硫酸与木炭反应：

C＋2H2SO4（浓）CO2↑＋2SO2↑＋2H2O

49.浓硝酸与铜反应：

Cu＋4HNO3（浓）===Cu（NO3）2＋2H2O＋2NO2↑

50.稀硝酸与铜反应：

3Cu＋8HNO3（稀）3Cu（NO3）2＋4H2O＋2NO↑

51.氨水受热分解：

NH3·H2O=NH3↑＋H2O

52.氨气与氯化氢反应：

NH3＋HCl===NH4Cl

53.氯化铵受热分解：

NH4Cl=NH3↑＋HCl↑

54.碳酸氢氨受热分解：

NH4HCO3=NH3↑＋H2O＋CO2↑

55.硝酸铵与氢氧化钠反应：

NH4NO3＋NaOHNH3↑＋NaNO3＋H2O

56.氨气的实验室制取：

2NH4Cl＋Ca（OH）2CaCl2＋2H2O＋2NH3↑

57.氯气与氢气反应：

Cl2＋H2=2HCl

58.硫酸铵与氢氧化钠反应：

（NH4）2SO4＋2NaOH2NH3↑＋Na2SO4＋2H2O

59.二氧化硫与氧化钙的反应：

SO2＋CaO===CaSO3

60.二氧化硫与氧化钠的反应：

SO2＋Na2O===Na2SO3

61.二氧化硫与氢氧化钠的反应：

SO2＋2NaOH===Na2SO3＋H2O

62.二氧化硫与氢氧化钙的反应：

SO2＋Ca（OH）2===CaSO3↓＋H2O

63.二氧化硫与氯气在水中反应：

SO2＋Cl2＋2H2O===2HCl＋H2SO4

64.二氧化硫与硫化氢反应：

SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O

65.NO、NO2的回收：

NO2＋NO＋2NaOH===2NaNO2＋H2O

66.硅与氟气反应：

Si＋2F2===SiF4

67.硅与氢氧化钠溶液反应Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑

68.硅单质的实验室制法：

粗硅的制取：

SiO2＋C=Si＋2CO↑

粗硅转变为纯硅：

Si（粗）＋2Cl2=SiCl4SiCl4＋2H2=Si（纯）＋4HCl

（二）有关颜色归纳

1.火焰颜色

（1）苍白色：

H2在Cl2中燃烧。

（2）蓝色：

CO在空气中燃烧。

（3）淡蓝色：

H2S、CH4、H2在空气中燃烧。

（4）黄色：

含钠元素的物质在灯焰上灼烧。

（5）浅紫色（透过蓝色钴玻璃）：

含钾元素的物质在灯焰上灼烧。

2.某些难溶物的颜色

（1）Fe（OH）3红褐色；Fe（OH）2白色沉淀，空气中放置迅速地转变成灰绿色，最后变成红褐色沉淀。

（2）CuS、Ag2S、PbS黑色沉淀，均不溶于酸。

FeS黑色沉淀溶于酸。

（3）AgBr淡黄色，不溶于酸。

（4）AgI黄色，不溶于酸。

（5）在含有S2－的酸性溶液中，加入能与它反应的氧化剂（Cl2、O2、SO、NO、Fe3＋等）会出现淡黄色沉淀。

3.重要物质的颜色

（1）红色：

Cu、Cu2O、红磷（红棕色）、Fe2O3（红棕色）、Br2（深红棕色）、Fe（OH）3（红褐色）、[Fe（SCN）]2＋（血红色）

（2）黄色：

AgI、S（淡黄色）、Na2O2（淡黄色）、AgBr（浅黄色）、CuCl2（棕黄色）、FeCl3（棕黄色）等。

（3）蓝色：

Cu（OH）2、CuSO4·5H2O及溶液等。

（4）绿色：

FeSO4·7H2O、FeCl2；Cl2（黄绿色）、F2（淡黄绿色）等。

（5）黑色：

木炭、CuO、MnO2、FeS、CuS、Fe3O4、FeO、Ag2S等，Si（灰黑色）。

（6）紫色：

KMnO4溶液、[Fe（C6H5O）6]3－、I2（紫黑色）等。

（三）常见的无机推断的突破口

1.同一元素的气态氢化物和气态氧化物反应，生成该元素的单质和水，该元素可能是硫或氮。

2.同一元素的气态氢化物和最高价氧化物对应的水化物化合生成盐，该元素一定是氮。

3.两溶液混合生成沉淀和气体，这两种溶液的溶质可能分别是：

（1）Ba（OH）2与（NH4）2SO4；

（2）可溶性盐与可溶性金属硫化物或可溶性碳酸盐或碳酸氢盐；（3）可溶性铝铁盐与可溶性碳酸盐或碳酸氢盐。

4.既能与酸反应，又能与碱反应的物质可能是Al、Al2O3、Al（OH）3、氨基酸、弱酸的铵盐、弱酸的酸式盐等。

5.既能与强酸反应放出气体又能与强碱反应放出气体，常见的物质有Al、弱酸的铵盐（如碳酸铵、碳酸氢铵、亚硫酸铵、硫化铵、硫氢化铵等）。

6.在水中分解生成气体和难溶物或微溶物的物质可能是Al2S3、Mg3N2、CaC2等。

7.与水接触放出气体的常见物质有：

Li、Na、K、Na2O2、F2。

8.A物质放到B物质中，先生成沉淀，后沉淀又溶解，A、B可能分别是CO2与Ca（OH）2、NaOH与铝盐、NH3与AgNO3、HCl与NaAlO2。

9.使溴水褪色的物质有H2S、SO2、不饱和烃类、活泼金属、碱类等。

10.特殊的实验现象

（1）H2在Cl2中燃烧发出苍白色火焰。

（2）钠元素的焰色反应为黄色，钾元素的焰色反应为浅紫色。

（3）遇酚酞变红的气体必是氨气。

（4）在空气中迅速由无色变为红棕色的气体是NO。

（5）Cl2通入含Br－的溶液中，会出现橙色；加入有机溶剂，在有机溶剂层出现橙红色。

Cl2通入含有I－的溶液中，会出现深黄色，加入有机溶剂，在有机溶剂层出现紫红色。

（6）遇SCN－显红色或遇OH－生成红褐色沉淀或遇苯酚显紫色的离子是Fe3＋。

（7）遇BaCl2溶液生成白色沉淀的溶液中可能含有Ag＋或SO。

（8）遇HCl生成沉淀的溶液中可能含有Ag＋、SiO、S2O。

（9）具有臭鸡蛋气味的气体是H2S，与H2S反应生成淡黄色沉淀的气体可能是Cl2、O2、SO2、NO2等。

（10）电解电解质溶液时阳极气态产物一般是Cl2或O2，阴极气态产物是H2。

（11）使品红褪色的气体可能是Cl2或SO2，物质可能是次氯酸盐[如NaClO、Ca（ClO）2]、氯水、Na2O2等。

四、化学计算：

化学方程式计算的依据和单位应用

1.化学方程式有关计算的重要依据是化学反应前后的有关守恒关系。

（1）元素的种类及各元素的原子个数保持不变。

（2）质量守恒。

（3）对溶液反应，仍保持电中性。

（4）对氧化还原反应有得失电子守恒等。

2.依据同一化学方程式中的诸项比例关系进行计算。

（1）各物质间的质量比。

（2）系数比、物质的量比、微粒（分子）个数比。

（3）气体反应遵循阿伏加德罗定律。

（4）速率与相关物质的系数关系。

（5）热化学方程式中，反应热与反应物或生成物的量成正比。

3.注意：

（1）注意代入方程式的量必须是纯量或折合为纯量。

（2）注意同一物质的某量单位要相同，不同物质的某量单位可以不同，即我们平时所说的：

上下单位一致，左右单位相当。

（3）常用单位是：

g、mol、L、mL等。

五、化学实验：

（一）常见离子的检验：

1.几种重要阳离子的检验

（1）H＋：

能使紫色石蕊试液或橙色的甲基橙试液变为红色。

（2）Na＋、K＋：

用焰色反应来检验时，它们的火焰分别呈黄色、浅紫色（通过钴玻片）。

（3）Ba2＋：

能使稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。

（4）Mg2＋：

能与NaOH溶液反应生成白色Mg（OH）2沉淀，该沉淀能溶于NH4Cl溶液。

（5）Al3＋：

能与适量的NaOH溶液反应生成白色Al（OH）3絮状沉淀，该沉淀能溶于盐酸或过量的NaOH溶液。

（6）Ag＋：

能与稀盐酸或可溶性盐酸盐反应，生成白色AgCl沉淀，不溶于稀HNO3，但溶于氨水，生成[Ag（NH3）2]

（7）NH：

铵盐（或浓溶液）与NaOH浓溶液反应并加热，放出使湿润的红色石蕊试纸变蓝的有刺激性气味的NH3气体。

（8）Fe2＋：

能与少量NaOH溶液反应，先生成白色Fe（OH）2沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe（OH）3沉淀。

向亚铁盐溶液里加入KSCN溶液不显红色，加入少量新制的氯水后，立即显红色（2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－）。

（9）Fe3＋：

能与KSCN溶液反应，变成血红色Fe（SCN）3溶液；能与NaOH溶液反应，生成红褐色Fe（OH）3沉淀。

（10）Cu2＋：

蓝色水溶液（浓的CuCl2溶液显绿色），能与NaOH溶液反应，生成蓝色的Cu（OH）2沉淀，加热后可转变为黑色的CuO沉淀。

含Cu2＋溶液能与Fe、Zn片等反应，在金属片上有红色的铜生成。

2.几种重要的阴离子的检验

（1）OH－：

能使无色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示剂分别变为红色、蓝色、黄色。

（2）Cl－：

能与硝酸银反应，生成白色的AgCl沉淀，沉淀不溶于稀硝酸，能溶于氨水，生成[Ag（NH3）2]＋。

（3）Br－：

能与硝酸银反应，生成淡黄色AgBr沉淀，不溶于稀硝酸。

（4）I－：

能与硝酸银反应，生成黄色AgI沉淀，不溶于稀硝酸；也能与氯水反应，生成I2，使淀粉溶液变蓝。

（5）SO42-：

能与含Ba2＋溶液反应，生成