专题01 金属及其化合物（考点清单）（讲+练）-2024-2025学年高一化学下学期期末考点大串讲（沪科版2020必修第二册）

专题01 金属及其混合物 ◆考点01 金属的物理性质 1．金属元素在元素周期表中的位置及存在 （1）在元素周期表中，没有金属元素的族是第ⅦA族和0族，全为金属元素的族是第ⅡA族，全部副族（ⅠB~ⅦB）和Ⅷ族。 （2）金属元素在自然界中广泛存在。地球上绝大多数的金属资源存在于地壳和海洋之中，除少数不活泼的金属能以游离态存在之外，其他金属元素大多以化合态形式存在。 2．金属的通性 （1）在常温下，除汞是液体以外，其余金属都是固体。 （2）除金、铜、铋等少数金属具有特殊的颜色外，大多数金属呈银白色。但当金属处于粉末状态时，常显不同的颜色。 （3）金属都是不透明的，金属表面一般都有光泽，黄金、白银、铂金等饰品就是利用了这一性质。 （4）金属的密度、硬度、熔点等性质的差别很大。 （5）金属具有导电性。在外加电场条件下，金属晶体中的自由电子发生定向移动，形成电流。利用此性质制成铜、铝等电线、电缆，为我们的生活带来了方便。 （6）金属具有导热性。金属的导热性也与金属晶体内自由电子的运动有关。当给金属的一端加热时，金属内自由电子的热运动也易从一端传到另一端。 （7）金属具有良好的延展性。大多数金属都具有较好的延展性，在加工时能被压成薄片或拉成细丝，变形后的金属仍由金属离子和自由电子组成，它们的相互作用(金属锂)使金属薄片或细丝具有一定的强度。3．常见金属的特性 （1）颜色：大多为银白色，铜呈紫红色、金呈黄色； （2）状态：常温下大多为固体，汞为液体； （3）密度差别很大：金为19.3g/cm3，铝为2.7 g/cm3； （4）导电性差异很大：银为100，铅仅为7.9； （5）熔点差别大：钨为3410℃，锡仅为232℃； （6）硬度差别大：铬为9，铅仅为1.5。 【温馨提示】 ①金属的用途要从不同金属的各自不同的性质以及价格、资源、美观、便利、回收等各方面考虑。如银的导电性（100）比铝的导电性（61）大很多，但电线一般用铝制而不用银制。因为铝的密度（2.7 g/cm3）比银的密度(10.5 g/cm3)小，价格比银低很多，资源比银丰富得多。 ②一些金属物理性质的比较 物理性质 物理性质比较 导电性（以银的导电性位100作为标准） 密度/（g·cm-3） 熔点/℃ 硬度（以金刚石的硬度为10为标准） 4．合金 （1）定义：是由两种或两种以上的金属（或金属和非金属）熔合而成的具有金属特性的物质。合金是混合物，合金中至少含有一种金属。 （2）常见的两种合金： ①生铁（含碳量为2%～4.3%）和钢（含碳量为0.03%～2%）都是铁合金。因含碳量不同合金的性能不同，含碳量越大，硬度越大；含碳量越低，韧性越好。 ②黄铜、青铜、焊锡、硬铝、18K黄金、18K白金、钛合金等也是常见的合金。 合金的性能：合金的性能与组成合金的各成分的性能不同。合金的硬度比组成它们的纯金属的硬度大，合金的熔点比组成它们的纯金属的熔点低。 （4）纯金属与合金的结构示意图： 纯金属内原子的排列十分规整 合金内原子层之间的相对滑动变得困难 【温馨提示】 ①合金的硬度、强度、抗腐蚀性等一般都好于组成它们的纯金属。如： 金属材料 锡 铅 锡铅合金 钠 钾 钠钾合金 熔点℃ 232 327 183 98 64 -10 ②自由电子在运动时经常与金属离子碰撞，从而引起两者能量的交换。当金属某一部分受热时，在那个区域里的自由电子能量增加，运动速度加快，于是，通过碰撞，自由电子把能量传给其他金属离子。金属容易导热，就是由于自由电子运动时把能量从温度高的部分传到温度低的部分，从而使整块金属达到相同的温度。 ③金属一般都是电和热的良导体。其中银和铜的传热、导电性能最好。铝的导电性也很好，这就是铜和铝常被用作输电线的原因。 ④当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生相对滑动(如下图)，由于金属离子与自由电子之间的相互作用没有方向性，滑动以后，各层之间仍能保持这种相互作用，在外力作用下，金属虽然发生了形变，但不会导致断裂。 ◆考点02 金属元素的原子结构特点 1．金属的原子结构特点 （1）金属元素原子的最外层电子数比同周期非金属元素原子的少，一般少于4。 （2）大多数金属元素原子的最外层电子数较少，原子半径较大，在化学反应中容易失去电子。 【温馨提示】 ①碱金属元素原子的核外电子排布与其化学性质的关系：碱金属元素原子最外层都只有一个电子，在反应时很容易失去该电子，因此，它们都是非常活泼的金属。 ②金属活动性顺序表中不同位置金属还原性的相对强弱，以及这些金属所对应正离子氧化性的相对强弱。K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、（H）、Cu、Hg、Ag、Pt、Au 还原性减弱K+、Ca2+、Na+、Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe2+、Sn2+、Pb2+、H+、Cu2+、Fe3+、Hg2+、Ag+ 氧化性增强 2．金属的化学性质特点 （1）金属单质易失电子，金属越活泼，失去电子能力越强； （2）金属单质易被氧化，只体现还原性。且金属越活泼，单质的还原性越强。 【温馨提示】 ①对于碱金属元素，它们的最外层电子数相同，按原子序数的顺序，电子层数逐渐增多，失电子能力逐渐增强，单质的还原性逐渐增强。 ②在金属活动性顺序表中，金属的位置越靠前，金属单质的还原性就越强；金属的位置越靠后，该金属的正离子的氧化性就越强。 ③大多数金属元素原子的最外层电子数较少，原子半径较大，在化学反应中容易失去电子。主族金属元素的最高正价等于原子的最外层电子数 ，副族元素的原子在化学反应中除能失去最外层电子外，还能失去排布在内层上的电子，可显示金属价态。 ◆考点03 金属的化学性质 1．金属与非金属的反应 （1）钠与非金属的反应 钠的原子结构示意图为，从原子结构来看，钠原子最外层只有1个电子，在化学反应中钠原子很容易失去1个电子而形成最外层为8个电子稳定结构，因此金属钠的化学性质非常活泼，表现出很强的还原性。 ①钠与O2的反应 反应条件 室温 加热或点燃 实验步骤 实验现象 新切开的钠具有银白色的金属光泽，在空气中很快变暗 钠先熔化成小球，然后剧烈燃烧，火焰呈黄色，生成淡黄色固体 化学方程式 4Na＋O2===2Na2O 2Na＋O2Na2O2 结论 钠是非常活泼的金属，与O2反应，条件不同时，现象不同，产物也不同 注意 由于钠燃烧时必定有氧化钠在燃烧(钠极易被氧化成氧化钠)，说明氧化钠加热时也可以转化为过氧化钠，即：2Na2O＋O22Na2O2，因此Na2O2比Na2O稳定 ②钠与S的反应：钠与硫混合研磨生成Na2S。 2Na＋S===Na2S (钠与硫混合研磨可发生爆炸，火星四射) ③钠与Cl2的反应：2Na＋Cl22NaCl (燃烧产生大量白烟，火焰为黄色) ④钠与H2的反应：2Na＋H22NaH ⑤钠与N2的反应：6Na＋N22Na3N （2）铁与非金属单质反应 铁是较活泼的金属，发生化学反应时可生成＋2、＋3两种价态的化合物，且Fe3+比Fe2+稳定。 ①Fe与O2的反应：3Fe＋2O2Fe3O4 （火星四射、剧烈燃烧、放出大量的热、生成黑色的固体） ②Fe在氯气中燃烧：2Fe＋3Cl22FeCl3 （产生棕黄色的烟） ③Fe与硫的反应：Fe＋SFeS ④Fe与溴的反应：2Fe ＋ 3Br2＝2FeBr3 ⑤Fe与碘的反应：Fe ＋ I2＝FeI2 【温馨提示】 在一定条件下，铁作为还原剂能与某些非金属单质、酸和盐溶液反应 ①铁与氧化性较弱的氧化剂（如：盐酸、硫酸铜溶液等）反应，铁原子失去2个电子生成＋2价铁的化合物 ②铁与氧化性较强的氧化剂（如：氯气、硝酸等）反应，铁原子则失去3个电子生成＋3价铁的化合物。 2．金属与水反应 （1）钠与水的反应 实验操作 实验现象 结论或解释 ①钠浮在水面上 ①钠的密度比水小 ②钠熔化成闪亮的小球 ②钠熔点低，反应放热 ③小球在水面上四处游动 ③反应产生的氢气推动小球运动 ④与水反应发出“嘶嘶”声，逐渐变小，最后消失 ④钠与水剧烈反应，产生气体 ⑤反应后溶液的颜色逐渐变红 ⑤有碱性物质(氢氧化钠)生成 实验结论 钠与水剧烈反应，生成氢氧化钠和氢气，还原剂是钠，氧化剂是水，反应的实质是钠与水电离出的H＋反应 化学方程式 2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ 2Na＋2H2O===2Na＋＋2OH－＋H2↑ 【温馨提示】 ①钠与水反应之前，要用滤纸吸干钠块表面的煤油，可防止钠与水反应放热而造成煤油燃烧 ②切割完钠块后，应将剩余的钠放入原来盛有煤油的试剂瓶中，取用钾时也要这样做。这是由于钠、钾等金属的活泼性非常强，易与水或氧气反应造成失火或爆炸，为保证实验安全，放回原来的试剂瓶中比较稳妥。另外，钠、钾价格较贵，不宜浪费，放回原试剂瓶中，由于煤油的存在，也不会对原来保存的钠、钾造成污染 ③若实验过程中钠不慎失火，注意不能用水灭火，而应该用干燥的沙土(SiO2)来灭火，因为钠与水剧烈反应且生成氢气，会放出大量的热，甚至能引起氢气燃烧 （2）Fe与水蒸气的反应 装置Ⅰ 装置Ⅱ 实验装置 操作及现象 用小试管收集一试管气体，点燃，听到轻微的“噗”声，证明生成了氢气 用火柴点燃肥皂泡，听到爆鸣声，证明生成了氢气 实验结论 红热的铁能与水蒸气反应，化学方程式：3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2 【温馨提示】 ①铁与水蒸气的反应实验中，湿棉花的作用是加热时可产生水蒸气，与铁粉反应生成氢气 ②铁与水蒸气反应，日常生活中能用铁壶烧水是因为铁只能在高温下与水蒸气反应，与冷水、热水都不能反应 ③常温下，铁与水不起反应，但在水和空气里的O2等共同作用下，铁易被腐蚀。 （3）铝与水的反应 2Al＋6H2O 2Al(OH)3＋3H2↑ 3．金属与酸、盐溶液反应 （1）钠与酸、盐溶液反应 ①钠与酸溶液的反应：钠与酸反应的实质是与溶液的H+反应，反应程度比水要剧烈。 ②钠与盐溶液的反应：钠与盐溶液反应时，首先与水反应生成NaOH，然后NaOH与盐发生复分解反应（若氢氧化钠不与盐反应，则只有钠与水的反应）。例如： a. 与CuSO4溶液反应： 2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ ① CuSO4＋2NaOH===Na2SO4＋Cu(OH)2↓ ② 合并①和②得 （方法：去掉NaOH）：2Na＋2H2O＋CuSO4===Na2SO4＋Cu(OH)2↓＋H2↑ b. Na与Fe2(SO4)3溶液的反应 2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ ③ 6NaOH＋Fe2(SO4)3===2Fe(OH)3↓＋3Na2SO4 ④ 合并③和④得（方法：去掉NaOH）：6Na＋6H2O＋Fe2(SO4)3===3Na2SO4＋2Fe(OH)3↓＋3H2↑ c. 与NH4Cl溶液反应：2Na＋2NH4Cl===2NaCl＋2NH3↑＋H2↑ 【温馨提示】 ①钠与水、酸反应的本质与顺序：本质上均是与H＋的反应，反应顺序是有酸酸在前，无酸水为先。钠与盐溶液反应时一般先考虑与水的反应，生成的NaOH与盐可能发生复分解反应。 ②钠与水、酸反应的共性：浮：钠浮在液面上；熔：钠熔化成光亮的小球；游：在液面上不停地游动直至反应完；响：反应中不停地发出“嘶嘶”的响声。 ③钠与水、酸反应的差异性：与酸反应时，由于溶液中H＋浓度较大，反应比钠与水剧烈，最后钠可能在液面上发生燃烧；与盐溶液反应时，还可能会生成沉淀(如生成难溶碱)、气体(NH3)等。 ④钠与乙醇反应的特点——慢、沉。钠与乙醇反应，钠块先沉在液面下，后上下浮动，能看到表面冒出气泡，并不能熔化成小球。 （2）铁与酸、盐溶液反应 ①与非氧化性酸(如：稀盐酸、稀硫酸)的反应： Fe＋2HCl===FeCl2＋H2↑ Fe＋2H+===Fe2+＋H2↑ ②与氧化性酸(如：硝酸、浓硫酸)的反应 常温下，铁遇冷的浓硫酸、浓硝酸产生钝化现象，即：浓硫酸、浓硝酸将铁的表面氧化成一层致密的氧化物薄膜，这层膜阻止了酸与内层金属的进一步反应。但在加热的条件下铁可以和浓硫酸、浓硝酸反应 a. 少量的铁与稀硝酸反应：Fe(少量)＋4HNO3(稀)===Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O 生成的Fe(NO3)3可以和铁继续反应：Fe＋2Fe(NO3)3===3Fe(NO3)2 b. 过量的铁与稀硝酸反应：3Fe(过量)＋8HNO3(稀)===3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O c. 少量的铁与浓硝酸共热：Fe＋6HNO3(浓) Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O ③与盐溶液反应： a. 与硫酸铜溶液的反应：Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu Fe＋Cu2+===Fe2+＋Cu b. 与FeCl3溶液的反应：Fe＋2FeCl3===3FeCl2 Fe＋2Fe3+===3Fe2+ （3）Al与酸的反应 ①与非氧化性酸（如：稀盐酸、稀硫酸）的反应——铝与盐酸反应 铝与盐酸反应 实验操作 实验现象 铝片逐渐溶解，有无色气泡冒出，将点燃的木条放在试管口有爆鸣声 化学方程式 2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑ 离子方程式 Al＋6H+===2Al3+＋3H2↑ ②与氧化性酸（如：硝酸、浓硫酸）的反应 a. 常温下，铝遇冷的浓硫酸、浓硝酸产生钝化现象。浓硫酸、浓硝酸将铝的表面氧化成一层致密的氧化物薄膜，这层莫阻止了酸与内层金属的进一步反应。但在加热的条件下铝可以和浓硫酸、浓硝酸反应。 b. 铝与浓硝酸共热：Al＋6HNO3(浓) Al(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O ◆考点04 金属的冶炼 1．金属冶炼的基本原理 （1）金属元素在自然界中的存在形态：金属在自然界中的存在主要有两种形式，游离态和化合态，其中除了金、铂等极少数金属外，其他绝大多数金属都是以化合态存在于自然界。 （2）金属冶炼原理：将金属从其化合物中还原出来用于生产和制造各种金属材料的过程。 （3）金属冶炼原理实质：用还原剂使化合态的金属得到电子变成金属单质，即：Mn＋＋ne-==M。 2．金属冶炼方法的选择 金属冶炼方法的选择与金属的活动性有关，处在金属活动顺序表中不同位置的金属其冶炼的方法可用下图表示： 金属的活动性顺序 K、Ca、Na、Mg、Al Zn、Fe、Sn、Pb、Cu Hg、Ag Pt、Au 金属原子失电子能力 强―→弱 金属离子得电子能力 弱―→强 主要冶炼方法 电解法 热还原法 热分解法 富集法 还原剂或 特殊措施 强大电流 提供电子 H2、CO、C、 Al等加热 加热 物理方法或 化学方法 （1）热分解法：适合于位于金属活动顺序表后端（金属活动性位于氢后面）的金属，如Hg、Ag等。 2HgO2Hg＋O2 2Ag2O4Ag＋O2 （2）热还原法：适合于位于金属活动顺序表中部（Zn～Pb）的金属，常用的还原剂有焦炭、CO、H2、活泼金属（如Al）等。 Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2 WO3＋3H2W＋3H2O Cr2O3＋2Al2Cr＋Al2O3 【温馨提示】 ①铝热反应是利用铝的强还原性，在高温下将相对不活泼且熔点高的金属从其氧化物中还原出来。故只有Al和比Al不活泼的金属形成的氧化物所组成的混合物才能称之为铝热剂。如Al和MgO组成的混合物不能称之为铝热剂。 ②铝热反应实验注意问题： A.镁带要打磨净表面的氧化膜，否则难以点燃。 B.氧化铁粉末要干燥，铝粉没有被氧化，否则难以反应。 C.要保证纸漏斗重叠时四周均为四层，且内层纸漏斗一定要用水润湿，以防高温物质从四周溅出。 D.因为铝热反应是一个典型的放热反应，反应中放出的大量热量能够使铁熔化，所以要垫细沙，这样做的目的一是防止蒸发皿炸裂，二是防止熔融的金属溅出伤人。 E.实验装置应远离人群和易燃物。 （3）电解法：适合于位于金属活动性顺序表前端的金属，如K、Na、Mg、Ca、Al等金属。 2Al2O3(熔融) 4Al＋3O2↑（冰晶石的作用为助溶剂，降低Al2O3的熔点） 2NaCl2Na＋Cl2↑ 【温馨提示】 ①用电解法冶炼较活泼金属时，电解的是熔融的金属化合物，而不是金属化合物的水溶液。因为在其水溶液中，阴极放电的是H＋，而不是金属阳离子，故得不到金属单质。 ②工业上采用电解法冶炼铝和镁的原料分别为Al2O3和MgCl2，而不是AlCl3和MgO。 原因：AlCl3是共价化合物，熔融时不导电；而MgO虽然是离子化合物，但其熔点太高，熔化时会消耗大量的电能，成本较高。 ③钾在实际生产中不用电解法，因为实际生产中用石墨电极，熔融的金属钾能渗透到石墨中，侵蚀电极。还有钾太容易溶解在熔融的氯化钾中，以致钾不能浮在电解槽的上部加以分离收集；同时，还因为钾在操作温度下迅速气化，增加了不安全因素。所以现在金属钾的生产方法都采用金属钠与氯化钾的反应。 （4）其他方法：湿法炼铜——Fe＋CuSO4 === FeSO4＋Cu 火法炼铜——Cu2S＋O2 2Cu＋SO2 【温馨提示】 ①最不活泼的金属（如Pt、Au）用物理方法获得。 ②工业上金属冶炼一般分三个步骤：矿石富集（除杂、提高矿石中有效成分含量）→金属冶炼（适当还原剂将金属化合物还原成金属单质）→金属精炼（加如试剂除杂或电解精炼，得纯金属）。 ③当一种金属可用多种方法冶炼时，工业上一般采用经济效益高的方法，即：热分解还原法优于焦炭还原法，焦炭还原法优于铝热还原法，铝热还原法优于电解还原法；从环保角度考虑，H2还原法又优于CO还原法。 ◆考点05 氧化钠和过氧化钠 1．氧化钠的性质 （1）物理性质：白色固体 （2）化学性质：碱性氧化物，能与水、酸、酸性氧化物等发生反应 ①氧化钠与水反应：Na2O＋H2O===2NaOH ②氧化钠溶于盐酸：Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O ③氧化钠与CO2反应：Na2O＋CO2===Na2CO3 （3）用途：制NaOH 2．过氧化钠的性质 （1）物理性质：淡黄色固体 （2）化学性质：Na2O2不是碱性氧化物，但能与水、酸、酸性氧化物等发生反应，具有强氧化性和还原性。 ①Na2O2与H2O的反应 实验操作 实验现象 结论或解释 ①向盛有淡黄色粉末状过氧化钠的试管中滴入少量的水，有大量气泡产生 ①Na2O2与H2O剧烈反应，产生气体 ②用手轻摸试管外壁，其感觉是试管壁温度升高 ②该反应是放热反应 ③立即把带火星的木条放在试管口，观察到的现象是试管中有大量气泡产生，带火星的木条复燃 ③说明有氧气生成 ④向试管中滴入酚酞溶液，其现象是溶液先变红， 后褪色 ④先变红：说明有碱生成 后褪色：Na2O2具有漂白性 实验结论 由上述实验可知，过氧化钠与水反应有氧气和碱性物质生成，过氧化钠有漂白性 化学方程式 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑（体现氧化性和还原性） 过氧化钠既是氧化剂，又是还原剂，1 mol Na2O2参加反应，转移1 mol的电子 ②Na2O2与CO2的反应：2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2 （可用于呼吸面具或潜水艇中作为O2的来源，Na2O2体现氧化性和还原性） 3．Na2O和Na2O2性质的比较 物质 氧化钠 过氧化钠 化学式 Na2O Na2O2 氧的化合价 －2价 －1价 n(Na＋)∶n(阴离子) 2∶1 2∶1 颜色状态 白色固体 淡黄色固体 氧化物类别 碱性氧化物 过氧化物(不属碱性氧化物) 生成 4Na＋O2===2Na2O 2Na＋O2Na2O2 与氧气反应 2Na2O＋O22Na2O2 不反应，稳定性强 与水反应 Na2O＋H2O===2NaOH 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ 与CO2反应 Na2O＋CO2===Na2CO3 2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2 与稀盐酸反应 Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O 2Na2O2＋4HCl===4NaCl＋O2↑＋2H2O 漂白性 无 有 用途 制NaOH 漂白剂、消毒剂、供氧剂、强氧化剂 【温馨提示】 ①Na2O是碱性氧化物，Na2O2是非碱性氧化物（因其与酸反应时除生成盐和水外，还有O2生成） ②Na2O2中阴离子是O，阴、阳离子个数比是1∶2而不是1∶1 ③Na2O2中氧元素的化合价是－1价，Na2O中氧元素的化合价是－2价，Na2O2与水、CO2反应中，Na2O2既是氧化剂又是还原剂，1 mol Na2O2参加反应，转移1 mol的电子。 ④Na2O2的漂白性是指Na2O2生成的氧气可以将一些有色有机物氧化成无色，此性质称其为漂白性。漂白有色物质的反应也是氧化还原反应，是化学性质；与活性炭的漂白原理——吸附有色物质发生物理变化不同Na2O2与其他物质反应时不一定都产生O2，如：Na2O2＋SO2===Na2SO4 【内容拓展】CO和H2完全燃烧后的产物与Na2O2反应的计算 【讨论1】a g H2在O2中完全燃烧，将其燃烧产物(H2O)通过足量的Na2O2固体，Na2O2固体质量增加多少克？ 2H2＋O22H2O ① 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ ② ①＋②得：H2＋Na2O2===2NaOH 【结论1】a g H2在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g。 【讨论2】a g CO在O2中完全燃烧，将其燃烧产物(CO2)通过足量的Na2O2固体，Na2O2固体质量增加多少克？ 2CO＋O22CO2 ① 2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2 ② ①＋②得：CO＋Na2O2===Na2CO3 【结论2】 a g CO在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g。 【结论3】 a g H2和CO的混合气在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g。 【结论4】凡分子组成符合通式(CO)m(H2)n的物质，a g该物质在O2中完全燃烧，将其燃烧产物（CO2、H2O）通过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g。或是由C、H、O三种元素组成的物质，只要C、O原子个数比为1∶1，即可满足该条件。中学阶段常见的符合这一关系的物质有 ①无机物：CO、H2及CO与H2的混合气 ②有机物：甲醛(CH2O)、甲醇(CH4O)、乙酸(C2H4O2)、甲酸甲酯(C2H4O2)、乳酸C3H6O3)、葡萄糖(C6H12O6)及果糖(C6H12O6)等 ③对于a g有机物(CxHyOz)在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体 若x=z，则增重为a g；若x>z，则增重为大于a g；若x<z，则增重为小于a g 【温馨提示】 ①向滴有酚酞的水溶液中加入过氧化钠，Na2O2与水反应生成了NaOH，溶液变红，Na2O2的强氧化性又使溶液褪色。 ②遇CO2、H2O、H＋时，Na2O2发生自身氧化还原反应，氧元素的歧化反应。Na2O2既是氧化剂又是还原剂。 ③Na2O2与H2O、CO2的反应规律： 电子转移关系 当Na2O2与CO2、H2O反应时，物质的量关系为2Na2O2～O2～2e－，n(e－)＝n(Na2O2)＝2n(O2) 气体体积变化关系 若CO2、水蒸气(或两混合气体)通过足量Na2O2，气体体积的减少量是原气体体积的，等于生成氧气的量，ΔV＝V(O2)＝V 固体质量变化关系 CO2、水蒸气分别与足量Na2O2反应时，固体相当于吸收了CO2中的“CO”、水蒸气中的“H2”，所以固体增加的质量Δm(CO2)＝28 g·mol－1×n(CO2)、Δm(H2O)＝2 g·mol－1×n(H2O) ◆考点06 碳酸钠和碳酸氢钠 1．Na2CO3、NaHCO3的物理性质 实验探究：在两支试管中分别加入少量的碳酸钠和碳酸氢钠(各约1 g)，完成下列实验，并将实验现象和相应的结论填入下表 实验结论 实验项目 Na2CO3 NaHCO3 ①观察Na2CO3和NaHCO3的外观并进行描述 白色粉末，俗称纯碱、苏打 细小的白色晶体，俗称小苏打 ②向以上试管中分别滴入几滴水，振荡，观察现象；将温度计分别插入其中，温度计的示数有何变化 加水结块成晶体，温度计示数增大，说明Na2CO3溶于水是放热的 加水部分溶解，温度计示数降低，说明NaHCO3溶于水是吸热的 ③继续向②的试管中分别加入5 ml的水，用力振荡，有何现象 固体完全溶解 固体量减少，但不能全部溶解 ④分别向③所得溶液中滴入1～2滴酚酞溶液，有何现象 溶液变红色 溶液变浅红色 实验结论 ①Na2CO3和NaHCO3都能溶于水；②Na2CO3溶解度大于NaHCO3 ③Na2CO3、NaHCO3水溶液都呈碱性；④Na2CO3溶于水是放热的，NaHCO3溶于水是吸热的。 2．Na2CO3、NaHCO3的化学性质 （1）Na2CO3和NaHCO3的热稳定性比较 实验过程 如图所示实验为“套管实验”，小试管内塞有沾有白色无水硫酸铜粉末的棉花球 实验装置 实验现象 小试管中棉花球变蓝色，B烧杯中澄清石灰水变浑浊，A烧杯中有少量气泡冒出，A烧杯中澄清石灰水不变浑浊 实验结论 Na2CO3受热不分解；NaHCO3受热易分解，生成物中含有CO2和H2O。由此可知，Na2CO3的热稳定性比NaHCO3强 化学方程式 2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑ （2）Na2CO3、NaHCO3与盐酸反应快慢的比较 实验过程 在两支试管中分别加入3 mL稀盐酸，将两个各装有少量等质量的Na2CO3、NaHCO3粉末的小气球分别套在两支试管的管口。将气球内的Na2CO3和NaHCO3同时倒入试管中 实验装置 实验现象 两个气球均膨胀；碳酸氢钠与盐酸混合比碳酸钠与盐酸混合气球膨胀得快且大 实验结论 碳酸氢钠与盐酸反应产生气体比等质量的碳酸钠与盐酸反应产生气体多且剧烈 化学方程式 Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋CO2↑ CO＋2H＋===CO2↑＋H2O NaHCO3＋H3Cl===NaCl＋H2O＋CO2↑ HCO＋H＋===CO2↑＋H2O 应用 Na2CO3溶液与盐酸互滴鉴别Na2CO3与盐酸（①向Na2CO3溶液中逐滴加入盐酸，先无气体产生：Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl　，后有气体产生：NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑；②向盐酸中逐滴加入Na2CO3溶液，立即产生大量的气泡：2HCl＋Na2CO3===2NaCl＋CO2↑＋H2O （3）Na2CO3、NaHCO3与碱、盐的反应 Na2CO3 NaHCO3 NaOH溶液 不反应 NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O Ca(OH)2、或Ba(OH)2溶液 Na2CO3＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2NaOH Na2CO3＋Ba(OH)2===BaCO3↓＋2NaOH NaHCO3（少量）＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋H2O＋NaOH 2NaHCO3（过量）＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2H2O＋Na2CO3 BaCl2或CaCl2溶液 Na2CO3＋BaCl2===BaCO3↓＋2NaCl 不反应 3．Na2CO3、NaHCO3的性质比较 物质 比较项目 Na2CO3 NaHCO3 俗名 纯碱、苏打 小苏打 色与态 白色粉末 细小白色晶体 水溶性 都易溶于水，Na2CO3的溶解度大于NaHCO3的溶解度 溶液的碱性 显碱性(较强) 显碱性(较弱) 热稳定性 稳定、受热不易分解 不稳定受热分解 2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑ 与酸反应 Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋CO2↑ NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑ 相同条件下NaHCO3比Na2CO3反应放出气体剧烈 与NaOH反应 不反应 NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O 与Ca(OH)2反应 Na2CO3＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2NaOH 与Ca(OH)2反应存在少量过量问题 与BaCl2反应 Na2CO3＋BaCl2===BaCO3↓＋2NaCl 不反应 与CO2及H2O Na2CO3＋H2O＋CO2===2NaHCO3 不反应 相互转化 用途 玻璃、肥皂、合成洗涤剂、造纸、纺织、石油、冶金等工业 发酵粉的主要成分之一、灭火器、治疗胃酸过多 【温馨提示】 ①金属钠长期露置在空气中会发生的变化 银白色金属钠（Na）表面变暗（Na2O）出现白色固体，接着表面变潮湿（NaOH)白色块状固体(Na2CO3.10H2O)白色粉末状物质(Na2CO3) ②NaHCO3固体受热易分解，但在溶液中NaHCO3受热不分解。 ③碳酸及碳酸盐的热稳定性有如下关系：可溶性碳酸盐(不包括铵盐)>不溶性碳酸盐>酸式碳酸盐>碳酸 如：Na2CO3>NaHCO3>H2CO3，CaCO3>Ca(HCO3)2>H2CO3 ④CO2中混有HCl时，可将气体通过盛饱和碳酸氢钠溶液的洗气瓶而非饱和碳酸钠溶液 ⑤碳酸氢钠与盐酸反应的离子方程式中HCO不能拆开写，因为HCO属于弱酸酸式酸根 4．Na2CO3、NaHCO3的鉴别方法 （1）利用热稳定性不同：将固体加热，无明显变化的是Na2CO3；放出无色气体并使澄清石灰水变浑浊的是NaHCO3。 （2）利用和酸反应生成气体的速率不同(相同条件下)：向固体(或溶液)中滴加相同浓度盐酸，产生气泡速率快(或立即产生气泡)的是NaHCO3；产生气泡速率慢(或开始不产生气泡)的是Na2CO3。 （3）利用阴离子的不同：向固体中滴加BaCl2溶液，产生白色沉淀的是Na2CO3；不产生白色沉淀的是NaHCO3 （4）利用溶液的酸碱性不同：分别测定相同浓度溶液的pH，pH大的为Na2CO3；pH小的为NaHCO3 【温馨提示】 鉴别Na2CO3和NaHCO3时，不能用NaOH溶液(虽然前者不反应后者反应，均无明显现象)，也不能用澄清的石灰水或Ba(OH)2溶色液，均产生白色沉淀 5．Na2CO3与NaHCO3的除杂 混合物(括号内的为杂质) 除杂方法或所用试剂 反应原理 Na2CO3固体(NaHCO3) 加热 2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑ NaHCO3溶液(Na2CO3) 通入足量CO2 Na2CO3＋H2O＋CO2===2NaHCO3 Na2CO3溶液(NaHCO3) 加入适量的NaOH溶液 NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O 【温馨提示】 ①NaHCO3与碱溶液反应的实质是HCO与OH－反应生成CO，CO有可能发生后续反应，如NaHCO3与Ca(OH)2溶液反应可以生成白色沉淀CaCO3； ②不能用澄清石灰水来鉴别Na2CO3与NaHCO3：Ca(OH)2溶液与二者反应均生成白色沉淀，无法区别； ③用盐酸鉴别Na2CO3溶液和NaHCO3溶液时，要求两溶液浓度相差不大，且加入的盐酸等浓度且不宜过大； ④Na2CO3和NaHCO3与酸、碱、盐反应均为复分解反应，因而反应能否进行应从复分解反应的条件来判断。 7．侯氏制碱法—Na2CO3的制备 （1）原料：食盐、氨气、二氧化碳—合成氨厂用水煤气制取氢气时的废气，其反应为： C＋H2O(g)CO＋H2，CO＋H2O(g)CO2＋H2。 （2）原理：NH3＋NaCl＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl、2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O。 （3）工艺流程： （4）循环使用的物质：CO2、饱和食盐水。 ◆考点07 氢氧化钠 1．物理性质 俗名烧碱、火碱、苛性钠，是一种白色固体，易吸收空气中的水分而潮解，易溶于水且溶于水放出大量的热，有强腐蚀性。 2．化学性质 NaOH来源广泛，是一种常用的一元强碱，具有碱的通性 （1）能与酸碱指示剂或试纸发生显色反应 （2）能与酸反应：NaOH＋HCl===NaCl＋H2O （3）能与酸性氧化物反应(CO2、SO2) CO2(少量)＋2NaOH===Na2CO3＋H2O CO2(过量)＋NaOH===NaHCO3 （4）能与某些盐反应：2NaOH＋CuSO4===Cu(OH)2↓＋Na2SO4 （5）能与酸式盐反应(与强酸、弱酸的酸式盐都能反应) ①NaOH与NaHSO4反应：NaHSO4＋NaOH===Na2SO4＋H2O ②NaOH与NaHCO3反应：NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O （6）能与铝反应：2NaOH＋2Al+6H2O===2NaAl(OH)4＋3H2↑ 3．用途： 造纸、纺织、印染、制皂工业 【温馨提示】 ①CO2通入NaOH、Ca(OH)2等强碱溶液的反应与CO2气体的通入量有关，当CO2通入少量时生成碳酸盐，当CO2通入过量时生成碳酸氢盐；当CO2的通入量介于两者之间时，既有正盐又有酸式盐生成，因此推断时一定要注意CO2与碱之间量的关系。以CO2与NaOH溶液反应为例： CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O CO2＋NaOH===NaHCO3 当n(OH－)∶n(CO2)的值不同时产物如下： 应后溶质可能情况：①NaOH和Na2CO3；②Na2CO3；③Na2CO3和NaHCO3；④NaHCO3 （2）向反应后的溶质中加入足量稀盐酸，产生的CO2与加入盐酸的关系图： ①向Na2CO3溶液中逐滴加入盐酸，第一步：CO转化为HCO，无气体产生；第二步：HCO与H＋反应产生CO2。消耗HCl的体积与产生CO2的体积的关系如图1所示 (Oa＝ab) ②向NaHCO3溶液中逐滴加入盐酸，消耗HCl的体积与产生CO2的体积的关系如图2所示 (Oa＝0) ③向NaOH、Na2CO3的混合溶液中逐滴加入盐酸，消耗HCl的体积与产生CO2的体积的关系如图3所示(设NaOH、Na2CO3的物质的量之比x∶y＝1∶1，其他比例时的图像略) (Oa>ab) ④向Na2CO3、NaHCO3的混合溶液中逐滴加入盐酸，消耗HCl的体积与产生CO2的体积的关系如图4所示(设Na2CO3、NaHCO3的物质的量之比m∶n＝1∶1，其他比例时的图像略) (Oa<ab) 图1 图2 图3 图4 ◆考点08 铁的氧化物 1．铁的三种氧化物比较 种类 氧化亚铁 氧化铁 四氧化三铁 化学式 FeO Fe2O3 Fe3O4 俗名 － 铁红 磁性氧化铁 颜色状态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体(有磁性) 溶解性 难溶于水 难溶于水 难溶于水 铁元素的化合价 ＋2 ＋3 ＋2，＋3 稳定性 不稳定 （6FeO＋O22Fe3O4） 稳定 稳定 类别 碱性氧化物 碱性氧化物 特殊氧化物 与非氧化性强酸（H＋）反应 FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O Fe2O3＋6H＋=== 2Fe3＋＋3H2O Fe3O4＋8H＋=== Fe2＋＋2Fe3＋＋4H2O 与氧化性酸（HNO3）反应 3FeO＋10H＋＋NO3－===3Fe3＋＋NO↑＋8H2O Fe2O3＋6H＋=== 2Fe3＋＋3H2O Fe3O4＋10H＋＋NO3－===3Fe3＋＋NO↑＋5H2O 与还原性酸（HI）反应 FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O Fe2O3＋6H＋+2I-===2Fe2＋＋3H2O+I2 Fe3O4＋8H＋＋+2I-===3Fe2＋＋4H2O+I2 主要用途 Fe2O3常用作红色油漆与涂料，赤铁矿(主要成分是Fe2O3)是炼铁的原料 【温馨提示】 ①化合态铁的常见化合价只有＋2价和＋3价，Fe3O4可以看成由FeO和Fe2O3，按物质的量之比1∶1组合而成的复杂氧化物，通常也可写成FeO·Fe2O3的形式. ②FeO、Fe2O3属于碱性氧化物，Fe3O4不属于碱性氧化物。氧化铁常用作红色油漆和涂料，赤铁矿(主要成分是Fe2O3)是炼铁原料。工业炼铁的反应原理：Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2。 ③Fe3O4与盐酸反应可分别看作Fe2O3、FeO与盐酸反应，然后两反应式相加 ④FeO、Fe3O4遇氧化性酸(如HNO3)发生氧化还原反应，＋2价的铁均被氧化成＋3价。 ◆考点09 铁的氢氧化物 1．两种氢氧化物比较 化学式 Fe(OH)2 Fe(OH)3 物质类别 二元弱碱 三元弱碱 颜色状态 白色固体 红褐色固体 溶解性 不溶于水 不溶于水 与非氧化性强酸反应 Fe(OH)2＋2H＋=== Fe2＋＋2H2O Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O 与氧化性酸（HNO3）反应 2Fe(OH)2＋8H＋＋NO3－===2Fe3＋＋NO↑＋6H2O Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O 与还原性酸（HI）反应 Fe(OH)2＋2H＋===Fe2＋＋2H2O 2Fe(OH)3＋6H＋＋2I－===2Fe2＋＋I2＋6H2O 稳定性 Fe(OH)2FeO＋H2O(隔绝空气) 2Fe(OH)3 Fe2O3＋3H2O 转化 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3(白色沉淀迅速变成灰绿色，最终变成红褐色) 【温馨提示】 ①Fe(OH)2在空气中加热，在分解同时被O2氧化，化学方程式为：4Fe(OH)2＋O22Fe2O3＋4H2O，所以在空气中加热Fe(OH)2得不到FeO ②Fe(OH)2中的Fe为+2价，处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但以还原性为主，与HNO3、浓硫酸等强氧化性酸发生的氧化还原反应而不是复分解反应 ③Fe(OH)3中的铁为+3价，处于最高价态，只有氧化性，与HNO3、浓硫酸等强氧化性酸时发生的是复分解反应而不能发生氧化还原反应，但与氢碘酸(HI，I－有还原性)反应时则发生氧化还原反应 2．两种氢氧化物的制备 化学式 Fe(OH)2 Fe(OH)3 实验方法 可溶性亚铁盐[FeCl2、FeSO4、Fe(NO3)2]与碱(强碱或弱碱)反应 可溶性铁盐[FeCl3、Fe2(SO4)3、Fe(NO3)3]与碱(强碱或弱碱)反应 实验操作 实验原理 ①Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓(白色)； ②4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3 Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓或Fe3+＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH4+ 实验现象 有白色沉淀生成，在空气中迅速变成灰绿色，最后变成红褐色。 有红褐色沉淀生成。 【温馨提示】 ①Fe2＋极易被氧化，所以FeSO4溶液要现用现配，并放入少量的铁粉以防止Fe2+被氧化成Fe3+ ②为了防止Fe2＋被氧化，配制FeSO4溶液的蒸馏水和NaOH溶液要煮沸，尽可能除去O2 ③为了防止滴加NaOH溶液时带入空气，可将吸有NaOH溶液的长滴管伸入FeSO4溶液的液面下，再挤出NaOH溶液，这样做的目的是防止生成的Fe(OH)2与空气中的氧气接触而被氧化 ④为防止Fe2＋被氧化，还可以向盛有FeSO4溶液的试管中加入少量的煤油、苯或其他密度小于水而不溶于水的有机物，以隔绝空气。 ⑤Fe(OH)2的制备的改进方法：为了防止Fe(OH)2被O2氧化，在制备Fe(OH)2时，一般从两个角度考虑，一是反应试剂，二是反应环境。取用最新配制的FeSO4溶液；NaOH溶液加热煮沸并冷却后使用，以驱除溶液中溶解的O2。 ◆考点10 铁盐(Fe3+)和亚铁盐(Fe2+) 1．铁盐和亚铁盐的组成 亚铁盐 铁盐 组成 含有Fe2＋的盐 含有Fe3＋的盐 常见物质 FeSO4·7H2O、FeCl2等 FeCl3、Fe2(SO4)3等 2．Fe2＋、Fe3+的性质 （1）Fe2＋、Fe3＋的氧化性 ① Fe2＋与Zn反应：Fe2＋＋Zn===Fe＋Zn2＋ ② Fe3＋与Fe、Cu反应的离子方程式分别为： 2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋，2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋ ③ Fe3＋与I－反应的离子方程式：2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2 （2）Fe2＋的还原性 Fe2＋遇Br2、Cl2、H2O2、NO(H＋)等均表现还原性 Fe2＋与Cl2反应的离子方程式：2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－ （2）特性 滴入KSCN溶液的现象 解释（用离子方程式） 结论与应用 FeCl3溶液 溶液变红色 Fe3+＋3SCN－=Fe(SCN)3 检验Fe3+ FeCl2溶液 没有明显现象，再加氯水，溶液变红色。（不能先加氯水） Fe2+＋3SCN－→不反应 2Fe2＋＋Cl2=2Fe2＋＋2Cl－ 检验Fe2+ 【温馨提示】 ①将FeCl3饱和溶液滴入沸水中制备Fe(OH)3胶体：FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl。 ②向含Fe2＋的溶液中加入硝酸、KMnO4溶液、氯水等具有氧化性的物质时，溶液会出现浅绿色→棕黄色的颜色变化，该现象可用于Fe2＋的检验。 ③Fe3＋的检验方法较多，如观察溶液颜色法(棕黄色)、NaOH溶液法(生成红褐色沉淀)、KSCN溶液法(生成红色溶液)，前面两种方法需溶液中Fe3＋浓度较大时才适用，最好也最灵敏的方法是KSCN溶液法。Fe2＋的检验可采用先加入KSCN溶液后再加入氧化剂的方法；也可用铁氰化钾检验Fe2＋，现象是生成蓝色沉淀(Fe3[Fe(CN)6]2)。 ④含Fe2＋、Fe3＋的混合溶液中Fe3＋、Fe2＋的检验：检验Fe2＋和Fe3＋混合溶液时，要分两次分别检验Fe2＋和Fe3＋，检验Fe2＋时要选择酸性高锰酸钾溶液，检验Fe3＋时最好选择KSCN溶液 3．Fe2＋、Fe3+的相互转化实验探究 实验 装置 现象 反应的化学方程式 结论 在 FeCl3溶液中加入铁粉，充分反应 再加入KSCN溶液 加入铁粉，溶液变浅绿色，再加KSCN溶液，没有明显现象。 2Fe3+＋Fe=3Fe2＋ 氧化性： Cl2>Fe3+>Fe2＋ 再加入氯水，振荡 溶液变红色 2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－ 【温馨提示】 ①含有Fe3＋的溶液呈黄色，Fe3＋处于铁的高价态，遇Fe、Cu、HI、H2S等均表现氧化性。Fe3＋与S2－、I－、HS－、SO32－等具有较强还原性的离子不能大量共存；Fe3＋可腐蚀印刷电路板上的铜箔，反应的离子方程式为Cu＋2Fe3＋===Cu2＋＋2Fe2＋。 ②含有Fe2＋的溶液呈 浅绿 色，Fe2＋处于铁的中间价态，既有氧化性，又有还原性，其中以还原性为主，如遇Br2、Cl2、H2O2、NO(H＋)等均表现还原性 ；Fe2＋的酸性溶液与H2O2反应的离子方程式：2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O。 ③“铁三角”的转化关系：铁元素有三种价态：0价、＋2价和＋3价，这三种价态的铁在一定条件下可相互转化，我们称之为“铁三角”。 ◆考点11 铝及其重要化合物 1．铝的化学性质 （1）铝的氧化反应 A1与O2反应，发出耀眼的白光，生成Al2O3：4Al+3O22Al2O3 铝的钝化：铝在冷的浓硝酸和浓硫酸中发生钝化现象。 （2）铝与其他非金属单质反应 （3）铝热反应：2Al+Fe2O3Al2O3 +2Fe；Al+Cr2O32Cr+Al2O3 【温馨提示】 ①铝粉与氧化铁的混合物叫做铝热剂。 ②V2O5、Cr2O3、MnO2能发生与氧化铁相似的铝热反应。 ③工业上常利用铝热反应冶炼某些难熔的金属。 ④铝与热水反应：2Al+6H2O2Al(OH)3+3H2↑ ⑤铝与盐酸、稀硫酸反应2Al+3H2SO4==2Al(SO4)3+3H2↑ ⑥铝与碱反应：2Al+2NaOH+2H2O==2NaAlO2+3H2↑ 2．Al(OH)3的弱酸性和弱碱性 （1）Al(OH)3能跟强酸和强碱溶液反应，具有两性。 Al(OH)3+NaOH==NaAlO2+2H2O Al(OH)3+3HCl==AlCl3+3H2O （2）Al(OH)3溶于强酸强碱，而不溶于弱酸弱碱，所以在反应中可把Al(0H)3认为是一元弱酸或三元弱碱。 【温馨提示】 A12O3也具有两性，既能和强酸、强碱反应，但不能和弱酸、弱碱反应。具体反应如下： Al2O3+2NaOH==2NaAlO2+H2O Al2O3+6HCl==2AlCl3+3H2O ◆考点12 吸热反应和放热反应 1．概念 （1）放热反应：把释放热量的化学反应称为放热反应 （2）吸热反应：把吸收热量的化学反应称为吸热反应 2．常见的放热反应和吸热反应 （1）常见的放热反应 ①所有的燃烧反应，如：木炭、CH4等在空气或氧气中的燃烧，Na、H2在Cl2中燃烧，镁条在CO2中燃烧 ②所有的酸碱中和反应，如：HCl＋NaOH===NaCl＋H2O ③大多数的化合反应，如：CaO＋H2O===Ca(OH)2 H2＋F2===2HF ④活泼金属与水、与酸的反应，如：2Na＋2H2O===2NaOH+H2↑ Mg＋2H+===Mg2++H2↑ ⑤铝热反应，如：2Al＋Fe2O3 2Fe＋Al2O3 ⑥缓慢氧化 （2）常见的吸热反应 ①大多数分解反应，如：NH4ClNH3↑＋HCl↑ CaCO3CaO＋CO2↑ ②以碳、CO、H2为还原剂的氧化还原反应：如：H2＋CuOH2O＋Cu ③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应(固态铵盐与碱的反应) ④C和CO2发生的化合反应及C和H2O(g)的反应 ⑤NaHCO3与盐酸的反应 【温馨提示】①吸热反应和放热反应的“四个不一定”：a．需加热才能发生的反应不一定是吸热反应，如：碳和氧气的反应 b．放热反应在常温下不一定容易发生，如：N2与H2合成NH3 c．高温条件下进行的反应不一定是吸热反应，如：铝热反应 d．吸热反应也不一定需要加热，如：Ba(OH)2·8H2O晶体和NH4Cl晶体的反应 ②吸热反应和放热反应都是化学变化，如：NaOH固体溶于水是放热过程，但不是放热反应；如升华、蒸发等过程是吸热过程，但不是吸热反应 ③反应前需要加热的化学反应，停止加热后若反应还能继续进行，则该反应为放热反应 ④一般情况下，持续加热或持续高温的化学反应，通常为吸热反应 ⑤化学反应的能量变化，除转化为热能外，还转化为机械能、光、声、电等多种能量形式 ⑥物质发生化学反应一定伴随着能量变化，但伴随能量变化的物质变化不一定都是化学变化 如：水蒸气变成液态水的过程放热，但该变化为物理变化 ⑦能量越低越稳定。同一物质能量由高到低：气体(g)>液体(l)>固体(s)；稳定性：气体(g)<液体(l)<固体(s) ⑧任何化学反应在发生物质变化的同时都伴随着能量的变化，通常表现为热量变化，即放出热量或吸收热量 ⑨常见的热效应如浓硫酸溶于水、NaOH溶于水、Ca(OH)2溶于水，虽伴随着能量的放出，但并不是放热反应；铵盐溶于水虽需要吸收能量，也不是吸热反应。 ⑩对于可逆反应，若正反应为放热反应，则逆反应必为吸热反应。 ◆考点12 化学能与热能的转化 1．从化学键的变化理解——主要原因 （1）以H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应的能量变化为例说明： 反应中能量变化 由图可知 1 mol H2分子中的化学键断裂吸收的能量是436 kJ 共吸收679 kJ 1 mol Cl2分子中的化学键断裂吸收的能量是243 kJ 1 mol HCl分子中的化学键形成释放的能量是431 kJ 共放出2×431＝862 kJ 结论 H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)的反应放出的热量为183 kJ （2）化学反应是旧键断裂，新键生成的反应，两者吸收和释放能量的差异表现为反应能量的变化。化学键的断裂与形成是化学反应中能量变化的主要原因 化学反应的过程 规律 新键生成释放的能量大于旧键断裂吸收的能量，则反应放热 新键生成释放的能量小于旧键断裂吸收的能量，则反应吸热 2．从物质储存化学能的角度理解——决定因素 宏观解释 放热反应示意图 吸热反应示意图 化学反应放出热量 化学反应吸收热量 （1）放热反应可以看成是反应物所具有的化学能转化为热能释放出来 （2）吸热反应可以看成是热能转化为化学能被生成物所“储存” （3）各种物质都具有能量，物质的组成、结构与状态不同，所具有的能量也不同 放热反应 吸热反应 反应物总能量大于生成物总能量，反应放热 反应物总能量小于生成物总能量，反应吸热 【温馨提示】 ①破坏反应物中的化学键吸收的能量越小，说明反应物越不稳定，本身的能量越高 ②形成生成物的化学键放出的能量越多，说明生成物越稳定，本身的能量越低 3．放热反应与吸热反应的比较 类型 比较 放热反应 吸热反应 定义 释放热量的化学反应 吸收热量的化学反应 形成原因 反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量 反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量 与化学键 的关系 生成物分子成键时释放的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量 生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量 反应过程图示 【温馨提示】 吸热反应和放热反应的判断方法 ①根据反应物和生成物的总能量的相对大小判断—决定因素：若反应物的总能量大于生成物的总能量，属于放热反应，反之是吸热反应 ②根据化学键断裂或形成时的能量变化判断—主要原因：若断裂反应物中的化学键所吸收的能量小于形成生成物中化学键所放出的能量，属于放热反应，反之是吸热反应 ③根据反应物和生成物的相对稳定性判断：由不稳定的物质(能量高)生成稳定的物质(能量低)的反应为放热反应，反之为吸热反应 ④根据反应条件判断：凡是持续加热才能进行的反应一般就是吸热反应 ◆考点13 化学能与电能的转化 1．工作原理及形成条件 概念 化学能转化为电能的装置 形成条件 两个电极 组 合 ① ② ③ ④ 负 极 较活泼金属 金属 金属 石墨或Pt 正 极 较不活泼金属 金属氧化物 石墨或Pt 石墨或Pt 电解质溶液或熔融液 可能与电极的负极反应，也可能不与电极反应 电极上 有自发的氧化还原反应发生 微粒流向 外电路 电子从负极流向正极 内电路 溶液中阳离子移向正极，阴离子移向负极 2．原电池的正、负极的判断方法 正极 较不活泼金属或非金属 电极材料 较活泼金属 负极 还原反应 电极反应类型 氧化反应 电子流入 电子流向 电子流出 电流流出 电流流向 电流流入 阳离子迁移的电极 离子流向 阴离子迁移的电极 质量增大或不变 电极质量 质量减少或不变 电极有气泡产生 电极现象 电极变细 【温馨提示】 ①构成原电池的两电极材料不一定都是金属，正极材料可以为导电的非金属，例如石墨。两极材料可能参与反应，也可能不参与反应。 ②两个活泼性不同的金属电极用导线连接，共同插入电解质溶液中不一定构成原电池，必须有一个能自发进行的氧化还原反应。 ③在判断原电池正负极时，既要考虑金属活泼性的强弱也要考虑电解质溶液性质。如Mg—Al—HCl溶液构成的原电池中，负极为Mg；但是Mg—Al—NaOH溶液构成的原电池中，负极为Al，正极为Mg。 3．原电池原理的应用 加快化学反应速率 实验室用锌和稀硫酸反应制备氢气时，常用粗锌，产生氢气的速率更快。原因是粗锌中的杂质和锌、稀硫酸构成原电池，电子定向移动，加快了锌与硫酸反应的速率。 比较金属的活泼性 一般情况下，在原电池中，负极金属的活泼性比正极金属的活泼性强。 设计原电池 首先将氧化还原反应分成两个半反应。 根据原电池的反应特点，结合两个半反应找出正、负极材料和电解质溶液。 4． 原电池设计 （1）原电池的分类 名称 干电池 (一次电池) 充电电池 (二次电池) 燃料电池 特点 ①活性物质(发生氧化还原反应的物质)消耗到一定程度后，不能再使用(放电之后不能充电) ②电解质溶液为胶状，不流动 ①放电后可再充电使活性物质获得再生 ②可以多次充电，重复使用 ①电极本身不包含活性物质，只是一个催化转换元件 ②工作时，燃料和氧化剂连续地由外部供给(反应物不是储存在电池内部)，在电极上不断地进行反应，生成物不断地被排出 举例 普通的锌锰电池、碱性锌锰电池、银锌电池等 铅蓄电池、锂电池、镍镉电池等 氢氧燃料电池、CH4燃料电池、CH3OH燃料电池等 （2）设计实例：以Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu为例 步骤 实例 将反应拆分 为电极反应 负极反应 Fe－2e－===Fe2＋ 正极反应 Cu2＋＋2e－===Cu 选择电极 材料 负极：较活泼金属，一般为发生氧化反应的金属 Fe 正极：活泼性弱于负极材料的金属或石墨 Cu或C 选择电解质 一般为与负极反应的电解质 CuSO4溶液 画出装置图 【温馨提示】 ①原电池书写步骤： 第一步：列物质，标得失：按照负极氧化反应，正极还原反应，判断电极反应物、生成物，标出电子得失。 第二步：看环境，配守恒：电极产物在电解质溶液的环境中应能稳定存在，如酸性介质中，OH－不能存在，应生成水；碱性介质中，H＋不能存在，应生成水；电极反应式同样要遵循电荷守恒、原子守恒、得失电子守恒。 第三步：两式加，验总式：正负极反应式相加，与总反应离子方程式验证。 ②原电池书写方法： 负极 ①活泼金属作负极时，电极本身被氧化：a．若生成的阳离子不与电解质溶液反应，其产物可直接写为金属阳离子，如：Zn－2e－＝Zn2＋，Cu－2e－＝Cu2＋。 b．若生成的金属阳离子与电解质溶液反应，其电极反应式为两反应合并后的反应式。 如Mg－Al(KOH)原电池，负极反应式为Al－－3e－＋4OH－＝AlO＋2H2O； 铅蓄电池负极反应式：Pb－2e－＋SO＝PbSO4。 ②负极本身不反应时，常见书写方法为： 氢氧(酸性)燃料电池，负极反应式为H2－2e－＝2H＋。 氢氧(碱性)燃料电池，负极反应式为H2－2e－＋2OH－＝2H2O。 正极 ①首先根据化合价变化或氧化性强弱判断得电子的微粒 ②其次确定该微粒得电子后变成哪种形式。 如氢氧(酸性)燃料电池，正极反应式为O2＋4H＋＋4e－＝2H2O； 氢氧(碱性)燃料电池，正极反应式为O2＋2H2O＋4e－＝4OH－； 铅蓄电池正极反应式：PbO2＋2e－＋4H＋＋SO＝PbSO4＋2H2O ③原电池书写技巧：若某电极反应式较难写出时，可先写出较易写的电极反应式，然后根据得失电子守恒，用总反应式减去较易写的电极反应式，即可得出较难写的电极反应式。 1．下列关于金属的叙述正确的是（ ） A．金属都是银白色的固体，都具有较高的硬度和密度 B．金属在化合物中一定显正化合价 C．金属单质都可以和酸发生置换反应产生氢气 D．金属元素的单质在常温下均为固体 【答案】B 【解析】比如金为黄色，铜为紫红色，选项A错。选项B正确。选项C错，因为金属与硝酸反应不产生氢气。选项D也是错误的，汞在常温下为液体。答案为B。 2．下列关于金属的通性说明不正确的是（ ） A．元素周期表中，金属元素的种类比非金属多 B．在自然界中没有游离态的钠 C．金属单质在化学反应中既可作氧化剂又可作还原剂 D．银的导电性和导热性都比铝强 【答案】C 【解析】在元素周期表中，金属元素大约占元素总数的4/5，选项A正确。单质钠很活泼，在自然界中全部以化合态存在，选项B正确。选项D也正确。对于选项C，金属单质在化学反应中只能作还原剂，不能作氧化剂。答案为C。 3．下列说法正确的是（ ） A．我国古代最早使用的合金是钢 B．Al(OH)3热稳定性好，可以用于灭火 C．我国已实施在酱油中加入铁强化剂，以减少缺铁性贫血问题的发生 D．取铁粉与水蒸气反应后的固体粉末，若能被磁铁吸引，则证明固体粉末为Fe3O4 【答案】C 【解析】A．我国古代最早使用的合金是青铜，故A错误；B．Al(OH)3受热易分解生成水和氧化铝，该分解反应会吸收大量热，生成的氧化铝熔点高，附着在可燃物表面隔绝空气，生成的水会变为水蒸气，隔绝空气，因此可以用于灭火，故B错误；C．人体缺铁可引起缺铁性贫血，我国已实施在酱油中加入铁强化剂，以减少缺铁性贫血问题的发生，故C正确；D．铁、四氧化三铁都能被磁铁吸引，取铁粉与水蒸气反应后的固体粉末，能被磁铁吸引，不能证明固体粉末为Fe3O4，故D错误；选C。 4．下面关于金属钠的描述不正确的是（ ） A．钠的化学性质很活泼，在自然界里不能以游离态存在 B．钠投入MgCl2溶液中，溶液中有白色沉淀生成 C．钠与H2O、酸反应的实质均是Na与H＋反应 D．钠投入FeCl2溶液中能把Fe置换出来 【答案】D 【解析】A、钠的化学性质很活泼，在自然界里以化合态形式存在，不存在游离态，故A不符合题意；B、钠投入MgCl2溶液中，钠先和水反应生成NaOH，NaOH 再与MgCl2反应生成难溶物Mg(OH)2，故B不符合题意；C、钠与H2O、酸反应均生成H2，故反应实质均是Na与H+反应，故C不符合题意；D、钠投入FeCl2溶液中，钠先和水反应生成NaOH，NaOH然后再与FeCl2反应生成难溶物Fe(OH)2，不能将铁单质置换，故D符合题意。 5．如图为含钠物质常见的转化关系，下列说法正确的是（ ） A．反应④中，Na2O2既作氧化剂，又作还原剂 B．生成1mol的氧化产物，反应①、②转移电子数不同 C．向饱和NaCl溶液中依次通入CO2和NH3，有NaHCO3晶体析出 D．可用澄清石灰水来鉴别Na2CO3溶液和NaHCO3溶液 【答案】A 【解析】A．反应④中，Na2O2和水反应生成氢氧化钠和氧气，部分氧元素化合价升高转化为氧气、部分氧元素化合价降低生成氢氧化钠，过氧化钠既作氧化剂，又作还原剂，A正确；B．反应①、②中钠均由0价转化为+1发生氧化反应，则生成1mol的氧化产物，反应①、②转移电子数相同，B错误；C．氨气极易溶于水使溶液显碱性，可以吸收更多的二氧化碳，故向饱和NaCl溶液中依次通入NH3和CO2，有NaHCO3晶体析出，C错误；D．澄清石灰水和碳酸钠、碳酸氢钠均会生成碳酸钙沉淀，不能鉴别，D错误；故选A。 6．下列除杂的方法(括号里为少量杂质)中，所用试剂或操作不正确的是（ ） A．NaHCO3溶液(Na2CO3)：通入过量的CO2 B．Cl2(HCl)：将气体通过盛有饱和食盐水的洗气瓶 C．Fe(Al)：加入稀盐酸再过滤 D．Na2CO3固体(NaHCO3)：加热 【答案】C 【解析】A．Na2CO3与二氧化碳、水反应生成NaHCO3，故向NaHCO3溶液中通入过量的CO2可除去Na2CO3，A正确；B．HCl能溶于饱和食盐水而Cl2在其中溶解度很低，故将气体通过盛有饱和食盐水的洗气瓶可除去Cl2中的HCl，B正确；C．铁和铝均与稀盐酸反应，铁与氢氧化钠溶液不反应而铝反应，应选用氢氧化钠溶液再过滤，C错误；D．NaHCO3受热分解生成碳酸钠、二氧化碳和水，可用加热法除去Na2CO3固体中的NaHCO3，D正确；故选C。 7．下列关于铝及其化合物的说法不正确的是（ ） A．Al既可用于食品包装，也可用作建筑材料 B．Al2O3既可用来冶炼金属Al，也可用作耐火材料 C．明矾【KAl(SO4)2·12H2O】有强氧化性，可用作消毒剂 D．Al(OH)3既可用作治疗胃酸过多的药物，也可用来制备一些铝盐 【答案】C 【解析】A．金属铝具有良好的延展性，因此铝可以制成铝箔用于食品包装，铝合金密度小、强度大，金属铝也可用做建筑材料，如铝合金门窗，A正确；B．电解熔融的Al2O3可冶炼金属Al，由于Al2O3具有耐高温的性质，也可用做耐火材料，B正确；C．明矾[KAl(SO4)2·12H2O]溶于水后， Al3+能发生水解，生成Al(OH)3胶体具有吸附作用，可用做净水剂，但Al(OH)3并不具有消毒作用，C错误；D．Al(OH)3与胃酸中的盐酸反应生成氯化铝和水，反应的化学方程式为Al(OH)3+3HCl==AlCl3+3H2O，D正确，答案选C。 8．我国著名化工实业家侯德榜提出了“联合制碱法”，该生产工艺流程如图所示。下列说法不正确的是（ ） A．沉淀池发生反应：CO2+NH3+H2O+NaCl==NaHCO3↓+NH4Cl B．向饱和食盐水先通CO2，再通NH3，更有利于NaHCO3析出 C．该过程充分利用了合成氨提供的NH3和CO2 D．吸收NH3可使母液中的HCO转化为CO，以提高NH4Cl纯度 【答案】B 【解析】工艺中利用合成氨工业中NH3和CO2为原料，通过反应CO2+NH3+H2O+NaCl==NaHCO3↓+NH4Cl 获得碳酸氢钠沉淀，碳酸氢钠受热分解生成碳酸钠，生成的二氧化碳循环使用，生成的氯化铵作化肥。A．碳酸氢钠的溶解度小，沉淀池发生反应：CO2+NH3+H2O+NaCl==NaHCO3↓+NH4Cl，A正确；B．二氧化碳的溶解度较小，浓度较低，不利于生产纯碱，应先通入氨气，B错误；C．由流程工艺可以看出该过程利用合成氨工业中NH3和CO2为原料，C正确；D．向母波中通氨气作用有增大NH3的浓度，使NH4Cl更多地析出和使NaHCO3转化为Na2CO3，吸收NH3可使母液中的HCO转化为CO，以提高NH4CI纯度，D正确； 故选B。 9．某实验小组想利用如图装置在实验室制备二氧化碳并验证过氧化钠可作呼吸面具中的供氧剂。下列有关说法不正确的是（ ） A．装置Ⅰ中盛放饱和碳酸钠溶液 B．装置的连接顺序为eabcdghf C．装置Ⅲ中固体是大理石(或石灰石) D．装置Ⅳ中收集的气体可使带火星的木条复燃 【答案】A 【解析】在装置Ⅲ中用稀盐酸与CaCO3在常温下发生复分解反应制取CO2气体，由于盐酸具有挥发性，挥发的HCl与CO2气体进入盛放饱和碳酸氢钠溶液装置Ⅰ中除去HCl，然后将CO2通入装置Ⅱ中发生反应：2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2，然后通过装置Ⅴ的NaOH溶液除去O2中的CO2，最后用装置Ⅳ的排水方法收集O2，根据O2的助燃性进行检验。A．装置Ⅰ的作用是除去CO2中的杂质HCl，若是试剂使用饱和Na2CO3溶液，Na2CO3不仅能够与HCl发生反应，也能够与CO2发生反应，不能达到除杂的目的，应该使用饱和NaHCO3溶液，A错误；B．根据上述分析可知装置使用先后顺序是装置Ⅲ制取CO2，装置Ⅰ除去CO2中的HCl杂质，装置Ⅱ中二氧化碳与过氧化钠反应，装置Ⅴ除去制取O2中的CO2，装置Ⅳ用排水方法收集O2，除杂时导气管接口是短进长出，故导气管接口顺序是eabcdghf，B正确；C．在装置Ⅲ中用固体大理石(或石灰石)与稀盐酸在常温下反应制取CO2，C正确；D．在装置Ⅱ中发生反应：2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2，由于O2难溶于水，因此可以使用排水方法收集，O2有助燃性，可以使带有火星的木条复燃，D正确；故合理选项是A。 10．铁元素是人体重要的微量元素，参与人体血红蛋白的形成，Fe2+易被人体吸收，下列有关铁及其化合物的说法中正确的是（ ) A．缺铁性贫血症可以服用维生素C将难吸收的Fe3+还原为Fe2+，促进铁元素的吸收 B．高温下红热的铁与水蒸气反应，可得到红色的氯化铁 C．将过氧化钠投入氯化亚铁溶液中，最终生成白色沉淀 D．FeO不稳定，在空气中加热迅速被氧化Fe2O3 【答案】A 【解析】A．维生素C具有还原性，将难吸收的Fe3+还原为Fe2+，促进铁元素的吸收，可以治疗缺铁性贫血症，故A正确；B．高温下红热的铁与水蒸气反应，可得到黑色的四氧化三铁，故B错误；C．过氧化钠与水反应生成氢氧化钠，且过氧化钠具有强氧化性，所以将过氧化钠投入氯化亚铁溶液中，最终红褐色沉淀氢氧化铁，故C错误；D．氧化亚铁不稳定，在空气中加热迅速被氧化成四氧化三铁，故D错误；故选A。 11．将一浅绿色溶液，置于空气中，变黄色。将此黄色溶液逐滴滴入沸水中，形成一种红褐色胶体，下列说法中错误的是（ ） A．该浅绿色溶液中含有Fe2+，在空气中被氧化为Fe3+ B．欲检验该黄色溶液中是否含有未被氧化的Fe2+，向其中滴加KSCN溶液 C．配制该浅绿色溶液，要向其中加少量酸与铁粉，目的是为了防止Fe2+的水解与氧化 D．欲检验浅绿色溶液中是否含有Fe3+，滴入KSCN溶液，看是否变红色 【答案】B 【解析】红褐色胶体是Fe(OH)3胶体，黄色溶液中含Fe3+，浅绿色溶液中含Fe2+。A．Fe2+具有还原性，能被空气中氧气氧化为Fe3+，A正确；B．KSCN溶液用于检验Fe3+，不能用于检验Fe2+，B错误；C．配制Fe2+溶液时需加少量铁粉和相应的酸，加铁粉的作用是防止Fe2+被氧化，加酸的作用是的抑制Fe2+水解，C正确；D．检验浅绿色溶液中是否含有Fe3+，滴入KSCN溶液，看是否变红色，D正确；答案选B。 12．实验室探究SO2和Fe(NO3)3溶液反应的原理，装置如图，实验中Y装置产生白色沉淀。下列说法错误的是（ ） A．滴加浓硫酸之前应进行的操作是打开弹簧夹，通入N2一段时间 B．Y中产生的白色沉淀是BaSO4 C．在X装置中浓硫酸体现氧化性和酸性 D．若将换Fe(NO3)3成氨水，Y中能产生白色沉淀 【答案】C 【解析】A．通入N2一段时间的目的是排尽装置内的空气，防止干扰实验结果，A正确；B．SO2遇到Fe(NO3)3后被氧化成硫酸根，硫酸根与钡离子结合生成硫酸钡沉淀，B正确；C．亚硫酸钠与硫酸中硫为相邻价态，不发生氧化还原反应，只发生复分解反应，C错误；D．SO2遇到氨水后，生成亚硫酸铵，亚硫酸铵与氯化钡反应生成亚硫酸钡沉淀，D正确；故答案选C。 13．化学是一门以实验为基础的学科，某同学为探究FeCl3溶液的性质进行如下实验，操作如图所示，根据实验现象下列分析正确的是（ ） A．①~④的变化中，有2处涉及氧化还原反应 B．③中反应的离子方程式： 2Fe3++3CO+3H2O== 2Fe(OH)3(胶体)+3CO2↑ C．若将FeCl3溶液滴加到Na2S溶液中，产生的现象与图中①、②现象相同 D．若用Na2SO3代替Na2S进行实验溶液不可能变成淡绿色 【答案】B 【解析】A．①中产生淡黄色沉淀S，溶液变淡绿色，说明有亚铁离子生成，属于氧化还原反应，②中是亚铁离子和硫离子反应生成FeS，③中铁离子与碳酸根离子发生相互促进的双水解生成氢氧化铁胶体和二氧化碳，④是氢氧化铁胶体在盐的作用下发生聚沉，因此只有①是氧化还原反应，故A错误；B．③中铁离子与碳酸根离子发生相互促进的双水解生成氢氧化铁胶体和二氧化碳，其反应的离子方程式： 2Fe3++3CO+3H2O== 2Fe(OH)3(胶体)+3CO2↑，故B正确；C．若将FeCl3溶液滴加到Na2S溶液中，则硫离子过量，还原生成的亚铁离子立即与硫离子反应生成黑色FeS沉淀，溶液不会变为淡绿色，与图中①、②现象不相同，故C错误；D．亚硫酸根离子具有强还原性，也能将铁离子还原为亚铁离子，因此若用Na2SO3代替Na2S进行实验，溶液也能变成淡绿色，故D错误。综上所述，答案为B。 14．利用固体表面催化工艺进行NO分解的过程如图所示。 下列说法不正确的是（ ） A．NO属于共价化合物 B．过程②吸收能量，过程③放出能量 C．反应过程中有极性键断裂，有非极性键形成 D．标准状况下，NO分解生成22.4LN2时转移电子数约为2×6.02×1023 【答案】D 【解析】NO吸附在催化剂表面，在催化剂表面断键形成N原子和O原子，N原子和O原子在催化剂表面反应生成N2和O2，解吸得到N2和O2。A．NO属于共价化合物，A正确；B．过程②断键，吸收能量，过程③形成化学键，放出能量，B正确；C．反应过程中N和O之间为极性键断裂，生成N2和O2时形成了非极性键，C正确；D．标准状况下，NO分解生成22.4LN2时，N元素由-3价变为0价，共有2molNO反应，转移电子数约为6×6.02×1023，D错误；故选D。 15．已知某化学反应A2(g)+2B2(g)==2AB2(g)，反应过程中的能量变化如图所示，下列说法正确的是（ ） A．该反应的进行一定需要加热或点燃 B．生成2molAB2(g)，放出热量(E1-E2)kJ C．1molA2(g)和2molB2(g)的总能量高于2molAB2(g)的能量 D．该反应断开化学键吸收的总能量大于形成化学键放出的总能量 【答案】D 【解析】A．反应前后能量守恒可知，反应物能量之和小于生成物的能量之和，反应是吸热反应，吸热反应不一定都要加热，例如氢氧化钡和氯化铵在常温下就反应，A错误；B．根据图象，该反应是吸热反应，生成2molAB2(g)则吸收的热量为(E1-E2)kJ，B错误；C．1molA2(g)和2molB2(g)的总能量低于2molAB2(g)的能量，C错误；D．断裂化学键吸收热量，形成化学键放出热量，由信息可知，该反应为吸热反应，则断开化学键吸收的总能量大于形成化学键释放的总能量，D正确；故选D。 16．为有效降低含氮化物的排放量，又能充分利用化学能，合作小组设计如图所示电池，将含氮化合物转化为无毒气体。下列说法正确的是（ ） A．该电池的负极反应为：2NO2+8e-+4H2O==8OH-+N2 B．电池工作一段时间后，左侧电极室溶液的碱性增强 C．同温同压时，正负两极室中产生的气体体积比为3∶4 D．若离子交换膜为阴离子交换膜(只允许阴离子通过)，电池工作时OH-从左侧电极室通过交换膜移向右侧 【答案】C 【解析】图中物质转化关系可知，氨气失电子生成氮气，则电极A为原电池的负极，负极电极反应为：2NH3-6e-+6OH-==N2+6H2O，二氧化氮得到电子生成氮气，则B做原电池的正极，正极电极反应为：2NO2+8e-+4H2O==8OH-+N2，结合选项分析判断。A．由分析可知负极反应式为2NH3-6e-+6OH-==N2+6H2O，故A错误；B．左侧为负极，反应式为2NH3-6e-+6OH-==N2+6H2O，左侧中OH-浓度减小，碱性减弱，故B错误；C．负极反应为2NH3-6e-+6OH-==N2+6H2O，正极反应为2NO2+8e-+4H2O==8OH-+N2，由得失电子守恒可知，同温同压时，正负两极室中产生的气体体积比为6：8=3：4，故C正确；D．原电池中电解质溶液中的阴离子移向负极，若交换膜为阴离子交换膜(只允许阴离子通过)，电池工作时OH-从右侧电极室通过交换膜移向左侧，故D错误；答案选C。 17．钠及其化合物在生产生活中具有广泛的作用。 Ⅰ．化工专家侯德榜发明的侯氏制碱法，其工艺流程图如下： 已知：氯化铵在加热条件下生成氨气和氯化氢。 （1）由工艺流程图可知可以循环使用的物质有______________ (填化学式)。 （2）写出碳酸化过程中发生反应的化学方程式：___________________________。 （3）欲除去制得的碳酸钠中的碳酸氢钠可用加热的方法，用化学方程式表示其原理________________。 （4）若在(3)中加热的时间较短，NaHCO3分解不完全。取加热了一段时间的固体样品若干克，完全溶于水制成溶液，然后向此溶液中缓慢地滴加稀盐酸，并不断搅拌。随着盐酸的加入，溶液中某离子的物质的量的变化如下图所示，则M点的溶质成分是_____________________。 Ⅱ．高铁酸钠是一种新型绿色消毒剂，主要用于饮用水处理。如图所示物质转化关系为高铁酸钠的一种制备方法及有关性质实验(部分反应产物已略去)。已知A、F为非金属单质气体，B为常见金属单质，E为生活中最常见的调味品，F在标准状况下密度为。 请回答下列问题： （5）反应①~⑤中，属于氧化还原反应的有_____________个。 （6）写出反应⑤的化学方程式，并用单线桥标明电子转移的方向和数目：_________________。 【答案】（1）CO2、NH3 （2）NH3+CO2+H2O+NaCl==NaHCO3↓+NH4Cl （3）2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O （4）NaHCO3、NaCl （5）5 （6） 【解析】精制饱和食盐水吸氨后再经碳酸化可得到NaHCO3沉淀，过滤得到晶体，NaHCO3晶体煅烧得到Na2CO3，另一产物CO2可循环利用；过滤得到的母液可制得NH4Cl，NH4Cl固体受热分解生成NH3和HCl。 （1）根据分析可知，可以循环使用的物质有、； （2）碳酸化过程中可得到NaHCO3沉淀，发生反应的化学方程式：； （3）欲除去制得的碳酸钠中的碳酸氢钠可用加热的方法，用化学方程式表示其原理：； （4）与缓慢滴加的稀盐酸先反应得到NaHCO3， NaHCO3再与稀盐酸反应生成CO2和H2O；M点处全部生成了，则其溶质成分是、NaCl； （5）高铁酸钠可以用次氯酸钠做氧化剂，在碱性条件下氧化铁离子转化为高铁酸根离子，据此分析。又E是一种生活调味品，为NaCl；因氯气与氢氧化钠溶液反应得到氯化钠和次氯酸钠，故A为Cl2；B为一种金属单质，经过反应后得到高铁酸钠，故B为Fe，C为FeCl3，C、D与氢氧化钠溶液反应得到高铁酸钠和氯化钠，符合题意；F在标准状况下密度为0.090g/L，摩尔质量为2g/mol，F为H2，结合A和F为非金属单质气体的特点，也能推知A为氯气，则G为HCl。 根据上述分析可知，①铁与氯气反应生成氯化铁，②氯气与氢氧化钠反应生成氯化钠、次氯酸钠和水；③为氢气与氯气反应生成氯化氢；④为氯化铁、次氯酸钠碱性条件下制备高铁酸钠的反应；⑤为高铁酸钠与盐酸反应生成氯化铁、氯气和氯化钠，五个反应中，均有元素化合价的升降，所以符合题意的有：①②③④⑤，故答案为：5； （6）根据图示可知：反应⑤是HCl与Na2FeO4在水溶液中反应产生Cl2、FeCl3、NaCl，该反应的化学方程式为：2Na2FeO4+16HCl=4NaCl+2FeCl3+3Cl2↑+8H2O，反应中，部分HCl中氯离子化合价升高生成氯气，失去6个电子，其单线桥为： 18．钠、铁及它们的化合物在生产、生活中有着重要的用途。 （1）某汽车安全气囊的产气药剂主要含有NaN3、Fe2O3、KClO4、NaHCO3等物质。当汽车发生碰撞时，NaN3迅速分解产生N2和Na，同时放出大量的热，使气囊迅速膨胀，从而起到保护作用。 ①KClO4是助氧化剂，可处理产生的Na，其中氯元素的化合价是_____________________。 ②Fe2O3是主氧化剂，也可处理产生的Na，反应为 6Na+Fe2O3 3Na2O+2Fe，反应中Na2O是_______(填“还原产物”或“氧化产物”)。 （2）铁及其重要化合物之间的部分转化关系如图所示。 ①下列金属矿物中用于冶炼金属铁的是______________(填序号)； a．金红石(TiO2)     b．赤铁矿(Fe2O3)      c．辉铜矿(Cu2S) ②实现Fe转化为Fe2+可选用足量的______________(填序号)； a．稀盐酸     b．氢氧化钠溶液     c．稀硝酸 ③在点燃的条件下，Fe与足量Cl2剧烈反应后，将产物溶于水，再滴加KSCN溶液，则溶液变为血红色，证明产物为FeCl3，写出氯气和铁反应的化学方程式为_________________________。 ④在FeSO4中滴加NaOH溶液最终生成Fe(OH)3浊液，该过程的现象为______________，此过程中发生的氧化还原反应为(用化学方程式表达)______________________。 【答案】（1）+7 氧化产物 （2）b a 2Fe+3Cl22FeCl3 产生白色沉淀迅速变为灰绿色，最终变为红褐色 4Fe(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)3 【解析】（1）①中钾氧化合价分别为+1、-2，，根据化合价代数和为0可知，氯元素的化合价是+7。 ②反应中钠化合价升高，发生氧化反应得到氧化产物Na2O； （2）①用于冶炼金属铁需含有铁元素，故选b； ②硝酸具有强氧化性，和铁转化为三价铁；氢氧化钠和铁不反应；盐酸和铁生成氯化亚铁，故选a； ③在点燃的条件下，Fe与足量Cl2剧烈反应生成氯化铁：2Fe+3Cl22FeCl3。 ④在FeSO4中滴加NaOH溶液生成氢氧化亚铁沉淀，氢氧化亚铁和空气中氧气、水反应生成红褐色Fe(OH)3浊液，该过程的现象为产生白色沉淀迅速变为灰绿色，最终变为红褐色，此过程中发生的氧化还原反应为4Fe(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)3。 19．某化学兴趣小组对SO2与Na2O2的产物进行了探究。 同学们经过讨论，提出了如下猜想： 猜想1：产物为Na2SO3和O2 猜想2：产物为Na2SO4 甲同学设计如图所示实验装置(夹持装置已省略)制备SO2并进行实验探究，请回答下列问题： （1）仪器a的名称为____________，打开分液漏斗活塞，装置甲中发生反应的离子方程式为_____________。 （2）①甲同学用带火星的木条检验出丁中收集的气体为氧气，该同学认为猜想1正确，乙同学分析装置后推翻了甲同学的结论，乙同学的理由可能是______________乙同学对实验装置进行了改进，在装置甲和装置乙之间添加了装置戊，装置戊可能是_____________(填标号)。 ②改进实验装置后，丙同学在乙处硬质玻璃管内淡黄色固体全部变成白色后，取适量反应后的白色固体a于试管ⅰ中，加入适量的稀硫酸，有气泡产生，将产生的气体通入适量酸性高锰酸钾溶液b中，溶液b褪色，说明固体a中含有____________(填化学式)，溶液b褪色的离子方程式为_____________；另取适量固体a于试管ⅱ中，加入足量的稀盐酸酸化，充分反应后，加入适量的BaCl2溶液，观察到有白色沉淀产生，该白色沉淀为_______________(填化学式)。 实验结论：SO2与Na2O2在常温时就能发生化学反应，生成___________________(填化学式)和O2。 【答案】（1）锥形瓶 2H++SO==SO2↑+H2O （2）生成的二氧化硫中混有水蒸气，水能与Na2O2反应产生O2 AB Na2SO3 5SO2+2MnO4-+2H2O==2Mn2++5SO+4H+ BaSO4 Na2SO3、Na2SO4 【解析】（1）根据图示，仪器a名称为锥形瓶；装置A是用浓硫酸与亚硫酸钠生成二氧化硫、水和硫酸钠，反应的离子方程式为：2H++SO==SO2↑+H2O。 （2）①生成的二氧化硫中混有水蒸气，水能与Na2O2反应产生氧气，而不一定是二氧化硫和过氧化钠生成氧气；故应该排除水的干扰，装置戊对二氧化硫进行干燥，故装置戊可能是AB装置； ②将产生的气体通入适量酸性高锰酸钾溶液中，溶液褪色，结合质量守恒，可知生成气体为具有还原性的二氧化硫气体，则固体a中含有Na2SO3，SO2和酸性高锰酸钾发生氧化还原反应生成硫酸根离子、锰离子和水，离子方程式为5SO2+2MnO4-+2H2O==2Mn2++5SO+4H+；另取适量固体a于试管ii中，加入足量的稀盐酸酸化，充分反应后，加入适量的BaCl2溶液，观察到有白色沉淀产生，该白色沉淀为不溶于酸的BaSO4沉淀；实验说明与在常温时反应生成Na2SO3、Na2SO4和氧气。 20. 化学电池在通信、交通及日常生活中有着广泛的应用。 （1）下列装置中能够组成原电池的是______________________(填序号)。 （2）现有如下两个反应：A、NaOH+HCl==NaCl+H2O；B、Cu+2Ag+==Cu2++2Ag。 ①根据两反应本质，判断能否设计成原电池_____________。 ②如果不能，说明其原因_________________________。 ③如果可以，请在下面方框内画出原电池装置图，注明电极材料和电解质溶液等______________。 （3）如图是某锌锰干电池的基本构造图。 ①该碱性锌锰干电池的总反应式为 2MnO2+Zn+2H2O==2MnO(OH)+Zn(OH)2，该电池工作时负极的电极反应式是________________。 ②关于该电池的使用和性能，下列说法正确的是____________________。(填字母，下同) A．该电池属于蓄电池 B．电池工作时OH-向负极移动 C．该电池的电解质溶液是H2SO4溶液 D．该电池用完后可随意丢弃，不需要回收处理 （4）另一种常用的电池——锂电池由于比容量(单位质量电极材料所能转换的电量)特别大而广泛用于心脏起搏器，它的负极材料用金属锂制成，电解质溶液需用非水溶液配制，请用化学方程式表示不能用水溶液的原因：_________________________。 【答案】（1）③⑤（2分） （2）Cu+2Ag+==Cu2++2Ag是氧化还原反应，有电子转移，能设计成原电池 NaOH+HCl==NaCl+H2O是非氧化还原反应，没有电子转移； （3）Zn-2e-+2OH-==Zn(OH)2 B （4）2Li+2H2O=2LiOH+H2↑ 【解析】（1）图①缺少1个电极材料，不能构成原电池；图②两个金属材料相同，不能构成原电池；图③铁、碳两个电极，形成闭合电路，构成原电池；图④酒精是非电解质，不能构成原电池；图⑤铜、铁两个电极之间能形成电流，构成原电池；图⑥没有形成闭合电路，不能构成原电池；能够构成原电池的是③⑤。 （2）①NaOH+HCl==NaCl+H2O不能设计为原电池；Cu+2Ag+==Cu2++2Ag是氧化还原反应，有电子转移，能设计成原电池。 ②NaOH+HCl==NaCl+H2O是非氧化还原反应，没有电子转移，不能设计为原电池； ③Cu+2Ag+==Cu2++2Ag可以设计成原电池：。 （3）①该碱性锌锰干电池的总反应式为2MnO2+Zn+2H2O==2MnO(OH)+Zn(OH)2，负极失电子发生氧化反应，该电池工作时负极的电极反应式是Zn-2e-+2OH-==Zn(OH)2。 ②A．该电池属于一次电池，故A错误；B．原电池中阴离子向负极移动，电池工作时向负极移动，故B正确；C．该电池的电解质溶液是KOH，故C错误；D．为防止重金属污染，废旧电池用完后不能随意丢弃，需要回收处理，故D错误；选B。 （4）锂是活泼金属，能与水反应生成氢氧化锂和氢气，2Li+2H2O=2LiOH+H2↑，所以不能用水溶液做电解质溶液。 1 / 21 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题01 金属及其混合物 ◆考点01 金属的物理性质 1．金属元素在元素周期表中的位置及存在 （1）在元素周期表中，没有金属元素的族是第ⅦA族和0族，全为金属元素的族是第ⅡA族，全部副族（ⅠB~ⅦB）和Ⅷ族。 （2）金属元素在自然界中广泛存在。地球上绝大多数的金属资源存在于地壳和海洋之中，除少数不活泼的金属能以游离态存在之外，其他金属元素大多以化合态形式存在。 2．金属的通性 （1）在常温下，除汞是液体以外，其余金属都是固体。 （2）除金、铜、铋等少数金属具有特殊的颜色外，大多数金属呈银白色。但当金属处于粉末状态时，常显不同的颜色。 （3）金属都是不透明的，金属表面一般都有光泽，黄金、白银、铂金等饰品就是利用了这一性质。 （4）金属的密度、硬度、熔点等性质的差别很大。 （5）金属具有导电性。在外加电场条件下，金属晶体中的自由电子发生定向移动，形成电流。利用此性质制成铜、铝等电线、电缆，为我们的生活带来了方便。 （6）金属具有导热性。金属的导热性也与金属晶体内自由电子的运动有关。当给金属的一端加热时，金属内自由电子的热运动也易从一端传到另一端。 （7）金属具有良好的延展性。大多数金属都具有较好的延展性，在加工时能被压成薄片或拉成细丝，变形后的金属仍由金属离子和自由电子组成，它们的相互作用(金属锂)使金属薄片或细丝具有一定的强度。3．常见金属的特性 （1）颜色：大多为银白色，铜呈紫红色、金呈黄色； （2）状态：常温下大多为固体，汞为液体； （3）密度差别很大：金为19.3g/cm3，铝为2.7 g/cm3； （4）导电性差异很大：银为100，铅仅为7.9； （5）熔点差别大：钨为3410℃，锡仅为232℃； （6）硬度差别大：铬为9，铅仅为1.5。 【温馨提示】 ①金属的用途要从不同金属的各自不同的性质以及价格、资源、美观、便利、回收等各方面考虑。如银的导电性（100）比铝的导电性（61）大很多，但电线一般用铝制而不用银制。因为铝的密度（2.7 g/cm3）比银的密度(10.5 g/cm3)小，价格比银低很多，资源比银丰富得多。 ②一些金属物理性质的比较 物理性质 物理性质比较 导电性（以银的导电性位100作为标准） 密度/（g·cm-3） 熔点/℃ 硬度（以金刚石的硬度为10为标准） 4．合金 （1）定义：是由两种或两种以上的金属（或金属和非金属）熔合而成的具有金属特性的物质。合金是混合物，合金中至少含有一种金属。 （2）常见的两种合金： ①生铁（含碳量为2%～4.3%）和钢（含碳量为0.03%～2%）都是铁合金。因含碳量不同合金的性能不同，含碳量越大，硬度越大；含碳量越低，韧性越好。 ②黄铜、青铜、焊锡、硬铝、18K黄金、18K白金、钛合金等也是常见的合金。 合金的性能：合金的性能与组成合金的各成分的性能不同。合金的硬度比组成它们的纯金属的硬度大，合金的熔点比组成它们的纯金属的熔点低。 （4）纯金属与合金的结构示意图： 纯金属内原子的排列十分规整 合金内原子层之间的相对滑动变得困难 【温馨提示】 ①合金的硬度、强度、抗腐蚀性等一般都好于组成它们的纯金属。如： 金属材料 锡 铅 锡铅合金 钠 钾 钠钾合金 熔点℃ 232 327 183 98 64 -10 ②自由电子在运动时经常与金属离子碰撞，从而引起两者能量的交换。当金属某一部分受热时，在那个区域里的自由电子能量增加，运动速度加快，于是，通过碰撞，自由电子把能量传给其他金属离子。金属容易导热，就是由于自由电子运动时把能量从温度高的部分传到温度低的部分，从而使整块金属达到相同的温度。 ③金属一般都是电和热的良导体。其中银和铜的传热、导电性能最好。铝的导电性也很好，这就是铜和铝常被用作输电线的原因。 ④当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生相对滑动(如下图)，由于金属离子与自由电子之间的相互作用没有方向性，滑动以后，各层之间仍能保持这种相互作用，在外力作用下，金属虽然发生了形变，但不会导致断裂。 ◆考点02 金属元素的原子结构特点 1．金属的原子结构特点 （1）金属元素原子的最外层电子数比同周期非金属元素原子的少，一般少于4。 （2）大多数金属元素原子的最外层电子数较少，原子半径较大，在化学反应中容易失去电子。 【温馨提示】 ①碱金属元素原子的核外电子排布与其化学性质的关系：碱金属元素原子最外层都只有一个电子，在反应时很容易失去该电子，因此，它们都是非常活泼的金属。 ②金属活动性顺序表中不同位置金属还原性的相对强弱，以及这些金属所对应正离子氧化性的相对强弱。K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、（H）、Cu、Hg、Ag、Pt、Au 还原性减弱K+、Ca2+、Na+、Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe2+、Sn2+、Pb2+、H+、Cu2+、Fe3+、Hg2+、Ag+ 氧化性增强 2．金属的化学性质特点 （1）金属单质易失电子，金属越活泼，失去电子能力越强； （2）金属单质易被氧化，只体现还原性。且金属越活泼，单质的还原性越强。 【温馨提示】 ①对于碱金属元素，它们的最外层电子数相同，按原子序数的顺序，电子层数逐渐增多，失电子能力逐渐增强，单质的还原性逐渐增强。 ②在金属活动性顺序表中，金属的位置越靠前，金属单质的还原性就越强；金属的位置越靠后，该金属的正离子的氧化性就越强。 ③大多数金属元素原子的最外层电子数较少，原子半径较大，在化学反应中容易失去电子。主族金属元素的最高正价等于原子的最外层电子数 ，副族元素的原子在化学反应中除能失去最外层电子外，还能失去排布在内层上的电子，可显示金属价态。 ◆考点03 金属的化学性质 1．金属与非金属的反应 （1）钠与非金属的反应 钠的原子结构示意图为，从原子结构来看，钠原子最外层只有1个电子，在化学反应中钠原子很容易失去1个电子而形成最外层为8个电子稳定结构，因此金属钠的化学性质非常活泼，表现出很强的还原性。 ①钠与O2的反应 反应条件 室温 加热或点燃 实验步骤 实验现象 新切开的钠具有银白色的金属光泽，在空气中很快变暗 钠先熔化成小球，然后剧烈燃烧，火焰呈黄色，生成淡黄色固体 化学方程式 4Na＋O2===2Na2O 2Na＋O2Na2O2 结论 钠是非常活泼的金属，与O2反应，条件不同时，现象不同，产物也不同 注意 由于钠燃烧时必定有氧化钠在燃烧(钠极易被氧化成氧化钠)，说明氧化钠加热时也可以转化为过氧化钠，即：2Na2O＋O22Na2O2，因此Na2O2比Na2O稳定 ②钠与S的反应：钠与硫混合研磨生成Na2S。 2Na＋S===Na2S (钠与硫混合研磨可发生爆炸，火星四射) ③钠与Cl2的反应：2Na＋Cl22NaCl (燃烧产生大量白烟，火焰为黄色) ④钠与H2的反应：2Na＋H22NaH ⑤钠与N2的反应：6Na＋N22Na3N （2）铁与非金属单质反应 铁是较活泼的金属，发生化学反应时可生成＋2、＋3两种价态的化合物，且Fe3+比Fe2+稳定。 ①Fe与O2的反应：3Fe＋2O2Fe3O4 （火星四射、剧烈燃烧、放出大量的热、生成黑色的固体） ②Fe在氯气中燃烧：2Fe＋3Cl22FeCl3 （产生棕黄色的烟） ③Fe与硫的反应：Fe＋SFeS ④Fe与溴的反应：2Fe ＋ 3Br2＝2FeBr3 ⑤Fe与碘的反应：Fe ＋ I2＝FeI2 【温馨提示】 在一定条件下，铁作为还原剂能与某些非金属单质、酸和盐溶液反应 ①铁与氧化性较弱的氧化剂（如：盐酸、硫酸铜溶液等）反应，铁原子失去2个电子生成＋2价铁的化合物 ②铁与氧化性较强的氧化剂（如：氯气、硝酸等）反应，铁原子则失去3个电子生成＋3价铁的化合物。 2．金属与水反应 （1）钠与水的反应 实验操作 实验现象 结论或解释 ①钠浮在水面上 ①钠的密度比水小 ②钠熔化成闪亮的小球 ②钠熔点低，反应放热 ③小球在水面上四处游动 ③反应产生的氢气推动小球运动 ④与水反应发出“嘶嘶”声，逐渐变小，最后消失 ④钠与水剧烈反应，产生气体 ⑤反应后溶液的颜色逐渐变红 ⑤有碱性物质(氢氧化钠)生成 实验结论 钠与水剧烈反应，生成氢氧化钠和氢气，还原剂是钠，氧化剂是水，反应的实质是钠与水电离出的H＋反应 化学方程式 2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ 2Na＋2H2O===2Na＋＋2OH－＋H2↑ 【温馨提示】 ①钠与水反应之前，要用滤纸吸干钠块表面的煤油，可防止钠与水反应放热而造成煤油燃烧 ②切割完钠块后，应将剩余的钠放入原来盛有煤油的试剂瓶中，取用钾时也要这样做。这是由于钠、钾等金属的活泼性非常强，易与水或氧气反应造成失火或爆炸，为保证实验安全，放回原来的试剂瓶中比较稳妥。另外，钠、钾价格较贵，不宜浪费，放回原试剂瓶中，由于煤油的存在，也不会对原来保存的钠、钾造成污染 ③若实验过程中钠不慎失火，注意不能用水灭火，而应该用干燥的沙土(SiO2)来灭火，因为钠与水剧烈反应且生成氢气，会放出大量的热，甚至能引起氢气燃烧 （2）Fe与水蒸气的反应 装置Ⅰ 装置Ⅱ 实验装置 操作及现象 用小试管收集一试管气体，点燃，听到轻微的“噗”声，证明生成了氢气 用火柴点燃肥皂泡，听到爆鸣声，证明生成了氢气 实验结论 红热的铁能与水蒸气反应，化学方程式：3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2 【温馨提示】 ①铁与水蒸气的反应实验中，湿棉花的作用是加热时可产生水蒸气，与铁粉反应生成氢气 ②铁与水蒸气反应，日常生活中能用铁壶烧水是因为铁只能在高温下与水蒸气反应，与冷水、热水都不能反应 ③常温下，铁与水不起反应，但在水和空气里的O2等共同作用下，铁易被腐蚀。 （3）铝与水的反应 2Al＋6H2O 2Al(OH)3＋3H2↑ 3．金属与酸、盐溶液反应 （1）钠与酸、盐溶液反应 ①钠与酸溶液的反应：钠与酸反应的实质是与溶液的H+反应，反应程度比水要剧烈。 ②钠与盐溶液的反应：钠与盐溶液反应时，首先与水反应生成NaOH，然后NaOH与盐发生复分解反应（若氢氧化钠不与盐反应，则只有钠与水的反应）。例如： a. 与CuSO4溶液反应： 2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ ① CuSO4＋2NaOH===Na2SO4＋Cu(OH)2↓ ② 合并①和②得 （方法：去掉NaOH）：2Na＋2H2O＋CuSO4===Na2SO4＋Cu(OH)2↓＋H2↑ b. Na与Fe2(SO4)3溶液的反应 2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ ③ 6NaOH＋Fe2(SO4)3===2Fe(OH)3↓＋3Na2SO4 ④ 合并③和④得（方法：去掉NaOH）：6Na＋6H2O＋Fe2(SO4)3===3Na2SO4＋2Fe(OH)3↓＋3H2↑ c. 与NH4Cl溶液反应：2Na＋2NH4Cl===2NaCl＋2NH3↑＋H2↑ 【温馨提示】 ①钠与水、酸反应的本质与顺序：本质上均是与H＋的反应，反应顺序是有酸酸在前，无酸水为先。钠与盐溶液反应时一般先考虑与水的反应，生成的NaOH与盐可能发生复分解反应。 ②钠与水、酸反应的共性：浮：钠浮在液面上；熔：钠熔化成光亮的小球；游：在液面上不停地游动直至反应完；响：反应中不停地发出“嘶嘶”的响声。 ③钠与水、酸反应的差异性：与酸反应时，由于溶液中H＋浓度较大，反应比钠与水剧烈，最后钠可能在液面上发生燃烧；与盐溶液反应时，还可能会生成沉淀(如生成难溶碱)、气体(NH3)等。 ④钠与乙醇反应的特点——慢、沉。钠与乙醇反应，钠块先沉在液面下，后上下浮动，能看到表面冒出气泡，并不能熔化成小球。 （2）铁与酸、盐溶液反应 ①与非氧化性酸(如：稀盐酸、稀硫酸)的反应： Fe＋2HCl===FeCl2＋H2↑ Fe＋2H+===Fe2+＋H2↑ ②与氧化性酸(如：硝酸、浓硫酸)的反应 常温下，铁遇冷的浓硫酸、浓硝酸产生钝化现象，即：浓硫酸、浓硝酸将铁的表面氧化成一层致密的氧化物薄膜，这层膜阻止了酸与内层金属的进一步反应。但在加热的条件下铁可以和浓硫酸、浓硝酸反应 a. 少量的铁与稀硝酸反应：Fe(少量)＋4HNO3(稀)===Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O 生成的Fe(NO3)3可以和铁继续反应：Fe＋2Fe(NO3)3===3Fe(NO3)2 b. 过量的铁与稀硝酸反应：3Fe(过量)＋8HNO3(稀)===3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O c. 少量的铁与浓硝酸共热：Fe＋6HNO3(浓) Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O ③与盐溶液反应： a. 与硫酸铜溶液的反应：Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu Fe＋Cu2+===Fe2+＋Cu b. 与FeCl3溶液的反应：Fe＋2FeCl3===3FeCl2 Fe＋2Fe3+===3Fe2+ （3）Al与酸的反应 ①与非氧化性酸（如：稀盐酸、稀硫酸）的反应——铝与盐酸反应 铝与盐酸反应 实验操作 实验现象 铝片逐渐溶解，有无色气泡冒出，将点燃的木条放在试管口有爆鸣声 化学方程式 2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑ 离子方程式 Al＋6H+===2Al3+＋3H2↑ ②与氧化性酸（如：硝酸、浓硫酸）的反应 a. 常温下，铝遇冷的浓硫酸、浓硝酸产生钝化现象。浓硫酸、浓硝酸将铝的表面氧化成一层致密的氧化物薄膜，这层莫阻止了酸与内层金属的进一步反应。但在加热的条件下铝可以和浓硫酸、浓硝酸反应。 b. 铝与浓硝酸共热：Al＋6HNO3(浓) Al(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O ◆考点04 金属的冶炼 1．金属冶炼的基本原理 （1）金属元素在自然界中的存在形态：金属在自然界中的存在主要有两种形式，游离态和化合态，其中除了金、铂等极少数金属外，其他绝大多数金属都是以化合态存在于自然界。 （2）金属冶炼原理：将金属从其化合物中还原出来用于生产和制造各种金属材料的过程。 （3）金属冶炼原理实质：用还原剂使化合态的金属得到电子变成金属单质，即：Mn＋＋ne-==M。 2．金属冶炼方法的选择 金属冶炼方法的选择与金属的活动性有关，处在金属活动顺序表中不同位置的金属其冶炼的方法可用下图表示： 金属的活动性顺序 K、Ca、Na、Mg、Al Zn、Fe、Sn、Pb、Cu Hg、Ag Pt、Au 金属原子失电子能力 强―→弱 金属离子得电子能力 弱―→强 主要冶炼方法 电解法 热还原法 热分解法 富集法 还原剂或 特殊措施 强大电流 提供电子 H2、CO、C、 Al等加热 加热 物理方法或 化学方法 （1）热分解法：适合于位于金属活动顺序表后端（金属活动性位于氢后面）的金属，如Hg、Ag等。 2HgO2Hg＋O2 2Ag2O4Ag＋O2 （2）热还原法：适合于位于金属活动顺序表中部（Zn～Pb）的金属，常用的还原剂有焦炭、CO、H2、活泼金属（如Al）等。 Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2 WO3＋3H2W＋3H2O Cr2O3＋2Al2Cr＋Al2O3 【温馨提示】 ①铝热反应是利用铝的强还原性，在高温下将相对不活泼且熔点高的金属从其氧化物中还原出来。故只有Al和比Al不活泼的金属形成的氧化物所组成的混合物才能称之为铝热剂。如Al和MgO组成的混合物不能称之为铝热剂。 ②铝热反应实验注意问题： A.镁带要打磨净表面的氧化膜，否则难以点燃。 B.氧化铁粉末要干燥，铝粉没有被氧化，否则难以反应。 C.要保证纸漏斗重叠时四周均为四层，且内层纸漏斗一定要用水润湿，以防高温物质从四周溅出。 D.因为铝热反应是一个典型的放热反应，反应中放出的大量热量能够使铁熔化，所以要垫细沙，这样做的目的一是防止蒸发皿炸裂，二是防止熔融的金属溅出伤人。 E.实验装置应远离人群和易燃物。 （3）电解法：适合于位于金属活动性顺序表前端的金属，如K、Na、Mg、Ca、Al等金属。 2Al2O3(熔融) 4Al＋3O2↑（冰晶石的作用为助溶剂，降低Al2O3的熔点） 2NaCl2Na＋Cl2↑ 【温馨提示】 ①用电解法冶炼较活泼金属时，电解的是熔融的金属化合物，而不是金属化合物的水溶液。因为在其水溶液中，阴极放电的是H＋，而不是金属阳离子，故得不到金属单质。 ②工业上采用电解法冶炼铝和镁的原料分别为Al2O3和MgCl2，而不是AlCl3和MgO。 原因：AlCl3是共价化合物，熔融时不导电；而MgO虽然是离子化合物，但其熔点太高，熔化时会消耗大量的电能，成本较高。 ③钾在实际生产中不用电解法，因为实际生产中用石墨电极，熔融的金属钾能渗透到石墨中，侵蚀电极。还有钾太容易溶解在熔融的氯化钾中，以致钾不能浮在电解槽的上部加以分离收集；同时，还因为钾在操作温度下迅速气化，增加了不安全因素。所以现在金属钾的生产方法都采用金属钠与氯化钾的反应。 （4）其他方法：湿法炼铜——Fe＋CuSO4 === FeSO4＋Cu 火法炼铜——Cu2S＋O2 2Cu＋SO2 【温馨提示】 ①最不活泼的金属（如Pt、Au）用物理方法获得。 ②工业上金属冶炼一般分三个步骤：矿石富集（除杂、提高矿石中有效成分含量）→金属冶炼（适当还原剂将金属化合物还原成金属单质）→金属精炼（加如试剂除杂或电解精炼，得纯金属）。 ③当一种金属可用多种方法冶炼时，工业上一般采用经济效益高的方法，即：热分解还原法优于焦炭还原法，焦炭还原法优于铝热还原法，铝热还原法优于电解还原法；从环保角度考虑，H2还原法又优于CO还原法。 ◆考点05 氧化钠和过氧化钠 1．氧化钠的性质 （1）物理性质：白色固体 （2）化学性质：碱性氧化物，能与水、酸、酸性氧化物等发生反应 ①氧化钠与水反应：Na2O＋H2O===2NaOH ②氧化钠溶于盐酸：Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O ③氧化钠与CO2反应：Na2O＋CO2===Na2CO3 （3）用途：制NaOH 2．过氧化钠的性质 （1）物理性质：淡黄色固体 （2）化学性质：Na2O2不是碱性氧化物，但能与水、酸、酸性氧化物等发生反应，具有强氧化性和还原性。 ①Na2O2与H2O的反应 实验操作 实验现象 结论或解释 ①向盛有淡黄色粉末状过氧化钠的试管中滴入少量的水，有大量气泡产生 ①Na2O2与H2O剧烈反应，产生气体 ②用手轻摸试管外壁，其感觉是试管壁温度升高 ②该反应是放热反应 ③立即把带火星的木条放在试管口，观察到的现象是试管中有大量气泡产生，带火星的木条复燃 ③说明有氧气生成 ④向试管中滴入酚酞溶液，其现象是溶液先变红， 后褪色 ④先变红：说明有碱生成 后褪色：Na2O2具有漂白性 实验结论 由上述实验可知，过氧化钠与水反应有氧气和碱性物质生成，过氧化钠有漂白性 化学方程式 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑（体现氧化性和还原性） 过氧化钠既是氧化剂，又是还原剂，1 mol Na2O2参加反应，转移1 mol的电子 ②Na2O2与CO2的反应：2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2 （可用于呼吸面具或潜水艇中作为O2的来源，Na2O2体现氧化性和还原性） 3．Na2O和Na2O2性质的比较 物质 氧化钠 过氧化钠 化学式 Na2O Na2O2 氧的化合价 －2价 －1价 n(Na＋)∶n(阴离子) 2∶1 2∶1 颜色状态 白色固体 淡黄色固体 氧化物类别 碱性氧化物 过氧化物(不属碱性氧化物) 生成 4Na＋O2===2Na2O 2Na＋O2Na2O2 与氧气反应 2Na2O＋O22Na2O2 不反应，稳定性强 与水反应 Na2O＋H2O===2NaOH 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ 与CO2反应 Na2O＋CO2===Na2CO3 2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2 与稀盐酸反应 Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O 2Na2O2＋4HCl===4NaCl＋O2↑＋2H2O 漂白性 无 有 用途 制NaOH 漂白剂、消毒剂、供氧剂、强氧化剂 【温馨提示】 ①Na2O是碱性氧化物，Na2O2是非碱性氧化物（因其与酸反应时除生成盐和水外，还有O2生成） ②Na2O2中阴离子是O，阴、阳离子个数比是1∶2而不是1∶1 ③Na2O2中氧元素的化合价是－1价，Na2O中氧元素的化合价是－2价，Na2O2与水、CO2反应中，Na2O2既是氧化剂又是还原剂，1 mol Na2O2参加反应，转移1 mol的电子。 ④Na2O2的漂白性是指Na2O2生成的氧气可以将一些有色有机物氧化成无色，此性质称其为漂白性。漂白有色物质的反应也是氧化还原反应，是化学性质；与活性炭的漂白原理——吸附有色物质发生物理变化不同Na2O2与其他物质反应时不一定都产生O2，如：Na2O2＋SO2===Na2SO4 【内容拓展】CO和H2完全燃烧后的产物与Na2O2反应的计算 【讨论1】a g H2在O2中完全燃烧，将其燃烧产物(H2O)通过足量的Na2O2固体，Na2O2固体质量增加多少克？ 2H2＋O22H2O ① 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ ② ①＋②得：H2＋Na2O2===2NaOH 【结论1】a g H2在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g。 【讨论2】a g CO在O2中完全燃烧，将其燃烧产物(CO2)通过足量的Na2O2固体，Na2O2固体质量增加多少克？ 2CO＋O22CO2 ① 2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2 ② ①＋②得：CO＋Na2O2===Na2CO3 【结论2】 a g CO在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g。 【结论3】 a g H2和CO的混合气在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g。 【结论4】凡分子组成符合通式(CO)m(H2)n的物质，a g该物质在O2中完全燃烧，将其燃烧产物（CO2、H2O）通过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g。或是由C、H、O三种元素组成的物质，只要C、O原子个数比为1∶1，即可满足该条件。中学阶段常见的符合这一关系的物质有 ①无机物：CO、H2及CO与H2的混合气 ②有机物：甲醛(CH2O)、甲醇(CH4O)、乙酸(C2H4O2)、甲酸甲酯(C2H4O2)、乳酸C3H6O3)、葡萄糖(C6H12O6)及果糖(C6H12O6)等 ③对于a g有机物(CxHyOz)在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体 若x=z，则增重为a g；若x>z，则增重为大于a g；若x<z，则增重为小于a g 【温馨提示】 ①向滴有酚酞的水溶液中加入过氧化钠，Na2O2与水反应生成了NaOH，溶液变红，Na2O2的强氧化性又使溶液褪色。 ②遇CO2、H2O、H＋时，Na2O2发生自身氧化还原反应，氧元素的歧化反应。Na2O2既是氧化剂又是还原剂。 ③Na2O2与H2O、CO2的反应规律： 电子转移关系 当Na2O2与CO2、H2O反应时，物质的量关系为2Na2O2～O2～2e－，n(e－)＝n(Na2O2)＝2n(O2) 气体体积变化关系 若CO2、水蒸气(或两混合气体)通过足量Na2O2，气体体积的减少量是原气体体积的，等于生成氧气的量，ΔV＝V(O2)＝V 固体质量变化关系 CO2、水蒸气分别与足量Na2O2反应时，固体相当于吸收了CO2中的“CO”、水蒸气中的“H2”，所以固体增加的质量Δm(CO2)＝28 g·mol－1×n(CO2)、Δm(H2O)＝2 g·mol－1×n(H2O) ◆考点06 碳酸钠和碳酸氢钠 1．Na2CO3、NaHCO3的物理性质 实验探究：在两支试管中分别加入少量的碳酸钠和碳酸氢钠(各约1 g)，完成下列实验，并将实验现象和相应的结论填入下表 实验结论 实验项目 Na2CO3 NaHCO3 ①观察Na2CO3和NaHCO3的外观并进行描述 白色粉末，俗称纯碱、苏打 细小的白色晶体，俗称小苏打 ②向以上试管中分别滴入几滴水，振荡，观察现象；将温度计分别插入其中，温度计的示数有何变化 加水结块成晶体，温度计示数增大，说明Na2CO3溶于水是放热的 加水部分溶解，温度计示数降低，说明NaHCO3溶于水是吸热的 ③继续向②的试管中分别加入5 ml的水，用力振荡，有何现象 固体完全溶解 固体量减少，但不能全部溶解 ④分别向③所得溶液中滴入1～2滴酚酞溶液，有何现象 溶液变红色 溶液变浅红色 实验结论 ①Na2CO3和NaHCO3都能溶于水；②Na2CO3溶解度大于NaHCO3 ③Na2CO3、NaHCO3水溶液都呈碱性；④Na2CO3溶于水是放热的，NaHCO3溶于水是吸热的。 2．Na2CO3、NaHCO3的化学性质 （1）Na2CO3和NaHCO3的热稳定性比较 实验过程 如图所示实验为“套管实验”，小试管内塞有沾有白色无水硫酸铜粉末的棉花球 实验装置 实验现象 小试管中棉花球变蓝色，B烧杯中澄清石灰水变浑浊，A烧杯中有少量气泡冒出，A烧杯中澄清石灰水不变浑浊 实验结论 Na2CO3受热不分解；NaHCO3受热易分解，生成物中含有CO2和H2O。由此可知，Na2CO3的热稳定性比NaHCO3强 化学方程式 2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑ （2）Na2CO3、NaHCO3与盐酸反应快慢的比较 实验过程 在两支试管中分别加入3 mL稀盐酸，将两个各装有少量等质量的Na2CO3、NaHCO3粉末的小气球分别套在两支试管的管口。将气球内的Na2CO3和NaHCO3同时倒入试管中 实验装置 实验现象 两个气球均膨胀；碳酸氢钠与盐酸混合比碳酸钠与盐酸混合气球膨胀得快且大 实验结论 碳酸氢钠与盐酸反应产生气体比等质量的碳酸钠与盐酸反应产生气体多且剧烈 化学方程式 Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋CO2↑ CO＋2H＋===CO2↑＋H2O NaHCO3＋H3Cl===NaCl＋H2O＋CO2↑ HCO＋H＋===CO2↑＋H2O 应用 Na2CO3溶液与盐酸互滴鉴别Na2CO3与盐酸（①向Na2CO3溶液中逐滴加入盐酸，先无气体产生：Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl　，后有气体产生：NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑；②向盐酸中逐滴加入Na2CO3溶液，立即产生大量的气泡：2HCl＋Na2CO3===2NaCl＋CO2↑＋H2O （3）Na2CO3、NaHCO3与碱、盐的反应 Na2CO3 NaHCO3 NaOH溶液 不反应 NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O Ca(OH)2、或Ba(OH)2溶液 Na2CO3＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2NaOH Na2CO3＋Ba(OH)2===BaCO3↓＋2NaOH NaHCO3（少量）＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋H2O＋NaOH 2NaHCO3（过量）＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2H2O＋Na2CO3 BaCl2或CaCl2溶液 Na2CO3＋BaCl2===BaCO3↓＋2NaCl 不反应 3．Na2CO3、NaHCO3的性质比较 物质 比较项目 Na2CO3 NaHCO3 俗名 纯碱、苏打 小苏打 色与态 白色粉末 细小白色晶体 水溶性 都易溶于水，Na2CO3的溶解度大于NaHCO3的溶解度 溶液的碱性 显碱性(较强) 显碱性(较弱) 热稳定性 稳定、受热不易分解 不稳定受热分解 2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑ 与酸反应 Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋CO2↑ NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑ 相同条件下NaHCO3比Na2CO3反应放出气体剧烈 与NaOH反应 不反应 NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O 与Ca(OH)2反应 Na2CO3＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2NaOH 与Ca(OH)2反应存在少量过量问题 与BaCl2反应 Na2CO3＋BaCl2===BaCO3↓＋2NaCl 不反应 与CO2及H2O Na2CO3＋H2O＋CO2===2NaHCO3 不反应 相互转化 用途 玻璃、肥皂、合成洗涤剂、造纸、纺织、石油、冶金等工业 发酵粉的主要成分之一、灭火器、治疗胃酸过多 【温馨提示】 ①金属钠长期露置在空气中会发生的变化 银白色金属钠（Na）表面变暗（Na2O）出现白色固体，接着表面变潮湿（NaOH)白色块状固体(Na2CO3.10H2O)白色粉末状物质(Na2CO3) ②NaHCO3固体受热易分解，但在溶液中NaHCO3受热不分解。 ③碳酸及碳酸盐的热稳定性有如下关系：可溶性碳酸盐(不包括铵盐)>不溶性碳酸盐>酸式碳酸盐>碳酸 如：Na2CO3>NaHCO3>H2CO3，CaCO3>Ca(HCO3)2>H2CO3 ④CO2中混有HCl时，可将气体通过盛饱和碳酸氢钠溶液的洗气瓶而非饱和碳酸钠溶液 ⑤碳酸氢钠与盐酸反应的离子方程式中HCO不能拆开写，因为HCO属于弱酸酸式酸根 4．Na2CO3、NaHCO3的鉴别方法 （1）利用热稳定性不同：将固体加热，无明显变化的是Na2CO3；放出无色气体并使澄清石灰水变浑浊的是NaHCO3。 （2）利用和酸反应生成气体的速率不同(相同条件下)：向固体(或溶液)中滴加相同浓度盐酸，产生气泡速率快(或立即产生气泡)的是NaHCO3；产生气泡速率慢(或开始不产生气泡)的是Na2CO3。 （3）利用阴离子的不同：向固体中滴加BaCl2溶液，产生白色沉淀的是Na2CO3；不产生白色沉淀的是NaHCO3 （4）利用溶液的酸碱性不同：分别测定相同浓度溶液的pH，pH大的为Na2CO3；pH小的为NaHCO3 【温馨提示】 鉴别Na2CO3和NaHCO3时，不能用NaOH溶液(虽然前者不反应后者反应，均无明显现象)，也不能用澄清的石灰水或Ba(OH)2溶色液，均产生白色沉淀 5．Na2CO3与NaHCO3的除杂 混合物(括号内的为杂质) 除杂方法或所用试剂 反应原理 Na2CO3固体(NaHCO3) 加热 2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑ NaHCO3溶液(Na2CO3) 通入足量CO2 Na2CO3＋H2O＋CO2===2NaHCO3 Na2CO3溶液(NaHCO3) 加入适量的NaOH溶液 NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O 【温馨提示】 ①NaHCO3与碱溶液反应的实质是HCO与OH－反应生成CO，CO有可能发生后续反应，如NaHCO3与Ca(OH)2溶液反应可以生成白色沉淀CaCO3； ②不能用澄清石灰水来鉴别Na2CO3与NaHCO3：Ca(OH)2溶液与二者反应均生成白色沉淀，无法区别； ③用盐酸鉴别Na2CO3溶液和NaHCO3溶液时，要求两溶液浓度相差不大，且加入的盐酸等浓度且不宜过大； ④Na2CO3和NaHCO3与酸、碱、盐反应均为复分解反应，因而反应能否进行应从复分解反应的条件来判断。 7．侯氏制碱法—Na2CO3的制备 （1）原料：食盐、氨气、二氧化碳—合成氨厂用水煤气制取氢气时的废气，其反应为： C＋H2O(g)CO＋H2，CO＋H2O(g)CO2＋H2。 （2）原理：NH3＋NaCl＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl、2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O。 （3）工艺流程： （4）循环使用的物质：CO2、饱和食盐水。 ◆考点07 氢氧化钠 1．物理性质 俗名烧碱、火碱、苛性钠，是一种白色固体，易吸收空气中的水分而潮解，易溶于水且溶于水放出大量的热，有强腐蚀性。 2．化学性质 NaOH来源广泛，是一种常用的一元强碱，具有碱的通性 （1）能与酸碱指示剂或试纸发生显色反应 （2）能与酸反应：NaOH＋HCl===NaCl＋H2O （3）能与酸性氧化物反应(CO2、SO2) CO2(少量)＋2NaOH===Na2CO3＋H2O CO2(过量)＋NaOH===NaHCO3 （4）能与某些盐反应：2NaOH＋CuSO4===Cu(OH)2↓＋Na2SO4 （5）能与酸式盐反应(与强酸、弱酸的酸式盐都能反应) ①NaOH与NaHSO4反应：NaHSO4＋NaOH===Na2SO4＋H2O ②NaOH与NaHCO3反应：NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O （6）能与铝反应：2NaOH＋2Al+6H2O===2NaAl(OH)4＋3H2↑ 3．用途： 造纸、纺织、印染、制皂工业 【温馨提示】 ①CO2通入NaOH、Ca(OH)2等强碱溶液的反应与CO2气体的通入量有关，当CO2通入少量时生成碳酸盐，当CO2通入过量时生成碳酸氢盐；当CO2的通入量介于两者之间时，既有正盐又有酸式盐生成，因此推断时一定要注意CO2与碱之间量的关系。以CO2与NaOH溶液反应为例： CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O CO2＋NaOH===NaHCO3 当n(OH－)∶n(CO2)的值不同时产物如下： 应后溶质可能情况：①NaOH和Na2CO3；②Na2CO3；③Na2CO3和NaHCO3；④NaHCO3 （2）向反应后的溶质中加入足量稀盐酸，产生的CO2与加入盐酸的关系图： ①向Na2CO3溶液中逐滴加入盐酸，第一步：CO转化为HCO，无气体产生；第二步：HCO与H＋反应产生CO2。消耗HCl的体积与产生CO2的体积的关系如图1所示 (Oa＝ab) ②向NaHCO3溶液中逐滴加入盐酸，消耗HCl的体积与产生CO2的体积的关系如图2所示 (Oa＝0) ③向NaOH、Na2CO3的混合溶液中逐滴加入盐酸，消耗HCl的体积与产生CO2的体积的关系如图3所示(设NaOH、Na2CO3的物质的量之比x∶y＝1∶1，其他比例时的图像略) (Oa>ab) ④向Na2CO3、NaHCO3的混合溶液中逐滴加入盐酸，消耗HCl的体积与产生CO2的体积的关系如图4所示(设Na2CO3、NaHCO3的物质的量之比m∶n＝1∶1，其他比例时的图像略) (Oa<ab) 图1 图2 图3 图4 ◆考点08 铁的氧化物 1．铁的三种氧化物比较 种类 氧化亚铁 氧化铁 四氧化三铁 化学式 FeO Fe2O3 Fe3O4 俗名 － 铁红 磁性氧化铁 颜色状态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体(有磁性) 溶解性 难溶于水 难溶于水 难溶于水 铁元素的化合价 ＋2 ＋3 ＋2，＋3 稳定性 不稳定 （6FeO＋O22Fe3O4） 稳定 稳定 类别 碱性氧化物 碱性氧化物 特殊氧化物 与非氧化性强酸（H＋）反应 FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O Fe2O3＋6H＋=== 2Fe3＋＋3H2O Fe3O4＋8H＋=== Fe2＋＋2Fe3＋＋4H2O 与氧化性酸（HNO3）反应 3FeO＋10H＋＋NO3－===3Fe3＋＋NO↑＋8H2O Fe2O3＋6H＋=== 2Fe3＋＋3H2O Fe3O4＋10H＋＋NO3－===3Fe3＋＋NO↑＋5H2O 与还原性酸（HI）反应 FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O Fe2O3＋6H＋+2I-===2Fe2＋＋3H2O+I2 Fe3O4＋8H＋＋+2I-===3Fe2＋＋4H2O+I2 主要用途 Fe2O3常用作红色油漆与涂料，赤铁矿(主要成分是Fe2O3)是炼铁的原料 【温馨提示】 ①化合态铁的常见化合价只有＋2价和＋3价，Fe3O4可以看成由FeO和Fe2O3，按物质的量之比1∶1组合而成的复杂氧化物，通常也可写成FeO·Fe2O3的形式. ②FeO、Fe2O3属于碱性氧化物，Fe3O4不属于碱性氧化物。氧化铁常用作红色油漆和涂料，赤铁矿(主要成分是Fe2O3)是炼铁原料。工业炼铁的反应原理：Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2。 ③Fe3O4与盐酸反应可分别看作Fe2O3、FeO与盐酸反应，然后两反应式相加 ④FeO、Fe3O4遇氧化性酸(如HNO3)发生氧化还原反应，＋2价的铁均被氧化成＋3价。 ◆考点09 铁的氢氧化物 1．两种氢氧化物比较 化学式 Fe(OH)2 Fe(OH)3 物质类别 二元弱碱 三元弱碱 颜色状态 白色固体 红褐色固体 溶解性 不溶于水 不溶于水 与非氧化性强酸反应 Fe(OH)2＋2H＋=== Fe2＋＋2H2O Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O 与氧化性酸（HNO3）反应 2Fe(OH)2＋8H＋＋NO3－===2Fe3＋＋NO↑＋6H2O Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O 与还原性酸（HI）反应 Fe(OH)2＋2H＋===Fe2＋＋2H2O 2Fe(OH)3＋6H＋＋2I－===2Fe2＋＋I2＋6H2O 稳定性 Fe(OH)2FeO＋H2O(隔绝空气) 2Fe(OH)3 Fe2O3＋3H2O 转化 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3(白色沉淀迅速变成灰绿色，最终变成红褐色) 【温馨提示】 ①Fe(OH)2在空气中加热，在分解同时被O2氧化，化学方程式为：4Fe(OH)2＋O22Fe2O3＋4H2O，所以在空气中加热Fe(OH)2得不到FeO ②Fe(OH)2中的Fe为+2价，处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但以还原性为主，与HNO3、浓硫酸等强氧化性酸发生的氧化还原反应而不是复分解反应 ③Fe(OH)3中的铁为+3价，处于最高价态，只有氧化性，与HNO3、浓硫酸等强氧化性酸时发生的是复分解反应而不能发生氧化还原反应，但与氢碘酸(HI，I－有还原性)反应时则发生氧化还原反应 2．两种氢氧化物的制备 化学式 Fe(OH)2 Fe(OH)3 实验方法 可溶性亚铁盐[FeCl2、FeSO4、Fe(NO3)2]与碱(强碱或弱碱)反应 可溶性铁盐[FeCl3、Fe2(SO4)3、Fe(NO3)3]与碱(强碱或弱碱)反应 实验操作 实验原理 ①Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓(白色)； ②4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3 Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓或Fe3+＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH4+ 实验现象 有白色沉淀生成，在空气中迅速变成灰绿色，最后变成红褐色。 有红褐色沉淀生成。 【温馨提示】 ①Fe2＋极易被氧化，所以FeSO4溶液要现用现配，并放入少量的铁粉以防止Fe2+被氧化成Fe3+ ②为了防止Fe2＋被氧化，配制FeSO4溶液的蒸馏水和NaOH溶液要煮沸，尽可能除去O2 ③为了防止滴加NaOH溶液时带入空气，可将吸有NaOH溶液的长滴管伸入FeSO4溶液的液面下，再挤出NaOH溶液，这样做的目的是防止生成的Fe(OH)2与空气中的氧气接触而被氧化 ④为防止Fe2＋被氧化，还可以向盛有FeSO4溶液的试管中加入少量的煤油、苯或其他密度小于水而不溶于水的有机物，以隔绝空气。 ⑤Fe(OH)2的制备的改进方法：为了防止Fe(OH)2被O2氧化，在制备Fe(OH)2时，一般从两个角度考虑，一是反应试剂，二是反应环境。取用最新配制的FeSO4溶液；NaOH溶液加热煮沸并冷却后使用，以驱除溶液中溶解的O2。 ◆考点10 铁盐(Fe3+)和亚铁盐(Fe2+) 1．铁盐和亚铁盐的组成 亚铁盐 铁盐 组成 含有Fe2＋的盐 含有Fe3＋的盐 常见物质 FeSO4·7H2O、FeCl2等 FeCl3、Fe2(SO4)3等 2．Fe2＋、Fe3+的性质 （1）Fe2＋、Fe3＋的氧化性 ① Fe2＋与Zn反应：Fe2＋＋Zn===Fe＋Zn2＋ ② Fe3＋与Fe、Cu反应的离子方程式分别为： 2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋，2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋ ③ Fe3＋与I－反应的离子方程式：2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2 （2）Fe2＋的还原性 Fe2＋遇Br2、Cl2、H2O2、NO(H＋)等均表现还原性 Fe2＋与Cl2反应的离子方程式：2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－ （2）特性 滴入KSCN溶液的现象 解释（用离子方程式） 结论与应用 FeCl3溶液 溶液变红色 Fe3+＋3SCN－=Fe(SCN)3 检验Fe3+ FeCl2溶液 没有明显现象，再加氯水，溶液变红色。（不能先加氯水） Fe2+＋3SCN－→不反应 2Fe2＋＋Cl2=2Fe2＋＋2Cl－ 检验Fe2+ 【温馨提示】 ①将FeCl3饱和溶液滴入沸水中制备Fe(OH)3胶体：FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl。 ②向含Fe2＋的溶液中加入硝酸、KMnO4溶液、氯水等具有氧化性的物质时，溶液会出现浅绿色→棕黄色的颜色变化，该现象可用于Fe2＋的检验。 ③Fe3＋的检验方法较多，如观察溶液颜色法(棕黄色)、NaOH溶液法(生成红褐色沉淀)、KSCN溶液法(生成红色溶液)，前面两种方法需溶液中Fe3＋浓度较大时才适用，最好也最灵敏的方法是KSCN溶液法。Fe2＋的检验可采用先加入KSCN溶液后再加入氧化剂的方法；也可用铁氰化钾检验Fe2＋，现象是生成蓝色沉淀(Fe3[Fe(CN)6]2)。 ④含Fe2＋、Fe3＋的混合溶液中Fe3＋、Fe2＋的检验：检验Fe2＋和Fe3＋混合溶液时，要分两次分别检验Fe2＋和Fe3＋，检验Fe2＋时要选择酸性高锰酸钾溶液，检验Fe3＋时最好选择KSCN溶液 3．Fe2＋、Fe3+的相互转化实验探究 实验 装置 现象 反应的化学方程式 结论 在 FeCl3溶液中加入铁粉，充分反应 再加入KSCN溶液 加入铁粉，溶液变浅绿色，再加KSCN溶液，没有明显现象。 2Fe3+＋Fe=3Fe2＋ 氧化性： Cl2>Fe3+>Fe2＋ 再加入氯水，振荡 溶液变红色 2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－ 【温馨提示】 ①含有Fe3＋的溶液呈黄色，Fe3＋处于铁的高价态，遇Fe、Cu、HI、H2S等均表现氧化性。Fe3＋与S2－、I－、HS－、SO32－等具有较强还原性的离子不能大量共存；Fe3＋可腐蚀印刷电路板上的铜箔，反应的离子方程式为Cu＋2Fe3＋===Cu2＋＋2Fe2＋。 ②含有Fe2＋的溶液呈 浅绿 色，Fe2＋处于铁的中间价态，既有氧化性，又有还原性，其中以还原性为主，如遇Br2、Cl2、H2O2、NO(H＋)等均表现还原性 ；Fe2＋的酸性溶液与H2O2反应的离子方程式：2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O。 ③“铁三角”的转化关系：铁元素有三种价态：0价、＋2价和＋3价，这三种价态的铁在一定条件下可相互转化，我们称之为“铁三角”。 ◆考点11 铝及其重要化合物 1．铝的化学性质 （1）铝的氧化反应 A1与O2反应，发出耀眼的白光，生成Al2O3：4Al+3O22Al2O3 铝的钝化：铝在冷的浓硝酸和浓硫酸中发生钝化现象。 （2）铝与其他非金属单质反应 （3）铝热反应：2Al+Fe2O3Al2O3 +2Fe；Al+Cr2O32Cr+Al2O3 【温馨提示】 ①铝粉与氧化铁的混合物叫做铝热剂。 ②V2O5、Cr2O3、MnO2能发生与氧化铁相似的铝热反应。 ③工业上常利用铝热反应冶炼某些难熔的金属。 ④铝与热水反应：2Al+6H2O2Al(OH)3+3H2↑ ⑤铝与盐酸、稀硫酸反应2Al+3H2SO4==2Al(SO4)3+3H2↑ ⑥铝与碱反应：2Al+2NaOH+2H2O==2NaAlO2+3H2↑ 2．Al(OH)3的弱酸性和弱碱性 （1）Al(OH)3能跟强酸和强碱溶液反应，具有两性。 Al(OH)3+NaOH==NaAlO2+2H2O Al(OH)3+3HCl==AlCl3+3H2O （2）Al(OH)3溶于强酸强碱，而不溶于弱酸弱碱，所以在反应中可把Al(0H)3认为是一元弱酸或三元弱碱。 【温馨提示】 A12O3也具有两性，既能和强酸、强碱反应，但不能和弱酸、弱碱反应。具体反应如下： Al2O3+2NaOH==2NaAlO2+H2O Al2O3+6HCl==2AlCl3+3H2O ◆考点12 吸热反应和放热反应 1．概念 （1）放热反应：把释放热量的化学反应称为放热反应 （2）吸热反应：把吸收热量的化学反应称为吸热反应 2．常见的放热反应和吸热反应 （1）常见的放热反应 ①所有的燃烧反应，如：木炭、CH4等在空气或氧气中的燃烧，Na、H2在Cl2中燃烧，镁条在CO2中燃烧 ②所有的酸碱中和反应，如：HCl＋NaOH===NaCl＋H2O ③大多数的化合反应，如：CaO＋H2O===Ca(OH)2 H2＋F2===2HF ④活泼金属与水、与酸的反应，如：2Na＋2H2O===2NaOH+H2↑ Mg＋2H+===Mg2++H2↑ ⑤铝热反应，如：2Al＋Fe2O3 2Fe＋Al2O3 ⑥缓慢氧化 （2）常见的吸热反应 ①大多数分解反应，如：NH4ClNH3↑＋HCl↑ CaCO3CaO＋CO2↑ ②以碳、CO、H2为还原剂的氧化还原反应：如：H2＋CuOH2O＋Cu ③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应(固态铵盐与碱的反应) ④C和CO2发生的化合反应及C和H2O(g)的反应 ⑤NaHCO3与盐酸的反应 【温馨提示】①吸热反应和放热反应的“四个不一定”：a．需加热才能发生的反应不一定是吸热反应，如：碳和氧气的反应 b．放热反应在常温下不一定容易发生，如：N2与H2合成NH3 c．高温条件下进行的反应不一定是吸热反应，如：铝热反应 d．吸热反应也不一定需要加热，如：Ba(OH)2·8H2O晶体和NH4Cl晶体的反应 ②吸热反应和放热反应都是化学变化，如：NaOH固体溶于水是放热过程，但不是放热反应；如升华、蒸发等过程是吸热过程，但不是吸热反应 ③反应前需要加热的化学反应，停止加热后若反应还能继续进行，则该反应为放热反应 ④一般情况下，持续加热或持续高温的化学反应，通常为吸热反应 ⑤化学反应的能量变化，除转化为热能外，还转化为机械能、光、声、电等多种能量形式 ⑥物质发生化学反应一定伴随着能量变化，但伴随能量变化的物质变化不一定都是化学变化 如：水蒸气变成液态水的过程放热，但该变化为物理变化 ⑦能量越低越稳定。同一物质能量由高到低：气体(g)>液体(l)>固体(s)；稳定性：气体(g)<液体(l)<固体(s) ⑧任何化学反应在发生物质变化的同时都伴随着能量的变化，通常表现为热量变化，即放出热量或吸收热量 ⑨常见的热效应如浓硫酸溶于水、NaOH溶于水、Ca(OH)2溶于水，虽伴随着能量的放出，但并不是放热反应；铵盐溶于水虽需要吸收能量，也不是吸热反应。 ⑩对于可逆反应，若正反应为放热反应，则逆反应必为吸热反应。 ◆考点12 化学能与热能的转化 1．从化学键的变化理解——主要原因 （1）以H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应的能量变化为例说明： 反应中能量变化 由图可知 1 mol H2分子中的化学键断裂吸收的能量是436 kJ 共吸收679 kJ 1 mol Cl2分子中的化学键断裂吸收的能量是243 kJ 1 mol HCl分子中的化学键形成释放的能量是431 kJ 共放出2×431＝862 kJ 结论 H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)的反应放出的热量为183 kJ （2）化学反应是旧键断裂，新键生成的反应，两者吸收和释放能量的差异表现为反应能量的变化。化学键的断裂与形成是化学反应中能量变化的主要原因 化学反应的过程 规律 新键生成释放的能量大于旧键断裂吸收的能量，则反应放热 新键生成释放的能量小于旧键断裂吸收的能量，则反应吸热 2．从物质储存化学能的角度理解——决定因素 宏观解释 放热反应示意图 吸热反应示意图 化学反应放出热量 化学反应吸收热量 （1）放热反应可以看成是反应物所具有的化学能转化为热能释放出来 （2）吸热反应可以看成是热能转化为化学能被生成物所“储存” （3）各种物质都具有能量，物质的组成、结构与状态不同，所具有的能量也不同 放热反应 吸热反应 反应物总能量大于生成物总能量，反应放热 反应物总能量小于生成物总能量，反应吸热 【温馨提示】 ①破坏反应物中的化学键吸收的能量越小，说明反应物越不稳定，本身的能量越高 ②形成生成物的化学键放出的能量越多，说明生成物越稳定，本身的能量越低 3．放热反应与吸热反应的比较 类型 比较 放热反应 吸热反应 定义 释放热量的化学反应 吸收热量的化学反应 形成原因 反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量 反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量 与化学键 的关系 生成物分子成键时释放的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量 生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量 反应过程图示 【温馨提示】 吸热反应和放热反应的判断方法 ①根据反应物和生成物的总能量的相对大小判断—决定因素：若反应物的总能量大于生成物的总能量，属于放热反应，反之是吸热反应 ②根据化学键断裂或形成时的能量变化判断—主要原因：若断裂反应物中的化学键所吸收的能量小于形成生成物中化学键所放出的能量，属于放热反应，反之是吸热反应 ③根据反应物和生成物的相对稳定性判断：由不稳定的物质(能量高)生成稳定的物质(能量低)的反应为放热反应，反之为吸热反应 ④根据反应条件判断：凡是持续加热才能进行的反应一般就是吸热反应 ◆考点13 化学能与电能的转化 1．工作原理及形成条件 概念 化学能转化为电能的装置 形成条件 两个电极 组 合 ① ② ③ ④ 负 极 较活泼金属 金属 金属 石墨或Pt 正 极 较不活泼金属 金属氧化物 石墨或Pt 石墨或Pt 电解质溶液或熔融液 可能与电极的负极反应，也可能不与电极反应 电极上 有自发的氧化还原反应发生 微粒流向 外电路 电子从负极流向正极 内电路 溶液中阳离子移向正极，阴离子移向负极 2．原电池的正、负极的判断方法 正极 较不活泼金属或非金属 电极材料 较活泼金属 负极 还原反应 电极反应类型 氧化反应 电子流入 电子流向 电子流出 电流流出 电流流向 电流流入 阳离子迁移的电极 离子流向 阴离子迁移的电极 质量增大或不变 电极质量 质量减少或不变 电极有气泡产生 电极现象 电极变细 【温馨提示】 ①构成原电池的两电极材料不一定都是金属，正极材料可以为导电的非金属，例如石墨。两极材料可能参与反应，也可能不参与反应。 ②两个活泼性不同的金属电极用导线连接，共同插入电解质溶液中不一定构成原电池，必须有一个能自发进行的氧化还原反应。 ③在判断原电池正负极时，既要考虑金属活泼性的强弱也要考虑电解质溶液性质。如Mg—Al—HCl溶液构成的原电池中，负极为Mg；但是Mg—Al—NaOH溶液构成的原电池中，负极为Al，正极为Mg。 3．原电池原理的应用 加快化学反应速率 实验室用锌和稀硫酸反应制备氢气时，常用粗锌，产生氢气的速率更快。原因是粗锌中的杂质和锌、稀硫酸构成原电池，电子定向移动，加快了锌与硫酸反应的速率。 比较金属的活泼性 一般情况下，在原电池中，负极金属的活泼性比正极金属的活泼性强。 设计原电池 首先将氧化还原反应分成两个半反应。 根据原电池的反应特点，结合两个半反应找出正、负极材料和电解质溶液。 4． 原电池设计 （1）原电池的分类 名称 干电池 (一次电池) 充电电池 (二次电池) 燃料电池 特点 ①活性物质(发生氧化还原反应的物质)消耗到一定程度后，不能再使用(放电之后不能充电) ②电解质溶液为胶状，不流动 ①放电后可再充电使活性物质获得再生 ②可以多次充电，重复使用 ①电极本身不包含活性物质，只是一个催化转换元件 ②工作时，燃料和氧化剂连续地由外部供给(反应物不是储存在电池内部)，在电极上不断地进行反应，生成物不断地被排出 举例 普通的锌锰电池、碱性锌锰电池、银锌电池等 铅蓄电池、锂电池、镍镉电池等 氢氧燃料电池、CH4燃料电池、CH3OH燃料电池等 （2）设计实例：以Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu为例 步骤 实例 将反应拆分 为电极反应 负极反应 Fe－2e－===Fe2＋ 正极反应 Cu2＋＋2e－===Cu 选择电极 材料 负极：较活泼金属，一般为发生氧化反应的金属 Fe 正极：活泼性弱于负极材料的金属或石墨 Cu或C 选择电解质 一般为与负极反应的电解质 CuSO4溶液 画出装置图 【温馨提示】 ①原电池书写步骤： 第一步：列物质，标得失：按照负极氧化反应，正极还原反应，判断电极反应物、生成物，标出电子得失。 第二步：看环境，配守恒：电极产物在电解质溶液的环境中应能稳定存在，如酸性介质中，OH－不能存在，应生成水；碱性介质中，H＋不能存在，应生成水；电极反应式同样要遵循电荷守恒、原子守恒、得失电子守恒。 第三步：两式加，验总式：正负极反应式相加，与总反应离子方程式验证。 ②原电池书写方法： 负极 ①活泼金属作负极时，电极本身被氧化：a．若生成的阳离子不与电解质溶液反应，其产物可直接写为金属阳离子，如：Zn－2e－＝Zn2＋，Cu－2e－＝Cu2＋。 b．若生成的金属阳离子与电解质溶液反应，其电极反应式为两反应合并后的反应式。 如Mg－Al(KOH)原电池，负极反应式为Al－－3e－＋4OH－＝AlO＋2H2O； 铅蓄电池负极反应式：Pb－2e－＋SO＝PbSO4。 ②负极本身不反应时，常见书写方法为： 氢氧(酸性)燃料电池，负极反应式为H2－2e－＝2H＋。 氢氧(碱性)燃料电池，负极反应式为H2－2e－＋2OH－＝2H2O。 正极 ①首先根据化合价变化或氧化性强弱判断得电子的微粒 ②其次确定该微粒得电子后变成哪种形式。 如氢氧(酸性)燃料电池，正极反应式为O2＋4H＋＋4e－＝2H2O； 氢氧(碱性)燃料电池，正极反应式为O2＋2H2O＋4e－＝4OH－； 铅蓄电池正极反应式：PbO2＋2e－＋4H＋＋SO＝PbSO4＋2H2O ③原电池书写技巧：若某电极反应式较难写出时，可先写出较易写的电极反应式，然后根据得失电子守恒，用总反应式减去较易写的电极反应式，即可得出较难写的电极反应式。 1．下列关于金属的叙述正确的是（ ） A．金属都是银白色的固体，都具有较高的硬度和密度 B．金属在化合物中一定显正化合价 C．金属单质都可以和酸发生置换反应产生氢气 D．金属元素的单质在常温下均为固体 2．下列关于金属的通性说明不正确的是（ ） A．元素周期表中，金属元素的种类比非金属多 B．在自然界中没有游离态的钠 C．金属单质在化学反应中既可作氧化剂又可作还原剂 D．银的导电性和导热性都比铝强 3．下列说法正确的是（ ） A．我国古代最早使用的合金是钢 B．Al(OH)3热稳定性好，可以用于灭火 C．我国已实施在酱油中加入铁强化剂，以减少缺铁性贫血问题的发生 D．取铁粉与水蒸气反应后的固体粉末，若能被磁铁吸引，则证明固体粉末为Fe3O4 4．下面关于金属钠的描述不正确的是（ ） A．钠的化学性质很活泼，在自然界里不能以游离态存在 B．钠投入MgCl2溶液中，溶液中有白色沉淀生成 C．钠与H2O、酸反应的实质均是Na与H＋反应 D．钠投入FeCl2溶液中能把Fe置换出来 5．如图为含钠物质常见的转化关系，下列说法正确的是（ ） A．反应④中，Na2O2既作氧化剂，又作还原剂 B．生成1mol的氧化产物，反应①、②转移电子数不同 C．向饱和NaCl溶液中依次通入CO2和NH3，有NaHCO3晶体析出 D．可用澄清石灰水来鉴别Na2CO3溶液和NaHCO3溶液 6．下列除杂的方法(括号里为少量杂质)中，所用试剂或操作不正确的是（ ） A．NaHCO3溶液(Na2CO3)：通入过量的CO2 B．Cl2(HCl)：将气体通过盛有饱和食盐水的洗气瓶 C．Fe(Al)：加入稀盐酸再过滤 D．Na2CO3固体(NaHCO3)：加热 7．下列关于铝及其化合物的说法不正确的是（ ） A．Al既可用于食品包装，也可用作建筑材料 B．Al2O3既可用来冶炼金属Al，也可用作耐火材料 C．明矾【KAl(SO4)2·12H2O】有强氧化性，可用作消毒剂 D．Al(OH)3既可用作治疗胃酸过多的药物，也可用来制备一些铝盐 8．我国著名化工实业家侯德榜提出了“联合制碱法”，该生产工艺流程如图所示。下列说法不正确的是（ ） A．沉淀池发生反应：CO2+NH3+H2O+NaCl==NaHCO3↓+NH4Cl B．向饱和食盐水先通CO2，再通NH3，更有利于NaHCO3析出 C．该过程充分利用了合成氨提供的NH3和CO2 D．吸收NH3可使母液中的HCO转化为CO，以提高NH4Cl纯度 9．某实验小组想利用如图装置在实验室制备二氧化碳并验证过氧化钠可作呼吸面具中的供氧剂。下列有关说法不正确的是（ ） A．装置Ⅰ中盛放饱和碳酸钠溶液 B．装置的连接顺序为eabcdghf C．装置Ⅲ中固体是大理石(或石灰石) D．装置Ⅳ中收集的气体可使带火星的木条复燃 10．铁元素是人体重要的微量元素，参与人体血红蛋白的形成，Fe2+易被人体吸收，下列有关铁及其化合物的说法中正确的是（ ) A．缺铁性贫血症可以服用维生素C将难吸收的Fe3+还原为Fe2+，促进铁元素的吸收 B．高温下红热的铁与水蒸气反应，可得到红色的氯化铁 C．将过氧化钠投入氯化亚铁溶液中，最终生成白色沉淀 D．FeO不稳定，在空气中加热迅速被氧化Fe2O3 11．将一浅绿色溶液，置于空气中，变黄色。将此黄色溶液逐滴滴入沸水中，形成一种红褐色胶体，下列说法中错误的是（ ） A．该浅绿色溶液中含有Fe2+，在空气中被氧化为Fe3+ B．欲检验该黄色溶液中是否含有未被氧化的Fe2+，向其中滴加KSCN溶液 C．配制该浅绿色溶液，要向其中加少量酸与铁粉，目的是为了防止Fe2+的水解与氧化 D．欲检验浅绿色溶液中是否含有Fe3+，滴入KSCN溶液，看是否变红色 12．实验室探究SO2和Fe(NO3)3溶液反应的原理，装置如图，实验中Y装置产生白色沉淀。下列说法错误的是（ ） A．滴加浓硫酸之前应进行的操作是打开弹簧夹，通入N2一段时间 B．Y中产生的白色沉淀是BaSO4 C．在X装置中浓硫酸体现氧化性和酸性 D．若将换Fe(NO3)3成氨水，Y中能产生白色沉淀 13．化学是一门以实验为基础的学科，某同学为探究FeCl3溶液的性质进行如下实验，操作如图所示，根据实验现象下列分析正确的是（ ） A．①~④的变化中，有2处涉及氧化还原反应 B．③中反应的离子方程式： 2Fe3++3CO+3H2O== 2Fe(OH)3(胶体)+3CO2↑ C．若将FeCl3溶液滴加到Na2S溶液中，产生的现象与图中①、②现象相同 D．若用Na2SO3代替Na2S进行实验溶液不可能变成淡绿色 14．利用固体表面催化工艺进行NO分解的过程如图所示。 下列说法不正确的是（ ） A．NO属于共价化合物 B．过程②吸收能量，过程③放出能量 C．反应过程中有极性键断裂，有非极性键形成 D．标准状况下，NO分解生成22.4LN2时转移电子数约为2×6.02×1023 15．已知某化学反应A2(g)+2B2(g)==2AB2(g)，反应过程中的能量变化如图所示，下列说法正确的是（ ） A．该反应的进行一定需要加热或点燃 B．生成2molAB2(g)，放出热量(E1-E2)kJ C．1molA2(g)和2molB2(g)的总能量高于2molAB2(g)的能量 D．该反应断开化学键吸收的总能量大于形成化学键放出的总能量 16．为有效降低含氮化物的排放量，又能充分利用化学能，合作小组设计如图所示电池，将含氮化合物转化为无毒气体。下列说法正确的是（ ） A．该电池的负极反应为：2NO2+8e-+4H2O==8OH-+N2 B．电池工作一段时间后，左侧电极室溶液的碱性增强 C．同温同压时，正负两极室中产生的气体体积比为3∶4 D．若离子交换膜为阴离子交换膜(只允许阴离子通过)，电池工作时OH-从左侧电极室通过交换膜移向右侧 17．钠及其化合物在生产生活中具有广泛的作用。 Ⅰ．化工专家侯德榜发明的侯氏制碱法，其工艺流程图如下： 已知：氯化铵在加热条件下生成氨气和氯化氢。 （1）由工艺流程图可知可以循环使用的物质有______________ (填化学式)。 （2）写出碳酸化过程中发生反应的化学方程式：___________________________。 （3）欲除去制得的碳酸钠中的碳酸氢钠可用加热的方法，用化学方程式表示其原理________________。 （4）若在(3)中加热的时间较短，NaHCO3分解不完全。取加热了一段时间的固体样品若干克，完全溶于水制成溶液，然后向此溶液中缓慢地滴加稀盐酸，并不断搅拌。随着盐酸的加入，溶液中某离子的物质的量的变化如下图所示，则M点的溶质成分是_____________________。 Ⅱ．高铁酸钠是一种新型绿色消毒剂，主要用于饮用水处理。如图所示物质转化关系为高铁酸钠的一种制备方法及有关性质实验(部分反应产物已略去)。已知A、F为非金属单质气体，B为常见金属单质，E为生活中最常见的调味品，F在标准状况下密度为。 请回答下列问题： （5）反应①~⑤中，属于氧化还原反应的有_____________个。 （6）写出反应⑤的化学方程式，并用单线桥标明电子转移的方向和数目：_________________。 18．钠、铁及它们的化合物在生产、生活中有着重要的用途。 （1）某汽车安全气囊的产气药剂主要含有NaN3、Fe2O3、KClO4、NaHCO3等物质。当汽车发生碰撞时，NaN3迅速分解产生N2和Na，同时放出大量的热，使气囊迅速膨胀，从而起到保护作用。 ①KClO4是助氧化剂，可处理产生的Na，其中氯元素的化合价是_____________________。 ②Fe2O3是主氧化剂，也可处理产生的Na，反应为 6Na+Fe2O3 3Na2O+2Fe，反应中Na2O是_______(填“还原产物”或“氧化产物”)。 （2）铁及其重要化合物之间的部分转化关系如图所示。 ①下列金属矿物中用于冶炼金属铁的是______________(填序号)； a．金红石(TiO2)     b．赤铁矿(Fe2O3)      c．辉铜矿(Cu2S) ②实现Fe转化为Fe2+可选用足量的______________(填序号)； a．稀盐酸     b．氢氧化钠溶液     c．稀硝酸 ③在点燃的条件下，Fe与足量Cl2剧烈反应后，将产物溶于水，再滴加KSCN溶液，则溶液变为血红色，证明产物为FeCl3，写出氯气和铁反应的化学方程式为_________________________。 ④在FeSO4中滴加NaOH溶液最终生成Fe(OH)3浊液，该过程的现象为______________，此过程中发生的氧化还原反应为(用化学方程式表达)______________________。 19．某化学兴趣小组对SO2与Na2O2的产物进行了探究。 同学们经过讨论，提出了如下猜想： 猜想1：产物为Na2SO3和O2 猜想2：产物为Na2SO4 甲同学设计如图所示实验装置(夹持装置已省略)制备SO2并进行实验探究，请回答下列问题： （1）仪器a的名称为____________，打开分液漏斗活塞，装置甲中发生反应的离子方程式为_____________。 （2）①甲同学用带火星的木条检验出丁中收集的气体为氧气，该同学认为猜想1正确，乙同学分析装置后推翻了甲同学的结论，乙同学的理由可能是______________乙同学对实验装置进行了改进，在装置甲和装置乙之间添加了装置戊，装置戊可能是_____________(填标号)。 ②改进实验装置后，丙同学在乙处硬质玻璃管内淡黄色固体全部变成白色后，取适量反应后的白色固体a于试管ⅰ中，加入适量的稀硫酸，有气泡产生，将产生的气体通入适量酸性高锰酸钾溶液b中，溶液b褪色，说明固体a中含有____________(填化学式)，溶液b褪色的离子方程式为_____________；另取适量固体a于试管ⅱ中，加入足量的稀盐酸酸化，充分反应后，加入适量的BaCl2溶液，观察到有白色沉淀产生，该白色沉淀为_______________(填化学式)。 实验结论：SO2与Na2O2在常温时就能发生化学反应，生成___________________(填化学式)和O2。 20. 化学电池在通信、交通及日常生活中有着广泛的应用。 （1）下列装置中能够组成原电池的是______________________(填序号)。 （2）现有如下两个反应：A、NaOH+HCl==NaCl+H2O；B、Cu+2Ag+==Cu2++2Ag。 ①根据两反应本质，判断能否设计成原电池_____________。 ②如果不能，说明其原因_________________________。 ③如果可以，请在下面方框内画出原电池装置图，注明电极材料和电解质溶液等______________。 （3）如图是某锌锰干电池的基本构造图。 ①该碱性锌锰干电池的总反应式为 2MnO2+Zn+2H2O==2MnO(OH)+Zn(OH)2，该电池工作时负极的电极反应式是________________。 ②关于该电池的使用和性能，下列说法正确的是____________________。(填字母，下同) A．该电池属于蓄电池 B．电池工作时OH-向负极移动 C．该电池的电解质溶液是H2SO4溶液 D．该电池用完后可随意丢弃，不需要回收处理 （4）另一种常用的电池——锂电池由于比容量(单位质量电极材料所能转换的电量)特别大而广泛用于心脏起搏器，它的负极材料用金属锂制成，电解质溶液需用非水溶液配制，请用化学方程式表示不能用水溶液的原因：_________________________。 1 / 21有 学科网（北京）股份有限公司 $$