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钠和钠的化合物

一、一周知识概述

  本周学习第二章《碱金属》的第一节《钠》及第二节《钠的化合物》,内容包括:钠的物理性质,钠的化学性质,钠在自然界里的存在和主要用途,过氧化钠的化学性质。

二、重难点知识归纳及讲解

(一)、钠

 1、钠的物理性质

  (1)金属钠有银白色的金属光泽;

  (2)金属钠质软、硬度小;

  (3)密度为0.97g/cm3,比水轻,比煤油重;

  (4)熔点97.81℃,沸点882.9℃,是热和电的良导体。

 2、钠的化学性质

  (1)钠与非金属的反应

  

  

结论:钠露置在空气中,迅速被氧化生成白色的 Na2O,在加热条件下,燃烧,生成淡黄色的Na2O2,并且在温度较高的条件下,Na2O2比Na2O稳定。

  

 (2)钠与水的反应

  

现象

解释

钠浮在水面上

钠熔化成小圆球

反应放热,钠的熔点低

小圆球在水面上向各个方向迅速

流动,并有嘶嘶声,最后消失

钠与水反应放出气体,推动

小球,最后反应完毕

加入酚酞后,溶液变红

有碱生成

 (3)钠与盐酸反应

   2Na+2HCl=2NaCl+H2

注意 :

  ①钠与盐酸反应比钠与水反应更剧烈,其原因为钠无论是和水反应还是和盐酸反应,其实质都是和 H反应,HCl是强电解质,水为弱电解质,即盐酸中的H浓度远大于H2O提供的H浓度,故钠投入盐酸中,直接与盐酸反应,且比与水反应剧烈。

  ②若盐酸浓度较大,还会出现白色浑浊,其原因为生成的 NaCl在浓盐酸中溶解度不大。

 (4)钠与盐溶液反应

 ●钠与 CuSO4溶液反应

  2Na+2H2O=2NaOH+H2↑       ①

  2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4   ②

  ①+②得总反应为:

  

 ●钠与 FeCl3溶液反应:

  2Na+2H2O=2NaOH+H2↑       ①

  FeCl3+3NaOH=Fe(OH)3↓+3NaCl   ②

  ①×3+②×2得总反应为:

  

 ●钠与 NH4Cl溶液反应:

  2Na+2H2O=2NaOH+H2↑       ①

  NH4Cl+NaOH=NaCl+NH3↑+H2O    ②

  ①+②×2得总反应为:

  

注意 :钠与盐溶液反应,实质上先与水反应,生成的 NaOH再与盐反应,而不能置换出不活泼金属,在反应中钠作还原剂,H2O作氧化剂。

3、钠在实验室中保存方法

  实验室中的少量钠需保存在煤油中,避免与空气和水接触。

4、钠的制备

  

5、钠的存在

  钠的性质很活泼,在自然界里不能以游离态形式存在,只能以化合态形式存在,有 NaCl、Na2SO4、Na2CO3、NaNO3等。

6、钠的重要用途

  (1)制取钠的重要化合物,如Na2O2

  (2)钠、钾合金在室温下呈液态,是原子反应堆的导热剂;

  (3)作冶炼某些金属的还原剂,如:

  (4)用在电光源上,制高压钠灯。

例、把一小块金属钠暴露在空气中,观察到以下现象:

  ①金属钠表面逐渐变暗;

  ②过一段时间以后又逐渐变潮湿;

  ③再过一段时间又转变成白色固体;

  ④白色固体最终变成白色的粉末。

写出以上发生的各种现象的有关化学方程式。

解析:钠露置于空气中的变化过程是

Na → Na2O → NaOH → Na2CO3·10H2O → Na2CO3(风化)

答案:① 4Na+O2=2Na2O

   ② Na2O+H2O=2NaOH

   ③ 2NaOH+CO2+9H2O=Na2CO3·10H2O

   

(二)、氧化钠和过氧化钠

注意 :

  1、Na2O2不属碱性氧化物。

  原因:碱性氧化物与水反应生成碱,与酸反应生成盐和水,而 Na2O2与水反应不仅生成碱,还生成O2,与酸反应不仅生成盐和水,还生成O2

  2、Na2O2在与水、二氧化碳、稀盐酸的反应中,既作氧化剂又作还原剂。

  3、Na2O2具有强的氧化性,因此可作漂白剂,能漂白品红试液(一种色素)和酸碱指示剂(如石蕊、酚酞等)。

(三)、氢化钠

  钠与 H2在一定条件下反应,可生成离子化合物 ,NaH是很强的还原剂。

  

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