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碱金属和碱土金属碱金属和碱土金属是元素周期表中的两个重要类别。
它们在化学性质、物理性质和应用方面有很多共同之处，但也有一些显著的差异。
本文将介绍碱金属和碱土金属的基本特点、重要性质及其在实际应用中的作用。
一、碱金属碱金属是周期表中位于第一族，包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）和钫（Fr）。
这些元素都是非常活泼的金属，具有强烈的还原性。
它们在常温下存在于固态，是银白色的质地柔软金属，能轻松被切割，并且具有低密度和低熔点。
碱金属具有以下一些重要性质：1. 高反应性：碱金属在常温下与水反应产生大量的氢气和碱溶液，释放出巨大的热量。
这种反应非常剧烈，有时可以引起爆炸。
例如，钠在与水接触时会迅速产生白色火焰和剧烈的燃烧。
因此，碱金属的处理需要极高的小心和专业知识。
2. 高电离能：碱金属的外层电子非常容易被剥离，因此具有很低的电离能。
这使得它们可以很容易地丧失电子形成阳离子，并与其他元素形成化合物。
3. 强烈的还原性：碱金属是非常强大的还原剂，能够夺取其他元素的电子，并参与许多重要反应。
例如，钾在与氧气反应时会猛烈燃烧，产生明亮的火焰。
4. 高热导率：碱金属具有极高的热导率，这使得它们在冷却和传热技术方面非常有用。
铯是所有金属中热导率最高的元素。
碱金属在许多领域具有广泛应用。
它们可用于制造合金、金属薄膜、电池、催化剂等。
其中最常见的应用是用作发光剂和制备碱金属离子的闪烁屏幕。
此外，碱金属离子在生物医学领域中也具有重要应用，例如在MRI（核磁共振成像）中作为对比剂。
二、碱土金属碱土金属是元素周期表中位于第二族，包括铍（Be）、镁（Mg）、钙（Ca）、锶（Sr）、钡（Ba）和镭（Ra）。
与碱金属相比，碱土金属的化学性质相对较为稳定，但仍然具有明显的金属性质。
它们在常温下也是固态，但与碱金属不同的是，碱土金属较硬和坚硬。
碱土金属具有以下一些重要性质：1. 抗氧化性：碱土金属相对于碱金属来说较为惰性，不容易与空气中的氧气发生反应。
碱金属碱土金属
碱金属和碱土金属都是化学元素周期表中的两个重要类别。
碱金属包括锂、钠、钾、铷、铯和钫，而碱土金属包括铍、镁、钙、锶、钡和镭。
这两个元素类别都有许多共同点和不同之处。
首先，碱金属和碱土金属都是典型的金属元素。
它们的原子结构有一个或两个电子轻松地从外层轨道中释放出来，使其成为相对稳定的阳离子。
碱金属和碱土金属的这种特性使得它们在化学反应中表现出非常活泼的性质，特别是在水中。
其中，碱金属时，它们与水反应的产物是碱性化合物和氢气，而碱土金属反应时的产物是氢氧化物或氧化物。
其次，碱金属和碱土金属具有较低的密度。
其中，锂的密度约为0.53克/立方厘米，钙的密度约为1.54克/立方厘米。
由于其低密度和活泼性质，这些元素在工业上有着广泛的应用，包括用于制造轻金属、电池和荧光材料等。
此外，碱金属和碱土金属显示出不同的化学活性。
与碱金属相比，碱土金属更难活泼，因为它们的外层电子数更多，需要更多的能量来释放。
因此，碱金属通常具有更强的还原性和更大的反应活性，而碱土金属则更倾向于形成阳离子化合物而不反应。
最后，碱金属和碱土金属在生命中起着不同的作用。
碱金属在生物体内起着独特的作用，如钾在神经细胞中传递电信号，而铷和钫在细胞膜的稳定性和脂肪酸代谢方面发挥作用。
碱土金属在血液凝固、骨骼健康和身体免疫系统等方面起着重要作用。
总的来说，碱金属和碱土金属虽然有许多共性，但在性质和应用方面也有一些重要的不同。
它们在许多诸如电子学、化学合成、生命科学和材料科学等领域中都扮演着至关重要的角色。
碱金属与碱土金属的区别碱金属和碱土金属是化学元素周期表中两个重要的元素家族。
它们在物理性质、化学性质以及在自然界中的分布等方面存在着显著的区别。
本文将详细探讨碱金属和碱土金属的区别。
一、物理性质的区别1. 密度和硬度：碱金属的密度和硬度较低，比较轻盈，容易被切割和压制成各种形状。
而碱土金属的密度和硬度相对较高，比碱金属更坚硬且具有更高的密度。
2. 熔点和沸点：碱金属具有相对较低的熔点和沸点，例如钾的熔点为63.38℃，锂的熔点为180.54℃。
而碱土金属的熔点和沸点相对较高，例如镁的熔点为649℃，钙的熔点为842℃。
3. 导电性：碱金属具有很高的导电性，可以很容易地导电。
碱土金属也具有良好的导电性，但相对于碱金属来说稍逊一筹。
二、化学性质的区别1. 与水反应：碱金属具有与水剧烈反应的性质，生成碱性氢氧化物和氢气。
例如，钠与水反应产生氢气并生成氢氧化钠。
而碱土金属与水反应较为缓慢，生成相应的碱土金属氢氧化物和氢气。
例如，钙与水反应生成氢气并生成氢氧化钙。
2. 氧化性：碱金属具有较强的氧化性，容易损失电子形成正离子。
碱土金属也具有一定的氧化性，但相对于碱金属来说较低。
3. 化合价：碱金属的化合价多为+1，例如钠的氧化状态为+1。
而碱土金属的化合价多为+2，例如镁的氧化状态为+2。
三、自然界中的分布1. 碱金属在自然界中相对较为稀少，主要以盐湖和海水中的含量较高。
其中，氯化钠是最常见的碱金属盐。
2. 碱土金属在自然界中相对较为丰富，分布广泛。
例如，镁和钙广泛存在于岩石、矿石和土壤中。
四、应用领域的区别1. 碱金属应用：碱金属广泛应用于多个领域，包括电池、合金制备、烟火制造、钢铁生产等。
钾化合物还用于肥料的制造。
2. 碱土金属应用：碱土金属在建筑材料、医学、农业等领域中有着重要的应用。
例如，镁合金用于航空和汽车制造，钙化合物可用作水泥生产中的添加剂。
结论总的来说，碱金属和碱土金属在物理性质、化学性质、自然界分布以及应用领域等方面存在显著的区别。
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 J +H2 T +Na2SO42FeCl3+6Na+6H2O=2Fe（OH）3 J +3H2 T +6NaC12A1Cl3+6Na+6H2O=2A1（OH）3 J +3H2 T +6NaC1 或A1C13+4Na+2H2O=NaA1O2+2H2T +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+ H2T （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+TiC1 4=Ti+2MgC1 2（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++ H2T +2NH3 • H2O该反应虽有一水合氨，但因在氯化铵溶液里，大量的N H 4+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。
碱金属和碱土金属在化学元素周期表中，碱金属和碱土金属是两个重要的元素类别。
它们在自然界中广泛存在，具有独特的化学和物理性质。
本文将深入探讨碱金属和碱土金属的特点、用途以及对环境和人类健康的影响。
一、碱金属碱金属是指位于元素周期表第1A族的锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）和铍（Fr）。
它们通常具有相似的特性，并且在自然界中以化合物形式存在。
碱金属的特点如下：1. 金属性质：碱金属是典型的金属元素，具有良好的导电性和导热性。
2. 电子配置：碱金属的电子配置以ns1的形式出现，其外层只有一个s电子，容易失去这个电子形成带正电荷的离子。
3. 低密度：碱金属的密度相对较低，从锂到铯依次递增。
4. 相对活泼：碱金属对水和空气中的氧气具有很高的反应性，它们能够与水反应产生氢气，并在空气中形成氧化物。
碱金属具有广泛的应用领域。
首先，钠和钾是人体必需的微量元素，对维持正常的生理功能至关重要。
其次，碱金属可以用于制备合金、导热材料、催化剂等。
此外，碱金属化合物还被广泛应用于玻璃工业、电池制造、化学实验等领域。
然而，碱金属也存在一些潜在的危害性。
例如，钠和钾金属与水反应时会放出大量的氢气，可能引发火灾。
此外，过量摄入碱金属离子对人体健康有害，可能导致水电解质平衡失调甚至中毒。
二、碱土金属碱土金属是周期表中第2A族的含钙（Ca）、镁（Mg）、锶（Sr）、钡（Ba）和镭（Ra）的元素。
与碱金属相比，碱土金属的化学性质略微稳定。
以下是碱土金属的主要特点：1. 金属性质：碱土金属也是典型的金属元素，具有较好的导电性和导热性。
2. 电子配置：碱土金属的电子配置为ns2，外层具有两个s电子。
3. 密度：碱土金属的密度相对较高，从镁到钡递增。
4. 反应性：碱土金属相对于碱金属来说较不活泼，但依然能与水和氧气反应，生成相应的化合物。
碱土金属也有广泛的应用。
首先，钙是人体骨骼和牙齿的主要成分之一，对维持骨骼健康至关重要。
碱金属与碱土金属碱金属和碱土金属是元素周期表中的两个主要族群，它们具有一些共同的特性，也有一些明显的区别。
本文将详细介绍碱金属和碱土金属的性质以及它们在日常生活和科学领域中的应用。
一、碱金属的性质碱金属是元素周期表第一族的元素，包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）和钫（Fr）。
它们都是银白色金属，在常温下具有较低的熔点和沸点，且具有较低的密度。
碱金属的金属性质非常活泼，容易与非金属元素反应，例如与水、氧气和卤素等。
这些反应通常都是剧烈的，产生大量的能量和气体。
碱金属的电子结构也具有一定的特点。
它们的原子外层只有一个电子，容易失去此电子形成阳离子。
这种电子结构使碱金属具有良好的导电性和导热性。
此外，碱金属的化合物主要是离子化合物，如氯化钠（NaCl）和氢氧化钾（KOH）等。
碱金属在日常生活中有许多应用。
钠是一种常用的食盐成分，它在食物中起到增强味道的作用。
钾在植物生长中起到重要的作用，是必需的营养元素之一。
锂离子电池是目前最常用的电池类型之一，广泛应用于手机、笔记本电脑等电子设备。
二、碱土金属的性质碱土金属是元素周期表第二族的元素，包括铍（Be）、镁（Mg）、钙（Ca）、锶（Sr）、钡（Ba）和镭（Ra）。
它们在常温下也是银白色金属，具有较高的密度和熔点。
与碱金属相比，碱土金属的反应性更低，但仍然活泼。
碱土金属的电子结构与碱金属类似，外层电子结构为ns2。
与碱金属类似，碱土金属也容易失去外层两个电子形成阳离子。
这种电子结构使得碱土金属具有良好的导电性。
与碱金属不同，碱土金属的氢氧化物和碳酸盐是碱性的。
例如，氢氧化钙（Ca(OH)2）是一种通常用于调节土壤酸碱度的物质。
碱土金属在许多领域中都有重要应用。
镁是一种重要的金属材料，广泛应用于航空、汽车和船舶制造。
钙是构成人体骨骼和牙齿的重要元素，对维持骨骼健康至关重要。
三、碱金属与碱土金属的区别1. 电子结构：碱金属和碱土金属的外层电子结构相似，都是ns1或ns2。
碱金属和碱土金属的性质比较碱金属和碱土金属都是周期表中位于左侧的元素，它们在化学性质上有一些共同之处，但也存在着一些显著差异。
本文将对碱金属和碱土金属的性质进行比较，展示它们各自的特点。
一、物理性质比较碱金属包括锂、钠、钾、铷、铯和钫，它们都具有较低的密度和较低的熔点。
在室温下，碱金属都是固态，但随着温度的升高，它们会迅速转化为液态。
碱金属具有银白色的外观，柔软易弯曲。
碱金属的导电性和热导率都非常好，是优秀的导体。
碱土金属包括铍、镁、钙、锶、钡和镭，它们的密度和熔点相对较高。
在室温下，碱土金属也都是固态。
和碱金属相比，碱土金属的硬度更高，但仍然具有金属的柔韧性。
碱土金属的导电性和热导率也很好，但稍逊于碱金属。
二、化学性质比较1. 反应性：碱金属和碱土金属都是非常活泼的金属，在空气中容易与氧气反应而氧化。
但碱金属的反应性更为强烈，它们常与空气中的水汽剧烈反应，产生氢气并形成氢氧化物。
2. 反应速率：碱金属的反应速率要比碱土金属快。
碱金属与水反应时放出大量的热量，并产生碱性溶液，这种反应在钠和钾上尤为明显。
碱土金属与水反应也能产生碱性溶液，但反应相对缓慢。
3. 氢氧化物：碱金属与碱土金属都能与水反应生成氢氧化物。
碱金属的氢氧化物溶解度较大，形成强碱性溶液，如氢氧化钠和氢氧化钾。
而碱土金属的氢氧化物溶解度较小，形成弱碱性溶液，如氢氧化钙和氢氧化镁。
4. 卤素反应：碱金属和碱土金属均能与卤素发生反应。
碱金属与卤素的反应剧烈，产生白色晶状盐，如氯化钠和溴化锂。
碱土金属与卤素的反应较为温和，产生白色晶体，如氯化钙和溴化镁。
5. 氧化性：碱金属的氧化性较强，它们能够与许多非金属元素反应，如与氧气反应产生氧化物。
碱土金属的氧化性较碱金属弱，但也具有氧化性，如镁能够与氧气反应生成氧化镁。
三、应用领域比较碱金属和碱土金属具有广泛的应用领域。
碱金属的主要应用包括制备合金、制取金属、制造化学品、生产玻璃和陶瓷等。
碱土金属的应用领域包括制备镁合金、制造火箭燃料、生产荧光体材料和医疗用途等。
碱金属和碱土金属的反应性和离子化趋势碱金属和碱土金属是元素周期表中位于第一和第二主族的两类金属元素。
本文将探讨碱金属和碱土金属的反应性及其离子化趋势。
一、碱金属的反应性碱金属包括锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)和钫(Fr)，它们的反应性都非常高。
碱金属的反应性主要表现在以下方面：1. 与氧气的反应碱金属能够与氧气直接反应生成金属氧化物。
以钠为例，当钠暴露于空气中时，会迅速氧化生成氧化钠，放出大量的热量。
4 Na + O2 → 2 Na2O2. 与水的反应碱金属在与水接触时能够剧烈反应，产生氢气和碱溶液。
这种反应产生的氢气会迅速燃烧，并伴随着剧烈的放热现象。
以钠与水的反应为例：2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2↑3. 与酸的反应碱金属可以与酸发生中和反应，生成盐和水。
这是因为碱金属是碱性物质，而酸则是酸性物质，两者反应后能够中和产生中性物质。
2 Na + 2 HCl → 2 NaCl + H2↑二、碱土金属的反应性碱土金属包括铍(Be)、镁(Mg)、钙(Ca)、锶(Sr)、钡(Ba)和镭(Ra)。
相比于碱金属，碱土金属的反应性较低，但它们仍然具有一定的活泼性。
1. 与氧气的反应碱土金属的氧化反应相对缓慢。
以镁为例，当镁暴露于氧气中时，会逐渐氧化生成氧化镁。
不过，与碱金属相比，碱土金属的氧化速度要慢得多。
2 Mg + O2 → 2 MgO2. 与水的反应碱土金属与水的反应较碱金属来说要缓慢。
以钙与水的反应为例，会生成氢气和碱溶液，但反应速度相对较慢。
Ca + 2 H2O → Ca(OH)2 + H2↑3. 与酸的反应碱土金属与酸的反应速率较慢，但仍能发生反应。
以镁与盐酸的反应为例，会生成相应的盐和氢气。
Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2↑三、离子化趋势离子化趋势是指元素失去或获得电子形成离子的趋势。
对于碱金属和碱土金属而言，其离子化趋势主要受到原子半径和电子层排布的影响。
第17章碱金属和碱土金属元素IA族：包括锂(lithium)、钠(sodium)、钾(potassium)、铷(rubidium)、铯(cesium)和钫(francium)六种元素，它们的氧化物溶于水都呈现出强碱性，所以称为碱金属。
IIA族：铍(beryllium)、镁(magnesium)、钙(calcium)、锶(strontium)、钡(barium)和镭(radium)六种元素，钙、锶、钡的氧化物在性质上介于“碱性”和“土性”之间，故称它们为碱土金属，现在习惯上把铍和镁亦包括在内。
这两族元素中：锂、铷、铯、铍因为密度小，自然界中储量少且分散，被称为轻稀有金属，其中锂在现代生活中的应用日益重要。
钠、钾、镁、钙和钡在自然界的蕴藏量较丰富，其单质和化合物的用途较广泛。
17.1 碱金属和碱土金属的通性碱金属和碱土金属的价电子构型n s1、n s2，发生化学反应时很容易失去外层电子，它们都是典型的活泼金属元素。
●碱金属最外层只有1个价电子，在化合物中以+I氧化态为特征，主要形成离子型化合物。
随着原子序数的递增，碱金属的原子半径、离子半径、电离能、电负性和离子的水合热等性质都呈现比较有规律的递变。
但由于锂的原子半径和离子半径在同族中最小，Li+的极化能力很强，因而与同族其它元素相比，锂及其化合物呈现出许多特殊性，如锂的电极电势最低，化合物共价性较强，与右下角的镁表现出很大的相似性等。
一些碱金属如Na和Cs在气态时可形成以共价键相连的双原子分子如Na2和Cs2。
1974年James L Dye 等人成功制备出含有碱金属负离子Na-的固体盐，在液氨中钠与穴醚反应可生成稳定的固体盐[Na(Cryp)]+[Na]- (Cryp为穴醚)。
●碱土金属比同周期碱金属的原子半径小，第一电离能大，失去第一个价电子要难些。
碱土金属在化合物中以+II氧化态为特征，其金属性弱于碱金属，但仍然是活泼金属元素。
本族元素中，铍因原子半径和离子半径小而表现出许多不同于其它碱土金属的特殊性。
碱金属和碱土金属碱金属和碱土金属是元素周期表中两个重要的元素家族，它们在化学性质上有许多相似之处，但也存在一些明显的区别。
本文将探讨碱金属和碱土金属的性质、应用以及对环境和人类健康的影响。
一、碱金属碱金属是位于元素周期表第一族的元素，包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）和钫（Fr）。
它们都是银白色的金属，具有低密度、低熔点和极强的金属反应性。
碱金属的化合物通常具有较高的溶解度和离子导电性。
碱金属的主要性质包括：1. 金属反应性：碱金属和非金属元素反应时会释放大量的热量和气体。
2. 氧化性：碱金属在空气中迅速与氧气反应生成氧化物。
3. 电导性：碱金属具有较高的电导率，可用于制备电池和导电材料。
4. 碱性：碱金属的氢氧化物是强碱，可用于中和酸性溶液。
碱金属在生活和工业中具有广泛的应用，如：1. 锂：用于制造锂电池，广泛应用于移动电子设备和电动汽车等领域。
2. 钠：用于制造化学工业中的钠化合物，例如氢氧化钠。
3. 钾：用于制造肥料和玻璃工业中的钾化合物。
4. 铷、铯：主要用于科学研究和高精密仪器。
然而，碱金属也存在一些安全问题。
由于其极强的反应性，碱金属与水接触会产生剧烈的放热反应，甚至可能引发爆炸。
此外，碱金属化合物的放射性同位素（如钫）对人体健康有辐射危害。
二、碱土金属碱土金属是位于元素周期表第二族的元素，包括铍（Be）、镁（Mg）、钙（Ca）、锶（Sr）、钡（Ba）和镭（Ra）。
碱土金属同样是银白色的金属，具有较低的密度和较高的熔点。
碱土金属的化合物也具有高溶解度和离子导电性。
碱土金属的主要特点包括：1. 金属反应性：碱土金属的反应性较碱金属弱，但仍然比大多数金属高。
2. 碱性：碱土金属的氢氧化物是较强的碱。
3. 电导性：碱土金属的导电性较高，可用于制备导电材料。
碱土金属在工业和日常生活中也有重要的应用，例如：1. 镁：用于制造轻量化材料，如航空航天和汽车工业中的合金。
2. 钙：是构成骨骼和牙齿的主要成分，也广泛应用于冶金和建筑工业。
第十章 碱金属和碱土金属元素 第一节s区元素概述第一节 s区元素概述10-1 s区元素概述ⅠA 1 2 3 4 5 6 71 2 ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA H He 3 4 5 6 7 8 9 10 Li Be B C N O F Ne ⅠA中的钠、钾氢氧化物是典型 11 12 13 14 15 16 17 18 Ⅰ A 、Ⅱ A 为 s 区元素 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB ⅠA 族元素又称为碱金属 、 Rb、 Cs、 Be Na Mg “碱”，故Li Al Si P S Cl Ar 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 Ⅲ A 有时称为“土金属” K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni是轻稀有元素 Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 Ⅱ A中的钙、锶、钡氧化物性质介于 Rb Sr Y Zr Ne Mo TcFr Re Rh Pa 是放射性元素 Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 、 Ra 57- “碱”与“土”族元素之间，所以把 55 56 57 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 71 Cs Ba La Ⅱ HfA Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 又称为碱土金属 8989 - 104 105 106 107 108 109 87 88 103 110 111 112 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub元素周期表0碱金属和碱土金属的存在ⅠA Li Na K Rb Cs Fr 锂 钠 钾 铷 铯 钫 最重要的矿石是锂辉石 Be Mg Ca O ) Sr Ba Ra ⅡA （LiAlSi 2 6 主要矿物是钾石盐(KCl·MgCl2·6H2O) 主要以 NaCl形式存在于 铍 镁 锶96.8% 钡 镭 钙 我国青海钾盐储量占全国 海洋、盐湖和岩石中碱金属和碱土金属的存在主要以方解石(CaCO3)、石膏CaSO4·2H2O)、主要以菱镁石（ Li Na MgCO K Rb Fr ⅠA 3)、 Cs 主要矿物是绿柱石 重晶石 (BaSO ) 、毒重石 (BaCO ) 4 3 白云石 [MgCa(CO （3BeO·Al 3)2]存在 2O3 ·6SiO 2) 等碳酸盐、硫酸盐形式存在 锂 钠 钾 铷 铯 钫 ⅡA Be Mg Ca 钙 Sr 锶 Ba 钡 Ra 镭天青石(SrSO4)、碳酸锶矿(SrCO3)、铍 镁第二节s区元素概述第二节碱金属和 碱土金属的性质10-2 碱金属和碱土金属的性质硬度 金属半径 熔点 沸点 ⅠA 原子序数 价电子构型 (pm) (℃) (℃) (金刚石=10) 3 2s1 152 180.5 1342 0.6 Li (锂) 11 3s1 186 97.82 882.9 0.4 Na (钠) 19 4s1 227 63.25 760 0.5 K (钾 ) 37 5s1 248 38.89 686 0.3 Rb (铷) 55 6s1 原子半径 265 熔、沸点 28.40 669.3 硬度 0.2 Cs (铯 ) 因为 原子的原子半径较大 、核电荷较少 核电荷熔点低于人的体温, 碱金属和 Ca、 、 Ba 均可用刀切割 为具有银白色 (Sr 铯为灰色 )光泽的金属 其金属晶体中的金属键很不牢固 熔点 硬度 金属半径 沸点 放在手心里即可熔化 ∧ ∨ ∧ ∧ Ⅱ A 原子序数 价电子构型 （pm） (℃) (℃) (金刚石=10)故 单质的熔、沸点较低，硬度较小4 12 20 38 56Be (铍) Mg (镁) Ca (钙) Sr (锶) Ba (钡)Cs2s 是最软的金属 2 111 熔、沸点 1278 2970 硬度 4 核电荷 原子半径3s2 4s2 5s2 6s2 160 197 215 217 648.8 839 769 725 1107 1484 1384 16402.0 1.5 1.8 ----(kg·cm )ⅠA 密度 -310-2 碱金属和碱土金属的性质Li(锂) Na(钠) K(钾) Rb(铷) Cs(铯) 0.53 0.97 0.86 1.53 1.88电负性 1.0 0.9 0.8 0.8 0.7 失去电子的倾向大，受到光照射时， ，金属表面的电子易逸出，可制造光电 管，由铯光电管制成的自动报警装置， ， 碱金属和碱土金属的密度小，属轻金属 ∨ Ⅱ可报告远处火警；制成的天文仪器可 A Be(铍) Mg(镁) Ca(钙) Sr(锶) Ba(钡) 密度 1.85 1.74 1.54 2.6 3.51 根据星光转变的电流大小测出太空中 (kg·cm-3) 金属性 星体的亮度，推算星球与地球的距离。
。
电负性 1.5 1.2 1.0 1.0 0.9 金属性递增是最轻的金属 金属性 金属性递增(kg·cm )ⅠA 密度 -310-2 碱金属和碱土金属的性质Li(锂) Na(钠) K(钾) Rb(铷) Cs(铯) 0.53 0.97 0.86 1.53 1.88 0.9 0.8 0.8 0.7 +1 +1 +1 +1 -2.713 -2.924 (-2.98) (-3.026)电负性 1.0 氧化数 +1 E (M+/M) -3.04(V ) 氧化数与族号一致，电负性 氧化数 +2 E (M+/M) -1.99(V)由于 (kg·cm ) Li+)反常，是由于Li的半径较小，易与 *E (Li ⅡA Be(常见的化合物以离子型为主 铍) Mg(镁) Ca(钙) Sr(锶) Ba(钡) 水分子结合生成水合离子放出较多能量所致 密度 1.85 1.74 1.54 2.6 3.51 + 2+ -3、Be 半径小， 1.0 0.9 0.8 0.8 0.7 其化合物具有一定共价性 其化合物具有一定 共价性+2 -2.356 +2 -2.84 +2 -2.89+2 -2.9210-2 碱金属和碱土金属的性质可溶于液氨，形成深蓝色溶液 碱土金属 （铍、镁除外） 碱金属+(NH ) + e-(NH ) M(s) + (x+y)NH M 碱金属和碱土金属的氨溶液： 3 3 x 3 y 1. 具有较高的导电性 碱土金属 2. 与金属本身相同的化学反应 M(s)+(x+2y)NH3 M2+(NH3)x+2e-(NH3)y 3. 稀碱金属氨溶液是还原剂碱金属碱金属和碱土金属氨溶液不稳定，特别是 过渡金属化合物的存在可催化其分解为氨 基化物。
Na+(NH3)+e-(NH3)铁的氧化物NaNH2(NH3)+1/2H2• 但在无水、不接触空气及不存在过渡金 属化合物的条件下，其溶液可在液氨沸 点温度（点温度（ -33℃ 33℃）下长时间保存。
）下长时间保存。
• 碱金属还可溶于醚和烷基胺中，金属钠 在乙二胺中的溶解可用下式表示： 2Na(s) →Na+(en)+Na-(en)碱金属和碱土金属化学性质活泼且化学活泼性碱金属>碱土金属金属反应物质反应式碱金属碱土金属H22M + H2→2MHM + H2→MH2碱金属Ca、Sr、Ba H2O2M + 2H2O →2MOH+H2M + 2H O →M(OH)+HMO + H 碱金属和碱土金属的一些重要反应Mg222M + H2O(g) →2碱金属碱土金属卤素2M + X2→2MXM + X2→MX2 LiMg、Ca、Sr、BaN26M + N2→2M3N3M + N2→M3N2金属反应物质反应式碱金属Mg 、Ca 、Sr 、BaS 2M + S →M 2S M + S →MS 碱金属和碱土金属的一些重要反应LiNa K、Rb 、Cs碱土金属Ca 、Sr 、BaO 24M + O 2→2M 2O 2M + O 2→M 2O 2M + O 2→MO 22M + O 2→2MOM + O 2→MO 2580℃下电解40%NaCl450℃下电解55%LiCl 和45%KCl的熔融混合物一般采用电解熔融盐的方法碱金属的制备和60%CaCl2的混合物850℃下，用金属还原氯化钾800℃左右、减压下，用钙还原氯化物一般采用电解熔融盐的方法1. 350-400℃下电解NaCl 和BeCl 2的熔融盐2.用镁还原氯化铍1.先脱去水合氯化镁所含的水，再电解2. 硅热还原2(MgO·CaO)+FeSi→2Mg+Ca 2SiO 4+Fe一般采用电解熔融盐的方法1.700-800 ℃下，电解CaCl 2和KCl 的混合物2. 铝热法：6CaO+2Al 3Ca+3CaO·Al 2O3铝热法或硅还原法M(s) + H +(aq) →M +(aq) + H 2(g)12EE E (Li +/Li)可用焓变粗略估计△r G m = -z’F = -z’F { (H +/H) -(Li+/Li)}E E 2= z’F (Li +/Li)代替△r H m 的计算M(s) + H +(aq) H 2(g) + M +(aq)△r Hm-△H h (H+)H +(g) + e -H(g)-I 1(H)- D (H-H)I 1212△sub H m △H h (M +)M(g) M +(g) +e-1(M)12△r H m ={△sub H m + I 1(M) + △H h (M +)}+ {-△H h (H +) - D (H-H) -I 1(H)}H碱金属转变为水合离子过程的有关数据-264-293-322-409-519△H h (M +)/(kJ·mol -1)376403419496520I 1(M)/(kJ·mol -1)78.885.890108.7161△sub H m (M)/(kJ·mol -1)CsRb K Na Li ⊖⊖⊖-246-241-250-241-275△r H m /(kJ·mol -1)返回由上可看出，虽然△sub H m (Li) 和I 1(Li)较大，但△H h (Li +) 较小，即Li +水合过程放出的能量特别大，而导致△r H m (Li)最小，△r G m 最小，故E (Li +/Li)最小。
⊖⊖第三节氧化物第三节10-3 氧化物类型 过氧化物 超氧化物 臭氧化物 低氧化物 正常氧化物 -2 O2氧化数 氧存在形式 -1 -1/2 -1/3 O22O2O3-类型举 例 Na2O2、 CaO2 KO2 KO3 Cs7O Na2O、CaO10-3 氧化物形成在空气中 类 型 间接形成 直接形成 Li、Be、Mg ⅠA、ⅡA族 正常氧化物 Ca、Sr、Ba 所有元素 除Be外的 Na 过氧化物 所有元素 超氧化物 Na、K、 Rb、Cs 除Be、Mg、 Li外所有元素10-3-1 正常氧化物 由于阴、阳离子带两个单位电荷，10-3-1 正常氧化 M-O 核间距较小， MO Li O Na O K Rb2O Cs2O 2 2 2O 具有较大晶 格能，所以硬度大，熔点高。
