无机化学-碱金属与碱土金属元素氧化物
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。
无机化学-碱金属与碱土金属元素单质的制备与性质
Fe盐的催化剂
2M(s) 2NH3(l) 2M 2NH2 H2 (g)
溶剂合电子
18
M- : alkalide; Na- : sodide
钠阴离子
en = ethylenediamine 2 Na (s) ＋ en Na+(en) ＋ Na-(en) NaK(l) + en K+(en) ＋ Na-(en)
10
1. 与水的反应
Akali metal: 2 M(s) + 2 H2O (l) = 2 M+(aq) + 2OH-(aq) + H2(g) Akaline earth metal: M(s) + 2H2O (l) = M2+(aq) + 2OH-(aq) + H2(g)
Li
Na
K
应用：金属钠与
16
碱土金属的反应性
碱土金属活泼性略差，室温下这些金属
镁
表面缓慢生成氧化膜。它们在空气中
与
加热发生反应，生成氧化物和少量氮
二
化物(如：Ca3N2、Mg3N2)。
氧 化
因此在金属熔炼中常用Li、Ca等除去
碳
溶解在熔融金属中的氮气和氧气,在电
反
子工业中常用Ba除去真空管中痕量氮
应
气和氧气,在高温时碱金属和碱土金属
2. DG 的大小则由 D r Gm= D r Hm-T D r Sm 决定. 其中熵变 一般对DG的贡献比较小， DG的大小主要由D r Hm来决 定. D r Hm则要由设计的 Born-Haber 循环来决定. 而循环 中的晶格能值的大小对整个反应能否进行及产物稳定性 关系重大.
3. 晶格能又正比于阴、阳离子电荷的乘积，反比于阴、阳 离子的距离. 这样就要求阴、阳离子具备一定的 “匹配 ” 条件，产生最好的能量效应. 此即所谓的“大-大，小小”规则.
无机化学(5)碱金属
室温下，过氧化物、 室温下，过氧化物、超氧化物与水或稀酸反应生成过 氧化氢，过氧化氢又分解而放出氧气： 氧化氢，过氧化氢又分解而放出氧气： Na2O2 + 2H2O ─→ 2NaOH + H2O2 Na2O2 + H2SO4 ─→ Na2SO4 + H2O2 2KO2 + 2H2O ─→ 2KOH + H2O2 + O2 ↑ 2KO2 + H2SO4 ─→ K2SO4 + H2O2 + O2 ↑ 2H2O2 ─→ H2O + O2 ↑ 过氧化物和超氧化物与二氧化碳反应放出氧气： 过氧化物和超氧化物与二氧化碳反应放出氧气： Na2O2 + 2CO2 ─→ Na2CO3 + O2 ↑ KO2 + 2CO2 ─→ 2K2CO3 + 3O2 ↑
IA和IIA族元素的原子最外层分别只有 ～2个s电子， 和 族元素的原子最外层分别只有1～ 个 电子 电子， 族元素的原子最外层分别只有 在同一周期中这些原子具有较大的原子半径和较少的 核电荷， 族金属晶体中的金属键很不牢固， 核电荷，故IA、IIA族金属晶体中的金属键很不牢固， 、 族金属晶体中的金属键很不牢固 单质的熔、沸点较低，硬度较小。 单质的熔、沸点较低，硬度较小。 碱金属和碱土金属表面都具有银白色光泽， 碱金属和碱土金属表面都具有银白色光泽，在同 周期中碱金属是金属性最强的元素， 周期中碱金属是金属性最强的元素，碱土金属逊于碱 金属， 同族元素中随原子序数增加， 金属，在同族元素中随原子序数增加，元素的金属性 依次递增。 依次递增。
第十七章
内容提要
碱金属、 碱金属、碱土金属
在系统学习非金属元素单质及其化合物知识 的基础上，从本章开始将逐章研究金属元素的单质 的基础上， 及其化合物。 及其化合物。 碱金属、 碱金属、碱土金属是金属活泼性最强的两族 元素，位于元素周期表的 区 元素，位于元素周期表的s区，本章将系统学习它们 的单质及重要化合物。 的单质及重要化合物。
《无机化学》第3版 宋天佑 12 碱金属和碱土金属
利用碱金属和碱土金属单质的强还 原性，可以在非水溶液或熔融条件下制 备稀有金属或贵金属，例如：
NbCl5 + 2 Na —— Nb + 5 NaCl ZrO2 + 2 Ca —— Zr + 2 CaO TiCl4 + 2 Mg —— Ti + 2 MgCl2
碱金属、碱土金属及其化合物置于 高温火焰中，可以使火焰呈现出特征的 颜色，这种现象称为焰色反应。
逐渐增大
碱土金属的氢氧化物在水中要小很 多，溶解度在同族中按从上到下的顺序 增大。
B（e OH）2和 Mg（OH）2 难溶于水， 其余碱土金属氢氧化物的溶解度也较小。
碱土金属的氢氧化物在水中的溶解度 （298 K/mol·dm－3）
B（e OH）2 M（g OH）2 C（a OH）2 S（r OH）2 B（a OH）2
铯在地壳中的质量分数 为 10－4 %
铍 Be
绿柱石 3 BeO•Al2O3•6 SiO2 铍在地壳中的质量分数 为 10－4 %
镁 Mg
光卤石 白云石 菱镁矿 泻盐
KMgCl3•6 H2O CaMg（CO3）2 MgCO3 MgSO4 •7 H2O
镁在地壳中的质量分数
为 % 列第 7 位
钙 Ca 碳酸盐及硫酸盐矿物 钙在地壳中的质量分数 为 % 列第 5 位。
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。
碱金属的氢氧化物在水中的溶解度 （288 K/ mol·dm－3）
LiOH NaOH KOH RbOH CsOH 5.3 26.4 19.1 17.9 25.8
高教无机化学下册物质颜色集锦
●碱金属和碱土金属单质：银白色光泽（除铍钢灰色）●碱金属溶在液氨中，稀溶液蓝色；浓度超过1mol/L，出现青铜色新相；浓度继续加大，蓝色→青铜色●碱金属氧化物：Li2O和Na2O白色，K2O淡黄色，Rb2O亮黄色，Cs2O橙红色●碱土金属氧化物：白色固体●Na2O2：淡黄色粉末●KO2橙黄色，RbO2深棕色，CsO2深黄色●KO3晶体：橘红色●碱金属和碱土金属氢氧化物：白色固体●焰色反应：锂红色，钠黄色，钾铷铯紫色，钙橙红色，锶洋红色，钡绿色●钠钾难溶盐：醋酸双氧铀酰锌钠：黄绿色六氯铂酸钾：淡黄色钴亚硝酸钠钾：亮黄色六羟基锑酸钠、高氯酸钾、酒石酸氢钾、四苯硼酸钾：白色●BaCl2·2H2O：无色单斜晶体●Al：银白色金属●Al2O3：白色难溶于水粉末●α-Al2O3刚玉：含微量Cr3+：红色→红宝石含Fe2+、Fe3+或Ti4+：蓝色→蓝宝石●无水硫酸铝：白色粉末●镓铟铊：银白色金属●锗：银白色，白锡：银白略带蓝色，灰锡：灰色粉末，铅：金属光泽，表面易生成暗灰色碱式碳酸铅●xGeO2·yH2O：白色沉淀，xSnO2·yH2O（β-锡酸）：白色沉淀●GeO2：白色固体，SnO2白色固体，PbO2：棕黑色固体●GeO：黑色固体，SnO：黑色固体，PbO：黄或黄红色固体●PbO：红色四方晶体或黄色正交晶体两种变体●Pb3O4：红色●SnCl2·2H2O：无色晶体●PbI2：黄色丝状有亮光●灰锑：金属光泽，白色或灰色；黑锑；黄锑●Bi2O5：红棕色，Sb4O10：淡黄色粉末●Sb4O6（锑白）：白色晶体，Bi2O3：黄色晶体●铜：紫红色，银：白色，金：黄色●青铜：80%Cu、15%Sn、5%Zn黄铜：60%Cu、40%Zn白铜：50%~70%Cu，18%~20%Ni，13%~15%Zn ●铜锈Cu(OH)2·CuCO3：绿色●Ag2S：黑色←银器暴露于空气中生成薄膜●Cu2O（晶粒大小不同）：黄色、红色、深棕色●[Cu(NH3)2]+、[CuCl3]2-：无色，[Cu(NH3)4]2+：深蓝色●CuX（不能形成CuF）：白色难溶于水●CuI纸条悬挂测定空气中汞的含量：经过3h白色CuI不变色→低于允许含量（0.1mg/m3）3h内变为亮黄至暗红色→超过允许含量●H[CuCl2]：纯溶液为无色，常因部分被氧化呈棕黑色●Cu2S：难溶黑色物质，CuO：黑色●Cu(OH)2：蓝色絮状沉淀，[Cu(OH)4]2-：蓝色●CuCl2：很浓溶液中：黄绿色←[CuCl4]2-的存在浓溶液：绿色←[CuCl4]2-和[Cu(H2O)6]2+并存稀溶液：蓝色←[Cu(H2O)6]2+的颜色●无水CuCl2：棕黄色，水合氯化铜CuCl2·2H2O：蓝绿色固体●CuSO4·5H2O：蓝色晶体●无水硫酸铜：白色粉末●碱式硫酸铜沉淀Cu2(OH)2SO4：浅蓝色●铜氨溶液加入乙醇：深蓝色晶体[Cu(NH3)4]SO4·H2O●Cu2+中加入CN-→氰化铜棕黄色沉淀→此物分解生成白色CuCN并放出(CN)2→继续加入过量CN-→CuCN溶解生成无色[Cu(CN)4]3-（极稳定）●AgNO3中加入NaOH→白色AgOH沉淀→立即脱水生成暗棕色Ag2O沉淀●AgF：白色，AgCl：白色，AgBr：淡黄色，AgI：黄色●Au2O3：棕色，AuCl3：褐红色晶体●金溶于王水中or Au2Cl6溶于浓盐酸中→蒸发得到黄色氯代金酸HAuCl4·4H2O●刚生成时的镉和锌：带浅蓝色光泽的白色固体●锌在含有CO2的潮湿空气中很快变暗，生成一层较为紧密的保护膜碱式碳酸锌●ZnO（锌白）：白色，ZnS：白色，CdO：棕灰色，HgO：红色或黄色晶体（They all 难溶于水）●汞盐与碱作用→黄色的HgO（晶粒较细小）；Hg(NO3)2热分解or 约620K时氧气中加热汞or Na2CO3与Hg(NO3)2反应→红色的HgO（颗粒较大）●混合晶体ZnS·BaSO4（锌钡白、立德粉）：白色●CdS:橙黄色到红色●无水氯化锌：白色固体●Hg(NH2)Cl：白色沉淀●多数亚汞盐：无色●氯化亚汞（甘汞）：微溶于水的白色粉末●鉴定Hg2Cl2特征反应中，生成Hg(NH2)Cl白色沉淀与Hg黑色沉淀，混合为灰色沉淀●HgI2：红色沉淀，HgI4 2-：无色●奈斯勒试剂（鉴定溶液中微量NH4+离子）：K2[HgI4]和KOH混合溶液反应中生成特殊红棕色沉淀Hg2NI·H2O●Ti：银白色金属●TiO2：白色粉末●TiO2溶于热的浓硫酸中，不能从溶液中析出Ti(SO4)2，而是析出TiOSO4·H2O的白色粉末●TiCl4：常温下无色液体；水中或潮湿空气中易水解：TiCl4暴露在空气中冒白烟，产生白色的二氧化钛水合物H2TiO3或TiO2●钛（IV）的卤化物与相应的卤化氢或它们的盐生成M2[TiX6]配合物（以X=Cl为例）H2[TiCl6]只存在于溶液中，若加入NH4+，析出黄色(NH4)2[TiCl6]晶体●钒：银灰色金属●五氧化二钒：橙黄色到深红色，微溶于水产生淡黄色酸性溶液●V2O5用H2还原→深蓝色VO2、黑色V2O3、黑色粉末状VO●铬：银白色有光泽的金属●铬溶于稀盐酸→先生成蓝色CrCl2溶液，进一步被空气氧化为CrCl3绿色溶液●Cr2O3溶于强碱形成绿色的亚铬酸盐CrO2-，水溶液中应写成[Cr(OH)4]- or[Cr(OH)6]3-●CrO2Cl2：深红色液体●致密块状锰：银白色，粉末状：灰色●MnO：绿色，MnS：绿色●K2MnO4-：绿色●高锰酸钾：深紫色晶体（水溶液紫红色）●铁钴镍单质：具有白光光泽金属，铁、钴略带灰色，镍为银白色●用碱处理铁（III）水溶液，产生红棕色凝胶状水合氧化物沉淀，加热到473K 时生成时生成红棕色α-Fe2O3●碱与铁（III）盐溶液生成的红棕色沉淀，实际上是水合三氧化二铁Fe2O3·nH2O，习惯上写成Fe(OH)3●铁（II）盐一般为浅绿色，铁（III）盐一般为红棕色●FeSO4·7H2O（绿矾）：绿色●无水FeSO4：白色●绿矾空气中逐渐风化，表面容易氧化为黄褐色碱式硫酸铁（III）Fe(OH)SO4（绿矾溶液久置常有棕色沉淀）●铁屑溶于盐酸→FeCl2溶液→通入氯气→浓缩冷却结晶→黄棕色FeCl3·6H2O晶体●可溶性铁（III）盐水溶液以[Fe(H2O)6]3+形式存在，为淡紫色，平常见到的黄棕色或红棕色是铁（III）盐溶于水后发生水解作用引起的●当pH=1.6~1.8，温度358~368K时，Fe3+在热溶液中水解，黄色晶体析出，M2Fe6(SO4)4(OH)12，（M=K+，Na+，NH4+），俗称黄铁矾●Fe3+与(NH4)2S（或Na2S）作用，生成Fe2S3黑色沉淀，将该溶液酸化，得到淡黄色S析出●强碱性介质中，铁（III）能被一些氧化剂氧化成紫红色的高铁酸盐溶液●Fe2O3、KNO3、KOH混合加热共熔生成紫红色高铁酸钾K2FeO4●[Fe(NCS)n] 3-n ，n=1~6，血红色，鉴定Fe3+●Co与O2高温时反应or 隔绝空气、高温条件下，使Co（II）的碳酸盐、草酸盐、硝酸盐分解→灰绿色氧化钴（II）●空气中加热Co（II）碳酸盐、草酸盐、硝酸盐or 将CoO在大气的氧中加热到673~773K→黑色Co3O4●加热Ni（II）氢氧化物、碳酸盐、草酸盐、硝酸盐→绿色氧化镍●低于298K、次溴酸钾碱性溶液与硝酸镍溶液反应→黑色沉淀β-NiO(OH)●NaClO氧化碱性硫酸镍溶液→黑色不稳定NiO2·nH2O●硫酸钴（II）、硫酸镍（II）从溶液中结晶出来含有结晶水：红色晶体CoSO4·7H2O、绿色晶体NiSO4·7H2O●Co2+溶液中加入硫氰化钾溶液→蓝色[Co(SCN)4]2-●向Co（II）盐溶液中加入过量KNO2，并以少量醋酸酸化，加热→析出黄色K3[Co(NO2)6]●配合物[Co(NO2)(NH3)5]Cl2键合异构体：以O做配位原子：红色[(ONO)Co(NH3)5]Cl2以N做配位原子：黄棕色[(NO2)Co(NH3)5]Cl2●二氧化锆ZrO2、二氧化铪HfO2：白色固体●ZrO2·xH2O（α型锆酸H4ZrO4）：白色凝胶●ZrCl4：白色固体●铌Nb和钽Ta：钢灰色金属，略带蓝色●Nb2O5、Ta2O5：白色粉末●钼Mo和钨W：银白色、有光泽金属●MoO3：室温下白色固体，加热变黄，WO3：淡黄色固体●MoO2：紫色，WO2：棕色●锝Tc和铼Re：银白色金属，通常为灰色粉末；潮湿空气中缓慢失去光泽变暗●Tc和Re的氧化物：●Tc2O7、Re2O7：易挥发黄色固体●ReO3：稳定红色固体●ReO2：蓝、黑色●铂系金属（钌Ru，铑Rh，钯Pd，锇Os，铱Ir，铂Pt）：银白色（除锇为蓝灰色）●RuO4、OsO4：黄色有毒物质●PtF6：气态液态暗红色，固态几乎黑色●氯铂酸H2PtCl6：棕红色。
宋天佑无机化学 第12章碱金属和碱土金属
颜色
稳定性
白
白
淡黄
亮黄
橙红 减弱
较稳定
熔点前即分解 MOH
与水反应 LiOH↓
⑵过氧化物 Na2O2:2Na+O2=Na2O2(淡黄粉末） Na2O2+2H2O=2NaOH+H2O2(→H2O+O2） Na2O2+H2SO4=Na2SO4+H2O2(→H2O+O2） 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑ Cr2O3+3Na2O2=2Na2CrO4+Na2O 2NaCrO2+3Na2O2+2H2O=2Na2CrO4+4NaOH MnO2+Na2O2=Na2MnO4 (熔矿剂) 碱性条件下为强氧化剂，遇棉花、木炭等爆炸.
碱土金属盐:M(NO3)2、M(ClO3)2、M(ClO4)2、 M(Ac)2、MX2(X=Cl,Br,I) 、BeF2、BeSO4、 BeCrO4、MgSO4、MgCrO4易溶,余难溶. 溶 解 规 律 1.Be盐多数易溶,镁盐部分易溶,Ca,Sr,Ba盐多 数难溶。 2.Ca、Sr、Ba硫酸盐、铬酸盐的溶解度依次减 小；氟化物溶解度依次增大。
⑶与多变价非金属（Cl2、Br2、I2、P、S)发 生歧化反应 X2+6OH-=5X-+XO3-+3H2O 3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O
P4+3KOH+3H2O=3KH2PO2+PH3
2.碱土金属氢氧化物
Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2
4. 稳定性
1.卤化物：高温挥发不分解 碱金 3.碳酸盐：Li2CO3在1543K分解，余难分解 属盐 4.硝酸盐：4LiNO3=2Li2O+4NO2↑+O2↑ 2MNO3=2NaNO2+O2↑(M=Na,K,Rb,Cs) 1.卤化物、硫酸盐稳定 BeCO3 CaCO3 BaCO3 2.碳酸盐 碱土 高温分解 373K 1173K 1633K 金属 2M(NO3)2=2MO+4NO2↑+O2↑(M=Be,Mg) 盐 3.硝酸盐 M(NO3)2=M(NO2)2+O2↑(M=Ca,Sr,Ba) 易分解 M(NO3)2=MO+ NO2↑+NO↑(高温） 2.硫酸盐：不挥发，难分解
无机化学第十章碱金属和碱土金属解析
S3Y“9c 4ZTⅡ碱0ri 4NA”V1b中与4MC2的ro“M4T钙土3cnF、4RF”r4ue、锶族4RC5hoR、元4PNa6钡di素是C4A氧7之ug放化4CZ间8nd射物G，4In9a性性所G5S0ne质元以A5S1bs介素把5TS2ee于B5I3r
Kr 54
Xe
6
55 Cs
56 Ba
密度/(kg·cm-3) 0.53 0.97 0.86 1.53 1.88
是最轻的元素 Ⅱ电金 管 可A负碱属(报性金失由表告属去铯B面远e和电光(铍1的处碱子电.0)电 火土的管M子警金倾制g易)0(属向成;镁.9金金制逸)的大的∨属属成出C密,自性性受a的，0度动(钙.到8天可小报)光文制，警S金照仪r造0属装(属锶.射器8光轻置性)时可电金,B递,a属0增(.钡7 )
ⅡA Be Mg Ca Sr Ba Ra
铍镁钙锶钡镭
无机化学多媒体电子教案
第结十束章 碱金属和碱土金属元素
第一节 结束
无机化学多媒体电子教案
第第十二章节s碱区金元属素和概述碱土金属元素
第二节 碱金属和 碱土金属的性质
10-2 碱金属和碱土金属的性质
ⅠA
原子序数 价电子构型 金属半径 pm
熔点 ℃
电负性 1.0 0.9 0.8 0.8 0.7
氧化数 +1 +1 +1 +1 +1
E (VM氧+/化M)数-与3.0族4 数-一2.7致13，-2.924 (-2.98) (-3.026) 密Ⅱ与度A水/由(Ek分g于·(cLm子Li-B3+结)i/e+1L、(常.合铍i8)5反B见生) e常的成2M+半，1水g化.(径7是镁合4合由小)离物于，C子1以aL.放(5i钙离4的出)半子较S径型多r2(.较锶6为能小)量主，所Ba易3致(.钡51)
大学无机化学(吉林大学、武汉大学、南开大学版) 第12章 碱金属和碱土金属—— 内蒙古民族大学
钾比钠活泼，为什么能通过如下反应制备金属钾？ KCl + Na NaCl + K 钾 的 第 一 电 离 能 (418.9 kJ· mol-1 ) 比 钠 的 (495.8 kJ· mol-1)小,但通过计算可知固相反应的ΔrHm是个不大 的正值。钾的沸点(766 º C)比钠的(890 º C )低,当反应 体系的温度控制在两沸点之间 , 使金属钾变成气态 , 金 属钠和KCl、NaCl 仍保持在液态,钾由液态变成气态 , 熵值大为增加,反应的TΔrSm项变大,有利于ΔrGm变成负 值使反应向右进行。同时 , 钾变成蒸气 , 设法使其不断 离开反应体系,让体系中其分压始终保持在较小的数值 。不难预料随 Pk变小 ,ΔrGm向负值的方向变动 ,有利于 反应向右进行。
(阴极)
(阳极)
在电解中，必要时要混入适当的助熔剂，如在氯 化钠的电解中，是加入CaCl2为助熔剂，其作用是： 1. 降低熔点（钠熔点=1073K，混合盐熔点=873K） 2. 防止钠的挥发 3. 减小钠的分散性（熔盐密度大，钠密度小，易浮于 熔盐上面进行分离）
热还原法 热还原法中常用碳或碳化物作还原剂，从金属氧 化物或碳酸盐中还原出金属。 K2CO3＋2C 1473K 真空 2K＋3CO 2KF＋CaC2 1273 - 1473 K CaF2＋2K＋2C MgO + C CO + Mg MgO + CaC2 Mg + CaO + 2C 金属置换法:用活泼金属作还原剂的热还原法称金属置 换法，常用还原剂金属有：Na、Ca、Mg、Ba、Al等。 KCl + Na ==== NaCl + K RbCl + Ca == CaCl2 + 2Rb
C-208 TUPIAN
天津大学无机化学课件第十章碱金属和碱土金属共45页PPT资料
铍镁钙锶钡镭
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碱金属和
碱土金属的性质
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第二节
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E (Li+/Li)可用焓变粗略估计
M(s)
+
H+(aq)
→
M+(aq)
+
1 2
H2(g)
rGm = -z’FE
= -z’F{ E (H+/H2) - E (Li+/Li)}
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碱金属和碱土金属的存在
ⅠA Li Na K Rb Cs Fr
锂钠钾铷铯钫 最重要的矿石是锂辉石 Ⅱ主我A 要国主矿青海B铍要物海e洋以是钾、NM（钾 盐镁盐aCgL石储湖li形A矿量和C钙l式S(占岩a2i存2KO全石C在6)国中锶Sl·r于M96g.8CB钡%la2·6HR2镭Oa)
碱土金1属. 具有较高的导电性
M(s)+(23x..+化稀2y学碱)N性 金H3质属⇌与氨M金溶2+(属液NH本是3)身还x+2相原e-同剂(NH3)y
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上大 无机化学A 第十五章碱金属和碱土金属
电 离 能 、 电 负 性 减 小
金 属 性 、 还 原 性 增 强
原 子 半 径 增 大
二、氧化物
S区元素可以形成三类氧化物：
正常氧化物 (O2-) 过氧化物 超氧化物 (O22- ) (O2- )
稳定性: O2- > O22- > O2-
1、正常氧化物 碱金属中锂和碱土金属在空气中燃烧生 成正常氧化物，是离子化合物。其他碱 金属的正常氧化物由它们的过氧化物或 者硝酸盐与金属本身作用时得到。 例如： Na2O2＋2Na＝2Na2O 2KO2＋10Ｋ＝6K2O＋O2
（2） 与水作用 2M + 2H2O → 2MOH + H2（g） 钾与水反应
Li
Na
K
单质的化学性质
2、与非金属反应 碱金属在室温下能生成一层氧化物(如Na2O)，在锂的表面 上，除生成氧化物外还有氮化物(Li2O、Li3N)。 钠、钾在空气中稍微加热就燃烧起来(钠生成Na2O2、钾生 成KO2等)，铷和铯在室温下遇空气就立即燃烧生成更复杂的氧 化物。
1、不稳定性
除了LiH以外，其余的均不到熔点都已分解。
LiH可加热到 688 ℃ 熔点也不分解。
ΔH
f
LiH NaH KH RbH CsH -90.4 -57.3 -57.7 -54.3 -49.3
NaCl -441
2、强还原性
S区元素氢化物都是很好的还原剂。
(1) 钛的冶炼:
2LiH TiO
无机化学-第一章碱金属
单质的外观特征：
Gc2-704-18.8
Li
Na
K
Rb Cs
Gc2-711-18.14
图片
Be Mg Ca Sr
Ba
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无机化学_13碱金属和碱土金属
化学与环境工程系
•与水作用
2M + 2H2O → 2MOH + H2(g)
Li
思考：将Be、Mg 放于水中会发生 剧烈化学反应吗？
Na
K
Ca
化学与环境工程系
焰 色 反 应
化学与环境工程系
与空气反应
碱金属在常温下可 以与空气中的O2、 CO2、水汽等反应 碱土金属一般要加热 才能进行反应。这是 因为它的表面容易生 成氧化膜保护层。 思考：活泼金属 应当如何保存？
化学与环境工程系
•与CO2的作用：
Li2O + CO2 Li2CO3
2Na2 O2 + 2CO2 2Na2 CO3 + O2 (g)
4KO2 + 2CO2 2K2CO3 + 3O2 (g)
化学与环境工程系
重要盐类：卤化物、硝酸盐、硫酸盐、碳酸盐
1.晶体类型：
绝大多数是离子晶体，熔沸点较高 BeCl2 MgCl2 CaCl2 SrCl2 BaCl2
Na2O和MgO均 为离子晶体， 后者中阳离子 半径更小，电 荷更高，因而 离子键能更大， 熔点高，硬度 大。
价电子构型 主要氧化数 第一电离势 (kJ.mol-1) E0(M2+/M)(V) M2+ 水合热 (kJ.mol-1)
问题：碱金属和碱土金属的氧化物谁的熔点更高，硬度更大
化学与环境工程系 电 离 能 、 电 负 性 减 小 金 属 性 、 还 原 性 增 强
521 0.98 -3.045 519
499 0.93
421 0.82
405 0.82 -2.925 293
371 0.79 -2.93 254
-2.7109 -2.923 406 322
无机化学第12章--碱金属、碱土金属课件
150.5 109.5 91.5 86.1 79.9 520.1 495.7 418.6 402.9 375.6
△Hh(M)/kJ·mol－1 △H (M) /kJ·mol－1
－514.1 －413.8 －342.8 －321.9 －297.1 163.1 197.3 175.1 165.1 158
ф 0.25 Be(OH)2 0.18 Mg(OH)2 0.15 Ca(OH)2 0.13 Sr(OH)2 0.12 Ba(OH)2
碱金属氢氧化物均为碱性，Be(OH)2为两性， 其它碱土金属氢氧化物为碱性。
12 － 3 盐类 12 － 3 － 1 盐类的共同特点
重要盐类：卤化物、硝酸盐、硫酸盐、碳酸盐
自学指导(二)
1、作者运用哪几种方法去刻画人物的形象？从文 中找出具体句子进行分析。并说说你是如何看待这 两个人物的。 2、从这个故事中你懂得了什么道理？
陈尧咨（善射）
神态 忿然 笑而遣之
卖油翁（善酌）
睨之
语言 动作
汝亦知射乎 吾射不亦精乎 尔安敢轻吾射
笑而遣之
性格: 自矜（骄傲）
对比
无他，但手熟尔 以我酌油知之 我亦无他，惟手熟尔
氧化物热稳定性总的趋势是，同族从上到下依次降 低，熔点也按此顺序降低。
碱土金属离子半径较小，电荷高，其氧化物的晶格能 大，因而其熔点比碱金属氧化物的熔点高得多。
12 － 2 － 2 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。
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。
大学无机化学——碱金属和碱土金属
2)其他金属单质的制备
a、Be的制备 由于 BeCl的2 共价性较强，生产过程中需要加入
CaCl2或其他金属氯化物以增加熔盐的导电性
b、 MgCl 2 电解(750C) Mg Cl2
c、Ca、Sr、Ba都可以通过电解其熔融氯化物制备
Cs2O2
MgO2
CaO2
SrO 2
BaO2
Na2O2 MgCl2 (冷浓) MgO2 2NaCl
CaCl2 H2O2 CaO2 2HCl
高压
Sr O2
SrO2
一定温度
Ba O2
BaO2
过氧化物的性质
物理性质：粉末状固体、吸潮性 化学性质：
性质
方程式
与水或稀酸反应 与二氧化碳反应
Na2O2 2H2O H2O2 2NaOH Na2O2 H2SO4 H2O2 Na2SO4
Ca2+ 橙红色 Sr2+ 洋红色 Ba2+ 绿色 Cs+ 蓝色
Li
Na
K
Ca
Sr
Ba
12—1—3 金属单质的制备
常用方法： 1、熔盐电解法——Li、Na
Be、Mg、Ca、Sr、Ba
2、热还原法 ——K、Rb、Cs、Be
1）Na的制备
1、熔融电解法 ——将金属的氯化物熔融电解
CaCl2的作用
离子半径 I1/kJ·mol-1 I2/kJ·mol-1
χ Φθ/V
M+(aq)+e=M(s) M+水化能/kJ·mol-1
Li 2s1 +I 60 520 7298 1.0
-3.045
碱金属与碱土金属总结
【金属单质】Li Na K Rb CsBe Mg Ca Sr Ba1、物理性质①、共性：碱金属与碱土金属的单质都具有银白色的金属光泽，具有良好的导电性和延展性。
②、特性：碱金属a、熔点较低除Li外都在100℃以下（Cs熔点最低放手上就融化）b、沸点熔点的温度间距较大，沸点一般比熔点高700℃以上1c、较软莫氏硬度都小于1，可以用刀子切割d、.密度都娇小属于轻金属碱土金属有2个电子可以参与成键，因而金属键比碱金属的强，碱土金属的熔沸点、硬度、密度都比碱金属高得多。
2、化学性质①、共性：a、碱金属和碱土金属都是非常活泼的金属元素，同族从Li到Cs和从Be到Ba活泼性依次增强。
b、.都有很强的还原性，与许多非金属单质直接反应生成离子型化合物。
在绝大多数化合物中，它们以正离子形式存在。
②、与H2O反应碱金属及Ca Sr Ba同水反应生产氢氧化物和氢气如：2Na+2H2O=2NaOH+H22Ca+2H2O=Ca(OH)2+H2（注：a、Li Ca Sr Ba与水反应较平稳，因为它们的熔点较高，不易融化，与水反应不激烈；另一方面，由于它们的氢氧化物溶解度小，生成的氢氧化物覆盖在金属表面阻碍金属与水接触，从而减缓反应。
b、Be Mg的金属表面可以形成致密的氧化物保护膜，常温下它们对水是稳定的。
c、.其他碱金属与水反应非常剧烈，量大时会发生爆炸。
这些碱金属的熔点很低，与水反应放出的热恋是金属熔化为液态，跟有利于反应的进行；同时它们的氢氧化物溶解度很大，不会对反应起阻碍作用。
）③、与H2反应碱金属及Ca Sr Ba均可直接与H2作用，生成金属氢化物如：H2+Ca=CaH2(423-573K条件下）产物氢化钙是很强的还原剂用途：氢气发生剂、还原剂、干燥剂及还原氧化物金属④、与液氨碱金属及Ca Sr Ba均可溶于液氨中生成蓝色的导电溶液，高溶液中含有金属离子和溶剂化的只有电子，具有极强的还原能力。
3Na+2NH3（l）=Na+(NH3)+e-(NH3)⑤、制备稀有金属或贵金属由于碱金属和一些碱土金属单质都与水激烈反应，所以它们不能在水溶液中做还原剂使用。
第12章碱金属与碱土金属 大学一年级 无机化学 课件
电解
电解方式：2NaCl
2Na ＋Cl2
阴极：2Na＋ ＋2e＝ 2Na 阳极：2Cl－ － 2e＝ Cl2
三. 化合物
1.氢化物：2Na ＋ H2 = 2NaH 离子型 Na+Hϕ = - 2.71V 强还原剂
TiCl4＋4NaH = Ti ＋4NaCl＋H2
2.氧化物: ①4Li ＋ O2＝ 2Li2O O2- 普通氧化物
吸引力依次减小
容易失去电子
∴ Li的失电子倾向最小，而共享电子倾向最大！
4. 第一电离势在同一周期中为最低:
∵ n=1 (only one ) 另:次外层电子壳对核的屏蔽效应高 5. 原子半径，离子半径：
从上至下，随电子层数增加而增大。 6. 电负性:
从上至下，随电子层数增加而减小。 7. 金属的标准电极电势:
Li2O
生成普通氧化物
MgO
③Li2CO3 MgCO3
△
Li2O+CO2
生成普通氧化物
MgO +CO2
④LiF , Li2CO3, Li3PO4 MgF2 , MgCO3 , Mg3(PO4)2
均难溶于水
⑤ LiCl MgCl2 溶于有机溶剂—C2H5OH
共价键型
周期表中，某元素的性质与它右下方元素的性质 的相似性--------对角线关系。
FOR EXAMPLE：（1）
Mg2+的电荷升高，半径增大，它的极化 力与Li+接近，于是Li+便与它右下方的Mg2+ 在性质上显示出某些相似性。
由此可见：
对角线关系是物质的结构和性质内 在联系的一种具体表现。
与O2、X2形成的化合物基本上为离子键。
Be的电负性较大：BeF2，BeO2； BeCl2，BeI2
无机化学——碱金属碱土金属元素
4. 单质的制备－Na
1.电解 2NaCl(CaCl2)＝2Na+Cl2 加入氯化钙一则可降低电解质的熔点(混合盐的熔点约
873K)，防止钠的挥发，再则可减小金属钠的分散性，因熔融 混合物的密度比金属钠大，钠易浮在面上。
阴极
阳极
单质的制备－K
2.热还原法 热还原法一般采用焦炭或碳化物为还原剂
K2CO3+C 1473K 2K+CO 2KF+CaC2 1273-1423K CaF2+2K+2C 3.金属置换法
石盐KCl
天然芒硝Na2SO4·10H2O
碱土金属的存在形式
碱土金属除镭外在自然界中分布也很广泛。水中含有大量镁 的氯化物和硫酸盐，世界镁产量有一半以上来自海水。
绿柱石3BeO·Al2O3·6SiO2
萤石CaF2
石灰石、方解石、石膏、重晶石
石灰石CaCO3 方解石
石膏CaSO4·2H2O 重晶石BaSO4
碱土金属活泼性略差，室温下这些金属表面缓慢生成氧化膜。 它们在空气中加热发生反应，生成氧化物和少量氮化物(如： Ca3N2、Mg3N2)。
在高温时碱金属和碱土金属还能夺取某些氧化物中的氧如镁可 使CO2的碳还原成单质。金属应存放在煤油中。锂因比煤油的 密度小，所以将其浸在液体石蜡或封存在固体石腊中。
3.碱金属的存在形式
碱金属和碱土金属都以化合状态存在于自然界中。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、石盐KCl、光卤石 KCl·MgCl2·6H2O以及明矾石K2SO4·Al2(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·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。
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6. 臭氧化物的制备
MOH + 2O3 MO3 + MOH H2O + ½ O2 (M = K, Rb, Cs)
M + O3 MO3 in Liquid N2 (M = K, Rb, Cs )
6
2.6.3 氧化物的化学性质
1. 与 H2O 的作用 (生成对应的碱):
稳定性: O2 O2 O22
臭氧化合物 (O3-)
1
碱金属的超氧化物
Rb9O2的结构
2
2.6.2 氧化物的制备
1. 碱金属在空气中燃烧时，只有锂生成普通氧化 物Li2O，钠生成过氧化物Na2O2，钾、铷、铯则 生成超氧化物MO2(M=K，Rb，Cs)。
2Na O2 Na 2O2 K O2 KO 2
熔矿时要使用铁或镍制坩埚，陶瓷、石英坩埚容易被腐蚀 熔融的Na2O2 与棉花、硫粉、铝粉等还原性物质反应爆炸
9
5. 过氧、超氧化物的热不稳定性
MO2 M2O2 + O2 M2O + O2
M2O2 M2O + O2
Li2O2 Li2O + O2
4 MO2 2 M2O + 3 O2
4 NaO2 2 Na2O + 3 O2
M(I)2O + H2O 2MOH2O M(OH)2 (BeO除外)
Na2O2 + 2H2O 2 NaOH + H2O2 BaO2 + 2H2O Ba(OH)2 + H2O2
用作氧化剂、 O2 漂白剂、氧气
发生剂
2KO2 + 2H2O 2 KOH + H2O2 + O2
2.6 氧化物
2.6.1 种类
种类多
除Be外，均有过氧化物
正常氧化物(O2-) 1s2 2s2 2 p8
过氧化物(O22-)
KK(σ2s )2 (σ*2s )2 (σ2 p )2 (2 p )4 (π*2 p )4
超氧化物(O2-)
KK(σ2s )2 (σ*2s )2 (σ2 p )2 (2 p )4 (π*2 p )3
8
4. 氧化还原性
与矿石一起熔融分解矿物
熔融
2(FeO Cr2O3) 7Na 2O2 Fe2O3 4Na 2CrO 4 3H2O
不溶于水
可溶于水
熔融
MnO2 Na2O2 Na2MnO4
不溶于水
可溶于水
5O22- + 2MnO4 - + 16H + → 2Mn 2+ + 5O 2 ↑ + 8H 2O
Li2O2 Cs2O2 Na2O2 Cs2O2
稳定性提高
尺寸的匹配性
NaO2分解温度 373 K， CsO2 分解温度 1173 K
熔融的Na2O2 与棉花、硫粉、铝粉等还原性物质反应爆炸
10
7
2. 酸解
Na2O2+H2SO4 H2O2+Na2SO4
3. 与CO2的作用
Li2O + CO2 Li2CO3 2 Na2O2 + 2CO2 2 Na2CO3 + O2 2BaO2 + 2CO2 2BaCO3 + O2 4 KO2 + 2 CO2 2 K2CO3 + 3 O2
防毒面具、逃 生舱、潜艇中 作CO2的吸附 剂和供氧剂
4BaCO3 + Y2(CO3)3 + 6 CuCO3 2 YBa2Cu3O7-x + 13 CO2 + (3+x)O2
1000-1300K
YBa2Cu3O7+x(YBCO) a material that superconducts at temperatures (Tc = 93K) above the temperature of liquid N2
~ 35% yield
2 Na (熔融) + O2 Na2O2
难用于纯相K2O2、Rb2O2、 Cs2O2的制备，因易进一步氧化为MO2
加热
2 SrO + O2 (2 107 Pa) 2 SrO2
加热
2 BaO + O2 (常压) 2 BaO2
5
5. 超氧化物的制备
M + O2 MO2 in liquid N2 (M = Na, K, Rb, Cs) Na2O2 + O2 (1.5 107 Pa) 773K, 100h 2 NaO2
4
4. 过氧化物的制备
2 LiOH + H2O2 Li2O2H2O + H2O
减压加热脱水
CaCl2 + H2O2 + NH3H2O + 6H2O CaO28H2O + 2NH4Cl
exothermic reaction 30-40 oC
MgO + H2O2 MgO2 + H2O
Mg(OH)2 + H2O2
Na 2O2 2 Na 2 Na 2O
2. 碱土金属在室温或加热时与氧气反应，一般只 生成普通氧化物MO。
3
3. 工业中常从它们的碳酸盐或硝酸盐加热分解制备
2MNO 3 10M 6M 2O N2 (M = K, Rb, Cs)
加热
MCO 3 MO CO 2 (g)
加热
M(NO3)2 MO NO (g) 3 / 2O2 (g)