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1、s区、区、s区重要元素及其化合物（sBok， s Blok, d Bc Elens and Compods）9。 s区元素s区元素中锂（Lihium）、钠(odium）、钾(otaium)、铷（Rubidium)、铯（Cesium)、钫（rancium)六种元素被称为碱金属（alali etals)元素.铍(erlium）、镁（agsiu）、钙(Clium）、锶（Stronti）、钡（Barium）、镭（Radium）六种元素被称为碱土金属(alkal rth etls)元素。锂、铷、铯、铍是稀有金属元素，钫和镭是放射性元素.碱金属和碱土金属原子的价层电子构型分别为ns1和ns2，它们的原子最
2、外层有12个电子,是最活泼的金属元素.91.1 通性碱金属和碱土金属的基本性质分别列于表和表9-中。表9碱金属的性质锂钠钾铷铯原子序数313755价电子构型2s114s16s1原子半径/m55125248267沸点/37894686熔点/1809.84398。5电负性c100。90.8.80。7电离能/kJmol15209641903376电极电势E(+/M)/V3452714.925-。9252.92氧化数+1+1+1+1碱金属原子最外层只有1个s电子,而次外层是8电子结构(Li的次外层是2个电子）,它们的原子半径在同周期元素中(稀有气体除外）是最大的，而核电荷在同周期元素中是最小的,由于内
3、层电子的屏蔽作用较显著，故这些元素很容易失去最外层的1个s电子，从而使碱金属的第一电离能在同周期元素中最低。因此，碱金属是同周期元素中金属性最强的元素。碱土金属的核电荷比碱金属大，原子半径比碱金属小，金属性比碱金属略差一些。 区同族元素自上而下随着核电荷的增加，无论是原子半径、离子半径，还是电离能、电负性以及还原性等性质的变化总体来说是有规律的，但第二周期的元素表现出一定的特殊性。例如锂的（i+/i）反常地小。表9-2碱土金属的性质铍镁钙锶钡原子序数1223856价电子构型2s3s24s25s2原子半径/m1201722沸点/29711071481334110熔点/128014576975电负
4、性c151.2.01.00第一电离能kJml1第二电离能/kJmol18991753149155491645039电极电势E(M+/M）/V-。852.372.872.892.0氧化数2+2+2s区元素的一个重要特点是各族元素通常只有一种稳定的氧化态。碱金属的第一电离能较小，很容易失去一个电子，故氧化数为。碱土金属的第一、第二电离能较小，容易失去2个电子，因此氧化数为+2。在物理性质方面，s区元素单质的主要特点是：轻、软、低熔点。密度最低的是锂(0。53cm)，是最轻的金属,即使密度最大的镭，其密度也小于5（密度小于的金属统称为轻金属）。碱金属、碱土金属的硬度除铍和镁外也很小，其中碱金属和钙、
5、锶、钡可以用刀切，但铍较特殊,其硬度足以划破玻璃。从熔、沸点来看，碱金属的熔、沸点较低,而碱土金属由于原子半径较小，具有2个价电子，金属键的强度比碱金属的强，故熔、沸点相对较高。区元素是最活泼的金属元素，它们的单质都能与大多数非金属反应，例如极易在空气中燃烧。除了铍、镁外，都较易与水反应。s区元素形成稳定的氢氧化物，这些氢氧化物大多是强碱.s区元素所形成的化合物大多是离子型的。第二周期的锂和铍的离子半径小，极化作用较强，形成的化合物基本上是共价型的，少数镁的化合物也是共价型的；也有一部分锂的化合物是离子型的。常温下s区元素的盐类在水溶液中大都不发生水解反应。9.2 s区元素的重要化合物（1)氧
6、化物(.1）氧化物种类与制备 碱金属、碱土金属与氧能形成多种类型的氧化物:正常氧化物、过氧化物、超氧化物、臭氧化物(含有O3）以及低氧化物,其中前三种的主要形成条件见表93。表-3 s区元素形成的氧化物阴离子直接形成间接形成正常氧化物2-i,，Mg，Ca,Sr,B区所有元素过氧化物O22-N,（B)除Be外的所有元素超氧化物O2(a），K,Rb，C除Be，Mg，Li外的所有元素例如碱金属中的锂在空气中燃烧时，生成正常氧化物2O:L 222O 碱金属的正常氧化物也可以用金属与它们的过氧化物或硝酸盐作用而得到的。例如:Na22 2Na2a2KNO + 106K2 + 碱土金属的碳酸盐、硝酸盐、氢氧
7、化物等热分解也能得到氧化物MO。例如：MC3 MO +CO2除铍和镁外，所有碱金属和碱土金属都能分别形成相应的过氧化物O2和MO，其中过氧化钠是最常见的碱金属过氧化物。将金属钠在铝制容器中加热到30，并通入不含二氧化碳的干燥空气,得到淡黄色的NO2粉末：2a +ON2O2钙、锶、钡的氧化物与过氧化氢作用,得到相应的过氧化物：MO 22 + 7HMO2 8H2O工业上把BaO在空气中加热到60以上使它转化为过氧化钡：Ba + 2BaO2除了锂、铍、镁外，碱金属和碱土金属都分别能形成超氧化物O2和M（O2)2。一般说来，金属性很强的元素容易形成含氧较多的氧化物,因此钾、铷、铯在空气中燃烧能直接生成
8、超氧化物MO2.例如： + O K2（12)磁性与稳定性正常氧化物、过氧化物、超氧化物这三类常见氧化物分别含有2、O2、O2离子。过氧化物中的负离子是过氧离子O2，其结构式如下： 或 O或O按照分子轨道理论,O22-的分子轨道电子排布式为:(1）（1s）2（s)2(2s)2(）(2p）4（2p）4其中只有一个键,键级为1。由于电子均成对，因而O22为反磁性。超氧化物中的负离子是超氧离子O，其结构式如下：按照分子轨道理论,O2-的分子轨道电子排布式为：（1s)2(1s)2(2s）（)2（2p)2(2p）4（)3O2中有一个键和一个三电子键，键级为/2。由于含有一个未成对电子，因而2具有顺磁性。联
9、系2、O22、O的结构可以看出:22和的反键轨道上的电子比O2多，键级比O小，键能(分别为14和9kJmol1）比O2（9kmo-1）小。所以过氧化物和超氧化物稳定性不高。（13）性质(.3.1)熔点及硬度由于Li+的离子半径特别小，Li2O的熔点很高。Na2O熔点也很高,其余的氧化物未达熔点时便开始分解。碱土金属氧化物中，唯有B是nS型晶体,其他氧化物都是Na型晶体。与M相比，M2+电荷多，离子半径小，所以碱土金属氧化物具有较大的晶格能，熔点都很高，硬度也较大(金刚石硬度为10的话，Be的硬度等于）。除B外，由M到BaO，熔点依次降低。Be和g可作耐高温材料,CO是重要的建筑材料，也可由它制
10、得价格便宜的碱C（O)。（1.3.2）与水及稀酸的反应碱金属氧化物与水化合生成碱性氢氧化物OH。Li2O与水反应很慢,b2O和C2与水发生剧烈反应。碱土金属的氧化物都是难溶于水的白色粉末。Be几乎不与水反应，MgO与水缓慢反应生成相应的碱.MO+H22OMO + H2O(OH)2过氧化钠与水或稀酸在室温下反应生成过氧化氢：Na2O2 + 2HONaO + H22NaO+ HSO4（稀） N2SO4 H2O2超氧化物与水反应立即产生氧气和过氧化氢。例如：2K2 + 2H22KOH + 22+ O2因此，超氧化物是强氧化剂。（13.3)与二氧化碳的作用过氧化钠与二氧化碳反应,放出氧气：2O2+ 2
11、22a2CO3+2超氧化钾与二氧化碳作用放出氧气：4O2 2CO22K2CO3 + 3O2O2较易制备,常用于急救器中，利用上述反应提供氧气。另外，过氧化钠也是一种强氧化剂，工业上用作漂白剂，也可以用来作为制得氧气的来源.N2在熔融时几乎不分解，但遇到棉花、木炭或铝粉等还原性物质时，就会发生爆炸,使用Na2时应当注意安全。(2）氢氧化物碱金属和碱土金属的氢氧化物在空气中易吸水而潮解,故固体NaOH和C(H)2常用作干燥剂.(2.1）溶解性碱金属的氢氧化物在水中都是易溶的,溶解时还放出大量的热。碱土金属的氢氧化物的溶解度则较小，其中B(OH)2和g（H）2是难溶的氢氧化物。碱土金属的氢氧化物的溶
12、解度列入表9-4中。由表中数据可见，对碱土金属来说，由Be(OH）到Ba(O)2，溶解度依次增大.这是由于随着金属离子半径的增大，正、负离子之间的作用力逐渐减小,容易为水分子所解离的缘故.表94碱土金属氢氧化物的溶解度(20)氢氧化物Be(OH）2M（H）2Ca（OH)2Sr(OH）Ba（OH）溶解度/ molL181065101。81026.712101（22)酸碱性碱金属、碱土金属的氢氧化物中,除Be（OH）2为两性氢氧化物外,其他的氢氧化物都是强碱或中强碱。这两族元素氢氧化物碱性递变的次序如下：LOHNHKHROHCOH中强碱 强碱 强碱 强碱 强碱B(OH）2Mg(OH)Ca(OH)2
13、r（OH）Ba（OH）两性 中强碱 强碱 强碱 强碱金属氢氧化物的酸碱性递变规律,可用上章的ROH规律加以解释。碱金属、碱土金属氢氧化物的碱性和溶解度递变规律可以归纳如下:（3) 重要的盐类应该注意，碱土金属中铍的盐类很毒，钡盐也很毒。(3)晶体类型与熔、沸点碱金属的盐大多数是离子型晶体，它们的熔点、沸点较高。由于Li+离子半径很小，极化力较强,它在某些盐(如卤化物)中表现出不同程度的共价性.碱土金属离子带两个正电荷，其离子半径较相应的碱金属小，故它们的极化力较强,因此碱土金属盐的离子键特征较碱金属的差。但随着金属离子半径的增大，键的离子性也增强.例如，碱土金属氯化物的熔点从Be到Ba依次增高：氯化物 Be2 MgCl2 Cl SrCl2 BaCl2熔点/ 405 714 78 6 62其中，BeCl2的熔点明显地低，这是由于Be2+半径小,极化力较强,它与C、Br、I等极化率较大的阴离子形成
