高一化学必修一从实验学化学讲义.docx

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高一化学必修一从实验学化学讲义

高三化学第一章从实验学化学

一、蒸馏操作：

蒸馏操作应注意的事项，如图：

①蒸馏烧瓶中所盛液体不能超过其容积的2／3，也不能少于1／3；

②温度计水银球部分应置于蒸馏烧瓶支管口下方约0.5cm处；

③冷凝管中冷却水从下口进，上口出；

④为防止爆沸可在蒸馏烧瓶中加入适量碎瓷片；

⑤蒸馏烧瓶的支管和伸入接液管的冷凝管必须穿过橡皮塞，以防止馏出液混入杂质；

⑥加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点。

[思考与讨论]蒸馏与蒸发的区别

蒸馏与蒸发的区别：

加热是为了获得溶液的残留物（浓缩后的浓溶液或蒸干后的固体物质）时，要用蒸发；加热是为了收集蒸气的冷凝液体时，要用蒸馏。

蒸发操作应注意的事项：

注意蒸发皿的溶液不超过蒸发皿容积的2／3；加热过程中要不断搅拌，以免溶液溅出；如果蒸干，当析出大量晶体时就应熄灭酒精灯，利用余热蒸发至干。

二、萃取实验操作

萃取的操作方法如下：

①用普通漏斗把待萃取的溶液注入分液漏斗，再注入足量萃取液；

②随即振荡，使溶质充分转移到萃取剂中。

振荡的方法是用右手压住上口玻璃塞，左手握住活塞部分，反复倒转漏斗并用力振荡；

③然后将分液漏斗置于铁架台的铁环上静置，待分层后进行分液；

④蒸发萃取剂即可得到纯净的溶质。

为把溶质分离干净，一般需多次萃取。

分液的操作方法：

①用普通漏斗把要分离的液体注入分液漏斗内，盖好玻璃塞；

②将分液漏斗置于铁架台的铁圈上，静置，分层；

③将玻璃塞打开，使塞上的凹槽对准漏牛口上的小孔再盖好，使漏斗内外空气相通，以保证漏斗里的液体能够流出；

④打开活塞，使下层液体慢慢流出，放入烧杯，待下层液体流完立即关闭活塞，注意不可使上层液体流出；

⑤从漏斗上端口倒出上层液体。

化学方法提纯和分离物质的“四原则”和“三必须”

（1）“四原则”是：

一不增（提纯过程中不增加新的杂质）；二不减（不减少欲被提纯的物质）；三易分离（被提纯物与杂质容易分离）；四易复原（被提纯物质要复原）。

（2）“三必须”是：

一除杂试剂必须过量；二过量试剂必须除尽（因为过量试剂带入新的杂质）；三除杂途径选最佳。

三、化学计量在实验中的应用

3.1物质的量

1.定义：

表示含有一定数目粒子的集合体。

2.对象：

微观粒子，包括分子、原子、质子、中子、电子等

3.符号：

n

4.单位：

摩尔，mol

5.使用“物质的量”与“摩尔”时的注意事项

①“物质的量”四个字是一个整体概念，不得简化或增添任何字，如不能说成“物质量”“物质的质量”或“物质的数量”等。

②物质的量是七个基本物理量之一；同“时间”，“长度”等一样，其单位是摩尔（mol）。

③物质的量表示的是微观粒子或微观粒子的特定组合的集合体，不适用于宏观物质，如1mol苹果的说法是错误的。

④使用摩尔作单位时必须用化学式指明粒子的种类，如1molH表示1摩尔氢原子，1molH2表示1摩尔氢分子，1molH＋表示1摩尔氢离子。

不能说1mol氢，应该说1mol氢原子（或分子或离子）。

3.2阿伏伽德罗常数

1.规定：

1mol粒子集合体所含粒子数与0.12kg12C中所含的碳原子数相同，约为6.02×1023，把6.02×1023mol-1叫做阿伏伽德罗常数。

也就是说6.02×1023个粒子的任何粒子集合体称1mol。

2.符号：

NA（准确数）≈6.02×1023mol-1（近似值）

3.单位：

mol-1

4.如果用n表示物质的量，NA表示阿伏伽德罗常数，N表示微粒数，三者之间的关系是：

N=n·NA,由此可以推知n=N/NA。

3.3摩尔质量

1.定义：

单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量。

2.符号：

M

3.单位：

g/mol

4.1mol任何粒子的质量以克为单位时，在数值上都与该粒子的相对原子质量或相对分子质量相等。

5.注意：

对具体的物质来说，摩尔质量都是常数，不随物质的量的多少而变，也不随物质聚集状态的

改变而改变。

3.4气体摩尔体积

1.决定物质的体积的因素：

粒子的数目、粒子的大小和粒子之间的距离

当粒子数相同时，决定固体、液体的体积的主要因素是粒子的大小，决定气体的体积主要因素是粒子间的距离。

2.气体摩尔体积

（1）定义：

单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积。

（2）符号：

Vm

（3）单位为L·mol-1

（4）定义式：

Vm=V/n

（5）注意事项：

1）气体摩尔体积的适用范围：

气态物质，可以是单一气体，也可以是混合气体，如0.2molH2与0.8molO2的混合气体在标准状况下的体积约为22.4L。

2）气体摩尔体积的数值与温度和压强有关：

标准状况下任何气体的气体摩尔体积为22.4L·mol-1

3）非标准状况下气体摩尔体积可能是22.4L·mol－1，也可能不是22.4L·mol－1。

1mol气体的体积若为22.4L，它所处的状况不一定是标准状况，如气体在273℃和202kPa时，Vm为22.4L·mol－1。

4）利用22.4L·mol-1计算或判断时一定要看清气体所处的状况。

常出现的错误：

①忽视物质在标准状况下的状态是否为气态，如水在标准状况下为液态，计算该条件下的体积时不能应用22.4L·mol-1。

②忽视气体所处的状态是否为标准状况，如“常温常压下2molO2的体积为44.8L”的说法是错误的，因常温常压下气体摩尔体积不是22.4L·mol-1。

3.阿伏加德罗定律及推论

（1）阿伏加德罗定律的内容

同温同压下相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。

①适用范围：

任何气体，可以是单一气体，也可以是混合气体。

②“四同”定律：

同温、同压、同体积、同分子数中只要有“三同”则必有第“四同”。

即“三同定一同”。

（2）阿伏加德罗定律的推论：

①同温、同压，V1/V2=n1/n1=N1/N2

②同温、同体积，p1/p2=n1/n1=N1/N2

③同温、同压，ρ1/ρ2=M1/M2

3.5物质的量浓度

1.定义：

单位体积溶液里所含溶质B的物质的量，也称为B的物质的量浓度。

2.符号：

c（B）。

定义式为：

c（B）＝

，

3.单位：

mol·L-1

4.注意：

在公式c（B）＝

中

（1）溶质是用物质的量表示而不是质量表示；体积表示溶液的体积，而不表示溶剂的体积，并且体积单位为L。

用1L水溶解40gNaOH，所得溶液的浓度为1mol/L。

（×）

（2）从一定物质的量浓度溶液中取出任意体积的溶液，物质的量浓度不变，但随溶液体积的变化溶质的物质的量不同。

1mol/LMgCl2溶液中，c（Mg2+）=1mol/L，c（Cl-）=2mol/L。

（√）从1L1mol/LNaCl溶液中取出0.1L溶液，其中Cl-的物质的量浓度仍为1mol/L。

（√）

（3）气体溶于一定体积的水中，溶液的体积不等于溶剂的体积而应根据溶液密度和溶液质量求算。

（4）若浓溶液稀释或浓度差别较大的溶液混合，混合后溶液的总体积比原来的体积之和小。

（5）带结晶水的物质溶于水后，溶质是不含结晶水的化合物，溶剂中的水包括结晶水。

5.有关物质的量浓度的计算

（1）已知一定体积VL的溶液中溶质的质量mg，求溶液物质的量浓度c=n/V=m/MV

（2）标准状况下，求算一定体积VoL气体溶于水后形成的溶液的体积为VL，溶液的物质的量浓度c=n/V=Vo/22.4L

（3）溶液的稀释与混合

①稀释前后溶质的物质的量不变c1V1=c2V2

②混合

c1V1+c2V2=c混V混

a．混合后溶液体积V混=V1+V2（两溶液浓度相同或差别较小或稀溶液混合）

b．混合物溶液体积改变V混＝

＝

（两溶液浓度差别较大）

（4）物质的量浓度c（B）与溶质质量分数（w）的换算

c（B）＝

M：

溶质B的摩尔质量，ρ：

溶液密度（g·mL－1），w：

溶质的质量分数

溶质质量分数（w）与溶解度（S）的换算

w=S/（S+100）×100%

（5）标准状况下气体溶于水所得溶液的物质的量浓度

标准状况下，VL气体溶于V（H2O）L中，所得溶液密度为ρ（g·mL－1）则：

①气体的物质的量：

②溶液体积：

V＝

×10-3L·mL-1

③根据c＝

c＝

特别提醒：

①溶液体积的单位是L，ρ的单位是g·mL-1时，利用V（溶液）＝

计算V（溶液）时注意单位换算。

②当气体作为溶质溶于水时，溶液的体积不等于气体体积和溶剂体积之和，也不等于溶剂的体积，而应该是V（溶液）＝

。

③浓度差别较大的两溶液或浓溶液加水稀释时，混和后溶液的体积V（混合）＝

。

四、溶液的配置

1.容量瓶的使用注意事项

（1）不能将固体或浓溶液直接在容量瓶中溶解或稀释，溶液注入容量瓶前要恢复到室温。

容量瓶不能作反应器，不能加热，也不能久贮溶液。

（2）容量瓶三标注：

温度、容积、刻度线。

常见容积规格：

100mL，250mL，500mL，1000mL。

选择容量瓶必须指明规格，但不能配制任意体积一定物质的量浓度的溶液，如配制500mL1mol·L-1NaCl溶液应选择500mL容量瓶，若需要480mL上述溶液，因无480mL容量瓶，也选择500mL容量瓶，配500mL溶液所需溶质的物质的量应按配制500mL溶液计算。

（3）容量瓶使用前一定要检验是否漏液。

方法是：

向容量瓶中注入少量水，塞紧玻璃塞，用手指按住瓶塞，另一只手按住瓶底倒转容量瓶，一段时间后观察瓶塞处是否有液体渗出，若无液体渗出，将其放正，把玻璃塞旋转180°，再倒转观察。

（4）配制溶液前容量瓶有少量的水（或未烘干），并不影响实验结果。

（5）移液时需玻璃棒引流，以防液体溅至瓶外。

（6）读书时视线平视，加水至溶液凹液面最低点恰好与刻度线相切。

（7）定容后摇匀，会出现液面低于刻度线的情况（正常），切勿加水。

（8）如果加水定容时超过刻度线或转移液体时溶液洒到容量瓶外，均应重新配制。

2.实验过程和所需仪器

仪器：

托盘天平、一定容积容量瓶、玻璃棒、烧杯、胶头滴管

过程：

称量、溶解、冷却、移液、洗涤、定容、摇匀

3.配制一定物质的量浓度溶液过程中的注意事项

（1）称量NaOH等易潮解和强腐蚀性的药品，不能放在纸上称量，应放在小烧杯里称量。

若稀释浓H2SO4，需在烧杯中加少量蒸馏水再缓缓加入浓H2SO4，并用玻璃棒搅拌。

（2）用蒸馏水洗涤烧杯与玻璃棒约2~3次。

（3）定容时加水至液面在刻度线以下1~2cm，改用胶头滴管逐滴加水，加水至溶液凹液面最低点恰好与刻度线相切。

4.配制一定物质的量浓度溶液的误差分析

一般是依据实验原理，对实验结果的数学表达式进行分析（属于公式法）。

c（B）＝

＝

。

c（B）的误差取决于m和V的值是否准确。

以配制一定物质的量浓度的NaOH溶液为例分析以下操作：

能引起误差的一些操作

过程分析

对c的影响

称量时间过长或用滤纸称NaOH

m

V

减小

不变

偏低

移液前容量瓶有少量的水

不变

不变

不变

向容量瓶注液时少量流出

减小

不变

偏低

未洗烧杯和玻璃棒

减小

不变

偏低

未冷却室温就移液定容

不变

减小

偏高

定容时，水加多后用滴管吸出

减少

不变

偏低

定容摇匀时液面下降再加水

不变

增大

偏低

定容时俯视读数（读刻度）

不变

减小

偏高

定容时仰视读刻度

不变

增大

偏低

定容误差的判断方法

定容的目标是容量瓶的容积，相关主要方法是以平视式、以容量瓶的刻度线为目标、观察液面与刻度的位置关系，标准是液面的最低点与刻度线齐平时，液体体积恰好等于容量瓶的容积。

（A）仰视式观察，溶液体积偏大。

如图（a）

（B）俯视式观察，溶液体积偏小。

如图（b）

第二章化学物质及其变化

一、物质的分类

二、胶体

三种分散系的比较

分散系

溶液

胶体

浊液

外观

均一、透明、稳定

多数均一、透明、介稳性

不均一、不透明、不稳定

分散质粒子

直径（本质）

＜1nm

1nm~100nm

＞100nm

组成

离子

分子集合体

少数分子集合体

能否透过滤纸

能

能

不能

典型实例

食盐水、碘酒

淀粉溶液

泥水

胶体的性质、制备、提纯和应用

内容

主要应用举例

性质

丁达尔效应

一束光通过胶体时产生一条“光路”

鉴别胶体和溶液

布朗运动

胶粒在胶体中不停地做无规则运动

电泳

胶粒在外加电场作用下做定向移动[胶粒带电：

如Fe（OH）3胶粒带正电，H2SiO3胶粒带负电]

工厂除尘

聚沉

聚沉方法有：

加热、加入电解质、加入相反电荷的胶体

加工豆腐、工业制肥皂，解释某些自然现象，如土壤保肥、沙洲的形成

制备

水解法

Fe3＋+H2O=Fe（OH）3（胶体）＋3H＋

净水剂的使用（不加热）

提纯

渗析

胶粒较大不能透过半透膜，而离子、分子较小可透过半透膜，用此法将胶体提纯

净化、精制胶体

说明：

①电泳现象表明胶粒带电荷，但胶体都是电中性的。

②一般来说，金属氢氧化物、金属氧化物的胶体微粒吸附阳离子，带正电荷，如Fe（OH）3胶体和Al（OH）3胶体微粒。

非金属氧化物、金属硫化物胶体微粒吸附阴离子，带负电荷，如As2S3胶体、H2SiO3胶体的微粒。

③同种胶体的胶粒带相同的电荷。

三、离子反应

3.1酸、碱、盐在水溶液中的电离

1、电解质和非电解质

在水溶液或熔化状态下能够导电的化合物叫做电解质

在水溶液或熔化状态下都不能导电的化合物叫做非电解质

注意事项：

①电解质和非电解质研究的是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质

②电解质导电是有条件的，即电解质必须在水溶液或熔化状态下才能导电

③能导电的物质不一定是电解质

④酸、碱、盐和部分金属氧化物是电解质

⑤非金属氧化物、大部分有机物为非电解质

2、电离：

电解质离解成自由移动的离子的过程

3、电离方程式的书写：

K2SO4====2K++SO42—NaOH=Na++OH-；HCl=H++Cl-

4、酸、碱、盐

电离时生成的阳离子全部是H+的化合物叫做酸

电离时生成的阴离子全部是OH-的化合物叫做碱

电离时能生成金属阳离子和酸根阴离子的化合物叫做盐

3.2离子反应：

1、离子反应发生的条件：

离子反应发生条件：

生成沉淀、生成气体、水。

2、离子方程式的书写：

（写、拆、删、查）

①写：

写出正确的化学方程式。

（要注意配平。

）

②拆：

把易溶的强电解质（易容的盐、强酸、强碱）写成离子形式。

★常见易溶的强电解质有：

三大强酸（H2SO4、HCl、HNO3），四大强碱[NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2

（澄清石灰水拆，石灰乳不拆）]，可溶性盐，这些物质拆成离子形式，其他物质一律保留化学式。

③删：

删除不参加反应的离子（价态不变和存在形式不变的离子）

④查：

检查书写离子方程式等式两边是否原子个数守恒、电荷数守恒。

★3、离子方程式正误判断：

（看几看）

①看是否符合反应事实（能不能发生反应，反应物、生成物对不对）。

②看是否可拆。

③看是否配平（原子个数守恒，电荷数守恒）。

④看“＝”“”“↑”“↓”是否应用恰当。

★4、离子共存问题

学习离子能否共存时，应从以下几个方面去考虑：

①、是否发生复分解反应，包括是否有难容物质生成、难电离物质生成、易挥发性物质生成，如有则不共存。

②、是否发生氧化还原反应，如有则不共存。

③、是否发生互促水解反应，如有则不共存。

④、是否发生络合反应，如有则不共存。

多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是：

一色、二性、三特殊、四反应。

1．一色——溶液颜色

若限定无色溶液，则Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO4－等有色离子不能存在。

2．二性——溶液的酸、碱性

（1）在强酸性溶液中，OH－及弱酸根阴离子（如CO32－、SO32－、S2－、CH3COO－等）均不能大量存在；

（2）在强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子（如NH4＋、Al3＋、Mg2＋、Fe3＋等）均不能大量存在；

（3）酸式弱酸根离子（如HCO3－、HSO3－、HS－等）在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在。

3．三特殊——三种特殊情况

（1）AlO2－与HCO3－不能大量共存：

AlO2－＋HCO3－＋H2O===Al（OH）3↓＋CO32－；

（2）“NO3－＋H＋”组合具有强氧化性，能与S2－、Fe2＋、I－、SO32－等因发生氧化还原反应而不能大量共存；

（3）NH4＋与CH3COO－、CO32－，Mg2＋与HCO3－等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中能大量共存（加热就不同了）。

4．四反应——四种反应类型

指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。

（1）复分解反应

如Ba2＋与SO42－、NH4＋与OH－、H＋与CH3COO－等；

（2）氧化还原反应

如Fe3＋与I－、NO3－（H＋）与Fe2＋、MnO4－（H＋）与Br－等；

（3）相互促进的水解反应

如Al3＋与HCO3－、Al3＋与AlO2－等；

（4）络合反应

如Fe3＋与SCN－等。

四、氧化还原反应

定义：

物质得到氧的反应是氧化反应，物质失去氧的反应是还原反应，根据物质得氧和失氧为标准来判断。

氧化反应和还原反应同时发生，相互依存。

像这样一种物质被氧化，同时另一种物质被还原的反应称为氧化还原反应。

1、物质所含元素化合价升高的反应是氧化反应

物质所含元素化合价降低的反应是还原反应

有元素化合价升降的化学反应是氧化还原反应

没有元素化合价升降的化学反应是非氧化还原反应。

2、氧化反应与电子转移的关系

利用2-13氯化钠形成示意图，图2-14氯化氢分子形成示意图归纳

失去（或偏离）电子的反应叫做氧化反应，得到（或偏向）电子的反应叫做还原反应

有电子转移（得失或偏移）的反应是氧化还原反应

没有电子转移（得失或偏移）的反应是非氧化还原反应

4.1氧化剂还原剂

小结：

概括：

“升—失—氧；低—得—还”

物质所含元素化合价升高，是因为在反应过程中失去电子，结果被氧化，是还原剂，还原剂具有还原性，还原剂被氧化得到氧化产物；物质所含元素化合价降低，是因为在反应过程中得到电子，结果被还原，是氧化剂，氧化剂具有氧化性，氧化剂被还原得到还原产物。

4.2氧化还原反应的基本规律及作用

1、电子守恒规律

还原剂失电子总数（或物质的量）=氧化剂得电子总数（或物质的量）

作用：

有关氧化还原反应的计算，配平氧化还原反应方程式。

2、表现性质规律

元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价，既氧化性又有还原性。

作用：

判断物质的氧化性、还原性；金属单质只有还原性，非金属单质大多数既有氧化性又有还原性。

3、由强到弱规律：

较强还原性的还原剂跟较强氧化性的氧化剂反应，生成弱氧化性的氧化产物和弱还原性的还原产物

还原性：

还原剂>还原产物

氧化性：

氧化剂>氧化产物

作用：

判断氧化还原反应在一定条件下能否发生，比较粒子氧化性或还原性强弱，选择合适的氧化剂或还原剂制备物质。

4、反应先后规律

当有多种氧化性或多种还原性物质时，氧化性越强的氧化剂与还原性越强的还原剂优先反应，即“强者先行”。

作用：

判断氧化还原反应的先后顺序

5、正易逆难规律

越容易失去电子的物质，失去电子后就越难得到电子；越容易得到电子的物质，得到电子后就越难失去电子。

4.3物质氧化性、还原性相对强弱判断的一般方法

1、根据金属活动顺序表

KCaNaMgAlZnFeSnPb（H）CuHgAgPtAu

K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+H+Cu2+Ag+

2、根据氧化还原反应

还原性强弱是：

还原剂>还原产物

氧化性强弱是：

氧化剂>氧化产物

3、根据氧化还原反应进行的难易（反应条件）的不同

4、根据被氧化或被还原程度

4.4氧化还原反应的运用

1、制备某些物质

实验室制备氧气、氢气等。

工业上用还原剂冶炼金属。

2、用强氧化剂Cl2、ClO2等进行小型水厂、游泳池水、医院污水、工业污水的处理，即利用强氧化剂进行消毒、杀菌。

3、燃料的燃烧，提供热能等。

4、化学电源的研制、开发及合理利用。

5、电镀以防止金属的腐蚀。

另外有些氧化还原反应会对人类带来危害，例如：

易燃物的自燃、食品的腐败、钢铁的锈蚀等。

我们运用化学知识来防止这类氧化还原反应的发生或减慢其进程。

第三章金属及其化合物

一、钠Na

1.1纳单质

1、单质钠的物理性质：

钠质软、银白色、熔点低、密度比水的小但比煤油的大。

2、单质钠的化学性质：

①钠与O2反应

常温下：

4Na+O2＝2Na2O（新切开的钠放在空气中容易变暗）

加热时：

2Na+O2＝＝Na2O2（钠先熔化后燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体Na2O2。

）

钠在空气中的变化过程：

Na―→Na2O―→NaOH―→Na2CO3·10H2O（结晶）―→Na2CO3（风化），最终得到是一种白色粉末。

一小块钠置露在空气中的现象：

银白色的钠很快变暗（生成Na2O），跟着变成白色固体（NaOH），然后在固体表面出现小液滴（NaOH易潮解），最终变成白色粉未（最终产物是Na2CO3）。

②钠与H2O反应

2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑离子方程式：

2Na＋＋2H2O＝2Na＋＋2OH－＋H2↑（注意配平）

实验现象：

钠浮在水面上，熔成小球，在水面上游动，有哧哧的声音，最后消失，在反应后的溶液中滴加酚酞，溶液变红。

“浮——钠密度比水小；游——生成氢气；响——反应剧烈；熔——钠熔点低；红——生成的NaOH遇酚酞变红”。

③钠与盐溶液反应

如钠与CuSO4溶液反应，应该先是钠与H2O反应生成NaOH与H2，再和CuSO4溶液反应，有关化学方程式：

2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑CuSO4＋2NaOH＝Cu（OH）2↓＋Na2SO4

总的方程式：

2Na＋2H2O＋CuSO4＝Cu（OH）2↓＋Na2SO4＋H2↑

实验现象：

钠熔成小球，在液面上四处游动，有蓝色沉淀生成，有气泡放出

K、Ca、Na三种单质与盐溶液反应时，先与水反应生成相应的碱，碱再和盐溶液反应

④钠与酸反应：

2Na＋2HCl＝2NaCl＋H2↑（反应剧烈）离子方程式：

2Na＋2H＋＝2Na＋＋H2↑

3、钠的存在：

以化合态存在。

4、钠的保存：

保存在煤油或石蜡中。

5、工业制钠：

电解熔融的NaCl：

2NaCl（熔融）2Na+Cl2↑

6、钠的用途：

①在熔融的条件下钠可以制取一些金属，如钛、锆、铌、钽等；

②钠钾合金是快中子反应堆的热交换剂；

③钠蒸气可作高压钠灯，发出黄光，射程远，透雾能力强。

1.2氧化钠和过氧化钠

1、Na2ONa2O+H2O==2NaOH,

白色固体，是碱性氧化物，具有碱性氧化物的通性：

Na2O+CO2==Na2CO3,

Na2O+2HCl==2NaCl+H2O.

另外：

加热时，2Na2O+O2==2Na2O2

2、Na2O2：

淡黄色固体是复杂氧化物，易与水和二氧化碳反应。

2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2；2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+