描述化学整理——碱金属
高中化学知识点—碱金属
高中化学知识点规律大全——碱金属1．钠[钠的物理性质]很软，可用小刀切割；具有银白色金属光泽(但常见的钠的表面为淡黄色)；密度比水小而比煤油大(故浮在水面上而沉于煤油中)；熔点、沸点低；是热和电的良导体． [钠的化学性质] (1) Na 与O 2反应：常温下： 4Na + O 2＝2Na 2O ，2Na 2O + O 2＝2Na 2O 2 (所以钠表面的氧化层既有Na 2O 也有Na 2O 2，且Na 2O 2比Na 2O 稳定)．加热时： 2Na + O 2Na 2O 2(钠在空气中燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体)． (2)Na 与非金属反应：钠可与大多数的非金属反应，生成+1价的钠的化合物．例如：2Na + C122NaCl 2Na + SNa 2S(3)Na 与H 2O 反应．化学方程式及氧化还原分析：离子方程式： 2Na + 2H 2O ＝2Na ＋ + 2OH －+ H 2↑ Na 与H 2O 反应的现象： ①浮 ②熔 ⑧游 ④鸣 ⑤红．(4)Na 与酸溶液反应．例如： 2Na + 2HCl ＝2NaCl + H 2↑ 2Na + H 2SO 4＝Na 2SO 4 + H 2↑由于酸中H ＋浓度比水中H ＋浓度大得多，因此Na 与酸的反应要比水剧烈得多． 钠与酸的反应有两种情况：①酸足量(过量)时：只有溶质酸与钠反应．②酸不足量时：钠首先与酸反应，当溶质酸反应完后，剩余的钠再与水应．因此，在涉及有关生成的NaOH 或H 2的量的计算时应特别注意这一点．(5)Na 与盐溶液的反应．在以盐为溶质的水溶液中，应首先考虑钠与水反应生成NaOH 和H 2，再分析NaOH 可能发生的反应．例如，把钠投入CuSO 4溶液中：2Na + 2H 2O ＝2NaOH + H 2↑ 2NaOH + CuSO 4＝Cu(OH)2↓ + Na 2SO 4注意：钠与熔融的盐反应时，可置换出盐中较不活泼的金属．例如：4Na + TiCl 4(熔融) 4NaCl + Ti[实验室中钠的保存方法] 由于钠的密度比煤油大且不与煤油反应，所以在实验室中通常将钠保存在煤油里，以隔绝与空气中的气体和水接触．钠在自然界里的存在：由于钠的化学性质很活泼，故钠在自然界中只能以化合态的形式(主要为NaCl ，此外还有Na 2SO 4、Na 2CO 3、NaNO 3等)存在． [钠的主要用途](1)制备过氧化钠．(原理：2Na + O 2Na 2O 2)(2)Na －K 合金(常温下为液态)作原子反应堆的导热剂．(原因：Na －K 合金熔点低、导热性好) (3)冶炼如钛、锆、铌、钽等稀有金属．(原理： 金属钠为强还原剂) (4)制高压钠灯．(原因： 发出的黄色光射程远，透雾能力强) 2．钠的化合物 [过氧化钠]物理性质淡黄色固体粉末 化学性质与H 2O 反应 2Na 2O 2 + 2H 2O ＝ 4NaOH + O 2 现象：反应产生的气体能使余烬的木条复燃；反应放出的热能使棉花燃烧起来 与CO 2反应 2Na 2O 2 + 2CO 2 ＝ 2Na 2CO 3 + O 2 说明：该反应为放热反应 强氧化剂 能使织物、麦秆、羽毛等有色物质褪色用 途 呼吸面具和潜水艇里氧气的来源；作漂白剂 说明 (1)Na 2O 2与H 2O 、CO 2发生反应的电子转移情况如下：由此可见，在这两个反应中，Na 2O 2既是氧化剂又是还原剂，H 2O 或CO 2只作反应物，不参与氧化还原反应． (2)能够与Na 2O 2反应产生O 2的，可能是CO 2、水蒸气或CO 2和水蒸气的混合气体．(3)过氧化钠与水反应的原理是实验室制氧气方法之一，其发生装置为“固 + 液 → 气体”型装置． [碳酸钠与碳酸氢钠]Na2CO3NaHCO3俗名纯碱、苏打小苏打颜色、状态白色粉末．碳酸钠结晶水合物的化学式为Na2CO3·10H2O白色晶体．无结晶水合物水溶性易溶于水溶于水，但溶解度比Na2CO3小热稳定性加热不分解加热易分解．化学方程式为：2NaHCO3Na2CO3 + CO2↑+ H2O与酸反应较缓慢．反应分两步进行：CO32－+ H＋= HCO3－HCO3－+ H＋= CO2↑+ H2O较剧烈，放出CO2的速度快HCO3－+ H＋= CO2↑+H2O与NaOH 反应不反应NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O酸式盐与碱反应可生成盐和水与CaCl2溶液反应CO32－+ Ca2＋= CaCO3↓不反应。
高考化学考点分析之碱金属元素
高考化学考点分析之碱金属元素
1.以钠为例，了解碱金属的物理性质和化学性质。
理解碱金属元素性质的相似性和递变性。
了解焰色反应，并能用焰色反应检验钠、钾等元素。
2.注意锂、钾、铷、铯等碱金属元素及其化合物重要用途。
碱金属中的一般和特殊之处
(1)Na、K需保存于煤油中，但Li的密度比煤油小，所以Li必须保存在密度更小的石蜡油中或密封于石蜡
(2)碱金属中，从Li#61664;Cs，密度呈增大的趋势，但rho;(K)=0.862g/cm3
(3)酸式盐的溶解度一般大于正盐，但溶解度NaHC03
(4)氧在化合物中一般显-2价，氢显+1价，但Na2O2 、H2O2中的氧显-1价，NaH、CaH2中的氢显[-1]价。
(5)试剂瓶中的药品取出后，一般不能放回原瓶，但IA金属Na、K等除外。
(6)一般活泼金属能从盐中置换出不活泼金属，但对IA非常活泼的金属Na、K等除外。
如：
2Na+CuSO4+2H2O=Cu(OH)2darr;=H2uarr;+Na2SO4。
总结：。
无机化学(5)碱金属
室温下，过氧化物、 室温下，过氧化物、超氧化物与水或稀酸反应生成过 氧化氢，过氧化氢又分解而放出氧气： 氧化氢，过氧化氢又分解而放出氧气： Na2O2 + 2H2O ─→ 2NaOH + H2O2 Na2O2 + H2SO4 ─→ Na2SO4 + H2O2 2KO2 + 2H2O ─→ 2KOH + H2O2 + O2 ↑ 2KO2 + H2SO4 ─→ K2SO4 + H2O2 + O2 ↑ 2H2O2 ─→ H2O + O2 ↑ 过氧化物和超氧化物与二氧化碳反应放出氧气： 过氧化物和超氧化物与二氧化碳反应放出氧气： Na2O2 + 2CO2 ─→ Na2CO3 + O2 ↑ KO2 + 2CO2 ─→ 2K2CO3 + 3O2 ↑
IA和IIA族元素的原子最外层分别只有 ～2个s电子， 和 族元素的原子最外层分别只有1～ 个 电子 电子， 族元素的原子最外层分别只有 在同一周期中这些原子具有较大的原子半径和较少的 核电荷， 族金属晶体中的金属键很不牢固， 核电荷，故IA、IIA族金属晶体中的金属键很不牢固， 、 族金属晶体中的金属键很不牢固 单质的熔、沸点较低，硬度较小。 单质的熔、沸点较低，硬度较小。 碱金属和碱土金属表面都具有银白色光泽， 碱金属和碱土金属表面都具有银白色光泽，在同 周期中碱金属是金属性最强的元素， 周期中碱金属是金属性最强的元素，碱土金属逊于碱 金属， 同族元素中随原子序数增加， 金属，在同族元素中随原子序数增加，元素的金属性 依次递增。 依次递增。
第十七章
内容提要
碱金属、 碱金属、碱土金属
在系统学习非金属元素单质及其化合物知识 的基础上，从本章开始将逐章研究金属元素的单质 的基础上， 及其化合物。 及其化合物。 碱金属、 碱金属、碱土金属是金属活泼性最强的两族 元素，位于元素周期表的 区 元素，位于元素周期表的s区，本章将系统学习它们 的单质及重要化合物。 的单质及重要化合物。
碱金属碱土金属课件
碱金属和碱土金属的化合物在药物合成中具有重要作用，如锂盐在抑郁症治疗中的应用。
医学成像
某些碱金属和碱土金属的放射性同位素可用作医学成像的示踪剂，如氟-18在正电子发 射断层扫描中的应用。
钾
总结词
中等活跃的碱金属元素
详细描述
钾是碱金属元素中的一种，原子序数为19，原子量为39.098。在标准条件下， 钾是银白色的金属，具有较高的熔点和沸点，与水反应剧烈。
铷
总结词
较为活泼的碱金属元素
详细描述
铷是碱金属元素中的一种，原子序数为37，原子量为85.4678。在标准条件下，铷是银白色的金属， 具有较低的熔点和沸点，与水反应非常剧烈。
碱金属在常温下呈液态的有锂、钠、钾，呈固态的有铯； 碱土金属在常温下都是固态。
熔点与沸点
碱金属的熔点较低，其中钠、钾的熔点在300℃ 01 以下，锂的熔点略高于钠、钾。
碱土金属的熔点较高，如铍、镁、钙的熔点均在 02 1000℃以上。
碱金属的沸点较低，如钠、钾的沸点在800℃左 03 右；而碱土金属的沸点较高，如钙的沸点为
与空气的反 应
碱金属与空气的反 应
碱金属元素暴露在空气中易被氧化， 如钠在空气中会逐渐氧化成氧化钠或 过氧化钠。
碱土金属与空气的反 应
碱土金属元素在空气中也容易被氧化， 如镁在空气中会逐渐氧化成氧化镁。
碱金属和碱土金属的物理性 质
颜色与状态
碱金属单质通常是银白色金属，但铯略带金色；碱土金 属单质则是银白色或灰色。
铯
总结词
最活泼的碱金属元素
详细描述
铯是碱金属元素中的一种，原子序数为55，原子量为 132.90547。在标准条件下，铯是银白色的金属，具有最低 的熔点和沸点，极易与水和氧气反应，甚至在空气中就可以 自燃。
高中化学碱金属知识点规律大全
高中化学碱金属知识点规律大全1.碱金属元素碱金属包含锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)、钫(Fr)六种元素.由于钫是人工放射性元素，中学化学不作介绍.2.碱金属元素的原子结构相似性：碱金属元素的原子最外层都只有1个电子，次外层为8个电子(其中Li原子次外层只有2个电子).所以在化学反应中，碱金属元素的原子总是失去最外层的1个电子而显+1价.递变性：Li、Na、K、Rb、Cs等碱金属元素的原子核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，元素的金属性逐渐增强.3.碱金属的物理性质及其变化规律(1)颜色：银白色金属(Cs略带金色光泽).(2)硬度：小，且随Li、Na、K、Rb、Cs，金属的硬度逐渐减小.这是由于原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子之间的作用力逐渐减弱所致.碱金属的硬度小，用小刀可切割.(3)碱金属的熔点低.熔点最高的锂为180.5℃，铯的熔点是28.4℃.随着原子序数的增加，单质的熔点逐渐降低.(4)碱金属的密度小.Li、Na、K的密度小于水的密度，且锂的密度小于煤油的密度.随着原子序数的增大，碱金属的密度逐渐增大.但钾的密度小于钠的密度，出现反常现象.这是由于金属的密度取决于两个方面的作用，一方面是原子质量，另一方面是原子体积，从钠到钾，原子质量增大所起的作用小于原子体积增大的作用，所以钾的密度反而比钠的密度小.4.碱金属的化学性质碱金属与钠一样都是活泼的金属，其性质与钠的性质相似.但由于碱金属原子结构的递变性，其金属活泼性有所差异，化合物的性质也有差异.(1)与水反应相似性：碱金属单质都能与水反应，生成碱和氢气.2R+2H2O=2ROH+H2↑(R代表碱金属原子)递变性：随着原子序数的增大，金属与水反应的剧烈程度增大，生成物的碱性增强.例如：钠与冷水反应放出热量将钠熔化成小球，而钾与冷水反应时，钾球发红，氢气燃烧，并有轻微爆炸.LiOH是中强碱，CsOH是最强碱.(2)与非金属反应相似性：碱金属的单质可与大多数非金属单质反应，生成物都是含R+阳离子的离子化合物.递变性：碱金属与氧气反应时，除锂和常温下缓慢氧化的钠能生成正常的氧化物(R2O)外，其余的碱金属氧化物是复杂氧化物.4Li+O2=2Li2O4Na+O22Na+O2Na2O2(过氧化钠，氧元素化合价-1)K+O2KO2(超氧化钾)(3)与盐溶液反应碱金属与盐的水溶液反应时，首先是碱金属与水反应生成碱和氢气，生成的碱可能再与盐反应.特别注意：碱金属单质都不能从盐溶液中置换出较不活泼金属.如：2Na+CuSO4+2H2O=Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑5.焰色反应(1)概念：焰色反应是指某些金属或金属化合物在火焰上灼烧时，火焰呈现特殊的颜色(称焰色).(2)几种金属及其离子的焰色Li(Li+)紫红Na(Na+)黄色K(K+)紫色(透过蓝色钴玻璃观察)Cu(Cu2+)绿色Ca(Ca2+)砖红色Ba(Ba2+)黄绿色Sr(Sr2+)洋红色(3)焰色反应是物理变化.焰色是因为金属原子或离子外围电子发生跃迁，然后回落到原位时放出的能量.由于电子回落过程放出能量的频率不同而产生不同的光.所以焰色反应属于物理变化(但单质进行焰色反应时，由于金属活泼则易生成氧化物，此时既有物理变化又有化学变化).(4)焰色反应实验的注意事项a.火焰最好是无色的或浅色的，以免干扰观察离子的焰色.b.每次实验前要将铂丝在盐酸中洗净并在灯焰上灼烧至火焰无色(在酒精灯焰上烧至不改变焰色)。
高考化学分类解析(十五)——碱金属
高考化学分类解析——碱金属考点阐释1.以钠为例，了解典型碱金属的物理和化学性质。
2.从原子的核外电子排布，理解ⅠA族元素（单质和化合物）的相似性和递变性。
3.以Na2O2为例，了解过氧化物的性质。
4.掌握钠的几种最重要的化合物（NaOH、Na2CO3、NaHCO3等）的性质和用途。
命题趋向与应试策略（一）重视基础形成知识规律1.钠及其化合物间的转化关系（1）单质钠的化学性质钠原子最外层只有一个电子，在反应中极易失去这个电子，所以单质钠具有强还原性，可与非金属单质（O2、X2、S等）反应，也可与水、酸、盐溶液和熔融的盐等反应。
在复习这些反应时注意以下几点：①不同条件下钠与氧气（或空气）反应的现象、反应物的用量、产物的结构和稳定性不同；②钠与水反应现象的原因解释；③钠与水、酸、盐溶液的反应，实质上是钠原子与水或酸电离出的H＋的反应，所以H ＋浓度不同，反应剧烈程度不同；④金属活动顺序表中氢后面的金属阳离子的氧化性虽然强于H＋，但其反应速率远小于钠原子与H＋的反应速率，故金属钠投入盐溶液中首先是与水的反应；然后再分析NaOH 是否与盐发生复分解反应。
如果是铝盐溶液，还要考虑钠与铝盐的量的问题，因过量的NaOH能溶解Al(OH)3；⑤工业上利用钠作还原剂把钛、锆、铌、钽等金属从它们的熔融卤化物中还原出来，不能有水的参与；如：4Na+TiCl4熔融4NaCl+Ti(2)过氧化物与一般普通氧化物的不同2.碱金属元素(1)碱金属单质都是银白色固体，其熔沸点随原子序数增大而降低。
(2)碱金属单质具有强还原性，常温下极易与水发生置换反应。
(3)碱金属单质常保存在煤油中(锂则需要保存在石蜡中)。
(4)碱金属能发生焰色反应(钾呈紫色，钠呈黄色)。
(5)碱金属氧化物(M2O)都是可溶性碱性氧化物，具有其通性。
(6)碱金属过氧化物(M2O2）都具有漂白性。
(二)分析热点把握命题趋向钠及其化合物(Na2O、Na2O2、NaOH、Na2CO3、NaHCO3）的性质是高考考查的核心内容。
高中或大学化学教案中的碱金属与碱土金属
高中或大学化学教案中的碱金属与碱土金属化学是一门研究物质组成、性质和变化的科学，而碱金属和碱土金属是化学中两个重要的元素类别。
它们在高中和大学的化学教案中占据着重要的位置，下面我们就来探讨一下它们的特性和应用。
一、碱金属碱金属是指位于元素周期表第一族的金属元素，包括锂、钠、钾、铷、铯和钫。
它们具有一系列共同的特性，如低密度、低熔点和极强的金属反应性。
其中，钠和钾是最常见的碱金属。
碱金属的化学性质主要体现在它们与水反应时产生氢气并生成碱溶液的过程中。
以钠为例，当钠与水反应时，会产生剧烈的气体和火焰。
这是因为钠具有极强的还原性，它能够将水分子中的氧原子还原成氢气，并释放出大量的热能。
这种反应在实验室中常用于制取氢气和观察金属与水反应的现象。
此外，碱金属还具有良好的导电性和导热性。
由于它们在外层电子壳中只有一个电子，这个电子可以很容易地流动形成电流。
因此，碱金属常被用作电池和导电材料。
碱金属在生活中也有广泛的应用。
例如，钠和钾常用于制取肥皂和清洁剂，因为它们能够与脂肪酸中的羧基反应生成肥皂。
此外，钾还被广泛用于农业中的肥料制造。
二、碱土金属碱土金属是指位于元素周期表第二族的金属元素，包括铍、镁、钙、锶、钡和镭。
它们的特性与碱金属有所不同，但同样具有一系列共同的特点。
碱土金属的化学性质主要体现在它们与酸反应时产生盐和氢气的过程中。
以钙为例，当钙与盐酸反应时，会产生氢气和钙盐。
这是因为碱土金属具有较强的金属性质，能够将酸中的氢离子还原成氢气，并与酸中的阴离子结合形成盐。
碱土金属的化合物在生活中也有许多应用。
例如，氧化镁常用于制备耐火材料和陶瓷制品，因为它具有高熔点和良好的耐高温性能。
此外，碱土金属的硫酸盐和硝酸盐也被广泛用于农业中的肥料制造。
另外，碱土金属还具有重要的生物学意义。
例如，钙在人体中起着重要的作用，它是骨骼和牙齿的主要成分，也参与了神经传导和肌肉收缩等生理过程。
总结起来，碱金属和碱土金属是化学中重要的元素类别，它们具有独特的特性和广泛的应用。
碱金属
(一)、碱金属元素性质的相似性
1、原子最外层均为1个电子 相 似 性 2、化合物中均显+1价，无气态氢化物， 但能形成属离子化合物的氢化物如NaH， 3、氧化物对应水化物为可溶性强碱， 典型的活泼金属元素有强还原性 4、均呈银白色（铯略带金色光泽），质软
(二)、递变性
Li 电子层数 原子半径 （离子） 单质熔沸点 单质密度
金属的物理性质
1.金属的熔点、沸点高 。 除汞是液体外,金属都是固体, 都有较高 的熔点和沸点. 2.金属不透明,大多数金属呈银白色金属光泽.(整块金属 的金属光泽与粉末状的金属光泽是不同的.如金属银块 是银白色金属光泽,而银粉是黑色粉末.) 3.金属有导电、导热性。如银和铜的导电、导热性最好, 依次为铝.所以铜和铝常作电线.（自由电子） 4.金属有良好的延展性和可塑性.金属可抽成丝,压成片, 可铸、可冲压、可轧制等.金的延展性最好.（层状结 构）
相互 转化
Na2CO3
CO2+H2O 或NaOH
NaHCO3
1. 加热固体，产生能使澄清石灰水变 浑浊的无色气体的是碳酸氢钠。 鉴别 2. 加水溶解，加入氯化钡或CaCl2溶液， 方法 产生白色沉淀的是碳酸钠 3.加入相同浓度的盐酸，反应剧烈的是 碳酸氢钠。 热稳定性规律： 正盐 > 酸式盐 > 碳酸
（1.79-1.40）
再假定1.40g物质全是氧化物
（设为R2O）
R2O→2ROH
2R+16
△m
18
1.40
（1.79-1.40）
求出R=24.3 既然1.40g物质是R和R2O的混合物，则 R的原子量应介于24.3—61之间。题中已 指明R是碱金属，原子量介于24.3—61之 间的碱 金属只有钾，其原子量为39
化学 碱金属
碱金属专题1、钠Na1．物理性质：银白色金属、硬度小、比水轻、熔点低、易传热、导电2．化学性质：（1）与氧气反应常温：4Na + O22Na2O 点燃：2Na + O2 Na2O2（2）与卤素、硫等非金属反应2Na + Cl22NaCl 2Na + S Na2S（3）与水反应（加酚酞）：①现象：浮、熔、游、响、红；②表明：比水轻、反应放热、钠易熔化、反应激烈，生成H2和碱；③实质：钠置换水中的氢（4）与酸反应：直接与H+发生氧化还原反应（置换）（5）与盐反应：①水溶液：先与水反应，生成的碱再与盐发生复分解反应；2Na+2H2O+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑②熔融：直接发生置换反应4Na+TiCl4(熔融) Ti+4NaCl3．存在：只以化合态存在，以NaCl为主，还有Na2SO4、Na2CO3、NaNO3等4．保存：密封保存，通常保存在煤油中5．用途：制取Na2O2等化合物，钠钾合金（常温下为液体）作原子反应堆导热剂，还原金属，用于电光源6．制法：2NaCl 2Na+Cl2↑7．钠在空气中放置发生的变化钠放置在空气中，首先被氧气氧化成Na2O；Na2O进一步与空气中的水蒸气反应生成NaOH；NaOH 吸收空气中的水蒸气和CO2生成碳酸钠晶体；碳酸钠晶体会逐渐风化而成Na2CO3。
即其变化过程是这里发生的反应有：①4Na+O2＝2Na2O ②Na2O+H2O＝2NaOH ③2Na+2H2O＝2NaOH+H2↑④2NaOH+CO2+9H2O＝Na2CO3·10H2O⑤Na2CO3·10H2O＝Na2CO3+10H2O2、钠的化合物1．氧化钠和过氧化钠的比较比较内容Na2O Na2O2颜色、状态白色固体淡黄色固体氧的化合价—2价—1价（过氧离子O22—）电子式稳定性较不稳定较稳定生成条件通过钠的常温氧化生成通过钠的燃烧生成物质类别碱性氧化物过氧化物（不是碱性氧化物）与水反应Na2O + H2O==2NaOH 2Na2O2 + 2H2O==4NaOH + O2↑与CO2反应Na2O + CO2==Na2CO32Na2O2 + 2CO2==2Na2CO3 + O2与盐酸反应Na2O + 2HCl==2NaCl + H2O 2Na2O2 + 4HCl==4NaCl + 2H2O + O2↑用途用于少量Na2O2制取强氧化剂、漂白剂、供氧剂保存密封保存密封保存2．碳酸钠与碳酸氢钠化学式Na2CO3Na2CO3·10H2O NaHCO3俗名纯碱、苏打—小苏打溶解性易溶于水易溶于水（溶解度较Na2CO3小）色态白色粉末无色晶体细小白色晶体热稳定性稳定易失水、风化受热易分解2NaHCO3Na2CO3+H2O+CO2↑H+CO32－+2H+=CO2↑+H2O较快，分步进行HCO3－+H+=CO2↑+H2O 剧烈NaOH 不反应HCO3－+OH—=CO32－+H2O石灰水CO32－+Ca2+=CaCO3↓石灰水足量：HCO3－+Ca2++OH－=CaCO3↓+H2O石灰水不足：2HCO3－+Ca2++2OH—=CaCO3↓+2H2O+CO32－BaCl2CO32－+Ba2+=BaCO3↓不反应（若再加NaOH，则有沉淀）CO2NaCO3+CO2+H2O=2NaHCO3不反应用途用于玻璃、肥皂、造纸、纺织等工业，洗涤发酵剂、灭火器，医疗上用于治胃酸过多转化3．钠的其它重要化合物（1）硫酸钠Na2SO4·10H2O，俗名：芒硝，为无色晶体。
初中化学元素周期表：碱金属和卤素的性质
初中化学元素周期表：碱金属和卤素的性质一、碱金属的性质1. 碱金属的基本特点碱金属是元素周期表中位于第ⅠA族的六种金属元素，包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）和钫（Fr）。
碱金属具有以下基本特点：- 电子排布：碱金属原子具有一个外层电子，这个外层电子容易失去形成离子。
- 亲电性：碱金属的亲电性很强，即它们喜欢与非金属形成离子键。
- 密度和熔点：由于原子半径大、原子间距小，因此碱金属具有较低的密度和较低的熔点。
- 反应活泼：由于它们易失去外层电子形成阳离子，在水和氧气等常见物质中也能进行激烈反应。
2. 碱金属与水的反应碱金属与水发生剧烈反应，并放出大量氢气。
以钠与水反应为例：2Na(s) + 2H₂O(l) → 2NaOH(aq) + H₂(g)该反应产生了氢氧化钠溶液和氢气。
反应过程中会出现发烟、冒火、溅射的现象。
3. 碱金属与酸的反应碱金属与酸产生中和反应，生成相应的盐和水。
以钠与盐酸反应为例：2Na(s) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + H₂(g)该反应生成了氯化钠盐和氢气。
4. 碱金属离子的颜色特点碱金属离子在化合物中具有不同的颜色特点。
例如，铷离子（Rb⁺）在溶液中呈紫色，锂离子（Li⁺）呈红色。
二、卤素的性质1. 卤素的基本特点卤素是元素周期表第ⅦA族五种非金属元素，包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）和铯(Cl）。
卤素具有以下特点：- 在自然界中多以单质形式存在。
- 高电负性：由于原子结构中外层电子云稳定且容易吸引电子，因此卤素都具有很高的电负性。
- 卤素分子是由两个相同原子组成的双原值分子。
2. 卤素的物理性质卤素在常温下呈现不同的颜色，氟元素无色、氯元素淡黄绿色、溴元素深红褐色和碘元素紫黑色。
此外，卤素具有以下物理性质：- 摩尔质量：由于原子量的增加，摩尔质量也相应增大。
- 密度：随着原子半径增加，密度也会增加。
- 熔点和沸点：从氟到碘，熔点和沸点依次升高。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
• 过氧化物的强氧化性； • 氧化氧化铁至高铁酸根（6价），氧化氧 化铬至重铬酸根（7价）。钠元素本身变 为过氧化钠和该酸根的盐阳离子。 • 过氧化物也具有还原性： • 5Na2O2+2MnO4-+16H+=5O2 ↑ +2Mn2++10Na++8H2O
• 4、超氧化物与臭氧化物：超氧化物含有 超氧离子（O2-）氧氧之间有一个σ键， 和【三电子π键（大π键）此处欠求证】键级 1.5有顺磁性。半径大的超氧化物稳定。 超氧化钠不稳定。 • 超氧化物是很强的氧化剂，与水剧烈反 应生成氧气，过氧化氢，碱。与二氧化 碳反应出氧气和碳酸盐。高温下分解为 氧化物与氧气。【臭氧化物结构不清此处欠 求证】与水反应出氧气和碱。缓慢分解过 氧化物和氧气。
• • • • • • • •
6、氢氧化物： 除氢氧化锂为中强碱，其余均为强碱。 7、盐类： （1）卤化物一般不带结晶水 （2）硝酸锂，硫酸锂，硫酸钠带结晶水 （3）碳酸盐除碳酸锂外都带结晶水。 （4）含氧酸盐的热稳定性： 锂的硝酸盐分解为氧化锂和二氧化氮， 氧气 • 其它碱金属分解为亚硝酸盐和氧气 • 温度更高分解为氧化物和氮气，氧气
• 5、氧化物，过氧化物，超氧化物，臭氧 化物的制备： • 氧化物：用碱金属单质（叠氮化物）还 原过氧化物，硝酸盐，亚硝酸盐。产物 中氮元素变成氮气。 • 过氧化物：在真空中长时间加热超氧化 物。 • 超氧化物：在过量氧气中燃烧（钠需要 升温加压） • 臭氧化物：与臭氧反应后在液氨中重结 晶提纯。
描述化学整理（1 ——碱金属 描述化学整理（1）——碱金属
一、元素概略
• 在周期表中所处的位置： • ⅠA族 • 含有锂（Li）钠(Na)钾(K)铷（Rb）铯 (Cs)钫(Fr) • 钫(Fr)是放射性元素，不讨论
二、重要矿物
• • • • • • 锂辉石（LiAlSiO6） 钠长石（NaAlSi3O8） 岩盐（NaCl） 硝（NaNO3） 光卤石（KCl MgCl2 6H2O） 钾长石（KAlSiO8）
• • • • • •
2、金属单质的制备： 电解法与热还原法 电解法： 2Na（l）=2Na(l)+Cl2(g) 热还原法： Na（l）+KCl=NaCl(l)+K(l)
• 3、氧化物与过氧化物 • （1）氧化物与水的反应： • Na2O(s)+H2O=2NaOH(s) （∆<0意味着该 反应放热） • （2）过氧化物： • 含有过氧链（—O—O—），可做氧化剂 ，氧气发生剂，漂白剂
三、元素性质
• 这些元素的氢氧化物都是强碱，故称该 族元素为碱金属。 • 碱金属有+1价的稳定氧化态。源于其价 电子的（ns2 np1）结构。 • 碱金属易形成离子化合物（Li的共价倾 向比较明显）。 • 单质熔点较低，密度小，硬度小。
• • • • • •
1、金属单质： （1）金属单质与水的反应 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑（放热） 生成碱和氢气。 （2）金属单质与氢气反应 2Na+H2=2NaH(碱金属氢化物都是强氧化 剂)
• • • • • • • •
设Φ的平方根为R 则R<0.22 碱性 0.22<R<0.32 两性 0.32<R 酸性 解释： M—O—H→MO-+H+ M—O—H→M++OHR的大小反映了金属阳离子对氢离子吸引 作用的强弱。小则强，大则弱。小只电 离氢离子，大电离氢氧根。
• 碳酸锂受热分解，其它碳酸盐热稳定性 好。 • 8、焰色反应： • 锂——深红色 • 钠——黄色 • 钾——紫色 • 铷——紫红 • 铯——深蓝
四、变化规律
• 1、碱金属卤化物的生成热
全部放热，但放出的热量成如图的变化趋 势，横向为卤素，纵向为碱金属。 • 氟的部分出现与其它部分相反的情况。
• 2、对角线规律： • 左上和右下，例如锂和镁的关系。处在 对角线上的元素，化学性质有一定的相 似性。 • 3、氧化物热稳定性逐渐降低，熔点逐渐 降低，颜色逐渐加深。 • 4、氢氧化物酸碱性的经验公式： • Φ=Z/r(Z,离子电荷数,离子半径（pm）， 查表时第二周期以配位数为4，其余为6) Φ的平方根决定氢氧化物酸碱性。