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钠的知识点银白色立方体结构金属。新切面有银白色光泽，在空气中氧化转变为暗灰色。质软而轻，密度比水小，在-20时变硬，遇水剧烈反应，生成氢氧化钠和氢气并产生大量热量而自燃或爆炸。在空气中，燃烧时发亮黄色火焰。遇乙醇也会反应，跟乙醇的羟基反应，生成氢气和乙醇钠，同时放出热量钠原子的最外层只有1个电子，很容易失去，所以有强还原性。因此，钠的化学性质非常活泼，能够和大量无机物，绝大部分非金属单质反应和大部分有机物反应，在与其他 钠盐的焰色反应物质发生氧化还原反应时，作还原剂，都是由0价升为+1价，通常以离子键和共价键形式结合。金属性强，其离子氧化性弱。钠盐均溶于水。（高氯酸盐不溶）。与氧气的反应在常温时：4Na+O2=2Na2O (氧化钠，由于衍射显得有点灰色) 在点燃时：2Na+O2=点燃=Na2O2 (淡黄色粉末) 并发生：Na+O2=点燃=NaO2(超氧化钠) 钠在空气中点燃时，迅速熔化为一个闪亮的小球，发出黄色火焰，生成过氧化钠（Na2O2）和少量超氧化钠（NaO2）淡黄色的烟。过氧化钠比氧化钠稳定，氧化钠可以和氧气加热时化合成为过氧化钠，化学方程式为：2Na2O+O2=2Na2O2 与非金属的反应2.钠能跟卤素、硫、磷、氢等非金属直接发生反应，生成相应的化合物（以下反应常温下均反应），如 2Na+Cl2=2NaCl （放出大量热，生成大量白烟） 2Na+S=Na2S(硫化钠)（钠与硫研磨会发生爆炸） 2Na+Br2=2NaBr(溴化钠）（溴化钠可以用作镇静剂） 与水的反应在烧杯中加一些水，滴入几滴酚酞溶液，然后把一小块钠放入水中。为了安全应在烧杯上加盖玻璃片。 观察到的现象及由现象得出的结论有： 1、钠浮在水面上（钠的密度比水小） 2钠熔成一个闪亮的小球（钠与水反应放出热量，钠的熔点低） 3钠在水面上四处游动（有气体生成） 钠单质与水的反应4发出嘶嘶的响声（生成了气体，反应剧烈） 5事先滴有酚酞试液的水变红（有碱生成） 反应方程式 2Na+2H2O=2NaOH+H2 钠由于能跟水剧烈反应，能引起氢气燃烧甚至爆炸，所以钠失火决不能用水或泡沫灭火器扑救，必须用干燥沙土来灭火。钠具有很强的还原性，可以从一些熔融的金属卤化物中把金属置换出来。由于钠极易与水反应，所以不能用钠把居于金属活动性顺序钠之后的金属从其盐的水溶液中置换出来，而是先和水反应生成氢氧化钠，再由氢氧化钠与盐反应。但在高温下，利用反应平衡原理，可以用金属钠来制钾、铷、铯 与酸溶液反应钠与水反应本质是和水中氢离子的反应，所以钠与盐酸反应，不是先和水反应， 钠与酸溶液的反应涉及到钠的量，如果钠少量，只能与酸反应，如钠与盐酸的反应： 2Na+2HCl=2NaCl+H2 如果钠过量，则优先与酸反应，然后再与酸溶液中的水反应。 注意：钠和酸反应十分剧烈，极易产生爆炸，在试验中应注意钠的量和酸的浓度。 与盐反应（1）与盐的水溶液反应 将钠投入盐的水溶液中，钠先会和溶液中的水反应，生成的氢氧化钠如果能与盐反应则继续反应。 如将钠投入硫酸铜溶液中： 2Na+2H2O=2NaOH+H2 2NaOH+CuSO4=Na2SO4+Cu(OH)2 （2）高温下的置换反应反应 这类反应多数为置换反应，常见于金属冶炼工业中，如 4Na+TiCl4=熔融=4NaCl+Ti（条件为高温且需要氩气做保护气） Na+KCl=高温=K(g)+NaCl 钠与熔融盐反应不能证明金属活动性的强弱 与有机物反应钠还能与某些有机物反应，如钠与乙醇反应： 2Na + 2C2H5OH = 2C2H5ONa + H2（生成物为氢气和乙醇钠） 有关化学方程式(1)与非金属单质: 2Na+H2=高温=2NaH 4Na+O2=2Na2O (白色固体) 2Na+O2=点燃=Na2O2 (淡黄色粉末) Na+O2=点燃=NaO2(超氧化钠) (2)与金属单质反应 4Na+9Pb=加热=Na4Pb9 Na+Tl=加热=NaTl (3)与水:2Na+2H2O=2NaOH+H2 (4)与酸： 2Na+2HCl=2NaCl+H2 (5)与碱; 不反应(与碱溶液反应) 先与水反应 (6)与盐; 4Na+TiCl4=高温=4NaCl+Ti 6Na+2NaNO2=高温=N2+4Na2O Na+KCl=高温=K(g)+NaCl 2NaOH+CuSO4=Na2SO4+Cu(OH)2 (7)与氧化物： 4Na+CO2=点燃=2Na2O+C 制取与保存制取6V电压通过电解熔融的氯化钠或熔融氢氧化钠制得。自己在家中不可能实现 反应方程式：熔融状态下，2NaCl(电解）=2Na+Cl2 (当斯法) 2NaOH(电解）=2Na+H2O+H2(g)(卡斯纳法) 保存 保存在煤油中的金属钠钠的化学性质很活泼，所以它在自然界里不能以游离态存在，极易与空气中的水和氧气反应，因此，在实验室中通常将钠保存在液体石蜡里。 (原因：(Na)(液体石蜡)，且钠与液体石蜡不发生化学反应，钠会缓慢的和煤油发生反应故不能保存在煤油里） 镁的知识点镁属于元素周期表上的IIA（第二主族）族碱土金属元素。具有银白色光泽，略有延展性。镁的密度小，离子化倾向大。 在空气中，镁的表面会生成一层很薄的氧化膜，使空气很难与它反应。镁和醇、水反应能够生成氢气。粉末或带状的镁在空气中燃烧时会发出强烈的白光。在氮气中进行高温加热，镁会生成氮化镁（Mg3N2）；镁也可以和卤素发生强烈反应；镁也能直接与硫化合。镁的检测可以用EDTA滴定法分析。 化学性质 镁条燃烧生成氧化镁具有比较强的还原性，能与沸水反应放出氢气，燃烧时能产生眩目的白光，镁与氟化物、氢氟酸和铬酸不发生作用，也不受苛性碱侵蚀，但极易溶解于有机和无机酸中，镁能直接与氮、硫和卤素等化合，包括烃、醛、醇、酚、胺、脂和大多数油类在内的有机化学药品与镁仅仅轻微地或者根本不起作用。但和卤代烃在无水的条件下反应却较为剧烈（生成格氏试剂）镁能和二氧化碳发生燃烧反应，因此镁燃烧不能用二氧化碳灭火器灭火。镁由于能和N2和O2反应，所以镁在空气中燃烧时，会同时生成Mg3N2和MgO。 1.与非金属单质的反应： 2Mg+O2=点燃=2MgO 3Mg+N2=点燃=Mg3N2 Mg+Cl2=点燃=MgCl2 2.与水的反应： Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2 3.与酸的反应： Mg+2HCl=MgCl2+H2 Mg+H2SO4=MgSO4+H2 镁与盐酸反应4.与氧化物的反应： 2Mg+CO2=点燃=2MgO+C *注：该反应在氧气充足时一般不发生或发生后又有 C+O2=CO2（点燃），所以在反应后不见有黑色固体生成。 5.镁与氯化铵反应： Mg + 2NH4Cl =MgCl2 + 2NH3 + H2 NH4+ + H2O =(可逆）=NH3H2O + H+（水解） Mg+ 2H+ =Mg2+ +H2NH3H2O=NH3+H2O 镁的制备工业制法镁存在于菱镁矿（碳酸镁）MgCO3白云石（碳酸镁钙）CaMg(CO3)2光卤石（水合氯化镁钾）KClMgCl2H2O中。工业上利用电解熔融氯化镁或在电炉中用硅铁等使其还原而制得金属镁，前者叫做熔盐电解法，后者叫做硅热还原法。 熔融电解 MgCl2（l）= Mg(s)+Cl2(g) 硅热还原 CaCO3(s)= (高温)CaO(s)+CO2(g) CaO(s)+H2O(l)=Ca(OH)2(s) Ca(OH)2(aq)+MgCl2(aq)=Mg(OH)2(s)+CaCl2(aq) Mg(OH)2(s)+2HCl(l)+6H2O(l)=MgCl26H2O(s)+2H2O(l) MgCl26H2O(s)=(HCl) MgCl2(s) +6H2O(l) MgCl2（l）=熔融电解= Mg(s)+Cl2(g) 海水中提取氯化镁可以从海水中提取，每立方英里海水含有约120亿磅镁。 MgCl26H2O(s)= MgCl2(s) +6H2O(l) MgCl2（l）=熔融电解= Mg(s)+Cl2(g) 同位素已发现镁的同位素共有22种，包括镁19至镁40，其中只有镁24镁25镁26是天然存在并且稳定的，其他镁的同位素都带有放射性。铝的知识点性质铝为银白色轻金属。有延展性。商品常制成棒状、片状、箔状、粉状、带状和丝状。在潮湿空气中能形成一层防止金属腐蚀的氧化膜。铝粉和铝箔在空气中加热能猛烈燃烧，并发出眩目的白色火焰。易溶于稀硫酸、硝酸、盐酸、氢氧化钠和氢氧化钾溶液，不溶于水。相对密度2.70。熔点660。沸点2327。 以其轻、良好的导电和导热性能、高反射性和耐氧化而被广泛使用。做日用皿器的铝通常叫“钢精”或“钢种”。 由于铝的活泼性强，不易被还原，因而它被发现的较晚。主要化学性质铝是活泼金属，在干燥空气中铝的表面立即形成厚约50埃的致密氧化膜，使铝不会进一步氧化并能耐水；但铝的粉末与空气混合则极易燃烧；熔融的铝能与水猛烈反应；高温下能将许多金属氧化物还原为相应的金属；铝是两性的，即易溶于强碱，也能溶于稀酸。 有关化学方程式2Al +6HCl = 2AlCl3+ 3H2 2Al + 3H2SO4(稀)= Al2(SO4)3+ 3H2 2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2+3H2 Al + 6HNO3(浓)=Al(NO3)3+ 3NO2+ 3H2O Al + 4HNO3(稀)= Al(NO3)3+ NO+ 2H2O 8Al + 30HNO3(再稀一点)=8Al(NO3)3+ 3N2O+ 15H2O 8Al + 30HNO3(极稀)=8Al(NO3)3+ 3NH4NO3+ 9H2O 2Al + Fe2O3=高温= Al2O3+2Fe（铝热反应） 2Al(OH)3= Al2O3+3 H2O Al2(SO4)3+ 6NH3H2O = 2Al(OH)3+ 3(NH4)2SO4 Al2O3+ 6HCl=2AlCl3+ 3H2O Al2O3+2NaOH+6H2O= 2NaAl(OH)4+3H2O Al2O3+ 2NaOH + 3H2O = 2NaAl(OH)4 AlCl3+ 3NaOH = Al(OH)3+ 3NaCl Al(OH)3+ NaOH = NaAl(OH)4 Al2(SO4)3+ 6 NaHCO3= 2 Al(OH)3+ 3 Na2SO4+ 6 CO2 NaAlO2 + HCl（少量）+ H2O = Al(OH)3+ NaCl Al(OH)3+ 3 HCl = AlCl3+ 3 H2O NaAlO2+ 4 HCl（过量）= AlCl3+ NaCl + 2 H2O 2NaAlO2+ CO2(少量)+ 3 H2O = 2 Al(OH)3+ Na2CO3 强酸制弱酸 NaAlO2+ CO2(过量)+ 2H2O = Al(OH)3+ NaHCO3 NaAlO2+NaHCO3+ H2O=Al(OH)3+Na2CO3 AlCl3+ 3 NaAlO2+ 6 H2O=4 Al(OH)3+3NaCl 4Al+3O2=2Al2O3（点燃） 同位素铝(原子质量单位:26.9815386，共有24种同位素，其中只有一种是稳定的。铝以化合态的形式存在于各种岩石或矿石里，如长石、云母、高岭石、铝土矿、明矾时，等等。由铝的氧化物与冰晶石（3NaFAlF?）共熔电解可制得铝，其主要反映过程如下： 从铝土矿中提取铝反应过程 溶解：将铝土矿溶于NaOH（aq)Al2O3+ 2NaOH = 2NaAlO2（偏铝酸钠）+ H2O 过滤：除去残渣氧化亚铁(FeO)、硅铝酸钠等 酸化：向滤液中通入过量CO2 .NaAlO2+ CO2+ 2H2O = Al(OH)3+ NaHCO3 过滤、灼烧 Al(OH)3 2Al(OH)3=高温= Al2O3+ 3H2O 电解：2Al2O3l)=通电= 4Al + 3O2 注：电解时为使氧化铝熔融温度降低，在Al2O3 中添加冰晶石(Na3AlF6) 注：不电解熔融AlCl3炼Al 原因：AlCl3是共价化合物，其熔融态不导电。 1从整个工艺流程看，可分成提纯和冶炼两个阶段 2NaOH溶解铝土矿的目的是溶解氧化铝 3两次过滤的作用是除去杂质和分离Al（OH）3 4把滤液酸化的作用是生成Al（OH）3 5流程中用二氧化碳而不用盐酸的原因是Al（OH）3可溶解在过量的HCl中 6将过滤后的白色固体灼烧，生成了Al2O3 2Al（OH）3 Al2O3+3H2O铁的知识点铁的相对原子质量 56，铁的密度为7.9克/立方厘米。 铁活泼，为强还原剂，化合价有0、+2、+3、+6，最常见的价态是+2和+3。在室温下，铁几乎不能从水中置换出氢气，在500以上反应速度增大。 铁在干燥空气中很难跟氧气反应，但在潮湿空气中很容易发生电化学腐蚀，若在酸性气体或卤素蒸气氛围中腐蚀更快。铁可以从溶液中还原金、铂、银、汞、铜或锡等离子。铁元素的分布铁是地球上分布最广、最常用的金属之一，约占地壳质量的5.1%，居元素分布序列中的第四位，仅次于氧、硅和铝。 在自然界，游离态的铁只能从陨石中找到，分布在地壳中的铁都以化合物的形式存在。铁的主要矿石有：赤铁矿Fe2O3，含铁量在50%60%之间；磁铁矿Fe3O4，含铁量60%以上，有亚铁磁性，此外还有褐铁矿Fe2O3?nH2O、菱铁矿FeCO3和黄铁矿FeS2，它们的含铁量低一些，但比较容易冶炼。中国的铁矿资源非常丰富，著名的产地有湖北大冶、东北鞍山等。化学性质铁的化学性质之一相对原子质量55.847。铁有多种同素异形体，如铁、铁、铁、铁等。铁是比较活泼的金属，在金属活动顺序表里排在氢的前面。常温时，铁在干燥的空气里不易与氧、硫、氯等非金属单质起反应，在高温时，则剧烈反应。铁在氧气中燃烧，生成Fe3O4，炽热的铁和水蒸气起反应也生成Fe3O4。铁易溶于稀的无机酸和浓盐酸中，生成二价铁盐，并放出氢气。在常温下遇浓硫酸或浓硝酸时，表面生成一层氧化物保护膜，使铁“钝化”，故可用铁制品盛装浓硫酸或浓硝酸。铁是一变价元素，常见价态为+2和+3。铁与硫、硫酸铜溶液、盐酸、稀硫酸等反应时失去两个电子，成为+2价。与Cl2、Br2、硝酸及热浓硫酸反应，则被氧化成Fe3+。铁与氧气或水蒸气反应生成的Fe3O4，可以看成是FeOFe2O3，其中有1/3的Fe为+2价，另2/3为+3价。铁的+3价化合物较为稳定。 铁的化学性质之二铁的电子构型为（Ar)3d64s2，氧化态有0、+2、+3、+4、+5、+6。铁的化学性质活泼，为强还原剂，在室温条件下可缓慢地从水中置换出氢，在500以上反应速率增高： 3Fe+4H2O（g）=Fe3O4+4H2 此反应可在两种情况下进行。 1.Fe和高温水蒸气反应，此时，生成氢气一般不带气体符号。 2.将灼热的铁迅速扔进冷水。这就是淬火。这时要加气体符号。 铁在干燥空气中很难与氧发生作用，但在潮湿空气中很易腐蚀，若含有酸性气或卤素蒸气时，腐蚀更快。铁可从溶液中还原金、铂、银、汞、铋、锡、镍或铜等离子，如： CuSO4+Fe=FeSO4+Cu 铁溶于非氧化性的酸如盐酸和稀硫酸中，形成二价铁离子并放出氢气；在冷的稀硝酸中则形成三价铁离子和硝酸铵： Fe+H2SO4=FeSO4+H2 （2 Fe+6H2SO4（浓）=Fe2（SO4)3+3SO2+6H2O） 4Fe+10HNO3=4Fe(NO3)2+NH4NO3+3H2O 铁溶于热的或较浓的硝酸中，生成硝酸铁并释放出氮的氧化物。在浓硝酸或冷的浓硫酸中，铁的表面形成一层氧化薄膜而被钝化。铁与氯在加热时反应剧烈（2Fe+3Cl2=2FeCl3）。铁也能与硫、磷、硅、碳直接化合。铁与氮不能直接化合，但与氨作用，形成氮化铁Fe2N。 铁的最重要的氧化态是+2和+3。二价铁离子呈淡绿色，在碱性溶液中易被氧化成三价铁离子。三价铁离子的颜色随水解程度的增大而由黄色经橙色变到棕色。纯净的三价铁离子为淡紫色。二价和三价铁均易与无机或有机配位体形成稳定的配位化合物，如 Phen为菲罗林，配位数通常为6。零价铁还可与一氧化碳形成各种羰基铁，如Fe(CO)5、Fe2(CO)9、Fe3(CO)12。羰基铁有挥发性，蒸气剧毒。铁也有+4、+5、+6价态的化合物，但在水溶液中只有+6价的。 化合物 主要有两大类：亚铁Fe（）和正铁Fe（）化合物，亚铁化合物有氧化亚铁(FeO）、氯化亚铁（FeCl2）、硫酸亚铁（FeSO4）、氢氧化亚铁Fe(OH)2等；正铁化合物有三氧化二铁(Fe2O3）、三氯化铁（FeCl3）、硫酸铁Fe2(SO4)3、氢氧化铁Fe(OH)3等。 如在亚铁氰化钾K4[Fe(CN)6&#93；3H2O（俗名：黄血盐）和铁氰化钾K3[Fe(CN)6&#93；（俗名：赤血盐）中。铁与环戊二烯的化合物二茂铁，是一种具有夹心结构的金属有机化合物。 工业制取C+O2=（点燃）CO2（提供热量和CO2) CO2+C=（高温）2CO Fe2O3+3CO=（高温）2Fe+3CO2 CaCO3+SiO2=CaSiO3+CO2铜的知识点化学性质加热1373K2Cu+O2=2CuO 4Cu+O2=2Cu2O 铜盐的焰色反应2Cu+O2+H2O+CO2=Cu2(OH)2CO3 2Cu+4HCl+O2=2CuCl2+2H2O Cu+4HNO3（浓）=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O 3Cu+8HNO3（稀）=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O Cu+Cl2=点燃=CuCl2 Cu+2FeCl3=2FeCl2+CuCl2 Cu+2H2SO4(浓）=加热=CuSO4+SO2+2H2O 铜的化合物氢氧化铜和氧化铜 1273K 4CuO=Cu2O+O2 353K Cu(OH)2=加热=CuO+H2O Cu(OH)2+H2SO4=CuSO4+2H2O Cu2+ + 2OH- =Cu(OH)2 硫酸铜 （a）硫酸铜俗名胆矾或蓝矾，其水溶液呈蓝色 （b）硫酸铜的制备 加热 Cu+2H2SO4（浓）=加热=CuSO4+SO2+2H2O 加热 2Cu+2H2SO4（稀）+O2=2CuSO4+2H2O （c）硫酸铜的加热 无水硫酸铜加热到923K时，分解成CuO CuSO4=加热=CuO+SO3 或者 2CuSO4=加热=2CuO+2SO2+O2 （d）硫酸铜的用途 高中化学用无水硫酸铜检验水蒸气的存在。 高中生物检验蛋白质时常在蛋白质中加入碱，再加入硫酸铜溶液，此时溶液会变为紫色，这个反应被称为双缩脲反应。 高中生物检验还原性糖时用硫酸铜、氢氧化钠制成斐林试剂，与还原性糖经沸水浴后作用生成砖红色沉淀。 应用领域无机工业用于制造其他饲盐如氯化亚铜、氯化铜、焦磷酸铜、氧化亚铜、醋酸铜、碳酸铜等。染料和颜料工业用于制造含铜单偶氮染料如活性艳蓝、活性紫等。有机工业用作合成香料和染料中间体的催化剂，甲基丙烯酸甲酯的阻聚剂。涂料工业用作生产船底防污漆的杀菌剂。电镀工业用作全光亮酸性镀铜主盐和铜离子添加剂。印染工业用作媒染剂和精染布的助氧剂。农业上作为杀菌剂。 硫化铜 Cu2+H2S=CuS+2H+ 加热 3CuS+2NO3-+8H+=3Cu2+2NO+3S+4H2O 2CuS+10CN-=2Cu(CN-)43-+2S2-+(CN)2 铜的配合物 （a）配阳离子：Cu(NH3)42+ （b）配阴离子：Cu(OH)42- （c）配阳离子：Cu(NH3)2+ 铜的置换性 Cu+2AgNO3=Cu(NO3)2+2Ag碳的知识点碳是一种非金属元素，位于元素周期表的第二周期IVA族。 它的化学符号是C，它的原子序数是6，电子构型为He2s2 2p2。 碳是一种很常见的元素，它以多种形式广泛存在于大气和地壳之中。 碳单质很早就被人认识和利用，碳的一系列化合物有机物更是生命的根本。 性状碳单质通常是无臭无味的固体。 单质碳的物理和化学性质取决于它的晶体结构，外观、密度、熔点等各自不同。碳元素的化合物碳的化合物中，只有以下化合物属于无机物： 碳的氧化物、硫化物：一氧化碳(CO)、二氧化碳(CO)、二硫化碳(CS)、碳酸盐、碳酸氢盐、氰一系列拟卤素及其拟卤化物、拟卤酸盐：氰(CN)、氧氰，硫氰。 其它含碳化合物都是有机化合物。拓展：二氧化碳二氧化碳是空气中常见的化合物，其分子式为CO，由两个氧原子与一个碳原子通过共价键连接而成，常温下是一种无色无味气体，密度比空气略大，能溶于水，并生成碳酸。固态二氧化碳俗称干冰。二氧化碳认为是造成温室效应的主要来源。基本性质碳氧化物之一，是一种无机物，常温下是一种无色无味气体，密度比空气略大，能溶于水，并生成碳酸。（碳酸饮料基本原理）使紫色石蕊溶液变红，可以使澄清的石灰水（Ca(OH）2）变浑浊，做关于呼吸作用的产物等产生二氧化碳的试验都可以用到。还可以支持镁带燃烧。 实验制取1、可由碳在过量的空气中燃烧（注：碳在氧不足的情况下会和CO2反应成有毒的CO气体，所以空气要过量），即碳与氧产生化合反应：C+O2=（条件：点燃）=CO2 2、将大理石、石灰石、白云石（主要成分均为CaCO3）煅烧或者将碳酸盐与酸的作用而得。是石灰、发酵等工业的副产品。 实验中常见制取CO2，是将碳酸钙与稀盐酸进行复分解反应（注：浓盐酸有挥发性，会使收集到的二氧化碳不纯，所以要用稀盐酸）化学方程式：CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2 用途气体二氧化碳用于制碱工业、制糖工业，并用于钢铸件的淬火和铅白的制造等。 二氧化碳在焊接领域应用广泛。 如：二氧化碳气体保护焊，是目前生产中应用最多的方法 固态二氧化碳俗称干冰，升华时可吸收大量热，因而用作制冷剂，如人工降雨，也常在舞台中用于制造烟雾。二氧化碳一般不燃烧也不支持燃烧，常温下密度比空气略大，受热膨胀后则会聚集于上方。也常被用作灭火剂但Mg、Na、K等燃烧时不能用CO2来灭火，因为：2Mg + CO2=点燃= 2MgO + C、2Na + CO2=点燃=Na2O + C、K + CO2=点燃= K2O + C。制法工业制法高温煅烧石灰石 CaCO3=高温= CaO + CO2 实验室制法大理石或石灰石和盐酸反应通常需要对气体进行除杂干燥，盐酸反应时会挥发出氯化氢(HCl）气体，所以要通过饱和碳酸氢钠(NaHCO3）溶液除去气体中的氯化氢。溶液中的反应，气体溢出时会带出水蒸气，所以要求严格或必要时要对气体进行干燥，通常用装有浓硫酸的洗气瓶进行干燥。 CaCO3+ 2HCl = CaCl2+ H2O + CO2 点燃 C+O2=CO2 另外，不能用碳酸钠和盐酸反应制取，因为反应速率太快，不易收集；不能用碳酸钙和浓盐酸反应，因为浓盐酸易挥发出大量氯化氢气体，使碳酸氢钠无法完全去除，制得的二氧化碳纯度会下降；也不能用碳酸钙和稀硫酸反应收集，因为反应会生成难溶的硫酸钙，硫酸根会附着在碳酸钙表面，使碳酸钙无法与酸接触，影响反应的继续。附：CaCO3+H2SO4=CaSO4+H2O+CO2 Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2 Na2CO3+H2SO4=Na2SO4+H2O+CO2 （上文实验室不适用的三种方法） 民间制法小苏打（碳酸氢钠）和白醋反应 NaHCO3+ CH3COOH = CH3COONa + H2O+ CO2有关化学方程式由于碳酸很不稳定，容易分解： H2CO3= H2O + CO2 所以，2HCl + CaCO3= CaCl2+ H2O + CO2 二氧化碳能微溶于水形成碳酸： CO2+ H2O = H2CO3 向澄清的石灰水加入二氧化碳，会使澄清的石灰水变浑浊，生成碳酸钙沉淀： CO2+ Ca(OH)2= CaCO3 + H2O 如果二氧化碳过量会有： CaCO3+ CO2+ H2O = Ca(HCO3)2 二氧化碳会使烧碱变质： 2NaOH + CO2= Na2CO3+ H2O 如果二氧化碳过量： Na2CO3+ CO2+ H2O = 2NaHCO3 即： NaOH + CO2= NaHCO3 二氧化碳和金属镁反应： 2Mg + CO2（过量） =点燃=2MgO + C Mg + CO2（少量） =点燃=MgO + CO 工业制法：高温煅烧石灰石： CaCO3=高温= CaO + CO2 实验室制法： CaCO3+2HCI=CaCl2+ H2O + CO2 C+O2=点燃=CO2 二氧化碳的固定： CO?+C5（酶） 2C? 在光合作用中的暗反应阶段，一分子的CO2和一分子的五碳化合物反应生成两分子的三碳化合物。 二氧化碳与一氧化碳的互相转化： CO2+C=高温=2CO 2CO+O2=点燃=2CO2硅的知识点基本字义一种非金属元素，是一种半导体材料，太阳能电池片的主要原材料。亦可用于制作半导体器件和集成电路。旧称“矽”。 详细字义一种四价的非金属元素,以化合物的形式，作为仅次于氧的最丰富的元素存在于地壳中，主要以熔点很高的氧化物和硅酸盐的形式存在。在自然界中几乎没有游离态的硅。晶体硅为钢灰色，无定形硅为黑色，密度2.4g/cm3，熔点1414，沸点2355，晶体硅属于原子晶体，硬而有光泽，有半导体性质。硅的结构与金刚石类似，是正四面体结构。硅的化学性质比较活泼，在高温下能与氧气等多种元素化合，不溶于水、硝酸和盐酸，溶于氢氟酸和碱液，用于造制合金如硅铁、硅钢等，单晶硅是一种重要的半导体材料，用于制造大功率晶体管、整流器、太阳能电池等。硅在自然界分布极广，地壳中约含27.6%，主要以二氧化硅和硅酸盐的形式存在。地壳中，硅的含量在所有元素中含量仅次于氧，居第二。 结晶型的硅是暗黑蓝色的，很脆，是典型的半导体。化学性质非常稳定。在常温下，除氟化氢以外，很难与其他物质发生反应。制备 工业上，通常是在电炉中由碳还原二氧化硅而制得。 化学反应方程式： SiO2 + 2C Si + 2CO 这样制得的硅纯度为9798%，叫做金属硅。再将它融化后重结晶，用酸除去杂质，得到纯度为99.799.8%的金属硅。如要将它做成半导体用硅，还要将其转化成易于提纯的液体或气体形式，再经蒸馏、分解过程得到多晶硅。如需得到高纯度的硅，则需要进行进一步的提纯处理。常用方程式Si + 2OH- + H2O = SiO32- + 2H2SiO2 + 2OH- = SiO32- + H2OSiO32- + 2NH4+ + H2O = H4SiO4 + 2NH3SiO32- + CO2 + 2H2O = H4SiO4+ CO32-SiO32- + 2H+ + H2O = H4SiO43SiO32- + 2Fe3+ = Fe2(SiO3)33SiO32- + 2Al3+ = Al2(SiO3)3氯的知识点氯是一种卤族化学元素，化学符号为Cl，属于周期系A族元素，原子序数为17，英文名：Chlorine（Cl）。氯常温常压下为黄绿色气体。氯离子的检验检验水中是否含有氯离子可以向其中加入硝酸酸化的银离子（如硝酸银）（加入酸性硝酸银可以排除其他离子干扰），银离子和氯离子反应会生成氯化银白色沉淀，离子方程式： Ag+ + Cl- = AgCl元素周期表中位置第三周期 第（A）族 氯是自然界中广泛分布的一种元素，属于A族元素。在地壳中存在着各式各样的氯化物，一个较强的氧化剂就能够把它从它的化合物中分离出来。自然界的氯大多以氯离子形式存在于化合物中，氯的最大来源是海水。我们可以很方便地从中提取氯气： 2NaCl + 2H2O =通电= 2NaOH + H2+ Cl2或： MnO2 + 4HCl（浓） =加热= MnCl2 +Cl2 + 2H2O KClO3 + 6HCl = 3H2O +3Cl2 + KCl 2KMnO4 + 16HCl（浓） = 2KCl +2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O 天然氯有两种稳定同位素：氯35和氯37。 氯单质为黄绿色气体，有窒息性臭味化学性质氯气的化学性质很活泼，它是一种活泼的非金属单质。 氯原子的最外电子层有7个电子，在化学反应中容易结合一个电子，使最外电子层达到8个电子的稳定状态，因此氯气具有强氧化性。氯气的强氧化性表现为以下几个方面： 作为消毒剂氯气可以作为一种廉价的消毒剂，一般的自来水及游泳池就常采用它来消毒。但由于氯气的水溶性较差，且毒性较大，容易产生有机氯化合物，故常使用二氧化氯（ClO2）代替氯气作为水的消毒剂（如中国内地、美国等）。 漂白性湿润的氯气可用于纸浆和棉布的漂白，不同于SO2的漂白性，氯气的漂白性为不可还原且较为强烈，因此不宜以此作为丝绸之漂白剂。 之所以强调湿润的是因为 Cl2 + H2O HCl + HClO (可逆反应)HClO HCl + O (可逆反应；生成的O是游离氧，正是这个游离氧氧化了有机染料使之褪色)次氯酸的分解反应在光照或受热时速度加快。因此干燥的氯气并不具有这个性质。 与金属反应氯气可与钠等活泼金属直接化合。也能跟铜等不活泼金属起反应。可将Fe直接氧化到高价。 2Na + Cl2 =2NaCl Cu + Cl2 = CuCl2 (反应条件加热或点燃) 2Fe+3Cl2=2FeCl3 与非金属反应氯气可与氢气反应生成氯化氢。反应的化学方程式： H2 + Cl2 = 2HCl值得一提的是反应条件对上述反应的现象有很大影响： 如果氢气与氯气事先充分混合，在光照条件下发生爆炸；如果氢气在氯气中安静地燃烧，现象为苍白色火焰，同时伴有白雾（HCl溶解于空气中的水形成的盐酸小液滴）生成。 物理性质氯单质由两个氯原子构成，化学式为Cl2。气态氯单质俗称氯气，液态氯单质俗称液氯。 在常温下，氯气是一种黄绿色、刺激性气味、有毒的气体。压力为1.0110Pa时，氯单质的沸点为负34.4，熔点为负101.5。氯气可溶于水和碱性溶液，易溶于二硫化碳和四氯化碳等有机溶剂，饱和时1体积水溶解2体积氯气。 密度3.214克/升。熔点-100.98，沸点为零下34.6摄氏度。化合价-1、+1、+3、+5和+7。有毒，剧烈窒息性臭味。氯是一种化学性质非常活泼的元素。它几乎能跟一切普通金属以及许多非金属直接化合。氯多储存在钢筒中，这是因为干燥的氯恰恰不与铁发生反应。在常温和6个大气压下，人们可以将氯液化为一种黄绿色的液体，叫做“液氯”。应当注意的是，氯有较强的毒性。含氧酸1. 次氯酸(HClO)及其盐(1) 制备 通氯气于冰水中：Cl2 + H2O = HClO + HCl 通氯于碱液中可得次氯酸盐：Cl2+ 2NaOH NaClO + NaCl + H2O 工业上用电解冷浓食盐水并剧烈搅拌来制备NaClO (2)性质 是弱酸，但为很强的氧化剂，且具有漂白性 受热易发生氧化还原反应3ClO ClO3 + 2Cl (3) 用途 制造漂白粉Ca(ClO)2 漂白粉：Cl2与Ca(OH)2反应 2Cl2 + 2Ca(OH)2 = Ca(ClO)2+ +CaCl2 +2H2O 2. 亚氯酸(HClO2)及其盐亚氯酸是目前所知唯一的亚卤酸，非常不稳定。 (1) 制备 ClO2在水中分解：2ClO2 + H2O = HClO2 + HClO3 通ClO2于Na2O2或NaOH与H2O2可得亚氯酸盐 2ClO2 + Na2O2 =2NaClO2 + O2；2ClO2 + H2O2 + OH 2ClO= 2 +O2 + H2O (2) 性质与用途 非常不稳定的化合物，但亚氯酸盐较稳定。 具有漂白性 3. 氯酸(HClO3)及其盐浓度高于40%则不稳定 (1) 制备 次氯酸根水溶液加热，产生自身氧化还原反应（歧化反应）：3ClO ClO3 + 2Cl 电解热氯化钠水溶液并加以搅拌：3Cl2 + 6OH ClO3 + 5Cl + 3H2O (2) 性质及用途 氯酸和氯酸盐皆为强氧化剂 氯酸钾用于制造炸药 KClO3受热反应 A.无催化剂，不可加强热：4KClO3 =3KClO4 + KCl (约100) B.催化剂(MnO2)：2KClO3 =2KCl + 3O2 (约300) 4. 高氯酸(HClO4)及其盐(1) 制备 低压蒸馏KClO4与H2SO4的混合液：KClO4 + H2SO4 = HClO4 + KHSO4 电解食盐水时，阳极产生的氯气被氧化：1/2Cl2 + 4H2O =ClO4+ 8H+ + 7e 氯酸盐受热分解：4KClO3 = 3KClO4 + KCl (2) 性质与用途 最稳定的含氧酸，不易分解 非常强的酸氯的发现1771-1774年间，舍勒将软锰矿（MnO2）与浓盐酸混合，放置在曲颈瓶中加热，在接收器中获得一种黄绿色气体。该气体具有和加热的王水一样的刺鼻嗅味，吸入后使肺部很难受。这使得舍勒制得了氯气，并且研究了它的一些性质。 MnO2 + 4HCl（浓） = MnCl2 +2H2O + Cl2 （加热）制备1、工业制法通常用电解饱和食盐水来制取，电解饱和食盐水时，阴极出氢（放有铁丝）：2H2O+2e=H2+2OH，阳极出氯（放有石墨）：2Cl=Cl2+2e。化学方程式为：2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2。（条件：通电。） 2、实验室制法反应原理：在酸性条件下，用氧化剂氧化1价的氯的化合物制得。实验室中可以用浓盐酸和二氧化锰共热来制取，也可以用浓盐酸和高锰酸钾反应来制取。反应方程式：MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O。（条件：加热。）或KMnO4+16HCl=2MnCl2+2KCl+5Cl2+8H2O。 用途制造漂白粉、漂白纸浆和布匹、合成盐酸、制造氯化物、饮水消毒、合成塑料和农药等。提炼稀有金属等方面也需要许多氯气。氮的知识点氮是一种化学元素，它的化学符号是N，它的原子序数是7。氮气，无色、无臭、无味的气体，作为一种工业气体可由空气分离而得。检验方法：将燃着的Mg条伸入盛有氮气的集气瓶，Mg条会继续燃烧提取出燃烧剩下的灰烬（白色粉末Mg3N2），加入少量水，产生使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体（氨气）反应方程式Mg3N2Mg3N2(氮化镁)Mg3N2H6O23Mg(OH)2N2H3由氮元素的氧化态-吉布斯自由能图也可以看出，除了NH4离子外，氧化数为0的N2分子在图中曲线的最低点，这表明相对于其它氧化数的氮的化合物来讲，N2是热力学稳定状态。氧化数为0到+5之间的各种氮的化合物的值都位于HNO3和N2两点的连线的上方，因此，这些化合物在热力学上是不稳定的，容易发生歧化反应。在图中唯一的一个比N2分子值低的是NH4+离子。由氮元素的氧化态-吉布斯自由能图和N2分子的结构均可以看出，单质N2不活泼，只有在高温高压并有催化剂存在的条件下，氮气可以和氢气反应生成氨：在放电条件下，氮气才可以和氧气化合生成一氧化氮：在水力发电很发达的国家，这个反应已用于生产硝酸。N2与电离势小，而且其氮化物具有高晶格能的金属能生成离子型的氮化物。例如：N2与金属锂在常温下就可直接反应：6Li+N2=2Li3NN2与碱土金属Mg、Ca、Sr、Ba在炽热的温度下作用：3Ca+N2=Ca3N2N2与硼和铝要在白热的温度才能反应：2B+N2=2BN（大分子化合物）N2与硅和其它族元素的单质一般要在高于1473K的温度下才能反应。制备 单质氮一般是由液态空气的分馏而制得的，常以1.5210pa的压力把氮气装在气体钢瓶中运输和使用。一般钢瓶中 氮气的纯度约99.7%。为获得纯氮，可在上述氮气中加入少量氨，并以Pt作催化剂，将氧除去，也可使不纯的氮通过赤热的铜或其他金属以除去微量的氧。实验室中制备少量氮气的基本原理是用适当的氧化剂将氨或铵盐氧化，最常用的是如下几种方法：加热亚硝酸铵的溶液：343kNH4NO2=N2+2H2O亚硝酸钠与氯化铵的饱和溶液相互作用：NH4Cl+NaNO2=NaCl+2H2O+N2将氨通过红热的氧化铜：2NH3+3CuO=3Cu+3H2O+N2氨与溴水反应：8NH3+3Br2(aq)=6NH4Br+N2重铬酸铵加热分解：（NH4)2Cr2O7=N2+Cr2O3+4H2O氮主要用于合成氨，反应式为N2+3H2=2NH3( 条件为高压，高温、和催化剂。反应为可逆反应）氮气性质将燃着的Mg条伸入盛有氮气的集气瓶，Mg条会继续燃烧 提取出燃烧剩下的灰烬（微黄色粉末Mg3N2），加入少量水，产生使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体（氨气）本反应为水解反应 反应方程式：3Mg+N2=点燃=Mg3N2(氮化镁) Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3在放电条件下，氮气才可以和氧气化合生成一氧化氮：N2+O2=放电=2NO 一氧化氮与氧气迅速化合，生成二氧化氮2NO+O2=2NO2 二氧化氮溶于水，生成硝酸，一氧化氮3NO2+H2O=2HNO3+NO 五氧化二氮溶于水，生成硝酸，N2O5+H2O=2HNO3 在水力发电很发达的国家，这个反应已用于生产硝酸。 N2与氢气反应制氨气：N2+3H2=（可逆符号）2NH3 N2与电离势小，而且其氮化物具有高晶格能的金属能生成离子型的氮化物。例如： N2 与金属锂在常温下就可直接反应： 6 Li + N2= 2 Li3N N2与碱土金属Mg 、Ca 、Sr 、Ba 在炽热的温度下作用： 3 Ca + N2= Ca3N2 N2与硼和铝要在白热的温度才能反应： 2 B + N2= 2 BN （大分子化合物） N2与硅和其它族元素的单质一般要在高于1473K的温度下才能反应。 制备方法现场制氮/工业制氮 现场制氮是指氮气用户自购制氮设备制氮，目前国内外，工业规模制氮有三类：即深冷空分制氮、变压吸附制氮和膜分离制氮。 实验室制