一、 鈉及其化合物的性質

1.鈉與空氣反應

①鈉在空氣中緩慢氧化：4Na O2==2Na2O ②鈉在空氣中燃燒：2Na O2△(=====)Na2O2

1摩爾金屬鈉與氧氣充分反應，轉移電子1摩爾

2.鈉與水反應

2Na 2H2O=2NaOH H2↑ （反應物系數為2）

現象：①鈉浮在水面上；②熔化為銀白色小球；③在水面上四處遊動；④伴有嗞嗞響聲；⑤滴有酚酞的水變紅色。(浮溶遊響紅)

鈉與酸反應：先酸後水

鈉與堿反應：與水

鈉與鹽反應：先水後鹽

任何溶液中都有氣體，若是飽和溶液或難溶物，還有沉澱

過氧化鈉Na2O2

氧化物

Na2O

Na2O2

氧元素的化合價

―2

―1

生成條件

常溫

加熱

顔色、狀态

白色固體

淡黃色粉末

與H2O的反應

Na2O H2O=2NaOH

2Na2O2 2H2O=4NaOH O2↑

與CO2的反應

Na2O CO2= Na2CO3

2Na2O2 2CO2=2Na2CO3 O2↑

與酸的反應

Na2O 2HCl=2NaCl H2O

2Na2O2 4HCl=4NaCl 2H2O O2↑

熱穩定性

不穩定，易被氧化成Na2O2

較穩定

漂白作用

無

有

1.過氧化鈉與水反應：2Na2O2 2H2O=4NaOH O2↑（反應物系數為2）

2.過氧化鈉與二氧化碳反應：2Na2O2 2CO2=2Na2CO3 O2 （反應物系數為2）

Xg氫氣與一氧化碳氣體混合氣體，充分燃燒後通入過氧化鈉，增重Xg

碳酸鈉和碳酸氫鈉NaHCO3和Na2CO3

Na2CO3和NaHCO3比較

碳酸鈉

碳酸氫鈉

俗名

純堿或者蘇打

小蘇打

色态

白色晶體

細小白色晶體

水溶性

易溶于水，溶液呈堿性使酚酞變紅

易溶于水（但比Na2CO3溶解度小）溶液呈堿性（酚酞變淺紅）

熱穩定性

較穩定，受熱難分解

受熱易分解

2NaHCO3 == Na2CO3＋CO2↑＋H2O

與酸反應

CO32－ ＋ H＋= HCO3－

HCO3－＋ H＋ = CO2↑＋H2O

相同條件下放出CO2的速度NaHCO3比Na2CO3快

與堿反應

Na2CO3＋Ca(OH)2= CaCO3↓＋2NaOH CO32－與金屬陽離子的複分解反應

NaHCO3＋NaOH =Na2CO3＋H2O

HCO3－ ＋OH－= H2O＋CO32－

與H2O和CO2

Na2CO3＋CO2＋H2O =2NaHCO3

CO32－＋H2O＋CO2 =H CO3－

不反應

1.在碳酸鈉溶液中滴加稀鹽酸：Na2CO3 HCl = NaCl NaHCO3 NaHCO3 HCl = NaCl H2O CO2↑（過一會有氣泡）

在碳酸氫鈉中加入稀鹽酸：NaHCO3 HCl = NaCl H2O CO2↑（迅速産生大量氣體）

在鹽酸中加入碳酸鈉溶液：Na2CO3 2HCl = 2NaCl H2O CO2↑（産生大量氣體 較慢）

2.在碳酸鈉溶液中通入二氧化碳：Na2CO3 CO2 H2O=2NaHCO3

3.碳酸氫鈉受熱分解：2NaHCO3△(=====)Na2CO3 H2O CO2↑

4.氫氧化鈉與碳酸氫鈉反應：NaOH NaHCO3=Na2CO3 H2O

鑒别碳酸鈉與碳酸氫鈉的物質可以是酸、鹽，不能為堿

二、 氯及其化合物的性質

1、液氯、新制的氯水和久置的氯水比較

2、Cl2的用途：①自來水殺菌消毒Cl2＋H2O == HCl＋HClO 2HClO ===(光照) 2HCl＋O2 ↑ 其中次氯酸HClO有強氧化性和漂泊性，起消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不穩定，光照或加熱分解，因此久置氯水會失效。

②制漂白液、漂白粉和漂粉精

制漂白液： Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O ，其有效成分NaClO比HClO穩定多,可長期存放

制漂白粉(有效氯35％)和漂粉精(充分反應有效氯70％) ： 2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O

3、氯氣的性質

2Na Cl2點燃(=====)2NaCl（ 白煙）H2 Cl2點燃(=====)2HCl （白霧）磷在氯氣中燃燒（白色煙霧）

4.氯氣與氫氧化鈉的反應Cl2 2NaOH=NaCl NaClO H2O（氯氣的尾氣處理）

5.制取漂白粉（氯氣能通入石灰漿）2Cl2 2Ca(OH)2=CaCl2 Ca（ClO）2 2H2O CaCl2和Ca（ClO）2叫漂白粉

漂白粉在空氣中變質：Ca(ClO)2 CO2 H2O=CaCO3↓ 2HClO

三、 以物質的量為中心的物理量關系

1.物理量-物質的量 單位-摩爾（mol）

①n= N/NA N代表微粒個數 NA阿伏加德羅常數 NA≈6.02×1023 mol-1

2.物質的摩爾質量M

②n= m/M

M代表物質質量 M為摩爾質量，數值上等于該物質的相對原子質量或相對分子質量，單位g•mol-1

3.氣體的摩爾體積Vm

③n=V/Vm V為氣體體積，單位是升（L） Vm是氣體摩爾體積，标準狀況下，1 mol氣體為22.4 L

Vm溫度、壓強一定時為定值，Vm單位為L •mol -1阿伏伽德羅定律：在相同的溫度和壓強下，相同體積的任何氣體都含有相同數目的分子。所以又叫四同定律，也叫五同定律（五同指同溫、同壓、同體積、同分子個數、同物質的量）

推論：定律

（1）同溫同壓下，V1/V2=n1/n2

（2）同溫同體積時，p1/p2=n1/n2=N1/N2

（3）同溫同壓等質量時，V1/V2=M2/M1

4.溶液中溶質的物質的量濃度c

④n=cV C為溶液中溶質的物質的量濃度，單位為mol• L -1 V為溶液體積，單位是升（L）

5．一定物質的量濃度溶液的配制及誤差分析

　　（1）容量瓶是配制一定物質的量濃度溶液的儀器，其常用規格有50 mL、100 mL、250 mL、500 mL、1000 mL等，使用時一定要注意其規格，如500 mL容量瓶。并且使用前一定要檢查其是否漏水。

　　（2）配制步驟，所用儀器及注意事項

配制步驟

使用儀器

注意事項

計算

——

固體求溶質質量，液體求其體積。

稱量

托盤天平或量筒

天平的精确度為0.1 g，量筒的精确度為0.1 mL，量筒量取液體後不需要洗滌。

溶解／稀釋

燒杯、玻璃棒

溶解要在小燒杯中，切不可在容量瓶中直接溶解。

冷卻

——

将液體恢複到室溫（20℃）

轉移

Xml容量瓶

轉移時要用玻璃棒引流，以防液體濺失

洗滌

——

洗燒杯和玻璃棒2—3次，并将洗滌液轉入容量瓶

振蕩

——

使溶液充分混合

定容

膠頭滴管

加水至刻度線1—2 cm時，用膠頭滴管滴加，并使視線、刻度線、凹液面相切。

搖勻

——

兩手握住容量瓶，上下颠倒搖勻。

裝瓶貼簽

試劑瓶

容量瓶不能用于長期貯存溶液。

　　（3）誤差分析

由公式知，凡是溶質的物質的量減少或使溶液體積增大的操作，都會使c偏低，反之偏高。

四、物質的分類

2、氧化物的分類

(1)酸性氧化物：和堿反應隻能生成鹽和水的氧化物，酸性氧化物又稱酸酐

如：CO2是碳酸的酸酐，SO3是硫酸的酸酐

(2)堿性氧化物：和酸反應隻能生成鹽和水的氧化物

例：CaO、Fe2O3均是堿性氧化物

①堿性氧化物一定是金屬氧化物，但金屬氧化物不一定是堿性氧化物。如：Mn2O7為酸性氧化物、Na2O2為過氧化物、KO2為超氧化物

②酸性氧化物不一定是非金屬氧化物，如Mn2O7；非金屬氧化物也不一定是酸性氧化物。如：CO、NO等

③酸性氧化物、堿性氧化物不一定都能與水反應生成相應的酸堿。如：SiO2、CuO

④NO、CO是不成鹽氧化物．它們既不和酸反應又不和堿反應

3、酸的分類

4、堿的分類

5、鹽的分類

(1)鹽的概念：電離時生成的陽離子是金屬離子或(NH4＋)，陰離子是酸根離子的化合物

(2)鹽的分類：鹽可分正鹽、酸式鹽、堿式鹽

①正鹽：電離時生成的陽離子是金屬離子(NH4＋)，陰離子是酸根離子的鹽。如：Na2SO4、NH4NO3

②酸式鹽：電離時生成的陽離子除金屬離子(NH4＋)外還有H＋，陰離子是酸根離子的鹽。如：NaHSO4、NaHCO3

③堿式鹽：電離時生成的陽離子是金屬離子(NH4＋)，陰離子除酸根外還有OH－的鹽

如：Cu2(OH)2CO3 (堿式碳酸銅)

6、化合物的分類

五、 膠體

1．膠體區别于其他分散系的本質特征是分散質顆粒直徑大小(1～100 nm)。2．常見膠體

Fe(OH)3膠體、Al(OH)3膠體、血液、豆漿、澱粉溶液、蛋白質溶液、有色玻璃、墨水等。3．Fe(OH)3膠體的制備方法

将飽和FeCl3溶液滴入沸水中，繼續加熱至體系呈紅褐色，停止加熱，得Fe(OH)3膠體。4．膠體的提純：滲析法

膠體的提純：滲析（用半透膜）；膠體與濁液的分離：過濾（濾紙）5．區分膠體和其他分散系的最簡便方法是利用丁達爾效應。6．膠體的應用：

①鹽鹵點豆腐

②肥皂的制取分離

③明礬、Fe2(SO4)3溶液淨水

④FeCl3溶液用于傷口止血

⑤江河入海口形成的沙洲

⑥冶金廠大量煙塵用高壓電除去

⑦土壤膠體中離子的吸附和交換過程，保肥作用;

⑧納米技術與膠體

六、 電解質和非電解質

1.電解質定義：

①條件：水溶液或熔融狀态；②性質：能否導電；③物質類别：化合物。

2.強電解質：強酸、強堿、大多數鹽；

弱電解質：弱酸、弱堿、水等。

3.離子方程式的書寫：

① 寫：寫出化學方程式

② 拆：将易溶、易電離的物質改寫成離子形式，其它以化學式形式出現。

下列情況不拆：難溶物質、難電離物質（弱酸、弱堿、水等）、氧化物、HCO3-等。

③ 删：将反應前後沒有變化的離子符号删去。

④ 查：檢查元素是否守恒、電荷是否守恒。

4.離子反應、離子共存問題：下列離子不能共存在同一溶液中：

① 生成難溶物質的離子：如Ba2 與SO42-；Ag 與Cl-等

② 生成氣體或易揮發物質：如H 與CO32-、HCO3-、SO32-、S2-等；OH-與NH4 等。

③ 生成難電離的物質（弱電解質）

④ 發生氧化還原反應：如：MnO4-與I-；H 、NO3-與Fe2 等

5．常見離子的檢驗方法：一般來講，陽離子的檢驗需選擇合适的陰離子，陰離子的檢驗需選擇合适的陽離子，并要求具有特别的明顯現象。這就需要選擇合适的檢驗試劑及其添加順序，以避免幹擾離子的幹擾。

（1）Na ：焰色反應：火焰顔色呈黃色。

（2）K ：焰色反應：火焰顔色呈紫色（透過藍色钴玻璃）。

（5）SO42－檢驗：① 加稀鹽酸，無變化 ② 加入BaCl2溶液，有白色沉澱生成 Ba2 SO42－ == BaSO4↓

（6）Cl-檢驗：①加入AgNO3溶液，産生白色沉澱 ②加入稀硝酸，沉澱不溶解。 Ag Cl- == AgCl ↓

（8）CO32－檢驗：①加入酸，生成無色無味氣體 ②将氣體通入澄清石灰水中，石灰水變渾濁。

CO32－ 2H == H2O CO2↑ Ca2 2OH- CO2 == CaCO3↓ H2O

【歸納總結】

鉀、鈉、铵鹽、硝酸鹽都易溶；

硫酸鹽不溶鉛和鋇；鹽酸鹽不溶銀亞汞；

微溶物有四種；強堿都易溶，Ca(OH)2是微溶。

【說明】

(1)四種微溶物是指Ag2SO4、CaSO4、MgCO3、Ca(OH)2。

(2)AgCl、AgBr、AgI、BaSO4及微溶的CaSO4、Ag2SO4都難溶于稀強酸。

其它知識

1、 固體顔色： 淡黃色固體： Na2O2 , S

2、 顔色反應： Na元素：黃色； K元素：紫色（透過藍色钴玻璃）

3、 沉澱顔色：Mg(OH)2 白色；Fe(OH)2 白色； Fe(OH)3 紅褐色； Cu(OH)2藍色

4、 離子溶液顔色：Fe2 淺綠色；Fe3 黃色；Cu2 藍色

5、 氣體顔色：NO2 紅棕色；Cl2 黃綠色

6、 Al 、Fe在冷的濃H2SO4、濃HNO3中發生鈍化。

7、 漂白性物質：SO2 （化合漂白，暫時性）；

新制氯水、Ca(ClO)2、HClO、O3 (氧化漂白，永久性)

8、常見不能大量共存的離子：

OH- 與NH4 、Al3 、Fe2 、Fe3 、Cu2 、Mg2 、Ca2 ；

H 與CO32-、HCO3-、SO32-、SiO32-、ClO-

Ag 與Cl- ； Ba2 與 SO42- 、CO32-； Ca2 與 SO42- CO32-、CO32-

七、氧化還原反應

與四種基本反應類型的關系：

（1） 氧化還原反應定義：有電子發生轉移的化學反應。

（2） 實質：電子發生轉移

物質所含元素化合價升高的反應是氧化反應；

物質所含元素化合價降低的反應是還原反應。

（3） 判斷依據：元素化合價發生變化

（4） 氧化還原反應中概念及其相互關系如下：

還原劑（有還原性）——失去電子——化合價升高——被氧化（發生氧化反應）——氧化産物。記做：升失氧

氧化劑（有氧化性）——得到電子——化合價降低——被還原（發生還原反應）—— 還原産物。記做：降得還

（5） 氧化還原反應中電子轉移的表示方法 ：

雙線橋法表示電子轉移的方向和數目

注意：a.“e-”表示電子。

b.雙線橋法表示時箭頭從反應物指向生成物，箭頭起止為同一種元素， 應标出“得”與“失”及得失電子的總數。

c．失去電子的反應物是還原劑，得到電子的反應物是氧化劑

d．失去電子的物質被氧化，被氧化得到的産物是氧化産物，具有氧化性。

e．得到電子的物質被還原，被還原得到的産物是還原産物，具有還原性。

單線橋法表示電子轉移的方向和數目

2e-

2Na Cl2=點燃=== 2NaCl

注意：a. “e-”表示電子。

b. 用一條帶箭頭的曲線從失去電子的元素指向得到電子的元素，并在“橋”上标出轉移的電子數。

（2）氧化性、還原性強弱的判斷

氧化性反映的是得電子能力的強弱；還原性反映的是失電子能力的強弱。

１）通過氧化還原反應比較：氧化劑 還原劑 → 氧化産物 ＋ 還原産物

氧化性：氧化劑 > 氧化産物

還原性：還原劑 > 還原産物

2）從元素化合價考慮：

最高價态——隻有氧化性，如 Fe3 、H2SO4、KMnO4 等；

中間價态——既具有氧化性又有還原性，如 Fe2 、S、Cl2 等；

最低價态——隻有還原性，如金屬單質、Cl-、S2-等。

3）根據其活潑性判斷：

①根據金屬活潑性：

②根據非金屬活潑性:

4） 根據元素周期律進行比較：

一般地,氧化性:上>下,右>左;還原性:下>上,左>右.

5）根據反應條件進行判斷：

不同氧化劑氧化同一還原劑，所需反應條件越低，表明氧化劑的氧化劑越強；不同還原劑還原同一氧化劑，所需反應條件越低，表明還原劑的還原性越強。

如：2KMnO4 16HCl (濃) = 2KCl 2MnCl2 5Cl2↑ 8H2O

MnO2 4HCl(濃) =△ = MnCl2 Cl2↑ 2H2O

前者常溫下反應，後者微熱條件下反應，故物質氧化性：KMnO4 > MnO2

5) 通過與同一物質反應的産物比較：

如：2Fe 3Cl2 = 2FeCl3， Fe S = FeS 可得氧化性 Cl2 > S

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