金属元素及其化合物
金属及其化合物
1、金属单质
2. 金属性强弱的判断规律
（1）与水（或非氧化性酸）反应的剧烈程度；
（2）金属最高价氧化物对应水化物碱性的强弱；
（3）置换反应；
（4）原电池的正、负极；
（5）电解时金属阳离子的放电顺序(金属阳离子的氧化性)
3. 金属氧化物
金属氧化物可分为碱性氧化物、两性氧化物、酸性氧化物 过氧化物 超氧化物等几类。
（1）碱性氧化物：如Na 2O 、FeO 、CuO 、Fe 2O 3等
其性质是①很活泼金属的氧化物能直接和水反应生成氢氧化物，其余金属的氧化
物不溶于水。
②与酸反应生成盐和水，化合价不变，但FeO 与硝酸反应会生成+3价
（2）两性氧化物：如Al 2O 3，其性质是既能与酸作用生成盐和水、也能与碱作用生成盐和水
Al 2O 3+6H +==2Al 3++3H 2O Al 2O 3+2OH - ==2AlO 2-+H 2O
(3)过氧化物，如Na 2O 2，其晶体中存在的阳离子是Na+，阴离子是过氧离子（ ）；
过氧化物典型的化学性质是与水和二氧化碳作用均能产生氧气。
4. 金属氢氧化物
NaOH 、Ca(OH)2、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等
其性质是①很活泼金属的氢氧化物能溶于水，其余的不溶于水
②不溶于水的氢氧化物受热都可以分解为相应的金属氧化物和水
③所有的氢氧化物都可以与酸反应生成盐和水
④ Al(OH)3是两性氢氧化物，既可以和酸反应也可以和NaOH 反应，但不
能和弱碱（氨水）反应。 故实验室制Al(OH)3可用Al 3+(铝盐)和氨水反
应制取。
5. 金属的冶炼
（1）原理：在一定条件下，用还原剂把金属矿石中的金属离子还原成金属单质。
（2）方法：根据金属活动性强弱，常用以下三种方法。
①电解法，如:钾、钠、钙、镁、铝；
2NaCl(熔融)===2Na+Cl 2↑ 2Al 2O 3（熔融）====4Al+3O 2↑
MgCl 2(熔融)====Mg+Cl 2↑
电解 电解 电解
②热还原法，如:铁
常见还原剂：C、CO、H2、Al(铝热法)等
高温高温
Fe2O3+3CO===2Fe+3CO2 2Fe+ Al2O3==== 2Al+Fe2O3
小结：学习和掌握金属及其化合物重点知识的关键之一就是建立转化线金属单质→氧化物→碱→盐
元素价态发生变化：用氧化还原反应的原理分析
元素价态未发生变化：用复分解反应等原理分析
非金属及其化合物
单质→氧化物→含氧酸→含氧酸盐
S→SO2→H2SO3→Na2SO3
SO3→H2SO4→Na2SO4
N2→NO →HNO3（浓或稀）
NO2
Si →SiO2→H2SiO3、H4SiO4→Na2SiO3
Cl2→HClO →Ca(ClO)2
一、非金属单质主要化学性质
1、氯气的化学性质：
①与Na、Cu、Fe 、H2O、NaOH、Ca(OH)2反应，把Fe氧化成+3价。
②1mol Cl2和所有足量金属反应均转移2mol电子。
1mol Cl2和足量NaOH反应只转移1mol电子。
2、硫单质化学性质：与Fe、O2反应，把Fe氧化成+2价。
3 、氮气化学性质：与H2 、O2反应
4、单质硅化学性质：与F2、O2、HF 、NaOH反应。
二、非金属氧化物主要化学性质：
1、二氧化硫：
（1）酸性氧化物：和碱反应生成盐和水SO2+2NaOH==Na2SO3+H2O.化合价不变，若SO2过量则生成NaHSO3,CO2和NaOH溶液反应也一样。
（2）氧化性：因S的化合价可以降低。
（3）还原性：主要表现还原性，例如：使酸性高锰酸钾溶液褪色；使溴水褪色；被HNO3、Fe3+、H2O2、O2、Cl2、ClO- 氧化
2、氮氧化物：NO、NO2的颜色、毒性、水溶性
主要方程式2NO+O2==2NO2 3NO2+H2O==2HNO3+NO
3、二氧化硅：酸性氧化物，不溶于水，可以和NaOH溶液反应
SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O
三、含氧酸化学性质：
1、浓硫酸的化学性质
（1）氧化金属单质
（2）氧化非金属单质
（3）氧化还原性化合物
2HBr + H2SO4（浓）= Br2↑+ SO2↑+ 2H2O
2HI + H2SO4（浓）= I2↑+ SO2↑+ 2H2O
H2S + H2SO4（浓）= S↓+ SO2↑+ 2H2O
硫酸具有多种性质：①呈强酸性②具有高沸点③吸水性④脱水性⑤强氧化性。在下列变化中硫酸体现的性质为：
⑴铜与浓硫酸共热，产生二氧化硫气体: 强氧化性
⑵亚硫酸钠中加入硫酸，产生二氧化硫: 强酸性
⑶氯化钠固体跟浓硫酸的混合物共热时产生氯化氢气体:具有高沸点(即不挥发性酸制挥发性酸)
⑷浓硫酸能用来干燥氯气、氢气等，但不能干燥氨气、碘化气等
⑸纸张、布片、蔗糖等遇浓硫酸会慢慢变黑：脱水性
⑹浓硫酸与红热木炭反应时产生混合气体：强氧化性
C+2H2SO4==CO2↑+2SO2↑+2H2O
⑺可以用铁制容器装运浓硫酸:常温下钝化Fe、Al
2、硝酸的化学性质
1）硝酸的挥发性
2）硝酸的氧化性：可将Cu 、Ag氧化，常温下钝化Fe、Al
3、硅酸：
硅酸、原硅酸都不溶于水，属于弱酸，其酸性比碳酸弱：
Na2SiO3+2HCl+H2O=2NaCl+H4SiO4↓
Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H4SiO4↓
四、氯水与氨水
1、氯水成分及性质
（1）Cl2+H2O == H＋＋Cl－＋HClO
分子：Cl2、H2O、HClO
离子：H＋、Cl－、ClO－、OH－
(2)各成分性质及应用：
①Cl2--与NaOH、Ca(OH)2…强碱反应；与KBr 、NaI、Fe2+反应
③HClO——漂白、杀菌、消毒；
④H＋——石蕊试液(呈红色)(若氯水过量则漂白；
⑤Cl－——与Ag＋沉淀。
2、氨水成分及性质
(1)与水反应：
NH 3+H2O NH3·H2O NH4++OHˉ
(2)成分：
NH3、H2O 、NH3·H2O ；NH4+、OHˉ
（3）主要性质：弱碱性
五、几种常见漂白剂
漂白粉
⑴制备：2Ca(OH)2+2Cl2= CaCl2+Ca(ClO)2 +2H2O
⑵成分：CaCl2,Ca(ClO)2 ,少量水
⑶漂白作用：Ca(ClO)2+2H＋= Ca2++2HClO
⑷失效：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO
要求：掌握Ca(ClO)2的漂白原理，及其与SO2、HClO、Na2O2等漂白原理的差异，并对所出现过的具有漂白能力的物质进行归纳：
六、实验室制取气体
1、制氯气
（1）MnO2+4HCl＝MnCl2+Cl2↑+H2O
利用强氧化剂将HCl氧化成Cl2
（2）制气装置选择：固液加热型
（3）Cl2的收集：用向上排气法或排饱和食盐水法。
干燥：除碱石灰外均可。
检验：用湿润的KI－淀粉试纸，试纸变蓝。
尾气：用NaOH溶液吸收。
4）替代强氧化剂MnO2可用：
KMnO4、KClO3、K2Cr2O7、Ca(ClO)2……等强氧化剂
（6）浓度要求：该反应必须用浓盐酸，因稀盐酸几乎无还原性，随着反应进行，浓盐酸将渐稀，一定程度时，会自动停止，HCl不可能消耗尽。
2、氨气制取：2NH
4Cl+Ca(OH)
2
=CaCl
2
+2NH
3
↑+2H
2
O
（1）制气装置选择：固固加热型
（2）NH
3
的收集：用向下排气法，瓶口塞棉花。
干燥：碱石灰，不能用浓硫酸。
检验：用湿润的红色石蕊试纸，试纸变蓝。
尾气：用水吸收，在水面上倒扣一个漏斗。
（3）可将浓氨水滴到生石灰上制NH
3
，因生石灰和氨水中的水反应放出大量的热，
使NH
3·H
2
O受热分解。