碱金属和碱土金属教案资料
无机化学实验二十二 碱金属和碱土金属
无机化学实验实验二十二碱金属和碱土金属[实验目的]比较碱金属、碱土金属的活泼性。
试验并比较碱土金属氢氧化物和盐类的溶解性。
练习焰色反应并熟悉使用金属钾、钠的安全措施。
[实验用品]仪器：烧杯、试管、小刀、镊子、坩埚、坩埚钳、离心机固体药品：钠、钾、镁条、醋酸钠液体药品：汞、NaCl(1mol·L-1)、KCl(lmol·L-1)、MgC12(0.5mol·L-1)、CaC12(0.5mol·L-1)、BaC12(0.5mol·L-1)、新配制的NaOH(2mol·L-1)、氨水(6mol·L-1)、NH4Cl(饱和)、Na2CO3(0.5mol·L-1、饱和)、HCl(2mol·L-1)、HAc(2mol·L-1、6mol·L-1)、HNO3(浓)、Na2SO4(0.5mol·L-1)、CaSO4(饱和)、K2CrO4(0.5mol·L-1)、KSb(OH)6(饱和)、(NH4)2C2O4(饱和)、NaHC4H4O6(饱和)、AlCl3(0.5mol·L-1)材料：铂丝(或镍铬丝)、pH试纸、钴玻璃、滤纸[实验内容]一、钠、钾、镁的性质1．钠与空气中氧的作用用镊子取一小块金属钠（绿豆大），用滤纸吸干其表面的煤油，切去表面的氧化膜，立即置于坩埚中加热。
当钠开始燃烧时，停止加热。
观察反应情况和产物的颜色、状态。
冷却后，往坩埚中加入2ml蒸馏水使产物溶解，然后把溶液转移到一支试管中，用pH试纸测定溶液的酸碱性。
再用2mol·L-1H2SO4酸化，滴加1～２滴0.01mol·L-1KMnO4溶液。
观察紫色是否褪去。
由此说明水溶液是有H2O2，从而推知钠在空气中燃烧是否有Na2O2生成。
写出以上有关反应方程式。
现象和解释2Na + O2Na2O2黄色粉末Na2O2 + 2H2O == H2O2++ 2NaOH5H2O2 + 2MnO4- + 6H+ == 2Mn2+ + 8H2O + 5O22、钠、钾、镁与水的作用用镊子取一小块金属钾和金属钠，用滤纸吸干其表面的煤油，切去表面的氧化膜，立即将它们分别放入盛水的烧杯中。
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
第二讲 碱金属和碱土金属
E E E
Li+ /Li = －3.03v Na + /Na= －2.71v K + /K
= －2.93v 8
二、碱金属和碱土金属的单质
(4) 与氧化物、卤化物反应
(5) 与液氨反应
M1＋(x＋y)NH3 == M1(NH3)＋y＋e(NH3)x－ （蓝色）
9
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
10
二、碱金属和碱土金属的单质
(2) 热还原法 (3) 热分解法 该方法可以精确定量制备碱金属（Na,K,Rb,Cs) 思考：为什么Li不能选择热分解法？
Li
Na
K Rb、Cs
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
5
二、碱金属和碱土金属的单质
1. 物理性质
碱 金 属 和 碱 土 金 属 碱 金 属
(1) 有金属光泽 (2) 硬度小 除Be、Mg外都可切割 (3) 导电、导热性好
(4) 延展性好
(5) 密度小
思考：Li、Na、K是否都能储存于煤油中？
(6) 熔点低 Na、K、Rb、Cs熔点低于水的沸点 6
limg的相似性单质与氧作用生成正常氧化物四周期表中的斜线关系与水反应较慢氢氧化物均为中强碱且水中溶解度不大易分解氟化物碳酸盐磷酸盐均难溶碳酸盐受热易分解limg可直接与n2反应生成氮化物其它不能273
第二讲
实验三碱金属和碱土金属
溶解度MgCrO4可溶,微溶难溶盐中CaCrO4 > Sr CrO4 > BaCrO4
BaCrO4 Ksp =×10－10、SrCrO4 Ksp =×10－5、CaCrO4 Ksp =×10－4
3.在－1Ca、Ba可溶盐溶液中逐滴加入－1Na2C2O4观察反应现象及产物状态;
Sr—洋红色, Ba—绿色,
㈥Mg、Ca、Sr、Ba难溶盐
1.在－1Ca、Ba可溶盐溶液中逐滴加入H2SO4观察反应现象及产物状态;
Ba2+ + SO42－== BaSO4白色↓
不混浊Ca盐滴加2－1 Na2SO4用玻璃棒摩擦试管壁也生成白色↓
Ca2+ + SO42－== CaSO4白色↓
溶解度：MgSO4可溶,微溶难溶盐中CaSO4 > SrSO4 > BaSO4
2.在装有LiCl溶液试管中逐滴加入Na3PO4饱和
3Li++ PO43－== Li3PO4↓生成白色↓
㈣Mg、Ca、Ba氢氧化物的性质
1.在相同浓度－1Mg、Ca、Ba可溶盐溶液中逐滴加入饱和BaOH2,
观察反应现象及产物状态;
Mg2++ 2OH－=== MgOH2立刻生成白色↓
Ca2++ 2OH－=== CaOH2用玻璃棒摩擦试管壁也生成白色↓
2. K+鉴定
在试管中,加入饱和酒石酸氢钠2,3-二羟基丁二酸氢钠,如无沉淀,用玻棒摩擦试管内壁,放置片刻,视有白色沉淀;
K+ + HC4H4O6－=== KHC4H4O6↓
㈢Li、Na盐类溶解性对比略
1.在装有LiCl溶液试管中逐滴加入Na2CO3饱和
第二十章碱金属碱土金属之教案
第二十章碱金属碱土金属之教案20-1.1: 定性解释碱金属和碱土金属从上到下和从左到右的金属活泼性变化规律（C级重点掌握）解:同族从上到下金属活泼性增强的原因是从上到下金属的原子半径依次增大,有效核电荷减小,对最外层电子的吸引力依次减小,所以更易失去电子,金属活泼性依次增强,第一电离势从上到下依次减小.同理从左到右金属活泼性减弱也是因为原子半径减小,有效核电荷增大,对最外层电子的吸引力增大,电子难失去,金属活泼性减弱.二：Li和Be的特殊性(C级了解)由于锂和铍分别是ⅠA和ⅡA中原子半径最小的，所以它们的性质与本族其它金属差别较大，表现出特殊。
事实上，锂的性质与周期表中它右下角元素镁有很多相似之处，同样铍与周期表中它右下角的铝性质也相似。
20-1.2: 请从理论上解释锂和铍为什么出现以上的特殊性质?(C级掌握)解：对于锂：单质熔沸点高,硬度大是因为原子半径小,金属键强导致;电极电势反常的低是因为Li+半径特别小,水合能突出的大,虽然锂的升华热和电离势比较大,但整个电极反应过程所需的能量较小,所以电极电势负值较大;Li+水合能较大,易形成含水化合物是因为离子的Z/r值越大,则水合能就越大;其化合物的共价倾向比较显著,溶解度小,且热稳定性差是因为Li+的Z/r值大,离子极化能力强,导致化合物的共价倾向明显增大,溶解度减小,稳定性减弱.对于铍：电离势高是因为其原子半径小,有效核电荷大导致;形成共价键的倾向比较显著,化合物熔点都较低是因为Be2+的Z/r值大,离子极化能力强,导致化合物的共价倾向显著增大,化合物熔点降低;铍盐最易溶于水,且极易水解是由于Be2+的离子Z/r值大,水合能大导致;毒性极高是因为有极高溶解度和容易生成配合物;铍为两性金属是因对角线规则,性质与金属Al相似.20-1.3: Li、Mg为对角元素,Li+、Mg2+半径十分接近,但它们的碳酸盐分解成氧化物的温度却相差悬殊.在没有热力学数据的条件下,你能作出谁高谁低的判断吗？(B级掌握)解:对于分解反应:Li2CO3 == Li2O + CO2MgCO3 == MgO + CO2虽Li+和Mg2+半径接近,但+2价的Mg2+离子势(Z/r)大,对CO32-的极化作用大,盐的稳定性就会减小,所以MgCO3分解温度更低.20-2 碱金属和碱土金属的单质20-2-1 单质的性质和用途一：性质：1。
碱金属与碱土金属
第17章碱金属与碱土金属教学要求1.掌握碱金属和碱土金属的存在、性质、制备和用途；2.了解碱金属和碱土金属氧化物的性质和类型以及氢化物性质；3.掌握碱金属和碱土金属氢氧化物的溶解性、碱性及其变化规律；4.掌握碱金属和碱土金属重要盐类的溶解性、热稳定性等性质及其变化规律。
教学时数 2 学时重点：碱金属和碱土金属单质及氢氧化物的溶解性、碱性和盐类溶解性、热稳定性的变化规律。
难点：碱金属和碱土金属酸碱性、溶解性、热稳定性等性质变化规律的理论解释。
本章预习与问题思考：1. 碱金属和碱土金属有哪些主要化学性质？碱金属和钡在过量氧中燃烧的产物是什么？他们与水反应的情况如何？2. 碱金属和碱土金属在自然界主要以哪些矿物质形式存在？写出这些矿物的名称（俗名）及对应的化学式。
3.为什么过氧化钠能做潜水密舱中的供氧剂？而氢化钙却可做野外氢气发生剂？如何检验和除去商品氢氧化钠中的杂质碳酸钠？如何将粗盐中的杂质Ca2+、Mg2+、SO42-除去精制食盐？4.如何鉴别碱金属和碱土金属离子？教学内容：本章共有5节内容，第17-3为学习重点。
本章主要根据教学重、难点要求，通过课堂引导、学生自学和归纳总结的形式完成。
17-1 碱金属和碱土金属的通性（自学）碱金属元素原子的价电子层结构为ns1，只有+1氧化态。
碱金属原子最外层只有1个电子，次外层为8个电子(Li为2电子)，对核电荷的屏蔽效应较强，所以该价电子离核校远，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，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P.647表20-1）。
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。
碱金属碱土金属教学课件
碱金属元素具有较低的原子序数，表现出强烈的金属性，具 有活泼的化学性质；碱土金属元素具有较高的原子序数，表 现出相对较强的非金属性，化学性质相对较稳定。
在周期表中的位置
碱金属元素
包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）和钫（Fr），位于 周期表中的第1族（IA族）。
碱土金属元素
水生生物毒性效应
高浓度的碱金属和碱土金 属会对水生生物产生毒性 效应，影响其生长和繁殖 。金属和碱土金属在土壤中积累，会 导致土壤污染，影响农作物的生长和 质量。
这些金属元素会降低土壤中微生物的 活性，影响土壤的生态平衡。
土壤结构破坏
过量的碱金属和碱土金属可能导致土 壤结构破坏，影响土壤的通气性和保 水性。
碱金属碱土金属教学课件
contents
目录
• 碱金属和碱土金属的简介 • 碱金属和碱土金属的物理性质 • 碱金属和碱土金属的化学性质 • 碱金属和碱土金属的化合物 • 碱金属和碱土金属的应用 • 碱金属和碱土金属的环境影响
01
碱金属和碱土金属的 简介
定义与特性
定义
碱金属和碱土金属是元素周期表中的两类元素，位于IA和IIA 族。
热导率
碱金属和碱土金属的热导率较高，这 意味着它们具有良好的热传导性能。 这主要是因为金属中的自由电子可以 有效地传递热量。
03
碱金属和碱土金属的 化学性质
氧化还原反应
总结词
碱金属和碱土金属在氧化还原反应中表现出不同的性质。
详细描述
碱金属元素如锂、钠、钾具有较强的还原性，容易失去电子成为正离子，而碱土金属元素如镁、钙、锶、钡则具 有相对较弱的还原性。在氧化还原反应中，碱金属通常作为还原剂，而碱土金属则可以作为氧化剂或还原剂。
第20章 碱金属与碱土金属
20-1 概述
碱金属和碱土金属是周期表IA族和 族元素。 碱金属和碱土金属是周期表 族和IIA族元素。 族和 族元素 IA族包括锂 族包括锂(lithium)、钠(sodium)、钾(potassium)、 族包括锂 、 、 、 铷(rubidium)、铯(cesium)、钫(francium)六种金属元 、 、 六种金属元 它们的氧化物溶于水呈强碱性，所以称为碱金属。 素。它们的氧化物溶于水呈强碱性，所以称为碱金属。 IIA族包括铍 族包括铍(beryllium)、镁(magnesium)、钙 、 、 族包括铍 (calcium)、锶(strontium)、钡(barium)、镭(radium) 、 、 、 六种金属元素。由于钙、 六种金属元素。由于钙、锶、钡的氧化物在性质上介 碱性” 土性” 之间，所以称为碱土金属， 于“碱性”和“土性” 之间，所以称为碱土金属，现 习惯上把铍和镁也包括在内。钫和镭是放射性元素。 习惯上把铍和镁也包括在内。钫和镭是放射性元素。 镁和钡在地壳内蕴藏较丰富， 钠、钾、钙、镁和钡在地壳内蕴藏较丰富，它们的单 质和化合物用途较广泛。 质和化合物用途较广泛。
8. 都有很好的导电性 都有很好的导电性. 天然芒硝+ 9. 离子有味道, 如Li : 甜, K+, Na+: 咸, Ba2+: 苦, Mg2+: 离子有味道 涩. 10. 特殊颜色反应 特殊颜色反应.
20-1-2 碱金属和碱土金属的存在
碱金属和碱土金属都以化合态存在于自然界中。 碱金属和碱土金属都以化合态存在于自然界中 。 在碱金属中, 钠和钾在地壳中分布很广, 在碱金属中 钠和钾在地壳中分布很广 两者的丰度都 为 2.5% 。 主 要 矿 物 有 芒 硝 Na2SO4·10H2O 、 光 卤 石 以及明矾石K 等 KCl·MgCl2·6H2O以及明矾石 2SO4·Al2(SO4)3·24H2O等 。 以及明矾石 海水中氯化钠的含量为2.7%，植物灰中也含有钾盐 。 海水中氯化钠的含量为 ， 植物灰中也含有钾盐。 锂的重要矿物为锂辉石Li 锂的重要矿物为锂辉石 2O·Al2O3·4SiO2 ， 锂 、 铷和铯 在自然界中储量较少且分散，被列为稀有金属。 在自然界中储量较少且分散，被列为稀有金属。
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问：Li+为什么难以形成复盐？由于半径特别小。
特点： 形成复盐溶解度变小， 溶水后电离出简单离子。
4. 焰色反应 可以用来鉴定化合物中某元素的存在，特别是在野外。
Li
Na
K
Ca
Sr
Ba
1.6 制备简介
1. 单质制备
(1) 熔融盐电解: 此法可制备Li、Na、Mg、Ca、Ba 问题：加入CaCl2有何作用?
第1章 碱金属与碱土金属
本章要求
1．了解 s 区元素的物理性质。 2．了解主要元素单质的制备, 掌握钾和钠制备方法。 3．掌握s区元素的氢化物、氧化物、氢氧化物的性质，
掌握氢氧化物的碱性变化规律。 4．掌握 s 区元素的重要盐类化合物的性质，会用热力
学观点解释盐类溶解性。 5．掌握碳酸盐的分解规律。 6．掌握对角线规则和锂、铍的特殊性。
Ca(OH)2
性 增
Sr(OH)2 强
Ba(OH)2
酸性增强
1.5 盐类
1. 共同特点：
（1）基本上是离子型化合物。 （2）阳离子基本无色，盐的颜色取决于阴离子的颜色。 （3）ⅠA盐类易溶， ⅡA盐类难溶，一般与大直径阴离
子相配时易形成难溶的ⅡA盐。
ⅠA易溶为主
难溶: K2[PtCl6]、 Na[Sb(OH)6]、
1.1 概述
ⅠA ⅡA Li Be Na Mg K Ca Rb Sr Cs Ba ns1 ns2 +1 +2
活 原泼 子性 半依 径次 增增 大强
Humphry Davy (戴维 1778—1829) 利用电解法 制取了金属K、Na、Ca、 Mg、Sr、Ba，确认氯气 是一种元素，氢是一切酸 类不可缺少的要素，为化 学做出了杰出贡献。
2M(s2)N3(Hl) 2M 2N2 HH2(g)
3. 剧烈水解
M H H 2 O M O H 2(H g) C2 a 2 H H 2 O Ca2 ( O 2 H 2(H g))
4.形成配位氢化物
氢化铝锂
4L A iH 3 l C （ l无 水 L ） i[乙 4]A 醚 3lL HiC
(或CO)
BaSO4
BaS
BaCl2
BaCHS)2
Ba(NO3)2
Ba(NO3)2
1.7 对角线规则
Li Be B C Na Mg Al Si
原因：
Z / r 比较相似。
1. B、Si 的相似性
其单质为原子型晶体 B－O、Si－O十分稳定
2. Be、Al 相似性
Li[AlH4]受潮时强烈水解
Li4 A 4l2 H O H Li O AH l3 ( O 42 H H
1.4 氢氧化物
1. 氢氧化物性质
碱金属和碱土金属的氢氧化物都是白色固体。 Be(OH)2 为两性氢氧化物，LiOH 和 Be(OH)2 为 中强碱，其余氢氧化物都是强碱。
碱金属的氢氧化物都易溶于水，在空气中很容易 吸潮，它们溶解于水时放出大量的热。除氢氧化锂的 溶解度稍小外，其余的碱金属氢氧化物在常温下可以 形成很浓的溶液。
4Li + O2 == 2Li2 O 2Mg + O2 == 2MgO
6Li + N2 == 2Li3N 3Mg + N2 == Mg3N2
2Mg(NO3)2 == 2MgO + 4NO2 + O2 4LiNO3 == 2Li2O + 4NO2 + O2
LiCl·H2O == LiOH + HCl MgCl2·6H2O == Mg(OH)Cl + HCl + 5H2O
BeCO3 越
O M2+ [ O C ]2－
O
MgCO3 来
CaCO3
越 难
SrCO3 分
热稳定性取决于M离子的反极化能力 BaCO3 解
3. 复盐
(1) 矾——硫酸盐形成的复盐： M2SO4·MgSO4·6H2O M = K、Rb、Cs 软钾镁矾 MⅠMⅢ(SO4)2·6H2O [KAl(SO4)2·6H2O]
MgO + HCl
1.8 应用
1、锂电池：金属锂作为负极
种类：Li-I2 、 Li-Ag2CrO4、Li-(CF)n、Li-MnO2、 Li-SO2、LiO-SOCl2
2.氢氧化物酸碱性判断标准
解离方式与拉
RO－ + H+ =ROH = R+ + OH－ 电子能力有关
R拉电子能力与离子势
有关:ф=Z/r (r以pm 为单位）
Ф 0.22 碱性 0.22 Ф 0.32 两性
Ф 0.32 酸性
LiOH Be(OH)2
NaOH KOH RbOH CsOH
Mg(OH)2 碱
Al 、Be金属可与浓硝酸形成钝化膜。 Al(OH)3 + OH－ == Al(OH)4－ Be(OH)2 + 2OH－== Be(OH)42－
Al3+ 、Be2+易水解。 均有共价性：在蒸气中，氯化物两分子缔合。
Cl
Cl
Cl
Al
Al
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl Be
Be Cl
Cl
3. Li、Mg 的相似性
(2) 高温还原:此法制备K、Rb、Cs KCl + Na = NaCl + K(g )
不活泼的金属为何可置换活泼金属? 2RbCl + Ca = CaCl2 + Rb (g ) 2CsCl+ Ca = CaCl2 + Cs (g )
2. 重晶石制备钡盐
600~800℃
BaSO4 + 2C ===== BaS + 2CO2
KClO4、 Li3PO4 、 K2Na[Co(NO2)3]
ⅡA难溶为主 如：MCO3 、
MC2O4、
M3(PO4)2、 MSO4、MCrO4
2. 盐类的热稳定性
（1）硝酸盐的热稳定性
940K
2 KNO3(s)
2 KNO2(s) + O2(g)
（2）碳酸盐的热稳定性
MCO3(s) ＝△ MO(s) +CO2
1.2 单质的性质
1. 单质在空气中燃烧，形成相应的氧化物：
Li2O BeO
Na2O2 MgO
KO2 CaO
RbO SrO
CsO2 BaO2
2. 与其他非金属作用：
单质与硫、氮、卤素反应，形成相应的离子型化 合物。
3. 与水的作用：
2 M + 2 H2O = 2 MOH + H2（g）
4. 碱金属、碱土金属与液氨的作用 M1＋(x＋y)NH3 == M1(NH3)＋y ＋ e(NH3)x－（蓝色） M2＋(2x＋y)NH3 == M2(NH3)2＋y ＋ 2e(NH3)x－（蓝色）