第二十章碱金属和碱土金属

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。
M O + A l1 4 7 3 K M + A l 2 O 3 ( M = C a . S r . B a )
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
铷和铯的应用：①电子技术，②生物技术，③化 工，④能源，⑤新材料，⑥科学研究，⑦其它
锂电池
充电
正极反应 负极反应
LiCoO2
放电
CoO2 + Li+ + e
充电
Li+ + e + C6 放电 LiC6
四、单质的化学性质
1、与水反应：
Li→Cs，Be→Ba反应剧烈程度增加， M + H2O = MOH + H2↑ M + 2H2O = M(OH)2 + H2↑
用做分解矿 石的熔剂
（三）超氧化物 MO2
MO2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*)3 ]
键级=1.5 有色，KO2橙黄色， RbO2深棕色， CsO2深黄色 顺磁性，强氧化性，碱性
2MO2 + 2H2O == H2O2 + 2MOH + O2↑ 4MO2 + 2CO2 == 2M2CO3 + 3O2 ↑
BeF4 2- ，Be(C2O4)2 2五、离子有味道；挥发性盐有焰色反应
20-2 单质
20-2-1 存在与制备： 一 存在 ：盐（X-. CO32- SiO32- SO42-等 ，Li.Be:氧化物
Li 锂: 锂辉石 [LiAl(SiO3)2] Na 钠:（第6位）海水 NaCl, 矿物 NaCl, 钠长石 Na[AlSi3O8] 芒硝 Na2SO4·10H2O K 钾:（第7位）海水中的 K+，钾长石 K[AlSi3O8] Rb铷和Cs铯: 与K共生
χ φθ A φθ B
M2+水化能 /kJ·mol-1
Be 2s2 +II 35 905 1768 14939 1.57 -1.85 -2.28
2494
Mg 3s2 +II 66 742 1450 7658 1.31 -2.38 -2.69
1921
Ca 4s2 +II 99 593 1152 4942 1.00 -2.76 -3.02
气态中，Na固体盐，[Na（18C6）]+Na-
四、配位性能
这两族元素是周期表中最弱的配合物形成体。
1、与一般的无机配体(X-，OH-，NO3-) 不生成配合物。 2、与螯合剂、大环配体生成稳定的配合物，如
Ca(EDTA)2-，Na(15C5)+ 3、Be2+的半径小，电荷高，是较强的电子对接受体。
温度/℃ 450-490 580-600 700-720 350
2、热还原法——金属镁的生产 白云石CaMg(CO3)2热分解为CaO和MgO的混合物，
在镍容器中用铁硅还原：
2CaO + 2MgO + Si ==2Mg +Ca2SiO4 一般采用焦炭或碳化物为还14原73剂K ，例如：
K2CO3+2C==2 K+3CO 2KF+CaC2==CaF2+2K+2C 3、金属置换法——金属钾的生产 高温低压下 KCl + Na = NaCl + K
Na2O2 + H2SO4==Na2SO4 + H2O2 BaO2 + H2SO4 ==BaSO4↓+ H2O2 2Na2O2 + 2CO2 == 2Na2CO3 + O2↑ 2）氧化性
实验室制 备H2Βιβλιοθήκη Baidu2
用于防毒面 具，高空飞
行，潜艇
Cr2O3难溶+ 3Na2O2 = 2Na2CrO4易溶+ Na2O MnO + Na2O2 = Na2MnO4
1577
Sr 5s2 +II 112 552 1070 4351 0.95 -2.89 -2.99
1443
Ba 6s2 +II 134 564 971 3576 0.89 -2.90 -2.97
1305
一、金属性
1、价电子构型ns1，ns2，核外电子少；
2、电负性 ＜ 1.0， 1.6； 3、第一电离势小，从上至下减小，从IA到IIA增加, I ，χ在同周期最低 。 4、碱金属的熔点、沸点、硬度、升华热都很低， 且从上至下降低；碱土金属的熔点、沸点、硬度均 比碱金属高，导电性低于碱金属。
第二十章碱金属和碱土金属
• [教学要求]
• 1．掌握碱金属、碱土金属单质的性质，了 解其存在、制备及用途与性质的关系。
• 2．掌握碱金属、碱土金属氧化物的类型及 重要氧化物的性质及用途。
• 3．了解碱金属、碱土金属氢氧化物溶解性 和碱性的变化规律。
• 4．掌握碱金属、碱土金属重要盐类的性质 及用途，了解盐类热稳定性、溶解性的变 化规律。
2、在空气中与氧、氮及其它非金属反应：
4M + O2 = 2M2O 室温迅速反应，金属失去光泽 2M + O2 = 2MO 加热显著发生反应
6M + N2 = 2M3N 3M + N2 = M3N2
3、与化合物作用： SiO2 + Mg =Si + 2MgO TiCl4 + Na = Ti + 4NaCl
桔红 橙黄 黄 白
（浅）
超氧化物和 臭氧化物
20-3-3 氢氧化物 （一）概况
1、物性: MOH，M(OH)2 白色固体 MOH有强吸湿性
MOH易溶于水，LiOH微溶于水，M(OH)2溶解度降低。 氢氧化物溶解度和碱性: 碱土金属<碱金属；
同族元素从上到下，逐渐增大。 大多数情况下，溶解度与离子势（Z / r）成反比。 2、热稳定性:
77.2%K+22.8%Na mp=260.7K，具有较高的比热容和较 宽的液态范围，被用做核反应堆的冷却剂。 Na + Hg mp=236.2K 具有缓和的还原性，用于有机体 系的还原剂。
稀有金属：锂，铷，铯，铍
锂的应用：①电解铝，②锂电池，③低温润滑剂， ④空调，⑤玻璃，⑥铝合金纤剂，⑦有机合成， ⑧医药
20-1 碱金属和碱土金属的通性
Li Na
价电子构型
2s1
3s1
主要氧化态
+I
+I
离子半径
60 95
I1/kJ·mol-1 I2/kJ·mol-1
χ
520 7298 1.0
496 4562 0.93
Φθ/V
M+(aq)+e=M(s) M+水化能/kJ·mol-1
-3.045 519
-2.710 406
2Na2O+O25=73=~=67=3K2Na2O2
控制氧气的量 2M + O2 ==M2O2 M=K，Rb，Cs
氧化物再氧化 2MO + O2 ==2MO2 M=Ca，Sr，Ba
2、性质：
1）分解反应及强碱性——与水及酸反应
Na2O2 + 2H2O 冷 2NaOH + H2O2 热 2NaOH + 1/2O2 +H2O
(二)、过氧化物
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：
[KK(σ2s)2(σ2s*)2(σ2p)2(π2p)2(π2p)2 (π2p*)2(π2p*)2 ] 成键和反键轨道大致抵消，由填充2px轨道的电 子形成一个键, 键级为1。
1、生成：
在空气中燃烧
2Na + O2 == Na2O2 4Na+O24=53=~=47=3K 2Na2O
2NH3 + M = M(NH2)2+ H2↑ 在非水体系，如固相反应和有机体系中，做还原剂。 4、形成氨合配离子：
M(s)+(x+y)NH3(l)=M(NH3)x++e(NH3)y-
20-3 碱金属碱土金属的化合物 • 20-3-1 M+和M2+的离子特征 • 易与水形成水和离子（除Be外基本不水解） • 离子极化作用大，且碱金属大于碱土金属
K 4s1 +I 133 419 3051 0.82
-2.931
322
Rb 5s1 +I 148 403 2633 0.82
-2.925
293
Cs 6s1 +I 169 376 2230 0.79
-2.923
264
价电子构型
主要氧化态
离子半径
I1/kJ·mol-1 I2/kJ·mol-1 I3/kJ·mol-1
2Ba(NO3)2==2BaO +4NO2↑+O2↑
氢氧化物脱水
2LiOH == Li2O + H2O↑
2、性质: 1）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 Rb2O Cs2O 淡黄色 亮黄色 橙红色
CaO 白色
SrO 白色
BaO 白色
离子型（除BeO），U大，m.p.硬度高 电荷高，U高；键长短，U高。 故ⅠA＜ Ⅱ A，同族U降，m.p.降
K Rb Cs
2.5 0.015 3.7×10-4
典型矿物 锂辉石 钠长石 钾长石 锂云母 海水 明矾石
铯榴石 硼铯铷矿
元素
Be
Mg Ca
Sr Ba
丰度 3.8×10-4 1.87 2.96 0.034 0.065
典型矿物 绿柱石 白云石 方解石 天青石 重晶石
菱镁矿 石灰石 碳酸锶 碳酸钡
长石
钠长石
明矾
天然芒硝
重晶石
碳酸钙
二、制备：
1、电解法 2MCl==2M + Cl2↑，M=Na，Li 使用混合熔岩 （MCl + CaCl2 / KCl） 熔点：600 800(Na) 509 500
目的：降低熔点，增加熔岩密度。
工业上制备金属钠，金属锂和碱土金属。
金属 Li Na Mg Be
熔岩成分 69%LiCl + 31%KCl 42%NaCl + 58%CaCl2 20%MgCl2+60%NaCl+20%CaCl2 50%BeCl2 + 50%NaCl
二、金属性变化规律
1、 碱金属、碱土金属的金属性从上至下增加； 2、 从IA到IIA金属性降低。
三、成键特征：+Ⅰ，+ Ⅱ 离子型
1、主要氧化态
碱金属：+1；碱土金属：+2 2、共价性
气态时碱金属以双原子分子形式存在，Na2，Cs2。 半径较小的Li，Be，Mg形成共价性较强的化合 物，LiF，BeCl2，MgCl2 3、IA金属形成负离子
Si，B，As，Al，Zn，Be置换氢的反应
2）与酸性物质作用：
HCl + NaOH = NaCl + H2O SiO2 + NaOH = Na2SiO3 + H2O Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + H2O
Be(OH)2为两性的，可溶于酸和碱中：
Be(OH)2 + 2H+ = Be2+ + 2H2O Be(OH)3 + 2OH- = [Be(OH)4]2- Be的缺电子性
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
Be 铍: 绿柱石 3BeO·Al2O3·6SiO2 Mg 镁: (第8位）光卤石 KMgCl3·6H2O 白云石 CaMg(CO3)2 菱镁矿 MgCO3 Ca 钙(第5位), Sr 锶, Ba 钡(第17位): 碳酸盐及硫酸盐矿物，石
膏CaSO4·2H2O，重晶石BaSO4
元素
Li
Na
丰度 3.2×10-3 2.5
（盐较碱土金属易溶） • 离子无色
20-3-2 氧化物
（一）普通氧化物 M2O，MO 1、生成:
在空气中燃烧 室温下直接作用 加热时直接作用 用金属还原
4Li + O2=2Li2O 2Ca + O2 = 2CaO 2Mg + O2 = 2MgO Na2O2 + 2Na =2Na2O
盐分解
10K + 2KNO3 = 6K2O +N2 ↑ CaCO3 ==CaO + CO2↑
MOH 低熔点，熔融而不分解(Li除外) M(OH)2受热脱水分解，MO+H2O
半碱 溶
径性 解
增增 度
加
加
增 加
LiOH Be(OH)2 两性 NaOH Mg(OH)2 中强碱 KOH Ca(OH)2 RbOH Sr(OH)2 强碱 CsOH Ba(OH)2
半径增加 溶解度增加 碱性增加
3、强碱性： 1）与单质作用 X2，S8，P4 歧化反应