第1章碱金属和碱土金属
碱金属和碱土金属
碱金属和碱土金属碱金属和碱土金属是元素周期表中的两个重要类别。
它们在化学性质、物理性质和应用方面有很多共同之处，但也有一些显著的差异。
本文将介绍碱金属和碱土金属的基本特点、重要性质及其在实际应用中的作用。
一、碱金属碱金属是周期表中位于第一族，包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）和钫（Fr）。
这些元素都是非常活泼的金属，具有强烈的还原性。
它们在常温下存在于固态，是银白色的质地柔软金属，能轻松被切割，并且具有低密度和低熔点。
碱金属具有以下一些重要性质：1. 高反应性：碱金属在常温下与水反应产生大量的氢气和碱溶液，释放出巨大的热量。
这种反应非常剧烈，有时可以引起爆炸。
例如，钠在与水接触时会迅速产生白色火焰和剧烈的燃烧。
因此，碱金属的处理需要极高的小心和专业知识。
2. 高电离能：碱金属的外层电子非常容易被剥离，因此具有很低的电离能。
这使得它们可以很容易地丧失电子形成阳离子，并与其他元素形成化合物。
3. 强烈的还原性：碱金属是非常强大的还原剂，能够夺取其他元素的电子，并参与许多重要反应。
例如，钾在与氧气反应时会猛烈燃烧，产生明亮的火焰。
4. 高热导率：碱金属具有极高的热导率，这使得它们在冷却和传热技术方面非常有用。
铯是所有金属中热导率最高的元素。
碱金属在许多领域具有广泛应用。
它们可用于制造合金、金属薄膜、电池、催化剂等。
其中最常见的应用是用作发光剂和制备碱金属离子的闪烁屏幕。
此外，碱金属离子在生物医学领域中也具有重要应用，例如在MRI（核磁共振成像）中作为对比剂。
二、碱土金属碱土金属是元素周期表中位于第二族，包括铍（Be）、镁（Mg）、钙（Ca）、锶（Sr）、钡（Ba）和镭（Ra）。
与碱金属相比，碱土金属的化学性质相对较为稳定，但仍然具有明显的金属性质。
它们在常温下也是固态，但与碱金属不同的是，碱土金属较硬和坚硬。
碱土金属具有以下一些重要性质：1. 抗氧化性：碱土金属相对于碱金属来说较为惰性，不容易与空气中的氧气发生反应。
碱金属与碱土金属的区别
碱金属与碱土金属的区别碱金属和碱土金属是化学元素周期表中两个重要的元素家族。
它们在物理性质、化学性质以及在自然界中的分布等方面存在着显著的区别。
本文将详细探讨碱金属和碱土金属的区别。
一、物理性质的区别1. 密度和硬度：碱金属的密度和硬度较低，比较轻盈，容易被切割和压制成各种形状。
而碱土金属的密度和硬度相对较高，比碱金属更坚硬且具有更高的密度。
2. 熔点和沸点：碱金属具有相对较低的熔点和沸点，例如钾的熔点为63.38℃，锂的熔点为180.54℃。
而碱土金属的熔点和沸点相对较高，例如镁的熔点为649℃，钙的熔点为842℃。
3. 导电性：碱金属具有很高的导电性，可以很容易地导电。
碱土金属也具有良好的导电性，但相对于碱金属来说稍逊一筹。
二、化学性质的区别1. 与水反应：碱金属具有与水剧烈反应的性质，生成碱性氢氧化物和氢气。
例如，钠与水反应产生氢气并生成氢氧化钠。
而碱土金属与水反应较为缓慢，生成相应的碱土金属氢氧化物和氢气。
例如，钙与水反应生成氢气并生成氢氧化钙。
2. 氧化性：碱金属具有较强的氧化性，容易损失电子形成正离子。
碱土金属也具有一定的氧化性，但相对于碱金属来说较低。
3. 化合价：碱金属的化合价多为+1，例如钠的氧化状态为+1。
而碱土金属的化合价多为+2，例如镁的氧化状态为+2。
三、自然界中的分布1. 碱金属在自然界中相对较为稀少，主要以盐湖和海水中的含量较高。
其中，氯化钠是最常见的碱金属盐。
2. 碱土金属在自然界中相对较为丰富，分布广泛。
例如，镁和钙广泛存在于岩石、矿石和土壤中。
四、应用领域的区别1. 碱金属应用：碱金属广泛应用于多个领域，包括电池、合金制备、烟火制造、钢铁生产等。
钾化合物还用于肥料的制造。
2. 碱土金属应用：碱土金属在建筑材料、医学、农业等领域中有着重要的应用。
例如，镁合金用于航空和汽车制造，钙化合物可用作水泥生产中的添加剂。
结论总的来说，碱金属和碱土金属在物理性质、化学性质、自然界分布以及应用领域等方面存在显著的区别。
化学竞赛-碱金属与碱土金属
天青石 碳酸锶
重晶石 碳酸钡
锂辉石 LiAlSi2O6 钠长石 NaAlSi3O8 硝石 NaNO3 钾长石 KAlSi3O8 光卤石 KCl· MgCl2 · 6H2O 芒硝 Na2SO4 泻盐 MgSO4 · 7H2O 方解石 CaCO3 石膏 CaSO4 · 2H2O 天青石 SrSO4 重晶石 BaSO4
通常碱土金属的超氧化物很不纯净！
简介：MO2是更加活泼的钾、铷、铯在空气中燃烧的产物，有色，KO2橙黄色， RbO2深棕色， CsO2深黄色
2、与空气中的氧、氮及其它非金属反应：
6M + N2 = 2M3N 3M + N2 = M3N2
镁在氧气中燃烧
SiO2 + Mg =Si + 2MgO TiCl4 + Na = Ti + 4NaCl
3、与化合物作用：
钠、镁、钙高温下能夺取氧或氯，在非水体系，如固相反应和有机体系中，做还原剂。
2NH3 + 2M = 2M(NH2) + H2↑
冷
热
453~473K
573~673K
点燃
Na2O2 + H2SO4==Na2SO4 + H2O2 BaO2 + H2SO4 ==BaSO4↓+ H2O2
实验室制备H2O2
Cr2O3难溶+ 3Na2O2 = 2Na2CrO4易溶+ Na2O
1
MnO + Na2O2 = Na2MnO4 用做分解矿石的熔剂
Li Be Na Mg K Ca Rb Sr Cs Ba
金属活泼性增加
金属活泼性增加
一是因为这些金属熔点高 二是因为氢氧化物溶解度小
碱金属和碱土金属实验报告
碱金属和碱土金属实验报告碱金属和碱土金属第I 条第十七章碱金属和碱土金属元素1.1 氧化物：普通氧化物（O2-）过氧化物(O22-)超氧化物（O2-）和臭氧化物（O3-）。
所有碱金属和碱土金属都有普通氧化物。
除Be外都有过氧化物。
Na，K，Rb，Cs，Ca有超氧化物。
Na，K，Rb，Cs，有臭氧化物。
在空气中燃烧时，Li，Be，Mg，Ca，Sr形成普通氧化物，Na，Ba为过氧化物，K，Rb，Cs为超氧化物，Na，K，Rb，Cs（除Li的碱金属）的干燥氢化物燃烧形成臭氧化物。
（记法：越活泼的金属燃烧，氧的价态越高。
）碱金属氧化物颜色从上到下增大，碱土金属都是白色。
（碱金属和碱土金属）热稳定性从上到下降低。
1.2 溶解性：阴阳离子半径相差较大的离子型化合物在水中溶解度较大，相近的溶解度较小，即相差溶解。
（半径小的阴离子如F-，OH-，则阳离子越大溶解度越大；半径大的阴离子如I-，SO42-，CrO42-，反之）1.3 硝酸盐：热分解产物碱金属的硝酸盐（低温）MNO2+O2（亚硝酸盐+氧气）碱金属的硝酸盐（高温）M2O+N2+O2（氧化物+氮气+氧气）锂的硝酸盐Li2O+NO2+O2（和碱土一样）碱土金属的硝酸盐MO+NO2+O2（氧化物+二氧化氮+氧气）（PS：高温的碱金属盐可看成是亚硝酸盐高温下的分解）1.4 碳酸盐：碱金属碳酸盐热稳定性大于碱土金属，分解产物MO+CO2 （碱金属和碱土金属）碳酸盐热稳定性越下越大（PS：弱酸盐都可溶于稀的强酸）1.5 硫酸盐：碱金属皆可溶，碱土金属越下溶解度越小。
（BaSO4重晶石）1.6 离子的难溶盐：LiF，锑酸钠，高氯酸钾，酒石酸氢钾，高氯酸铯。
MgCO3，CaCrO4，SrCrO4，BaCrO4，1.7 氢气制备：碱金属和钙锶钡与水反应生成氢氧化物和氢气。
篇二：实验22 主族金属(碱金属、碱土金属、铝、锡、铅实验22 主族金属(碱金属、碱土金属、铝、锡、铅、锑、铋)一、实验目的1．比较碱金属、碱土金属的活泼性。
碱金属和碱土金属实验报告(一)
碱金属和碱土金属实验报告(一)碱金属和碱土金属实验报告实验目的了解碱金属和碱土金属的性质，并研究它们的物理化学特性。
实验器材•碱金属：钠、钾、锂•碱土金属：镁、钙、锶、钡•水槽•火柴•盖玻片•磁力搅拌器实验步骤1.将每种金属放入盖玻片中，标记好。
2.分别在水槽中将金属放入水中，观察它们的反应现象。
3.在碱金属中选取一种，将其加入盛有酒精的烧杯中，点燃观察其反应。
4.在碱土金属中选取一种，将其加入盛有盐酸的烧杯中，加热观察其反应。
5.在碱土金属中选取一种，将其加入热水中，搅拌观察其反应。
实验结果1.碱金属在水中反应，放出氢气和放热现象；碱土金属在水中不易反应。
2.碱金属燃烧时产生黄色火苗，放出氧化物和放热现象。
3.碱土金属和酸反应，放出氢气和放热现象。
4.碱土金属与热水反应，放出氢气。
实验分析1.碱金属和碱土金属的化学性质不同，碱金属更易于反应，碱土金属更稳定；2.碱金属在空气中极易氧化，因此应保管在密闭条件下；3.碱金属和碱土金属与水反应后生成的氢气常常是很剧烈的，因此应该小心操作，以免引起安全事故。
实验结论通过对碱金属和碱土金属的实验观察和分析，得到以下结论： 1. 碱金属和碱土金属的物理性质和化学性质都有明显的差异； 2. 碱金属的反应性更强，碱土金属的稳定性更好； 3. 人们在使用这些金属时应该小心谨慎，遵循操作规程，以免引发安全事故。
实验思考1.在实验中，为什么不能直接将碱金属和碱土金属放入水中？答：因为碱金属和碱土金属与水反应剧烈，易产生爆炸，导致安全事故，所以实验中需要小心操作，将碱金属和碱土金属分别放入盖玻片中，再将盖玻片放入水中。
2.为什么要将碱金属与酒精反应，而不是直接将其点燃？答：因为碱金属可与空气中的氧气反应生成氧化物，极易燃烧，若将其直接点燃，可能引起不可承受之高温，甚至是爆炸。
所以为了安全起见，要将碱金属先与酒精反应，然后再点燃酒精，观察其反应。
3.为什么碱土金属与热水反应，放出氢气？答：碱土金属与热水反应，会发生置换反应，金属中的离子会与水中的氢氧根离子发生反应，放出氢气，同时生成金属氢氧化物。
碱金属和碱土金属
ⅡA
Be
Mg
Ca 钙
Sr 锶
Ba 钡
Ra 镭
铍 镁
锂辉石LiAlSi2O6
芒硝Na2SO4·10H2O
绿柱石3BeOAl2O36SiO2 绿柱石
萤石CaF2 萤石
石灰石CaCO3 石灰石
方解石
石膏CaSO42H2O 石膏
重晶石BaSO4 重晶石
碱金属和碱土金属物理性质
Li
Na
K
Rb
Cs
矿物资源和金属单质制备
地壳中的丰度。表示为每 地壳中的丰度。表示为每100 kg样品中 样品中 金属质量（单位为g）的对数（ 为底）。 金属质量（单位为 ）的对数（以10为底）。 为底
碱金属的制备
一般采用电解熔融盐的方法 450℃下电解 ℃下电解55%LiCl和 和 锂 45%KCl的熔融混合物 的熔融混合物 580℃下电解 ℃下电解40%NaCl 钠 和60%CaCl2的混合物 850℃下， ℃ 钾 用金属还原氯化钾 ℃左右、减压下， 铷、铯 800℃左右、减压下， 用钙还原氯化物
Cs是最软的金属 是最软的金属 2s 111 1278
3s2 4s2 5s2 6s2 160 197 215 217
648.8 839 769 725
2970 1107 1484 1384 1640
4 2.0 1.5 1.8 ----
(kg·cm )
ⅠA 密度 -3
Li(锂) Na(钠) K(钾) Rb(铷) Cs(铯) 锂 钠 钾 铷 铯 0.53 0.97 0.86 1.53 1.88
1.0 电负性 +1 氧化数 E (M+/M) -3.04
氧化数与族号一致，常见的化合物 氧化数与族号一致， (V) )
大学无机化学——碱金属和碱土金属
钾比钠活泼，为什么能通过如下反应制备金属钾？
N (l) a K(l) C N l(a l) K C (g （ )8 l C 5 )0
rGm r H m TS I 1 ( K ) 4 18.9 kJ • mol -1 I 1 ( Na ) 495.8 kJ • mol -1 沸点 : K : 759 C
12—1—2 化学性质
碱金属和碱土金属都很活泼，有很强的还原 性
在自然界中大都以离子型化合物存在，在绝 大多数化合物中，它们以正离子形式存在
钠长石: NA a l3O S8 i
绿柱石: Be3A2l(Si3O)6
钾长石: KAl3O S8i
菱镁矿: MgCO3
光卤石: 明矾石:
石 膏:
KC Ml g 26C2 H O l
2、热还原法 ——K、Rb、Cs、Be
1、熔融电解法 ——将金属的氯化物熔融电解
1）Na的制备
CaC2l的作用
1、助熔剂、降低耗能 2、减少钠的挥发 3、降低钠的溶解度，利于 产品分离
2)其他金属单质的制备
a、Be的制备 由于 BeC2l 的共价性较强，生产过程中需要加入
CaC 2或 l 其他金属氯加 化熔 物盐 以的 增导电性
M—O—H → M+ + OH- 碱式电离 究竟以何种方式电离，或两者兼有： 这与M的电荷数 Z（指离子的电荷数）与 M的离子半 径比值有关。
离子势:φ = z/r
φ = z/r：离子势
显然φ越大，离子静电引力强，则M吸引氧原子上的电 子云能力强. 结果 ：O—H键被削弱，易断裂，以酸式电离为主
φ越小，则R—O键强度越弱，所以以碱式电离为主
北京大学碱金属和碱土金属-基本要点
o
＋
1070 K 2BeO + CCl 4 2BeCl 2 + CO2
CaO+H 2 O 2Ca(OH)2
2300 K CaO+3C CaC2 CO
2．过氧化物 ① 制取 除 Be 外，皆可生成过氧化物。 Na 、Ba 可由空气中燃烧直接生成； K、Rb、Cs 以 MO2＋M 还原制得； Ca、Sr 以 MO 与 H2O2 作用； BaO ＋ O2
4Li + O2 2Li 2 O 3NaN3 + NaNO 2 2Na 2 O+5N 2 2Na + Na 2 O2 2Na 2 O 10K+2KNO3 6K 2 O+N2
② 性质 ⅰ 颜色 Li2O 、Na2O （白色） ；K2O（淡黄） ；Rb2O（亮黄） ；Cs2O（橙红） ； MO（白色难溶于水粉末，BaO 较易溶） ⅱ 热稳定性 M2O 热稳定性较小，Li2O 熔点>1700℃ ，Na2O 1275℃升华；其余未达熔点即分解 （350～400℃） （M 半径增大后，相互极化作用有所增强） MO 热稳定性大于 M2O 。 BeO 熔点 2530℃ ， MgO 熔点 2800℃， 然后依次熔点递减。 ⅲ 与水作用 多数是生成碱并放出大量热。 Na 2 O + H 2 O 2NaOH BeO 、MgO 难溶于水（因相应氢氧化物难溶） ；Rb2O、Cs2O 与水作用爆炸燃烧。 ⅳ 与酸性氧化物作用 在空气中易吸收 CO2 形成碳酸盐；CaO 用作高炉、冲天炉助熔剂，钢中脱磷。
BeCl 2 +2 K Be + 2KCl
碱金属和碱土金属
碱金属和碱土金属在化学元素周期表中，碱金属和碱土金属是两个重要的元素类别。
它们在自然界中广泛存在，具有独特的化学和物理性质。
本文将深入探讨碱金属和碱土金属的特点、用途以及对环境和人类健康的影响。
一、碱金属碱金属是指位于元素周期表第1A族的锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）和铍（Fr）。
它们通常具有相似的特性，并且在自然界中以化合物形式存在。
碱金属的特点如下：1. 金属性质：碱金属是典型的金属元素，具有良好的导电性和导热性。
2. 电子配置：碱金属的电子配置以ns1的形式出现，其外层只有一个s电子，容易失去这个电子形成带正电荷的离子。
3. 低密度：碱金属的密度相对较低，从锂到铯依次递增。
4. 相对活泼：碱金属对水和空气中的氧气具有很高的反应性，它们能够与水反应产生氢气，并在空气中形成氧化物。
碱金属具有广泛的应用领域。
首先，钠和钾是人体必需的微量元素，对维持正常的生理功能至关重要。
其次，碱金属可以用于制备合金、导热材料、催化剂等。
此外，碱金属化合物还被广泛应用于玻璃工业、电池制造、化学实验等领域。
然而，碱金属也存在一些潜在的危害性。
例如，钠和钾金属与水反应时会放出大量的氢气，可能引发火灾。
此外，过量摄入碱金属离子对人体健康有害，可能导致水电解质平衡失调甚至中毒。
二、碱土金属碱土金属是周期表中第2A族的含钙（Ca）、镁（Mg）、锶（Sr）、钡（Ba）和镭（Ra）的元素。
与碱金属相比，碱土金属的化学性质略微稳定。
以下是碱土金属的主要特点：1. 金属性质：碱土金属也是典型的金属元素，具有较好的导电性和导热性。
2. 电子配置：碱土金属的电子配置为ns2，外层具有两个s电子。
3. 密度：碱土金属的密度相对较高，从镁到钡递增。
4. 反应性：碱土金属相对于碱金属来说较不活泼，但依然能与水和氧气反应，生成相应的化合物。
碱土金属也有广泛的应用。
首先，钙是人体骨骼和牙齿的主要成分之一，对维持骨骼健康至关重要。
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。
碱土金属在许多领域中都有重要应用。
镁是一种重要的金属材料，广泛应用于航空、汽车和船舶制造。
钙是构成人体骨骼和牙齿的重要元素，对维持骨骼健康至关重要。
三、碱金属与碱土金属的区别1. 电子结构：碱金属和碱土金属的外层电子结构相似，都是ns1或ns2。
碱金属和碱土金属的性质比较
碱金属和碱土金属的性质比较碱金属和碱土金属都是周期表中位于左侧的元素，它们在化学性质上有一些共同之处，但也存在着一些显著差异。
本文将对碱金属和碱土金属的性质进行比较，展示它们各自的特点。
一、物理性质比较碱金属包括锂、钠、钾、铷、铯和钫，它们都具有较低的密度和较低的熔点。
在室温下，碱金属都是固态，但随着温度的升高，它们会迅速转化为液态。
碱金属具有银白色的外观，柔软易弯曲。
碱金属的导电性和热导率都非常好，是优秀的导体。
碱土金属包括铍、镁、钙、锶、钡和镭，它们的密度和熔点相对较高。
在室温下，碱土金属也都是固态。
和碱金属相比，碱土金属的硬度更高，但仍然具有金属的柔韧性。
碱土金属的导电性和热导率也很好，但稍逊于碱金属。
二、化学性质比较1. 反应性：碱金属和碱土金属都是非常活泼的金属，在空气中容易与氧气反应而氧化。
但碱金属的反应性更为强烈，它们常与空气中的水汽剧烈反应，产生氢气并形成氢氧化物。
2. 反应速率：碱金属的反应速率要比碱土金属快。
碱金属与水反应时放出大量的热量，并产生碱性溶液，这种反应在钠和钾上尤为明显。
碱土金属与水反应也能产生碱性溶液，但反应相对缓慢。
3. 氢氧化物：碱金属与碱土金属都能与水反应生成氢氧化物。
碱金属的氢氧化物溶解度较大，形成强碱性溶液，如氢氧化钠和氢氧化钾。
而碱土金属的氢氧化物溶解度较小，形成弱碱性溶液，如氢氧化钙和氢氧化镁。
4. 卤素反应：碱金属和碱土金属均能与卤素发生反应。
碱金属与卤素的反应剧烈，产生白色晶状盐，如氯化钠和溴化锂。
碱土金属与卤素的反应较为温和，产生白色晶体，如氯化钙和溴化镁。
5. 氧化性：碱金属的氧化性较强，它们能够与许多非金属元素反应，如与氧气反应产生氧化物。
碱土金属的氧化性较碱金属弱，但也具有氧化性，如镁能够与氧气反应生成氧化镁。
三、应用领域比较碱金属和碱土金属具有广泛的应用领域。
碱金属的主要应用包括制备合金、制取金属、制造化学品、生产玻璃和陶瓷等。
碱土金属的应用领域包括制备镁合金、制造火箭燃料、生产荧光体材料和医疗用途等。
碱金属和碱土金属元素PPT课件
除Be, Mg外 除Be, Mg, Li 外 K, Rb, Cs
离子半径增大，稳定性提高 阴阳离子相互匹配原则：大阳离子配大阴离子稳定
2020/1/5
9
氧化物（正常）
空气中燃烧： Li2O 和 碱土氧化物MO
其它碱金属正常氧化物的两个方法 ： （金属与过氧化物或硝酸盐作用）
Na2O2 + 2 Na--- 2Na2O 2MNO3 +10M --- 6M2O + N2 (M=K, Rb, Cs) 碱土金属正常氧化物其它制备方法：
2020/1/5
6
碱金属和碱土金属元素常见氧化态分别为+1和+2。
碱金属第一电离能很小，容易失去1个 s电子而显示+1氧化态，但第 二电离能很大，很难再失去第二个电子，因此，它们不会表现出其 它氧化态，只有+1一种氧化态。
碱土金属第一、第二电离能较小，易失去2个电子，而第三电离能很 大，很难再失去第三个电子，只有+2氧化态。
碳酸盐、硝酸盐、氢氧化物等热分解
2020/1/5
10
过氧化物
空气中燃烧： Na2O2 BaO2 低温下通O2于K, Rb, Cs 液氨溶液：对应过氧化物
Ca, Sr, Ba氧化物与过氧化氢作用：对应过氧化物
工业上过氧化钡生成 2BaO + O2 -- 2BaO2 (793K以上)
应用：Na2O2强氧化剂（工业漂白剂）： 与H2O Na2O2 + 2H2O--- 2NaOH+H2O2 稀酸 Na2O2 + H2SO4--- Na2SO4+H2O2
具有低密度、低硬度、低熔点特点，有一定导电性和导 热性。（金属键不牢固）
碱金属与碱土金属的性质与反应
碱金属与碱土金属的性质与反应碱金属和碱土金属是化学元素周期表中两个重要的元素家族。
它们在自然界中广泛存在，并且具有独特的性质和反应。
本文将探讨碱金属和碱土金属的性质以及它们的一些典型反应。
一、碱金属的性质与反应碱金属包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）和铯（Cs），它们在元素周期表的第一组。
碱金属具有以下一些共同的性质。
首先，它们是非常活泼的金属，容易与其他元素发生反应。
其次，它们的密度都很低，比较轻盈。
此外，碱金属在室温下都是固体，但可以很容易地被切割成薄片。
碱金属在空气中的反应也是引人注目的。
它们与氧气反应会产生相应的氧化物。
例如，钠与氧气反应会生成氧化钠，这是一种白色晶体。
而钾与氧气反应则会产生氧化钾，这是一种紫色的晶体。
这些氧化物在水中溶解后会形成碱性溶液，因此碱金属也被称为“碱”。
碱金属与水的反应也是非常剧烈的。
它们与水反应会放出大量的氢气，并产生相应的氢氧化物。
例如，钠与水反应会生成氢氧化钠，这是一种强碱。
这种反应非常剧烈，甚至会引起火灾。
因此，在实验室中处理碱金属时需要非常小心。
二、碱土金属的性质与反应碱土金属包括铍（Be）、镁（Mg）、钙（Ca）、锶（Sr）和钡（Ba），它们在元素周期表的第二组。
碱土金属与碱金属相比，具有一些不同的性质。
首先，它们的密度比碱金属要高，但仍然比较轻盈。
其次，碱土金属的熔点和沸点较高，因此它们在常温下都是固体。
碱土金属与水的反应相对于碱金属来说较为温和。
它们与水反应会放出氢气，并生成相应的氢氧化物。
例如，钙与水反应会生成氢氧化钙，这是一种弱碱。
与碱金属不同的是，碱土金属与水的反应不会引起火灾。
碱土金属还具有一些其他的重要性质和反应。
例如，它们的氧化态通常为+2。
此外，碱土金属在燃烧时会产生明亮的火焰，这是由于金属离子激发气体中的电子而引起的。
这种现象在烟花制造中得到了广泛应用。
总结起来，碱金属和碱土金属具有独特的性质和反应。
碱金属非常活泼，容易与氧气和水反应，并产生相应的氧化物和氢氧化物。
碱金属和碱土金属的反应性和离子化趋势
碱金属和碱土金属的反应性和离子化趋势碱金属和碱土金属是元素周期表中位于第一和第二主族的两类金属元素。
本文将探讨碱金属和碱土金属的反应性及其离子化趋势。
一、碱金属的反应性碱金属包括锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)和钫(Fr)，它们的反应性都非常高。
碱金属的反应性主要表现在以下方面：1. 与氧气的反应碱金属能够与氧气直接反应生成金属氧化物。
以钠为例，当钠暴露于空气中时，会迅速氧化生成氧化钠，放出大量的热量。
4 Na + O2 → 2 Na2O2. 与水的反应碱金属在与水接触时能够剧烈反应，产生氢气和碱溶液。
这种反应产生的氢气会迅速燃烧，并伴随着剧烈的放热现象。
以钠与水的反应为例：2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2↑3. 与酸的反应碱金属可以与酸发生中和反应，生成盐和水。
这是因为碱金属是碱性物质，而酸则是酸性物质，两者反应后能够中和产生中性物质。
2 Na + 2 HCl → 2 NaCl + H2↑二、碱土金属的反应性碱土金属包括铍(Be)、镁(Mg)、钙(Ca)、锶(Sr)、钡(Ba)和镭(Ra)。
相比于碱金属，碱土金属的反应性较低，但它们仍然具有一定的活泼性。
1. 与氧气的反应碱土金属的氧化反应相对缓慢。
以镁为例，当镁暴露于氧气中时，会逐渐氧化生成氧化镁。
不过，与碱金属相比，碱土金属的氧化速度要慢得多。
2 Mg + O2 → 2 MgO2. 与水的反应碱土金属与水的反应较碱金属来说要缓慢。
以钙与水的反应为例，会生成氢气和碱溶液，但反应速度相对较慢。
Ca + 2 H2O → Ca(OH)2 + H2↑3. 与酸的反应碱土金属与酸的反应速率较慢，但仍能发生反应。
以镁与盐酸的反应为例，会生成相应的盐和氢气。
Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2↑三、离子化趋势离子化趋势是指元素失去或获得电子形成离子的趋势。
对于碱金属和碱土金属而言，其离子化趋势主要受到原子半径和电子层排布的影响。
无机化学13碱金属和碱土金属全解
△
3Ca＋N2====Ca3N2
△
3Mg＋N2===Mg3N2
思考：活泼金属 应当如何保存？
要防止与空气接触。锂要保存于蜡中，钾、 钠、钙等应保存于煤油中。
Li2O
Na2O2
镁 带 的
燃
KO2
烧
2M(s)+ 2NH3 (l) →2M+ + 2NH-2 + H2 (g)
与 液 氨 作 用
1、为什么自然界没有游离态的碱金属和 碱土金属？它们主要以哪些形式存在？
位〕 Ф 0.22 碱性
0.22 Ф 0.32 两性Ф 0 Nhomakorabea32 酸性
LiOH Be(OH)2
NaOH KOH RbOH
Mg(OH)2 碱
Ca(OH)2
性 增
Sr(OH)2 强
CsOH Ba(OH)2
酸性增强
你能用有关理论解释为何Be(OH)2具有两性吗？
LiOH 中强
Be(OH)2 两性
NaOH 强
温度为900℃时，反响：Na(l)+KCl(l)——NaCl(l)+K(g)，钾 成为气体挥发，使平衡向右移动，反响得以进展。
氢氧化物
碱金属的氢氧化物对皮肤和纤维有强烈 的腐蚀作用，所以又称为荷性碱。
物理性质
碱金属和碱土金属的氢氧化物均为白色 固体，吸水容易潮解，溶于水时放热。
溶解度增大
溶解性 mol·l-1
无机化学13碱金属和碱土金属全 解
第一节 碱金属和碱土金属的通性
第IA族包括锂、 钠、钾、铷、铯 和钫六种元素， 由于它们的氢氧 化物都是易溶于 水的强碱，所以 称它们为碱金属 元素。其中钫是 放射性元素。
碱金属与碱土金属的性质与应用
碱金属与碱土金属的性质与应用碱金属和碱土金属是元素周期表中的两个特殊类别，它们具有一系列独特的性质和广泛的应用领域。
本文将对碱金属和碱土金属的性质进行介绍，并探讨它们在不同领域的应用。
1. 碱金属的性质与应用碱金属是指周期表中第一列的锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)和铯(Cs)五种金属元素。
以下是碱金属的一些共同性质：1.1 低密度和低熔点：碱金属的密度很低，且具有较低的熔点。
例如，钾的密度仅为0.86 g/cm³，熔点为63.38℃。
由于这些性质，碱金属常用于制备轻质合金和低熔点合金。
1.2 剧烈反应性：碱金属与水、氧气和非金属产生剧烈的反应。
它们能够与水反应产生氢气，并放出大量热量。
这种反应性使得碱金属成为一种重要的还原剂，广泛应用于化学反应和电池中。
1.3 单价阳离子形成：碱金属的外层电子配置使得它们倾向于丢失一个电子成为+1价阳离子。
这种单价阳离子形成能力使得碱金属在化合物中充当重要的金属离子，例如氯化钠(NaCl)、氢氧化钾(KOH)等。
碱金属的应用广泛涉及多个领域，包括：1.4 电池技术：碱金属广泛应用于电池的制造中，例如锂电池、钠硫电池和钾离子电池等。
这些电池具有高能量密度和长循环寿命等特点，广泛应用于电动汽车、移动设备和储能系统等领域。
1.5 化学合成：碱金属是许多有机合成反应的重要催化剂。
例如，钠在有机合成中用于还原反应和生成有机金属试剂；钾常用于制备有机化合物中的强碱性试剂。
1.6 原子物理研究：碱金属在原子物理学领域也有重要应用。
例如，铷是光谱学研究中常用的基准原子；铯被广泛应用于原子钟中。
2. 碱土金属的性质与应用碱土金属是指周期表中第二列的铍(Be)、镁(Mg)、钙(Ca)、锶(Sr)和钡(Ba)五种金属元素。
以下是碱土金属的一些共同性质：2.1 高熔点和硬度：与碱金属相比，碱土金属具有较高的熔点和硬度。
例如，钙的熔点为842℃，硬度为1.75。
这些性质使得碱土金属在建筑材料和合金制备中具有重要应用。
碱金属-碱土金属
3、含氧酸盐的热稳定性
① 硝酸盐热分解 锂和碱土金属离子的极化能力较强，其硝酸盐热分解为： 4 LiNO3 = 2 Li2O ＋ 4 NO2 ＋ O2 2 Mg(NO3)2 = 2 MgO ＋ 4 NO2 ＋ O2 其它碱金属硝酸盐受热分解的产物为亚硝酸盐和O2： 500℃： 2 NaNO3 = 2 NaNO2 ＋ O2
二、氧化物
正常氧化物
多数为白色固体，K2O（淡黄）、Rb2O（亮
黄 ）、 Cs2O( 桔 红 ) ； 熔点： IIA>IA ；硬度 IIA>IA ，所以 BeO 、 MgO 作耐火材料和金属陶瓷， BeO 还有反射放射线 的能力，常用作原子反应堆外壁砖块材料。
过氧化物和超氧化物 除Be外IA、IIA均能形成过氧化物（离子型） 除Li、Be、Mg外，IA、IIA能形成超氧化物，颜色，磁性。
的溶解度约是氟化锂的 10 倍，磷酸钠的溶解度约是磷酸锂
的200倍。
一、Li、Mg 的相似性
4 Li ＋ O2 = 2 Li2 O 2 Mg ＋ O2 = 2 MgO 6 Li ＋ N2 = 2 Li3N 3 Mg ＋ N2 = Mg3N2
2 Mg(NO3)2 = 2 MgO ＋ 4 NO2 ＋ O2
4 LiNO3 = 2 Li2O ＋ 4 NO2 ＋ O2
2 NaNO3 = 2 NaNO2 ＋ O2 LiCl· H2O = LiOH ＋ HCl
MgCl2· 6H2O = Mg(OH)Cl ＋ HCl ＋ 5 H2O
Mg(OH)Cl = MgO ＋ HCl
二、对角线规则
Li Na
Be Mg
B Al
性质
（1）室温下，均能与水和稀酸反应： Na2O2+2H2O→2NaOH+H2O2 Na2O2+H2SO4→Na2SO4+H2O2 2KO2+2H2O→2KOH+H2O2+O2↑ 2KO2+2H2SO4→2K2SO4+H2O2+O2↑ （2）与CO2的反应： 2Na2O2+2CO2→2NaCO3+O2 ↑ 4KO2+2CO2→2K2CO3+3O2↑
碱金属和碱土金属
碱金属和碱土金属碱金属和碱土金属是元素周期表中两个重要的元素家族，它们在化学性质上有许多相似之处，但也存在一些明显的区别。
本文将探讨碱金属和碱土金属的性质、应用以及对环境和人类健康的影响。
一、碱金属碱金属是位于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）。
它们都是银白色的金属，具有低密度、低熔点和极强的金属反应性。
碱金属的化合物通常具有较高的溶解度和离子导电性。
碱金属的主要性质包括：1. 金属反应性：碱金属和非金属元素反应时会释放大量的热量和气体。
2. 氧化性：碱金属在空气中迅速与氧气反应生成氧化物。
3. 电导性：碱金属具有较高的电导率，可用于制备电池和导电材料。
4. 碱性：碱金属的氢氧化物是强碱，可用于中和酸性溶液。
碱金属在生活和工业中具有广泛的应用，如：1. 锂：用于制造锂电池，广泛应用于移动电子设备和电动汽车等领域。
2. 钠：用于制造化学工业中的钠化合物，例如氢氧化钠。
3. 钾：用于制造肥料和玻璃工业中的钾化合物。
4. 铷、铯：主要用于科学研究和高精密仪器。
然而，碱金属也存在一些安全问题。
由于其极强的反应性，碱金属与水接触会产生剧烈的放热反应，甚至可能引发爆炸。
此外，碱金属化合物的放射性同位素（如钫）对人体健康有辐射危害。
二、碱土金属碱土金属是位于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）。
碱土金属同样是银白色的金属，具有较低的密度和较高的熔点。
碱土金属的化合物也具有高溶解度和离子导电性。
碱土金属的主要特点包括：1. 金属反应性：碱土金属的反应性较碱金属弱，但仍然比大多数金属高。
2. 碱性：碱土金属的氢氧化物是较强的碱。
3. 电导性：碱土金属的导电性较高，可用于制备导电材料。
碱土金属在工业和日常生活中也有重要的应用，例如：1. 镁：用于制造轻量化材料，如航空航天和汽车工业中的合金。
2. 钙：是构成骨骼和牙齿的主要成分，也广泛应用于冶金和建筑工业。
碱金属与碱土金属
2、化性 非常活泼的金属 ⑴与许多非金属单质直接反应生成离子型化合物
⑵碱金属及钙、锶、钡反应生成氢氧化物和氢气。 锂、钙、锶、钡同水反应比较平稳，因为它们熔点较高，不易熔化， 因而与水反应不激烈，另一方面，由于其氢氧化物的溶解度小，生 成的氢氧化物覆盖在金属表面阻碍金属与水接触。铍与镁的金属表 面可以形成致密的氧化物保护膜，常温下对水是稳定的。镁在热水 中可以缓慢地发生反应，铍则同水蒸气也不发生反应。其它碱金属 的熔点很低。其它碱金属与水反应非常剧烈，量大时会爆炸。
一、单质
1、物性
银白色的金属光泽，具有良好的导电性和延展性。
碱金属：熔点低，除锂外都在100℃以下，铯的熔点最 低，最放在手中就能熔化的两种金属之一（另一种是 Ga）。沸点与熔点的温差较大，一般比熔点高出700℃ 以上；是较软的金属，硬度都小于1，可以用刀子切割； 密度都较小，属于轻金属，其中锂、钠、钾的密度比水 小。锂是最轻的金属，其密度大约是水的一半。
碱金属和碱土金属
价层电子结构分别为ns1， ns2，失去电子后形成具有 稀有气体结构的稳定离子，因而都是极其活泼的金属。 稳定氧化态分别为+1，+2。
许多性质变化很有规律
同一族内，从上到下，原子半径依次增大，电离能和电 负性依次减小，从而金属的活泼性也就从上到下依次增 加。
Li，Be的原子半径和离子半径很小，与同族其它元素相 比，锂和铍具有一些特殊性，例如，它们在形成化合物 时化学键的共价倾向比较显著。
LiOH 1.2
Be(OH)2 2.54
NaOH 1.0 碱 Mg(OH)2 1.76 碱
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
注：它们的活泼性有差异
IA
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
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。
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↑
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。
• 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
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. 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
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
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
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。
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
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
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
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
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
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
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
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。
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
CaO + SiO2 = CaSiO3，除矿渣反应