第二十章碱金属和碱土金属.ppt
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1、第二十章 碱金属和碱土金属,教学要求 1掌握碱金属、碱土金属单质的性质,了解其存在、制备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性质递变规律。,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
2、类、配合物的性质。,20-1 碱金属和碱土金属的通性,一、金属性 1、价电子构型ns1,ns2,核外电子少; 2、电负性 1.0, 1.6; 3、第一电离势小,从上至下减小,从IA到IIA增加, I ,在同周期最低 。 4、碱金属的熔点、沸点、硬度、升华热都很低,且从上至下降低;碱土金属的熔点、沸点、硬度均比碱金属高,导电性低于碱金属。 二、金属性变化规律 1、 碱金属、碱土金属的金属性从上至下增加; 2、 从IA到IIA金属性降低。,三、成键特征:+,+ 离子型,1、主要氧化态 碱金属:+1;碱土金属:+2 2、共价性 气态时碱金属以双原子分子形式存在,Na2,Cs2。 半径较小的Li,Be
3、,Mg形成共价性较强的化合 物,LiF,BeCl2,MgCl2 3、IA金属形成负离子 气态中,Na- 固体盐,Na(18C6)+Na-,四、配位性能 这两族元素是周期表中最弱的配合物形成体。 1、与一般的无机配体(X-,OH-,NO3-) 不生成配合物。 2、与螯合剂、大环配体生成稳定的配合物,如Ca(EDTA)2-,Na(15C5)+ 3、Be2+的半径小,电荷高,是较强的电子对接受体。BeF4 2- ,Be(C2O4)2 2-,五、离子有味道;挥发性盐有焰色反应,20-2 单质 20-2-1 存在与制备: 一 存在 :盐(X-. CO32- SiO32- SO42-等 ,Li.Be:氧化
4、物,Li 锂: 锂辉石 LiAl(SiO3)2 Na 钠:(第6位)海水 NaCl, 矿物 NaCl, 钠长石 NaAlSi3O8 芒硝 Na2SO410H2O K 钾:(第7位)海水中的 K+,钾长石 KAlSi3O8 Rb铷和Cs铯: 与K共生 Be 铍: 绿柱石 3BeOAl2O36SiO2 Mg 镁: (第8位)光卤石 KMgCl36H2O 白云石 CaMg(CO3)2 菱镁矿 MgCO3 Ca 钙(第5位), Sr 锶, Ba 钡(第17位): 碳酸盐及硫酸盐矿物,石膏CaSO42H2O,重晶石BaSO4,长石 钠长石 明矾,天然芒硝 重晶石 碳酸钙,二、制备: 1、电解法 2MCl
5、=2M + Cl2,M=Na,Li 使用混合熔岩 (MCl + CaCl2 / KCl) 熔点:600 800(Na) 509 500 目的:降低熔点,增加熔岩密度。 工业上制备金属钠,金属锂和碱土金属。,2、热还原法金属镁的生产 白云石CaMg(CO3)2热分解为CaO和MgO的混合物,在镍容器中用铁硅还原: 2CaO + 2MgO + Si =2Mg +Ca2SiO4 一般采用焦炭或碳化物为还原剂,例如: K2CO3+2C=2 K+3CO 2KF+CaC2=CaF2+2K+2C 3、金属置换法金属钾的生产 高温低压下 KCl + Na = NaCl + K 4、热分解法铷、铯的制备 2MN
6、3 = 2M + 3N2 M=Rb(668K,高真空),Cs(663K),1473K,三、单质的物理性质和应用,1、金属的光泽 银白色 2、密度小 最轻的金属Li 3、低熔点 4、低硬度 可用刀切割 5、良好的导电性 对光最敏感的金属铯,光电效应 6、形成液态合金 77.2%K+22.8%Na mp=260.7K,具有较高的比热容和较宽的液态范围,被用做核反应堆的冷却剂。 Na + Hg mp=236.2K 具有缓和的还原性,用于有机体系的还原剂。,稀有金属:锂,铷,铯,铍 锂的应用:电解铝,锂电池,低温润滑剂,空调,玻璃,铝合金纤剂,有机合成,医药 铷和铯的应用:电子技术,生物技术,化工,能
7、源,新材料,科学研究,其它,锂电池 正极反应 LiCoO2 CoO2 + Li+ + e 负极反应 Li+ + e + C6 LiC6,充电,放电,充电,放电,四、单质的化学性质,1、与水反应: LiCs,BeBa反应剧烈程度增加, M + H2O = MOH + H2 M + 2H2O = M(OH)2 + H2 2、在空气中与氧、氮及其它非金属反应: 4M + O2 = 2M2O 室温迅速反应,金属失去光泽 2M + O2 = 2MO 加热显著发生反应 6M + N2 = 2M3N 3M + N2 = M3N2,3、与化合物作用: SiO2 + Mg =Si + 2MgO TiCl4 +
8、Na = Ti + 4NaCl 2NH3 + M = M(NH2)2+ H2 在非水体系,如固相反应和有机体系中,做还原剂。 4、形成氨合配离子: M(s)+(x+y)NH3(l)=M(NH3)x+e(NH3)y-,20-3 碱金属碱土金属的化合物,20-3-1 M+和M2+的离子特征 易与水形成水和离子(除Be外基本不水解) 离子极化作用大,且碱金属大于碱土金属(盐较碱土金属易溶) 离子无色,20-3-2 氧化物 (一)普通氧化物 M2O,MO 1、生成: 在空气中燃烧 4Li + O2=2Li2O 室温下直接作用 2Ca + O2 = 2CaO 加热时直接作用 2Mg + O2 = 2Mg
9、O 用金属还原 Na2O2 + 2Na =2Na2O 10K + 2KNO3 = 6K2O +N2 盐分解 CaCO3 =CaO + CO2 2Ba(NO3)2=2BaO +4NO2+O2 氢氧化物脱水 2LiOH = Li2O + H2O,2、性质: 1)颜色,离子型(除BeO),U大,m.p.硬度高 电荷高,U高;键长短,U高。 故A A,同族U降,m.p.降,2)水合作用: M2O + H2O =2MOH, LiCs反应速度增加 MO + H2O = M(OH)2, 经过煅烧的BeO和MgO不溶于水,CaBa反应速度增加 3)碱性: BeO为两性 Na2O + CO2= Na2CO3 C
10、aO + SiO2 = CaSiO3,除矿渣反应 3、应用: 建筑材料,耐火材料,干燥剂,CO2吸收剂,碱。,(二)、过氧化物,过氧化物M2O2中含有过氧离子O22-或-O-O-2-。其分子轨道式如下: KK(2s)2(2s*)2(2p)2(2p)2(2p)2 (2p*)2(2p*)2 成键和反键轨道大致抵消,由填充2px轨道的电子形成一个键, 键级为1。,1、生成: 在空气中燃烧 2Na + O2 = Na2O2 4Na+O2= 2Na2O 2Na2O+O2= 2Na2O2 控制氧气的量 2M + O2 =M2O2 M=K,Rb,Cs 氧化物再氧化 2MO + O2 =2MO2 M=Ca,S
11、r,Ba 2、性质: 1)分解反应及强碱性与水及酸反应 Na2O2 + 2H2O 2NaOH + H2O2 2NaOH + 1/2O2 +H2O,冷,热,453473K,573673K,Na2O2 + H2SO4=Na2SO4 + H2O2 BaO2 + H2SO4 =BaSO4+ H2O2 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2 2)氧化性 Cr2O3难溶+ 3Na2O2 = 2Na2CrO4易溶+ Na2O MnO + Na2O2 = Na2MnO4,用做分解矿石的熔剂,用于防毒面具,高空飞行,潜艇,实验室制备H2O2,(三)超氧化物 MO2 MO2是钾、铷、铯在空气中燃
12、烧的产物。 KK(2s)2(2s*)2(2p)2(2p)2(2p)2 (2p*)3 键级=1.5 有色,KO2橙黄色, RbO2深棕色, CsO2深黄色 顺磁性,强氧化性,碱性 2MO2 + 2H2O = H2O2 + 2MOH + O2 4MO2 + 2CO2 = 2M2CO3 + 3O2 应用:供氧剂,(四)臭氧化物 3KOH+2O3= 2KO3+ KOHH2O(s) +1/2O2 Rb, Cs进行相同的反应。 缓慢分解: KO3 = KO2 +1/2O2 含氧化合物的共性: 强碱性, 强氧化性, 释放氧,氧化物,过氧化物,超氧化物和臭氧化物,Li Be Na Mg K Ca Rb Sr
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