碱金属和碱土金属教案资料
无机化学实验二十二 碱金属和碱土金属
无机化学实验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++ 2NaOH5H2O2 + 2MnO4- + 6H+ == 2Mn2+ + 8H2O + 5O22、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。
分析化学第20章碱金属和碱土金属
碱土金属原子比相邻的碱金属多一个核电荷 ，因 而原子核对最外层的两个s电子的作用增强了，所以碱土金 属原子要失去一个电子比相应碱金属难。
碱金属和碱土金属元素在化合时，多以离子 结合为特征，但在某些情况下仍显一定程度的共 价性。
20-4, 20-11,
20-6, 20-13
所有碱金属氢化物都是强还原剂。
673K
TiCl4+4NaH====Ti+4NaCl+2H2 LiH+H2O===LiOH+H2↑
CaH2+2H2O===Ca(OH)2+2H2↑ 由于氢化钙与水反应而能放出大量的氢气，所以常用它作 为野外产生氢气的材料。
镁和镁系合金(如Mg2Ni，Mg2Cu、镁--稀土系合金)是一类 贮氢合金。贮氢时，用合金与氢反应，生成金属氢化物。用氢 时，把金属氢化物加热，将氢放出来，以供使用。
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ Ca +2H2O = Ca(OH)2 + H2↑
20.2.2单质的制备
１．制备方法简介 （1）电解熔融的氯化钠
阳极：2Cl- =Cl2 + 2e阴极：2Na+ + 2e- = 2Na
通电
总反应：2NaCl = 2Na +Cl2 （2）氧化镁的热还原法
教学内容 ：
第一节 碱金属和碱土金属的通性 第二节 碱金属和碱土金属的单质 第三节 碱金属和碱土金属的化合物
教学时数：
4 学时
教学内容 ：
讲授法
§20.1 碱金属和碱土金属的通性
第二讲 碱金属和碱土金属
E E E
Li+ /Li = －3.03v Na + /Na= －2.71v K + /K
= －2.93v 8
二、碱金属和碱土金属的单质
(4) 与氧化物、卤化物反应
(5) 与液氨反应
M1＋(x＋y)NH3 == M1(NH3)＋y＋e(NH3)x－ （蓝色）
9
二、碱金属和碱土金属的单质
3. 单质的制备 (1) 熔盐电解法
Na的制备：电解40% NaCl + 60% CaCl2 CaCl2的作用： a.降低电解质的熔点，防止钠的挥发；
b.减小金属Na的分散性(混盐密度>金属 钠，钠浮在上层)。
注意：不能电解KCl,因为会产生KO2和K,发生爆炸
10
二、碱金属和碱土金属的单质
(2) 热还原法 (3) 热分解法 该方法可以精确定量制备碱金属（Na,K,Rb,Cs) 思考：为什么Li不能选择热分解法？
Li
Na
K Rb、Cs
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
5
二、碱金属和碱土金属的单质
1. 物理性质
碱 金 属 和 碱 土 金 属 碱 金 属
(1) 有金属光泽 (2) 硬度小 除Be、Mg外都可切割 (3) 导电、导热性好
(4) 延展性好
(5) 密度小
思考：Li、Na、K是否都能储存于煤油中？
(6) 熔点低 Na、K、Rb、Cs熔点低于水的沸点 6
limg的相似性单质与氧作用生成正常氧化物四周期表中的斜线关系与水反应较慢氢氧化物均为中强碱且水中溶解度不大易分解氟化物碳酸盐磷酸盐均难溶碳酸盐受热易分解limg可直接与n2反应生成氮化物其它不能273
第二讲
实验三碱金属和碱土金属
溶解度MgCrO4可溶,微溶难溶盐中CaCrO4 > Sr CrO4 > BaCrO4
BaCrO4 Ksp =×10－10、SrCrO4 Ksp =×10－5、CaCrO4 Ksp =×10－4
3.在－1Ca、Ba可溶盐溶液中逐滴加入－1Na2C2O4观察反应现象及产物状态;
Sr—洋红色, Ba—绿色,
㈥Mg、Ca、Sr、Ba难溶盐
1.在－1Ca、Ba可溶盐溶液中逐滴加入H2SO4观察反应现象及产物状态;
Ba2+ + SO42－== BaSO4白色↓
不混浊Ca盐滴加2－1 Na2SO4用玻璃棒摩擦试管壁也生成白色↓
Ca2+ + SO42－== CaSO4白色↓
溶解度：MgSO4可溶,微溶难溶盐中CaSO4 > SrSO4 > BaSO4
2.在装有LiCl溶液试管中逐滴加入Na3PO4饱和
3Li++ PO43－== Li3PO4↓生成白色↓
㈣Mg、Ca、Ba氢氧化物的性质
1.在相同浓度－1Mg、Ca、Ba可溶盐溶液中逐滴加入饱和BaOH2,
观察反应现象及产物状态;
Mg2++ 2OH－=== MgOH2立刻生成白色↓
Ca2++ 2OH－=== CaOH2用玻璃棒摩擦试管壁也生成白色↓
2. K+鉴定
在试管中,加入饱和酒石酸氢钠2,3-二羟基丁二酸氢钠,如无沉淀,用玻棒摩擦试管内壁,放置片刻,视有白色沉淀;
K+ + HC4H4O6－=== KHC4H4O6↓
㈢Li、Na盐类溶解性对比略
1.在装有LiCl溶液试管中逐滴加入Na2CO3饱和
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 + CO2MgCO3 == 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。
碱金属与碱土金属
第17章碱金属与碱土金属教学要求1.掌握碱金属和碱土金属的存在、性质、制备和用途；2.了解碱金属和碱土金属氧化物的性质和类型以及氢化物性质；3.掌握碱金属和碱土金属氢氧化物的溶解性、碱性及其变化规律；4.掌握碱金属和碱土金属重要盐类的溶解性、热稳定性等性质及其变化规律。
教学时数 2 学时重点：碱金属和碱土金属单质及氢氧化物的溶解性、碱性和盐类溶解性、热稳定性的变化规律。
难点：碱金属和碱土金属酸碱性、溶解性、热稳定性等性质变化规律的理论解释。
本章预习与问题思考：1. 碱金属和碱土金属有哪些主要化学性质？碱金属和钡在过量氧中燃烧的产物是什么？他们与水反应的情况如何？2. 碱金属和碱土金属在自然界主要以哪些矿物质形式存在？写出这些矿物的名称（俗名）及对应的化学式。
3.为什么过氧化钠能做潜水密舱中的供氧剂？而氢化钙却可做野外氢气发生剂？如何检验和除去商品氢氧化钠中的杂质碳酸钠？如何将粗盐中的杂质Ca2+、Mg2+、SO42-除去精制食盐？4.如何鉴别碱金属和碱土金属离子？教学内容：本章共有5节内容，第17-3为学习重点。
本章主要根据教学重、难点要求，通过课堂引导、学生自学和归纳总结的形式完成。
17-1 碱金属和碱土金属的通性（自学）碱金属元素原子的价电子层结构为ns1，只有+1氧化态。
碱金属原子最外层只有1个电子，次外层为8个电子(Li为2电子)，对核电荷的屏蔽效应较强，所以该价电子离核校远，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，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P.647表20-1）。
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。
碱金属碱土金属教学课件
碱金属元素具有较低的原子序数，表现出强烈的金属性，具 有活泼的化学性质；碱土金属元素具有较高的原子序数，表 现出相对较强的非金属性，化学性质相对较稳定。
在周期表中的位置
碱金属元素
包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）和钫（Fr），位于 周期表中的第1族（IA族）。
碱土金属元素
水生生物毒性效应
高浓度的碱金属和碱土金 属会对水生生物产生毒性 效应，影响其生长和繁殖 。金属和碱土金属在土壤中积累，会 导致土壤污染，影响农作物的生长和 质量。
这些金属元素会降低土壤中微生物的 活性，影响土壤的生态平衡。
土壤结构破坏
过量的碱金属和碱土金属可能导致土 壤结构破坏，影响土壤的通气性和保 水性。
碱金属碱土金属教学课件
contents
目录
• 碱金属和碱土金属的简介 • 碱金属和碱土金属的物理性质 • 碱金属和碱土金属的化学性质 • 碱金属和碱土金属的化合物 • 碱金属和碱土金属的应用 • 碱金属和碱土金属的环境影响
01
碱金属和碱土金属的 简介
定义与特性
定义
碱金属和碱土金属是元素周期表中的两类元素，位于IA和IIA 族。
热导率
碱金属和碱土金属的热导率较高，这 意味着它们具有良好的热传导性能。 这主要是因为金属中的自由电子可以 有效地传递热量。
03
碱金属和碱土金属的 化学性质
氧化还原反应
总结词
碱金属和碱土金属在氧化还原反应中表现出不同的性质。
详细描述
碱金属元素如锂、钠、钾具有较强的还原性，容易失去电子成为正离子，而碱土金属元素如镁、钙、锶、钡则具 有相对较弱的还原性。在氧化还原反应中，碱金属通常作为还原剂，而碱土金属则可以作为氧化剂或还原剂。
第20章 碱金属与碱土金属
20-1 概述
碱金属和碱土金属是周期表IA族和 族元素。 碱金属和碱土金属是周期表 族和IIA族元素。 族和 族元素 IA族包括锂 族包括锂(lithium)、钠(sodium)、钾(potassium)、 族包括锂 、 、 、 铷(rubidium)、铯(cesium)、钫(francium)六种金属元 、 、 六种金属元 它们的氧化物溶于水呈强碱性，所以称为碱金属。 素。它们的氧化物溶于水呈强碱性，所以称为碱金属。 IIA族包括铍 族包括铍(beryllium)、镁(magnesium)、钙 、 、 族包括铍 (calcium)、锶(strontium)、钡(barium)、镭(radium) 、 、 、 六种金属元素。由于钙、 六种金属元素。由于钙、锶、钡的氧化物在性质上介 碱性” 土性” 之间，所以称为碱土金属， 于“碱性”和“土性” 之间，所以称为碱土金属，现 习惯上把铍和镁也包括在内。钫和镭是放射性元素。 习惯上把铍和镁也包括在内。钫和镭是放射性元素。 镁和钡在地壳内蕴藏较丰富， 钠、钾、钙、镁和钡在地壳内蕴藏较丰富，它们的单 质和化合物用途较广泛。 质和化合物用途较广泛。
8. 都有很好的导电性 都有很好的导电性. 天然芒硝+ 9. 离子有味道, 如Li : 甜, K+, Na+: 咸, Ba2+: 苦, Mg2+: 离子有味道 涩. 10. 特殊颜色反应 特殊颜色反应.
20-1-2 碱金属和碱土金属的存在
碱金属和碱土金属都以化合态存在于自然界中。 碱金属和碱土金属都以化合态存在于自然界中 。 在碱金属中, 钠和钾在地壳中分布很广, 在碱金属中 钠和钾在地壳中分布很广 两者的丰度都 为 2.5% 。 主 要 矿 物 有 芒 硝 Na2SO4·10H2O 、 光 卤 石 以及明矾石K 等 KCl·MgCl2·6H2O以及明矾石 2SO4·Al2(SO4)3·24H2O等 。 以及明矾石 海水中氯化钠的含量为2.7%，植物灰中也含有钾盐 。 海水中氯化钠的含量为 ， 植物灰中也含有钾盐。 锂的重要矿物为锂辉石Li 锂的重要矿物为锂辉石 2O·Al2O3·4SiO2 ， 锂 、 铷和铯 在自然界中储量较少且分散，被列为稀有金属。 在自然界中储量较少且分散，被列为稀有金属。
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，然后各加入5滴0.1mol·L-1Na2SO4溶液，观察反应产物的状态和颜色。
分别检验沉淀与浓HNO3的作用，写出反应式。
碱金属和碱土金属教学要求1了解碱金属和碱土金属的通性
电负性 M + 水化能 /(kJ/mol) 标准电势 φ θ / V
1.5 2494 -1.85
1.2 1921 -2.372Leabharlann 1.0 1577 -2.868
1.0 1443 -2.89
0.9 1305 -2.91
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。 17-2 碱金属和碱土金属的单质 17-2-1 单质的物理化学性质 碱金属和碱土金属单质除铍为钢灰色外，其它均为银白色光泽。碱金属具有密度小、硬 度小、熔点低的特点，是典型的轻、软金属。碱金属还具有良好的导电性。碱土金属的熔点、 沸点比碱金属高，硬度较大，导电性低于碱金属，规律性不及碱金属强。 由于碱金属和碱土金属的核外电子数较少，原子半径较大，核对价电子的吸引力较小， 因此碱金属和碱土金属的化学活泼性很活泼，表现在： ① 易与水的反应，碱金属与水反应更剧烈，产生的氢气着火燃烧。 ② 易氧化，生成氧化物、过氧化物、超氧化物等。 ③ 与氢的反应，活泼的碱金属均能与氢在高温下直接化合，生成离子型氢化物，由于氢负 离子有较大的半径（2.08），容易变形，所以它仅能存在于干态的离子型氢化物晶体中，而 不能成为水溶液中的水合离子。 钠能溶于液氨中生成蓝色溶液， 该溶液具有导电性和顺磁性。 在溶液中钠离解生成钠正离子和溶剂合电子： Na (S) + (x+y)NH3(l) → Na(NH3)x+ + e (NH3)y其中的溶剂合电子是一种很强的还原剂。 17-2-2 铍的反常性质 Be 原子的价电子层结构为 2s2，它的原子半径为 89pm， Be 离子半径为 31pm ， Be 的电负性为 1.57。铍由于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），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），所以铍 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。 因此铍常表现出不 同于同族其它元素的反常性质。 （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)4]，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： [Be(H2O)4 ] 2+ ── [Be(OH) (H2O)3 ] + + H + 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。 17-2-3 单质的制备 1 、熔盐电解法 由于碱金属和碱土金属的化学活泼性很强，所以一般用电解它们熔融化 合物的方法制取。 2 、热分解法 碱金属的某些化合物加热分解能生成碱金属。 3 、热还原法 钾、铷、铯的沸点低易挥发，在高温下用焦炭、碳化物及活泼金属做还原 剂还原它们的化合物，利用它们的挥发性分离。 17-3 碱金属和碱土金属的化合物 17-3-1 氧化物 1、普通氧化物
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 + CO2MgCO3 == 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。
第二十章碱金属和碱土金属
4、热分解法——铷、铯的制备
2MN3 ==== 2M + 3N2↑ M=Rb(668K，高真空)，Cs(663K)
三、单质的物理性质和应用
1、金属的光泽 银白色 2、密度小 最轻的金属Li 3、低熔点 4、低硬度 可用刀切割 5、良好的导电性 对光最敏感的金属铯，光电效应 6、形成液态合金
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。
缓慢分解: KO3 = KO2 +1/2O2
含氧化合物的共性：
Li Be
强碱性，
Na Mg
氧化物
强氧化性，
K
Ca
过氧化物
释放氧
Rb Sr
对于KO3 KO2 K2O2 K2O
Cs Ba
2）水合作用: M2O + H2O =2MOH， Li→Cs反应速度增加 MO + H2O = M(OH)2， 经过煅烧的BeO和MgO不
溶于水，Ca→Ba反应速度增加 3）碱性： BeO为两性
Na2O + CO2= Na2CO3 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。
Na2O2 + H2SO4==Na2SO4 + H2O2 BaO2 + H2SO4 ==BaSO4↓+ H2O2 2Na2O2 + 2CO2 == 2Na2CO3 + O2↑ 2）氧化性
实验室制 备H2O2
用于防毒面 具，高空飞
第十一章碱金属和碱土金属
第十一章 碱金属和碱土金属Chapter 11 Alkali and Alkali-earth Metals[教学要求]1、掌握碱金属和碱土金属的性质与结构、性质与存在、制备、用途之间的关系。
2、掌握碱金属和碱土金属氧化物的性质和类型以及氢化物的性质。
3、掌握碱金属和碱土金属氢氧化物的溶解度和碱性以及盐类溶解度，热稳定性等性质的变化规律。
4、一般掌握锂铍的特征，对比和镁的相似性等了解对角线规则。
[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] 4学时 [教学内容]§11-1 碱金属元素及其化合物 Alkali Metals and their CompoundsLithium (Li) Sodium (Na) Potassium (K)Rubidium (Rb) Cesium (Cs) Francium (Fr)它们之所以有碱金属元素之称，是由于它们的氢氧化物都易溶于水（除了LiOH 的溶解度较小之外）的强碱。
一、General Properties1．Valence electron of alkali metals:(1) 其氧化数为+1，不会有其它正氧化态。
因为碱金属的第二电离势特别大，有可能出现-1氧化态。
即-→+M e M 。
在无水、无氧条件下，可以制得低氧化态的非寻常化合物，如钠化物。
钠在乙二胺和甲胺中所形成的溶液具有导电性，可以观察到Na －的光谱带，说明主要的导电体应是钠电离出的Na + 和Na －，即-+++−−−−→−Na Na Na 223NH CH en 2Na(s) + C 20H 36O 6[Na(C 20H 36O 6)]+·Na－(2) 由于价电子数少，所以碱金属原子之间的作用力比绝大多数其他金属原子之间的作用力要小，因此碱金属很软，低熔、沸点，且半径大、密度小。
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第二十章：碱金属和碱土金属教案1.教学目标-了解碱金属和碱土金属的性质和特点；-掌握碱金属和碱土金属的反应性；-了解碱金属和碱土金属的应用。
2.教学准备-教材：化学教科书、实验指导书；-实验器材：碱金属和碱土金属样品、溶液、试管、试剂瓶等；-实验室设备：天平、移液管、试剂瓶、导线等。
3.教学过程-导入：通过回顾上一章节的内容，引导学生认识到金属与非金属的区别，并了解到碱金属和碱土金属是金属中的两个重要类别。
-理论讲解：通过讲解碱金属和碱土金属的定义、周期表中的位置以及它们的共同特点等，让学生对碱金属和碱土金属有一个基本的了解。
（1）碱金属：包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）和钫（Fr）等，它们位于周期表的第一族，具有非常活泼的化学性质，常存于自然界中的化合物形态。
（2）碱土金属：包括铍（Be）、镁（Mg）、钡（Ba）、锶（Sr）和钙（Ca）等，它们位于周期表的第二族，性质相对稳定，不像碱金属那样活泼。
-实验演示：为了更好地让学生了解碱金属和碱土金属的性质，进行一些实验演示。
（1）实验一：将锂、钠和钾等碱金属放入水中，观察其反应现象以及产生的气体发生燃烧的现象。
（2）实验二：将镁、钙和钡等碱土金属放入酸溶液中，观察其反应现象以及产生的气体的性质。
-实验操作：学生分组进行实验操作，实验内容可以包括：（1）利用锂和水反应制氢气；（2）利用镁和盐酸反应制氢气；（3）钠与水的反应实验；（4）钙与盐酸的反应实验。
-理论总结：让学生完成一份关于碱金属和碱土金属性质、应用以及安全注意事项的小结，以巩固所学内容。
4.课堂讨论-引导学生参与课堂讨论，分享他们在实验中观察到的现象和实验结果。
-讨论碱金属和碱土金属在生活中的应用和重要性。
-讨论碱金属和碱土金属的安全注意事项，并总结出一份安全操作指南。
5.课后作业-阅读相关的教材内容，进一步了解碱金属和碱土金属的物理和化学性质；-搜集碱金属和碱土金属在实际应用中的案例，并进行分析和总结。
5 碱金属和碱土金属
碱金属和碱土金属专业化教班级化学0901 姓名实验日期2012-4-22一、实验目的1.试验金属钠、镁的重要性质；2.试验并掌握碱金属和碱土金属一些难溶盐的生成及其应用；3.了解锂盐与镁盐的相似性；4.练习焰色反应的操作并熟悉使用纳，汞等的安全措施。
二、实验原理周期系第ⅠA族元素称为碱金属，价电子层结构为ns1；周期系第ⅡA族元素称为碱土金属，价电子层结构为ns2.这两组元素系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。
碱金属盐多数易溶于水，只有少数几种盐难溶，可利用它们的难溶性来鉴定K+、Na+离子。
在碱土金属盐中，硝酸盐、卤化物、出酸盐易溶于水；碳酸盐、草酸盐等难溶。
可利用难溶盐的生成和溶解性差异来鉴定Mg2+、Ca2+离子。
三、实验内容1.金属镁的性质实验项目现象解释或反应方程式结论除去氧化膜的镁条+水（冷）+1d酚酞首先没有变化，放置一段时间后溶液颜色变红Mg + 2H2O === Mg(OH)2 + H2↑有气体放出镁与冷水反应缓慢几乎不反应，反应需要很长的时间除去氧化膜的镁条+水（近沸）+1d酚酞颜色缓缓变红，并有少量气泡生成Mg + 2H2O === Mg(OH)2 + H2↑有气体放出镁与热水反应比冷水剧烈，并能观察到气体2.碱金属的难溶盐实验项目现象解释或反应方程式结论1mol/l氯化钾+饱和酒石酸氢钠有白色沉淀生成KCl + C4H5NaO6 = KHC4H4O6↓ +NaCl酒石酸氢钠溶于水，而酒石酸氢钾溶于水（但溶解度不大），这个反应就是利用溶解度的差异来反应的1mol/l氯化钾+钴亚硝酸钠黄色沉淀生成 2K+ +Na+ +[Co(NO2)6]3-=K2Na [Co(NO2)6]↓用来鉴别钾离子3.碱土金属的难溶盐实验项目现象解释或反应方程式结论（数滴）0.1mol/L氯化镁+(1d)1mol/L碳酸钠有白色沉淀生成CO32-+Mg2+====MgCO3 镁离子与碳酸根生成白色不溶于水的沉淀（数滴）0.1mol/L氯化钙+(1d)1mol/L碳酸钠+6mol/L醋酸先有白色沉淀生成，加入醋酸后沉淀溶解CaCl2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaClCaCO3 + 2CH3COOH ===2CH3COO-+ Ca2+ + H2O +CO2↑钙离子与碳酸根生成白色沉淀，其不溶于水但溶于醋酸0.1mol/L氯化镁+饱和草酸铵无现象不反应镁离子与草酸铵不反应0.1mol/L氯化钙+饱和草酸铵+6mol/L醋酸+2mol/L盐酸先产生白色沉淀，加入醋酸后沉淀不溶，加盐酸后溶解Ca2+ ＋ (NH4)2C2O4 →CaC2O4↓(白色)＋ 2 NH4＋CaC2O4 ＋ 2 HCl→CaCl2 ＋HOOC-COOH草酸钙难溶于水酸性：醋酸<草酸<盐酸0.1mol/L氯化钡+饱和草酸铵+6mol/L醋酸+2mol/L盐酸有白色沉淀生成，加入醋酸后沉淀不溶，加盐酸后溶解BaCl2+（NH4）2C2O4====BaC2O4+2NH4ClBaC2O4+2H+==Ba2+ +H2C2O4草酸钡难溶于水酸性：醋酸<草酸<盐酸0.1mol/L氯化钙+0.5mol/L铬酸钾+6mol/L 醋酸+2mol/L盐酸有黄色沉淀生成，加醋酸后溶解CaCl2+K2CrO4=2KCl+CaCrO4↓沉淀难溶于水，溶于稀酸0.1mol/L氯化锶+0.5mol/L铬酸钾+6mol/L 醋酸+2mol/L盐酸溶液变浑浊，加酸后变澄清SrCl2+K2CrO4=2KCl+SrCrO4↓沉淀溶与醋酸，微溶与水0.1mol/L氯化钡+0.5mol/L铬酸钾+6mol/L 醋酸+2mol/L盐酸有黄色沉淀生成,加醋酸后不溶，加盐酸后溶解BaCl2+K2CrO4=2KCl+BaCrO4↓沉淀不溶于水，溶于盐酸和硝酸0.1mol/L氯化镁+1mol/L硫酸钠无现象不反应氯化镁与硫酸钠不反应0.1mol/L氯化钙+1mol/L硫酸钠+浓硝酸有少量白色沉淀析出，加酸后部分溶解Na2SO4+CaCl2=CaSO4↓+2NaCl 硫酸钙微溶，硫酸钙不与浓硝酸反应，也是微溶于酸0.1mol/L氯化钡+1mol/L硫酸钠+浓硝酸产生白色沉淀，加酸后不溶解BaCl2+Na2SO4==2NaCl+BaSO4↓硫酸钡难溶于水和酸，且不与它们反应4.锂盐和镁盐的相似性实验项目现象解释或反应方程式结论1mol/l氯化锂+1mol/l氟化铵有白色沉淀生成Li+ +F- =LiF↓氟化锂难溶于水0.1mol/l氯化镁+1mol/l氟化铵有白色沉淀生成Mg2+ +2F- =MgF2↓氟化镁极微溶于水1mol/l氯化锂+少量1mol/l碳酸铵，微热有白色沉淀生成2Li+ +CO3 2- =Li2CO3↓碳酸锂微溶于水，在冷水中溶解度较热水下大0.1mol/l氯化镁+少量1mol/l碳酸氢铵有白色沉淀生成Mg2+ +CO3 2- =MgCO3↓碳酸镁微溶于水1mol/l氯化锂+少量0.1mol/l磷酸一氢钠，加热有白色沉淀生成3Li+ +PO4 3- =Li3PO4↓微溶于水0.1mol/l氯化镁+少量0.1mol/l磷酸一氢钠有白色沉淀生成3Mg2+ +2PO4 3- =Mg3(PO4)2↓几乎不溶于冷水5.钠离子，镁离子，钙离子，钡离子混合分析取钠离子，镁离子，钙离子，钡离子试液个三滴，混合均匀。
12-5碱金属和碱土金属 -盐类-新
12—3—1盐的溶解性 1、碱金属盐
碱金属盐类通常易溶于水, 且它们的 离子都是无色，只有少数碱金属盐是难溶 的. 1）Li的盐类 Li+半径小, 极化能力强,其强酸盐易溶于水,
如LiCl、LiNO3, 而其弱酸盐溶解性较差，
如Li2CO3、Li3PO4、LiF。
4
碱金属
盐
化学式
砷酸铀酰钠
NaUO2AsO4
矾类(II)
M(I)2SO4·M(III)(SO4)2·24H2O( M(I)＝Na+、K+、Rb+、Cs+， M(III)＝Al3+、Cr3+、Fe3+等)
15
12—3—3含氧酸盐的热稳定性
1、硝酸盐的热分解
硝酸盐
分解产物
举例
碱金属的硝酸盐 （较低温度）
MNO2+O2 K、Rb、Cs 的盐分解类似
无机化学多媒体电子教案
第十二章 碱金属和碱土金属元素
第三节 盐类
1
12-3 盐类的性质
绝大多数碱金属、碱土金属盐类的晶体 属于离子晶体，熔、沸点较高。常温下 是固体，熔化时能导电。
铍碱与金易属变形、的碱阴土离金子属的与化无合色物为阴共离价子化形合成物的 化合物是无色或白色；
因碱为金Be属2+半、径碱小土，金电属荷与较有多，色极阴化离力子较形强成。的 化合如物B常eC呈l2阴是离共子价的化颜合色物。：
原因就是它含有氯化镁
MgCl2·6H2O受热 失水并水解，最 后产物为氧化物
>408K MgCl2·6H2O==Mg(OH)Cl＋HCl＋5H2O
~770K Mg(OH)Cl====MgO＋HCl
无水氯化镁 的制备：
第12章 碱金属和碱土金属
氧化值
碱土金属元素的一些性质
Be 2s2 111 2467 1287 1.8477 1.5 905.63 1757 14849 -48.2 -1.968 +2
金属钠与水发生猛烈作用；金属钾、铷、铯遇水发生燃 烧，甚至发生爆炸。金属锂、钙和钡与水反应比较缓慢， 其原因是这几种金属的熔点较高，反应中放出的热不足以 使它们熔化成液体；另外这几种金属元素的氢氧化物的溶 解度较小，覆盖在金属固体表面，减慢了金属与水的反应 速率。
从碱金属元素和碱土金属元素的电负性和单质所在电 对的标准电极电势看，不论是在固态或在水溶液中碱金 属和碱土金属都具有很强的还原性。虽然金属锂在碱金 属单质中是相对稳定的，但由于 Li+ 的半径相当小，水 合时放出的热比金属钠等其他金属还多，因此E 最 (Li/Li) 小，锂在水溶液中的还原性相当强。
Rb 5s1 248 691 39.31 1.532 0.8 409.22 2633 46.9 -2.943 +1
Cs 6s1 265 668.2 28.44 1.8785 0.7 381.90 2230 45 -3.027 +1
价层电子组态
金属半径/pm 沸点/℃ 熔点/℃
密度/(g·cm-3) 电负性
生命必需元素Na，K和Mg，Ca 。
第一节 碱金属和碱土金属元素的单质
一、物理性质 二、化学性质
一、物理性质
碱金属和碱土金属都具有金属光泽，有良好的导电性和 延展性。除了铍和镁单质以外，其他碱金属和碱土金属都很 软，可以用刀切割。金属锂、钠和钾的密度小于 1 g·cm-3， 比水的密度小。
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问：Li+为什么难以形成复盐？由于半径特别小。
特点： 形成复盐溶解度变小， 溶水后电离出简单离子。
4. 焰色反应 可以用来鉴定化合物中某元素的存在，特别是在野外。
Li
Na
K
Ca
Sr
Ba
1.6 制备简介
1. 单质制备
(1) 熔融盐电解: 此法可制备Li、Na、Mg、Ca、Ba 问题：加入CaCl2有何作用?
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。
Ca(OH)2
性 增
Sr(OH)2 强
Ba(OH)2
酸性增强
1.5 盐类
1. 共同特点：
（1）基本上是离子型化合物。 （2）阳离子基本无色，盐的颜色取决于阴离子的颜色。 （3）ⅠA盐类易溶， ⅡA盐类难溶，一般与大直径阴离
子相配时易形成难溶的ⅡA盐。
ⅠA易溶为主
难溶: K2[PtCl6]、 Na[Sb(OH)6]、
1.1 概述
ⅠA ⅡA Li Be Na Mg K Ca Rb Sr Cs Ba ns1 ns2 +1 +2
活 原泼 子性 半依 径次 增增 大强
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。
2M(s2)N3(Hl) 2M 2N2 HH2(g)
3. 剧烈水解
M H H 2 O M O H 2(H g) C2 a 2 H H 2 O Ca2 ( O 2 H 2(H g))
4.形成配位氢化物
氢化铝锂
4L A iH 3 l C （ l无 水 L ） i[乙 4]A 醚 3lL HiC
(或CO)
BaSO4
BaS
BaCl2
BaCHS)2
Ba(NO3)2
Ba(NO3)2
1.7 对角线规则
Li Be B C Na Mg Al Si
原因：
Z / r 比较相似。
1. B、Si 的相似性
其单质为原子型晶体 B－O、Si－O十分稳定
2. Be、Al 相似性
Li[AlH4]受潮时强烈水解
Li4 A 4l2 H O H Li O AH l3 ( O 42 H H
1.4 氢氧化物
1. 氢氧化物性质
碱金属和碱土金属的氢氧化物都是白色固体。 Be(OH)2 为两性氢氧化物，LiOH 和 Be(OH)2 为 中强碱，其余氢氧化物都是强碱。
碱金属的氢氧化物都易溶于水，在空气中很容易 吸潮，它们溶解于水时放出大量的热。除氢氧化锂的 溶解度稍小外，其余的碱金属氢氧化物在常温下可以 形成很浓的溶液。
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 MgCl2·6H2O == Mg(OH)Cl + HCl + 5H2O
BeCO3 越
O M2+ [ O C ]2－
O
MgCO3 来
CaCO3
越 难
SrCO3 分
热稳定性取决于M离子的反极化能力 BaCO3 解
3. 复盐
(1) 矾——硫酸盐形成的复盐： M2SO4·MgSO4·6H2O M = K、Rb、Cs 软钾镁矾 MⅠMⅢ(SO4)2·6H2O [KAl(SO4)2·6H2O]
MgO + HCl
1.8 应用
1、锂电池：金属锂作为负极
种类：Li-I2 、 Li-Ag2CrO4、Li-(CF)n、Li-MnO2、 Li-SO2、LiO-SOCl2
2.氢氧化物酸碱性判断标准
解离方式与拉
RO－ + H+ =ROH = R+ + OH－ 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 0.22 Ф 0.32 两性
Ф 0.32 酸性
LiOH Be(OH)2
NaOH KOH RbOH CsOH
Mg(OH)2 碱
Al 、Be金属可与浓硝酸形成钝化膜。 Al(OH)3 + OH－ == Al(OH)4－ Be(OH)2 + 2OH－== Be(OH)42－
Al3+ 、Be2+易水解。 均有共价性：在蒸气中，氯化物两分子缔合。
Cl
Cl
Cl
Al
Al
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl Be
Be Cl
Cl
3. Li、Mg 的相似性
(2) 高温还原:此法制备K、Rb、Cs KCl + Na = NaCl + K(g )
不活泼的金属为何可置换活泼金属? 2RbCl + Ca = CaCl2 + Rb (g ) 2CsCl+ Ca = CaCl2 + Cs (g )
2. 重晶石制备钡盐
600~800℃
BaSO4 + 2C ===== BaS + 2CO2
KClO4、 Li3PO4 、 K2Na[Co(NO2)3]
ⅡA难溶为主 如：MCO3 、
MC2O4、
M3(PO4)2、 MSO4、MCrO4
2. 盐类的热稳定性
（1）硝酸盐的热稳定性
940K
2 KNO3(s)
2 KNO2(s) + O2(g)
（2）碳酸盐的热稳定性
MCO3(s) ＝△ MO(s) +CO2
1.2 单质的性质
1. 单质在空气中燃烧，形成相应的氧化物：
Li2O BeO
Na2O2 MgO
KO2 CaO
RbO SrO
CsO2 BaO2
2. 与其他非金属作用：
单质与硫、氮、卤素反应，形成相应的离子型化 合物。
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 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）