元素周期律 碱土金属元素性质总结2
碱金属碱土金属
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。
必修二化学元素周期律知识点总结
必修二化学元素周期律知识点总结元素周期律(Periodic law)，指元素的性质随着元素的原子序数(即原子核外电子数或核电荷数)的递增呈周期性变化的规律。
下面是WTT为你收集整理的必修二化学元素周期律知识点总结，一起来看看吧。
必修二化学元素周期律知识点总结一.元素周期表的结构周期序数=核外电子层数主族序数=最外层电子数原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数必修二化学元素周期律知识点总结二.元素的性质和原子结构(一)碱金属元素：2.碱金属化学性质的递变性：递变性：从上到下(从Li到Cs)，随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
结论：1)原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
2)金属性强弱的判断依据：与水或酸反应越容易，金属性越强;最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性越强，金属性越强。
3.碱金属物理性质的相似性和递变性：1)相似性：银白色固体、硬度小、密度小(轻金属)、熔点低、易导热、导电、有展性。
2)递变性(从锂到铯)：①密度逐渐增大(K反常) ②熔点、沸点逐渐降低3)碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性(二)卤族元素： 2.卤素单质物理性质的递变性：从F2到I21)卤素单质的颜色逐渐加深;2)密度逐渐增大;3)单质的熔、沸点升高3.卤素单质与氢气的反应：X2 + H2 =2 HX卤素单质与H2 的剧烈程度：依次减弱;生成的氢化物的稳定性：依次减弱4.非金属性的强弱的判断依：1.从最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。
2.同主族从上到下，金属性和非金属性的递变：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的能力减弱，失电子的能力增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。
6.第二节 碱金属和碱土金属的性质
Na
黄色
K
紫色
Mg
白色
Ca
砖红色
Cu
绿色
• 镁与二氧化碳发生反应
• 2Mg＋CO2===2MgO+C
点燃
2Na＋S====Na 2S 或研磨
△
切割一小块钠放在水中，可观察到钠浮在水
面上与水激烈反应而来回运动着：
2Na+2H2O==2NaOH+H2↑
钾可在水面上燃烧呈现紫红色火焰。
碱金属与水的 反应 Li反应时由于产物溶解度小而吸附在金属表 面上，使反应缓慢进行。
碱金属在常 温下可以与 空气中的O2 反应 碱土金属一般要加热 才能进行反应。这是 因为它的表面容易生 成氧化膜保护层。
4Na＋O2＝2Na2O 2Na＋O2＝Na2O2
在空气在燃烧时，钠生成过氧化 物，钾、铷、铯生成超氧化物
△ห้องสมุดไป่ตู้
△
2Ca＋O2====2CaO
2Mg＋O2===2MgO
△
元素
焰色反 应
第二节
第二节s区元素概述
碱金属和 碱土金属的性质
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ⅧA S区元素 P区元素 2He 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 19K 20Ca 31Ga 32Ge 33As 34Se 35Br 36Kr 37Rb 38Sr 49In 50Sn 51Sb 52Te 53I 54Xe 55Cs 56Ba 81Tl 82Pb 83Bi 84Po 85At 86Rn 87Fr 88Ra
第IIA族包括铍、镁、钙、 锶、钡和镭六种元素， 第IA族包括锂、 钠、钾、铷、铯 和钫六种元素， 由于它们的氢氧 化物都是易溶于 ⅠA ⅡA 由于钙、锶和钡的氧化 物在性质上介于“碱性 的”碱金属氧化物和
元素周期律碱土金属元素性质总结
元素周期律碱土金属元素性质总结碱土金属是周期表中的第2A族元素，包括铍(Be)、镁(Mg)、钙(Ca)、锶(Sr)、钡(Ba)和镭(Ra)。
这些金属具有许多相似的性质，下面我将对碱土金属元素的性质进行总结。
1.物理性质：-颜色：碱土金属通常呈银白色，具有良好的光泽。
- 密度和硬度：碱土金属的密度和硬度较高，镁的密度为 1.7g/cm³，钡的密度为3.6g/cm³。
-熔点和沸点：这些元素具有相对较低的熔点和沸点，钙的熔点为842℃，镁的熔点为650℃。
2.化学性质：-金属性质：碱土金属是良好的导电体和热导体，具有良好的延展性和可塑性。
-活泼性：碱土金属的活性较高，但低于碱金属，它们与非金属形成离子化合物。
例如，钙与氧反应生成氧化钙。
-反应性：碱土金属在水中反应产生氢气和相应的碱土氢氧化物。
这个反应的活跃程度依次递增，镁的反应较慢，而镭的反应最活跃。
-氧化态：这些元素的氧化态通常为+2，但镁有时也可以呈现+1的氧化态。
3.化合物性质：-氧化物：碱土金属形成不同稳定度的氧化物。
例如，镁氧化物(MgO)是一种具有高熔点和良好导电性的离子化合物。
-氢氧化物：碱土金属的氢氧化物也称为碱土金属氢氧化物。
这些氢氧化物是碱性的，并且可溶于水。
例如，氢氧化钙(Ca(OH)2)是一种常见的碱土金属氢氧化物。
-硫化物：碱土金属形成硫化物，例如，硫化镁(MgS)和硫化钙(CaS)。
4.应用：-镁是碱土金属中用途最广泛的元素之一，主要用于制造轻质合金，如航空领域中的铝合金。
-钙是人体骨骼和牙齿的主要成分，因此在医药和食品工业中广泛使用。
-钡主要用于制造玻璃和釉料，还用于医学检查中的造影剂。
-镭用于癌症治疗以及一些辐射检测和探测领域。
需要注意的是，虽然碱土金属具有许多有用的应用，但它们也有一些缺点。
例如，钙在水中溶解度较低，容易形成沉淀，而镁和钡的化合物对环境和人体健康有一定的危害性。
总结起来，碱土金属元素在物理性质和化学性质方面具有许多相似之处。
化学元素周期表的元素性质
化学元素周期表的元素性质化学元素周期表是化学界广泛应用的一种分组化工具，它将各种元素按照一定的规律排列起来，向我们展示了元素的周期性和趋势性。
每个元素都有特定的原子性质和化学性质，在周期表中，这些性质根据元素的位置和排列有着明显的规律和变化。
本文将详细介绍一些常见元素的性质，包括物理性质、化学性质以及元素的周期趋势。
第一部分：元素周期表的基本结构与命名规则化学元素周期表是由英国化学家门德莱夫于1869年首次提出的。
它由一系列水平排列的横行和垂直排列的竖列组成，横行称为周期，竖列称为族。
横行的周期数越高，原子序数越大。
周期表的左侧是碱金属元素，右侧是气体元素，中间是过渡金属元素。
元素的命名规则遵循国际纯粹与应用化学联合会 (IUPAC) 的规定，通常采用拉丁文命名，并用缩写代表，如氢元素是H，氧元素是O。
第二部分：元素的物理性质元素的物理性质是指元素在无变化化学环境下所具有的性质。
其中包括原子量、电子排布、状态、熔点、沸点、导电性等。
例如，氧元素的原子量是16，电子排布为2,6，氧气在常温下是气体状态，熔点为-218.8°C，沸点为-183°C，而氧元素是一种良好的氧化剂。
第三部分：元素的化学性质元素的化学性质是指元素与其他元素或化合物发生化学反应时所表现出来的性质。
化学性质包括元素的化合价、化学活性、氧化还原性等。
举个例子，钠是一种具有强烈金属性质的化学元素，它具有+1的单一化合价，与氧元素反应时会产生氧化钠。
第四部分：元素的周期趋势在元素周期表中，第一周期只有两个元素，氢和氦。
随着周期数的增加，元素的原子量、原子半径、电子亲和能力、电离能等特性都会发生逐渐的变化。
比如，原子半径随着周期数增加而逐渐增大，而电离能随着周期数增加而逐渐增大。
这些周期性趋势对于理解元素的性质和预测元素的反应非常重要。
结语化学元素周期表是化学研究中不可或缺的基础工具，通过它我们可以了解各种元素的性质和趋势。
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结元素周期律是化学中一个重要的理论框架，它将化学元素按照一定的规律进行分类和排列。
下面将从元素周期律的历史背景、周期表的结构、周期规律和元素特性等方面进行总结。
首先，元素周期律的历史背景。
19世纪中叶，随着化学元素的发现和研究的深入，人们意识到，在一些相似性质的元素中，它们的原子质量存在一定的规律。
1869年，俄国化学家门捷列夫提出了元素周期律的第一个版本。
这个版本是将当时已知元素按照原子质量从小到大排列，形成了一个周期性的表格。
其次，元素周期表的结构。
元素周期表由一系列有序的水平行和垂直列组成。
水平行被称为周期，垂直列被称为族。
周期表中的每一个方格代表一个元素，每个元素的方格中包含了元素的原子序数、原子质量和元素符号等信息。
周期表的结构使得我们可以清晰地了解元素之间的关系和规律。
第三，元素周期律的周期规律。
元素周期表中的元素按照一定的规律周期性地排列。
最重要的一个规律是周期性变化。
即，周期表中的元素在原子结构和化学性质上的变化是有规律的。
这个规律可以总结为：随着原子序数的增加，周期表上的元素的原子半径逐渐变大，原子核电荷数逐渐增加，电子层次逐渐填满。
另外，周期表上的元素的离子半径、电负性、等离子电离能、电子亲和能等性质也有周期性变化。
最后，元素周期律中的元素特性。
根据元素周期表，我们可以了解到元素的一些特性。
例如，周期表左侧的元素通常是金属，它们具有良好的导电性和导热性；右侧的元素通常是非金属，它们常常具有较高的电负性和较低的电离能；族别的分布也提供了其他特定的信息，如周期表第一族（碱金属）、第二族（碱土金属）等。
综上所述，元素周期律是一个重要的化学理论框架，它对化学元素的分类和性质研究具有重要的指导意义。
通过学习元素周期律，我们可以更好地理解元素间的相互作用和化学变化，为化学实验和应用提供基础知识。
化学必修二第二节 元素金属性、非金属性周期性变化规律
……………………………………………………………最新资料推荐…………………………………………………二．元素金属性、非金属性周期性变化规律元素的金属性是指元素的原子电子的能力；元素的非金属性是指元素的原子电子的能力。
1．碱金属元素 （1）原子结构特点相同点：碱金属元素原子的相同，都为。
递变性：从Li 到Cs ，碱金属元素的原子结构中，依次增多，原子半径依次。
根据教材实验，完成下表相似性：都能与O 2和H 2O 发生反应，都有强。
递变性：比的还原性更强，更易与O 2和H 2O 反应。
有关反应方程式：①与O 2反应：锂与氧气反应： 钠在不同条件下与O 2反应：常温下：加热(或点燃)：小结：从Li 到Cs 在空气中燃烧其产物越来越复杂。
②与水反应：钠与水反应：钾与水反应： （3）碱金属的物理性质根据教材表1－1碱金属的主要物理性质，归纳碱金属的物理性质的相似性和递变性：相似性：除略带金色光泽外，其余的都呈色；它们的质地都比较，有性；密度都比较，熔点都比较，导电性和导热性。
递变性：随着核电荷数的增多，碱金属的密度逐渐（钠除外），熔、沸点逐。
2．卤族元素卤族元素包括、、、、5种元素，它们位于元素周期表的第纵行，属于第族。
（1）原子结构特点相同点：卤族元素原子的相同，都为。
递变性：从F 到I ，卤族元素原子的增多，原子半径。
核对核外电子的吸引能力，得电子能力。
（2）．卤族元素的物理性质阅读教材的资料卡片，归纳卤素单质物理性质的变化规律：单质的颜色逐渐，密度逐渐，熔、沸点逐渐。
（3）．卤族元素的化学性质①卤族单质与氢气的反应F2Cl2Br2I2相似性都能与H2化合递变性反应条件暗处（爆炸）光照或点燃加热持续加热反应剧烈程度逐渐与氢气化合的难易程度逐渐产物的稳定性逐渐②卤素单质间的置换反应实验操作实验现象化学（离子）方程式结论静置后，液体分层，上层，下层Cl2、Br2、I2的氧化性静置后，液体分层，上层，下层静置后，液体分层，上层，下层思考：1．以上卤素单质的置换反应中用三组实验来说明Cl2、Br2、I2氧化性强弱，若只选两组，应是哪两组？各卤素离子的还原性又如何？2．对比卤素单质氧化性的强弱和卤素离子还原性的强弱，你能得到什么结论？非金属单质的越强，其对应阴离子的越。
化学知识点强化训练—碱土金属及其化合物
化学知识点强化训练—碱土金属及其化合物碱土金属是指位于元素周期表第IIA族的镁（Mg）、钙（Ca）、锶（Sr）、钡（Ba）和镭（Ra）。
它们的原子结构特点是电子结构的外层有两个电子，因此它们的化合物通常具有+2价。
碱土金属的常见特点包括：1.金属性质：碱土金属具有良好的导电性和导热性，金属光泽，可延展性和脆性。
2.相对较低的密度：碱土金属相对于其他金属来说密度较低，但比碱金属要高。
3.碱土金属离子：碱土金属通常形成+2价离子，失去两个外层电子。
4.活泼的化学性质：虽然比碱金属活泼性较低，但碱土金属仍具有较强的还原性和活泼的化学性质。
5.能与非金属反应：碱土金属可以与非金属元素直接反应形成离子化合物，如硫化物、氮化物和氧化物等。
碱土金属的化合物包括：1.氢化物（H－）：碱土金属与氢反应会生成碱土金属氢化物，如钙的氢化钙（CaH2）。
2.氧化物（O2-）：碱土金属与氧反应会生成碱土金属氧化物，如镁的氧化镁（MgO）。
3.硫化物（S2-）：碱土金属与硫反应会生成碱土金属硫化物，如锶的硫化锶（SrS）。
4.氮化物（N3-）：碱土金属与氮反应会生成碱土金属氮化物，如钡的氮化钡（Ba3N2）。
5.碱土金属盐：碱土金属与非金属酸反应会生成各种碱土金属盐，如钙的硝酸钙（Ca(NO3)2）。
碱土金属的化合物在生活和工业中有广泛的应用。
以下是一些常见的应用：1.碱土金属氢化物可用作去除水中含氧物质的剂量控制剂。
2.碱土金属氧化物可用作建筑材料的组成部分，如水泥、石膏和石灰。
3.碱土金属盐可用作肥料的成分，如硝酸钙用于提供土壤中的钙和氮。
4.碱土金属盐在药物和医疗应用中起着重要作用，如碳酸钙用于治疗骨质疏松症。
5.碱土金属在能源产业中有应用，如钡化合物可用于阴极射线显像管和核反应堆。
总结起来，碱土金属及其化合物在许多领域中都有重要的应用。
了解碱土金属的性质和化合物对于学习和应用化学知识都是非常有益的。
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元素周期律碱土金属元素性质总结I.元素周期律1.周期表位置IIA族（第2纵列），在2、3、4、5、6、7周期上均有分布。
元素分别为铍(Be)-4，镁(Mg)-12，钙(Ca)-20，锶(Sr)-38，钡(Ba)-56，镭(Ra)-88。
2碱土金属的氢氧化物都是苛性较强的碱（除铍外），多存在于难用化学方法分解的化合物中，所以把它们被称为为碱土金属。
3.碱土金属在自然界均有存在且都以化合物的形式存在，前五种含量相对较多，镭为放射性元素，由居里夫妇在沥青矿中发现。
由于它们的性质很活泼，一般的只能用电解方法制取。
II.物理性质II.1物理性质通性（相似性）1.碱土金属单质皆为具金属光泽的银白色金属(铍为灰色)，但暴露在空气中会因氧气的氧化作用生成氧化物膜使光泽度下降，呈现灰色。
常温下均为固态。
2.碱金属熔沸点均较低（但大于碱金属）。
硬度略大于碱金属，莫氏硬度均小于5，质软（可用小刀切割，新切出的断面有银白色光泽，空气中迅速变暗）。
.导电、导热性、延展性都较好。
3.碱金属单质的密度小（但大于碱金属），是轻金属。
II-2.物理性质递变性随着周期的递增，卤族元素单质的物理递变性有：1.金属光泽逐渐增强。
2.熔沸点逐渐降低。
3.密度逐渐增大。
硬度逐渐减小。
4.碱土金属元素晶体结构随着原子序数的增大呈现出六方密堆积→面心立方堆积→体心立方堆积的结构变化II.3.物理性质特性1.铍呈现灰色，属于轻稀有金属。
2.铍和镁没有焰色反应。
3.碱土金属熔沸点存在不规律性钙密度不规律变化原因：与钾密度不规律变化原因相同碱土金属熔点不规律变化的原因：影响熔点的因素有：1.价电子2.原子半径3.金属晶格结构对碱土金属来讲，晶格结构不很规律，Be,Mg为六方晶格（配位数为12），Ca\Sr为面心立方晶格(配位数12），Ba体心立方晶格（配位数8），因此变化存在不规律性II.5焰色反应1.碱土金属离子及其挥发性化合物在无色火焰中燃烧时会显现出独特的颜色（除铍、镁），这可以用来鉴定碱土金属离子的存在。
钙、锶、钡可用焰色反应鉴别。
2.电子跃迁可以解释焰色反应，一些碱土金属离子的吸收光谱落在可见光区，因而出现了标志性颜色。
III.化学性质III-1.原子化学性质III-1.1.原子化学性质通性1.最外层均有2个电子2.单质均为单原子分子，化学性质活泼。
3.在化学反应中易失2个电子形成离子。
4.与典型的非金属形成离子化合物（除铍外）。
III-1.2.原子化学性质递变性1.原子半径逐渐增大，相对原子质量逐渐增大。
原子核对外层电子的引力逐渐减弱。
2.电子层逐渐增多，原子序数（核电荷数、质子数、核外电子数）逐渐增大。
3.金属性性随周期数递增而增强。
III-1.3原子化学性质特性1.铍的原子化学特性：(1)原子半径和离子半径特别小(不仅小于同族的其它元素，还小于碱金属元素)(2)电负性又相对较高(不仅高于碱金属元素，也高于同族其它各元素)结论：铍形成共价键的倾向比较显著，不像同族其它元素主要形成离子型化合物。
铍常表现出不同于同族其它元素的反常性质。
铍由于原子化学特性所形成的反常性质归结于下：(1)铍由于表面易形成致密的保护膜而不与水作用，而同族其它金属镁、钙、锶、钡均易与水反应。
(2)氢氧化铍是两性的，而同族其它元素的氢氧化物均是中强碱或强碱性的。
(3)铍盐强烈地水解生成四面体型的离子[Be(H₂O)₂]，Be-O键很强，这就削弱了O-H键，因此水合铍离子有失去质子的倾向：因此铍盐在纯水中是酸性的。
而同族其它元素(镁除外)的盐均没有水解作用。
2.镭的所有同位素均具有放射性。
III-2.氧化还原性质1.单质都有还原性（相似性）原因：最外层都有2个电子，决定了在化学反应中易失电子，从而表现出还原性，还原性自上而下增强，金属性自上而下增强原因：碱土金属位于第二主族，越往下走电子层数依次增加，原子核对最外层电子的束缚力越来越小，所以越容易失电子。
2.离子具有弱氧化性。
3. 与其他元素化合时，一般生成离子型的化合物。
但Be和Mg离子具有较小的离子半径，在一定程度上容易形成共价键的化合物。
III.3与氧气的反应普通氧化物碱土金属在室温或加热时与氧化合，主要生成普通氧化物MO:反应通式：2M+O2=2MO但实际生产中常由它们的碳酸盐、硝酸盐或氢氧化物等加热分解来制备。
例如反应通式：MCO3=MO+CO2↑氧化物的性质：碱土金属的氧化物均是难溶于水的白色粉末。
除BeO为ZnS型晶体外，其余MO都是NaCl型晶体。
由于阴、阳离子都是带有两个单位电荷，而且M-O核间距又较小，所以碱土金属氧化物具有较大的晶格能，因此它们的熔点都很高、硬度也较大。
注意1：在空气中，镁表面生成一薄层氧化膜，这层氧化物致密而坚硬，对内部的镁有保护作用，所以有抗腐蚀性能，可以保存在干燥的空气里。
钙、锶、钡等更易被氧化，生成的氧化物疏松，内部的金属会继续被氧化，所以钙、锶、钡等金属要密封保存。
注意2：钡和氧气加热下反应除了得到氧化钡，还能得到过氧化钡(过氧化钡可以吸氧、放氧，用来提取大气中的氧气）过氧化物钙、锶、钡的氧化物与过氧化氢作用，可得到相应的过氧化物:反应通式：MO+H2O2+7H2O=MO2·8H2O钙、锶、钡燃烧可生成过氧化物反应通式：M+O2=点燃=MO2III.4碱金属与水反应反应通式：M+2H2O=M(OH)₂+H₂↑注意：铍表面生成致密的氧化膜，与水不反应。
镁跟热水反应，钙、锶和钡易与冷水反应。
共同现象：放出热量，生成可燃气体（氢气），反应后向水中滴加酚酞变红。
III.5与卤素反应反应通式：M+X₂--→MX₂碱土金属可和卤素（例如:氯）反应，产生离子化合物。
不过铍的卤化物是共价化合物，不是离子化合物。
其中越重的元素就反应得越剧烈。
III.6与氮气反应反应通式：3X+N2=点燃X3N2铍、镁、钙在常温下不与氮反应，要到一定的温度下，才和氮气反应生成氮化物。
而锶、钡、镭遇到空气，其表面就失去金属光泽，不仅形成氧化物，也形成氮化物。
氮化物含有氮离子，游离态氮化物稳定，但在水溶液中迅速水解生成氨气和氢氧化物。
III.7与氢气反应反应通式：2X+H2=高温2XH 钙、锶和钡能与氢气反应。
1.碱土金属的氢化物均为气态，H显-1价。
2.碱土金属氢化物与水剧烈反应放出氢气MH+H2O=MOH+H₂III.8与酸反应反应通式:2H++M=M2++H₂↑置换反应III.9氢氧化物1.碱土金属的氧化物(BeO和MgO外)与水作用，即可得到相应的氢氧化物。
碱土金属的氢氧化物均为白色固体，易潮解，在空气中吸收CO2生成碳酸盐。
2.碱土金属氢氧化物的溶解度较低，其溶解度变化按压Be(OH)2→Ba(OH)2的顺序依次递增，Be(OH)2和Mg(OH)2属难溶氢氧化物。
3.碱土金属氢氧化物溶解度依次增大的原因是随着金属离子半径的递增，正、负离子之间的作用力逐渐减小，易被水分子所解离的缘故。
4.在碱土金属的氢氧化物中，Be(OH)2呈两性，Mg(OH)2为中强碱，其余都是强碱。
III.10盐类常见碱土金属的盐类有卤化物、硝酸盐、硫酸盐、碳酸盐、磷酸盐等1.晶体类型绝大多数碱土金属盐类的晶体属于离子型晶体，它们具有较高的熔点和沸点。
常温下是固体，熔化时能导电。
碱土金属氯化物的熔点从Be→Ba依次增高，BeCl2熔点最低，易于升华，能溶于有机溶剂中，是共价化合物，MgCl2有一定程度的共价性。
2.颜色碱土金属离子都是无色的，它们盐类的颜色一般取决于阴离子的颜色。
无色阴离子与之形成的盐一般是无色或白色的;有色明离子与之形成的盐则具有阴离子的颜色。
3.溶解性碱土金属的盐比相应的碱金属盐溶解度小，有不少是难溶解的，这是区别碱金属的特点之一。
碱土金属的硝酸盐、氯酸盐、高氯酸盐和醋酸盐等易溶。
卤化物中除氟化物外，也是可溶的。
但是碳酸盐，磷酸盐和草酸盐等都难溶于水。
对于硫酸盐和铬酸盐来说，溶解度差别较大，例如：BeSO4、MgSO4、BeCrO4和MgCrO4易溶，其余全难溶(CaSO4微溶)。
尤其BaSO4和BaCrO4是溶解度最小的难溶盐之一。
CaC2O4(白色)、SrCrO4(白色)和BaCrO4(黄色)的溶解度也很小，反应又很灵敏，可用作Ca、Sr或Ba离子的鉴定。
铍盐有许多是易溶于水的，这与Be的半径小，电荷较多，水合能大有关。
4.存在形式在自然界中，碱土金属的矿石常以硫酸盐、碳酸盐的形式存在，例如白云石CaCO3·MgCO3，方解石(大理石)CaCO3、天青石SrSO4、重晶石BaSO4等等。
III.11锂-镁对角线规则元素周期表中，碱金属锂与位于其对角线位置的碱土金属镁存在一定的相似性，这里体现了元素周期表中局部存在的"对角线规则"。
锂与镁的相似性表现在:1.单质与氧气作用生成正常氧化物2.单质可以与氮气直接化合(和锂同族的其它碱金属单质无此性质)3.氢氧化物为中强碱，溶解度小，加热易分解4.氟化物、碳酸盐、磷酸盐难溶于水5.碳酸盐受热易分解锂-镁对角线规则可以用周期表中离子半径的变化来说明：同一周期从左到右，离子半径因有效电荷的增加而减少，同族元素自上而下离子半径因电子层数的增加而增大，锂与镁因为处于对角线处，镁正好在锂的"右下方"，其离子半径因周期的递变规律而减小，又因族的递变规律而增大，二者抵消后就出现了相似性。
III.12热稳性碱土金属盐的热稳定性较碱金属的差，但常温下也都是稳定的(除BeCO3外)。
碱土金属的碳酸盐在强热的情况下，才能分解成相应的氧化物MO和CO2，碳酸盐的热稳定性依Be→Ba的顺序递增，因为按此顺序离子极化力减弱。
III.13制备方法铍通常是用金属镁在大约1300℃下还原BeF2来制取的，也可以用电解熔融BeCl2(加入碱金属氯化物作助熔剂)的方法制得。
镁是所有这族金属中生产规模最大的金属，世界年产量在几十万吨以上。
电解法和硅热还原法是工业上生产镁的主要方法。
电解法是在750℃的温度下，通过电解熔融的MgCl2而获得镁。
硅热还原法则是在减压和1150℃的温度下，用硅铁与煅烧过的白云石进行反应而制得镁:2(MgO·CaO)+FeSi==2Mg+Ca2SiO4+Fe钙、锶、钡都可以用其氯化物进行熔盐电解制得，锶和钡还可以用金属铝在高温和真空条件下还原其氧化物制得。
一、金属氢氧化物的酸碱性1．以MOH 为代表的氢氧化物，可以存在两种离解方式：M －OH M + + OH －碱式离解MO ―H MO －+ H + 酸式离解 2．MOH 酸碱性的判据(1) 以Z / r 作为依据,，Z 为离子电荷数，r 为离子半径，Z / r 称为离子势，Φ = Z / r 。