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2020年高考一轮复习---金属及其化合物知识点总结

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高三化学总复习――金属及其化合物 知识点总结
一．金属的通性
　　1．位置：金属元素位于周期表的左下角，最外层电子数大部分少于4个。
　　2．物理通性：大部分有延展性、金属光泽，都有导热导电性等。
　　3．化学性质：易失电子，被氧化，金属表现还原性。
　　4．钠、铝、铁、铜单质的重要性质

钠
铝
铁
铜
与非金属单质
O2
4Na+O2＝2Na2O
O2+2Na Na2O2
4Al+3O2 2Al2O3
3Fe+2O2 Fe3O4
2Cu+O2 2CuO
Cl2
2Na+Cl2 2NaCl
2Al+3Cl2 2AlCl3
2Fe+3Cl2 2FeCl3
Cu+Cl2 CuCl2
S
2Na+S Na2S
2Al+3S Al2S3
Fe+S FeS
2Cu+S Cu2S
H2O
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
2Al+6H2O
2Al(OH)3+3H2↑
3Fe+4H2O Fe3O4+4H2
不反应
HCl溶液
2Na+2HCl＝2NaCl+H2↑
2Al+6HCl＝2AlCl3+3H2↑
Fe+2HCl＝FeCl2+H2↑
不反应
NaOH溶液
与水反应
2Al+2NaOH+2H2O＝2NaAlO2+3H2↑
不反应
不反应
CuSO4溶液
2Na+2H2O+CuSO4＝Na2SO4+Cu(OH)2↓+H2↑
较复杂
较复杂
不反应
制备
2NaCl 2Na+Cl2↑
2Al2O3 4Al+3O2↑
Fe2O3+3CO 2Fe+3CO2
CuO+CO Cu+CO2
二．钠及其化合物
1．钠
　　⑴钠的物理性质
状态
颜色
硬度
密度
熔点
导电、导热性
固体
银白色
较小(比水大）
较小(比水小）
较低（用酒精灯加热，很快熔化）
是电和热的良导体
　　⑵钠的化学性质
　　①钠与非金属单质的反应
　　A：与氧气：4Na+O2＝2Na2O(变暗)；O2+2Na Na2O2(燃烧生成淡黄色固体)
　　B：与氯气：2Na+Cl2 2NaCl；
　　C：与S：2Na+S Na2S
　　②钠与水的反应（水中先滴入酚酞）
　　2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
现象概述
现象描述
原因
浮
浮在水面
钠的密度比水小
游
四处游动
钠与水反应产生气体
熔
融化成银白色小球
钠的熔点较低，且该反应放出大量热
响
发出咝咝的响声
钠与水反应剧烈
红
溶液由无色变为红色
生成了碱性物质
③钠与酸的反应：2Na+2H+＝2Na++H2↑
　　④钠与盐溶液的反应：
　　2Na+2H2O+CuSO4＝Na2SO4+Cu(OH)2↓+H2↑；6Na+6H2O+2FeCl3＝6NaCl+2Fe(OH)3↓+3H2↑
　　⑤Na可与某些有机物反应：
　　2CH3COOH+2Na→2CH3COONa+H2↑；2CH3CH2OH+2Na→2CH3CH2ONa+H2↑；
　　2C6H5OH+2Na→2C6H5ONa+H2↑；
　　⑶钠的保存
　　通常钠保存在煤油中，原因是①钠极易与空气中的O2、水蒸气反应；
②钠不与煤油反应；
③钠的密度比煤油大，沉于底部。
　　注意：钠保存在煤油中，而不能保存在汽油、CCl4中，因汽油易挥发，CCl4的密度比钠的密度大，起不到隔离O2和H2O的作用。
　　⑷钠的用途：①冶炼金属：TiCl4+4NaTi+4NaCl；
②钠钾合金，作原子反应堆的导热剂；
③在电光源上，用钠制高压钠灯。
2．钠的重要化合物
　　⑴Na2O、Na2O2和NaOH
名称和化学式
氧化钠（Na2O）
过氧化钠（Na2O2）
氢氧化钠（NaOH）
颜色和状态
白色固体
淡黄色固体
无色固体
类别
碱性氧化物
离子化合物
过氧化物
离子化合物
碱
离子化合物
电子式
Na+[]Na+
Na+[]2-Na+
Na+[]－
氧元素化合价
-2
-1
-2
化学键
离子键
离子键
非极性键
离子键
极性键
稳定性
不稳定
比Na2O稳定
稳定
与水反应
Na2O+H2O＝2NaOH
2Na2O2+2H2O＝4NaOH+O2↑
不反应
与酸反应
Na2O+2HCl＝2NaCl
+H2O
2Na2O2+4HCl＝4NaCl+O2↑＋2H2O
NaOH+HCl＝NaCl+H2O
与酸酐反应
Na2O+CO2＝Na2CO3
2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑
2NaOH+CO2＝Na2CO3+H2O
NaOH+CO2＝NaHCO3
与盐溶液反应
Na2O+2NaHSO4＝2Na2SO4+H2O
Na2O+H2O+CuSO4＝Cu(OH)2↓+Na2SO4
2Na2O2+4NaHSO4＝4Na2SO4+O2↑+2H2O
2Na2O2+H2O+CuSO4＝
Cu(OH)2↓+2Na2SO4+O2
NaOH+NaHSO4＝Na2SO4+H2O
2NaOH+CuSO4＝Cu(OH)2↓+Na2SO4
用途
制氢氧化钠
漂白剂、供氧剂、
氧化剂
化工原料、制纸浆、肥皂
知识拓展：Na2O2的强氧化性：能氧化SO2、FeCl2、H2S、Na2SO3、等，因强氧化性而使品红溶液褪色。
　　⑵Na2CO3和NaHCO3
名称和化学式
碳酸钠（Na2CO3）
碳酸氢钠（NaHCO3）
俗名
纯碱、苏打
小苏打
颜色和状态
白色晶体
白色粉末
水中溶解性
易溶
易溶（比Na2CO3溶解度小）
热稳定性
稳定
不稳定：2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O
与酸反应
CO32－+H+＝HCO3－
HCO3－+H+＝H2O+CO2↑
HCO3－+H+＝CO2↑+H2O
与某些碱反应
Ba(OH)2+Na2CO3＝BaCO3↓+2NaOH
NaHCO3+Ca(OH)2＝CaCO3↓+NaOH+H2O
2NaHCO3+Ca(OH)2＝CaCO3↓+Na2CO3+2H2O
与某些盐反应
BaCl2+Na2CO3＝BaCO3↓+2NaCl
NaHCO3+NaHSO4＝Na2SO4+H2O+CO2↑
与CO2反应
Na2CO3+CO2+H2O＝2NaHCO3
不反应
相互转化
Na2CO3 NaHCO3
制法
NaOH+CO2＝NaHCO3
2NaHCO32Na2CO3+H2O+CO2↑
NaOH+CO2＝NaHCO3
鉴别
加酸产生CO2
加热难分解
加酸产生CO2较Na2CO3快
加热分解出CO2
用途
制玻璃、肥皂、造纸、纺织
发酵粉、治胃酸过多
知识拓展：
　　①钠在露置于空气中的变化过程：
　　Na→Na2O→NaOH→NaOH(aq) →Na2CO3·10H2O→Na2CO3
银白色→变暗→白色固体→溶液→白色块状→白色粉末
　　②碳酸钠与盐酸的反应：
若将盐酸逐滴缓慢滴加到碳酸钠溶液中：H++CO32－=HCO3－；HCO3－+H+=H2O+CO2↑。
　　现象：开始无气体生成，滴加到一定量后出现气体。
　　若将碳酸钠逐滴缓慢滴加到盐酸中：2H++CO32－＝H2O+CO2↑。
　　现象：立即出现气泡。（常用来相互鉴别）
　　⑶钠及其化合物间的相互转化

3．碱金属元素的原子结构和性质及其递变规律
名称和符号
锂（Li）
钠（Na）
钾（K）
铷（Rb）
铯（Cs）

原子序数
3
11
19
37
55
结
构
原子结构结构简图

电子式
Li·
Na·
K·
Rb·
Cs·
主要化合价
+1
+1
+1
+1
+1
相同点
最外层电子数相同，都是1个电子
不同点
原子核外电子层数不同，依次增多
原子半径
依次递增
离子半径
依次递增
金属活动性
依次递增
质还原性
依次递增
阳离子氧化性
依次递减
物理性质
颜色和状态
银白色固体
密度
0．534g/cm3
0.97g/cm3
0.86g/cm3
1.523g/cm3
1.879g/cm3
熔点
依次递减
沸点
依次递减
化学性质
跟氧气反应
4Li+O2＝2Li2O
4Na+O2＝2Na2O
2Na+O2Na2O2
2K+O2＝K2O2
K+O2KO2
Rb+O2
RbO2
Cs+O2CsO2
跟卤素反应
2M+X2＝2MX（M、X2分别表示碱金属、卤素）
跟硫反应
2M+S＝M2S
与水反应
2M+2H2O＝2MOH+H2↑　 反应剧烈程度：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
与酸反应
2M+2H+＝2M++H2↑
与盐溶液反应
（CuSO4）

制法
2MCl2M+Cl2↑（K：Na+KClK+NaCl）
　　知识拓展：碱金属的特殊性：
　　①Na、K需保存于煤油中，但Li的密度比煤油小，所以Li必须保存在密度更小的石蜡中或密封于石蜡中。
　　②碱金属中，从Li→Cs，密度呈增大的趋势，但ρ(K) <ρ(Na)
　　③试剂瓶中的药品取出后，一般不能放回原瓶，但金属Na、K等除外。
三．镁、铝及其化合物
1．镁与铝
　　⑴原子结构及物理性质

镁
铝
在周期表中位置
第3周期 第ⅡA族
第3周期 第ⅢA族
原子结构示意图

色态
较低
较低但大于镁
熔点
较小
较小但大于镁
密度
较小
较小但大于镁
硬度
较小
较小但大于镁
　　⑵镁铝的化学性质
项目
Mg
Al
与非金属反应
O2
方程式
2Mg+O22MgO
4Al+3O22Al2O3
现象
剧烈反应、耀眼白光、放出大量热
S
Mg+SMgS
2Al+3SAl2S3
N2
3Mg+N2Mg3N2

与H2O
方程式
Mg+2H2OMg(OH)2+H2↑
2Al+6H2O＝2Al(OH)3↓+3H2↑
现象
冷水慢，沸水快
一般不反应，只有氧化膜被破坏后反应
与酸反应
Mg+2H+=Mg2++H2↑
2Al+6H+＝2Al3++3H2↑(常温下，在浓H2SO4、浓HNO3中钝化)
与NaOH溶液

2Al+2NaOH+2H2O＝2NaAlO2+3H2↑
与某些氧化物
2Mg+CO22MgO+C
2Al+Fe2O32Fe+Al2O3
主要用途
镁合金汽车、飞机制造、照明弹等
铝合金汽车、船舶、飞机制造、防锈油漆、导线、电缆等
工业制备
MgCl2 Mg+Cl2↑
2Al2O3 4Al+3O2↑
2．镁和铝氧化物的对比
氧化物
MgO
Al2O3
属类
碱性氧化物
两性氧化物
色态
白色粉末、熔点高
白色粉末、熔点高
化学
性质
H2O
MgO+H2O＝Mg(OH)2↓(反应缓慢进行)
不溶解也不反应
酸液
MgO+2H+＝Mg2++H2O
Al2O3+6H+＝ 2Al3++3H2O
NaOH溶液
不溶解也不反应
Al2O3+2NaOH＝2NaAlO2+H2O
重要用途
制造耐火、耐高温材料
制造耐火、耐高温器材，冶炼铝
3．镁和铝的氢氧化物
氢氧化物
Mg(OH)2
Al(OH)3
属类
碱
两性氢氧化物
色态
白色固体
白色固体
溶解性
难溶
难溶
电离方程式
Mg(OH)2Mg2++2OH－
H2O+AlO2－+H+Al(OH)3Al3++3OH－
与HCl等酸溶液
Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O
(可溶于NH4Cl等强酸弱碱盐)
Al(OH)3+3HCl = AlCl3+3H2O
与NaOH溶液
不反应
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O
热不稳定性
Mg(OH)2 MgO+H2O
2Al(OH)3Al2O3+3H2O
实验室制法
可溶性镁盐加NaOH溶液　 Mg2++2OH- ＝ Mg(OH)2↓
可溶性铝盐加氨水
Al3++3NH3·H2O＝Al(OH)3↓+3NH+4
4．铝及其化合物间相互转化、铝三角及相关图象

实验操作
实验现象
图象
离子方程式
①向可溶性铝盐溶液中滴加NaOH溶液至过量
先生成沉淀又溶解

Al3++3OH-＝Al(OH)3↓；Al(OH)3＋OH-＝AlO2-＋2H2O
②向可溶性铝盐溶液中滴加稀氨水至过量
出现白色沉淀

Al3++3NH3·H2O＝Al(OH)3↓+3NH4＋
③向NaOH溶液中滴加可溶性铝盐溶液至过量
开始无明显变化，一段时间后出现沉淀

Al3++4OH-=AlO2-+2H2O；
3AlO2-+Al3++6H2O＝4Al(OH)3↓
④向可溶性偏铝酸盐溶液中滴加盐酸至过量
先沉淀又溶解

H++AlO2-+H2O = Al(OH)3↓；
Al(OH)3 +3H+=Al3++3H2O
⑤向可溶性偏铝酸盐溶液中逐渐通入CO2气体至过量
先无明显变化，后出现沉淀

AlO-2+2H2O+CO2(过量) =Al(OH)3↓+HCO-3
2AlO2-+3H2O+CO2(少量) =Al(OH)3↓+CO2-3
⑥向盐酸中滴加可溶性偏铝酸盐溶液至过量
出现白色沉淀

4 H++AlO2-=Al3+＋2H2O；
3AlO2-+Al3++6H2O＝4Al(OH)3 ↓
　　知识拓展：
　　⑴Al(OH3)的两性：H2O+AlO2－+H+Al(OH)3Al3++3OH－
　　　　　　　　　　　酸式电离　　　　 　　　 碱式电离
　　当向Al(OH)3中加入酸溶液，平衡向碱式电离方向移动，使Al(OH)3溶解。当向Al(OH)3中加入强碱溶液时，平衡向酸式电离方向移动，使Al(OH)3溶解。
　　⑵铝热反应及应用：2Al + Fe2O32Fe + Al2O3 ；4Al + 3MnO23Mn + 2Al2O3
　　铝热剂――铝粉和金属氧化物；助燃剂――KClO3；引燃剂――镁条。
　　铝热反应应用：焊接钢轨，冶炼熔点较高的金属如：钒、铬、锰等。
　　⑶既能与强酸又能与强碱反应的物质：
　　①金属单质：Al；②两性氧化物：Al2O3；③两性氢氧化物Al(OH)3；④弱酸的酸式盐：NaHCO3、NH4HCO3等；⑤弱酸铵盐：(NH4)2CO3、(NH4)2S等。
四．铁及其化合物
1．铁
　　⑴铁的原子结构：位于第4周期Ⅷ族，是过渡元素。
　　原子结构示意图：；常见价态＋2，＋3价。
　　⑵物理性质：纯铁为银白色有金属光泽，有延展性和导热性，能导电，能被磁铁吸引，密度7.86g/cm3，熔点1535℃，沸点2750℃。
　　⑶化学性质：
　　铁能与Cl2、Br2、O2、I2、S等非金属单质反应；与稀硫酸、浓硫酸、硝酸、盐酸等酸反应；与H2O、Fe3+、Cu2+等反应。
　　①与铁生成＋3价的有：Cl2、Br2、浓硫酸、硝酸等。
　　②与铁生成＋2价的有：I2、S、稀硫酸、盐酸、Fe3+、Cu2+等。
　　③与铁生成Fe3O4的有：O2、H2O等。
2.铁的氧化物

3.铁的氢氧化物

4.亚铁和铁盐的鉴别

5．铁三角

知识拓展：
　　●Fe3+的性质规律：
　　⑴水解性：
　　①Fe3+半径小，所带电荷高，水解能力强。
　　　常温下，Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
　 　 沸水中，Fe3++3H2O(沸水)Fe(OH)3(胶体)+3H+
　　②遇HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-等离子时，水解完全。
　 　　如Fe3++3HCO3-＝Fe(OH)3↓+3CO2↑。
　　③将FeCl3溶液蒸干并灼烧，得Fe2O3。
　　④在pH≥4时，它就形成Fe(OH)3而沉淀完全。
⑵较强的氧化性：
　　①Fe3+的氧化性在金属阳离子中是比较强的，其氧化性：
　　　　 H+<Cu2+ <Fe2+<Ag+;I2 <Fe3+<Br2
　　②Fe3+表现氧化性的反应有：

　　⑶特征络合反应：Fe3++3SCN- ＝Fe(SCN)3显红色。
　　　Fe3++6C6H5OH＝[Fe(C6H5O)6]3-+6H+，显紫色。
●制Fe(OH)2白色沉淀：
　　Fe(OH)2极易被氧化，溶解在水中少量的O2都能将它氧化成Fe(OH)3，所以按一般强碱与弱酸盐反应制弱碱的操作很难得到Fe(OH)2白色沉淀。要制得Fe(OH)2白色沉淀必须用加热煮沸过的蒸馏水（以减少溶解在水中的O2）临时配制的FeSO4溶液，最好在溶液中再滴几滴植物油以避免FeSO4溶液与空气接触，准备加入的NaOH溶液也要先加热煮沸，加入NaOH溶液时应将滴管尖嘴伸人FeSO4溶液的试管底部再挤出NaOH溶液。
五．铜及其化合物
1．铜
　　⑴原子结构：铜元素位于元素周期表第4周期ⅠB族，过渡元素。
　　原子结构示意图：；常见价态＋1和＋2价。

　　⑵物理性质：紫红色光泽，熔点1083.4℃，沸点为2567℃，有良好延展性，是电和热的良导体。

　　⑶化学性质：
　　①与非金属单质2Cu+O22CuO(黑色)；2Cu+SCu2S；Cu+Cl2CuCl2
　　②与酸反应：与非氧化性酸反应(稀盐酸、稀硫酸)不反应。
　　　Cu+2H2SO4(稀)CuSO4+SO2↑＋2H2O；Cu+4HNO3(浓) ＝Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O；
　　　3Cu+8HNO3(稀) ＝3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O；
　　③盐溶液：Cu+2AgNO3=2Ag+Cu(NO3)2；Cu+2FeCl3＝CuCl2+2FeCl2
　　④在潮湿空气中生成铜绿：2Cu+O2+H2O+CO2＝Cu2(OH)2CO3
2．铜的化合物
　　⑴铜的氧化物[CuO]
　　　CuO+2HCl＝CuCl2+H2O；H2+CuOCu+H2O；C+2CuO2Cu+CO2↑
⑵铜的氢氧化物[Cu(OH)2]：蓝色难溶于水。
　　　Cu(OH)2+2HCl＝CuCl2+2H2O；Cu(OH)2CuO+H2O；
　 　 CH3CHO+2Cu(OH)2Cu2O↓+CH3COOH+2H2O
⑶硫酸铜[CuSO4]
　　　CuSO4+2NaOH＝Cu(OH)2↓+Na2SO4；CuSO4+Fe＝Cu+FeSO4；
　　　CuSO4·5H2OCuSO4+5H2O(蓝色粉末变为白色粉末)；CuSO4+5H2O ＝CuSO4·5H2O（白色粉末变成蓝色，常用来检验水的存在）。
3．铜及其化合物间的相互转化

六．金属规律小结：
　　金属活动顺序表及应用（重点：钠、镁、铝、铁、铜的性质及强弱比较）
金属活动顺序
K Ca Na
Mg Al Zn
Fe Sn Pb
(H)
Cu Hg Ag
Pt Au
原子失电子能力
　　　　 由大到小，还原性由强到弱
离子得电子能力
　　　　 由小到大，氧化性由弱到强
和氧气反应　
常温易被氧化
常温能被氧化
常温干燥空气中不易被氧化

加热时能被氧化
不能氧化
和水反应
剧烈反应得强碱和H2
与热水慢反应
高温与水蒸气反应生成金属氧化物和H2

不跟水反应
和酸反应
剧烈反应置换出氢
能置换出酸（非氧化性酸）中的氢

不能置换稀酸中的氢
与氧化性酸反应
只溶于王水
和强碱反应
仅Al、Zn能跟强碱水溶液反应
和盐溶液反应
先与水反应
前面的金属从盐溶液中置换出后面的金属
金属氧化物与水
剧烈反应
弱
不溶于水，也不与水反应
碱的热分解
不分解
受热分解
常温分解
冶炼方法
熔融电解法
热还原法（高温用CO、Al等）
热分解法
物理方法
在自然界中的存在形式
只以化合态存在
多以化合态，极少以游离态
只以游离态存在
七．合金
　　1．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．性能：硬度比单一金属大；熔点比单一金属低；化学性质与单一成分不同；机械性能优于单一成分

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