【高中化学】知识点规律 高考专区一轮复习

【高中化学】知识点规律 高中化学知识点规律 ———碱金属 1、钠 [钠的物理性质]很软，可用小刀切割；具有银白色金属光泽(但常见的钠的表面为淡黄色)；密度比水小而比煤油大(故浮在水面上而沉于煤油中)；熔点、沸点低；是热和电的良导体。 [钠的化学性质] (1) Na与O2反应： 常温下： 4Na + O2＝2Na2O，2Na2O + O2＝2Na2O2 (所以钠表面的氧化层既有Na2O也有Na2O2，且Na2O2比Na2O稳定)。 加热时： 2Na + O2Na2O2(钠在空气中燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体)。 (2)Na与非金属反应：钠可与大多数的非金属反应，生成+1价的钠的化合物。例如： 2Na + C122NaCl 2Na + SNa2S (3)Na与H2O反应。化学方程式及氧化还原分析： 离子方程式： 2Na + 2H2O＝2Na＋ + 2OH－ + H2↑ Na与H2O反应的现象： ①浮 ②熔 ⑧游 ④鸣 ⑤红。 (4)Na与酸溶液反应。例如： 2Na + 2HCl＝2NaCl + H2↑ 2Na + H2SO4＝Na2SO4 + H2↑ 由于酸中H＋浓度比水中H＋浓度大得多，因此Na与酸的反应要比水剧烈得多。 钠与酸的反应有两种情况： ①酸足量(过量)时：只有溶质酸与钠反应。 ②酸不足量时：钠首先与酸反应，当溶质酸反应完后，剩余的钠再与水应。因此，在涉及有关生成的NaOH或H2的量的计算时应特别注意这一点。 (5)Na与盐溶液的反应。在以盐为溶质的水溶液中，应首先考虑钠与水反应生成NaOH和H2，再分析NaOH可能发生的反应。例如，把钠投入CuSO4溶液中： 2Na + 2H2O＝2NaOH + H2↑ 2NaOH + CuSO4＝Cu(OH)2↓ + Na2SO4 注意：钠与熔融的盐反应时，可置换出盐中较不活泼的金属。例如： 4Na + TiCl4(熔融) 4NaCl + Ti [实验室中钠的保存方法] 由于钠的密度比煤油大且不与煤油反应，所以在实验室中通常将钠保存在煤油里，以隔绝与空气中的气体和水接触。 钠在自然界里的存在：由于钠的化学性质很活泼，故钠在自然界中只能以化合态的形式(主要为NaCl，此外还有Na2SO4、Na2CO3、NaNO3等)存在。 [钠的主要用途] (1)制备过氧化钠。(原理：2Na + O2Na2O2) (2)Na－K合金(常温下为液态)作原子反应堆的导热剂。(原因：Na－K合金熔点低、导热性好) (3)冶炼如钛、锆、铌、钽等稀有金属。(原理： 金属钠为强还原剂) (4)制高压钠灯。(原因： 发出的黄色光射程远，透雾能力强) 2、钠的化合物 [过氧化钠] 物理性质 淡黄色固体粉末 化学性质 与H2O反应 2Na2O2 + 2H2O ＝ 4NaOH + O2现象：反应产生的气体能使余烬的木条复燃；反应放出的热能使棉花燃烧起来 与CO2反应 2Na2O2 + 2CO2 ＝ 2Na2CO3 + O2 说明：该反应为放热反应 强氧化剂 能使织物、麦秆、羽毛等有色物质褪色 用 途 呼吸面具和潜水艇里氧气的来源；作漂白剂 说明 (1)Na2O2与H2O、CO2发生反应的电子转移情况如下： 由此可见，在这两个反应中，Na2O2既是氧化剂又是还原剂，H2O或CO2只作反应物，不参与氧化还原反应。 (2)能够与Na2O2反应产生O2的，可能是CO2、水蒸气或CO2和水蒸气的混合气体。 (3)过氧化钠与水反应的原理是实验室制氧气方法之一，其发生装置为“固 + 液 → 气体”型装置。 [碳酸钠与碳酸氢钠] Na2CO3 NaHCO3 俗名 纯碱、苏打 小苏打 颜色、状态 白色粉末。碳酸钠结晶水合物的化学式为Na2CO3·10H2O 白色晶体。无结晶水合物 水溶性 易溶于水 溶于水，但溶解度比Na2CO3小 热稳定性 加热不分解 加热易分解。化学方程式为：2NaHCO3 Na2CO3 + CO2↑+ H2O 与酸反应 较缓慢。反应分两步进行：CO32－+ H＋= HCO3－HCO3－+ H＋= CO2↑+ H2O 较剧烈，放出CO2的速度快HCO3－+ H＋= CO2↑+H2O 与NaOH反应 不反应 NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O酸式盐与碱反应可生成盐和水 与CaCl2溶液反应 CO32－+ Ca2＋= CaCO3↓ 不反应。Ca(HCO3)2溶于水 鉴别方法 ①固态时： 分别加热，能产生使澄清石灰水变浑浊气体的是NaHCO3② ... ...