高考化学必修一复习.docx

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高考化学必修一复习

《从实验学化学》全章复习与巩固

【知识网络】

本章包括化学实验基本方法、化学计量在实验中的应用两节内容，其知识框架可整理如下：

【要点梳理】

要点一、化学实验基本方法

1．实验安全

严格按照实验操作规程进行操作，是避免或减少实验事故的前提，然后在实验中要注意五防，即防止火灾、防止爆炸、防止倒吸引起爆裂、防止有害气体污染空气、防止暴沸。

2．实验中意外事故的处理方法

（1）创伤急救

　　用药棉或纱布把伤口清理干净，若有碎玻璃片要小心除去，用双氧水擦洗或涂红汞水，也可涂碘酒（红汞与碘酒不可同时使用），再用创可贴外敷。

（2）烫伤和烧伤的急救

　　可用药棉浸75%—95%的酒精轻涂伤处，也可用3%—5%的KMnO4溶液轻擦伤处到皮肤变棕色，再涂烫伤药膏。

（3）眼睛的化学灼伤

　　应立即用大量流水冲洗，边洗边眨眼睛。

如为碱灼伤，再用20%的硼酸溶液淋洗；若为酸灼伤，则用3%的NaHCO3溶液淋洗。

（4）浓酸和浓碱等强腐蚀性药品

　　使用时应特别小心，防止皮肤或衣物被腐蚀。

如果酸（或碱）流在实验桌上，立即用NaHCO3溶液（或稀醋酸）中和，然后用水冲洗，再用抹布擦干。

如果只有少量酸或碱滴到实验桌上，立即用湿抹布擦净，再用水冲洗抹布。

　　如果不慎将酸沾到皮肤或衣物上，立即用较多的水冲洗，再用3%—5%的NaHCO3溶液冲洗。

如果碱性溶液沾到皮肤上，要用较多的水冲洗，再涂上硼酸溶液。

（5）扑灭化学火灾注意事项

　　①与水发生剧烈反应的化学药品不能用水扑救。

如钾、钠、钙粉、镁粉、铝粉、电石、PCl3、PCl5、过氧化钠、过氧化钡等着火。

　　②比水密度小的有机溶剂，如苯、石油等烃类、醇、醚、酮、酯类等着火，不能用水扑灭，否则会扩大燃烧面积；比水密度大且不溶于水的有机溶剂，如CS2着火，可用水扑灭，也可用泡沫灭火器、二氧化碳灭火器扑灭。

　　③反应器内的燃烧，如是敞口器皿可用石棉布盖灭。

蒸馏加热时，如因冷凝效果不好，易燃蒸气在冷凝器顶端燃着，绝对不可用塞子或其他物件堵塞冷凝管口，应先停止加热，再行扑救，以防爆炸。

要点二、混合物分离和提纯的常用方法

分离和提纯的方法

分离的物质

应用举例

过滤

从液体中分离出不溶的固体物质

除去粗盐中的泥沙

蒸发

获得溶液中的溶质（分离溶剂和溶质）

蒸发NaCl溶液，获得NaCl晶体

蒸馏

分离沸点不同而又相溶的液态混合物（或分离固、液混合物）

分离乙醇和水的混合物（加生石灰）

萃取

分离在不同溶剂中溶解度相差较大的液态混合物

用CCl4萃取碘水中的I2

离子的检验

离子

检验试剂

实验现象

化学方程式（以两种物质为例）

SO42－

加稀盐酸，再加BaCl2溶液

产生不溶于酸的沉淀

Na2SO4+BaCl2==BaSO4↓+2NaCl

CO32－

加稀盐酸，将产生的气体通入澄清石灰水中

产生的无色无味的气体使澄清石灰水变浑浊

Na2CO3+2HCl==2NaCl+H2O+CO2↑

CO2+Ca（OH）2==CaCO3↓+H2O

要点三、物质的量——化学计算的桥梁

1．主要概念

物质的量：

以阿伏加德罗常数为计数单位计量物质的构成粒子多少的物理量。

常用单位：

mol。

摩尔质量：

单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量，常用单位：

g·mol－1（或g/mol）和kg·mol－1（或kg/mo1）。

气体摩尔体积：

单位物质的量的气体所占有的体积叫做气体摩尔体积。

常用单位：

L·mol－1（或L/mol）和m3·mol－1（或m3/mol）。

物质的量浓度：

以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量。

常用单位：

mol·L－1（或mol/L）和mol·m－3（或mol/m3）。

2．以物质的量为中心的各量之间的关系

上述关系网的形成，即相关公式如下：

。

要点四、阿伏加德罗定律及其应用

1．在相同的温度和压强下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子，这就是阿伏加德罗定律。

注意：

（1）使用范围：

气体。

（2）使用条件：

同温、同压、同体积。

（3）特例：

气体摩尔体积（

，标准状况下Vm≈22.4L·mol－1）。

2．阿伏加德罗定律的应用。

（1）求气体的密度和相对密度

①标准状况下：

。

②A气体对B气体的相对密度

。

（2）求摩尔质量M（或平均摩尔质量

）

①标准状况下：

M=22.4L·mol－1×

。

②

③

（

为体积分数）。

（3）确定分子的组成

一般思路是：

由体积比导出分子个数比，再根据质量守恒定律确定化学式。

要点五、物质的量浓度在化学实验中的应用

1．物质的量浓度

以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的量浓度。

符号cB，单位mol/L，数学表达式

。

2．一定物质的量浓度的溶液的配制

（1）仪器：

托盘天平或量筒、烧杯、玻璃棒、指定规格的容量瓶、胶头滴管，其他辅助用品。

（2）步骤：

①计算；②称量；③溶解；④转移；⑤洗涤；⑥定容；⑦摇匀。

（3）注意事项

①容量瓶在使用前必须检查是否漏水，其程序为加水→倒立、观察→正立→瓶塞旋转180°→倒立、观察。

②定容时，视线、液体凹面最低点、刻度线处于同一水平线。

（4）误差分析

根据

，判断：

①若没有洗涤烧杯内壁，使n减小，使浓度偏低；

②若容量瓶中原有少量蒸馏水或定容后反复摇匀，发现液面低于刻度，则对结果无影响；

③转移或搅拌溶液时有部分液体溅出，致使溶液浓度偏低；

④容量瓶内溶液的温度高于20℃，造成所量取的溶液的体积小于容量瓶上所标注的液体的体积，致使溶液浓度偏高；

⑤在给容量瓶定容时，仰视读数会使溶液的体积偏大，致使溶液浓度偏低；俯视读数会使溶液的体积偏小，致使溶液浓度偏高。

要点诠释：

作为高中阶段为数不多的定量实验，“一定物质的量浓度溶液的配制”仍是需要重视的内容，在配制一定物质的量浓度的溶液时，要特别注意，不能直接将溶质放入容量瓶中进行溶解，而要在烧杯中溶解，待烧杯中溶液的温度恢复到室温时，才能将溶液转移到容量瓶中。

这是因为容量瓶的容积是在20℃时标定的，而绝大多数物质溶解时都会伴随着吸热或放热过程的发生，引起温度的升降，从而影响到溶液的体积，使所配制的溶液的物质的量浓度不准确。

要点六、有关物质的量浓度的计算

1．常见几种计算形式

（1）

（2）

（3）

（4）n（B）=c（B）·V（aq）

2．常见题型解读

（1）利用

进行计算（有时可先用

或

或

）。

（2）质量分数与物质的量浓度的换算

换算依据

，

cB的单位为mol·L－1，

的单位为g·cm－3，M的单位为g·mol－1。

推导：

1000mL即1L溶液的质量为1000mL×

（aq），

1L溶液中所含溶质B的质量为1000mL×

（aq）×w（B）

1L溶液中所含溶质B的物质的量为

所以该溶液中溶质的物质的量浓度为

，

即可表示为

。

（3）溶解度与物质的量浓度的换算

依据饱和溶液的溶解度S，可求算出饱和溶液中溶质的质量分数（w）为

；然后由溶液的物质的量浓度与溶质的质量分数的换算公式c=1000

w/M，即可推得。

（4）一定物质的量浓度溶液的稀释

①溶液稀释定律

a．对于已知质量分数溶液的稀释：

溶质的质量稀释前后不变，即m1w1=m2w2。

b．对于已知物质的量浓度溶液的稀释：

溶质的物质的量稀释前后不变，即c1V1=c2V2。

②相同溶质的溶液混合后溶液浓度的计算

a．等质量混合：

混合后溶液质量分数为原溶液质量分数和的一半（

），与溶液密度无关。

b．等体积混合：

。

（5）已知溶液中某种粒子的物质的量浓度，求其他粒子的物质的量浓度

解答此类题目时要依据两个规律：

①定组成规律

电解质溶液中，阴离子与阳离子浓度之比等于化学组成中离子个数之比，据此可求已知一种离子浓度的溶液中的另一种离子浓度。

如Na2SO4溶液中，c（Na+）=2c（SO42－）=2c（Na2SO4）。

②电荷守恒规律：

因为任何溶液都呈电中性，故溶液中阳离子所带的正电荷总数应等于阴离子所带的负电荷总数，这个规律称为电荷守恒规律。

例如，在Na2SO4溶液中，c（Na+）=2c（SO42－）；在K2SO4、MgSO4的混合溶液中，c（K+）+2c（Mg2+）=2c（SO42－）（假定溶液中H+、OH－的浓度相等）。

《化学物质及其变化》全章复习与巩固

【要点梳理】

要点一、物质的分类

分类是学习和研究化学物质及其变化的一种常用方法。

分类要有一定的标准，根据不同的标准可以对化学物质及其变化进行不同的分类。

常用的分类方法有交叉分类法和树状分类法。

1、以组成为标准对物质进行分类（树状分类法）

物

质

纯净物

单质

金属：

Na、Mg、Al

非金属：

S、N2、O2

化合物

氧化物

按性质分

酸性氧化物：

SO2、SO3、P2O5、Mn2O7

碱性氧化物：

Na2O、CaO、Fe2O3

两性氧化物：

Al2O3

不成盐氧化物：

CO、NO

按组成元素分

金属氧化物：

Na2O、CaO、Al2O3、Mn2O7

非金属氧化物：

SO2、SO3、P2O5

酸

按是否含氧分

含氧酸：

HNO3、H2SO4

无氧酸：

HCl

按电离出的H＋个数分

一元酸：

HCl、HNO3

二元酸：

H2SO4、H2SO3

多元酸：

H3PO4

碱

按电离程度分

强碱：

NaOH、Ba（OH）2

弱碱：

NH3·H2O、Fe（OH）3

按电离出的OH―个数分

一元碱：

NaOH

二元碱：

Ba（OH）2

多元碱：

Fe（OH）3

盐

按组成分

正盐：

Na2CO3

酸式盐：

NaHCO3

碱式盐：

Cu2（OH）2CO3

混合物：

如分散系

2.以分散质粒子大小对分散系分类

　把一种（或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系，叫做分散系。

前者属于被分散的物质，称作分散质；后者起容纳分散质的作用，称作分散剂。

当分散剂是水或其他液体时，按照分散质粒子的大小，可以把分散系分为溶液、胶体和浊液。

分散系

溶液

胶体

浊液

分散系粒子的直径

＜1nm

1nm～100nm

＞100nm

分散质粒子

分子或离子

许多小分子集合体

或单个高分子

分子集合体

或离子集合体

性质

外观

均一、透明

均一、透明

不均一、不透明

稳定性

稳定

介稳性

不稳定

能否透过滤纸

能

能

不能

能否透过半透膜

能

不能

不能

是否有丁达尔效应

无

有

无

实例

食盐水、碘酒

肥皂水、牛奶

泥水

要点诠释：

溶液中分散质粒子直径小于1nm，溶液中的分散质我们也称为溶质；浊液中的分散质粒子通常大于100nm；胶体中的胶体粒子大小在1nm~100nm之间。

因此，溶液和胶体的分散质都能通过滤纸，而悬浊液的分散质则不能通过滤纸。

　　这三类分散质中，溶液最稳定；浊液很不稳定，分散质在重力作用下会沉降下来；胶体在一定条件下能稳定存在，稳定性介于溶液和浊液之间，属于介稳体系。

要点二、胶体的性质及其应用

性质

（或操作）

定义

解释

应用

丁达尔现象

光束通过胶体时，形成光亮的“通路”的现象

胶体分散质的粒子使光波发生散射

区别溶液和胶体

电泳现象

在外加电场的作用下，胶体粒子在分散剂里向电极（阴极或阳极）做定向移动的现象

胶体粒子具有相对较大的表面积，能吸附离子而带电荷。

有些胶体粒子为中性分子，如淀粉溶液，无电泳现象

冶金厂、水泥厂、硫酸厂等常用高压电对气体作用，除去烟尘；分离蛋白质、氨基酸；血清电泳用于诊断疾病；电泳电镀

聚沉

中和胶体粒子所带的电荷，使胶体粒子聚集长大，形成颗粒较大的沉淀从分散剂里析出的过程

胶体粒子带电，加电解质或带相反电荷的胶体中和了胶体粒子所带的电荷，从而使分散质聚集成较大的微粒，在重力作用下沉淀析出

制豆腐；明矾净水；不同血型的人不能相互输血；工业制皂的盐析；江河入海口三角洲的形成原理；土壤的保肥作用

渗析

用半透膜将胶体分散质与溶液中的溶质分离开的过程

胶体粒子不能透过半透膜，而分子、离子可以透过半透膜

精制胶体、血液透析

要点三、电解质的有关概念

１．电解质和非电解质的比较

按在水溶液里或熔融状态下能否导电，可将化合物分为电解质和非电解质。

定义

相同点

不同点

实例

电解质

在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物

都是

化合物

一定条件下能够电离产生离子，能导电

NaClH2SO4

NaOH

非电解质

在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物

不能电离

不能导电

蔗糖酒精

要点诠释：

（1）．电解质、非电解质均应是化合物。

（2）．电解质导电必须有外界条件：

水溶液或熔融状态。

（3）．电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物；CO2、SO2、SO3、NH3溶于水后也导电，却是与水反应生成新物质后电离而导电的，不是本身电离导电的，故属于非电解质。

2．强电解质与弱电解质的比较

按电解质的电离程度，可将电解质分为强电解质与弱电解质。

强电解质

弱电解质

概念

水溶液中全部电离的电解质

水溶液中部分电离的电解质

相同点

都是电解质，在水溶液中或熔融状态下都能电离，都能导电，与溶解度无关

不

同

点

电离程度

完全电离

部分电离

电离过程

不可逆过程

可逆过程，存在电离平衡

表示方法

电离方程式用“==”

电离方程式用“

”

溶液中溶质微粒

只有水合离子

水合离子，弱电解质分子

实例

强酸：

HCl、HNO3、H2SO4

强碱：

KOH、NaOH、Ba（OH）2

绝大多数盐：

BaSO4、AgCl、CaCO3

弱酸：

HF、HClO、H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3、H2SiO3、CH3COOH弱碱：

NH3·H2O、Fe（OH）3

水：

H2O

要点诠释：

电解质的强弱是以电离的程度来区分的，与物质的溶解度、溶液的导电能力没有必然联系。

①BaSO4、CaCO3等虽然在水中溶解度很小，溶液的导电性很差，但是由于都是离子化合物，溶于水的部分是全部电离的，是强电解质。

②浓氨水的导电性比极稀NaOH溶液强，但NH3·H2O属于弱电解质。

要点四、化学变化的分类

化学反应

根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少

化合反应：

A+B==AB

分解反应：

AB==A+B

置换反应：

A+BC==AC+B

复分解反应：

AB+CD==AD+CB

根据反应中是否有电子转移

氧化还原反应

实质

有电子转移（得失或偏移）

特征

反应前后元素的化合价有变化

基本概念相互关系

氧化剂－有氧化性－得电子－化合价降低－发生还原反应－还原产物

还原剂－有还原性－失电子－化合价升高－发生氧化反应－氧化产物

非氧化还原反应

根据反应中是否有离子参加

离子反应

定义：

有离子参加的反应，包括复分解反应、有离子参加的氧化还原反应等。

离子方程式

定义

用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子

书写方法

写：

写出反应的化学方程式

拆：

把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式

删：

将不参加反应的离子从方程式两端删去

查：

查方程式两端原子个数和电荷数是否相等

意义

不仅表示一定物质间的某个反应，而且表示所有同一类型的离子反应

分子反应

要点五、书写离子方程式常见错误

1．不符合反应原理和事实。

如：

Fe与稀硫酸反应：

2Fe+6H+==2Fe3++3H2↑，因氧化性Fe2+＜H+＜Fe3+，故Fe不能被H+氧化成Fe3+而只能被氧化成Fe2+。

2．不区分物质溶解性难易、电解质的强弱。

如CaCO3与醋酸（CH3COOH）反应：

CO32－+2H+=CO2↑+H2O。

CaCO3是难溶物，CH3COOH是弱酸，均不能改写为离子，正确应为CaCO3+2CH3COOH=Ca2++2CH3COO－+CO2↑+H2O。

3．没弄清反应物间量的不同。

如过量的CO2通入到少量NaOH溶液中：

CO2+2OH－=CO32－+H2O，少量的CO2与OH－反应生成CO32－，而CO2过量则生成HCO3－，正确应为CO2+OH－=HCO3－。

4．得失电子数和电荷不守恒。

如Fe+Fe3+=2Fe2+，该离子方程式仅满足了原子守恒，但得、失电子以及电荷均不守恒，正确应为Fe+2Fe3+=3Fe2+。

5．忽视存在多种离子间的反应。

如H2SO4与Ba（OH）2的反应：

Ba2++SO42－==BaSO4↓，忽略了H+与OH－生成水的反应，且要注意符合物质的组成比例。

正确应为2H++SO42－+Ba2++2OH－==BaSO4↓+2H2O。

要点六、离子方程式中的定量书写

涉及量的离子方程式的书写和正误判断是离子方程式书写和判断中的重点和难点，同时也是高考的一个热点。

正确地书写和判断这类离子方程式，首先要看清题目要求，抓住题目中的关键词，如“过量”、“少量”、“等物质的量”、“适量”、“任意量”以及试剂的滴加顺序等，然后理清各种量之间、各微粒的反应情况，判断哪些微粒已完全反应，哪些微粒有剩余，最后按离子方程式的质量守恒和电荷守恒要求完成离子方程式。

下面举例说明解这类题目的一般方法：

1．抓关键词

题目中关于“过量”、“少量”等信息是非常关键的，其中不过量的物质会完全反应，所以在离子方程式中不过量的物质电离出的离子化学计量数与其化学式中的化学计量数成比例。

例如向澄清石灰水中加入过量的碳酸氢钠溶液，因碳酸氢钠过量，所以Ca（OH）2电离出的Ca2+和OH－全部反应，因而在离子方程式中，Ca2+和OH－的化学计量数之比应为1∶2，即

Ca2++2OH－+2HCO3－==CaCO3↓+CO32－+2H2O。

示例：

判断下列离子方程式的正误：

（1）碳酸氢铵溶液中加入过量的氢氧化钠溶液：

HCO3－+OH－==CO32－+H2O

（2）用碳酸钠溶液吸收少量二氧化硫：

2CO32－+SO2+H2O==2HCO3－+SO32－

（3）过量的NaHSO4与Ba（OH）2溶液反应：

Ba2++2OH－+2H++SO42－==BaSO4↓+2H2O

（4）澄清石灰水与少量小苏打溶液混合：

Ca2++OH－+HCO3－==CaCO3↓+H2O

分析：

（1）碳酸氢铵中的NH4+和HCO3－均可以与OH－反应，因氢氧化钠过量，所以NH4+和HCO3－全部与OH－反应，则在离子方程式中应该为1∶1，此离子方程式错误，正确应为：

NH4++HCO3－+2OH－==CO32－+NH3·H2O+H2O

（2）SO2少量，因此CO32－不能完全反应，只能生成HCO3－，正确。

（3）NaHSO4过量，即Ba（OH）2不足，Ba2+与OH－的配比为1∶2，正确。

（4）NaHCO3少量，则中和1个HCO3－只需一个OH－，故Ca2+与OH－的化学计量数之比不满足1∶2，正确。

方法技巧：

酸式盐与碱的反应是学习的一个难点，难就难在与盐和碱的用量有关，量不同则离子方程式不同。

要通过分析反应的实质，运用“少定多变法”（即少量的那种物质中参加反应的离子的物质的量之比是一定的，足量的那种物质中有一种或两种离子的量是过量的、可变的）等方法来突破这一难点。

2．抓试剂的滴加顺序

试剂的滴加顺序同样反映了一种反应物从少量到适量再到过量的变化过程，随着量的变化，溶液中的离子反应也随这改变。

示例：

写出下列反应过程中的离子方程式。

（1）向Na2CO3溶液中逐滴加入HCl溶液直至过量。

（2）向HCl溶液中逐滴加入Na2CO3溶液直至过量。

分析：

（1）向Na2CO3溶液中逐滴加入HCl溶液，刚开始HCl量不足，所以离子方程式为：

CO32－+H+==HCO3－，HCO3－+H+==CO2↑+H2O。

（2）向HCl溶液中逐滴加入Na2CO3溶液，刚开始Na2CO3量不足，HCl过量，则离子方程式为：

CO32－+2H+==CO2↑+H2O。

3．抓过量反应物与生成物能否反应

有些反应中也给出了“过量”“少量”等关键词，从参加反应的离子的量的关系角度去判断没有错误，而从所写的生成物是否正确的角度去判断便可看出问题所在。

例如：

次氯酸钙溶液中通入过量的二氧化碳：

Ca2++2ClO－+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO，表面上看，二氧化碳过量，Ca2+与ClO－全部反应，在离子方程式中满足1∶2的比例，但过量的二氧化碳可与生成物CaCO3进一步反应生成Ca（HCO3）2，所以正确的写法应为：

ClO－+CO2+H2O=HClO+HCO3－。

《金属及其化合物》全章复习与巩固

【要点梳理】

要点一、钠、铝、铁及其重要化合物之间的转化关系

1．钠及其化合物之间的转化：

2．铝及其化合物之间的转化：

3．铁及其化合物间的转化：

要点诠释：

金属活动性顺序及其应用

金属活动性顺序

KCaNa

MgAlZnFeSnPb

（H）CuHgAg

PtAu

原子失电子能力

逐渐减弱（金属性逐渐减弱，还原性逐渐减弱）

在空气中的反应

易被氧化

常温下能被氧化

加热时能被氧化

难被氧化

跟水的反应

剧烈反应

加热或与水蒸气反应

不能与水反应

跟酸的反应

能置换出稀酸（盐酸、硫酸）中的氢

不能与稀酸（盐酸、硫酸）反应

剧烈反应

反应剧烈程度减弱

跟硝酸、浓硫酸反应

溶于王水

跟盐溶液的反应

与水先反应

金属活动性顺序表中前面的金属能将后面的金属从其盐溶液中置换出来

跟强碱溶液反应

Al、Zn等金属能跟强碱溶液发生反应

要点二、碳酸钠和碳酸氢钠的关系总结

1．俗名：

Na2CO3：

纯碱、苏打；NaHCO3：

小苏打。

2．溶解度：

Na2CO3＞NaHCO3。

3．热稳定性：

Na2CO3＞NaHCO3（一般温度下Na2CO3不分解）。

4．其固体跟同浓度的盐酸反应产生气体的速率：

Na2CO3＜NaHCO3。

5．将稀盐酸逐滴加入到Na2CO3、NaHCO3的水溶液中，发生的反应与现象分别为：

Na2CO3+HCl＝NaHCO3+NaCl，NaHCO3+HCl＝CO2↑+H2O+NaCl。

现象：

开始无气体产生，盐酸滴加一定量后（Na2CO3全部转化为NaHCO3），才开始产生气体。

NaHCO3溶液：

NaHCO3+HCl＝CO2↑+H2O+NaCl。

现象：

立即产生气体。

说明：

该方法可用于鉴别Na2CO3与NaHCO3的水溶液。

6．除杂（括号内为杂质）

Na2CO3（NaHCO3）：

加热即可。

NaHCO3（Na2CO3）：

将混合物溶于水后通入足量CO2气体（Na2CO3+CO2+H2O＝2NaHCO3），然后将溶液低温蒸干即得NaHCO3晶体。

要点三、铝三角中的图像及其相互转化问题

铝元素有三种存在形式：

它们之间的转化关系可用铝三角表示为：

在Al3+、Al（OH）3