1、非金属及其化合物一氯及其化合物1氯气、物理性质：黄绿色、有刺激性气味、可溶于水、密度比空气大的有毒气体。、原子结构：、化学性质 、与金属反应【与绝大多数金属能反应，且能将变价金属（如 Fe、Cu）氧化至最高价】2Na + Cl2 2NaCl【剧烈燃烧，火焰呈黄色，生成白色固体】 ；2Fe + 3Cl2 2FeCl3 【产生棕黄色烟，产物溶于水呈棕黄色（Fe 3+） 】 ；Cu + Cl2 CuCl2【棕黄色烟，产物溶于水呈蓝绿色】、与非金属的反应H2 + Cl2 2HCl【苍白色火焰，瓶口出现白雾，工业制取盐酸】 ；H2 + Cl2 2HCl【见光爆炸，有白雾产生】 ；Si + 2Cl2 Si
2、Cl4【工业提纯硅】 ；与磷燃烧产生大量的白色烟雾，烟是固态 PCl5，雾是液态 PCl3、与 H2O 的反应（歧化反应） Cl2 + H2O HCl + HClO、与碱溶液反应（歧化反应）2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O【制取氯气尾气吸收】 ；2Ca(OH)2 + 2Cl2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O【制取漂白粉】 ；与某些有机物反应：可发生取代(如与甲烷) 、加成(如与乙烯) 等反应。氯气制法、反应原理： MnO2 + 4HCl（浓） MnCl2 + Cl2+ 2H2O（实验室制备）或：2KMnO 4 + 16HCl(浓) = 2Mn
3、Cl2 + 2KCl + 5Cl2+ 8H2O；KClO3 + 6HCl(浓) KCl + 3H2O + 3Cl2；K2Cr2O7 + 14HCl(浓) = 2CrCl 3 + 7H2O + 2KCl3Cl 2；PbO2 + 4HCl(浓) = PbCl2 + 2H2O + Cl2；Ca(ClO) 2 + 4HCl(浓) = CaCl2 + 2H2O + 2Cl2；2NaCl + 2H2O 2NaOH + Cl2+ H2（工业制 Cl2） ；还有电解熔融的氯化钠，生产钠和氯气。、发生装置：固+ 液 气、除杂装置：氯气中 HCl饱和食盐水（亦可用水）除去，氯气中 H2O浓 H2SO4（或 P2O
4、5 或 CaCl2）除去。、收集装置：用向上排空气法；验满： a.观察法（黄绿色） ； b.湿淀粉KI 试纸（或品红试纸） ；【碘遇淀粉变蓝】c.湿润的蓝色石蕊试纸；【先变红后褪色】d.浓 NH3 水，3Cl 2 + 8NH3 = 6NH4Cl + N2；【不常用 】、尾气处理装置：烧杯中盛有 NaOH 溶液（不能用水代替） 。2氯水的成分及其性质、液氯、新制氯水、久置氯水对比物质 主要成分 物质类型液氯 Cl2 纯净物新制氯水 三分子：Cl 2、HClO、H 2O四离子：H +、Cl 、ClO 、OH 混合物久置氯水 分子：H 2O离子：H +、Cl 、 OH混合物、新制氯水各成分的检验 实
5、验过程 实验现象 含有的微粒观察氯水 呈黄绿色 Cl2在氯水中加入 AgNO3 溶液 产生白色沉淀 Cl在氯水中加入红色布条 红色布条褪色 HClO在氯水中加入紫色石蕊 紫色石蕊先变红后褪色 H+和 HClO3重要的含氯化合物、次氯酸（HClO）的性质、弱酸性：HClO 的酸性小于 H2CO3：NaClO + H2O + CO2NaHCO 3 + HClO 、不稳定性：2HClO 2HCl + O2、强氧化性、漂白性：杀菌、消毒 漂白剂 HClO Na2O2 SO2 活性碳HClMnOClNaOH22漂白原理 氧化漂白 氧化漂白 化合漂白 吸附漂白品红溶液 褪色 褪色 褪色 褪色紫色石蕊试液
6、先变红后褪色 褪色 只变红不褪色 褪色稳定性 稳定 稳定 不稳定 不稳定、次氯酸盐 、制取：可用氯气与碱反应制取次氯酸盐制漂白精：Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O制漂白粉：2Cl 2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O、稳定性：次氯酸盐大于次氯酸。 【漂白剂或消毒剂通常以次氯酸盐形式而保存，是因为次氯酸不稳定性易分解的缘故。】、漂白或消毒原理：漂白剂或消毒剂漂白或消毒原理是先生成次氯酸，利用次氯酸强氧化性，杀毒、漂白。2NaClO + CO2 + H2O = Na2CO3 + 2HClO；Ca(ClO)2 + CO2 +
7、H2O = CaCO3 2HClO4氯气的用途和性质关系氯气的用途 氯气的性质漂白剂、消毒剂 Cl2 与水反应生成的 HClO 具有强氧化性工业上合成盐酸 H2 与 Cl2 反应生成 HCl制漂白粉 Cl2 与 Ca(OH)2 反应制农药 Cl2 与 P 反应生成的 PCl3 可用于制农药制氯仿(CHCl 3) Cl2 与 CH4 反应（取代反应）5卤族元素【氟（F） 、氯（Cl） 、溴（Br） 、碘（I） 、砹（At） 】、卤族单质物理性质 F2 Cl2 Br2 I2颜色 淡黄绿色 黄绿色 深红棕色 紫黑色状态 气体 气体 液体 固体熔沸点 依次升高依次减弱溶解性易溶于有机溶剂（非极性溶液）
8、毒性 依次减小、卤素单质在不同溶剂中的颜色水 CCl4 汽油（苯）Cl2 黄绿色 黄绿色 黄绿色Br2 橙色 橙红色 橙红色I2 棕黄色 紫色 紫红色、卤素原子的结构变化规律：由 FI，最外层均为 7 个电子原子半径依次增大，核电荷数依次增大，非金属性依次减弱。、化学性质（强氧化性）都能与金属反应： AF 2 和所有金属都能反应； BCl 2 和绝大多数金属反应； CBr 2 和较活泼金属反应； D I 2 只和活泼金属反应。 2Fe + 3Br2 2FeBr3；2Fe + I2 FeI2。、都能与 H2、P 等非金属反应：AF 2 和 H2 在暗处即爆炸 (F2 是非金属性最强的元素)； B
9、Cl 2 和 H2 光照爆炸；CBr 2 和 H2 需加热且缓慢化合（不爆炸） ； DI 2（蒸气）和 H2 持续加热且仍为可逆反应。、与水反应：依 F2I 2 逐渐减弱2F2 + 2H2O = 4HF+O2；（反应很剧烈） X2 + H2O HX + HXO（XCl 、Br、I ）、卤素单质的置换反应：Cl2 + 2Br = Br2 + 2Cl ；Cl2 + 2I = I2 + 2Cl ；Br2 + 2I = I2 + 2Br 。、特殊性质：F2 是非金属性最强元素，不能用玻璃仪器来储存氟气；Br2 是唯一常温下呈液态的非金属单质；I2 易升华，遇淀粉变蓝；CaX2 中只有 CaF2 不溶于
10、水，CaCl 2 作干燥剂；AgX 中只有 AgF 可溶，AgX 均具感光性， AgBr 作照相底片材料，AgI 作人工降雨材料，AgCl 用来检验 Cl 的存在。二氧和硫元素及其化合物1、硫单质的性质（游离态存在于火山喷口、地壳岩层；化合态存在于一些硫化物、硫酸盐、煤、石油和蛋白质中）、物理性质：淡黄色晶体，俗称硫磺，不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳（CS 2） 。、化学性质：既有氧化性又有还原性。、氧化性：与大多数金属反应，与变价金属反应时，一般生成低价态的金属硫化物。Fe + S FeS ； 2Cu + S Cu 2S ；Hg + S = HgS(实验处理汞洒落)。与氢、碳等的反应：
11、H 2 + S H2S；C + 2S CS2；、还原性：与许多强氧化性的物质反应，硫被氧化成+4 价或+6 价，如S + O2 SO2；S + 2H2SO4（浓） 3SO2+ 2H2O；S + 6HNO3(浓) H2SO4 + 6NO2+ 2H2O； 、歧化反应：3S + 6KOH 2K2S + K2SO3 + 3H2O2、臭氧的性质（臭氧和氧是同素异形体）、物理性质：在常温常压下，臭氧是一种有特殊臭味的淡蓝色气体，它的密度比氧气的大，也比氧气易溶于水。液态臭氧呈深蓝色，沸点为-112.4，固体臭氧呈紫黑色，熔点为 -251 。、化学性质及用途：臭氧的化学性质比氧气活泼。、不稳定性：2O 3=
12、3O2；但在空气中高压放电就能产生臭氧。、强氧化性：Ag、Hg 等金属在空气或氧气中不易被氧化，但可以被臭氧氧化。、用途：臭氧是一种很好的漂白剂和消毒剂。空气中的微量 O3，能刺激中枢 神经加快血液循环，令人产生爽快的感觉但当空气中臭氧的含量超过 10-5( 体积分数)时，就会对人体、动植物以及暴露空气中的物质造成危害，臭氧可以吸收来自太阳的大部分紫外线，是人类和生物的保护伞。3、二氧化硫、物理性质：SO 2 为无色有刺激性气味有毒的气体，易溶于水（常温常压下，1 体积水大约能溶解 40 体积的 SO2） ，易液化。、二氧化硫的化学性质、酸性氧化物的通性：SO2+H2O=H2SO3；2NaOH
13、+SO2=Na2SO3+H2O；NaOH+SO2=NaHSO3；SO 2+Ca(OH)2=CaSO3+H2O；SO2+Na2CO3=Na2SO3+CO2；、氧化性（弱）：SO 2+2H2S=3S+2H2O 、还原性（强）：2H2O + SO2 + X2 = H2SO4 + 2HX；2H2O + SO2 + 2FeCl3 = 2FeCl2 + 2HCl + H2SO4； 2KMnO4 + 5SO2+ 2H2O = K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4；2HNO 3 + 3SO2 + 2H2O = 3H2SO4 + 2NO、具漂白性二氧化硫和品红溶液作用，使品红褪色。其原理是二氧化硫和品
14、红作用，生成一种无色但不稳定的化合物。此物质受热又分解成原来的物质。同时它不能使酸碱指示剂褪色。、二氧化硫的实验室制取Na2SO3 + H2SO4(较浓) =Na2SO4+SO2+H2O 4亚硫酸：一种不稳定、既有氧化性又有还原性的二元中强酸。H2SO3 H+ + HSO3 ， HSO3 H+ + SO32 ；H2SO3 = SO2+ H2O；2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O；NaOH + SO2 = NaHSO3 ；2H2S + H2SO3=3S+ 3H2O；H2SO3 + Cl2 + H2O = 2HCl + H2SO45三氧化硫、物理性质：三氧化硫是一种无色易挥发的晶
15、体熔点 16.8，沸点 44.8。、化学性质：是酸性氧化物，与水剧烈反应生成硫酸，并放出大量的热。H2O + SO3 = H2SO4 、制取：二氧化硫和氧气在一定温度和催化剂的条件下反应生成三氧化硫。2SO 2（气）+ O2（气） 2SO3(气) 6硫酸物理性质：硫酸是一种难挥发的二元强酸。纯净的硫酸是一种无色粘稠状液体，凝固点 10，加热至沸腾发烟（分解成 SO3 和 H2O） ， 98.3%的硫酸沸点 338。能与水以任意比混合，并放出大量的热。化学性质 、稀硫酸：二元强酸，有酸的通性。 、浓硫酸：吸水性、脱水性、强氧化性和难挥发性。吸水性：用于干燥 H2、Cl 2、O 2 等。 脱水性：
16、浓硫酸将有机物中的 H、O 元素按水的组成比脱去（实验室制用乙醇乙烯、蔗糖的碳化等） 。强氧化性：使铁、铝钝化。A加热时能够氧化大多数金属：Cu + 2H2SO4（浓） CuSO4 + SO2+ 2H2O 2Fe + 6H2SO4(浓) Fe2(SO4)3 + 3SO2+ 6H2O B加热时能氧化许多非金属： C + 2H2SO4（浓） CO2+ 2SO2+ 2H2O S + 2H2SO4（浓） 3SO2+ 2H2O C能氧化许多的具还原性的化合物： H2S + H2SO4(浓) = S+ SO2+ 2H2O 2HI + H2SO4（浓） I2 + SO2+ 2H2O2HBr + H2SO4（
17、浓） Br2 + SO2+ 2H2O 2FeS + 6H2SO4（浓）= Fe 2(SO4)3 + 2S+ 3SO2+ 6H2O2FeO + 4H2SO4(浓) = Fe2(SO4)3 + SO2+ 4H2O三环境保护： 1、空气质量报告中涉及的污染物：二氧化硫、二氧化氮和可吸入颗粒物2中学常见污染环境的气体及防治： SO 2：工业上用浓氨水吸收，实验室用 NaOH 溶液吸收。NOx：用 NaOH 溶液吸收。H 2S：用 NaOH 溶液吸收。 Cl2、Br 2、HCl ：用碱液吸收，Cl 2、Br 2 还可用 Na2SO3 溶液吸收。CO 、H 2：用燃烧法除去。3常见环境问题酸雨：pH 小于
18、 5.6 的降水。臭氧层破坏：氮氧化物和氟氯烃在破坏臭氧层的过程中起到催化剂的作用。温室效应：CO 2、O 3、CH 4 等气体阻碍由地面反射回高空的红外辐射。光化学烟雾：NOx 及碳氢化合物。水体富营养化：含氮、磷的化合物。废旧电池污染：废旧电池中汞、镉、铅等重金属离子。白色污染：有机物如塑料等。四氮及其化合物1氮气 1、 物理性质：无色无味难溶于水比空气稍轻的气体。、分子结构：电子式： ；结构式：、化学性质、与氢气反应：、跟金属反应 (可与A 族、A 族元素和 Al 等金属反应)：3Mg + N2 Mg3N2、与氧气反应： N2+O2 2NO氮的固定：将空气中游离态的氮转化为氮的化合物的方
19、法叫做氮的固定。自然固氮：高能固氮（N 2+O2 2NO；2NO+O 2=2NO2；3NO 2+H2O=2HNO3+NO） ； 生物固氮：（豆科植物的根瘤菌） 。人工固氮：仿生固氮；合成氨。2氮的氧化物（N 2O、NO、N 2O3、NO 2、N 2O4、N 2O5）、物理性质：NO：无色有毒气体。NO2：红棕色、刺激性气味气体。、化学性质：NO 不与水反应，易发生 2NO+O2=2NO2，用排水法收集。NO 2 与水反应 3NO2+H2O=2HNO3+NO若 NO 与 O2 混合气体溶于水恰好全部生成硝酸：4NO+3O 2+2H2O=4HNO3若 NO2 与 O2 混合气体溶于水恰好全部生成硝
20、酸：4NO 2+O2+2H2O=4HNO33氨与铵盐、氨气、物理性质：无色、刺激性气味气体，易液化(可作制冷剂) ，极易溶于水 (1:700)。、分子结构：电子式与结构 式、化学性质A与水反应：NH 3+H2O NH3H2O NH4+OH一水合氨很不稳定，受热会分解 ：NH 3H2O NH3H 2O 氨水成分：分子：H 2O、NH 3、NH 3H2O；阳离子：NH 4 、H ；阴离子：OH ；氨水的密度随着浓度的增大而减小。B与酸的反应NH3+HClNH 4Cl(白烟) 此反应是检验氨气的一种方法。 2NH3H 2SO4(NH 4)2SO4C氨气被氧化4NH3+5O2 4NO+6H2O（催化剂
21、：Pt 或 Fe)；4NH3+3O2 2N2+6H2O；3CuO+2NH3 3Cu+N2+3H2ONH3 和 Cl2 不能大量共存，原因是： 3Cl2 + 2NH3 =N2+6HCl； NH3+HCl=NH4Cl；3Cl2 +8NH3=N2+6NH4Cl铵盐：都是晶体，均易溶于水。、受热易分解（一般非氧化性的铵盐）： NH4Cl NH3+ HCl；NH3+HClNH 4Cl；NH4HCO3 NH 3+CO2 + H2O氧化性酸的铵盐产物比较复杂。、与碱的反应： （NH 4） 2SO4 + 2NaOH Na2SO4+ 2NH3+2H2O；NH4NO3 + NaOH NaNO3 + NH3 + H
22、2O结论：铵盐与碱受热均能产生气氨气、氨气的制取、反应原理：2NH 4Cl+Ca(OH)2 CaCl2+2NH3+2H2O、装置：固固加热装置(与制氧气类似 )。、收集：只能用向下排空气法。、干燥：碱石灰，不能用浓 H2SO4、无水 CaCl2。、检验：A使湿润的红色石蕊试纸变蓝。B蘸浓盐酸的玻璃棒接近瓶口，产生白烟。4硝酸物理性质：无色、易挥发液体(“发烟”现象)；密度大于水，浓度越大，密度越大；极易溶于水。刺激性 挥发性 沸点 常见浓酸的浓度盐 酸 有 易挥发 低 37%硫 酸 无 难挥发 高 98%硝 酸 无 易挥发 低 69%、化学性质 、酸的通性：遇酸碱指示剂变色；与碱反应生成盐和水
23、；与碱性氧化物反应生成盐和水；与弱酸盐反应生成弱酸和硝酸盐；与金属反应(具有特殊性)。、不稳定性：4HNO3 4NO22H 2O+O2 保存方法：密封、棕色瓶、玻璃塞、阴凉处。 、强氧化性（冷浓硝酸使铁铝钝化） A与金属反应(除 Au、Pt 外)：Cu+4HNO3(浓)Cu(NO 3)2+2NO2+2H2O； 3Cu+8HNO3(稀) 3Cu(NO 3)2+2NO+4H2OFe+4HNO3(稀)=Fe(NO 3)3+NO+2H2O(生成高价态硝酸盐) Ag+2HNO3 (浓)AgNO 3NO 2 H2O 3Ag+4HNO 3 (稀)3AgNO 3NO 2H 2O 浓硝酸氧化性强于稀硝酸强于浓硫
24、酸；一般而言硝酸与不活泼金属反浓硝酸的还原产物是 NO2，稀硝酸的还原产物是 NO。B与非金属反应C+4HNO 3（浓） CO2+ 4NO2+ 2H2O；S+6HNO3(浓) H2SO4+6NO2+3H2O五碳、硅及其化合物1碳单质、同素异形体：、同种元素形成的不同单质。、金刚石(原子晶体)、石墨( 混合晶体) 、C60 、C70(分子晶体) 。、化学性质：碳在常温下性质比较稳定，很难被氧化，但在点燃或加热的条件下也能跟其它物质发生化学反应。、还原性：C+CuO CO+Cu； C+H2O(g) CO+H2（水煤气）、可燃性：C+O 2 CO2；2C+O 2 2CO、弱氧化性：Ca+2C CaC
25、2。2二氧化碳、物理性质：无色无味，密度比空气达的气体，微溶于水，固体 CO2 叫做“干冰”。、分子结构：电子式 ；结构式 O=C=O。、化学性质： 、氧化性(与 C、Mg 的反应) CO 2+C 2CO；CO 2+2Mg 2MgO+C。、酸性氧化物(与碱及碱性氧化物的反应 ) CO2+Ca(OH)2CaCO 3H 2O；CO2+CaCO3+H2OCa(HCO 3)2、与盐的反应（Ca(Cl0) 2、 Na2Si03、NaAl0 2、 C6H5ONa）Ca(Cl0) 2+H2O+CO2CaCO 3+2HClO；Na2Si03+H2O+CO2Na 2CO3+H2SiO3； 2NaAlO2+3H2
26、O+CO22Al(OH) 3+Na2CO3；C6H5ONa+CO2+H2OC 6H5OH+NaHCO3、制法： 、工业制法：煅烧石灰石 CaCO 3 CaO+CO2、实验室制法：石灰石和稀盐酸反应原理：CaCO 3+2HClCaCl 2+CO2装置：“ 固液气” 或启普发生器及其简易装置3一氧化碳 、物理性质：无色无味气体，有毒，不溶于水。、化学性质 、可燃性：2CO + O 2 2CO2(用点燃的方法除去 CO)； 、还原性(与 Fe3O4、CuO、H 2O 的反应)Fe 3O4 + 3CO 3Fe + 4CO2；CuO + CO Cu + CO2；H2O + CO H2 + CO2(工业制
27、 H2)、毒性：CO 有剧毒，与血液里的血红蛋白结合，使人体缺氧而死亡；主要来自汽车尾气、煤和石油燃烧及钢铁冶炼等。气体除杂：、CO （CO 2）：NaOH 溶液。、CO 2(CO)：通过硬制玻璃管中盛放的灼热氧化铜。、CO 2(O2)：通过硬制玻璃管中盛放的灼热铜网。、CO 2(SO2)：饱和 NaHCO3 溶液或酸性高锰酸钾溶液。、CO 2(HCl)：饱和小苏打溶液。、CO 2(H2S)：通过 CuSO4 溶液。4硅、物理性质：灰黑色、金属光泽；熔、沸点高，硬度大(结构与金刚石类似)，半导体。 、晶体结构：原子晶体。、化学性质：金属性：硅元素强于碳元素；非金属性：硅元素弱于碳元素。硅单质具
28、有氧化性(至4 价)，具有还原性(至2、4 价) ，但较弱。、常温下，可与 F2、HF、强碱反应： Si+2F2 SiF4；Si+4HFSiF 4+2H2；Si+2NaOH+H2ONa 2SiO3+2H2、加热时可与 O2、H 2 等物质反应氧化性：Si+2H 2 SiH4(不稳定)；还原性：加热：Si+O 2 SiO2注意：硅只有在加热或高温下才与 O2、 、F 2、Cl 2、C 和 N2 等非金属反应，体现了硅具有弱还原性；在常温下，硅的化学性质更不活泼，不跟其他物质，如氧气、氯气、硝酸、硫酸等起反应，但可与氟气、氢氟酸和强碱发生反应。、用途：可以用来制集成电路、晶体管、硅整流器、太阳能电
29、池( 半导体) ，还可以用来制造变压器铁芯(含硅 4的钢具有良好导磁性) ，及耐酸设备(含硅 15左右的钢具有良好的耐酸性 )等。、硅的制法 SiO22C Si(粗硅) 2CO(注意产物)提纯：Si + 2Cl2 SiCl4 ； SiCl4 + 2H2 Si + 4HCl5二氧化硅(SiO 2) 、分类： 物理性质：硬度大、熔点高，难溶于水。、晶体结构：原子晶体。、化学性质：、酸性氧化物的通性：SiO 2 是酸性氧化物，是 H2SiO3 的酸酐，但不溶于水：SiO2+CaO CaSiO3 SiO2+2NaOHNa 2SiO3+H2O (NaSiO3 是强的粘合剂) 、弱氧化性：SiO 2+2C
30、 Si+2CO、特性：SiO 24HF=SiF 42H 2O、用途： 、SiO 2 是制造光导纤维的主要原料。 、石英制作石英玻璃、石英电子表、石英钟等。、水晶常用来制造电子工业的重要部件、光学仪器、工艺品等。、石英砂常用作制玻璃和建筑材料。小结：SiO 2 与 CO2 化学性质的比较物 质 二氧化硅(SiO 2) 二氧化碳(CO 2)与水反应 CO2+H2O H2CO3与酸反应 SiO2+4HF=SiF4+2H2O 不 反 应与碱反应 SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O CO2+2NaOH=Na2CO3+H2OCO2+NaOH=NaHCO3与碱性氧化物反应 SiO2+CaO CaS
31、iO3 CO2+Na2O=Na2CO3与碳反应 SiO2+2C Si+2CO CO2+C=2CO6硅酸(H 4SiO4、H 2SiO3) 、不稳定性：H2SiO3 SiO2 +H2O、弱酸性：不能使酸碱指示剂变色：H 2SiO32NaOH=Na 2SiO3+2H2O 制备： Na2SiO3 + CO2 + H2O = H4SiO4(白色胶状)+Na 2CO3 H4SiO4(不稳定、易分解)H 2SiO3 + H2O7硅酸盐、常用硅酸盐是 Na2SiO3，俗称 “泡花碱”，易溶于水，其水溶液称为水玻璃，是一种矿物胶，密封保存。、硅酸盐改写为氧化物形式（顺序为：较活泼金属氧化物金属氧化物 二氧化硅水）如 Al2(Si2O5)(OH)4：Al 2O32SiO22H2O
