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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。
碱金属与碱土金属的性质与反应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。
它们在自然界中广泛存在，并且具有独特的性质和反应。
本文将探讨碱金属和碱土金属的性质以及它们的一些典型反应。
一、碱金属的性质与反应碱金属包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）和铯（Cs），它们在元素周期表的第一组。
碱金属具有以下一些共同的性质。
首先，它们是非常活泼的金属，容易与其他元素发生反应。
其次，它们的密度都很低，比较轻盈。
此外，碱金属在室温下都是固体，但可以很容易地被切割成薄片。
碱金属在空气中的反应也是引人注目的。
它们与氧气反应会产生相应的氧化物。
例如，钠与氧气反应会生成氧化钠，这是一种白色晶体。
而钾与氧气反应则会产生氧化钾，这是一种紫色的晶体。
这些氧化物在水中溶解后会形成碱性溶液，因此碱金属也被称为“碱”。
碱金属与水的反应也是非常剧烈的。
它们与水反应会放出大量的氢气，并产生相应的氢氧化物。
例如，钠与水反应会生成氢氧化钠，这是一种强碱。
这种反应非常剧烈，甚至会引起火灾。
因此，在实验室中处理碱金属时需要非常小心。
二、碱土金属的性质与反应碱土金属包括铍（Be）、镁（Mg）、钙（Ca）、锶（Sr）和钡（Ba），它们在元素周期表的第二组。
碱土金属与碱金属相比，具有一些不同的性质。
首先，它们的密度比碱金属要高，但仍然比较轻盈。
其次，碱土金属的熔点和沸点较高，因此它们在常温下都是固体。
碱土金属与水的反应相对于碱金属来说较为温和。
它们与水反应会放出氢气，并生成相应的氢氧化物。
例如，钙与水反应会生成氢氧化钙，这是一种弱碱。
与碱金属不同的是，碱土金属与水的反应不会引起火灾。
碱土金属还具有一些其他的重要性质和反应。
例如，它们的氧化态通常为+2。
此外，碱土金属在燃烧时会产生明亮的火焰，这是由于金属离子激发气体中的电子而引起的。
这种现象在烟花制造中得到了广泛应用。
总结起来，碱金属和碱土金属具有独特的性质和反应。
碱金属非常活泼，容易与氧气和水反应，并产生相应的氧化物和氢氧化物。
第五节碱金属和碱土金属一．知识储备1.碱金属和碱土金属的通性1·1 碱金属特征(1)价电子层结构：ns1；(2)周期性表现得最鲜明和最规则的元素；(3)原子半径是同周期中最大的、有效核电荷数在同周期中最小；(4)电离能、电极电势、电负性是同周期中最小；(5)氧化数仅为＋1；(6)成键特征主要以离子键为主，Li的共价键倾向最大，Cs最小。
碱金属性质变化一般很有规律，但由于Li半径小，电荷密度大，极化力强，所以性质表现特殊，与Mg比较相似。
1·2 碱土金属特征与同周期的碱金属相比，由于增加了一个核电荷，故原子半径较小，电离能、电负性和电极电势较大，活泼性较差，但仍属活泼金属，氧化数仅为＋2，主要形成离子键化合物。
Be的性质亦与本族差距较大。
2.碱金属和碱土金属的单质2·1 化学性质(1)与空气作用：碱金属：Li2O、Li3N；M2O2(M = Na、K、Rb、Cs)；MO2(M = K、Rb、Cs)碱土金属：M3N2；MO(M = Mg、Ca、Sr、Ba)；BaO2(2)与水作用：Na反应猛烈；K、Rb、Cs燃烧，量大发生爆炸；Li、Ca、Sr、Ba反应比较慢；Be、Mg与水蒸气反应。
原因：①Li、Ca熔点较高，反应时产生的热量不足以使其熔化而分散；而钠则熔化，扩大了与水的接触面积，加速反应；②反应生成的LiOH、Ca(OH)2溶解度小，覆盖在金属表面，阻碍了反应的进行。
(3)与氧化物、卤化物反应SiO2 + 2Mg = Si + 2MgOTiCl4 + 4Na = Ti + 4NaCl(4)焰色反应碱金属和钙、锶、钡的挥发性化合物在高温火焰中，电子易被激发，当电子从高能级回到低能级时，便以光能的形式释放出能量，使火焰呈现特征颜色，称为焰色反应。
锂 钠 钾 铷 铯 钙 锶 钡红 黄 紫 紫 紫 橙红 洋红 绿这一性质可用来制作焰火、信号弹以及它们的检定等。
(5)与液氨的作用：碱金属的液氨溶液具有导电性、顺磁性、颜色，这是因为：M(s) + (x+y)NH 3(l ) = M(NH 3)x + + e(NH 3)y -(g)H 2NH 2M (l)2NH 2M(s)223++−→−+-+3.碱金属、碱土金属的氧化物普通氧化物(O 2-)、过氧化物(O 22-)、超氧化物(O 2-)、臭氧化物(O 3-)3·1 普通氧化物(1)制备碱金属：4Li + O 2 2Li 2O(白)Na 2O 2 + 2Na → 2Na 2O(白)2KNO 3 + 10K → 6K 2O + N 2碱土金属：MCO 3 → MO + CO 2M(NO 3)2 → MO + NO 2 + O 2(2)性质①与水作用：碱金属氧化物：M 2O+H 2O→2MOH 反应的剧烈程度由Li 到Cs 依次增加碱土金属氧化物：MO+H 2O→ M(OH)2 反应的剧烈程度从BeO 到BaO 依次增加 ②BeO 为两性，其余为碱性。
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 4ClNH 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 2CO3 + 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 2SO3 + 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 33. 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 3Δr H º (298 )/kJ •mol -1 117 176 238 268Δr 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 加热碳酸盐MgCO3CaCO3SrCO3BaCO3T/K 696 1189 1417 1595计算结果表明，随着原子序数的增大，碱土金属碳酸盐的分解温度升高，其热稳定性增强。
金属碳酸盐的热分解是金属离子从碳酸根离子中夺取氧离子的反应，金属离子的极化能力越强(弱)，其碳酸盐的热稳定性越差(高)。
对碱土金属而言，随着原子序数的增大，碱土金属离子的半径增大，离子势减小，极化能力减弱，夺取氧离子的能力下降，碳酸盐的热稳定性增强，分解温度升高。
4. 金属钾的制备一般采用钠高温还原氯化钾的方法，这与金属的活动顺序似乎相矛盾，如何解释之？为什么通常不用电解的方法制备钾？答：金属钾的制备通常用金属Na在高温下还原KCl的方法：1123KKCl(l) + Na(l) ===== NaCl(l) + K(g)从表面看起来该反应是用较不活泼金属把活泼金属从其盐类置换出来，似乎与金属活动顺序相矛盾。
通常所讲的金属活动顺序是以标准电极电势的相对高低作为判断标准的，其适用范围仅是常温下水溶液之中的反应，而上述反应是高温非水溶液条件下的反应，所以不能应用。
从热力学角度看，虽然反应的Δr H°m>0，该反应在常温下Δr G°m>0，反应不能自发进行，但由于同时反应的Δr S°m>0，温度升高时Δr G°m代数值减小，高温下能使Δr G°m﹤0，反应能够进行。
因为K的沸点较低而易挥发，高温时钾蒸气易从熔融盐中冲出造成危险，同时金属钾易溶解在熔融混合盐中不易分离，而且电解过程中会产生KO2，它与K会发生爆炸反应，因此一般不用电解法制备金属钾。
5. 比较锂与镁、铍与铝的相似性。
如何理解元素性质变化中的这些对角关系？答：锂与IIA族里的Mg具有许多相似性。
主要表现在以下一些方面：*在过量氧气中燃烧，锂和镁都只生成普通氧化物Li2O和MgO；*Li、Mg 都可以和N2直接化合生成氮化物，其余碱金属则不能；*Li、Mg的氟化物、碳酸盐、磷酸盐难溶, 而其它碱金属的相应盐可溶；*Li、Mg结晶水合氯化物，受热分解时都水解；*Li、Mg的氢氧化物和碳酸盐都不稳定，受热分解为相应的氧化物；*Li+、Mg2+的水合能力都较强，盐多含结晶水，无水盐易潮解；*LiCl、MgCl2都有较强的共价性，易溶于乙醇等有机溶剂。
碱土金属Be也很特殊, 它和IIIA族中的Al有许多相似的性质，如：*Be、Al都是两性元素，氧化物和氢氧化物也都显两性，而IIA族其余的氧化物和氢氧化物显碱性；*Be、Al的氧化物的熔点都很高，硬度都很大；* Be, Al都是活泼金属，标准电极电势(φºAl3+/Al=-1.706V,φºBe2+/Be=-1.85V) 相近，都被冷浓HNO3所钝化，在空气中都形成致密氧化膜，与酸作用缓慢；*铍盐和铝盐都易水解；* BeCl2，AlCl3都是缺电子共价化合物，易升华，可溶于醇、醚等有机溶剂，在蒸气中通过氯桥键形成缔合分子，易形成配合物和加合物。
Cl Cl Cl Cl Cl ClBe Be Be Al AlCl Cl Cl Cl Cl ClLi和Mg、Be和Al以及B和Si的相似性都体现着周期表中的斜线(对角线)规律。
处于对角线位置的两种元素，左上方的离子比右下方的离子少一个电子层，因而半径较小，但其原子少1个价电子，所以其离子的电荷也较低，两种因素相抵，其离子产生的电场相近，极化能力接近，因此两种元素表现出许多相似性。
需要指出的是，原子的价电子构型才是决定元素性质的最主要因素，因此，同族元素性质的相似性以及性质的递变规律总是主要的。
6. 粗食盐中常含有Ca2+、Mg2+、SO42-等离子，请设计一实验操作流程，用常用试剂将其精制成纯的食盐。
写出化学反应方程式(或离子反应方程式)。
答：①将粗食盐溶于水；②加入稍过量的氯化钡溶液除尽SO42-离子；③加入过量的碳酸钠除尽Ca2+、Mg2+、Ba2+等离子；④加入适量盐酸除尽CO32-离子；⑤加热蒸发结晶后得到纯的食盐。
相应各步的反应方程式依次为：Ba2+ + SO42- === BaSO4↓Ca2+ + CO32- === CaCO3↓2Mg2+ + 3CO32- + 2H2O === Mg(OH)2·MgCO3↓+ 2HCO3-Ba2+ + CO32- === BaCO3↓2H+ + CO32- === H2O + CO2↑7. 在碱金属中，为什么金属锂的第一电离能最大，而Li+/Li电对的电极电势却最低？根据电极电势的相对高低，是否就能说明锂与水反应比其他碱金属与水反应更剧烈？答：第一电离能是基态气体原子失去一个电子成为气态阳离子时所需的能量，由于碱金属中锂原子半径小，原子核对价电子的吸引力大，失去电子时需要的能量多，即第一电离能大。
其他碱金属尽管核电荷增加会增大原子核对外层电子的引力，但由于电子层增加使原子半径增大又导致会核对外层电子的引力减小，两者相比，后者作用更大，因此按Li、Na、K、Ru、Cs的顺序，第一电离能依次减小，即Li的第一电离能在碱金属中最大。
电极反应是金属单质失去电子后生成水合离子的过程，电极电势与该过程的能量变化紧密相关，由于Li+离子半径小，其水合热大，水合过程放出的能量比补偿电离所需的能量更多，也就是说在由金属单质变成水合离子的过程中，锂比其他碱金属放出了更多的能量，因此Li+/Li 电对的电极电势最低。
电极电势数值的大小只能说明反应反应达平衡时进行的程度大小，是从热力学角度讨论反应的可能性问题，而反应是否剧烈取决于反应的速度，是动力学范畴，所以Li+/Li电对的电极电势最低并不能说明它与水反应就最剧烈。
事实上，在碱金属中，锂与水的反应速度是最慢的，一般认为其主要原因是：①Li的熔点较高，反应放出的热量不足以使之熔化，因而Li与水的接触面积不如液态Na大②反应产物LiOH的溶解度较小，它覆盖在Li的表面，影响与水的充分接触，对反应起阻碍作用。
8. 碱金属、碱土金属的氢氧化物的酸碱性有怎样的递变规律？如何理解？答：碱金属和碱土金属氢氧化物的碱性呈现有规律的变化。
一般氢氧化物的碱性强弱可用离子势的平方根值的大小来判断(见第十章)。
当金属离子的外层电子构型相同时，值的越小，其碱性越强。
如果离子半径以1.0×10-10m(即Å)为单位，这两族元素的值和氢氧化物碱性强弱的变化规律可总结如下：碱性增强碱性增强LiOH 1.2 Be(OH)2 2.54NaOH 1.0 Mg(OH)2 1.76KOH 0.87 Ca(OH)2 1.42RbOH 0.82 Sr(OH)2 1.33CsOH 0.77 Ba(OH)2 1.22因为离子势是离子电荷与离子半径的比值，对于同族元素的离子来讲，其离子电荷相同，因此其离子势的相对大小就决定于它们的离子半径的相对大小。
由于同族元素随着原子序数的增加，离子半径增大，离子势减小，金属阳离子的电场减弱，与羟基中带负电的氧原子的作用减弱，从而使金属离子与氧原子之间的化学键越来越容易断开，所以按从Li到Cs 和从Be到Ba的顺序，它们氢氧化物的碱性增强。
对于同周期的元素，从左到右，阳离子电荷增加，半径减小，离子势增大，阳离子与羟基中氧原子的作用增强，氢氧化物的碱性减弱。
