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 2
Cl 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 2O
2Na 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1
2,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+
NaHCO3
①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↓+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
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。