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第三章 第一节 钠及其重要化合物
知识点总结
一、钠
1、物理性质
（1）颜色：银白色，有金属光泽。
（2）密度：比水小，比煤油大。
（3）熔点：小于100℃.
（4）硬度：质地柔软。
1、化学性质
Cl2 +2Na
点燃
2NaCl
4Na+O2=2Na2O（常温）
2Na+O2
△
Na2O2（点燃或加热）
2Na＋2H2O=2Na++2OH－＋H2↑
3、钠的制取、保存及用途
（1）制取：化学方程式为
2NaCl（熔融）
2Na+Cl2↑。
（2）保存：密封保存，通常保存在石蜡油或煤油
中。
（3）用途：
①钠、钾合金（液态）可用于原子反应堆的导热
剂；
②作强还原剂，将某些稀有金属从它们的卤化物中
还原出来，如
4Na+TiCl4（熔融）
高温
Ti+4NaCl；
③用作电光源，制作高压钠灯。
二、钠的重要化合物
1、Na2O、Na2O2
名称
氧化钠
（Na2O）
过氧化钠
（Na2O2）
颜色状态
白色固体
淡黄色固体
电子式
氧的化合价
-2
-1
与H2O 反应
Na2O＋
H2O=2NaOH
2Na2O2＋
2H2O=4NaOH＋O2↑
与CO2反应
Na2O＋
CO2=Na2CO3
2Na2O2＋
2CO2=2Na2CO3＋O2
与盐酸反应
Na2O＋
2HCl=2NaCl＋
H2O
2Na2O2＋
4HCl=4NaCl＋
O2↑＋2H2O
用途
——
供氧剂、漂白剂
2、Na2CO3与NaHCO3的性质比较
名称
碳酸钠
碳酸氢钠
化学式
Na2CO3
NaHCO3
俗名
纯碱或苏打
小苏打
水溶液酸
碱性
碱性
碱性
类别
离子化合物
离子化合物
颜色、状
态
白色固体
白色固体
水溶性
易溶于水
可溶于水
与盐酸反
应及反应
速率
Na2CO3 ＋2HCl=2NaCl ＋H2O ＋CO2↑
NaHCO3＋HCl=NaCl＋H2O＋CO2↑
相同条件反应速率：NaHCO3 比Na2CO3
快
热稳定性
受热难分解
2NaHCO3
△
Na2CO3
＋H2O＋CO2↑
用途
化工原料、洗
涤剂
食品发酵、治疗胃
酸过多、泡沫灭火
器
相互转化
①H2O＋CO2、②适量H+
H2O
O2
NaHCO3
Cl2
Na2CO3
Na
①固体（加热）、②适量OH-
3、焰色反应
（1）概念：很多金属或它们的化合物在灼烧时都
会使火焰呈现特殊的颜色，这在化学上叫做焰色反
应。
（2）应用：焰色反应是元素的性质，属于物理变
化，常用于检验金属元素的存在。
（3）常见元素的焰色：
钠元素：黄色；钾元素：紫色（透过蓝色钴玻
璃）。
考点应用
一、过氧化钠的化学性质及有关计算
1、过氧化钠的强氧化性
过氧化钠中的氧是-1 价，既可表现氧化性，也可
表现还原性，当Na2O2遇到还原性物质（如S2-、
Fe2+、SO3
2-等）时，Na2O2表现出强氧化性。
试剂
反应原理
现象
FeCl2
溶液
4Na2O2+4FeCl2+6H2O=4Fe(OH)3↓
+O2↑+8NaCl
红褐色
沉淀
Na2SO3
溶液
Na2O2+Na2SO3+H2O=Na2SO4+2Na0H
无
氢硫
酸
Na2O2+H2S=S↓+2Na0H
溶液变
浑浊
酚酞
溶液
与水反应生成Na0H，Na2O2有强
氧化性
先变红
后褪色
品红
溶液
Na2O2有强氧化性
红色褪
去
2、过氧化钠与CO2、H2O 的反应规律
反应方程式：2Na2O2＋2CO2=2Na2CO3＋O2 ①
2Na2O2＋2H2O=4NaOH＋O2↑ ②
（1）气体体积变化关系：由①②两反应可见，若
CO2、水蒸气（或两混合气体）通过足量Na2O2，气
体体积的减少量是原气体体积的1/2，等于生成氧
气的量。
（2）电子转移关系：
失2×e-，化合价升高，被氧化
2Na2O2＋2H2O=4NaOH＋O2↑
得2×e-，化合价降低，被还原
Na2O2与CO2反应和与H2O 反应相似，每生成
1molO2，转移2mol 电子。
失2×e-，化合价升高，被氧化
2Na2O2＋2CO2=2Na2CO3＋O2
得2×e-，化合价降低，被还原
（3）固体质量变化关系：
①足量过氧化钠与水、CO2反应的计算
质量增加（28）
质量增加（2）
②足量过氧化钠与H2（或CO）和O2混合气体反应
的计算
由2CO+O2
2CO2和反应①式得：Na2O2＋
CO=Na2CO3（仅是计算关系）；
由H2+O2
2H2O 和反应②式得：Na2O2＋H2=2NaOH
（仅是计算关系）。
所以，有ag 通式符合
(CO)m(H)n(m=0,1,2,3，……，n=0,1,2,3，……)的
物质（包括纯净物和化合物）在氧气中燃烧，将其
通过足量过氧化钠，反应完毕后，固体增重ag。
（4）反应先后规律：由于CO2能够与NaOH 反应，
所以一定量的Na2O2与一定量的H2O(g)和CO2的混合
物反应，可视为Na2O2先与CO2反应，剩余的Na2O2
再与H2O(g)反应。
注意：
（1）Na2O2中的阴离子是O2
2-，阳离子和阴离子数
目之比为2:1，而不是1:1。
（2）Na2O2与水，CO2反应中氧化剂、还原剂均是
Na2O2
（3）1molNa2O2与足量CO2或H2O 发生反应时，转移
的电子数是NA而不是2NA。
二、Na2CO3和NaHCO3与酸反应的差异及鉴别
1、与等浓度盐酸反应的规律
（1）放出CO2快慢：NaHCO3>Na2CO3
（2）混合物反应先后顺序：
因CO3
2-结合H+更容易，所以Na2CO3先反应生成
NaHCO3，然后NaHCO3与H+再反应。
（3）与足量盐酸反应耗酸量的比较：
等质量的Na2CO3和NaHCO3，Na2CO3耗酸量多；等物
质的量的Na2CO3和NaHCO3，Na2CO3耗酸量多。
（4）与足量盐酸反应生成CO2量的比较：
等质量的Na2CO3和NaHCO3，NaHCO3生成CO2量多；
等物质的量的Na2CO3和NaHCO3，生成CO2一样多。
2、鉴别Na2CO3和NaHCO3
固体——加热法：产生使澄清石灰水变浑浊的气体
的是NaHCO3
沉淀法：加入BaCl2或CaCl2溶液产生沉
淀的是Na2CO3
气体法：滴入盐酸立即产生气体的是
NaHCO3
注意：
（1）Na2CO3和盐酸可以用互滴法鉴别，但NaHCO3
和盐酸不可以用互滴法鉴别。
（2）不能用Ca(OH)2或Ba(OH)2鉴别Na2CO3和
NaHCO3，因为都能产生白色沉淀。
第三章 第二节 铁及其重要化合物
知识点总结
一、铁的主要性质与应用
1、铁的物理性质
导电、导热和延展性，具有被磁体吸引的特性。
2、铁的化学性质
性质活泼，有较强还原性，主要化合价+2 价、+3
价。
（1）与非金属单质的反应：
①与O2的反应：
常温：铁被腐蚀生成铁锈，其主要成分为Fe2O3。
点燃：3Fe+2O2
点燃
Fe3O4。
②与Cl2的反应：2Fe+3Cl2
点燃
2FeCl3。
③与S 的反应：Fe+S
△
FeS。
（2）与水的反应：常温下铁与水不反应，在高温
条件下与水蒸气反应：3Fe＋4H2O(g)
高温
Fe3O4＋
4H2。
（3）与酸的反应：
①与非氧化性酸反应的离子反应方程式：
Fe＋2H＋=Fe2＋＋H2↑
②与氧化性酸：遇冷的浓硫酸或浓硝酸钝化，与稀
硝酸或在加热条件下与浓硫酸、浓硝酸反应物无H2
产生。
（4）与某些盐溶液反应：
①与CuSO4溶液反应的离子反应方程式：
溶液
Fe+Cu2+=Fe2＋+Cu。
②与FeCl3溶液反应的离子方程式：Fe+2Fe3＋=3Fe2
＋。
二、铁的氧化物的性质
1、物理性质
化学式
FeO
Fe2O3
Fe3O4
俗名
铁红
磁性氧化铁
铁的价态
+2
+3
+2、+3
色态
黑色粉末
红棕色粉末
黑色晶体
2、化学性质
（1）FeO、Fe2O3、Fe3O4与盐酸反应的离子方程
式：
FeO＋2H＋= 2Fe2＋＋H2O
Fe2O3＋6H＋= 2Fe3＋＋3H2O
Fe3O4＋8H＋= Fe2＋＋2Fe3＋＋4H2O
（2）FeO 与硝酸反应的化学方程式：
3FeO+10HNO3=3Fe(NO3)3+NO↑+5H2O。
（3）FeO、Fe2O3分别于HI 溶液反应的化学方程
式：
FeO+2HI=FeI2+H2O
Fe2O3+6HI=2FeI2+I2+3H2O
三、Fe2＋与Fe3＋的转化及氢氧化物的主要性
质
1、Fe2＋与Fe3＋的转化
Fe2＋ Fe3＋
上述转化关系中标号反应的离子方程式为
①2Fe2＋+Cl2=2Fe3＋+2Cl-，
②2Fe3＋+Fe=3Fe2＋，
③2Fe3＋+Cu=2Fe2＋+Cu2+。
3、铁的氢氧化物的比较
化学式
Fe(OH)2
Fe(OH)3
色态
白色固体
红褐色固体
溶解性
难溶于水
难溶于水
物质类别
二元弱碱
三元弱碱
与非氧化
性酸反应
Fe(OH)2＋2H＋=
Fe2＋＋2H2O
Fe(OH)3＋3H＋=
Fe3＋＋3H2O
稳定性
不稳定，分解产
物很复杂
不稳定，受热易分
解
，
2Fe(OH)3
△
Fe2O3＋3H2O
制法
可溶性亚铁盐与
碱反应：
Fe2 ＋＋2OH －=
Fe(OH)2↓
可溶性铁盐与碱反
应：
Fe3
＋＋3OH
－=
Fe(OH)3↓
转化
4Fe(OH)2＋O2＋2H2O = 4Fe(OH)3
考点应用
一、“铁三角”及其重要应用
1、“铁三角”中的转关系
②Fe、③Cu
①Cl
2、重要应用
（1）判断离子共存：
Fe2+与NO3
-(H+)、ClO-、MnO4
-(H+)，Fe3+与S2-、I-、
HS-、SO3
2-在溶液中因发生氧化还原反应而不能大量
共存。
（2）除杂方法（括号内为杂质）
①Fe2+（Fe3+）：加过量铁粉过滤；
②FeCl3（FeCl2）：加氯水或H2O2；
③FeCl2（CuCl2）：加过量铁粉过滤；
④Fe（Al）、Fe2O3（Al2O3、SiO2）：加过量强碱溶
液过滤。
（3）盐溶液的保存：
①含Fe2+的溶液：加入少量铁粉（或铁钉、铁
屑），防止Fe2+被氧化；加入少量相应的酸，防止
Fe2+水解[Fe(NO3)2例外]。
②含Fe3+的溶液：加入少量相应的酸，防止Fe3+水
解。
注意：
（1）Fe3+既具有较强的氧化性又易水解，当遇到还
原性离子（如I-、S2-、SO3
2-）时，优先考虑氧化还
原反应。
（2）Fe2+主要表现为还原性，Fe2+与NO3
-可共存，
但在存在H+时不共存。
二、Fe3+和Fe2+的检验方法
鉴别方法
Fe2+
Fe3+
直接观色
浅绿色
棕黄色
利用显
色反应
与KSCN 溶液
无现象
显红色
利用
Fe3+的
氧化性
与铜片
无现象
Cu 溶解，溶
液变为蓝色
与KI—淀粉
溶液
无现象
溶液变蓝
利用
Fe2+的
还原性
与溴水
溴水褪色
无现象
与酸性KMnO4
溶液
紫色褪去
无现象
利用沉淀反应
Fe2＋＋2OH－
= Fe(OH)2↓
白色→灰绿
色→红褐色
Fe3＋＋3OH－
=
Fe(OH)3↓
红褐色沉淀
注意：
（1）检验Fe2＋时不能先加氯水后加KSCN 溶液；当
溶液的浓度较稀时，利用观察法或加NaOH 溶液的
方法都不宜检验Fe2＋和Fe3＋的存在。
（2）检验Fe2＋和Fe3＋混合溶液时，要分两次分别
检验Fe2＋和Fe3＋，检验Fe2＋时要选择酸性高锰酸钾
溶液，检验Fe3＋时最好选择KSCN 溶液。
第三章 第三节 铝及其重要化合物
知识点总结
一、铝的性质及用途
1、铝的物理性质及用途
物理
性质
状态
色泽
密度
熔点
沸点
硬度
导电、导热性
延展性
固态
银白色
2.7g/cm-3
660.4℃
2467℃
较软
很好
良好
用途
纯铝用作导线，铝合金用于制备汽车、飞机、生活用品等
2、铝的化学性质
写出图中有关反应的化学方程式或离子方程式：
形成致密的氧化膜
4Al+3O2
点燃
2Al2O3
② 2Al+3Cl2
点燃
2AlCl3
遇冷的浓硫酸或浓硝酸钝化
加热可反应，但不产生H2
2Al＋6H＋=2Al3＋＋3H2↑
④2Al＋2OH－＋2H2O=2AlO2
－＋3H2↑
⑤Fe2O3+2Al
高温
2Fe+Al2O3
二、铝的重要化合物的主要性质
1、氧化铝
（1）化学性质（用离子方程式表示）
Al2O3＋6H＋=2Al3＋＋
3H2O↑ Al2O3＋2OH－=2AlO2
－
＋H2O
（2）用途：熔点很高，是一种比较好的耐火材
料，还可制作各种宝石。
2、氢氧化铝
（1）化学性质
写出图中有关反应的化学方程式或离子方程式：
①Al(OH)3＋3H＋=Al3＋＋3H2O
②Al(OH)3＋OH－= AlO2
－＋2H2O
③2Al(OH)3
△
Al2O3＋3H2O
（2）制备：
AlO2
-+H2
钝化
氧化性酸
酸
强碱
①
非金属
单质
④
O2
Al2O3
③
非氧化性酸
Al3++氧化物
Cl2
Al
AlCl3
Al3++H2
⑤
Fe2O3
②
Fe+Al2O3
常温
O2
① Al
加热或点燃
氧化性酸
③ Al 酸
非氧化性酸
与HCl 反应
与NaOH 反应
两性
氧化物
Al3+
①强酸
AlO2
-
+
②强碱
受热分解
③
Al(OH)3
Al2O3
①向铝盐中加入NH3·H2O，离子方程式为
Al3＋＋3NH3· H2O = Al(OH)3↓＋3NH4
＋；
②向偏铝酸盐中通入足量CO2，离子方程式为
AlO2
－＋2H2O＋CO2=Al(OH)3↓＋HCO3
－。
3、明矾净水原理
明矾的化学式为KAl(SO4)2·12H2O，其净水原理涉
及的离子方程式表示为Al3＋＋3H2O=Al(OH)3(胶体)
+3H+。
考点应用
一、铝及其化合物的转化关系及应用
1、Al3＋、AlO2
－、Al(OH)3的转化关系
Al3＋ Al(OH)3 AlO2
－
2、可溶性铝盐与强碱（如NaOH 溶液）反应，铝元
素的存在形式
3、应用
（1）判断离子共存问题：Al3＋与OH-及AlO2
－、CO3
2
－、S2-等弱酸根阴离子或AlO2
－与H+、HCO3
－以及弱
碱阳离子Al3＋、Fe3＋等因生成沉淀或发生水解相互
促进反应而不能大量共存。
（2）鉴别（利用滴加顺序不同，现象不同）：
①向AlCl3溶液中滴加NaOH 溶液，先产生白色沉
淀，后沉淀溶解。
②向NaOH 溶液中滴加AlCl3溶液，开始无明显现
象，后产生白色沉淀，沉淀不溶解。
（3）分离提纯：
①利用Al 能溶于强碱溶液，分离Al 与其他金属的
混合物。
②利用Al2O3能与强碱溶液反应，分离Al2O3与其他
金属氧化物。
③利用Al(OH)3能与强碱溶液反应，分离Al3＋与其
他金属阳离子。
注意：
（1）制取Al(OH)3，一般不用强酸或强碱溶液，因
为强酸、强碱能溶解生成的Al(OH)3，而又无法控
制酸碱的用量，一般使用氨水或CO2制取。
（2）AlO2
－与HCO3
－不能大量共存，原因是AlO2
－能
与HCO3
－电离出的H+发生反应：
AlO2
－+HCO3
－+H2O=Al(OH)3↓＋CO3
2－
（3）往NaAlO2溶液中通入少量CO2得正盐（CO3
2
－），通入足量得酸式盐（HCO3
－）。
（4）溶液中有多种离子，要考虑离子间的反应顺
序，如向含有H+、NH4
＋、Mg2+、Al3＋的混合溶液中
逐滴加入NaOH 溶液，NaOH 先与H+反应，再与
Mg2+、Al3＋反应生成沉淀，再与NH4
＋反应，最后才
溶解Al(OH)3沉淀。一般是按生成水、沉淀、气体
的顺序反应。
二、有关氢氧化铝的图像分析
类别
图像
实验现象
向含1molAlCl3溶液中滴加氨水
开始产生沉淀，到NH3·H2O 的量
为3mol 时，沉淀不再增加
4H+
4
AlO2
－
4OH-
OH-
3OH-
H+
3H+
Al(OH)3
AlO2
－
Al3＋
Al(OH)3
＋
AlO2
－
3
Al(OH)3
＋
0
Al3＋
向含1molAlCl3溶液中滴加NaOH
溶液
开始产生沉淀，到NaOH 的量为
3mol 时沉淀量最大，到NaOH 的量
为4mol 时，沉淀完全溶解
向酸化的AlCl3溶液（即Al3+、
H+各1mol）中滴加NaOH 溶液
NaOH 的量为1mol 时开始沉淀，
NaOH 的量为4mol 时沉淀开始溶
解，NaOH 的量为5mol 时，沉淀完
全溶解
向各1molMgCl2、AlCl3混合溶液
中滴加NaOH 溶液
开始产生沉淀，NaOH 的量为5mol
时沉淀开始溶解，NaOH 的量为
6mol 时，沉淀不再溶解。剩余量
和溶解的量相等
向含12molNaOH 溶液中滴加AlCl3
溶液
开始无沉淀生成，到AlCl3的量为
3mol 时开始沉淀，AlCl3的量为
4mol 时沉淀量不再变化
向含1molNaAlO2溶液中滴加盐酸
开始生成沉淀，到HCl 的量为
1mol 时，沉淀量最大，后逐渐溶
解，到HCl 的量为4mol 时，完全
溶解
向含有NaOH 和NaAlO2各1mol 的
溶液（即OH-、AlO2
-各1mol）中
滴加盐酸
到HCl 的量为1mol 时开始沉淀，
HCl 的量为2mol 时沉淀量最大，
后溶解，HCl 的量为5mol 时溶解
完全
向含4mol 盐酸中滴加NaAlO2溶液
到NaAlO2的量为1mol 时开始沉
淀，到NaAlO2的量为4mol 时，沉
淀不再变化
三、铝与酸或碱反应生成H2的量的关系
1、原理
2Al＋6HCl=2AlCl3＋3H2↑
2Al＋2NaOH＋2H2O=2NaAlO2＋3H2↑
2Al——6HCl——3H2↑——6e-
2Al——2NaOH——3H2↑——6e-
2、规律
（1）等量铝分别于足量盐酸和氢氧化钠溶液反
应，产生氢气的体积比为
（2）足量的铝与等物质的量的盐酸和氢氧化钠溶
液反应，产生氢气的体积比为
（3）一定量的铝分别和一定量的盐酸和氢氧化钠
溶液反应，若产生氢气的体积比为
，则必定为：
①铝与盐酸反应时，铝过量而盐酸不足。
②铝与氢氧化钠溶液反应时，铝不足而氢氧化钠溶
液过量。
注意：
（1）铝与硝酸反应时生成的是NOx而不是H2。
（2）1molAl 不论和H+还是和OH-完全反应均生成
3g（1.5mol）H2。
（3）1molAl 和H+完全反应消耗3molH+，而1molAl
和OH-完全反应消耗1molOH-。
第三章 第四节 用途广泛的金属材料 开发利用金属矿物
知识点总结
一、合金及常见的金属材料
1、合金
（1）合金：
①形成：是由两种或两种以上的金属（或金属与非
金属）熔合而成的。
②性质特点：具有金属特性。
（2）性能：
①熔点：一般比它的各成分金属的低。
②硬度和强度：一般比它的各成分金属的大。
如生铁的熔点比纯铁的熔点低。
2、常见的金属材料
（1）钢铁：
低碳钢：韧性、焊接性好，强度低
碳素钢——中碳钢：强度高，韧性及加工性好
钢 高碳钢：硬而脆，热处理后弹性好
合金钢：具有各种不同的优良性能，用于制不
锈钢及各种特种钢
（2）
硅铝合金
种类——镁铝合金
铝合金 硬铝
特性：密度小，强度高，塑性好，易与
加工
用途：建筑、容器包装、交通运输等
（3）铜合金：我国使用最早的铜合金是青铜，常
见的铜合金还有黄铜和白铜。
二、金属矿物的开发利用
1、金属在自然界中的存在形态
（1）在自然界中绝大多数金属以化合态的形式存
在。
（2）少数化学性质稳定的金属存在游离态。
2、金属的冶炼
（1）实质：把金属从化合态还原为游离态。
（2）方法：根据金属的活动性不同，金属冶炼的
方法为电解法、热还原法、热分解法和富集法等。
写出下列几种金属的冶炼方法：
钠：电解法，铁：热还原法，锌：热还原法，
银：热分解法，铝：电解法。
三、金属铜及其重要化合物的主要性质及应
用
1、单质铜的化学性质
CuO Cu2+
CuCl2 Cu2+
（1）与非金属的反应（写出化学方程式）：
①与O2反应
加热：2Cu+O2
△
2CuO
常温下在潮湿的空气中：
2Cu+O2+H2O+CO2=Cu2(OH)2CO3。
②与Cl2反应：Cu+Cl2
△
CuCl2（棕黄色烟）。
（2）与氧化性酸反应（写出相应的化学方程
式）：
①与非氧化性酸：不反应。
②与氧化性酸反应
与浓硫酸的反应：
2H2SO4(浓)+Cu
△
CuSO4+SO2↑+2H2O。
与浓硝酸的反应：
4HNO3(浓)+Cu＝Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O。
与稀硝酸的反应：
8HNO3（稀）+3Cu＝3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O。
（3）与盐溶液的反应（用离子方程式表示）：
与硝酸银溶液的反应：Cu+2Ag+=Cu2++2Ag。
与氯化铁溶液的反应：2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+。
2、铜的化合物的主要性质
（1）氧化铜和氢氧化铜：
物质
氧化铜
氢氧化铜
化学
式
CuO
Cu(OH)2
状态
不溶于水的黑色固
体（粉末）
不溶于水的蓝色固体
化学
性质
CuO+2H+=Cu2++H2O
CuO+H2
△
Cu+H2O
CuO+CO
△
Cu+CO2
Cu(OH)2+2H+=Cu2+
+2H2O
Cu(OH)2
△
CuO+H2O
（2）硫酸铜：
①CuSO4·5H2O 为蓝色晶体，俗称蓝矾或胆矾，受
热易分解为白色粉末CuSO4和水。
②无水CuSO4遇水变蓝色（生成CuSO4·5H2O），可
作为水的检验试剂。
③CuSO4与石灰乳的混合溶液即为无机农药波尔多
液，是一种良好的杀菌剂，可以用来防治多种作物
的病虫害。
考点应用
一、金属的冶炼方法
O2
Cl2
Cu
非金属单质
氧化性酸
部分盐溶液
金属活动
性顺序
K、Ca、
Na、Mg、
Al
Zn、Fe、
Sn、
Pb(H)、Cu
Hg、Ag
冶炼方法
电解法
热还原法
热分解法
1、热分解法
对活泼性较弱的金属，用加热分解其氧化物的方法
冶炼，如2HgO
△
2Hg+O2↑ 2Ag2O
△
4Ag+O2↑
2、电解法
对于一些非常活泼的金属，用电解法冶炼，
如：MgCl2（熔融）
电解
Mg+Cl2↑
2Al2O3（熔融） ====
冰晶石
电解
4Al+3O2↑
3、热还原法
对于大多数活泼性较强的金属，采用还原剂还原的
方法冶炼，如：
H2还原WO3:WO3+3H2
高温
W+3H2O
Al 还原Cr2O3：Cr2O3+2Al
高温
2Cr+Al2O3
CO 还原Fe2O3：Fe2O3+3CO
高温
2Fe+3CO2
4、铝热反应
（1）原理：高温下铝将金属氧化物中的金属还原
出来。
（2）实验装置：如图所示。
（3）实验现象：
①镁条剧烈燃烧，放出一定的热量，使氧化铁粉末
和铝粉在较高温度下发生剧烈的反应。
②反应放出大量的热，并发出耀眼的强光。
③纸漏斗的下部被烧穿，有熔融物落入沙中。
④待熔融物冷却后，除去外层熔渣，仔细观察，可
以发现落下的是铁珠。
（4）铝热反应的应用：
①该反应为放热反应，铝在高温下还原出了单质
铁，在冶炼工业上也常用这一原理制取熔点较高的
金属，如铬、锰等，3MnO2+4Al
高温
3Mn+2Al2O3。
②该反应原理可以应用在生产上，如焊接钢轨等。
注意：
（1）电解法冶炼金属使用的是熔融的金属盐或金
属氧化物，而不是盐溶液。钠、镁的冶炼是电解熔
融的NaCl、MgCl2，铝的冶炼是电解加了冰晶石的
熔融Al2O3，而不是电解AlCl3，原因是AlCl3是共
价化合物，熔融状态不导电。
（2）铜除了用热还原法冶炼外，还可以用湿法炼
铜或用电解法进行冶炼。
