2020届高考化学二轮复习金属及其化合物学案
展开一．钠及其化合物
1. 钠跟氧气常温下一般认为生成氧化钠,加热(燃烧)生成过氧化钠.
2.金属钠在空气中点燃实验现象：熔化成小球，剧烈燃烧，产生黄色火焰，生成淡黄色固体。3. 钠跟硫能剧烈反应,甚至爆炸。2Na + SNa2S
4.钠与水反应的现象及解释：①浮：说明钠的密度比水的密度小 ②熔：说明钠的熔点低；反应为放热反应 ③游：说明有气体产生 ④响：说明有气体产生 ⑤红：溶液中滴入酚酞显红色，生成的溶液显碱性。
5.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．
6. 钠与盐的溶液反应：钠不能置换出溶液中的金属，钠是直接与水反应。反应后的碱再与溶液中的其他物质反应。如钠投入到硫酸铜溶液的反应式：2Na+CuSO4+2H2OCu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑。
7.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
8. 钠与与醇反应 2Na + 2CH3CH2OH → 2CH3CH2ONa + H2↑
9.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．
10.由于钠的性质很活泼，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．
11．Na的制备：工业上采用电解熔融的氯化钠来制备。
12.Na的用途：①制取钠的重要化合物 ②作为原子反应堆的导热剂 ③冶炼钛铌锆钒等金属 ④钠光源
13.Na－K合金(常温下为液态)作原子反应堆的导热剂的原因：Na－K合金熔点低、导热性好
14.制高压钠灯的原因： 发出的黄色光射程远，透雾能力强。
15.Na2O2与H2O、CO2发生反应的电子转移情况如下：
每生成1mol氧气转移2mol电子。
16.在上述反应中，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．
17.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．
18. 氧化钠的化学式与化合价是，过氧化钠的化学式与化合价是。
19.两种氧化物的阴阳离子个数比是1：2。
20.氧化钠是碱性氧化物，过氧化钠是过氧化物，不是碱性氧化物。
21. 2Na2O2+2H2O= 4NaOH+O2↑中每生成1mol氧气固体质量增加2mol氢气的质量，即4g。
22. 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+ O2中每生成1mol氧气固体质量增加2mol一氧化碳的质量，即56g。
23. Na2CO3俗名纯碱、苏打，俗名小苏打。
24. Na2CO3白色粉末．碳酸钠结晶水合物的化学式为Na2CO3·10H2O，而NaHCO3是白色晶体．无结晶水合物。
25. Na2CO3易溶于水，而NaHCO3溶于水，但溶解度比Na2CO3小。
26. 由于NaHCO3在水中的溶解度小于Na2CO3，因此，向饱和的Na2CO3溶液中通入CO2气体，能析出NaHCO3晶体。Na2CO3 + CO2+ H2O=2NaHCO3↓
27.Na2CO3加热不分解，而NaHCO3加热易分解．化学方程式为：2NaHCO3 Na2CO3 + CO2↑+ H2O
28．Na2CO3与酸反应较缓慢．反应分两步进行：CO32－+ H＋= HCO3－，HCO3－+ H＋= CO2↑+ H2O，而NaHCO3较剧烈，放出CO2的速度快，HCO3－+ H＋= CO2↑+H2O。
29. Na2CO3与NaHCO3的鉴别方法
①固态时： 分别加热，能产生使澄清石灰水变浑浊气体的是NaHCO3。
②溶液中： 分别加入CaCl2或BaCl2溶液，有白色沉淀产生的是Na2CO3。
③溶液中：分别加入盐酸，立刻出现气泡的是NaHCO3，开始无现象，然后才有气泡的是Na2CO3。
30. Na2CO3与NaHCO3的相互转化关系是
31.侯氏制碱法制NaHCO3和Na2CO3的原理： 在饱和NaCl溶液中依次通入足量的NH3、CO2气体，有NaHCO3从溶液中析出．有关反应的化学方程式为：
NH3 + H2O + CO2 ＝NH4HCO3 NH4HCO3 + NaCl ＝NaHCO3↓+ NH4Cl
2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2↑，
32. 在饱和NaCl溶液中依次通入足量的NH3、CO2气体的原因是NH3在水溶液中的溶解度，吸收二氧化碳更充分。
33. 焰色反应：金属或它的化合物在燃烧时，火焰所呈现的特殊的颜色。
①焰色反应是物理性质。
②步骤：洗：用盐酸洗铂丝；烧：在酒精灯外焰中燃烧至与火焰颜色相同；蘸：蘸取待测物；烧：在火焰中燃烧，观察火焰的颜色。
③K—紫色（透过蓝色钴玻璃）；Na—黄色
④没有铂丝用铁丝也可以，铂丝用盐酸洗的原因是金属氯化物在高温情况下易气化而挥发，不影响观察到的颜色。
34. 碱金属元素包括锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)和放射性元素钫(Fr)．
35.碱金属的物理性质
(1)相似性：①都具有银白色金属光泽(其中铯略带金黄色)；②柔软；③熔点低；④密度小，其中Li、Na、K的密度小于水的密度；⑤导电、导热性好．
(2)递变规律：从Li → Cs，随着核电荷数的递增，密度逐渐增大(特殊：K的密度小于Na的密度)，但熔点、沸点逐渐降低．
36. 碱金属与O2等非金属反应．从Li → Cs，与O2反应的剧烈程度逐渐增加．
37.Li与O2反应只生成Li2O： 4Li + O22Li2O
38.在室温下， K、Rb、Cs与O2反应生成相应的超氧化物KO2、RbO2、CsO2．
39. 碱金属与H2O反应．发生反应的化学方程式可表示为：
2R + 2H2O = 2ROH + H2↑ (R代表Li、Na、K、Rb、Cs)．
从Li→Na，与H2O反应的剧烈程度逐渐增加．K与H2O反应时能够燃烧并发生轻微爆炸；Rb、Cs遇H2O立即燃烧并爆炸．生成的氢氧化物的碱性逐渐增强(其中LiOH难溶于水)．
二．镁及其化合物
1. Mg能与空气中的O2反应，生成一层坚固而致密的氧化物保护膜．所以，金属镁有抗腐蚀性。
2.Mg在空气中的燃烧主要反应：2Mg+O22MgO，次要反应：与N2反应生成少量的Mg3N2(离子化合物)3Mg+N2Mg3N2，与少量CO2反应2Mg + CO2 2MgO + C
3.与Cl2的反应：Mg+Cl2MgCl2
4. .与S的反应：Mg + SMgS
5.与水的反应(热水)：Mg+2H2OH2↑+Mg(OH)2
6. 与稀H2SO4、稀HCl等弱氧化性酸(产生H2)：Mg+2H+Mg2++H2↑，H+有氧化性但弱，表现为H+变价产生H2。
7.与浓HNO3反应出NO2：Mg+4HNO3Mg(NO3)2+2H2O+2NO2↑
8.与稀HNO3反应(3Mg+8HNO3↑4H2O+3Mg(NO3)2+2NO↑，稀酸浓度不同产物不同，浓度越小N的化合价越低。
9.与浓H2SO4反应Mg+2H2SO4SO2↑+2H2O+MgSO4， 由于浓H2SO4氧化性不如HNO3，需要加热。
10.与CuSO4溶液：Mg+CuSO4+2H2OCu(OH)2↓+MgSO4+H2↑，与钠和盐溶液反应的原理类似。
11.镁的特征反应，与浓NH4Cl反应 Mg + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3↑ + H2↑
原理：浓NH4+易分解，溶液显酸性，加入镁后出H2，反应放热，促进NH4+水解，水解程度加大，NH4+水分解产生NH3。
12.镁的工业冶炼法——熔融电解法，用MgCl2为原料进行电解。
13.原料选择MgCl2而不用MgO的原因是MgCl2的熔点低，易熔融，耗能少，而MgO的熔点高，耗能大。
三．铝及其化合物
1.铝是地壳中最多的金属元素，主要是以化合态存在，铝土矿主要成分是Al2O3。
2.常温下与空气中的氧气反应生成坚固的氧化膜并牢固地覆盖在铝表面，阻止了内部的铝与空气接触(加热发红，但不滴落)，4Al+3O22Al2O3，在氧气中点燃剧烈燃烧。4Al+3O22Al2O3
3.与硫高温反应， 2Al + 3SA12S3，只能在干态下制备，原因是A12S3遇水立即发生反应。A12S3+6H2O= 2Al(OH)3↓+3H2S↑
4.与非氧化性酸反应 2Al+6HCl2AlCl3+3H2↑；2Al+3H2SO4Al2(SO4)3+3H2↑
5.铝在冷的浓硫酸、浓硝酸中钝化。
6.钝化：某些金属在常温下遇强氧化性酸如浓硫酸、浓硝酸时在表面生成致密的氧化膜，从而阻止内部金属进一步发生反应。常见的会发生钝化的金属主要有铝、铁。
7.与强碱反应：2Al+2NaOH+2H2O2NaAlO2+3H2↑化合价降低，得6e-，被还原，反应的实质：分两步进行2Al+6H2O2A1(OH)3+3H2↑，Al(OH)3+NaOHNaAlO2+H2O
8.铝热反应：2Al+Fe2O32Fe+ Al2O3 ，其中Al+Fe2O3为铝热剂，是混合物。
9.因铝热反应放出大量的热，因此其应用有①焊接冶炼难熔的金属；②冶炼难熔的金属(Fe，Mn，Rb)
10.刚玉的主要成分是Al2O3，其中把含少量铬元素的刚玉称为红宝石；含少量的铁和钛元素的刚玉称为蓝宝石。
11. 电解熔融的氧化铝制备单质铝：2Al2O34Al+3O2↑，由于氧化铝的熔点很高，故在氧化铝中添加冰晶石Na3AlF6，降低其熔点。
12. Al2O3是两性氧化物(既能与酸反应又能与碱反应生成盐和水的氧化物)，与酸反应：Al2O3+6HCl2AlCl3+3H2↑；Al2O3+3H2SO4Al2(SO4)3+3H2O，与碱反应： Al2O3+2NaOH2NaAlO2+H2O。
13. 氢氧化铝是白色胶状物质，不溶于水，有强的吸附性，可用于吸附水中的悬浮物和各种色素。
14.Al(OH)3是两性氢氧化物，①与酸反应：Al(OH)3+3HClAlCl3+3H2O
②与碱反应：Al(OH)3+NaOHNaAlO2+2H2O
15.受热分解2Al(OH)3Al2O3+3H2O，难溶于水的氢氧化物加入分解为对应的相同价态的氧化物和水。
16.将NaOH滴加入AlCl3溶液中至过量现象：先有白色沉淀后沉淀消失。
Al3++3OH-Al(OH)3 ↓ Al3++4OH-AlO2-+2H2O
17. AlCl3滴加入NaOH溶液中至过量现象：先无任何现象后有白色沉淀生成。
Al3++4OH-AlO2-+2H2O Al3++ 3AlO2-+6H2O4Al(OH)3 ↓
18.实验室常用可溶性铝盐 + 弱碱反应制备氢氧化铝，弱碱选择足量氨水
Al2(SO4)3+6NH3•H2O2Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4
19.明矾：十二水合硫酸铝钾[KAl(SO4)2•12H2O]易溶于水，其净水原理：明矾溶于水发生水解反应，生成Al(OH)3胶体，吸附水中的杂质，使水澄清。
四．铁及其化合物
1.铁在地壳中的含量居第四位，仅次于氧、硅和铝．
2.与氧气反应，缓慢氧化生成Fe2O3，点燃生成Fe3O4方程式为3Fe + 2O2Fe3O4。
3.铁丝在氯气中燃烧时，生成棕黄色的烟，加水振荡后，溶液显黄色．2Fe + 3C122FeCl3
4. 铁跟硫反应时，只能生成+2价铁，Fe + SFeS。
5.铁跟氯气、硫反应时，分别生成+2价和+3价的铁，说明氧化性：氯气＞硫．
6.在常温下，在水和空气中的O2、CO2等的共同作用下，Fe易被腐蚀(铁生锈)．
7．在高温下，铁能与水蒸气反应生成H2：3Fe + 4H2O(g) Fe3O4 + 4H2
8.．铁与非氧化性酸(如稀盐酸、稀H2SO4等)的反应．例如： Fe + 2H＋ ＝ Fe2＋ + H2↑
9．铁遇到冷的浓H2SO4、浓HNO3时，产生钝化现象，因此金属铁难溶于冷的浓H2SO4或浓HNO3中．可以用铁制品或铝制品盛装冷的浓硫酸和浓硝酸。
10. 铁与与稀HNO3反应，铁少量Fe + 4H+ + NO3- = Fe3+ + NO↑ + 2H2O，铁过量3Fe + 8H+ + 2NO3- = 3Fe2+ + 2NO↑ + 4H2O
11．铁与比铁的活动性弱的金属的盐溶液发生置换反应．例如： Fe + Cu2＋ ＝ Fe2＋ + Cu
12. ①氧化铁(铁红)：
与酸反应：Fe2O3+6HCl2FeCl3+3H2O
12. FeO是黑色固体，Fe2O3是红棕色固体，Fe3O4是黑色晶体。
13.FeO 中铁元素的化合价是+2价，Fe2O3中铁元素的化合价是+3价，Fe3O4中铁元素的化合价是既有+2价又有+3价，其平均化合价是＋8/3价。
14.FeO在空气中加热时，被迅速氧化；6FeO + O2 2Fe3O4
15.FeO与盐酸反应：FeO+2HClFeCl2+H2O；4FeCl2+O2+4HCl4FeCl3+2H2O(总：4FeO+12HCl+O24FeCl3+6H2O)
16．Fe2O3俗称铁红，Fe3O4俗称磁性氧化铁。
17. FeO、Fe2O3是碱性氧化物，Fe3O4是复杂的氧化物。
18. Fe2O3与盐酸等反应：Fe2O3 + 6H＋＝2Fe3＋+ 3H2O
19．Fe2O3在高温时，被CO、C、A1等还原：Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2
20.Fe3O4兼有FeO和Fe2O3的性质，如Fe3O4 + 8H＋＝2Fe3＋+ Fe2＋+ 4H2O
21. Fe(OH)2在水中为白色絮状沉淀，Fe(OH)3在水中为红褐色絮状沉淀。
22. 实验室制备Fe(OH)2可以利用可溶性亚铁盐与强碱溶液或氨水反应：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2 或Fe2+ + 2NH3H2O = Fe(OH)2↓ + 2NH4+
23. 制备Fe(OH)2时，为防止Fe(OH)2被氧化，应将装有NaOH溶液的滴管插入FeSO4溶液的液面下，以及在FeSO4溶液上方加入苯或汽油等溶剂、以及将NaOH溶液加热煮沸等。
24. Fe(OH)2极易被氧化，沉淀特征颜色变化：白色→灰绿色→红褐色，方程式是
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4 Fe(OH)3
25. 实验室制备Fe(OH)3可以利用可溶性铁盐与强碱溶液、氨水反应。Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3↓ 或Fe3+ + 3NH3H2O = Fe(OH)3↓ + 3NH4+
26. Fe(OH)2 、Fe(OH)3都能与非氧化性酸如盐酸等中和。
27. Fe(OH)3受热分解2 Fe (OH)3 Fe 2O3+3H2O，难溶于水的氢氧化物加入分解为对应的相同价态的氧化物和水。Fe(OH)3受热分解固体颜色变化：红褐色→红棕色。
28. 亚铁盐很容易被空气中的O2氧化成铁盐，为防止氧化，可向亚铁盐溶液中加入一定量的铁屑．
29.可以利用2Fe3＋ + Fe ＝ 3Fe2＋除去亚铁盐(含Fe2＋)溶液中混有的Fe3＋
30. 氯化铁溶液中混有氯化亚铁时，可向溶液中通入足量氯气或滴加新制的氯水，除去Fe2＋离子．离子方程式是2Fe2＋+ Cl2＝2Fe3＋+ 2Cl－。
31. Fe2＋、Fe3＋之间可以进行相互转化Fe2＋ Fe3＋
32．Fe2＋的检验方法：①向待检液中滴加NaOH溶液或氨水，产生白色絮状沉淀，露置在空气中一段时间后，沉淀变为灰绿色，最后变为红褐色，说明含Fe2＋；
；②向待检液中先滴加KSCN溶液，无变化，再滴加新制的氯水，溶液显红色，说明含Fe2＋．有关的离子方程式为：2Fe2＋ + Cl2 ＝ 2Fe3＋ + 2Cl－ Fe3＋ + 3SCN－ ＝ Fe(SCN)3
③取待检测溶液少许，往里滴加K3[Fe(CN)6]，立即出现蓝色沉淀
33.Fe3＋的检验方法：
①向待检液中滴加NaOH溶液或氨水，产生红褐色沉淀，说明含Fe3＋；
②向待检液中滴加KSCN溶液，溶液呈血红色，说明含Fe3＋；
③取待检测溶液少许，往里滴加K4[Fe(CN)6]，立即出现蓝色沉淀；
④取待检测溶液少许，往里滴加苯酚，立即出现紫色
五．铜及其化合物
1.铜紫红色、不能被磁体吸引。
2.铜与O2反应，加热时：2Cu＋O22CuO；常温下在潮湿的空气中：2Cu+O2+H2O+CO2 ====Cu2(OH)2CO3。
3.与Cl2反应：Cu＋Cl2CuCl2(棕黄色烟)。
4.铜与非氧化性酸不反应，与浓硫酸、稀浓硝酸都反应。
5. 铜与浓硫酸的反应：Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O。
6.铜与浓硝酸的反应：Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O；铜与稀硝酸的反应：3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O。
7.铜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+。
8.氧化铜是黑色固体和氧化亚铜是砖红色固体。
9. 氧化铜是碱性氧化物，能与酸反应CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O。
10. 氧化亚铜与酸反应发生歧化反应Cu2O＋2H＋===Cu2＋＋Cu＋H2O。
11. 氧化铜加热能分解生成氧化亚铜。4CuO2Cu2O＋O2↑。
12.氢氧化铜是蓝色不溶于水的固体，属于弱碱 ，能与酸反应生成盐和水。
13．CuSO4·5H2O为蓝色晶体，俗称蓝矾、胆矾。无水CuSO4为白色粉末，遇水变蓝色(生成CuSO4·5H2O)，可作为水的检验依据。
六．金属材料与矿物冶炼
1.从矿石中提取金属的一般步骤有三步：①矿石的富集．除去杂质，提高矿石中有用成分的含量；②冶炼．利用氧化还原反应原理，在一定条件下，用还原剂将金属矿石中的金属离子还原成金属单质；③精炼．采用一定的方法，提炼纯金属．
2.冶炼金属的实质：用还原的方法，使金属化合物中的金属离子得到电子变成金属原子．
3.金属冶炼的一般方法有：①加热法②热还原法⑧电解法。
4.加热法．适用于冶炼在金属活动顺序表中，位于氢之后的金属(如Hg、Ag等)．例如：
2HgO2Hg + O2↑ 2Ag2O4Ag + O2↑
5.热还原法．适用于冶炼金属活动顺序表中Zn、Fe、Sn、Pb等中等活泼的金属．常用的还原剂有C、CO、H2、Al等．例如：
Fe2O3 + 3CO2Fe + 3CO2(炼铁) Cr2O3 + 2Al2Cr + A12O3(制高熔点的金属)
6.电解法．适用于冶炼活动性强的金属如K、Ca、Na、Mg、A1等活泼的金属，通过电解其熔融盐氯化物或氧化物的方法来制得．
例如：2A12O3 4Al + 3O2↑ 2NaCl 2Na + C12↑
7. 金属的分类：
(1) 根据冶金工业标准分类：铁(铬、锰)为黑色金属，其余金属(钠镁铝等)为有色金属。
(2) 根据密度分类：密度大于4.5g/cm3的金属是重金属：如铁、铜、铅、钡；密度小于4.5g/cm3的金属是轻金属：如钠、镁、铝。
8. 合金是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。
9.合金的性能：硬度比 组分金属硬度大，熔点比组分金属的熔点低。
