一、钠及其化合物的性质
1.钠与空气反应
①钠在空气中缓慢氧化：4Na+O2==2Na2O②钠在空气中燃烧：2Na+O2△(=====)Na2O2
1摩尔金属钠与氧气充分反应，转移电子1摩尔
2.钠与水反应
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑（反应物系数为2）
现象：①钠浮在水面上；②熔化为银白色小球；③在水面上四处游动；④伴有嗞嗞响声；⑤滴有酚酞的水变红色。(浮溶游响红)
钠与酸反应：先酸后水
钠与碱反应：与水
钠与盐反应：先水后盐
任何溶液中都有气体，若是饱和溶液或难溶物，还有沉淀
过氧化钠Na2O2
氧化物
Na2O
Na2O2
氧元素的化合价
―2
―1
生成条件
常温
加热
颜色、状态
白色固体
淡黄色粉末
与H2O的反应
Na2O+H2O=2NaOH
2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑
与CO2的反应
Na2O+CO2=Na2CO3
2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑
与酸的反应
Na2O+2HCl=2NaCl+H2O
2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑
热稳定性
不稳定，易被氧化成Na2O2
较稳定
漂白作用
无
有
1.过氧化钠与水反应：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑（反应物系数为2）
2.过氧化钠与二氧化碳反应：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2（反应物系数为2）
Xg氢气与一氧化碳气体混合气体，充分燃烧后通入过氧化钠，增重Xg
碳酸钠和碳酸氢钠NaHCO3和Na2CO3
Na2CO3和NaHCO3比较
碳酸钠
碳酸氢钠
俗名
纯碱或者苏打
小苏打
色态
白色晶体
细小白色晶体
水溶性
易溶于水，溶液呈碱性使酚酞变红
易溶于水（但比Na2CO3溶解度小）溶液呈碱性（酚酞变浅红）
热稳定性
较稳定，受热难分解
受热易分解
2NaHCO3==Na2CO3＋CO2↑＋H2O
与酸反应
CO32－＋H＋=HCO3－
HCO3－＋H＋=CO2↑＋H2O
相同条件下放出CO2的速度NaHCO3比Na2CO3快
与碱反应
Na2CO3＋Ca(OH)2=CaCO3↓＋2NaOHCO32－与金属阳离子的复分解反应
NaHCO3＋NaOH=Na2CO3＋H2O
HCO3－＋OH－=H2O＋CO32－
与H2O和CO2
Na2CO3＋CO2＋H2O=2NaHCO3
CO32－＋H2O＋CO2=HCO3－
不反应
1.在碳酸钠溶液中滴加稀盐酸：Na2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑（过一会有气泡）
在碳酸氢钠中加入稀盐酸：NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑（迅速产生大量气体）
在盐酸中加入碳酸钠溶液：Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑（产生大量气体较慢）
2.在碳酸钠溶液中通入二氧化碳：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3
3.碳酸氢钠受热分解：2NaHCO3△(=====)Na2CO3+H2O+CO2↑
4.氢氧化钠与碳酸氢钠反应：NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O
鉴别碳酸钠与碳酸氢钠的物质可以是酸、盐，不能为碱
二、氯及其化合物的性质
1、液氯、新制的氯水和久置的氯水比较
2、Cl2的用途：①自来水杀菌消毒Cl2＋H2O==HCl＋HClO2HClO===(光照)2HCl＋O2↑其中次氯酸HClO有强氧化性和漂泊性，起消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不稳定，光照或加热分解，因此久置氯水会失效。
②制漂白液、漂白粉和漂粉精
制漂白液：Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O，其有效成分NaClO比HClO稳定多,可长期存放
制漂白粉(有效氯35％)和漂粉精(充分反应有效氯70％)：2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O
3、氯气的性质
2Na+Cl2点燃(=====)2NaCl（白烟）H2+Cl2点燃(=====)2HCl（白雾）磷在氯气中燃烧（白色烟雾）
4.氯气与氢氧化钠的反应Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O（氯气的尾气处理）
5.制取漂白粉（氯气能通入石灰浆）2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca（ClO）2+2H2OCaCl2和Ca（ClO）2叫漂白粉
漂白粉在空气中变质：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO
三、以物质的量为中心的物理量关系
1.物理量-物质的量单位-摩尔（mol）
①n=N/NAN代表微粒个数NA阿伏加德罗常数NA≈6.02×mol-1
2.物质的摩尔质量M
②n=m/M
M代表物质质量M为摩尔质量，数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量，单位gmol-1
3.气体的摩尔体积Vm
③n=V/VmV为气体体积，单位是升（L）Vm是气体摩尔体积，标准状况下，1mol气体为22.4L
Vm温度、压强一定时为定值，Vm单位为Lmol-1阿伏伽德罗定律：在相同的温度和压强下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。所以又叫四同定律，也叫五同定律（五同指同温、同压、同体积、同分子个数、同物质的量）
推论：定律
（1）同温同压下，V1/V2=n1/n2
（2）同温同体积时，p1/p2=n1/n2=N1/N2
（3）同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1
4.溶液中溶质的物质的量浓度c
④n=cVC为溶液中溶质的物质的量浓度，单位为molL-1V为溶液体积，单位是升（L）
5．一定物质的量浓度溶液的配制及误差分析
（1）容量瓶是配制一定物质的量浓度溶液的仪器，其常用规格有50mL、mL、mL、mL、0mL等，使用时一定要注意其规格，如mL容量瓶。并且使用前一定要检查其是否漏水。
（2）配制步骤，所用仪器及注意事项
配制步骤
使用仪器
注意事项
计算
——
固体求溶质质量，液体求其体积。
称量
托盘天平或量筒
天平的精确度为0.1g，量筒的精确度为0.1mL，量筒量取液体后不需要洗涤。
溶解／稀释
烧杯、玻璃棒
溶解要在小烧杯中，切不可在容量瓶中直接溶解。
冷却
——
将液体恢复到室温（20℃）
转移
Xml容量瓶
转移时要用玻璃棒引流，以防液体溅失
洗涤
——
洗烧杯和玻璃棒2—3次，并将洗涤液转入容量瓶
振荡
——
使溶液充分混合
定容
胶头滴管
加水至刻度线1—2cm时，用胶头滴管滴加，并使视线、刻度线、凹液面相切。
摇匀
——
两手握住容量瓶，上下颠倒摇匀。
装瓶贴签
试剂瓶
容量瓶不能用于长期贮存溶液。
（3）误差分析
由公式知，凡是溶质的物质的量减少或使溶液体积增大的操作，都会使c偏低，反之偏高。
四、物质的分类
2、氧化物的分类
(1)酸性氧化物：和碱反应只能生成盐和水的氧化物，酸性氧化物又称酸酐
如：CO2是碳酸的酸酐，SO3是硫酸的酸酐
(2)碱性氧化物：和酸反应只能生成盐和水的氧化物
例：CaO、Fe2O3均是碱性氧化物
①碱性氧化物一定是金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物。如：Mn2O7为酸性氧化物、Na2O2为过氧化物、KO2为超氧化物
②酸性氧化物不一定是非金属氧化物，如Mn2O7；非金属氧化物也不一定是酸性氧化物。如：CO、NO等
③酸性氧化物、碱性氧化物不一定都能与水反应生成相应的酸碱。如：SiO2、CuO
④NO、CO是不成盐氧化物．它们既不和酸反应又不和碱反应
3、酸的分类
4、碱的分类
5、盐的分类
(1)盐的概念：电离时生成的阳离子是金属离子或(NH4＋)，阴离子是酸根离子的化合物
(2)盐的分类：盐可分正盐、酸式盐、碱式盐
①正盐：电离时生成的阳离子是金属离子(NH4＋)，阴离子是酸根离子的盐。如：Na2SO4、NH4NO3
②酸式盐：电离时生成的阳离子除金属离子(NH4＋)外还有H＋，阴离子是酸根离子的盐。如：NaHSO4、NaHCO3
③碱式盐：电离时生成的阳离子是金属离子(NH4＋)，阴离子除酸根外还有OH－的盐
如：Cu2(OH)2CO3(碱式碳酸铜)
6、化合物的分类
五、胶体
1．胶体区别于其他分散系的本质特征是分散质颗粒直径大小(1～nm)。2．常见胶体
Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、蛋白质溶液、有色玻璃、墨水等。3．Fe(OH)3胶体的制备方法
将饱和FeCl3溶液滴入沸水中，继续加热至体系呈红褐色，停止加热，得Fe(OH)3胶体。4．胶体的提纯：渗析法
胶体的提纯：渗析（用半透膜）；胶体与浊液的分离：过滤（滤纸）5．区分胶体和其他分散系的最简便方法是利用丁达尔效应。6．胶体的应用：
①盐卤点豆腐
②肥皂的制取分离
③明矾、Fe2(SO4)3溶液净水
④FeCl3溶液用于伤口止血
⑤江河入海口形成的沙洲
⑥冶金厂大量烟尘用高压电除去
⑦土壤胶体中离子的吸附和交换过程，保肥作用;
⑧纳米技术与胶体
六、电解质和非电解质
1.电解质定义：
①条件：水溶液或熔融状态；②性质：能否导电；③物质类别：化合物。
2.强电解质：强酸、强碱、大多数盐；
弱电解质：弱酸、弱碱、水等。
3.离子方程式的书写：
①写：写出化学方程式
②拆：将易溶、易电离的物质改写成离子形式，其它以化学式形式出现。
下列情况不拆：难溶物质、难电离物质（弱酸、弱碱、水等）、氧化物、HCO3-等。
③删：将反应前后没有变化的离子符号删去。
④查：检查元素是否守恒、电荷是否守恒。
4.离子反应、离子共存问题：下列离子不能共存在同一溶液中：
①生成难溶物质的离子：如Ba2+与SO42-；Ag+与Cl-等
②生成气体或易挥发物质：如H+与CO32-、HCO3-、SO32-、S2-等；OH-与NH4+等。
③生成难电离的物质（弱电解质）
④发生氧化还原反应：如：MnO4-与I-；H+、NO3-与Fe2+等
5．常见离子的检验方法：一般来讲，阳离子的检验需选择合适的阴离子，阴离子的检验需选择合适的阳离子，并要求具有特别的明显现象。这就需要选择合适的检验试剂及其添加顺序，以避免干扰离子的干扰。
（1）Na+：焰色反应：火焰颜色呈黄色。
（2）K+：焰色反应：火焰颜色呈紫色（透过蓝色钴玻璃）。
（5）SO42－检验：①加稀盐酸，无变化②加入BaCl2溶液，有白色沉淀生成Ba2++SO42－==BaSO4↓
（6）Cl-检验：①加入AgNO3溶液，产生白色沉淀②加入稀硝酸，沉淀不溶解。Ag++Cl-==AgCl↓
（8）CO32－检验：①加入酸，生成无色无味气体②将气体通入澄清石灰水中，石灰水变浑浊。
CO32－+2H+==H2O+CO2↑Ca2++2OH-+CO2==CaCO3↓+H2O
钾、钠、铵盐、硝酸盐都易溶；
硫酸盐不溶铅和钡；盐酸盐不溶银亚汞；
微溶物有四种；强碱都易溶，Ca(OH)2是微溶。
(1)四种微溶物是指Ag2SO4、CaSO4、MgCO3、Ca(OH)2。
(2)AgCl、AgBr、AgI、BaSO4及微溶的CaSO4、Ag2SO4都难溶于稀强酸。
其它知识
1、固体颜色：淡黄色固体：Na2O2,S
2、颜色反应：Na元素：黄色；K元素：紫色（透过蓝色钴玻璃）
3、沉淀颜色：Mg(OH)2白色；Fe(OH)2白色；Fe(OH)3红褐色；Cu(OH)2蓝色
4、离子溶液颜色：Fe2+浅绿色；Fe3+黄色；Cu2+蓝色
5、气体颜色：NO2红棕色；Cl2黄绿色
6、Al、Fe在冷的浓H2SO4、浓HNO3中发生钝化。
7、漂白性物质：SO2（化合漂白，暂时性）；
新制氯水、Ca(ClO)2、HClO、O3(氧化漂白，永久性)
8、常见不能大量共存的离子：
OH-与NH4+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Mg2+、Ca2+；
H+与CO32-、HCO3-、SO32-、SiO32-、ClO-
Ag+与Cl-；Ba2+与SO42-、CO32-；Ca2+与SO42-CO32-、CO32-
七、氧化还原反应
与四种基本反应类型的关系：
（1）氧化还原反应定义：有电子发生转移的化学反应。
（2）实质：电子发生转移
物质所含元素化合价升高的反应是氧化反应；
物质所含元素化合价降低的反应是还原反应。
（3）判断依据：元素化合价发生变化
（4）氧化还原反应中概念及其相互关系如下：
还原剂（有还原性）——失去电子——化合价升高——被氧化（发生氧化反应）——氧化产物。记做：升失氧
氧化剂（有氧化性）——得到电子——化合价降低——被还原（发生还原反应）——还原产物。记做：降得还
（5）氧化还原反应中电子转移的表示方法：
双线桥法表示电子转移的方向和数目
注意：a.“e-”表示电子。
b.双线桥法表示时箭头从反应物指向生成物，箭头起止为同一种元素，应标出“得”与“失”及得失电子的总数。
c．失去电子的反应物是还原剂，得到电子的反应物是氧化剂
d．失去电子的物质被氧化，被氧化得到的产物是氧化产物，具有氧化性。
e．得到电子的物质被还原，被还原得到的产物是还原产物，具有还原性。
单线桥法表示电子转移的方向和数目
2e-
2Na+Cl2=点燃===2NaCl
注意：a.“e-”表示电子。
b.用一条带箭头的曲线从失去电子的元素指向得到电子的元素，并在“桥”上标出转移的电子数。
（2）氧化性、还原性强弱的判断
氧化性反映的是得电子能力的强弱；还原性反映的是失电子能力的强弱。
１）通过氧化还原反应比较：氧化剂+还原剂→氧化产物＋还原产物
氧化性：氧化剂氧化产物
还原性：还原剂还原产物
2）从元素化合价考虑：
最高价态——只有氧化性，如Fe3+、H2SO4、KMnO4等；
中间价态——既具有氧化性又有还原性，如Fe2+、S、Cl2等；
最低价态——只有还原性，如金属单质、Cl-、S2-等。
3）根据其活泼性判断：
①根据金属活泼性：
②根据非金属活泼性:
4）根据元素周期律进行比较：
一般地,氧化性:上下,右左;还原性:下上,左右.
5）根据反应条件进行判断：
不同氧化剂氧化同一还原剂，所需反应条件越低，表明氧化剂的氧化剂越强；不同还原剂还原同一氧化剂，所需反应条件越低，表明还原剂的还原性越强。
如：2KMnO4+16HCl(浓)=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
MnO2+4HCl(浓)=△=MnCl2+Cl2↑+2H2O
前者常温下反应，后者微热条件下反应，故物质氧化性：KMnO4MnO2
5)通过与同一物质反应的产物比较：
如：2Fe+3Cl2=2FeCl3，Fe+S=FeS可得氧化性Cl2S
