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第九章 s 区元素

学习要求： 1. 掌握 s 区元素的电子构型与性质的关系。 2. 掌握 s 区元素的氧化物类型和性质。 3. 掌握 s 区元素氢氧化物的碱性及其变化规律。 4. 掌握 s 区元素盐类的溶解性及含氧酸盐热稳定性的一些规律。 5. 了解 Li 、 Be 的特殊性和对角线规则。. 第九章 s 区元素. s 区元素包括周期表中 ⅠA 族和 ⅡA 族元素。 第 ⅠA 族元素，又称碱金属，包括 : 锂 ( 3 Li) 、钠 ( 11 Na) 、钾 ( 19 K ) 、铷 ( 37 Rb) 、 铯 ( 55 Cs) 、钫 ( 87 Fr) 。

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第九章 s 区元素

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  1. 学习要求： 1.掌握s区元素的电子构型与性质的关系。 2.掌握s区元素的氧化物类型和性质。 3.掌握s区元素氢氧化物的碱性及其变化规律。 4.掌握s区元素盐类的溶解性及含氧酸盐热稳定性的一些规律。 5.了解Li、Be的特殊性和对角线规则。 第九章 s区元素

  2. s区元素包括周期表中ⅠA族和ⅡA族元素。 第ⅠA族元素，又称碱金属，包括:锂(3Li)、钠(11Na)、钾( 19K)、铷(37Rb)、 铯(55Cs)、钫(87Fr)。 第ⅡA族，又称碱土金属，包括: 铍(4Be)、镁(12Mg)、钙(20Ca)、锶(38Sr)、钡(56Ba)、镭(88Ra)。 价电子构型：ns1~2 氧化态：碱金属+1碱土金属+2 在自然界的含量：Ca（4.1%）、Na（2.3%）、Mg（2.3%）、 K（2.1% ），居前10位元素。 Li、Rb、Cs、Be属希有元素。钫和镭是放射性元素。 ns1 ns2np6 ns2 ns2np2 ns2np1 ns2np3 ns2np5 ns2np4 9.1 s区元素概述

  3. s区元素性质特点： 周期表中，同一周期从左到右： Z*依次增大，r依次减小，I、E、χ依次增大。故： 碱金属Z*最小，r最大，I1最小，χ最小，金属性最强。 碱土金属E最小，其余性质均仅次于碱金属。 因此s区元素是最活泼的金属元素，称典型金属元素。 周期表中，同族元素从上到下： Z*依次增大，r依次增大（水合离子的半径依次减小），I1依次减小，E依次减小，χ依次减小，金属性依次增强。

  4. 几点说明： 1.碱金属和碱土金属主要形成离子化合物。但LiI、LiCl、MgCl2、BeO等化合物有一定的共价性。 这是由于Li+、Be2+、Mg2+的半径小，极化力强，而I-、Cl-的变形性大，因此这些化合物的共价性较强。有的共价性超过了离子性。如LiI的共价性约占50%、BeI2的共价性可达75%。 2.锂的电极电势反常。 K的活泼性大于Li，但由电极电势可见Li的还原性大于K。

  5. M（s） M+（aq） M（g） I M+（g） Li Na K (kJ ) 139 103 81.4 I (kJ ) 521 499 421 (kJ ) -519 -406 -322 (kJ ) 141 196 180 可见在水中的活泼性（还原性）： Li ＞K＞Na Li活泼性特别大的原因是Li的半径特别小，水合热特别大，使得总能量减小。 ΔrHø越小，M的活泼性越大

  6. Li Be Na Mg K Ca Rb Sr Cs Ba 3.s区金属是低密度、低硬度、低熔点金属。 密度增大（原子量增大） 硬度减小（半径增大，金属键减弱） 熔沸点降低（半径增大，金属键减弱） （最轻的金属，比煤油还轻） 不可用小刀切割 比水轻 （最软，最活泼的金属，熔点仅次于Hg） 密度增大（原子量增大） 硬度增大（金属键增强） 熔沸点升高（金属键增强）

  7. 金属钠

  8. 碱金属和碱土金属很活泼，均具有很强的还原性。碱金属和碱土金属很活泼，均具有很强的还原性。 9.2 单质的化学性质 1.与空气反应 4Li+O2=2Li2O 室温迅速 生成普通氧化物和氮化物 6Li+N2=2Li3N Na+O2（过量）=Na2O2 高温可生成氮化物 稍热燃烧 生成过氧化物 K +O2（过量）=KO2 Rb+O2（过量）=RbO2 生成超氧化物 室温燃烧 Cs+O2（过量）=CsO2

  9. 2Mg+O2 =2MgO 室温缓慢 生成普通氧化物 高温剧烈加热生成氮化物 2Ca +O2 =2CaO 碱土金属在常压的氧气中燃烧，所得产物一般都是正常氧化物，但钡在过量氧气中燃烧也有一些BaO2生成。

  10. 除Be、Mg外，碱金属、碱土金属在高温下与氢直接化合，生成离子型氢化物。除Be、Mg外，碱金属、碱土金属在高温下与氢直接化合，生成离子型氢化物。 2M+H2=2MH (M为碱金属） M+H2=2MH2 (M为碱土金属） 氢化物与水反应放出氢气。 MH2+H2O=M(OH)2+H2 ↑ 离子型氢化物是强还原剂。 TiCl4+4NaH=Ti+4NaCl+2H2 ↑ 2.与H2反应

  11. 2Li +2H2O=2LiOH+H2↑ 片刻中止 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 剧烈 2K+2H2O =2KOH + H2↑ 燃烧 2Rb+2H2O =2RbOH + H2↑ 爆炸 2Cs+2H2O =2CsOH + H2↑ 爆炸 Be、Mg不与冷水作用，但能与高温水蒸气反应；Ca、Sr、Ba能与冷水作用，且比较剧烈。 3.与水反应

  12. 钾与水反应

  13. 虽然 小于 即Li的还原性大于Cs，与水反应应比Cs剧烈。但LiOH溶解度小，一旦产生覆盖在金属表面，阻止反应进行，且锂的熔点较高，反应产生的热量不足以使其熔化，因此反应片刻终止。 由于s区元素的性质活泼，故碱金属和Ca、Sr、Ba应保存在煤油中，Li保存在石蜡中。

  14. 9.3.1 氧化物 1.氧化物分类 普通氧化物 M2O 过氧化物 M2O2 超氧化物 MO2臭氧化物 MO3 2.氧化物的性质 （1）与水反应 碱金属氧化物 M2O+H2O=2MOH （Li2O很慢，Rb 2O、Cs2O燃烧甚至爆炸） 碱土金属氧化物MO+H2O=M(OH)2 （BeO、MgO难溶于水，其余与水反应放出大量热） 其他氧化物Na2O2+2H2O=2NaOH+H2O2 2KO2+2H2O=2KOH+H2O2+O2 4KO3+2H2O=4KOH+5O2 9.3 氧化物和氢氧化物

  15. （2）与稀H2SO4反应 Na2O+H2SO4=Na2SO4+H2O Na2O2+H2SO4=Na2SO4+H2O2 BaO2 +H2SO4 =BaSO4+H2O2 可制取H2O2 （3）与CO2反应 Na2O+CO2=Na2CO3 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 4KO2+ 2CO2= 2K2CO3+3O2 用作高空飞行与潜水供氧剂。 （4）臭氧化物的不稳定性 KO3 =KO2+O2

  16. 9.3.2 氢氧化物 碱金属和碱土金属氢氧化物都是白色固体，碱金属氢氧化物称苛性碱，如KOH称苛性钾，NaOH称苛性钠（又称火碱）。 1.氢氧化物的溶解性 碱金属氢氧化物都溶于水，碱土金属氢氧化物在水中的溶解度比碱金属氢氧化物小得多。 通常离子化合物的溶解性与其晶格能（或离子势φ）成反比。

  17. 微溶 溶解度增大（晶格能减小） 难溶 LiOH Be(OH)2 NaOH Mg(OH)2 KOH Ca(OH)2 RbOH Sr(OH)2 CsOH Ba(OH)2 NaOH、Ca(OH)2在空气中易潮解，常作干燥剂。 NaOH、 KOH具有强的吸水性和腐蚀性。 微溶 易溶 易溶 溶解度减小（因晶格能增大）

  18. 2.氢氧化物的碱性 R-O-H 当金属离子（R）的电子构型相同时，离子势越小，金属氢氧化物的碱性愈强。 r的单位是pm ＞0.32 酸性 0.32＞＞0.22两性 ＜0.22 碱性

  19. 碱性强的原因是： a、在水中溶解度大，使碱的浓度大。 b、在水中几乎全部电离，使OH-离子的浓度大。LiOH和Mg(OH)2在水中溶解度不大，其水溶液中的OH-浓度不高，因而为中强碱。

  20. 主要掌握NaOH、KOH的性质： (1) 2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O NaOH常含有Na2CO3杂质，要得不含Na2CO3的 NaOH溶液，可配制NaOH的饱和溶液，Na2CO3 不溶于饱和的NaOH溶液而沉淀析出。 (2) 2NaOH+SiO2=Na2SiO3+H2O NaOH能腐蚀玻璃，并生成粘性的Na2SiO3把口粘紧，故盛放NaOH的试剂瓶不能用玻璃塞。 工业上熔化NaOH一般用铁铸容器，在实验室熔 融NaOH用银或镍制器皿。

  21. (3)与两性金属和一些非金属反应 2NaOH+Cl2= NaCl+NaClO+H2O 6NaOH+3S =2Na2S+Na2SO3+3H2O 3NaOH+4P+3H2O=3NaH2PO2+PH3↑ 2NaOH+Si+H2O=Na2SiO3+2H2↑ 2NaOH+2Al+6H2O= Na[Al(OH)4]+H2↑ C、 N2、O2、F2与NaOH不反应。

  22. Cu+ Cu2O↓黄或红Cu + Cu2+ Mg2+ Mg(OH)2↓白 Fe3+ Fe(OH)3↓红棕 Fe2+ Fe(OH)2↓白Fe(OH)3↓红棕 Mn2+ Mn(OH)2↓肉MnO(OH)2↓棕褐 Cd2+NaOH Cd(OH)2↓白 Ag+ Ag2O ↓棕黑 Hg2+ HgO ↓黄 Hg22+ HgO↓+Hg↓黑 Co2+ 碱式盐↓蓝Co(OH)2↓粉红 Co(OH)3↓棕褐 Ni2+碱式盐↓浅绿 Ni(OH)2↓绿色 O2 O2 O2 (4)与常见金属阳离子的反应 浓NaOH 浓NaOH

  23. Be2+ Be(OH)2↓白Be(OH)42-无色 Al3+ Al(OH)3↓白 Al(OH)4-无色 Cr3+ Cr(OH)3↓灰蓝CrO2- 亮绿色 Zn2+ Zn(OH)2↓白 Zn(OH)42-无色 Pb2+ 适量NaOH Pb(OH)2↓白过量NaOH Pb(OH)42-无色 Sb3+ SbO(OH)↓白Sb(OH)4-无色 Sn2+ Sn(OH)2↓白Sn(OH)42-无色 Sn4+ Sn(OH)2↓白Sn(OH)62-无色 Cu2+ Cu(OH)2↓浅蓝Cu(OH)42- 蓝色 Fe(OH)3和Cu(OH)2微显两性。可用NaOH分离以上两组离子。 热浓 部分溶解.

  24. 9.4 盐 类 碱金属和碱土金属的常见盐类有卤化物、碳酸盐、硝酸盐、硫酸盐和硫化物等。它们绝大多数是离子型晶体。由于Li+、Be2+离子半径最小，极化作用较强，使得它们的卤化物具有较明显的共价性。 1. 溶解性 碱金属盐类通常易溶于水(锂盐例外)，如碱金属的卤化物、硫化物、硝酸盐、碳酸盐、硫酸盐、磷酸盐、草酸盐、铬酸盐中除了LiF、Li2CO3、Li3PO4不溶，其余全溶。且它们的离子都是无色的。

  25. 只有少数碱金属盐是难溶的;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。只有少数碱金属盐是难溶的;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。 • 六羟基锑(Ⅴ)酸钠 Na[Sb(OH)6] (白色) • 高氯酸钾 KClO4 (白色) • 酒石酸氢钾 　 KHC4H4O6 (白色) • 氯铂酸钾 K4[PtCl6] (淡黄色) • 钴亚硝酸钠钾 K2Na[Co(NO2)6] (亮黄色) • 四苯硼酸钾 K[B(C6H5)4 ] (白色) 钠、钾的一些难溶盐常用于鉴定钠、钾离子。

  26. 碱土金属盐类的重要特征是它们的微溶性。 溶解度的大小与晶格能和水合热有关。晶格能越大，溶解度越小，水合热越大，溶解度越大。 正负离子半径接近时，晶格能是主要因素。如： 硫化物BeS不溶，其余溶，且溶解度从Be到Ba依次增大。 正负离子半径悬殊时，水合热是主要因素。如： 碳酸盐 BeCO3溶，其余难溶。且溶解度从Be到Ba依次减小。 硫酸盐 BeSO4、MgSO4较易溶，其余难溶。且溶解度从Be到Ba依次减小。 磷酸盐 均难溶。且溶解度从Be到Ba依次减小。 铬酸盐BeCrO4、MgCrO4易溶于水，其余难溶。且溶解度从Be到Ba依次减小。 草酸盐BeC2O4、MgC2O4溶于水，其余难溶。以CaC2O4溶解度为最小。

  27. 一般：小-小结合或大-大结合稳定，溶解度小，一般：小-小结合或大-大结合稳定，溶解度小， 小-大结合或大-小结合不稳定,溶解度大。 另外，Na2CO3的溶解性大于NaHCO3，CaCO3的溶解性小于Ca(HCO3)2。

  28. 碱金属的含氧酸盐一般具有较高的热稳定性。如碱金属碳酸盐除Li2CO3在1543K以上分解为Li2O和CO2外，其余难分解。碱金属的含氧酸盐一般具有较高的热稳定性。如碱金属碳酸盐除Li2CO3在1543K以上分解为Li2O和CO2外，其余难分解。 碱土金属的含氧酸盐热稳定性差。如CaCO3在900℃分解为CaO和CO2。 其原因是阳离子极化作用越强，对酸根的反极化作用越强，盐的热稳定性越小。 如稳定性： K2CO3＞Na2CO3＞BaCO3＞CaCO3＞ZnCO3 2. 含氧酸盐的热稳定性

  29. 硝酸盐热稳定性较低，在一定温度可分解，但分解产物不同。硝酸盐热稳定性较低，在一定温度可分解，但分解产物不同。 LiNO3、Be(NO3)2和Mg(NO3)2加热生成氧化物、NO2和O2。 Ca(NO3)2、Sr(NO3)2、Ba(NO3)2及NaNO3、KNO3加热生成亚硝酸盐和O2。 2Mg(NO3)2=2MgO+4NO2+O2 2NaNO3=2NaNO2+O2

  30. 9.5 对角线规则 一些处于相邻两个族对角线上（左上方和右下方）的元素的性质呈现相似性。如硼和硅、锂和镁、铍和铝等，这种相似关系称为对角线关系，也称对角线规则。 原因在于对角线上的元素原子具有相近的静电场力。如Be2+的半径虽小于Al3+，但电荷却是Al3+高于Be2+。

  31. 如：LiNO3与Mg(NO3) 分解产物均为氧化物、CO2和O2；LiOH与Mg(OH)2均为中强碱；碳酸盐均不稳定，加热生成氧化物和二氧化碳；如氟化物、碳酸盐和磷酸盐等均难溶于水等。 又如：Be和Al以及它们的氢氧化物均为两性，在适当条件下可与酸、碱反应； BeO和Al2O3都具有高熔点、高硬度等。

  32. 作 业 1、 4、 5、6、 7、 8、 10、11、12、13

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