判断化学金属性强弱的9个方法(精选3篇)
判断化学金属性强弱的9个方法 篇一
金属的化学性质是指金属与其他物质发生化学反应时所表现出的性质。判断金属的化学性质强弱对于了解金属的性质、应用以及产业发展具有重要意义。本文将介绍9个判断化学金属性强弱的方法。
1. 电极电位：金属的电极电位反映了其与溶液中其他物质发生反应时的趋势。电极电位越高的金属具有较强的化学活性。
2. 金属离子的稳定性：金属在溶液中离子化的程度越大，其化学活性越强。通过测定金属离子在溶液中的稳定性，可以判断金属的化学性质强弱。
3. 金属与非金属的反应：金属与非金属发生化学反应时，一般是金属离子被非金属离子取代。通过观察金属与非金属的反应，可以判断金属的化学性质强弱。
4. 金属的氧化性：金属的氧化性是指金属与氧发生反应的能力。氧化性强的金属容易与氧发生反应，形成金属氧化物。
5. 金属的还原性：金属的还原性是指金属在化学反应中被氧化物还原为金属的能力。还原性强的金属具有较强的化学活性。
6. 金属的活度：金属的活度是指金属在溶液中与其他物质发生反应的能力。活度高的金属具有较强的化学性质。
7. 金属的电子亲和能：金属的电子亲和能是指金属原子吸收外层电子形成阴离子的能力。电子亲和能越低的金属具有较强的化学性质。
8. 金属的化合物稳定性：金属形成的化合物稳定性越高，其化学性质越弱。
9. 金属的酸碱性：金属在溶液中的酸碱性可以反映其化学性质的强弱。具有较强酸性或碱性的金属具有较强的化学活性。
判断金属的化学性质强弱需要综合考虑以上9个方法，通过实验和观察来确定金属的化学性质。这些方法可以帮助我们更好地理解金属的性质，为金属的应用和产业发展提供指导。
判断化学金属性强弱的9个方法 篇二
金属的化学性质强弱对于了解金属的性质、应用以及产业发展具有重要意义。在本文中，我们将介绍另外9个判断化学金属性强弱的方法。
1. 金属的氧化态：金属的氧化态可以反映其化学性质的强弱。氧化态越高的金属具有较强的化学活性。
2. 金属的晶体结构：金属的晶体结构可以影响其化学性质。不同晶体结构的金属具有不同的化学性质。
3. 金属的电子结构：金属的电子结构决定了其化学性质的强弱。电子结构稳定的金属具有较弱的化学活性。
4. 金属的电子云密度：金属的电子云密度可以反映其化学性质的强弱。电子云密度越高的金属具有较强的化学活性。
5. 金属的晶格能：金属的晶格能可以反映其化学性质的强弱。晶格能越高的金属具有较强的化学活性。
6. 金属的晶体缺陷：金属的晶体缺陷可以影响其化学性质。晶体缺陷越多的金属具有较强的化学活性。
7. 金属的熔点和沸点：金属的熔点和沸点可以反映其化学性质的强弱。熔点和沸点越低的金属具有较强的化学活性。
8. 金属的离子半径：金属的离子半径可以影响其化学性质。离子半径较小的金属具有较强的化学活性。
9. 金属的晶格常数：金属的晶格常数可以反映其化学性质的强弱。晶格常数越小的金属具有较强的化学活性。
通过综合考虑以上9个方法，我们可以更准确地判断金属的化学性质强弱。这些方法为我们了解金属的性质、应用以及产业发展提供了重要的参考。
判断化学金属性强弱的9个方法 篇三
金属性——金属原子在气态时失去电子能力强弱(需要吸收能量)的性质
金属活动性——金属原子在水溶液中失去电子能力强弱的性质
注：“金属性”与“金属活动性”并非同一概念，两者有时表示为不一致，如Cu和Zn：金属性是：Cu>Zn，而金属活动性是：Zn>Cu。
1.在一定条件下金属单质与水反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与水反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
2.常温下与同浓度酸反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。 3.依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱。碱性越强，其元素的金属性越强。
4.依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。一般是活泼金属置换不活泼金属。但是ⅠA族和ⅡA族的金属在与盐溶液反应时，通常是先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后强碱再可能与盐发生复分解反应。
5.依据金属活动性顺序表(极少数例外)。
6.依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐减弱;同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，金属性逐渐增强。
7.依据原电池中的电极名称。做负极材料的金属性强于做正极材料的金属性。
8.依据电解池中阳离子的放电(得电子，氧化性)顺序。优先放电的阳离子，其元素的金属性弱。
9.气态金属原子在失去电子变成稳定结构时所消耗的能量越少，其金属性越强。
中考化学金属方程式集锦
（1）金属与氧气反应
1． 镁在空气中燃烧：2Mg + O2 点燃 2MgO
2． 铁在氧气中燃烧：3Fe + 2O2 点燃 Fe3O4
3. 铜在空气中受热：2Cu + O2 加热 2CuO
4. 铝在空气中形成氧化膜：4Al + 3O2 = 2Al2O3
（2）金属单质 + 酸 -------- 盐 + 氢气 （置换反应）
5. 锌和稀硫酸Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑
6. 铁和稀硫酸Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑
7. 镁和稀硫酸Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2↑
8. 铝和稀硫酸2Al +3H2SO4 = Al2(SO4)3 +3 H2↑
9. 锌和稀盐酸Zn + 2HCl == ZnCl2 + H2↑
10 . 铁和稀盐酸Fe + 2HCl == FeCl2 + H2↑
11. 镁和稀盐酸Mg+ 2HCl == MgCl2 + H2↑
12．铝和稀盐酸2Al + 6HCl == 2AlCl3 + 3 H2↑
（3）金属单质 + 盐（溶液） ------- 新金属 + 新盐
13. 铁和硫酸铜溶液反应：Fe + CuSO4 == FeSO4 + Cu
14. 锌和硫酸铜溶液反应：Zn + CuSO4 ==ZnSO4 + Cu
15 铜和硝酸汞溶液反应：Cu + Hg(NO3)2 == Cu(NO3)2 + Hg
（3）金属铁的治炼原理：
16．3CO+ 2Fe2O3 高温 4Fe + 3CO2↑
高中化学金属知识点总结
一、金属材料
1、金属材料
纯金属(90多种)，合金 (几千种)
2、金属的物理性质：
(1)常温下一般为固态(汞为液态)，有金属光泽。
(2)大多数呈银白色(铜为紫红色，金为黄色)
(3)有良好的导热性、导电性、延展性
3、金属之最：
(1)铝：地壳中含量最多的金属元素
(2)钙：人体中含量最多的金属元素
(3)铁：目前世界年产量最多的金属(铁>铝>铜)
(4)银：导电、导热性最好的金属(银>铜>金>铝)
(5)铬：硬度最高的金属
(6)钨：熔点最高的金属
(7)汞：熔点最低的金属
(8)锇：密度最大的金属
(9)锂 ：密度最小的金属
4、金属分类：
黑色金属：通常指铁、锰、铬及它们的合金。
重金属：如铜、锌、铅等
有色金属
轻金属：如钠、镁、铝等;
有色金属：通常是指除黑色金属以外的其他金属。
5、合金：由一种金属跟其他一种或几种金属(或金属与非金属)一起熔合而成的具有金属特性的物质。
★：一般说来，合金的熔点比各成分低，硬度比各成分大，抗腐蚀性能更好
注：钛和钛合金：被认为是21世纪的重要金属材料，钛合金与人体有很好的“相容性”，因此可用来制造人造骨等。
优点
(1)熔点高、密度小
(2)可塑性好、易于加工、机械性能好
(3)抗腐蚀性能好
二、金属的化学性质
1、大多数金属可与氧气的反应
2、金属 + 酸 → 盐 + H2↑
3、金属 + 盐 → 另一金属 + 另一盐(条件：“前换后，盐可溶”)
Fe + CuSO4 == Cu + FeSO4 (“湿法冶金”原理)
三、常见金属活动性顺序
K>Ca >Na >Mg >Al >Zn> Fe >Sn >Pb>(H)>Cu >Hg >Ag> Pt >Au
金属活动性由强逐渐减弱
在金属活动性顺序里：
(1)金属的位置越靠前，它的活动性就越强
(2)位于氢前面的金属能置换出盐酸、
稀硫酸中的氢(不可用浓硫酸、硝酸)
(3)位于前面的金属能把位于后面的金属从它们的盐溶液中置换出来。(除K、Ca、Na)
四、金属资源的保护和利用
1、铁的冶炼
(1)原理：在高温下，利用焦炭与氧气反应生成的一氧化碳把铁从铁矿石里还原出来。
3CO + Fe2O3高温2Fe + 3CO2
(2)原料：铁矿石、焦炭、石灰石、空气
常见的铁矿石有磁铁矿(主要成分是Fe3O4 )、赤铁矿(主要成分是Fe2O3 )
2、铁的锈蚀
(1)铁生锈的条件是：铁与O2、水接触(铁锈的主要成分：Fe2O3·XH2O)
(铜生铜绿的条件：铜与O2、水、CO2接触。铜绿的化学式：Cu2(OH)2CO3)
(2)防止铁制品生锈的措施：
①保持铁制品表面的清洁、干燥
②表面涂保护膜：如涂油、刷漆、电镀、烤蓝等
③制成不锈钢
(3)铁锈很疏松，不能阻碍里层的铁继续与氧气、水蒸气反应，因此铁制品可以全部被锈蚀。因而铁锈应及时除去。
(4)而铝与氧气反应生成致密的氧化铝薄膜，从而阻止铝进一步氧化，因此，铝具有很好的抗腐蚀性能。
3、金属资源的保护和利用：
①防止金属腐蚀，保护金属资源的途径： ②回收利用废旧金属
③合理开采矿物
④寻找金属的代用
高二化学金属知识点归纳
一、钠及其化合物
(一)、钠
1.Na与水反应的离子方程式：命题角度为是否违反电荷守恒定律。
2.Na的保存：放于煤油中而不能放于水中，也不能放于汽油中;实验完毕后，要放回原瓶，不要放到指定的容器内。
3.Na、K失火的处理：不能用水灭火，必须用干燥的沙土灭火。
4.Na、K的焰色反应：颜色分别黄色、紫色，易作为推断题的推破口。注意做钾的焰色反应实验时，要透过蓝色的钴玻璃，避免钠黄光的干扰。
5.Na与熔融氯化钾反应的原理：因钾的沸点比钠低，钾蒸气从体系中脱离出来，导致平衡能向正反应移动。(Na+KCl(熔融)=NaCl+K)
(二)、氢氧化钠
1.俗名：火碱、烧碱、苛性钠
2.溶解时放热：涉及到实验室制取氨气时，将浓氨水滴加到氢氧化钠固体上，其反应原理为：一是NaOH溶解放出大量的热，促进了氨水的分解，二是提供的大量的OH-，使平衡朝着生成NH3的方向移动。与之相似的还有：将浓氨水或铵盐滴加到生石灰上。涉及到的方程式为NH4++OH-NH3*H2O-NH3↑H2O
3.与CO2的反应：主要是离子方程式的书写(CO2少量和过量时，产物不同)
4.潮解：与之相同的还有CaCl2、MgCl2
(三)、过氧化钠
1.非碱性氧化物：金属氧化物不一定是碱性氧化物，因其与酸反应除了生成盐和水外，还有氧气生成，化学方程式为：2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑
2.过氧化钠中微粒的组成：1mol过氧化钠中所含有离子的数目为3NA，或说它们的微粒个数之比为2：1，命题角度为阿伏加德罗常数。
3.过氧化钠与水、CO2的反应：一是过氧化钠既是氧化剂也是还原剂，水既不是氧化剂也不是还原剂;二是考查电子转移的.数目(以氧气的量为依据)。
4.强氧化性：加入过氧化钠后溶液离子共存的问题;过氧化钠与SO2反应产物实验探究。
(四)、碳酸钠与碳酸氢钠
1.俗名：Na2CO3(纯碱、苏打);NaHCO3(小苏打)
2.除杂：CO2(HCl)：通入饱和的NaHCO3溶液而不是饱和Na2CO3溶液。
3.NaHCO3(少量与过量)与石灰水的反应：命题角度为离子方程式的书写正误
4.鉴别：用BaCl2、CaCl2或加热的方法，不能用石灰水。
5.NaHCO3溶液中离子浓度大小的顺序问题：因HCO3-水解程度大于电离程度，顺序为c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32-)，也有c(CO32-)
(五)、氯化钠：
1.除杂：NaCl的溶解度受温度的影响不大，而KNO3的溶解度受温度的影响较大，利用二者的差异情况，进行分离。NaCl(KNO3)：蒸发、结晶、过滤;KNO3(NaCl)：降温、结晶、过滤。
2.氯碱工业：电解饱和的食盐水，以此为载体，考查电解原理的应用。题目的突破口为：一是湿润的淀粉KI试纸变蓝，判断此极为电解池的阳极;二是在电解后的溶液滴入酚酞试液，溶液液变红，判断此极为电解池的阴极。
3.配制一定物质的量的浓度的溶液：因其是高中化学中的第一个定量实验，其重要性不言而喻。主要命题角度为：一是计算所需的物质的质量，二是仪器的缺失与选择，三是实验误差分析。
二、铝及其化合物
(一)、铝
1.铝与NaOH溶液的反应：因它是唯一能与碱反应的金属，具有代表性，易成高考的热点，主要涉及除杂问题。
2.铝箔的燃烧：现象是铝箔熔化，失去光泽，但不滴落。原因是铝表面的氧化膜保护了铝，氧化铝的熔点(2050℃)远远高于铝(660℃)的熔点。
3.铝、铁钝化：常温下，与浓硫酸、浓硝酸发生钝化(发生化学反应)不是不反应，因生成了致密的氧化膜。但在加热条件下，则能继续反应、溶解。
4.铝热反应：实验现象：剧烈反应，发出耀眼的光芒，放出大量的热，有大量的熔化物落下来。引燃剂：镁条、氯酸钾;铝热剂：铝粉和金属氧化物组成的混合物。
5.离子共存：加入铝能产生氢气的溶液，说明此溶液含有大量的H+或OH-，酸溶液中不能含有NO3-、AlO2-，溶液中一旦有了NO3-，溶液就成了HNO3，它与铝将不再产生氢气;碱溶液中不能含有Al3+、NH4+，但可含有AlO2-。
(二)、氧化铝
1.熔点高：作耐火坩埚，耐火管和耐高温的实验验仪器等。
2.两性氧化物：因它是化学中唯一的两性氧化物，特别与碱的反应，更应引起重视。
3.工业制备铝：2Al2O3(熔融) 4Al+3O2↑
(三)、氢氧化铝
1.制备原理:命题角度为是离子方程式的书写;强调用氨水,而不能用强碱。
2.两性氢氧化物：因它是化学中唯一的两性氢氧化物，特别与碱反应，更应引起重视。
3.治疗胃酸过多：因其碱性不强，不会对胃壁产生强剌激作用，但可与胃酸(盐酸)反应，不能用强碱如NaOH。
4.明矾净水原理：因溶液中的铝离子发生水解，生成Al(OH)3胶体，它可以和悬浮水中的泥沙形成不溶物沉降下来，故明矾可用作净水剂。
