第5章 金属及其化合物（知识清单）化学沪科版必修第二册

该高中化学单元知识清单系统梳理了“金属及其化合物”章节内容，涵盖金属性质、重要金属化合物及化学变化中的能量变化三大知识范畴，搭建了从金属物理化学性质到化合物转化再到能量变化应用的递进式学习架构。 清单通过分类对比表、易错点标注及实验探究指导呈现知识体系，如“Na₂CO₃与NaHCO₃性质比较表”培养科学思维，“Fe(OH)₂制备实验步骤”强化科学探究与实践。特别标注“铝的两性”“铁三角转化”等重难点，设计“焰色反应操作口诀”，帮助学生构建化学观念，教师可据此设计分层教学，提升课堂效率。

第5章 金属及其化合物 5.1 金属的性质 一、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 。 二、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。 三、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 四、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 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。 5.2 重要的金属化合物 一、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 2 Na2O2＋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～ 2 e－，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) 二、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。 6．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 。 三、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 四、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。 五、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 ① Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓(白色) ； ② 4Fe(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。 六、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”。 七、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 5.3 化学变化中的能量变化 一、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 ③ Ba(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。 二、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 三、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。 易错点01：认为金属单质在常温下都“稳定”或都“活泼”，忽略其活动性顺序。 金属的化学活泼性（还原性）差异很大。① 极活泼金属常温下能与氧气、水剧烈反应。② 活泼金属在空气中能生成致密的氧化膜而“钝化”，阻止内部金属继续被氧化，并非不反应。③ 不活泼金属常温下非常稳定。不能凭感觉一概而论。 易错点02：误认为“铁与氯气反应生成氯化亚铁（FeCl2）”。 氯气是强氧化剂。铁与氯气反应，无论铁是否过量，产物都是氯化铁，因为氯气能将铁氧化到最高价态（+3价）。只有与氧化性较弱的物质反应，铁才被氧化为+2价。氧化产物的价态，与氧化剂的氧化性强弱直接相关。 易错点03：认为“氧化铝（Al2O3）和氢氧化铝Al(OH)3只能与酸反应”，忽略了它们的两性。 Al2O3和Al(OH)3是典型的两性物质。它们既能与强酸反应生成铝盐和水，也能与强碱反应生成偏铝酸盐和水。这是铝及其化合物的核心特性，必须从“酸性氧化物/酸”和“碱性氧化物/碱”两个角度理解。化学方程式必须掌握。 易错点04：认为“钠长期暴露在空气中的最终产物是氧化钠（Na2O）”。 钠在空气中的变化是一系列连续反应，最终产物是稳定的碳酸钠。变化过程为：银白色金属钠 → 迅速被氧化为氧化钠→ 氧化钠与水蒸气化合生成氢氧化钠 → 氢氧化钠潮解成为溶液 → 吸收CO2生成碳酸钠晶体→ 风化得到白色粉末碳酸钠。 易错点05：混淆“碳酸钠”与“碳酸氢钠”的化学性质。 两者都与酸反应，但速率和现象不同。最关键的区别在于热稳定性：① Na2CO3受热不分解。② NaHCO3受热易分解生成Na2CO3、CO2和H2O。这是除杂和鉴别的重要依据。另外，Na2CO3溶液碱性强于NaHCO3。 易错点06：认为“铁在氧气中燃烧的产物是氧化铁”。 铁在氧气中剧烈燃烧，火星四射，生成的是四氧化三铁，它是一种具有磁性的黑色晶体。Fe2O3是红棕色粉末，是铁在空气中缓慢氧化的主要产物（铁锈的主要成分）。反应条件不同，产物可能不同。 易错点07：混淆“铁的氧化物”与“铁的氢氧化物”的颜色、溶解性及转化。 ① 氧化物：FeO（黑色）、Fe2O3（红棕色）、Fe3O4（黑色，有磁性）。它们均不溶于水，能与酸反应。② 氢氧化物：Fe(OH)2（白色沉淀，在空气中迅速被氧化，颜色变化为：白色→灰绿色→红褐色，最终变成Fe(OH)3）；Fe(OH)3（红褐色沉淀）。制备Fe(OH)2时必须隔绝空气。 易错点08：认为“焰色反应是物质燃烧发出的颜色”，或认为它是化学变化。 焰色反应是物理变化。它是金属元素在火焰上灼烧时，电子获得能量从基态跃迁到激发态，再从激发态回到基态时，以光的形式释放出特定波长的能量。这是元素的性质，与元素以何种形态存在无关。Na呈黄色，K透过蓝色钴玻璃看呈紫色。这是鉴定金属元素的重要方法。 易错点09：混淆“钝化”与“不反应”。 常温下，浓硝酸或浓硫酸能使铁、铝等金属表面迅速生成一层致密的氧化物薄膜，这层膜阻止了内部金属与酸的进一步接触和反应，这种现象称为“钝化”。钝化是发生了化学反应，但产物形成了保护层，使反应被迫停止。这与金、铂等本身就不与浓硝酸不反应有本质区别。 易错点10：认为“任何放热或吸热的现象都对应化学变化”。 化学变化常伴随能量变化，但有能量变化的过程不一定是化学变化。如金属的导电、传热是物理变化，但利用了金属的物理性质。本章中，钠与水的反应是放热的化学变化，而氢氧化钡与氯化铵的反应是吸热的化学变化。判断依据是有无新物质生成，能量变化是伴随现象。 方法01 判断常见金属单质的化学活泼性及与酸、水的反应 【解题通法】依据金属活动性顺序表。①位于H之前的金属，能与非氧化性酸反应置换出H2。②位置越靠前，金属单质还原性越强。③K、Ca、Na等极活泼金属常温下能与水剧烈反应，生成碱和H2；Mg、Al与沸水或热水反应；Fe、Cu等与水不反应。反应剧烈程度反映了金属活泼性。 【典型例题】根据下列实验操作及现象，能达到相应实验目的的是 选项 实验目的 实验操作 现象 A 验证金属活泼性： 向盛有浓硝酸的两支试管中分别加入除去氧化膜的相同大小形状的镁条和铝条 加入镁条的试管中迅速产生红棕色气体，加入铝条的试管中无明显现象 B 验证氧化性：、 向含相同物质的量浓度的混合溶液中依次加入少量氯水和，振荡，静置 溶液分层，下层呈紫红色 C 探究不同价态硫元素的转化 向和的混合溶液中加入浓硫酸 溶液变浑浊，证明和发生了氧化还原反应 D 检验CO还原的生成物中是否含有 取反应后的固体溶于稀盐酸，滴加NaOH溶液 若有红褐色沉淀生成，则还原产物中含有 A．A B．B C．C D．D 【答案】B 【详解】A．浓硝酸具有强氧化性，常温下会使Al表面钝化形成氧化膜，阻止反应，而Mg在浓硝酸中剧烈反应，无法据此比较金属活动性，A错误； B．CCl4层显紫红色，说明Cl2氧化生成，则氧化性：，Cl2优先氧化生成，说明还原性：，则氧化性：， B正确； C．浓硫酸能氧化Na2S生成S单质，干扰Na2SO3氧化Na2S，根据实验现象不能说明和发生了氧化还原反应，C错误； D．和中均含有三价铁，若有剩余，则也有红褐色沉淀生成，无法区分Fe3O4与Fe2O3，D错误； 故答案选：B。 方法02 判断铝及其化合物的两性反应 【解题通法】Al2O3和Al(OH)3是典型的两性物质，既能与强酸反应，也能与强碱反应。①与强酸生成铝盐（Al3+）和水。②与强碱反应生成偏铝酸盐（四羟基合铝酸钠，[Al(OH)4]—）和水。书写离子方程式时，必须明确铝元素在酸、碱性环境中的不同存在形态。 【典型例题】AlCl3溶液与NaHCO3溶液混合后，盐的水解相互促进，可制得无定型Al(OH)3；只有在铝酸盐{如}溶液中通入过量或少量CO2，才能得到真正的氢氧化铝白色沉淀，即正氢氧化铝。已知：Al(OH)3是典型的两性化合物，其酸式电离方程式为，25℃时，。 下列说法错误的是 A．酸性：H2CO3＞Al(OH)3 B．溶液中： C．Al(OH)3溶液中： D．25℃时，水解能力强于Al(OH)3酸式电离能力 【答案】B 【详解】过量CO2通入溶液中发生的反应为，酸性较强的酸制备酸性较弱的酸，酸性：，A项正确； B．会水解，水解方程式为，溶液中：，B项错误； C．Al(OH)3溶液中存在：、，因此，C项正确； D．25℃时，水解常数为，D项正确。 故答案选B。 方法03 鉴别与分离碳酸钠与碳酸氢钠 【解题通法】利用二者性质的差异。①鉴别：首选热稳定性，加热产生使石灰水变浑浊气体的是NaHCO3；或滴加相同浓度盐酸，反应更剧烈的是NaHCO3。②除杂：Na2CO3固体中含NaHCO3杂质，用加热法；NaHCO3溶液中含Na2CO3杂质，通入足量CO2气体。 【典型例题】实验室模拟侯氏制碱过程中，下列图示装置和原理能达到实验目的的是    A．制取氨气 B．制取碳酸氢钠       C．制取碳酸钠 D．分离出碳酸氢钠 A．A B．B C．C D．D 【答案】D 【详解】A．氯化铵固体受热分解生成氨气和氯化氢气体，氨气和氯化氢气体在试管口遇冷化合生成氯化铵固体，不能制取氨气。实验室应加热氯化铵和熟石灰的混合物来制取氨气，A错误； B．通入气体时，应该从长导管进入，B错误； C．灼烧碳酸氢钠不能在蒸发皿中进行，应在铁坩埚中进行，C错误； D．将碳酸氢钠晶体和母液分离开来，使用过滤的方法，D正确； 故选D。 方法04 制备氢氧化亚铁并解释其氧化过程 【解题通法】制备纯净Fe(OH)2的关键在于隔绝氧气。常用方法：①将NaOH溶液用长滴管插入新制FeSO4溶液液面下再滴加。②在FeSO4溶液液面上覆盖植物油或苯。③使用煮沸的蒸馏水配制溶液。现象为白色沉淀→迅速变为灰绿色→最终变为红褐色Fe(OH)3。 【典型例题】实验室可以用如图所示装置制备氢氧化亚铁，下列说法正确的是 A．实验前稀硫酸和氢氧化钠溶液均不需要做任何处理 B．实验开始阶段，应打开弹簧夹C和关闭弹簧夹D C．一段时间后，关闭弹簧夹C和D，在B中生成白色絮状沉淀 D．实验结束后关闭弹簧夹D，可以长时间保存氢氧化亚铁 【答案】D 【详解】A．制备氢氧化亚铁需排除装置内氧气，稀硫酸和氢氧化钠溶液中溶解的氧气会氧化Fe(OH)2，实验前需加热煮沸溶液去除溶解氧，A错误； B．实验开始阶段需排尽装置内空气，应打开弹簧夹C（排气口）和D（平衡气压，排B中空气），若关闭D则无法排尽B中氧气，B错误； C．一段时间后，关闭弹簧夹C，但不能关闭弹簧夹D，可利用生成的氢气在装置A中压强增大，把硫酸亚铁溶液压入装置B的氢氧化钠溶液中，反应生成氢氧化亚铁白色沉淀，C错误； D．本实验利用反应生成氢气排净装置中的空气，使装置处于还原氛围，故实验结束后关闭弹簧夹D，可以长时间保存氢氧化亚铁，D正确； 故选D。 方法05 根据氧化剂强弱判断铁及其化合物的价态与产物 【解题通法】铁元素化合价（+2、+3）的转化是核心。①Fe遇强氧化剂生成Fe3+；遇弱氧化剂生成Fe2+。②Fe2+遇较强氧化剂可被氧化为Fe3+。③Fe3+遇还原剂可被还原为Fe2+。氧化剂/还原剂的相对强弱决定了最终价态。 【典型例题】探究铁盐及亚铁盐的性质，下列实验方案设计、现象和结论均正确的是 选项 实验方案 现象 结论 A 向FeCl3溶液中滴加Na2CO3溶液 生成红褐色沉淀和无色气体 与发生相互促进的水解反应 B 向Fe2(SO4)3溶液中加入过量维生素C，再滴加酸性KMnO4溶液 溶液紫色褪去 维生素C可将还原为 C 将食品脱氧剂样品中的还原铁粉溶于盐酸，滴加KSCN溶液 溶液呈浅绿色 食品脱氧剂样品中没有+3价Fe D 向沸水中逐滴加5~6滴饱和FeCl3溶液，持续煮沸 溶液变成红褐色 水解生成Fe(OH)3胶体 A．A B．B C．C D．D 【答案】A 【详解】A．结合水中生成Fe(OH)3红褐色沉淀，结合水中生成CO2，与发生相互促进的水解反应，A正确； B．维生素C过量，酸性KMnO4溶液可氧化过量的维生素C而褪色，B错误； C．食品脱氧剂样品中的还原铁粉可与反应生成，故滴加KSCN后溶液不显红色不能说明食品脱氧剂样品中没有，C错误； D．向沸水中逐滴加5~6滴饱和FeCl3溶液，持续煮沸，生成的Fe(OH)3胶体会发生聚沉，D错误； 故答案为：A。 方法06 判断反应是吸热反应还是放热反应 【解题通法】根据反应类型及实验现象判断。①常见放热反应：大多数化合反应、活泼金属与酸或水的置换反应、酸碱中和反应、燃烧反应。②常见吸热反应：大多数分解反应、Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl固体的反应、C与CO2或H2O(g)在高温下的反应。反应热（ΔH）是判断的最终依据，ΔH < 0为放热，ΔH > 0为吸热。 【典型例题】已知甲酸发生分解反应可能有以下两种途径：①；②。一定温度下，使用某催化剂催化甲酸分解，反应历程如图。下列有关说法正确的是 A．该温度下反应①的选择性优于反应② B．反应①和反应②均为分解反应、吸热反应 C．对比反应①和反应②的历程，可知极性大的共价键更容易断裂 D．升高温度可提高CO 纯度，故温度越高，CO 生成效率越高 【答案】A 【详解】A．从反应历程可知，反应①的活化能小于反应②的活化能，反应①速率大于反应②，则说明在该温度下催化剂对反应①的选择性优于反应②，A正确； B．反应①和反应②均为分解反应，但反应①为吸热反应，反应②为放热反应，B错误； C．反应①由断裂键需要吸收的能量远小于反应②由断裂键需要吸收的能量，说明键更容易断裂，而键（C的电负性小于O）的极性小于键的极性，由此可知，反应历程中极性小的共价键更容易断裂，C错误； D．升高温度反应①为吸热反应，平衡正移，CO的生成量增大，反应②为放热反应，平衡逆移，可促进反应①平衡正移，故在一定温度范围内升高温度CO的生成量增大，纯度提高，但温度过高，催化剂活性降低，可能使反应①的选择性降低，则CO 生成效率降低，D错误； 故选A。 方法07 分析金属钝化的条件、本质与后续影响 【解题通法】“钝化”是Fe、Al等金属在特定条件下的特殊行为。①条件：常温下，遇浓HNO3或浓H2SO4。②本质：发生快速氧化反应，生成一层致密氧化物薄膜，阻止内部金属继续反应。③影响：钝化后的金属失去与稀酸、盐溶液等进一步反应的活性，并非金属本身不活泼，也不同于Au、Pt的稳定。加热会破坏钝化膜。 【典型例题】铁与不同浓度硝酸反应时各种还原产物的相对含量与硝酸溶液浓度的关系如图所示，下列说法错误的是 A．硝酸的浓度越小，其还原产物氮的价态越低的成分越多 B．硝酸与铁反应往往同时生成多种还原产物 C．当硝酸浓度为9.75mol·L-1时，氧化剂与还原剂的物质的量之比可为15∶13 D．铁能与大于12.2 mol·L-1HNO3溶液反应说明不存在“钝化”现象 【答案】D 【详解】A．由图可知，硝酸的浓度越小，氨气含量越高，这说明其还原产物氮的价态越低的成分越多，故A正确； B．根据以上分析可知硝酸与铁反应往往同时生成多种还原产物，故B正确； C．当硝酸浓度为9.75mol·L-1时，还原产物有NO、NO2和N2O，物质的量之比为其体积比=10∶6∶2=5∶3∶1，假设NO是5mol、NO2是3mol、N2O是1mol，则反应中转移电子的物质的量是26mol，假设氧化产物是铁离子，则根据电子得失守恒可知还原剂的物质的量是，所以根据原子守恒可知氧化剂与还原剂的物质的量之比可为10∶＝15∶13，故C正确； D．常温时，铁遇浓硝酸要发生钝化，铁能与大于12.2 mol·L-1HNO3溶液反应，不能说明不存在“钝化”现象，故D错误； 故选D。 方法08 根据焰色反应的现象鉴定金属元素 【解题通法】焰色反应用于鉴定金属元素。操作要点：①洗：用稀盐酸清洗铂丝或铁丝。②烧：在酒精灯外焰上灼烧至无色。③蘸：蘸取待测溶液或固体。④烧：再次在火焰中灼烧，观察焰色。⑤关键颜色：Na（黄色）、K（透过蓝色钴玻璃看呈紫色）。观察K+焰色必须透过蓝色钴玻璃以滤去Na+的黄色干扰。 【典型例题】下列实验目的对应的实验方案设计现象和结论都正确的是 选项 实验目的 实验方案设计 现象和结论 A 证明某盐溶液中含有 向试样中加入盐酸酸化的溶液 产生白色沉淀，证明试样中含有 B 探究与HClO酸性的相对强弱 用pH计测量、HClO溶液的pH，比较溶液pH大小 HClO溶液的pH比溶液大，则酸性比HClO强 C 证明某盐溶液中含有 用玻璃棒蘸取待测液，放在酒精灯外焰处灼烧 观察到焰色呈黄色，证明试样中含有 D 验证某固体是还是 室温下，取少量固体于试管中，插入温度计，加入几滴水 温度降低，该固体是 A．A B．B C．C D．D 【答案】D 【详解】A．盐酸酸化的引入，若原溶液含也会生成AgCl沉淀，无法确定，A错误； B．未说明CH3COOH和HClO浓度是否相同，无法通过pH直接比较酸性强弱，B错误； C．玻璃棒含Na+，焰色反应会干扰，应使用洁净铂丝或铁丝，C错误； D．Na2CO3溶于水放热，NaHCO3溶解吸热，温度降低说明是NaHCO3，D正确； 故选D。 方法09 分析简单的原电池工作原理与构成条件 【解题通法】原电池是将化学能转化为电能的装置。解题需把握：①构成条件：两个活泼性不同的电极、电解质溶液、形成闭合回路、自发进行的氧化还原反应。②工作原理：较活泼金属作负极，失电子发生氧化反应；较不活泼金属/导体作正极，溶液中氧化性粒子得电子发生还原反应。电子由负极经导线流向正极。 【典型例题】通过原电池实验比较的氧化性，装置如图。下列说法错误的是 A．图中盐桥中的电解质可用 B．闭合K，电流计指针偏转，“石墨2”作负极 C．指针归零后，向右侧烧杯中滴加溶液或向左侧烧杯中滴加溶液，指针均有偏转，说明(或)浓度越大，溶液的氧化性(或还原性)越强 D．已知AgI的，当等体积等浓度的和KI溶液混合后，溶液中和很小，氧化性和的还原性很弱，二者直接接触，不发生氧化还原反应 【答案】B 【详解】A．盐桥中电解质需不与两侧溶液反应，KNO3的K+和均不与KI中的I⁻或AgNO3中的Ag+反应，可作盐桥电解质，A正确； B．闭合K后，Ag+氧化性强于I2，在石墨2（右侧，AgNO3溶液）发生还原反应：Ag+ + e- = Ag，为正极；石墨1（左侧，KI溶液）中I-发生氧化反应：2I⁻ - 2e⁻ = I2，为负极，故石墨2作正极，B错误； C．指针归零达平衡后，右侧滴加AgNO3（增大Ag⁺浓度）使正极电势升高，左侧滴加KI（增大I⁻浓度）使负极电势降低，均导致电势差重新产生，指针偏转，说明浓度影响氧化性/还原性，C正确； D．等体积等浓度AgNO3和KI混合生成AgI沉淀，c(Ag⁺)=c(I⁻)==1×10-8mol/L，浓度极低导致Ag+氧化性和I-还原性极弱，无法发生氧化还原反应，D正确； 故选B。 方法10 分析影响化学反应速率的因素及其在金属腐蚀中的应用 【解题通法】金属腐蚀的本质是金属失去电子被氧化的过程，受反应速率因素影响。①内因：金属活泼性。②外因：温度、反应物浓度、催化剂。对于电化学腐蚀：形成原电池会显著加快金属腐蚀速率，因为形成了电子定向移动的通道。保护金属时，常通过隔绝空气、覆盖涂层或牺牲阳极来减缓速率。 【典型例题】金属的电化学腐蚀是金属腐蚀中最普遍且危害最严重的类型，会导致材料的损坏和寿命的缩短。下图是探究铁钉在不同溶液环境下(强酸性、弱酸性、中性)发生腐蚀的差异。观察和分析压强的变化，下列说法错误的是 A．图1中压强增大的主要原因是铁钉与盐酸反应放热，空气受热膨胀所致 B．图2压强变化速率比图3慢的原因可能是因为时析氢腐蚀与吸氧腐蚀的竞争所致 C．图3中铁钉在饱和NaCl溶液中负极反应：，正极反应： D．为防止金属发生电化学腐蚀，可采用外加电流阴极保护法 【答案】A 【详解】A．图1中pH=2，酸性较强，此时铁钉主要发生析氢反应生成大量使锥形瓶内压强增大，不是空气受热膨胀所致，A错误； B．图2中pH=4，酸性较弱，铁钉可能同时发生析氢腐蚀和吸氧腐蚀，导致消耗的氧气与析出的氢气体积大致相当而导致锥形瓶内压强变化不大，B正确； C．图3为饱和NaCl溶液，溶液为中性，此时发生的是吸氧腐蚀，氧气被消耗导致锥形瓶内压强减小，则负极反应式为：，正极反应式为：，C正确； D．要防止金属发生电化学腐蚀的方法有牺牲阳极法和外加电流的阴极保护法，D正确； 故答案为：A。 4 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 第5章 金属及其化合物 5.1 金属的性质 一、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 族和 族，全为金属元素的族是第 族，全部 族（ⅠB~ⅦB）和 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 存在之外，其他金属元素大多以 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 。 （2）除金、铜、铋等少数金属具有特殊的颜色外，大多数金属呈 。但当金属处于粉末状态时，常显 的颜色。 （3）金属都是不透明的，金属表面一般都有 ，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 。 （5）金属具有 。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 。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 。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 和 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 ，铜呈紫红色、金呈黄色； （2）状态：常温下大多为 ，汞为液体； （3）密度差别 ：金为19.3g/cm3，铝为2.7 g/cm3； （4）导电性差异 ：银为100，铅仅为7.9； （5）熔点差别 ：钨为3410℃，锡仅为232℃； （6）硬度差别 ：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 以上的金属（或金属和非金属）熔合而成的具有 的物质。合金是 ，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 。因含碳量不同合金的性能不同，含碳量越大，硬度 ；含碳量越低，韧性 。 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 ，合金的熔点比组成它们的纯金属的 。 （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 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 碰撞，从而引起两者能量的 。当金属某一部分受热时，在那个区域里的自由电子能量 ，运动速度 ，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 ，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 、 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 (如下图)，由于金属离子与自由电子之间的相互作用 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 ，但不会导致 。 二、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 ，一般少于 。 （2）大多数金属元素原子的最外层电子数 ，原子半径 ，在化学反应中容易 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 电子，在反应时很容易 该电子，因此，它们都是非常 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 电子，金属越 ，失去电子能力 ； （2）金属单质易被氧化，只体现 。且金属越活泼，单质的还原性 。 【温馨提示】 ①对于碱金属元素，它们的最外层电子数 ，按原子序数的顺序，电子层数逐渐 ，失电子能力逐渐 ，单质的还原性逐渐 。 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 ；金属的位置越靠后，该金属的正离子的氧化性就 。 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 电子。主族金属元素的最高正价等于原子的 ，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。 三、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 电子，在化学反应中钠原子很容易 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 ，表现出很强的 。 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 的金属光泽，在空气中很快 钠先熔化成 ，然后剧烈燃烧，火焰呈 ，生成 固体 化学方程式 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 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 ，即： ，因此 比 稳定 ②钠与S的反应：钠与硫混合研磨生成Na2S。 (钠与硫混合研磨可发生爆炸，火星四射) ③钠与Cl2的反应： (燃烧产生大量白烟，火焰为黄色) ④钠与H2的反应： ⑤钠与N2的反应： （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+ 。 ①Fe与O2的反应： （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： （产生棕黄色的烟） ③Fe与硫的反应： ④Fe与溴的反应： ⑤Fe与碘的反应： 【温馨提示】 在一定条件下，铁作为还原剂能与某些 、 和 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 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 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 在水面上 ①钠的密度比水 ②钠 成闪亮的小球 ②钠熔点 ，反应放热 ③小球在水面上 ③反应产生的 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 反应，产生气体 ⑤反应后溶液的颜色逐渐 ⑤有 物质( )生成 实验结论 钠与水剧烈反应，生成 ，还原剂是 ，氧化剂是 ，反应的实质是钠与水电离出的H＋反应 化学方程式 【温馨提示】 ①钠与水反应之前，要用滤纸吸干钠块表面的 ，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 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 灭火，而应该用干燥的 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 用火柴点燃肥皂泡，听到 ，证明生成了 实验结论 红热的铁能与水蒸气反应，化学方程式： 【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 ，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 、 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 。 （3）铝与水的反应 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 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 反应生成 ，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： ① 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 ③ 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： 【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： 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 现象，即：浓硫酸、浓硝酸将铁的表面氧化成一层致密的 ，这层膜阻止了酸与内层金属的进一步反应。但在 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： 生成的Fe(NO3)3可以和铁继续反应： b. 过量的铁与稀硝酸反应： c. 少量的铁与浓硝酸共热： ③与盐溶液反应： a. 与硫酸铜溶液的反应 ： Fe＋Cu2+===Fe2+＋Cu b. 与FeCl3溶液的反应：Fe＋2FeCl3===3FeCl2 （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 ，有无色气泡冒出，将点燃的木条放在试管口有 化学方程式 2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑ 离子方程式 ②与氧化性酸（如：硝酸、浓硫酸）的反应 a. 常温下，铝遇冷的 、 产生 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 的条件下铝可以和浓硫酸、浓硝酸反应。 b. 铝与浓硝酸共热： 四、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， 和 ，其中除了金、铂等极少数金属外，其他绝大多数金属都是以 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 使 的金属 电子变成金属 ，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 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 （金属活动性位于氢后面）的金属，如Hg、Ag等。 （2）热还原法：适合于位于金属活动顺序表 （Zn～Pb）的金属，常用的还原剂有焦炭、CO、H2、活泼金属（如Al）等。 Cr2O3＋2Al2Cr＋Al2O3 【温馨提示】 ①铝热反应是利用铝的 性，在高温下将相对不活泼且熔点高的金属从其 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 。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 ，否则难以点燃。 B.氧化铁粉末要 ，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 ，以防高温物质从四周 。 D.因为铝热反应是一个典型的 反应，反应中放出的大量热量能够使铁熔化，所以要垫 ，这样做的目的一是防止 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 的金属，如K、Na、Mg、Ca、Al等金属。 （冰晶石的作用为助溶剂，降低Al2O3的熔点） 【温馨提示】 ①用电解法冶炼较活泼金属时，电解的是 ，而不是金属化合物的 。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 和 ，而不是AlCl3和MgO。原因：AlCl3是 ，熔融时 ；而MgO虽然是离子化合物，但其 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—— 火法炼铜—— 【温馨提示】 ①最不活泼的金属（如Pt、Au）用 方法获得。 ②工业上金属冶炼一般分三个步骤： （除杂、提高矿石中有效成分含量）→ （适当还原剂将金属化合物还原成金属单质）→ （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 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。 5.2 重要的金属化合物 一、氧化钠和过氧化钠 1．氧化钠的性质 （1）物理性质： 固体 （2）化学性质： 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： ②氧化钠溶于盐酸： ③氧化钠与CO2反应： （3）用途：制NaOH 2．过氧化钠的性质 （1）物理性质： 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 和 。 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 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 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 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 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 （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 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 价 价 n(Na＋)∶n(阴离子) 2∶1 2∶1 颜色状态 固体 固体 氧化物类别 氧化物 (不属碱性氧化物) 生成 与氧气反应 反应，稳定性强 与水反应 与CO2反应 与稀盐酸反应 漂白性 用途 制 、消毒剂、 、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 ，阴、阳离子个数比是 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 成无色，此性质称其为漂白性。漂白有色物质的反应也是 反应，是化学性质；与活性炭的漂白原理—— 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 ，Na2O2的强氧化性又使溶液 。 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 又是 。 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～ e－，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 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) 二、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 粉末，俗称 、 细小的 晶体，俗称 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 的 加水部分溶解，温度计示数降低，说明NaHCO3溶于水是 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 溶解 固体量减少，但 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 溶液变 实验结论 ①Na2CO3和NaHCO3都能溶于水；②Na2CO3溶解度 NaHCO3 ③Na2CO3、NaHCO3水溶液都呈 ；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 ，B烧杯中澄清石灰水变 ，A烧杯中有少量 冒出，A烧杯中澄清石灰水 浑浊 实验结论 Na2CO3受热 ；NaHCO3受热 ，生成物中含有 和 。由此可知，Na2CO3的热稳定性比NaHCO3 强 化学方程式 （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 ；碳酸氢钠与盐酸混合比碳酸钠与盐酸混合气球膨胀得 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 化学方程式 CO＋2H＋===CO2↑＋H2O 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 Ca(OH)2、或Ba(OH)2溶液 Na2CO3＋Ba(OH)2===BaCO3↓＋2NaOH BaCl2或CaCl2溶液 不反应 3．Na2CO3、NaHCO3的性质比较 物质 比较项目 Na2CO3 NaHCO3 俗名 、 色与态 粉末 细小 水溶性 都 水，Na2CO3的溶解度 大于 NaHCO3的溶解度 溶液的碱性 显 (较强) 显 (较弱) 热稳定性 稳定、受热 分解 不稳定受热分解 与酸反应 相同条件下NaHCO3比Na2CO3反应放出气体 与NaOH反应 不反应 与Ca(OH)2反应 与Ca(OH)2反应存在少量过量问题 与BaCl2反应 不反应 与CO2及H2O 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 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 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 拆开写，因为HCO属于 4．Na2CO3、NaHCO3的鉴别方法 （1）利用 不同：将固体加热，无明显变化的是 ；放出无色气体并使澄清石灰水变浑浊的是 。 （2）利用和酸反应生成 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 ；产生气泡速率慢(或开始不产生气泡)的是 。 （3）利用 的不同：向固体中滴加BaCl2溶液，产生白色沉淀的是 ；不产生白色沉淀的是NaHCO3 （4）利用溶液的 不同：分别测定相同浓度溶液的pH，pH大的为 ；pH小的为 【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) NaHCO3溶液(Na2CO3) 通入 Na2CO3溶液(NaHCO3) 加入适量的 溶液 【温馨提示】 ①NaHCO3与碱溶液反应的实质是HCO与OH－反应生成 ，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 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。 6．侯氏制碱法—Na2CO3的制备 （1）原料： 、 、 —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： 、 。 （3）工艺流程： （4）循环使用的物质： 、 。 三、氢氧化钠 1．物理性质 俗名 、 、 ，是一种 固体，易吸收空气中的水分而 ，易溶于水且溶于水放出大量的热，有 性。 2．化学性质 NaOH来源广泛，是一种常用的一元 ，具有碱的通性 （1）能与酸碱 或试纸发生 反应 （2）能与酸反应： （3）能与酸性氧化物反应(CO2、SO2) （4）能与某些盐反应： （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： ②NaOH与NaHCO3反应： （6）能与铝反应： 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 有关，当CO2通入 时生成碳酸盐，当CO2通入 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 ， 气体产生；第二步：HCO与H＋反应产生 。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＝ ，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＝ ，其他比例时的图像略) (Oa<ab) 图1 图2 图3 图4 四、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 － 颜色状态 粉末 粉末 晶体(有磁性) 溶解性 溶于水 溶于水 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 氧化物 氧化物 氧化物 与非氧化性强酸（H＋）反应 与氧化性酸（HNO3）反应 与还原性酸（HI）反应 主要用途 Fe2O3常用作 与 ，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 价和 价，Fe3O4可以看成由 和 ，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 氧化物，Fe3O4 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 原料。工业炼铁的反应原理： 。 ③Fe3O4与盐酸反应可分别看作Fe2O3、FeO与盐酸反应，然后两反应式 ④FeO、Fe3O4遇氧化性酸(如HNO3)发生 反应，＋2价的铁均被氧化成 价。 五、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 三元 颜色状态 固体 固体 溶解性 不溶于水 不溶于水 与非氧化性强酸反应 与氧化性酸（HNO3）反应 与还原性酸（HI）反应 稳定性 (隔绝空气) 转化 (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： ，所以在空气中加热Fe(OH)2得不到 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 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 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 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 ① ； ② 或 实验现象 有白色沉淀生成，在空气中迅速变成 ，最后变成 。 有 沉淀生成。 【温馨提示】 ①Fe2＋极易被 ，所以FeSO4溶液要现用现配，并放入少量的 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 ，尽可能除去 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 接触而被 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 、 或其他密度小于水而不溶于水的有机物，以 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。 六、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： ② Fe3＋与Fe、Cu反应的离子方程式分别为： ， ③ Fe3＋与I－反应的离子方程式： （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： （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 检验 FeCl2溶液 没有明显现象，再加 ，溶液变 。（不能先加氯水） Fe2+＋3SCN－→不反应 检验 【温馨提示】 ①将FeCl3饱和溶液滴入沸水中制备Fe(OH)3胶体： 。 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 色→ 色的颜色变化，该现象可用于 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 的方法；也可用 检验Fe2＋，现象是生成 沉淀 。 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 溶液，检验Fe3＋时最好选择 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 ，再 加 溶液，没有明显现象。 氧化性： 再加入氯水，振荡 溶液变 【温馨提示】 ①含有Fe3＋的溶液呈 ，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 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 。 ②含有Fe2＋的溶液呈 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 ；Fe2＋的酸性溶液与H2O2反应的离子方程式： 。 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”。 七、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： 铝的钝化：铝在冷的浓硝酸和浓硫酸中发生 现象。 （2）铝与其他非金属单质反应 （3）铝热反应： ； 【温馨提示】 ①铝粉与氧化铁的混合物叫做 。 ②V2O5、Cr2O3、MnO2能发生与 相似的铝热反应。 ③工业上常利用铝热反应冶炼某些 的金属。 ④铝与热水反应： ⑤铝与盐酸、稀硫酸反应 ⑥铝与碱反应： 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 。 （2）Al(OH)3溶于强酸强碱，而 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 5.3 化学变化中的能量变化 一、吸热反应和放热反应 1．概念 （1）放热反应：把 热量的化学反应称为放热反应 （2）吸热反应：把 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 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 反应，如：HCl＋NaOH===NaCl＋H2O ③大多数的 反应，如：CaO＋H2O===Ca(OH)2 H2＋F2===2HF ④活泼金属与 、与 的反应，如：2Na＋2H2O===2NaOH+H2↑ Mg＋2H+===Mg2++H2↑ ⑤ 反应，如：2Al＋Fe2O3 2Fe＋Al2O3 ⑥缓慢 （2）常见的吸热反应 ①大多数 反应，如：NH4ClNH3↑＋HCl↑ CaCO3CaO＋CO2↑ ②以碳、CO、H2为还原剂的 反应：如：H2＋CuOH2O＋Cu ③ 与 的反应(固态铵盐与碱的反应) ④C和CO2发生的 反应及C和 的反应 ⑤NaHCO3与 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 是吸热反应，如：碳和氧气的反应 b．放热反应在常温下 容易发生，如：N2与H2合成NH3 c．高温条件下进行的反应 是吸热反应，如：铝热反应 d．吸热反应也 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 ，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 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 反应 ⑤化学反应的能量变化，除转化为热能外，还转化为 、 、声、 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 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 。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 的变化，通常表现为 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 反应。 二、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 的能量是436 kJ 共吸收679 kJ 1 mol Cl2分子中的化学键断裂 的能量是243 kJ 1 mol HCl分子中的化学键形成 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 （2）化学反应是 ，新键 的反应，两者吸收和释放能量的 表现为反应能量的变化。化学键的 与 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 新键生成释放的能量小于旧键断裂吸收的能量，则反应 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 生成物总能量，反应放热 反应物总能量 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 ，本身的能量 ②形成生成物的化学键放出的能量越多，说明生成物越 ，本身的能量 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 热量的化学反应 热量的化学反应 形成原因 反应物具有的总能量 生成物具有的总能量 反应物具有的总能量 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 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 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 判断—决定因素：若反应物的总能量 生成物的总能量，属于 反应，反之是吸热反应 ②根据化学键断裂或形成时的 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 形成生成物中化学键所放出的能量，属于 反应，反之是吸热反应 ③根据反应物和生成物的 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 反应，反之为吸热反应 ④根据 判断：凡是持续加热才能进行的反应一般就是 反应 三、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 反应发生 微粒流向 外电路 电子从 流向 内电路 溶液中阳离子移向 ，阴离子移向 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 反应 电极反应类型 反应 流入 电子流向 电子 流出 电流流向 电流 迁移的电极 离子流向 迁移的电极 质量 或不变 电极质量 质量 或不变 电极有 产生 电极现象 电极 【温馨提示】 ①构成原电池的两电极材料不一定都是 ，正极材料可以为导电的 ，例如石墨。两极材料可能参与反应，也 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 反应。 ③在判断原电池正负极时，既要考虑 的强弱也要考虑 溶液性质。如Mg—Al—HCl溶液构成的原电池中，负极为 ；但是Mg—Al—NaOH溶液构成的原电池中，负极为 ，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 。原因是粗锌中的杂质和锌、稀硫酸构成 ，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 。 设计原电池 首先将氧化还原反应分成两个 。 根据原电池的反应特点，结合两个半反应找出 、 材料和 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， 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 使活性物质获得再生 ②可以 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 、碱性锌锰电池、 电池等 电池、锂电池、 电池等 电池、 电池、 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 正极反应 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 正极：活泼性弱于负极材料的金属或石墨 或 选择电解质 一般为与负极反应的电解质 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 反应，正极 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 守恒、 守恒、 守恒。 第三步：两式加，验总式：正负极反应式相加，与 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 ：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 ，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 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 。 氢氧(碱性)燃料电池，负极反应式为 。 正极 ①首先根据 变化或 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 ； 氢氧(碱性)燃料电池，正极反应式为 ； 铅蓄电池正极反应式： 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。 易错点01：认为金属单质在常温下都“稳定”或都“活泼”，忽略其活动性顺序。 金属的化学活泼性（还原性）差异很大。① 极活泼金属常温下能与氧气、水剧烈反应。② 活泼金属在空气中能生成致密的氧化膜而“钝化”，阻止内部金属继续被氧化，并非不反应。③ 不活泼金属常温下非常稳定。不能凭感觉一概而论。 易错点02：误认为“铁与氯气反应生成氯化亚铁（FeCl2）”。 氯气是强氧化剂。铁与氯气反应，无论铁是否过量，产物都是氯化铁，因为氯气能将铁氧化到最高价态（+3价）。只有与氧化性较弱的物质反应，铁才被氧化为+2价。氧化产物的价态，与氧化剂的氧化性强弱直接相关。 易错点03：认为“氧化铝（Al2O3）和氢氧化铝Al(OH)3只能与酸反应”，忽略了它们的两性。 Al2O3和Al(OH)3是典型的两性物质。它们既能与强酸反应生成铝盐和水，也能与强碱反应生成偏铝酸盐和水。这是铝及其化合物的核心特性，必须从“酸性氧化物/酸”和“碱性氧化物/碱”两个角度理解。化学方程式必须掌握。 易错点04：认为“钠长期暴露在空气中的最终产物是氧化钠（Na2O）”。 钠在空气中的变化是一系列连续反应，最终产物是稳定的碳酸钠。变化过程为：银白色金属钠 → 迅速被氧化为氧化钠→ 氧化钠与水蒸气化合生成氢氧化钠 → 氢氧化钠潮解成为溶液 → 吸收CO2生成碳酸钠晶体→ 风化得到白色粉末碳酸钠。 易错点05：混淆“碳酸钠”与“碳酸氢钠”的化学性质。 两者都与酸反应，但速率和现象不同。最关键的区别在于热稳定性：① Na2CO3受热不分解。② NaHCO3受热易分解生成Na2CO3、CO2和H2O。这是除杂和鉴别的重要依据。另外，Na2CO3溶液碱性强于NaHCO3。 易错点06：认为“铁在氧气中燃烧的产物是氧化铁”。 铁在氧气中剧烈燃烧，火星四射，生成的是四氧化三铁，它是一种具有磁性的黑色晶体。Fe2O3是红棕色粉末，是铁在空气中缓慢氧化的主要产物（铁锈的主要成分）。反应条件不同，产物可能不同。 易错点07：混淆“铁的氧化物”与“铁的氢氧化物”的颜色、溶解性及转化。 ① 氧化物：FeO（黑色）、Fe2O3（红棕色）、Fe3O4（黑色，有磁性）。它们均不溶于水，能与酸反应。② 氢氧化物：Fe(OH)2（白色沉淀，在空气中迅速被氧化，颜色变化为：白色→灰绿色→红褐色，最终变成Fe(OH)3）；Fe(OH)3（红褐色沉淀）。制备Fe(OH)2时必须隔绝空气。 易错点08：认为“焰色反应是物质燃烧发出的颜色”，或认为它是化学变化。 焰色反应是物理变化。它是金属元素在火焰上灼烧时，电子获得能量从基态跃迁到激发态，再从激发态回到基态时，以光的形式释放出特定波长的能量。这是元素的性质，与元素以何种形态存在无关。Na呈黄色，K透过蓝色钴玻璃看呈紫色。这是鉴定金属元素的重要方法。 易错点09：混淆“钝化”与“不反应”。 常温下，浓硝酸或浓硫酸能使铁、铝等金属表面迅速生成一层致密的氧化物薄膜，这层膜阻止了内部金属与酸的进一步接触和反应，这种现象称为“钝化”。钝化是发生了化学反应，但产物形成了保护层，使反应被迫停止。这与金、铂等本身就不与浓硝酸不反应有本质区别。 易错点10：认为“任何放热或吸热的现象都对应化学变化”。 化学变化常伴随能量变化，但有能量变化的过程不一定是化学变化。如金属的导电、传热是物理变化，但利用了金属的物理性质。本章中，钠与水的反应是放热的化学变化，而氢氧化钡与氯化铵的反应是吸热的化学变化。判断依据是有无新物质生成，能量变化是伴随现象。 方法01 判断常见金属单质的化学活泼性及与酸、水的反应 【解题通法】依据金属活动性顺序表。①位于H之前的金属，能与非氧化性酸反应置换出H2。②位置越靠前，金属单质还原性越强。③K、Ca、Na等极活泼金属常温下能与水剧烈反应，生成碱和H2；Mg、Al与沸水或热水反应；Fe、Cu等与水不反应。反应剧烈程度反映了金属活泼性。 【典型例题】根据下列实验操作及现象，能达到相应实验目的的是 选项 实验目的 实验操作 现象 A 验证金属活泼性： 向盛有浓硝酸的两支试管中分别加入除去氧化膜的相同大小形状的镁条和铝条 加入镁条的试管中迅速产生红棕色气体，加入铝条的试管中无明显现象 B 验证氧化性：、 向含相同物质的量浓度的混合溶液中依次加入少量氯水和，振荡，静置 溶液分层，下层呈紫红色 C 探究不同价态硫元素的转化 向和的混合溶液中加入浓硫酸 溶液变浑浊，证明和发生了氧化还原反应 D 检验CO还原的生成物中是否含有 取反应后的固体溶于稀盐酸，滴加NaOH溶液 若有红褐色沉淀生成，则还原产物中含有 A．A B．B C．C D．D 方法02 判断铝及其化合物的两性反应 【解题通法】Al2O3和Al(OH)3是典型的两性物质，既能与强酸反应，也能与强碱反应。①与强酸生成铝盐（Al3+）和水。②与强碱反应生成偏铝酸盐（四羟基合铝酸钠，[Al(OH)4]—）和水。书写离子方程式时，必须明确铝元素在酸、碱性环境中的不同存在形态。 【典型例题】AlCl3溶液与NaHCO3溶液混合后，盐的水解相互促进，可制得无定型Al(OH)3；只有在铝酸盐{如}溶液中通入过量或少量CO2，才能得到真正的氢氧化铝白色沉淀，即正氢氧化铝。已知：Al(OH)3是典型的两性化合物，其酸式电离方程式为，25℃时，。 下列说法错误的是 A．酸性：H2CO3＞Al(OH)3 B．溶液中： C．Al(OH)3溶液中： D．25℃时，水解能力强于Al(OH)3酸式电离能力 方法03 鉴别与分离碳酸钠与碳酸氢钠 【解题通法】利用二者性质的差异。①鉴别：首选热稳定性，加热产生使石灰水变浑浊气体的是NaHCO3；或滴加相同浓度盐酸，反应更剧烈的是NaHCO3。②除杂：Na2CO3固体中含NaHCO3杂质，用加热法；NaHCO3溶液中含Na2CO3杂质，通入足量CO2气体。 【典型例题】实验室模拟侯氏制碱过程中，下列图示装置和原理能达到实验目的的是    A．制取氨气 B．制取碳酸氢钠       C．制取碳酸钠 D．分离出碳酸氢钠 A．A B．B C．C D．D 方法04 制备氢氧化亚铁并解释其氧化过程 【解题通法】制备纯净Fe(OH)2的关键在于隔绝氧气。常用方法：①将NaOH溶液用长滴管插入新制FeSO4溶液液面下再滴加。②在FeSO4溶液液面上覆盖植物油或苯。③使用煮沸的蒸馏水配制溶液。现象为白色沉淀→迅速变为灰绿色→最终变为红褐色Fe(OH)3。 【典型例题】实验室可以用如图所示装置制备氢氧化亚铁，下列说法正确的是 A．实验前稀硫酸和氢氧化钠溶液均不需要做任何处理 B．实验开始阶段，应打开弹簧夹C和关闭弹簧夹D C．一段时间后，关闭弹簧夹C和D，在B中生成白色絮状沉淀 D．实验结束后关闭弹簧夹D，可以长时间保存氢氧化亚铁 方法05 根据氧化剂强弱判断铁及其化合物的价态与产物 【解题通法】铁元素化合价（+2、+3）的转化是核心。①Fe遇强氧化剂生成Fe3+；遇弱氧化剂生成Fe2+。②Fe2+遇较强氧化剂可被氧化为Fe3+。③Fe3+遇还原剂可被还原为Fe2+。氧化剂/还原剂的相对强弱决定了最终价态。 【典型例题】探究铁盐及亚铁盐的性质，下列实验方案设计、现象和结论均正确的是 选项 实验方案 现象 结论 A 向FeCl3溶液中滴加Na2CO3溶液 生成红褐色沉淀和无色气体 与发生相互促进的水解反应 B 向Fe2(SO4)3溶液中加入过量维生素C，再滴加酸性KMnO4溶液 溶液紫色褪去 维生素C可将还原为 C 将食品脱氧剂样品中的还原铁粉溶于盐酸，滴加KSCN溶液 溶液呈浅绿色 食品脱氧剂样品中没有+3价Fe D 向沸水中逐滴加5~6滴饱和FeCl3溶液，持续煮沸 溶液变成红褐色 水解生成Fe(OH)3胶体 A．A B．B C．C D．D 方法06 判断反应是吸热反应还是放热反应 【解题通法】根据反应类型及实验现象判断。①常见放热反应：大多数化合反应、活泼金属与酸或水的置换反应、酸碱中和反应、燃烧反应。②常见吸热反应：大多数分解反应、Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl固体的反应、C与CO2或H2O(g)在高温下的反应。反应热（ΔH）是判断的最终依据，ΔH < 0为放热，ΔH > 0为吸热。 【典型例题】已知甲酸发生分解反应可能有以下两种途径：①；②。一定温度下，使用某催化剂催化甲酸分解，反应历程如图。下列有关说法正确的是 A．该温度下反应①的选择性优于反应② B．反应①和反应②均为分解反应、吸热反应 C．对比反应①和反应②的历程，可知极性大的共价键更容易断裂 D．升高温度可提高CO 纯度，故温度越高，CO 生成效率越高 方法07 分析金属钝化的条件、本质与后续影响 【解题通法】“钝化”是Fe、Al等金属在特定条件下的特殊行为。①条件：常温下，遇浓HNO3或浓H2SO4。②本质：发生快速氧化反应，生成一层致密氧化物薄膜，阻止内部金属继续反应。③影响：钝化后的金属失去与稀酸、盐溶液等进一步反应的活性，并非金属本身不活泼，也不同于Au、Pt的稳定。加热会破坏钝化膜。 【典型例题】铁与不同浓度硝酸反应时各种还原产物的相对含量与硝酸溶液浓度的关系如图所示，下列说法错误的是 A．硝酸的浓度越小，其还原产物氮的价态越低的成分越多 B．硝酸与铁反应往往同时生成多种还原产物 C．当硝酸浓度为9.75mol·L-1时，氧化剂与还原剂的物质的量之比可为15∶13 D．铁能与大于12.2 mol·L-1HNO3溶液反应说明不存在“钝化”现象 方法08 根据焰色反应的现象鉴定金属元素 【解题通法】焰色反应用于鉴定金属元素。操作要点：①洗：用稀盐酸清洗铂丝或铁丝。②烧：在酒精灯外焰上灼烧至无色。③蘸：蘸取待测溶液或固体。④烧：再次在火焰中灼烧，观察焰色。⑤关键颜色：Na（黄色）、K（透过蓝色钴玻璃看呈紫色）。观察K+焰色必须透过蓝色钴玻璃以滤去Na+的黄色干扰。 【典型例题】下列实验目的对应的实验方案设计现象和结论都正确的是 选项 实验目的 实验方案设计 现象和结论 A 证明某盐溶液中含有 向试样中加入盐酸酸化的溶液 产生白色沉淀，证明试样中含有 B 探究与HClO酸性的相对强弱 用pH计测量、HClO溶液的pH，比较溶液pH大小 HClO溶液的pH比溶液大，则酸性比HClO强 C 证明某盐溶液中含有 用玻璃棒蘸取待测液，放在酒精灯外焰处灼烧 观察到焰色呈黄色，证明试样中含有 D 验证某固体是还是 室温下，取少量固体于试管中，插入温度计，加入几滴水 温度降低，该固体是 A．A B．B C．C D．D 方法09 分析简单的原电池工作原理与构成条件 【解题通法】原电池是将化学能转化为电能的装置。解题需把握：①构成条件：两个活泼性不同的电极、电解质溶液、形成闭合回路、自发进行的氧化还原反应。②工作原理：较活泼金属作负极，失电子发生氧化反应；较不活泼金属/导体作正极，溶液中氧化性粒子得电子发生还原反应。电子由负极经导线流向正极。 【典型例题】通过原电池实验比较的氧化性，装置如图。下列说法错误的是 A．图中盐桥中的电解质可用 B．闭合K，电流计指针偏转，“石墨2”作负极 C．指针归零后，向右侧烧杯中滴加溶液或向左侧烧杯中滴加溶液，指针均有偏转，说明(或)浓度越大，溶液的氧化性(或还原性)越强 D．已知AgI的，当等体积等浓度的和KI溶液混合后，溶液中和很小，氧化性和的还原性很弱，二者直接接触，不发生氧化还原反应 方法10 分析影响化学反应速率的因素及其在金属腐蚀中的应用 【解题通法】金属腐蚀的本质是金属失去电子被氧化的过程，受反应速率因素影响。①内因：金属活泼性。②外因：温度、反应物浓度、催化剂。对于电化学腐蚀：形成原电池会显著加快金属腐蚀速率，因为形成了电子定向移动的通道。保护金属时，常通过隔绝空气、覆盖涂层或牺牲阳极来减缓速率。 【典型例题】金属的电化学腐蚀是金属腐蚀中最普遍且危害最严重的类型，会导致材料的损坏和寿命的缩短。下图是探究铁钉在不同溶液环境下(强酸性、弱酸性、中性)发生腐蚀的差异。观察和分析压强的变化，下列说法错误的是 A．图1中压强增大的主要原因是铁钉与盐酸反应放热，空气受热膨胀所致 B．图2压强变化速率比图3慢的原因可能是因为时析氢腐蚀与吸氧腐蚀的竞争所致 C．图3中铁钉在饱和NaCl溶液中负极反应：，正极反应： D．为防止金属发生电化学腐蚀，可采用外加电流阴极保护法 4 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $