碱金属和碱土金属

• 1-3 性质
存在备 1.存在：化合态存在
光卤石KCl· MgCl2· 6H2O
明矾 KAl(SO4)2· 12H2O
石膏 CaSO4· 2H2O
重晶石 BaSO4
绿柱石 3BeO· Al2O3· 6SiO2
单质制备方法
a)电解熔融盐的方法 矿石
NaCl Na 阳极： 2Cl- ＝Cl2 + 2e
氯化物
电解 2NaCl
单质
电解
2Na + Cl2
阴极： 2Na+ + 2e ＝ 2Na
常用电解氯化钠和氯化钙的混合盐，可降低电解质的熔点， 防止钠的挥发，再则可减少金属钠的分散性，因熔融混合物 的密度比金属钠大，钠易浮在面上
单质制备方法
热还原法
b) 热还原法：以碳或碳化物为还原剂 如：K2CO3 + 2C
碱金属和碱土金属
Na2O2 + MnO2 = Na2MnO4 3Na2O2 + 3CrO3 = 2Na2CrO4 + Na2O
本身具强碱性
不能用瓷制或石英器皿熔融!!!
过氧化物
b) BaO2 H2O2的制备 i) 制备
碱金属和碱土金属
2BaO + O2 ii) 性质
773-793K
2BaO2 O2 + 2H2O
4Na + O2 = 2Na2O
4Na2O+ O2 = 2Na2O2
过氧化物
ii) 性质
+ 2H2O
碱金属和碱土金属
O2 + 2H2O H2O2 + 2NaOH O2 + 2H2O H2O2 + Na2SO4
Na2O2
+稀酸(H2SO4)
2CO2
2Na2CO3 + O2
过氧化物
碱性介质是强氧化剂
碱金属和碱土金属
超氧化物 臭氧化物
M2O
Li2O(白)
M2O2
Li2O2 K2O2
MO2
/
MO3
/
Na2O(白)
K2O(淡黄)
Na2O2(淡黄) NaO2
KO2 (橙)
/
KO3(红)
Rb2O(亮黄)
Cs2O(橙红)
Rb2O2
Cs2O2
RbO2(深棕) RbO3
CsO2 (深黄) CsO3
氧化物
正常氧化物
1) 与H2O反应生成氢氧化物，反应激烈程 度加强，水合热增大颜色加深 Li2O + H2O Rb2O Cs2O + H2O 燃 烧 并 爆 炸 反 应 缓 慢
氧化物的制备
碱金属和碱土金属
2)除Li外，其余单质与O2反应生成过氧化 物或超氧化物 正常氧化物应用间接法制 Na2O2 + 2Na KNO3 + 10K 2Na2O 6K2O +N2
碱金属和碱土金属
同族上至下：金属活泼性增强 同周期左至右：金属活泼性降低
单质性质
b) 与水反应 IA IIA + H2O 氢氧化物＋H2
放热，熔成小球
与水反应
同族激烈程度增加
Li 例外 1) Li熔点高，反应时本身不熔化 2) 生成的LiOH溶解度小，有氧化膜覆盖阻止继续反应
铍要与水蒸气反应，镁与热水反应
BaO2 + H2SO4(稀)＝ BaSO4 + H2O2
超氧化物
碱金属和碱土金属
(3) 超氧化物： 均为强氧化剂 ... [O － O ] .. ..
+ 2H2O
O2O2 + H2O2 + 2MOH
MO2
+ 2CO2 2MCO3 + 3O2
氢氧化物
3. 氢氧化物 (1) 制备
M2O
MO M2O2 + H2O
制备
2MOH
M(OH)2
+ H2O
H2O2 + 碱
MO2
氢氧化物
(2) 性质
a) 溶解性
S(g/100gH2O) 293 K 288K 13 0.0002 109 0.0009 112 0.156 180 0.81 395.5 3.84
溶解性
Z r
LiOH NaOH KOH RbOH CsOH
Be(OH)2 Mg (OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2
3Mg+ N2 = Mg3N2
点燃
Mg+O2 == MgO
高温
点燃
SiO2＋ 2Mg
高温
Si + 2MgO
TiCl4+4Na==Ti+4NaCl
与液氨的反应
• 在碱金属的稀氨溶液中碱金属离解生成 碱金属正离子和溶剂合电子 • Na+NH3(l)= NaNH2+ ½ H2
氧化物
2. 氧化物
正常氧化物 IA族 Li Na K Rb Cs 过氧化物
IIA族 Be Mg Ca Sr Ba MO BeO(白) MgO(白) CaO(白) SrO(灰白) BaO(白)
碱金属和碱土金属 过氧化物
MO2 / / CaO2 SrO2 BaO2
超氧化物
MO4 / / CaO4 SrO4 BaO4
氧化物
(1) 普通氧化物 IA族（自上至下）
碱金属和碱土金属
单质制备方法
d) 热分解法
亚铁氰化钾
热分解法
N2+ C
分解
IA族中
氰化物
叠氮化合(MN3) 4KCN
2MN3
IA金属
+ N2+ C N2
4K + 4C + 2N2
2M + 3N2 (M=Na，K，Rb，Cs)
如2RbN3 668K == 2Rb+3N2 真空
单质性质
(2) 性质 a) 活泼金属、强还原剂
氧化物
IIA族（自上至下） 1) 碱土金属氧化物的制备
熔沸点、硬度下降
碱金属和碱土金属
BeO、MgO可作耐火材料
过氧化物
(2) 过氧化物：[－O－O－]2a) Na2O2 i) 制备 Na
加热至熔化 通入无CO2空气
碱金属和碱土金属
增加空气流量
(铝器中)
453-473K
Na2O
573-673K
Na2O2
单质性质
与氧气反应
c) 与空气中O2反应 室温 IA ＋ O 2 相应氧化物 4Na+O2 = 2Na2O
2Na+O2 = Na2O2
K+O2 = KO2
6Li +N2 = 2Li3N 点燃
加热
单质性质
室温
与氧气反应
IIA + O2
高温
缓慢反应,形成氧化膜
加热才剧烈反应，同时生成氮化物
夺取氧化物中氧
1473K 真空
2K + 3CO
2MΒιβλιοθήκη BaiduO + C
高温
2Mg + CO2
单质制备方法
c)金属置换法
如： KCl + Na
973K
金属置换法
NaCl + K
(高温钾挥发性大)
2RbCl+Ca = CaCl2+2Rb
钠的沸点为1155.9K，钾为1032.9K，钾在高温时挥发度大 而从合金中分离出来。
S区元素
碱金属 IA
Li 、Na、K、Rb、Cs、Fr 碱土金属IIA
Be、Mg、Ca、Sr、Ba、Ra
§
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碱金属和碱土金属通性
• 1-1 价电子层结构。ⅠA ns1、 ⅡA ns2。
易失电子，化学性质活拨。 大多数金属可形成离子型化合物
Li、Be、Mg可形成一些共价化合物
• 1-2 成键特征：