化学人教新版必修一笔记..doc

高一化学必修1笔记
第一章 从实验学化学
第一节 化学实验基本方法
一、熟悉化学实验基本操作
1、药品的称量（或量取）方法
⑴托盘天平的使用方法
①★托盘天平只能称准到0.1克。
②称量前先调零；称量时，左物右码
③被称量物不能直接放在托盘天平的托盘上，应在两个托盘上各放一张相同质量的纸，然后把药品放在纸上称量。
④★ 易潮解或具有腐蚀性的药品，如NaOH必须放在玻璃器皿上（如：小烧杯、表面皿）里称量。
⑵量筒的使用方法
① 量取已知体积的溶液时，应选比已知体积稍大的量筒。如，量取80ml稀硫酸溶液，选用100ml的量筒。
② ★读数时，视线应与凹液面最低点水平相切。俯视读数偏大，仰视读数偏小。
2、实验室一般事故的处理方法
意外事故
处理方法
★金属Na，K起火
用沙子盖灭，不能用水、CO2灭火器，不能用CCl4灭火器
浓碱沾到皮肤上
大量水冲，再涂硼酸
★浓H2SO4沾到皮肤上
用干布擦，再用大量水冲，然后涂上3%~5%的NaHCO3溶液
不慎将酸溅到眼中
应立即用水冲洗，边洗边眨眼睛
温度计水银球不慎碰破
为防止汞蒸气中毒，应用S粉覆盖
3、常见危险化学品及其标志
如：酒精、汽油——易然液体如：浓H2SO4、NaOH（酸碱）
3. 掌握正确的操作方法。例如，掌握仪器和药品的使用、加热方法、气体收集方法等。
直接加热：试管 坩埚 蒸发皿 加石棉网：烧杯 烧瓶 锥形瓶
二、混合物的分离和提纯：
1、分离的方法：①过滤：②蒸发：③蒸馏；④分液；⑤萃取
⑴过滤：将不溶于某溶液的固体和液体组成的混合物分离的操作。
注意事项
一贴：滤纸紧贴漏斗的内壁
二低：纸边低于漏斗边；液面低于滤纸边
三靠：杯靠棒；棒靠纸；颈靠壁
⑵蒸发 蒸发是将溶液浓缩、溶剂气化或溶质以晶体析出的方法。
注意事项：
①蒸发过程中用玻璃杯不断搅拌，防止局部温度过高造成液滴飞溅；
②当蒸发皿中出现较多固体时，停止加热，利用余热将液体蒸干，
防止形成的晶体飞溅。
（3） 蒸馏 蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法
（4） 注意事项：
①加热烧瓶要垫上石棉网；
②温度计的水银球应位于蒸馏烧瓶的支管口处；
③ 加碎瓷片的目的是防止暴沸；
④ 冷凝水由下口进，上口出。
⑷萃取、分液
分液是把两种互不相溶、密度也不相同的液体分离开的方法。萃取是利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法。选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶；对溶质的溶解度要远大于原溶剂，并且溶剂易挥发。
注意事项：
①用前查漏； ②加入萃取剂后先倒转用力震荡，再静置；
③“上上，下下”原则倒出两层液体，即：下层液体从下口放出，上层液体从上口倒出。
萃取剂选取原则：
①与原溶剂互不相容 ②溶解能力大于原溶剂；如：用四氯化碳萃取碘水中的碘。
③不与被萃取物质反应
2、粗盐的提纯：
（1）粗盐的成分：主要是NaCl，还含有MgCl2、CaCl2、Na2SO4、泥沙等杂质
（2）步骤：
1.溶解 用托盘天平称取5克粗盐（精确到0.1克）．用量筒量取10毫升水倒入烧杯里．用药匙取一匙粗盐加入水中，观察发生的现象．用玻璃棒搅拌，并观察发生的现象（玻璃棒的搅拌对粗盐的溶解起什么作用？搅拌，加速溶解）．接着再加入粗盐，边加边用玻璃棒搅拌，一直加到粗盐不再溶解时为止．观察溶液是否浑浊．
　　　2.过滤 将滤纸折叠后用水润湿使其紧贴漏斗内壁并使滤纸上沿低于漏斗口,溶液液面低于滤纸上沿，倾倒液体的烧杯口要紧靠玻璃棒，玻璃棒的末端紧靠有三层滤纸的一边，漏斗末端紧靠承接滤液的烧杯的内壁。慢慢倾倒液体，待滤纸内无水时，仔细观察滤纸上的剩余物及滤液的颜色．滤液仍浑浊时，应该再过滤一次．
　　如果经两次过滤滤液仍浑浊，则应检查实验装置并分析原因，例如，滤纸破损，过滤时漏斗里的液面高于滤纸边缘，仪器不干净等．找出原因后，要重新操作．
3.蒸发 把得到的澄清滤液倒入蒸发皿．把蒸发皿放在铁架台的铁圈上，用酒精灯加热
同时用玻璃棒不断搅拌滤液（晶体析出时，防止固体飞溅）．
等到蒸发皿中出现较多量固体时，停止加热．利用蒸发皿的余热使滤液蒸干．
4.用玻璃棒把固体转移到纸上，称量后，回收到教师指定的容器．比较提纯前后食盐的状态并计算精盐的产率．
5.粗盐中含有Mg2+、Ca2+、SO42-
除渣加试剂顺序1.BaCl2→NaOH →Na2CO3 过滤→HCl
2. BaCl2→ Na2CO3 → NaOH过滤 →HCl
3. NaOH →BaCl2→ Na2CO3 过滤→HCl
★加试剂顺序关键：（ⅰ）Na2CO3在BaCl2之后；（ⅱ）盐酸放最后。
三、离子的检验：
检验
离子
实验方法
实验现象和离子方程式
Cl-
加AgNO3溶液有白色沉淀生成，再加稀硝酸沉淀不溶解
Ag＋＋Cl－＝AgCl↓
SO42-
先加稀盐酸，再加BaCl2溶液生成白色沉淀，且加稀硝酸沉淀不溶解。
Ba2＋＋SO42－＝BaSO4↓
CO32-
加稀盐酸，沉淀溶解，并生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的气体

第二节 化学计量在实验中的应用
1、物质的量（n）是国际单位制中7个基本物理量之一。
2、五个新的化学符号：
概念、符号
定义
注 意 事 项
物质的量：
n

衡量一定数目粒子集体的物理量
①摩尔(mol)是物质的量的单位，只能用来衡量微观粒子：原子、分子、离子、原子团、电子、质子、中子等。
②用物质的量表示微粒时，要指明粒子的种类。
阿伏加德罗常数：
NA
1mol任何物质所含粒子数。
NA有单位：mol－1或 /mol，读作每摩尔，
NA≈6.02×1023mol－1。
摩尔质量：
M
单位物质的量物质所具有的质量
①一种物质的摩尔质量以g/mol为单位时，在数值上与其相对原子或相对分子质量相等。
②一种物质的摩尔质量不随其物质的量变化而变
气体摩尔体积：
Vm

单位物质的量气体所具有的体积
①影响气体摩尔体积因素有温度和压强。
②在标准状况下（0℃，101KPa）1mol任何气体所占体积约为22.4L即在标准状况下，Vm≈22.4L/mol
物质的量浓度：
C

单位体积溶液所含某溶质B物质的量。
①公式中的V必须是溶液的体积；将1L水溶解溶质或者气体，溶液体积肯定不是1L。
②某溶质的物质的量浓度不随所取溶液体积多少而变
3、各个量之间的关系：

4、阿伏伽德罗定律及其推论
（1）定律：同T、P下，相同体积的任何气体会有相同数目的粒子。
（2）推论：(依据：PV=nRT，n=m/M，ρ=m/V)
①同T、P下，V1/V2=n1/n2=N1/N2 ②同T、P下，ρ1/ρ2=M1/M2
③同T、V下，P1/P2= n1/n2 ④同T、P、V下，m1/m2= M1/M2
⑤同T、P、m下，V1/V2= M2/M1
5、有关物质的量浓度的相关计算
求稀释或浓缩溶液的物质的量浓度
对同一溶液的稀释或浓缩都存在着稀释或浓缩前后，溶质的物质的量或溶质的质量相等这一关系。
即：C1V1=C2V2或V1ρ1ω1％=V2ρ2ω2％ 式中C为物质的量浓度，V为体积，ρ为溶液密度。ω为质量分数。
求混合溶液的物质的量浓度
C1V1+ C2V2=C总V总 即：混合前后溶质物质的量或质量不变。
质量分数W与物质的量浓度C的关系：C=1000ρW/M（其中ρ单位为g/cm3）
W= S /(100+S)
C=[1000ρ S /(100+S)]/ M
7、一定物质的量浓度溶液的配制
（1）配制使用的仪器：托盘天平(固体溶质)、量筒(液体溶质)、容量瓶（强调：在具体实验时，应写规格，否则错！）、烧杯、玻璃棒、胶头滴管。（2）配制的步骤：①计算溶质的量（若为固体溶质计算所需质量，若为溶液计算所需溶液的体积）②称取（或量取）③溶解（静置冷却）④转移 ⑤洗涤⑥定容⑦摇匀。（如果仪器中有试剂瓶，就要加一个步骤-----装瓶）。
以配制500ml,0.1mol/l碳酸钠溶液为例。
①步骤：
第一步：计算：所需碳酸钠的质量=0.5*0.1*106=5.3克。
第二步：称量：在天平上称量5.3克碳酸钠固体，并将它倒入小烧杯中。
第三步：溶解：在盛有碳酸钠固体的小烧杯中加入适量蒸馏水，用玻璃棒搅拌，使其溶解。
第四步：移液：将溶液沿玻璃棒注入500ml容量瓶中。
第五步：洗涤：用蒸馏水洗烧杯2—3次，并倒入容量瓶中。
第六步：定容：倒水至刻度线1—2cm处改用胶头滴管滴到与凹液面平直。
第七步：摇匀：盖好瓶塞，上下颠倒、摇匀。
第八步：装瓶、贴签
胶头滴管加蒸馏水到溶液的凹液面正好与刻度线相切，这个操作叫做定容。
（6）不能配制任意体积的一定物质的量浓度的溶液，这是因为容量瓶的容积是固定的，没有任意体积规格的容量瓶。
（7）溶液注入容量瓶前需恢复到室温，这是因为容量瓶受热易炸裂，同时溶液温度过高会使容量瓶膨胀影响溶液配制的精确度。
（8）用胶头滴管定容后再振荡，出现液面底于刻度线时不要再加水，这是因为振荡时有少量溶液粘在瓶颈上还没完全回流，故液面暂时低于刻度线，若此时又加水会使所配制溶液的浓度偏低。
（9）如果加水定容时超出了刻度线，不能将超出部分再吸走，须应重新配制。
（10）如果摇匀时不小心洒出几滴，不能再加水至刻度，必须重新配制，这是因为所洒出的几滴溶液中含有溶质，会使所配制溶液的浓度偏低。
（11）溶质溶解后转移至容量瓶时，必须用少量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2—3次，并将洗涤液一并倒入容量瓶，这是因为烧杯及玻璃棒会粘有少量溶质，只有这样才能尽可能地把溶质全部转移到容量瓶中。
（3）误差分析：
可能仪器误差的操作
过程分析
对溶液浓度的影响
m
V
称量NaOH时间过长或用纸片称取
减小
——
偏低
移液前容量瓶内有少量的水
不变
不变
不变
向容量瓶转移液体时少量流出
减小
——
偏低
未洗涤烧杯、玻璃棒或未将洗液转移至容量瓶
减小
——
偏低
未冷却至室温就移液
——
减小
偏高
定容时，水加多后用滴管吸出
减小
——
偏低
定容摇匀时液面下降再加水
——
增大
偏低
定容时俯视读数
——
减小
偏高
定容时仰视读数
——
增大
偏低
第一节 物质的分类
1、掌握两种常见的分类方法：交叉分类法和树状分类法。
1、 方法：①交叉分类法（从不同标准对同一物质进行分类，弥补单一分类法的不足）
②树状分类法（对物质进行再分类）
二、物质的分类
2、氧化物的分类：
（1）①金属氧化物 ②非金属氧化物
（2）①酸性氧化物：只能与碱发生反应生成盐和水的氧化物（绝大多数非金属氧化物）
②碱性氧化物：只能与酸发生反应生成盐和水的氧化物（碱性氧化物全部为金属氧化
物，绝部分金属氧化物为碱性氧化物）
③两性氧化物：即可与酸发生反应也可与碱发生反应生成盐和水的氧化物，如Al2O3
2、分散系及其分类：
（1）分散系组成：分散剂和分散质，按照分散质和分散剂所处的状态，分散系可以有9种组合方式。
（2）当分散剂为液体时，根据分散质粒子大小可以将分散系分为溶液、胶体、浊液。
分散系
溶液
胶体
浊液
分散粒子直径
＜1nm
1～100nm
＞100nm
外观
均一,透明,稳定
均一,透明,介稳体系
不均一,不透明,不稳定
能否透过滤纸
能
能
不能
能否透过半透膜
能
不能
不能
实例
食盐水
Fe(OH)3胶体
泥浆水
3、胶体：
（1）常见胶体：Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、蛋白质溶液、有色玻璃、墨水等。
（2）胶体的特性：能产生丁达尔效应。区别胶体与其他分散系常用方法丁达尔效应。
胶体与其他分散系的本质区别是分散质粒子大小。
3、胶体
（1）性质：①介稳性（原因：胶体所带粒子电荷相同，胶体做布朗运动）
②丁达尔效应是粒子对光散射作用的结果，是一种物理现象。丁达尔现象产生的原因，是因为胶体微粒直径大小恰当，当光照射胶粒上时，胶粒将光从各个方面全部反射，胶粒即成一小光源（这一现象叫光的散射），故可明显地看到由无数小光源形成的光亮“通路”。当光照在比较大或小的颗粒或微粒上则无此现象，只发生反射或将光全部吸收的现象，而以溶液和浊液无丁达尔现象，所以丁达尔效应常用于鉴别胶体和其他分散系。
③电泳：带电颗粒在电场作用下，向着与其电性相反的电极移动
④聚沉：胶体的微粒在一定条件下发生聚集的现象叫做聚沉， 使胶体聚沉、其原理就是：①中和胶粒的电荷、②加快其胶粒的热运动以增加胶粒的结合机会，使胶粒聚集而沉淀下来。1．加入电解质。2．加入带相反电荷的胶体，也可以起到和加入电解质同样的作用，使胶体聚沉。3．加热胶体，能量升高，胶粒运动加剧，它们之间碰撞机会增多，而使胶核对离子的吸附作用减弱，即减弱胶体的稳定因素，导致胶体凝聚。
⑤吸附性：净水
（2）胶体分类：①分散剂状态：气溶胶、液溶胶、固溶胶
②粒子种类：粒子胶体、分子胶体
（3）制备：Fe(OH)3的制备
将水加热至沸腾，向沸水中滴入5—6滴Fe(OH)3饱和溶液，至溶液呈浅红色
Fe(OH)3+3H2O=（反应条件为Δ）Fe(OH)3（胶体）+3HCl
第二节 离子反应
一、电解质和非电解质①电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物
电解质种类：酸、碱、盐、活泼金属氧化物、水（极弱）
╱强电解质：完全电离：强酸强碱盐（=）
分类—
╲弱电解质：部分电离：弱酸弱碱水（⇌）
②非电解质：在水溶液里或熔融状态下不导电的化合物（如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非电解质。）
电解质种类：非金属氧化物和大多数有机物③注意：HCl是电解质，盐酸不是（化合物）
BaSO4、AgNO3等不溶性盐不溶于水但在熔融状态下导电，故为电解质
④比较：
（1）电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
（2）酸、碱、盐和水都是电解质（特殊：盐酸是电解质溶液）。
（3）能导电的物质不一定是电解质。能导电的物质：电解质溶液、熔融的碱和盐、金属单质和石墨。
电解质需在水溶液里或熔融状态下才能导电。固态电解质(如：NaCl晶体)不导电，液态酸(如：液态HCl)不导电。
2、溶液能够导电的原因：有能够自由移动的离子。
3、电离方程式：要注意配平，原子个数守恒，电荷数守恒。如：Al2(SO4)3＝2Al3＋＋3SO42
二、离子反应：
1、离子反应发生的条件：
离子反应发生条件：生成沉淀、生成气体、水。
2、离子方程式的书写：（写、拆、删、查）
①写：写出正确的化学方程式。（要注意配平。）
②拆：把易溶的强电解质（易容的盐、强酸、强碱）写成离子形式。
★ 常见易溶的强电解质有：三大强酸（H2SO4、HCl、HNO3），四大强碱[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2
（澄清石灰水拆，石灰乳不拆）]，可溶性盐，这些物质拆成离子形式，②书写时用分子式表示：a、难溶物质b、难电离物质（包括弱酸、弱碱、水，如CH3COOH, NH3· H2O）
c、气体d、单质e、氧化物f、Ca(OH)2 ：在生成物中写化学式；在反应中；澄清石灰水时写离子式；石灰乳或消石灰石写化学式。g、浓硫酸、浓磷酸、硝酸铅(CH3COO)2Pb。
③删：删除不参加反应的离子（价态不变和存在形式不变的离子）
④查：检查书写离子方程式等式两边是否原子个数守恒、电荷数守恒。
★3、离子方程式正误判断：（看几看）
一、看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确
二、看能否写出离子方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式
三、看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等书写是否符合事实
四、看离子配比是否正确
五、看原子个数、电荷数是否守恒
六、看与量有关的反应表达式是否正确（过量、适量）
★4、离子共存问题
学习离子能否共存时，应从以下几个方面去考虑：
所谓离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
1、 溶液的颜色如无色溶液应排除有色离子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO4-
2、结合生成难溶物质的离子不能大量共存:如Ba2＋和SO42-、Ag＋和Cl-、Ca2＋和CO32-、Mg2＋和OH-等
3、结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存：如H＋和C O 32-,HCO3-,SO32-，OH-和NH4＋等
4、结合生成难电离物质（水）的离子不能大量共存：如H＋和OH-，OH-和HCO3-等。
5、发生氧化还原反应：如Fe3＋与S2-、I-，Fe2+与NO3-（H+）等
6、发生络合反应：如Fe3＋与SCN-
第三节 氧化还原反应
一、氧化还原反应
1、氧化还原反应的本质：有电子转移（包括电子的得失或偏移）。
2、氧化还原反应的特征：有元素化合价升降。
3、判断氧化还原反应的依据：凡是有元素化合价升降或有电子的转移的化学反应都属于氧化还原反应。
4、氧化还原反应相关概念：
化合价升高 失电子 氧化剂 ＋ 还原剂 ＝ 还原产物 ＋ 氧化产物
化合价降低 得电子 被还原
二、氧化性、还原性强弱的判断
（１）通过氧化还原反应比较：氧化剂 + 还原剂 → 氧化产物　＋　还原产物
　　　氧化性：氧化剂 > 氧化产物
还原性：还原剂 > 还原产物
（2）从元素化合价考虑：
最高价态——只有氧化性，如Fe3+、H2SO4、KMnO4等；
中间价态——既具有氧化性又有还原性，如Fe2+、S、Cl2等；
最低价态——只有还原性，如金属单质、Cl-、S2-等。
（3）根据其活泼性判断：
①根据金属活泼性：
对应单质的还原性逐渐减弱

K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
对应的阳离子氧化性逐渐增强
②根据非金属活泼性:
对应单质的氧化性逐渐减弱

Cl2 Br2 I2 S
对应的阴离子还原性逐渐增强
(4) 根据反应条件进行判断：
不同氧化剂氧化同一还原剂，所需反应条件越低，表明氧化剂的氧化剂越强；不同还原剂还原同一氧化剂，所需反应条件越低，表明还原剂的还原性越强。
如：2KMnO4 + 16HCl (浓) = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O
MnO2 + 4HCl(浓) =△= MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
前者常温下反应，后者微热条件下反应，故物质氧化性：KMnO4 > MnO2
(5) 通过与同一物质反应的产物比较：
如：2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 Fe + S = FeS 可得氧化性 Cl2 > S
三、如果使元素化合价升高，即要使它被氧化，要加入氧化剂才能实现；
如果使元素化合价降低，即要使它被还原，要加入还原剂才能实现；
氧化还原反应与化合、分解、置换、复分解反应的关系：
复分解反应

氧化还原反应
置换反应
分解反应
化合反应

氧化性还原性的强弱与得失电子数目无关，与得失电子的难易程度有关 第三章 金属及其化合物
第一节 金属的化学性质
一、钠及其化合物
（一）钠 Na
1、单质钠的物理性质：钠质软、银白色、熔点低、密度比水的小但比煤油的大。
2、单质钠的化学性质：
① 钠与O2反应
常温下：4Na + O2＝2Na2O （新切开的钠放在空气中容易变暗）
加热时：2Na + O2＝＝Na2O2 （钠先熔化后燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体Na2O2。）
钠在空气中的变化过程：Na―→Na2O―→NaOH―→Na2CO3·10H2O（结晶）―→Na2CO3（风化），最终得到是一种白色粉末。一小块钠置露在空气中的现象：银白色的钠很快变暗（生成Na2O），跟着变成白色固体(NaOH)，然后在固体表面出现小液滴（NaOH易潮解），最终变成白色粉未（最终产物是Na2CO3）。
② 钠与H2O反应
2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑ 离子方程式：2Na＋＋2H2O＝2Na＋＋2OH－＋H2↑
实验现象：钠浮在水面上，熔成小球，在水面上游动，有哧哧的声音，最后消失，在反应后的溶液中滴加酚酞，溶液变红。“浮——钠密度比水小；游——生成气体；响——反应剧烈；熔——钠熔点低；红——生成的NaOH遇酚酞变红”。
③ 钠与盐溶液反应
如钠与CuSO4溶液反应，应该先是钠与H2O反应生成NaOH与H2，再和CuSO4溶液反应，有关化学方程式：2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑ CuSO4＋2NaOH＝Cu(OH)2↓＋Na2SO4
总的方程式：2Na＋2H2O＋CuSO4＝Cu(OH)2↓＋Na2SO4＋H2↑
实验现象：钠熔成小球，在液面上四处游动，有蓝色沉淀生成，有气泡放出
K、Ca、Na三种单质与盐溶液反应时，先与水反应生成相应的碱，碱再和盐溶液反应
④ 钠与酸反应：2Na＋2HCl＝2NaCl＋H2↑（反应剧烈） 离子方程式：2Na＋2H＋＝2Na＋＋H2↑
3、钠自然界的存在：以化合态存在。
4、钠的保存：保存在煤油或石蜡中。
5、工业制钠：电解熔融的NaCl：2NaCl(熔融) 2Na + Cl2↑
6、钠的用途：① 在熔融的条件下钠可以制取一些金属，如钛、锆、铌、钽等；
② 钠钾合金是快中子反应堆的热交换剂；
③ 钠蒸气可作高压钠灯，发出黄光，射程远，透雾能力强。
(二)氧化钠和过氧化钠
1、Na2O Na2O + H2O == 2NaOH,
白色固体，是碱性氧化物，具有碱性氧化物的通性：
Na2O + CO2 == Na2CO3,
Na2O + 2HCl == 2NaCl + H2O .
另外：加热时，2Na2O + O2 == 2Na2O2
2、Na2O2：淡黄色固体是复杂氧化物，易与水和二氧化碳反应。
2Na2O2 + 2H2O == 4NaOH + O2 ；2Na2O2 + 2CO2 == 2Na2CO3 + O2 （作供氧剂）。
因此Na2O2常做供氧剂，同时，Na2O2还具有强氧化性，有漂白作用。如实验：Na2O2和水反应后的溶液中滴加酚酞，变红后又褪色。
（三）钠盐：Na2CO3与NaHCO3的性质比较

Na2CO3
NaHCO3
俗称
纯碱、苏打
小苏打
水溶性比较
Na2CO3 > NaHCO3
溶液酸碱性
碱性
碱性
与酸反应剧烈程度
较慢（二步反应）
较快（一步反应）
与酸反应
Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑
CO32－+2H+=CO2↑+H2O
NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑
HCO3－+H+=H2O+CO2↑
热稳定性
加热不分解
加热分解
2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2↑
与CO2反应
Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3
不反应
与NaOH溶液反应
不反应（不能发生离子交换）
NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
HCO3－+OH－=H2O+CO32－
与Ca(OH)2溶液反应
Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH
Ca2++CO32－=CaCO3↓
也能反应生成CaCO3沉淀
与CaCl2、溶液反应
有CaCO3沉淀
不反应
用途
洗涤剂，玻璃、肥皂、造纸、纺织等工业
发酵粉、灭火剂、治疗胃酸过多（有胃溃疡时不能用）
相互转化
Na2CO3溶液能吸收CO2转化为NaHCO3
Na2CO3 + H2O + CO2 == 2 NaHCO3
NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
★注意几个实验的问题：
1、向饱和的Na2CO3溶液中通足量的CO2有晶体NaHCO3析出。
2、Na2CO3溶液与稀HCl的反应①:向Na2CO3溶液中滴加稀HCl，先无气体，后有气体，如果n(HCl)小于n(Na2CO3)时反应无气体放出。发生的反应：先Na2CO3 + HCl == NaCl + NaHCO3,
后NaHCO3 + HCl == NaCl + H2O +CO2 ↑
② 向稀HCl中滴加Na2CO3溶液，先有气体，反应是：Na2CO3 + 2HCl == 2NaCl + H2O + CO2↑
3、Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的鉴别：取两种试液少量，分别滴加CaCl2或BaCl2溶液，有白色沉
淀的原取溶液为Na2CO3，另一无明显现象的原取溶液为NaHCO3
（四）氢氧化钠NaOH：俗称烧碱、火碱、苛性钠，易潮解，有强腐蚀性，具有碱的通性。
二、铝及其化合物
（一）铝的性质
1、物理性质：银白色金属，质较软，但比镁要硬，熔点比镁高。有良好的导电、导热性和延展性。
2、化学性质：铝是较活泼的金属。
① 通常与氧气易反应，生成致密的氧化物起保护作用。4Al + 3O2 == 2Al2O3。同时也容易与Cl2、S等非金属单质反应。
② 与酸反应：强氧化性酸，如浓硫酸和浓硝酸在常温下，使铝发生钝化现象；加热时，能反应，但无氢气放出；非强氧化性酸反应时放出氢气。（ 2Al＋6H＋＝2Al3＋＋3H2↑ ）
③ 与强碱溶液反应：2Al + 2NaOH + 2H2O == 2NaAlO2 + 3H2↑（ 2Al＋2OH－＋2H2O＝2AlO2－＋3H2↑ ）
④ 与某些盐溶液反应：如能置换出CuSO4、AgNO3等溶液中的金属。
⑤ 铝热反应：铝与某些金属氧化物的反应（如V、Cr、Mn、Fe的氧化物）叫做铝热反应
2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe。Al 和 Fe2O3的混合物叫做铝热剂。利用铝热反应焊接钢轨。
（二）氧化铝（Al2O3）
白色固体，熔点高（2054℃），沸点2980℃，常作为耐火材料；是两性氧化物。我们常见到的宝石的主要成分是氧化铝。有各种不同颜色的原因是在宝石中含有一些金属氧化物的表现。如红宝石因含有少量的铬元素而显红色，蓝宝石因含有少量的铁和钛元素而显蓝色。工业生产中的矿石刚玉主要成分是α－氧化铝，硬度仅次于金刚石，用途广泛。
两性氧化物：既能与强酸反应又能与强碱反应生成盐和水的氧化物。
Al2O3 + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2O ,Al2O3 + 2NaOH == 2NaAlO2 + H2O 。
Al2O3是工业冶炼铝的原料，由于氧化铝的熔点高，电解时，难熔化，因此铝的冶炼直到1886年美国科学家霍尔发现在氧化铝中加入冰晶石(Na3AlF6 )，使氧化铝的熔点降至1000度左右，铝的冶炼才快速发展起来，铝及其合金才被广泛的应用。2Al2O3 4Al + 3O2↑。
（三）氢氧化铝（Al(OH)3）
白色难溶于水的胶状沉淀，是两性氢氧化物。加热易分解。
两性氢氧化物：既能与强酸又能与强碱反应生成盐和水的氢氧化物。
Al(OH)3 + 3HCl == AlCl3 + 3H2O, Al(OH)3 + NaOH == NaAlO2 + 2H2O．
2Al(OH)3 Al2O3 +3 H2O
（四）铝的冶炼
铝是地壳中含量最多的金属元素，自然界中主要是以氧化铝的形式存在。工业生产的流程：铝土矿（主要成分是氧化铝）→用氢氧化钠溶解过滤→向滤液中通入二氧化碳酸化，过滤→氢氧化铝→氧化铝→铝。
主要反应：Al2O3 + 2NaOH == 2NaAlO2 + H2O ，CO2 + 3H2O + 2NaAlO2 == 2Al(OH)3↓+ Na2CO3 ，2Al(OH)3 Al2O3 +3 H2O ,2Al2O3 4Al + 3O2↑。
（五）铝的用途：铝有良好的导电、导热性和延展性，主要用于导线、炊具等，铝的最大用途是制合金，铝合金强度高，密度小，易成型，有较好的耐腐蚀性。迅速风靡建筑业。也是飞机制造业的主要原料。
（六）明矾的净水：化学式：KAl(SO4)2·12H2O，它在水中能电离：KAl(SO4)2 == K+ + Al3+ + 2SO42-。铝离子与水反应，生成氢氧化铝胶体，具有很强的吸附能力，吸附水中的悬浮物，使之沉降已达净水目的。Al3+ + 3H2O == Al(OH)3 (胶体)+ 3H+ 。
知识整理：
①（Al(OH)3）的制备：在氯化铝溶液中加足量氨水。AlCl3 + 3NH3·H2O == Al(OH)3↓+ 3NH4Cl 。
② 实验：A、向氯化铝溶液中滴加氢氧化钠溶液，现象是先有沉淀，后溶解。
反应式：先Al3+ + 3OH- == Al(OH)3↓, 后Al3+ + 4OH- == AlO2- + 2H2O。
B、向氢氧化钠溶液中滴加氯化铝溶液，现象是开始无沉淀，后来有沉淀，且不溶解。
反应式：先Al3+ + 4OH- == AlO2- + 2H2O，后Al3+ + 3AlO2- + 6H2O == 4Al(OH)3↓。
③ 实验：向偏铝酸钠溶液中通二氧化碳，有沉淀出现。
CO2 + 3H2O + 2NaAlO2 == 2Al(OH)3↓+ Na2CO3。
④ 将氯化铝溶液和偏铝酸钠溶液混和有沉淀出现。 Al3+ + 3AlO2- + 6H2O == 4Al(OH)3↓。
⑤ 实验：A、向偏铝酸钠溶液中滴加稀盐酸，先有沉定，后溶解。
反应的离子方程式：AlO2- + H+ + H2O == Al(OH)3 ,Al(OH)3 + 3H+ == Al3+ + 2H2O 。
B、向稀盐酸中滴加偏铝酸钠溶液，先无沉淀，后有沉淀且不溶解。
反应的离子方程式：AlO2- + 4H+ == Al3+ + 2H2O ,3AlO2- + Al3+ + 6H2O == 4Al(OH)3↓。
Al
Al2O3
Al(OH)3
AlO2-
Al3+
⑥ 铝三角：
三、铁及其化合物
（一）铁 Fe
1、单质铁的物理性质：铁片是银白色的，铁粉呈黑色，纯铁不易生锈，但生铁（含碳杂质的铁）在潮湿的空气中易生锈。（原因：形成了铁碳原电池。铁锈的主要成分是Fe2O3）。
2、单质铁的化学性质：
① 与非金属单质反应：3Fe＋2O2 Fe3O4（现象：剧烈燃烧，火星四射，生成黑色的固体）
2Fe + 3Cl2 2FeCl3,
Fe + S FeS。
② 与非氧化性酸反应：Fe＋2HCl＝FeCl2＋H2↑ （ Fe＋2H＋＝Fe2＋＋H2↑ ）
常温下铝、铁遇浓硫酸或浓硝酸钝化。加热能反应但无氢气放出。
③ 与盐溶液反应：Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu （ Fe＋Cu2＋＝Fe2＋＋Cu ）；Fe +2 FeCl3 == 3FeCl2
④ 与水蒸气反应：3Fe + 4H2O(g) Fe3O4 + 4H2↑
（二） 铁的氢氧化物

Fe(OH)2
Fe(OH)3
主要性质
白色难溶于水的沉淀，不稳定，易被氧化成氢氧化铁，颜色变化为：白色－灰绿色－红褐色。反应式：4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3。Fe(OH)2＋2H＋＝Fe2＋＋2H2O
红褐色难溶于水的沉淀，受热易分解。2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O ,能溶于强酸溶液，生成相应的盐。
Fe(OH)3＋3H＋＝2Fe3＋＋3H2O
（三）Fe2+、Fe3+的检验
离子
Fe2+
Fe3+
常
见
方
法
①滴加KSCN溶液，无明显变化，再加氯水，溶液变血红色；
②直接观察溶液是浅绿色；
③滴加氢氧化钠溶液，出现沉淀的颜色变化是：白色－灰绿色－红褐色。
①直接观察溶液是黄色；
②滴加氢氧化钠溶液，出现红褐色沉淀；③滴加KSCN溶液，有血红色溶液出现。
（四）铁三角
Fe与弱氧化剂反应，如H+、Cu2+ 、I2 、S等；
用还原剂如H2 、CO等还原FeO或用Mg、Zn、Al等还原Fe2+盐溶液。
铁与强氧化剂反应如Cl2、Br2、浓H2SO4 、浓HNO3等。
用还原剂如H2 、CO等还原Fe2O3或用足量Mg、Zn、Al等还原
Fe2+遇强氧化剂的反应如Cl2、Br2、O2、浓H2SO4、浓HNO3、
H2O2、Na2O2、HClO等。
Fe3+遇某些还原剂的反应如Fe、Cu、SO2、I-、H2S等以及少量的Zn、Mg、Al等。
（五）铁的冶炼
原料：铁矿石（提供铁元素）、焦炭（提供热量和还原剂）、空气（提供氧气）、石灰石（除去铁矿石中的二氧化硅杂质）。
设备：高炉。
主要反应：C + O2 CO2 ,，C + CO2 2CO （这两个反应是制造还原剂并提供热量），
3CO + Fe2O3 2Fe ＋ 3CO2 ，CaCO3 CaO + CO2↑ ，CaO + SiO2 CaSiO3.
（六）焰色反应
1、定义：金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈现特殊颜色的性质。
2、操作步骤：铂丝（或铁丝）用盐酸浸洗后灼烧至无色，沾取试样（单质、化合物、气、液、固均可）在火焰上灼烧，观察颜色。
3、 重要元素的焰色：钠元素黄色、 钾元素紫色（透过蓝色的钴玻璃观察，以排除钠的焰色的干扰）
焰色反应属物理变化。与元素存在状态（单质、化合物）、物质的聚集状态（气、液、固）等无关，只有少数金属元素有焰色反应。
（七）合金
1、合金的概念：由两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合而成的具有金属特性的物质。
2、合金的特性：合金与各成分金属相比，具有许多优良的物理、化学或机械的性能。
① 合金的硬度一般比它的各成分金