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§12.1 s s区元素概述区元素概述 §12.3 s s区元素的化合物区元素的化合物§12.2 s s区元素的单质区元素的单质第十二章第十二章 s s区元素区元素 • 第十二章第十二章 S区元素区元素 碱金属碱金属(IA )：：ns1 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 碱土金属碱土金属(IIA )：：ns2 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 都是活泼金属都是活泼金属 •本章的目的要求：本章的目的要求： •⒈⒈认识本区元素和单质的性质及递变规律了解单质认识本区元素和单质的性质及递变规律了解单质 的制备、性质和用途的制备、性质和用途 •⒉⒉掌握本区元素氧化物的类型、性质、制备、用途掌握本区元素氧化物的类型、性质、制备、用途 ⒊⒊掌握氢氧化物的溶解度、碱性、热稳定性的变掌握氢氧化物的溶解度、碱性、热稳定性的变化规律 •⒋⒋掌握重要盐类的制备、性质（溶解度、热稳掌握重要盐类的制备、性质（溶解度、热稳定性）及变化规律、几种重要盐的制备和用途。
定性）及变化规律、几种重要盐的制备和用途 •⒌⒌了解锂了解锂—镁和铍镁和铍—铝的相似性及周期表中的对铝的相似性及周期表中的对角线规则角线规则 •§12—1、、 S区元素概述：区元素概述： •一、原子结构和元素的基本性质：一、原子结构和元素的基本性质： •1、原子结构牲：、原子结构牲：价电子结构：价电子结构：ns1；；ns2；内层；内层 • •电子具有稀有气体的稳定结构，原子半径为每电子具有稀有气体的稳定结构，原子半径为每周期中最大，核对价电子的束缚力小周期中最大，核对价电子的束缚力小 •2、元素的基本性质、元素的基本性质: (见见P351页表页表12-3；；11-4) ①① 电负性；电离能都较小，为每周期中最小，电负性；电离能都较小，为每周期中最小，且由电离能数据可知它们的氧化态：且由电离能数据可知它们的氧化态：ⅠⅠA族为族为+1，，ⅡⅡA族为族为+2可从电离能数据说明）可从电离能数据说明） •②② 成键特点易形成成键特点易形成M+、、M2+的阳离子，化合物的阳离子，化合物多数为离子型，且由于多数为离子型，且由于Li+；；Be2+离子的半径小，离子的半径小，极化作用强，故它们与简单大半径的负离子形成极化作用强，故它们与简单大半径的负离子形成的化合物易形成共价键。
如：的化合物易形成共价键如：LiCl的化学键为的化学键为共价键）共价键） •③③ Eø值较负，其单质具有强还原性且由于单质值较负，其单质具有强还原性且由于单质的金属键弱因此具有很强的化学活泼性，且从上的金属键弱因此具有很强的化学活泼性，且从上→下活泼性增大下活泼性增大 •④④ 具有焰色反应：具有焰色反应： • 本区元素的挥发性化合物，在火焰中灼烧可使本区元素的挥发性化合物，在火焰中灼烧可使火焰呈不同的颜色火焰呈不同的颜色 •例：例：Li(深红深红) Na(黄黄) K(紫红紫红) • Mg(白色白色) Ca(橙红橙红) Sr(洋红洋红) • Ba(绿色绿色) • 3.焰焰色色反反应应 • 本区元素性质的变化一般都有较强的规本区元素性质的变化一般都有较强的规律性如：原离子半径；电离能；电负性；律性如：原离子半径；电离能；电负性；金属性；还原性等金属性；还原性等 •⑤⑤ 性质递变不很均匀：性质递变不很均匀： • 第二第二～～三周期上下二元素的性质差异较三周期上下二元素的性质差异较大，而第三周期以后的各元素从上大，而第三周期以后的各元素从上→下元素下元素性质递变较为均匀。
性质递变较为均匀即：第二周期元素表即：第二周期元素表现较多的特殊性现较多的特殊性)如：氧化物、氢氧化物的如：氧化物、氢氧化物的碱性、溶解性、热稳定性等差别较大碱性、溶解性、热稳定性等差别较大 • 原原子子半半径径增增大大 金金属属性性、、还还原原性性增增强强 电电离离能能、、电电负负性性减减小小 IA IIA Li Be Na Mg K Ca Rb Sr Cs Ba原子半径减小原子半径减小 金属性、还原性减弱金属性、还原性减弱 电离能、电负性增大电离能、电负性增大 12.2.1 S区元素的区元素的存在和存在和 单质的物理性质单质的物理性质§12.2 s s区元素的单质区元素的单质12.2.2 单质的化学性质单质的化学性质12.2.3 单质的制备和用途单质的制备和用途 •§12—2、、S区元素的单质：区元素的单质： •12.2.1 S区元素的存在及单质的物理性质： •1、存在：、存在：由于S区元素属活泼金属，不能以单质存在。
它们的主要存在物质有： •ⅠA族元素： 氯化物(KCl、NaCl)硅铝酸盐岩石，(如：钠长石NaAlSi3O8； 钾长石K[AlSi3O8]；锂辉石Li Al(SiO3)2 ）、少量硫酸盐如：芒硝Na2SO410H2O等 •ⅡA族：碳酸盐、硫酸盐、氧化物、铝硅酸盐等 均以矿物形式存在： 锂辉石：钠长石：钾长石：光卤石：明矾石： 绿柱石： 菱镁矿： 萤石： 天青石： 大理石： 石膏：重晶石： •2、物理性质：、物理性质： • 晶体的密度小，原子半径大，原子质量较小，质地软，熔沸点低（金属键很弱）具有良好的导电、导热性 Be Mg Ca Sr Ba RbCs 单质的物理性质：有金属光泽 密度小 硬度小 熔点低 s区单质的熔点变化导电、导热性好 •12.2.2、单质的化学性质：、单质的化学性质： • 本区元素的单质，由于Eø很负，金属键又很弱，晶格不牢固，表现出十分活泼的化学性质，以强还原性为主，主要化学反应见P355页表12﹣6，12﹣7 •1、主要化学反应：、主要化学反应： •⑴⑴ 与与O2反应：反应：普通氧化物Li2O， MO(M为ⅡA族元素)； • M + O2 → 过氧化物M2O2 (O22-)；MeO2； • 超氧化物MO2 (O2-) • 单质在空气中燃烧，形成相应的氧化物：单质在空气中燃烧，形成相应的氧化物： Li2O Na2O2 KO2 RbO2 CsO2 BeO MgO CaO SrO BaO2Li2ONa2O2 KO2 镁镁带带的的燃燃烧烧 •⑵⑵ 与与H2O反应：反应： • M + H2O → MOH + H2↑ { M(OH)2 + H2 } • Li Na K •与水作用与水作用 Ca M + 2H2O → M(OH)2 + H2(g) • ⑶⑶ 与与H2反应：反应： M + H2 → MH （（MH2）） • ⑷⑷ 与与X2反应：反应：2 M + X2 → 2MX （（MX2）） • ⑸⑸ 与与Hg反应生成汞齐（碱金属）反应生成汞齐（碱金属） • 例：例：Na(s)+Hg(l) → Na﹣Hg(s) (l) 钠汞齐钠汞齐 • •⑹⑹与液氨的作用与液氨的作用 (g) H 2NH 2M (l) 2NH 2M(s) 2 2 3 + + + - + → •2、、对角角线规则：： • 周期系中左上角元素与右下角元素之周期系中左上角元素与右下角元素之间的化的化学性质学性质 相似的关系相似的关系——对角线规则（有三对）：对角线规则（有三对）： • Li — Mg Be — Al B — Si •⑴⑴ Li — Mg 的相似性：的相似性： •①① 均能与均能与N2气反应生成氮化物气反应生成氮化物 • 3Li + 1/2N2 → Li3N；； • 3Mg + N2 → Mg3N2 •②② 与水反应缓慢，在过量的氧气中燃烧生成的普通与水反应缓慢，在过量的氧气中燃烧生成的普通 氧化物：氧化物： Li + H2O → LiOH + 1/2H2 2Li + O2 → Li2O Mg + H2O → Mg(OH)2 + H2 2 Mg + O2 → 2MgO •③③ 氢氧化物溶解度小，为中强碱，受热分解为氧化物：氢氧化物溶解度小，为中强碱，受热分解为氧化物： 2LiOH → Li2O + H2O；； •④④ 碳酸盐难溶于水，加热易分解为氧化物碳酸盐难溶于水，加热易分解为氧化物 Li2CO3→ Li2O+CO2↑ MgCO3→MgO+ CO2↑；； ⑤⑤ 氯化物的化学键带有共价性，熔点较同族的低氯化物的化学键带有共价性，熔点较同族的低 ，溶于，溶于 水会有一定程度的水解水会有一定程度的水解,可溶于有机溶剂可溶于有机溶剂: •⑵⑵ Be — Al的相似性的相似性 •①① 都是两性金属，既溶于酸，也溶于碱。
金属表面都是两性金属，既溶于酸，也溶于碱金属表面在空气中会氧化形成氧化物保护膜，具有较好的抗腐在空气中会氧化形成氧化物保护膜，具有较好的抗腐蚀性，与强氧化性浓酸：蚀性，与强氧化性浓酸：HNO3(浓浓) ，，H2SO4(浓浓) 作用作用发生钝化发生钝化 •②② 氢氧化物难溶于水，呈两性既溶于酸也溶于碱氢氧化物难溶于水，呈两性既溶于酸也溶于碱 •③③ 氧化物为共价化合物，属缺电子化合物，易发生氧化物为共价化合物，属缺电子化合物，易发生聚合，其熔沸点较低，属分子型化合物，具有很强的聚合，其熔沸点较低，属分子型化合物，具有很强的水解性 •④④ 盐在水中会发生强烈水解盐在水中会发生强烈水解 •但它们的生理作用不同，但它们的生理作用不同，Be为有毒金属，为有毒金属，Al则属无则属无毒金属 •12.2.3、、S区元素的制备和用途区元素的制备和用途 •1、电解熔融盐法：、电解熔融盐法： • 例：金属钠的制备：例：金属钠的制备： •阳极：阳极： 2Cl﹣－－2e = Cl2↑ •阴极：阴极： 2Na+ + 2e = 2Cl↑ • 在电解时，为了降低电解质的熔点，通常加入少量在电解时，为了降低电解质的熔点，通常加入少量CaCl2形成低共熔混合盐，可使熔点由形成低共熔混合盐，可使熔点由800 •℃降至降至600 ℃，既可节约能源，又可减少电解出，既可节约能源，又可减少电解出的金属挥发，且由于熔盐密度增大，而有利于生成的金属挥发，且由于熔盐密度增大，而有利于生成的金属钠浮于液面集中收集。
的金属钠浮于液面集中收集 •2、热还原法：、热还原法： 高温高温•例：例：MgO(s) + C(s) Mg(s) + CO(g) 1473K 真空真空•K2CO3 + 2C 2K + 3CO(g) 1373 ～～ 1473KKF + CaC2 CaF2 + 2K + 2C •3、单质的用途：、单质的用途： （（P356页）页） •⑴⑴ 碱金属单质的用途：碱金属单质的用途： •ⅰ、作为强还原剂：、作为强还原剂： • TiO2 + 4Na → Ti + 2Na2O • 4Na + TiCl4 → Ti + 4NaCl •ⅱ、制备合金、汞齐：、制备合金、汞齐： • Na+Hg → Na[Hg](还原剂还原剂) •ⅲ、、Na－－Pb合金生产汽油的抗震剂合金生产汽油的抗震剂 — 四乙基铅四乙基铅 •ⅳ、、Na、、K的熔点低，比热大，导热性良好，用于的熔点低，比热大，导热性良好，用于作核反应堆内的冷却剂和热交换剂作核反应堆内的冷却剂和热交换剂。
•ⅴⅴ、、NaNa光灯具有很光灯具有很强的透的透雾能力，常用作能力，常用作车灯；灯；LiLi用于有机合成，制用于有机合成，制备有机有机锂；；铷、铯用于制造光电、铯用于制造光电池 •⑵⑵ 碱土金属单质的用途：碱土金属单质的用途： • 铍用于制合金（铍用于制合金（Be－－Cu合金）可增加导电性；合金）可增加导电性； Mg用作制备金属有机化合物（如：格氏试剂）；且用作制备金属有机化合物（如：格氏试剂）；且还广泛用作还原剂、制闪光灯、轻质合金；还广泛用作还原剂、制闪光灯、轻质合金；Ca用于用于有机溶剂的脱水剂、还原剂；有机溶剂的脱水剂、还原剂；Ca－－Pb合金用作轴承合金用作轴承材料；材料；Ba用于真空管生产的脱气剂等用于真空管生产的脱气剂等 12.3.1 氢化物氢化物§12.3 s s区元素的化合物区元素的化合物 12.3.5 硬水的软化硬水的软化12.3.4 重要盐类及其性质重要盐类及其性质12.3.3 氢氧化物氢氧化物12.3.2 氧化物氧化物 •§12.3、、S区元素的化合物区元素的化合物 •12.3.112.3.1、、氢化物：化物： •1 1、制、制备：：由单质与H2气直接作用： • M + H2 → MH （ MH2 ） •2 2、性、性质：：属离子化合物，化合物中存在H﹣离子； •由于H﹣离子的稳定性较差（LiH较稳定），因此，碱金属氢化物热稳定性差，受热易分解放出H2 •⑴ ⑴ 热稳定性差：热稳定性差： •⑵ ⑵ 强还原性：强还原性：φø H2/H﹣ =－2.23V •例： 4NaH + TiCl4 → Ti + 4NaCl + 2H2 •⑶⑶ 遇水分解释放出遇水分解释放出H2：： MH + H2O → MOH + H2 • MH2 + 2H2O → M(OH)2 + 2H2↑ •⑷⑷ 加合性：加合性： •H﹣具有孤对电子，与缺电子化合物形成加合物 • • 优良的还原剂（用于有机合成） •12.3.2 12.3.2 氧化物氧化物 (三种类型：普通(O2-)、过氧(O22-)、超氧O2- ) •1、普通氧化物：、普通氧化物： (M2O、、MO) •⑴⑴ 制备制备 • ①① M2O制备制备 • 单质直接氧化单质直接氧化 • Na2O2 + Na → Na2O 过氧化物还原过氧化物还原 • 2KNO3 + 10K → 6K2O + N2 硝酸盐还原硝酸盐还原 •②② MO制备：制备： • M+O2 →MO (单质直接氧化单质直接氧化) • (碳酸盐热分解碳酸盐热分解) • (硝酸盐热分解硝酸盐热分解) •⑵⑵ 性质：氧化物属离子型化合物性质：氧化物属离子型化合物 • •① 具有较高的熔点和硬度 • 熔点变化：Li2O → Cs2O 逐渐 • BeO → BaO 下降 •BeO熔点稍低于MgO，是由于Be2+离子极化作用较强，使其晶格类型发生了改变，从而影响了它的熔点，MgO的高熔点常用来作耐高温材料，CaO用作建筑材料。
•② 强碱性，与水作用生成氢氧化物： • M2O + H2O → 2MOH • MO + H2O → M(OH)2 •2、过氧化物：、过氧化物：(O22- 稳定性差)： •电子结构：电子结构： •⑴⑴ 制备：制备： • 碱金属过氧化物可由M单质与O2反应制得；碱土金属中只有Ba可形成BaO2，由BaO与过量O2反应获得： •例： • • MO + H2O2 → MO2 + H2O •⑵⑵ 性质：性质：属离子晶体，晶体中存在O22-离子，因O22-中2个O原子间的作用力只有单键，因此具有较强的化学活泼性，且表现很强的氧化性： •O－O键能≈142KJmol-1, O=O键能=493.6 KJmol-1 •EøH2O2/H2O = 1.78V EøHO2-/OH- = 0.87V •① 强氧化性，工业上用它作为氧化剂和漂白剂 •例： • •② O22-中O为中间氧化态，当遇到更强氧化剂时可被氧化放出O2气例： •2MnO4﹣ + 5Na2O2 +16 H+ • → 2 Mn2+ + 5O2 + 10Na++ 8 H2O •③ 与水或稀酸反应生成H2O2 • Na2O2 + H2O → H2O2 + NaOH • Na2O2 + 2H+ → H2O2 + Na+ • ④ 与CO2气体作用放出O2 (潜水用作O2气发生剂) •例：Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2↑ •利用上述性质，Na2O2常作为：氧化剂，漂白剂，氧气发生剂。
可用于防毒面具，高空飞行和潜艇中作CO2的吸收和供氧剂 •3、超氧化物：、超氧化物： (O2﹣) •电子结构： •⑴ ⑴ 制备：制备： (金属越活泼越易生成O2﹣化物) •K、Rb、Cs单质于空气中燃烧可生成超氧化物： •例： K + O2→ KO2 (暗红色) •⑵ ⑵ 性质：性质：(存在O2﹣离子，O2﹣中键≈398KJmol-1) •∴ 键能 O2- > O22- •① 强氧化性(但氧化性及化学活泼性小于O22-) •② 与水反应产生H2O和O2，与CO2反应放出O2 •例： 2KO2 + 2H2O → H2O2 + O2 + 2KOH • 4KO2 + 2CO2 → 2K2CO3 + 3O2 •12.3.312.3.3、、氢氧化物氧化物 • S区元素的氢氧化物中重要的有：KOH、NaOH、Mg(OH)2、Ca(OH)2其中最重要的基本化工原料是NaOH •1 1、制、制备：：（NaOH） •⑴ ⑴ 电解饱和食盐水电解饱和食盐水 • •阳极：阳极： 2Cl2Cl- - - 2e = Cl - 2e = Cl2 2 •阴极：阴极： 2H2H2 2O + 2e = HO + 2e = H2 2 + 2OH + 2OH- - •⑵ ⑵ 苛化法制碱：苛化法制碱： • Na2CO3 +Ca(OH)2 → 2NaOH + H2O+CaCO3↓ • • NaHCO3 + Ca(OH)2 → NaOH + H2O + CaCO3 • Na2CO3 + Ca(OH)2 → 2NaOH + CaCO3 • NH4HCO3 + NaCl → NaHCO3 + NH4ClNa2CO3 +H2O △ •2 2、性、性质：： •⑴ ⑴ 强碱性：强碱性：(本区元素氢氧化物最突出的性质是碱性) •① 碱金属：除Li外其余氢氧化物均是强碱,KOH、NaOH俗名苛性钾、苛性碱，常用它们与某些金属及氧化物作用来溶解或分解矿物等。
•例：2Al + 2NaOH + 6H2O • → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑ • • Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2↑ • CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O •上述反应表明：NaOH具有很强的腐蚀性，且可腐蚀玻璃，因此盛NaOH的试剂瓶应用橡皮塞另：由于NaOH对CO2的吸收作用，试剂表面总不免带一些Na2CO3，若需使用不含Na2CO3的NaOH溶液,在配制时：首先配制饱和的NaOH溶液，由于Na2CO3不溶于饱和NaOH溶液，可将其静置沉淀，然后 •吸取上层清液，再用煮沸的新鲜水稀释到所需的浓度后使用 •② 碱土金属：呈中强碱，在水中溶解度较小： •⑵⑵ 溶解性及碱性的递变规律：溶解性及碱性的递变规律： •① 递变规律： •ⅰ溶解度及碱性 MOH＞M(OH)2 •ⅱ同族从上→下溶解度及碱性增大 •例： LiOH NaOH KOH RbOH CsOH •溶解度(moll-1) 5.2 26.4 19.1 17.9 25.8 • • • LiOH NaOH KOH RbOH CsOH 中强 强 强 强 强 Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2 两性 中强 强 强 强 • 氢氧化物 Be(OH) 2 Mg(OH) 2 Ca(OH) 2 Sr(OH) 2 Ba(OH) 2 溶解度 / mol · L -1 8 × 10 -6 2.1 × 10 -4 2.3 × 10 -2 6.6 × 10 -2 1.2 × 10 -1 (箭头指向)碱性增强，溶解度增大。
•② 溶解度及碱性递变的理论解释： •ⅰ从晶格能分析： • 从M+(M2+)与OH-离子间的结合力大小解释说明 •ⅱ碱性变化可从R-(OH)n模型说明 • R-O-H 的离解方式有二种 •a 碱性离解 R R+ + + OH+ OH- - ；b 酸性离解 RORO- - + + H H+ + • 若 Rn+ 离子电荷为Z，r为离子半径 • 令φ=Z/r φ- 离子势 • 当r以pm为单位时 • ＜0.22时，氢氧化物为碱性 • ＞0.32时，氢氧化物为酸性 •0.22＜ ＜0.32时，氢氧化物为两性 • 由于同族元素从上→下，Z相同，r增大，所以φ值减小，碱式电离增大；另M+离子电荷＜M2+离子电荷，φM+ ＜φM2+，所以MOH的碱性大于M(OH)2 •⑶ ⑶ 热稳定性及其递变规律：热稳定性及其递变规律： •2MOH → M2O + H2O； M(OH)2→ MO + H2O •s区元素氢氧化物中：LiOH、Be(OH)2受热易脱水，其它的则较稳定，且热稳定性的递变规律： •ⅰⅰ MOH ＞ M(OH)2 •ⅱⅱ 同族：从上→下热稳定性增大。
因为随Rn+离子半径的增大，Rn+离子对OH-离子的极化作用下降，热稳定性增大，由于Li+和Be2+离子的极化作用最强，所以它们的氢氧化物热稳定性为每族中的最弱的，受热时易脱水变成氧化物 •⑷ ⑷ 用途：用途： S区元素的氢氧化物的主要用途是：当碱使用，而 •Mg(OH)2和Ca(OH)2还大量用于建筑材料中 •12.3.412.3.4、重要的、重要的盐类：： • S区元素的常见盐类：卤化物，硝酸盐，硫酸盐等以下侧重对这些盐的晶型，溶解度，热稳定性及某些重要盐类的制备，性质等进行一些学习讨论 •1 1、、盐的某些主要性的某些主要性质：： •⑴ ⑴ 晶型：晶型：S区元素形成的盐的晶型大多为离子晶体，因此具有较高的熔，沸点和硬度（见P364页表12-15） • •①① Li+和Be2+离子的极化作用较强，它们与极化率大的简单负离子（如X-离子）形成的盐，化学键表现有明显的共价性，使其熔沸点降低，(见表12 –15 和P364页所列 BeCl2 → BaCl2)；且与水作用发生水解，可溶于有机溶剂 •②② 碱土金属因电荷为+2，半径较碱金属小，因此离子键特征较碱金属弱，且由于碱土金属从上→下离子半径增大，极化作用减弱，所以键的离子性增强，故而它们的氯化物熔点从： • BeClBeCl2 2 → BaCl→ BaCl2 2依次增高。
依次增高 (见P364页数据) •⑵ ⑵ 溶解度：溶解度： •① 碱金属盐的溶解度： • ⅠA 族金属盐大多都易溶于水，只有少数难溶盐：例 •ⅰ Li的氟化物，碳酸锂和磷酸锂等难溶 •ⅱⅱ Na+,K+离子与大体积负离子结合形成的盐难溶例： •Na[Sb(OH)Na[Sb(OH)6 6] ] — 六羟基合锑(ⅴ)酸钠（白色沉淀） •NaAc·Zn(Ac)NaAc·Zn(Ac)2 2·3UO·3UO2 2(Ac)(Ac)2 2·9H·9H2 2O O (黄色)— 醋酸铀酰锌钠 •KClO4,(白色)； K4[PtCl6](黄色) •KHC4H4O6 (白色)—— 酒石酸氢钾 •K2Na[Co(NO2)6]——六亚硝酸根合钴(Ⅲ)酸钠钾（亮黄色） •K[B(C6H4)4]—— 四苯硼酸钾（白色） •以上难溶盐是定性检验Na+,K+离子的简单方法 •ⅲⅲ 钠、钾盐在性质上的差异： •a 溶解度都较大，但钠盐相对更大，且随温度的变化不同：钾盐随温度升高，溶解度增大显著，钠盐随温度变化，溶解度变化不大 •例：NaCl与KCl溶解度随温度的变化： •b b 吸湿性：吸湿性： •钠盐的吸湿性比钾盐大，钠盐大都易潮解，晶体 •多含结晶水。
例： • Na2SO4·10H2O; NaCO3·10H2O; Na2HPO4·10H2O • K2SO4; K2CO3; K2HPO4 • 由于钾盐更不易潮解，晶体中不含结晶水，因此，在分析化学中的标准试剂，基准物质多数采用钾盐而不用钠盐如：邻苯二甲酸氢钾，重铬酸钾，硝酸钾，高氯酸钾等）但钾盐的价格比钠盐高得多，应用受到限制 •② ② 碱土金属盐的溶解度：碱土金属盐的溶解度： • 碱土金属盐大多数为难溶盐，只有氯化物和硝酸易溶；其硫酸盐，碳酸盐，草酸盐，磷酸盐，铬酸盐等多为难溶盐，而且硫酸盐，碳酸盐，铬酸盐的溶解度是按： •ⅰⅰ、、Be → Ba的顺序依次降低 •ⅱⅱ、、草酸盐以CaC2O4的溶解度最小，常用此检验Ca2+的存在 • 对于盐的溶解度的影响因素较多，其中有晶格能（U），水合能（△hH0m)及晶体结构的紧密与否等有关 •ⅲ 正、负离子半径比对盐的溶解度影响： • 当正，负离子半径大小较相近时，晶体结构较紧密，水分子难渗入到晶格内部，使其溶解度下降，（如 BeSO4→BaSO4溶解度减小）盐的溶解 •度性是分离，提纯，制备过程的重要参数，因此盐的溶解性质是一项重要内容。
•⑶ ⑶ 热稳定性：热稳定性： • 物质的热稳定性常用标准生成焓△fH0m的数据来比较说明：当△fH0m负值愈大，该化合物的热 •稳定性愈高；反之其热稳定性较低；另从结构角度，用离子极化观点进行定性分析判断，若离子极化越强，化合物热稳定性越差 •① ① 碱金属盐的热稳定性：碱金属盐的热稳定性： • 碱金属盐的△fH0m负值都较大，所以热稳定性一般都较高，在碱金属盐中只有锂盐和硝酸盐的热稳定性稍差，其余的盐大多都较稳定 •例： Li2CO3 → Li2O + CO2 • 4LiNO3 → 2Li2O + 4NO2 + O2 • 2NaNO3 → 2NaNO2 + O2 •② ② 碱土金属盐的热稳定性：碱土金属盐的热稳定性： 碱土金属盐的热稳定性较碱金属盐相比较低可从离子极化角度来理解： 因为，碱土金属M2+离子的电荷比碱金属M+离子多，且M2+离子半径又较小，所以M2+离子的极化作用较M+离子的强，M2+离子对酸根离子的极化作用较强，破坏作用较大， 故而M2+离子的含氧酸盐的热稳定性比M+要弱得多 例：例：Li2CO3的热分解温度约500℃，而BeCO3热分解温度约100℃； LiNO3的热分解温度约700℃，而Be(NO3)2的分解温度约100℃。
同理：NaCO3的分解温度约800℃；NaNO3的分解温度约730℃；MgCO3的分解温度约540℃；Mg(NO3)2的分解温度约129℃碱土金属硝酸盐，碳酸盐和硫酸盐的热分解温度见P367页表12-18： BeCO3 MgCO3 CaCO3 SrCO3 BaCO3 T分 /℃ ＜100 540 900 1290 1360 • • • 稳定性 M2CO3＞ MCO3 Be(NO3)2 Mg(NO3)2 Ca(NO3)2 Sr(NO3)2 Ba(NO3)2 T分 /℃ 100 540 900 1290 1360 • 由上数据可见，它们的热稳定性都是随：Be→Ba依次增大，这与M2+离子随半径增大，极化作用下降有关，从而导致含氧酸盐热稳定性增大[ ] 2-M2+ 例：例： 碳酸盐的热稳定性：当与之结合的正离子极化作用较强时就容易从CO32-离子中夺取O2-而形成相应的金属氧化物(M2O，MO)同时放出CO2 。
由于M2+离子的极化作用强于M+离子；同时，同族M2+离子从Be2+→Ba2+离子半径增大极化作用减弱,所以，碱土金属碳酸盐的热稳定性低于碱金属碳酸盐，而且随：Be2+ → Ba2+ 热稳定性增大 H2CO3 < HCO3- < MCO3 < M2CO3 •⑷ ⑷ M Mn n+ +离子形成配合物的性能：离子形成配合物的性能： •① ① M M+ +离子形成配合物的能力离子形成配合物的能力 •碱金属M+离子形成配合物的能力通常很弱,难以形成稳定的配合物，因为它们的Z/r较小，与配位体的作用力很小； M+离子形成的配合物目前发现的是与冠醚作用形成大环配合物,见P369页 •② ② 碱土金属碱土金属M M2+2+离子形成配合物的能力离子形成配合物的能力 •Mn+离子除了也可与冠醚类有机大环聚醚形成配合物外还能与多聚磷酸根离子形成胶态螯合物，也可与EDTA等形成螯合物：例： • Mn+ [P-O-P]‖‖ o o o- o-[P - O - P]o o‖‖ o onMn+ +nn •这一反应广泛用于水的软化处理，去除Ca2+,Mg2+离子。
再如： •M2+ + EDTA4- → M(EDTA)2- •这一反应广泛用于滴定分析中 •2 2、几种重要的、几种重要的盐：： •⑴ ⑴ NaClNaCl( (食盐食盐) ) NaCl是一个重要的碱金属盐，是人体生命活动中不可缺少的无机盐，同时它又是一个提供Na+的重要化工原料，它的主要来源就是海水，通过海水晒制得到，另外我国四川省的自贡市含有丰富的盐矿，是著 •名的盐都，1987年在江苏的淮阴又发现了比自贡大十倍的盐矿为我国人民生活和工业用盐提供了丰富的NaCl原料 •① ① 性质：性质： •ⅰ溶解性 • NaCl的溶解度的一个重要特点是随温度的变化很小，0℃ ～ 100℃之间其溶解度为：35.6～39.1g/100g水这一溶解度特征常被应用于化工生产上如： • NaCl + NH4HCO3 → NaHCO3↓+ NH4Cl • KCl+ NaNO3 → KNO3 + NaCl(制KNO3反应) •⑵ Na⑵ Na2 2COCO3 3：：(纯碱或苏打)是基本化工原料 •①①制备；制备； •ⅰⅰ、氨碱法：、氨碱法： •A A：：将CO2通入含NH3水的饱和NaCl溶液中发生下列反应： • NaCl(ag)+ NH3·H2O + CO2 • → NaHCO3↓+ NH4Cl(ag) •B B：：沉淀析出的NaHCO3经分离后煅烧即可得到Na2CO3 ： • NaHCO3 Na2CO3 + CO2 +H2O •C C：：母液的回收： • 用石灰加到沉淀NaHCO3后的母液中加热后可回收NH3进行循环使用，反应式； •2NH4Cl + Ca(OH)2 → NH3↑+ CaCl2 + H2O •本法的优点是：原料经济，可连续生产且NH3和CO2副产品可循环利用。
缺点是：产生大量用途不大的CaCl2，食盐利用率不高(70%)1942年，我国化学家侯德榜对上述生产方法进行了重大改革，创立了新的 △ •制碱工艺 — 称侯氏制碱法（又称联碱法）侯氏制碱法（又称联碱法） •ⅱⅱ、、联碱法： • 工艺改革之处是在母液的利用方面：将磨细的NaCl加入到沉淀NaHCO3后的母液中，至NaCl饱和，然后利用NH4Cl在低温下的溶解度比NaCl小以及Cl-离子产生的同离子效应作用使NH4Cl从母液中析出，反应式： •NHNH4 4ClCl(ag)(ag)+ + NaClNaCl(S(S) ) NH NH4 4Cl↓+ Cl↓+ NaClNaCl(ag(ag) ) •分离NH4Cl后的溶液又可返回到制碱的过程中使用，大大提高了NaCl的利用率（96%），<5℃ •而且其副产品NH4Cl可作肥料使用 • 侯氏制碱工艺把制碱与合成氨生产联合在一起，本法充分利用合成氨生产中产生的CO2用于制碱，可省去用石灰石制CO2过程，同时还用制碱中产生的Cl-生产得到NH4Cl肥料，得到副产品，这一工艺形成了一个闭路循环系统，基本上没有污染物的排放.(见工艺图) •12.3.512.3.5、硬水及其、硬水及其软化：化： •⒈硬水、软水： •天然水根据其中含Ca2+、Mg2+离子的含量分为： •① 硬水：含Ca2+、Mg2+离子多的天然水 •② 软水：含Ca2+、Mg2+离子少的天然水 •③ 暂时性硬水：Mg2+、Ca2+以HCO-3盐的形式溶于水中，通过加热煮沸后可生成MgCO3、CaCo3沉淀 •除去。
•④ 永久性硬水：Mg2+、Ca2+以SO42-盐或Cl-化物溶于水中，不能由加热的方式除去 •⒉⒉硬水的软化：硬水的软化：除去Mg2+、Ca2+的过程称为水的软化： •⑴ ⑴ 石灰纯碱法：石灰纯碱法：本法的成本低，用于处理大量且硬度较大的硬水的初步处理，具体方法为： •石灰 : 纯碱 = 1:1加入到硬水中，则发生如下反应: • Ca2+ + CO32- = CaCO3↓ • Mg2+ + 2OH- + CO32- = Mg(OH)2· MgCO3↓ • 反应后加入少许明矾沉降后，过滤即可得到软水本法操作较麻烦，软化效果较一般 •⑵ ⑵ 离子交换树脂法：离子交换树脂法： • 用离子交换树脂吸附水中的杂质离子，从而得到除去水中的金属离子和杂质离子的目的当硬水经过阴、阳离子交换树脂后，即可除去Ca2+，Mg2+离子，使水得以软化，流出的水即称去离子水 •① ① 离子交换树脂的分为：离子交换树脂的分为： •ⅰ阳离子交换树脂：R-SOR-SO- -3 3 H H+ +（其中H+离子可与水中的Mn+离子进行交换，使水中的杂质离子Mn+被交换到树脂上） •ⅱ 阴离子交换树脂：R-NHR-NH+ +3 3OHOH- -（其中OH-可与水中的杂质负离子X-进行交换，使水中杂质负离子被吸附交换到树脂上。
•② ② 交换原理：交换原理： •nR-SO3-H+ + Mn+ = (R-SO3-)n Mn+ + nH+ •nR-NH3+ OH- + Ln- =(R-NH3+)n Ln- + nOH- •经过多级的交换树脂后，出来的水就可达到很纯净的去离子水，从而使水达到软化，纯化的目的 •③ ③ 树脂的再生：树脂的再生： • 离子交换树脂经过一段时间的交换使用后，其用于交换的H+、OH-离子都被水中的杂质离子所交换完，树脂的交换能力就会失去，这时就必经对树脂进行再生处理： • 具体做法是：用6moll-1的HCl和NaOH分别浸泡阳离子树脂和阴离子交换树脂，有关反应： •(R-SO3-)nMn+ + nH+ = nRSO3- H+ + Mn+ •(R-NH3+)nLn- + nOH- = nRNH3+ OH- + Ln- •然后将浸泡过的树脂用蒸馏水洗涤干净后即可重新使用 第十二章作业第十二章作业: : P374~375 2、、10、、13. 。
