钠及其化合物知识点一轮复习

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Na 2CO 3和NaHCO 3的性质。

5.能正确鉴别Na 2CO 3和NaHCO 3，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(H 2O)>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Na――――――――→O 2、Cl 2、H 2O 、H ＋等－e－Na ＋(1)与非金属单质(如O 2、Cl 2)的反应O 2⎩⎨⎧常温：4Na ＋O 2===2Na 2O点燃：2Na ＋O 2=====△Na 2O 2Cl 2：2Na ＋Cl 2=====点燃2NaCl (2)与水反应①离子方程式：2Na ＋2H 2O===2Na ＋＋2OH －＋H 2↑。

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H 2O 发生反应，生成NaOH 和H 2，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)=====电解2Na ＋Cl 2↑。

(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Na 2O 2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 ＋TiCl 4=====熔融4NaCl ＋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 Na 2O Na 2O 2 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 Na 2O ＋H 2O===2NaOH 2Na 2O 2＋2H 2O===4NaOH ＋O 2↑ 与CO 2反应 Na 2O ＋CO 2===Na 2CO 3 2Na 2O 2＋2CO 2===2Na 2CO 3＋O 2 与盐酸反应 Na 2O ＋2HCl===2NaCl ＋H 2O2Na 2O 2＋4HCl===4NaCl ＋2H 2O ＋O 2↑主要用途用于制取少量Na 2O 2强氧化剂、漂白剂、供氧剂补充： 金属氧化物非金属氧化物 酸性氧化物碱性氧化物 按元素组按性质不成盐氧化物成盐氧化物氧化物两性氧化物 注意：酸性氧化物中大多数是非金属氧化物（Mn 2O 7），碱性氧化物中大多数是金属氧化物（除Mn 2O 7）； 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H 2O 、CO 2与Na 2O 2反应的定量关系2Na 2O 2＋2H 2O===4NaOH ＋O 2↑ 2Na 2O 2＋2CO 2===2Na 2CO 3＋O 2 a.物质的量关系无论是CO 2或H 2O 的单一物质还是二者的混合物，通过足量的Na 2O 2时，CO 2或H 2O 与放出O 2的物质的量之比均为2∶1。

b.气体体积关系若CO 2和水蒸气的混合气体(或单一气体)通过足量的Na 2O 2，则气体体积减少的量等于原混合气体体积的12，且等于生成氧气的体积。

c.转移电子关系2 mol Na 2O 2不论与H 2O 还是与CO 2反应均生成 1 mol O 2，转移2 mol 电子。

d.固体质量关系凡分子组成符合(CO)m ·(H 2)n 的物质，m g 该物质在O 2中完全燃烧，将其产物(CO 2和水蒸气)全部通过足量Na 2O 2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：H 2、CO 及H 2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Na2CO3①CO2＋H2O；②适量H＋NaHCO3①固体(加热)；②适量OH－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：CO2－3转化为HCO－3，无气体产生；第二步：HCO－3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－3，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↓＋NH4Cl2NaHCO3=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――→酒精灯灼烧无色――→蘸取待测物――→酒精灯灼烧观察火焰颜色――→用盐酸洗涤铂丝――→酒精灯灼烧无色 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。