第十七章 碱金属 碱土金属

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本章要求本章要求

掌握碱金属和碱土金属的性质与结构，

性质与存在之间的关系，制备及用途。

掌握碱金属和碱土金属氢氧化物的溶解

和碱性以及盐类溶解度，热稳定性等性

质的变化规律。

一般掌握锂、铍的特征、锂和镁的相似

性。

第十七章 碱金属 碱土金属

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碱金属和碱土金属是周期表 IA 族和 IIA 族元

素。 IA 族包括锂 (Lithium) 、钠 (Sodium) 、钾

(Postassium) 、铷 (Rubidium) 、铯 (Caesium) 、

钫 (Francium) 六种金属元素，称为碱金属 (Alkali

Metals) 。

　 IIA 族包括铍 (Beryllium) 、镁 (Magnesium) 、

钙 (Calcium) 、锶 (Strontium) 、钡 (Barium) 、镭

(Radium) 六种金属元素，称为碱土金属（ Alkalin

e earth metals ）。

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第一节 通性

元素性质 Li Na K Rb Cs

原子半径 /pm 152 153.7 227.2 247.5 265.4

离子半径 /pm 68 97 133 147 167

第一电离势 kJ/mol

521 499 421 405 371

第二电离势 7295 4591 3088 2675 2436

电负性 0.98 0.93 0.82 0.82 0.79

标准电极电势 ( 酸 ) -3.045 -2.711 -2.923 -2.925 -2.923

M+(g) 水合热 /kJ·mol-

1 519 406 322 293 264

碱金属的基本性质

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元素 性质 Be Mg Ca Sr Ba

原子半径 /pm 111.3 160 197.3 215.1 217.3

离子半径 /pm 35 66 99 112 134

第一电离势kJ/mol

905 742 593 552 564

第二电离势 1768 1460 1152 1070 971

第三电离势 14939 7658 4942 4351 3575

电负性 1.57 1.31 1.00 0.95 0.89

标准电极电势 ( 酸 ) -1.85 -2.375 -2.76 -2.89 -2.90

标准电极电势 ( 碱 ) -2.28 -2.69 -3.02 -2.99 -2.97

M2+(g) 水合热 /kJ·mol-

1 2494 1921 1577 1443 1305

碱土金属的基本性质

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第二节 碱金属和碱土金属的单质一、存在碱金属和碱土金属都以化合状态存在于自然界中。在碱金属中 , 钠和钾在地壳中分布很广 , 两者的丰度都为 2.5% 。

主要矿物有芒硝Na2SO4·10H2O 、石盐KCl 、

钠长石(Na[AlSi3O8]) 、钾长石 (K[AlSi3O8]) 、光卤石

KCl·MgCl2·6H2O 以及明矾石K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O

等。海水和植物灰中也含有钾盐。锂的重要矿物为锂

辉石 Li2O·Al2O3·4SiO2 ，锂、铷和铯在自然界中储量

较少且分散，被列为稀有金属。

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　碱土金属除镭外在自然界中分布也很广泛，镁除光卤石外，还有白云石CaCO3·MgCO3 和

菱镁矿MgCO3 等。

铍的最重要矿物是绿柱石3BeO·Al2O3·6SiO2 。

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，如萤石CaF2 、石灰石CaC

O3 、碳酸锶矿SrCO3 、碳酸钡矿BaCO3 、石膏

CaSO4·2H2O 、天青石SrSO4 和重晶石BaSO4

等。海水中含有大量镁的氯化物和硫酸盐， 19

71 年世界镁产量有一半以上是以海水为原料生

产的。

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　　 1. 电解 NaCl：2NaCl(CaCl2)===2Na+Cl2

二、单质的制备

电解

1473K

　　 2. 热还原法　　

K2CO3+C=====2K+CO

2KF+CaC2=======CaF2+2K+2C1273-1423K

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　　 3. 金属置换法

　　 KCl+Na===NaCl+K↑

2RbCl+Ca===CaCl2+2Rb↑

2CsAlO2+Mg===MgAl2O4+2Cs↑

　　 4 、热分解法KCN===4K+4C+N2

MN3===2M+3N2 （ M=Na,K,Rb,Cs ）

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　　碱金属密度小、硬度小、熔点低、导

电性强，是典型的轻金属。

　　碱土金属的密度、熔点和沸点则较碱

金属为高。

　　锂是固体单质中最轻的，它的密度约

为水的一半。碱土金属的密度稍大些。

三、单质的物理性质

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　　铍能与水蒸气反应，镁能将热水分解，而钙、锶、钡与冷水能比较剧烈地反应。　　

四、单质的化学性质

　　 1 、与水反应　　锂在与水反应中不熔化，钠 Na 、钾 K

与水的反应剧烈，钾产生的氢气能燃烧，铷、铯与水剧烈反应并发生爆炸。

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　　 2 、与非金属反应

　　　　钠、钾在空气中稍微加热就燃烧起来

( 钠生成 Na2O2 、钾生成 KO2 等 ) ，铷和铯在室

温下遇空气就立即燃烧生成更复杂的氧化物。

　　锂却燃烧生成 Li2O 。

　　它们的氧化物在空气中易吸收二氧化碳形成

碳酸盐。 ( 如 Na2CO3)

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　　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。它们在空气中加热发

生反应，生成氧化物和少量氮化物 ( 如： C

a3N2 、 Mg3N2) 。

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第三节 碱金属和碱土金属的化合物一、氧化物 ( 自学 )

　　自学要求：

　　 1 、用前面所学过的知识来理解过氧离子和超氧离子的结构。

　　 2 、解释氧化物颜色的变化。

　　 3 、了解过氧化物及超氧化物的性质。

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二、氢氧化物　　 1 、性质和用途　　　　 NaOH 能溶解 Al 、 Zn 等两性金属及其氧化物，也能溶解许多非金属 (Si 、 B 等）及其氧化物。

2Al+2NaOH+6H2O===2Na[Al(OH)4]+3H2↑

Al2O3+2NaOH===2NaAlO2+H2OSi+2NaOH+H2O===Na2SiO3+2H2↑

SiO2+2NaOH===Na2SiO3+H2O （能腐蚀玻璃）

　　熔融的氢氧化钠腐蚀性很强，工业上熔化氢氧化钠一般用铸铁容器，在实验室可用银或镍的器皿。

熔融

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　　 2 、氢氧化钠的制备

　　工业上用电解食盐水的方法来制取 NaOH 。

　　 3 、溶解度的变化

　　同族元素的氢氧化物从上到下溶解度逐渐增大的。

同一周期中氢氧化物的溶解度减小。

　　少量氢氧化钠，也可用苛化法制备。 Na2CO3+

Ca(OH)2＝ CaCO3↓+2NaOH

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　　 4 、碱性的变化

　　当金属离子（ R ）的电子构型相同时，则1/2

值愈小，金属氢氧化物的碱性愈强。

碱性增强↓

氢氧化物 1/2 碱性 氢氧化物 1/2 碱性LiOH 3.8 强碱 Be(OH)2 7.6 两性NaOH 3.2 强碱 Mg(OH)2 5.5 中强碱KOH 2.7 强碱 Ca(OH)2 4.5 强碱RbOH 2.6 强碱 Sr(OH)2 4.2 强碱

CsOH 2.4 强碱 Ba(OH)2 3.9 强碱

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三、氢化物

　　碱金属和碱土金属中较活泼的 Ca 、 Sr 、 Ba

能与氢在高温下直接化合，形成离子晶体，故称

为离子型氢化物，又称为盐型氢化物。

　　金属氢化物中的 H- 离子的半径介于 F- 离子

和 Cl- 离子之间，所以具有卤化物的一些性质。

　　碱金属氢化物中以 LiH 最稳定，加热到 (961

K) 也不分解。但其它氢化物不稳定，加热易分解

成金属和氢。

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　　所有碱金属氢化物都是强还原剂。　　　　　　　　　 　 　　　　　　 TiCl4+4NaH====Ti+4NaCl+2H2

LiH+H2O===LiOH+H2↑

CaH2+2H2O===Ca(OH)2+2H2↑

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　　 1 、溶解性　　碱金属盐类通常易溶于水 ( 碳酸锂例外 ), 且它们的离子都是无色的。只有少数碱金属盐是难溶的 ;

四、盐类

　　它们的难溶盐一般都是由大的阴离子组成，而且碱金属离子越大，难溶盐的数目也越多。

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　　碱土金属盐类的重要特征是它们的微溶性。除氯化物、硝酸盐、硫酸镁、铬酸镁易溶于水外，其余的碳酸盐、硫酸盐、草酸盐、铬酸盐等皆难溶。

硫酸盐和铬酸盐的溶解度依 Ca 、 Sr 、 Ba 的顺序降低。

草酸钙的溶解度是所有钙盐中最小的，因此，在重量分析中可用它来测定钙。

碱金属和碱土金属碳酸盐溶解度的差别也常用来分离 Na+ 、 K+ 和 Ca2+ 、 Ba2+ 。

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　　 2 、钠盐和钾盐性质的差异　　钠盐和钾盐性质很相似，但也有差别，重要的有三点：　　 a 、溶解度：钠、钾盐的溶解度都比较大，

相对说来，钠盐更大些。但 NaHCO3溶解度不大，

NaCl 的溶解度随温度的变化不大，这是常见的钠盐中溶解性较特殊的。　　 b 、吸湿性：钠盐的吸湿性比相应的钾盐强。

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　　 c 、结晶水：含结晶水的钠盐比钾盐多，如 N

a2SO4·10H2O 、 Na2HPO4·12H2O 等。

　　 3 、晶型

　　绝大多数碱金属和碱土金属的盐是离子型晶体，

晶体大多属 NaCl型，铯的卤化物是 CsCl 型结构。

由于 Li+ 、 Be2+ 离子半径最小，极化作用较强，才使得它们的某些盐具有较明显的共价性。

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　　 4 、形成结晶水合物的倾向　　几乎所有的锂盐是水合的，钠盐约有 75％是水合的，钾盐有 25% 是水合物，铷盐和铯盐仅有少数是水合盐。　　碱金属卤化物大多数是无水的 ,硝酸盐中只有

锂可形成水合物。如 LiNO3·H2O 和 LiNO3·3H2O；

　　硫酸盐中只有 Li2SO4·H2O 和 Na2SO4·10H2O；

　　碳酸盐中除 Li2CO3无水合物外，其余皆有不

同形式的水合物，其水分子数分别为：

　　 Na2CO3 K2CO3 Rb2CO3Cs2CO3

　　 1,7,10 1,5 1,5 3,5

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　　 5 、形成复盐的能力　　　 (1) 光卤石类，通式为 MICl·MgCl2·6H2O,

其中 MI=K+ 、 Rb+ 、 Cs+ 。如：光卤石 KCl·MgCl

2·6H2O；　　 (2) 通式为 M2

ISO4·MgSO4·6H2O 的矾类 , 其中MI=K+ 、 Rb+ 、 Cs+, 如：软钾镁矾 K2SO4·MgSO4·

6H2O；　　 (3) 通式为 MIMIII(SO4)2·12H2O 的矾类，其中MI＝ Na+ 、 K+ 、 Rb+ 、 Cs+ ， MIII＝ Al3+ 、 Cr3

+ 、 Fe3+ 、 Co3+ 、 Ga3+ 、 V3+ 等离子。如：明矾KAl(SO4)2·12H2O 。　　复盐的溶解度一般比相应简单碱金属盐小得多。

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　　 6 、热稳定性

　　卤化物在高温时挥发而难分解。

　　硫酸盐在高温下既难挥发，又难分解。

　　碳酸盐除 Li2CO3 在 1543K 以上分解为 Li2O

和 CO2 外，其余更难分解。

　　硝酸盐热稳定性较低，在一定温度可分解。

　　碱土金属的卤化物、硫酸盐、碳酸盐对热也较稳定。

　　碱土金属的碳酸盐热稳定性较碱金属碳酸盐要低，是由于它们电荷高，极化作用强。

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　　作业

6、 7、 8、 14、 15、 16、 18、 22、 23、 24、26

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石盐

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天然芒硝

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重晶石

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石灰石 方解石

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绿柱石

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石膏

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萤石

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阴极

阳极

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钾与水反应

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NaCl 水溶液电解槽

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nm)---(r r

Z

阳离子半经阳离子电荷

当 1/2>10时 R(OH)n显酸性当 10>1/2>7时 R(OH)n显两性当 1/2<7时 R(OH)n显碱性

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明矾 Alunite （ KAl3(SO4)2(OH)6 ）

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白云石 Dolomite （ CaMg[CO3]2 ）

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菱镁矿 (粒状 ) Magnesite （ MgCO3 ）

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碳酸锶矿 strontianite （ SrCO3 ）

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碳酸钡矿 Witherite （ BaCO3 ）

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天青石 Celestine （ SrSO4 ）

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钠长石 Albite （ Na [AlSi3O8] ）