元素化学-第17讲 碱和碱土金属
45页1、第十四章 碱金属和碱土金属 base metal and alkali metal,中南大学化学化工学院,14.1 s区元素概述 14.2 s区元素的单质 14.3 s区元素的化合物,熟悉S区元素碱金属和碱土金属元素的基本特征,了解碱金属和碱土金属元素的存在形式和单质的制备方法 熟悉碱金属和碱土金属氢化物及各种氧化物的生成,掌握它们的基本性质 熟悉碱金属和碱土金属重要盐类的晶型、溶解性和热稳定性、生成水合物和复盐的性质以及焰色反应特征 熟悉锂、铍在同族元素中的特殊性,掌握对角线规则,本章学习要求,14.1 s区元素概述,碱金属(IA ): ns1 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 由于碱金属元素的氢氧化物都是易溶于水的强碱,所以称它们为碱金属元素。 碱土金属(IIA ): ns2 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 碱土金属元素的氧化物属于“土性的”难熔物,故称碱土金属。 钫和镭是放射性元素。,活泼金属,容易失去外层s电子,化学性质活泼 大多数金属可形成离子型化合物,但在某些情况下仍显一定程度的共价性。其中锂和铍由于原子半径相当小,电离能相对地高于其他同族元素,形成
2、共价键的倾向比较显著。 碱金属和碱土金属的原子半径,从上至下随主量子数的增加而依次增大,电离能和电负性同样依次减小。因此,它们的金属活泼性也从上至下依次增强。,原子半径增大 金属性、还原性增强 电离能、电负性减小,IA IIA Li Be Na Mg K Ca Rb Sr Cs Ba,原子半径减小 金属性、还原性减弱 电离能、电负性增大,碱金属和碱土金属元素的基本性质,14.2 s区元素的单质,14.2.1 单质的物理性质和化学性质,有金属光泽、密度小、硬度小、熔点低、导电导热性好,s区单质的熔点变化,单质的物理性质,碱金属原子只有一个价电子且原子半径较大,金属键弱,熔、沸点都很低 碱土金属不仅有两个价电子,而且比同周期碱金属的原子半径小,因此所形成的金属键比碱金属强,使得其熔点、沸点、密度和强度都高于碱金属。 都有金属光泽,良好的导电性和延展性。除铍和镁,其他金属都很软,可用刀子切割。锂、钠和钾的密度很小,浮在水面不下沉。 Li密度最小的,比煤油还小,故只能保存在石蜡中。,液态合金:碱金属的重要特性。最重要的液态合金为钾钠合金,例如组成为77.2的钾和22.8的钠组成的合金熔点仅为2
3、60.7K。钾钠合金的重要应用之一是由于它们的比热很高而被用作核反应堆的冷却剂。 钠汞齐(汞齐, 是金属溶解于汞中形成的溶液, 常作还原剂): 钠溶于汞中得到人也是液体合金, Na还原性强, 反应猛烈, 但NanHg钠汞齐却是平和的还原剂, 反应不剧烈, 可以控制: 2(NanHg) + 2H2O 2NaOH + H2 + 2nHg,共价性:碱金属元素以离子键结合为特征,也呈现一定的共价性。即使最典型的离子化合物CsF也有共价性 气态双原子分子Na2(g)、Cs2(g) 以共价键结合,其半径称为共价半径,比其金属半径小。 Li的一些化合物中共价成份最大,从Li 至Cs的化合物,共价倾向减小。 某些碱金属的有机物,有共价特征。例如Li4(CH3)4甲基锂。 金属铯由于其原子半径大,最外层的s电子活泼性极高,当金属表面受到光照时,电子便可获得能量从表面逸出。利用这一特性,铯被用来制造光电管中的阴极。,能直接或间接地与电负性较高的非金属元素反应,如与卤素、硫、氧、磷、氮和氢等形成相应的化合物:2Na+ Cl2= 2NaCl 置换稀有金属:ZrO2 + 2Ca Zr + 2CaO 和H2的反应
4、(除Be、Mg之外): Na + H2 2NaH NaH为白色晶体, H显负价, 是强还原剂,单质的化学性质,单质在空气中燃烧(含焰色反应),形成氧化物 生成正常氧化物的有Li2O、MgO、CaO等 生成过氧化物的有Na2O2、BaO2等 生成超氧化物的有KO2、RbO2等,Li2O,镁带的燃烧,Li,Na,K,Ca,Sr,Ba,焰色反应,与水作用反应剧烈(除Be、Mg之外) 2M + 2H2O 2MOH + H2(g),Li,Na,K,Ca,锂Li: 锂辉石LiAl(SiO3)2 钠Na(第6位):海水NaCl, 矿物NaCl, 钠长石 NaAlSi3O8 ,芒硝Na2SO410H2O 钾K(第7位):海水中K+;钾长石KAlSi3O8;明矾 Rb铷和Cs铯:与K共生。 Be 铍: 绿柱石 3BeOAl2O36SiO2 Mg 镁(第8位) : 光卤石 KMgCl36H2O,白云石 CaMg(CO3)2 、菱镁矿 MgCO3 Ca 钙(第5位)、Sr锶、Ba钡(第17位):以碳酸盐及硫酸盐矿物存在,如石膏CaSO42H2O,重晶石BaSO4,天青石SrSO4,14.2.2 s区元素的存
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