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高中化學知識點規律大全
——堿金屬
1．鈉
[鈉的物理性質]很軟，可用小刀切割；具有銀白色金屬光澤(但常見的鈉的表面為淡黃色)；密度比水小而比煤油大(故浮在水面上而沉于煤油中)；熔點、沸點低；是熱和電的良導體．
[鈉的化學性質]
Na與O2反應：
常溫下： 4Na + O2＝2Na2O，2Na2O + O2＝2Na2O2 (所以鈉表面的氧化層既有Na2O也有Na2O2，且Na2O2比Na2O穩定)．
加熱時： 2Na + O2Na2O2(鈉在空氣中燃燒，發出黃色火焰，生成淡黃色固體)．
(2)Na與非金屬反應：鈉可與大多數的非金屬反應，生成+1價的鈉的化合物．例如：
2Na + C122NaCl 2Na + SNa2S
(3)Na與H2O反應．化學方程式及氧化還原分析：
離子方程式： 2Na + 2H2O＝2Na＋ + 2OH－ + H2↑
Na與H2O反應的現象： ①浮 ②熔 ⑧游 ④鳴 ⑤紅．
(4)Na與酸溶液反應．例如： 2Na + 2HCl＝2NaCl + H2↑ 2Na + H2SO4＝Na2SO4 + H2↑
由于酸中H＋濃度比水中H＋濃度大得多，因此Na與酸的反應要比水劇烈得多．
鈉與酸的反應有兩種情況：
①酸足量(過量)時：只有溶質酸與鈉反應．
②酸不足量時：鈉首先與酸反應，當溶質酸反應完后，剩余的鈉再與水應．因此，在涉及有關生成的NaOH或H2的量的計算時應特別注意這一點．
(5)Na與鹽溶液的反應．在以鹽為溶質的水溶液中，應首先考慮鈉與水反應生成NaOH和H2，再分析NaOH可能發生的反應．例如，把鈉投入CuSO4溶液中：
2Na + 2H2O＝2NaOH + H2↑ 2NaOH + CuSO4＝Cu(OH)2↓ + Na2SO4
注意：鈉與熔融的鹽反應時，可置換出鹽中較不活潑的金屬．例如：
4Na + TiCl4(熔融) 4NaCl + Ti
[實驗室中鈉的保存方法] 由于鈉的密度比煤油大且不與煤油反應，所以在實驗室中通常將鈉保存在煤油里，以隔絕與空氣中的氣體和水接觸．
鈉在自然界里的存在：由于鈉的化學性質很活潑，故鈉在自然界中只能以化合態的形式(主要為NaCl，此外還有Na2SO4、Na2CO3、NaNO3等)存在．
[鈉的主要用途]
(1)制備過氧化鈉．(原理：2Na + O2Na2O2)
(2)Na－K合金(常溫下為液態)作原子反應堆的導熱劑．(原因：Na－K合金熔點低、導熱性好)
(3)冶煉如鈦、鋯、鈮、鉭等稀有金屬．(原理： 金屬鈉為強還原劑)
(4)制高壓鈉燈．(原因： 發出的黃色光射程遠，透霧能力強)
2．鈉的化合物
[過氧化鈉]
物理性質
淡黃色固體粉末
化學性質
與H2O反應
2Na2O2 + 2H2O ＝ 4NaOH + O2
現象：反應產生的氣體能使余燼的木條復燃；反應放出的熱能使棉花燃燒起來
與CO2反應
2Na2O2 + 2CO2 ＝ 2Na2CO3 + O2 說明：該反應為放熱反應
強氧化劑
能使織物、麥稈、羽毛等有色物質褪色
用 途
呼吸面具和潛水艇里氧氣的來源；作漂白劑
說明 (1)Na2O2與H2O、CO2發生反應的電子轉移情況如下：

由此可見，在這兩個反應中，Na2O2既是氧化劑又是還原劑，H2O或CO2只作反應物，不參與氧化還原反應．
(2)能夠與Na2O2反應產生O2的，可能是CO2、水蒸氣或CO2和水蒸氣的混合氣體．
(3)過氧化鈉與水反應的原理是實驗室制氧氣方法之一，其發生裝置為“固 + 液 → 氣體”型裝置．
[碳酸鈉與碳酸氫鈉]
Na2CO3
NaHCO3
俗名
純堿、蘇打
小蘇打
顏色、狀態
白色粉末．碳酸鈉結晶水合物的化學式為Na2CO3·10H2O
白色晶體．無結晶水合物
水溶性
易溶于水
溶于水，但溶解度比Na2CO3小
熱穩定性
加熱不分解
加熱易分解．化學方程式為：
2NaHCO3 Na2CO3 + CO2↑+ H2O
與酸反應
較緩慢．反應分兩步進行：
CO32－+ H＋= HCO3－
HCO3－+ H＋= CO2↑+ H2O
較劇烈，放出CO2的速度快
HCO3－+ H＋= CO2↑+H2O
與NaOH
反應
不反應
NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O
酸式鹽與堿反應可生成鹽和水
與CaCl2
溶液反應
CO32－+ Ca2＋= CaCO3↓
不反應。Ca(HCO3)2溶于水
鑒別方法
①固態時： 分別加熱，能產生使澄清石灰水變渾濁氣體的是NaHCO3
②溶液中： 分別加入CaCl2或BaCl2溶液，有白色沉淀產生的是Na2CO3
主要用途
①用于玻璃、制皂、造紙等
②制燒堿
①用作制糕點的發酵粉②用于泡沫滅火器③治療胃酸過多
相互關系
說明 (1)由于NaHCO3在水中的溶解度小于Na2CO3，因此，向飽和的Na2CO3溶液中通入CO2氣體，能析出NaHCO3晶體．
(2)利用Na2CO3溶液與鹽酸反應時相互滴加順序不同而實驗現象不同的原理，可在不加任何外加試劑的情況下，鑒別Na2CO3溶液與鹽酸．
*[侯氏制堿法制NaHCO3和Na2CO3的原理] 在飽和NaCl溶液中依次通入足量的NH3、CO2氣體，有NaHCO3從溶液中析出．有關反應的化學方程式為：
NH3 + H2O + CO2 ＝NH4HCO3 NH4HCO3 + NaCl ＝NaHCO3↓+ NH4Cl
2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2↑
3．堿金屬元素
[堿金屬元素的原子結構特征]
堿金屬元素包括鋰(Li)、鈉(Na)、鉀(K)、銣(Rb)、銫(Cs)和放射性元素鈁(Fr)．
(1)相似性：原子的最外層電子數均為1個，次外層為8個(Li原子次外層電子數為2個)．因此，在化學反應中易失去1個電子而顯+1價．
(2)遞變規律：隨著堿金屬元素核電荷數增多，電子層數增多，原子半徑增大，失電子能力增強，金屬活動性增強．
[堿金屬的物理性質]
(1)相似性：①都具有銀白色金屬光澤(其中銫略帶金黃色)；②柔軟；③熔點低；④密度小，其中Li、Na、K的密度小于水的密度；⑤導電、導熱性好．
(2)遞變規律：從Li → Cs，隨著核電荷數的遞增，密度逐漸增大(特殊：K的密度小于Na的密度)，但熔點、沸點逐漸降低．
[堿金屬的化學性質]
堿金屬的化學性質與鈉相似．由于堿金屬元素原子的最外層電子數均為1個，因此在化學反應中易失去1個電子，具有強還原性，是強還原劑；又由于從Li → Cs，隨著核電荷數的遞增，電子層數增多，原子半徑增大，原子核對最外層電子吸引力減弱，故還原性增強．
(1)與O2等非金屬反應．從Li → Cs，與O2反應的劇烈程度逐漸增加．
①Li與O2反應只生成Li2O： 4Li + O22Li2O
②在室溫下，Rb、Cs遇到空氣立即燃燒；
③K、Rb、Cs與O2反應生成相應的超氧化物KO2、RbO2、CsO2．
(2)與H2O反應．發生反應的化學方程式可表示為：
2R + 2H2O = 2ROH + H2↑ (R代表Li、Na、K、Rb、Cs)．
從Li→Na，與H2O反應的劇烈程度逐漸增加．K與H2O反應時能夠燃燒并發生輕微爆炸；Rb、Cs遇H2O立即燃燒并爆炸．生成的氫氧化物的堿性逐漸增強(其中LiOH難溶于水)．
[焰色反應] 是指某些金屬或金屬化合物在火焰中灼燒時，火焰呈現出的特殊的顏色．
一些金屬元素的焰色反應的顏色：
鈉——黃色；鉀——紫色；鋰——紫紅色；銣——紫色；
鈣—一磚紅色；鍶——洋紅色；鋇——黃綠色；銅——綠色．
(2)焰色反應的應用：檢驗鈉、鉀等元素的存在．

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