高考化学元素周期表元素周期律必备专题复习.pdf

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1、2014 高考化学必备专题元素周期表元素周期律 【考纲解读】1掌握元素周期表的结构。 2掌握周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系 3了解周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律 4. 理解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及 质量数与质子数、中子数之间的相互关系。 5. 以第 1、2、3 周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。 6. 掌握元素周期律的实质及元素周期表( 长式 ) 的结构 ( 周期、族 )。 7. 以第 3 周期为例，掌握同一周期内元素性质( 如：原子半径、化合价、单质及化合物性质) 的递变规 律与原子结构的关

2、系；以A和 A族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 8电离能、电负性及其周期性变化 9以上各部分知识的综合应用。 【高考预测】 本部分高考重现率几乎为100% ，且常考常新， 现将近两年全国各地高考试题中有关考点 试题分类如下：历年考查的重点是：同位数概念；原子序数、核电荷数、质子数、核外电子数、中子 数、质量数之间的关系；短周期原子（或离子）核外电子排布；元素周期表的结构；同周期或同主 族元素间原子半径、元素化合价、金属性非金属性（表现为单质及化合物的某些性质）的递变规律。新教 材增加的考点有：核外电子运动的原子轨道和电子自旋；核外电子的能级分布；核外电子排布三原 理；第

3、一电离能及其周期性变化，并用以说明元素的某些性质。；元素电负性的周期性变化。 一元素周期表 1原子序数原子中：原子序数_ _ _。 2元素周期表 (1) 编排原则： 按 _递增顺序从左到右排列； 将 _相同的元素排成一横行，共有_个横行。 把 _相同的元素按 _递增的顺序从上到下排成一纵列，共有_列。 (2) 周期 7 个横行， 7 个周期 短周期长周期 序号1 2 3 4 5 6 7 元素种数 0 族元素原子序 数 86 不完全周期， 最 多容纳 32 种元 素，目前排了 26 种元素 (3) 族 18 列， 16 个族 主族 列序1 2 13 14 15 16 17 族序号 副族 列序3

4、4 5 6 7 11 12 族序号 第族第_共 3 列 0 族第_列 口诀：七横十八纵，横行叫周期共有七周期，三四分长短，第七不完全。一八依次现，一零再一遍。 纵行就做族总共十六族，八族最特殊，三行为一族，二三分主副，逢三就变族。镧锕各十五，均属第三副， 构位性一体，相互可推出。 (4) 分区 分界线：沿着元素周期表中_与_的交界处画一条斜线，即为金属元素区 和非金属元素区分界线(氢元素除外 ) 。 各区位置：分界线左下方为_区，分界线右上方为_区。 分界线附近元素的性质：既表现_的性质，又表现_的性质。 3元素周期表中的特殊位置 (1) 过渡元素：元素周期表中部从_族到 _族 10 个纵列共

5、六十多种元素，这些元素都是金属 元素。 (2) 镧系：元素周期表第_周期中， 57 号元素镧到71 号元素镥共15 种元素。 (3) 锕系：元素周期表第_周期中， 89 号元素锕到103 号元素铹共15 种元素。 (4) 超铀元素：在锕系元素中92 号元素铀 (U) 以后的各种元素。 特别提醒：(1) 元素周期表结构中隐含的两条规律： 同周期主族元素原子序数差的关系 a短周期元素原子序数差族序数差； b两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差族序数差。两元素分布在过渡元素两侧时，四或五周 期元素原子序数差族序数差10，六周期元素原子序数差族序数差24； c四、五周期的A与A族原子序数之差都为11

6、，六周期为25。 同主族、邻周期元素的原子序数差的关系 aA族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、 32； bA族和 0 族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、 18、18、32； cAA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、 18、18、32。 (2) 根据原子序数确定元素在周期表中的位置的思维程序 首先要熟记每周期中稀有气体元素的原子序数 周期数1 2 3 4 5 6 7 0 族元素原子序数2 10 18 36 54 86 118 ( 未发现 ) 比大小，定周期。若该原子序数比最邻近的稀有气体原子序数小，则该元素与该稀有气体元素同周 期；若该原子

7、序数比最邻近的稀有气体原子序数大，则该元素在稀有气体元素所在周期的下一周期。 求差值，定族数。若某元素原子序数比相应稀有气体元素多1 或 2，则该元素处于该稀有气体元素所 在周期的下一周期的A族或A族；若比相应稀有气体元素少1 5，则该元素处于稀有气体元素所在 周期的 AA族。对于过渡元素族序数的确定另行考虑。 例 1. （2013山东理综 8）W 、X、Y、Z 四种短周期元素在元素周期表中的相对位置如图所示，W的气态 氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物，由此可知 AX、Y、Z 中最简单氢化物稳定性最弱的是Y BZ 元素氧化物对应水化物的酸性一定强于Y CX元素形成的单核阴离子还原性强

8、于Y DZ 元素单质在化学反应中只表现氧化性 答案： A 二元素周期律 1定义元素的性质随_的递增而呈 _变化的规律。 2实质元素原子 _的结果。 3具体表现形式 项目同周期 ( 左右 ) 同主族 ( 上下 ) 原子结构 核电荷数逐渐 _ 逐渐 _ 电子层数_ 逐渐 _ 原子半径逐渐 _ 逐渐 _ 离子半径 阳离子逐渐 _阴 离子逐渐 _r(阴 离子 )_r( 阳离子 ) 逐渐 _ 性质 化合价 最高正化合价由 _(O、 F除 外) 负化合价 _ 相同最高正化合 价 _(O、 F 除外 ) 元素的金属性和非 金属性 金属性逐渐 非金属性逐渐 金属性逐渐 _ 非金属性逐渐 _ W X Y Z 离

9、子的氧化、 还原性 阳离子氧化性逐渐 _阴离子还原性 逐渐 _ 阳离子氧化性逐 渐_阴离子还 原性逐渐 _ 气态氢化物稳定性逐渐 _ 逐渐 _ 最高价氧化物对应 水化物的酸碱性 碱性逐渐 酸性逐渐 碱性逐渐 _酸 性逐渐 _ 4. 元素金属性与非金属性的比较 (1) 元素金属性强弱的判断依据 根据金属单质与水( 或酸 ) 反应的难易程度：越易反应，则对应金属元素的金属性越强。 根据金属单质与盐溶液的置换反应：A置换出 B，则 A对应的金属元素的金属性比B对应的金属元素的 金属性强。 根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱：单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱， 元素的金属性越强(Fe

10、 对应的是Fe 2，而不是 Fe 3 )。 根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，则对应金属元素的金属性越强。 根据电化学原理：不同金属形成原电池时，作负极的金属活泼；在电解池中的惰性电极上，先析出的 金属其对应的元素不活泼。 (2) 元素非金属性强弱的判断依据 根据非金属单质与H2化合的难易程度：越易化合，则其对应元素的非金属性越强。 根据形成的气态氢化物的稳定性或还原性：越稳定或还原性越弱，则其对应元素的非金属性越强。 根据非金属之间的相互置换：A能置换出B，则 A对应的非金属元素的非金属性强于B对应的非金属元 素的非金属性。 根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，则对

11、应非金属元素的非金属性越强。 根据非金属单质的氧化性或对应阴离子的还原性强弱：单质的氧化性越强，其对应阴离子的还原性越 弱，元素的非金属性越强。 最高价含氧酸形成的盐( 同种阳离子 ) 碱性越弱对应的非金属元素的非金属性越强。 例 2. （2013广东理综 22）元素 R、X、T、Z、Q在元素周期表中的相对位置如下表所示，其中 R单质 在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸。则下列判断正确的是 A非金属性： ZQ 答案： BD 三元素周期表和元素周期律的应用 1根据元素周期表中的位置寻找未知元素 2预测元素的性质( 由递变规律推测) (1) 比较不同周期、不同主族元素的性质。 如金属性Mg Al ，C

12、aMg ，则碱性Mg(OH)2_Al(OH)3，Ca(OH)2_Mg(OH)2( 填“”、“”或 “” ) ； (2) 推测未知元素的某些性质。 如：已知Ca(OH)2微溶， Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2_溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律， 可推知未学元素砹(At) 应为 _色固体，与氢 _化合， HAt_稳定，水溶液呈_性， AgAt_溶 于水等。 3启发人们在一定区域内寻找新物质 (1) 半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si 、Ge 、 Ga等。 (2) 农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、 As等。 (3) 催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中

13、找，如：Fe、Ni、 Rh、Pt、Pd 等。 四、 微粒半径大小比较规律 1同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左至右逐渐减小（稀有气体元素除外) ，如： NaMg 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 NaK ； O SSe；Li +Na+K+；F- C1 -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) 随核电荷数的增加而减小，如 0 2 - 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 ) 形成的微粒

14、半径大小为阳离子7;Y 单质是一种黄色晶体；R基态原子3d 轨道的电子数是4s 轨道电子数的3 倍。 Y、Z 分别与钠元素可以形成 化合物 Q和 J，J 的水溶液与AgNO3溶液反应可生成不溶于稀硝酸的白色沉淀L;Z 与氢元素形成的化合物与 G反应生成M 。 请回答下列问题： M固体的晶体类型是。 Y基态原子的核外电子排布式是；G分子中 X原子的杂化轨道的类型是。 L 的悬浊液加入Q的溶液，白色沉淀转化为黑色沉淀，其原因是。 R的一种含氧酸根RO4 2具有强氧化性，在其钠盐中加入稀硫酸，溶液变为黄色，并有无色气体产生，该 反应的离子方程式是。 答案：（1）离子晶体； （2）1s 2 2s2 2

15、p 6 3s 2 3p4， sp3 杂化； （4）AgCl 悬浊液中加入Ag2S， Ksp（AgCl）Y ，下列说法错误的是( ) AX与 Y形成的化合物中，X可以显负价， Y显正价 B第一电离能可能Y小于 X C最高价含氧酸的酸性：X的弱于 Y的 D气态氢化物的稳定性：HmY小于 HnX 7X和 Y是原子序数大于4 的短周期元素，X m和 Yn两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确 的是 ( ) AX的原子半径比Y小 BX和 Y的核电荷数之差为mn C电负性 XY D第一电离能XB原子半径： C电负性： D最高正化合价： 10运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是( ) A已知 Ra

16、是第 7 周期、A族的元素，故Ra(OH)2的碱性比Mg(OH)2的碱性强 B已知 As 是第 4 周期、A族的元素，故AsH3的稳定性比NH3的稳定性强 C已知 Cs 的原子半径比Na的原子半径大，故Cs与水反应比Na与水反应更剧烈 D已知 Cl 的核电荷数比Al 的核电荷数大，故Cl 的原子半径比Al 的原子半径小 11下列实验不能达到预期目的的是( ) 序号实验操作实验目的 A Cl2、Br2分别与 H2反应比较氯、溴的非金属性强弱 B MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3比较镁、铝的金属性强弱 C 测定相同浓度Na2CO3、Na2SO4两溶液的pH 比较碳、硫的非金属性强弱 D

17、Fe、Cu分别与盐酸反应比较铁、铜的金属性强弱 12.A、B、C 、D四种元素， 已知 A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、 L 层上电子数之和等于M 、N层电子数之和；C元素是第3 周期第一电离能最小的元素；D元素在第3 周期 中第一电离能最大。下列有关叙述错误的是( ) A四种元素A 、B、C、D分别为 O、Ca、Na、Ar B元素 A、B、C两两组成的化合物可为CaO 、CaO2、Na2O 、 Na2O2等 C元素 A、C简单离子的半径大小关系为AC 二、非选择题(本题包括4 小题，共52 分 ) 13(8 分) 元素周期表中前七周期的元素种类如下表所示： 周

18、期数1 2 3 4 5 6 7 元素种类2 8 8 18 18 32 32 (1) 第 6、7 周期比第4、5 周期多了14 种元素，其原因是_。 (2) 周期表中 _族所含元素种类最多。 (3) 请分析周期数与元素种类的关系，然后预言第八周期最多可能含有的元素种类为_( 填字 母，下同 ) 。A18 B32C 50D64 (4) 据国外有关资料报道，在独居石( 一种共生矿，化学成分为Ce 、 La、Nb 的碳酸盐) 中，查明有 尚未命名的116、 124、126 号元素。试推断其中116 号元素应位于元素周期表中的_。 A第 6 周期A族 B 第 7 周期A族 C第 7 周期族D 第 8 周

19、期A族 14(10 分) 铊的相关信息卡片如图所示： (1) 铊的原子序数为81，铊在元素周期表中位于第_周期第 _族。 (2) 若设铊的质量数为A，则铊原子中中子数和质子数之差为_。 (3) 下列推断正确的是_。 A单质的还原性：TlAl B原子半径： AlTl C碱性： Al(OH)3Tl(OH)3 D 氧化性： Tl 3Al3 (4) 铊(Tl) 是某超导材料的组成元素之一。Tl 3与 Ag在酸性介质中发生反应： Tl 3 2Ag=Tl 2Ag。 下列推断正确的是_。 ATl 最外层有 1 个电子 BTl 能形成 3 价和 1 价的化合物 CTl 3的氧化性比 Ag 弱 D Tl 的还原

20、性比 Ag强 15(14 分) 现有五种元素，其中A 、 B、C 为短周期主族元素，D、E 为第四周期元素，它们的原子序 数依次增大。请根据下列相关信息，回答问题。 A元素的核外电子数和电子层数相等，也是宇宙中最丰富的元素 B元素原子的核外p 电子数比s 电子数少1 C原子的第一至第四电离能分别是：I1738 kJ/mol I 21 451 kJ/mol I 37 733 kJ/mol I 410 540 kJ/mol D是前四周期中电负性最小的元素 E在周期表的第七列 (1) 已知 BA5为离子化合物，写出其电子式_。 (2)B 基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有_个方向，原子轨道呈

21、_形。 (3) 某同学根据上述信息，推断C基态原子的核外电子排布图为 该同学所画的电子排布图违背了_。 (4)E 位于 _族 _区，价电子排布式为_。 (5) 检 验D 元 素 的 方 法 是 _ ， 请 用 原 子 结 构 的 知 识 解 释 产 生 此 现 象 的 原 因 是 _ 。 16(10 分) 已知： AF 都是周期表中前四周期的元素，它们的原子序数依次增大。其中A、C原子的 L 层有 2 个未成对电子。D 与 E同主族， D 的二价阳离子与C 的阴离子具有相同的电子层结构。F 3的 M层 3d 轨道电子为半充满状态。请根据以上信息，回答下列问题： (1)A 、B、C的电负性由小到

22、大的顺序为_( 用元素符号表示) 。 (2)D 元素的原子核外共有_种不同运动状态的电子、_种不同能级的电子。 (3) 写出 E的基态原子的电子排布式：_。 (4)F 和 X(质子数为25) 两元素的部分电离能数据列于下表：比较两元素的I2、I3可知，气态X 2再失 去一个电子比气态F 2 再失去一个电子难。对此，你的解释是 _ 。 元素X F 电离能 /kJ mol 1 I1717 759 I21 509 1 561 I33 248 2 957 17.(10分) 根据表中左栏信息，回答有关问题： 信息问题 短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增 大，它们原子的最外层电子数均不少于最内 层电

23、子数。其中X是形成化合物种类最多的 元素 (1)X 的最高价氧化物的结构式为 _ 在一定条件下，上述四种元素的单质均能 与足量的氧气反应，其中Z 元素的氧化物是 固体，既能溶于稀硫酸，又能溶于浓NaOH 溶 液 (2)Z 元素的氧化物溶于浓NaOH 溶液的离子方 程式： _ Y 固体单质与盐酸反应，再向反应后的溶液 中加入过量的烧碱溶液，最终溶液中有白色 沉淀生成 (3) 写出生成白色沉淀的化学方程式： _ W 的最高价氧化物的水化物不溶于水，但可 溶于 NaOH 溶液 (4)W 的最高价氧化物的水化物可溶于NaOH 溶 液的离子方程式为_ (5)X 、 Y、Z、W四种元素的原子半径由大到小的

24、顺序为_( 用元素符号表示) 答案 1C 由离子的电子排布式可推出原子的电子排布式为1s 22s22p63s23p63d64s2，价电子排布为 3d 64s2， 因为共有8个价电子，所以为族。 2D A项：第 2 列为 0 族元素，第3 列为A族元素，且11 号元素应在10 号元素下一周期，19 号 元素应在18 号元素的下一周期；B 项： 2 号元素应在第1 周期 0 族位置，在3、4 号元素所在周期的上一 周期； C项： 6、12、24 号元素不应在同一主族。 3D A项， H为非金属； B项， p 区左下角元素为金属；C项， d 区内 Cr 为 3d 5 4s 1。 4C 非金属性越强，

25、其气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，C 的非金属性强 于 Si ，P的非金属性强于As，因此 CH4的稳定性大于SiH4，H3PO4的酸性强于H3AsO4，故 A、D项均错误。 O 2 和 F 的电子层结构相同，由于O原子比 F 原子核电荷数少，故半径：O 2F，B项错误。同主族元素从上 到下，原子失电子能力增强，C项正确。 5A 同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大，故A正确， C不正确；由于Mg 的外围电子排布式为3s 2，而 Al 的外围电子排布式为 3s 23p1，故铝的第一电离能小于镁的； D 中钾比镁更 易失电子，钾的第一电离能小于镁的。 6C

26、由题意，非金属性XY，所以最高价含氧酸的酸性：X的强于 Y的。 7D X m与 Yn的核外电子排布相同，则质子数 XY ，原子半径XY 。 X比 Y更易失电子，第一电离能 X小于 Y，电负性X小于 Y。 8C 本题考查的是核外电子排布的知识。A中 1s 2 结构的原子为He,1s 22s2 结构的原子为Be，两者性 质不相似； B项 X原子为 Mg ，Y原子 N层上有 2 个电子的有多种，如第4 周期中 Ca、Fe 等都符合，化学性 质不一定相似；C项均为A元素，同主族元素，化学性质一定相似；D项最外层只有1 个电子的第A族 元素可以，过渡元素中也有很多最外层只有1 个电子的，故性质不一定相似

27、。 9A 四种元素分别为S、P、N、F，第一电离能FN 、PS ，又由于第一电离能NP ，所以 A项 正确；原子半径NF ，故 B 项错误；电负性应SP ，即 ，故C项错误； F 无正化合价， N、S、P最高 正化合价分别为5、 6、 5价，故应为 ，D项错误。 10B 同主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减，则最高价氧化物对应水化物碱性增强，金 属活泼性增强，非金属气态氢化物稳定性减弱，A 、C 正确， B 错误；同周期从左到右原子半径递减，D 正 确。 11B 元素的非金属性强弱和金属性强弱的实质是得失电子的难易。可以通过直接或间接地比较变 化过程中元素得失电子的难易，来比较元素非金属

28、性和金属性的强弱。A 项 Cl2、Br2分别与H2反应，根据 反应条件的难易即可判断出氯、溴的非金属性强弱； B项 MgCl2、 AlCl 3溶液中分别通入氨气， MgCl2与 NH3H2O 反应生成Mg(OH)2，AlCl3与 NH3H2O反应生成Al(OH)3，但无法比较二者的金属性强弱；C项测定 Na2CO3、 Na2SO4两溶液的pH，根据 pH的数据可判断出Na2CO3与 Na2SO4水解程度的大小，从而判断出碳、硫的非金属 性的强弱； D项利用 Fe、Cu与盐酸反应现象的不同即可判断出Fe、Cu的金属性强弱。 12C 自然界中含量最多的元素为氧；由题意知B元素 K层和 L层电子数之

29、和为10，则 M层为 8 个， N 层为 2 个，故 B元素为钙； C是第 3 周期第一电离能最小的元素，为钠；第3 周期中第一电离能最大的 元素为氩。选项C中，A的简单离子O 2和 C的简单离子 Na 具有相同的电子层结构，根据“序大径小”的 规律知r(O 2) r(Na ) 。 13解析：(3) 根据题意可通过分析已知数据归纳出潜在的规律： 周期数1 2 3 4 5 6 7 元素种类2 21 2 8 22 2 8 22 2 18 23 2 18 23 2 32 24 2 32 24 2 可见，规律是2n 2( n1、 2、3) ，由此预测第8 周期元素应为25 250 种，答案为 C。(4

30、)116 861416，则为第7 周期A族。 答案：(1) 第 6、7 周期在B族出现了镧系、锕系 (2) B(3)C (4)B 14解析：(1) 推断 Tl 在元素周期表中的位置，可利用各周期的元素种类数(2 、8、8、18、18、32) 进行分析， 81288181827，首先推知该元素位于第6 周期，第六周期中镧系有15 种元素占一 个格，则 271413。根据元素周期表的结构可知，第13 纵行为第A族，即 Tl 在元素周期表中的位置 为：第 6 周期第A族。 (2) 根据AZN，可知铊原子中中子数和质子数之差为(AZ)Z，即A162。 (3) 根据元素周期律的递变规律，同主族从上至下，

31、元素金属性逐渐增强，单质还原性增强，原子半 径增大，离子氧化性减弱，碱性增强。 (4) 铊位于第A族， 说明铊原子最外层有3个电子，则 Tl 最外层有两个电子， A错； 由 Tl32Ag=Tl 2Ag知， Tl3的氧化性比 Ag 强， Ag 的还原性比 Tl 强， C、D错。 答案：(1)6 A(2)A162 (3)A (4)B 15解析：根据提供信息，可以推断A为 H，B为 N，C为 Mg ，D为 K，E为 Mn 。 (2)N 的基态原子中能量最高的电子为2p 能级上的电子，电子云在空间有3 个方向，原子轨道呈纺锤 形( 或哑铃形 ) 。 (3) 该同学所画的电子排布图中3s 能级上的两个电

32、子自旋方向相同，违背了泡利不相容原理。 (4)Mn 的价电子排布式为3d 54s2，位于第四周期B 族，属于d 区元素。 (5) 检验钾元素可以利用焰色反应。 答案： (2)3 纺锤 ( 或哑铃 ) (3) 泡利不相容原理 (4) Bd 3d 54s2 (5) 焰色反应当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较 高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将以光的形式释放能量。 16解析：A 、 C原子的 L 层有 2 个未成对电子，则A 为 1s 22s22p2，C 为 1s22s22p4；A 为 C(碳) ，C 为 O，A F 序数依次增大， 则 B为 N。D与 E同主族， D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构， 则 D为 Mg，E为 Ca；F 3的 M层 3d 轨道电子为半充满状态，则 F 为 Fe。(1)C 、N、O的电负性，由小到大 顺序为 CZWX 。 答案：(1)O=C=O (2)Al 2O32OH =2AlO 2H2O (3)MgCl22NaOH=Mg(OH) 2 2NaCl (4)H2SiO32OH =SiO2 32H2O (5)MgAlSiC