s区元素

第十二章s区元素

教学重点：1.氢的物理和化学性质；

2.碱金属的钠与钾，碱土金属的镁、钙、钡的性质。

3.其氢氧化物的溶解性和碱性。

4.碱金属和碱土金属盐类的一些重要性质。

第一节氢

一、物理性质

氢(hydrogen)是太阳大气的主要成分，如果以原子百分数计，氢占81.75%，氢是太阳发生热核反应的主要原料。是供给地球上生物生存的最大能源。

氢在地壳（包括大气、水、岩石圈）中的含量，若以原子百分数计占17%，若以质量百分数计约占1%。氢虽存在量不大，但分布却十分广泛。自然界中，氢主要以化合态存在，如在水中、有机物中、生物体中等，仅只在天然气等少数物质中有少量单质氢存在。

已知氢有三种同位素，自然界

氢或氕（用11H或H表示）99.98%

重氢或氘(deuterium)（用21H或D表示）0.02%

氚(tritium)（用31H或T表示）107个普通氢原子才有1个氚原子

氢的同位素之间由于电子结构相同，故化学性质基本相同，但是它们的原子质量相差较大，从而引起物理性质上的差异。

如：H2的沸点为20.4K，熔点为14.0K

D2的沸点为23.5K，熔点为18.65K

氘的重要性在于它与原子反应堆中的重水有关，并广泛地应用于反应机理的研究和光谱分析。氚的重要性在于和核聚变反应有关，也可用作示踪原子(tracer element)。

单质氢是以双原子分子形式存在，它是一种无色无嗅的气体，是空气密度的1/14.38，是所有气体中密度最低的。用它的密度小的性质，可以填充氢气球，但有易于着火的缺点。

如将氢气进行深度冷冻并加压，氢气可转变成液体，利用液态氢的低温，可以将除氢以外的其它气体变成固体，在14.0K时可转变为透明固体。

氢在水中微微溶解，273K时1体积水仅能溶解0.02体积的氢气，但氢气可被某些金属（如镍、钯、铂）吸附，如室温时1体积细钯粉，大约吸收900

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体积的氢气，被吸收后的氢气有很强的化学活泼性（可以认为被吸附的氢分子在某种程度上被离子化或活化了）。此状态下的氢气同氧气能迅速化合。

二、化学性质

氢分子在常温下不太活泼，因为在标准状况下。氢分子的离解能为436 kJ/mol，所以许多有氢参加的反应除非在高温或有催化剂存在，通常都不会迅速发生。

1．与非金属反应

H2 + F2常温HF

H2 + Cl2高温或光照下HCl

H2 + O2H2

2．高温下，氢是一个非常好的还原剂

CuO + H2高温Cu + H2O

3

CH≡CH + H2CH2＝CH2

4．氢与某些金属生成金属型氢化物：氢气可以与某些金属反应生成一类外观似金属的金属型氢化物，这类氢化物中，氢与金属的比值有的是整数比：如BeH2、MgH2、CoH2、CrH3、UH3、CuH，有的是非整数比：LaH2.76、CeH2.69、TiH1.73

三、氢气的制备

1．实验室：Zn + 2HCl == ZnCl2 + H2↑

制取的氢气中常含有PH3，H2S，AsH3等气体，经过纯化后才能得到纯净的氢气。

2．工业上：高温下用焦炭还原水蒸气制取氢气。

H2O + C 1000℃H2 + CO

3．在野外：CaH2 + 2H2O = 2H2 + Ca(OH)2

Si + 2NaOH + H2O == Na2SiO3 + 2H2↑

四、氢化物(hydride)

氢和其它元素形成的二元化合物叫做氢化物。根据结构和性质的不同。可以把氢化物分为以下几种类型。

1．离子型氢化物

氢气和活泼金属（碱金属和除Be、Mg外的碱土金属等）形成的化合物中，金属原子失去电子成为正离子，氢原子得到电子成为负离子。然后正负离子依

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靠静电引力结合形成离子型氢化物。离子型氢化物的结构和卤化物类似。

纯净的离子型氢化物都是白色固体。它们的熔点、沸点较高，熔融状态可导电，电解时在阳极上可放出氢气。

（1）与水反应：

NaH + H2O = H2 + NaOH

CaH2 + 2H2O = 2H2 + Ca(OH)2

（2）离子型氢化物都有较强的还原性，在高温时能将金属氧化物或卤化物还原成单质金属。

TiO2 + 2LiH = Ti + 2LiOH

TiCl4 + 4LiH = Ti + 4NaCl + 2H2

（3）离子型氢化物在非极性溶剂中，与B2H6、AlCl3等可形成复合氢化物。

2LiH + B2H6乙醚2LiBH4

4LiH + AlCl3乙醚LiAlH4 + 3LiCl

而且还原性更强，常用于无机和有机合成反应。

2．金属型氢化物（过渡型氢化物）

第ⅡA族的Be和Mg，第ⅢA族的In和Tl，全部过渡元素及镧系、锕系元素均能吸收氢气而形成氢化物。在这类氢化物中，氢分子或氢原子钻入金属晶格的间隙中，而金属基本上保持原来的特征，所以叫做金属型氢化物。这类氢化物的结构与母体金属的结构不完全相同，这说明氢和金属之间存在着化学结合。

金属型氢化物一般具有母体金属的光泽，除镧系元素的氢化物和UH3外都可以导电，它们的密度比母体金属的小。铍、镁和镧系、锕系元素的金属氢化物接近于离子型氢化物。铟、铊、铜族元素和锌族元素的氢化物接近于分子型氢化物，它们的化学性质和分子型氢化物相近。

某些过渡金属吸收氢气形成氢化物后，在一定条件下又可将所吸收的氢气释放出来，这是一个可逆过程。利用这一原理，吸收氢气能力大的金属如Pd、U等可作为储氢材料，但是，这些金属价格昂贵，寻找储氢能力强、价格便宜的某些金属合金是当今重要的研究课题。

3．分子型型氢化物

氢气与非金属或准金属元素（砷、锗、锑等）化合时形成以共价键相结合的共价型氢化物。因为在固态时它们大都属于分子型晶体，所以又叫做分子型氢化物。

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分子型氢化物种类繁多，它们在组成、结构、性质等方面差异很大。分子型氢化物的熔、沸点较低，在常温下为气体或易挥发的液体。

SiH 4 + 4H 2O = H 4SiO 4 + 4H 2

NH 3 + H 2O = NH 4+ + OH -

五、氢能源

一级能源：煤、石油、太阳能、原子能。

二级能源：依靠石油、煤、原子能等的能量来制取的能源。

氢之所以被选为未来的二级能源，是因为它具有下述特点：

1．原料易得，来源于地球上储量丰富的水。

2．热值高，氢气燃烧时放热量很大。

H 2(g) + 1/2O 2(g)

H 2O(l) △H 0 = -286 kJ/mol

∴1kgH 2完全燃烧可放热：

而1kg 煤若不含灰分、湿气和其它物质，纯粹由C 组成，完全燃烧可放热： 同样重量的氢气燃烧放热至少是煤的4.4倍，也比汽油高。石油的全球储量按现在的消费水平大约只够开采四、五十年的，煤也很有限，而利用阳光把水分解成氢和氧，永远不会用完。

3．反应产物是水，不会污染环境。（无污染）

4．可储存，有可能实现能源的储存，也有可能实现经济、高效的输送。

储存：a.高压液化为液态氢

b.形成金属氢化物

氢气的缺点是具有爆炸性，H 2体积比<5%和>95%时安全，氢气无毒，煤气输送和储藏的技术可以套用。

氢气作为能源已在H 2/O 2燃烧电池、火箭推进燃料、冶金等方面得到应用。 第二节 碱金属和碱土金属元素概述

教学重点：1.碱金属的钠与钾，碱土金属的镁、钙、钡的性质。

2.其氢氧化物的溶解性和碱性。

3.碱金属和碱土金属盐类的一些重要性质。

一、碱金属

kJ mol kJ mol g g 51043.1/286/21000?=?kJ mol kJ mol

g g 41028.3/394/121000?=?

Li Na K Rb Cs Fr 放射性

1．碱金属元素原子的价电子构型为ns1。因此，碱金属元素只有+1氧化态。碱金属元素最外层只有1个电子，次外层为8个电子（Li为2个电子），对核电荷的屏蔽效应较强，所以，这一个价电子离核较远，特别容易失去。因此，各周期元素的第一电离势以碱金属为最低。

2．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，并随原子序数的增加而下降。电离势和电负性也随原子序数的增加而下降。

3．本族元素的电负性都很小，因此当这些元素同一些电负性较大的元素反应生成化合物时，易形成离子化合物。但某些气态双原子分子如Na2，Cs2等就是以共价键结合的。

4．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。

二、碱土金属

Be Mg Ca Sr Ba Ra 放射性

Li、Cs、Be属希有金属，重点：Na、K

Mg、Ca、Ba

1．与碱金属元素比较，碱土金属最外层有2个电子，次外层电子数目和排列与碱金属元素相同。由于核电荷增加了1个单位，对电子的引力要强些，所以碱土金属的原子半径比碱金属要小些，电离势要大些，较难失去第一个价电子。失去第二个价电子的电离势约为第一电离势的2倍。从表面上看，碱土金属要失去2个电子而形成二价正离子似乎很困难，实际上生成化合物时所释放的晶格能足以时它们失去第二个电子。它们的第三电离势约为第二电离势的4~8倍，要失去第三个电子很困难，因此，它们的主要氧化态是+2。

2．碱土金属元素从上到下原子半径逐渐增大，电离势和电负性依次减小，它们的金属活泼性自上而下逐渐增强。

3．碱土金属元素在形成化合物时，与ⅠA族元素一样，多形成离子型化合物，大多为无色。

4．由于Be具有较小的原子半径，电离势高于同族其它元素，形成共价键的倾向比较显著，所以Be同Li一样，常表现出与同族元素不同的性质。

第三节碱金属和碱土金属元素的单质

一、物理性质

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1．碱金属是密度小、硬度小、熔沸点低、导电性强的轻金属。

原因：金属键弱，内聚力小。

除Be为钢灰色，其余为银白色，Li在固体单质中熔点最低，保存于石蜡中。2．碱土金属比碱金属各项都稍高。

金属的内聚力（键）与价电子数、半径有关

多小熔沸点越高。

为什么碱土金属中铍、镁熔点的变化不规律？

原因：Be、Mg属六方晶格，与Ca、Sr、Ba晶格不同，因而熔点变化不规律。3．碱金属（特别是铯）失去电子的倾向很强，当受到光的照射时，其电子能从表面逸出，这种现象称为光电效应，常用铯来制造光电管。

4．碱金属能形成液态合金，如Na-K合金，Na-Hg合金等。

Na-K合金由于Na、K具有大的比热，低的熔点和良好的热、电传导性，可用作核反应堆的冷却剂和热交换机剂；

Na-Hg齐由于有缓和的还原性，在有机合成上用作还原剂，无机上，用Na-Hg 齐还原SO32-成为连二亚硫酸根离子

2SO32- + 2H2O + 2Na/Hg = S2O42- + 4OH- + 2Na+ + 2Hg

Na-Al合金可用于从氯乙烷生产汽油防爆剂四乙基铅。

5．碱金属及Ca、Sr、Ba的挥发性化合物在高温火焰中，原子中的电子被激发，电子接受了能量，从较低的能级跳到较高的能级，但在较高的能级电子不稳定，当电子从较高能级回到较低的能级时，便分别发射出一定波长的光来，时火焰呈现特征的颜色。如钠使火焰呈黄色，锂呈红色，钾呈紫色，铷和铯显蓝紫色，钠光灯的黄色光能穿透雾气，能见度高。因而钠光灯广泛用于公路照明。

二、化学性质（除Li+和Be2+有共价性，其余多呈离子性）

离子半径小，极化力强

1．与水反应

2MⅠ+ 2H2O = 2MOH + H2有机溶剂中有少量水，可用金属Na除去根据标准电极电势，Li的活泼性应比Cs更大，但实际上与水反应还不如Na剧烈，Li与H2O反应缓慢原因：（Ca、Sr、Ba与H2O反应也缓慢）

（1）Li熔点高，反应过程放出的热不足以使它熔化，反应与水接触面积小。（2）LiOH的溶解度比NaOH小，包围在Li表面，缓和了锂与水的反应。

MⅡ+ 2H2O = M(OH)2 + H2

Be与水蒸气反应，Mg与热水反应，Ca、Sr、Ba与冷水剧烈反应

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2．与氧反应

同族从上到下，依次增强。（Li 空气中Li2O，Li3N）

空气中M2O CO2M2CO3）钠、氮化物和碳酸盐的外壳。钠、钾在空气中稍加热就燃烧起来。而铷、铯在室温下遇空气就立即燃烧，所以钠、钾应贮存在煤油中，因为Li的密度小，浮在煤油表面，可将其封存在固体石蜡中。

碱土金属在空气中缓慢生成氧化物和氮化物。

3．有较强的还原性

由于碱金属与水的强烈作用，实际上不能从水溶液中置换盐溶液中的金属离子，如不能Na + KCl

在干态，高温时碱金属能夺取氧化物中的氧或氯化物中的氯

SiO2 + 2Mg = Si + 2MgO

TiCl4 + 4Na 高温Ti + 4NaCl

钠是很好的还原剂，在真空或希有气体保护下用来生产某些希有金属。4．与氢反应

2Na + H2573~673K 2NaH

Ca + H2加热加压CaH2

第四节碱金属和碱土金属元素的化合物

一、氧化物：正常氧化物、过氧化物（O22-）、超氧化物（O2-）、臭氧化物（O3-）ⅠA: M(Ⅰ) + O2Li2O，Na2O2，MO2(K，Rb，Cs)

ⅡA: M(Ⅱ) + O2常压MO

高压MO2(过氧化物，M为Ca，Sr，Ba)

（一）正常氧化物（MⅠ2O，MⅡO）

1．制法：

2Li + 1/2O2 = Li2O（碱金属在空气中燃烧只有锂生成普通氧化物）

Na2O2 + 2Na = 2Na2O

2KNO3 + 10K = 6K2O + N2

碱土金属在室温或加热下，能与氧直接化合生成氧化物MO，也可从其碳酸盐或硝酸盐加热分解制得MO。

CaCO3ΔCaO + CO2

2Sr(NO3)2高温2SrO + 4NO2 + O2

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2．性质

（1）热稳定性：同族从上到下，逐渐降低

由于碱土金属带有二个单位正电荷，离子半径较小，所以氧化物的熔点高，BeO和MgO常用来制造耐火材料，CaO是重要的建筑材料。

（2）与水剧烈反应（Li2O与水反应慢），生成相应的氢氧化物并放出大量的热；Rb2O、Cs2O与H2O剧烈反应，引起燃烧，甚至爆炸，经过锻烧的BeO 和MgO难溶与水，而CaO，SrO，BaO同水剧烈反应（CaO有吸水性，工业上制无水乙醇）。

M2O + H2O = 2MOH

MO + H2O = M(OH)2(M = Ca，Sr，Ba)

（3）碱金属氧化物的颜色从Li2O到Cs2O逐渐加深

Li2O Na2O K2O Ru2O Cs2O

白色淡黄色亮黄色橙红色

碱土金属氧化物都是白色固体，除BeO外，均为NaCl型的离子化合物，熔点减小（从上到下，晶格能减小）

（二）过氧化物

过氧离子结构[-O-O-]2-

Na2O2是淡黄色粉末，易吸潮，较稳定。

1．制法：

4Na(熔) + O2(一定量，干燥，去CO2) 453~473K 2Na2O 氧气不足

2Na2O + O2(足量) 573~673K 2Na2O2氧气充足

为什么制备Na2O时用Na还原Na2O2?

a.若直接用Na与O2反应，则O2的量需控制

b.温度也需要调节

c.若Na在空气中燃烧还可与CO2反应生成Na2CO3，使产物不纯

2．性质：

（1）与水或稀酸反应生成H2O2

Na2O2 + 2H2O = H2O2 + 2NaOH 强碱性

Na2O2 + H2SO4 = H2O2 + Na2SO4

2H2O2 = 2H2O + O2

（2）与CO2反应析出氧

2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2（这是Na2O2在空气中放置会变白的原因）所以Na2O2是防毒面具、高空飞行或潜水时的供氧剂和CO2的吸收剂。

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（三）超氧化物（K ，Ru ，Cs 在空气中燃烧）

超氧离子O 2-结构

超氧化物与H 2O 、CO 2反应放出氧气，

2KO 2 + 2H 2O = 2KOH + H 2O 2 + O 2

4KO 2 + 2CO 2 = 2K 2CO 3 + 3O 2

所以，KO 2是很好的供氧剂

（四）臭氧化物

O 3:π34 O 3-:π35

K ，Ru ，Cs 的氢氧化物与臭氧O 3反应生成相应的臭氧化物

3KOH(s) + 2O 3(g) = 2KO 3(s) + KOH ·H 2O(s) + 1/2O 2(g)

性质：不稳定：2KO 3 = 2KO 2 + O 2（在室温下分解）

与H 2O 反应放氧：4KO 3 + 2H 2O = 4KOH + 5O 2

二、氢氧化物

由于2NaOH + CO 2 = Na 2CO 3 + H 2O ，所以贮存NaOH 要密封，以防潮解和吸收空气中的CO 2致使NaOH 混有Na 2CO 3成分。若要配制不含碳酸盐的NaOH 溶液，可先配制NaOH 的饱和溶液，静置后Na 2CO 3即可沉淀析出（Na 2CO 3溶解度比NaOH 小，在浓NaOH 溶液中结晶析出），再用煮沸后冷却的新鲜水稀释到所需浓度。

利用NaOH 吸收CO 2的反应，在环境检测中用来测定气体中CO 2含量。

1．制备：苛性碱是用电解NaCl 或KCl 的水溶液制取

2NaCl + 2H 2O 电解 2NaOH + Cl 2 + H 2

NaOH 在空气中长期放置有何变化？

a. NaOH 吸水

b. NaOH 吸收空气中CO 2生成Na 2CO 3

少量的NaOH 也可用消石灰与碳酸钠浓溶液反应来制取：

Na 2CO 3 + Ca(OH)2 = CaCO 3 + 2NaOH

2．性质：白色固体，易吸潮，碱性（Be(OH)2呈两性），腐蚀性

（1）NaOH 能溶解两性金属、非金属以及它们的氧化物

2Al + 2NaOH + 6H 2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H 2

Al 2O 3 + 2NaOH 高温 2NaAlO 2 + H 2O 工业上用类似反应分解矿石原料和硅酸盐类试样

Si + 2NaOH + H 2O = Na 2SiO 3 +2H 2

O O ::....

...-

SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O

（2）碱金属和碱土金属的氢氧化物溶解度和碱性变化

总的趋势：从上到下逐渐增大，同周期碱金属比碱土金属大。

LiOH难溶，碱土金属氢氧化物溶解度小，大多难溶，Ba(OH)2易溶

Be(OH)2是两性氢氧化物，Be(OH)2 + 2OH- = [Be(OH)4]2-

Mg(OH)2是中强碱，Ca(OH)2、Sr(OH)2、Ba(OH)2是强碱

Ca(OH)2来源充足，价格低廉，碱性强，生产上常用它调节溶液的pH值或沉淀分离某些难溶氢氧化物。

3．对于氢氧化物溶解度变化的解释：

大多数情况下，离子化合物的溶解度与其离子势（Z/r）成反比，碱金属氢氧化物从LiOH到CsOH随着阳离子半径的增大，阳离子和阴离子之间的吸引力逐渐减小，ROH晶格愈来愈容易被水分子把它们拆开。同一周期中，碱土金属比碱金属离子小，而且带两个正电荷，因此，水分子就不易将它们拆开，溶解度就小得多。

4．对于氢氧化物碱性强弱的解释：

氢氧化物碱性的强弱与中心元素离子势的平方根φ值的大小有关，离子的电子构型相同时，φ值越小，表示金属离子与OH-的结合力越弱，碱性越强；φ值越大，表示金属离子与OH-的结合力越强，碱性越弱。

有人提出用离子势Φ值来判断金属氢氧化物酸碱性的经验公式，离子半径用埃表示：

φ< 7 ROH呈碱性

7 < φ< 10 ROH呈中性

φ> 10 ROH呈酸性

同一族，金属离子的电子层构型相同，电荷数Z也相同，离子半径r自上

而下逐渐增大，φ值逐渐减小，ROH的碱性逐渐增强。

同一周期的碱金属和碱土金属相比，碱土金属离子的核电荷数增大，离子

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半径却减小， 值增大，所以碱土金属的碱性比碱金属弱。也可从溶解度解

释，碱金属的氢氧化物比碱土金属氢氧化物溶解度大，溶液中OH-浓度大。

氢氧化物的离解有两种方式：ROH H2O R+ + OH-碱式离解，Φ值小

ROH H2O RO- + H+酸式离解，Φ值大在R-OH中，如果正离子R+的电荷数越大，半径越小，则离子势Φ= Z/r越大，离子场力越强，R+吸引氧原子的电子云越强，R-O键加强，O-H键被削弱，R-O-H则趋于酸式离解。相反，如果正离子R+的电荷数越小，半径越大，则离子势Φ=Z/r越小，离子场力越弱，R+吸引氧原子的电子云越弱，R-O键变弱，R-O-H则趋于碱式离解。

三、盐类

（一）溶解性

碱金属盐类的最大特征是易溶于水，并且在水中完全电离，所有碱金属离子都是无色的。只有少数碱金属盐是难溶的，它们的难溶盐一般都是由大的阴离子组成，而且碱金属离子越大，难溶盐的数目也越多。如：

Na[Sb(OH)6]六羟基锑酸钾；KHC4H4O6酒石酸氢钾

碱土金属盐类的重要特征是它们的微溶性。除氯化物、硝酸盐、硫酸镁、铬酸镁易溶于水外，其余的碳酸盐、硫酸盐、草酸盐、铬酸盐等皆难溶。CaSO4微溶。

硫酸盐和铬酸盐的溶解度依Ca、Sr、Ba的顺序降低。

（二）热稳定性：

一般碱金属盐具有较高的热稳定性。卤化物在高温时挥发而不分解，硫酸盐既不挥发，又难分解。

碱金属碳酸盐只有Li2CO31543K Li2O + CO2

碱土金属由铍到钡，随着金属离子半径逐渐增大，对CO32-的极化作用依次减小，碳酸盐的热稳定性依次增强。碱土金属碳酸盐热稳定性较差，MCO3 = MO + CO2

碱金属和碱土金属的硝酸盐易分解：4LiNO3973K 2Li2O + 4NO2 + O2

2NaNO3653K 2NaNO2 + O2

2KNO3673K 2KNO2 + O2

（三）钠盐和钾盐性质的差异：r K+ > r Na+

1．溶解度：钠盐大

2．吸湿性：钠盐强。因此在分析化学中常用钾盐而不用钠盐作为标准试剂。

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同理，在配制炸药时，用KNO3或KClO3而不用相应的钠盐。原因：Na+离子半径小，水合能大，水合的倾向大。

3．结晶水：含结晶水的钠盐比钾盐多，如：Na2SO4·10H2O，Na2HPO4·12H2O 等。食盐中含有MgCl2，CaCl2等杂质，杂质吸湿，而NaCl不含结晶水。四、焰色反应：

钙、锶、钡及碱金属元素的挥发性化合物在无色火焰中灼烧时，产生的火焰都具有特征的颜色，称为焰色反应。产生焰色反应的原因是这些元素的离子灼烧受热时，电子易被激发，当电子从较高能级跃迁回到较低能级时，便以光的形式放出能量，使火焰呈现特征的颜色。

可利用焰色反应来制作信号弹和各种焰火。

观察钾的焰色反应时，为何要用钴玻璃滤光？

因为钾盐中常含有钠盐，有Na+离子存在时，其黄色火焰透过蓝色玻璃片时看不到黄色，所以，观察K+离子的焰色反应时，须通过钴玻璃是为了消除Na+的干扰。

五、常用药物

1．NaCl

无色透明晶体或白色结晶性粉末，无臭，味咸，易溶于水，难溶于乙醇。

NaCl为电解质补充药，是维持体液渗透压力的重要成分，用于调节体内水与电解质的平衡。生理NaCl溶液（9g·L-1 NaCl溶液），用于洗涤黏膜和伤口，对失血或失水过多的病人，用于补充水分维持其血容量。

2．KCl

无色晶体或白色结晶性粉末，无臭，味咸涩，易溶于水，不溶于乙醇和乙醚。

KCl为电解质补充药，具有维持细胞内渗透压力、神经冲动传导和心肌收缩的功能，用于低血钾症及洋地黄中毒引起的心律失常的治疗。

3．MgCl2

白色粉末，无臭，无味，在空气中缓慢吸收CO2，难溶于水，不溶于乙醇，溶于稀酸溶液。

可用作抗酸药及轻泻剂。

4．NaHCO3

白色结晶性粉末，无臭，味咸，在潮湿空气中缓慢分解，溶于水，不溶于乙醇。

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可用于中和胃酸，维持血液的酸碱平衡。

5．Li2CO3

白色结晶性粉末，无臭，无味，难溶于水，不溶于乙醇。

碳酸锂为抗躁狂药，对躁狂症疗效最好，对情绪高、言语多、兴奋激动、夸大妄想等症状的精神分裂症的疗效也较好。

6．MgSO4

MgSO4·7H2O为无色晶体，无臭，味苦咸，在空气中风化，易溶于水，难溶于乙醇。

用于泻药和利胆药。

7．CaCl2

CaCl2·2H2O为白色晶体，无臭，味微苦，极易潮解，极易溶于水，易溶于乙醇。

氯化钙为补钙药，也用作抗过敏药和消炎药。刺激性大，不作口服常用于静脉注射，不可皮下或肌肉注射，以免引起组织坏死。

8．干燥硫酸钙

CaSO4·1/2H2O为白色细粒，能缓慢吸收水分成细小颗粒，并失去固结性，无臭，无味，微溶于水，不溶于乙醇，溶于稀盐酸。

干燥硫酸钙为骨科用固定剂，可用作石膏绷带。

9．硫酸钡

BaSO4为白色疏松的细粉，无臭、无味，不溶于水和有机溶剂，也不溶于稀酸和稀碱溶液。

主要用作胃肠道的X射线造影剂。

第五节对角线规则

在周期表中某一元素的性质和它在左上方或右下方的另一元素性质的相似形，称为对角线规则。

ⅠA ⅡA ⅢA

Li Be B

Na Mg Al

离子极化力的大小取决于它的半径、电荷和电子构型，Li+和Na+虽然电荷相同，但Li+的半径较Na+小且又是2电子构型，所以Li+的极化力比Na+强

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得多，导致锂的化合物同钠的化合物在性质上差别较大，由于Mg2+的电荷较Na+高而半径小于Na+，使Mg2+的极化力与Li+接近。因此，Li+与Mg2+的性质有着相似性。

Be2+与Al3+的相似性与此类似。

锂和铍由于离子半径特别小，使它们的化合物与同族其他元素相比有一系列特殊性质。

一、锂的特殊性

1．锂的熔沸点高、硬度大；

2．锂与氧气反应只生成普通氧化物Li2O；

3．锂的化合物LiOH、Li2CO3、LiNO3热稳定性差，加热可分解为Li2O，如：2LiNO3 = Li2O + 2NO2 + ?O2

4．锂可生成Li3N离子型化合物，呈红宝石色，Li与C共热，生成离子型Li2C2，碱土金属元素均有此类反应；

5．LiF、Li2CO3、Li3PO4均难溶于水，LiOH仅微溶于水；

6．Li+和它的化合物易生成水合物，这是由于Li+半径小，水合能力强、水合焓大的缘故。

二、锂和镁在性质上的相似性

1．锂和镁在过量氧气中燃烧只生成普通氧化物Li2O和MgO，有较强的共价性；

2．锂和镁的氢氧化物、碳酸盐热稳定性差，加热可分解为Li2O和MgO；3．锂和镁都能生成较稳定的氮化物Li3N、Mg3N2和碳化物Li2C2、MgC2、Mg2C3；4．锂和镁的氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水；

5．锂和镁的氯化物具有一定的共价性，能溶于乙醇等有机溶剂；

6．Li+和Mg2+均有较强的水合能力。

三、铍的特殊性

1．Be原子有很强的生成共价化合物的倾向；

2．Be能生成许多配合物，如配合盐M2[BeF4]，铍盐在水中强烈水解生成四面体的配离子[Be(H2O)4]2+，中心Be原子sp3杂化；

3．铍盐是已知的最易溶的盐，铍盐极易水解，强酸的铍盐在水溶液中呈酸性，铍的化合物有极高的毒性，可能与它们有极高的溶解度和容易生成配合物有关；

4．铍是两性金属，与酸反应缓慢放出H2，用NaOH处理Be也能放出H2。

Be + H2SO4 = BeSO4 + H2

Be + 2NaOH = NaBeO2 + H2

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247 同理，BeO 和Be(OH)2也都具有两性。

四、铍和铝的相似性

1．铍和铝易形成氧化物薄膜，标准电极电势相近，说明它们还原性相近；

2．铍和铝的单质、氧化物和氢氧化物都显两性，既溶于酸也溶于强碱；

3．铍和铝的氧化物熔点高、硬度大；

4．Be 原子和Al 原子均为缺电子原子，它们的卤化物都是路易斯酸，Be 和Al 的氯化物为共价型，能溶于有机溶剂，在蒸汽中为双聚分子(BeCl 2)2、Al 2Cl 6；

5．铍和铝的碳化物、盐类都易水解。 Be Be Cl

Cl Cl Cl Cl Cl Cl Cl Cl Al Al Cl