第三篇元素化学

1、第三篇 元素化学第十二章 s区元素教学要求 1熟悉碱金属和碱土金属的通性、单质的重要物理性质和化学性质。2掌握碱金属和碱土金属的重要氢化物、氧化物、过氧化物、超氧化物的生成和基本性质。熟悉碱金属和碱土金属氢氧化物碱性强弱的变化规律、重要盐类的溶解性和稳定性。3了解锂、铍的特殊性和对角线规则。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。 教学时数 6学时 主要内容 1碱金属、碱土金属的通性。 2碱金属、碱土金属单质的性质、制法及用途。 3碱金属、碱土金属的氧化物、氢氧化物、氢化物、盐类、

2、配合物的性质。 教学内容 12.1 s区元素概述碱金属(IA )：ns1 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr碱土金属(IIA )：ns2Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra通性：物理性质通性1.结构：ns1-2 2.成键特征：+，+ 离子型 3. I.E. A在同周期最低。碱金属原子最外层只有一个电子，次外层为8电子(Li为2电子)，对核电荷的屏蔽效应较强，所以这一个价电子离核校远，特别容易失去，因此，各周期元素的第一电离能以碱金属为最低。 4 .m.p. b.p. 硬度低，且从上自下 ，有高到低。 5 .离子有味道：如Li+离子味甜；K+、Na+离子味咸；Ba+离子味苦。 6

3、 .挥发性盐的焰色反应。化学性质通性易与H2直接化合成MH、MH2离子型化合物；2. 与O2形成正常氧化物、过氧化物、超氧化物；3 .与其他非金属作用形成相应的化合物；4. 易与H2O反应(除Be、Mg外)。12.2 s区元素的单质12.2.1 单质的物理性质和化学性质1.物理性质有金属光泽; 密度小; 硬度小; 熔点低; 导电、导热性好2.化学性质在空气中反应，形成相应的化合物:碱金属在室温下能迅速地与空气中的氧反应，所以碱金属在空气中放置一段时，金属表面就生成一层氧化物，在锂的表面上除生成氧化物外还有氮化物。钠、钾在空气中稍微加热就燃烧起来，而铷和铯在空温下遇空气就立即燃烧。 4Li+O2

4、2Li2O 6Li+N22Li3N 4Na+O22Na2O 它们的氧化物在空气中易吸收二氧化碳形成碳酸盐： Na2O+CO2=Na2CO3因此碱金属应存放在煤油中，因锂的密度最小，可以浮在煤油上，所以将其浸在液体石蜡或封存在固体石腊中。 碱土金属活泼性略差，室温下这些金属表面缓慢生成氧化膜。它们在空气中加热才显著发生反应，除生成氧化物外，还有氮化物生成。 3Ca + N2 = Ca3N2因此在金属熔炼中常用Li、Ca等作为除气剂，除去溶解在熔融金属中的氮气和氧气。 单质在空气中燃烧，形成相应的氧化物：与水作用2M + 2H2O 2MOH + H2(g) 碱金属钠、钾、钙、镁分别与水反应。金属钠

5、与水反应剧烈，并放出H2。反应放出的热使钠熔化成小球。钾与水的反应更激烈，并发生燃烧，铷、铯与水剧烈反应并发生爆炸。 碱土金属也可以与水反应。铍能与水蒸气反应，镁能将热水分解，而钙、锶、钡与冷水就能比较剧烈地进行反应。 与液氨的作用因为离解生成氨合阳离子和氨合电子，所以溶液有导电性。此溶液具有高导电性主要是由于有溶剂合电子存在。溶液中因含有大量溶剂合电子，因此是顺磁性的。 痕量杂质如过渡金属的盐类、氧化物和氢氧化物的存在，以及光化作用都能促进溶液中的碱金属和液氨之间发生反应而生成氨基化物： Na+NH3（l）=NaNH2+1/2H2钙、锶、钡也能溶于液氨生成和碱金属液氨溶液相似的蓝色溶液，与钠

6、相比，它们溶得要慢些，量也少些。 碱 金 属 单 质 的 某 些 典 型 反 应碱 土 金 属 单 质 的 某 些 典 型 反 应3.焰色反应碱金属和碱土金属的化合物在无色火焰中燃烧时，会呈现出一定的颜色，称为焰色反应 (flame reaction). 可以用来鉴定化合物中某元素的存在，特别是在野外.12.2.2 s区元素的存在和单质的制备一.存在 ：盐（X-. CO32- SiO32- SO42-等）； Li、Be: 氧化物。 由于碱金属和碱土金属的化学性质很活泼，所以它们只能以化合状态存在于自然界中。在碱金属中，钠和锂在地壳中分布很广，两者的丰度都为2.5%。主要矿物有钠长石NaAlSi

7、3O8、和钾长石KA1Si3O8，光卤石KClMgCl26H 20及明矾石K2SO4A12(SO4)324H2O等。海水中氯化钠的含量为2.7，植物灰中也含有钾盐。锂的重要矿物为锂辉石Li20A1203 4SiO2，锂、铷和铯在自然界中储量较少且分散，被列为希有金属。 碱土金属除镭外在自然界小分布也很广泛，镁除光卤石外，还有白云石CaCO3MgCO3和菱镁矿MgCO3等。铍的最重要矿物是绿柱石3BeOAl2O36SiO3。钙、锶、钡在自然界中存在的主要形式为难溶的碳酸盐和硫酸盐，如方解石CaCO3、碳酸锶矿SrCO3、碳酸钡矿、石膏CaSO42H2O、天青石SrSO4、BaSO4等。海水中含有

8、大量镁的氯化物和硫酸盐，1971年世界镁产量有一半以上是以海水为原料生产的。 二.制备 1.电解：由于碱金属和碱土金属的性质很活泼，所以一般都用电解它们的熔融化合物的方法制取。钠和锂主要用电解熔融的氯化物制取。 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 2KFCaC2=CaF22K2C （3）铝热还原法： 3、 金属置换 钾、铷和钠虽然也可以用电解法制取，但常用强还原性的金属如Na、Ca、Mg、Ba等在高温和低压下还原它们氯化物的方法制取，例如： KCl+Na=NaCl+K（K比Na易挥发，离

9、开体系；NaCl晶格能大于KCl）,2RbCl+Ca=CaCl2+2Rb 铯可以用镁还原，CsAlO2制得：MO+AlM+Al2O31473K(M=Ca.Sr.Ba)2CsAlO2+MgMgAl2O4+2Cs 4、热分解：碱金属的化合物，如亚铁氰化物，氰化物和叠氮化物，加热能被分解成碱金属。 2MN3=2M3N2 （MNa、K、Rb、Cs） 12.3 s区元素的化合物12.3.1 氢化物s区元素的单质(除Be、Mg外)均能与氢形成离子型氢化物。制备：M+H2 = MH (MH2) （M=碱全属，Ca、Sr、Ba） 性质：1）电解MH= M + H2 2) 热分解：MH(MH2) = M+H2

10、(LiH稳定) 3) 强还原性（H-） TiCl4+NaH = Ti+H2+NaCl 4) 水解：LiH+H2O =LiOH+H2 CaH2+H2O = Ca(OH)2+H2 12.3.2 氧化物1.形成四类氧化物正常氧化物(O2-)：过氧化物(O22-)：超氧化物(O2-)：顺磁性 臭氧化物(O3-)：顺磁性2.制备：直接法： 间接法：3.化学性质与H2O的作用：（Li Cs剧烈程度）（BeO除外）与CO2的作用：12.3.3 氢氧化物碱金属和碱土金属的氢氧化物都是白色固体。1.溶解度 A: S大，A：S小。 从上至 下，S增大，因为U减小，易折开 2.碱性: 碱性从上至下, 碱性增加A A

11、 氢氧化钠能腐蚀玻璃，实验室盛氢氧化钠溶液的试剂瓶，应用橡皮塞，而不能用玻璃塞，否则存放时间较长，NaOH就和瓶口玻璃中的主要成分SiO2反应而生成粘性的Na2SiO3而把玻璃塞和瓶口粘结在一起。在化学分析工作中需要不含Na2CO3的NaOH溶液，可先配制NaOH的饱和溶液，Na2CO3因不溶于饱和的NaOH溶液而沉淀析出，静置取上层清液，用煮沸后冷却的新鲜水稀释到所需的浓度即可。 12.3.4 重要盐类及其性质重要盐类：卤化物、硝酸盐、硫酸盐、碳酸盐。1.晶体类型：绝大多数是离子晶体，但碱土金属卤化物有一定的共价性。例如：Be2+极化力强， BeCl2已过渡为共价化合物。2.颜 色：一般无色或白色2.溶 解 度：碱金属盐类一般易溶于水；碱土金属盐类除卤化物、硝酸盐多数溶解度较小溶解度依然符合“相差溶解”规律4.热稳定性：较高。硝酸盐热稳定性差。碱土金属碳酸盐的稳定性随金属离子半径的增大而增强。 12.4 锂 、铍的特殊性 对角线规则12.4.1 锂的特殊性(略)12.4.2 铍的特殊性(略)12.4.3 对角线规则A 族的Li与A族的Mg， A族的Be与A族的Al， A 族的B与A族的Si，这三对元素在周期表中处于对角线位置：相应的两元素及其化合物的性质有许多相似之处。这种相似性称为对角线规则。锂和镁的相似性： 1.镁与锂在过量的氧气中燃烧，不形成过