钠及其化合物知识点---一轮复习.docx

第10讲 钠及其化合物
【考纲要求】
1.知道Na及其氧化物的性质。
2.能利用Na及其氧化物分别与水反应的化学方程式进行相关计算。
3.能规范解答以Na及其氧化物为载体的实验探究、框图推断题。
4.了解Na2CO3和NaHCO3的性质。
5.能正确鉴别Na2CO3和NaHCO3，并能用实验的方法实现它们之间的相互转化。
6.从原子的核外电子排布，理解ⅠA族元素(单质、化合物)的相似性和递变性。
7.了解碱金属的主要物理性质和化学性质及其应用。
8.了解碱金属及其化合物的典型计算。
9.记住Na、K等重要金属元素的焰色反应。
一、钠的性质及应用
1.钠的物理性质
颜色：银白色，有金属光泽；
密度：ρ(H2O)>ρ(Na)>ρ(煤油)；
熔点：低于100℃；
硬度：质地柔软，可以用小刀切割。
2.钠的化学性质
NaNa＋
(1)与非金属单质(如O2、Cl2)的反应
O2
Cl2：2Na＋Cl22NaCl
(2)与水反应
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)与盐酸溶液反应
Na先与H2O发生反应，生成NaOH和H2，NaOH再跟盐发生复分解反应生成难溶性碱，
不能置换出盐中的金属元素。
3.钠的制取及保存
(1)制取：电解熔融氯化钠 2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑。
(2)保存：密封保存，通常保存在石蜡油或煤油中。
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
金属钠具有强还原性，熔融状态下可以用于制取金属，如4Na＋TiCl44NaCl＋Ti。
5.反思归纳：
（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）金属钠与溶液反应现象分析思维模板
a.共性
因为钠与不同的溶液反应均属于剧烈的置换反应，故有共同的现象产生。
b.差异性
与酸性溶液反应比与水剧烈，最后钠可能在液面上燃烧；
与盐溶液反应时，还可能会生成沉淀(如生成难溶碱)、氨气等；
由于煤油的密度较小且不溶钠的特点，钠只有在界面处与水溶液接触的部分反应。
钠与乙醇反应，钠先沉在液面下（ρ(Na)>ρ(乙醇)），后上下浮动、能看到表面冒出气泡并不熔化成小球（乙醇沸点低，热熔低，吸收热量，使产生的热量基本传给乙醇）。
【真经】
钠的性质可用一段话记忆：银白轻低软，传导热和电，遇氧产物变，遇氯生白烟，遇水记五点，浮熔游响红，遇酸酸优先，遇盐水在前。
二、钠的氧化物——氧化钠和过氧化钠
1.氧化钠和过氧化钠的比较：
化学式
Na2O
Na2O2
色、态
白色固体
淡黄色固体
电子式

氧元素化合价
－2
－1
阴、阳离子个数比
1∶2
1∶2
是否为碱性氧化物
是
不是
热稳定性
不稳定（加热时被空气氧化）
稳定
与水反应
Na2O＋H2O===2NaOH
2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑
与CO2反应
Na2O＋CO2===Na2CO3
2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2
与盐酸反应
Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O
2Na2O2＋4HCl===4NaCl＋2H2O＋O2↑
主要用途
用于制取少量Na2O2
强氧化剂、漂白剂、供氧剂
按元素组成
按性质
不成盐氧化物
成盐氧化物
氧化物

补充： 金属氧化物
非金属氧化物
酸性氧化物
碱性氧化物
两性氧化物
注意：
酸性氧化物中大多数是非金属氧化物（Mn2O7），碱性氧化物中大多数是金属氧化物（除Mn2O7）；
非金属氧化物中大多数是酸性氧化物（除CO，NO），金属氧化物是碱性氧化物；
一氧化碳、一氧化氮不是酸性氧化物。
2.反思归纳：
（1）过氧化钠强氧化性的五个表现

（2）理解H2O、CO2与Na2O2反应的定量关系
2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ 2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2
a.物质的量关系
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。
b.气体体积关系
若CO2和水蒸气的混合气体(或单一气体)通过足量的Na2O2，则气体体积减少的量等于原混合气体体积的，且等于生成氧气的体积。
c.转移电子关系
2 mol Na2O2不论与H2O还是与CO2反应均生成 1 mol O2，转移2 mol电子。
d.固体质量关系
凡分子组成符合(CO)m·(H2)n的物质，m g该物质在O2中完全燃烧，将其产物(CO2和水蒸气)全部通过足量Na2O2后，固体增重为m g。或者是由C、H、O三种元素组成的物质，只要C、O原子个数比为1∶1，即可满足上述条件。
中学阶段常见的符合这一关系的物质有：
①无机物：H2、CO及H2和CO的混合气体；
②有机物：CH3OH(甲醇)、HCHO(甲醛)、CH3COOH(乙酸)、C6H12O6(葡萄糖)等。
三、碳酸钠与碳酸氢钠
1.性质

2.转化
Na2CO3NaHCO3
3.归纳：
(1) Na2CO3、NaHCO3的鉴别
a.利用热稳定性不同
Na2CO3很稳定，一般不分解；
NaHCO3不稳定，受热分解。2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2↑
b.利用和酸反应生成气体的速率不同(相同条件下)
与相同浓度的强酸反应产生CO2的速率NaHCO3大于Na2CO3。
Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl (Na2CO3的第一步反应)
NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑ (NaHCO3则一步到位) 这是泡沫灭火剂常用NaHCO3理由之一
c.利用阴离子不同
分别向Na2CO3和NaHCO3的溶液中加入CaCl2或BaCl2溶液，
Na2CO3溶液产生沉淀，但NaHCO3很难产生沉淀。
d.利用溶液的酸碱性不同
Na2CO3水解程度大于NaHCO3，所以Na2CO3的碱性大于NaHCO3
解释：

(2)用数形结合思想理解Na2CO3、NaHCO3与盐酸的反应
a.向Na2CO3溶液中逐滴加入盐酸，第一步：CO转化为HCO，无气体产生；第二步：HCO与H＋反应产生CO2。消耗HCl的体积与产生CO2的体积的关系如图A所示。
b.向NaHCO3溶液中逐滴加入盐酸，消耗HCl的体积与产生CO2的体积的关系如图B所示。
c.向NaOH、Na2CO3的混合溶液中逐滴加入盐酸，消耗HCl的体积与产生CO2的体积的关系如图C所示(设NaOH、Na2CO3的物质的量之比x∶y＝1∶1)。
d.向Na2CO3、NaHCO3的混合溶液中逐滴加入盐酸，消耗HCl的体积与产生CO2的体积的关系如图D所示(设Na2CO3、NaHCO3的物质的量之比m∶n＝1∶1)。

解释：c. 若CO32-先反应：CO32-+H+＝HCO3- HCO3-+OH-=CO32-+H2O 最终消耗的是OH-
d. 若HCO3-先反应：HCO3-+H+＝H2O+ CO2↑ Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3最终消耗的是CO32-
(3)差量法在化学方程式计算中的妙用
a.差量法的应用原理
差量法是指根据化学反应前后物质的量发生的变化，找出“理论差量”。这种差量可以是质量、物质的量、气态物质的体积和压强、反应过程中的热量等。用差量法解题是先把化学方程式中的对应差量(理论差量)跟差量(实际差量)列成比例，然后求解。如：

b.使用差量法的注意事项
(1)所选用差值要与有关物质的数值成正比例或反比例关系。
(2)有关物质的物理量及其单位都要正确地使用，即“上下一致，左右相当”。
补充：
工业制纯碱的方法—候德榜制碱法
利用NaHCO3在常见可溶盐中溶解度较小的特点。先制得NaHCO3，再加热分解制得Na2CO3
方法：饱和食盐水→通入足量NH3→得饱和氨盐水→通入足量CO2→析出NaHCO3晶体
（由于CO2在NaCl溶液中的溶解度很小，先通入NH3使食盐水呈碱性，能够吸收大量CO2气体，
产生较高浓度的HCO，才能析出NaHCO3晶体）
方程式：NH3+CO2+H2O=NH4HCO3 (首先通入氨气，然后再通入二氧化碳）
NH4HCO3+NaCl=NH4Cl+NaHCO3↓（NaHCO3溶解度最小，所以析出。）
总：NH3＋CO2＋H2O＋NaCl===NaHCO3↓＋NH4Cl
2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2↑
四、碱金属元素 焰色反应
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
核电荷数逐渐增大
电子层数逐渐增多
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
(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，属于元素的性质。本质是电子的跃迁而产生。
(2)焰色反应的操作
铂丝无色待测物观察火焰颜色铂丝无色
注：铂丝：被灼烧物质的载体（灼烧时火焰没有特殊颜色）
酒精灯（最好用煤气灯）：酒精灯火焰略带黄色。
盐酸：使高沸点杂志转化为沸点相对较低的氯化物。
(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。
3.反思归纳
碱金属常从以下几个方面设问题
1.碱金属单质与水(或酸)反应的现象；
2.碱金属单质的保存(注意碱金属的密度)；
3.碱金属单质与氧气反应产物的判断；
4.碱金属对应的氢氧化物碱性强弱的比较；
5.碱金属的碳酸盐性质的比较；
6.与最新的科学技术相关的碱金属的应用。