元素周期律碱土金属元素性质总结2教学文案

1、精品文档元素周期律碱土金属元素性质总结I. 元素周期律1周期表位置IIA族（第2纵列），在2、3、4、5、6、7周期上均有分布。元素分别为铍（Be）-4 ,镁（Mg）-12 ,钙（Ca）-20 ,锶（Sr）-38 ,钡（Ba）-56，镭（Ra）-88。2碱土金属的氢氧化物都是苛性较强的碱（除铍外），多存在于难用化学方法分解的化合物中，所以把它们被称为为碱土金属。3碱土金属在自然界均有存在且都以化合物的形式存在，前五种含量相对较多，镭为放射性元素，由居里夫妇在沥青矿中发现。由于它们的性质很活泼，一般的只能用电解方法制取。II. 物理性质11.1物理性质通性（相似性）1. 碱土金属单质皆为具金属光

2、泽的银白色金属（铍为灰色），但暴露在空气中会因氧气的氧化作用生成氧化 物膜使光泽度下降，呈现灰色。常温下均为固态。2. 碱金属熔沸点均较低（但大于碱金属）。硬度略大于碱金属，莫氏硬度均小于5，质软（可用小刀切割,新切出的断面有银白色光泽，空气中迅速变暗）。.导电、导热性、延展性都较好。3. 碱金属单质的密度小（但大于碱金属），是轻金属。11-2.物理性质递变性随着周期的递增，卤族元素单质的物理递变性有：I. 金属光泽逐渐增强。2.熔沸点逐渐降低。3.密度逐渐增大。硬度逐渐减小。4. 碱土金属元素晶体结构随着原子序数的增大呈现出六方密堆积t面心立方堆积t体心立方堆积的结构 变化II. 3.物理性

3、质特性1. 铍呈现灰色，属于轻稀有金属。2.铍和镁没有焰色反应。3.碱土金属熔沸点存在不规律性11-4.卤族元素物理性质一览表铍(Be)-4镁(Mg)-12钙(Ca)-20锶(Sr)-38钡(Ba)-56镭(Ra)-88常温下灰色银白色银白色银白色银白色银白色色态固体固体固体固体固体固体物态变化易液化易液化易液化易液化易液化易液化密度1.8481.7381.5502.6303.5105.000密度的递变，密度逐渐变大tt反常变化t密度的递变，密度逐渐变大>熔点1278650.0839769729700熔点的递变存在不规律性：总体上熔点逐渐减小沸点246910901484138218971

4、737沸点递变存在不规律性钙密度不规律变化原因：与钾密度不规律变化原因相同碱土金属熔点不规律变化的原因：影响熔点的因素有：1.价电子2.原子半径3.金属晶格结构对碱土金属来讲，晶格结构不很规律，Be,Mg为六方晶格（配位数为 12）, CaSr为面心立方晶格（配位数12）, Ba体心立方晶格（配位数8）,因此变化存在不规律性11.5 焰色反应1. 碱土金属离子及其挥发性化合物在无色火焰中燃烧时会显现出独特的颜色（除铍、镁），这可以用来鉴 定碱土金属离子的存在。钙、锶、钡可用焰色反应鉴别。2. 电子跃迁可以解释焰色反应，一些碱土金属离子的吸收光谱落在可见光区，因而出现了标志性颜色。3. 除了鉴定

5、外，焰色反应还可以用于制造焰火和信号弹。类别钙锶钡镭颜色砖红洋红黄绿绯红III. 化学性质HI-1.原子化学性质HI-1.1.原子化学性质通性1最外层均有2个电子2单质均为单原子分子，化学性质活泼。3在化学反应中易失 2个电子形成离子。4与典型的非金属形成离子化合物（除铍外）。HI-1.2.原子化学性质递变性1原子半径逐渐增大，相对原子质量逐渐增大。原子核对外层电子的引力逐渐减弱。2. 电子层逐渐增多，原子序数（核电荷数、质子数、核外电子数）逐渐增大。3. 金属性性随周期数递增而增强。山-1.3原子化学性质特性1. 铍的原子化学特性：（1）原子半径和离子半径特别小（不仅小于同族的其它元素，还小

6、于碱金属元素）电负性又相对较高（不仅高于碱金属元素，也高于同族其它各元素）结论：铍形成共价键的倾向比较显著，不像同族其它元素主要形成离子型化合物。铍常表现出不同于同族 其它元素的反常性质。铍由于原子化学特性所形成的反常性质归结于下：（1）铍由于表面易形成致密的保护膜而不与水作用，而同族其它金属镁、钙、锶、钡均易与水反应。（2）氢氧化铍是两性的，而同族其它元素的氢氧化物均是中强碱或强碱性的。（3）铍盐强烈地水解生成四面体型的离子Be（H? 0）? ，Be-0键很强，这就削弱了 0-H键，因此水合铍离子有失去质子的倾向：因此铍盐在纯水中是酸性的。而同族其它元素（镁除外）的盐均没有水解作用。2. 镭

7、的所有同位素均具有放射性。 山-1.4卤素原子化学性质一览表铍(Be)-4镁(Mg)-12钙(Ca)-20锶(Sr)-38钡(Ba)-56镭(Ra)-88电1s离子具有弱氧化性。1s21s21s21s21s2子2s22s22p62s22p62s22p62s22p62s22p6排3s23s23p63d103s23p63d103s23p63d103s23p63d10布4s24s24p64d104s24p64d10 4f144s24p64d104f145s25s与其他元素化合时，一般生成离子型的化合物。但Be和Mg离子具有较小的离子半径，在一定程度上5p65d105s25p65d106s26s

8、74;67s2稳定无放射性同9Bi2426Na40Ca 48Ca84Sr 86Sr130/132/134/138无位素4244Ca46Ca88Sr稳定有放射性同7Bi 10Bi无41Ca 45Ca82Sr 89Sr128/133/135/140 Ba223226/228Ba位素47Ca90SrAr9.01224.30540.07887.62137.327226原子半径0.1120.1450.1940.2190.2530.215111-2.氧化还 原性质1. 单质都有还原性（相似性）原因：最外层都有2个电子，决定了在化学反应中易失电子，从而表现出还原性，还原性自上而下增强，金属性自上而下增强原因

9、：碱土金属位于第二主族，越往下走电子层数依次增加，原子核对最外层电子的束缚力越来越小，所以越容易失电子。精品文档精品文档容易形成共价键的化合物。山.3与氧气的反应普通氧化物碱土金属在室温或加热时与氧化合，主要生成普通氧化物M0:反应通式：2M+0 2=2MO但实际生产中常由它们的碳酸盐、硝酸盐或氢氧化物等加热分解来制备。例如反应通式：MCO 3=M0+C0 2?氧化物的性质：碱土金属的氧化物均是难溶于水的白色粉末。除BeO为ZnS型晶体外，其余 M0都是NaCI型晶体。由于阴、阳离子都是带有两个单位电荷，而且M-0核间距又较小，所以碱土金属氧化物具有较大的晶格能，因此它们的熔点都很高、硬度也较

10、大。注意1 :在空气中，镁表面生成一薄层氧化膜，这层氧化物致密而坚硬，对内部的镁有保护作用，所以有 抗腐蚀性能，可以保存在干燥的空气里。钙、锶、钡等更易被氧化，生成的氧化物疏松，内部的金属会继 续被氧化，所以钙、锶、钡等金属要密封保存。注意2：钡和氧气加热下反应除了得到氧化钡，还能得到过氧化钡(过氧化钡可以吸氧、放氧，用来提取大气中的氧气) 过氧化物钙、锶、钡的氧化物与过氧化氢作用，可得到相应的过氧化物：反应通式： M0+H 202+7H20=M0 28H2O钙、锶、钡燃烧可生成过氧化物反应通式：M+0 2=点燃=M0 2HI.4 碱金属与水反应反应通式：M+2H 2O=M(OH) ? +H

11、? ?注意：铍表面生成致密的氧化膜，与水不反应。镁跟热水反应，钙、锶和钡易与冷水反应。共同现象：放出热量，生成可燃气体(氢气)，反应后向水中滴加酚酞变红。HI.5与卤素反应反应通式：M+X ? - t MX ?碱土金属可和卤素(例如：氯)反应，产生离子化合物。不过铍的卤化物是共价化合物，不是离子化合物。 其中越重的元素就反应得越剧烈。HI.6 与氮气反应反应通式：3X+N 2=点燃X3N2铍、镁、钙在常温下不与氮反应，要到一定的温度下，才和氮气反应生成氮化物。而锶、钡、镭遇到空气， 其表面就失去金属光泽，不仅形成氧化物，也形成氮化物。氮化物含有氮离子，游离态氮化物稳定，但在 水溶液中迅速水解生

12、成氨气和氢氧化物。111.7与氢气反应高温反应通式：2X+H 2 2XH 钙、锶和钡能与氢气反应。1. 碱土金属的氢化物均为气态，H显-1价。2. 碱土金属氢化物与水剧烈反应放出氢气MH+H2O=MOH+H ?111. 8 与酸反应反应通式:2H+M=M 2+H? ?置换反应HI.9氢氧化物1. 碱土金属的氧化物(BeO和MgO外)与水作用，即可得到相应的氢氧化物。碱土金属的氢氧化物均为白色固体，易潮解，在空气中吸收CO 2生成碳酸盐。2. 碱土金属氢氧化物的溶解度较低，其溶解度变化按压Be(OH) 2 Ba(OH) 2的顺序依次递增，Be(OH) 2和 Mg(OH) 2属难溶氢氧化物。3.

13、碱土金属氢氧化物溶解度依次增大的原因是随着金属离子半径的递增，正、负离子之间的作用力逐渐减 小，易被水分子所解离的缘故。精品文档精品文档4在碱土金属的氢氧化物中，Be（0H）2呈两性，Mg（OH） 2为中强碱，其余都是强碱。HI.10盐类常见碱土金属的盐类有卤化物、硝酸盐、硫酸盐、碳酸盐、磷酸盐等 1晶体类型绝大多数碱土金属盐类的晶体属于离子型晶体，它们具有较高的熔点和沸点。常温下是固体，熔化时能导 电。碱土金属氯化物的熔点从Bet Ba依次增高，BeC"熔点最低，易于升华，能溶于有机溶剂中，是共价化合物，MgCI 2有一定程度的共价性。2颜色碱土金属离子都是无色的，它们盐类的颜色一

14、般取决于阴离子的颜色。无色阴离子与之形成的盐一般是无色或白色的；有色明离子与之形成的盐则具有阴离子的颜色。3溶解性碱土金属的盐比相应的碱金属盐溶解度小，有不少是难溶解的，这是区别碱金属的特点之一。碱土金属的 硝酸盐、氯酸盐、高氯酸盐和醋酸盐等易溶。卤化物中除氟化物外，也是可溶的。但是碳酸盐，磷酸盐和草酸盐等都难溶于水。对于硫酸盐和铬酸盐来说，溶解度差别较大，例如：BeSO4、MgSO4、BeCrO 4和MgCrO 4易溶，其余全难溶（CaSO4微溶）。尤其BaSO4和BaCrO 4是溶解度最小的难溶盐之一。CaC2O4（白色卜SrCrO 4（白色）和BaCrO 4（黄色）的溶解度也很小，反应又

15、很灵敏，可用作Ca、Sr或Ba离子的鉴定。铍盐有许多是易溶于水的，这与Be的半径小，电荷较多，水合能大有关。4存在形式CaCO 3 MgCO 3,方解石（大这里体现了元素周期表中在自然界中，碱土金属的矿石常以硫酸盐、碳酸盐的形式存在，例如白云石 理石）CaCO3、天青石SrSO4、重晶石BaSO4等等。Hl.11锂-镁对角线规则元素周期表中，碱金属锂与位于其对角线位置的碱土金属镁存在一定的相似性, 局部存在的”对角线规则"。锂与镁的相似性表现在： 1单质与氧气作用生成正常氧化物2单质可以与氮气直接化合（和锂同族的其它碱金属单质无此性质）3氢氧化物为中强碱，溶解度小，加热易分解 4氟化

16、物、碳酸盐、磷酸盐难溶于水 5碳酸盐受热易分解锂-镁对角线规则可以用周期表中离子半径的变化来说明：同一周期从左到右，离子半径因有效电荷的增 加而减少，同族元素自上而下离子半径因电子层数的增加而增大，锂与镁因为处于对角线处，镁正好在锂 的"右下方”，其离子半径因周期的递变规律而减小，又因族的递变规律而增大， 二者抵消后就出现了相似性。IIL12热稳性碱土金属盐的热稳定性较碱金属的差，但常温下也都是稳定的（除BeCO3外）。碱土金属的碳酸盐在强热的情况下，才能分解成相应的氧化物 MO和CO2，碳酸盐的热稳定性依 BeT Ba的顺序递增，因为按此顺 序离子极化力减弱。IIL13制备方法铍通

17、常是用金属镁在大约1300C下还原BeF2来制取的，也可以用电解熔融 BeCI2（加入碱金属氯化物作助熔剂）的方法制得。镁是所有这族金属中生产规模最大的金属，世界年产量在几十万吨以上。电解法和硅热还原法是工业上生产镁的主要方法。电解法是在750C的温度下，通过电解熔融的MgCI2而获得镁。硅热还原法则是在减压和1150C的温度下，用硅铁与煅烧过的白云石进行反应而制得镁：2（MgO CaO）+FeSi=2Mg+Ca 2SiO4+Fe钙、锶、钡都可以用其氯化物进行熔盐电解制得，锶和钡还可以用金属铝在高温和真空条件下还原其氧化 物制得。'、金属氢氧化物的酸碱性1. 以MOH为代表的氢氧化物，

18、可以存在两种离解方式：M OH f M + + OH 一碱式离解MO Hr MO + H+酸式离解2. MOH酸碱性的判据(1) 以Z / r作为依据,Z为离子电荷数，r为离子半径，Z / r称为离子势，=Z / r。显然值越大，静电引力越大，M吸引氧原子的电子云能力越强，OH被削弱，越易酸式电离；反之，越易碱式电离。(2) 若r以1 10 10m为单位，则. 2.2时，MOH为碱性；2.2 .3.2时，MOH为两性； 3.2时，MOH为酸性。(3) 同一主族元素的金属氢氧化物，由于离子的电荷数和构型均相同，故其.值主K+ :Ca2+ :要取决于离子半径的大小。例如LiOHBe(OH) 2J1.22.54性住NaOH1.0Mg(OH) 21.76KOH0.87Ca(OH)21.42RbOH0.82Sr(OH) 21.33CsOH0.77Ba(OH) 21.22性墙强、离子晶体盐类的溶解性精品文档Sr 2+：精品文档Ba 2+：精品文档1.经验规律：“相似相溶”2.盐类溶解涉及许多微观和宏观问题，所以只讨论典型的离子型盐类问题。(1) 正离子的半径越大、电荷越小的盐，往往易溶。 MF的溶解度MF2的溶解度(2) 阴离子的半径较大时，其盐的溶解度常随金属原子序数的增大而减小