第五节碱金属碱土金属
一、单质
1．碱金属具有较大原子半径，最外层1个电子而内层又是稳定结构，所以易失去电子，
离子化倾向强，是非常活泼的金属，强还原剂，还原性依Li、Na、k、Rb、Cs 顺序依次增强。
碱金属以钠最为典型。钠的金属活动性和还原性强，它在冶炼现代常用金属钛、锆、铪等时也用作还原剂。如：
4Na+TiC14=Ti+4NaC1
钠在不活泼或中等活动的金属盐溶液中会先与水反应生成氢气与氢氧化钠，盐再与碱复分解而生成中等活动金属或不活动金属的碱类沉淀，而得不到这些金属的单质。如：
CuSO4+2Na+2H2O=Cu(OH)2↓+H2↑+Na2SO4
2FeC13+6Na+6H2O=2Fe(OH)3↓+3H2↑+6NaC1
2A1C13+6Na+6H2O=2A1(OH)3↓+3H2↑+6NaC1或
A1C13+4Na+2H2O=NaA1O2+2H2↑+3NaC1
实验后的残钠不能放在水中以免爆炸,而应在酒清精中销毁。
2C2H5OH+2Na=2C2H5ONa+ H2↑（反应较慢）
2．碱土金属与碱金属相似，有很强的化学活性，都能与卤素、氧、硫及其它非金属发生反应，它们的单质呈银白色（除Ba微黄色外）、轻，但皆比碱金属硬。
碱土金属以镁为典型。镁不如钠活泼，但它仍有相当强的金属性和还原性，是常见的活泼金属之一。镁与氧的“化学亲合力”强，所以与氧和不少氧化物都能发生反应，一般要加热或高温下进行。如：
2Mg+CO2=2MgO+C（能夺CO2中氧而还原出C，而CO2不能熄灭镁的燃烧）
2Mg+TiC14=Ti+2MgC12（能还原出钛等现代应用的金属）
2Mg+SiO2=2MgO+Si （镁也能制硅粉，它从SiO2中夺氧）
镁与盐溶液反应时, 对不活动金属盐溶液可置换出相应的金属单质, 但若
该盐水解后酸性较强时,还有酸与镁生成氢气的反应伴生。
对氯化铵溶液,则与水解出的盐酸反应生成氯化镁与氢气.
2NH4++2H2O+Mg=Mg2++ H2↑+2NH3·H2O
该反应虽有一水合氨，但因在氯化铵溶液里，大量的NH4+抑制了一水合氨电离，而OH—不足，所以一般不会生成氢氧化镁沉淀。
二、氧化物和氢氧化物
1．氧化物
碱金属和碱土金属常见的氧化物有正常氧化物、过氧化物和超氧化物三类。
（1）碱金属和碱土金属氧化物与水反应都生成相应的氢氧化物
O2—+H2O=2OH—（O2—在水中不能存在）
碱金属和碱土金属氧化物在水中的溶解度，在同一族中都是从上到下增加，因此它们与水反应激烈的程度也是从上到下增加。Li2O与水反应缓慢；Rb2O，Cs2O与水反应如此剧烈甚至爆炸。BeO，MgO对水呈现一定的惰性（特别是在高温煅烧之后）；CaO，SrO，BaO与水猛烈反应而放出大量的热。
（2）过氧化物是氧化剂和氧气发生剂
O22—+2H2O=H2O2+2OH—（H2O2分解可放出O2）
Na2O2+2CO2（g）=2Na2CO3+O2↑（作为CO2吸收剂和供氧剂）
（3）超氧化物是强氧化剂和供氧剂。
2O2—+2H2O=H2O2+2OH—+O2↑
4MO2+2CO2（g）=2M2CO3+3O2↑
[例2—13]用金属钠制取氧化钠通常采用下法：
2NaNO2+2Na == 4 Na2O+N2↑
试说明为什么用此法制取氧化钠比钠直接氧化法好
[解析]Na在O2或空气中直接氧化都会生成Na2O2，用题示方法制备Na2O，有N2存在的条件下不会被氧化成Na2O2。
本题是信息给予题，解答中必须紧紧抓住题示反应2NaNO2+6Na ==
4Na2O+N2↑中生成N2这一信息，才答到了点子上。
2．氢氧化物
（1）碱土金属与水反应，皆能产生对应的氢氧化物和氢气：Be极弱，Mg 与沸水反应较缓；Ca与冷水作用不太剧烈[因Ca（OH）2微溶，覆盖表面阻碍反应]；Sr、Ba与冷水反应剧烈。
（2）水溶性：Be(OH)2难溶, Mg(OH)2难溶，Ca(OH)2微溶，Sr(OH)2可溶，Ba(OH)2溶
[例2—14]（1）1200℃时，Si还原MgO为Mg（沸点1105℃）。煅烧白云石（MgCO3·CaCO3）得MgO·CaO。以MgO·CaO为原料和Si在1200℃时反应比起以MgO为原料较容易获得Mg。为什么？
（2）MgO·CaO的另一工业用途是用来富集海水里的镁。将海水通过装有MgO·CaO的过滤槽，镁就会被截留下来。你能写出这个过程的离子方程式吗？海水里的什么阴离子对这个反应向右进行有利？
[解析]（1）从题给信息可知，硅能从氧化镁中还原出镁，同时生成二氧化硅，2MgO+Si=SiO2+2Mg，若以MgO·CaO为原料和Si在1200℃时反应，此时产生的二氧化硅会与氧化钙结合成硅酸钙，CaO+SiO2=CaSiO3 ，使还原反应变得容易。
2CaO·MgO+Si=2Mg+Ca2SiO3
（2）MgO·CaO+Mg2++2H2O==2Mg(OH)2+Ca2+
硫酸根离子。因为SO42—与Ca2+结合成微溶的硫酸钙，会导致上述平衡右移。
三、盐类
1．常见的钠盐：
食盐（NaC1）、芒硝（Na2SO4·10H2O）为易溶无色的晶体，它们是强酸强碱盐，不水解。
纯碱（Na2CO3）和结晶碳酸钠，即块碱（Na2CO3·10H2O），因有弱酸根CO32—而水解具有碱性。
小苏打（NaHCO3），其溶解度比Na2CO3小，加热分解较容易
（NaHCO3=Na2CO3+CO2↑+H2O）。因含酸式弱酸根HCO3—，故水解，但碱性比正盐弱。
[例2—15] 若将含0.2mol的稀盐酸滴入含0.15molNa2CO3的溶液中，经充分反应后溶液中各物质的量是（）
Na2CO3 HCl NaCl NaHCO3
(A) 0 0 0.05 mol 0.10 mol
(B) 0.5 mol 0 0.20 mol 0
(C) 0 0 0.20 mol 0.10 mol
(D) 0 0.05 mol 0.15 mol 0.15 mol
解析：本题所给重要信息是：(1)稀盐酸是滴入到Na2CO3溶液中的，而在这种条件下盐酸和碳酸钠的反应是分步进行的：
Na2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3
①
NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2
②
(2)反应物盐酸的量相对于Na2CO3的第①步反应是过量的(余0.05mol)，相对于Na2CO3的完全反应是不足量的(差0.10 mol)。这样利用题示信息进一步分析可知：充分反应后反应物Na2CO3和HCl都已消耗完全，剩余量为0；两步反应中的HCl都转化为NaCl，其转化关系为1:1(物质的量之比)，因此生成NaCl为0.20 mol；而NaHCO3的量则经第一步反应生成0.15 mol (按不足量)，第二步反应又转化了(放CO2)0.05 mol，最后剩余0.10 mol。自然得出先项(C)组数据为正确答案。
研究化学反应不仅要重视其结果，还要善于根据反应条件研究其过程。本题所示两步反应也可以合并为一个反应方程：
Na2CO3+2HCl == 2NaCl+H2O+CO2↑
如果忽略了逐滴加入的信息按此一步反应分析将会得出选项(B)组的错误结论。这也是本选择题设置的重要陷阱；若只按反应①分析，则又会得出选项(D)组的错误结论，这是又一陷阱。
2．常见钙盐：
氯化钙（CaC12，CaC12·6H2O），无色至白色固体，吸湿潮解，易溶于水。无水CaC12是常用的干燥剂，几乎除NH3和酒精蒸气外，皆可用其干燥。
碳酸钙（CaCO3），白色固体，煅烧分解。易溶于酸而难溶于水。溶于CO2水溶液而成可溶性的Ca(HCO3)2,使水有硬性（暂硬水，可用煮沸或加石灰、纯碱等使其转化为CaCO3沉淀的办法除去，而使水软化）。天然产者很多，如石灰石、大理石、方解石、白垩、石笋石、钟乳石等。
3．常见的镁盐：
氯化镁（MgC12，MgC12·6H2O盐卤），无色晶体，潮解，易溶于水。光卤石（KC1·MgC12·6H2O），无色晶体易溶，潮解，把光卤石用碱处理（如用石灰乳）可得Mg(OH)2，再与盐酸反应制得氯化镁。熔融氯化镁电解是冶炼镁的方法。
碳酸镁（MgCO3）为白色固体，微溶于水，加热分解。碳酸镁矿石叫菱镁矿，溶于酸，溶于CO2和水混合物而成Mg(HCO3)2，使水具硬性（暂时硬水），可用煮沸或加石灰、纯碱使转化为难溶的Mg(OH)2而软化。
[例2—16] 从海水（含水量有MgC12）中提取金属镁的反应式为：
Ca(OH)2+Mg2+=Mg(OH)2↓+Ca2+
Mg(OH)2+2HC1=MgC12+2H2O
MgC12经干燥后电解MgC12==Mg+C12↑
生产镁的工厂主要原料取自海边含水量碳酸钙的物质及购入一些天然气
(CH4)等。
（1）怎样得到Ca(OH)2（用反应式表示）？
（2）怎样得到HC1（用反应式表示）？够用吗？
（3）怎样得到干燥的MgC12（用反应式表示）？
[解析]依据题意的反应式，HC1的制取是个关键，而且它一直在循环使用。
（1）CaCO3=CaO+CO2↑、CaO+H2O= Ca(OH)2
（2）2CH4+O2+4C12=2CO+8HC1
C12的来源：MgC12=Mg+C12↑
而C12→2HC1，2HC1+ Mg(OH)2=MgC12+2H2O
所以理论上刚好用完，但实际反应难以完全进行，以及循环生产中的消耗，实际上不够用。
（3）在HC1气氛中加热，否则发生水解：
MgC12·6H2O==MgC12+6H2O
四、锂、铍的特殊性和对角线规则
一般说来，碱金属和碱土金属元素性质的递变是有规律的，但锂和铍却表现出反常性。锂及其化合物的性质与其它碱金属元素及其化合物的性质有明显的差
异。铍也同样表现出与其它碱土金属元素性质上差异。但是锂与镁，铍与铝在性质上却表现出很多的相似性。
在周期系中，某元素的性质和它左上方或右下方的另一元素性质相似性，称对角线规则。这种相似性特别明显地存在于下列三对元素之间：
Li Be B C
Na Mg
锂与镁相似性表现在：
（1）锂、镁在氧气中燃烧都生成正常氧化物，而其它碱金属生成过氧化物或超氧化物。
（2）都能与N2直接化合生成氮化物，而其它碱金属相应化合物均为易溶盐。
6Li+N2=2Li3N、3Mg+N2=Mg3N2
（3）它们的氟化物、碳酸盐、磷酸盐均难溶于水，其它碱金属相应化合物均为易溶盐。
（4）氢氧化物均为中等强度的碱，在水中溶解度不大。加热时可分别分解为Li2O和MgO。其它碱金属氢氧化物均为强碱，且加热至熔融也不分解。
（5）硝酸盐加热分解产物均为氧化物、NO2和O2，而其它碱金属硝酸盐分解为MNO2和O2。
【训练题】
1．钡和钠相似，也能形成含O离子的过氧化物，下列叙述中正确的是（B D）（A）过氧化钡Ba O的化学式是（B）1mol过氧化钠或过氧化钡跟足量水反应都生成0.5mol氧气（C）O离子的电子式为（D）过氧化钠或过氧化钡都是强氧化剂
2．有A、B、C三瓶等体积等物质的量浓度的氢氧化钠溶液，若将A蒸发掉一半水，在B中通入少量CO2气体，C保持不变，然后用同浓度硫酸溶液分别滴定，完全反应时，所需硫酸溶液的体积是( )。
（A）C＞B＞A （B）C＞A＞B （C）A=C＞B （D）A=B=C
4．有两种盐的混合物，分别装在两支试管中，其中一支加热时有CO2气体产生，另一支试管加水也有CO2气体产生，这两种盐可能是( )。
（A）NaHSO3和Na2CO3（B）MgSO4和Na2CO3
（C）Al2(SO4)3和NaHCO3（D）NaHSO4和KHCO3
5．等体积等物质的量浓度NaHCO3溶液和Ba(OH)2溶液混合，离子方程式正确的是( )。
（A）HCO3-+OH-=H2O+CO32-
（B）2HCO3-+Ba(OH)2=BaCO3↓+2H2O+CO32-
（C）HCO3-+Ba2++OH-=H2O+BaCO3↓
（D）2HCO3-+Ba2++2OH-=BaCO3↓+2H2O+CO32-
6．把含有某一种氯化物杂质的氯化镁粉未95mg溶于水后，与足量硝酸银溶液反应，生成氯
化银沉淀300mg，则该氯化镁中的杂质可能是( )。
（A）氯化钠（B）氯化铝（C）氯化钾（D）氯化钠
7．关于碳酸氢钙的以下叙述中,正确的是( ).
（A）用加热浓缩结晶的方法,可以从溶液中得到固态碳酸氢钙
（B）在270℃开始分解,有气态二氧化碳释出
（C）其溶液可以使PH试纸显红色
（D）可以由碳酸钙在碳酸中溶解而形成碳酸氢钙溶液
8．实验室临时需要用NaOH溶液和CO2来制取纯Na2CO3溶液.已知CO2气体在通入NaOH
溶液时极易因其过量而生成NaHCO3,且无明显现象.
实验时可供选择的试剂有(1)末知浓度的NaOH溶液,(2)37%盐酸(3)40%硫酸
(4)14%盐酸
(5)大理石(6)K2CO3固体(7)Cu2(OH)2CO3粉末.
实验室现有如下仪器:铁架台,启普发生器,量筒,烧杯,乳胶管,玻璃导管,分液漏斗.
下表所列为有关物质在常温时的溶解度(g/100g水)
(1)本实验应选用的仪器，除启普发生器，乳胶管，玻璃导管外，还应有：
(2)为保证制得的Na2CO3溶液尽量纯，应选用的药品，除（1）外，还应需要：
(3)简要叙述实验步骤，直到制得纯Na2CO3溶液（仪器安装不必叙述）
（1）
（2）
（3）
（4）
（4）根据给出的溶解度数据，若保证在配制过程中不析出晶体，所用NaOH溶液中含NaOH的质量分数的最大值是多少（写出计算步骤和必要的文字说明）？
9．1.0g镁在氧气燃烧生成氧化镁时增重0.64g，但实验中出现以下两种情况：(1)1.0g镁在空气中燃烧后增重不足0.64克；(2)1.0克镁置于瓷坩锅中，点燃反应后增重约0.2克。简述(1)(2)两种情况下镁燃烧的增重不足0.64克的原因。
。
10．过氧化钙是一种安全无毒的氧化物，通常含有部分CaO，且带有数量不等的结晶水。为分析某过氧化物样品的组成，进行了如下实验。
①称取0.270克样品，灼热使之完全分解，生成CaO、O2和H2O，得到的O2在标准状况下的体积为33.6毫升。
②另取0.120克样品，溶于稀盐酸，加热煮沸使生成的H2O2完全分解。然后将溶液中的Ca2+完全转化成CaC2O4沉淀，经过滤洗涤后，将沉淀溶于热的稀硫酸，用0.0200摩/升KMnO4溶液滴定，共用去31.0毫升KMnO4溶液。化学方程式如下：
5CaC2O4+2KMnO4+8H2SO4=K2SO4+2MnSO4+5CaSO4+10CO2 +8H2O
（1）写出CaO2受热分解的化学方程式。
（2）计算样品中的CaO2的质量分数。
（3）计算样品中的CaO2·xH2O的x值。
第六节铝锡铅铋
一、铝及其化合物
1．铝—活动而有抗蚀性和两性金属。铝在空气中会产生坚而密的氧化膜，有很好的抗蚀性。铝与冷的强氧化性浓酸，如浓硫酸或浓硝酸相遇，氧化膜加厚，而使铝呈钝态。铝活泼，有相当强的还原性，它与氧的化学亲合力也很强。铝还是典型不变价的两性金属。
铝既能与稀硫酸或盐酸反应,发生置换反应，又能与苛性碱溶液反应生成氢气与偏铝酸盐。因铝的两性, 所以铝器不应接触碱或酸,即铝能较好地抗氧而不耐酸、碱。
铝能与卤素或硫反应，如铝粉与碘粉混合后，滴入水作为催化剂，即可发生燃烧。铝与硫的粉状混合物点燃，则反应生成硫化铝，这是硫化铝的唯一制法。
2．铝的重要化合物
（1）氢氧化铝。白色固体，从溶液原出时为胶絮状。难溶于水，是典型两性氢氧化物。用电离平衡观点理解其两性时，可用下式：
A13++3OH—==A1（OH）3== H++A1O2—+H2O
遇强酸因中和了OH—而使平衡向生成A13+的方向移动；遇强碱因中和了H+而使平衡向生成A1O2—的方向移动。实验室可用适量NaOH溶液与铝盐反应制取，但碱稍过量则发生沉淀溶解现象，因此常用稀氨水代替NaOH。
A13++3NH3·H2O= A1(OH)3↓+3NH4+
（2）常见的铝盐：氯化铝、硫酸铝、明矾（KA1(SO4)2·12H2O）是常见的可溶性铝盐。它们皆水解呈弱酸性。A13++3H2O==A1(OH)3+3H+用明矾净化水时,在稀溶液或有微碱性杂物时,水解成胶体氢氧化铝而携带泥砂沉降。
A13++3H2O==A1(OH)3（胶体）+3H+
气态的氯化铝是二聚分子A12C16，其结构如下：
[例2—17]今用铝、稀硫酸和氢氧化钠溶液为原料，实验室制备一定量的氢氧化铝。可采用如下化学方程式所表示的两种方法：
①2Al+3H2SO4 == Al2(SO4)3+3H2↑
Al2(SO4)3+6NaOH == 2Al(OH)3↓+3Na2SO4
②2A1+2NaOH+2H2O=2NaA1O2+3H2↑
2NaAlO2+H2SO4+2H2O == 2Al(OH)3↓+Na2SO4
(1)请问上述哪一种方法比较节约试剂？(提示：试从每生产2 mol Al(OH)3所
耗费的试
剂用量予以说明。)
(2)原料相同，请设计一种更为节约试剂的方法(以方程式表示，并说明其可以最节约试剂的根据)。
[解析] 本题以实验室制备无机物的实际问题命题，旨在考查学生灵活运用化学基本知识及分析与解决问题的能力。本题解题的重点是考虑减少副产物
Na2SO4的生成，减少H2SO4和NaOH的耗量。铝既可跟稀H2SO4反应，实际上是调控PH值，使之得到Al(OH)3，达到制备的目的。
（1）先用酸，后用碱，还是先用碱，后用酸，都是可行的。但是耗用的酸碱用量却不同。同样是制备2mol Al(OH)3，前法需Al 2mol ，H2SO4，3mol、NaOH 6mol；后法只需Al 2mol、H2SO41mol、NaOH 2 mol。显然，后法较前法节约了酸碱试剂。
（2）能否仍用同样的3种原料，设计出一种更为节约试剂的方法。仔细观察第一个方法，它第一步生成的Al2(SO4)3，略有酸性，所以要用较多的NaOH。第二个方法，其第一步生成的是NaAlO2略有碱性，所以要用较多的H2SO4。因此，设想是否能用略有酸性的Al2(SO4)3和略有碱性的NaAlO2自己中和呢？联合这两种方法组成第3种方法：
Al2(SO4)3+6 NaA1O2+12H2O == 8Al(OH)3↓+3Na2SO4
相当于制备2 mol A1(OH)3所用A1 2 mol、H2SO4 3 /4 mol、NaOH 1.5 mol，确实节约了试剂。
二、锡和铅的化合物
锡和铅可生成MO和MO2两类氧化物以及其相应氢氧化物M(OH)2和
M(OH)4。它们都是两性的，但+4氧化态的以酸性为主，+2氧化态的以碱性为主。
在含有Sn2+或Pb2+的溶液中加入适量的NaOH溶液,分别析出白色的Sn(OH)2或Pb(OH)2沉淀。它们既可溶于酸，又能溶于过量碱液而生成Sn(OH)3—或Pb(OH)3—
Sn(OH)2+OH—= Sn(OH)3—
Pb(OH)2+OH—= Pb(OH)3—
在含有Sn4+的溶液中加入适量碱可生成白色胶状沉淀α—锡酸。它既能和酸作用也能和碱作用。由锡与浓硝酸反应或用SnC14在高温下水解制得的是β—锡酸，它既不溶于酸又不溶于碱。α—锡酸久置也会变成β—锡酸。虽然两者的化学式都可写成SnO2·xH2O，但它们的结构不同。有人认为前者是无定形态，后者是晶态。
Sn2+是强还原剂，它可把HgC12还原成Hg2C12，若Sn2+过量则还原成Hg。
HgC12+SnC12=SbC14+ Hg2C12↓白色
Hg2C12+SnC12=SbC14+ Hg↓黑色
该反应常用来鉴定Hg2+或Sn2+。
PbO2是强氧化剂，它与浓盐酸或浓硫酸反应可放出C12或O2，但它不溶于HNO3。
PbO2 +4HC1（浓）= PbC12+C12+2H2O
铅的氧化物除PbO（黄色）和PbO2（褐色）以外，还存在鲜红色的Pb3O4（铅丹），它表现出PbO2和PbO的性质，所以通常把它看作“混合氧化物”2PbO·PbO2。
PbSO4难溶于水，但能溶于浓硫酸和饱和NH4Ac溶液。
PbSO4 + 2H2SO4 = Pb(HSO4)2
PbSO4 + 3Ac—== Pb (Ac)3—+ SO42—
[ 例2—18 ]铅是第6周期IVA族元素，具有+2、+4两种氧化态。溶液里的Pb2+遇铬酸钾（K2CrO4）生成黄色沉淀（铬黄颜料），很灵敏。PbO2是铅蓄电池的阳极材料，它能将MnSO4氧化成锰的高价化合物。现有铅的氧化物“铅丹”即Pb3O4。请设计简捷的实验方法证明中铅的价态。
[解析]通常把Pb3O4看作“混合氧化物”2PbO·PbO2，根据同一元素金属氧化物及水化物低价偏碱，高价偏酸的规律性，PbO为碱性，PbO2为酸性；从PbO2中铅元素的化合价可知，PbO2具有强氧化性。依据此，将Pb3O4加入HNO3溶液中，PbO溶解而析出PbO2沉淀
Pb3O4 +2HNO3=PbO2↓+2Pb（NO3）2+2H2O
过滤后，滤液（适度中和后）加K2CrO4有黄色沉淀，说明原Pb3O4有二价铅元素；沉淀用硝酸酸化（不能加盐酸，以防C1—氧化为C12），加入MnSO4溶液并加热，溶液中出现MnO4—的紫色，显示PbO2有强氧化性，说明原Pb3O4有四价铅元素。
5PbO2 + 2Mn2+ + 4H+ = 5Pb2+ + 2MnO4—+ 2H2O
三、铋及其化合物
Bi( OH)3是难溶于水的碱性氢氧化物。Bi（III）盐易水解，生成BiO+盐沉淀。
BiC13 + H2O = BiOC1↓（氯化氧铋）+2H+ + 2C1—
Bi（V）盐不稳定，NaBiO3强氧化剂，不仅能氧化C1—，而且可把Mn2+氧化成MnO4—。
[例2—19 ]BGO是我国研制的一种闪烁晶体材料，曾用于诺贝尔奖获得者丁肇中的著名实验，它是锗酸铋的简称。若知：①在GBO中，锗处于其最高价态②在GBO中，铋的价态与铋跟氯形成某种共价氯化物时所呈的价态相同，在此氯化物中铋具有最外层8电子稳定结构③GBO可看作是由锗和铋两种元素的氧化物所形成的复杂氧化物，且在GBO晶体的化学式中，这两种氧化物所含氧的总质量相同。请填空：
（1）锗和铋的元素符号分别是和。
（2）GBO晶体的化学式是。
（3）GBO晶体中所含铋氧化物的化学式是。
[解析]首先确定BGO中铋、锗的价态。锗是ⅣA族元素最高价为+4，铋是ⅤA族元素的P、As、Sb、Bi均有+5价和+3价，要根据题给信息确定Bi的价态。题指出铋的共价氯化物中铋具有8个电子的稳定结构，可见题中所指的是铋为+3价。
求BGO化学式时可由题设条件，设其为：xBi2O3·yGeO2。式中两氧化物含氧质量相等，有关系式为：3x×16=2y×16，经整理可得
x/y=2/3
BGO的化学式为：2Bi2O3·3GeO2
答案：（1）Ge、Bi；（2）2Bi2O3·3GeO2或Bi4Ge3O12或Bi4(GeO4)3；（3）Bi2O3
[训练题]
1．下列四种物质，只能跟NaOH溶液作用，不能跟盐酸作用的是( )。
（A）NaHS （B）NaAlO2（C）KHSO4 （D）CH3COONH4 2．将下列各组中的两物质混和①明矾溶液，小苏打溶液，②金属钠，氯化镁溶液，③偏铝酸溶液氯化铵饱和溶液(混和后加热)，④硝酸银溶液稀盐酸，⑤氯化铝溶液偏铝酸钠溶液，能生成白色沉淀并放出气体的正确组合是( )。
（A）①⑤（B）②⑤（C）①②③（D）①②③④3．将盛有相同浓度、相同体积的足量盐酸的两只烧杯放置在托盘两端，天平平衡；然后在
左杯中放入3.6g铝粉，为使天平仍保持平衡，右杯中应加镁粉( )。
（A）3.49g （B）3.60g （C）3.70g （D）3.81g 4．无色透明溶液，，能与铝作用放出氢气，此溶液中能大量共存的离子组是( ) 。
（A）OH-、NO3-、Ba2+、Cl-（B）H+、Ba2+、Mg2+、NO3-
（C）H+、Cu2+、Al3+、SO42-（D）Na+、K+、MnO4-、Cl-
5．用含少量镁的铝片制取纯净的氢氧化铝，下述操作步骤中最恰当的组合是
①加盐酸溶解，②加入烧碱溶液溶解3，③过滤，④通过过量CO2生成
Al(OH)3沉淀，⑤加入盐酸生成Al(OH)3沉淀，⑥加入过量烧碱溶液生成Al(OH)3沉淀。( )。
（A）①⑤⑥③（B）②③⑥③（C）②③④③（D）
②③⑤③
5．为了除去酒中的酸味,有人提出下列方法:把烧热的铅投入酒中,加盖.第二天酸味消除,且
有甜味.①写出有关反应的化学方程式.②对这种方法作出评价.
7．BiC13水解生成BiOC1。
（1）写出水解反应的化学方程式。
（2）医药是BiOC1叫做次氯酸铋，你同意此名称吗？
（3）把适量固体BiC13置于浓NaC1溶液中，得澄清液，请说明可能性的原因。
8．某些金属氧化物跟熔融烧碱反应可生成盐。根据以下化学反应框图填空：
（1）单质F是。
（2）写出由E生成G的离子反应方程式（或化学方程式）。（3）溶液Ⅰ中所含金属离子是。
（4）由C→E+F若改用浓酸，则不能选用的浓酸是（写分子式）。9．
已知A2+离子的电子构型是[Kr]4d105s2，化合物B、C、D、E、F中均有含有元素A，则D是________E是_________F是_________。在HgC12溶液中逐滴加入B
直至过量，反应方程式是
_____________________________________________________________。将14.7克
10．今有一白色固体，可能是由、、、、KOH、中的2种或3种组成。为确定该白色固体组成，进行以下实验；取白色固体少许，加入适量蒸馏水充分振荡，得到无色溶液；取无色溶液少许，滴加稀硝
酸，有白色沉淀生成。
（1）此白色固体必须含有的物质是？（2）若要确证
．．白色固体的组成，还需做的哪些实验？
11．已知某试样由两种化合物等到物质的量混合而成。当往混合物加水溶解时，形成白
色沉淀B和溶液C，沉淀B不溶液于2mol/LH2SO4，但溶液于饱和NH4Ac溶液或6mol/LNaOH溶液中；溶液C对石蕊试纸呈酸性反应，如将其酸化后加入AgNO3溶液则有白色沉淀形成，如用过量6mol/LNaOH处理溶液C，则有强烈的氨味。根据以上实验现象推断该试样的组成，并写出相关反应的化学方程式。12．测定一定质量的铝锌合金与强酸溶液反应产生的氢气的体积，可以求得合金中铝和锌的质量分数。现有下列实验用品：中学化学实验常用仪器、800毫升烧杯、100毫升量筒、短颈玻璃漏斗、铜网、铝锌合金样品、浓盐酸（密度1.19
克/毫升）、水。按图示装置进行实验，回答下列问题。（设合金样品完全反应，产生的气体体积不超过100毫升）
（1）补充下列实验步骤，直到反应开始进行（铁架台和铁夹的安装可省略）：
①将称量后的合金样品用铜网小心包裹好，放在800毫升烧杯底部，把短颈漏斗倒扣
在样品上面。
（2）合金样品用铜网包裹的目的是：
____________________________________。
13．镁、铝合金全部溶于500ml6mol/L的盐酸中，充分反应后，再加入400ml 8mol/L的NaOH
溶液，结果得到26.3克沉淀，求合金中各组分的质量。
14．金属锡(Sn)的纯度可以通过下述方法分析:将试样溶于盐酸,再加入过量
FeCl3溶液,最后用已知浓度的K2Cr2O7溶液滴定生成的Fe2+离子。
现有金属锡试样0.613克,经上述各步反应后,共用去0.100摩/升K2Cr2O7溶
液16.0毫升.求试样中锡的百分含量(假定杂质不参加反应).
第七节铁铜铬锰
一、铁及其化合物
铁是银白色的金属，具铁磁性。极纯铁的抗蚀性强，有杂质的铁易生锈。
铁是重要的变价元素。应掌握由单质铁生成二价铁和三价铁的不同条件。一般来说，铁与弱氧化剂（如H+、Cu2+、I2、S等）生成亚铁化合物；与强氧化剂（如C12、Br2、HNO3等）生成三价铁化合物；铁与强氧化剂生成三价铁化合物，但铁与冷浓硫酸或冷硝酸产生钝态而阻止反应进行。
铁与水蒸气在高温反应可生成氢气与四氧化三铁。
3Fe+4H2O=Fe3O4+4H2↑
铁的氧化物有黑色FeO和Fe3O4以及红色的Fe2O3，它们均难溶于水而易溶于强酸。
铁的氢氧化物有不稳定、极易氧化的白色氢氧化亚铁和红褐色、较稳定的氢氧化铁，它们皆难溶于水，弱碱性，但Fe(OH)2稍强于Fe(OH)3,因低价态时其水化物碱性比高价态时强。
可溶性铁盐溶液Fe3+的水合离子呈浅紫色，与C1—络合或轻度水解呈黄色；亚铁盐的水合离子Fe2+为浅绿色。
检验Fe2+和Fe3+的常见方法有：
（1）加NaOH溶液，出现白色沉淀，继而灰绿色，最后红褐色的是Fe（OH）
所致；而直接出现红褐色FE（OH）3原为Fe3+溶液；
2
（2）小心将Fe2+与硝酸盐的混合溶液置于试管里，沿壁滴入浓硫酸，在两液交界处出现棕色环。
Fe2+ +NO3—+H+ = Fe3+ +NO+H2O；Fe2+ + NO + SO42—= Fe（NO）SO4
（棕色）
（3）用KSCN或NH4SCN溶液，只有Fe3+出现血红色溶液。
Fe3+ + nSCN—= Fe(SCN)n3—n（n=1至6）
这个反应在酸化时进行得较好，但不能用硝酸（较浓），因它会把SCN—氧化成SO42—、N2；该反应不能在碱性条件下进行，因要产生Fe（OH）3；也不能有F—存在的溶液中进行，因FeF63—（无色）比Fe(SCN)n3—n更稳定。
（4）用黄血盐（K4Fe(CN)6）溶液与Fe3+会产生蓝色的普鲁士蓝沉淀.
Fe3+ + 4K+ + Fe(CN)64—= KFe[Fe（CN）6]
用赤血盐（K3Fe(CN)6）溶液与Fe2+会产生蓝色的滕士蓝沉淀。
3Fe2+ +2 Fe(CN)63—= Fe3[Fe（CN）6]2
铁的最高氧化态可达+6，如高铁酸钾K2FeO4，它们是新一代水的处理剂。
[例2—20]FeSO4·7H2O俗名绿矾，绿矾在农业上用于农药、工业上用于染料，但在空气中久置会风化，且出现铁锈色斑点，为什么？写出配平的化学方程式。
（1）应如何保存FeSO4溶液？
（2）Cr（VI）是一种有害金属离子，直接排放含Cr（VI）废水会严重污染环境，用绿矾处理后，毒性可大大降低，写出配平的化学方程式。
（3）高铁酸盐（FeO42—）被子认为是未来的净水剂，用化学方程式表示如何从Fe2+ 制备FeO42—。
[解析] 绿矾在空气中会自动失去部分结晶水而逐渐风化，并在空气下氧化为黄褐色的碱式硫酸铁Fe（OH）SO4。
FeSO4·7H2O = FeSO4·nH2O + （7—n）H2O
2FeSO4+1/2O2 + H2O = 2Fe(OH)SO4
（2）在酸性溶液中，Fe2+也会被空气所氧化，所以保存Fe2+溶液时，应加足够浓度的H2SO4，同时加几枚铁钉，有铁存在，就不可能有Fe3+。最后两题可根据氧化还原反应规律，就可得出具体结论:
(3) K2Cr2O7 + 6 FeSO4+7H2SO4 == Cr(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
(4)FeSO4 +2C12 +8NaOH = Na2SO4 + Na2FeO4 + 4NaC1 + 4H2O
二、铜及其化合物
铜为红色重金属，它在空气中稳定，但在湿空气中可生成绿色的铜锈
Cu2(OH)2CO3.
铜与氧气共热得黑色的氧化铜，在高温生成红色的氧化亚铜。
4CuO == 2Cu2O + O2↑
氧化铜在酸溶液中溶解，同时发生歧化反应：
Cu2O + 2H+ == Cu + Cu2+ + H2O
Cu+在高温及干态时比Cu2+离子稳定.
氯化铜在浓时为绿色，稀时呈蓝色，这是Cu2+与C1—生成的[CuC14]2—离子为黄色，[Cu(OH)4]2—为蓝色，二者共存呈绿色。
铜与碘不能形成CuI2，因2Cu2++ 4I—=2CuI↓（白）+I2。
在Cu2+溶液中加入强碱即有蓝色Cu(OH)2絮状沉淀析出,它微显两性,既溶于酸也能溶于浓NaOH溶液，也能溶于浓氨水形成深蓝色的[Cu(NH3)2]2+离子：
Cu(OH)2+4NH3==[Cu(NH3)4]2+
在碱性介质中，Cu2+可被含醛基的葡萄糖还原成红色的Cu2O，用以检验糖尿病。
2Cu2++4OH—+C6H12O6=Cu2O↓+2H2O+ C6H12O7
[例2—21] 在Cu(NH3)4SO4溶液里通入二氧化硫气体,从溶液里析出一种白色的难溶物A。组成分析证实,A含有铜、硫、氨、氧、氢等元素，而且，摩尔比Cu：S：N =1：1：1；结构分析证实，A的晶体里有两种原子团（离子或分子，结构分析不能直接得知是电中性的还是带电的），一种呈正四面体（XY4），另一种呈三角锥体（XY3）；磁性实验表明，A是反磁性物质；A和中等浓度的硫酸反应，放出气体B，析出深色沉淀C，同时剩下天
蓝色的溶液D。C是一种常见物质，是目标产品，而且，用此法得到的C是一种超细粉末，有特殊的用途。但上述反应的产率不高。有人发现，若将A和硫酸的反应改在密闭的容器里进行，便可大大提高反应的产率。回答以下问题：
(1)写出A的化学式。
(2)写出A的生成的化学方程式。
(3)写出A和硫酸的反应的化学方程式（配平）。
[解析]（1）A 是逆磁性物质，说明A 中铜无示成对电子，则铜的氧化态为+1，因Cu+的电子构型为3d10，无未成对电子。又A的晶体中有一种呈三角锥形和一种呈正四面体的微粒，说明晶体中的一个由4个原子构成的分子或离子和一个由5个原子构成的分子或离子。符合这种要求的可能为NH3和SO42—或NH4+和SO32—，又根据Cu：N：S=1：1：1。所以分子式可能为Cu(NH3)SO4或CuNH4SO3，显然前者错误,后者是正确的。
（2）2Cu(NH3)4SO4 + 3SO2 + 4H2O == 2 CuNH4SO3↓+ 3(NH4)2SO4
（3）CuNH4SO3为弱酸盐，当与H2SO4混合时，会发生复分解反应生成SO2气体，同时还要考虑到Cu+在酸性条件下，会歧化为Cu和Cu2+, 故反应的化学方程式为
2 CuNH4SO
3 + 2H2SO
4 == Cu + CuSO4 + 2SO2↑+ (NH4)2SO4+ 2H2O
三、铬及其化合物
铬比较活泼，能溶于稀HC1、H2SO4，起初生成蓝色Cr2+溶液，而后为空气所氧化成绿色的Cr3+溶液，铬在冷、浓HNO3中钝化。
铬最重要的化合物是K2Cr2O7（红矾钾），它是橙红色晶体，易溶于水。在水溶液中橙色Cr2O72—(重铬酸根)与黄色CrO42—溶液存在着如下平衡：
2 CrO42—+2H+= Cr2O72—+H2O
由于上述平衡的存在，在K2Cr2O7溶液中加入Ag+、Pb2+、Ba2+会产生难溶的Ag2CrO4（砖红色）、Pb CrO4（黄色）和Ba CrO4（黄色）沉淀。
K2Cr2O7是常用的强氧化剂。饱和K2Cr2O7溶液和浓H2SO4混合液用作实验室的洗液。
[例2—22] 100.00mL SO32–和S2O32–的溶液与80.00mL浓度为0.0500mol/L的K2CrO4的碱性溶液恰好反应, 反应只有一种含硫产物和一种含铬产物; 反应产
物混合物经盐酸酸化后与过量的BaCl2溶液反应, 得到白色沉淀, 沉淀经过滤、洗涤、干燥后称量，质量为0.9336g。相对原子质量：S 32.06 Cr 51.996 O 15.999 Ba 137.34
（1）写出原始溶液与铬酸钾溶液反应得到的含硫产物和含铬产物的化学式。
（2）计算原始溶液中SO32–和S2O32–的浓度。
[解析]
四、锰及其化合物
锰是活泼金属，在空气中表面生成一层氧化物保护膜。锰在水中，因表面生成氢氧化锰沉淀而阻止反应继续进行。锰和强酸反应生成Mn（Ⅱ）盐和氢气。但和冷浓H2SO4反应很慢。
在酸性介质中Mn2+很稳定。但在碱性介质中Mn（Ⅱ）极易氧化成Mn（Ⅳ）化合物.
Mn(OH)2为白色难溶物, 极易被空气氧化,甚至溶于水中的少量氧气也能将其氧化成褐色MnO(OH)2沉淀.
2Mn(OH)2+O2= 2MnO(OH)2↓
Mn2+在酸性介质中只有强氧化剂(NH4)2S2O8、NaBiO3、PbO2、H5IO6时才被氧化。
2Mn2++5S2O82—+8H2O=2MnO4—+10SO42—+16H+
2Mn2++5 NaBiO3+14H+=2MnO4—+5Bi3++5Na++7H2O
第17章 碱金属和碱土金属 2. 以食盐为原料，如何制备下列物质？写出反应方程式。 Na NaOH Na 2O 2 Na 2CO 3 Na 2SO 3 Na 2S 2O 3 答：(1)电解熔融NaCl-CaCl 2混合物制备金属Na ： 2 NaCl(l) ==== 2 Na(l) + Cl 2(g) (2)电解NaCl 饱和溶液制备NaOH ： 2 NaCl + 2H 2O==== 2 NaOH + H 2(g) + Cl 2(g) (3)由步骤(1)中制备的 Na 在过量O 2中燃烧制备Na 2O 2 ： 2Na + O 2 ==== Na 2O 2 (4)用NaCl 饱和溶液吸收NH 3和CO 2析出NaHCO 3，煅烧NaHCO 3即得到Na 2CO 3： + CO 2 ===== NaHCO 3↓+ NH 4Cl NH 3 + NaCl + H 2O ===== Na 2CO 3 + H 2O ↑+ CO 2↑ 2NaHCO 3 也可用步骤(2)制备的NaOH 溶液吸收CO 2制备Na 2CO 3： 2 NaOH + CO 2 ==== Na 2CO 3 + H 2O (5)用步骤(2)制备的NaOH 溶液吸收SO 2制备Na 2SO 3 ： 2 NaOH + SO 2 ==== Na 2SO 3 + H 2O (6) 用步骤(5)制备的Na 2SO 3溶液与S 粉共煮制备Na 2S 2O 3 ： 电解 Na 2SO 3 + S ==== Na 2S 2O 3 3. 碱土金属碳酸盐的热分解反应如下： MCO 3(s) === MO(s) + CO 2(g) 根据下表中分解反应的热力学数据，计算它们的分解温度，总结碱土金属碳酸盐热稳定性的变化规律并简要说明原因。 碳酸盐 MgCO 3 CaCO 3 SrCO 3 BaCO 3 Δr H o (298 )/kJ ?mol -1 117 176 238 268 Δr S o (298 )/J ?mol -1?K -1 168 148 168 168 解：根据 Δr G o(T)＝Δr H o(298) - T ?Δr S o(298) ＝ 0 得 T ＝Δr H o(298)/Δr S o(298) 将表中数据带入上式求得各碱土金属碳酸盐的分解温度T 如下： 燃烧 电解 加热 加热
第17章碱金属和碱土金属习题1．选择题 17-1下列氢化物中，稳定性最强的是…………………………………………..( ) (A) RbH (B) KH (C) NaH (D) LiH 17-2下列关于锂和镁性质上的相似性的说法错误的是……………………….( ) (A) 锂和镁的氢氧化物受热时，可分解为相应的氧化物 (B) 锂和镁的氟化物、碳酸盐和磷酸盐都难溶于水 (C) 锂和镁的氯化物都能溶于有机溶剂 (D) 锂和镁的固体密度都小于1g/cm3，熔点都很低 17-3下列各组化合物中，均难溶于水的是……………………………………...（）(A) BaCrO4，LiF (B) Mg(OH)2，Ba(OH)2 (C) MgSO4，BaSO4(D) SrCl2，CaCl2 17-4下列氯化物在有机溶剂中溶解度最大的是……………………………….（）(A) LiCl (B) NaCl (C) KCl (D) CaCl2 17-5下列碳酸盐的热稳定性顺序正确的是……………………………………. ( ) (A) BeCO3＞MgCO3＞CaCO3＞SrCO3＞BaCO3(B) BaCO3＞CaCO3＞K2CO3 (C) BaCO3＞SrCO3＞CaCO3＞MgCO3＞BeCO3(D) Li2CO3＞NaHCO3＞Na2CO3 17-6下列各金属在空气中燃烧生成的氧化物仅为普通氧化物的是…………( ) (A) K (B) Na (C) Li (D) Rb 17-7 已知Na +H2O == NaOH(aq) + 1/2H2Δr H m?＝－185.77kJ·mol-1 NaH + H2O == NaOH(aq) + H2Δr H m?＝－132.21 kJ·mol-1 则NaH 的生成热为………………………………………………………….( ) (A) –317.98 kJ·mol-1(B) +317.98 kJ·mol-1 (C) –53.56 kJ·mol-1(D) +53.96 kJ·mol-1 17-8下列各碳酸盐中溶解度最小的是………………………………………..( ) (A) NaHCO3(B) Na 2CO3 (C) Li2CO3(D) K2CO3 17-9 NaNO3和LiNO3都在1000K左右分解，其分解产物……………………( ) (A) 都是亚硝酸盐和O2(B) 都是氧化物和O2 (C) 都产生N2O和O2(D) 除了都有氧气外，其余产物均不同
第15章碱金属与碱土金属 教学要求 1．掌握碱金属、碱土金属单质的性质，了解其结构、制备、存在及用途与性质的关系。 2．掌握碱金属、碱土金属氧化物的类型及重要氧化物的性质及用途。 3．了解碱金属、碱土金属氢氧化物溶解性和碱性的变化规律。 4．掌握碱金属、碱土金属重要盐类的性质及用途，了解盐类热稳定性、溶解性的变化规律。 教学时数4学时 15-1 碱金属和碱土金属的通性 碱金属元素原子的价电子层结构为ns1。因此，碱金属元素只有+1氧化态。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。与同周期的元素比较，碱金属原子体积最大，只有一个成键电子，在固体中原子间的引力较小，所以它们的熔点、沸点、硬度、升华热都很低，并随着Li一Na—K一Rb一Cs的顺序而下降。随着原子量的增加(即原子半径增加)，电离能和电负性也依次降低，见表17—1。 碱金属性质的变化一般很有规律，但由于锂原子最小，所以有些性质表现特殊。事实上，除了它们的氧化态以外，锂及其化合物的性质与本族其它碱金属差别较大，而与周期表中锂的右下角元素镁有很多相似之处。 碱金属元素在化合时，多以形成离子键为特征，但在某些情况下也显共价性。气态双原子分子，如Na2、Cs2等就是以共价键结合的。碱金属元素形成化合物时，锂的共价倾向最大，铯最小。 与碱金属元素比较，碱土金属最外层有2个s电子。次外层电子数目和排列与相邻的
碱金属元素是相同的。由于核电荷相应增加了一个单位，对电子的引力要强一些，所以碱土金属的原子半径比相邻的碱金属要小些，电离能要大些，较难失去第一个价电子。失去第二个价电子的电离能约为第一电离能的一倍。从表面上看碱土金属要失去两个电子而形成二价正离子似乎很困难，实际上生成化合物时所释放的晶格能足以使它们失去第二个电子。它们的第三电离能约为第二电离能的4—8倍，要失去第三个电子很困难，因此，它们的主要氧化数是+2而不是+1和+3。由于上述原因，所以碱土金属的金属活泼性不如碱金属。比较它们的标准电极电势数值，也可以得到同样的结论。在这两族元素中，它们的原了半径和核电荷都由上而下逐渐增大，在这里，原子半径的影响是主要的，核对外层电子的引力逐渐减弱，失去电子的倾向逐渐增大，所以它们的金属活泼性由上而下逐渐增强。 碱金属和碱土金属团体均为金属晶格，碱土金属由于核外有2个有效成键电子，原于间距离较小，金属键强度较大，因此，它们的熔点、沸点和硬度均较碱金属高，导电性却低于碱金属。碱土金属的物理性质变化不如碱金属那么有规律，这是由于碱土金属晶格类型不是完全相同的缘故。碱金属皆为体立方晶格，碱土金属中，Be、Mg为六方晶格，Ca、Sr为面心立方晶格，Ba为体立方晶格。 这两族元素的离子各有不同的味道特征，如Li+离子味甜；K+、Na+离子味咸；Ba+离子味苦。 Li+离子的极化力是碱金属中最强的，它的溶剂化作用和形成共价的趋势异常的大，有人提出有“锂键”的存在，类似于氢键，如H—F···Li—F和（LiF2）2。 15-2 碱金属和碱土金属的单质 15-2-1 存在和制备 一、存在 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Na[AlSi3O8]、和钾长石K[A1Si3O8]，光卤石KCl·MgCl2·6H 20及明矾石K2SO4·A12(SO4)3·24H2O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Li2O·A1203 4SiO2，锂、铷和铯在自然界中储量较少且分散，被
第20章s区金属（ⅠA、ⅡA ） [教学要求] 1．掌握碱金属、碱土金属单质的性质，了解其存在、制备及用途与性质的关系。 2．掌握碱金属、碱土金属氧化物的类型及重要氧化物的性质及用途。 3．了解碱金属、碱土金属氢氧化物溶解性和碱性的变化规律。 4．掌握碱金属、碱土金属重要盐类的性质及用途，了解盐类热稳定性、溶解性的变化规律。[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] 2学时(课堂讨论课) [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、配合物的性质。 [教学内容] 碱金属和碱土金属是周期表ⅠA族和ⅡA族元素。ⅠA族包括锂、钠、钾、铷、铯、钫六种金属元素。它们的氧化物溶于水呈碱性，所以称为碱金属。ⅡA族包括铍、镁、钙、锶、钡、镭六种金属元素。由于钙、锶、钡的氧化物在性质上介于“碱性的”和“土性的”（以前把粘土的主要成分，既难溶于水又难熔融的Al2O3称为“土”）之间。其中锂、铷、铯、铍是希有金属，钫和镭是放射性元素。钠、钾、镁、钙和钡在地壳内蕴藏较丰富，它们的单质和化合物用途广泛。 20-1 通性 1 结构：ns1-2 2 成键特征：+Ⅰ，+ Ⅱ离子型 3 I.E. χA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。 导电性ⅠA＞ⅡA 碱金属原子体积最大，只有一个成键电子，在固体中原子间的引力较小，所以它们的熔点、沸点、硬度、升华热都很低，并随着Li一Na—K一Rb一Cs的顺序而下降。碱金属和碱土金属团体均为金属晶格，碱土金属由于核外有2个有效成键电子，
新乡医学院无机化学实验课教案首页 授课教师姓名及职称： 新乡医学院化学教研室年月日
实验碱金属和碱土金属（I-II） 一、实验目的 1．了解金属镁和氢氧化镁的性质； 2．比较镁、钙、钡难溶盐的生成和性质； 3．掌握钠、钾的鉴定方法。 二、实验原理 周期系第ⅠA族元素称为碱金属元素，价电子层结构为ns1；周期系第ⅡA族元素称为碱土金属元素，价电子层结构为ns2。这两族元素是周期系中最典型的金属元素，化学性质非常活泼，其单质都是强还原剂。 除LiOH为中强碱外，碱金属氢氧化物都是易溶的强碱。碱土金属氢氧化物的碱性小于碱金属氢氧化物，在水中的溶解度也较小，都能从溶液中沉淀析出。 碱金属盐多数易溶于水，只有少数几种盐难溶（如醋酸铀酰锌钠、四苯硼酸钠等），可利用它们的难溶性来鉴定Na+、K+离子。 在碱土金属盐中，硝酸盐、卤化物（氟化物除外）、醋酸盐易溶于水；碳酸盐、硫酸盐、草酸盐、磷酸盐等难溶。可利用难溶盐的生成和溶解性的差异来鉴定Mg2+、Ca2+、Ba2+离子。 三、实验用品（略） 四、实验内容 （一）金属镁和氢氧化镁的性质 1．在2支试管中分别加入少量镁粉及蒸馏水约2mL，加热其中一支试管2～3min再分别加入酚酞指示剂1滴，观察溶液颜色变化，解释原因并写出反应式。 2．在2支试管中各加入0.1mol·L-1MgSO4溶液5滴，再分别滴加2mol·L-1NaOH溶液2～3滴，观察现象。然后在两试管中分别加入3mol·L-1NH4Cl溶液和2mol·L-1HCl数滴，观察现象并写出反应式。 （二）镁、钙、钡难溶盐的生成和性质 1．硫酸盐溶解度的比较 在3支试管中分别加入5滴0.1mol·L-1MgCl2、0.1mol·L-1CaCl2、0.1mol·L-1 BaCl2，然
第 20 章 s 区元素 [ 教学要求] 1、了解碱金属和碱土金属的通性。 2、掌握碱金属和碱土金属的氢化物及氧化物的性质和用途。 3、掌握碱金属和碱土金属的氢氧化物及其盐类的性质和用途。[ 教学重点] 碱金属和碱土金属的单质及其重要化合物的性质变化规律 [ 教学难点] 碱金属和碱土金属的单质及其重要化合物的性质变化规律 [ 教学时数] 4 学时 [ 教学内容] 20-1 碱金属和碱土金属的通性 20-2 碱金属和碱土金属的单质 20-3 碱金属和碱土金属的化合物 ［教学方法与媒体］ 讲解，ppt展示 20-1 碱金属和碱土金属的通性 1、碱金属和碱土金属的基本性质 碱金属元素的一些基本性质 1决定碱金属的主要氧化态：＋1 2溶剂化强度最大（水化能为519kJ·mol-1)。
碱土金属元素的一些基本性质 讨论：Li 的φθ值为什么最负？Be 的φθ值最小？ 锂电对的数值乍看起来似乎反常，这个原子半径最小、电离能最高的元素倒成了最强的还原剂.显然与其溶剂化程度（水合分子数为25 . 3）和溶剂化强度（水合焓为-519 kJ ·mol -1 ）都是最大的有关。 φθ(Be 2+/Be) 明显低于同族其余电对，与其高电离能有关。无法被水合焓补偿： I 1 (Be) + I 2 (Be) = 2 656 kJ ·mol -1。 2、碱金属和碱土金属的存在 由于碱金属和碱土金属的化学活泼性很强，因此在自然界均以化合态形式存在。钠、钾在地壳中分布很广，其丰度均为 2.5% 。锂、铷、铯在自然界中的储量很小且分散，被列为稀有金属。碱土金属的重要矿物较多，铍为稀有金属。 3、用途 一些元素的某些重要用途分述如下： 3 决定碱金属的主要氧化态：＋3。 4 电离势很高，I1＋I2＝2567kJ·mol -1，无法补偿其水合焓。 Li +/Li Na +/Na K +/K Rb +/Rb Cs +/Cs -3.04 -2.71 -2.93 -2.92 -2.92 Be 2+/Be Mg 2+/Mg Ca 2+/Ca Sr 2+/Sr Ba 2+/Ba -1.97 -2.36 -2.84 -2.89 -2.92 S 区金属元素相关电对的标准电极电势φ (Ox/Red) (单位：V)
碱金属和碱土金属 1.试说明为什么Be2+、Mg2+、Ca2+、Sr2+、Ba2+的水合热依次减弱？ 2.某酸性BaCl2溶液中含少量FeCl3杂质。用Ba(OH)2或BaCO3调节溶液的pH值，均可把Fe3+沉淀为Fe(OH)3而除去。为什么？利用平衡移动原理进行讨论。 3.试解释为什么碱金属的液氨溶液，（1）有高的导电性；（2）是顺磁性的；（3）稀溶液呈兰色。 4.Rb2SO4的晶格能是－1729kJ·mol－1，溶解热是＋24kJ·mol－1，利用这些数据求SO42－的水合热（已知Rb+的水合热为－289.5kJ·mol－1）. 5.根据下图，可以由重晶石(BaSO4)作为原料，来制造金属钡及一些钡的化合物。试回答下列一些问题： C Na2CO3 C BaS BaCO3 BaSO 加热 BaO2 HCl HNO3 Ba Na2NO3 BaCl2·2H2O Ba(NO322 （1）现拟从重晶石制备BaCl2·2H2O。问应该采用哪些步骤，写出其化学方程式，并说明完成反应的理由。 （2）为何不能从BaS与硝酸作用直接制备Ba(NO3)2？ （3）为何工业上不采用BaCO3直接加热分解方法来制备BaO？ 6.利用下列数据计算KF和KI的晶格能。（单位kJ·mol－1） K＋（g）F－（g）I－（g） 水合能（kJ·mol－1）－360.2 －486.2 －268.6 KF KI 溶解热（kJ·mol－1）－17.6 20.5 由计算结果再联系有关理论加以讨论。 7.讨论Li＋、Na＋、K＋、Rb＋、Cs＋系列在水溶液的迁移率大小顺序？若在熔融盐中是否具有相同的顺序？ 8.Na2O2可作为潜水密闭舱中的供氧剂,这是根据它的什么特点？写出有关反应式。 9.写出M2O、M2O2、MO2与水反应的方程式，并加以比较。 10.如何用离子势概念说明碱金属、碱土金属氢氧化物的碱性是随M＋、M2＋离子半径的增大增强。 11.如何证明碱金属氢化物中的氢是带负电的组分？预测CaH2、LiH与水反应的产物？ 12.什么叫对角线规则？引起Li～Mg、Be～Al、B～Si三对元素性质上相似的原因是什么？ 13.下列每对化合物中，哪一个在水中的溶解度可能更大些？
实验二十二碱金属和碱土金属 [实验目的] 比较碱金属、碱土金属的活泼性。试验并比较碱土金属氢氧化物和盐类的溶解性。练习焰色反应并熟悉使用金属钾、钠的安全措施。 [实验用品] 仪器：烧杯、试管、小刀、镊子、坩埚、坩埚钳、离心机 固体药品：钠、钾、镁条、醋酸钠 液体药品：汞、NaCl(1mol·L-1)、KCl(lmol·L-1)、MgC12(0.5mol·L-1)、CaC12(0.5mol·L-1)、BaC12(0.5mol·L-1)、新配制的NaOH(2mol·L-1)、氨水(6mol·L-1)、NH4Cl(饱和)、 Na2CO3(0.5mol·L-1、饱和)、HCl(2mol·L-1)、HAc(2mol·L-1、6mol·L-1)、HNO3(浓)、 Na2SO4(0.5mol·L-1)、CaSO4(饱和)、K2CrO4(0.5mol·L-1)、KSb(OH)6(饱和)、 (NH4)2C2O4(饱和)、NaHC4H4O6(饱和)、AlCl3(0.5mol·L-1) 材料：铂丝(或镍铬丝)、pH试纸、钴玻璃、滤纸 [实验内容] 一、钠、钾、镁的性质 1．钠与空气中氧的作用 用镊子取一小块金属钠（绿豆大），用滤纸吸干其表面的煤油，切去表面的氧化膜，立即置于坩埚中加热。当钠开始燃烧时，停止加热。观察反应情况和产物的颜色、状态。冷却后，往坩埚中加入2ml蒸馏水使产物溶解，然后把溶液转移到一支试管中，用pH试纸测定溶液的酸碱性。再用2mol·L-1H2SO4酸化，滴加1～２滴0.01mol·L-1KMnO4溶液。观察紫色是否褪去。由此说明水溶液是有H2O2，从而推知钠在空气中燃烧是否有Na2O2生成。写出以上有关反应方程式。 现象和解释 2Na + O2Na2O2黄色粉末 Na2O2 + 2H2O == H2O2++ 2NaOH 5H2O2 + 2MnO4- + 6H+ == 2Mn2+ + 8H2O + 5O2 2、钠、钾、镁与水的作用 用镊子取一小块金属钾和金属钠，用滤纸吸干其表面的煤油，切去表面的氧化膜，立即将它们分别放入盛水的烧杯中。可将事先准备好的合适漏斗倒扣在烧杯上，以确保安全。观察两者与水反应的情况，并进行比较。反应终止后，滴入1～2滴酚酞试剂，检验溶液的酸碱性。根据反应
第17章碱金属和碱土金属习题目录 一判断题；二选择题；三填空题；四完成反应方程式；五计算和解释 一判断题(返回目录) 1 重水是由H和18O组成的水。（） 2 氢在自然界中主要以单质形式存在。（） 3 由于H2是双原子分子，所以H2比He的扩散速率小。（） 4 氢气是最轻的单质，所以它的熔点和沸点在所有单质中最低。（） 5 因为氢分子的极化率大于氦分子的极化率，所以氢的熔点比氦高。（） 6 常温下H2的化学性质不很活泼，其原因之一是H-H键键能较大。（） 7 在HMn(CO)5中，H原子与Mn原子以Mn-H键相结合。（） 8 在H[Cr(CO)5]2分子中存在着Cr-H-Cr氢桥键。（）。 9 如果某氢化物的水溶液为碱性，则此氢化物必为离子型氢化物。（） 10 碱金属氢化物都具有NaCl型晶体结构。（） 11 H-在水溶液中不能存在。（） 12 通常，s区元素只有一种稳定的氧化态。（） 13 由于s区、p区元素性质活泼，它们都不能以单质的形式存在于自然界。（） 14 s区元素在自然界不以单质形式存在。（） 15 金属钙保存在煤油中。（） 16 由于s区元素单质的密度很小，它们都可以浸在煤油中保存。（） 17 碱金属熔点的高低次序为Li>Na>K>Rb>Cs。（） 18 碱土金属的E(M2+/M)从Be到Ba依次变大。（） 19 N2只能与碱土金属直接作用形成氮化物。（） 20 在周期表中，处于对角线位置的元素性质相似，这称为对角线规则。（） 21 所有碱金属和碱土金属都能形成稳定的过氧化物。（） 22 s区元素形成的化合物大多是离子型化合物。（） 23 由于E(Li+/Li)最小，所以锂是金属性最强的元素。（） 24 碱土金属氢化物的熔点比同周期碱金属的氢化物熔点高。（） 25 碱金属的所有盐类都是无色的。（）
锂，银白色金属。质软。露置湿空气中渐变黄色。遇水反应生成氢氧化锂和氢气，与稀盐酸和稀硫酸迅速作用，放出氢气，与冷硫酸作用较慢，与硝酸作用猛烈。溶于氨水后成蓝色溶液。常温下不与氧起反应，加热至100℃以上时生成氧化锂，红热时能与氢作用。一定条件下能与氮、卤素和硫直接化合。遇水、氮、酸或氧化剂有起火和爆炸危险。 钠，银白色立方体结构金属。新切面发光，在空气中氧化转变为暗灰色。质软而轻，密度比水小，在-20℃时变硬，遇水剧烈反应，生成氢氧化钠和氢气并产生大量热量而自燃或爆炸。在空气中，燃烧时发亮黄色火焰。遇乙醇也会反应，跟乙醇的羟基反应，生成氢气和乙醇钠，同时放出热量。能与卤素和磷直接化合。能还原许多氧化物成元素状态，也能还原金属氯化物。溶于液氨时成蓝色溶液。在氨中加热生成氨基钠。溶于汞生成钠汞齐。有腐蚀性。 铍，钢灰色的稀有金属，是最轻的碱土金属元素，也是最轻的结构金属之一。呈灰白色，质坚硬。和锂一样，也形成保护性氧化层，故在空气中即使红热时也很稳定。不溶于冷水，微溶于热水，可溶于稀盐酸，稀硫酸和氢氧化钾溶液而放出氢。金属铍对于无氧的金属钠即使在较高
的温度下，也有明显的抗腐蚀性。铍价态为正2价，可以形成聚合物以及具有显著热稳定性的一类共价化合物。 镁，银白色的金属，是轻金属之一，具有延展性，金属镁无磁性，且有良好的热消散性。空气中，镁的表面会生成一层很薄的氧化膜，使空气很难与它反应。镁和醇、水反应能够生成氢气。粉末或带状的镁在空气中燃烧时会发出强烈的白光。在氮气中进行高温加热，镁会生成氮化镁；镁也可以和卤素发生强烈反应；镁也能直接与硫化合。具有比较强的还原性，能与热水反应放出氢气，燃烧时能产生眩目的白光，镁与氟化物、氢氟酸和铬酸不发生作用，也不受苛性碱侵蚀，但极易溶解于有机和无机酸中。镁能直接与氮、硫和卤素等化合。 钙，银白色的轻金属。质软。化学性质活泼，能与水、酸反应，有氢气产生。在空气在其表面会形成一层氧化物和氮化物薄膜，以防止继续受到腐蚀。加热时，几乎能还原所有的金属氧化物。 氟，淡黄色的气体，有剧毒。与水反应立即生成氢氟酸和氧气并发生燃烧，同时能使容器破裂，量多时有爆炸的危险。氟、氟化氢和氢氟酸对玻璃有较强的腐蚀性。氟
第十七章碱金属和碱土金属 [教学要求] 1．熟悉碱金属和碱土金属的通性；了解碱金属和碱土金属的单质及物理性质和化学性质。 2．了解M+ 和M2+离子的特征；熟悉氧化物、氧氢化物、盐类。 [教学重点] 1．碱金属和碱土金属的通性。 2．氧化物、氧氢化物、盐类。 [教学难点] 1．碱金属和碱土金属的单质及物理性质和化学性质。 2．M+ 和M2+离子的特征。 [教学时数] 2学时 [教学内容] 碱金属和碱土金属是周期表ⅠA族和ⅡA族元素。ⅠA族包括锂、钠、钾、铷、铯、钫六种金属元素。它们的氧化物溶于水呈碱性，所以称为碱金属。ⅡA 族包括铍、镁、钙、锶、钡、镭六种金属元素。由于钙、锶、钡的氧化物在性质上介于“碱性的”和“土性的”（以前把粘土的主要成分，既难溶于水又难熔融 的Al 2O 3 称为“土”）之间。其中锂、铷、铯、铍是稀有金属，钫和镭是放射性元 素。钠、钾、镁、钙和钡在地壳内蕴藏较丰富，它们的单质和化合物用途广泛，本章将重点介绍它们。 §17-1 碱金属和碱土金属的通性 表17—1列举了碱金属和碱土金属的一些重要性质。 碱金属元素原子的价电子层结构为ns1。因此，碱金属元素只有+1氧化态。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。与同周期的元素比较，碱金属原子体积最大，只有一个成键电子，在固体中原子间的引力较小，所以它们的熔点、沸点、硬度、升华热都很低，并随着Li一Na—K一Rb一Cs的顺序而下降。随着原子量的增加(即原子半径增加)，电离能和电负性也依次降低，见表17—1。
第十七章碱金属和碱土金属 一、选择题 1 下列成对元素中化学性质最相似的是: （） a. Be 和Mg b. Mg 和Al c. Li 和Be d. Be 和Al 2 下列元素中，第一电离能最小的是: （） a. Li b. Be c. Na d. Mg 3 下列最稳定的氮化物是: （） a. Li3N b. Na3N c. K3N d. Ba3N2 4 下列水合离子生成时，放出热量最少的是: （） a. Li+ b. Na+ c. K+ d. Mg2+ 5 下列化合物中，键的离子性最小的是: （） a. LiCl b. NaCl c.KCl d. BaCl2 6 下列碳酸盐中，热稳定性最差的是: （） a. BaCO3 b. CaCO3 c Na2CO3 8 下列化合物中，在水中溶解度最小的是: （） a. NaF b. KF c.CaF2 d. BaF2 9 关于s 区元素的性质，下列叙述中不正确的是: （） a. 由于s 区元素的电负性小，所以都形成典型的离子型化合物； b. 在s 区元素中，Be、Mg 因表面形成致密的氧化物保护膜而对水较稳定； c. s 区元素的单质都有很强的还原性 d. 除Be、Mg 外，其他s 区元素的硝酸盐或氯酸盐都可做焰火材料。 10 关于Mg , Ca , Sr , Ba 及其化合物的性质，下列叙述中不正确的是: （） a. 单质都可以在氮气中燃烧生成氮化物M3N2； b. 单质都易与水、水蒸气反应得到氢气； c. M(HCO3)2在水中的溶解度大MCO3 的溶解度； d. 这些元素几乎总是生成+2 价离子。 二、填空题 1 金属锂应保存在—中，金属钠和钾应保存在—中。 2 在s 区金属中，熔点最高的是——，熔点最低的是——，密度最小的是——，硬 度最小的是——。 3 在CaCO3 , CaSO 4 , Ca(OH)2 , CaCl2 , Ca(HCO3)2五种化合物中，溶解度最小的是——。
第一章碱金属和碱土金属练习题一、完成并配平下列化学反应方程式： （1）钾的氧化物和水反应： ① K 2O ② K 2 O 2 ③ KO 2 ④ KO 3 (2) 钾的氧化物吸收CO 2 。 ① K 2O ② K 2 O 2 ③ KO 2 ④ KO 3 （3）下列化合物与水反应： ① NaH ② Mg 3N 2 ③ XeOF 4 ④ BaS ⑤ NaAlH 4 ⑥ NaBH 4 (4) 下列化合物受热分解： ① NaNO 3② LiNO 3 ③ Mg(NO 3 ) 2 ④ CaO 2 ⑤ KO 2 ⑥ KO 3 ⑦ MgCl 2·6H 2 O ⑧CaCl 2 ·6H 2 O (5) 氢化物LiH与下列化合物反应。 ① B 2H 6 ② AlCl 3 ③ TiCl 4 （6）以重晶石为主要原料制备BaCl 2和BaO 2 ; (7) 以KCl为主要原料制备KClO 3和O 2 二、填空。
（1）比较在水中的溶解度的大小（用“>”或“<”填空）。 ① LiF NaF ② Li 2CO 3 Na 2CO 3 ③ Na 2CO 3 NaHCO 3 ④ CaCO 3 Ca(HCO 3)2 ⑤ Na 2SiF 6 K 2SiF 6 ⑥ Na 2PtCl 6 K 2PtCl 6 ⑦ NaClO 4 KClO 4 ⑧ CaCO 3 CaSO 4 ⑨ BaCO 3 BaSO 4 ⑩ CaCO 3 CaC 2O 4 (2) 给出下列物质的矿物名称。 a 、NaNO 3 b 、NaCl c 、KCl ·MgCl 2·6H 2O d 、B e 3Al 2Si 6O 18 e 、MgCO 3 f 、MgCO 3·CaCO 3 g 、CaSO 4·2H 2O h 、CaCO 3 i 、Ca 5（PO 4）3F j 、CaF 2 k 、SrSO 4 l 、BaSO 4 (3) 比较化合物的热稳定性（用“>”或“<”填空）。 ① Li 2CO 3 Na 2CO 3 ② Na 2CO 3 NaHCO 3 ③ Na 2CO 3 MgCO 3 ④ Li 3N Na 3N ⑤ Ba 3N 2 Ca 3N 2 ⑥ LiH NaH ⑦ NaI 3 KI 3 ⑧ Na 2O 2 Li 2O 2 (4) 用“>”或“<”填空. ① 在NaOH 溶液中的溶解度 Be （OH 2) Mg （OH 2)； ② 在NaOH 溶液中的溶解速率 Li Na ； ③ 在浓HNO 3溶液中的溶解速率 Be Mg ； ④ 溶液的碱性 Be （OH 2) Ca （OH 2)； 三、简答题 （1）电解熔盐NaCl 制备金属钠时加入CaCl 2为助剂；电解熔盐BeCl 2制备金属铍时也加入CaCl 2为助剂。CaCl 2助剂的作用是否相同？ （2）为什么BeCl 2为共价化合物而MgCl 2为离子化合物。