碱土金属氢氧化物与碱金属氢氧化物比较
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。
碱金属与碱土金属的区别
碱金属与碱土金属的区别碱金属和碱土金属是化学元素周期表中两个重要的元素家族。
它们在物理性质、化学性质以及在自然界中的分布等方面存在着显著的区别。
本文将详细探讨碱金属和碱土金属的区别。
一、物理性质的区别1. 密度和硬度：碱金属的密度和硬度较低，比较轻盈，容易被切割和压制成各种形状。
而碱土金属的密度和硬度相对较高，比碱金属更坚硬且具有更高的密度。
2. 熔点和沸点：碱金属具有相对较低的熔点和沸点，例如钾的熔点为63.38℃，锂的熔点为180.54℃。
而碱土金属的熔点和沸点相对较高，例如镁的熔点为649℃，钙的熔点为842℃。
3. 导电性：碱金属具有很高的导电性，可以很容易地导电。
碱土金属也具有良好的导电性，但相对于碱金属来说稍逊一筹。
二、化学性质的区别1. 与水反应：碱金属具有与水剧烈反应的性质，生成碱性氢氧化物和氢气。
例如，钠与水反应产生氢气并生成氢氧化钠。
而碱土金属与水反应较为缓慢，生成相应的碱土金属氢氧化物和氢气。
例如，钙与水反应生成氢气并生成氢氧化钙。
2. 氧化性：碱金属具有较强的氧化性，容易损失电子形成正离子。
碱土金属也具有一定的氧化性，但相对于碱金属来说较低。
3. 化合价：碱金属的化合价多为+1，例如钠的氧化状态为+1。
而碱土金属的化合价多为+2，例如镁的氧化状态为+2。
三、自然界中的分布1. 碱金属在自然界中相对较为稀少，主要以盐湖和海水中的含量较高。
其中，氯化钠是最常见的碱金属盐。
2. 碱土金属在自然界中相对较为丰富，分布广泛。
例如，镁和钙广泛存在于岩石、矿石和土壤中。
四、应用领域的区别1. 碱金属应用：碱金属广泛应用于多个领域，包括电池、合金制备、烟火制造、钢铁生产等。
钾化合物还用于肥料的制造。
2. 碱土金属应用：碱土金属在建筑材料、医学、农业等领域中有着重要的应用。
例如，镁合金用于航空和汽车制造，钙化合物可用作水泥生产中的添加剂。
结论总的来说，碱金属和碱土金属在物理性质、化学性质、自然界分布以及应用领域等方面存在显著的区别。
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。
大学无机化学——碱金属和碱土金属
钾比钠活泼，为什么能通过如下反应制备金属钾？
N (l) a K(l) C N l(a l) K C (g （ )8 l C 5 )0
rGm r H m TS I 1 ( K ) 4 18.9 kJ • mol -1 I 1 ( Na ) 495.8 kJ • mol -1 沸点 : K : 759 C
12—1—2 化学性质
碱金属和碱土金属都很活泼，有很强的还原 性
在自然界中大都以离子型化合物存在，在绝 大多数化合物中，它们以正离子形式存在
钠长石: NA a l3O S8 i
绿柱石: Be3A2l(Si3O)6
钾长石: KAl3O S8i
菱镁矿: MgCO3
光卤石: 明矾石:
石 膏:
KC Ml g 26C2 H O l
2、热还原法 ——K、Rb、Cs、Be
1、熔融电解法 ——将金属的氯化物熔融电解
1）Na的制备
CaC2l的作用
1、助熔剂、降低耗能 2、减少钠的挥发 3、降低钠的溶解度，利于 产品分离
2)其他金属单质的制备
a、Be的制备 由于 BeC2l 的共价性较强，生产过程中需要加入
CaC 2或 l 其他金属氯加 化熔 物盐 以的 增导电性
M—O—H → M+ + OH- 碱式电离 究竟以何种方式电离，或两者兼有： 这与M的电荷数 Z（指离子的电荷数）与 M的离子半 径比值有关。
离子势:φ = z/r
φ = z/r：离子势
显然φ越大，离子静电引力强，则M吸引氧原子上的电 子云能力强. 结果 ：O—H键被削弱，易断裂，以酸式电离为主
φ越小，则R—O键强度越弱，所以以碱式电离为主
碱金属与碱土金属
碱金属与碱土金属碱金属和碱土金属是元素周期表中的两个主要族群，它们具有一些共同的特性，也有一些明显的区别。
本文将详细介绍碱金属和碱土金属的性质以及它们在日常生活和科学领域中的应用。
一、碱金属的性质碱金属是元素周期表第一族的元素，包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）和钫（Fr）。
它们都是银白色金属，在常温下具有较低的熔点和沸点，且具有较低的密度。
碱金属的金属性质非常活泼，容易与非金属元素反应，例如与水、氧气和卤素等。
这些反应通常都是剧烈的，产生大量的能量和气体。
碱金属的电子结构也具有一定的特点。
它们的原子外层只有一个电子，容易失去此电子形成阳离子。
这种电子结构使碱金属具有良好的导电性和导热性。
此外，碱金属的化合物主要是离子化合物，如氯化钠（NaCl）和氢氧化钾（KOH）等。
碱金属在日常生活中有许多应用。
钠是一种常用的食盐成分，它在食物中起到增强味道的作用。
钾在植物生长中起到重要的作用，是必需的营养元素之一。
锂离子电池是目前最常用的电池类型之一，广泛应用于手机、笔记本电脑等电子设备。
二、碱土金属的性质碱土金属是元素周期表第二族的元素，包括铍（Be）、镁（Mg）、钙（Ca）、锶（Sr）、钡（Ba）和镭（Ra）。
它们在常温下也是银白色金属，具有较高的密度和熔点。
与碱金属相比，碱土金属的反应性更低，但仍然活泼。
碱土金属的电子结构与碱金属类似，外层电子结构为ns2。
与碱金属类似，碱土金属也容易失去外层两个电子形成阳离子。
这种电子结构使得碱土金属具有良好的导电性。
与碱金属不同，碱土金属的氢氧化物和碳酸盐是碱性的。
例如，氢氧化钙（Ca(OH)2）是一种通常用于调节土壤酸碱度的物质。
碱土金属在许多领域中都有重要应用。
镁是一种重要的金属材料，广泛应用于航空、汽车和船舶制造。
钙是构成人体骨骼和牙齿的重要元素，对维持骨骼健康至关重要。
三、碱金属与碱土金属的区别1. 电子结构：碱金属和碱土金属的外层电子结构相似，都是ns1或ns2。
碱金属和碱土金属的性质比较
碱金属和碱土金属的性质比较碱金属和碱土金属都是周期表中位于左侧的元素，它们在化学性质上有一些共同之处，但也存在着一些显著差异。
本文将对碱金属和碱土金属的性质进行比较，展示它们各自的特点。
一、物理性质比较碱金属包括锂、钠、钾、铷、铯和钫，它们都具有较低的密度和较低的熔点。
在室温下，碱金属都是固态，但随着温度的升高，它们会迅速转化为液态。
碱金属具有银白色的外观，柔软易弯曲。
碱金属的导电性和热导率都非常好，是优秀的导体。
碱土金属包括铍、镁、钙、锶、钡和镭，它们的密度和熔点相对较高。
在室温下，碱土金属也都是固态。
和碱金属相比，碱土金属的硬度更高，但仍然具有金属的柔韧性。
碱土金属的导电性和热导率也很好，但稍逊于碱金属。
二、化学性质比较1. 反应性：碱金属和碱土金属都是非常活泼的金属，在空气中容易与氧气反应而氧化。
但碱金属的反应性更为强烈，它们常与空气中的水汽剧烈反应，产生氢气并形成氢氧化物。
2. 反应速率：碱金属的反应速率要比碱土金属快。
碱金属与水反应时放出大量的热量，并产生碱性溶液，这种反应在钠和钾上尤为明显。
碱土金属与水反应也能产生碱性溶液，但反应相对缓慢。
3. 氢氧化物：碱金属与碱土金属都能与水反应生成氢氧化物。
碱金属的氢氧化物溶解度较大，形成强碱性溶液，如氢氧化钠和氢氧化钾。
而碱土金属的氢氧化物溶解度较小，形成弱碱性溶液，如氢氧化钙和氢氧化镁。
4. 卤素反应：碱金属和碱土金属均能与卤素发生反应。
碱金属与卤素的反应剧烈，产生白色晶状盐，如氯化钠和溴化锂。
碱土金属与卤素的反应较为温和，产生白色晶体，如氯化钙和溴化镁。
5. 氧化性：碱金属的氧化性较强，它们能够与许多非金属元素反应，如与氧气反应产生氧化物。
碱土金属的氧化性较碱金属弱，但也具有氧化性，如镁能够与氧气反应生成氧化镁。
三、应用领域比较碱金属和碱土金属具有广泛的应用领域。
碱金属的主要应用包括制备合金、制取金属、制造化学品、生产玻璃和陶瓷等。
碱土金属的应用领域包括制备镁合金、制造火箭燃料、生产荧光体材料和医疗用途等。
碱金属与碱土金属的性质与反应
碱金属与碱土金属的性质与反应碱金属和碱土金属是化学元素周期表中两个重要的元素家族。
它们在自然界中广泛存在，并且具有独特的性质和反应。
本文将探讨碱金属和碱土金属的性质以及它们的一些典型反应。
一、碱金属的性质与反应碱金属包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）和铯（Cs），它们在元素周期表的第一组。
碱金属具有以下一些共同的性质。
首先，它们是非常活泼的金属，容易与其他元素发生反应。
其次，它们的密度都很低，比较轻盈。
此外，碱金属在室温下都是固体，但可以很容易地被切割成薄片。
碱金属在空气中的反应也是引人注目的。
它们与氧气反应会产生相应的氧化物。
例如，钠与氧气反应会生成氧化钠，这是一种白色晶体。
而钾与氧气反应则会产生氧化钾，这是一种紫色的晶体。
这些氧化物在水中溶解后会形成碱性溶液，因此碱金属也被称为“碱”。
碱金属与水的反应也是非常剧烈的。
它们与水反应会放出大量的氢气，并产生相应的氢氧化物。
例如，钠与水反应会生成氢氧化钠，这是一种强碱。
这种反应非常剧烈，甚至会引起火灾。
因此，在实验室中处理碱金属时需要非常小心。
二、碱土金属的性质与反应碱土金属包括铍（Be）、镁（Mg）、钙（Ca）、锶（Sr）和钡（Ba），它们在元素周期表的第二组。
碱土金属与碱金属相比，具有一些不同的性质。
首先，它们的密度比碱金属要高，但仍然比较轻盈。
其次，碱土金属的熔点和沸点较高，因此它们在常温下都是固体。
碱土金属与水的反应相对于碱金属来说较为温和。
它们与水反应会放出氢气，并生成相应的氢氧化物。
例如，钙与水反应会生成氢氧化钙，这是一种弱碱。
与碱金属不同的是，碱土金属与水的反应不会引起火灾。
碱土金属还具有一些其他的重要性质和反应。
例如，它们的氧化态通常为+2。
此外，碱土金属在燃烧时会产生明亮的火焰，这是由于金属离子激发气体中的电子而引起的。
这种现象在烟花制造中得到了广泛应用。
总结起来，碱金属和碱土金属具有独特的性质和反应。
碱金属非常活泼，容易与氧气和水反应，并产生相应的氧化物和氢氧化物。
碱金属和碱土金属
实验项目·碱金属和碱土金属
⑴在检出时，溶液应保持弱碱性，因为在酸性条件下，会产生白色无定形的 六羟基锑酸[HSb(OH)6]沉淀，干扰对 NaSb(OH)6 的判断：
碱金属和碱土金属
一、教学目的
1.比较碱金属、碱土金属的活泼性；
2.试验比较碱土金属氢氧化物和盐类的溶解性；
3.练习焰色反应并熟悉使用金属钾、钠的安全措施；
4.练习焰色反应的操作。
二、实验提要
碱金属、碱土金属分属周期系第ⅠA、ⅡA 族，价电子构型 ns1、ns2，属 s 区元素。其单质是最活泼的金属和还原剂，且从上到下，从碱金属到碱土金属活
表 1 一些常见金属焰色反应的特征颜色
Li
Na
K
Rb
Cs
Ca
Sr
Ba
玫瑰红 黄
紫 紫红 紫红 橙红 洋红 黄绿
纯净化合物放在无色火焰的氧化焰部分加热时，它们可以气化而使火焰染上
特殊的颜色。这是由于原子被激发后，电子从一个能级降到另一个能级时，所发
射出的特征光谱与原子的电子排布有关。不同元素具有不同的特征光谱，借此可
泼性增强。在空气中能迅速地与 O2、CO2、H2O 作用（Rb、Cs 在空气中自燃）， 需保存在煤油或液体石蜡中（Be、Mg 由于生成致密氧化膜而除外）。在空气中
燃烧时，锂、碱土金属生成正常氧化物；钠主要生成过氧化物；而钾、铷、铯则
主要生成超氧化物。Na2O2 为淡黄色粉末状物质，与水或稀酸反应生成氢氧化钠 或钠盐，同时产生 H2O2。H2O2 会立即分解放出 O2，所以过氧化钠具有强碱性 和强氧化性。与水相遇，Be、Mg 由于表面形成致密氧化物保护膜而对水稳定， 分别需水蒸气及热水才反应，其它元素都易与冷水反应生成相应氢氧化物，放出
- 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)。
3Na2O2+Cr2O3 = 2Na2CrO4 + Na2O Na2O2+MnO2 = Na2MnO4
如何鉴定过氧化物
2H2O2 = 2H2O +O2 ↑
三、超氧化物
超[[K问氧K题离（12子]σ超有2Os氧哪）2-化些的2（物相分与σ似子2过之s*轨）氧处道化？2（：物σ的2p性）质2 答（：π2K2pO）2 +4（2Hπ2O2*=pyH）2O2（2 +2πK2pO*zH）+O1 2]↑
[练习2] 写出Na2O2分别与CO2、SiO2的反应 方程式。 答：2Na2O2 +2 CO2 = 2Na2CO3 + O2
2Na2O2 + 2 SiO2 = Na2 SiO3 + O2
20-2 氢氧化物
一、溶解性 [问题13] 碱金属和碱土金属的氢氧化 物哪一类的溶解度大？
如何解释?
二、碱性
答：锂的原子半径和离子半径很小，其离子 的极化力是 碱金属中最强的，它的溶剂化作用 和形成共价键的趋势异常大，Lｉ＋离子外层电 子构型也不同与其它碱金属的８电子外壳。
表１
碱金属的熔沸点（K）
锂钠 钾 铷 铯
熔点 453 370 336 311 301
沸点 1615 1156 1032 959 942
气中会生成Li3N。 Na2O（白）：2Na+O2 = Na2O2
Na2O2 +2 Na = 2Na2O
K2O（淡黄） ：2KNO3 +10 K =6 K2O + N2 Rb2O（亮黄）பைடு நூலகம்与氧化钾类似 Cs2O（橙黄）：与氧化钾类似
2．碱土金属普通氧化物的制取方法有三： ① M +O2 → MO（白色固体）
[问题15] 酸碱强度与φ值存在怎样的关系？
离子势越大, R-O 键加强, O-H 键被削弱,酸式电 离,碱性减弱,反之亦然.
NaOH >Be(OH)2
用0.22-0.32值判断,小于0.22为强碱性,大于0.32 为酸性.介于中间呢? 5.8 8.2?
答：①锂C的s熔点较B高a ，反应放出的热量不足
以使它金熔属化活，泼钠性在增反强应时则被熔化，因而固
体锂与水接触的表面积不如液体钠大；
②反应产物LiOH的溶解度小，它覆盖在锂
的表面，阻碍反应的进一步进行。
二、与O2的反应
O2 +
Li Na K,Rb,Cs
三、与氧化物的反应
Li2O (普通氧化物） Na2O2 （过氧化物）
问题
一. 什么是碱性?
二. 土性是指什么?
Li Na K Rb Cs Fr ns1 Be Mg Ca Sr Ba Ra ns2
讨论归纳式
为什么碱金属化性极高,而熔沸点,硬度较低?
§20-1通性: 讨论 式 ［问题１］碱金属元素有哪些基本共性？
答：①与同周期元素相比，碱金属元素的原子半径和离子 半径均最大.
方解石 CaCO3
石膏
CaSO4•2H2O
明矾石
K2SO4•Al2(SO4)3•24H2O，
天青石 SrSO4
重晶石 BaSO4
矿物晶体
明矾
石膏
BaSO4
钟乳石
CaCO3
NaCl
红宝石
20-3 单质的化学性质
一、与水泼的活反应 Li
Be
[泼 这问强性 是题增比 为性6铯什] 根还么据R强？标bK，N准然a电而S极实rC电际a势M上，g锂锂还与不水如的钠反活应泼活。
②价电子层结构为ｎＳ１，第一电离能与电负性较小， 且随原子序数增大而减小；
③与同周期元素相比，碱金属元素具有较低的标准电 极电势。在同族中（除锂之外，最低），随原子序数增大 依次降低；
④低密度，低硬度，低讨论熔沸点及高的化学活性。
碱土金属又如何?
结构特点: 1.ns2 电荷高 2.半径小
结论?
［问题２］锂表现出的性质与本族其它元素 相 比有很大的差异，其产生的原因是什么？
② MCO3 △ MO +CO2 ③ M（NO3）2 △ MO +NO2 ↑ + O2 ↑
二、过氧化物 O22- [-O-O]2-
O2的分子轨道 [KK（σ2s）2（σ2s*）2（σ2p）2
（π2p ）4 (π2*py ）1（π2p*z
）1 ]
过氧离子O22- 的分子轨道 [KK（σ2s）2（σ2s*）2（σ2p）2
认识盐的俗名
锂辉§石120-2Li2碱O•金Al属2O和3•4碱SiO土2，金属的单质
钠长石 Na[AlSi3O8]，
钾长2-石1 存在和K[制Al备Si3O8]，
绿柱一石、 存在3BeO•Al2O3•6SiO2
白云石 CaCO3•MgCO3
菱美矿 MgCO3
光卤石 KCl•MgCl2•6H2O，
（π2p）4（π2*py）2（π2p*z）2 ]
[问题11] Na2O2有哪些典型的化学性质？
答：① 与水反应： Na2O2+2H2O（冷）= H2O2 +2 NaOH
② 与酸反应： Na2O2+H2SO4 （稀）= H2O2 + Na2SO4 2H2O2 = 2H2O +O2
③与CO2反应：有何用途? 2Na2O2+ 2CO2 = 2Na2 CO3 +O2 ↑
4KO2+2CO2 = 2K2CO3 +3O2↑
[练习1]写出室温下锂在空气中的所有反应。
答 Li + O2 → Li2O Li + N2 → Li3N Li + H2O → LiOH+ H2 Li2O + H2O → LiOH Li2O + CO2 → Li2CO3 LiOH + CO2 → Li2CO3 +H2O
KO2 ，RbO2，CsO2 （超氧化物）
Mg +SiO2 Mg +CO2
→Si +MgO →？
（MgO +C）
Mg +H2O（g） → ？ （MgO + H2 ↑）
§20-3 碱金属和碱土金属的化合物
3-1 氧化物 一、普通氧化物
1．碱金属普通氧化物的制取 [问题9] Li2O和Na2O分别用什么方法制取？ 答：Li2O （白）：锂在纯氧中燃烧。在空
碱金属单质均为体心立方晶格
Li特殊的原因为:(1)半径最小. ( 2)为2电子构型
Li 不像碱金属而像Mg,该现象称为什么?
Li
Be
B
Na Mg
Al
对角线规则 P370
C Si
如何解释
比较Li Mg的相似性
1.与O2的反应: Li+O2=Li2O 2.与N2的反应: 6Li+N2=2Li3N 3.MOH的碱性: 中强碱 4.盐的水溶性 和热稳定性 差