高考考前必备高中化学基础知识清单苏教版.docx
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高考考前必备高中化学基础知识清单苏教版
高中化学教材基础知识清单
专题1化学家眼中的物质世界
使用说明：
1.《基础知识清单》按照苏教版教材编写，便于查找，在阅读本材料时，要结合教材一起阅读。
2.《基础知识清单》中所列知识点，达到“熟悉”的直接跳过，达不到“熟悉”的，要多次复习巩固。
3.根据自己的掌握情况，做好相应标记，及时复习。
1.1物质的分类与转化
1.液态物质：
包括纯物质的液态（或熔化态，l）和溶液态（aq），其中纯物质的液态为纯净物，溶液态为混合物。
如液氯和氯水、液氨和氨水、液态氯化氢和盐酸、硫酸和稀硫酸等。
2.熟记常见物质的溶解性（酸、碱、盐的溶解性表）。
3.氧化物按性质可以分为成盐氧化物和不成盐氧化物，成盐氧化物又可以分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物、混合氧化物。
常见的酸性氧化物有SO2、CO2、SO3、SiO2、P2O5等，酸性氧化物（又称为酸酐）都有对应的含氧酸，能与碱反应，但不都能与水反应，如SiO2。
有的金属氧化物也是酸性氧化物，如Mn2O7，其对应的酸是HMnO4。
碱性氧化物都是金属氧化物，如Na2O、MgO、CaO、Fe2O3、CuO等，碱性氧化物都有对应的碱（氢氧化物）。
两性氧化物既能与强酸又能与强碱反应，一般不与弱酸和弱碱反应。
SiO2能和强碱反应，也能和HF反应，但不是两性氧化物。
混合氧化物主要有Fe3O4和NO2。
其中Fe3O4与强酸反应，得到两种盐（Fe2+和Fe3+），NO2与碱反应得到两种盐（NO2-和NO3-）。
不成盐氧化物既不与强酸反应，也不与强碱反应，常见的不成盐氧化物有CO、NO。
含有过氧离子（O22-）的氧化物称为过氧化物，如Na2O2。
4.酸、碱的定义和分类。
①一元酸、二元酸、多元酸：
根据指在水中能电离出的H+个数分类，CH3COOH只能电离出一个H+，是一元酸，1molH3PO2只能与1molNaOH反应，为一元酸。
②无氧酸命名为氢某酸，如HBr、HI、H2S，分别叫氢溴酸、氢碘酸、氢硫酸。
盐酸是HCl的水溶液，属于混合物。
③熟记常见的强酸和弱酸。
④氧化性酸是指中心原子在反应中表现为氧化性，如浓硫酸、浓硝酸、稀硝酸。
如在反应中，浓H2SO4的产物为SO2，则为氧化性酸，如果S元素没有变价，则与氧化性酸无关。
非氧化性酸在化学反应中，中心原子的化合价不变。
但如果H+生成H2，也表现为氧化性。
5.盐的分类：
①正盐：
酸与碱完全反应得到正盐。
②含有酸式酸根离子的盐为酸式盐，如NaHCO3、NaHSO4等。
③碱式盐如Mg（OH）Cl、Cu2（OH）2CO3，一般可以写成Mg（OH）2·MgCl2，Cu（OH）2·CuCO3的形式。
④复盐中有两种或以上的金属阳离子（或铵根离子），如KAl（SO4）2·12H2O、（NH4）2Fe（SO4）2，分别可以写成K2SO4·Al2（SO4）3·24H2O，（NH4）2SO4·FeSO4的形式。
⑤混盐中一般有两种阴离子，如CaOCl2，可以写成CaCl2·Ca（ClO）2。
6.尿素【CO（NH2）2】的分子结构。
1828年维勒将氰酸铵（NH4CNO，一种无机化合物）转化为尿素，人类第一次人工合成有机物。
氰酸铵与尿素互为同分异构体。
7.物理变化和化学变化：
化学变化过程中有旧化学键的断裂，同时又有新化学键的形成，但有化学键断裂的变化未必就是化学变化，如NaCl晶体熔化、SiO2晶体的熔化，分别破坏了离子键、共价键，但属于物理变化。
一种原子变为另一种原子涉及原子核的变化，如核聚变和核裂变，不属于化学变化。
电解质溶液的导电会发生电解反应，属于化学变化等。
煤的气化、液化、煤的干馏、裂化、裂解为化学变化。
石油的分馏为物理变化。
1.2物质的量与物质的聚集状态
1.阿伏加德罗常数是指0.012kgC-12中所含的原子数目，单位是mol-1。
近似值为6.02×1023mol-1。
2.晶体和非晶态物质（非晶体）的的本质区别：
晶体内部呈规则的重复排列，有规则的几何外观，有固定的熔沸点。
非晶态物质（非晶体）没有规则的几何外形，没有固定的熔沸点，常见的非晶态物质有玻璃、石蜡，非晶体也称为玻璃态物质。
4.影响气体体积的微观因素主要是微粒数、分子间的距离；宏观因素有气体的物质的量（分子数）、温度和压强。
5.阿伏加德罗定律：
在温度、压强一定时，任何具有相同体积的气体都具有大致相同的体积。
推论：
恒温恒压条件下，气体的体积比=物质的量之比=分子数之比，即
=
=
。
恒温恒容条件下，气体的物质的量与压强成正比；恒温恒压条件下，气体的物质的量与体积成正比。
气体的密度（ρ）=
，当温度、压强一定时，气体密度与M成正比。
6.气体摩尔体积Vm=
，即单位物质的量的气体所占有的体积；标准状况下的气体摩尔体积约等于22.4L·mol-1。
常温常压下，气体摩尔体积大于22.4L·mol-1。
1.3分散系、胶体
1.胶体与溶液、浊液的本质区别是分散质粒子直径的大小。
胶体的分散质粒子（胶体粒子）的直径在10-9m~10-7m（1nm~100nm）之间。
胶体可以是液态、固态和气态，常见的液溶胶有Fe（OH）3胶体、Al（OH）3胶体、AgI胶体、蛋白质溶液（如鸡蛋清、牛奶）、淀粉溶液、血液等；特别注意气溶胶（如空气）、固溶胶（如有色玻璃）。
胶体粒子是大量小分子的聚集体或大分子（如蛋白质、淀粉分子），不能通过半透膜，可以通过滤纸。
2.胶体的性质：
丁达尔效应：
用光垂直照射胶体，出现一条光亮的通路，原理是胶体粒子对光产生了散射。
用于区别胶体和溶液。
胶体粒子具有较大的表面积，具有吸附性，可以吸附悬浮颗粒，使悬浮颗粒变大而产生沉降。
因此Fe（OH）3胶体、Al（OH）3胶体可以用于净水。
胶体粒子一般带有电荷，向胶体中加入电解质溶液或异种电荷的胶体，能使胶体粒子聚集而发生沉降，即胶体的聚沉，如三角洲的形成。
3.制备Fe（OH）3胶体的操作方法是：
在沸水中滴加饱和FeCl3溶液，继续煮沸至红褐色，停止加热。
将0.1molFeCl3制成胶体，所得的胶粒数小于0.1NA，Fe（OH）3胶体不带电，Fe（OH）3胶粒带正电，电泳时向电源的负极移动。
FeCl3溶液和Fe（OH）3胶体最本质的区别是胶体粒子大小在1nm-100nm之间，区别这两种分散系最简单的方法是丁达尔效应。
胶体粒子不能透过半透膜，能透过滤纸。
氯化铁溶液与氢氧化铁胶体具有的共同性质是：
加热蒸干、灼烧后都有氧化铁生成。
4.胶体的其他应用：
有色玻璃、静电除尘（利用胶体粒子带电，吸附胶体粒子）、血液透析（通过半透膜除去胶体中的有害粒子）、胶体与溶液的分离（渗析）等。
5.对电解质和非电解质的理解：
电解质和非电解质都属于化合物，电解质溶液和非电解质溶液都是混合物，不属于电解质和非电解质，熔化态（或液态）电解质是纯净物，是电解质，如熔融NaCl是电解质，NaCl溶液不是电解质，硫酸是电解质，稀硫酸不是电解质。
区别电解质和非电解质的方法是将化合物熔化或溶于水，能导电的是电解质，不能导电的是非电解质。
电解质溶液能导电的原因是电解质本身在水中电离出离子，CO2、SO2、SO3、P2O5、NH3等的水溶液能导电，是因为它们与水反应生成了电解质，因此它们属于非电解质。
6.酸、碱、大多数盐都属于电解质，难溶性盐如BaSO4、CaCO3也属于电解质。
离子化合物一定属于电解质，共价化合物有的属于电解质，如HCl、H2SO4、CH3COOH、NH3·H2O（形成了酸、碱）等，有的属于非电解质，如CO、CH4、乙醇、葡萄糖、蔗糖等。
7.溶液导电性的原因是电解质在水中电离出了可自由移动的阴阳离子，导电性的强弱离子浓度和离子所带电荷的多少有关。
离子化合物在熔化时，也要电离出阴阳离子，其熔化态也可以导电，但离子化合物固态时，离子不能自由移动，不导电。
共价化合物在液态时，原子间以共价键结合，没有自由移动的离子存在，不能导电，如HCl（液态）、H2SO4（液态）不导电，AlCl3属于共价化合物，熔化态不能导电。
因此区别离子化合物和共价化合物的方法是将化合物熔化，能导电的是离子化合物，不能导电的是共价化合物。
8.NaHSO4在水溶液中和熔化态电离方程式分别是：
NaHSO4（laq）=Na++H++SO
，NaHSO4（l）=Na++HSO
，HSO
在水中能完全电离，在熔化态不能电离。
1.4物质的分离与提纯
1.分离是将混合物中各成分通过物理或化学方法分开，分离后的物质成分和状态要和分离前相同。
提纯是将物质中的杂质除去，提纯后物质的状态要和提纯前相同。
2.回顾初中化学粗盐的提纯，熟悉溶解、过滤、蒸发操作的要点、仪器。
3.分离MnO2和KCl的混合物的操作：
溶解、过滤，将滤液蒸发结晶。
4.从含少量KCl的KNO3中提纯KNO3的原理：
KNO3的溶解度随温度的变化大，KCl的溶解度受温度的影响较小。
操作步骤：
用90℃以上热水使固体恰好溶解，形成热饱和溶液，降温，KNO3晶体析出，然后过滤。
如果将KNO3溶液中的少量KCl除去，操作步骤为：
加热蒸发至溶液达到饱和（蒸发皿中有少量晶体析出），降温，过滤。
文字描述为：
蒸发浓缩，冷却结晶。
5.蒸发结晶和冷却结晶
蒸发结晶：
是指蒸发溶剂，使得溶液达到饱和状态，继续蒸发溶剂，析出比较多的固体，然后趁热过滤得到被提纯的物质，答题要点：
蒸发结晶、趁热过滤。
适用于将固体溶质从它们的溶液中分离，也适用于提纯温度对溶解度影响不大的物质，如海水晒盐、从氯化钠和硝酸钾（少量）混合溶液中提纯氯化钠，蒸发时溶液不能全部蒸干。
初中氯化钠提纯实验中因为只有一种溶质（氯化钠），所以采用的蒸发结晶是将溶剂水全部蒸干。
冷却结晶：
是指通过蒸发浓缩到溶液表面有晶膜时（即达到饱和溶液状态），然后降低温度，析出被提纯的物质，适用于提纯温度对溶解度影响较大的物质，如上述4从含少量KCl的KNO3溶液中提纯KNO3。
6.从溴水（碘水）中提取溴（碘）：
操作步骤（以CCl4从碘水中提取碘为例）：
在分液漏斗中加入碘水，再加入CCl4，旋紧上盖，将分液漏斗颠倒过来，振荡，打开分液漏斗活塞放气，关闭活塞，将分液漏斗正放在铁架台上，静置。
打开分液漏斗活塞，将下层液体放入烧杯中，关闭活塞，再将上层液体倒入另一只烧杯中。
萃取的条件：
①溶质在萃取剂中的溶解度大于在原溶剂中的溶解度；②两种溶剂互不相溶。
注意：
①萃取后所得的溶液仍然是混合物，需要进一步分离（一般采用蒸馏分离）。
②萃取后的现象描述（以CCl4从碘水中提取碘为例）：
分层，上层为无色，下层为紫红色。
③记住几种溶液的颜色：
溴水（橙黄色或黄色）、碘水（棕黄色）、溴的CCl4（或苯）溶液（橙红色）、碘的CCl4（或苯）溶液（紫红色）。
7.从含杂质的水中获得纯净的水的方法是蒸馏（蒸馏的条件、实验仪器、操作要点）。
8.粗盐中含有泥沙、Ca2+、Mg2+和SO
，除去杂质的操作流程。
1.5常见物质的检验
1.常见离子（CO
、NH
、SO
、Cl-）的检验方法，操作步骤、现象、结论。
物质的检验文字表达格式：
取少量样品，（如果是固体，一般要先用水或酸或碱溶解），再滴加检验试剂，描述实验现象，得出检验结论。
2.焰色反应：
许多金属或它们的化合物在火焰上灼烧时，使火焰呈现特殊的颜色。
焰色反应是一种光学现象，表现的是金属元素的性质，属于物理变化。
当含有某些金属元素的物质在火焰上灼烧时，处于基态的部分电子获得能量，从能量较低的原子轨道跃迁到能高较高的原子轨道，当电子从能量较高的原子轨道回到能量较低的原子轨道时，以光子的形式放出能量，产生不同颜色的光。
焰色反应实验所用的物质可以是金属单质、含金属元素的化合物固体或溶液。
焰色反应的操作步骤：
洗——烧——蘸——烧。
掌握Na、K元素的检验方法。
检验K元素时，要透过蓝色钴玻璃观察，火焰呈紫色。
如果火焰呈黄色，可以证明存在Na元素，但不能排除没有K元素，因为K元素的颜色可能被黄色掩盖。
1.6溶液的配制与分析
1.容量瓶的组成、规格、使用方法。
容量瓶使用的第一步操作：
检查是否漏水（简称“查漏”）。
“查漏”的方法：
向容量瓶中加入适量水，盖好瓶塞，左手食指顶住瓶塞，右手托住瓶底，将容量瓶倒转过来看瓶口处是否有水渗出，若没有，将容量瓶正立，将瓶塞旋转180度，重复上述操作，如果瓶口处仍无水渗出，则此容量瓶不漏水。
若漏水，可以在瓶塞处涂凡士林。
常见容量瓶的规格有50mL、100mL、250mL、500mL、1000mL几种。
如配制溶液时明确知道所需容量瓶规格，则需将容量瓶规格一并答上。
2.配制一定物质的量浓度的溶液。
用托盘天平称量固体时，固体的质量要保留一位小数，用量筒量取液体时也保留一位小数。
用玻璃棒引流时，玻璃棒末端应插入到刻度线以下，且玻璃棒靠近容量瓶口处且不能接触瓶口。
定容时，胶头滴管不能伸入容量瓶。
用固体配制一定物质的量浓度的溶液所需要的实验仪器：
托盘天平、量筒、玻璃棒、容量瓶（容量一定要指明）、胶头滴管、烧杯、药匙。
实验步骤：
计算→称量（量取）→溶解（稀释），并恢复到室温→转移（轻摇）→定容→摇匀→装瓶。
定容时视线与凹液面最低处相平，直到液面与刻度线相切。
3.①配制100g5%NaCl溶液：
用天平称取5.0gNaCl固体，再用量筒量取95mL水，在烧杯中溶解。
②用36.5%，密度为1.14g·cm-3的浓盐酸配制250mL1mol·L-1的盐酸：
计算所需浓盐酸的体积（单位为mL），用量筒量取所需盐酸，倒入烧杯中，加入适量水稀释，冷却到室温，再转移到容量瓶中。
4.p25第1题：
分离物质所依据的物质性质的差异：
除去氯化钠溶液中的泥沙——在水中溶解度的差异；
用四氯化碳提取溴水中的溴单质——在不同溶剂中溶解度的差异；
分离乙酸（沸点118℃）与乙酸乙酯（沸点77.1℃）——沸点的差异；
分离汽油和水——互不相溶；
从含有少量氯化钠的硝酸钾溶液中提取硝酸钾——溶解度随温度的差异。
1.7原子结构
1.原子结构模型的演变：
道尔顿（实心球模型，提出原子学说）、汤姆生（面包葡萄干模型，发现原子中存在电子）、卢瑟福（带核原子结构模型，根据α粒子散射现象，提出原子由原子核和核外电子构成）、玻尔（轨道模型，提出核外电子在稳定的轨道上运动），现代量子力学模型（用量子力学模型描述核外电子的运动）。
2.质量数：
将质子和中子的相对质量取整数，加起来所得的数值。
相对质量（包括质子、中子和原子、分子、离子及微粒组合）：
用该微粒的质量与C-12质量的1/12比较所得的值。
如相对原子质量=
原子的质量与C-12质量的1/12的比值。
质量数A=质子数（Z）+中子数（N）
3.核素：
具有一定质子数和中子数的原子称为核素。
核素的表示方法：
X。
4.同位素是指同一元素的不同核素（质子数相同，中子数不同）之间的互称，常见的核素有：
H（H，氕）、
H（D，氘，重氢）、
H（T，氚，超重氢）；
C、
C、
C；16O、17O、18O；234U、235U等。
同一元素的核素核外电子排布相同，因此化学性质相同，但由于质量数不同，物理性质不完全相同。
同位素组成物质时，组成和结构相同，则属于同一种物质，化学性质相同，如H2和D2混合，仍然是纯净物。
5.同位素的应用：
14C的放射性用于考古断代、同位素辐射可用于农业育种、同位素示踪法可用于有机反应机理的研究、医学上用于显像、诊断和治疗。
同位素示踪法示例，研究乙酸和乙醇酯化反应机理时，用CH3COOH+H18OC2H5→CH3CO18OC2H5+H2O，说明C2H5OH断开的是H-18O键，因此酯化反应的原理是酸脱羟基醇脱氢。
专题2从海水中获得的化学物质
2.1氯气的生产原理
1.海水中的氯化物主要是NaCl、其次是氯化镁、氯化钙和氯化钾等。
地球上99%的溴蕴藏在大海中，海水中还含有丰富的碘元素。
2.电解饱和食盐水的实验装置、化学方程式、电极反应式、产物（H2、Cl2、NaOH）的检验方法。
3.“氯碱工业”是以电解食盐水为基础制取氯气等产品的工业。
4.发现氯气的是瑞典化学家舍勒。
实验室制取氯气的原理、装置（制备、除杂、干燥、收集、尾气处理等）。
实验室制取氯气用浓盐酸作还原剂，氧化剂为MnO2（加热）、KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等。
氯气的制备反应中，浓盐酸变稀后反应会停止，HCl一部分生成Cl2（表现为还原性），一部分生成盐（表现为酸性）。
用饱和食盐水除去氯气中的HCl气体的原因是食盐水中的Cl-浓度大，抑制Cl2+H2O
HCl+HClO进行，从而降低了氯气在水中的溶解度。
2.2氯气的性质
1.氯气的物理性质：
颜色（黄绿色）、溶解性（能溶于水，常温下1体积水溶解2体积氯气）、易液化。
保存方法（将氯气加压液化后保存在钢瓶中）。
2.氯气与金属反应：
与Na反应（常温，有白烟）、与Fe反应（点燃，生成棕黄色烟）、与Cu反应（点燃，有棕色烟，溶于水溶液为绿色）。
氯气与Cu和Fe反应时，集气瓶瓶底要铺一层细沙或放少量水，防止反应物产生的高温使集气瓶破裂。
铁在氯气中燃烧，不管铁是否过量，产物都是FeCl3。
3.氢气在氯气中点燃（苍白色火焰），工业上用于制取盐酸；氢气和氯气混合气体点燃或光照，发生爆炸。
4.氯气与水的反应（化学方程式、离子方程式书写）。
氯水中存在的平衡有Cl2+H2O
H++Cl-+HClO、HClO
H++ClO-、H2O
H++OH-。
氯水的成分（3分子4离子）：
Cl2、H2O、HClO、H+、Cl-、ClO-、OH-。
标况下，2.24L氯气溶于水，转移电子数小于0.1NA，酸性条件下，Cl-和ClO-不能共存。
5.氯水的漂白和杀菌消毒的原理：
氯水中含有HClO，HClO具有强氧化性，能漂白有色有机物质，杀菌消毒。
6.氯水遇石蕊先变红（H+）后褪色（HClO），能使pH试纸漂白（因此不能用pH试纸测定氯水的pH），遇硝酸银溶液产生白色沉淀（Cl-），与Na2CO3溶液反应有气体生成（H+）。
7.氯水与其他物质反应时，要确定是那种微粒其作用。
如氯水与FeCl2溶液反应，作用的微粒是Cl2，则写2FeCl2+Cl2=2FeCl3（氯水的主要成分是Cl2，不要考虑HClO）；如氯水加到硝酸银溶液中，起作用的是Cl-，反应的方程式要分两步写：
Cl2+H2O
H++Cl-+HClO，Cl-+Ag+=AgCl↓。
8.次氯酸的性质：
弱酸性（电离方程式、能与碱反应）、不稳定性（见光或受热分解）、强氧化性（漂白、杀菌消毒）。
由于HClO不稳定，平衡正向移动，久置氯水的成分是稀盐酸。
因此氯水要现配现用，保存在棕色试剂瓶中。
9.氯气与NaOH溶液或石灰水反应：
熟悉离子方程式书写，电子转移数目。
应用：
吸收尾气、制取消毒液。
10.工业上以氯气、石灰乳为原料制造漂白粉：
2Cl2+2Ca（OH）2=CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O，漂白粉的主要成分为Ca（ClO）2和CaCl2，有效成分是Ca（ClO）2。
漂白粉中的次氯酸钙与空气中的CO2和水蒸气反应生成次氯酸，应密封保存。
漂白粉空气中失效相关的化学方程式为Ca（ClO）2＋CO2＋H2O＝CaCO3＋2HClO，2HClO=2HCl+O2↑。
11.漂白液是以NaClO为有效成分的溶液，又叫“84”消毒液，因水解而呈碱性，它不能和洁厕精（含盐酸）共用，原因是NaClO＋2HCl=NaCl+Cl2↑＋H2O。
漂白液、漂白粉和漂粉精可用漂白棉、麻、纸张的漂白剂，又可以用作游泳池及环境的消毒剂。
12.二氧化氯是一种新型灭菌消毒剂，逐渐取代氯气对饮用水的消毒，其消毒效率是Cl2的2.5倍。
2.3溴、碘的提取
1.溴单质：
深棕红色、密度比水大的液体，易挥发，保存液溴时要液封保存在棕色试剂瓶中；碘单质：
紫黑色固体，易升华。
溴和碘的单质在水中的溶解度都很小，易溶于酒精、四氯化碳等有机溶剂。
2.淀粉溶液遇碘变蓝色，用于检验溶液中碘单质的存在。
3.AgCl（白色）、AgBr（淡黄色）、AgI（黄色），都具有感光性（见光分解，生成黑色的Ag的微小颗粒）。
AgBr是重要的感光材料。
碘化银可用于人工降雨（将水蒸气聚集在一起，形成液态水，达到一定的程度就形成降雨）。
干冰也可用于人工降雨（干冰气化吸热，将水蒸气凝结成液态水）。
4.工业上从海水中提取溴（p46）的过程中，鼓入热空气或水蒸气的目的是利用溴的挥发性，使平衡Br2（aq）
Br2（g）正向移动，使溴挥发出来。
5.工业上从海产品（如海带）中提取碘（p47）：
海带灼烧要用坩埚，海带浸泡液进行碱化的目的是：
浸泡液中含有I-、可溶性有机质，在碱性溶液中，可溶性有机质可形成沉淀。
2.4金属钠的性质与应用
1.金属钠为银白色，密度为0.97g·cm-3，熔点为97.8℃。
实验室将Na保存在煤油中。
2.钠在空气中燃烧，生成淡黄色的Na2O2。
过氧化钠可用作漂白剂和呼吸面具的供氧剂。
Na2O2具有漂白性的原因是过氧化钠与水反应生成了具有强氧化性的H2O2，向Na2O2与水反应后的溶液中滴入酚酞，现象是：
先变红，后褪色。
Na2O2与水反应先生成H2O2，再分解成H2O和O2。
1molNa2O2与H2O、CO2反应，转移电子数均为1NA。
3.H2O2的性质：
①弱酸性：
H2O2
H++HO
，HO
H++O
，与碱反应，如2H2O2+Ba（OH）2=Ba（HO2）2+H2O，H2O2+Ba（OH）2=BaO2+2H2O
②不稳定性：
受热分解，催化剂（MnO2、Fe2+或Fe3+等金属阳离子）作用易分解。
③强氧化性：
产物是水，是绿色氧化剂，利用此性质漂白某些有色有机物。
④还原性：
遇酸性高锰酸钾溶液、重铬酸钾溶液等强氧化剂，表现为还原性，产物是O2。
4.钠可用于从钛、锆、铌、钽等金属的氯化物中置换出金属单质，金属钠与TiCl4的反应为：
TiCl4+4Na
Ti+4NaCl
5.钠钾合金常温下是液体，可用于快中子反应堆的热交换剂（利用金属的导热性）。
钠蒸气的高压钠灯发出的黄光（Na的焰色反应）射程远，透雾能力强，常用于道路和广场的照明。
2.5碳酸钠的性质与应用
1.碳酸钠俗称纯碱或苏打，碳酸钠溶液呈碱性，热的纯碱液可以除去物体表面的油污（原理：
碳酸钠水解呈碱性，加热促进CO32-水解，碱性增强，促进油脂的水解）。
碳酸钠晶体（Na2CO3·10H2O）易风化，失去结晶水生成碳酸钠粉末。
2.碳酸氢钠俗称小苏打，碳酸氢钠是焙制糕点所用的发酵粉的主要成分之一；医疗上是治疗胃酸过多的一种药剂。
3.相同温度下，碳酸钠的溶解度大于碳酸氢钠。
向饱和的Na2CO3溶液中通足量的CO2现象是有晶体析出，化学方程式为Na2CO3（饱和）+H2O+CO2=2NaHCO3↓。
相同物质的量浓度时，碳酸钠溶液的pH比碳酸氢钠溶液大，原因是CO32-的水解程度比HCO3-的水解程度大。
碳酸钠溶液呈碱性的原因是CO32-发生水解：
CO32-+H2O
HCO3-+OH-；碳酸氢钠溶液呈碱性的原因是HCO3-既要发生水解：
HCO3-+H2O
H2CO3+OH-，又要发生电离：
HCO3-
H++CO32-，且水解程度大于电离程度。
碳酸氢钠与酸反应的剧烈程度比碳酸钠强。
原因是Na2CO3与盐酸反应生成二氧化碳分两步进行：
Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl，NaHCO3+HCl=NaCl+CO2↑+H2O。
4.侯氏制碱法的原理：
将二氧化碳通入氨的氯化钠饱和溶液中（即先向饱和NaCl溶液中通入氨气，因为氨在水中的溶解度大，在通入过量二氧化
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