元素周期律碱土金属元素性质总结
金属元素知识点总结
金属元素知识点总结一、金属元素的定义金属元素是指具有金属性质的元素，通常具有良好的导电性、导热性、延展性和弹性。
金属元素在周期表中主要位于左侧和中间位置，包括钠、铁、铜、铝等元素。
金属元素的性质主要受到其电子排布和原子结构的影响。
二、金属元素的分类1. 碱金属：包括锂、钠、钾等元素，它们具有低密度、低熔点和高反应性的特点。
2. 碱土金属：包括镁、钙、锶等元素，它们具有活泼的化学性质，在自然界中普遍存在。
3. 过渡金属：包括铁、铜、锌等元素，它们具有良好的导电性和导热性，通常用于制造工业材料。
4. 钪族元素：包括钪、钇、镧等元素，它们具有与过渡金属相似的性质。
5. 铀族元素：包括铀、钍、镤等元素，它们具有放射性特点，被广泛应用于核能领域。
6. 稀土金属：包括铈、镨、钕等元素，它们具有多样的化学性质和广泛的应用价值，是现代工业中重要的原材料。
三、金属元素的性质1. 导电性：金属元素中的自由电子能够在外加电场的作用下形成电流，因此具有良好的导电性能。
铜、铝等金属常用于制造电线、电路板等导电材料。
2. 导热性：金属元素的自由电子能够快速传递热量，因此具有良好的导热性能。
铝、银等金属常用于制造散热器、热交换器等导热材料。
3. 延展性：金属元素具有良好的延展性，可以在一定条件下被拉伸成细丝或薄片。
铜、铝等金属常用于制造金属丝、箔等材料。
4. 弹性：金属元素具有一定的弹性，可以在外力作用下产生形变并且恢复原状。
钢、弹簧钢等金属常用于制造弹簧、弹簧元件等。
5. 耐腐蚀性：金属元素中的一部分具有较强的耐腐蚀性，可以在不同环境条件下保持良好的性能。
不锈钢、镍基合金等金属常用于制造耐腐蚀部件。
6. 磁性：金属元素中的一部分具有一定的磁性，包括铁、镍、钴等元素。
它们在外加磁场的作用下能够产生磁性。
四、金属元素的应用金属元素广泛应用于工业、建筑、电子、航空航天等领域，具有重要的经济价值和社会意义。
1. 金属材料：金属元素作为重要的结构材料和功能材料，被广泛应用于制造汽车、飞机、船舶、建筑等领域。
碱金属和碱土金属
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。
碱金属与碱土金属总结
【金属单质】Li Na K Rb CsBe Mg Ca Sr Ba1、物理性质①、共性：碱金属与碱土金属的单质都具有银白色的金属光泽，具有良好的导电性和延展性。
②、特性：碱金属a、熔点较低除Li外都在100℃以下（Cs熔点最低放手上就融化）b、沸点熔点的温度间距较大，沸点一般比熔点高700℃以上1c、较软莫氏硬度都小于1，可以用刀子切割d、.密度都娇小属于轻金属碱土金属有2个电子可以参与成键，因而金属键比碱金属的强，碱土金属的熔沸点、硬度、密度都比碱金属高得多。
2、化学性质①、共性：a、碱金属和碱土金属都是非常活泼的金属元素，同族从Li到Cs和从Be到Ba活泼性依次增强。
b、.都有很强的还原性，与许多非金属单质直接反应生成离子型化合物。
在绝大多数化合物中，它们以正离子形式存在。
②、与H2O反应碱金属及Ca Sr Ba同水反应生产氢氧化物和氢气如：2Na+2H2O=2NaOH+H22Ca+2H2O=Ca(OH)2+H2（注：a、Li Ca Sr Ba与水反应较平稳，因为它们的熔点较高，不易融化，与水反应不激烈；另一方面，由于它们的氢氧化物溶解度小，生成的氢氧化物覆盖在金属表面阻碍金属与水接触，从而减缓反应。
b、Be Mg的金属表面可以形成致密的氧化物保护膜，常温下它们对水是稳定的。
c、.其他碱金属与水反应非常剧烈，量大时会发生爆炸。
这些碱金属的熔点很低，与水反应放出的热恋是金属熔化为液态，跟有利于反应的进行；同时它们的氢氧化物溶解度很大，不会对反应起阻碍作用。
）③、与H2反应碱金属及Ca Sr Ba均可直接与H2作用，生成金属氢化物如：H2+Ca=CaH2(423-573K条件下）产物氢化钙是很强的还原剂用途：氢气发生剂、还原剂、干燥剂及还原氧化物金属④、与液氨碱金属及Ca Sr Ba均可溶于液氨中生成蓝色的导电溶液，高溶液中含有金属离子和溶剂化的只有电子，具有极强的还原能力。
3Na+2NH3（l）=Na+(NH3)+e-(NH3)⑤、制备稀有金属或贵金属由于碱金属和一些碱土金属单质都与水激烈反应，所以它们不能在水溶液中做还原剂使用。
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。
化学周期表及其中元素性质分析
化学周期表及其中元素性质分析化学周期表是一种按照元素原子序数、原子性质和化学性质进行分类的表格。
元素的周期性和性质分析是理解化学元素、化学反应和化学物质的基础。
下面将根据任务需求，对周期表中的元素进行性质分析。
元素周期表是由俄罗斯化学家门捷列夫于1869年首次提出的。
按照原子序数的升序排列，周期表将元素分为一到七周期。
每个周期中包含了一系列具有相似性质的元素，这是由于它们在原子构造和化学性质上的相似。
周期表中的元素性质分为金属、非金属和金属loid。
金属元素占据了周期表的绝大部分，它们具有良好的导电性和热传导性，通常为固体，具有良好的延展性和韧性。
典型的金属元素包括钠（Na）、铝（Al）、铜（Cu）等。
非金属元素在周期表的右上角，它们在常温常压下大多为气体或液体，只有少数为固体。
非金属元素具有不良的导电性和热传导性，多数具有较高的电负性。
典型的非金属元素包括氧（O）、氮（N）、碳（C）等。
金属loid（或半金属）是位于金属元素和非金属元素之间的一类元素。
金属loid元素具有介于金属和非金属之间的性质，例如硅（Si）、磷（P）等。
它们通常具有较好的半导体性质，在电子器件的制造中有重要应用。
周期表中，元素的原子半径和电负性也是其重要的性质之一。
原子半径是指原子的外层电子与原子核之间的距离，通常用皮克米（pm）表示。
原子半径从左到右和从上到下逐渐增加。
原子半径的变化会直接影响原子在化学反应中的活性，例如原子半径较小的元素更容易失去电子形成正离子。
电负性是描述原子结合能力的量，它用于衡量原子在共有键或离子键中吸引电子的能力。
电负性从左到右和从下到上递增。
电负性较高的元素通常具有更强的吸电子能力，能够与电负性较低的元素形成离子键或共有键。
周期表中的元素还具有各种特殊的性质和应用。
例如，贵金属元素如铂（Pt）、金（Au）等具有良好的耐蚀性和导电性，被广泛应用于珠宝、电子器件等领域。
稀土元素是具有特殊磁性、光学性质和化学性质的一组元素，在磁性材料和催化剂等领域有广泛应用。
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结1.元素周期律的历史：元素周期表最早由俄罗斯化学家门捷列夫发现，他将已知的元素按照重量递增的顺序进行排列，并注意到一些元素会在一定的重复间隔后再次出现，从而提出了元素周期性的概念。
后来，英国化学家门德里耶夫将元素按照电子结构进行排列，更加完善了元素周期表。
2.元素周期表的结构：元素周期表由横行称为周期，纵列称为族。
周期表中的元素按照原子序数递增排列，每个周期分为两个部分：s区和p区。
s区第一个元素是碱金属，最后一个元素是碱土金属，p区的最后一位元素是卤素。
3.原子序数和原子量：原子序数是元素周期表中每个元素的唯一标识，表示原子核中的质子数量。
原子序数从左到右递增，每增加一个元素，质子数量增加一、原子量是元素中质子和中子的总和，它的单位是原子质量单位(amu)。
4.周期表中的元素周期性：元素周期表的最重要特征之一是元素周期性，即元素性质随着原子序数的增加而周期性变化。
例如，原子半径和离子半径在一个周期内是递减的，而在一个族内则是递增的。
5.元素的分类：元素可以按照性质和位置进行分类。
按性质分类，元素可以分为金属、非金属和半金属。
按位置分类，元素可以分为主族元素、过渡金属和稀土金属。
6.周期表的块：周期表分为s区、p区、d区和f区。
s区包含1A和2A族元素，它们容易失去或共享一个或两个电子成为正离子。
p区包含3A到8A族元素，它们容易获得电子成为负离子。
d区包含过渡金属元素，它们填充在外层d轨道上的电子。
f区包含稀土金属元素，它们填充在内层f轨道上的电子。
7.周期表的周期性规律：周期表中的元素具有许多周期性规律。
其中一些重要的规律包括：-电离能：元素失去一个电子所需的能量。
电离能在周期内是递增的，而在一个族内是递减的。
-电负性：元素吸引和结合电子的能力。
电负性在周期内递增，而在一个族内递减。
-原子半径：元素原子的大小。
原子半径在周期内是递减的，在一个族内是递增的。
-金属性和非金属性：金属元素在左侧，非金属元素在右侧。
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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.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.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）。
.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。
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。
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=MO2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。
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。
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。
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+H₂与酸反应反应通式:2H++M=M2++H₂↑置换反应氢氧化物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。
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。
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。
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。
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 。
显然Φ值越大，静电引力越大，M 吸引氧原子的电子云能力越强，O －H 被削弱，越易酸式电离；反之，越易碱式电离。
(2) 若r 以m 10110-⨯为单位，则2.2<Φ时，MOH 为碱性；2.32.2<<Φ时，MOH 为两性；2.3>Φ时，MOH 为酸性。