碱金属卤素递变规律

二、卤族元素性质的递变规律

1．卤素单质的物理性质

氟、氯、溴、碘单质的颜色逐渐加深，密度逐渐加大，熔沸点逐渐升高，水溶性逐渐减小（氯除外）。2．卤素的化学性质

按氯、氯、溴、碘的顺序，元素的非金属性，单质的氧化性、与氢化合的能力、与水反应的程度均逐渐减弱。

（1）与金属反应：氟（F2）可以与所有的金属反应；氯（Cl2）可以与绝大多数金属反应；溴、碘也可以与大多数金属反应。

例如：2Fe+3Cl2== 2FeCl3

而Fe+I2 == FeI2

（2）与氢气反应：反应条件由易到难；反应程度由剧烈变为缓慢；卤化氢的稳定性逐渐减弱。（3）与水反应：氟特殊，氯、溴、碘相似。反应的剧烈程度逐渐减弱。

（4）卤素单质间的置换反应

Cl2 ＋ 2Br－＝ 2Cl－＋ Br2

氧化性：Cl2 > Br2 还原性： Br-> Cl-

Cl2 ＋ 2I－＝ 2Cl－＋ I2

氧化性：Cl2 > I2 还原性： I- > Cl-

Br2 ＋ 2I－＝ 2Br－＋ I2

氧化性：Br2 > I2 还原性： I－ > Br－

结论：单质氧化性：F2>CI2>Br2>I2

离子还原性：F-

3．卤化氢的性质

氢卤酸的酸性其中氢氟酸为弱酸。、

卤化氢的还原性按HF、HCl、HBr、HI的顺序依次增强，

其稳定性依次减弱，

4．氯的含氧酸

次氯酸（HClO）：仅存于溶液中，具有不稳定性，强氧化性。其酸性比碳酸还弱。其盐类中，次氯酸钙[Ca(ClO)2]是漂白粉中的有效成分。

高氯酸（HClO4）：是已知酸中酸性最强的一种酸。

LI NA K Rb Cs 熔沸点依次降低。

1.相似性：最外层电子数为1

2.递变性：1.电子层数逐渐增多；2.熔点逐渐降低；

3.沸点逐渐降低；

4.密度呈增大趋势（但NA>K）;

5.金属性逐渐增强。

3.碱金属元素的主要化学性质：1.与氧气反应。都可以与氧气反应，但Li的燃烧产物为普通氧化物Li2O，而Na的燃烧产物为过氧化物Na2O2，K，Rb，Cs的燃烧产物更复杂。2.均可以与H2O反应，且发反应越来越剧烈。通式：

2R+2H2O=2ROH+H2↑（R为碱金属）3.焰色反应中，纳是黄色，钾是紫色（透过蓝色钴玻璃）

金属（jiǎn jīn shǔ）是元素周期表中第IA族元素锂、钠、钾、铷、铯、钫六种金属元素的统称，也是它们对应单质的统称。(钫因为是放射性元素所以通常不予考虑)因它们的氢氧化物都易溶于水（除LiOH溶解度稍小外），且呈强碱性，故此命名为碱金属。氢虽然是第IA族元素，但它在普通状况下是双原子气体，不会呈金属状态。只有在极端情况下（1.4兆大压力），电子可在不同氢原子之间流动，变成金属氢。

碱金属盐类溶解性的最大特点是易溶性，它们的盐类大都易溶于水。已知LiF，Li2CO3，Li3PO4及固体Li2SiO3是难溶（微溶）的，少数大的阴离子的碱金属盐也是难溶的，如Na2C2H5N4O3（脲

酸钠）、Na[Sb(OH)6]（六羟基合锑酸钠）、K2PtCl6（氯铂酸钾）、KClO4（高氯酸钾）、KHC4H4O6（酒石酸氢钾）等。它们在溶液中完全电离。

碱金属都是银白色的（铯略带金黄色），比较软的金属，密度比较小，熔点和沸点都比较低。他们生成化合物时都是正一价阳离子，碱金属原子失去电子变为离子时最外层一般是8个电子，但锂离子最外层只有2个电子。

在古代埃及把天然的碳酸钠叫做neter或nitrum，在洗涤时使用。14世纪时，阿拉伯人称植物的灰烬为kali，逐渐演变到叫做碱，但这时钠和钾的区别还不清楚，统称为苏打（soda）。一直到18世纪才分清从食盐得到的泡碱和从植物灰得到的钾碱不是同一种东西。

碱金属都能和水发生激烈的反应，生成强碱性的氢氧化物，随原子量增大反应能力越强。在氢气中，碱金属都生成白色粉末状的氢化物。碱金属都可在氯气中燃烧，而碱金属中只有锂能在常温下与氮气反应。由于碱金属化学性质都很活泼，为了防止与空气中的水发生反应，一般将他们放在煤油或石蜡中保存。

碱金属都是活泼金属。碱金属单质以金属键相结合。因原子体积较大，只有一个电子参加成键，所以在固体中原子间相互作用较弱。碱金属的熔点和沸点都较低，硬度较小（如钠和钾可用小刀切割）。

碱金属元素原子的价电子层结构是ns1，因此化合价为+1。碱金属原子次外层有8个电子（锂是2个电子），对核电荷的屏蔽效应较强，最外层的一个价电子离核又较远，特别容易失去。跟同周期的其他元素相比，碱金属原子半径最大（除稀有气体元素外），第一电离能最低，电负性最小。碱金属在成键形成化合物时，以离子键为特征。

碱金属在自然界中都以化合态存在。它在化学反应中常用作还原剂。

碱金属的一般保存方法：

锂：液体石蜡封

钠、钾：放入煤油

铷、铯：保存在真空玻璃管中

铷和铯又都是又轻又软的金属，用小刀可以毫不费力地切开它们。铯在28℃时熔化，在常温下呈现半液体状。铷的熔点是38℃，在常温下呈糊状。在金属家族中，它们是“软骨头”。

这两种元素的另一个特殊本领是：它们都对光线特别敏感，即使在极其微弱的光线照射下，它们也会放出电子来。把铷和铯喷镀到银片上，即可制成“光电管”——一受光照，它便会产生电流，光线越强，电流越大。在自动控制技术中，光电管就象是机器的“眼睛”，所以有人把铷和铯叫做“长眼睛的金属”。

铷，化学符号Rb，原子序数37，原子量85.4678，属元素周期表第IA族，为碱金属的成员和稀有金属。1861年德国R.W.本生和G.R.基尔霍夫从萨克森地方的锂云母中提取溶液，然后用光谱分析发现一种新的碱金属元素，取名rubidium，该字来源于希腊文rubidus，含义是“最深的红色”。铷在地壳中的含量为0.028％，但极其分散，至今尚未发现单纯的铷矿物，而是存在于其他矿物中，铷在锂云母中的含量为3.75％；铷在光卤石中的含量虽不高，但储量很大；海水中含铷量为0.121克／吨。铷有两种天然同位素：铷85和铷87，后者具有放射性。

铷是银白色金属，质软，可用小刀切割。熔点38.89℃，沸点686℃，密度1.532克／厘米3(20℃)。化学性质比钾还要活泼，在室温和空气中能自燃，因此必须在严密隔绝空气情况下保存在液体石蜡中。铷与水，甚至是与温度低到－100℃的冰相接触时，也能发生猛烈反应，生成氢氧化铷和氢气。与有限量氧气作用，生成氧化铷，在过量氧气中燃烧，生成超氧化物。铷也能与卤素反应。氧化态为＋1，只生成＋1价化合物。铷离子能使火焰染成紫红色，可用焰色反应和火焰光度计检测。

由于铷非常活泼，不能用电解法生产，而要用金属热还原法。用钙还原氯化铷，用镁还原碳酸铷，都可以制得金属铷。铷在光的作用下易放出电子，可用于制造光电池。和钾、钠、铯形成的合金可用于除去高真空系统的残余气体。碘化铷银是良好的电子导体，可用作固体电池的电解质。铷的特征共振频率为6835兆赫，可用作时间标准，铷原子钟的特点是体积小、重量轻、所需功率小。

阳离子的氧化性阴离子的还原性