第12章s区元素课后习题答案

第12章s区元素课后习题答案：
1.写出周期表s区元素的化学符号并回答下列各种性质的变化规律
(1)金属的熔点；
(2)族氧化态阳离子的半径；
(3)过氧化物热分解生成氧化物的趋势；
解答
(1)参见表12.1，总的规律是各族由上至下熔点降低，因为价电子数相同，半径递增，金属键逐渐减弱。碱土金属比对应碱金属熔点高，是因为：①每个碱土金属原子中有两个价电子，而碱金属只有一个价子；②碱土金属的晶格结构多是属于配位数为12的最密堆积(六方密堆积或立方面心密堆积)，而碱金属的结构是属于体心立方晶格，配位数为8，是次密堆积。因而金属键强弱不同。碱土金属中不完全是由大到小，是由于其晶格类型不同所致。
解答
可先配制成很浓的NaOH溶液，此时碳酸钠不溶解，静置后即沉淀，上层清液即为NaOH溶液，滴定分析前取之用纯水稀释并标定之即为NaOH标准溶液。
9.用下面提供的数据通过玻恩-哈伯循环计算KCl(s)的晶格焓
△LH /kJ·mol-1
K(s)的升华+89
K(g)的电离+425
Cl2(g)的离解+244
(7) Na2O2在化学分析中用于分解某些矿物使相关元素转化为较高氧化态的可溶性化合物。
解答
(1)同位素 Li (在开然锂中约占7.5%)受中子轰击产生热核武器的主要原料氚:
(2)前者是铯在光照条件下会逸出电子(光电效应)，后者是因为133Cs厘米波的振动频率(9 192 631 770s-1)在长时间内会保持稳定。
MgCO3+2H3O+===Mg2++CO↑+3H2O
沉淀溶解但无气体逸出者为Mg(OH)2：
Mg(OH)2+2H3O+===Mg2++4H2O
剩余有沉淀并有气体逸出者为BaCO3：
BaCO3+2H3O++2SO ===BaSO4+CO2+3H2O
8.商品NaOH中为什么常含有杂质，Na2CO3滴定分析中如何配制不含这种杂质的NaOH？
解答
判断碱金属和碱土金属碳酸盐热分解的规律时可有两条规律可循：①大阳离子能稳定大阴离子；②碳酸盐的分解式为：
M2CO3(s)===M2O(s)+CO2(g)
MCO3(s)===MO(s)+CO2(g)
这时M+或M2+离子的极化力对分解反应的影响很大，因此可以看出，由表12.4的热力学数据得出碱土金属酸盐热稳定性由Mg-Ba增加。它们的热分解温度总是低于同周期碱金属硫酸盐的分解温度，是由于其M2+离子正电荷离子极化力大，对大阴离子CO 的一个O原子的作用特大易结合成MO，而使MCO3分解。
(4)锂和铍的离子半径特别小，离子势大，极化力强和半径较大的X－（变形性大）结合有较多的共价性，因而易溶于某些有机溶剂，而其它同族元素则为离子性化合物。
(5)三个酸根均为大阴离子，K＋比Na＋半径大，自然前者形成的盐比后者形成的盐稳定而在水中的溶解度小，仍是相差溶解规律的典型例子。
(6)根据ROH规则，Be(OH)2为两性化合物，故既可溶于酸又可溶于碱，而同族其他元素的氢氧化物碱性都很强，故只能溶于酸。
SO ＋Ba2+===BaSO4↓
再加入NaOH和Na2CO3的混合液以除去Mg2+、Ca2+和上面所加过量的Ba2+离子：
Mg2++2OH－=== Mg(OH)2↓
Ca2++CO === CaCO3↓
Ba2++CO === BaCO3↓
过滤，加盐酸以除去上述加过量的CO ，并中和到微酸性或中性：
CO +2H3O+===CO2↑+3H2O
（2）2NaHg(s)+2H2O(l)===2Na+(aq)+2OH－(aq)+H2(g)↑+2Hg(s)
（3）Na2O2(s)+2H2O(l)===H2O2(l)+2Na+(aq)+SO
6.含有Ca2+、Mg2+、SO 离子和不溶性杂质的粗食盐如何精制成纯氯化钠？并用反应式表示。
解答
溶于水后首先滤除法溶性杂质，然后加入BaCl2溶液以除去SO 离子：
难溶者为剩余3种。
在易溶盐中，以pH试纸检验之，溶液呈碱性者为Na2CO3：
CO +H2O HCO +OH－
显中性者为Na2SO4和CaCl2，此两者中加入BaCl2溶液有白色沉淀者为Na2SO4：
SO ＋Ba2+===BaSO4↓
否则者为CaCl2。
在难溶者中，除去清液后分别加入H2SO4溶液，沉淀溶解且有气体逸出者为MgCO3：
(2)表2.2，半径自上而下增大。
(3)随阳离子半径的增大热分热温度增高。
2.解释
(1)钡能形成过氧化物而铍则不能，钠能形成过氧化物而锂则不能。
(2)第2族元素自上而下氢氧化物在水中的溶解性增大，而硫酸盐则有相反的变化趋势。
(3)碱金属元素中以锂的标准还原电势最低，而锂与水之间的反应却最缓和。
(4)锂和铍的卤化物较之各自同族元素的卤化物易溶于某些有机溶剂。
Cl(g)结合电子-355
由单质生成KCl(s) -438
解答
△fH =1/2D + S + I + E + (-U)
∴U = (1/2D + S + I +E)-△fH
=[1/2 (244) + 89 + 425 + (-355) - (-438)] kJ·mol-1
=719kJ·mol-1
(7)参见节12.2.4。
3.回答下列用途所依据的性质，可能情况下并写出相关的反应式
(1)锂用做生产热核武器的一种原料。
(2)铯用于制造光电池和原子钟。
(3)钠用于干燥醚类溶剂时，能显示出溶剂的干燥状态。
(4)钠用于钛和其他一些难熔金属的高温冶炼。
(5)钠钾合金用做核反应堆的冷却剂。
(6) Na2O2用做高空飞行、潜水作业和地下采掘人员的供氧剂。
(3)钠溶于干燥的纯醚类会产生溶剂合电子，呈深蓝色。但若有水时，则首先与水反应，有H2跑出而无蓝色，因此颜色的出现可看作溶剂处于干燥状态的标志。
(4) Na为强还原剂：
TiCl4+4Na===Ti+4NaCl
(5)钠钾合金通常为液体，比热容较高，中子吸收能力较低。
(6)2Na2O2+2CO2===O2+2Na2CO3
(3)电极电势属热力学范畴，而反应的剧烈程度属动力学范畴，两者之间并无直接联系。锂与水反应缓和的原因有二：①锂的熔点较高(180℃)，与水反应产生的热量不足以使其熔化，是固一液反应，不象钠、钾熔点低（分别为98℃和63.5℃）是液-液反应；②锂与水反应的产物LiOH溶解度小，一旦产生，就覆盖在锂的表面上，阻碍反应继续进行。
(7)例如
熔融
2(FeO·Cr2O3)+7Na2O2====Fe2O3+4Na2CrO4+3Na2O
熔融
Fe2O3+Na2O2====2Na2FeO4+Na2O
熔融
MnO2+Na2O2====Na2MnO4
4.用课文给出的热力学数据解释碱土金属碳酸盐的热稳定性变化趋势，它们的热分解温度为什么总是低于同周期碱金属碳酸盐的分解温度。
OH－+H3O+===2H2O
将清液蒸发、浓缩、结晶或通入HCl气体(同离子效应)均可得纯氯化钠。
7.在6个未贴标签的试剂瓶中分别装有白色固体试剂Na2CO3，BaCO3，Na2SO4，MgCO3，CaCl2和Mg(OH)2，试设法鉴别并以化学反应式表示。
解答
取少量各固体试剂分别置试管中，加一定量水，易溶者为Na2CO3，Na2SO4，和CaCl2，
5.写出下列过程的反应方程式
（1） 金属钠分别与水、液氨、甲醇反应
（2）钠汞齐与水反应
（3）过氧化钠分别与水和稀硫酸反应
解答
（1）2Na(s)+2H2O(l)===2Na+(aq)+2OH－(aq)+H2(g)↑
NH3(l)
Na(s) ====== Na+(NH3)n+e－(NH3)m
2Na(s)+2CH3OH(l，无水)===2CH3ONa(l)+H2(g)↑
(5)钠的钴亚硝酸盐、四苯硼酸盐和氯铂酸盐易溶于水而相应的钾盐则难溶。
(6) Be(OH)2既可溶于酸又可溶于碱，而同族其他元素的氢氧化物只能溶于酸。
(7)冠醚和穴醚配体对不同大小碱金属离子的选择性配位。
解答
(1Fra Baidu bibliotekBe、Li的半径太小。
(2)由于OH－是个体积小的阳离子，而SO 体积大，根据相差溶解规律而知之。