第二十章 S区金属(碱金属与碱土金属)
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。
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。
第20章 s区金属(碱金属与碱土金属)
铍能与水蒸气反应，镁能将热水分解，而钙、锶、钡 与冷水能比较剧烈地反应。 据标准电极电势，锂的活泼性应比铯更大，但实际上 与水反应不如钠剧烈。因为： (1)锂的熔点较高，反应时产生的热量不能使它熔化， 而钠与水反应时放出的热可以使钠熔化，因而固体锂 与水接触的表面不如液态钠大; (2)反应产物LiOH的溶解度较小，它覆盖在锂的表面， 阻碍反应的进行。 2. 与非金属反应 碱金属在室温下能生成一层氧化物(如Na2O)，在锂的 表面上，除生成氧化物外还有氮化物(Li2O、Li3N)。
在配制炸药时用KNO3或KClO3，而不用相应的钠盐。 c. 结晶水：含结晶水的钠盐比钾盐多，如 Na2SO4· 2O、Na2HPO4· 2O等。 10H 12H 3. 晶型 绝大多数碱金属和碱土金属的盐是离子型晶体，晶体 大多属NaCl型，铯的卤化物是CsCl型结构。 由于Li+、Be2+离子半径最小，极化作用较强，才使得 它们的某些盐具有较明显的共价性。 3. 焰色反应 离子半径不同，核对外层电子的控制能力不同，在无 色火焰中灼烧时，电子被激发所吸收的能量不同即吸 收光的波长不同，所呈现的颜色不同叫“焰色反应”。
同一周期中氢氧化物的溶解度减小。 NaOH常含有Na2CO3杂质，要制得不含Na2CO3的 NaOH溶液，可配制NaOH的饱和溶液，Na2CO3因不 溶于饱和的NaOH溶液而沉淀析出。 4. 碱性的变化 当金属离子（R）的电子构型相同时，则1/2值愈小， 金属氢氧化物的碱性愈强。
阳离子电荷 Z (r - - - nm) 阳离子半经 r
2Al+2NaOH+6H2O = 2Na[Al(OH)4]+3H2↑ Al2O3+2NaOH = 2NaAlO2+H2O Si+2NaOH+H2O = Na2SiO3+2H2↑ SiO2+2NaOH = Na2SiO3+H2O（能腐蚀玻璃） 2. 氢氧化钠的制备 工业上用电解食盐水的方法来制取。 少量氢氧化钠，也可用苛化法制备。即用消石灰或石 灰乳与碳酸钠的浓溶液反应： Na2CO3+Ca(OH)2＝CaCO3↓+2NaOH 3. 溶解度的变化 离子化合物的溶解度与其离子势(Z/r)成反比。 同族元素的氢氧化物从上到下溶解度逐渐增大的。
Chapter20 S区金属
碱金属和碱土金属的化合物
①正常氧化物(O2-)： 正常氧化物 ： ②过氧化物(O22-)： 过氧化物(O
1s 2 2s 2 2p 6
KK(σ 2s ) (σ
③超氧化物(O2-) 超氧化物(O
2
*
2s
) (σ 2p ) (π 2p ) (π
2 2 4
受潮时强烈水解
LiAlH 4 + 4H 2 O LiOH + Al(OH)3 + 4H 2 →
四. 重要盐类 卤化物、硝酸盐、硫酸盐、碳酸盐。 卤化物、硝酸盐、硫酸盐、碳酸盐。 晶体类型： 晶体类型： 绝大多数是离子晶体， 绝大多数是离子晶体，但碱土金属卤化物有一 定的共价性。 定的共价性。 例如： 极化力强， 已过渡为共价化合物。 例如：Be2+极化力强， BeCl2已过渡为共价化合物。 1.熔点 熔点 BeCl2 熔点/ 熔点 ℃ 415 MgCl2 CaCl2 SrCl2 BaCl2 714 775 874 962
电 离 金 属 性 、 还 原 性 增 强 原 子 半 径 增 大
IA Li Na K Rb Cs
子 金属性、 金属性、 离 、
IIA Be Mg Ca Sr Ba
：
的
性
能 、 电 负 性 减 小
性 性
2020-2
碱金属和碱土金属的单质
一.单质的物理性质、化学性质及用途 单质的物理性质、
Li
Na
K
3.热还原法 热还原法
1473k
K2CO3 + 2C
真空
2K↑+ 3CO
1273~1423k
2KF + CaC2 KCl + Na 2RbCl + Ca 2CsAlO2 + Mg
20章(s区金属)
四、臭氧化物 臭氧和K、Rb、Cs的氢氧化物作用，可以 制得臭氧化物，例如： 2KOH（s）＋2O3（g） ==== 2KO3（s）＋KOH·H2O（s）＋O2（g） 将KO3用液氨结晶，可得到桔红色的KO3晶 体，它缓慢地分解成KO2和O2。
20-3-2
氢氧化物
碱金属和碱土金属的氧化物与水作用，即 可得到相应的氢氧化物： M2O＋2H2O＝2MOH MO＋2H2O＝M（OH）2 碱金属和碱土金属的氢氧化物均为白色固 体，它们的基本性质见表20-5中。 碱金属和碱土金属的氢氧化物的溶解性和 碱性均表现为较好的规律性，即从LiOH到 CsOH，从Be（OH）2到Ba（OH）22，它们的溶解 性逐渐增大，碱性逐渐增强。
过氧化钠在碱性介质中是一种强氧化剂， 例如在碱性溶液中，它可以把As（Ⅲ）、Cr （Ⅲ）Fe（Ⅲ）氧化成As（Ⅴ）、Cr（Ⅵ）、 Fe（Ⅵ）等。在分析化学中，常用它来氧化分 解（碱熔）某些矿物。 Cr2O3＋3Na2O2＝2Na2CrO4＋Na2O MnO2＋Na2O2＝Na2MnO4
碱土金属的过氧化物以BaO2较为重要。在 773～793K时，将氧气通过氧化钡即可制得：
Li、Be：氧化物
二、制备 1、电解：NaCl、BeCl2、MgCl2等 注：不能电解KCl，因为会产生KO2和K，发生 爆炸。 2、热还原： 1）C还原法 2）碳化物还原：
2 KF + CaCl2 CaF2 + K + C
3）铝热还原法：
MO + Al 1473K M + Al2O3 (M=Ca.Sr.Ba)
碱金属氢化物中以LiH最稳定。加热到熔 点（961K）也不分解。其它碱金属氢化物稳定 性较差，加热还不到熔点，就分解成金属和氢。 所有碱金属氢化物都是强还原剂。固态 NaH在673K时能将TiCl4还原为金属钛： TiCl4＋4NaH＝Ti＋4NaCl＋2H2 LiH和CaH2等在有机合成中常作为还原剂。 在水溶液H2/H-电对的Eθ=225V，可见H-是最强 的还原剂之一，它们遇到含有H+的物质，如 水，就迅速反应而放出氢： LiH＋H2O＝LiOH＋H2 CaH2＋2H2O＝Ca（OH）2＋2H2
《碱金属和碱土金属》PPT课件
有趣的是，不论溶解的是何种金属，稀溶液都具有 同一吸收波长的蓝光。这暗示各种金属的溶液中存在着 某一共同具有的物种。后来实验这个物种是氨合电子， 电子处于4~6个 NH3 的 “空穴” 中。
溶液的蓝色由溶剂合电子跃迁引起。
此蓝色稀溶液具有顺磁性，并随碱金 属浓度增加顺磁性降低。？？？
溶剂合电子
1.3 锂 、铍的特殊性 对角线规则
6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
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。
（大多为强碱），与非金属作用形成相应的化合物 （大多为离子型的，Li，Be的化合物多为共价型 ）。 4. 其盐类不发生水解。
注：它们的活泼性有差异
小电 强金 原 离 属子 能 性半 、 、径 电 还增 负 原大 性性 减增
IA
IIA
Li
Be
Na
Mg
K
Ca
Rb
Sr
Cs
Ba
ns1
ns2
原子半径减小 金属性、还原性减弱 电离能、电负性增大
s区金属(碱金属与碱土金属)
第20章s区金属（碱金属与碱土金属）[教学要求]1．掌握碱金属、碱土金属单质的性质，了解其结构、制备、存在及用途与性质的关系。
2．掌握碱金属、碱土金属氧化物的类型及重要氧化物的性质及用途。
3．了解碱金属、碱土金属氢氧化物溶解性和碱性的变化规律。
4．掌握碱金属、碱土金属重要盐类的性质及用途，了解盐类热稳定性、溶解性的变化规律。
[教学重点]1．碱金属、碱土金属的单质、氧化物、氢氧化物、重要盐类的性质。
2．碱金属、碱土金属性质递变的规律。
[教学难点]碱金属、碱土金属的氢氧化物的性质。
[教学时数] 4学时[主要内容]1．碱金属、碱土金属的通性。
2．碱金属、碱土金属单质的性质、制法及用途。
3．碱金属、碱土金属的氧化物、氢氧化物、氢化物、盐类、配合物的性质。
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、铍是希有金属，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。
364§20-1 碱金属和碱土金属的通性表20—1和20—2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。
20章S区金属
33
例如 红色焰火的简单配方：
质量百分比 KClO334% 、 Sr(NO3)2 45﹪、
炭粉10% 、 镁粉4%、松香7% 绿色焰火配方：质量百分比 Ba(ClO3)2 38% 、 Ba(NO3)2 40% 、S 22% 2、晶型
绝大多数是离子晶体，但碱土金属卤化 物有一定的共价性。
34
3、溶解性 碱金属的简单阴离子盐易溶(少数Li盐例 外)，大阴离子盐难溶，见书659页。 难溶的锂盐： LiF、 Li2CO3、 Li3PO4 MClO4 、 M2Na[Co(NO2)6]、 M4[PtCl6] 微溶盐 M=K+、Rb+、Cs+ NaCl+k[Sb(OH)6] =Na[Sb(OH)6] ↓（白） +KCl KCl+NaHC4H4O6= KHC4H4O6↓( 白 )+NaCl 碱土金属的盐表现出微溶性。见书659页。
7
20-2 碱金属和碱土金属的单质 20-2-1 单质的物理性质和化学性质 一、物理性质 A、碱金属：
a、晶格类型：
常温碱金属都是体心立方晶格。 b、金属键弱： 原因：只有一个电子参与形成金属键，
原子半径相对较大。
8
从Li到Cs，半径增大，金属键减弱，且晶 格类型相同，使物理性质表现出规律。
有金属光泽 密度小 硬度小 熔沸点低 导电、导热性好
IIA
Li
Na K Rb Cs
Be
Mg Ca Sr Ba
原子半径减小 电离能、电负性增大 金属性、还原性减弱
4
4、Li 的特殊性:
① Li+(2e), 半径小, I大, 极化力强;
② 共价趋势大; ③ 碱金属的I以Li为最大，但φθ Li+/Li最低。 为什么φ (Li+/Li)比φ (Cs+/ Cs )还小？ 电极反应：Mn+(aq) + ne-
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。
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第二十章S区金属(碱金属与碱土金属)总体目标：1.掌握碱金属、碱土金属单质的性质，了解其性质、存在、制备及用途之间的关系2.掌握碱金属、碱土金属氧化物的类型及重要氧化物的性质及用途3.掌握碱金属、碱土金属氢氧化物溶解性和碱性的变化规律4.掌握碱金属、碱土金属盐类的性质；认识锂和镁的相似性各节目标：第一节金属单质1.了解碱金属和碱土金属单质的物理性质，包括颜色、状态、熔点、沸点、硬度、密度、导电性2.掌握碱金属和碱土金属单质的化学性质，主要包括：①与水的反应②与非金属的反应（O2、Cl2、N2、H2等等）③与液氨的反应④与其他物质反应3.了解碱金属和碱土金属的存在、熔盐电解法和热还原法制备方法及用途第二节含氧化合物1.掌握碱金属、碱土金属氧化物的类型，包括普通氧化物、过氧化物、超氧化物和臭氧化物及一些重要氧化物的性质和用途2.掌握碱金属、碱土金属氢氧化物在同族从上到下溶解性增大及随离子半径的增大碱性增强的变化规律第三节盐类1.掌握碱金属、碱土金属重要盐类的热稳定性和溶解性的变化规律及用途2.认识锂和镁的相似性，掌握它们的特性Ⅱ习题一选择题⒈下列氮化物中最稳定的是（）(吉林大学《无机化学例题与习题》)A. Li3NB. Na3NC. K3ND. Ba3N2⒉已知一碱金属含氧化合物，遇水、遇CO2均可放出氧气，在过量氧气中加此碱金属，可直接生成该含氧化合物，此氧化物之阴离子具有抗磁性，此物质为（）A.正常氧化物B.过氧化物C.超氧化物D.臭氧化物 ⒊超氧离子-2O ，过氧离子-22O 与氧分子O 2相比较，稳定性低的原因是（ ）A. -2O 、-22O 反键轨道上的电子比O 2的少，从而它们的键级小B. -2O 、-22O 反键轨道上的电子比O 2的少，从而它们的键级大C. -2O 、-22O 反键轨道上的电子比O 2的多，从而它们的键级小D. -2O 、-22O 反键轨道上的电子比O 2的多，从而它们的键级大⒋电解熔融盐制金属钠所用的原料是氯化钠和氯化钙的混合物，在电解过程中阴极析出的是钠而不是钙，这是因为（ ）A.)/()/(200Ca Ca Na Na ++>ϕϕ，钠应先析出B.还原一个钙离子需要2个电子，而还原一个钠离子只需一个电子，C.在高温熔融条件下，金属钠的析出电位比金属钙低D.析出钙的耗电量大于析出钠的耗电量⒌已知)/()/(00Na Na Li Li ++>ϕϕ，这是由于（ ）A.锂的电离能大于钾、钠B.锂与水的反应速度较钾、钠与水的更为强烈C.锂与水的反应速度较钾、钠与水的更为缓慢D.Li 的水化能大于Na +和K +的水化能⒍碱金属氢氧化物的溶解度较碱土金属氢氧化物为大，这是由于（ ）A.它们的氢氧化物碱性强B.它们的氢氧化物电离度大C.碱金属离子的离子势大D.碱金属离子的电离势小 ⒎锂和镁性质上的相似性是由于（ ）A.锂、镁的离子极化能力相似B.锂、镁的离子变形性相似C.两者离子均为8电子层构型D.两者离子半径相近、离子电荷相同 ⒏下列硫酸盐中热稳定性最高者是（ ）A. Fe 2（SO 4）3B. K 2SO 4C. BeSO 4D. MgSO 4 ⒐用金属钠在高温下能把KCl 中的K 还原出来，原因是（ ）A.金属钠比金属钾更活泼B.在高温下，金属钾比金属钠更易挥发，可以使反应△rS0增大C.NaCl的晶格能高于KCl、NaCl更稳定D.高温下，KCl可分解成单质金属钾和氯气，氯气和金属钠生成氯化钠⒑下列金属元素中形成化合物时共价倾向较大的是（）A.NaB.LiC.CaD.Be⒒超氧离子O的键级为（）2A. 2B. 5/2C. 3/2D. 1⒓除锂盐外，碱金属可形成一系列复盐，一般的讲复盐的溶解度（）A.比相应的简单碱金属盐为大B.比相应的简单碱金属盐为小C.与相应的简单碱金属盐溶解度相差不大D.与相应的简单碱金属盐溶解度相比较，无规律性⒔下列化合物中熔点最高的是（）A. MgOB. CaOC. SrOD. BaO⒕180C时Mg（OH）2的溶度积是1.2×10-11，在该温度时，Mg（OH）2饱和溶液的pH值为A. 10.2B. 7C. 5D. 3.2⒖碱土金属氢氧化物溶解度大小顺序是（）A.Be(OH)2>Mg(OH)2>Ca(OH)2>Sr(OH)2>Ba(OH)2B.Be(OH)2<Mg(OH)2<Ca(OH)2<Sr(OH)2<Ba(OH)2C.Mg(OH)2<Be(OH)2<Ca(OH)2<Sr(OH)2<Ba(OH)2D.Be(OH)2<Mg(OH)2<Sr(OH)2<Ca(OH)2<Ba(OH)2⒗Ca2+、Sr2+、Ba2+的铬酸盐溶解度大小顺序是（）A. CaCrO4<SrCrO4<BaCrO4B. CaCrO4<BaCrO4<SrCrO4C. CaCrO4>SrCrO4>BaCrO4D. BaCrO4<SrCrO4<CaCrO4⒘由MgCl2.6H2O制备无水MgCl2可采用的方法是（）A.加热脱水B.用CaCl2脱水C.用浓H2SO4脱水D.在HCl气流中加热脱水⒙Ca2+、Sr2+、Ba2+的草酸盐在水中的溶解度与铬酸盐相比（）A.前者逐渐增大，后者逐渐降低B.前者逐渐降低，后者逐渐增大C.无一定顺序，两者溶解度很大D.两者递变顺序相同⒚卤化铍具有较明显的共价性，是因为（）A.Be2+带有2个单位正电荷B.Be2+的半径小，离子势大，极化能力强C.Be2+次外层只有2个电子D.卤离子变形性大⒛Ba2+的焰色反应为（）A.黄绿色B.紫色C.红色D.黄色21．下列氧化物中，最稳定的是（）(吉林大学《无机化学例题与习题》)A.Li+B.Na+C.K+D.Mg2+22.下列化合物中，溶解度最小的是（）(吉林大学《无机化学例题与习题》)A.NaHCO3B.Na2CO3C.Ca（HCO3）2D. CaCl223.下列碳酸盐中，热稳定性最差的是（）(吉林大学《无机化学例题与习题》)A.BaCO3B.CaCO3C.K2CO3D.Na2CO3二填空题⒈金属锂应保存在中，金属钠和钾应保存在中。
(吉林大学《无机化学例题与习题》)⒉在s区金属中，熔点最高的是，熔点最低的是；密度最小的是，硬度最小的是。
(吉林大学《无机化学例题与习题》)⒊给出下列物质的化学式：(吉林大学《无机化学例题与习题》)⑴萤石⑵生石膏⑶重晶石⑷天青石⑸方解石⑹光卤石⑺智利硝石⑻芒硝⑼纯碱⑽烧碱⒋比较各对化合物溶解度大小(吉林大学《无机化学例题与习题》)⑴LiF AgF ⑵LiI AgI ⑶NaClO4KClO4⑷CaCO3Ca（HCO3）2 ⑸Li2CO3Na2CO3⒌ⅡA族元素中，性质表现特殊的元素是，它与P区元素中的性质极相似，如两者的氯化物都是化合物，在有机溶剂中溶解度较大。
⒍碱土金属的氧化物，从上至下晶格能依次，硬度逐渐，熔点依次。
(吉林大学《无机化学例题与习题》)7.周期表中，处于斜线位置的B与Si、、性质十分相似，人们习惯上把这种现象称之为“斜线规则”或“对角线规则”。
(吉林大学《无机化学例题与习题》)8.在CaCO3，CaSO4，Ca（OH）2，CaCl2，Ca（HCO3）2五种化合物中，溶解度最小的是。
9.Be（OH）2与Mg（OH）2性质的最大差异是。
10.电解熔盐法制得的金属钠中一般含有少量的，其原因是。
(吉林大学《无机化学例题与习题》)三简答题⒈工业上用什么方法制取K2CO3？能用氨碱法制K2CO3吗？为什么？⒉市场上售的NaOH中为什么常含有Na2CO3杂质？如何配制不含Na2CO3杂质的稀NaOH溶液？⒊钾比钠活泼，单可以通过下述反应制取钾，请解释原因并分析由此制取金属钾是否切实可行？Na+KCl高温熔融NaCl+K4.一固体混合物可能含有MgCO3，Na2SO4，Ba（NO3）2，AgNO3和CuSO4。
混合物投入水中得到无色溶液和白色沉淀；将溶液进行焰色试验，火焰呈黄色；沉淀可溶于稀盐酸并放出气体。
试判断哪些物质肯定存在，哪些物质可能存在，哪些物质肯定不存在，并分析原因。
5.在电炉法炼镁时，要用大量的冷氢气将炉口馏出的蒸气稀释、降温，以得到金属镁粉。
请问能否用空气、氮气、二氧化碳代替氢气作冷却剂？为什么？四计算题⒈碳酸钙（固）在大气压下分解为CaO（固）和CO2。
计算在298K及1.00大气压下，在密闭容器中CaCO3（固）上部CO2（气）的平衡蒸气分压。
⒉下列反应MgO（s）+C（s、石墨）=CO（g）+Mg（g）的有关热力学数据如下：试计算：⑴反应的热效应△rH0(298)；⑵反应的自由能△rG0(298)；⑶讨论反应的自发性，在什么温度下反应可以自发进行？3.将1滴（0.05cm3）0.50mol/dm3的K2CrO4的溶液加到3.00 cm3pH=6.00的缓冲溶液中，（1）[CrO42-]的浓度是多少？（2）若要得到BaCrO4沉淀（Ksp=1.2×10-10），所需Ba2+的最低浓度是多少？4.（1）若[CO32-]=0.077 mol/dm3，计算MgCO3沉淀后溶液中的Mg2+浓度。
（2）当溶液体积蒸发为原来的1/5时，计算沉淀Mg（OH）2所需的OH-浓度。
5.将0.50 cm36.00 mol/dm3的NaOH溶液加到0.50 cm30.10 mol/dm3的NH4NO3溶液中，平衡后溶液中NH3溶液的浓度是多少？参考答案一选择题1.D2.B3.C4.C5.D6.D7.A8.B9.B,C 10.B,D 11.C 12.B 13.A 14. A 15.B 16.C,D 17.D 18.A 19.B 20.A 21.C 22.C 23.B二填空题⒈液态石蜡；煤油⒉Be，Cs；Li；Cs⒊⑴CaF2⑵CaSO4·2H2O ⑶BaSO4⑷SrSO4⑸CaCO3 ⑹KCl·MgC l2·6H2O ⑺NaNO3⑻Na2SO4·10H2O ⑼Na2CO3⑽NaOH⒋⑴< ⑵> ⑶> ⑷< ⑸<⒌Be、Al、共价⒍减小，减小，降低7. Be与Al，Li与Mg 8. CaCO39. Be（OH）2具有两性，既溶于酸又溶于强碱；Mg（OH）2为碱性，只溶于酸。
10.金属钙，电解时加入CaCl2助熔剂而有少量的钙电解时析出。
三简答题⒈答：K2CO3的工业制法如下：2KCl+3（MgCO3·3H2O）+CO2K293MgCl2+2（MgCO3·KHCO3·4H2O）用热水处理上面的复盐，发生下列分解反应：2（MgCO3·KHCO3·4H2O）=2MgCO3+K2CO3+CO2+9H2O将热溶液过滤，除去MgCO3，蒸发滤液得到K2CO3晶体。