20章(s区金属).ppt

1、第二十章,s区金属,20-1 通性,20-2 单质,20-3 化合物,20-4 锂和镁的相似性,本章主要介绍：本章将系统介绍位于周期表s 区的碱金属和碱土金属的单质、氧化物、氢氧 化物、氢化物及一些重要的盐类的知识。 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。,教学重点和难点： 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、。 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。,201 通性 1、元素组成： 碱金属（A族）包括锂（Li）、钠 （Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr）六种元素。由于它们的氧化物溶于水呈强碱性，故称为碱金属。 碱土金属（A族）包括铍、镁、钙、锶、钡、镭六种元素。 2、价层电子组态：ns12 3、成键特征：+，+离子型,4、I，在同周期最低 ；m.p.、b.p.、硬度低，导电性AA 5、离子有味道：如Li+离子味甜；K+、Na+离子味咸；Ba+离子味苦。 6、挥发性盐的焰色反应 7、存在：在自然界中均以化合物形式存在。,202 碱金属和

3、碱土金属的单质 2021 存在与制备 一、存在 ： 盐（X-、CO32-、SiO32-、SO42-等）； Li、Be：氧化物,二、制备 1、电解：NaCl、BeCl2、MgCl2等 注：不能电解KCl，因为会产生KO2和K，发生爆炸。 2、热还原： 1）C还原法 2）碳化物还原：,3）铝热还原法：,3、金属置换,（K比Na易挥发，离开体系；NaCl晶格能大于KCl）,4. 热分解 4KCN = 4K4C2N2 2MN3 = 2M3N2（M = Na、K、Rb、Cs）,20-2-2 单质的物理性质、化学性质及用途,一、单质的物理性质及用途 1、物理性质 颜色：具银白色光泽（铍呈钢灰色） 密度：小

4、 硬度：小 熔、沸点：低 导电性 ：好,碱土金属的密度，熔点和沸点则较碱金属为高。,2、用途,碱金属在常温下能形成液态合金 （772%K和228%Na，熔点2607K）和钠汞 齐（熔点2362K）。 锂的用途愈来愈广泛，如锂和锂合金是一 种理想的高能燃料。锂电池是一种高能电池。 碱土金属中实际用途较大的是镁，其次是铍。,二、单质的化学性质,1、与水反应：均可 碱金属和碱土金属均为活泼金属，都是强 还原剂；在同一族中，金属的活泼性由上而下 逐渐增强，在同一周期中从左到右金属活泼性 逐渐减弱。,2、与空气反应,保存方式：Li需蜡封(Li 为最轻金属) ，钾、钠、 钙等应保存于煤油中,3 、还原剂,

5、夺氧,夺卤,4、碱金属的液氨溶液 M(s)+(x+y)NH3(l) = M(NH3)x+ + e(NH3)y- 金属的氨溶液呈蓝色，若挥发掉溶剂， 又可得到金属。 金属氨溶液具有高导电性，顺磁性。,5、生成负离子M,碱金属另一有趣的性质是能获得电子生成 非常活泼的负离子M。 NaCryp（穴醚）xNH3（l） Na（Cryp）Na（NH3）x（s）,思考题：P.666 201、205、206,20-3 碱金属和碱土金属的化合物 20-3-1 氧化物,一、普通氧化物 1、碱金属 （1）制备 Na2O22Na2Na2O 2KNO310K6K2ON2,（2）性质,颜色：碱金属氧化物的颜色依次加深，L

6、i2O和 Na2O为白色，K2O为淡黄色，Rb2O为亮黄色， Cs2O为橙红色。 碱性：碱金属氧化物M2O与水化合而生成氢氧 化物MOH： M2OH2O2MOH 【指出】碱金属氧化物与水反应的程度，从 Li2O到Cs2O依次加强。Li2O与水反应很慢，但 Rb2O和Cs2O与水反应时会发生燃烧甚至爆炸。,2、碱土金属（1）制备,CaCO3CaOCO2 2Sr（NO3）22SrO4NO2O2,（2）性质,颜色：都是白色。熔点和硬度高。BeO为两 性，其余均为碱性。 氧化钙与水反应而生成熟石灰并放出大量 的热，熟石灰广泛应用在建筑工业上。 CaOH2OCa（OH）2 氧化钙的这种水合能力，常用来吸

7、收酒精 中的水分。 碱土金属氧化物的水合热从Be到Ba依次增 加。煅烧过的BeO和MgO难溶于水，钙、锶、钡 的氧化物可与水迅速反应并放出大量的热，反 应的剧烈程度从CaO到BaO依次增大。,在高温下氧化钙能同酸性氧化物SiO2作用： CaO+ SiO2CaSiO3 CaO与P2O5也有类似反应，这可用在 炼钢中除去杂质磷。 密度为2.949cm-3的MgO为白色细末，称轻 质氧化镁。密度为3.589cm-3的MgO称重质氧化 镁。它们均难溶于水，易溶于酸和氨盐溶液。 氧化镁浸于水中慢慢转变为氢氧化镁。,二、过氧化物,过氧化物M2O2中含有过氧化离子O22-或过氧基 （OO）2-。 其分子轨道

8、式如下： KK(2s)2(*2s)2(2p)2(2p)4(*2p)4 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。,过氧化钠,制备： 453473K 4NaO2 = 2Na2O 573673K 2Na2OO2 = 2Na2O2,性质：Na2O2与水或稀酸反应而产生H2O2，H2O2 立即分解放出氧气： Na2O22H2OH2O22NaOH Na2O2H2SO4H2O2Na2SO4 2H2O22H2O+O2 所以Na2O2可用作氧化剂、漂白剂和氧气 发生剂。 Na2O2与CO2反应，也能放出氧气： 2Na2O22CO22Na2CO3O2 利用这一性质，Na2O2在防毒面

9、具、高空 飞行和潜艇中用作CO2的吸收剂和供氧剂。,过氧化钠在碱性介质中是一种强氧化剂， 例如在碱性溶液中，它可以把As（）、Cr （）Fe（）氧化成As（）、Cr（）、 Fe（）等。在分析化学中，常用它来氧化分 解（碱熔）某些矿物。 Cr2O33Na2O22Na2CrO4Na2O MnO2Na2O2Na2MnO4,碱土金属的过氧化物以BaO2较为重要。在 773793K时，将氧气通过氧化钡即可制得： 773793K 2BaOO2 = 2BaO2 BaO2与稀酸反应生成H2O2，这是H2O2的实验 室制法： BaO2H2SO4 = BaSO4H2O2 过氧化钡还可作供氧剂、引火剂等,三、超氧化

10、物,钾、铷、铯在过量的氧气中燃烧可直接得 超氧化物MO2。超氧化物中含有超氧离子O2-， 其结构为： O O- 其分子轨道式为： O2-KK(2s)2(*2s)2(2p)2(2p)4(*2p)3 在O2-中，有13个价电子，成键的（2P）2构成一个键，成键的（2P）2和反键的 （*2P）1构成一个三电子键，键级为： （221）/21.5。,因超氧离子O2-有一个末成对的电子，故它 具有顺磁性，并呈现出颜色。KO2是橙黄色固 体，RbO2是深棕色固体，CsO2是深黄色固体。 由于O2-的键级比O2小，所以稳定性比O2差。实 际上超氧化物是强氧化剂，与水剧烈地反应， 发出氧气： 2MO22H2OO

11、2H2O22MOH 也能和CO2反应放出氧气： 4MO22CO22M2CO33O2 故它们也能除去CO2和再生O2，也可用于急 救器中和潜水、登山等方面。,四、臭氧化物,臭氧和K、Rb、Cs的氢氧化物作用，可以 制得臭氧化物，例如： 2KOH（s）2O3（g） = 2KO3（s）KOHH2O（s）O2（g） 将KO3用液氨结晶，可得到桔红色的KO3晶 体，它缓慢地分解成KO2和O2。,20-3-2 氢氧化物,碱金属和碱土金属的氧化物与水作用，即 可得到相应的氢氧化物： M2O2H2O2MOH MO2H2OM（OH）2 碱金属和碱土金属的氢氧化物均为白色固 体，它们的基本性质见表20-5中。 碱

12、金属和碱土金属的氢氧化物的溶解性和 碱性均表现为较好的规律性，即从LiOH到 CsOH，从Be（OH）2到Ba（OH）22，它们的溶解 性逐渐增大，碱性逐渐增强。,一、溶解度的变化规律：,碱金属氢氧化物在水中的溶解度很大 （LiOH例外），并全部电离。碱土金属氢氧化 物的溶解度比碱金属氢氧化物的溶解度小得多。 从表20-5可以看出，同族元素的氢氧化物 的溶解度从上到下是逐渐增大的。,因为大多数情况下，离子化合物的溶解度与离子势（Z/r）成反比，（详见第十五章第四节）。,碱金属氢氧化物从LiOH到CsOH随着阳离 子半径的增大，阳离子和阴离子之间的吸引 力逐渐减小，ROH晶格愈来愈容易被水分子把

13、 它们拆开。同周期中，碱土金属离子比碱 金属离子小，而且带两个正电荷，因此水分 子就不容易将它们拆开，溶解度就小得多。,二、碱性的变化规律：,一般氢氧化物和含氧酸的酸碱性强弱可用 1/2值的大小来判断（见第十五章，第三节）。 当金属离子（R）的电子构型相同时，则1/2 值愈小，碱性愈强。 从表20-5可知Be（OH）2是两性氢氧化物， 其余碱土金属氢氧化物均为碱性氢氧化物，而 且碱性依Be到Ba的顺序而增强。,同族元素的氢氧化物。由于R的电子层 构型和电荷数均相同，其碱性强弱的变化， 主要取决于离子半径的大小。所以碱金属、 碱土金属氢氧化物的碱性，均随R离子半径 的增大而增强，若把这两族同周期

14、的相邻两 个元素的氢氧化物加以比较，碱性的变化规 律可以概括如下：从上到下碱性增强；从左 到右碱性减弱。 这两族元素氢氧化物碱性强弱的变化规 律和在水中溶解度的变化规律是一致的。,为什么碱金属氢氧化物的碱性特别强？,这一方面由于它们在水溶液中有较大 的溶解度，可以得到浓度较大的溶液；另 一方面，它们在水溶液中几乎全部电离， 因此可以得到高浓度的OH-离子，OH-离子 浓度愈大，碱性就愈强。因此碱金属的氢 氧化物是最强的碱。碱土金属的氢氧化物 溶解度比碱金属小得多，碱式电离程度比 较差，所以其碱性比碱金属氢氧化物来说 要弱一些。,碱金属氢氧化物的突出化学性质是强碱性。,2A12NaOH6H2O

15、= 2NaAl(OH)43H2 A12O3+2NaOH = 2NaAlO3+H2O Si2NaOHH2O = Na2SiO32H2 SiO22NaOH = Na2SiO3H2O,工业上用电解食盐水的方法制备NaOH。如需 用少量的氢氧化钠、也可用苛化法制备，即用 消石灰或石灰乳与碳酸钠的浓溶液反应： Na2CO3Ca（OH）2 = CaCO32NaOH,20-3-3 氢化物（离子型）,化学活性很高的碱金属和碱土金属中较活 泼的Ca、Sr、Ba能与氢在高温下直接化合，生 成离子型氢化物： 2MH22M+H- （M碱金属） MH2M2+H2- （M=Ca、Sr、Ba） 由于碱金属和Ca、Sr、Ba

16、与氢的电负性相 差较大，氢从金属原子的外层电子中夺得1个 电子形成阴离子H-，这些氢化物都是离子体， 故称为离子型氢化物，又称为盐型氢化物。,碱金属氢化物中以LiH最稳定。加热到熔 点（961K）也不分解。其它碱金属氢化物稳定 性较差，加热还不到熔点，就分解成金属和氢。 所有碱金属氢化物都是强还原剂。固态 NaH在673K时能将TiCl4还原为金属钛： TiCl44NaHTi4NaCl2H2 LiH和CaH2等在有机合成中常作为还原剂。 在水溶液H2/H-电对的E=225V，可见H-是最强 的还原剂之一，它们遇到含有H+的物质，如 水，就迅速反应而放出氢： LiHH2OLiOHH2 CaH22

17、H2OCa（OH）22H2,20-3-4 盐类一、盐类的通性,1、碱金属和碱土金属盐类溶解性的特点 碱金属盐类的最大特征是易溶于水，并 且在水中完全电离，所有碱金属离子都是无 色的。只有少数碱金属盐是难溶的。它们的 难溶盐一般都是由大的阴离子组成，而且碱 金属离子越大、难溶盐的数目也越多。,【指出】难溶钠盐有：白色粒状的六羟基锑酸钠NaSb（OH）6，醋酸双氧铀酰锌钠NaAcZn（Ac）23UO2（Ac）29H2O为黄绿色结晶。难溶的钾盐稍多，有：高氯酸钾KClO4 （白色）、四苯硼酸钾KB（C6H5）4（白色）、洒石酸氢钾KHC4H4O6（白色）、六氯铂酸钾K2PtCl6（淡黄色）、钴亚硝酸

18、钠钾 K2NaCo（NO2）6（亮黄色）。钠、钾的一些难溶盐常用在鉴定钠、钾离子。,碱土金属盐类的重要特征是其难溶性。 它们与一价大阴离子形成的盐是易溶的，如氯 化物、硝酸盐、氯酸盐、高氯酸盐、醋酸盐、 酸式碳酸盐、酸式草酸盐、磷酸二氢盐、硫酸 镁、铬酸镁易溶于水；它们与半径小、电荷高 的阴离子形成的盐较难溶，如氟化物、碳酸盐、 磷酸盐、草酸盐、硫酸盐、铬酸盐等皆难溶。 硫酸盐和铬酸盐的溶解度按Ca、Sr、Ba的顺序 降低（阳离子半径大的盐难溶，小的易溶）。 草酸钙的溶解度是所有钙盐中最小的，因此在 重量分析中可用它来测定钙。,碱金属和碱土金属碳酸盐溶解度的差 别也常用来分离Na+ 、K+和C

19、a2+、Ba2+。,2、钠盐和钾盐性质的差异,（1）溶解度 钠、钾盐的溶解度都比较 大，相对说来，钠盐更大些。仅NaHCO3的溶解 度不大，NaCl的溶解度随温度的变化不大，这 是常见的钠盐中溶解性较特殊的。钾盐溶解度 随温度升高而升高。,（2）吸湿性 钠盐的吸湿性比相应的钾盐强。因此，化学分析工作中常用的标准试剂许多是钾盐，如用邻苯二甲酸氢钾标定碱液的浓度，用重铬酸钾标定还原剂溶液的浓度。在配制炸药时用KNO3或KClO3，而不用相应的钠盐。 （3）结晶水 钠盐之所以溶解度大，吸湿性强，很大的一个因素是它溶易形成结晶水合物。含结晶水的钠盐比钾盐多。如Na2SO410H2O、K2SO4、Na2

20、HPO410H2O等。,3、颜色及焰色反应,碱金属和碱土金属的离子均为无色，除与 有颜色的阴离子形成的盐有颜色外，其它的盐 一般都是物色或白色的。碱金属和钙、锶、钡 的挥发性盐在无色火焰中灼烧时，能使火焰呈 现出一定颜色。这叫“焰色反应”。 离子 Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+ Ca2+ Sr2+ Ba2+ 颜色 红 黄 紫 紫红 紫红 橙红 洋红 黄绿,【指出】利用焰色反应，可以根据火焰的颜色定性的鉴别这些元素的存在与否，但一次只能鉴别一种离子。同时利用碱金属和钙、锶、钡盐在灼烧时产生不同焰色的原理，可以制造各色焰火，例如 红色焰火的简单配方： 质量百分比 KClO334% Sr（NO

21、3）245% 炭粉10% 镁粉4% 松香7% 绿色焰火配方： 质量百分比 Ba（ClO3）238% Ba（NO3）240% S22%,4、晶型,绝大多数碱金属和碱土金属的盐是离子 型晶体，晶体大多数属NaCl型，铯的卤化物是 CsCl型结构。它们的熔点均较高。由于Li+、 Be2+离子最小，极化作用较强，才使得它们 的其些盐（如卤化物）具有较明显的共价性。 Mg2+盐也有一些是共价性的。,5、形成结晶水合物的倾向,一般来说，离子愈小，它所带的电荷愈多， 则作用于水分子的电场愈强，它的水合热愈大。 碱金属离子是最大的正离子，离子电荷最少， 故它的水合热常小于其它离子。,碱金属离子的水合能力从Li

22、 Cs是降低的。 这也反映在盐类形成结晶水合物的倾向上。几乎所有 的锂盐是水合的，钠盐约有75%是水合的，钾盐有25% 是水合物，铷盐和铯盐仅有少数是水合盐。在常见的 碱金属盐中，卤化物大多是无水的，硝酸盐中只有锂 形成水合物，LiNO3H2O和LiNO33H2O，硫酸盐只有 Li2SO4H2O和Na2SO410H2O，碳酸盐中除Li2CO3无水 合物外，其余皆有不同形式的水合物，其水分子数分 别为： 碳酸盐 Na2CO3 K2CO3 Rb2CO3 Cs2CO3 水合分子数 1、7、10 1、5 1、5 3、5,6、形成复盐的能力,除锂以外，碱金属还能形成一系列复盐。 复盐有以下几种类型: （

23、1）光卤石类 通式为MC1MgCl2H2O，其 中MK+、Rb+、Cs+，如光卤KClMgCl26H2O； （2）矾类 通式为M2SO4MgSO46H2O，其中 MK+、Rb+、Cs+，如软钾镁矾 K2SO4MgSO46H2O； （3）矾类 通式为MM（SO4）12H2O的矾类，其中M=Na+、K+、Rb+、Cs+，MA13+、Cr3+、Fe3+、Co3+、Ga3+、V3+等离子，如明矾KAl（SO4）212H2O。,7、热稳定性,一般碱金属盐具有较高的热稳定性。卤化物在高 温时挥发而难分解。硫酸盐在高温下既难挥发，又难 分解。碳酸盐除Li2CO3在1543K以上分解为Li2O和CO2 外，其

24、余更难分解。唯有硝酸盐热稳定性较低，加热 到一定温度就可分解，例如： 976K 4LiNO3 = 2Li2O4NO2O2 1003K 2NaNO3 = 2NaNO2O2 943K 2KNO3 = 2KNO2O2,碱土金属的卤化物、硫酸盐、碳酸盐对热 也较稳定，但它们的碳酸盐热稳定性较碱金属 碳酸盐要低。 盐 BeCO3 MgCO3 CaCO3 SrCO3 BaCO3 分解温度373K 813K 1173K 1563K 1633K 碱土金属碳酸盐热稳定性的规律也可用离 子极化的观点来说明。,二、重要的盐简介,1、卤化物 （1）卤化物中用途最广的是氯化钠，有 海盐、岩盐和井盐等。氯化钠除供食用外，

25、它 是制取金属钠、氢氧化钠、碳酸钠、氯气和盐 酸等多种化工产品的基本原料。冰盐混合物可 作为致冷剂。,（2）卤化铍是共价型聚合物（BeX2）n，不 导电、能升华，蒸气中有BeCl2和（BeCl2）2 分子。 （3）无水氯化镁是制取金属镁的原料， 光卤石和海水是取得氯化镁的主要资源。氯化 镁常况下以MgCl26H2O形式存在，用加热水合 物的方法不能得到无水盐，因为它会水解。 氯化镁有吸潮性，普通食盐的潮解就是含 有氯化镁之故。,（4）无水氯化钙有很强的吸水性，是一种重 要的干燥剂。 （5）氯化钡为无色单斜晶体，一般为水合物 二水氯化钡。加热至400K变为无水盐。氯化钡用于 医药、灭鼠剂和鉴定硫酸根离子的试剂。氯化钡可 溶于水。可溶性钡盐对人、畜都有害，对人致死量 为0.8g，切忌入口。 （6）氟化钙（萤石）是制取HF和F2的重要原 料。在冶金工业中用作助熔剂也用于制作光学玻璃 和陶瓷等。 常用的荧光灯中涂有荧光材料3Ca3（PO4）2Ca （F2，Cl2和少量Sb3、Mn2的化合物，卤磷酸钙称 为母体，Sb3、Mn2离子为激活剂，用紫外光激发 后，发出荧光。、,2、碳酸盐,碱金属碳酸盐有两类：正盐和酸式盐。碳酸 钠俗称苏打或纯碱，其水溶液因水解而呈碱性。 它是一种重要的化工原料。碳酸氢钠俗称小苏 打，其水溶液呈弱碱性，主要用于医药和食品