大学无机化学——碱金属和碱土金属

CaCl2的作用： a.降低电解质的熔点，防止钠的挥发； b.减小金属Na的分散性(混盐密度>金属钠，钠浮 咸阳师在范上学层院)。化学与化工学院
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15.1.3 金属单质的制备
2. 热还原法：一般采用焦炭或碳化物为还原剂 MgO(s) + C(s) = CO(g) + Mg(g)
(3)与CO2反应：4MO2+2CO2 = 2M2CO3+3O2 因此，它们用来除去CO2和再生O2，较易制备的 KO2常用于急救箱中。
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4. 臭氧化物
1、制备 臭氧同K、Rb或Cs的氢氧化物作用， 可以得到它们 的臭氧化物。例如：
3KOH(s)+2O3(g)= 2KO3(s)+KOH·H2O(s)+ O2(g) 用液氨重结晶可得橙红色晶体KO3 2、性质 (1) KO3不稳定，缓慢分解成KO2和O2 (2) 臭氧化物和水剧烈反应，但不形成过氧化物： 咸阳4M师O范3-学(s院) +化2H学2O与=化4工M学OH院+5O2
MO2 (M = K、 MO3 (M=K、
Rb、Cs)
Rb、Cs)
:¨O—¨O: 2¨¨
•
•• -
:O—O:
¨¨
抗磁性
顺磁性
OO 35 O 顺磁性
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1. 普通氧化物
Li、ⅡA金属与空气作用或由碳酸盐加热分 解时均生成氧化物：
4M＋O2====4M2O （M=碱金属，常温）
MO+H2O=M(OH)2 (M=碱土金属)

钾比钠活泼，为什么能通过如下反应制备金属钾？ KCl + Na NaCl + K 钾 的 第 一 电 离 能 (418.9 kJ· mol-1 ) 比 钠 的 (495.8 kJ· mol-1)小,但通过计算可知固相反应的ΔrHm是个不大 的正值。钾的沸点(766 º C)比钠的(890 º C )低,当反应 体系的温度控制在两沸点之间 , 使金属钾变成气态 , 金 属钠和KCl、NaCl 仍保持在液态,钾由液态变成气态 , 熵值大为增加,反应的TΔrSm项变大,有利于ΔrGm变成负 值使反应向右进行。同时 , 钾变成蒸气 , 设法使其不断 离开反应体系,让体系中其分压始终保持在较小的数值 。不难预料随 Pk变小 ,ΔrGm向负值的方向变动 ,有利于 反应向右进行。
(阴极)
(阳极)
在电解中，必要时要混入适当的助熔剂，如在氯 化钠的电解中，是加入CaCl2为助熔剂，其作用是： 1. 降低熔点（钠熔点=1073K，混合盐熔点=873K） 2. 防止钠的挥发 3. 减小钠的分散性（熔盐密度大，钠密度小，易浮于 熔盐上面进行分离）
热还原法 热还原法中常用碳或碳化物作还原剂，从金属氧 化物或碳酸盐中还原出金属。 K2CO3＋2C 1473K 真空 2K＋3CO 2KF＋CaC2 1273 - 1473 K CaF2＋2K＋2C MgO + C CO + Mg MgO + CaC2 Mg + CaO + 2C 金属置换法:用活泼金属作还原剂的热还原法称金属置 换法，常用还原剂金属有：Na、Ca、Mg、Ba、Al等。 KCl + Na ==== NaCl + K RbCl + Ca == CaCl2 + 2Rb
C-208 TUPIAN

2 Mg(NO3)2 = 2 MgO ＋ 4 NO2 ＋ O2 4 LiNO3 = 2 Li2O ＋ 4 NO2 ＋ O2 2 NaNO3 = 2 NaNO2 ＋ O2
LiCl·H2O = LiOH ＋ HCl MgCl2·6H2O = Mg(OH)Cl ＋ HCl ＋ 5 H2O Mg(OH)Cl = MgO ＋ HCl
性质 （1）室温下，均能与水和稀酸反应：
Na2O2+2H2O→2NaOH+H2O2 Na2O2+H2SO4→Na2SO4+H2O2 2KO2+2H2O→2KOH+H2O2+O2↑ 2KO2+2H2SO4→2K2SO4+H2O2+O2↑
（2）与CO2的反应：
2Na2O2+2CO2→2NaCO3+O2 ↑
552 1070 4351
564 971 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
碱金属与碱土金属
第1节 一般性质 一、所形成的化合物多为离子型化合物（除Li,Be外） 以Be为例： 1、共价性强，BeF2 带有共价 性； 2、水解性，Be2+离子只能在 酸性溶液中存在，否则水解； 3、配合性质，形成的配合物 的数目比其他的元素多； 4、聚合性质，4BeAc2 + H2O = Be4OAc6 + 2HAc

Be―Cl,Be―I等键已有很大的共价成分了。 由于，从Be → Ba 半径递增，所以： 碱土金属的还原性： 碱土金属的电极电位： 从Be → Ba递增； 从Be → Ba递降。 碱土金属离子的水合热：从Be → Ba递减；
电 离 能 、 电 负 性 减 小
金 属 性 、 还 原 性 增 强
原 子 半 径 增 大
二、氧化物
S区元素可以形成三类氧化物：
正常氧化物 (O2-) 过氧化物 超氧化物 (O22- ) (O2- )
稳定性: O2- > O22- > O2-
1、正常氧化物 碱金属中锂和碱土金属在空气中燃烧生 成正常氧化物，是离子化合物。其他碱 金属的正常氧化物由它们的过氧化物或 者硝酸盐与金属本身作用时得到。 例如： Na2O2＋2Na＝2Na2O 2KO2＋10Ｋ＝6K2O＋O2
（2） 与水作用 2M + 2H2O → 2MOH + H2（g） 钾与水反应
Li
Na
K
单质的化学性质
2、与非金属反应 碱金属在室温下能生成一层氧化物(如Na2O)，在锂的表面 上，除生成氧化物外还有氮化物(Li2O、Li3N)。 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。
1、不稳定性
除了LiH以外，其余的均不到熔点都已分解。
LiH可加热到 688 ℃ 熔点也不分解。
ΔH
f
LiH NaH KH RbH CsH -90.4 -57.3 -57.7 -54.3 -49.3
NaCl -441
2、强还原性
S区元素氢化物都是很好的还原剂。
(1) 钛的冶炼:
2LiH TiO