元素周期律 碱土金属元素性质总结2
第二讲 碱金属和碱土金属详解
2.一般无色或白色 3.溶解度：碱金属盐类一般易溶于水；
碱土金属盐类除卤化物、硝酸 盐外多数溶解度较小。 4.热稳定性：较高。
盐类的溶解性
(1) IA盐类易溶为主，难溶的有： K2[PtCl6]、KClO4、 Li3PO4、 难溶盐往往是在与大阴离子相配时出现。
(2) IIA盐类难溶居多，常见盐类除氯化物、硝酸 盐外， 其他难溶，如MCO3、MC2O4、M3(PO4)2、 MSO4、 MCrO4
KK(σ 2s )2 (σ * 2s )2 (σ 2p )2 (π 2p )4 (π * 2p )4
超氧化物(O2-)：顺磁性， 键级：3/2
KK(σ 2s )2 (σ * 2s )2 (σ 2p )2 (π 2p )4 (π * 2p )3
臭氧化物(O3-)：顺磁性
例 O2
O 电子分布式 1s22s22p4
NaOH 强
KOH 强
Mg(OH)2 Ca(OH)2
中强
强
RbOH CsOH
强
强
Sr(OH)2 Ba(OH)2
强
强
(箭头指向)碱性增强，溶解度增大。
氢氧化物酸碱性判断标准
RO－ ＋ H＋
R－O－H
R＋ ＋ OH－
解离方式与 拉电子能力有关
R拉电子能力与离子势有关: ф＝Z/r (r以pm为单位) Ф 0.22 碱性
碱金属碱土金属
碱金属碱土金属
碱金属和碱土金属都是化学元素周期表中的两个重要类别。碱金属包括锂、钠、钾、铷、铯和钫，而碱土金属包括铍、镁、钙、锶、钡和镭。这两个元素类别都有许多共同点和不同之处。
首先，碱金属和碱土金属都是典型的金属元素。它们的原子结构有一个或两个电子轻松地从外层轨道中释放出来，使其成为相对稳定的阳离子。碱金属和碱土金属的这种特性使得它们在化学反应中表现出非常活泼的性质，特别是在水中。其中，碱金属时，它们与水反应的产物是碱性化合物和氢气，而碱土金属反应时的产物是氢氧化物或氧化物。
其次，碱金属和碱土金属具有较低的密度。其中，锂的密度约为0.53克/立方厘米，钙的密度约为1.54克/立方厘米。由于其低密度和活泼性质，这些元素在工业上有着广泛的应用，包括用于制造轻金属、电池和荧光材料等。
此外，碱金属和碱土金属显示出不同的化学活性。与碱金属相比，碱土金属更难活泼，因为它们的外层电子数更多，需要更多的能量来释放。因此，碱金属通常具有更强的还原性和更大的反应活性，而碱土金属则更倾向于形成阳离子化合物而不反应。
最后，碱金属和碱土金属在生命中起着不同的作用。碱金属在生物体内起着独特的作用，如钾在神经细胞中传递电信号，而铷和钫在细胞膜的稳定性和脂肪酸代谢方面发挥作用。碱土金属在血液凝固、骨骼健康和身体免疫系统等方面起着重要作用。
总的来说，碱金属和碱土金属虽然有许多共性，但在性质和应用方面也有一些重要的不同。它们在许多诸如电子学、化学合成、生命科学和材料科学等领域中都扮演着至关重要的角色。
第二讲 碱金属和碱土金属
② 结构：
③ 性质： a 有单电子：顺磁性，有颜色 KO2橙黄色,RbO2深棕色，CsO2深黄色 b 与水反应：剧烈 c 与CO2反应
15
三、碱金属和碱土金属的化合物
(4) 臭氧化物 ① 制备： 3KOH(s)+2O3(g)= 2KO3(s)+KOH·2O(s)+ O2(g) H ② 性质： a 不稳定：
稳定性:
O2 > O2- > O2212
三、碱金属和碱土金属的化合物
(1) 普通氧化物 ① 制备 碱金属：
4Li+O2
燃烧
2Li2O(白)
Na2O2+2Na→2Na2O(白) 2KNO3+10K→6K2O+N2 碱土金属： MCO3 → MO+CO2
② 性质
M(NO3)2 → MO+NO2 +O2
(6) 熔点低 Na、K、Rb、Cs熔点低于水的沸点 6
二、碱金属和碱土金属的单质 应 用
(1) 钾钠合金：77．2％的钾和22.8％的钠组成的 合金熔点仅为260.7K。重要应用之一是由于比热 很高而被用作核反应堆的导热剂。 (2) 钠汞齐: Na· nHg钠汞齐反应平和可控: 2(Na· nHg) + 2H2O 2NaOH + H2 + 2nHg
20
三、碱金属和碱土金属的化合物
元素周期律碱土金属元素性质总结
元素周期律碱土金属元素性质总结
碱土金属是周期表中的第2A族元素，包括铍(Be)、镁(Mg)、钙(Ca)、锶(Sr)、钡(Ba)和镭(Ra)。这些金属具有许多相似的性质，下面我将对碱
土金属元素的性质进行总结。
1.物理性质：
-颜色：碱土金属通常呈银白色，具有良好的光泽。
- 密度和硬度：碱土金属的密度和硬度较高，镁的密度为 1.7g/cm³，钡的密度为3.6g/cm³。
-熔点和沸点：这些元素具有相对较低的熔点和沸点，钙的熔点为842℃，镁的熔点为650℃。
2.化学性质：
-金属性质：碱土金属是良好的导电体和热导体，具有良好的延展性
和可塑性。
-活泼性：碱土金属的活性较高，但低于碱金属，它们与非金属形成
离子化合物。例如，钙与氧反应生成氧化钙。
-反应性：碱土金属在水中反应产生氢气和相应的碱土氢氧化物。这
个反应的活跃程度依次递增，镁的反应较慢，而镭的反应最活跃。
-氧化态：这些元素的氧化态通常为+2，但镁有时也可以呈现+1的氧
化态。
3.化合物性质：
-氧化物：碱土金属形成不同稳定度的氧化物。例如，镁氧化物(MgO)
是一种具有高熔点和良好导电性的离子化合物。
-氢氧化物：碱土金属的氢氧化物也称为碱土金属氢氧化物。这些氢
氧化物是碱性的，并且可溶于水。例如，氢氧化钙(Ca(OH)2)是一种常见
的碱土金属氢氧化物。
-硫化物：碱土金属形成硫化物，例如，硫化镁(MgS)和硫化钙(CaS)。
4.应用：
-镁是碱土金属中用途最广泛的元素之一，主要用于制造轻质合金，
如航空领域中的铝合金。
-钙是人体骨骼和牙齿的主要成分，因此在医药和食品工业中广泛使用。
6.第二节 碱金属和碱土金属的性质
Ⅰ A、ⅡA为s区元素 Na Mg Al Si P S Cl Ar 故 Ⅰ A 族元素又称为碱金属 、 Rb 、 Cs 、 Be 19 20 21 22 23 24 25 Li 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
B C N O F Ne 13 14 15 16 17 18 ⅠA中的钠、钾氢氧化物是典型碱”，
6
Fr 、 Ra 是放射性元素 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe “碱”与“土”族元素之间，所以把 55 56 5772 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 71
ⅡA又称为碱土金属
Fr Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub
第二节
第二节s区元素概述
碱金属和 碱土金属的性质
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ⅧA S区元素 P区元素 2He 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 19K 20Ca 31Ga 32Ge 33As 34Se 35Br 36Kr 37Rb 38Sr 49In 50Sn 51Sb 52Te 53I 54Xe 55Cs 56Ba 81Tl 82Pb 83Bi 84Po 85At 86Rn 87Fr 88Ra
化学知识点强化训练—碱土金属及其化合物
化学知识点强化训练—碱土金属及其化合物碱土金属是指位于元素周期表第IIA族的镁（Mg）、钙（Ca）、锶（Sr）、钡（Ba）和镭（Ra）。它们的原子结构特点是电子结构的外层有
两个电子，因此它们的化合物通常具有+2价。
碱土金属的常见特点包括：
1.金属性质：碱土金属具有良好的导电性和导热性，金属光泽，可延
展性和脆性。
2.相对较低的密度：碱土金属相对于其他金属来说密度较低，但比碱
金属要高。
3.碱土金属离子：碱土金属通常形成+2价离子，失去两个外层电子。
4.活泼的化学性质：虽然比碱金属活泼性较低，但碱土金属仍具有较
强的还原性和活泼的化学性质。
5.能与非金属反应：碱土金属可以与非金属元素直接反应形成离子化
合物，如硫化物、氮化物和氧化物等。
碱土金属的化合物包括：
1.氢化物（H－）：碱土金属与氢反应会生成碱土金属氢化物，如钙
的氢化钙（CaH2）。
2.氧化物（O2-）：碱土金属与氧反应会生成碱土金属氧化物，如镁
的氧化镁（MgO）。
3.硫化物（S2-）：碱土金属与硫反应会生成碱土金属硫化物，如锶
的硫化锶（SrS）。
4.氮化物（N3-）：碱土金属与氮反应会生成碱土金属氮化物，如钡
的氮化钡（Ba3N2）。
5.碱土金属盐：碱土金属与非金属酸反应会生成各种碱土金属盐，如
钙的硝酸钙（Ca(NO3)2）。
碱土金属的化合物在生活和工业中有广泛的应用。以下是一些常见的
应用：
1.碱土金属氢化物可用作去除水中含氧物质的剂量控制剂。
2.碱土金属氧化物可用作建筑材料的组成部分，如水泥、石膏和石灰。
3.碱土金属盐可用作肥料的成分，如硝酸钙用于提供土壤中的钙和氮。
碱土金属
镁的制取和应用
工业制法 工业上利用电解熔融氯化镁或在电炉中用硅铁等使其还原而 制得金属镁，前者叫做熔盐电解法，。 熔融电解 MgCl2（l）= Mg(s)+Cl2(g)↑ 海水中提取 氯化镁可以从海水中提取 MgCl2· 2O(s)= MgCl2(s) +6H2O(l) 6H 熔融电解 MgCl2（l）==== Mg(s)+Cl2(g)↑ 应用： 镁是航空工业的重要材料，镁合金用于制造飞机机身、发动机 零件等； 镁牺牲阳极作为有效的防止金属腐蚀的方法之一，可广泛用在 地下铁制管道、石油管道、储罐、海上设施 ；
钙的制取: 先由石灰石与盐酸反应得到氯化钙 CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑ 电解氯化钙得到钙与副产品氯气 （通电） CaCl2==Ca+Cl2↑ 钙在人体中的作用：
钙与钾、钠等离子保持一定比例，使神经、 肌肉保持正常的反应；钙可以调节心脏搏动，保持 心脏连续交替地收缩和舒张；钙能维持肌肉的收缩 和神经冲动的传递；钙能刺激血小板，促使伤口上 的血液凝结；在机体中，有许多种酶需要钙的激活， 才能显示其活性。
Ba+2H2O=Ba(OH)2+H2↑ 2Ba+O2=2BaO BaO+O2=BaO2 BaO2 =BaO+O2(> 800℃) Ba+2HCl=BaCl2+H2↑
主族金属碱金属,碱土金属实验报告
主族金属碱金属,碱土金属实验报告
实验目的：
1. 了解主族金属、碱金属和碱土金属的化学性质。
2. 熟悉实验操作过程。
3. 掌握安全实验技能。
实验原理：
主族金属：主族金属是指在元素周期表周期表中，第1A-8A族的元素，这些元素通常
具有很快的反应性和良好的导电性。它们通常是纯净金属，在大气中易被氧化，因此实验
中一般用封闭容器。
碱金属：碱金属是元素周期表第一列Ia族元素，包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）和钫（Fr）。碱金属具有低密度、柔软、良好的导电性等通用特性。
极易与其他元素化合形成盐和碱性氧化物。碱金属还有着很强的还原性和活泼性。
碱土金属：碱土金属是元素周期表第二列ⅡA族元素，包括铍（Be）、镁（Mg）、钙（Ca）、锶（Sr）、钡（Ba）和镭（Ra）。碱土金属的物理和化学性质与碱金属非常相似。与碱金
属相比，碱土金属更多地呈现出“电子Z的增大而大幅度降低成键能力，共价半径迅速增大，以及更高电离能”。
实验步骤：
1. 确认实验器具是否齐备完整。
2. 用溴酸钾的火焰颜色实验手册作为比较标准，进行钠、钾、锶、钙、镁、铝金属
燃烧实验。记录每个实验结果。
3. 测定钙、银反应生成的沉淀。
4. 确认锌含量测量样品。
5. 测定钾或锂的电气化学性质。
实验结果：
1. 钠、钾、锶、钙和镁金属进行燃烧实验，分别观察到明亮的黄色、紫色、红色、
橙色和白色火花。
2. 测定了钙和银反应生成的沉淀，结果显示产生了白色、坚硬的沉淀物。
3. 测定结果表明，盐酸和氧化锌反应，二氧化碳气体被释放并导致溶液呈现棕色或红色。
碱金属与碱土金属
碱金属与碱土金属
碱金属和碱土金属是元素周期表中的两个主要族群，它们具有一些
共同的特性，也有一些明显的区别。本文将详细介绍碱金属和碱土金
属的性质以及它们在日常生活和科学领域中的应用。
一、碱金属的性质
碱金属是元素周期表第一族的元素，包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）和钫（Fr）。它们都是银白色金属，在常温下具有较低的熔点和沸点，且具有较低的密度。碱金属的金属性质
非常活泼，容易与非金属元素反应，例如与水、氧气和卤素等。这些
反应通常都是剧烈的，产生大量的能量和气体。
碱金属的电子结构也具有一定的特点。它们的原子外层只有一个电子，容易失去此电子形成阳离子。这种电子结构使碱金属具有良好的
导电性和导热性。此外，碱金属的化合物主要是离子化合物，如氯化
钠（NaCl）和氢氧化钾（KOH）等。
碱金属在日常生活中有许多应用。钠是一种常用的食盐成分，它在
食物中起到增强味道的作用。钾在植物生长中起到重要的作用，是必
需的营养元素之一。锂离子电池是目前最常用的电池类型之一，广泛
应用于手机、笔记本电脑等电子设备。
二、碱土金属的性质
碱土金属是元素周期表第二族的元素，包括铍（Be）、镁（Mg）、钙（Ca）、锶（Sr）、钡（Ba）和镭（Ra）。它们在常温下也是银白
色金属，具有较高的密度和熔点。与碱金属相比，碱土金属的反应性更低，但仍然活泼。
碱土金属的电子结构与碱金属类似，外层电子结构为ns2。与碱金属类似，碱土金属也容易失去外层两个电子形成阳离子。这种电子结构使得碱土金属具有良好的导电性。
与碱金属不同，碱土金属的氢氧化物和碳酸盐是碱性的。例如，氢氧化钙（Ca(OH)2）是一种通常用于调节土壤酸碱度的物质。
碱土金属
4.与氧化物的反应：
2Mg+CO2==2MgO+C *注：该反应在氧气充足时一般不
发生或发生后又有 C+O2=CO2（点 燃），所以在反应后不见有黑色固体
生成。
A
10
钙：
1） 溶于酸，常温下与水发生剧烈反应，生成 氢氧化钙（石灰）、氢气，氢氧化钙微溶于水。
Ca+2H2O====Ca(OH)2+H2↑ 2）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。
2Sr+O2= 2SrO 继续氧化： SrO +O2= SrO2
Sr+H2O=Sr(OH)2+H2↑
A
12
钡：
钡与氧气发生反应，生成氧化钡（BaO），它在 600 ℃继续与氧气作用，可生成过氧化钡 （BaO2）。在高于800℃时，过氧化钡又分解 为氧化钡 ，并放出氧气。在室温下，钡与水 剧烈反应，生成强碱氢氧化钡，放出氢气
• BeO 几乎不与水反应，MgO与水缓慢反应生成相应的碱， CaO,SrO,BaO与水都能发生剧烈的反应生成相应的碱，并放 出大量的热。
A
21
• BeO， MgO由于熔点高可做耐高温材料。
• 常温下CaO可以与水发生反应：
• CaO+H2O= Ca(OH)2 利用该反应不仅可 以生产建筑中常用的熟石灰，还用来除去乙 醇中少量的水；
碱土金属化学
碱土金属化学
1. 碱土金属的概述
碱土金属是指周期表中第二族元素，包括铍(Be)、镁(Mg)、钙(Ca)、锶(Sr)、钡(Ba)和放射性的镭(Ra)。这些元素具有明显的金属
性质，如良好的导电性和导热性、高强度、低熔点和易于加工等特点。它们在自然界中广泛存在，如海盐、石膏和石灰石等矿物中都含有碱
土金属。
2. 碱土金属的物理和化学性质
2.1 物理性质
碱土金属具有相似的物理性质，如金属光泽、硬度逐渐增大、容
易变形和塑性等。它们的电子云结构中包含两个电子，因此都是典型
的二价阳离子，易于失去两个电子，形成稳定的离子化合物。
2.2 化学性质
碱土金属在化学反应中也表现出相似的特征。它们易于被氧化，
如镁可以燃烧，形成白色的氧化物。碱土金属可以与卤素反应，生成
相应的盐。它们还可以与非金属元素反应，形成离子化合物，如镁可
以与氧气反应，形成氧化镁(MgO)。
3. 碱土金属的应用
3.1 生产金属合金
碱土金属经常被用于生产各种金属合金。例如，镁合金通常用于
制造飞机和汽车零件，钡在电子工业中用于制造电子管，而锶在制造
火柴头中使用。
3.2 制造化学药品
碱土金属也被用于制造各种化学药品。例如，钙和镁被用于制造
胃药，钡被用于制造X射线造影剂。
3.3 改良土壤质量
碱土金属还被广泛用于改良土壤质量。例如，钙可以反应并中和
土壤中的酸性成分，改善土壤质量和增加作物产量。
3.4 生产建筑材料
碱土金属也被用于生产建筑材料。例如，石灰石中含有大量的钙，被用于制造水泥和石膏板。
4. 碱土金属的危害
尽管在许多方面，碱土金属对人类和环境有着积极的作用，但它
人教版化学必修二第一章第二节《元素周期律》之碱土金属元素性质总结
乐思知识总结系列
元素周期律碱土金属元素性质总结
I.元素周期律
1.周期表位置IIA族（第2纵列），在2、3、4、5、6、7周期上均有分布。元素分别为铍(Be)-4，镁(Mg)-12，钙(Ca)-20，锶(Sr)-38，钡(Ba)-56，镭(Ra)-88。
2碱土金属的氢氧化物都是苛性较强的碱（除铍外），多存在于难用化学方法分解的化合物中，所以把它们被称为为碱土金属。
3.碱土金属在自然界均有存在且都以化合物的形式存在，前五种含量相对较多，镭为放射性元素，由居里夫妇在沥青矿中发现。由于它们的性质很活泼，一般的只能用电解方法制取。
II.物理性质
II.1物理性质通性（相似性）
1.碱土金属单质皆为具金属光泽的银白色金属(铍为灰色)，但暴露在空气中会因氧气的氧化作用生成氧化物膜使光泽度下降，呈现灰色。常温下均为固态。
2.碱金属熔沸点均较低（但大于碱金属）。硬度略大于碱金属，莫氏硬度均小于5，质软（可用小刀切割，新切出的断面有银白色光泽，空气中迅速变暗）。.导电、导热性、延展性都较好。
3.碱金属单质的密度小（但大于碱金属），是轻金属。
II-2.物理性质递变性
随着周期的递增，卤族元素单质的物理递变性有：
1.金属光泽逐渐增强。
2.熔沸点逐渐降低。
3.密度逐渐增大。硬度逐渐减小。
4.碱土金属元素晶体结构随着原子序数的增大呈现出六方密堆积→面心立方堆积→体心立方堆积的结构变化
II.3.物理性质特性
1.铍呈现灰色，属于轻稀有金属。
2.铍和镁没有焰色反应。
3.碱土金属熔沸点存在不规律性
II-4.卤族元素物理性质一览表
元素周期律碱土金属元素性质总结
元素周期律碱土金属元素性质总结
I.元素周期律
1.周期表位置IIA族（第2纵列），在2、3、4、5、6、7周期上均有分布。元素分别为铍(Be)-4，镁(Mg)-12，钙(Ca)-20，锶(Sr)-38，钡(Ba)-56，镭(Ra)-88。
2碱土金属的氢氧化物都是苛性较强的碱（除铍外），多存在于难用化学方法分解的化合物中，所以把它们被称为为碱土金属。
3.碱土金属在自然界均有存在且都以化合物的形式存在，前五种含量相对较多，镭为放射性元素，由居里夫妇在沥青矿中发现。由于它们的性质很活泼，一般的只能用电解方法制取。
II.物理性质
II.1物理性质通性（相似性）
1.碱土金属单质皆为具金属光泽的银白色金属(铍为灰色)，但暴露在空气中会因氧气的氧化作用生成氧化物膜使光泽度下降，呈现灰色。常温下均为固态。
2.碱金属熔沸点均较低（但大于碱金属）。硬度略大于碱金属，莫氏硬度均小于5，质软（可用小刀切割，新切出的断面有银白色光泽，空气中迅速变暗）。.导电、导热性、延展性都较好。
3.碱金属单质的密度小（但大于碱金属），是轻金属。
II-2.物理性质递变性
随着周期的递增，卤族元素单质的物理递变性有：
1.金属光泽逐渐增强。
2.熔沸点逐渐降低。
3.密度逐渐增大。硬度逐渐减小。
4.碱土金属元素晶体结构随着原子序数的增大呈现出六方密堆积→面心立方堆积→体心立方堆积的结构变化
II.3.物理性质特性
1.铍呈现灰色，属于轻稀有金属。
2.铍和镁没有焰色反应。
3.碱土金属熔沸点存在不规律性
钙密度不规律变化原因：与钾密度不规律变化原因相同
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结
元素周期律学问点总结 1
一．元素周期表的结构
周期序数=核外电子层数主族序数=最外层电子数
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
二．元素的性质和原子结构
（一)碱金属元素：
2.碱金属化学性质的递变性：
递变性：从上到下(从Li到Cs)，随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子失去电子的力量增加，即金属性渐渐增加。所以从Li到Cs的金属性渐渐增加。
结论：
1)原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
2)金属性强弱的推断依据：与水或酸反应越简单，金属性越强;最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性越强，金属性越强。
3.碱金属物理性质的相像性和递变性：
1)相像性：银白色固体、硬度小、密度小(轻金属)、熔点低、易导热、导电、有展性。
2)递变性(从锂到铯)：
①密度渐渐增大(反常) ②熔点、沸点渐渐降低
3)碱金属原子结构的相像性和递变性，导致物理性质同样存在相像性和递变性
(二)卤族元素：
2.卤素单质物理性质的递变性：从F2到I2
1)卤素单质的颜色渐渐加深;
2)密度渐渐增大;
3)单质的熔、沸点上升
3.卤素单质与氢气的反应： X2 + H2 = 2 HX
卤素单质与H2 的猛烈程度：依次减弱;生成的氢化物的稳定性：依次减弱
4. 非金属性的强弱的推断依：
1. 从最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来推断。
2. 同主族从上到下，金属性和非金属性的递变：
同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子得电子的力量减弱，失电子的力量增加，即非金属性渐渐减弱，金属性渐渐增加。
第二章第二节碱金属和碱土金属的性质
Mg (镁) 12
3s2
160 648.8 1107 2.0
Ca (钙) 20
4s2
197 839 1484 1.5
Sr (锶) 38
5s2
215 769 1384 1.8
Ba (钡) 56
6s2
217 725 1640 ----
碱金属和碱土金属的性质
ⅠA Li(锂) Na(钠) K(钾) Rb(铷) Cs(铯)
密度 0.53 0.97 0.86 1.53 1.88
(kg·cm-3)
电金负失属性去表电面子1的是.0的电最倾子向易轻0.9大逸的，出受，元0.8到可素光制金照造0属.射8光性时电递，0增.7
管碱，金由属铯和光碱电土管金制属成的的密自度动小报，警属装轻置金，属 Ⅱ可A 报告B远e(铍处)火M警g(；镁制) 成Ca的(钙天) 文Sr仪(锶器) 可Ba(钡) 密根度据星1光.8转5 变的1.7电4 流大1小.54测出2太.6空中 3.51 (电kg星·负cm体性-3) 的亮1.0度，推0算.9 星球与0.8地球的0.8距离。0.7
36 Kr 54 Xe 86 Rn
7
87 Fr
88
89103
104
105
106
Ra Ac Rf Db Sg
107 108 109 110 111 112 Bh Hs Mt Uun Uuu Uub
元素周期律碱土金属元素性质总结2
元素周期律碱土金属元素性质总结2
元素周期律碱土金属元素性质总结
I.元素周期律
1.周期表位置 IIA族（第2纵列），在2、3、4、5、6、7周期上均有分布。元素分别为铍(Be)-4，镁(Mg)-12，钙(Ca)-20，锶(Sr)-38，钡(Ba)-56，镭(Ra)-88。
2碱土金属的氢氧化物都是苛性较强的碱（除铍外），多存在于难用化学方法分解的化合物中，所以把它们被称为为碱土金属。
3.碱土金属在自然界均有存在且都以化合物的形式存在，前五种含量相对较多，镭为放射性元素，由居里夫妇在沥青矿中发现。由于它们的性质很活泼，一般的只能用电解方法制取。
II.物理性质
II.1物理性质通性（相似性）
1.碱土金属单质皆为具金属光泽的银白色金属(铍为灰色)，但暴露在空气中会因氧气的氧化作用生成氧化物膜使光泽度下降，呈现灰色。常温下均为固态。
2.碱金属熔沸点均较低（但大于碱金属）。硬度略大于碱金属，莫氏硬度均小于5，质软（可用小刀切割，新切出的断面有银白色光泽，空气中迅速变暗）。.导电、导热性、延展性都较好。
3.碱金属单质的密度小（但大于碱金属），是轻金属。
II-2.物理性质递变性
随着周期的递增，卤族元素单质的物理递变性有：
1.金属光泽逐渐增强。
2.熔沸点逐渐降低。
3.密度逐渐增大。硬度逐渐减小。
4.碱土金属元素晶体结构随着原子序数的增大呈现出六方密堆积→面心立方堆积→体心立方堆积的结构变化
II.3.物理性质特性
1.铍呈现灰色，属于轻稀有金属。
2.铍和镁没有焰色反应。
3.碱土金属熔沸点存在不规律性
钙密度不规律变化原因：与钾密度不规律变化原因相同
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元素周期律碱土金属元素性质总结
I.元素周期律
1.周期表位置IIA族（第2纵列），在2、3、4、5、6、7周期上均有分布。元素分别为铍(Be)-4，镁(Mg)-12，钙(Ca)-20，锶(Sr)-38，钡(Ba)-56，镭(Ra)-88。
2碱土金属的氢氧化物都是苛性较强的碱（除铍外），多存在于难用化学方法分解的化合物中，所以把它们被称为为碱土金属。
3.碱土金属在自然界均有存在且都以化合物的形式存在，前五种含量相对较多，镭为放射性元素，由居里夫妇在沥青矿中发现。由于它们的性质很活泼，一般的只能用电解方法制取。
II.物理性质
II.1物理性质通性（相似性）
1.碱土金属单质皆为具金属光泽的银白色金属(铍为灰色)，但暴露在空气中会因氧气的氧化作用生成氧化物膜使光泽度下降，呈现灰色。常温下均为固态。
2.碱金属熔沸点均较低（但大于碱金属）。硬度略大于碱金属，莫氏硬度均小于5，质软（可用小刀切割，新切出的断面有银白色光泽，空气中迅速变暗）。.导电、导热性、延展性都较好。
3.碱金属单质的密度小（但大于碱金属），是轻金属。
II-2.物理性质递变性
随着周期的递增，卤族元素单质的物理递变性有：
1.金属光泽逐渐增强。
2.熔沸点逐渐降低。
3.密度逐渐增大。硬度逐渐减小。
4.碱土金属元素晶体结构随着原子序数的增大呈现出六方密堆积→面心立方堆积→体心立方堆积的结构变化
II.3.物理性质特性
1.铍呈现灰色，属于轻稀有金属。
2.铍和镁没有焰色反应。
3.碱土金属熔沸点存在不规律性
钙密度不规律变化原因：与钾密度不规律变化原因相同
碱土金属熔点不规律变化的原因：影响熔点的因素有：1.价电子2.原子半径3.金属晶格结构
对碱土金属来讲，晶格结构不很规律，Be,Mg为六方晶格（配位数为12），Ca\Sr为面心立方晶格(配位数12），Ba体心立方晶格（配位数8），因此变化存在不规律性
II.5焰色反应
1.碱土金属离子及其挥发性化合物在无色火焰中燃烧时会显现出独特的颜色（除铍、镁），这可以用来鉴定碱土金属离子的存在。钙、锶、钡可用焰色反应鉴别。
2.电子跃迁可以解释焰色反应，一些碱土金属离子的吸收光谱落在可见光区，因而出现了标志性颜色。
III.化学性质
III-1.原子化学性质
III-1.1.原子化学性质通性
1.最外层均有2个电子
2.单质均为单原子分子，化学性质活泼。
3.在化学反应中易失2个电子形成离子。
4.与典型的非金属形成离子化合物（除铍外）。
III-1.2.原子化学性质递变性
1.原子半径逐渐增大，相对原子质量逐渐增大。原子核对外层电子的引力逐渐减弱。
2.电子层逐渐增多，原子序数（核电荷数、质子数、核外电子数）逐渐增大。
3.金属性性随周期数递增而增强。
III-1.3原子化学性质特性
1.铍的原子化学特性：
(1)原子半径和离子半径特别小(不仅小于同族的其它元素，还小于碱金属元素)
(2)电负性又相对较高(不仅高于碱金属元素，也高于同族其它各元素)
结论：铍形成共价键的倾向比较显著，不像同族其它元素主要形成离子型化合物。铍常表现出不同于同族其它元素的反常性质。
铍由于原子化学特性所形成的反常性质归结于下：
(1)铍由于表面易形成致密的保护膜而不与水作用，而同族其它金属镁、钙、锶、钡均易与水反应。
(2)氢氧化铍是两性的，而同族其它元素的氢氧化物均是中强碱或强碱性的。
(3)铍盐强烈地水解生成四面体型的离子[Be(H₂O)₂]，Be-O键很强，这就削弱了O-H键，因此水合铍离子有失去质子的倾向：因此铍盐在纯水中是酸性的。而同族其它元素(镁除外)的盐均没有水解作用。
2.镭的所有同位素均具有放射性。
III-2.氧化还原性质
1.单质都有还原性（相似性）原因：最外层都有2个电子，决定了在化学反应中易失电子，从而表现出还原性，还原性自上而下增强，金属性自上而下增强原因：碱土金属位于第二主族，越往下走电子层数依次增加，原子核对最外层电子的束缚力越来越小，所以越容易失电子。
2.离子具有弱氧化性。
3. 与其他元素化合时，一般生成离子型的化合物。但Be和Mg离子具有较小的离子半径，在一定程度上容易形成共价键的化合物。
III.3与氧气的反应
普通氧化物
碱土金属在室温或加热时与氧化合，主要生成普通氧化物MO:
反应通式：2M+O2=2MO
但实际生产中常由它们的碳酸盐、硝酸盐或氢氧化物等加热分解来制备。例如
反应通式：MCO3=MO+CO2↑
氧化物的性质：碱土金属的氧化物均是难溶于水的白色粉末。除BeO为ZnS型晶体外，其余MO都是NaCl型晶体。由于阴、阳离子都是带有两个单位电荷，而且M-O核间距又较小，所以碱土金属氧化物具有较大的晶格能，因此它们的熔点都很高、硬度也较大。
注意1：在空气中，镁表面生成一薄层氧化膜，这层氧化物致密而坚硬，对内部的镁有保护作用，所以有抗腐蚀性能，可以保存在干燥的空气里。钙、锶、钡等更易被氧化，生成的氧化物疏松，内部的金属会继续被氧化，所以钙、锶、钡等金属要密封保存。
注意2：钡和氧气加热下反应除了得到氧化钡，还能得到过氧化钡(过氧化钡可以吸氧、放氧，用来提取大气中的氧气）
过氧化物
钙、锶、钡的氧化物与过氧化氢作用，可得到相应的过氧化物:
反应通式：MO+H2O2+7H2O=MO2·8H2O
钙、锶、钡燃烧可生成过氧化物
反应通式：M+O2=点燃=MO2
III.4碱金属与水反应
反应通式：M+2H2O=M(OH)₂+H₂↑
注意：铍表面生成致密的氧化膜，与水不反应。镁跟热水反应，钙、锶和钡易与冷水反应。
共同现象：放出热量，生成可燃气体（氢气），反应后向水中滴加酚酞变红。
III.5与卤素反应
反应通式：M+X₂--→MX₂
碱土金属可和卤素（例如:氯）反应，产生离子化合物。不过铍的卤化物是共价化合物，不是离子化合物。其中越重的元素就反应得越剧烈。
III.6与氮气反应
反应通式：3X+N2=点燃X3N2
铍、镁、钙在常温下不与氮反应，要到一定的温度下，才和氮气反应生成氮化物。而锶、钡、镭遇到空气，其表面就失去金属光泽，不仅形成氧化物，也形成氮化物。氮化物含有氮离子，游离态氮化物稳定，但在水溶液中迅速水解生成氨气和氢氧化物。
III.7与氢气反应
反应通式：2X+H2=高温2XH 钙、锶和钡能与氢气反应。
1.碱土金属的氢化物均为气态，H显-1价。
2.碱土金属氢化物与水剧烈反应放出氢气MH+H2O=MOH+H₂
III.8与酸反应
反应通式:2H++M=M2++H₂↑置换反应
III.9氢氧化物
1.碱土金属的氧化物(BeO和MgO外)与水作用，即可得到相应的氢氧化物。碱土金属的氢氧化物均为白色固体，易潮解，在空气中吸收CO2生成碳酸盐。
2.碱土金属氢氧化物的溶解度较低，其溶解度变化按压Be(OH)2→Ba(OH)2的顺序依次递增，Be(OH)2和Mg(OH)2属难溶氢氧化物。
3.碱土金属氢氧化物溶解度依次增大的原因是随着金属离子半径的递增，正、负离子之间的作用力逐渐减小，易被水分子所解离的缘故。
4.在碱土金属的氢氧化物中，Be(OH)2呈两性，Mg(OH)2为中强碱，其余都是强碱。