2026届高考化学一轮复习清单 第三章 金属及其化合物

该高中化学高考复习讲义围绕钠、铁、铝及其重要化合物，金属材料与矿物开发等核心考点，按单质-化合物性质-转化关系-应用逻辑架构知识，通过知识点梳理、考点规律总结、方法指导及针对性训练，帮助学生构建系统知识网络，突破性质比较、转化计算等难点。 讲义采用对比分析与模型建构策略，如通过表格对比Na2CO3与NaHCO3性质，用“铁三角”模型梳理Fe2+与Fe3+转化规律，培养学生科学思维与化学观念。设置分层练习与即时反馈，助力学生高效掌握解题方法，为教师把控复习节奏、提升备考效率提供有力支持。

第三章 第一节 钠及其重要化合物 知识点总结 1、 学科网（北京）股份有限公司 一、钠 1、物理性质 （1） 颜色：银白色，有金属光泽。 （2） 密度：比水小，比煤油大。 （3） 熔点：小于100℃. （4） 硬度：质地柔软。 1、 化学性质Cl2 Cl2 +2Na2NaCl 4Na+O2=2Na2O（常温）O2 Na 2Na+O2Na2O2（点燃或加热）H2O 2Na＋2H2O=2Na++2OH－＋H2↑ 3、钠的制取、保存及用途 （1）制取：化学方程式为 2NaCl（熔融） 2Na+Cl2↑。 （2） 保存：密封保存，通常保存在石蜡油或煤油中。 （3） 用途： ①钠、钾合金（液态）可用于原子反应堆的导热剂； ②作强还原剂，将某些稀有金属从它们的卤化物中还原出来，如 4Na+TiCl4（熔融） Ti+4NaCl； ③用作电光源，制作高压钠灯。 二、钠的重要化合物 1、Na2O、Na2O2 名称 氧化钠（Na2O） 过氧化钠（Na2O2） 颜色状态 白色固体 淡黄色固体 电子式 氧的化合价 -2 -1 与H2O反应 Na2O＋H2O=2NaOH 2Na2O2＋2H2O=4NaOH＋O2↑ 与CO2反应 Na2O＋CO2=Na2CO3 2Na2O2＋2CO2=2Na2CO3＋O2 与盐酸反应 Na2O＋2HCl=2NaCl＋H2O 2Na2O2＋4HCl=4NaCl＋O2↑＋2H2O 用途 —— 供氧剂、漂白剂 2、Na2CO3与NaHCO3的性质比较 名称 碳酸钠 碳酸氢钠 化学式 Na2CO3 NaHCO3 俗名 纯碱或苏打 小苏打 水溶液酸碱性 碱性 碱性 类别 离子化合物 离子化合物 颜色、状态 白色固体 白色固体 水溶性 易溶于水 可溶于水 与盐酸反应及反应速率 Na2CO3＋2HCl=2NaCl＋H2O＋CO2↑ NaHCO3＋HCl=NaCl＋H2O＋CO2↑ 相同条件反应速率：NaHCO3比Na2CO3快 热稳定性 受热难分解 2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑ 用途 化工原料、洗涤剂 食品发酵、治疗胃酸过多、泡沫灭火器 相互转化Na2CO3 ①H2O＋CO2、②适量H+NaHCO3 ①固体（加热）、②适量OH- 3、 焰色反应 （1） 概念：很多金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现特殊的颜色，这在化学上叫做焰色反应。 （2） 应用：焰色反应是元素的性质，属于物理变化，常用于检验金属元素的存在。 （3） 常见元素的焰色： 钠元素：黄色；钾元素：紫色（透过蓝色钴玻璃）。 考点应用 1、 一、过氧化钠的化学性质及有关计算 1、 过氧化钠的强氧化性 过氧化钠中的氧是-1价，既可表现氧化性，也可表现还原性，当Na2O2遇到还原性物质（如S2-、Fe2+、SO32-等）时，Na2O2表现出强氧化性。 试剂 反应原理 现象 FeCl2溶液 4Na2O2+4FeCl2+6H2O=4Fe(OH)3↓+O2↑+8NaCl 红褐色沉淀 Na2SO3溶液 Na2O2+Na2SO3+H2O=Na2SO4+2Na0H 无 氢硫酸 Na2O2+H2S=S↓+2Na0H 溶液变浑浊 酚酞溶液 与水反应生成Na0H，Na2O2有强氧化性 先变红后褪色 品红溶液 Na2O2有强氧化性 红色褪去 2、 过氧化钠与CO2、H2O的反应规律 反应方程式：2Na2O2＋2CO2=2Na2CO3＋O2 ① 2Na2O2＋2H2O=4NaOH＋O2↑ ② （1） 气体体积变化关系：由①②两反应可见，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1/2，等于生成氧气的量。 （2） 电子转移关系： 失2×e-，化合价升高，被氧化 2Na2O2＋2H2O=4NaOH＋O2↑ 得2×e-，化合价降低，被还原 Na2O2与CO2反应和与H2O反应相似，每生成1molO2，转移2mol电子。 失2×e-，化合价升高，被氧化 2Na2O2＋2CO2=2Na2CO3＋O2 得2×e-，化合价降低，被还原 （3） 固体质量变化关系： ①足量过氧化钠与水、CO2反应的计算 质量增加（28） 质量增加（2） ②足量过氧化钠与H2（或CO）和O2混合气体反应的计算 由2CO+O22CO2和反应①式得：Na2O2＋CO=Na2CO3（仅是计算关系）； 由H2+O22H2O和反应②式得：Na2O2＋H2=2NaOH（仅是计算关系）。 所以，有ag通式符合(CO)m(H)n(m=0,1,2,3，……，n=0,1,2,3，……)的物质（包括纯净物和化合物）在氧气中燃烧，将其通过足量过氧化钠，反应完毕后，固体增重ag。 （4） 反应先后规律：由于CO2能够与NaOH反应，所以一定量的Na2O2与一定量的H2O(g)和CO2的混合物反应，可视为Na2O2先与CO2反应，剩余的Na2O2再与H2O(g)反应。 注意： （1） Na2O2中的阴离子是O22-，阳离子和阴离子数目之比为2:1，而不是1:1。 （2） Na2O2与水，CO2反应中氧化剂、还原剂均是Na2O2 （3） 1molNa2O2与足量CO2或H2O发生反应时，转移的电子数是NA而不是2NA。 二、Na2CO3和NaHCO3与酸反应的差异及鉴别 1、 与等浓度盐酸反应的规律 （1）放出CO2快慢：NaHCO3>Na2CO3 （2）混合物反应先后顺序： 因CO32-结合H+更容易，所以Na2CO3先反应生成NaHCO3，然后NaHCO3与H+再反应。 （3） 与足量盐酸反应耗酸量的比较： 等质量的Na2CO3和NaHCO3，Na2CO3耗酸量多；等物质的量的Na2CO3和NaHCO3，Na2CO3耗酸量多。 （4）与足量盐酸反应生成CO2量的比较： 等质量的Na2CO3和NaHCO3，NaHCO3生成CO2量多；等物质的量的Na2CO3和NaHCO3，生成CO2一样多。 2、鉴别Na2CO3和NaHCO3 固体——加热法：产生使澄清石灰水变浑浊的气体的是NaHCO3 沉淀法：加入BaCl2或CaCl2溶液产生沉淀的是Na2CO3溶液 气体法：滴入盐酸立即产生气体的是NaHCO3 注意： （1） Na2CO3和盐酸可以用互滴法鉴别，但NaHCO3和盐酸不可以用互滴法鉴别。 （2） 不能用Ca(OH)2或Ba(OH)2鉴别Na2CO3和NaHCO3，因为都能产生白色沉淀。 第三章 第二节 铁及其重要化合物 知识点总结 2、 学科网（北京）股份有限公司 一、铁的主要性质与应用 1、铁的物理性质 导电、导热和延展性，具有被磁体吸引的特性。 2、铁的化学性质 性质活泼，有较强还原性，主要化合价+2价、+3价。 （1） 与非金属单质的反应： ①与O2的反应： 常温：铁被腐蚀生成铁锈，其主要成分为Fe2O3。 点燃：3Fe+2O2Fe3O4。 ②与Cl2的反应：2Fe+3Cl22FeCl3。 ③与S的反应：Fe+SFeS。 （2） 与水的反应：常温下铁与水不反应，在高温条件下与水蒸气反应：3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2。 （3） 与酸的反应： ①与非氧化性酸反应的离子反应方程式： Fe＋2H＋=Fe2＋＋H2↑ ②与氧化性酸：遇冷的浓硫酸或浓硝酸钝化，与稀硝酸或在加热条件下与浓硫酸、浓硝酸反应物无H2产生。 （4） 与某些盐溶液反应： ①与CuSO4溶液反应的离子反应方程式： Fe+Cu2+=Fe2＋+Cu。 ②与FeCl3溶液反应的离子方程式：Fe+2Fe3＋=3Fe2＋。 二、铁的氧化物的性质 1、物理性质 化学式 FeO Fe2O3 Fe3O4 俗名 铁红 磁性氧化铁 铁的价态 +2 +3 +2、+3 色态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体 2、 化学性质 （1） FeO、Fe2O3、Fe3O4与盐酸反应的离子方程式： FeO＋2H＋= 2Fe2＋＋H2O Fe2O3＋6H＋= 2Fe3＋＋3H2O Fe3O4＋8H＋= Fe2＋＋2Fe3＋＋4H2O （2）FeO与硝酸反应的化学方程式：3FeO+10HNO3=3Fe(NO3)3+NO↑+5H2O。 （3）FeO、Fe2O3分别于HI溶液反应的化学方程式： FeO+2HI=FeI2+H2O Fe2O3+6HI=2FeI2+I2+3H2O 三、Fe2＋与Fe3＋的转化及氢氧化物的主要性质 1、Fe2＋与Fe3＋的转化 ①Cl2 Fe2＋ Fe3＋②Fe、③Cu 上述转化关系中标号反应的离子方程式为 ①2Fe2＋+Cl2=2Fe3＋+2Cl-， ②2Fe3＋+Fe=3Fe2＋， ③2Fe3＋+Cu=2Fe2＋+Cu2+。 3、 铁的氢氧化物的比较 化学式 Fe(OH)2 Fe(OH)3 色态 白色固体 红褐色固体 溶解性 难溶于水 难溶于水 物质类别 二元弱碱 三元弱碱 与非氧化性酸反应 Fe(OH)2＋2H＋= Fe2＋＋2H2O Fe(OH)3＋3H＋= Fe3＋＋3H2O 稳定性 不稳定，分解产物很复杂 不稳定，受热易分解，2Fe(OH)3 Fe2O3＋3H2O 制法 可溶性亚铁盐与碱反应： Fe2＋＋2OH－= Fe(OH)2↓ 可溶性铁盐与碱反应： Fe3＋＋3OH－= Fe(OH)3↓ 转化 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O = 4Fe(OH)3 考点应用 2、 一、“铁三角”及其重要应用 1、“铁三角”中的转关系 2、重要应用 （1） 判断离子共存： Fe2+与NO3-(H+)、ClO-、MnO4-(H+)，Fe3+与S2-、I-、HS-、SO32-在溶液中因发生氧化还原反应而不能大量共存。 （2）除杂方法（括号内为杂质） ①Fe2+（Fe3+）：加过量铁粉过滤； ②FeCl3（FeCl2）：加氯水或H2O2； ③FeCl2（CuCl2）：加过量铁粉过滤； ④Fe（Al）、Fe2O3（Al2O3、SiO2）：加过量强碱溶液过滤。 （3）盐溶液的保存： ①含Fe2+的溶液：加入少量铁粉（或铁钉、铁屑），防止Fe2+被氧化；加入少量相应的酸，防止Fe2+水解[Fe(NO3)2例外]。 ②含Fe3+的溶液：加入少量相应的酸，防止Fe3+水解。 注意： （1） Fe3+既具有较强的氧化性又易水解，当遇到还原性离子（如I-、S2-、SO32-）时，优先考虑氧化还原反应。 （2） Fe2+主要表现为还原性，Fe2+与NO3-可共存，但在存在H+时不共存。 二、Fe3+和Fe2+的检验方法 鉴别方法 Fe2+ Fe3+ 直接观色 浅绿色 棕黄色 利用显色反应 与KSCN溶液 无现象 显红色 利用Fe3+的氧化性 与铜片 无现象 Cu溶解，溶液变为蓝色 与KI—淀粉溶液 无现象 溶液变蓝 利用Fe2+的还原性 与溴水 溴水褪色 无现象 与酸性KMnO4溶液 紫色褪去 无现象 利用沉淀反应 Fe2＋＋2OH－= Fe(OH)2↓ 白色→灰绿色→红褐色 Fe3＋＋3OH－= Fe(OH)3↓红褐色沉淀 注意： （1） 检验Fe2＋时不能先加氯水后加KSCN溶液；当溶液的浓度较稀时，利用观察法或加NaOH溶液的方法都不宜检验Fe2＋和Fe3＋的存在。 （2） 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。 第三章 第三节 铝及其重要化合物 知识点总结 一、铝的性质及用途 1、铝的物理性质及用途 物理性质 状态 色泽 密度 熔点 沸点 硬度 导电、导热性 延展性 固态 银白色 2.7g/cm-3 660.4℃ 2467℃ 较软 很好 良好 用途 纯铝用作导线，铝合金用于制备汽车、飞机、生活用品等 2、铝的化学性质AlO2-+H2 钝化 氧化性酸 酸 强碱 ① 非金属 单质 ④ O2 Al2O3 ③ 非氧化性酸 Al3++氧化物 Cl2 Al AlCl3 Al3++H2 ⑤ Fe2O3 ② Fe+Al2O3 学科网（北京）股份有限公司 写出图中有关反应的化学方程式或离子方程式：常温 形成致密的氧化膜O2 ① Al 加热或点燃 4Al+3O22Al2O3 ② 2Al+3Cl22AlCl3 氧化性酸 遇冷的浓硫酸或浓硝酸钝化 加热可反应，但不产生H2③ Al 酸 非氧化性酸 2Al＋6H＋=2Al3＋＋3H2↑ ④2Al＋2OH－＋2H2O=2AlO2－＋3H2↑ ⑤Fe2O3+2Al 2Fe+Al2O3 二、铝的重要化合物的主要性质 1、氧化铝 （1）化学性质（用离子方程式表示）与HCl反应 Al2O3＋6H＋=2Al3＋＋3H2O↑ Al2O3＋2OH－=2AlO2－＋H2O 与NaOH反应 两性 氧化物 （2） 用途：熔点很高，是一种比较好的耐火材料，还可制作各种宝石。 2、 氢氧化铝 （1） 化学性质Al3+ ①强酸 AlO2-+ ②强碱 受热分解 ③ Al(OH)3 Al2O3 写出图中有关反应的化学方程式或离子方程式： ①Al(OH)3＋3H＋=Al3＋＋3H2O ②Al(OH)3＋OH－= AlO2－＋2H2O ③2Al(OH)3 Al2O3＋3H2O （2） 制备： ①向铝盐中加入NH3·H2O，离子方程式为 Al3＋＋3NH3· H2O = Al(OH)3↓＋3NH4＋； ②向偏铝酸盐中通入足量CO2，离子方程式为 AlO2－＋2H2O＋CO2=Al(OH)3↓＋HCO3－。 3、 明矾净水原理 明矾的化学式为KAl(SO4)2·12H2O，其净水原理涉及的离子方程式表示为Al3＋＋3H2O=Al(OH)3(胶体)+3H+。 考点应用 3、 一、铝及其化合物的转化关系及应用 1、Al3＋、AlO2－、Al(OH)3的转化关系4OH- OH- 3OH- Al3＋ Al(OH)3 AlO2－H+ 3H+ 4H+ 2、可溶性铝盐与强碱（如NaOH溶液）反应，铝元素的存在形式 Al(OH)3 AlO2－ Al3＋Al(OH)3＋ AlO2－ 4 AlO2－ 3 Al(OH)3＋ 0 Al3＋ 3、 应用 （1）判断离子共存问题：Al3＋与OH-及AlO2－、CO32－、S2-等弱酸根阴离子或AlO2－与H+、HCO3－以及弱碱阳离子Al3＋、Fe3＋等因生成沉淀或发生水解相互促进反应而不能大量共存。 （2） 鉴别（利用滴加顺序不同，现象不同）： ①向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液，先产生白色沉淀，后沉淀溶解。 ②向NaOH溶液中滴加AlCl3溶液，开始无明显现象，后产生白色沉淀，沉淀不溶解。 （3） 分离提纯： ①利用Al能溶于强碱溶液，分离Al与其他金属的混合物。 ②利用Al2O3能与强碱溶液反应，分离Al2O3与其他金属氧化物。 ③利用Al(OH)3能与强碱溶液反应，分离Al3＋与其他金属阳离子。 注意： （1）制取Al(OH)3，一般不用强酸或强碱溶液，因为强酸、强碱能溶解生成的Al(OH)3，而又无法控制酸碱的用量，一般使用氨水或CO2制取。 （2）AlO2－与HCO3－不能大量共存，原因是AlO2－能与HCO3－电离出的H+发生反应： AlO2－+HCO3－+H2O=Al(OH)3↓＋CO32－ （3） 往NaAlO2溶液中通入少量CO2得正盐（CO32－），通入足量得酸式盐（HCO3－）。 （4） 溶液中有多种离子，要考虑离子间的反应顺序，如向含有H+、NH4＋、Mg2+、Al3＋的混合溶液中逐滴加入NaOH溶液，NaOH先与H+反应，再与Mg2+、Al3＋反应生成沉淀，再与NH4＋反应，最后才溶解Al(OH)3沉淀。一般是按生成水、沉淀、气体的顺序反应。 二、有关氢氧化铝的图像分析 类别 图像 实验现象 向含1molAlCl3溶液中滴加氨水 开始产生沉淀，到NH3·H2O的量为3mol时，沉淀不再增加 向含1molAlCl3溶液中滴加NaOH溶液 开始产生沉淀，到NaOH的量为3mol时沉淀量最大，到NaOH的量为4mol时，沉淀完全溶解 向酸化的AlCl3溶液（即Al3+、H+各1mol）中滴加NaOH溶液 NaOH的量为1mol时开始沉淀，NaOH的量为4mol时沉淀开始溶解，NaOH的量为5mol时，沉淀完全溶解 向各1molMgCl2、AlCl3混合溶液中滴加NaOH溶液 开始产生沉淀，NaOH的量为5mol时沉淀开始溶解，NaOH的量为6mol时，沉淀不再溶解。剩余量和溶解的量相等 向含12molNaOH溶液中滴加AlCl3溶液 开始无沉淀生成，到AlCl3的量为3mol时开始沉淀，AlCl3的量为4mol时沉淀量不再变化 向含1molNaAlO2溶液中滴加盐酸 开始生成沉淀，到HCl的量为1mol时，沉淀量最大，后逐渐溶解，到HCl的量为4mol时，完全溶解 向含有NaOH和NaAlO2各1mol的溶液（即OH-、AlO2-各1mol）中滴加盐酸 到HCl的量为1mol时开始沉淀，HCl的量为2mol时沉淀量最大，后溶解，HCl的量为5mol时溶解完全 向含4mol盐酸中滴加NaAlO2溶液 到NaAlO2的量为1mol时开始沉淀，到NaAlO2的量为4mol时，沉淀不再变化 3、 铝与酸或碱反应生成H2的量的关系 1、 原理 2Al＋6HCl=2AlCl3＋3H2↑ 2Al＋2NaOH＋2H2O=2NaAlO2＋3H2↑ 2Al——6HCl——3H2↑——6e- 2Al——2NaOH——3H2↑——6e- 2、规律 （1）等量铝分别于足量盐酸和氢氧化钠溶液反应，产生氢气的体积比为 （2）足量的铝与等物质的量的盐酸和氢氧化钠溶液反应，产生氢气的体积比为 （3）一定量的铝分别和一定量的盐酸和氢氧化钠溶液反应，若产生氢气的体积比为，则必定为： ①铝与盐酸反应时，铝过量而盐酸不足。 ②铝与氢氧化钠溶液反应时，铝不足而氢氧化钠溶液过量。 注意： （1） 铝与硝酸反应时生成的是NOx而不是H2。 （2） 1molAl不论和H+还是和OH-完全反应均生成3g（1.5mol）H2。 （3） 1molAl和H+完全反应消耗3molH+，而1molAl和OH-完全反应消耗1molOH-。 第三章 第四节 用途广泛的金属材料 开发利用金属矿物 知识点总结 3、 学科网（北京）股份有限公司 一、合金及常见的金属材料 1、合金 （1） 合金： ①形成：是由两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合而成的。 ②性质特点：具有金属特性。 （2） 性能： ①熔点：一般比它的各成分金属的低。 ②硬度和强度：一般比它的各成分金属的大。 如生铁的熔点比纯铁的熔点低。 2、 常见的金属材料 （1） 钢铁： 低碳钢：韧性、焊接性好，强度低 碳素钢——中碳钢：强度高，韧性及加工性好 钢 高碳钢：硬而脆，热处理后弹性好 合金钢：具有各种不同的优良性能，用于制不锈钢及各种特种钢 （2） 硅铝合金 种类——镁铝合金 铝合金 硬铝 特性：密度小，强度高，塑性好，易与加工 用途：建筑、容器包装、交通运输等 （3）铜合金：我国使用最早的铜合金是青铜，常见的铜合金还有黄铜和白铜。 二、金属矿物的开发利用 1、金属在自然界中的存在形态 （1）在自然界中绝大多数金属以化合态的形式存在。 （2）少数化学性质稳定的金属存在游离态。 2、金属的冶炼 （1）实质：把金属从化合态还原为游离态。 （2）方法：根据金属的活动性不同，金属冶炼的方法为电解法、热还原法、热分解法和富集法等。 写出下列几种金属的冶炼方法： 钠：电解法，铁：热还原法，锌：热还原法， 银：热分解法，铝：电解法。 三、金属铜及其重要化合物的主要性质及应用 1、单质铜的化学性质氧化性酸 O2 CuO Cu2+非金属单质 Cu Cl2 CuCl2 Cu2+部分盐溶液 （1） 与非金属的反应（写出化学方程式）： ①与O2反应 加热：2Cu+O22CuO 常温下在潮湿的空气中：2Cu+O2+H2O+CO2=Cu2(OH)2CO3。 ②与Cl2反应：Cu+Cl2CuCl2（棕黄色烟）。 （2） 与氧化性酸反应（写出相应的化学方程式）： ①与非氧化性酸：不反应。 ②与氧化性酸反应 与浓硫酸的反应： 2H2SO4(浓)+CuCuSO4+SO2↑+2H2O。 与浓硝酸的反应： 4HNO3(浓)+Cu＝Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O。 与稀硝酸的反应： 8HNO3（稀）+3Cu＝3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O。 （3） 与盐溶液的反应（用离子方程式表示）： 与硝酸银溶液的反应：Cu+2Ag+=Cu2++2Ag。 与氯化铁溶液的反应：2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+。 2、 铜的化合物的主要性质 （1） 氧化铜和氢氧化铜： 物质 氧化铜 氢氧化铜 化学式 CuO Cu(OH)2 状态 不溶于水的黑色固体（粉末） 不溶于水的蓝色固体 化学性质 CuO+2H+=Cu2++H2O CuO+H2Cu+H2O CuO+COCu+CO2 Cu(OH)2+2H+=Cu2++2H2O Cu(OH)2CuO+H2O （2）硫酸铜： ①CuSO4·5H2O为蓝色晶体，俗称蓝矾或胆矾，受热易分解为白色粉末CuSO4和水。 ②无水CuSO4遇水变蓝色（生成CuSO4·5H2O），可作为水的检验试剂。 ③CuSO4与石灰乳的混合溶液即为无机农药波尔多液，是一种良好的杀菌剂，可以用来防治多种作物的病虫害。 考点应用 4、 一、金属的冶炼方法 金属活动性顺序 K、Ca、Na、Mg、Al Zn、Fe、Sn、Pb(H)、Cu Hg、Ag 冶炼方法 电解法 热还原法 热分解法 1、 热分解法 对活泼性较弱的金属，用加热分解其氧化物的方法冶炼，如2HgO2Hg+O2↑ 2Ag2O4Ag+O2↑ 2、电解法 对于一些非常活泼的金属，用电解法冶炼， 如：MgCl2（熔融） Mg+Cl2↑ 2Al2O3（熔融） 4Al+3O2↑ 3、热还原法 对于大多数活泼性较强的金属，采用还原剂还原的方法冶炼，如： H2还原WO3:WO3+3H2 W+3H2O Al还原Cr2O3：Cr2O3+2Al 2Cr+Al2O3 CO还原Fe2O3：Fe2O3+3CO 2Fe+3CO2 4、 铝热反应 （1） 原理：高温下铝将金属氧化物中的金属还原出来。 （2） 实验装置：如图所示。 （3） 实验现象： ①镁条剧烈燃烧，放出一定的热量，使氧化铁粉末和铝粉在较高温度下发生剧烈的反应。 ②反应放出大量的热，并发出耀眼的强光。 ③纸漏斗的下部被烧穿，有熔融物落入沙中。 ④待熔融物冷却后，除去外层熔渣，仔细观察，可以发现落下的是铁珠。 （4） 铝热反应的应用： ①该反应为放热反应，铝在高温下还原出了单质铁，在冶炼工业上也常用这一原理制取熔点较高的金属，如铬、锰等，3MnO2+4Al 3Mn+2Al2O3。 ②该反应原理可以应用在生产上，如焊接钢轨等。 注意： （1） 电解法冶炼金属使用的是熔融的金属盐或金属氧化物，而不是盐溶液。钠、镁的冶炼是电解熔融的NaCl、MgCl2，铝的冶炼是电解加了冰晶石的熔融Al2O3，而不是电解AlCl3，原因是AlCl3是共价化合物，熔融状态不导电。 （2） 铜除了用热还原法冶炼外，还可以用湿法炼铜或用电解法进行冶炼。 1 学科网（北京）股份有限公司 $