碱金属和碱土金属教学要求1了解碱金属和碱土金属的通性
分析化学第20章碱金属和碱土金属
碱土金属原子比相邻的碱金属多一个核电荷 ，因 而原子核对最外层的两个s电子的作用增强了，所以碱土金 属原子要失去一个电子比相应碱金属难。
碱金属和碱土金属元素在化合时，多以离子 结合为特征，但在某些情况下仍显一定程度的共 价性。
20-4, 20-11,
20-6, 20-13
所有碱金属氢化物都是强还原剂。
673K
TiCl4+4NaH====Ti+4NaCl+2H2 LiH+H2O===LiOH+H2↑
CaH2+2H2O===Ca(OH)2+2H2↑ 由于氢化钙与水反应而能放出大量的氢气，所以常用它作 为野外产生氢气的材料。
镁和镁系合金(如Mg2Ni，Mg2Cu、镁--稀土系合金)是一类 贮氢合金。贮氢时，用合金与氢反应，生成金属氢化物。用氢 时，把金属氢化物加热，将氢放出来，以供使用。
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ Ca +2H2O = Ca(OH)2 + H2↑
20.2.2单质的制备
１．制备方法简介 （1）电解熔融的氯化钠
阳极：2Cl- =Cl2 + 2e阴极：2Na+ + 2e- = 2Na
通电
总反应：2NaCl = 2Na +Cl2 （2）氧化镁的热还原法
教学内容 ：
第一节 碱金属和碱土金属的通性 第二节 碱金属和碱土金属的单质 第三节 碱金属和碱土金属的化合物
教学时数：
4 学时
教学内容 ：
讲授法
§20.1 碱金属和碱土金属的通性
碱金属的化学性质
第十七章碱金属和碱土金属[教学要求]1．熟悉碱金属和碱土金属的通性；了解碱金属和碱土金属的单质及物理性质和化学性质。
2．了解M+ 和M2+离子的特征；熟悉氧化物、氧氢化物、盐类。
[教学重点]1．碱金属和碱土金属的通性。
2．氧化物、氧氢化物、盐类。
[教学难点]1．碱金属和碱土金属的单质及物理性质和化学性质。
2．M+ 和M2+离子的特征。
[教学时数] 2学时[教学内容]碱金属和碱土金属是周期表ⅠA族和ⅡA族元素。
ⅠA族包括锂、钠、钾、铷、铯、钫六种金属元素。
它们的氧化物溶于水呈碱性，所以称为碱金属。
ⅡA 族包括铍、镁、钙、锶、钡、镭六种金属元素。
由于钙、锶、钡的氧化物在性质上介于“碱性的”和“土性的”（以前把粘土的主要成分，既难溶于水又难熔融的Al2O3称为“土”）之间。
其中锂、铷、铯、铍是稀有金属，钫和镭是放射性元素。
钠、钾、镁、钙和钡在地壳内蕴藏较丰富，它们的单质和化合物用途广泛，本章将重点介绍它们。
§17-1 碱金属和碱土金属的通性表17—1列举了碱金属和碱土金属的一些重要性质。
碱金属元素原子的价电子层结构为ns1。
因此，碱金属元素只有+1氧化态。
碱金属原子最外层只有一个电子，次外层为8电子(Li为2电子)，对核电荷的屏蔽效应较强，所以这一个价电子离核校远，特别容易失去，因此，各周期元素的第一电离能以碱金属为最低。
与同周期的元素比较，碱金属原子体积最大，只有一个成键电子，在固体中原子间的引力较小，所以它们的熔点、沸点、硬度、升华热都很低，并随着Li一Na—K一Rb一Cs的顺序而下降。
随着原子量的增加(即原子半径增加)，电离能和电负性也依次降低，见表17—1。
碱金属性质的变化一般很有规律，但由于锂原子最小，所以有些性质表现特殊。
事实上，除了它们的氧化态以外，锂及其化合物的性质与本族其它碱金属差别较大，而与周期表中锂的右下角元素镁有很多相似之处。
碱金属元素在化合时，多以形成离子键为特征，但在某些情况下也显共价性。
碱金属和碱土金属实验报告
碱金属和碱土金属实验报告本次实验是针对碱金属和碱土金属进行的，在实验中大家通过与这些金属进行反应来了解它们的性质和特点。
本文将从实验前后的准备工作、实验过程、实验结果以及结论四个方面为大家详细介绍这次实验。
实验前准备工作在进行实验前，我们需要对相关知识进行学习，并仔细阅读实验指导书，了解实验原理和步骤，同时进行必要的安全措施，如佩戴手套、护目镜等。
此外，我们还需要准备实验所需的实验器材和试剂，以便进行实验。
实验过程在实验过程中，我们首先进行了碱金属的实验。
我们在实验室里将钾直接投入水中，因为钾与水中的氧气发生反应，会爆炸，所以我们必须将其一个一个的丢入水中，以降低反应的速率，避免产生危险。
在实验中，我们发现钾与水剧烈反应，放出大量氢气，同时燃烧剧烈，并形成碱性溶液。
这充分说明了钾金属的强还原性和活泼性。
接着，我们进行了碱土金属的实验，实验中我们选取了镁、钙、锶、钡等金属作为实验对象。
首先，我们将相应的金属样品分别夹在钳子里，然后点燃它们，这时候，这些金属都会剧烈燃烧，放出许多亮光和热。
这是因为当金属燃烧时，会与空气中的氧气发生化学反应，形成金属氧化物。
此外，镁和钙的燃烧反应十分强烈，而锶和钡的燃烧反应却较为温和，这与其化学性质有关。
实验结果通过实验，我们获得了相关数据和结果。
我们发现钾与水反应时会产生大量的氢气，同时产物为钾氢氧化物、氢氧化钾等。
碱土金属的燃烧反应产生的产物为金属氧化物和氧气。
此外，我们还在实验中观察到了不同金属产生的火焰颜色不同，这是由于各种元素所产生的光谱线的不同。
结论通过这次实验，我们可以得出如下结论。
首先，碱金属具有强还原性和活泼性，能够与水反应并放出大量的氢气；碱土金属一般情况下较为稳定，但在受到热或溶液作用的情况下会燃烧产生光和热；不同金属的燃烧反应产生的产物也不尽相同。
此外，我们还发现不同金属在燃烧反应中所产生的火焰颜色不同，可以用来识别其元素种类。
总之，这次实验对我们了解碱金属和碱土金属的性质和特点有了更加深入和全面的认识，同时也加强了我们对实验安全和操作规范方面的意识。
碱金属和碱土金属实验报告
碱金属和碱土金属实验报告碱金属和碱土金属第I 条第十七章碱金属和碱土金属元素1.1 氧化物：普通氧化物（O2-）过氧化物(O22-)超氧化物（O2-）和臭氧化物（O3-）。
所有碱金属和碱土金属都有普通氧化物。
除Be外都有过氧化物。
Na，K，Rb，Cs，Ca有超氧化物。
Na，K，Rb，Cs，有臭氧化物。
在空气中燃烧时，Li，Be，Mg，Ca，Sr形成普通氧化物，Na，Ba为过氧化物，K，Rb，Cs为超氧化物，Na，K，Rb，Cs（除Li的碱金属）的干燥氢化物燃烧形成臭氧化物。
（记法：越活泼的金属燃烧，氧的价态越高。
）碱金属氧化物颜色从上到下增大，碱土金属都是白色。
（碱金属和碱土金属）热稳定性从上到下降低。
1.2 溶解性：阴阳离子半径相差较大的离子型化合物在水中溶解度较大，相近的溶解度较小，即相差溶解。
（半径小的阴离子如F-，OH-，则阳离子越大溶解度越大；半径大的阴离子如I-，SO42-，CrO42-，反之）1.3 硝酸盐：热分解产物碱金属的硝酸盐（低温）MNO2+O2（亚硝酸盐+氧气）碱金属的硝酸盐（高温）M2O+N2+O2（氧化物+氮气+氧气）锂的硝酸盐Li2O+NO2+O2（和碱土一样）碱土金属的硝酸盐MO+NO2+O2（氧化物+二氧化氮+氧气）（PS：高温的碱金属盐可看成是亚硝酸盐高温下的分解）1.4 碳酸盐：碱金属碳酸盐热稳定性大于碱土金属，分解产物MO+CO2 （碱金属和碱土金属）碳酸盐热稳定性越下越大（PS：弱酸盐都可溶于稀的强酸）1.5 硫酸盐：碱金属皆可溶，碱土金属越下溶解度越小。
（BaSO4重晶石）1.6 离子的难溶盐：LiF，锑酸钠，高氯酸钾，酒石酸氢钾，高氯酸铯。
MgCO3，CaCrO4，SrCrO4，BaCrO4，1.7 氢气制备：碱金属和钙锶钡与水反应生成氢氧化物和氢气。
篇二：实验22 主族金属(碱金属、碱土金属、铝、锡、铅实验22 主族金属(碱金属、碱土金属、铝、锡、铅、锑、铋)一、实验目的1．比较碱金属、碱土金属的活泼性。
第二讲 碱金属和碱土金属
② 结构：
③ 性质： a 有单电子：顺磁性，有颜色 KO2橙黄色,RbO2深棕色，CsO2深黄色 b 与水反应：剧烈 c 与CO2反应
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三、碱金属和碱土金属的化合物
(4) 臭氧化物 ① 制备： 3KOH(s)+2O3(g)= 2KO3(s)+KOH·2O(s)+ O2(g) H ② 性质： a 不稳定：
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二、碱金属和碱土金属的单质
3. 单质的制备 (1) 熔盐电解法
Na的制备：电解40% NaCl + 60% CaCl2 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，钠浮在上层)。
注意：不能电解KCl,因为会产生KO2和K,发生爆炸
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二、碱金属和碱土金属的单质
三、碱金属和碱土金属的化合物
(3) 热稳定性 ① 碱金属的盐：一般具有较高的热稳定性 a 卤化物和硫酸盐难分解 b 碳酸盐：除LiCO3外，其余皆难分解 c 硝酸盐热稳定性差
(4) 重要的碱 ① 与酸反应 NaOH
② 与酸性氧化物反应
③ 与某些两性的金属及其氧化物反应 ④ 与某些非金属反应
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性质
三、碱金属和碱土金属的化合物
3. 氢化物 (1) 热稳定性： 碱金属氢化物稳定性依LiH→CsH次序降低 (2) 强还原性： (3) 用途 a. 有机合成中用作还原剂； b. LiH、CaH2为野外氢气发生剂； c. 制备NaBH4 LiAlH4：
(2) LiOH溶解度较小，覆盖 在Li的表面缓和了反应。
E E E
Li+ /Li = －3.03v Na + /Na= －2.71v K + /K
第十章 碱金属和碱土金属元素
（二）某些盐类的生产和应用 碳酸钠（纯碱，苏打，碱面） 1、碳酸钠（纯碱，苏打，碱面） 索维尔法：饱和食盐水吸收NH 气体， 索维尔法：饱和食盐水吸收NH3和CO2气体，制得溶解 度较小的NaHCO 再焙烧： 度较小的NaHCO3，再焙烧： → NaHCO3↓+NH4Cl NaCl+NH3+CO2+H2O 200o C 2NaHCO3 → Na2CO3+H2O+CO2↑ 析出NaHCO 母液中NH Cl用消石灰来回收 用消石灰来回收， 析出 NaHCO3 后 ， 母液中 NH4Cl 用消石灰来回收 ， 以循环 使用： 使用： → NH3↑+CaCl2+2H2O 2NH4Cl+Ca(OH)2 所需CO 和石灰由石灰石煅烧得来。 所需CO2和石灰由石灰石煅烧得来。 此法， 技术成熟， 原料丰富价廉， 但食盐利用率低， 此法 ， 技术成熟 ， 原料丰富价廉 ， 但食盐利用率低 ， 损失大， 废渣造成环境污染。 NH3损失大，CaCl2废渣造成环境污染。
四、盐类 盐类的性质： （一）盐类的性质： 盐类很多（卤化物，硫酸盐，硝酸盐，碳酸盐， 盐类很多 （ 卤化物 ， 硫酸盐 ， 硝酸盐 ， 碳酸盐 ， 磷酸 盐等等） 着重通性及Li Li盐 Be盐的特殊性 盐的特殊性。 盐等等），着重通性及Li盐、Be盐的特殊性。 1、晶型 绝大多数为离子晶体，有较高熔、沸点， 绝大多数为离子晶体，有较高熔、沸点，常温下为固 熔化时能导电。 体，熔化时能导电。 的半径小，电荷较多，极化力较强， 但Be2+的半径小，电荷较多，极化力较强，光与易变 形的Cl 结合则形成共价化合物。 形的Cl-、Br-、I-结合则形成共价化合物。如BeCl2，熔点 易升华，能溶于有机溶剂， 低，易升华，能溶于有机溶剂，这些性质说明其共价化合 物特性。 物特性。 2、颜色 均无色，它们形成的盐类只要阴离子无色， M+、M2+均无色，它们形成的盐类只要阴离子无色，其 化合物必为无色；若阴离子有色，则化合物有色。 化合物必为无色；若阴离子有色，则化合物有色。
碱金属和碱土金属实验报告(一)
碱金属和碱土金属实验报告(一)碱金属和碱土金属实验报告实验目的了解碱金属和碱土金属的性质，并研究它们的物理化学特性。
实验器材•碱金属：钠、钾、锂•碱土金属：镁、钙、锶、钡•水槽•火柴•盖玻片•磁力搅拌器实验步骤1.将每种金属放入盖玻片中，标记好。
2.分别在水槽中将金属放入水中，观察它们的反应现象。
3.在碱金属中选取一种，将其加入盛有酒精的烧杯中，点燃观察其反应。
4.在碱土金属中选取一种，将其加入盛有盐酸的烧杯中，加热观察其反应。
5.在碱土金属中选取一种，将其加入热水中，搅拌观察其反应。
实验结果1.碱金属在水中反应，放出氢气和放热现象；碱土金属在水中不易反应。
2.碱金属燃烧时产生黄色火苗，放出氧化物和放热现象。
3.碱土金属和酸反应，放出氢气和放热现象。
4.碱土金属与热水反应，放出氢气。
实验分析1.碱金属和碱土金属的化学性质不同，碱金属更易于反应，碱土金属更稳定；2.碱金属在空气中极易氧化，因此应保管在密闭条件下；3.碱金属和碱土金属与水反应后生成的氢气常常是很剧烈的，因此应该小心操作，以免引起安全事故。
实验结论通过对碱金属和碱土金属的实验观察和分析，得到以下结论： 1. 碱金属和碱土金属的物理性质和化学性质都有明显的差异； 2. 碱金属的反应性更强，碱土金属的稳定性更好； 3. 人们在使用这些金属时应该小心谨慎，遵循操作规程，以免引发安全事故。
实验思考1.在实验中，为什么不能直接将碱金属和碱土金属放入水中？答：因为碱金属和碱土金属与水反应剧烈，易产生爆炸，导致安全事故，所以实验中需要小心操作，将碱金属和碱土金属分别放入盖玻片中，再将盖玻片放入水中。
2.为什么要将碱金属与酒精反应，而不是直接将其点燃？答：因为碱金属可与空气中的氧气反应生成氧化物，极易燃烧，若将其直接点燃，可能引起不可承受之高温，甚至是爆炸。
所以为了安全起见，要将碱金属先与酒精反应，然后再点燃酒精，观察其反应。
3.为什么碱土金属与热水反应，放出氢气？答：碱土金属与热水反应，会发生置换反应，金属中的离子会与水中的氢氧根离子发生反应，放出氢气，同时生成金属氢氧化物。
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。
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电负性 M + 水化能 /(kJ/mol) 标准电势 φ θ / V
Байду номын сангаас
1.5 2494 -1.85
1.2 1921 -2.372
1.0 1577 -2.868
1.0 1443 -2.89
0.9 1305 -2.91
2、碱金属和碱土金属的存在 由于碱金属和碱土金属的化学活泼性很强，因此在自然界均以化合态形式存在。钠、钾 在地壳中分布很广，其丰度均为 2.5%。锂、铷、铯在自然界中的储量很小且分散，被列为 稀有金属。碱土金属的重要矿物较多，铍为稀有金属。 17-2 碱金属和碱土金属的单质 17-2-1 单质的物理化学性质 碱金属和碱土金属单质除铍为钢灰色外，其它均为银白色光泽。碱金属具有密度小、硬 度小、熔点低的特点，是典型的轻、软金属。碱金属还具有良好的导电性。碱土金属的熔点、 沸点比碱金属高，硬度较大，导电性低于碱金属，规律性不及碱金属强。 由于碱金属和碱土金属的核外电子数较少，原子半径较大，核对价电子的吸引力较小， 因此碱金属和碱土金属的化学活泼性很活泼，表现在： ① 易与水的反应，碱金属与水反应更剧烈，产生的氢气着火燃烧。 ② 易氧化，生成氧化物、过氧化物、超氧化物等。 ③ 与氢的反应，活泼的碱金属均能与氢在高温下直接化合，生成离子型氢化物，由于氢负 离子有较大的半径（2.08），容易变形，所以它仅能存在于干态的离子型氢化物晶体中，而 不能成为水溶液中的水合离子。 钠能溶于液氨中生成蓝色溶液， 该溶液具有导电性和顺磁性。 在溶液中钠离解生成钠正离子和溶剂合电子： Na (S) + (x+y)NH3(l) → Na(NH3)x+ + e (NH3)y其中的溶剂合电子是一种很强的还原剂。 17-2-2 铍的反常性质 Be 原子的价电子层结构为 2s2，它的原子半径为 89pm， Be 离子半径为 31pm ， Be 的电负性为 1.57。铍由于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），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），所以铍 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。 因此铍常表现出不 同于同族其它元素的反常性质。 （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)4]，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： [Be(H2O)4 ] 2+ ── [Be(OH) (H2O)3 ] + + H + 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。 17-2-3 单质的制备 1 、熔盐电解法 由于碱金属和碱土金属的化学活泼性很强，所以一般用电解它们熔融化 合物的方法制取。 2 、热分解法 碱金属的某些化合物加热分解能生成碱金属。 3 、热还原法 钾、铷、铯的沸点低易挥发，在高温下用焦炭、碳化物及活泼金属做还原 剂还原它们的化合物，利用它们的挥发性分离。 17-3 碱金属和碱土金属的化合物 17-3-1 氧化物 1、普通氧化物
碱土金属元素的一些基本性质 性 质 符 号 原子序数 原子量 价电子构型 常见氧化态 原子半径 /pm 离子半径 /pm 第一电离能 /(kJ/mol) 第二电离能 /(kJ/mol) 第三电离能 /(kJ/mol) 铍 Be 4 9.012 2s 2 +2 89 31 900 1757 14849 镁 Mg 12 24.31 3s 2 +2 136 65 738 1451 7733 钙 Ca 20 40.08 4s 2 +2 174 99 590 1145 4912 锶 Sr 38 87.62 5s 2 +2 191 113 550 1064 4320 钡 Ba 56 137.3 6s 2 +2 198 135 503 965 —
第 17 章 碱金属和碱土金属 [ 教学要求 ] 1. 了解碱金属和碱土金属的通性。 2. 掌握碱金属和碱土金属的氢化物及氧化物的性质和用途。 3. 掌握碱金属和碱土金属的氢氧化物及其盐类的性质和用途。 [ 教学重点 ] 碱金属和碱土金属的单质及其重要化合物的性质变化规律 [ 教学难点 ] 碱金属和碱土金属的单质及其重要化合物的性质变化规律 [ 教学时数 ] 4 学时 [ 教学内容 ] 1. 碱金属和碱土金属的通性 2. 碱金属和碱土金属的单质 3. 碱金属和碱土金属的化合物 17-1 碱金属和碱土金属的通性 1、碱金属和碱土金属的基本性质 碱金属元素的一些基本性质 性 质 符 号 原子序数 原子量 价电子构型 常见氧化态 原子半径 /pm 离子半径 /pm 第一电离能 /(kJ/mol) 第二电离能 /(kJ/mol) 电负性 M + 水化能 /(kJ/mol) 标准电势 φ θ / V 锂 Li 3 6.941 2s 1 +1 123 60 520 7298 1.0 519 -3.045 钠 Na 11 22.99 3s 1 +1 154 95 496 4562 0.9 406 -2.710 钾 K 19 39.10 4s 1 +1 203 133 419 3051 0.8 322 -2.931 铷 Rb 37 85.47 5s 1 +1 216 148 403 2633 0.8 293 -2.925 铯 Cs 55 132.9 6s 1 +1 235 169 376 2230 0.7 264 -2.923
2
碱金属在空气中燃烧时，只有锂生成普通氧化物 Li2O，钠生成过氧化物 Na2O2 ，钾、 铷、铯生成超氧化物 MO2（M=K、Rb、Cs）。要制备除锂以外的其它碱金属的普通氧化物， 必须用其它方法。 碱土金属在室温或加热时与氧化合，一般只生成普通氧化物 MO。但实 际生产中常从它们的碳酸盐或硝酸盐加热分解制备。 2、过氧化物 过氧化物是含有过氧基（-O-O-）的化合物，除铍外，碱金属、碱土金属在一定条件下 都能形成过氧化物。常见的是过氧化钠。 过氧化钠 Na2O2 呈强碱性，含有过氧离子，在碱性介质中过氧化钠是一种强氧化剂，常 用作氧化分解矿石的熔剂。例如： Cr2O3 ＋ 3Na2O2 ＝ 2Na2CrO4 ＋ Na2O MnO2 ＋ Na2O2 ＝ Na2MnO4 Na2O2 与水作用产生 H2O2，H2O2 立即分解放出氧气。 所以过氧化钠常用作纺织品、 麦杆、羽毛等的漂白剂和氧气发生剂。 在潮湿的空气中，过氧化钠能吸收二氧化碳气并放出氧气： 2Na2O2 ＋ 2CO2 ＝ 2Na2CO3 ＋ O2 ↑ 因此过氧化钠广泛用于防毒面具、 高空飞行和潜水艇里， 吸收人们放出的二氧化碳气并 供给氧气。 在酸性介质中，当遇到像高锰酸钾这样的强氧化剂时，过氧化钠就显还原性了，过氧离 子被氧化成氧气单质： 5O22- + 2MnO4- + 16H+ → 2Mn2+ + 5O2 ↑ + 8H2O 3、超氧化物 超氧化钾 KO2、超氧化铷 RbO2 和超氧化铯 CsO2 中都含有超氧离子，因为超氧离子中 有一个未成对的电子，所以超氧化物有顺磁性并呈现出颜色。超氧化钾是橙黄色，超氧化铷 是深棕色，超氧化铯是深黄色。 超氧化物都是强氧化剂，与水剧烈地反应放出氧气和过氧化氢： 2MO2 ＋ 2H2O == O2 ↑＋ H2O2 ＋ 2MOH (M ＝ K、Rb、Cs) 超氧化物还能除去二氧化碳气并再生出氧气，可以用于急救器、潜水和登山等方面。 4MO2 ＋ 2CO2 == 2M2CO3 ＋ 3O2 (M ＝K、Rb、Cs) 4、臭氧化物 钾、铷、铯的氢氧化物与臭氧反应，可得臭氧化物 3KOH (S) + 2O3(g) → 2KO3(S) + KOH + H2O (S) + 1/3O 2 17-3-2 氢氧化物 碱金属溶于水生成相应的氢氧化物， 它们最突出的化学性质是强碱性， 对纤维和皮肤有 强烈的腐蚀作用， 所以称它们为苛性碱。 它们都是白色晶状固体， 具有较低的熔点。 除 LiOH 在水中的溶解度（ 13g/100g 水）较小外，其余碱金属的氢氧化物都易溶于水，并放出大量 的热。在空气中易吸湿潮解，所以固体 NaOH 是常用的干燥剂。它们还容易与空气中的二 氧化碳作用生成碳酸盐，所以要密封保存。 碱土金属 （除 BeO 和 MgO 外） 溶于水生成相应的氢氧化物， Be(OH)2 为两性， Mg(OH)2 为中强碱，其它为强碱。 碱金属氢氧化物的某些性质 物质 性质 水中溶解度 (mol/dm 3 ) (293K) 酸碱性 5.3 中强碱 26.4 强碱 19.1 强碱 17.9 强碱 25.8 强碱