高中化学一轮复习金属元素钠铁知识点总结.docx
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高中化学一轮复习金属元素钠铁知识点总结
金属元素复习
一．钠的性质及应用
1．钠的物理性质
（1）颜色：
银白色，有金属光泽。
（2）密度：
ρ（H2O）>ρ（Na）>ρ（煤油）。
（3）熔点：
低于100℃。
（4）硬度：
质地柔软，可以用小刀切割。
2．从钠原子的结构认识钠的化学性质——还原性
（1）与非金属单质（如O2、Cl2）的反应
O2
（条件不同，产物不同）
Cl2：
2Na＋Cl2
2NaCl
（2）与水的反应
①离子方程式：
2Na＋2H2O===2Na＋＋2OH－＋H2↑。
②与滴加酚酞的水反应的现象及解释
（3）与盐酸反应
离子方程式：
2Na＋2H＋===2Na＋＋H2↑。
【特别提醒】
（1）钠的取用方法：
用镊子夹取一小块钠，用滤纸吸干表面的煤油，在玻璃片上用小刀切取黄豆大小的钠，剩余的钠放回原试剂瓶。
（2）钠失火的处理：
沙土盖灭，不能用水或泡沫灭火器灭火。
3．钠的制取及保存
（1）制取：
2NaCl（熔融）
2Na＋Cl2↑。
（2）保存：
密封保存，通常保存在煤油中。
4．钠的用途
（1）制取Na2O2等化合物。
（2）钠、钾合金（液态）可用于原子反应堆的导热剂。
（3）用作电光源，制作高压钠灯。
（4）冶炼某些金属：
金属钠具有强的还原性，熔融状态下可以用于制取金属，如：
4Na＋TiCl4
4NaCl＋Ti。
【注意】该反应不能用于证明金属活动性的强弱。
【重点】
（1）钠与水、酸反应的实质都是与H＋的反应
（2）金属钠与可溶性盐溶液反应的思维模板
—
（3）金属钠露置在空气中会发生一系列变化:
变化过程是：
Na→Na2O→NaOH（溶液）→Na2CO3·10H2O（晶体）→Na2CO3（粉末）,所以最终得到的是白色粉末。
二．氧化钠和过氧化钠
物质
氧化钠（Na2O）
过氧化钠（Na2O2）
色态
白色固体
淡黄色固体
类别
碱性氧化物
过氧化物（非碱性氧化物）
氧的价态
－2
－1
电子式
生成条件
常温
加热或点燃
化
学
性
质
热稳定性
不稳定
（2Na2O＋O2
2Na2O2）
稳定
与水反应
Na2O＋H2O===2NaOH
2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑
与CO2反应
Na2O＋CO2===Na2CO3
2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2
与酸反应（盐酸）
Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O
2Na2O2＋4HCl===4NaCl＋2H2O＋O2↑
主要性质
具有碱性氧化物通性
具有强氧化性
主要用途
——
强氧化剂、漂白剂、消毒剂、
供氧剂
【重点1】Na2O2结构和强氧化性的常考点
（1）Na2O2的电子式为
Na＋，O
是个原子团，是一个整体。
（2）Na2O2与H2O、CO2的反应都是Na2O2自身的氧化还原反应，在反应中H2O、CO2既不是氧化剂，也不是还原剂。
（3）在研究Na2O2与其他溶液反应时，要注意Na2O2的强氧化性和其溶液的强碱性。
熟记Na2O2表现强氧化性的5个实例：
①Na2O2与SO2的反应：
Na2O2＋SO2===Na2SO4。
②Na2O2与FeCl2溶液的反应：
能将Fe2＋氧化成Fe3＋，得到Fe（OH）3沉淀。
③Na2O2与氢硫酸的反应：
能将H2S氧化成单质硫。
④Na2O2与Na2SO3溶液的反应：
能将SO
氧化成SO
。
⑤Na2O2与品红溶液的反应：
能使品红溶液褪色。
【重点2】Na2O2与CO2和H2O反应的五大关系
（1）物质的量的关系
无论是CO2或H2O的单一物质还是二者的混合物，通过足量的Na2O2时，CO2或H2O与放出O2的物质的量之比均为2∶1。
（2）电子转移关系
当Na2O2与CO2、H2O反应时，每产生1molO2转移2mole－。
三．碳酸钠与碳酸氢钠
名称
碳酸钠
碳酸氢钠
俗名
纯碱或苏打
小苏打
主要性质
色、态
白色粉末
细小白色晶体
水溶性
易溶于水
可溶于水
稳定性
稳定
受热易分解
与H＋反应
CO
＋2H＋===CO2↑＋H2O（较快）
HCO
＋H＋===CO2↑＋H2O（更快）
与Ca（OH）2反应
Ca2＋＋CO
==CaCO3↓
NaHCO3过量：
Ca2＋＋2OH－＋2HCO
===CaCO3↓＋2H2O＋CO
；
Ca（OH）2过量：
Ca2＋＋OH－＋HCO
===CaCO3↓＋H2O
与盐反应
CaCl2
Ca2＋＋CO
===CaCO3↓
不反应
Al2（SO4）3
2Al3＋＋3CO
＋3H2O===2Al（OH）3↓＋3CO2↑
Al3＋＋3HCO
===Al（OH）3↓＋3CO2↑
与水作用
水解，碱性较强
水解，碱性较弱
相互转化
Na2CO3
NaHCO3
主要用途
用于玻璃、肥皂、合成洗涤剂、造纸、纺织、石油、冶金等工业中
灭火器、治疗胃酸过多、发酵粉的主要成分之一
【重点1】侯氏制碱法：
NaCl+CO2+NH3+H2O=NaHCO3↓+NH4Cl
2NaHCO3
Na2CO3+CO2↑+H2O
①顺序：
先通NH3再通CO2。
原因：
CO2在水中的溶解度小，NH3在水中的溶解度大，先通氨气使溶液呈碱性，可以增大CO2的溶解度。
②溶液的要求：
饱和氯化钠溶液。
原因：
增大溶液中Na+的浓度，有利于NaHCO3沉淀的析出。
【重点2】泡沫灭火器中应用NaHCO3而不用Na2CO3的原因：
①NaHCO3反应速率快
②等量的铝盐跟NaHCO3反应产生的CO2的量多。
【重点3】突破Na2CO3、NaHCO3的鉴别
（1）利用热稳定性不同
固体
（2）利用和酸反应生成气体的速率不同（相同条件下）
（3）利用阴离子的不同
溶液
（4）利用溶液的酸碱性不同
溶液
四．碱金属与焰色反应
【要点解读】
1．碱金属的一般性与特殊性
（1）一般性
相似性
递变性（由Li→Cs）
原子结构
最外层均为1个电子
电子层数逐渐增多
核电荷数逐渐增大
原子半径逐渐增大
元素性质
都具有较强的金属性，最高正价均为＋1价
金属性逐渐增强
单质性质
物理性质
（除Cs外）都呈银白色，密度较小，熔、沸点较低
密度逐渐增大（钾反常），熔、沸点逐渐降低
化学性质
都具有较强的还原性
还原性逐渐增强；与O2反应越来越剧烈，产物越来越复杂，最高价氧化物对应的水化物的碱性增强
（2）特殊性
①碱金属的密度一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度比钠的小。
②碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在石蜡中。
③碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是离子化合物，其中氢以H－形式存在，显－1价，碱金属氢化物是强还原剂。
2．焰色反应
（1）焰色反应的概念
某些金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现出特殊的颜色，其属于物理变化，属于元素的物理性质。
（2）焰色反应的操作
铂丝
铂丝
无色
待测物
观察火焰颜色
（3）常见元素的焰色
钠元素黄色；钾元素紫色（透过蓝色钴玻璃观察）；铜元素绿色。
五．铁的性质及应用
1．铁元素在周期表中位于第四周期第Ⅷ族，原子结构示意图为：
。
2．铁的性质
（1）物理性质
铁具有导电、导热和延展性，具有能被磁铁吸引的特性。
（2）化学性质
铁单质性质活泼，有较强的还原性，主要化合价为＋2价和＋3价。
①与非金属单质的反应：
a．与O2的反应：
常温：
铁被腐蚀生成铁锈，其主要成分为Fe2O3。
点燃：
3Fe＋2O2
Fe3O4。
b．与Cl2的反应：
2Fe＋3Cl2
2FeCl3。
c．与S的反应：
Fe＋S
FeS。
②与水的反应：
常温下铁与水不反应，在高温条件下与水蒸气反应：
3Fe＋4H2O（g）
Fe3O4＋4H2。
③与酸的反应：
a．与非氧化性酸反应的离子方程式：
Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑。
b．与氧化性酸反应：
遇冷的浓硫酸或浓硝酸钝化，与稀硝酸或在加热条件下与浓硫酸、浓硝酸反应，但无H2产生。
④与某些盐溶液的反应：
a．与CuSO4溶液反应的离子方程式：
Fe＋Cu2＋===Fe2＋＋Cu。
b．与FeCl3溶液反应的离子方程式：
Fe＋2Fe3＋===3Fe2＋。
3．铁的氧化物和氢氧化物
（1）铁的氧化物
化学式
FeO
Fe2O3
Fe3O4
俗名
铁红
磁性氧化铁
颜色状态
黑色粉末
红棕色粉末
黑色晶体（有磁性）
溶解性
难溶于水
难溶于水
难溶于水
铁的化合价
＋2
＋3
＋2，＋3
稳定性
不稳定
稳定
稳定
与H＋反应的离子方程式
FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O
Fe2O3＋6H＋===2Fe3＋＋3H2O
Fe3O4＋8H＋===Fe2＋＋2Fe3＋＋4H2O
【特别提醒】Fe3O4中的3个Fe原子的化合价可看作2个为＋3价，1个为＋2价，可表示为FeO·Fe2O3，平均价态为＋
价。
在发生氧化还原反应时，对应价态的铁参与相关反应，如Fe3O4与HNO3反应时只有＋2价铁被氧化。
六．铁的氢氧化物
化学式
Fe（OH）2
Fe（OH）3
色态
白色固体
红褐色固体
与盐酸反应
Fe（OH）2＋2H＋===Fe2＋＋2H2O
Fe（OH）3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O
受热分解
2Fe（OH）3
Fe2O3＋3H2O
制法
可溶性亚铁盐与碱溶液反应：
Fe2＋＋2OH－===Fe（OH）2↓
可溶性铁盐与碱溶液反应：
Fe3＋＋3OH－===Fe（OH）3↓
二者的关系
在空气中，Fe（OH）2能够非常迅速地被氧气氧化成Fe（OH）3，现象是白色絮状沉淀迅速变成灰绿色，最后变成红褐色，反应方程式为
4Fe（OH）2＋O2＋2H2O===4Fe（OH）3
【点睛】制备Fe（OH）2的关键与方法
由于Fe（OH）2具有很强的还原性，易被氧化为Fe（OH）3，在实验室中制备Fe（OH）2，并使Fe（OH）2长时间保持白色沉淀状态，成为物质制备实验探究的热点。
制备原理：
Fe2＋＋2OH－===Fe（OH）2↓。
（1）成功关键：
①溶液中不含Fe3＋和O2等氧化性物质；
②制备过程中，保证生成的Fe（OH）2在密闭的隔绝空气的体系中。
（2）制备Fe（OH）2时常采用的方法
①采用新制备的纯亚铁盐溶液（Fe2＋易被空气中的氧气氧化成Fe3＋）；
②将溶解亚铁盐的蒸馏水煮沸（除去溶解的氧气）；
③将碱直接加到亚铁盐溶液的底部使生成的Fe（OH）2与空气隔离；
④在亚铁盐溶液的液面上加隔氧剂（如加入苯等密度比水的小而又不溶于水的有机溶剂）。
七．亚铁盐和铁盐
（1）亚铁盐：
含有Fe2＋的溶液呈浅绿色，Fe2＋既有氧化性，又有还原性，Fe2＋与Zn、Cl2反应的离子方程式分别为Zn＋Fe2＋===Zn2＋＋Fe，2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－。
（2）铁盐：
①氧化性：
含有Fe3＋的溶液呈棕黄色，Fe3＋具有氧化性，Fe3＋与Fe、Cu反应的离子方程式分别为2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋，2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋。
②特性：
含有Fe3＋的盐溶液遇到KSCN时变成红色。
③易水解：
FeCl3滴入沸水中的离子方程式：
Fe3＋＋3H2O
Fe（OH）3（胶体）＋3H＋。
八．“铁三角”中的转化关系
注意：
Fe2＋与Fe3＋的相互转化
Fe2＋
Fe3＋
用离子方程式表示其转化关系：
①2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－；
②3Fe2＋＋4H＋＋NO
===3Fe3＋＋2H2O＋NO↑；
③2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O；
④2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋；
⑤Cu＋2Fe3＋===Cu2＋＋2Fe2＋。
⑥2Fe3＋＋H2S===2Fe2＋＋S↓＋2H＋
⑦2Fe3＋＋SO2＋2H2O===2Fe2＋＋SO
＋4H＋
⑧2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2
2．重要应用
（1）物质除杂：
主要物质
杂质
除杂方法
FeCl3
FeCl2
通入适量氯气、加入氯水或H2O2
Fe2＋
Cu2＋
加入过量铁粉后过滤
Mg2＋
Fe3＋
加入MgO或Mg（OH）2
调节pH后过滤
Cu2＋
Fe2＋
先加入氧化剂（如H2O2）将Fe2＋氧化为Fe3＋，再加入CuO、Cu（OH）2或Cu2（OH）2CO3调节pH后过滤
Fe2O3
Al2O3
加过量强碱（如NaOH）溶液后过滤
（2）判断离子共存：
①发生氧化还原反应而不能大量共存
Fe2＋与强氧化剂不能共存：
NO
（H＋）、ClO－、MnO
（H＋）
Fe3＋与强还原剂不能共存：
S2－、I－、HS－、SO
②发生非氧化还原反应不能大量共存
Fe2＋、Fe3＋与OH－、HCO
、CO
、AlO
等发生复分解或水解相互促进不能大量共存。
Fe3＋与SCN－发生络合反应不能大量共存。
（3）盐溶液的配制和保存：
含Fe2＋的溶液：
如配制FeSO4溶液时加入稀硫酸防止Fe2＋的水解，加入铁粉防止Fe2＋被氧化。
含Fe3＋的溶液：
如配制Fe2（SO4）3溶液，应将Fe2（SO4）3固体溶于H2SO4，再加水稀释到指定浓度。
（4）Fe2＋、Fe3＋的检验
①根据溶液颜色
含有Fe2＋的溶液显浅绿色；含有Fe3＋的溶液显黄色。
②用KSCN溶液和氯水检验
涉及的反应：
Fe3＋＋3SCN－
Fe（SCN）3（红色）
2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－
③用NaOH溶液检验
涉及的反应：
Fe3＋＋3OH－===Fe（OH）3↓（红褐色沉淀）
Fe2＋＋2OH－===Fe（OH）2↓（白色沉淀）
4Fe（OH）2＋O2＋2H2O===4Fe（OH）3
【名师点睛】Fe2＋、Fe3＋检验须知
（1）检验Fe2＋时不能先加氯水后加KSCN溶液；当溶液的浓度较稀时，利用观察法或加NaOH溶液的方法都不宜检验Fe2＋和Fe3＋的存在。
（2）检验Fe2＋和Fe3＋的混合溶液时，要分两次分别检验Fe2＋和Fe3＋，检验Fe2＋时要选择酸性高锰酸钾溶液，检验Fe3＋时最好选择KSCN溶液。
具体方法如下：
①Fe3＋的检验
溶液变红色，说明含有Fe3＋
②Fe2＋的检验
KMnO4溶液紫红色褪去，说明含有Fe2＋
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