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第9章碱金属碱土金属

第9章碱金属碱土金属
第9章碱金属碱土金属

第三篇重要元素及化合物

第9章主族金属元素(一)碱金属和碱土金属

【内容】

9.1 化学元素的自然资源

9.2 碱金属

9.3 碱土金属

9.4 锂、铍的特殊性和对角线规则

9.5 应用

【要求】

1. 了解碱金属、碱土金属单质的典型性质并能够判断其递变规律;

2. 掌握碱金属和碱土金属的重要氧化物和氢氧化物的性质及主要用途;

3. 掌握碱金属盐和碱土金属盐的热稳定性、溶解度的变化规律;

4. 能够判断碱金属和碱土金属相关化合物性质的递变规律。

从本章开始我们将以元素周期表为基础,依次介绍主族金属元素、主族非金属元素和过渡元素。重点介绍典型的且在国民经济中有重要意义的单质及其化合物的组成、结构、制备、性质及其变化规律、应用等有关知识。在叙述时注意联系相关的化学理论,并介绍生产实际、环境保护等方面的内容。

主族金属元素位于元素周期表的s区和p区的左下方,我们将分9、10两章进行介绍。本章首先对元素的自然资源进行概括介绍,然后介绍s区碱金属和碱土金属的相关知识。

9.1化学元素的自然资源

人类活动的历史就是一部化学元素资源被发现、利用的历史。社会的进步与对元素资源的利用息息相关,铜器时代、铁器时代、半导体时代构筑了人类发展的文明史。1938年铀核裂变反应的发现,打开了原子能利用的大门,随之建立起当代的原子能工业体系。无论社会如何发展,生产的主体永远是物质,物质的变化离不开化学,化学研究的主角则是元素。

9.1.1地壳中元素的分布和存在类型

自然界的万物种类繁多,但组成物质的元素是有限的,迄今已发现的元素共

有112种,在自然界中存在的有94种,其余18种由人工合成,它们的数量很少,稳定性差,有些只能存在几毫秒就会发生裂变生成其它元素,因此多数只具有科学研究价值。

就整个地球而言,地壳虽然只占地球总质量的0.7%,但所含元素极为丰富,达90多种。元素在地壳中的含量称为丰度,丰度可以用质量百分数或原子百分数来表示。其中分布最广的10种元素的质量百分数见表9-1。

表9-1地壳中分布最广的10种元素的丰度(质量百分数)

由表可见:各种元素在地壳中的含量相差很大,含量最多的是氧,几乎占地壳质量的一半;其次是硅。上述10种元素占地壳总重量的99.22%,其余80多种元素共占0.78 %。地壳中元素丰度最低的是砹和钫,约占1/1023。

元素在地壳中的存在形式比较复杂,只有O、N、S、C、Au、Pt、稀有气体等少量元素在自然界中能以单质存在,其余均以化合物形态存在。化合物主要有氧化物(包括含氧酸盐)和硫化物两大类。地质学上称前者为亲石元素(与氧亲和力强,主要以硅酸盐或其他含氧酸盐和氧化物集中于岩石圈中的元素),后者为亲硫元素。周期表中各元素在地壳中的主要存在形式如图9-1所示:

图9-1 元素在地壳中的主要存在形式

(1)以卤化物、含氧酸盐存在;(2)以氧化物或含氧酸盐存在;

(3)主要以单质存在;(4)主要以硫化物存在;

(5)以阴离子形式存在,有些也以单质存在。

9.1.2 元素资源的存在形式和提取、利用

用于无机化工的原料主要有化学矿物、天然含盐水和大气等自然资源,此外

还有农副产品和工业废料等二次能源。

1. 化学矿物

自然界的矿物种类很多,已知的约有3000多种,但目前可开发利用的矿物只有150种左右。矿物大致可分为两大类,一类为金属矿物,如用来提取Au、Ag、Cu、Fe、W、Mo等金属的矿物;另一类为非金属矿物,如硫铁矿、岩盐、芒硝等,化工原料多属于这一类。它们为生产各种化工材料、化学试剂、农药、化肥等提供原料。

我国矿产资源丰富,目前可开发利用的矿物大多在我国都能找到矿藏。但铬、金、铂族、钾盐、金刚石等资源严重不足,铁矿、磷矿等多为贫矿;其它如稀土、钨、钛、锂、锑矿等矿藏含量虽然居于世界首位,锌、钴、钼、汞、铁、铅等矿藏也非常丰富,但我国人口众多,如不能合理开采和利用,我国各种矿物资源将会很快贫乏和枯竭。

从化学矿物提取非金属单质有三种情况:以游离状态存在的稀有气体、N2、O2、S等用物理方法分离;硼、硅、磷等以正氧化态化合物形态存在的,可用活泼金属(如Al、Mg、Fe)、C或H2等还原其氧化物或含氧酸盐;卤素等以负离子形态存在的,可以通过电解氧化或用活泼非金属的取代反应来制取。提取金属单质,通常首先经过富集,即用重选、浮选和磁选等物理方法,或溶解-沉淀、溶剂萃取和离子交换等化学方法,提高矿石品位或中间产物的纯度;然后通过电解还原或用C、CO、H2、活泼金属等化学还原的方法来制取金属单质(个别金属也可用化合物热分解的方法制备)。各种元素的化合物,一般以矿物为原料,通过各种化学途径进行制备。

2. 天然含盐水

天然含盐水包括海水、盐湖水、地下卤水等。

海洋是一个巨大的取之不尽的化工资源库,它富含50多种元素,大多数以离子形式存在。海水中含盐量达3.5%,其中NaCl占2.7%,其次为MgCl2、Na2SO4、MgSO4、K2SO4等。此外还含有溴、铷、锂、碘、锌、铯、铀等离子,虽然它们的含量很低,但由于海水总体积比大陆大得多,因此许多元素资源在海洋中的储量比大陆多。如海水中含铀总量在20亿吨以上,是陆地储量200万吨的1000倍。海洋里锰的储量达4000亿吨,是大陆储量的4000倍。当然有效的富集和提取是

海洋资源利用的前提和关键,科学家在这方面虽然已经做了大量的工作,但充分利用海洋元素资源是人类21世纪科学研究的重大课题之一。

盐湖有两种,一为普通盐湖,与海水、地下卤水等的主要成分相似,即以NaCl为主,但K、B、Br、I等元素的含量可能相差很大;另一种为碱湖,主要成分为Na2CO3、NaHCO3等。所有的天然含盐水,都已用来提取无机盐,而且随着富集、提取技术的进步,低含量甚至微量元素也在不断的开发利用中。

3. 大气

地球表面的大气层有约100公里厚、总质量达5×1014吨。大气的主要成分是N2、O2和稀有气体,所以大气层也是元素资源的一个巨大宝库。目前世界各国每年从大气中提取数以千万吨计的N2、O2和稀有气体等物质。采取的方法是将空气液化,利用各物质沸点的不同进行精馏,即可得到纯组分。

4. 农副产品

某些农副产品也可以用来提取无机物。如可以从向日葵壳、棉籽壳、甜菜制酒后的酒糟、洗羊毛的废水中提取钾盐;从海带中提取碘;从兽骨中提取磷酸氢钙等。

5. 工业废料

工业生产中产生的大量废水、废气和废渣(俗称“三废”),是环境污染的根源,其中含有大量可再利用的元素资源。如果与三废治理结合,可以变废为宝。如用水泥厂的窑灰制钾盐、用硫酸厂的含SO2废气制NH4HSO3等。

9.2碱金属

9.2.1碱金属元素概述

元素周期表的ⅠA族金属元素称为碱金属,包括锂、钠、钾、铷、铯和钫6种元素。碱金属属于s区元素,其原子价电子层构型为ns1,次外层为稀有气体的稳定8电子结构。锂、铷和铯是稀有金属,钫是放射性元素。

碱金属是银白色的柔软、易熔轻金属,密度较小,可以用刀切割。与同一周期其它元素相比,碱金属的原子半径最大,固体中的金属键较弱,原子间的作用力较小,故密度、硬度小,熔点低。它们的基本性质见表9-2。

表9-2 碱金属的性质

碱金属元素的特点是:在同周期元素中,原子半径最大,核电荷最少,最外层的ns1电子离核较远,很易失去,第一电离能最低,表现出强的金属性。它们与氧、硫、卤素以及其它非金属都能剧烈反应,并能从许多金属化合物中置换出金属。碱金属自上而下原子半径和离子半径依次增大,其活泼性有规律地增强。例如,钠和水剧烈反应,钾更为剧烈,而铷、铯遇水则有爆炸危险。锂的活泼性比其他碱金属大为逊色,与水的反应较缓慢。

锂的性质非常特殊。锂及其化合物的许多性质与同族其它元素不同,熔点、

?(Li+/Li) = -3.045 V在碱金属一族中是最低的,这沸点远高于同族其它金属。θ

与Li有较大的水合热有关,所以含有结晶水的锂盐多于其它碱金属盐。

碱金属的价电子易受光激发而电离,是制造光电管的优质材料。如铯光电管制成的自动报警装置,可以报告远处火警。碱金属元素在火焰中加热,各具特征的焰色:

锂钠钾铷铯

红色黄色紫色红紫色蓝色

根据焰色反应可以对碱金属做定性鉴别。

锂是我国的丰产元素,存在于锂云母KLi1.5Al1.5[AlSi3O10](OH,F)2和锂辉石LiAl(SiO3)2中。此外,盐湖和地下卤水中均含有锂的化合物。钾和钠在地球上分布很广,主要以氯化物的形式存在。

碱金属用途很广。锂用来制备有机锂化合物,是有机合成中的重要试剂,在有机合成的生产及研究中应用很广。因为锂的密度特别小,它与镁、铝制成的合金,被称为超轻金属,具有质轻、强度大、塑性好等优点,被广泛用于航空、航天器的制造中。锂也是制造电池的一种重要原料,可制成锂电池和锂离子电池,它们均是发展前途广阔的高能电池。锂电池质量轻、体积小、寿命长,被用于心脏起搏器。金属钾和钠主要用来作还原剂。钾和钠的合金在很宽的温度范围内为液态,此合金被用作原子能增殖反应堆的交换液,通过循环将反应堆核心的热能转移出来。钾和钠是动物生存的必需元素。铷和铯大多与锂共生,铯被广泛用在光电管、铯原子钟等。钫是放射性元素,半衰期很短,目前仅具有科学研究价值。

碱金属元素的化合物大多为离子化合物。

9.2.2金属钠和钾

钾和钠的性质十分相似,质软似蜡,可以用小刀进行切割。新切面呈银白色光泽,但暴露在空气中会因氧化而迅速变暗。钠遇到水会发生剧烈反应,生成NaOH和H2,因此需密闭储存在煤油或石蜡中。钾比钠更活泼,因此制备、储运和使用时应更加小心。

钠、钾常用作冶金业的重要还原剂,用以还原金属氯化物制取相应金属;在原子能工业中做核反应堆得导热剂。金属钠、钾还用在制备过氧化物、氢化物及有机合成等方面。

钠、钾是英国化学家戴维(Davy H)于1807年分别电解熔融的KOH和NaOH 时获得并被发现的。现在工业制取钠多采用电解熔融NaCl的方法,金属锂也可以采用电解熔盐的方法。而工业制备钾多采用置换法。即在熔融状态下,用金属钠从KCl中置换出钾,经分级蒸馏(800~880℃)得到金属钾:

熔融

KCl+Na NaCl+K

之所以不用电解熔盐的方法制备金属钾,一方面是因为金属钾易溶于它的熔盐中,而不宜完全分离;另一方面由于钾的沸点较低,操作温度下易气化冲出,

造成危险。碱金属中的铷和铯也可用类似方法制取。

9.2.3 碱金属的氢化物

碱金属与氢气在高温下化合,生成白色离子型氢化物,其中氢以H -形式存在。LiH 、NaH 最常见,市售品常因含有痕量碱金属而呈灰色。

2Li +H 2 2LiH 2Na +H 2 2NaH 碱金属氢化物极不稳定,受热易分解出氢气而游离出碱金属,其中只有LiH 比较稳定,分解温度为850℃,高于其熔点(650℃)。碱金属氢化物遇水剧烈反应,放出氢气,在潮湿空气中能够自燃,H -和由H 2O 电离出的H +结合成H 2:

NaH +H 2O == NaOH +H 2↑

? (H 2/H -)= - 2.23V ,可见H -比H 2的还原性强很多,碱金属氢化物是强还原剂。例如:

TiCl 4+4NaH == Ti +4NaCl +2H 2↑

LiH 和AlCl 3在乙醚中制得的氢化铝为多孔性轻质粉末,常用做有机合成中的还原剂。

4LiH +AlCl 3 Li[AlH 4]+3LiCl 9.2.4 碱金属的氧化物和氢氧化物

1. 氧化物

碱金属在充足的空气中燃烧时,所得产物并不相同。通常,锂生成氧化锂Li 2O ,钠生成过氧化钠Na 2O 2,而钾、铷和铯则生成超氧化物KO 2、RbO 2、CsO 2。

(1) 正常氧化物 碱金属中除锂外,其它碱金属的正常氧化物是用金属与它们的过氧化物或硝酸盐作用制得的。例如,用金属钠还原过氧化钠,可以制得白色氧化钠固体:

Na 2O 2+2Na == 2Na 2O

2KNO 3+10K == 6K 2O +N 2↑

碱金属氧化物与水反应生成相应的氢氧化物。

(2) 过氧化物 所有的碱金属都可以形成过氧化物,其中只有钠的过氧化物是由金属在空气中燃烧直接得到的。过氧化钠Na 2O 2具有重要的现实意义。

将金属钠加热到300℃,并通以不含二氧化碳的干燥空气流,可以制得淡黄

乙醚

500℃~600℃ 约700℃

色的过氧化钠粉末。纯的Na 2O 2是白色粉末,工业品含有一定量杂质。在碱性介质中Na 2O 2是强氧化剂,常用做分解矿石的溶剂,使不溶于水和酸的矿石,被氧化分解为可溶于水的化合物,例如:

Cr 2O 3+3Na 2O 2 2CrO 4+Na 2O MnO 2+Na 2O 2 2MnO 4

由于Na 2O 2呈强碱性,熔融时不可使用瓷质容器或石英容器,宜用铁、镍器皿。又由于Na 2O 2具有强氧化性,熔融时遇有铝粉、炭粉或棉花等还原性物质就会发生爆炸,使用时必须注意安全。Na 2O 2与水或稀酸作用可以产生过氧化氢:

Na 2O 2+2H 2O == 2NaOH+H 2O 2

Na 2O 2+H 2SO 4 == Na 2SO 4+H 2O 2

Na 2O 2与CO 2产生下列反应:

2Na 2O 2+2CO 2 == 2Na 2CO 3+O 2

基于这个反应,Na 2O 2应用于高空飞行或水下工作时的二氧化碳吸收剂和供氧剂,以此来吸收人体呼出的二氧化碳和补充人体所需的氧气。

(3) 超氧化物

钾、铷、铯在过量的氧气中燃烧,可制得黄色至橙色的固体超氧化物MO 2。实际上金属钾的生产主要用于制造KO 2,超氧化钾具有强氧化性,与水、二氧化碳反应生成氧气:

KO 2 + H 2O == O 2 + 2K + + 2OH - + H 2O 2

4KO 2 + 2CO 2 == 2K 2CO 3 + 3O 2

KO 2和Na 2O 2一样,多用于宇航、水下、矿井、高山作业时需用的CO 2吸收剂和供氧剂。

2. 氢氧化物

碱金属的氢氧化物都是白色固体,容易潮解和吸收空气中的CO 2(须密封保存),易溶于水,溶解时放出大量的热,仅LiOH 的溶解度较小。

碱金属氢氧化物中除LiOH 是中强碱外,其余都是强碱,对于纤维、皮肤有强烈的腐蚀作用,因此叫苛性碱。碱性按以下顺序变化:

LiOH <NaOH <KOH <RbOH <CsOH

氢氧化钠NaOH ,又称火碱、烧碱、苛性钠,是国民经济中重要化工原料之一,广泛用于造纸、制革、制皂、纺织、玻璃、搪瓷、无机和有机合成等工业中。 共熔

共熔

NaOH的强碱性不仅表现在能与非金属及其化合物反应,还可以与一些两性金属及氧化物反应,生成钠盐:

4S+6NaOH == 2Na2S+Na2S2O3+3H2O

Si+2NaOH+H2O == Na2SiO3+2H2↑

SiO2+2NaOH == Na2SiO3+H2O

2Al+2NaOH+2H2O == 2NaAlO2+3H2

Al2O3+2NaOH == 2NaAlO2+H2O

NaOH能与SiO2反应,因此在制备浓碱溶液或熔融烧碱时,不能用玻璃、陶瓷器皿盛装,而常采用铸铁、镍或银制器皿。实验室盛NaOH溶液的玻璃瓶需用橡胶塞,不能用玻璃塞。否则存放时间过长,NaOH与瓶口玻璃中的SiO2生成粘性的Na2SiO3,把玻璃塞和瓶口粘结在一起而不易打开。

固体NaOH具有很强的吸水性,是常用的干燥剂。

工业上生产NaOH有苛化法、水银电解法、隔膜电解法及新兴的离子膜法。除苛化法外,都以食盐为原料,因为生产过程中同时副产氯气,所以通称为氯碱工业。

苛性法是最古老的方法,因其成本高、产品纯度低,已逐渐被淘汰。反应如下:

Ca(OH)2+Na2CO3 == 2NaOH+CaCO3↓

水银电解法用石墨作阳极,汞作阴极,虽制得的NaOH浓度和纯度都较高,但因汞污染严重而很少使用。

我国约有85%的NaOH是用隔膜法生产的。

隔膜法是以石墨作阳极,用衬有石棉隔膜的铁网做

阴极(如图9-2)。将除去Ca2+、Mg2+、Fe3+、SO42-

等杂质的食盐水注入阳极区,使阳极区内的液面高

于外面的阴极区。这样,阳极区内的NaCl能向外

渗透,同时避免阴极区的OH-进入阳极区。电极反

应如下:

阳极2Cl--2e- == Cl2

阴极2H+ + 2e- == H2

图9-2 隔膜电解槽示意图电解

总反应:2NaCl+2H2O+H2↑+Cl2↑

阴极区得到的NaOH 溶液只有10%~11%,还含有一定量的NaCl 。蒸发此溶液,在蒸发过程中,NaCl 结晶析出,NaOH 的浓度逐渐增大。当NaOH 浓度达到50%时,NaCl 仅存0.91%,这种浓碱液可直接供应市场。若进一步蒸发、浓缩到95%以上,冷却即得固体烧碱。

离子膜法是目前新兴的制碱方法,此法具有耗能低、产品质量好,对环境无汞污染和石棉污染等特点,现正推广使用。

9.2.5 钠盐和钾盐

在无机盐中,钠盐和钾盐是最为常见的盐。常见阴离子构成的盐如卤化物、硫化物、硫酸盐、硝酸盐、碳酸盐、磷酸盐、硅酸盐等都包括钠盐和钾盐。这里主要介绍它们的一些共性,并简单介绍几种重要的盐。

1. 碱金属盐类的通性

(1)晶体类型 绝大多数碱金属盐的晶体属于离子晶体,碱金属中由于Li +半径很小,极化力较强,它的某些盐如卤化物表现出不同程度的共价性。它们具有较高的熔点和沸点。常温下是固体,熔化时能导电,在水中完全离解。

(2)颜色 碱金属离子都是无色的,只要阴离子是无色的,它们的化合物一般都是无色或白色的(少数氧化物除外);若阴离子是有色的,则它们的化合物一般常显阴离子的颜色。如CrO 42-是黄色的,K 2CrO 4也为黄色;MnO 4-是紫红色的,KMnO 4也为紫红色。

(3)热稳定性 碱金属盐一般具有较高的热稳定性。唯有其硝酸盐的热稳定性差,加热易分解。例如:

4LiNO 32O +4NO 2↑+O 2↑ 2NaNO 32+O 2↑ 2KNO 32+O 2↑ (4)溶解度 碱金属的盐类一般都易溶于水,仅有少数难溶。一类是部分锂盐如LiF 、Li 2CO 3、Li 3PO 4等;另一类是K +、Rb +、Cs +(以及NH 4+)同某些较大阴离子所形成的盐,例如高氯酸钾KClO 4、四苯硼酸钾K[B(C 6H 5)4]、六氯铂酸钾K 2[PtCl 6]等;此外还有醋酸铀酰锌钠NaAc·Zn(Ac)2·3UO 2(Ac)2·9H 2O 、锑酸二氢钠NaH 2SbO 4等。

630℃

830℃

650℃

2. 某些重要的盐

碳酸钠Na2CO3碳酸钠有无水和一水、七水、十水结晶水合物,常见工业品不含结晶水,为白色粉末,又称纯碱、碱面或苏打,是基本化工产品之一。纯碱是“三酸两碱”中的两碱之一,它的碱性来自水解作用,Na2CO3溶于水并能强烈水解,其饱和状态(质量分数约为20%)的pH达到12。

工业上常用氨碱法或联合制碱法制取Na2CO3。

氨碱法又称苏尔维(E Solvay,比利时化学家)法,生产时先向饱和食盐水中通入氨气至饱和,再通入CO2,生成的NH4HCO3立即与NaCl发生复分解反应,析出溶解度小的NaHCO3:

NH3+CO2+H2O == NH4HCO3

NH4HCO3+NaCl == NaHCO3↓+NH4Cl

滤出NaHCO3,经焙烧分解既得Na2CO3:

200℃

2NaHCO32CO3+CO2↑+H2O↑

母液中含有大量NH4Cl,加入石灰水按下式置换出NH3,再返回循环使用:2NH4Cl+Ca(OH)2 == CaCl2+2NH3↑+2H2O

此法的优点是原料经济,能连续生产,副产物NH3和CO2可循环使用。缺点是大量的CaCl2用途不大,致使NaCl随之损耗,食盐利用率不高(仅70%)。

联合制碱法(又称侯氏制碱法)它是由我国著名化工专家侯德榜在苏尔维法的基础上做了重大改进,于20世纪40年代研究成功的。此法将合成氨和制碱联合在一起,所以称为联合制碱法。他利用NH4Cl在低温时的溶解度比NaCl小的特性,于5 10℃下往母液中加入NaCl粉末,产生同离子效应,使NH4Cl结晶析出,剩余的NaCl溶液返回使用。这样做不仅提高了NaCl的使用率(达91%),得到的NH4Cl可做氮肥,同时可利用合成氨厂的废气CO2,且不生成无用的CaCl2废液,收到综合利用的效果。

工业Na2CO3中含有SO42-、Cl-、Ca2+、Mg2+、Fe3+等杂质,可利用水解、沉淀和重结晶方法分离除去。向热的Na2CO3溶液中加入适量的NaOH,阳离子杂质转化为沉淀CaCO3、M g(O H)2、F e(O H)3而过滤除去,母液中的SO42-、Cl-在重结晶的过程中除去。母液经蒸发、浓缩、析出晶体Na2CO3·H2O,再经焙烧脱水,得到纯净的Na2CO3。

氯化钠NaCl是生命的物质基础,也是重要的化工原料,主要用于生产烧

碱、氯气、盐酸和金属钠。

NaCl广泛存在于海洋、盐湖和盐岩中。发达国家多以盐水的形式直接供应化学工业。我国采用卤水曝晒或盐岩开采方法,得到固体食盐后再使用。纯净的NaCl不潮解,粗盐中含有MgCl2和CaCl2而有吸潮现象。

NaCl的溶解度随温度的变化不大,因此不能用冷却结晶的方法提纯NaCl,工业上采用重结晶法精制NaCl。粗盐中常含有SO42-、Ca2+、Mg2+、Fe3+、K+等杂质,依次加入适量的BaCl2、Na2CO3和NaOH使其沉淀析出,得到精盐。

碳酸氢钠NaHCO3又称小苏打、重碳酸钠或焙碱,加热至65℃便分解失去CO2,是食品业常用的膨化剂。NaHCO3溶液中存在着水解和离解的双重平衡,溶液显弱碱性。

9.3碱土金属

9.3.1碱土金属元素概述

碱土金属是周期表的ⅡA族、s区元素,其原子的价电子构型为ns2。碱土金属包括铍、镁、钙、锶、钡和镭6种元素,由于钙、锶、钡的氧化物在性质上介于“碱性的”碱金属氧化物和“土性的”难溶的Al2O3之间,因此称为碱土金属。习惯上把铍、镁也包括在内,铍属于较稀有金属,镭是放射性元素。碱土金属元素的相关性质见表9-3:

表9-3 碱土金属的性质

碱土金属和碱金属的性质大致相似,但也有一些不同之处:

1.碱土金属的价电子层构型为ns2。和同周期的碱金属元素相比,价电子多一个,原子半径较小,金属键较强,单质的密度、硬度、熔点、沸点也相对较高。

2.同周期碱土金属的活泼性低于碱金属。因为碱土金属的原子半径小于同周期碱金属的原子半径,核对电子的吸引力较强,金属的活泼性较低。在IIA族中,随着原子半径的增大,活泼性依次递增。

3.碱土金属和碱金属一样,也能形成离子型氢化物,且热稳定性要高一些。碱土金属氢化物中CaH2最稳定,分解温度约为1000℃,是工业上重要的还原剂。

4.碱土金属的盐类大多是难溶的,且热稳定性相对较低,受热易分解。

5.金属钙、锶、钡及它们挥发性的盐在灼热时能发出特征的颜色。钙能发出砖红色光芒、锶为艳红色、钡为绿色。

碱土金属在自然界的存在相当丰富,用途也很广泛。铍的主要矿物为绿柱石3BeO·Al2O3·6SiO2。镁在自然界的丰度居第八位,海水中含镁量达0.13%,陆地上含镁矿石主要有白云石MgCO3·CaCO3、菱镁矿MgCO3和光卤石2KCl·MgCl2·6H2O。钙、锶、钡多以难溶的碳酸盐或硫酸盐存在,如方解石CaCO3、天青石SrSO4、重晶石BaSO4等。

9.3.2 碱土金属的氧化物和氢氧化物

碱土金属和碱金属不同,在空气中燃烧时,只能得到正常的氧化物,只有Ba在高压氧中燃烧能够得到BaO2。与碱金属氧化物不同,碱土金属氧化物受热难于分解,它们都是难溶的白色粉末。由于氧化镁、氧化铍的熔点很高(MgO 2825℃,BeO 2508℃),因此常用于制作耐火砖、坩埚等耐火器材。

氧化钙CaO又名石灰、生石灰,由自然界的大理石、方解石、石灰石等矿石高温煅烧而得:

高温

CaCO3 CaO+CO2↑

石灰广泛用于建筑、筑路和生产水泥,在冶金工业上,石灰用作溶剂,去除

钢中多余的P、S和Si。此外,石灰还广泛用于造纸、食品工业和水处理等方面。

CaO遇水剧烈反应,生成Ca(OH)2并放出大量的热,这一过程称为石灰的熟化或消化,所得Ca(OH)2俗称熟石灰或消石灰。

碱土金属的氢氧化物同碱金属一样,都是白色固体,容易潮解,在空气中易与CO2反应生成碳酸盐。碱土金属氢氧化物的溶解度比碱金属氢氧化物小的多。其中Be(OH)2、Mg(OH)2是难溶的氢氧化物。由Be(OH)2到Ba(OH)2溶解度依次增大。

碱土金属的氢氧化物中,以Ca(OH)2最为常见,Ca(OH)2在水中溶解度不大,其饱和溶液即石灰水,通常使用的是Ca(OH)2在水中的悬浮液或浆状物称作石灰乳,被大量用在建筑业中。

含氧酸、氢氧化物都可以用简化通式R—O —H表示。在水中有两种离解方式:

R— O —H R++OH-碱式离解

R— O —H RO-+H+酸式离解

ROH的酸碱性取决于它的离解方式,而这又与R的电荷数z和半径r的比值φ=z/r(称为“离子势”)有关。若R离子的电荷数少,离子半径大,即φ值较小时,则R和O原子之间的作用力小于O原子与氢原子之间的作用力,ROH倾向于碱式电离,ROH溶液呈碱性;反之,若若R离子的电荷数多,离子半径小,即φ值较大时,R和O原子之间的作用力大于O原子与氢原子之间的作用力,ROH 发生酸式电离,ROH溶液呈酸性。

判断R(OH)n酸碱性的经验公式如下(R的半径以pm为单位):

<0.22 R(OH)n显碱性

0.220.32 R(OH)n显两性

>0.32 R(OH)n显酸性

在周期表同一周期中,自左至右,R离子的电荷依次增多,r依次减小,故φ值趋于增大,氢氧化物碱性逐渐减弱,酸性逐渐增强。碱土金属与同周期碱金属相比,离子的电荷多,半径小,φ值相对较大,它们的氢氧化物的碱性比相邻

的碱金属弱。

在同一主族中,自上而下,R离子的电荷不变,r依次增大,故 值趋于减小。氢氧化物碱性逐渐增大,酸性逐渐减弱。碱土金属族中,Li(OH)2呈两性,M g(O H)2是中强碱,C a(OH)2、Sr(OH)2、B a(O H)2都属于强碱,变化非常明显。

9.3.3 碱土金属的盐类

1. 碱土金属盐类的通性

(1)晶体类型多数碱土金属盐为离子晶体,具有较高的熔点。只有Be2+半径小,电荷较多,极化力较强,当它与易变形的阴离子如Cl-、Br-、I-结合时,其化合物已过渡为共价化合物。

(2)热稳定性与碱金属相比,碱土金属含氧酸盐的热稳定性较差。碱土金属的碳酸盐在常温下是稳定的(BeCO3除外),在较高的温度下,分解为相应的MO和CO2。

(3)溶解度与碱金属不同,碱土金属的盐大多难溶于水。除氯化物和硝酸盐外,多数碱土金属的盐溶解度较小。在试剂生产中,常利用BaSO4的难溶性,除去物质中的杂质SO42-。

2. 重要的碱土金属盐

氯化钙常见的钙盐之一,大量的氯化钙来自苏尔维法制碱的副产物。实验室用石灰石和盐酸反应制得。氯化钙有无水物和二水、六水结晶水合物。无水CaCl2有强吸水性,是重要的干燥剂。可用于干燥H2、Cl2、O2、N2、CO2、H2S、HCl等气体及醛、酮、醚等有机试剂。由于能与氨、乙醇形成CaCl2·4NH3、CaCl2·4C2H5OH等加合物,因此不能要来干燥氨和乙醇。

CaCl2·2H2O常用作制冷剂,把它与冰混合,可获得-55℃的低温,如果用来融化公路上的积雪,效果比NaCl好(食盐和冰的混合物只能达到-21℃)。

钡盐BaCl2是最重要的可溶性钡盐。工业上通常将重晶石与炭一起焙烧,使之还原为BaS,再与盐酸反应生成BaCl2:

BaSO4+2C BaS+2CO2↑

BaS+2HCl == BaCl2+H2S↑

BaCl2和其它可溶性的钡盐都有毒。BaSO4是唯一无毒的钡盐,在胃肠道内

无吸收,能阻止具有X 射线通过,医疗上用作“钡餐”造影,生产这种BaSO 4时,一定要将可溶的BaCl 2彻底洗掉。

硫酸钙 硫酸钙的二水合物CaSO 4·2H 2O 叫石膏,加热至120℃左右,部分

失水成为CaSO 4·12

H 2O 叫烧石膏: CaSO 4·2H 2O == CaSO 4·12H 2O +112

H 2O 烧石膏粉末与少量水混合,可逐渐膨胀硬化,因此可以用来铸造模型。

9.4 锂、铍的特殊性和对角线规则

9.4.1 锂、铍的特殊性

锂和铍同属元素周期表第二周期元素,它们分别是ⅠA 和ⅡA 主族元素的第一个元素(不考虑H )。这两个元素的性质比较特殊,单质及化合物的性质与同族中其它元素的性质明显不同,却与周期表中各自右下方的元素在性质上非常相似。锂及其化合物与其它碱金属性质差异较大,与右下方镁元素非常相似。例如:

(1)锂和镁在过量的氧气中燃烧,均不形成过氧化物,只生成正常氧化物Li 2O 和MgO ;

(2)LiOH 和Mg(OH)2都是中强碱,在水中溶解度不大,受热时分解为Li 2O 和MgO 。而同族的NaOH 和KOH 是强碱,对热稳定,易溶于水;

(3)锂、镁的氟化物、碳酸盐、磷酸盐等都难溶于水,而其它碱金属相应的盐都易溶于水;

(4)Li 2CO 3、MgCO 3受热分解并放出CO 2,而Na 2CO 3、K 2CO 3对热稳定;

(5)硝酸锂热分解产物与硝酸镁相似:

4LiNO 3 == 2Li 2O +4NO 2↑+O 2↑

2Mg(NO 3)2 == 2MgO +4NO 2↑+O 2↑

而硝酸钠等加热分解为相应的亚硝酸盐和氧气。

2NaNO 3 == 2NaNO 2+3O 2↑

铍及其化合物与其它碱土金属性质差异较大,与ⅢA 族的铝非常相似。即使赤热也不与水反应;它也是两性金属,既溶于酸,也溶于强碱;Be(OH)2与Al(OH)3同样是两性氢氧化物;铍和铝的氧化物熔点高、硬度大;此外BeCl 2和AlCl 3一样都是共价卤化物,熔点低,易升华。

9.4.2 对角线规则

从锂和镁、铍和铝在周期表中的位置来看,它们是处于左上方和右下方的关系。这种在周期表中某一元素的性质和它右下方的另一元素相似的现象,称为对角线规则。除了锂和镁、铍和铝外,ⅢA族的硼与ⅣA族的硅,也存在着这种对角相似关系:

对角线规则是经验的总结,可以用离子极化观点简单的进行解释。以Be为例:Be2+的离子半径小,并且具有2电子结构,极化力比Mg2+大;Al3+的电荷比Mg2+多而半径小,它的极化力和Be2+相近,因此在某些性质上显示出相似性。

9.5应用

9.5.1锂电池

锂是当前高能电池理想的负极活性物质,在金属元素中,锂元素具有最小的密度和最大的电负性,因而具有最高的比能量(比能量是指单位质量或单位体积的电池所输出的能量,分别以W·h·kg-1和W·h·L-1表示)和比功率(比功率是指单位质量或单位体积的电池所输出的功率,分别以W·kg-1和W·L-1),同时锂电池具有使用寿命长、质量轻、放电电压稳定、绿色环保等特点,因而广泛应用于飞机、导弹点火系统、电子手表、计算器、录音机、心脏起搏器等方面。

由于锂金属十分活泼,遇水会剧烈反应生成LiOH,甚至燃烧或爆炸,所以通常采用有机溶剂或非水无机溶剂电解液制成锂非水电池、用熔融盐制成锂熔融盐电池和用固体电解质制成锂固体电解质电池。常用的有机溶剂有四氢呋喃、乙腈、二甲基甲酰胺等等,LiClO4、LiAlCl4、LiBr等作支持电解质,非水无机溶剂则有SOCl2、SO2Cl2、POCl3等,也可兼做正极活性物质。

各种锂电池的负极大致相同,把锂片压在焊有导电引线的镍网上或其他金属网上,采用小孔径的隔膜与阳极隔开。正极活性物质可采用SO2、SOCl2、SO2Cl2、V2O5、CuS、FeS、CuO等等。通过表9-4 对锂电池与其它电池的性能进行比较:

表9-4 锂电池与其它电池性能比较

电池比能量/ 比功率/ 开路电压/V 工作温度/℃储存寿命/ 年(20℃)

(W·h·kg-1) (W·kg-1)

Li / SO2330 110 2.9 -40 ~+70 5 ~10

Li / SOCl2550 550 3,7 -60 ~+75 5 ~10

Zn / MnO266 55 1.5 -10 ~+55 1

Zn / HgO 99 11 1.35 -30 ~+70 >2 Li/SO2电池是锂一次电池中放电电压非常稳定的一种,它在电量用尽前的电压接近稳定电源的水平。电池符号为:(-)Li | LiBr || 乙腈| SO2,C(+)。该电池中以多孔的碳和SO2作正极,以SO2、乙腈和可溶性LiBr组成非水电解质,电池反应为:

2Li + 2SO2 Li2S2O4

Li/SOCl2电池是目前世界上实际应用的锂电池系列中比能量((W·h·kg-1)最高的一种电池,电池符号为:(-)Li / LiAlCl4,SOCl2 / C(+)。电池中以多孔碳作正极,SOCl2既是溶剂,又是正极活性物质,电池反应为:

4Li+2SOCl24LiCl+S+SO2↑

Li与S在高温下会发生反应(放热),引发事故,因此使用时应注意避免短路、过度放电,电池储存温度不宜过高。

9.5.2 锂离子电池

人们对锂电池的最初开发是在上世纪六十年代,但由于锂反应时的安全性不易控制,尤其是在反复的充放电中累积的高活性粉状锂单质能引起短路等严重问题,因此以上所提锂电池均为一次性电池。1990年,日本索尼公司成功研发出二次锂离子电池,锂离子电池以自身的诸多优点在商业上得到了广泛的应用。

锂离子电池是把锂离子嵌入碳(石油焦炭和石墨)中形成负极(传统锂电池用锂金属或锂合金作负极)。正极材料常用Li x CoO2,也用Li x NiO2和Li x MnO4,电解液用LiPF6 +二乙烯碳酸酯(EC)+二甲基碳酸酯(DMC)。

石油焦炭和石墨作负极材料无毒,且资源充足,锂离子嵌入碳中,克服了锂的高活性,解决了传统锂电池存在的安全问题,正极Li x CoO2在充放电性能和寿命上均能达到较高水品,使成本降低,总之锂离子电池的综合性能提高了。锂离子电池也以自身的良好性能迅速的占有了市场。

锂离子二次电池充放电时的反应式为:

LiCoO 2+C Li 1-x CoO 2+Li x C

9.5.3 硬水软化和纯水制备

放电 充电

硬水软化最简单的办法就是在水中加入纯碱Na2CO3,Na2CO3能与Ca2+生成CaCO3沉淀,若需除掉Mg2+,还往往需要加入石灰:

Ca2++CO32 - == CaCO3↓

2Mg2++CO32 -+2OH- == Mg2(OH)2CO3↓

也可在硬水中加入磷酸或磷酸氢钠等沉淀剂,以除去硬水成分,降低水的硬度。

(2)离子交换法

离子交换是一种特殊的固体吸附过程。一般常用的离子交换剂是一种不溶于水的固体颗粒状物质,即离子交换树脂。它是一种有机高分子化合物,上面有许多孔隙。从分子结构上来说,离子交换树脂主要分为两个组成部分:一部分是不能移动的高分子基团,构成了树脂的骨架;另一部分是可移动的离子,构成了树脂的活性基团,用来交换溶液中的阳离子或阴离子。按照所交换离子的种类,又有阳离子交换树脂和阴离子交换树脂之分。

离子交换的过程就是离子交换树脂从电解质溶液中吸取某种阳离子或者阴离子,而把自身所含的另外一种带相同电荷的离子等量释放到溶液中。如磺酸型强酸性阳离子交换树脂的分子式为R-SO3-H+(R代表树脂的骨架),当需要净化的水流经这种树脂时,水中的阳离子如Ca2+、Mg2+、Na+、K+会被树脂吸附与H+交换,交换下来的H+进入到水中:

R-SO3-H++Na+ R-SO3-Na++H+

又如季铵型强碱性阴离子交换树脂(R4N)+OH-,当需要净化的水流经这种树脂时,水中的阴离子如Cl -、SO42-、NO3- 将会被被树脂吸附而与OH-交换,交换下来的OH-进入到水中:

(R4N)+OH-+Cl - (R4N)+Cl -+OH -

进入到水中的OH -与H+ 结合成H2O。

工业上常把两种树脂分装在两个交换柱中串联使用,这种将阳床和阴床串联组成的设备称为“复床”。一般先将水经过阳床除去金属离子,形成酸性水,然后通过阴床除去酸根离子。通过复床的水可除去大部分的可溶无机盐。

也可将两种树脂按一定比例混装在同一交换柱中,组成混合离子交换器,工业上简称混床。运行前将它们混合均匀。被处理水通过混床时,所产生的H+和

碱金属和碱土金属

第17章 碱金属和碱土金属 2. 以食盐为原料,如何制备下列物质?写出反应方程式。 Na NaOH Na 2O 2 Na 2CO 3 Na 2SO 3 Na 2S 2O 3 答:(1)电解熔融NaCl-CaCl 2混合物制备金属Na : 2 NaCl(l) ==== 2 Na(l) + Cl 2(g) (2)电解NaCl 饱和溶液制备NaOH : 2 NaCl + 2H 2O==== 2 NaOH + H 2(g) + Cl 2(g) (3)由步骤(1)中制备的 Na 在过量O 2中燃烧制备Na 2O 2 : 2Na + O 2 ==== Na 2O 2 (4)用NaCl 饱和溶液吸收NH 3和CO 2析出NaHCO 3,煅烧NaHCO 3即得到Na 2CO 3: + CO 2 ===== NaHCO 3↓+ NH 4Cl NH 3 + NaCl + H 2O ===== Na 2CO 3 + H 2O ↑+ CO 2↑ 2NaHCO 3 也可用步骤(2)制备的NaOH 溶液吸收CO 2制备Na 2CO 3: 2 NaOH + CO 2 ==== Na 2CO 3 + H 2O (5)用步骤(2)制备的NaOH 溶液吸收SO 2制备Na 2SO 3 : 2 NaOH + SO 2 ==== Na 2SO 3 + H 2O (6) 用步骤(5)制备的Na 2SO 3溶液与S 粉共煮制备Na 2S 2O 3 : 电解 Na 2SO 3 + S ==== Na 2S 2O 3 3. 碱土金属碳酸盐的热分解反应如下: MCO 3(s) === MO(s) + CO 2(g) 根据下表中分解反应的热力学数据,计算它们的分解温度,总结碱土金属碳酸盐热稳定性的变化规律并简要说明原因。 碳酸盐 MgCO 3 CaCO 3 SrCO 3 BaCO 3 Δr H o (298 )/kJ ?mol -1 117 176 238 268 Δr S o (298 )/J ?mol -1?K -1 168 148 168 168 解:根据 Δr G o(T)=Δr H o(298) - T ?Δr S o(298) = 0 得 T =Δr H o(298)/Δr S o(298) 将表中数据带入上式求得各碱土金属碳酸盐的分解温度T 如下: 燃烧 电解 加热 加热

-碱金属和碱土金属元素习题

第17章碱金属和碱土金属习题1.选择题 17-1下列氢化物中,稳定性最强的是…………………………………………..( ) (A) RbH (B) KH (C) NaH (D) LiH 17-2下列关于锂和镁性质上的相似性的说法错误的是……………………….( ) (A) 锂和镁的氢氧化物受热时,可分解为相应的氧化物 (B) 锂和镁的氟化物、碳酸盐和磷酸盐都难溶于水 (C) 锂和镁的氯化物都能溶于有机溶剂 (D) 锂和镁的固体密度都小于1g/cm3,熔点都很低 17-3下列各组化合物中,均难溶于水的是……………………………………...()(A) BaCrO4,LiF (B) Mg(OH)2,Ba(OH)2 (C) MgSO4,BaSO4(D) SrCl2,CaCl2 17-4下列氯化物在有机溶剂中溶解度最大的是……………………………….()(A) LiCl (B) NaCl (C) KCl (D) CaCl2 17-5下列碳酸盐的热稳定性顺序正确的是……………………………………. ( ) (A) BeCO3>MgCO3>CaCO3>SrCO3>BaCO3(B) BaCO3>CaCO3>K2CO3 (C) BaCO3>SrCO3>CaCO3>MgCO3>BeCO3(D) Li2CO3>NaHCO3>Na2CO3 17-6下列各金属在空气中燃烧生成的氧化物仅为普通氧化物的是…………( ) (A) K (B) Na (C) Li (D) Rb 17-7 已知Na +H2O == NaOH(aq) + 1/2H2Δr H m?=-185.77kJ·mol-1 NaH + H2O == NaOH(aq) + H2Δr H m?=-132.21 kJ·mol-1 则NaH 的生成热为………………………………………………………….( ) (A) –317.98 kJ·mol-1(B) +317.98 kJ·mol-1 (C) –53.56 kJ·mol-1(D) +53.96 kJ·mol-1 17-8下列各碳酸盐中溶解度最小的是………………………………………..( ) (A) NaHCO3(B) Na 2CO3 (C) Li2CO3(D) K2CO3 17-9 NaNO3和LiNO3都在1000K左右分解,其分解产物……………………( ) (A) 都是亚硝酸盐和O2(B) 都是氧化物和O2 (C) 都产生N2O和O2(D) 除了都有氧气外,其余产物均不同

第15章碱金属碱土金属

第十五章碱金属碱土金属习题 一、选择题 1.在下列性质中,碱金属比碱土金属高(或大)的是( ) A. 熔点 B. 沸点 C. 硬度 D. 半径 2.下列性质中,碱金属和碱土金属都不具有的是( ) A. 与水剧烈反应 B. 与酸反应 C. 与碱反应 D. 与强还原剂反应 3.ⅠA,ⅡA族元素的电离势,电负性和分子中共价键的强度随着原子序数的增 加而( ) A. 逐渐增大 B. 逐渐减小 C. 无法推测 D. 变化不大 4.下列原子中哪一种原子第一电离势最大( ) A. Na B. Li C. Be D. Mg 5.碱土金属与碱金属相比较,碱土金属比相邻的碱金属多一个电子,即增加了一个 单位的核电荷,所以 A. 碱土金属原子半径比相邻的碱金属大些 B. 电离势大 C. 较易失去第一个电子 D. 比碱金属更活泼 6.下列元素中形成化合物时,共价倾向最小的是( ) A. Be B. Li C. Ba D. Cs 7.最轻的金属是以下金属中的( ) A. Be B. Li C. Na D. Mg 8.下列金属单质不能保存在煤油里的是( ) A. Li B. Na C. K D. Rb 9.金属钠应保存在( )

A. 酒精中 B. 液氨中 C. 煤油中 D. 空气中 10.下列金属单质表现两性的是( ) A. Li B. Mg C. Ba D. Be 11.因为,所以钠的化学性质比锂更活泼,此说 法( ) A. 因对果对 B. 因对果错 C. 因错果对 D. 因错果错 12.下列反应式所表示的反应与实验事实不符的是( ) 高温 2MgO+Si 燃烧 高温 Ti+4NaCl 13.可用于吸收酒精中水分的氧化物是( ) 14.因为Na2O2有强碱性,所以熔融Na=2时不宜采用的器皿是( ) A.铁器皿 B. 镍制器皿 C. 瓷制或石英器皿 D. 以上都不行 15.下列碱土金属氧化物中,硬度最大的是( ) A. CaO B. BaO C. MgO D. BeO 16.下列过氧化物中至今尚未发现的是( ) 17.下列氧化物不属于超氧化物的是( ) 18.实验室中用H2SO4与如下物质作用制备H2O2,这种物质是( )

第15章碱金属与碱土金属

第15章碱金属与碱土金属 教学要求 1.掌握碱金属、碱土金属单质的性质,了解其结构、制备、存在及用途与性质的关系。 2.掌握碱金属、碱土金属氧化物的类型及重要氧化物的性质及用途。 3.了解碱金属、碱土金属氢氧化物溶解性和碱性的变化规律。 4.掌握碱金属、碱土金属重要盐类的性质及用途,了解盐类热稳定性、溶解性的变化规律。 教学时数4学时 15-1 碱金属和碱土金属的通性 碱金属元素原子的价电子层结构为ns1。因此,碱金属元素只有+1氧化态。碱金属原子最外层只有一个电子,次外层为8电子(Li为2电子),对核电荷的屏蔽效应较强,所以这一个价电子离核校远,特别容易失去,因此,各周期元素的第一电离能以碱金属为最低。与同周期的元素比较,碱金属原子体积最大,只有一个成键电子,在固体中原子间的引力较小,所以它们的熔点、沸点、硬度、升华热都很低,并随着Li一Na—K一Rb一Cs的顺序而下降。随着原子量的增加(即原子半径增加),电离能和电负性也依次降低,见表17—1。 碱金属性质的变化一般很有规律,但由于锂原子最小,所以有些性质表现特殊。事实上,除了它们的氧化态以外,锂及其化合物的性质与本族其它碱金属差别较大,而与周期表中锂的右下角元素镁有很多相似之处。 碱金属元素在化合时,多以形成离子键为特征,但在某些情况下也显共价性。气态双原子分子,如Na2、Cs2等就是以共价键结合的。碱金属元素形成化合物时,锂的共价倾向最大,铯最小。 与碱金属元素比较,碱土金属最外层有2个s电子。次外层电子数目和排列与相邻的

碱金属元素是相同的。由于核电荷相应增加了一个单位,对电子的引力要强一些,所以碱土金属的原子半径比相邻的碱金属要小些,电离能要大些,较难失去第一个价电子。失去第二个价电子的电离能约为第一电离能的一倍。从表面上看碱土金属要失去两个电子而形成二价正离子似乎很困难,实际上生成化合物时所释放的晶格能足以使它们失去第二个电子。它们的第三电离能约为第二电离能的4—8倍,要失去第三个电子很困难,因此,它们的主要氧化数是+2而不是+1和+3。由于上述原因,所以碱土金属的金属活泼性不如碱金属。比较它们的标准电极电势数值,也可以得到同样的结论。在这两族元素中,它们的原了半径和核电荷都由上而下逐渐增大,在这里,原子半径的影响是主要的,核对外层电子的引力逐渐减弱,失去电子的倾向逐渐增大,所以它们的金属活泼性由上而下逐渐增强。 碱金属和碱土金属团体均为金属晶格,碱土金属由于核外有2个有效成键电子,原于间距离较小,金属键强度较大,因此,它们的熔点、沸点和硬度均较碱金属高,导电性却低于碱金属。碱土金属的物理性质变化不如碱金属那么有规律,这是由于碱土金属晶格类型不是完全相同的缘故。碱金属皆为体立方晶格,碱土金属中,Be、Mg为六方晶格,Ca、Sr为面心立方晶格,Ba为体立方晶格。 这两族元素的离子各有不同的味道特征,如Li+离子味甜;K+、Na+离子味咸;Ba+离子味苦。 Li+离子的极化力是碱金属中最强的,它的溶剂化作用和形成共价的趋势异常的大,有人提出有“锂键”的存在,类似于氢键,如H—F···Li—F和(LiF2)2。 15-2 碱金属和碱土金属的单质 15-2-1 存在和制备 一、存在 由于碱金属和碱土金属的化学性质很活泼,所以它们只能以化合状态存在于自然界中。在碱金属中,钠和锂在地壳中分布很广,两者的丰度都为2.5%。主要矿物有钠长石Na[AlSi3O8]、和钾长石K[A1Si3O8],光卤石KCl·MgCl2·6H 20及明矾石K2SO4·A12(SO4)3·24H2O等。海水中氯化钠的含量为2.7%,植物灰中也含有钾盐。锂的重要矿物为锂辉石Li2O·A1203 4SiO2,锂、铷和铯在自然界中储量较少且分散,被

第15章 s区元素

第十五章 s区元素 一、教学基本要求 1. 了解s区元素的物理性质和化学性质,能解释碱金属与水、醇和液氨反应的不同; 2. 了解主要元素的矿物资源及单质的制备方法,特别注意钾和钠制备方法的不同; 3. 了解s区元素的氢化物、氧化物、氢氧化物的性质,特别注意氢氧化物的碱性变化 规律; 4. 了解s区元素的重要盐类化合物,特别注意盐类溶解性的热力学解释; 5. 会用离子极化理论解释碳酸盐分解规律; 6. 了解对角线规则和锂、铍的特殊性。 二、要点 1. 汞齐(amalgam ) 又称汞合金,汞的特性之一是能溶解除铁以外的许多金属而生成汞齐。汞与一种 或几种金属形成汞齐时,含汞少时是固体,含汞多时是液体。天然的有金汞齐,银 汞齐,人工制备的有:钠汞齐、钾汞齐、锌汞齐、锡汞齐、铅汞齐等。 2. 熔盐电解法(Molten-salt electrolysis) 指以熔融态盐类为原料的电解方法,常用于制备不能由水溶液中制备的金属,如碱金属、碱土金属以及钍、钽混合稀土金属的生产。有时为降低熔体的熔点,节 省电能,须加入一定量的助熔剂。 3. 热还原法(Thermo-deoxidization) 用化学活性较强的金属,将被还原的金属从其化合物中置换出来,以制备金属或其 合金的方法。 4. 冠醚(Crown ether) 分子结构类似皇冠的“大环多醚”。最常用的有18-冠-6 (如下图中的a)、二环己基 -18-冠-6及二苯基18-冠-6等。冠醚对K+、Na+及其他阳离子有很强的选择性络合 ,F- ),提 K + X- 表示( X=MnO 4高了裸阴离子的活性。冠醚在有机合成中常用作“相转移反应的催化剂”。 5.穴醚(Cryptant) 分子结构类似地穴的“大环多醚”。穴醚几乎能够实现对K+和Na+离子的完全 分离,选择性可高达105:1。如下图中的(b) (c)所示。 (a) (b) (c)

碱金属碱土金属

第20章s区金属(ⅠA、ⅡA ) [教学要求] 1.掌握碱金属、碱土金属单质的性质,了解其存在、制备及用途与性质的关系。 2.掌握碱金属、碱土金属氧化物的类型及重要氧化物的性质及用途。 3.了解碱金属、碱土金属氢氧化物溶解性和碱性的变化规律。 4.掌握碱金属、碱土金属重要盐类的性质及用途,了解盐类热稳定性、溶解性的变化规律。[教学重点] 1.碱金属、碱土金属的单质、氧化物、氢氧化物、重要盐类的性质。 2.碱金属、碱土金属性质递变的规律。 [教学难点] 碱金属、碱土金属的氢氧化物性质递变规律。 [教学时数] 2学时(课堂讨论课) [主要内容] 1.碱金属、碱土金属的通性。 2.碱金属、碱土金属单质的性质、制法及用途。 3.碱金属、碱土金属的氧化物、氢氧化物、氢化物、盐类、配合物的性质。 [教学内容] 碱金属和碱土金属是周期表ⅠA族和ⅡA族元素。ⅠA族包括锂、钠、钾、铷、铯、钫六种金属元素。它们的氧化物溶于水呈碱性,所以称为碱金属。ⅡA族包括铍、镁、钙、锶、钡、镭六种金属元素。由于钙、锶、钡的氧化物在性质上介于“碱性的”和“土性的”(以前把粘土的主要成分,既难溶于水又难熔融的Al2O3称为“土”)之间。其中锂、铷、铯、铍是希有金属,钫和镭是放射性元素。钠、钾、镁、钙和钡在地壳内蕴藏较丰富,它们的单质和化合物用途广泛。 20-1 通性 1 结构:ns1-2 2 成键特征:+Ⅰ,+ Ⅱ离子型 3 I.E. χA在同周期最低。碱金属原子最外层只有一个电子,次外层为8电子(Li为2电子),对核电荷的屏蔽效应较强,所以这一个价电子离核校远,特别容易失去,因此,各周期元素的第一电离能以碱金属为最低。 4 m.p. b.p. 硬度低,且从上自下,有高到低。 导电性ⅠA>ⅡA 碱金属原子体积最大,只有一个成键电子,在固体中原子间的引力较小,所以它们的熔点、沸点、硬度、升华热都很低,并随着Li一Na—K一Rb一Cs的顺序而下降。碱金属和碱土金属团体均为金属晶格,碱土金属由于核外有2个有效成键电子,

第10章 碱金属和碱土金属元素学习要点和练习题

《无机化学》第十章(碱金属和碱土金属)学习要点和练习题 一、学习要点 1、碱金属和碱土金属单质的物理性质和化学性质 2、碱金属和碱土金属单质的制备 3、碱金属的氧化物、过氧化物、超氧化物 4、碱金属和碱土金属氢氧化物的性质 5、碱金属和碱土金属盐类的性质,重点是盐的溶解性、热稳定性的比较 6、了解碱金属和碱土金属矿石和复盐的名称和分子式 二、练习题 1. 写出分子式 生石膏重晶石方解石天青石明钒 2. 根据碱金属的性质的递变规律,预测钫的下列性质:主要物理性质(密度、硬度、熔点);在空气中燃烧的主要产物;与水反应的情况;FrClO4在水中的溶解性如何? 3. 写出Na2O2和KO2的成键特征,并用分子轨道理论分析O2-,O22-的键级。 4. 市售的氢氧化钠中为什么常含有碳酸钠?如何制备纯的NaOH溶液? 5. 完成并配平下列反应式 ①TiCl4+N a→②LiNO3(分解)→ ③Mg(NO3)2(分解)→④Be+ NaOH+ H2O→ ⑤KO3+ H2O→⑥Mg3N2+ H2O→ ⑦MgCl2·6H2O(加热)→⑧Be(OH)2+ NaOH→ ⑨CaH2+ H2O→⑩Na2O2+ Na→ 6. 锂的电极电势比钠的更负,但是锂与水反应还不如钠剧烈,为什么? 7. 碱土金属比相应的碱金属熔点高,硬度大,为什么? 8. 锂及其化合物与其它碱金属及其化合物在性质上有哪些不同?为什么? 9. 碱金属(除钫外),在过量氧气中燃烧时各生成何种氧化物?各类氧化物和水作用如何?写出有关方程式。 10. 碱土金属碳酸盐分解温度递变规律如何? 11 .用化学反应方程式表示下列物质间的转换 (1)Mg→Mg2N3→Mg(OH)2→Mg(NO3)2→MgO (2)BeO→BeCl2→Be(OH)2→Be(OH)42-→BeF42- 12. 列出下列几组物质熔点由高到低的顺序:(提示:比较晶格能) ①NaF ,NaCl ,NaBr ,NaI ②BaO ,SrO ,CaO ,MgO ③NaF ,CaO 13. 某碱土金属A在空气中燃烧时火焰呈橙红色,反应产物为B和C的固体混合物。该混合物与水反应生成D溶液,并放出气体E,E可使红色石蕊试纸变蓝,将CO2气体通入D 溶液中有白色沉淀F生成。试确定各字母所代表物质的化学式,写出有关反应方程式。14. 化合物A、B、C都是某碱金属元素的化合物,等物质的量的A和C反应可以生成B,加热C也可以生成B并放出气体D,向A的浓水溶液中通入D,可以生成B的水溶液,若长时间的通入D,可以生成一些C的结晶,A的焰色反应显示为黄色。试确定各字母所代表物质的化学式,写出有关反应方程式。

第一章 碱金属和碱土金属练习题

第一章碱金属和碱土金属练习题 一、完成并配平下列化学反应方程式: (1)钾的氧化物和水反应: ① K2O② K2O2③ KO2④ KO3 (2) 钾的氧化物吸收CO2。 ① K2O② K2O2③ KO2④ KO3 (3)下列化合物与水反应: ① NaH② Mg3N2③ XeOF4④ BaS⑤ NaAlH4⑥ NaBH4 (4) 下列化合物受热分解: ① NaNO3② LiNO3③ Mg(NO3)2 ④ CaO2⑤ KO2 ⑥ KO3 ⑦ MgCl2·6H2O⑧CaCl2·6H2O (5) 氢化物LiH与下列化合物反应。 ① B2H6② AlCl3③ TiCl4 (6)以重晶石为主要原料制备BaCl2和BaO2; (7) 以KCl为主要原料制备KClO3和O2

二、填空。 (1)比较在水中的溶解度的大小(用“>”或“<”填空)。 ① LiF NaF ② Li2CO3 Na2CO3 ③ Na2CO3 NaHCO3 ④ CaCO3 Ca(HCO3)2 ⑤ Na2SiF6 K2SiF6 ⑥ Na2PtCl6 K2PtCl6 ⑦ NaClO4 KClO4 ⑧ CaCO3 CaSO4 ⑨ BaCO3 BaSO4 ⑩ CaCO3 CaC2O4 (2) 给出下列物质的矿物名称。 a、NaNO3 b、NaCl c、 K Cl·MgCl2·6H2O d、Be3Al2Si6O18 e、 MgCO3 f、MgCO3·CaCO3 g、CaSO4·2H2O h、CaCO3 i、Ca5(PO4)3F j、CaF2 k、SrSO4 l、 BaSO4 (3) 比较化合物的热稳定性(用“>”或“<”填空)。

碱金属和碱土金属

新乡医学院无机化学实验课教案首页 授课教师姓名及职称: 新乡医学院化学教研室年月日

实验碱金属和碱土金属(I-II) 一、实验目的 1.了解金属镁和氢氧化镁的性质; 2.比较镁、钙、钡难溶盐的生成和性质; 3.掌握钠、钾的鉴定方法。 二、实验原理 周期系第ⅠA族元素称为碱金属元素,价电子层结构为ns1;周期系第ⅡA族元素称为碱土金属元素,价电子层结构为ns2。这两族元素是周期系中最典型的金属元素,化学性质非常活泼,其单质都是强还原剂。 除LiOH为中强碱外,碱金属氢氧化物都是易溶的强碱。碱土金属氢氧化物的碱性小于碱金属氢氧化物,在水中的溶解度也较小,都能从溶液中沉淀析出。 碱金属盐多数易溶于水,只有少数几种盐难溶(如醋酸铀酰锌钠、四苯硼酸钠等),可利用它们的难溶性来鉴定Na+、K+离子。 在碱土金属盐中,硝酸盐、卤化物(氟化物除外)、醋酸盐易溶于水;碳酸盐、硫酸盐、草酸盐、磷酸盐等难溶。可利用难溶盐的生成和溶解性的差异来鉴定Mg2+、Ca2+、Ba2+离子。 三、实验用品(略) 四、实验内容 (一)金属镁和氢氧化镁的性质 1.在2支试管中分别加入少量镁粉及蒸馏水约2mL,加热其中一支试管2~3min再分别加入酚酞指示剂1滴,观察溶液颜色变化,解释原因并写出反应式。 2.在2支试管中各加入0.1mol·L-1MgSO4溶液5滴,再分别滴加2mol·L-1NaOH溶液2~3滴,观察现象。然后在两试管中分别加入3mol·L-1NH4Cl溶液和2mol·L-1HCl数滴,观察现象并写出反应式。 (二)镁、钙、钡难溶盐的生成和性质 1.硫酸盐溶解度的比较 在3支试管中分别加入5滴0.1mol·L-1MgCl2、0.1mol·L-1CaCl2、0.1mol·L-1 BaCl2,然

碱金属和碱土金属

第 20 章 s 区元素 [ 教学要求] 1、了解碱金属和碱土金属的通性。 2、掌握碱金属和碱土金属的氢化物及氧化物的性质和用途。 3、掌握碱金属和碱土金属的氢氧化物及其盐类的性质和用途。[ 教学重点] 碱金属和碱土金属的单质及其重要化合物的性质变化规律 [ 教学难点] 碱金属和碱土金属的单质及其重要化合物的性质变化规律 [ 教学时数] 4 学时 [ 教学内容] 20-1 碱金属和碱土金属的通性 20-2 碱金属和碱土金属的单质 20-3 碱金属和碱土金属的化合物 [教学方法与媒体] 讲解,ppt展示 20-1 碱金属和碱土金属的通性 1、碱金属和碱土金属的基本性质 碱金属元素的一些基本性质 1决定碱金属的主要氧化态:+1 2溶剂化强度最大(水化能为519kJ·mol-1)。

碱土金属元素的一些基本性质 讨论:Li 的φθ值为什么最负?Be 的φθ值最小? 锂电对的数值乍看起来似乎反常,这个原子半径最小、电离能最高的元素倒成了最强的还原剂.显然与其溶剂化程度(水合分子数为25 . 3)和溶剂化强度(水合焓为-519 kJ ·mol -1 )都是最大的有关。 φθ(Be 2+/Be) 明显低于同族其余电对,与其高电离能有关。无法被水合焓补偿: I 1 (Be) + I 2 (Be) = 2 656 kJ ·mol -1。 2、碱金属和碱土金属的存在 由于碱金属和碱土金属的化学活泼性很强,因此在自然界均以化合态形式存在。钠、钾在地壳中分布很广,其丰度均为 2.5% 。锂、铷、铯在自然界中的储量很小且分散,被列为稀有金属。碱土金属的重要矿物较多,铍为稀有金属。 3、用途 一些元素的某些重要用途分述如下: 3 决定碱金属的主要氧化态:+3。 4 电离势很高,I1+I2=2567kJ·mol -1,无法补偿其水合焓。 Li +/Li Na +/Na K +/K Rb +/Rb Cs +/Cs -3.04 -2.71 -2.93 -2.92 -2.92 Be 2+/Be Mg 2+/Mg Ca 2+/Ca Sr 2+/Sr Ba 2+/Ba -1.97 -2.36 -2.84 -2.89 -2.92 S 区金属元素相关电对的标准电极电势φ (Ox/Red) (单位:V)

厦大无机7碱金属和碱土金属

碱金属和碱土金属 1.试说明为什么Be2+、Mg2+、Ca2+、Sr2+、Ba2+的水合热依次减弱? 2.某酸性BaCl2溶液中含少量FeCl3杂质。用Ba(OH)2或BaCO3调节溶液的pH值,均可把Fe3+沉淀为Fe(OH)3而除去。为什么?利用平衡移动原理进行讨论。 3.试解释为什么碱金属的液氨溶液,(1)有高的导电性;(2)是顺磁性的;(3)稀溶液呈兰色。 4.Rb2SO4的晶格能是-1729kJ·mol-1,溶解热是+24kJ·mol-1,利用这些数据求SO42-的水合热(已知Rb+的水合热为-289.5kJ·mol-1). 5.根据下图,可以由重晶石(BaSO4)作为原料,来制造金属钡及一些钡的化合物。试回答下列一些问题: C Na2CO3 C BaS BaCO3 BaSO 加热 BaO2 HCl HNO3 Ba Na2NO3 BaCl2·2H2O Ba(NO322 (1)现拟从重晶石制备BaCl2·2H2O。问应该采用哪些步骤,写出其化学方程式,并说明完成反应的理由。 (2)为何不能从BaS与硝酸作用直接制备Ba(NO3)2? (3)为何工业上不采用BaCO3直接加热分解方法来制备BaO? 6.利用下列数据计算KF和KI的晶格能。(单位kJ·mol-1) K+(g)F-(g)I-(g) 水合能(kJ·mol-1)-360.2 -486.2 -268.6 KF KI 溶解热(kJ·mol-1)-17.6 20.5 由计算结果再联系有关理论加以讨论。 7.讨论Li+、Na+、K+、Rb+、Cs+系列在水溶液的迁移率大小顺序?若在熔融盐中是否具有相同的顺序? 8.Na2O2可作为潜水密闭舱中的供氧剂,这是根据它的什么特点?写出有关反应式。 9.写出M2O、M2O2、MO2与水反应的方程式,并加以比较。 10.如何用离子势概念说明碱金属、碱土金属氢氧化物的碱性是随M+、M2+离子半径的增大增强。 11.如何证明碱金属氢化物中的氢是带负电的组分?预测CaH2、LiH与水反应的产物? 12.什么叫对角线规则?引起Li~Mg、Be~Al、B~Si三对元素性质上相似的原因是什么? 13.下列每对化合物中,哪一个在水中的溶解度可能更大些?

无机化学实验二十二碱金属和碱土金属

实验二十二碱金属和碱土金属 [实验目的] 比较碱金属、碱土金属的活泼性。试验并比较碱土金属氢氧化物和盐类的溶解性。练习焰色反应并熟悉使用金属钾、钠的安全措施。 [实验用品] 仪器:烧杯、试管、小刀、镊子、坩埚、坩埚钳、离心机 固体药品:钠、钾、镁条、醋酸钠 液体药品:汞、NaCl(1mol·L-1)、KCl(lmol·L-1)、MgC12(0.5mol·L-1)、CaC12(0.5mol·L-1)、BaC12(0.5mol·L-1)、新配制的NaOH(2mol·L-1)、氨水(6mol·L-1)、NH4Cl(饱和)、 Na2CO3(0.5mol·L-1、饱和)、HCl(2mol·L-1)、HAc(2mol·L-1、6mol·L-1)、HNO3(浓)、 Na2SO4(0.5mol·L-1)、CaSO4(饱和)、K2CrO4(0.5mol·L-1)、KSb(OH)6(饱和)、 (NH4)2C2O4(饱和)、NaHC4H4O6(饱和)、AlCl3(0.5mol·L-1) 材料:铂丝(或镍铬丝)、pH试纸、钴玻璃、滤纸 [实验内容] 一、钠、钾、镁的性质 1.钠与空气中氧的作用 用镊子取一小块金属钠(绿豆大),用滤纸吸干其表面的煤油,切去表面的氧化膜,立即置于坩埚中加热。当钠开始燃烧时,停止加热。观察反应情况和产物的颜色、状态。冷却后,往坩埚中加入2ml蒸馏水使产物溶解,然后把溶液转移到一支试管中,用pH试纸测定溶液的酸碱性。再用2mol·L-1H2SO4酸化,滴加1~2滴0.01mol·L-1KMnO4溶液。观察紫色是否褪去。由此说明水溶液是有H2O2,从而推知钠在空气中燃烧是否有Na2O2生成。写出以上有关反应方程式。 现象和解释 2Na + O2Na2O2黄色粉末 Na2O2 + 2H2O == H2O2++ 2NaOH 5H2O2 + 2MnO4- + 6H+ == 2Mn2+ + 8H2O + 5O2 2、钠、钾、镁与水的作用 用镊子取一小块金属钾和金属钠,用滤纸吸干其表面的煤油,切去表面的氧化膜,立即将它们分别放入盛水的烧杯中。可将事先准备好的合适漏斗倒扣在烧杯上,以确保安全。观察两者与水反应的情况,并进行比较。反应终止后,滴入1~2滴酚酞试剂,检验溶液的酸碱性。根据反应

第10章碱金属与碱土金属习题解答

第十章碱金属和碱土金属 思考题解析 1(10-1)钾和钠在地壳中的丰度相近(2.74%),但为什么海洋中钾的含量远小于钠?(参看牟保磊编.元素地球化学.26页,北京大学出版社,1999年;曹素忱编.无机化学.283页.高等教育出版社,1993年)解:(1)不少钾盐在水中的溶解度比钠盐小,又钾与土壤里的硅酸盐、硅铝酸盐结合得很牢; (2)钾是植物生长的要素,从岩石中溶解出的大部分被植物所吸收。 2(10-2)碱金属及其氢氧化物为什么不能在自然界中存在? 解:因为碱金属的化学性质活泼,可与空气中的氧、自然界中的水直接反应;碱金属的氢氧化物均为强碱,易于自然界中的酸性物质(如空气中的CO2 、雨中的硝酸等)作用生成盐,所以碱金属及其氢氧化物不能在自然界中存在。 3(10-3)金属钠着火时能否用H2O、CO2、石棉毯扑灭?为什么? 解:金属钠着火时不能用H2O、CO2扑灭,可用石棉毯扑灭。因为金属钠着火时,若用H2O灭火,钠可与水反应产生易燃易爆的H2;若用CO2灭火,钠着火是表面生成的Na2O2会与CO2作用产生助燃的O2。石棉(CaO·3MgO·4SiO2)与钠不作用,可用于扑灭钠着火。 4(10-4)为什么人们常用Na2O2作供氧剂? 解:因为Na2O2在室温下与H2O、CO2反应生成O2,即 Na2O2 + 2H2O 2NaOH + H2O2 2H2O2 2H2O + O2 2Na2O2 + 2CO22NBa2CO3 + O2 5(10-5)某地的土壤现碱性主要是由于Na2CO3引起的,加入石膏为什么有降低碱性的作用? 解:石膏为CaSO4,他虽然不容于水,但与Na2CO3作用可生成更难溶的CaCO3,则降低了由于Na2CO3水解而引起的土壤碱性。 6(10-6)盛Ba(OH)2溶液的瓶子,在空气中放置一段时间后,其内壁会被蒙上一层白色薄膜,这成薄膜是什么物质?欲除去应采用下列何种物质来洗涤,并说明理由。 水(2)盐酸(3)硫酸 解:薄膜是BaCO3,因为Ba(OH)2可与空气CO2中反应,即 Ba(OH)2+CO2BaCO3+H2O 用盐酸可将BaCO3除出,因为可发生下列反应:

第二十章碱金属碱土金属之教案

第二十章碱金属碱土金属之教案 20-1.1: 定性解释碱金属和碱土金属从上到下和从左到右的金属活泼性变化规律(C级重点掌握)解:同族从上到下金属活泼性增强的原因是从上到下金属的原子半径依次增大,有效核电荷减小,对最外层电子的吸引力依次减小,所以更易失去电子,金属活泼性依次增强,第一电离势从上到下依次减小.同理从左到右金属活泼性减弱也是因为原子半径减小,有效核电荷增大,对最外层电子的吸引力增大,电子难失去,金属活泼性减弱. 二:Li和Be的特殊性(C级了解) 由于锂和铍分别是ⅠA和ⅡA中原子半径最小的,所以它们的性质与本族其它金属差别较大,表现出特殊。事实上,锂的性质与周期表中它右下角元素镁有很多相似之处,同样铍与周期表中它右下角的铝性质也相似。 20-1.2: 请从理论上解释锂和铍为什么出现以上的特殊性质?(C级掌握) 解:对于锂:单质熔沸点高,硬度大是因为原子半径小,金属键强导致;电极电势反常的低是因为Li+半径特别小,水合能突出的大,虽然锂的升华热和电离势比较大,但整个电极反应过程所需的能量较小,所以电极电势负值较大;Li+水合能较大,易形成含水化合物是因为离子的Z/r值越大,则水合能就越大;其化合物的共价倾向比较显著,溶解度小,且热稳定性差是因为Li+的Z/r值大,离子极化能力强,导致化合物的共价倾向明显增大,溶解度减小,稳定性减弱. 对于铍:电离势高是因为其原子半径小,有效核电荷大导致;形成共价键的倾向比较显著,化合物熔点都较低是因为Be2+的Z/r值大,离子极化能力强,导致化合物的共价倾向显著增大,化合物熔点降低;铍盐最易溶于水,且极易水解是由于Be2+的离子Z/r值大,水合能大导致;毒性极高是因为有极高溶解度和容易生成配合物;铍为两性金属是因对角线规则,性质与金属Al相似. 20-1.3: Li、Mg为对角元素,Li+、Mg2+半径十分接近,但它们的碳酸盐分解成氧化物的温度却相差悬殊.在没有热力学数据的条件下,你能作出谁高谁低的判断吗?(B级掌握) 解:对于分解反应: Li2CO3 == Li2O + CO2 MgCO3 == MgO + CO2 虽Li+和Mg2+半径接近,但+2价的Mg2+离子势(Z/r)大,对CO32-的极化作用大,盐的稳定性就会减小,所以MgCO3分解温度更低. 20-2 碱金属和碱土金属的单质 20-2-1 单质的性质和用途 一:性质: 1。比较(C级掌握) 2。典型反应:(C级掌握) 1)与空气的反应 从Li—Cs剧烈程度依次增强 4Li + O2==2Li2O 4Na + O2==2NaO 2M + O2==M2O2 M=Na,K,Rb,Cs M + O2==MO2 M=K,Rb,Cs 碱土金属活泼性略差,在空气中加热才显著反应生成氧化物。 20-2.1: 总结Li到Cs与空气和过量氧气反应的剧烈程度和生成产物的特点(C级重点掌握)

第17章 碱金属和碱土金属习题

第17章碱金属和碱土金属习题目录 一判断题;二选择题;三填空题;四完成反应方程式;五计算和解释 一判断题(返回目录) 1 重水是由H和18O组成的水。() 2 氢在自然界中主要以单质形式存在。() 3 由于H2是双原子分子,所以H2比He的扩散速率小。() 4 氢气是最轻的单质,所以它的熔点和沸点在所有单质中最低。() 5 因为氢分子的极化率大于氦分子的极化率,所以氢的熔点比氦高。() 6 常温下H2的化学性质不很活泼,其原因之一是H-H键键能较大。() 7 在HMn(CO)5中,H原子与Mn原子以Mn-H键相结合。() 8 在H[Cr(CO)5]2分子中存在着Cr-H-Cr氢桥键。()。 9 如果某氢化物的水溶液为碱性,则此氢化物必为离子型氢化物。() 10 碱金属氢化物都具有NaCl型晶体结构。() 11 H-在水溶液中不能存在。() 12 通常,s区元素只有一种稳定的氧化态。() 13 由于s区、p区元素性质活泼,它们都不能以单质的形式存在于自然界。() 14 s区元素在自然界不以单质形式存在。() 15 金属钙保存在煤油中。() 16 由于s区元素单质的密度很小,它们都可以浸在煤油中保存。() 17 碱金属熔点的高低次序为Li>Na>K>Rb>Cs。() 18 碱土金属的E(M2+/M)从Be到Ba依次变大。() 19 N2只能与碱土金属直接作用形成氮化物。() 20 在周期表中,处于对角线位置的元素性质相似,这称为对角线规则。() 21 所有碱金属和碱土金属都能形成稳定的过氧化物。() 22 s区元素形成的化合物大多是离子型化合物。() 23 由于E(Li+/Li)最小,所以锂是金属性最强的元素。() 24 碱土金属氢化物的熔点比同周期碱金属的氢化物熔点高。() 25 碱金属的所有盐类都是无色的。()

第二十章 S区金属(碱金属与碱土金属)

第二十章S区金属(碱金属与碱土金属) 总体目标: 1.掌握碱金属、碱土金属单质的性质,了解其性质、存在、制备及用途之间的关系 2.掌握碱金属、碱土金属氧化物的类型及重要氧化物的性质及用途 3.掌握碱金属、碱土金属氢氧化物溶解性和碱性的变化规律 4.掌握碱金属、碱土金属盐类的性质;认识锂和镁的相似性 各节目标: 第一节金属单质 1.了解碱金属和碱土金属单质的物理性质,包括颜色、状态、熔点、沸点、硬度、密度、导电性 2.掌握碱金属和碱土金属单质的化学性质,主要包括:①与水的反应②与非金属的反应(O2、Cl2、N2、H2等等)③与液氨的反应④与其他物质反应 3.了解碱金属和碱土金属的存在、熔盐电解法和热还原法制备方法及用途 第二节含氧化合物 1.掌握碱金属、碱土金属氧化物的类型,包括普通氧化物、过氧化物、超氧化物和臭氧化物及一些重要氧化物的性质和用途 2.掌握碱金属、碱土金属氢氧化物在同族从上到下溶解性增大及随离子半径的增大碱性增强的变化规律 第三节盐类 1.掌握碱金属、碱土金属重要盐类的热稳定性和溶解性的变化规律及用途 2.认识锂和镁的相似性,掌握它们的特性 Ⅱ习题 一选择题 ⒈下列氮化物中最稳定的是()(吉林大学《无机化学例题与习题》) A. Li3N B. Na3N C. K3N D. Ba3N2 ⒉已知一碱金属含氧化合物,遇水、遇CO2均可放出氧气,在过量氧气中加此 碱金属,可直接生成该含氧化合物,此氧化物之阴离子具有抗磁性,此物质为()

A.正常氧化物 B.过氧化物 C.超氧化物 D.臭氧化物 ⒊超氧离子-2O ,过氧离子-22O 与氧分子O 2相比较,稳定性低的原因是( ) A. -2O 、-22O 反键轨道上的电子比O 2的少,从而它们的键级小 B. -2O 、-22O 反键轨道上的电子比O 2的少,从而它们的键级大 C. -2O 、-22O 反键轨道上的电子比O 2的多,从而它们的键级小 D. -2O 、-22O 反键轨道上的电子比O 2的多,从而它们的键级大 ⒋电解熔融盐制金属钠所用的原料是氯化钠和氯化钙的混合物,在电解过程中阴极析出的是钠而不是钙,这是因为( ) A.)/()/(200Ca Ca Na Na ++>??,钠应先析出 B.还原一个钙离子需要2个电子,而还原一个钠离子只需一个电子, C.在高温熔融条件下,金属钠的析出电位比金属钙低 D.析出钙的耗电量大于析出钠的耗电量 ⒌已知)/()/(00Na Na Li Li ++>??,这是由于( ) A.锂的电离能大于钾、钠 B.锂与水的反应速度较钾、钠与水的更为强烈 C.锂与水的反应速度较钾、钠与水的更为缓慢 D.Li 的水化能大于Na +和K +的水化能 ⒍碱金属氢氧化物的溶解度较碱土金属氢氧化物为大,这是由于( ) A.它们的氢氧化物碱性强 B.它们的氢氧化物电离度大 C.碱金属离子的离子势大 D.碱金属离子的电离势小 ⒎锂和镁性质上的相似性是由于( ) A.锂、镁的离子极化能力相似 B.锂、镁的离子变形性相似 C.两者离子均为8电子层构型 D.两者离子半径相近、离子电荷相同 ⒏下列硫酸盐中热稳定性最高者是( ) A. Fe 2(SO 4)3 B. K 2SO 4 C. BeSO 4 D. MgSO 4 ⒐用金属钠在高温下能把KCl 中的K 还原出来,原因是( ) A.金属钠比金属钾更活泼

碱金属与碱土金属

锂,银白色金属。质软。露置湿空气中渐变黄色。遇水反应生成氢氧化锂和氢气,与稀盐酸和稀硫酸迅速作用,放出氢气,与冷硫酸作用较慢,与硝酸作用猛烈。溶于氨水后成蓝色溶液。常温下不与氧起反应,加热至100℃以上时生成氧化锂,红热时能与氢作用。一定条件下能与氮、卤素和硫直接化合。遇水、氮、酸或氧化剂有起火和爆炸危险。 钠,银白色立方体结构金属。新切面发光,在空气中氧化转变为暗灰色。质软而轻,密度比水小,在-20℃时变硬,遇水剧烈反应,生成氢氧化钠和氢气并产生大量热量而自燃或爆炸。在空气中,燃烧时发亮黄色火焰。遇乙醇也会反应,跟乙醇的羟基反应,生成氢气和乙醇钠,同时放出热量。能与卤素和磷直接化合。能还原许多氧化物成元素状态,也能还原金属氯化物。溶于液氨时成蓝色溶液。在氨中加热生成氨基钠。溶于汞生成钠汞齐。有腐蚀性。 铍,钢灰色的稀有金属,是最轻的碱土金属元素,也是最轻的结构金属之一。呈灰白色,质坚硬。和锂一样,也形成保护性氧化层,故在空气中即使红热时也很稳定。不溶于冷水,微溶于热水,可溶于稀盐酸,稀硫酸和氢氧化钾溶液而放出氢。金属铍对于无氧的金属钠即使在较高

的温度下,也有明显的抗腐蚀性。铍价态为正2价,可以形成聚合物以及具有显著热稳定性的一类共价化合物。 镁,银白色的金属,是轻金属之一,具有延展性,金属镁无磁性,且有良好的热消散性。空气中,镁的表面会生成一层很薄的氧化膜,使空气很难与它反应。镁和醇、水反应能够生成氢气。粉末或带状的镁在空气中燃烧时会发出强烈的白光。在氮气中进行高温加热,镁会生成氮化镁;镁也可以和卤素发生强烈反应;镁也能直接与硫化合。具有比较强的还原性,能与热水反应放出氢气,燃烧时能产生眩目的白光,镁与氟化物、氢氟酸和铬酸不发生作用,也不受苛性碱侵蚀,但极易溶解于有机和无机酸中。镁能直接与氮、硫和卤素等化合。 钙,银白色的轻金属。质软。化学性质活泼,能与水、酸反应,有氢气产生。在空气在其表面会形成一层氧化物和氮化物薄膜,以防止继续受到腐蚀。加热时,几乎能还原所有的金属氧化物。 氟,淡黄色的气体,有剧毒。与水反应立即生成氢氟酸和氧气并发生燃烧,同时能使容器破裂,量多时有爆炸的危险。氟、氟化氢和氢氟酸对玻璃有较强的腐蚀性。氟

碱金属的化学性质

第十七章碱金属和碱土金属 [教学要求] 1.熟悉碱金属和碱土金属的通性;了解碱金属和碱土金属的单质及物理性质和化学性质。 2.了解M+ 和M2+离子的特征;熟悉氧化物、氧氢化物、盐类。 [教学重点] 1.碱金属和碱土金属的通性。 2.氧化物、氧氢化物、盐类。 [教学难点] 1.碱金属和碱土金属的单质及物理性质和化学性质。 2.M+ 和M2+离子的特征。 [教学时数] 2学时 [教学内容] 碱金属和碱土金属是周期表ⅠA族和ⅡA族元素。ⅠA族包括锂、钠、钾、铷、铯、钫六种金属元素。它们的氧化物溶于水呈碱性,所以称为碱金属。ⅡA 族包括铍、镁、钙、锶、钡、镭六种金属元素。由于钙、锶、钡的氧化物在性质上介于“碱性的”和“土性的”(以前把粘土的主要成分,既难溶于水又难熔融 的Al 2O 3 称为“土”)之间。其中锂、铷、铯、铍是稀有金属,钫和镭是放射性元 素。钠、钾、镁、钙和钡在地壳内蕴藏较丰富,它们的单质和化合物用途广泛,本章将重点介绍它们。 §17-1 碱金属和碱土金属的通性 表17—1列举了碱金属和碱土金属的一些重要性质。 碱金属元素原子的价电子层结构为ns1。因此,碱金属元素只有+1氧化态。碱金属原子最外层只有一个电子,次外层为8电子(Li为2电子),对核电荷的屏蔽效应较强,所以这一个价电子离核校远,特别容易失去,因此,各周期元素的第一电离能以碱金属为最低。与同周期的元素比较,碱金属原子体积最大,只有一个成键电子,在固体中原子间的引力较小,所以它们的熔点、沸点、硬度、升华热都很低,并随着Li一Na—K一Rb一Cs的顺序而下降。随着原子量的增加(即原子半径增加),电离能和电负性也依次降低,见表17—1。

第10章 碱金属和碱土金属元素练习题

第10章碱金属和碱土金属元素 一、选择题。 1. 下列化合物用煤气灯火焰加热时,其分解产物不是氧化物、二氧化氮和氧气的是() (A) NaNO3(B) Mg(NO3)2 (C) LiNO3(D) Pb(NO3)2 2. 下列卤化物中,共价性最强的是………………………………………………………() (A) LiF (B) RbCl (C) LiI (D) BeI2 3. 下列化合物中可用于干燥氢气的是…………………………………………………() (A) CaCO3(B) Ca3(PO4)2(C) CaCl2(D) Ca(OH)2 4. 常温下和N2能直接起反应的金属是…………………………………………………() (A) Na (B) K (C) Be (D) Li 5. 至今未发现有过氧化物的是…………………………………………………………() (A) Be (B) K,Rb,Cs (C) IIA (D) Li 6. 下列各对元素中化学性质最相似的是………………………………………………() (A) Na,Mg (B) Al,Si (C) Be,Al (D) H,Li 7. 下列原子中半径最大的是……………………………………………………………() (A) Ba (B) Ca (C) As (D) At 8. 下列元素中具有最大第二电离能的是………………………………………………() (A) Na (B) K (C) Be (D) Li 9. 下列分子中,最可能存在的氮化物是…………………………………………………() (A) Na3N (B) K3N (C) Li3N (D) Ca2N3 10. 离子的水合能(绝对值)小于Na+的是…………………………………………………() (A) Li+(B) K+(C) Mg2+(D) Al3+ 11. 下列碳酸盐中最易分解为氧化物的是………………………………………………() (A) CaCO3(B) BaCO3(C) MgCO3(D) SrCO3 12. 在下列卤化物中,共价性最强的是……………………………………………………() (A) 氟化锂(B) 氯化铷(C) 碘化锂(D) 碘化铍 13. 和水反应得不到H2O2的是……………………………………………………………() (A) K2O2(B) Na2O2(C) KO2(D) KO3 14. 下列各组化合物中,均难溶于水的是…………………………………………………() (A) BaCrO4,LiF (B) Mg(OH)2,Ba(OH)2 (C) MgSO4,BaSO4(D) SrCl2,CaCl2 15. 下列氯化物中能溶于有机溶剂的是…………………………………………………() (A) LiCl (B) NaCl (C) KCl (D) CaCl2 二、填空题 16. IA族_______和IIA族________能直接和氮作用生成氮化物。 17. 在CaSO4、Ca(OH)2、CaC2O4、CaCl2四种物质中,溶解度最小的估计是____________。 18. 填写下列有工业价值的矿物的化学成分: (1) 萤石_________________ (2) 生石膏_________________ (3) 重晶石________________ (4) 天青石_________________ 1

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