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高中化学必修1讲义

第一章从实验学化学

第一节化学实验基本方法

知识概要：

一、初中化学实验基本操作要点回顾：

1.药品取用的原则：

（1）安全性原则：

“三不”：

不能摸、不能闻、不能尝

（2）节约性原则：

严格按照实验规定的用量取用试剂。

如果没有说明用量，一般应按最少量取用，液体1~2mL，固体只需盖过试管底部。

（3）保纯性原则：

实验用剩的试剂一般不能放回原试剂瓶，以防瓶中试剂被污染。

2.药品的取用方法：

（1）固体药品的取用

1粉末状或细小颗粒药品用药匙或纸槽，操作要领：

“一斜、二送、三直立”

2块状固体用镊子，操作要领：

“一横、二放、三慢竖”

（2）液体药品的取用

1取用较多量时，可直接倾倒。

操作要领：

先取下瓶塞倒放在桌上，一手握瓶，标签向手心，一手斜握容器，使瓶口与容器口紧靠，缓缓倒入。

2取用少量时，可用胶头滴管。

注意事项：

不能将滴管伸入接收器内，否则易碰到接收器壁，粘附其他物质，使试剂污染。

3定量取用液体，用量筒。

（“仰小俯大”读数比实际）

3.物质的加热：

可直接加热的仪器：

试管、坩埚、蒸发皿、燃烧匙；

须间接加热的仪器=隔石棉网可加热的仪器：

烧杯、烧瓶、锥形瓶

使用酒精灯的注意事项：

（1）酒精量≤酒精灯容积的2/3

（2）用火柴点燃（不能用一只酒精灯去引燃另一只酒精灯）

（3）用灯帽盖灭（不能用嘴去吹）

4.托盘天平的使用：

（1）“左物右码”：

m（物）=m（砝码）+m（游码）

若放反则：

m（物）=m（砝码）—m（游码）

（2）托盘天平的精确度为0.1g，只能粗略称量物质的质量。

（3）用镊子夹取砝码，先加质量大的砝码，再加质量小的砝码，必要时最后用镊子移动游码。

二、化学实验安全

1.药品的安全存放：

（1）易吸水、易潮解、易被氧化的物质应密封存放；

（2）受热或见光易分解的物质应选用棕色瓶存放在冷暗处；

（3）金属钾、钠易与氧气、水反应，所以封存在煤油中；

（4）固体药品存放在广口瓶中，液体药品存放在细口瓶中。

2．实验意外事故处理方法：

（1）如不慎将酸液沾到皮肤或衣物上，立即用水冲洗，再用3%~5%的NaHCO3溶液清洗。

如果是碱液沾到皮肤上，用水冲洗，再涂上硼酸溶液。

（2）如果酸（或碱）流到实验桌上，立即用NaHCO3溶液（或稀醋酸）中和，然后用水冲洗。

如果是少量酸或碱，立即用湿抹布擦净。

（3）眼睛的化学灼伤，立即用大量水冲洗，边洗边眨眼睛。

若为碱灼伤，再用20%的硼酸溶液淋洗；若为酸灼伤，再用3%NaHCO3溶液淋洗。

三、混合物的分离和提纯

概念：

（1）物质的分离：

把混合物中各物质通过物理或化学方法彼此分开的过程。

（2）物质的提纯：

把混合物中的杂质除去，以得到纯净物质的过程。

1.过滤：

（1）目的：

分离固体不溶物和液体。

（2）仪器：

铁架台、烧杯、漏斗、玻璃棒和滤纸

（3）注意事项：

“一贴二低三靠”：

“一贴”：

滤纸紧贴漏斗内壁（中间不留气泡）；

“二低”：

滤纸的边缘要低于漏斗的边缘；液面要低于滤纸的边缘；

“三靠”：

倾倒液体时，烧杯靠在玻璃棒上；玻璃棒要靠在三层滤纸处；漏斗下口要靠在烧杯内壁上。

玻璃棒的作用：

引流，防止液体溅出漏斗。

2.蒸发：

（1）目的：

使稀溶液浓缩或从溶液中得到溶质的晶体。

（2）仪器：

铁架台、酒精灯、蒸发皿、玻璃棒

（3）注意事项：

①浓缩溶液时，溶液的体积不要超过蒸发皿容积的2/3；

②蒸发加热液体时，一定要用玻璃棒不断搅拌，防止局部温度过高，使液体飞溅；

③蒸发结晶时，即出现了大量晶体，停止加热利用余热蒸干，也要继续搅拌；

④蒸发皿应由坩埚夹持，不能用手拿，蒸发皿可以直接加热，但不能骤冷；

⑤不要把加热后的蒸发皿直接放在实验台上，以免烫坏实验台。

【粗盐的提纯实验】

（1）粗盐的成分：

不溶性泥沙，可溶性CaCl2,MgCl2及一些硫酸盐。

（2）步骤：

溶解→过滤→蒸发结晶→除杂

玻璃棒的作用：

溶解：

加速溶解

过滤：

引流

蒸发：

搅拌，防止液滴飞溅

除杂所用试剂的顺序：

NaOH→BaCl2→Na2CO3→HCl

加入试剂必须过量的原因：

为了使杂质离子反应完全，其过量部分由后续加入的试剂除去。

3.蒸馏：

（1）原理：

利用液态混合物中各成分的沸点不同，通过加热到一定温度使沸点低的成分先汽化，再冷凝，从而与沸点高的物质分离开来。

（2）仪器：

铁架台、酒精灯、石棉网、蒸馏烧瓶、温度计、冷凝管、牛角管和锥形瓶

（3）注意事项：

①在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片或沸石，防止液体暴沸。

②温度计的水银球位置应与支管口下沿位于同一水平线上，用于测馏分的沸点。

③冷凝管中冷却水从下口进，上口出。

④给蒸馏烧瓶加热时，要垫石棉网。

4.萃取：

（1）原理：

利用物质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把物质从它与另一种溶剂所组成的溶液里提取出来，这种方法叫做萃取。

（2）仪器：

分液漏斗、烧杯

（3）操作过程：

①检验是否漏液：

在分液漏斗中注入少量的水，塞上瓶塞，倒置看是否漏水，若不漏水，把瓶塞旋转180°，在倒置看是否漏水。

②混合振荡：

用左手握住分液漏斗活塞，右手压住分液漏斗口部，把分液漏斗倒转过来振荡，使两种液体充分接触，振荡后打开活塞，使漏斗内气体放出。

③静置：

利用密度差且互不相溶的原理使液体分层，以便分液。

④分液：

打开下口活塞放出下层液体，从上口倒出上层液体。

（4）萃取剂选择的三个必备条件：

①萃取剂与原溶液中的溶剂互不相溶

②萃取剂与原溶液中的溶质互不反应

③质在萃取剂中的溶解度远大于在原溶剂中的溶解度

补充：

萃取时应选择有机萃取剂，密度与水不同即可

四、常见离子的检验方法：

离子

操作

H+

向待测试液中加入紫色石蕊试液，溶液变红

OH—

向待测试液中加入酚酞试液，溶液变红

CO3

向待测液中加入盐酸，产生无色无味的气体通入澄清的石灰水产生白色沉淀

SO4

向待测液中加入稀盐酸，然后加入几滴BaCl2溶液，有白色沉淀产生

Cl

向待测液中加入几滴稀硝酸，然后加入几滴AgNO3,有白色沉淀产生

NH4+

向待测液中加入NaOH溶液，加热，有能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体产生

第二节化学计量在实验中的应用

知识概要：

一、物质的量的单位——摩尔

1.物质的量：

物质的量是一个基本物理量，表示含有一定数目粒子的集合体，符号为n。

2.摩尔：

物质的量的单位，作为计量原子、分子、离子、电子等微观粒子的物质的量的单位，可简称摩，用mol表示。

3.阿伏伽德罗常数：

国际上规定，1mol粒子集体所含有的粒子数与0.012kg12C中所含的碳原子数相同，约为6.02×10^23，把6.02×10^23mol^—1叫做阿伏伽德罗常数，符号位NA。

4.摩尔质量：

（1）概念：

单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量，符号为M，单位为g/mol。

物质的质量（m）m

（2）定义式：

摩尔质量（M）=物质的量（n），即M=n。

（3）摩尔质量与物质式量的关系：

任何粒子的摩尔质量，以g/mol为单位，数值上等于其化学式的式量。

二、气体摩尔体积

1.物质体积的大小取决于构成这种物质的粒子数目、粒子的大小和粒子之间的距离这三个因素。

（1）1mol固态物质或液态物质含有的粒子数相同，粒子之间距离非常小，体积主要决定于粒子的大小。

（2）气体，粒子之间的距离远远大于粒子本身的直径，当粒子数相同时，气体的体积主要决定于气体粒子之间的距离。

而在相同的温度和压强下，任何气体粒子之间的距离都是相等的。

2.阿伏伽德罗定律及推论

（1）阿伏伽德罗定律：

同温同压下，相同体积的气体都含有相同数目的分子。

（“三同推一同”）

（2）阿伏伽德罗定律推论：

推论

公式

同温同压下，气体的体积之比等于其物质的量之比

V1n1

V2=n2

同温同体积下，气体的压强之比等于其物质的量之比

P1n1

P2=n2

同温同压下，相同体积的任何气体的质量之比，等于其摩尔质量之比

m1M1

m2=M2

同温同压下，任何气体的密度之比等于其摩尔质量之比

ρ1M1

ρ2=M2

同温同物质的量的气体，压强之比等于体积的反比

P1V2

P2=V1

3.气体摩尔体积

（1）定义：

单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积，符号为Vm，单位为L/mol。

V

（2）定义式：

Vm=n

几点说明：

（1）在0°C和101KPa（标准状况）的条件下，气体摩尔体积为22.4L/mol。

（2）气体摩尔体积针对气体而言，可以是单一气体，也可以是混合气体。

（3）利用气体摩尔体积进行计算时，只适用于气态物质，不适用于固态或液态物质。

4.标准状况下气体摩尔体积的计算

（1）摩尔质量与气体摩尔体积的关系：

M=Vm·ρg/L=22.4ρg/mol

VLV

（2）物质的量与气体摩尔体积的关系：

n=22.4L/mol=22.4mol

V

（3）气体质量与气体摩尔体积的关系：

m=n·M=Vm·M

V

（4）气体分子数与气体摩尔体积的关系：

N=n·NA=Vm·NA

三、物质的量在化学实验中的应用

1.物质的量浓度

概念：

表示单位体积溶液里所含溶质的物质的量，符号位c。

物质的量浓度可表示为：

n

C=V

2.一定物质的量浓度的溶液的配制

（1）容量瓶使用的注意事项

容量瓶上标有温度、容积、刻度线。

表示在所指温度下，液体的凹液面与容量瓶颈部的刻度线相切时，溶液体积与瓶上标注的体积相等，容量瓶的常用规格有100mL、250mL、500mL及1000mL。

容量瓶使用前也检查是否漏液，方法与检查分液漏斗是否漏液相似，容量瓶不能作为反应容器，也不能长期贮存溶液。

（2）操作步骤（以配制100mL的NaCl溶液为例）

计算→称量→溶解→移液→洗涤→摇匀→定容→振荡→装瓶

3.溶液的稀释或混合的计算

溶液稀释或混合前后，溶质的质量不变，物质的量浓度不变。

（1）c（浓）·V（浓）=c（稀）·V（稀）m（浓）·w（浓）=m（稀）·w（稀）

（2）c1V1+c2V2=c（混）·V（混）m1w1+m2w2=m（混）·w（混）

m（混）ρ1V1+ρ2V2

（3）V（混）=ρ（混）=ρ（混）

4.物质的量浓度和溶质的质量分数的换算

设溶液体积为1L，溶液的密度为ρg/mL，溶质的质量分数为w。

（1）溶质的质量m=1000mL×ρg/mL×w=1000ρwg

m1000ρw

（2）溶质的物质的量n=M=Mmol

1000ρw

nMmol1000ρw

（3）溶质的物质的量浓度：

c=V=1L=Mmol/L

1000ρw

得关系式：

c=Mmol/L

第二章化学物质及其变化

第一节物质的分类

知识概要：

一、简单分类法：

1.交叉分类法：

对物质以不同的标准进行分类。

（总）

2.树状分类法：

对同类事物进行再分类的一种方法。

（分）

二、分散系及其分类

1.分散系的概念：

把一种（或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系，叫做分散系。

前者叫分散质，后者叫分散剂。

2.分散系的分类：

（1）以分散质和分散剂的状态为标准来分（共九种）；分散质都可以是固体、液体或气体。

分散质分散系举例

固体固体合金

固体液体碘酒

固体气体烟尘

液体固体珍珠

液体液体酒精水溶液

液体气体雾

气体固体塑料泡沫

气体液体肥皂泡沫

气体气体空气

（2）以分散质粒子大小为标准来分分散系

溶液：

溶质粒子直径小于1nm

胶体：

溶质粒子直径在1~100nm之间

浊液：

溶质粒子直径大于100nm

3.溶液、胶体、浊液的比较

分散系

溶液

胶体

浊液

外观

均一、稳定

大多均一、透明

不均一、不透明

稳定性

稳定

介稳性

不稳定

分散质粒子直径

〈1nm

1~100nm

〉100nm

分散质粒子组成

单个分子或离子

分子集合体或有机高分子

大量分子的集合体

分散质粒子能否透过滤纸

能

能

不能

分散质粒子能否透过半透膜

能

不能

不能

典型实例

食盐水

淀粉溶液牛奶豆浆

泥水

补充说明：

（1）半透膜孔径〈胶粒直径〈滤纸孔径

（2）胶体稳定的原因有两个：

①胶粒带电荷（主要原因）②布朗运动

4.胶体的性质：

（1）丁达尔现象：

当光束通过胶体时，可以看到一条光亮的“通路”。

这条光亮的“通路”是由于胶体粒子对光线散射形成的，叫丁达尔效应。

（丁达尔现象是区别溶液和胶体的一种常用的物理方法）

（2）电泳现象：

胶体粒子可以选择性地吸附某一种电性的离子而使胶粒带上某种电荷，在通电时向异性电极定向移动，这种现象称为电泳。

如氢氧化铁胶粒带正电荷，通电时向负极移动。

（溶液中的带点离子也可以移动，故此法不能区分溶液和胶体）

（3）胶体的聚沉：

胶体粒子在适当的条件下相互结合成直径大于100nm颗粒而沉积下来的过程，叫做胶体的聚沉。

使胶体聚沉的原理就是要中和胶体粒子的电性，常用方法如下：

①加入电解质（高价离子的凝聚效率更大）

②加入与胶粒带相反电荷的胶体（把氢氧化铁胶体与硅酸胶体混合，两种胶体都聚沉，说明两种胶粒带相反电荷）

③加热胶体（降低了胶核对粒子的吸附作用）

5.分散系的稳定性

溶液胶体浊液

——————————————→

强中弱

第二节离子反应

知识概要：

一、电解质与非电解质

1.电解质：

在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。

如硫酸、氢氧化钠、硝酸钾等。

2.非电解质：

在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。

如蔗糖等。

3.电解质与非电解质的比较

电解质

非电解质

相同点

均为化合物

均为化合物

不同点

水溶液或熔融状态能导电

水溶液和熔融状态都不能导电

本质区别

在水溶液里或熔融状态下自身能发生电离

在水溶液里和熔融状态下自身不能发生电离

所含物质类型

酸：

H2SO4、HCl、H3PO4、H2CO3、CH3COOH

碱：

NaOH、Ca（OH）2、NH3·H2O、Fe（OH）3

盐：

NaCl、KNO3、NaHSO4、CaCO3

活泼金属氧化物：

Na2O、CaO、MgO

水

非金属氧化物：

SO2、SO3、CO2、CO、P2O5

非酸性气态氢化物：

NH3

部分有机物：

蔗糖、酒精、CH4

补充说明：

（1）能导电的物质不一定是电解质，如石墨、铜等；电解质不一定都能导电，如NaCl晶体。

（2）活泼金属氧化物（如Na2O、MgO）熔融状态下能电离，能导电，故属于电解质。

（3）BaSO4、CaCO3等盐难溶于水，但它们在熔融状态下能电离，能导电，故属于电解质。

二、电解质的电离

1.电解质导电的原因：

能产生自由移动的离子，是电解质导电的内因；

外因条件就是溶于水或受热使电解质呈熔融状态。

2.电离：

电解质在水溶液或受热熔融时，解离成能够自由移动离子的过程叫做电离。

3.电离方程式：

HCl=H++Cl—

NaOH=Na++OH—

NaHCO3=Na++HCO3—

4.酸、碱、盐的分类标准

物质

概念

举例

酸

电解质电离出的阳离子全部是H+

H2SO4

碱

电解质电离出的阴离子全部是OH—

Ba（OH）2

盐

电解质电离出的阳离子是金属离子或NH4+，阴离子是酸根离子

NaCl、NH4Cl

补充说明：

（1）NaHSO4虽能电离出H+和Na+，但因阳离子不全是H+，故不属于酸，而符合盐的定义，属于酸式盐。

（2）Cu2（OH）2CO3虽能电离出OH—，但因阴离子不全是OH—，故不属于碱，而符合盐的定义，属于碱式盐。

三、离子反应及其发生的条件

1.离子反应：

由于电解质溶于水后电离成为离子，所以，电解质在溶液中的反应必然有离子

参加，这样的反应叫做离子反应。

2.离子方程式：

（1）概念：

用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子叫做离子方程式。

（2）意义：

化学方程式只表示某一具体反应，而离子方程式可以表示同一类型的离子反应。

（3）书写：

①写：

写出反应的化学方程式；

②拆：

把易溶于水，易电离的物质拆成离子形式；

③删：

把不参加反应的离子从方程式两边删去；

④查：

检查方程式两边各元素的原子个数和电荷数是否相等。

补充说明：

气体、难溶、难电离，用化学式；

微溶反应物写离子，生成物写化学式。

（4）判断离子方程式的正误：

①以化学反应的客观事实为依据

②以质量守恒定律为依据

③以离子电荷守恒定律为依据

④以物质实际状态为依据

⑤以反应条件及物质的状态为依据

四、离子共存的判断规律

离子共存即离子之间不能发生反应，判断离子能否大量共存，即判断离子之间能否反应，若反应，则不共存；若不反应，则共存。

（1）溶液无色透明时，不存在有色离子

中学阶段常见有色离子及其颜色：

Cu2+（蓝色）Fe3+（棕黄色）Fe2+（浅绿色）MnO4—（紫红色）

（2）因发生复分解反应而不能大量共存的情况及常见例子。

情况

实例

生成难溶物

Ca2+与CO32-；Ba2+与SO42—、CO32—；

Ag+与Cl—、Br、I、CO32—；

OH—与Fe3+、Fe2+、Mg2+、Al3+、Ca2+等

生成气体

①H+与CO32-、HCO3-、SO42-、HSO3-等

②OH-与NH4+

生成难电离物质

①H+与OH-、CH3COO-等

②OH-与HCO3-等

（3）强酸性溶液或是石蕊变红的溶液或PH〈7的溶液，均指酸性溶液，即溶液中有大量H+，则与H+反应的离子肯定不能大量共存。

（4）强碱性溶液或使石蕊变蓝或使酚酞变红的溶液或PH〉7的溶液，均指碱性溶液，即溶液中有大量OH—，则与OH—反应的离子肯定不能大量共存。

第三节氧化还原反应

知识概要：

一、氧化还原反应

1.氧化还原反应

（1）概念：

凡是元素化合价升降的化学反应都是氧化还原反应。

（2）标志：

化合价的升降

（3）实质：

电子的得失或电子对的偏移

补充说明：

（1）从得氧和失氧来判断氧化还原反应是有局限性的。

（2）有化合价升降的化学反应一定是氧化还原反应。

2.四种基本反应类型与氧化还原反应的关系

二、氧化剂与还原剂

1.概念：

氧化剂、氧化产物（氧化性：

氧化剂＞氧化产物）

还原剂、还原产物（还原性：

还原剂＞还原产物）

2.口诀：

升失氧化还原剂，降得还原氧化剂。

3.电子转移的表示方法：

双线桥法

化合价降低，得到2×3e－，被还原

｜高温↓

例：

Fe2O3+3CO===2Fe+3CO2

｜↑

化合价升高，失去3×2e－，被氧化

分析：

氧化剂：

Fe2O3氧化产物：

CO2

还原剂：

CO还原产物：

Fe

补充说明：

失电子，化合价升高，作还原剂，被氧化，发生氧化反应

得电子，化合价降低，作氧化剂，被还原，发生还原反应

三、氧化还原强弱的判断

（1）根据金属活动性顺序

在金属活动性顺序表中，从左到右原子的还原性逐渐减弱，但其对应阳离子的氧化性逐渐增强。

KCaNaMgAlZnFeSnPb（H）CuHgAgPtAu→

还原性依次减弱

K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+H+Cu2+Hg2+Ag+Pt2+Au+→

氧化性依次增强

（2）根据反应方向判断

氧化性：

氧化剂＞氧化产物

还原性：

还原剂＞还原产物

（3）根据与同种物质反应生成价态不同的生成物的情况判断

0点燃+3

例如：

2Fe+3Cl2===2FeCl3

0△+2

Fe+S===FeS可知氧化性：

Cl2＞S

（4）根据反应条件判断

条件越简单，氧化性（还原性）越强。

一般从反应是否需加热、温度高低、有无催化剂等方面判断。

（5）根据反应剧烈程度判断

例如：

Cu与浓HNO3反应较剧烈，Cu与稀HNO3反应较微弱。

故氧化性：

HNO3（浓）＞HNO3（稀）

四、氧化还原反应的规律

1.守恒规律：

化合价升高总数=化合价降低总数，即失电子数=得电子数

2.价态规律：

（1）元素处于最高价态，只有氧化性

（2）元素处于最低价态，只有还原性

（3）元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性。

3.先后规律：

强者优先，即氧化性（或还原性）强的，优先发生反应。

4.“只靠拢，不交叉”规律

同种元素不同价态之间，相邻价态不反应，发生反应时化合价向中间靠拢，但不交叉。

第三章金属及其化合物

第一节金属的化学性质

知识概要：

一、金属的存在及通性

1.绝大多数金属元素都以化合态形式存在。

这是因为金属的化学性质活泼，易与其他物质反应。

也有金属以游离态形式存在，如金。

2.金属化学性质活泼的原因：

金属原子的最外层电子数小于4个，易失电子，在化学变化中，表现还原性。

3.地壳中含量最多的金属元素是Al，含量在前三位的元素分别是O、Si、Al。

4.金属的通性：

有金属光泽、易导电、易导热、有延展性等。

5.从古至今，人们利用金属的顺序，是由不活泼金属到活泼金属的顺序。

二、金属与非金属的反应

1.钠与氧气的反应

条件

常温

加热或点燃

操作

取一小块金属钠，用滤纸吸干表面的煤油后，用刀切去一端的外皮，观察现象

把一小块钠放在坩埚里，加热，观察现象

现象

新切开的钠具有银白色金属光泽，表面在空气中很快变暗

钠先熔化成银白色小球，然后燃烧，火焰呈黄色，最后生成淡黄色固体

生成物

氧化钠（Na2O），白色固体

过氧化钠（Na2O2），淡黄色固体

化学方程式

4Na+O2==2Na2O

△

2Na+O2==Na2O2

补充说明：

（1）新切开的金属钠，切面为银白色，后变暗，是因为钠被空气氧化了的原因。

（2）因为钠与空气中的水和氧气都反应，所以钠要用石蜡油或煤油封存。

（3）取用剩余的钠应放回原试剂瓶中，不能随意乱扔。

（钠是实验室中少数剩余可以放回原试剂瓶的药品）

（4）金属钠的物理性质：

银白色，密度小，熔点低，硬度小。

（5）金属钠露置在空气中的变换过程：

O2H2OH2OCO2

银白色金属钠—→表面变暗—→出现白色固体—→表面变成溶液—→白色块状物质

（Na）（生成Na2O）（生成NaOH）（NaOH潮解）（生成Na2CO3·10H2O）

风化

—→白色粉末状物质

（生成Na2CO3）

有关反应如下：

4Na+O2=2Na2O

Na2O+H2O=2NaOH

2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O

△点燃

补充：

钠还可与S、Cl2发生化学反应：

2Na+S==Na2S2Na+Cl2===2NaCl

2.铝与氧气的反应

打磨过和未打磨过的铝箔在酒精灯上加热的现象：

都是熔化，失去了光泽，但熔化的铝并不滴落。

原因是：

即使打磨过的铝箔，在空气中也会很快生成新的氧化膜，构成薄膜的Al2O3的熔点（2050℃）高于Al的熔点（660℃