① 各種常見金屬的化學. 有具體化學方程式,越具體越好
幾種重要的金屬
1．金屬的物理性質
(1)狀態：在常溫下,除汞(Hg)外,其餘金屬都是固體．
(2)顏色：大多數金屬呈銀白色,而金、銅、鉍具有特殊顏色．金屬都是不透明的,整塊金屬具有金屬光澤,但當金屬處於粉末狀時,常顯不同顏色．
(3)密度：金屬的密度相差很大,常見金屬如鉀,鈉、鈣、鎂、鋁均為輕金屬(密度小於4.5 g?cm－3),密度最大的金屬是鉑,高達21.45 g?cm－3．
(4)硬度：金屬的硬度差別很大,如鈉、鉀的硬度很小,可用小刀切割；最硬的金屬是鉻．
(5)熔點：金屬的熔點差別很大,如熔點最高的金屬為鎢,其熔點為3 410℃,而熔點最低的金屬為汞,其熔點為－38.9℃,比冰的熔點還低．
(6)大多數金屬都具有延展性,可以被抽成絲或壓成薄片．其中延展性最好的是金．
⑺金屬都是電和熱的良導體．其中銀和銅的傳熱、導電性能最好．
2．鎂和鋁
[鎂和鋁]
元 素鎂(12Mg)鋁(13Al)
在元素周期表中的位置第二周期ⅡA族第三周期ⅢA族
單質物理性質顏色和狀態銀白色固體銀白色固體
硬 度鎂(很軟)＜鋁(較硬)
密 度g?cm－3鎂(1.738)＜鋁(2.70)
熔點／℃鎂(645)＜鋁(660.4)
沸點／℃沸點(1 090)＜鋁(2 467)
自然界存在形式均以化合態形式存在
用 途用於製造合金用於製作導線、電纜；鋁箔用於食品、飲料的包裝；用於製造合金
[鎂與鋁元素的原子結構及單質化學性質的比較]
元 素鎂(Mg)鋁(A1)
原子結構最外層電子數2個(較少)3個(較多)
原子半徑r(Mg)＞r(A1)
失電子能力、還原性及金屬性Mg＞A1
單
質
的
化
學
性
質與O2的反應常溫Mg、Al均能與空氣中的O2反應,生成一層堅固而緻密的氧化物保護膜．所以,金屬鎂和鋁都有抗腐蝕性能
點燃2Mg + O2(空氣) 2MgO
4Al + 3O2(純) 2A12O3與S、X2等非金屬的反應Mg + S MgS
Mg + C12 MgCl2
2Al + 3S A12S3
2Al + 3Cl2 2AlCl3與酸的反應非氧化性酸例 Mg + 2H＋ ＝ Mg2＋ +H2↑例 2A1 + 6H＋ ＝ 2A13＋ +3 H2↑
氧化性酸例 4Mg + 10HNO3(極稀)＝4Mg(NO3)2 + N2O↑+ 5H2O鋁在冷的濃HNO3、濃H2SO4中因發生鈍化而難溶
與鹼的反應不反應2A1 + 2NaOH + 2H2O ＝ 2NaAlO2 + 3H2↑
與氧化物的反應2Mg + CO2 2MgO + C
(金屬鎂能在CO2氣體中燃燒)2A1 + Fe2O3 2Fe + A12O3
[鋁熱反應]
說明 鋁與比鋁不活潑的金屬氧化物(如CuO等)都可以發生鋁熱反應
[鋁的重要化合物]
氧化鋁(A12O3)氫氧化鋁[A1(OH)3]硫酸鋁鉀[KAl(SO4)2]
物理性質白色固體,熔點高,難溶於水不溶於水的白色膠狀固體；能凝聚水中的懸浮物,有吸附色素的性能硫酸鋁鉀晶體[KAl(SO4)2?12H2O]俗稱明礬．明礬是無色晶體,易溶於水
所屬類別兩性氧化物兩性氫氧化物復鹽(由兩種不同金屬離子和一種酸根離子組成)
電離方程式在水中不能電離A13＋+3OH－ A1(OH)3 AlO2－+H＋+H2OKAl(SO4)2＝K＋+A13＋+2SO42－
化學性質既能與酸反應生成鋁鹽,又能與鹼反應生成偏鋁酸鹽：Al2O3 + 6H＋＝2A13＋+ 3H2O ,Al2O3 + 2OH－＝2 AlO2－+ H2O①既能溶於酸,又能溶於強鹼中：A1(OH)3 + 3H＋＝A13＋+ 3H2O ,A1(OH)3 + OH－＝2AlO2－+ 2H2O
②受熱分
2A1(OH)3 Al2O3 + 3H2O①同時兼有K＋、A13＋、SO42－三種離子的性質②水溶液因A1 3＋水解而顯酸性：
A13＋+3H2O A1(OH)3 + 3H＋
制 法2A1(OH)3 Al2O3 + 3H2O可溶性鋁鹽與氨水反應：A13＋+ 3NH3?H2O A1(OH)3↓ + 3NH4＋
用 途①作冶煉鋁的原料②用於制耐火坩堝、耐火管、耐高溫儀器製取氧化鋁作凈水劑
[合金]
(1)合金的概念：由兩種或兩種以上的金屬(或金屬跟非金屬)熔合在一起而成的具有金屬特性的物質．
(2)合金的性質：①合金的硬度比它的各成分金屬的硬度大；②合金的熔點比它的各成分金屬的熔點低．
*[硬水及其軟化]
(1)基本概念．
①硬水和軟水：
硬水：含有較多的Ca2＋和Mg2＋的水．
軟水：不含或只含少量Ca2＋和Mg2＋的水．
②暫時硬度和永久硬度：
暫時硬度：由碳酸氫鈣或碳酸氫鎂所引起的水的硬度．
永久硬度：由鈣和鎂的硫酸鹽或氯化物等引起的水的硬度．
③暫時硬水和永久硬水：
暫時硬水：含有暫時硬度的水．
永久硬水：含有永久硬度的水．
(2)硬水的軟化方法：
①煮沸法．這種方法只適用於除去暫時硬度,有關反應的化學方程式為：
Ca(HCO3)2 CaCO3↓+CO2↑+H2O
Mg(HCO3)2 MgCO3↓+CO2↑+H2O
MgCO3 + H2O Mg(OH)2↓+CO2↑
②離子交換法．這種方法可同時除去暫時硬度和永久硬度．
③葯劑軟化法．常用的葯劑法有石灰——純鹼法和磷酸鈉法．
(3)天然水的硬度：天然水同時有暫時硬度和永久硬度,一般所說的硬度是指兩種硬度之和．
(4)硬水的危害：
①長期飲用硬度過高或過低的水,均不利於身體健康．
②用硬水洗滌衣物,浪費肥皂,也不易洗凈．
③鍋爐用水硬度過高,易形成鍋垢[註：鍋垢的主要成分為CaCO3和Mg(OH)2],不僅浪費燃料,還會引起爆炸事故．
3．鐵和鐵的化合物
[鐵]
(1)鐵在地殼中的含量：鐵在地殼中的含量居第四位,僅次於氧、硅和鋁．
(2)鐵元素的原子結構：鐵的原子序數為26,位於元素周期表第四周期Ⅶ族,屬過渡元素．鐵原子的最外層電子數為2個,可失去2個或3個電子而顯+2價或+3價,但+3價的化合物較穩定．
(3)鐵的化學性質：
①與非金屬反應：
3Fe + 2O2 Fe3O4
2Fe + 3C12 2FeCl3
說明 鐵絲在氯氣中燃燒時,生成棕黃色的煙,加水振盪後,溶液顯黃色．
Fe + S FeS
說明 鐵跟氯氣、硫反應時,分別生成+2價和+3價的鐵,說明氧化性：氯氣＞硫．
②與水反應：
a．在常溫下,在水和空氣中的O2、CO2等的共同作用下,Fe易被腐蝕(鐵生銹)．
b．在高溫下,鐵能與水蒸氣反應生成H2：3Fe + 4H2O(g) Fe3O4 + 4H2
③與酸反應：
a．與非氧化性酸(如稀鹽酸、稀H2SO4等)的反應．例如： Fe + 2H＋ ＝ Fe2＋ + H2↑
b．鐵遇到冷的濃H2SO4、濃HNO3時,產生鈍化現象,因此金屬鐵難溶於冷的濃H2SO4或濃HNO3中．
④與比鐵的活動性弱的金屬的鹽溶液發生置換反應．例如： Fe + Cu2＋ ＝ Fe2＋ + Cu
歸納：鐵的化學性質及在反應後的生成物中顯+2價或+3價的規律如下；
[鐵的氧化物的比較]
鐵的氧化物氧化亞鐵氧化鐵四氧化三鐵
俗 稱鐵紅磁性氧化鐵
化學式FeOFe2O3Fe3O4
鐵的價態+2價+3價+2價和+3價
顏色、狀態黑色粉末紅棕色粉末黑色晶體
水溶性都不溶於水
化學性質①在空氣中加熱時,被迅速氧化；6FeO + O2 2Fe3O4②與鹽酸等反應：FeO + 2H＋＝Fe2＋+ H2O①與鹽酸等反應：Fe2O3 + 6H＋＝2Fe3＋+ 3H2O②在高溫時,被CO、C、A1等還原：Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2兼有FeO和Fe2O3的性質,如Fe3O4 + 8H＋＝2Fe3＋+ Fe2＋+ 4H2O
[氫氧化亞鐵和氫氧化鐵的比較]
Fe(OH)2Fe(OH)3
顏色、狀態在水中為白色絮狀沉澱在水中為紅褐色絮狀沉澱
水溶性難溶於水難溶於水
制 法可溶性亞鐵鹽與強鹼溶液或氨水反應：
註：製取時,為防止F e2＋被氧化,應將裝有NaOH溶液的滴管插入FeSO4溶液的液面下
可溶性鐵鹽與強鹼溶液、氨水反應：
化學性質①極易被氧化：
沉澱顏色變化：白色→灰綠色→紅褐色
②與非氧化性酸如鹽酸等中和：
①受熱分解；
固體顏色變化：紅褐色→紅棕色
②與酸發生中和反應：
[Fe3＋和Fe2＋的相互轉化]
例如：2Fe3＋ + Fe ＝ 3Fe2＋
應用：①除去亞鐵鹽(含Fe2＋)溶液中混有的Fe3＋；②亞鐵鹽很容易被空氣中的O2氧化成鐵鹽,為防止氧化,可向亞鐵鹽溶液中加入一定量的鐵屑．
例如：2Fe2＋+ Cl2＝2Fe3＋+ 2Cl－
應用：氯化鐵溶液中混有氯化亞鐵時,可向溶液中通入足量氯氣或滴加新制的氯水,除去Fe2＋離子．
Fe2＋ Fe3＋
[Fe2＋、Fe3＋的檢驗]
(1)Fe2＋的檢驗方法：
①含有Fe2＋的溶液呈淺綠色；
②向待檢液中滴加NaOH溶液或氨水,產生白色絮狀沉澱,露置在空氣中一段時間後,沉澱變為灰綠色,最後變為紅褐色,說明含Fe2＋．
③向待檢液中先滴加KSCN溶液,無變化,再滴加新制的氯水,溶液顯紅色,說明含Fe2＋．有關的離子方程式為：
2Fe2＋ + Cl2 ＝ 2Fe3＋ + 2Cl－ Fe3＋ + 3SCN－ ＝ Fe(SCN)3
(2)Fe3＋的檢驗方法：
①含有Fe3＋的溶液呈黃色；
②向待檢液中滴加NaOH溶液或氨水,產生紅褐色沉澱,說明含Fe3＋．
③向待檢液中滴加KSCN溶液,溶液呈血紅色,說明含Fe3＋．
進行鐵及其化合物的計算時應注意的事項：
(1)鐵元素有變價特點,要正確判斷產物；
(2)鐵及其化合物可能參加多個反應,要正確選擇反應物及反應的化學方程式；
(3)反應中生成的鐵化合物又可能與過量的鐵反應,因此要仔細分析鐵及其化合物在反應中是過量、適量,還是不足量；
(4)當根據化學方程式或離子方程式計算時,找出已知量與未知量的關系,列出方程式或方程式組；
(5)經常用到差量法、守恆法．
4．金屬的冶煉
[金屬的冶煉]
(1)從礦石中提取金屬的一般步驟有三步：①礦石的富集．除去雜質,提高礦石中有用成分的含量；②冶煉．利用氧化還原反應原理,在一定條件下,用還原劑將金屬礦石中的金屬離子還原成金屬單質；⑧精煉．採用一定的方法,提煉純金屬．
(2)冶煉金屬的實質：用還原的方法,使金屬化合物中的金屬離子得到電子變成金屬原子．
(3)金屬冶煉的一般方法：
①加熱法．適用於冶煉在金屬活動順序表中,位於氫之後的金屬(如Hg、Ag等)．例如：
2HgO 2Hg + O2↑ HgS + O2 Hg + SO2↑
2Ag2O 4Ag + O2↑ 2AgNO3 2Ag + 2NO2↑+ O2↑
②熱還原法．適用於冶煉金屬活動順序表中Zn、Fe、Sn、Pb等中等活潑的金屬．常用的還原劑有C、CO、H2、Al等．例如：
Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2(煉鐵) ZnO + C Zn + CO↑(伴生CO2)
WO3 + 3H2 W + 3H2O Cr2O3 + 2Al 2Cr + A12O3(制高熔點的金屬)
⑧熔融電解法．適用於冶煉活動性強的金屬如K、Ca、Na、Mg、A1等活潑的金屬,通過電解其熔融鹽或氧化物的方法來製得．例如：
2A12O3 4Al + 3O2↑ 2NaCl 2Na + C12↑