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高中化学
第一章从实验中学化学
第一节化学实验基本方法
一、了解安全措施
1、事故预防
防爆炸：
点燃可燃气体或用可燃气体进行反应之前，要检验气体的纯度。
防暴沸：
配制硫酸的水溶液时，要将密度大的浓硫酸倒入水中；加热液体混合物时要加沸石或碎瓷片。
防失火：
实验室中的可燃物质要远离火源，检查灭火设备是否齐全
防中毒：
制取有毒气体（Cl2、CO、SO2、H2S、NO等）时，要在通风橱内进行，并采取相应的措施处理（灼烧、吸收、收集）。
放倒吸：
加热法制取气体并用排水法收集时，注意熄灯顺序；吸收溶解度较大的气体（HCl、NH3）时，加装安全瓶或漏斗。
2、危险化学品标志的识别
防爆品：
硝酸铵（NH4NO3）、黑火药等。
易燃品：
易燃气体：
H2、CH4、CO
易燃液体：
有机溶剂（酒精、汽油等）
自燃物品：
白磷
遇湿易燃物品：
Na、K等
腐蚀品：
浓硫酸、浓硝酸、浓盐酸、NaOH固体等
有毒品：
氰化物（KCN）、砷的化合物（砒霜As2O3）、钡盐、汞（Hg）、铅（Pb）等
氧化剂：
KMnO4、KClO3（强氧化剂亦属爆炸品）等
3、意外事故的处理
火灾处理方法：
防止火势扩展：
移走可燃物，切断电源，停止通风。
扑灭火源：
酒精等有机溶剂泼洒在桌面上着火燃烧，用湿布或沙子盖灭，火势大可以用灭火器扑灭。
小范围的有机物、钾、钠、白磷等化学物质着火可用沙盖灭。
二、混合物的分离和提纯
1、过滤与蒸发操作
（一贴、二低、三靠）
蒸发操作
*加入的液体不超过蒸发皿容积的2/3。
*蒸发过程中要用玻棒不断搅拌（以防溶液因局部过热而造成液滴飞溅）。
*加热至剩余少量液体时，停止加热，利用余温使滤液蒸干。
*热的蒸发皿不可直接放在实验桌上，要垫上石棉网。
除杂原则：
*不增（不引入新杂质）
*不减（不损耗样品）
*易分（容易分离——生成完全不溶物）
*复原（除去各种过量杂质，还原到目标产物）
注意：
除杂试剂要适当过量；设计所加试剂的先后顺序！
2、蒸馏和萃取
1.原理——利用液态混合物（互溶）中各组分沸点的不同，加热使其某一组分变成蒸气，经过冷凝后再变成液体，从而跟其他组分分开。
2.装置
3.注意事项:
萃取
利用某种物质（溶质）在①互不相溶的溶剂里②溶解度的不同，用一种溶剂把它从溶解度较小的溶剂转移到溶解度较大的溶剂中的方法。
萃取剂的选择条件：
1.萃取剂与原溶剂互不相溶、不发生化学反应
2.溶质在两溶剂中的溶解度有较大差别（在萃取剂中的溶解度大）
3.溶质不与萃取剂发生任何反应
三、离子的检验：
1、原理：
根据物质的物理性质（如颜色、状态、气味、密度等）或化学性质（生成气体↑、沉淀↓等特殊现象）
2、步骤：
（1）先对试样的外观进行观察（颜色、状态）
（2）将试样（固体）配成溶液，取出少许进行检验
（3）选择合理的试剂（反应灵敏、现象明显）
（4）注意排除某些共有现象的干扰。
SO42-的检验方法：
操作：
先加入稀HCl酸化，再加入可溶性钡盐（BaCl2）溶液。
现象：
出现不溶于稀酸的白色沉淀（BaSO4）。
结论：
存在硫酸根离子。
注意排除CO32-等离子的干扰！
Cl-的检验方法：
操作：
先加入稀HNO3酸化，再加入几滴AgNO3溶液。
现象：
出现不溶于稀硝酸的白色沉淀（AgCl）。
结论：
存在氯离子。
注意排除CO32-离子的干扰！
第二节化学计量在实验中的应用
（一）、物质的量的单位——摩尔
1、物质的量概念：
是用来解决宏观物质和微观粒子之间关系问题的，表示含有一定数目粒子的集体的物理量。
a、是七个国际基本物理量之一
b、是一个专有名词，由固定字数组成，不能分割、不能增减。
c、符号为“n”
d、微粒是指：
分子、原子、离子、中子等
e、粒子必须十分明确，且用化学式表示
2、摩尔
（1）概念：
是物质的量的单位，简称摩。
（2）符号：
mol
（3）基准：
每摩尔物质中含有6.02×1023个微粒
阿伏加德罗常数（原意）：
以12g12C中所含的原子数目为标准的，也就是说，如果在一定量的粒子集体中所含有的粒子数与12g12C中所含的碳原子数目相同，则它的物质的量为1mol，而这个数值（粒子数）就叫阿伏加德罗常数
（4）数值：
阿佛加德罗常数，用NA表示。
（5）规定：
1mol任何粒子的粒子数叫做阿佛加德罗常数。
（6）近似值：
6.021023
（7）物质的量、阿佛加德罗常数与粒子数（符号为N）之间的关系：
n=N/NA
使用摩尔时应注意：
摩尔是物质的量的单位，1摩尔任何物质含有阿佛加德罗常数（NA）个微粒。
（1）摩尔这一单位，通常用来表示原子、分子、离子、电子等特定对象。
不能用来表示如1mol人等，摩尔定义中的每摩尔物质，通常指某种微粒。
（2）使用摩尔时，微粒的名称应予以指出，通常是将微粒的符号写在摩尔名称或符号的后面。
1mol任何微粒或物质的质量以克为单位时，在数值上等于该微粒的相对原子质量或相对分子质量。
（二）摩尔质量
（1）定义：
单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量。
（2）符号：
M
（3）单位：
g/mol
（4）数值：
等于物质或粒子的式量
（5）物质的量（n）、物质的质量（m）和摩尔质量（M）之间的关系：
n（mol）=m（g）/M（g/mol）
注意：
（6）物质的量、摩尔质量、物质的质量；阿伏加得罗常数、6.02X1023之间的区别。
物质的量应用于化学方程式的计算
（三）气体摩尔体积：
①定义：
在一定的温度和压强下，单位物质的量的物质所占有的体积。
表达式：
Vm＝V/n，常用单位:
L/mol。
标况下，气体的摩尔体积约为22.4L/mol，这是在特定条件下的气体摩尔体积。
②使用标况下气体摩尔体积应注意：
a、条件：
标准状况;b、单位：
L/mol;c、适用范围：
气体;d、数值约为22.4L/mol
③应用气体摩尔体积（标况）计算的几种情况：
气体体积V 物质的量n 质量m 摩尔质量M 密度ρ 式量Mr
Ⅰ、据气体体积求其物质的量：
n＝V/22.4（L/mol）
Ⅱ、据气体质量求其标况下体积：
V＝m（22.4L/mol）/M
Ⅲ、据气体摩尔质量求其标况下密度：
ρ＝M/22.4L/mol
Ⅳ、据气体标况下的体积求质量：
m＝VM/22.4L/mol
Ⅴ、据标况下气体密度求式量：
M＝ρ22.4L/mol
④标准状况是指温度为0℃，压强为101KPa。
（四）物质的量浓度
v含义：
单位体积溶液里所含溶质B的物质的量，称为B的物质的量浓度。
符号CB单位mol/L。
v表达式：
物质的量浓度（mol/L）=CB=nB/V
气体溶于水时的浓度计算，要注意以下几个问题：
1、不能把水的体积当成溶液的体积；
2、不能把水的体积+气体体积当成溶液的体积；
3、用溶液质量和密度计算溶液体积时，要注意换算为L做单位。
一定物质的量浓度的溶液的配制
仪器：
烧杯、容量瓶、玻璃棒、胶头滴管、托盘天平、药匙（固体溶质使用）、量筒（液体溶质使用）
步骤：
以配置100mL1.00mol/L的氯化钠溶液为例
1、计算：
NaCl的质量n（NaCl）=1.00mol/L×0.1L=0.1mol
m（NaCl）=0.1mol×58.5g/mol=5.85克
2、称量：
（复习天平的使用）
3、溶解：
在烧杯中用30-50毫升蒸馏水使之完全溶解（注意：
应冷却，不可在容量瓶中溶解）
4、转移：
将烧杯中的NaCl溶液注入100mL容量瓶（用玻璃棒引流）
5、洗涤：
洗涤烧杯2~3次（每次用10mL左右的水）
6、定容：
向容量瓶中加蒸馏水，加水到接近刻度线1~2厘米时，改用胶头滴管加水至液面与刻度线相切。
7、摇匀：
反复摇匀
8、装瓶、贴标签：
装入试剂瓶并贴上标签
第二章化学物质及其变化
第一节物质的分类
一、分散系
1、定义：
一种或一种以上的物质分散到另一种物质中所得到的混合物
分散质：
被分散的物质（其中分散成微粒的物质）
分散剂：
能分散分散质的物质（微粒分散在其中的物质）
溶液、悬（乳）浊液、胶体
2、分散系的分类
本质依据——分散质微粒直径大小
二、胶体
1.定义：
分散质微粒的直径大小在1nm-100nm（10-9-10-7m）之间的分散系叫做胶体
2.胶体的分类:
3、渗析
利用半透膜把胶体中混有的离子或分子从胶体溶液里分离的操作，叫做渗析。
其原理为胶体微粒不能透过半透膜，而溶液中的分子和离子能透过半透膜。
三种分散系的比较
分散系
溶液
胶体
浊液
分散质微粒直径
<1nm
1-100nm
>100nm
分散质微粒
单个分子或离子
许多分子集合体
大量分子集合体
能否透过滤纸
能
能
不能
能否透过半透膜
能
不能
不稳定
稳定性
稳定
较稳定
不稳定
三、胶体的性质
1、丁达尔现象（光学性质）
实验：
光束分别通过AgI胶体和CuSO4溶液，观察现象。
现象：
一束光通过胶体时，从侧面可观察到胶体里
产生一条光亮的“通路”。
原因：
胶粒直径大小与光的波长相近,胶粒对
光有散射作用；而溶液分散质的粒子太
小，不发生散射。
2、布朗运动（动力学性质）
在超显微镜下观察胶体溶液可以看到胶体颗粒不断地作无规则的运动。
原因：
溶剂分子不均匀地撞击胶体粒子，使其发生不断改变方向、改变速率的布朗运动。
胶体微粒作布朗运动是胶体稳定的原因之一。
3、电泳现象（电学性质）
在外加电场作用下,胶体粒子在分散剂里向电极（阴极或阳极）作定向移动的现象,叫做电泳
Fe（OH）3胶体向阴极
移动——带正电荷
带正电荷胶粒
带负电荷胶粒
金属氢氧化物
金属氧化物
金属硫化物（如Sb2S3）
非金属硫化物（如As2S3）
非金属氧化物（如SiO2泥沙）
硅酸盐（土壤和水泥）
重要胶粒带电的一般规律:
胶粒带同种电荷，相互间产生排斥作用，不易结合成更大的沉淀微粒，这是胶体具有稳定性的主要因素。
在陶瓷工业上常遇到因陶土里混有Fe2O3而影响产品质量的问题。
解决方法之一是把这些陶土和水放在一起搅拌，使粒子大小在1nm~100nm之间，然后插入两根电极，接通直流电源，这时阳极聚积，
阴极聚积，理由
是。
五、胶体的凝聚
使胶体微粒凝聚成更大的颗粒，形成沉淀，从分散剂里析出的过程叫胶体的凝聚。
胶体为什么能够稳定存在？
胶粒带电、布朗运动
如何破坏胶体的稳定状态？
要使胶体凝聚成沉淀，就要减少或消除胶体微粒表面吸附的电荷，使之减弱或失去电性排斥力作用，从而使胶粒在运动中碰撞结合成更大的颗粒。
（1）加入电解质
实例：
1.豆浆里加盐卤（MgCl2·6H2O）或石膏（CaSO4·2H2O）,使之凝聚成豆腐；
2.水泥里加石膏能调节水泥浆的硬化速率；
3.在江河与海的交汇处形成的沙洲。
（2）加入胶粒带相反电荷的胶体
带不同电荷的胶体微粒相互吸引发生电性中和，从而在胶粒碰撞时发生凝聚，形成沉淀或凝胶。
实验：
将Fe（OH）3胶体溶液与硅酸胶体溶液
现象：
形成大量的沉淀.
结论：
Fe（OH）3胶粒与H2SiO3胶粒带相反电荷.
实例：
①用明矾、氯化铁等净水；②不同种类的墨水混合使用时有沉淀产生，使墨水失效。
（3）加热
温度升高，胶粒的吸附能力减弱，减少了胶粒所吸引的阴离子或阳离子数量，胶粒所带的电荷数减少，胶粒间的斥力作用减弱，使得胶粒在碰撞时容易结合成大颗粒，形成沉淀或凝胶。
实例：
淀粉溶液加热后凝聚成了浆糊凝胶，蛋清加热后凝聚成了白色胶状物（同时发生变性）。
第二讲离子反应
一、电解质和非电解质
电解质：
在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。
非电解质：
在水溶液里或熔化状态下都不能导电的化合物。
二、强电解质和弱电解质
强电解质：
在水溶液里全部电离成离子的电解质。
如：
NaCl、HCl、BaSO4、CaCO3等。
弱电解质：
在水溶液里只有一部分电离成离子的电解质。
如：
H2O、CH3COOH、NH3·H2O等。
本质区别：
是否能完全电离。
强弱电解质的对比
强电解质
弱电解质
电离程度
全部
部分
溶液里的溶质粒子
水合离子
分子、水合离子
同条件下导电性
强
弱
化合物类型
离子化合物、某些共价化合物
某些共价化合物
物质类型
强酸、强碱、大多数盐等
弱碱、弱酸、水等
电离方程式
1.强电解质的电离：
NaCl=Na++Cl－
NaHSO4=Na++H++SO42
NaHCO3=Na++HaCO3－
Al2（SO4）3=2Al3++3SO42－
2.弱电解质的电离：
CH3COOHCH3COO－+H+
NH3·H2ONH4++OH－
H2OH++OH－
v归纳小结
（1）电解质溶液导电的原因：
存在自由移动的离子。
（2）电解质、非电解质都是化合物。
单质、溶液既不是电解质，也不是非电解质。
（3）电解质应是在一定条件下本身电离的化合物。
某些化合物，像SO3、SO2、CO2、NH3，它们溶于水生成了电解质而导电，但本身是非电解质。
（4）电解质的强弱与其溶解性无关。
某些盐如BaSO4、AgCl等虽难溶于水，但溶于水的部分是_完全电离的，所以它们是强电解质。
（5）电解质的强弱与溶液导电性无必然联系。
溶液的导电性强弱主要与溶液中离子浓度大小有关。
三、离子反应
1、概念：
有离子参加或生成的化学反应。
2、类型：
复分解反应，溶液中的氧化还原反应。
3、离子反应发生的条件：
v复分解反应型
v
（1）生成难溶性物质（见课本溶解性表）
v
（2）生成难电离物质（弱酸、弱碱、水等）
v（3）生成挥发性物质
v氧化—还原型
强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂+弱还原剂
4、本质：
反应物的某些离子浓度减小的过程。
物质溶解性规律：
1、所有的Na+、K+、NH4+、NO3-形成的盐都易溶于水（除上述外）
2、OH-：
Ba2+易溶，Ca2+微溶，其余不溶
3、Cl-（Br-、I-）：
AgX不溶，其余溶
4、SO42-：
BaSO4不溶、CaSO4、Ag2SO4微溶，其余溶
5、CO32-：
MgCO3微溶，其余不溶。
四、离子方程式
1、定义：
用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子。
2、书写步骤：
写、拆、删、查
（1）写是基础
（2）拆是关键
易溶于水的强电解质（强酸、强碱、可溶性盐）拆写成离子形式
难容物、难电离物质（弱酸、弱碱、水）、单质、气体、氧化物一律写化学式
（3）删是途径
（4）查是保证（原子守恒、电荷守恒）
3、离子反应方程式的意义：
表示所有同一类型的离子反应
H++OH-=H2O
表示强酸和强碱反应生成可溶性盐和水的中和反应
【思考练习】
除去括号中杂质，写出所加试剂与反应的离子方程式。
⑴SO42-（CO32-），所加试剂：
H2SO4，
离子方程式：
_2H++CO32-=H2O+CO2↑_。
⑵Cl-（SO42-），所加试剂：
__BaCl2，
离子方程式：
____Ba2++SO42-=BaSO4↓_。
⑶Fe2+（Cu2+），所加试剂：
_Fe，
离子方程式：
___Cu2++Fe=Fe2++Cu_。
⑷Cl-（Br-），所加试剂：
_Cl2，
离子方程式：
____2Br-+Cl2=Br2+2Cl-_。
五、离子方程式的正误判断
六、离子共存问题
v离子间若能发生反应，则不能大量共存。
（1）生成难溶物或微溶物
（2）生成气体或挥发性物质
（3）生成难电离的物质
（4）发生氧化还原反应
氧化性离子（如Fe3+、H++NO3-、ClO-、MnO4-等）
与还原性离子（如S2-、I-等）不能大量共存。
特别提示：
要注意题目的附加隐含条件
（“酸性溶液”、“碱性溶液”、“无色溶液”、“因发生
氧化还原反应而不共存”等）
v归纳小结
（1）弱酸的酸根离子、多元弱酸的酸式酸根离子与H+不能大量共存。
如CO32-、SO32-、S2-、PO43-、CH3COO-、ClO-
（2）弱碱的金属离子与OH-不能大量共存。
如NH4+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、Mg2+等
（3）多元弱酸的酸式酸根离子既不能与H+大量共
存，也不能与OH-大量共存。
如HCO3-、HS-、HSO3-、HPO42-、H2PO4-
第三讲：
氧化还原反应
一、氧化还原反应的基本概念
1、氧化反应：
失去电子的反应；还原反应：
得到电子的反应。
2、被氧化：
失去电子的变化过程；被还原：
得到电子的变化过程。
3、氧化产物：
还原剂在反应中失去电子后被氧化而形成的生成物；还原产物：
氧化剂在反应中得到电子后被还原而形成的生成物。
4、还原剂：
失去电子的物质；氧化剂：
得到电子的物质。
5、还原性：
还原剂具有的失去电子的性质；氧化性：
氧化剂具有的得到电子的性质。
2．概念联系
（1）氧化还原反应与四种基本类型反应的联系
a、置换反应全部是氧化还原反应；
b、复分解反应全部是非氧化还原反应；
c、化合反应、分解反应有的是氧化还原反应，有的是非氧化还原反应。
（2）氧化还原反应有关概念之间的相互联系：
弱还原性）
3、氧化还原反应的电予转移的表示方法一双线桥法：
（1）双线桥法
（2）单线桥法
4．常见氧化剂和还原剂
（1）常见的还原剂
①活泼的金属单质：
如Na、Mg、Al、Zn、Fe等。
②某些非金属单质：
如H2、C、Si等
③元素处于低化合价时的氧化物：
如CO、SO2等
④元素处于低化合价时的酸：
如HCl、H2S等
⑤元素处于低化合价时的盐：
如Na2SO3、FeSO4等
（2）常见的氧化剂
①活泼的非金属单质：
如Cl2、Br2、O2等
②元素（如Mn、C、N）处于高化合价时的氧化物：
如MnO2、CO2、NO2等
③元素（S、N）处于高化合价时的含氧酸：
如浓H2SO4、HNO3等
④元素（Mn、Cl、Fe）处于高化合价时的盐：
如KMnO4、KClO3、FeCl3等
⑤过氧化物：
如Na2O2、H2O2等
5．氧化还原规律
（1）守恒律
氧化还原反应中得失电子守恒，
即：
氧化剂得电子总数＝还原剂失电子总数
应用：
有关氧化还原反应的计算及配平氧化还原反应方程式。
（2）价态律
元素处于最高价态时，只有氧化性，但不一定具有强氧化性；
元素处于最低价态时，只有还原性，但不一定具有强还原性；
元素处于中间价态时，既有氧化性又有还原性，但主要呈现一种性质。
物质含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。
应用：
判断元素或物质有无氧化性、还原性。
（3）强弱律
氧化剂＋还原剂＝还原产物＋氧化产物
（强氧化性）（强还原性）（弱还原性）（弱氧化性）
应用：
①比较物质间氧化性或还原性的强弱；
②在适宜条件下，用氧化性强的物质制备氧化性弱的物质或用还原性强的物质制备还原性弱的物质。
（4）转化律
①氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最容易；
②同种元素不同价态之间的氧化还原反应，化合价的变化遵循：
高价＋低价─────→中间价（归中反应）
中间价──────→高价＋低价（歧化反应）
③同种元素，相邻价态间不发生氧化还原反应。
应用：
分析判断氧化还原反应能否发生。
（5）难易律
①越易失电子的物质，失后就越难得电子，越易得电子的物质，得后就越难失电子。
（注意：
难失电子的物质不一定易得电子，难得电子的物质也不一定易失电子。
如稀有气体既难失电子，又难得电子。
）
②一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，还原性最强的优先发生反应；
一种还原剂同时和几种氧化剂相遇时，氧化性最强的优先发生反应。
应用：
判断物质的稳定性及反应顺序。
第三章金属及其化合物
第一节金属的化学性质
一、金属和氧气的反应：
把一小块钠放在蒸发皿上加热。
现象：
钠在空气中受热后先熔化后燃烧，发出黄色的火焰，生成淡黄色固体。
反应：
2Na+O2=Na2O2（淡黄色）
过氧化钠
结论：
钠的熔点低
钠燃烧时产生黄色的火焰，生成淡黄色的过氧化钠。
取用钠的方法：
用刀切开一小块钠，观察断面变化。
现象：
切开的光亮的金属断面很快地变暗。
反应：
4Na+O2=2Na2O（白色）
注意实验安全性!
①钠的取用－－镊子（不能用手接触）
②煤油要用滤纸吸干
③玻璃片上进行切割
1、钠与氧气反应
常温：
4Na+O2=2Na2O（白色）
点燃：
2Na+O2=Na2O2（淡黄色）
产物的稳定性：
Na2O＜Na2O2
科学视野：
特殊的氧化物——Na2O2
Na2O2的性质
实验探究：
①用棉花包少量Na2O2，吹入CO2。
现象：
思考：
为什么Na2O2与CO2反应后，棉花会剧烈燃烧?
因为反应产生了氧气和放出热量
化学反应方程式：
2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2
实验探究：
②用棉花包少量Na2O2，再滴加水。
现象：
化学反应方程式：
2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑
Na2O2的用途：
供氧剂、强氧化剂
2、其它金属与氧气反应
现象：
科学探究：
点燃镁条和加热铝箔
镁条剧烈燃烧，产物滴落；而铝箔熔化，失去光泽，熔化的铝不滴落。
反应：
2Mg+O2=2MgO4Al+3O2=2Al2O3
活泼金属──→表面生成氧化物（氧化膜）
注意：
铁在纯氧中燃烧生成四氧化三铁
氧化膜疏松——Fe2O3等
致密——Al2O3等
二、金属与水的反应
1、金属钠与水反应
现象：
解释
1、金属钠浮在水面密度比水小
2、熔成闪亮的小球反应放热，钠的熔点低
3、小球向各方向迅速游动，反应剧烈，有气体生成
发出嘶嘶声，最后消失
4、溶液变成红色反应后溶液显碱性
反应：
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
推测：
钠能否与盐酸反应生成氢气?
若能，试分析反应的剧烈程度；
若不能，请说明理由。
钠与酸反应比与水反应剧烈。
由于钠与水反应，实质上是跟水电离出的H+反应；而酸比水更易电离出H+,酸中的H+浓度比水中的H+浓度大。
实质：
2Na+2H+=2Na++H2↑
[思考1]根据钠易与O2、H2O反应，
钠应如何保存？
钠应保存在煤油或石蜡油中。
[思考2]钠能否保存在四氯化碳或汽油中?
不能。
因为汽油易挥发，四氯化碳的密度比钠大。
探究：
金属钠与CuSO4溶液反应
现象：
钠浮在液面上，熔成小球，四处游动，发出嘶嘶响声，有蓝色沉淀产生。
反应：
（1）2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
（2）2NaOH+CuSO4=Cu（OH）2↓+Na2SO4
总反应方程式：
2Na+2H2O+CuSO4=Cu（OH）2↓+Na2SO4+H2↑
2、其他金属与水反应
铁与水蒸气高温反应：
加热时试管内铁粉变红,反应后试管内固体仍呈黑色;有大量气泡产生,点燃肥皂泡有爆鸣声。
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