1、第四章 幾種重要的金屬復習課第一節 鎂和鋁一、金屬概述已經發現的112種元素中(據課本上元素周期表)，非金屬有22種，金屬有90種，約占整個元素的五分之四。金屬元素的分類：冶金工業分類法：黑色金屬：鐵、鉻、錳三種；有色金屬：鐵、鉻、錳以外的全部金屬。根據密度分類法：輕金屬：（密度小于4.5g/cm3）：鉀、鈉、鈣、鎂、鋁等；重金屬：（密度大于4.5g/cm3）：鋅、鐵、錫、鉛、銅等。還可以把金屬分為：常見金屬：如鐵、鋁、銅、鋅等；稀有金屬：如鋯、鉿、鈮、鉭等。1、金屬晶體結構 金屬晶體的概念： 金屬陽離子與自由電子通過金屬鍵結合起來形成的晶體金屬晶體的特點：組成微粒：金屬陽離子和自由電子 微粒

2、間的作用力：金屬鍵 金屬晶體的結構特點：自由電子可在整個晶體中自由運動影響金屬鍵強弱的因素：金屬陽離子的半徑 金屬離子所帶電荷數金屬鍵強弱對物理性質的影響：一般來說，金屬鍵越強，金屬的熔點高，硬度大2、金屬的物理通性由于金屬單質都屬于金屬晶體，因此決定某些相同的物理性質： 顏色：大多數為金屬光澤 銀白色，少數有特殊色（銫、鋇：略帶微金色光澤； 鉛：藍白；鉍：銀白色或微顯紅色；銅：紫紅色（或紅色）；金為黃色，鍺為灰白色），塊狀金屬有金屬光澤，有些粉末狀金屬呈黑色或暗灰色（銀屑為黑色）狀態：常溫下為固體（汞除外） 硬度：一般較大，但差別較大，最硬的是鉻，除汞液態外，最軟的金屬是銫，堿金屬均可用小刀

3、切割開密度：除鋰、鈉、鉀較水輕外，其余密度均較大，最輕的是鋰，最重的是鉑、金。熔點：一般均較高，但差異較大，最難熔的金屬是鎢，熔點最低是汞 特性：具有良好的導熱導電性，導電性最好是銀、銅、鋁；大多數有延性和展性，延性最好的是鉑，展性最好的是金；金屬的焰色反應 堿金屬和堿土金屬及銅等金屬單質或其化合物在火焰上灼燒時，會使火焰呈現特殊的顏色，這種現象叫焰色反應。根據焰色反應呈現的特殊顏色，可鑒定某種金屬或金屬離子的存在。鋰(Li)鈉(Na)鉀(K)銣(Rb)鈣(Ca)鍶(Sr)鋇(Ba)銅(Cu)紫紅黃紫紫磚紅洋紅黃綠綠透過藍色鈷玻璃3、金屬的化學性質金屬易失電子，變為金屬陽離子，而被氧化。是常見

4、的還原劑，不同的金屬還原性強弱不同，在初中學過金屬活動順序為：K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb(H)Cu、Hg、Ag、Pt、Au與非金屬反應： 與O2反應：大多數金屬（Ag、Au、Pt除外）和氧氣可直接化合。常溫下：極易反應：K、Na、Ca 生成致密氧化膜：Mg、Al 干燥空氣中不易氧化：Fe、Cu 不反應：Ag、Au、Pt 與Cl2反應：幾乎和一切金屬化合生成離子化合物（AlCl3共價化合物） 與S反應：大多數金屬可跟硫直接化合成離子化合物（Au、Pt除外） 與N2反應：Mg、Ca、Ba等可跟N2化合成離子化合物。 與水反應：K、Na等活潑金屬常溫和水反應，生成可溶性堿和氫

5、氣 2K + 2H2O = 2KOH + H2 Mg、Al（去膜）等和沸水反應，生成不溶性堿和氫氣，如： 2Al + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2 Zn、Fe、Sn、Pb在高溫和水蒸氣反應，生氧化物和氫氣 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2CuAu等不如氫活潑，不和水發生反應 與酸反應：非氧化性酸 + 比氫活潑金屬 = 鹽 + H2 (弱氧化性酸：HCl、稀H2SO4)    2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2 氧化性酸 + 金屬 = 鹽 + H2O + 氣（成酸元素還原產物） H2SO4(濃) + 金屬 = 鹽 + SO2 +

6、 H2O（常溫下Al、Fe鈍化）HNO3(濃) + 金屬 = 鹽 + NO2 + H2O (常溫下Al、Fe鈍化) HNO3(稀) + 金屬 = 鹽 + NO + H2O（一般情況下） 與堿反應：    鋁和鋅可溶解在強堿溶液中并放出氫氣         Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2         2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2 與鹽反應：較活潑

7、金屬可置換鹽中較不活潑金屬      Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag      4Na + TiCl4 Ti + 4NaCl 活潑金屬(Na、K)和鹽溶液反應，生成堿，鹽和氫氣      2Na + CuSO4 + 2H2O = Cu(OH)2 + Na2SO4 + H2 某些金屬可把鐵鹽還原成亞鐵鹽      Cu + 2FeCl3 = 2FeCl2 + CuCl2 4

8、、合金：是由兩種或兩種以上的金屬(或金屬與非金屬)熔合而成的具有金屬特性的物質。合金是純凈物。合金的特點：合金的硬度一般比各成份金屬的大多數合金的熔點比各成分金屬的低合金的性質并不等于各成分金屬性質的總和合金具有許多良好的物理、化學或機械的性能，優于各成份金屬二、鎂1、物理性質：銀白色常見有色輕金屬，密度小，熔點低，硬度小。鎂可以形成多種輕質合金，它們的密度小，硬度和強度都比較大，是制造飛機、汽車、導彈、航天器、科學儀器的重要材料。鎂在自然界以化合態存在，在地殼中的含量位于第八位，鎂的主要礦物有菱鎂礦(MgCO3)、白云石(CaCO3·MgCO3)、光鹵石(KCl·MgCl

9、2·6H2O)等。2、化學性質與非金屬的反應Mg + O2 MgO (鎂在常溫下與O2化合，生成一層致密氧化膜)注意：鎂條在空氣中燃燒發生了如下反應：2Mg + O2 2MgO 2Mg + CO2 2MgO + C 3Mg + N2 Mg3N2Mg + Cl2 MgCl2 Mg + S MgS 3Mg + N2 Mg3N2與水的反應 Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2 (沸水)與氧化物的反應2Mg + CO2 2MgO + C與酸的反應與非氧化性酸的反應：Mg + 2H+ = Mg2+ + H2與氧化性酸的反應Mg + 2H2SO4(濃) = MgSO4 + SO2 + 2

10、H2OMg + 4HNO3(濃) = Mg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O3Mg + 8HNO3 = 3Mg(NO3)2 + 2NO + 4H2O 與鹽溶液的反應Mg + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3 + H2原理：NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ Mg + 2H+ = Mg2+ + H2Mg + CuSO4 = Cu + MgSO43、鎂的工業制法：從海水中提取金屬鎂燃燒貝殼制石灰乳：CaCO3 CaO + CO2CaO + H2OCa(OH)2 使海水中的Mg2+沉淀下來：Mg2+ + 2OH- Mg(OH)2 使Mg(OH)2溶于鹽酸，加熱、

11、濃縮、結晶制得MgCl2·6H2O。 Mg(OH)2 + 2HClMgCl2 + 2H2O MgCl2 + 6H2OMgCl2·6H2O 在HCl氣氛中使MgCl2·6H2O晶體脫水制得無水MgCl2。 MgCl2·6H2O MgCl2 + 6H2O電解熔融MgCl2制備金屬鎂 MgCl2 Mg + Cl2副產品 Cl2可與空氣，CH4起反應制得HCl循環使用：2CH4 + O2 + 4Cl2 2CO + 8HCl附：MgCl2是一種無色、苦味、易溶的晶體，食鹽因含有MgCl2、CaCl2而極易潮解。三、MgO 1、物理性質：離子化合物，是難溶于水的白色

12、粉末，密度小，熔點高(2800)，可以做耐火材料。2、化學性質：氧化鎂是堿性氧化物，具有堿性氧化物的通性MgO + H2O = Mg(OH)2 (緩慢化合)MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O MgO + SO3 = MgSO4 MgO + SiO2 MgSiO3 MgO + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3 + H2O 3、制法：煅燒菱鎂礦：MgCO3 MgO + CO24、 氧化鎂的用途：優良耐火材料，制耐火磚、耐火管和坩鍋等。四、Mg(OH)2 1、物理性質：難溶于水的中強堿，能使酚酞試液變淺紅色。2、化學性質：具有堿的通性與酸反應：Mg(OH)2 + 2H+ =

13、Mg2+ + 2H2O加熱分解：Mg(OH)2 MgO + H2O能溶于銨鹽溶液：Mg(OH)2 + 2NH4+ = Mg2+ + 2NH3 + 2H2O五、鋁1、物理性質：銀白色常見有色輕金屬，質軟。具有延展性，是熱和電的良導體，在空氣中極易氧化生成一層致密氧化膜。鋁的硬度和密度比鎂的大，熔點比鎂的高。（鋁的金屬鍵比鎂的強）鋁在自然界中以化合態存在，在地殼中含量僅次于硅，位于第三位。主要以鋁土礦存在(又稱礬土)含Al2O3·H2O、Al2O3·3H2O及少量Fe2O3、SiO2等成份。還有明礬石（KAl(SO4)2·12H2O）、長石、云母等。2、化學性質：與非

14、金屬的反應2Al + 3O2 Al2O3 (鋁在常溫下與O2化合，生成一層致密氧化膜)2Al + 3Cl2 2AlCl3 2Al + 3S Al2S3與水的反應 2Al + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2與氧化物的反應 鋁熱反應2Al + Fe2O3 2Fe + Al2O33MnO2 + 4Al 2Al2O3 + 3Mn 3V2O5 + 4Al 6V + 5Al2O3鋁熱劑：鋁與某些金屬氧化物的混合物。鋁熱反應主要用于焊接鋼軌(反應放出大量的熱使金屬融化)和冶煉高熔點金屬。與酸的反應與非氧化性酸的反應：2Al + 6H+ = 2Al3+ + 3H2與氧化性酸的反應鋁和濃硫酸常溫下鈍化，

15、加熱反應。2Al + 5H2SO4(濃) Al2(SO4)2 + 3SO2 + 5H2OAl + 6HNO3(濃) = Al (NO3)3 + 3NO2 + 3H2OAl + 4HNO3 = Al (NO3)3 + NO + 2H2O 與堿的反應2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2反應過程：2Al + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2 6e-總反應：2Al + 2NaOH + 6H2O = 2NaAlO2 + 3H2 + 4H2OAl(OH)3 + 2NaOH = NaAlO2 + 2H2O氧化劑：H2O 還原劑：Al與鹽溶液的反應Al + CuSO4 =

16、 Cu + Al2(SO4)3六、Al2O3 1、物理性質：離子化合物，是白色難溶于水的固體，密度小，熔點高(2045)，可用做耐火材料。天然的Al2O3被稱為剛玉(紅寶石、藍寶石的主要成分也是Al2O3)( - Al2O3)，硬度高僅次于金剛石。它不溶于水，也不溶于酸或堿。2、氧化物的分類：不成鹽氧化物-CO、NO 成鹽氧化物：酸性氧化物；堿性氧化物；兩性氧化物；復雜氧化物（Fe3O4、P3O4、 過氧化物、超氧化物） 注意：非金屬氧化物不一定是酸性氧化物；如 NO、CO(不成鹽氧化物)、NO2、N2O4、H2O 酸性氧化物不一定是非金屬氧化物；如Mn2O7、CrO3 金屬氧化物不

17、一定是堿性氧化物；如 Al2O3、ZnO(兩性)、Mn2O7、CrO3(酸性氧化物) 堿性氧化物一定是金屬氧化物。 酸性氧化物一定是酸酐。酸酐不一定是酸性氧化物；如乙酸酐(CH3CO)2O等 NO2 因與堿反應不僅生成鹽和水，還有NO，因而不是酸性氧化物； Na2O2 因與酸反應不僅生成鹽和水，還有 O2，因而不是堿性氧化物。3、化學性質：Al2O3是兩性氧化物，既與強酸反應又與強堿反應Al2O3與酸反應：Al2O3 + 6HCl2AlCl3 + 3H2O Al2O3與堿反應：Al2O3 + 2NaOH2NaAlO2 + H2O 4、Al2O3的制備：向鋁土礦石中加入鹽酸，其中的氧化鋁和氧化鐵

18、分別和稀鹽酸反應生成可溶性的氯化鋁和氯化鐵（石英不和鹽酸反應）。Al2O3 + 6H+ = 2Al3+ + 3H2OFe2O3 + 6H+ = 2Fe3+ + 3H2O將上述混合物過濾，濾去不溶性的石英，得濾液。向濾液中加過量的NaOH溶液， AlCl3生成可溶性的偏鋁酸鈉， FeCl3 生成不溶于水的Fe(OH)3 Al3+ + 3OH- = Al(OH)3Al(OH)3 + OH- = AlO2- + 2H2O Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3將上混合物過濾，除去不溶于水的Fe(OH)3，再向濾液中通入過量的CO2 AlO2- + H2O + CO2 = HCO3- + Al(O

19、H)3過濾，并用水沖洗沉淀23次得膠狀純凈的Al(OH)3將Al(OH)3 加熱分解得純凈的Al2O32Al(OH)3 Al2O3 + 3H2O七、Al(OH)31、物理性質：不溶于水的白色膠狀沉淀。2、化學性質：不能使酚酞顯色，是典型的兩性氫氧化物吸附性：Al(OH)3 可以吸附水中的懸浮物，并形成沉淀；也能吸附色素使某些物質褪色。兩性：能跟強酸、強堿反應而溶解，但不能與弱酸和弱堿反應Al(OH)3存在酸式電離和堿式電離AlO2- + H+ + H2O Al(OH)3 Al3+ + 3OH-酸式電離 堿式電離與強酸反應：酸中的H+與Al(OH)3電離產生的OH-結合，使Al(OH)3的電離平

20、衡向右移動，故有：Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O與強堿反應：堿中的OH-與Al(OH)3電離產生的H+結合，使Al(OH)3的電離平衡向左右移動，故有：Al(OH)3 + OH- = AlO2- + 2H2O不穩定性：2Al(OH)3 Al2O3 + 3H2O3、Al(OH)3的制備鋁鹽與堿反應：鋁鹽與強堿作用 這種方法應特別注意嚴格控制加入堿的量，因為強堿過量會使制得的 Al(OH)3轉化為偏鋁酸鹽：Al(OH)3 + OH-AlO2- + 2H2O。所以，一般不采用這種方法制Al(OH)3鋁鹽與氨水反應 實驗室常用鋁鹽與氨水反應制 Al(OH)3：Al3+ + 3N

21、H3·H2OAl(OH)3 + 3NH4+偏鋁酸鹽與酸反應 一般不用強酸，因為強酸的量控制不當，會使制得的 Al(OH)3溶解，發生下列反應： AlO2- + H+ + H2OAl(OH)3Al(OH)3 + 3H+Al3+ + 3H2O 所以，一般用向偏鋁酸鹽溶液中通入 CO2的方法制取氫氧化鋁： CO2不足或適量時：CO2 + 2AlO2- + 3H2O2Al(OH)3 + CO32- CO2過量時：CO2 + AlO2- + 2H2OAl(OH)3 + HCO3-鋁鹽與偏鋁酸鹽溶液反應：3AlO2- + Al3+ + 6H2O = 4Al(OH)3八、明礬：KAl(SO4)2&

22、#183;12H2O復鹽：由兩種或兩種以上不同金屬離子和一種酸根離子組成的化合物。如：KAl(SO4)2、KCl·MgCl2·6H2O等明礬凈水原理：Al3+ + 3H2O Al(OH)3(膠體) + 3H+ ，生成的Al(OH)3膠體吸附水中雜質并形成沉淀使水澄清。明礬與Ba(OH)2溶液的反應nKAl(SO4)2：nBa(OH)2= 2：3時，Al3+恰好完全轉變為沉淀，此時產生沉淀的物質的量最大。2KAl(SO4)2 + 3Ba(OH)2 = 2Al(OH)3 + 3BaSO4 + K2SO4nKAl(SO4)2：nBa(OH)2= 1：2時，SO42-恰好完全轉變為

23、沉淀，此時產生沉淀的質量最大。KAl(SO4)2 + 2Ba(OH)2 = 2BaSO4 + KAlO2 + 2H2O 九、NaAlO2 與鹽酸反應AlO2- + H+ + H2O = Al(OH)3AlO2- + 4H+ = Al3+ + 2H2O與CO2反應2NaAlO2 + CO2 + 3H2O = 2Al(OH)3 + Na2CO3NaAlO2 + CO2 + 2H2O = Al(OH)3 + NaHCO3十、有關圖像1、向一定量的AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液Al3+ + 3OH- = Al(OH)3Al(OH)3 + OH- = AlO2- + 2H2O2、向一定量NaOH溶

24、液逐滴滴加AlCl3溶液Al3+ + 4OH- = AlO2- + 2H2O3AlO2- + Al3+ + 6H2O = 4Al(OH)33、向一定量NaAlO2溶液逐滴滴加鹽酸溶液AlO2- + H+ + H2O = Al(OH)3 Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O4、向一定量鹽酸溶液逐滴滴加NaAlO2溶液AlO2- + 4H+ = Al3+ + 2H2O3AlO2- + Al3+ + 6H2O = 4Al(OH)3第二節 鐵和鐵的化合物1、鐵的位置和結構 Fe位于第四周期，族，26號元素，是一種常見黑色金屬，能被磁鐵吸引。鐵最外層的2個電子是價電子，次層有6個電子也

25、是價電子，常失去2個電子或3個電子，故常見化合價為 + 2價和 + 3價。Fe2+易氧化成穩定的Fe3+離子。即Fe3+離子比Fe2+離子穩定。鐵屬于過渡元素，過渡元素金屬的密度較大，熔沸點較高；水溶液或化合物有顏色；有可變化合價。 2、鐵的物理性質純凈的鐵是一種銀白色金屬，有良好的導電導熱性；有較高的硬度；密度較大；熔沸點較高。常見的鐵由于含有碳等雜質而呈黑色。純鐵的抗蝕性較含雜質的鐵強。2、鐵的化學性質 與非金屬的反應3Fe + 2O2 Fe3O4(黑色固體，磁性氧化鐵)2Fe + 3Cl2 2FeCl3 (生成棕黃色煙，加水后生成黃色溶液)2Fe + 3Br2 2FeBr32Fe + 3

26、I2 2FeI2 (碘化亞鐵)Fe + S FeS (硫化亞鐵)與水蒸氣的反應常溫下鐵與水不反應，高溫時：3Fe + 4H2O(氣) Fe3O4 + 4H2與酸的反應與非氧化性酸的反應：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2與氧化性酸的反應在常溫下鐵與濃HNO3和濃H2SO4鈍化，加熱時反應Fe + 6HNO3(濃) Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2OFe + 4HNO3(稀) Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O (HNO3過量)3Fe + 8HNO3(稀) 3Fe(NO3)2 + 2NO + 4H2O (Fe過量 )2Fe + 6H2SO4(濃) Fe2(SO4)3 +

27、3SO2 + 6H2O與鹽溶液的反應Fe + Cu2+ = Fe2+ + CuFe + 2Fe3+ = 3Fe2+ 小節：鐵與硫、碘、非氧化性酸（H+）、鹽溶液等弱氧化劑反應時，生成Fe2+；鐵與Cl2、Br2、硝酸等強氧化劑反應時，生成Fe3+化合物；常溫下，鐵遇濃 HNO3、濃H2SO4時發生鈍化；鐵與O2和H2O（氣）反應時生成Fe3O4（O·2O3）。 3、鐵的氧化物 FeO 物理性質：氧化亞鐵(FeO)是一種黑色粉末，不溶于水和堿溶液，溶于酸。屬于堿性氧化物，不穩定，在空氣里加熱，可被氧化成Fe3O4。在隔絕空氣的條件下，可以由FeC2O4(草酸亞鐵)加熱來制取。主要用來制

28、造玻璃色料?；瘜W性質：FeO中鐵是中間價態，既表現氧化性，又表現還原性，還表現堿性氧化物的通性還原性：6FeO + O2 2Fe3O4 (不穩定性)與氧化性酸反應，鐵元素的化合價變為 + 3價3FeO + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2OFeO + 4HNO3 (濃)= Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O2FeO + 7H2SO4 (濃) = 2Fe(SO4)3 + SO2 + 7H2O氧化性：2FeO + Si 2Fe + SiO2 (煉鋼反應)3FeO + 2Al 3Fe + Al2O3 (鋁熱反應)FeO + CO Fe + CO2堿性氧化物的通性：與

29、非氧化性酸反應FeO + 2H+ = Fe2+ + H2OFeO + 2HI = FeI2 + H2OFe2O3 物理性質：是一種紅棕色粉末，俗稱鐵紅，不溶于水，可溶于酸，是堿性氧化物。在自然界以赤鐵礦形式存在，灼燒FeSO4、Fe2(C2O4)3草酸鐵、Fe(OH)3都可制得，它也可通過在空氣中煅燒硫鐵礦(FeS2)來制取。它常用做可作油漆的顏料、拋光劑、催化劑和紅粉等。化學性質：是堿性氧化物，可和酸發生反應：Fe2O3 + 2H+= Fe2+ + H2OFe2O3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 3H2O (氧化還原反應)鋁熱反應：Fe2O3 + 2Al 2Fe + Al2O3

30、Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 Fe3O4 物理性質：是具有磁性的黑色晶體，俗稱磁性氧化鐵或磁鐵。不溶于水，也不于水反應，可溶于酸。Fe3O4固體具有優良的導電性。Fe3O4是磁鐵礦的主要成分。由鐵與水蒸汽在高溫下反應可制得Fe3O4。Fe3O4能用于制造錄音、錄相磁帶和電訊器材等。Fe3O4是復雜氧化物，既有Fe2+又有Fe3+，Fe3O4可寫作O·2O3，但Fe3O4是一種純凈物?；瘜W性質：氧化性：3Fe3O4 + 8Al 9Fe + 4Al2O3 (鋁熱反應)Fe3O4 + 4CO 3Fe + 4CO2 (工業煉鐵)與酸反應：Fe3O4 + 8HCl = FeCl

31、2 + 2FeCl3 + 4H2O3Fe3O4 + 10HNO3 = 9Fe(NO3)3 + NO + 5H2O (氧化還原反應)Fe3O4 + 8HI = 3FeI2 + I2 + 4H2O (氧化還原反應)4、鐵的氫氧化物 Fe(OH)2 物理性質：是難溶于水的白色絮狀沉淀，二元弱堿，易氧化。Fe(OH)2在實驗室用可溶性亞鐵鹽與可溶性堿反應來制?。篎e2+ +2OH- = Fe(OH)2。注意：制備Fe(OH)2的實驗，要求亞鐵溶液是新制備的，其中不含Fe3+，吸有堿液的膠頭滴管，一定要伸入到亞鐵溶液中，然后再將堿液滴入，以盡可能的隔絕空氣，避免Fe2+被氧化?；瘜W性質：不穩定性：在常溫

32、下能被迅速氧化 ：4Fe(OH)2 +2H2O + O2 = 4Fe(OH)3現象：生成白色沉淀迅速轉變為灰綠色沉淀，最終變成紅褐色沉淀與酸的反應與非氧化性酸反應：發生中和反應 Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2+ + 2H2OFe(OH)2 + 2HI = FeI2 + 2H2O 與氧化性酸反應：3Fe(OH)2 + 10HNO3(稀) = 3Fe(NO3)3 + NO + 8H2OFe(OH)3 物理性質：是難溶于水的紅褐色絮狀沉淀，三元弱堿?？捎每扇苄澡F鹽與可溶性強堿溶液反應制取Fe(OH)3，Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3。化學性質：不穩定性：Fe(OH)3受熱易分解

33、2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O與酸的反應：Fe(OH)3與酸反應時，一般發生中和反應Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O2Fe(OH)3 +6HI =2FeI2 + I2 + 3H2O5、Fe2+ 、Fe3+的性質及檢驗Fe2+的性質Fe2+ + 2OH-= Fe(OH)2還原性： 2Fe2+ + Br2 = 2Fe3+ + 2Br-3Fe2+ + 4H+ + NO3-= 3Fe3+ + NO + 2H2O2Fe2+ + 2H2SO4(濃) = 2Fe3+ + SO2 + 2H2O + SO42-5Fe2+ + MnO4- + 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+

34、 + 4H2O 12Fe2+ +3O2 = 8Fe3+ + 2Fe2O3 4Fe2+ + O2 + 4H+ = 4Fe3+ + 2H2OFe3+的性質Fe3+ + 3OH-= Fe(OH)3氧化性： 2Fe3+ + Fe = 3Fe2+ 2Fe3+ + Cu = 2Fe2+ + Cu2+ (氧化性：Ag+Fe3+Cu2+)2Fe3+ + 2I- = 2Fe2+ + I2 (能使淀粉KI試紙變藍)2Fe3+ + S2- = 2Fe2+ + S或2Fe3+ + 3S2- = 2FeS + S2Fe3+ + H2S = S + 2Fe2+ + 2H+ 2Fe3+ + SO32- + H2O = 2F

35、e2+ + SO42- + 2H+ 水解反應：Fe3+ + 3H2O = Fe(OH)3(膠體) + 3H+ (配制Fe3+的溶液時，先在蒸餾水中加少量的酸抑制Fe3+的水解)絡合反應Fe3+ + 3SCN- = Fe(SCN)3 (血紅色溶液) Fe3+ + 6C6H5OH Fe(C6H5O)63- (紫色溶液) + 6H+Fe2+、Fe3+的檢驗：Fe2+的檢驗方法一：滴入KSCN溶液無明顯現象，再滴入新制的氯水，溶液立即變紅。方法二：滴入NaOH溶液,生成白色絮狀沉淀，迅速變為灰綠色，最后變為紅褐色Fe3+的檢驗方法一：滴入KSCN溶液或NH4SCN溶液，溶液立即變紅。 方法二：滴入Na

36、OH溶液,出現紅褐色沉淀。方法三：向苯酚溶液中滴入FeCl3，溶液呈紫色。第三節 金屬的冶煉一、金屬冶煉的步驟：富集礦石、除雜、提高礦石有用成分的含量；冶煉：利用氧化還原反應的原理，在一定條件下，用還原劑把金屬離子還原為金屬單質。精煉：采用一定的方法，提煉純金屬。二、冶煉方法 1熱分解法有些不活潑金屬僅用熱分解法就能制得。在金屬活動性順序中，位于氫后面的金屬(如Hg、Ag等)的氧化物受熱就能分解，例如： 2HgO 2Hg + O2 2Ag2O 4Ag + O22熱還原法：適用于冶煉不活潑金屬。如： 多數金屬（活動性介于鎂和銅之間的金屬）的冶煉過程屬于熱還原法。常用的還原劑有焦炭、一氧化碳、氫氣

37、和活潑金屬等，例如： Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 (冶煉生鐵) WO3 + 3H2 W + 3H2O （H2作還原劑，適于冶煉高純度金屬） Cr2O3 + 2Al 2Cr + Al2O3 （Al為還原劑，適用于冶煉難溶金屬）若金屬以硫化物或碳酸鹽形式存在，應先將其轉化成氧化物。3電解法：適用于冶煉活潑金屬（K、Ca、Na、Mg、Al等）在金屬活動性順序中，鉀、鈉、鈣、鋁等幾種金屬的還原性很強，這些金屬都很容易失去電子，因此不能用一般的方法和還原劑使其從化合物中還原出來，而只能用通電分解其熔融鹽或氧化物的方法來冶煉。2Al2O3(熔融) 4Al + 3O2 2NaCl(熔融)

38、2Na + Cl2三、鐵的合金及其冶煉比較 (選修)、鐵的合金 1、生鐵和鋼的比較鐵的合金生 鐵鋼含碳量2%4.3%0.03%0.2%其它雜質含硅、錳、磷、硫較多含硅、錳少，磷、硫極少機械性能硬而脆、無韌性硬而韌，有彈性機械加工可鑄不可鍛可鑄、可鍛可延壓2、生鐵的分類：煉鋼生鐵（白口鐵）：可鑄不可鍛，硬而脆 鑄造生鐵（鑄鐵或灰口鐵）：可鑄不可鍛，可機械加工 球墨鑄鐵：機械性能好，可部分代替鋼材合金生鐵：3、鋼的分類：碳素鋼（普通鋼）：分中碳、低碳、高碳鋼合金鋼（特種鋼）、煉鐵1、存在：氧化物Fe2O3（赤鐵礦）、Fe3O4（磁鐵礦）、2Fe2O3·3H2O（褐鐵礦）FeCO3（菱鐵礦

39、）2、原理：在高溫下，用還原劑從鐵礦石里把鐵還原出來 Fe2O3 + 3CO Fe + 3CO23、原料：鐵礦石（含SiO2）、焦炭、石灰石（造渣）、空氣4、設備：煉鐵高爐5、高爐內的的要化學反應產生還原劑：CO C + O2 CO2 CO2 + C 2CO 鐵礦石的還原：Fe2O3 + 3CO 2 Fe + 3CO2 (有碳、硅、錳、磷、硫等雜質)爐渣的形成：CaCO3 CaO + CO2 CaO + SiO2 CaSiO3(爐渣)6、爐渣和廢氣的處理：爐渣 造水泥和磚；高爐煤氣(含CO、CO2、N2等) 煅燒、煉鋼生鐵之所以硬而脆，機械性能差，主要原因是含有較多的碳、硅、錳、磷、硫等雜質，

40、把這些元素除去或減少，鐵就變成了鋼，這些雜質是通過與空氣中的氧氣結合而除去1、原理：在高溫下用氧化劑把生鐵里過多的碳和其它雜質氧化為氣體或爐渣而除去2、原料：生鐵、氧化劑（空氣、氧氣或 FeO）生石灰（造渣）、脫氧劑（硅鐵、錳鐵或鋁）3、生產過程 分三個階段（1）氧化： 2Fe + O2 2FeO FeO + C Fe + CO （2）造渣：生成的硅、錳氧化物和生石灰與磷、硫等雜質生成爐渣（3）脫氧并調整硅、錳的含量 2FeO + Si 2Fe + SiO24、生產設備：有轉爐、電爐、平爐等，用得較廣泛的是氧氣頂吹轉爐5、環保：頂吹法產生大量棕色的煙（含CO和氧化鐵）應該充分利用第四節 原電池

41、原理及其應用一、原電池：化學能轉變為電能的裝置。 銅鋅原電池把一塊鋅片和一塊銅片平行地插入盛有稀硫酸的燒杯里，可以看到鋅片上有氣泡產生，銅片上沒有氣泡產生。再用導線把鋅片和銅片連接起來，用導線連接后，鋅片不斷溶解，銅片上有氣泡產生。電流表的指針發生偏轉，這說明導線中有電流通過。負極(鋅板)：Zn - 2e = Zn2+被氧化，鋅板不斷溶解；正極(銅板)：2H + 2e = H2被還原，表面置出氣泡.電子流動方向：負極(Zn)經導線正極(Cu).Cu - Zn原電池發生的總反應跟鋅和酸的反應是一致的，但電子卻經外接導線發生遷移，形成持續的電流，使化學能轉化為電能構成原電池的條件 具有活潑性不同的

42、兩個電極，較活潑的金屬作負極，發生氧化反應。較不活潑金屬或非金屬（石墨等）作正極，得到電子，發生還原反應，本身不變 具有電解質溶液（一般與活潑性強的電極發生氧化還原反應） 形成閉合回路（或在溶液中接觸） 原電池反應原理負極 (Zn)：Zn-2e-Zn2+（氧化反應） 正極 (Cu)：2H+ + 2e-H2（還原反應） 總反應： Zn + H2SO4ZnSO4 + H2或Zn + 2H+ Zn2+ + H2 電極的判斷 正極：較不活潑的極為正極，或者電子流入的極，或者電解質溶液中陽離子流向的極，或者發生還原反應的電極為正極。 負極：較活潑的金屬電極為負極，或者電子流出的極，或者電解質溶液中陰離子

43、流向的極，或者發生氧化反應的電極為負極。 二、原電池原理的應用 幾種常見的電池的的原理 干電池 電極反應：負極(Zn)：Zn-2e-Zn2+ 正極(C)：2NH4+ + 2MnO2 + 2e-2NH3 + Mn2O3 + H2O 電池總反應式：Zn + 2MnO2 + 2NH4Cl ZnCl2 + Mn2O3 + 2NH3 + H2O 鉛蓄電池 電極反應：負極（Pb）：Pb + SO42-2e-PbSO4 正極（PbO2）：PbO2 + 4H+ + SO42- + 2e- PbSO4 + 2H2O 電池總反應式： Pb + PbO2 + 2H2SO42PbSO4 + 2H2O 鋰電池 電極反應

44、：負極（Li）：2Li-2e-2Li+ 正極： I2 + 2e-2I- 電極總反應式： 2Li + I22LiI 燃料電池 氫氧燃料電池， 40%的KOH為電解質溶液 電極反應：負極：2H2-4e- + 4OH-4H2O 正極：O2 + 2H2O + 4e-4OH- 電池總反應式： 2H2 + O22H2O 甲烷燃料電池、 KOH溶液為電解質溶液 電極反應：負極： CH4 + 10OH-8e-CO32- + 7H2O 正極： 2O2 + 4H2O + 8e-8OH- 電池總反應式： CH4 + 2O2 + 2KOHK2CO3 + 4H2O 鋁 空氣燃料電池 電極反應：負極： 4Al-12e-4

45、Al3+ 正極：3O2 + 6H2O + 12e-12OH- 電池總反應式：4Al + 3O22Al2O3 金屬的腐蝕與防護 金屬腐蝕：金屬（或合金）跟周圍接觸到的氣體（或液體）反應而腐蝕損耗的過程。本質：金屬原子失電子而被氧化：M ne- = Mn+金屬腐蝕的分類：化學腐蝕：金屬或合金與具有腐蝕性的化學物質接觸發生氧化還原反應而消耗的過程電化腐蝕：不純金屬或合金與電解質溶液接觸發生原電池反應而消耗的過程化學腐蝕和電化腐蝕的比較化學腐蝕電化腐蝕條件金屬與非電解質直接接觸（不與電解質溶液接觸）不純金屬或合金跟電解質溶液接觸現象無電流產生（不發生原電池反應）有電流產生（發生原電池反應）本質發生氧化

46、-還原反應金屬被腐蝕氧化反應和還原反應分兩極進行，較活潑的金屬被腐蝕相互關系兩種腐蝕往往同時發生，但電化腐蝕更普遍電化腐蝕又可以分為吸氧腐蝕和析氫腐蝕。右圖為鋼鐵的吸氧腐蝕吸氧腐蝕產生的Fe2+與OH-反應：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)24Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3Fe(OH)3逐漸轉化為鐵銹（Fe2O3·nH2O）吸氧腐蝕與析氫腐蝕的比較：析氫腐蝕吸氧腐蝕形成條件水膜酸性較強水膜酸性很弱或呈中性電解質溶液溶有CO2的水溶液溶有O2的水溶液負極(Fe)反應Fe - 2e- = Fe2+正極(C)反應2H+ + 2e- = H22H2O +

47、 O2 + 4e- = 4OH-電子如何流動形成電通路Fe失電子成為Fe2+進入溶液，電子流入C極，H+趨向于C極與C極上的電子結合生成H2放出 Fe失電子成為Fe2+進入溶液，電子流入C極，在C極O2獲得電子產生OH-進入溶液最終腐蝕產物鐵銹（Fe2O3·nH2O）普遍性吸氧腐蝕比析氫腐蝕更普遍金屬腐蝕的防護方法 a、改變金屬的內部組織結構； b、在金屬表面覆蓋保護層； c、電化學保護法。 第五節 電解原理及其應用一、電解原理 1、電解：使電流通過電解質溶液（或熔化的電解質）而在陰、陽兩極引起氧化還原反應的過程2、電解池：把電能轉變為化學能的裝置叫做電解池或電解槽。3、構成電解池的

48、條件(如右圖)直流電源。兩個電極：陽極：與電源正極相連的電極（或溶液中陰離子趨向的電極）發生氧化反應。陰極：與電源負極相連的電極（或溶液中陽離子趨向的電極）發生還原反應惰性電極：用石墨、金、鉑等還原性很弱的材料制做的電極；一般的通電條件下惰性電極不發生化學反應?；钚噪姌O：用鐵、鋅、銅、銀等還原性較強的材料制做的電極；活性電極做電解池的陽極時，先于其他物質發生氧化反應。電解質溶液或熔融態電解質。4、電解過程及實質：電解質電離產生的陰、陽離子在電流的作用下定向移動，陽離子在陰極得到電子，發生還原反應，陰離子在陽極失去電子，發生氧化反應，電子從電源負極沿導線流入陰極，從陽極流出，沿導線回到電源的正極

49、，所以電解質溶液（或熔融態電解質）的導電過程，就是電解質溶液（或熔融態電解質）的電解過程。5、電解時電極產物的判斷 離子的放電：陰離子失去電子或陽離子得到電子的過程。如果是金屬作陽極(活性電極)，如Cu、Ag、Zn等則金屬溶解； 如果是惰性材料作陽極，則陰離子的放電順序為： S2-I-Br-Cl-OH-含氧酸根 在陰極，陽離子放電順序為： Ag+Hg2+Fe3+Cu2+(H+)Fe2+Zn2+6、影響離子放電的因素：離子本性 電極材料 離子濃度 電流密度鍍鋅因為溶液中c(Zn2+)c(H+)，故Zn2+在陰極放電。陽極（Zn）：Zn-2e-Zn2+陰極（Cu）：Zn2+2e-Zn7、以惰性電極

50、電解電解質水溶液，分析電解反應的一般方法步驟為：分析電解質水溶液的組成，找全離子并分為陰、陽兩組；分別對陰、陽離子排出放電順序，寫出兩極上的電極反應式；合并兩個電極反應式得出電解反應的總化學方程式或離子方程式。8、原電池和電解池的比較裝置原 電 池電 解 池能量轉化化學能電能（發生氧化還原反應而產生電流，作電源）電能化學能（在電流的作用下發生氧化還原反應，為用電器）電極正極較不活潑，負極較活潑（電極材料活潑性一定不同）陽極連電源正極，陰極連電源負極（電極材料活潑性可以相同，也可以不相同）電極反應負極：本身失電子，發生氧化反應正極：溶液中的陽離子（或O2）得電子，發生還原反應陰極：溶液中的陽離子

51、得電子，發生還原反應陽極：惰性電極（Pt、C）：溶液中的陰離子，發生氧化反應非惰性電極（如Cu、Fe）：本身失電子，發生氧化反應電子流動的方向負極上的電子通過導線流向正極，溶液中的陽離子（或O2）從正極上得到電子電源負極上的電子通過導線流向電解池的陰極，溶液中的陽離子從陰極上得到電子，陰離子在陽極上失電子，陽極上的電子通過導線流向電源正極9、酸、堿、鹽溶液的電解規律（陽極為惰性電極）代表物電解物質陰極陽極電解方程式濃度pH酸含氧酸H2SO4 H2OH2O22H2O = 2H2+ O2增大降低無氧酸HClHClH2Cl22HCl = H2+ Cl2減小升高堿可溶堿NaOH H2OH2O22H2O

52、 = 2H2+ O2增大升高鹽不活潑金屬無氧酸鹽CuCl2CuCl2CuCl2CuCl2 = Cu + Cl2減小升高活潑金屬無氧酸鹽NaCl NaClH2OH2Cl22NaCl + 2H2O = 2H2+Cl2+2NaOH減小，生成NaOH升高不活潑金屬含氧酸鹽CuSO4 CuSO4 H2O CuO22CuSO4 + 2H2O = 2Cu + O2+ 2H2SO4減小，生成H2SO4降低活潑金屬含氧酸鹽Na2SO4H2OH2O22H2O = 2H2+ O2增大不變總結 判斷電極反應要分析溶液中離子的種類及得失電子能力，最易失電子的陰離子最先在陽極失電子而被氧化；最易得電子的陽離子最先在陰極得

53、電子而被還原。判斷溶液pH的變化：先分析原溶液的酸堿性，再看電極產物：如果只產生H2成沒有O2，則pH變大；如果只產生O2而無H2，則pH變小；如果既產生O2又產生H2，則a、若原溶液呈酸性則pH減小，b、若原溶液呈堿性pH增大，c、若原溶液呈中性pH不變；如果既無O2產生也無H2產生，則溶液的pH趨于7二、電解原理的應用1、銅的電解精煉電解法精煉銅的裝置（如圖）電解法精煉銅的化學原理陽極（粗銅）：Cu-2e-Cu2+ Zn-2e-Zn2+ Ni-2e-Ni2+陰極（純銅）：Cu2+2e-Cu電解液：CuSO4溶液（加入少量H2SO4）其特點是電解質溶液的濃度基本上不變。說明：以銅為材料做的電

54、極屬于活性電極。在一般的電解條件下，活性陽極先于電解質溶液中的成分發生氧化反應。粗銅中往往含有鋅、鐵、鎳、銀、金等多種雜質，當含雜質的銅在陽極不斷溶解時，位于金屬活動性順序銅以前的金屬雜質如Zn、Fe、Ni等，也會同時失去電子，如：Zn-2e-Zn2+ Ni-2e-Ni2+但是它們的陽離子比銅離子難以還原，所以它們并不在陰極獲得電子析出，而只是留在電解液里。而位于金屬活動性順序銅之后的銀、金等雜質，因為給出電子的能量比銅弱，難以在陽極失去電子變成陽離子溶解下來，當陽極上的銅失去電子變成離子溶解之后，它們以金屬單質的形式沉積在電解槽底，形成陽極泥（陽極泥可作為提煉金、銀等貴重金屬的原料）用電解精煉法所得到的銅叫做電解銅，它的純度可達到99.95%99.98%。2、電鍍銅電鍍：利用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其它金屬或合金的過程。電鍍