第1章碱金属和碱土金属

3、过氧化物的应用
氧化剂，引火剂：避免与有机物、强还原剂混合 漂白剂 热熔剂——使用耐碱金属容器，铁、镍器
三、超氧化物 MO2 O2MO2是钾、铷、铯在空气中燃烧的产物。
[KK(σ2s)2(σ2s*)2(σ2p)2(π2p)2(π2p)2 (π2p*)2(π2p*)1 ]
键级=1.5
有色，KO2橙黄色， RbO2深棕色， CsO2深黄色
2、性质:
1）氧化物颜色
氧化物 颜色 氧化物 颜色 Li2O 白色 BeO 白色 Na2O 白色 MgO 白色 K2O 淡黄色 CaO 白色 Rb2O 亮黄色 SrO 白色 Cs2O 橙红色 BaO 白色
2）氧化物热稳定性、熔点(℃)
升 高
Li(1570) Na(1275) K Rb Cs(490)
过氧化物(O22-)：
KK (σ 2s ) 2 (σ * 2s ) 2 (σ 2p ) 2 (π 2p ) 4 (π * 2p ) 4
超氧化物(O2-)
KK (σ 2s ) (σ
稳定性:
2
*
2s
) (σ 2p ) (π 2p ) (π
2
2
4
*
2p
)
3
O2- > O2- > O22-
一、普通氧化物 M2O，MO 1、生成: ①在空气中燃烧 4Li + O2= 2Li2O 2Mg + O2 = 2MgO ②室温下直接作用 2Ca + O2 = 2CaO ③还原 Na2O2 + 2Na = 2Na2O 10K + 2KNO3 = 6K2O +N2 ↑ 3 NaN3 + NaNO2 = 2Na2O + 5 N2 ↑ ④盐分解 CaCO3 = CaO + CO2↑ 2Ba(NO3)2= 2BaO + 4NO2↑+ O2↑ ⑤氢氧化物脱水 2LiOH = Li2O + H2O↑
4Li + O2 == 2Li2 O 2Mg + O2 == 2MgO
6Li + N2 == 2Li3N 3Mg + N2 == Mg3N2
2Mg(NO3)2 == 2MgO + 4NO2 + O2
4LiNO3 == 2Li2O + 4NO2 + O2 LiCl· H2O == LiOH + HCl
碱土金属(IIA )：ns2 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 都是活泼金属。
通性：
1. 易与H2直接化合成MH、MH2离子型化合物。 2. 是活泼金属，极易在空气中燃烧。与O2形成正常氧 化物、过氧化物、超氧化物。
3. 易与H2O反应(除Be、Mg外)，生成相应氢氧化物
（大多为强碱），与非金属作用形成相应的化合物 （大多为离子型的，Li，Be的化合物多为共价型 ）。 4. 其盐类不发生水解。
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
单质的物理性质： 有金属光泽
密度小
硬度小 熔点低 导电、导热性好 s区单质的熔点变化
二、化学性质
1. 单质在空气中燃烧，形成相应的氧化物： Li2O BeO Na2O2 MgO KO2 CaO RbO2 SrO Na2O2 CsO2 BaO2 镁 带 的 燃 烧
Li2O
KO2
1.3 锂 、铍的特殊性 对角线规则
1.对角线规则：
ⅠA 族的Li与ⅡA族的Mg， ⅡA族的Be与ⅢA族的Al，
ⅢA 族的B与ⅥA族的Si，这三对元素在周期表中处于对 角线位置：
Li Na
Be Mg
B Al
C Si
相应的两元素及其化合物的性质有许多相似之处。这种
相似性称为对角线规则。
原因： Z / r 比较相似。
CaO + SiO2 = CaSiO3，除矿渣反应
3、应用：建筑材料，耐火材料，干燥剂，CO2吸收剂， 碱。
二、过氧化物: 离子型化合物
[KK (2s)2(2s*)2 (2p)2 (π2p)2(π2p)2 (π2p*)2(π2p*)2 ]
成键和反键轨道大致抵消， M2 O 2 Li Na K Rb Cs 高 Mg Ca Sr Ba 低 高 低 MO2 热稳定性
Fe
Ru Os Hs Gd Cm
Co
Rh Ir Mt Tb
Ni
Pd Pt Ds
Cu
Ag Au Rg Dy Cf
Zn
Cd Hg Cn Ho Es
Ga
In Tl
Rb Sr Cs Fr
La Ac
Ba
Ra Ac
Ce Th Pr Pa
Er Fm
Tm Md
Yb No
Lu Lr
Bk
1.1 概述 碱金属(IA )：ns1 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
① 自然界均以化合物形式存在
② 单质为原子型晶体，易与强碱反应
③ 氧化物是难熔固体。B－O、Si－O十分稳定 ④ H3BO3 和 H2SiO3 在水中溶解度不大
⑤ 由于B—B和Si—Si键能较小，烷的数目比 碳烷烃少得多，且易水解 ⑥ 卤化物易水解 ⑦ 易形成配合物，如 HBF4 和 H2SiF6
1.4 氢化物
1 2
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
3 4
5 6 7
Na Mg K Ca Sc
Y La
Al Ti
Zr Hf Rf Nd U
Si Ge
Sn Pb
P As
Sb Bi
S Se
Te Po
Cl Br
I At
Ar Kr
Xe Rn
V
Nb Ta Db Pm Np
Cr
Mo W Sg Sm Pu
M n
Tc Re Bh Eu Am
顺磁性，强氧化性，碱性，不稳定性
2MO2 + 2H2O == H2O2 + 2MOH + O2↑
4MO2 + 2CO2 == 2M2CO3 + 3O2 ↑
4KO2 == 2K2O + 3O2 ↑ 应用：供氧剂
四、臭氧化物
3KOH + 2O3 = 2KO3 + KOH· H2O(s) +1/2O2
Rb, Cs进行相同的反应。
第1章 碱金属与碱土金属
本章要求
1．了解 s 区元素的物理性质。
2．了解主要元素单质的制备, 掌握钾和钠制备方法。 3．掌握s区元素的氢化物、氧化物、氢氧化物的性质，
掌握氢氧化物的碱性变化规律。
4．掌握 s 区元素的重要盐类化合物的性质，会用热力
学观点解释盐类溶解性。
5．掌握碳酸盐的分解规律。 6．掌握对角线规则和锂、铍的特殊性。
Be(2578) Mg(2806) Ca Sr Ba(1973) 降低
Li2O熔点高（其它的未到熔点已经分解），原因：Li半径小，晶格能大。
3）水合作用:
M2O + H2O = 2MOH + Q， Li→Cs反应速度增加
MO + H2O = M(OH)2 + Q ， BeO和 MgO不溶于水， Ca→Ba反应速度增加 CaO吸收酒精中的水 4）碱性： Na2O + CO2= Na2CO3
2.锂与镁的相似性：
•单质与氧作用生成正常氧化物； •加热时直接与氮气反应生成相应氮化物，其他碱金属不 能直接与氮气作用。 •氢氧化物均为中强碱，且水中溶解度不大； •氟化物、碳酸盐、磷酸盐均难溶； •氯化物共价性较强，均能溶于有机溶剂中； •碳酸盐受热分解，产物为相应氧化物；
•水合氯化物晶体受热发生水解，生成氢氧化物和HCl。
1.1 概述
Humphry Davy (戴维1778—1829) 利用
电解法制取了金属K、Na、Ca、Mg、Sr、
Ba，确认氯气是一种元素，氢是一切酸类不
可缺少的要素，为化学做出了杰出贡献。
元素周期表
IA IIA IIIB IVB VB VIB VII B VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VII A VIII A
注：它们的活泼性有差异
Fra Baidu bibliotekA
电 离 能 、 电 负 性 减 小
IIA
Be Mg Ca Sr Ba n s2
金 属 性 、 还 原 性 增 强
原 子 半 径 增 大
Li Na K Rb Cs n s1
原子半径减小 金属性、还原性减弱 电离能、电负性增大
1.2
单质的性质
一、物理性质
Li
Na
K
Rb
Cs
过氧化物M2O2中含有过氧离子O22-或[-O-O-]2-。其分子轨道式如下：
由填充2p轨道的电子形成
一个 键, 键级为1。 取决于：半径大小的匹配程度，大配 大稳定。 能量效应：体积较大的过氧阴离子、 超氧阴离子和臭氧阴离子更易被较大 的金属阳离子所稳定。
1、生成：
在空气中燃烧 2Na + O2 == Na2O2 4Na + O2 ==== 2Na2O 2Na2O + O2==== 2Na2O2 控制氧气的量 2M + O2 = MO2
• 钛的冶炼：
2LiH T iO2 T i 2LiOH 4NaH TiCl4 Ti 4NaCl 2H2

•剧烈水解： MH H 2 O MOH H 2 (g)
CaH2 2H 2 O Ca(OH)2 2H 2 (g)
3.形成配位氢化物
573~673K 453~473K
M = Sr, Ba
和H2O2 作用 LiOH· H2O +H2O2 →LiOOH · H2O →Li2O2 2、性质： 1）强碱性——与水及酸反应 Na2O2 + 2H2O
冷 热
2NaOH + H2O2
2NaOH + 1/2O2 +H2O
Na2O2 + H2SO4==Na2SO4 + H2O2 BaO2 + H2SO4 ==BaSO4↓+ H2O2
Cs 13.0
有趣的是，不论溶解的是何种金属，稀溶液都具有
同一吸收波长的蓝光。这暗示各种金属的溶液中存在着 某一共同具有的物种。后来实验这个物种是氨合电子， 电子处于4~6个 NH3 的 “空穴” 中。 溶液的蓝色由溶剂合电子跃迁引起。
此蓝色稀溶液具有顺磁性，并随碱金
属浓度增加顺磁性降低。？？？
溶剂合电子
实验室制 备 H2 O2
用于防毒面 具，高空飞 行，潜艇
2Na2O2 + 2CO2 == 2Na2CO3 + O2↑
2）氧化性
Cr2O3难溶+ 3Na2O2 = 2Na2CrO4易溶+ Na2O
MnO + Na2O2 = Na2MnO4
3）还原性
用做分解矿 石的熔剂
2 MnO4- + 5 Na2O2+ 16H+ =5O2+10Na++2Mn2++8H2O
s区元素的单质(除Be、Mg外)均能与氢形成离 子型氢化物。
1.均为白色晶体， 热稳定性差 LiH NaH KH RbH CsH -54.3 -49.3 NaCl -441
-90.4 -57.3 -57.7
△ fHm / kJ· mol-1
2.还原性强
( E (H 2 /H ) = 2.23V)
2M(Na,K, Rb, Cs)(s) 2NH3 (l) 2M 2NH2 H 2 (g)

碱金属与液氨的反应很特别，在液氨中碱金属的溶
解度达到了超出人们想象的程度. 溶于液氨的反应如下：
碱金属在液氨中的溶解度 (-35℃) 碱金属元素 M Li Na K Rb 溶解度/ (mol · L-1) 15.7 10.8 11.8 12.5
MgCl2· 6H2O == Mg(OH)Cl + HCl + 5H2O
MgO + HCl
3. Be、Al 相似性
① 两者都是活泼金属，在空气中易形成致密的 氧化膜保护层 ② 两性元素，氢氧化物也属两性 Al(OH)3 + OH－ == Al(OH)4－ Be(OH)2 + 2OH－== Be(OH)42－ ③ 氧化物的熔点和硬度都很高 ④ 卤化物均有共价型：在蒸气中，氯化物两分子缔合。
Cl
Al
Cl
Al
Cl
Cl
Be
Cl
Be
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
3. Be、Al 相似性
⑤ Al 、Be金属可与浓硝酸形成钝化膜。 ⑥盐都易水解
⑦碳化物与水反应生成甲烷
Be2C + 4 H2O Al4C3 + 12 H2O 2 Be(OH)2 + CH4 ↑ 4 Al(OH)3 + 3 CH4 ↑
3. B、Si 的相似性
2. 与其他非金属作用：
单质与硫、氮、卤素反应，形成相应的化合物 （一般为离子型）。
3. 与水的作用：
2 M + 2 H2O = 2 MOH + H2（g）
4. 碱金属、碱土金属与液氨的作用
（1）低温纯液氨溶液 M1＋(x＋y)NH3 == M1(NH3)＋y ＋e(NH3)x－（蓝色） M2＋(2x＋y)NH3 == M2(NH3)2＋y ＋2e(NH3)x－（蓝色） （2）长时间放置或有催化剂时
4LiH AlCl3 Li[AlH4 ] 3LiCl 铝氢化锂
（无水）乙醚
Li[AlH4 ] 受潮时强烈水解，具有强还原性
LiAlH4 4H2 O LiOH Al(OH)3 4H2
1.5 氧化物
三类氧化物
2 2 6 2正常氧化物(O )： 1s 2s 2p