第十二章 碱金属和碱土金属ppt课件

1、第十二章 碱金属与碱土金属,s区元素概述,s区元素的化合物,s区元素的单质,s区元素的盐类,对角线规则,元素化学,元素的丰度与分类,化学元素在地壳（地球表面下16km厚的岩石层）中的含量,元素的丰度,O、Si总质量约占地壳的75,O、Si、Al、Fe、Ca、Na、K、Mg 8种元素的总质量占地壳的99以上,人体中大约含30多种元素，其中O、C、H、N、Ca、P、K、S、Na、Al、Mg 11种常量元素约占人体质量的99.95。,普通元素和稀有元素,稀有元素,轻稀有金属：Li、Rb、Cs、Be; 高熔点稀有金属：Ti、Zr、Hf、V、Nb、Ta、W等 分散稀有元素：Ga、In、Tl、Ge、Se、

2、Te; 稀有气体：He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn; 稀土金属：Sc、Y、Ln; 铂系元素：Ru、Rh、Pd、Os、Ir、Pt; 放射性稀有元素：Fr、Ra、Tc、Po、At、锕系元素,元素的分类,A：Li、Na、K、Rb、Cs、(Fr)碱金属ns1 A： Be、Mg、Ca、Sr、Ba、(Ra)碱土金属ns2,12.1 s区元素概述,s区,s区元素的通性,原子的最外层电子排布为： ns1和ns2,次外层具有稀有气体原子式的稳定的电子层结构，对核电荷的屏蔽作用较大，所以碱金属元素的I1在同一周期中为最低。,碱金属元素的原子易失去一个电子而呈+1氧化态，不会有其它氧化态，因此碱金属是活泼金属。,

3、碱金属和碱土金属元素在化合时，多以离子结合，但在某些情况下仍显一定程度的共价性。,原子半径从上至下依次增大，电离能和电负性从上至下依次减小。,金属活泼性从上至下依次增强。,不能以单质形式存在于自然界中。,碱土金属原子比相邻的碱金属多一个核电荷 ，因而原子核对最外层的两个s电子的作用增强了，所以碱土金属原子要失去一个电子比相应碱金属难， 其I1比碱金属大。,Li Be Na Mg K Ca Rb Cs Cs Ba,原子半径增大,原子半径增大,金属性、还原性增强,电离能、电负性减小,金属性、还原性增强,电离能、电负性减小,共价性,锂 Li 锂辉石：,钠 Na 钠长石： 芒硝 食盐,LiAl(SiO

4、3)2,钾 K 钾长石 KAlSi3O8 光卤石 KMgCl36H2O,s区元素的重要化合物,NaAlSi3O8 Na2SO410H2O NaCl,铷Rb 铯Cs与钾共生,铍 Be 绿柱石 3BeOAl2O36SiO2 镁 Mg 光卤石 KMgCl36H2O 白云石 CaMg(CO3)2,钙、锶、钡三种元素以碳酸盐及硫酸盐矿物形式存在于自然界,12.2 s区元素的单质,12.2.1 物理性质和化学性质,物理性质,Be Mg Ca Sr Ba,Li Na K,Rb Cs,又轻又软，常温下呈半液体状，金属家族的软骨头；对光敏感，“长眼睛的金属”,通性: 银白色光泽，熔沸点低，硬度小，密度小，导电性

5、好，延展性好。,储存：Li(=0.534gcm-3)，最轻的金属，封存在固体石蜡中；Rb和Cs封存在液体石蜡中，其它金属一般放在煤油中。,切割：除Be、Mg外，余皆可用刀切割，最软Cs（硬度0.2）。,光电效应：Rb，Cs（电子活性极高）自动开关门,液态合金：K-Na；Na-Hg,（1）与水反应,化学性质,A： 2M+2H2O2MOH+H2,Li Na K,强,现象：难熔 熔球 H2燃烧 爆炸,Li Na K Rb Cs,思考：Li的E最小，但与水的反应活性最弱？,Li熔点高，生成的LiOH难熔,Be Mg Ca Sr Ba,强,与水蒸气不反应 与热水反应 冷水中反应,Ca与水的反应,A：M

6、+ 2H2O M(OH)2 + H2,O2，S，H2，N2，X2等,（2）与其它非金属反应,空气中易氧化,镁带的燃烧,（3）与液氨作用,碱金属及Ca、Sr、Ba等与液氨作用生成兰色溶液，放置时能缓慢释放H2。,M1(xy)NH3 = M1(NH3)y e(NH3)x （蓝色） M2(2xy)NH3 = M2(NH3)2y 2e(NH3)x（蓝色）,碱金属的一些化学反应,碱土金属的一些化学反应,钙、锶、钡及碱金属的挥发性化合物在高温火焰中，电子易被激发。当电子从较高的能级回到较低能级时，便分别发射一定波长的光（形成光谱线），使火焰呈现特征颜色：,（4）焰色反应,钠黄钾紫钙橙红；钡黄绿，锂紫红；铜

7、绿铷紫锶洋红。,用途：与其他组分混合可制信号剂和烟火剂,存在：自然界无游离态,（5）存在与制备,a. 熔盐电解法,制备：,阳极：2Cl- = Cl2 + 2e- 阴极：2Na+ + 2e- = 2Na 总反应：2NaCl = 2Na +Cl2,b. 热还原法,MgO(s) + C(s) = CO(g) + Mg(g) K2CO3 + 2C = 3CO + 2K,KCl + Na = NaCl + K 2RbCl +Ca = CaCl2 + 2Rb,12.3.1 氢化物,12.3 s区元素的化合物,制备,s区金属（Be、Mg除外）在氢气流中加热可生成相应的离子型（盐型）氢化物。,物理性质,白色晶

8、体，熔沸点较高，熔融时能导电。,热稳定性 ：大多不稳定，加热易分解放出氢气，可做储氢材料。,化学性质,还原性： E（H2/H-）-2.23V,溶于水放出氢气 MH + H2O = MOH + H2,CaH2 + H2O = Ca(OH)2 + H2 (军事或气象野外生氢剂),TiCl4 + 4NaH = Ti + 4NaCl + 2H2 ,有机合成中的重要还原剂,LiAlH4强还原性，将醛、酮、羧酸等还原为醇，硝基还原为氨基。,正常氧化物 过氧化物 超氧化物 臭氧化物,正常氧化物(O2-),-O-O-2,12.3.2 氧化物,A Na2O Na2O2 NaO2 KO3,A CaO CaO2 C

9、aO4,过氧化物(O22-),超氧化物(O2-),碱金属在空气中充分燃烧的产物,碱金属氧化物,（1）普通氧化物,性质： Li2O Na2O K2O Rb2O Cs2O,稳定性减弱,与水反应 LiOH MOH,颜色 白 白 淡黄 亮黄 橙红,稳定性 较稳定 熔点前即分解,（2）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 3Na2O2Cr2O3=2Na2CrO4+Na2O MnO2+Na2O2 = Na2M

10、nO4 (熔矿剂),碱性条件下为强氧化剂，遇棉花、木炭等爆炸。,5Na2O2+2MnO42-+16H+=5O2+2Mn2+10Na+8H2O,（3）超氧化物,K(Rb、Cs)+O2=MO2（橙黄，深棕，深黄） 2KO2+2H2O=2KOH+H2O2+O2 2KO2+H2SO4=K2SO4+H2O2+O2 4KO2+2CO2=2K2CO3+3O2 (过)超氧化物广泛用做引火剂、供氧剂、漂白剂。,（4）臭氧化物(NaO3、 KO3、RbO3、CsO3),3KOH(s)+2O3(g) = 2KO3(s)+KOHH2O(s)+1/2O2(g),RO3不稳定RO2+O2 4MO3+2H2O=4MOH+5

11、O2,碱土金属在空气中充分燃烧,MO均白色粉末，较稳定。CaO，SrO，BaO溶于水，放热。,碱土金属氧化物,实验室制H2O2的方法,物理性质：,12.3.3 氢氧化物,碱金属氢氧化物,白色固体，除LiOH外，均易溶于水并放出大量热。,LiOH NaOH KOH RbOH CsOH,固体在空气中易吸湿潮解，NaOH可用做干燥剂。,对纤维、皮肤及其它有机物具有强腐蚀性-苛性碱（熔融或蒸浓NaOH时，可用Ag、Ni或Fe制容器）。,碱性 中强 强 强 强 强,水溶性 难 易 易 易 易,与酸、酸性氧化物及盐等反应 2NaOH+CO2= Na2CO3+H2O,化学性质：,配不含Na2CO3溶液：先配

12、饱和液，静置，Na2CO3，清液用煮沸冷却的蒸馏水冲稀。,NaOH+NH4Cl=NaCl+H2O+NH3 实验室制NH3,6NaOH+Fe2(SO4)3=2Fe(OH)3 +3Na2SO4 除去溶液中的杂质Fe3+,与两性金属(Zn、Al)、某些非金属（B、Si）及其氧化物反应,2Al+2NaOH+6H2O=2NaAl(OH)4+3H2 Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O Si+2NaOH（浓）+ H2O=Na2SiO3+2H2 SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O（玻璃瓶用橡皮塞）,与多变价非金属（Cl2、Br2、I2、P、S)发生歧化反应,X2+6OH-=5X-+XO3

13、-+3H2O 3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O P4+3KOH+3H2O=3KH2PO2（次磷酸钾)+PH3(膦),Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2,碱土金属氢氧化物,Be(OH)2 + 2H+2H2O = Be(H2O)42+; Be(OH)2 + 2OH- = Be(OH)42-,Ca(OH)2：熟石灰、石灰水、消石灰；CaO：生石灰 Ca(OH)2+ CO2= CaCO3+H2O ; CaCO3+CO2= Ca(HCO3）2,两性 中强 强 强 强,难溶 难溶 微溶 易溶 易溶,用离子势来表示M的电场强弱,RO- + H+

14、ROHR+ + OH-,R的值越大，静电引力越强，R吸引氧原子电子云的能力越强，ROH的酸性越强。,同一主族的金属氢氧化物，从上到下碱性增强,Be2+：,故Be(OH)2显两性,Na+，K+，Rb+，Cs+,Li+，Mg2+，Ca2+，Sr2+，Ba2+,从上到下 r 增大， 减小,同一周期的金属氢氧化物，从左到右碱性减弱,从左到右 z 增大， r 减小， 增大,碱性增强,碱性增强,碱性增强,碱性变化规律：,LiCl、BeCl2等共价，其余多为离子型，熔沸点较高。,盐类性质,12.4 s区元素的盐类,重要盐类：卤化物、硝酸盐、硫酸盐、碳酸盐,晶体类型,M+、M2+无论晶体还是水溶液均无色。若与

15、之结合的阴离子（不包括X-）无色，则盐无色或白色；若阴离子有色，则化合物一般显阴离子的颜色，如BaCrO4(黄色)，K2Cr2O7(橙红色)，KMnO4(紫红）。,颜色,溶解性,碱土金属盐：,规律：,M(NO3)2、M(ClO3)2、M(ClO4)2、M(Ac)2、MX2(X=Cl，Br，I) 、BeF2、BeSO4、BeCrO4、MgSO4、MgCrO4易溶，其余难溶,（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。,（5）MCO3、MC2O4、MCrO4、M3(PO4)2难溶于水易溶于强酸 CaC

16、2O4 + H+ = Ca2+ + HC2O4- 2BaCrO4 + 2H+ = 2Ba2+ + Cr2O72- + H2O,（4）草酸钙是所有钙盐中溶解度最小的。,（3）碳酸盐易溶于过量CO2溶液 CaCO3+CO2=Ca(HCO3)2 硫酸盐易溶于浓硫酸 BaSO4+H2SO4=Ba(HSO4)2,对于离子型盐类有如下规律：,1一般离子电荷小，而半径大的盐往往易溶。,所以溶解性：碱金属盐 碱土金属盐,2阴离子半径较大而金属离子半径越小的盐越易溶；相反也越易溶 。,组成盐的阴、阳离子半径相差较大时溶解度较大 ；相反则小,从热力学角度解释，与晶格能和水合热有关,有利于溶解,不利于溶解,离子的电

17、荷大、半径小，则U大，但同时水合热也大,通常，正负离子半径接近时，U占优势，难溶 正负离子半径相差悬殊时，水合热主导，有利于溶解,Question,热稳定性,碱金属 Li Na K Rb Cs,形成结晶水合物的倾向,碱土金属规律不明显,盐是否形成结晶水取决于离子的水合能力，离子水合能力取决于离子的离子势。越大，水合能力越强，越易形成结晶水合物。 阳离子的水合能力显著的强于阴离子，盐有否结晶水通常由阳离子决定。,碱金属弱酸盐均水解-碱性,水解性,碱土金属：BeCl24H2OBeO+2HCl+3H2O MgCl26H2OMg(OH)ClMgO,光卤石类：MClMgCl26H2O M=K+、Rb+、

18、Cs+,矾类,M2SO4 MSO46H2O M2SO4 M2(SO4)324H2O M()=NH4+、Na+、K+、Rb+、Cs+ M()=Fe2+、Co2+、Ni2+、Zn2+、Cu2+、Hg2+ M(III)=Fe3+、Cr3+、Al3+,形成复盐的能力,s区金属形成配合物的能力较弱，可与穴醚、冠醚形成稳定配合物。,形成配合物的能力,碱土金属（Be除外）均可与EDTA形成稳定的配合物。,12.5 对角线规则,Li的特殊性,1）熔点较高、硬度较大；,可直接合成,2）电极电势最低，但与水反应缓慢；,3）化合物中 LiOH、Li2CO3易分解； 氢化物中LiH最稳定； LiF、 Li2CO3、 Li2PO4难溶于水；,电极反应：Mn+(aq) + ne- M(s),为什么 比 还小？, Li+/Li最低：原子半径最小，水合热很大。,Li和Mg的相似性,1）与O2反应正常氧化物,2）与N2直接化合氮化物,3）与水反应缓慢,5）某些盐难溶 F-，CO32-，PO43-,6）氯化物能溶于有机溶剂，表现共价性,7）碳酸盐易分解,4）LiOH，Mg(OH)2为中强碱，溶解度不大， 受热分解