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 + CO2

     MgCO3 == 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。比较（C级掌握）

1）与空气的反应

  从Li—Cs剧烈程度依次增强

  4Li + O2==2Li2O   4Na + O2==2NaO   2M + O2==M2O2    M=Na,K,Rb,Cs     M + O2==MO2     M=K,Rb,Cs

  碱土金属活泼性略差，在空气中加热才显著反应生成氧化物。

20-2.1: 总结Li到Cs与空气和过量氧气反应的剧烈程度和生成产物的特点(C级重点掌握)

解：从Li—Cs与氧气反应的剧烈程度依次增强。在空气中反应，Li生成Li2O，Na为Na2O和Na2O2，K，Rb，Cs为过氧M2O2和超氧化物MO2。而在过量的氧气中燃烧，锂的产物为Li2O，Na为Na2O2，K，Rb和Cs产物是KO2、RbO2、CsO2。 

20-2.2: 总结碱土金属与空气反应的剧烈程度(与碱金属相比)和产物（C级掌握）

解：碱土金属活泼性略差，在空气中加热时才显著反应生成氧化物，另外还有氮化物生成。 

2）与水的反应（C级掌握）

  碱金属与水剧烈反应,放出大量热,并生成强碱，其剧烈程度从上到下依次增强。

      M + H2O==MOH + 1/2H2     M=Li,Na,K,Rb,Cs

20-2.3：由标准电极电势可知，Li的φθ比Cs的φθ更负，说明锂的活泼性应高于铯的，但实际与水反应的剧烈程度，Li甚至不如Na剧烈，请说明原因。（B级掌握

解:(1)锂的熔点高，反应产生的热量不足以使其熔化，因而固体锂与水接触面较小;

(2)产物LiOH溶解度小，覆盖在锂的表面，阻碍了反应的继续。 

3）碱金属和碱土金属的液氨溶液（A级了解）

  在碱金属的液氨溶液中存在平衡：      M(s) + (x+y)NH3(l) == M(NH3)x+ + e(NH3)y-

  溶剂合电子e(NH3)y-是一种很强的还原剂,广泛用于无机和有机合成中.

  在特殊情况下,碱金属还可形成负离子,如气态钠中存在Na-离子;下列反应中也有Na-存在

Na+Cryp(穴醚)+xNH3(l)==[Na(Cryp)]+[Na(NH3)x]-(s)

20-2.4:拟出鉴别标签不清的铝粉、镁粉和锌粉的简单步骤，并写出有关化学反应的方程式.(B级掌握) 解：第一步:各取三种粉末少许,分别加入氨水,能产生气体H2,且无沉淀产生的是锌粉.

   Zn+4NH3+2H2O==Zn(NH3)42++2OH-+H2↑

第二步:各取剩下的两种粉末少许,分别加入NaOH溶液,产生H2并无沉淀产生的是铝粉. 

    2Al+2OH-+6H2O==Al(OH)4-+3H2↑   

剩下不易和NaOH反应的粉末即为镁粉

20-2.5:在金属活动性顺序表里，Na在Ca之前，但从它的标准电极电势看，Ca(-2.78V)应在Na(-2.71V)之前，你能指出这种次序颠倒的原因吗？(A级掌握) 

解:(1)金属活动性顺序表主要是基于实验总结出来的规律.实验结果不仅决定于反应的可能性和趋势,而且还决定于反应速率.钠与水作用放出氢气比钙与水作用要快,加之钙与水反应生成的Ca(OH)2溶解度小覆盖在金属表面,使得钙反应速率减慢,因而得出钠比钙活泼的结论. 

(2)标准电极电势是一种热力学数据,它表示反应的趋势和推动力的大小.因生成Ca2+产生的水合能比Na+的大,则电极电势会更负一些,这就是两种顺序不同的原因.

二：用途（了解）

20-2-2 单质的制备

20-2.6:指出工业上制备金属Na的方法之原理，原料中为什么要加入CaCl2？（B级掌握）

解:采用电解熔融的NaCl来制备金属Na

  阳极：2Cl-==Cl2+2e-  

  阴极：2Na++2e-==2Na

  总反应：2NaCl==2Na + Cl2

  加入CaCl2的目的可降低NaCl的熔点,使电解时的温度降低,可防止Na挥发,又可减小Na的分散性,因熔融混合物的密度比Na大,Na浮于液面上.

20-2.7:K，Rb，Cs一般采用什么方法合成？其原因是什么?(B级 了解) 

解：K,Rb,Cs一般采用热还原法来制备.常用的还原剂有焦碳,碳化物及活泼金属.如：

    K2CO3+2C==2K↑+3CO

    KCl+Na==NaCl+K↑

之所以不采用电解熔融盐的方法制备它们是因为K,Rb,Cs熔点低,极易熔于盐中难分离,且金属易挥发导致爆炸.而采用热还原法是由于K,Rb,Cs沸点低,易挥发而从体系中分离出来.

20-2.8:为什么工业上不采用电解熔融KCl的方法制备金属K？（A级了解、

解：因钾极易溶在熔融的氯化物中，难于分离出来；金属钾蒸气易从电解槽中逸出；K在电解槽中易生成超氧化钾，此化合物与金属钾有爆炸性反应，因此工业上不采用电解熔融KCl的方法制备金属K。 

20-2.9:钠的第一电离能(496kJ·mol-1)大于钾(419kJ·mol-1)，即K比Na活泼，为什么工业上能用反应：KCl(熔)+Na==NaCl(熔)+K 来制备金属K？（A级掌握）

解：活泼金属能置换出不活泼金属的规律只适用于溶液中的反应，在高温下此规律不一定正确。金属Na能还原熔融的KCl而得到K是因为钠的沸点(881℃)高于钾(756℃)，生成的金属钾可在一定温度下挥发从而脱离反应体系，使反应向右进行。 

20-3 碱金属和碱土金属的化合物

20-3-1 氧化物

一：普通氧化物（C级掌握）

  碱金属氧化物的性质见下表

解：碱金属氧化物均是离子晶体,从Li+到Cs+,由于离子半径依次增大,则离子键键能依次减小,所以熔点依次降低.而从Li+-Cs+随着离子半径的递增,虽然Z/r值减小,极化作用减弱,但同时阳离子的变形性递增,所以氧化物的总的极化作用从上到下是依次增加的,则热稳定性也就降低. 

20-3.2: 为什么BeO的熔点低于MgO,稳定性BeO也低于MgO?(B级掌握) 

解：因为Be2+离子半径小,离子势大,则离子极化能力强,导致BeO价键成分增加,则化合物熔点降低.同时极化作用增强,稳定性就降低. 

20-3.3:“钙基固硫”法可降低燃烧燃料时排出的SO2量。实际操作是把CaO或CaCO3和含硫的煤混合后再燃烧。

(1)写出钙基固硫法的反应方程式;

(2)从热量角度看，用CaO和CaCO3的区别何在？(B级掌握) 

解:(1)钙基固硫法的反应方程式：

     S(煤)+O2=SO2      (1)   

     CaO+SO2=CaSO3     (2)

或CaCO3+SO2=CaSO3+CO2     (3)

      CaSO3 +1/2O2==CaSO4   (4) 

(2)用CaO更好.因在高温下CaCO3热分解需消耗一部分热量,且反应(2)放出的热量大于反应(3). 

二:过氧化物

1.  过氧离子的结构(B级掌握)

  过氧化物中含有过氧离子O22-或[-O-O-]2-.其分子轨道排布式为:

      [KK(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π2s)4(π*2p)4]        其键级为1,即形成一个σ键.

2. 过氧化钠的性质和用途(C级掌握)

  Na2O2易吸潮,它与水或稀酸在室温下反应生成H2O2,与CO2反应放出O2:

       Na2O2 + 2H2O==2NaOH + H2O2              2Na2O2 + 2CO2==2Na2CO3 + O2

  Na2O2是强氧化剂,在熔融态下可把Fe2O3,Cr2O3,MnO2等不溶于酸的矿石氧化为FeO42-,CrO42-,MnO42-.

    Fe2O3(s) + 3Na2O2(s) 2Na2FeO4(l) + Na2O(l)        MnO2(s) + Na2O2(s) 2Na2MnO4(l)

  Na2O2可用作氧化剂使难熔矿石分解；工业上用作漂白剂；高空飞行或潜水时作供氧剂和CO2吸收剂。

3。过氧化钡的制备，性质和用途

  BaO2是在773K～793K时将氧气通过BaO而制得:        2BaO + O2 2BaO2

  BaO2与稀H2SO4反应生成H2O2，这是实验室制H2O2的方法。        BaO2 + H2SO4(稀)==BaSO4 + H2O2

  BaO2用途与Na2O2相同。

三: 超氧化物(B级了解)

1. 超氧离子的结构:  

  其分子轨道排布式为: [KK(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π2s)4(π*2p)3]

其键级为1.5,即成键的(σ2p)2构成一个σ键,成键的(π2s)2和反键的(π*2p)1构成一个三电子π键.因O2-的键级小于O2，所以稳定性比O2差。

2. 超氧化物的性质

  K,Rb,Cs在过量氧气中燃烧均生成超氧化物。超氧化物MO2是强氧化剂，与H2O剧烈反应：

      2MO2 + 2H2O==2MOH + H2O2 + O2    M=K,Rb,Cs

   MO2与CO2反应放出O2：      4KO2 + 2CO2==2M2CO3 + 3O2     M=K,Rb,Cs    所以MO2是很好的供养剂。

  除Be、Mg外，碱土金属其余元素均可生成超氧化物。其热稳定性依CaO4-SrO4-BaO4顺序而下降。

四：臭氧化物(B级了解)

1. 臭氧离子的结构

  K,Rb,Cs均可生成臭氧化物MO3.臭氧离子的结构是: 

2. 臭氧化物的制备

  K,Rb,Cs的氢氧化物与臭氧作用,可得它们的臭氧化物MO3:  3KOH + 2O3==2KO3 + KOH·H2O + 1/2O2

  用液氨重结晶,得到桔红色KO3晶体.

3. 臭氧化物的性质

  臭氧化物不稳定,室温下缓慢分解,为强氧化剂.      2KO3==2KO2 + O2 

20-3-2 氢氧化物

一:性质:(C级重点掌握)

解:对于ⅠA和ⅡA金属,从上到下离子半径依次增大,离子势依次减小,√φ值逐渐减小,则碱性依次增强.因为√φ值越小,其极化作用越小,氧原子的电子云将偏离Rn+,则R-OH键易于打断,更易发生碱式解离,即ROH碱性越强.同理,因从上到下离子半径依次增大,离子键依次减弱,溶解时更易打断,则溶解度依次增大. 

20-3.5:盛Ba(OH)2溶液的瓶子在空气中放置一段时间后，内壁会蒙上一层白色薄膜，这是什么物质？欲除去这层薄膜，可用何种物质来溶解？说明理由(C级掌握) 

解:白色薄膜是Ba(OH)2溶液吸收空气中的CO2之后形成的难溶盐BaCO3.因BaCO3易溶于酸,而BaCl2，Ba(NO3)2易溶，BaSO4难溶，因此除去BaCO3薄膜选用稀HCl或HNO3均可,而不用H2SO4。 

20-3-3 氢化物（了解）

20-3-4 盐类

一：盐类的通性

1。盐类的颜色和焰色反应(C级掌握)

  碱金属和碱土金属的离子均为无色的(因是饱和结构)，如果阴离子无色，则盐一般都是无色或白色；阴离子是什么颜色，一般盐也显该颜色。

  碱金属和碱土金属离子的焰色反应见下表 

（1）碱金属的盐类

  碱金属的盐类大多数易溶于水，如卤化物、碳酸盐、盐、硫酸盐、磷酸盐，且在水中完全电离。它们的碳酸盐、硫酸盐的溶解度从Li－Cs依次增大。(C级掌握)

  只有少数盐类难溶。如Li2CO3、Li3PO4、LiF。

  难溶的钠盐有：六羟基锑酸钠Na[Sb(OH)6]，醋酸双氧铀酰锌钠NaAc·Zn(Ac)2·3UO2(Ac)2·9H2O

  难溶的钾盐有：高氯酸钾KClO4，四苯硼酸钾K[B(C6H5)4 ]，酒石酸氢钾KHC4H4O6，钴亚钠钾K2Na[Co(NO2)6]等。

（2）碱土金属的盐类(C级掌握)

  碱土金属的盐的重要特征是其难溶性，它比相应的碱金属盐溶解度小。它的氯化物、盐易溶于水，碳酸盐、草酸盐、磷酸盐都是难溶盐。硫酸盐、铬酸盐溶解度差异较大，BeSO4、BeCrO4易溶，而BaSO4、BaCrO4极难溶，从Be～Ba的硫酸盐、铬酸盐溶解度依次降低。它们的氟化物的溶解度从BeF2～BaF2依次升高。

20-3.6:请尝试用热力学方法解释从BeSO4～BaSO4盐的溶解度依次降低的事实.(A级掌握) 

解：碱土金属硫酸盐溶解过程的热力学循环如下： 

虽然从Be2+→Ba2+离子半径增大,但是因为SO42-离子的半径较大,起着主导作用,所以MSO4的晶格能近似相等.而△Hhθ(SO42-)相等,所以△Hsθ(MSO4)值主要决定于△Hhθ(M2+).已知从Be2+→Ba2+离子半径增大,△Hhθ(M2+)减小,所以从BeSO4～BaSO4△Hsθ(MSO4)值减小,即溶解度依次降低. 

3。带结晶水的能力

  一般来说，离子愈小，它所带的电荷愈多，则作用于水分子的电场愈强，它的水合热愈大，其带结晶水能力愈强。碱金属离子的水合能力从Li+到Cs+是降低的，则盐类形成结晶水合物的倾向依次减弱。(C级掌握)

  例如：几乎所有的锂盐都是水合的，钠盐约有75％是水合的，钾盐有25％是水合物，铷盐和铯盐仅有少数是水合盐。

  碱土金属的盐比碱金属的盐更易带结晶水，因此碱土金属的无水盐有吸潮性，可做干燥剂，如无水CaCl2（注意不能用于干燥氨和乙醇，因会与它们形成加合物）。

4。形成复盐的能力(C级了解)

  除锂以外，碱金属还能形成一系列复盐。复盐有以下几种类型：

  光卤石类，通式为MⅠCl·MgCl2·6H2O，其中MⅠ=K+、Rb+、Cs+。

  通式为M2ⅠSO4·MgSO4·6H2O的矾类，其中MⅠ＝K+、Rb+、Cs+。

  通式为MⅠMⅢ(SO4)2·12H2O的矾类，其中MⅠ＝Na+、K+、Rb+、Cs+，MⅢ=Al3+、Cr3+、Fe3+、Co3+、Ga3+、V3+等离子。

  复盐的溶解度一般比相应简单碱金属盐小得多。

5。热稳定性(C级掌握)

  一般碱金属盐具有较高的热稳定性。卤化物在高温时挥发而难分解。硫酸盐在高温下既难挥发，又难分解。碳酸盐除Li2CO3在1543K以上分解为Li2O和CO2外，其余更难分解。唯有盐热稳定性较低，加热到一定温度就可分解。

  碱土金属的盐热稳定性较相应的碱金属盐类差，但在常温下均为热稳定性盐。

20-3.7：比较下列各组盐的热稳定性，并说明原因。(C级重点掌握)

（1）CaCO3和K2CO3           （2）Na2CO3和K2CO3          （3）CaCO3和ZnCO3

解:（1）稳定性CaCO3＜K2CO3.因Ca2+半径小,所带电荷高,则其离子势大于K+,极化作用也强于K+,而极化作用越强,盐的稳定性越差,所以CaCO3的稳定性小于K2CO3。

（2）稳定性Na2CO3＜K2CO3.因Na+半径小于K+,其离子势就大,极化作用也就强于K+,而极化作用越强,盐的稳定性越差,所以Na2CO3的稳定性小于K2CO3。

（3）稳定性CaCO3＞ZnCO3.虽然Ca2+和Zn2+所带电荷相同,但Ca2+为8e构型而Zn2+为18e构型,8e构型的极化作用低于18e构型.而极化作用越强,盐的稳定性越差,则CaCO3的稳定性高于ZnCO3。

二：钠盐和钾盐性质的差异(C级重点掌握)

    钠盐和钾盐性质很相似，但也有差别，重要的有三点：

1．溶解度:  钠、钾盐的溶解度都比较大，相对说来，钠盐更大些。

2．吸湿性:  钠盐的吸湿性比相应的钾盐强。因此，化学分析工作中常用的标准试剂许多是钾盐。

3．结晶水:  含结晶水的钠盐比钾盐多。

  钠的化合物与相应钾的化合物性质上一般很相似，钠的化合物价格要便宜一些，故一般多使用钠的化合物，而不用钾的化合物。但要注意某些特殊情况，如钾肥不能用钠的化合物代替，制硬质玻璃必须用K2CO3，制黑火药一定要用KNO3等。

20-3.8: 为什么制火药要用KNO3而不用NaNO3?为什么分析测试中用K2Cr2O7而不是用Na2Cr2O7作基准试剂?(C级掌握) 

解：因NaNO3容易吸潮而导致火药失效.同样Na2Cr2O7易吸潮使称量的准确度下降而影响分析结果的准确性。 

三：几种重要的盐（C级掌握） 

1. 卤化物 

  氯化钠：重要的化工原料。可用于制备多种化工产品如NaOH、Cl2、HCl等。KCl可作钾肥。

无水CaCl2：是一种重要干燥剂。

氟化钙（又称萤石）：是制取HF和F2的重要原料。

20-3.9: 能否用CaCl2来干燥NH3?为什么?(C级掌握) 

解：不能。因为CaCl2与NH3和乙醇容易形成加合物，如CaCl2·4NH3、CaCl2·8NH3或CaCl2·4C2H5OH等而导致样品损失.

20-3.10: 能否由MgCl2·6H2O直接加热来制备无水MgCl2，为什么？如何制备无水MgCl2？(C级掌握) 解：不能。因MgCl2·6H2O加热得到不是无水MgCl2而是MgOHCl和HCl：

   MgCl2·6H2O   Mg(OH)Cl+HCl↑+5H2O

而由MgCl2·6H2O制取无水MgCl2的方法是:将MgCl2·6H2O在干燥的HCl气流中加热脱水即可或直接由Mg在Cl2中燃烧也可得到。

     MgCl2·6H2O MgCl2+6H2O

     Mg+Cl2    MgCl2 

20-3.11：为什么在MgCl2溶液中滴加氨水时会有Mg(OH)2沉淀析出,而Mg(OH)2沉淀又能溶于饱和NH4Cl溶液中?(B级掌握) 

解：(1)假设MgCl2溶液为0.1mol/L,氨水浓度为1mol/L.其解离出的

  [OH-]=(KbC)0.5=(1.8×10-5)0.5

  Q=[Mg2+][OH-]2=0.1×1.8×10-5=1.8×10-6＞1.2×10-11

  所以有Mg(OH)2沉淀析出.

(2)假设NH4Cl溶液的浓度为1.0mol/L.该溶液的

  [H+]=(KhC盐)0.5=(10-14×1.0/1.8×10-5)0.5=2.36×10-5

 ∴[OH-]=Kw/[H+]=10-14/2.36×10-5=4.24×10-10

  J=[Mg2+][OH-]2=[Mg2+](4.24×10-10)2=1.80×10-19[Mg2+]《Ksp(Mg(OH)2)

所以体系中是不可能有Mg(OH)2沉淀存在,即Mg(OH)2可溶于NH4Cl溶液中.

20-3.12: 为什么BeCl2为共价化合物而CaCl2为离子化合物?(B级掌握) 

解：因为Be2+离子半径小，离子势大，则离子极化能力强，而Cl-半径较大，变形性大，导致Be2+与Cl-之间的离子键最终转为共价键而成为共价化合物。而Ca2+离子势小，极化作用小，则CaCl2仍为离子化合物。 

20-3.13: 为什么LiF在水中的溶解度比AgF小，而LiI在水中的溶解度比AgI大.(A级掌握)

 解:由于LiF和AgF都是离子型化合物，但是LiF的晶格能比AgF大，故LiF在水中的溶解度比AgF小。又由于Ag+为18电子构型，极化较强，I-离子的半径又大，变形性强，因此AgI的共价性较显著，所以AgI在水中的溶解度比LiI小。 

2．碳酸盐

  碳酸钠：俗称苏打或纯碱。大量用于玻璃，搪瓷，肥皂，造纸，纺织，洗涤剂的生产和有色金属的冶炼等。

  碳酸氢钠：俗称小苏打。是制作泡沫灭火器的主要原料，医药上可用来中和过多的胃酸。

20-3.14: BaCl2溶液中所含少量的Fe3+，可籍加BaCO3固体或Ba(OH)2除去,为什么？你认为加哪一个物质更好?(C级掌握) 

解:Fe3+与BaCO3或Ba(OH)2的反应如下：

  2Fe3++3BaCO3+3H2O==2Fe(OH)3+3Ba2++3CO2

    2Fe3++3Ba(OH)2==2Fe(OH)3+3Ba2+

 加BaCO3固体更好,因过量的BaCO3可吸附胶体状的Fe(OH)3沉淀析出,有利于过滤分离除去. 

20-3.15: 碱土金属碳酸盐的热分解温度由Be到Ba逐渐增加，请用极化作用观点解释之，同时也用热力学观点进行分析.(B级掌握) 

解:(1)极化作用观点:因从Be2+到Ba2+,离子势(Z/r)依次减小,对阴离子CO32-的极化作用也会依次减弱,盐稳定性增强,则热分解温度逐渐增加.

(2)热力学观点:分解反应:MCO3(s)→MO(s)+CO2(g)

  △rHθ=△fHθ(MO,s)+△fHθ(CO2,g)-△fHθ(MCO3,s)

因从BeO→BaO,M2+离子半径增大,晶格能减小,即△fHθ(MO,s)值增大(因均为负值,其绝对值减小)而从BeCO3→BaCO3,MCO3的△fHθ(MCO3,s)反而减小(因均为负值,其绝对值增大.因大阴离子与大阳离子结合更稳定),则从BeCO3→BaCO3,分解反应的△rHθ依次增加,即反应需吸收的能量增加,碳酸盐稳定性增大,因而热分解温度增加. 

20-3.16: 讨论碱土金属碳酸盐在水中的溶解度变化趋势(A级掌握) 

解:阴离子CO32-的半径较大而且电荷数值上与ⅡA族元素阳离子相同,而一般规律是阴阳离子半径相差大的比相差小的易溶.所以随着Mg2+→Ba2+离子半径依次增大,半径差距越小,则越难溶,即碳酸钡最难溶,碳酸镁溶解度最大.但它仍属难溶盐之列. 

3. 硫酸盐

  无水Na2SO4：俗称元明粉，大量用于玻璃，造纸，陶瓷等工业中。

  Na2SO4·10H2O：称为芒硝，在空气中会失水而风化。医药上用作泻盐。

  CaSO4·2H2O俗称生石膏，CaSO4·1/2H2O称熟石膏，它们相互转化的反应如下：

        2CaSO4·2H2O2CaSO4·1/2H2O + 3H2O

  硫酸钡是唯一无毒的钡盐，因有强烈吸收X射线的能力，在医学上用它和糖浆制成的混合物称作钡餐。主要用途可作白色涂料（钡白），在橡胶，造纸工业中作白色填料。

20-3.17: 在空白处填入正确的组成(用分子式)（C级掌握）

 (1)萤石(CaF2)        (2)元明粉(Na2SO4)

(3)生石膏(CaSO4·2H2O)

(4)熟石膏(CaSO4·0.5H2O)

(5)芒硝(Na2SO4·10H2O)(6)立德粉(ZnS+BaSO4)

(7)重晶石(BaSO4)          (8)天青石(SrSO4) 

4。盐

  钾：因不吸潮，可作火药，做优质化肥。

5。草酸盐

20-3.18: 正常人血钙含量为10mg%(mg%为毫克百分浓度，即每100cm3溶液中所含溶质的毫克数).今检验某病人血液中血钙浓度，取10.00cm3血液，稀释后加入(NH4)2C2O4溶液，使血钙生成CaC2O4沉淀，过滤该沉淀，再将该沉淀溶解于H2SO4溶液中，然后用0.1000mol·dm-3KMnO4溶液滴定，用去KMnO4溶液5.00cm3。写出各步骤的反应式，此病人血钙毫克百分浓度是多少？此病人血钙是否正常？(已知Ca的相对原子质量为40)(C级掌握) 

解:各步化学反应： 

(1) Ca2++C2O42-==CaC2O4 

(2) CaC2O4+H2SO4==CaSO4+H2C2O4

(3)5H2C2O4+2KMnO4+3H2SO4==K2SO4+2MnSO4+10CO2+8H2O

  10.00cm3血液中含血钙：

0.1000×5.00×(5/2)×40=50(mg)

  病人100cm3血液中含血钙:50×10=500(mg)

  病人血钙毫克百分浓度:500mg%

  500mg%>>10mg%比正常人血钙高50倍,不正常. 

20-3.19: 误吞食草酸及其草酸盐进入体内会导致死亡，通常的处理方法是：尽可能快地服用一杯石灰水(Ca(OH)2饱和溶液)或1%CaCl2溶液，随即使病人呕吐几次，然后再用15-30g的泻盐(MgSO4·7H2O)溶于水中让病人服用，而不必再让病人呕吐，试解释这种处理方法的原因(C级掌握) 

解:因为加入的Ca2+将与C2O42-产生不溶性的CaC2O4(s),过量的Ca2+由于加入泻盐MgSO4(aq)而转化为难溶于胃酸的CaSO4.在加入石灰水或CaCl2后要让病人呕吐是必要的,因为生成的CaC2O4(s)在胃酸作用后会重新溶解,生成的H2C2O4同样会通过胃壁进入血液中而引起中毒,而CaSO4(s)不再溶解于胃酸中,因此不必令病人呕吐.(过量Ca2+对人体有害,因此过量Ca2+必须除去)

20-3-5 配合物（C级掌握）

  碱金属离子接受电子对的能力差，一般难形成配合物，但能与配位能力较强的螯合剂作用，生成螯合物。

  碱土金属离子的电荷密度较高，具有比碱金属离子强的接受电子对的能力。Be2+的半径最小，是较强的电子对接受体，能形成较多的配合物，如[BeF3]-、[BeF4]2-等。钙、锶、钡的离子半径较大，生成配合物的能力较弱，Ba2+的配合物很少。钙除了能与氨形成不太稳定的氨合物CaCl2·NH3(1/8)外，还能与配位能力很强的螯合剂生成稳定的螯合物，最重要的是与乙二胺四乙酸根生成的螯合物[CaY]2-。

在单质金属中，最软的固体是Cs，最硬的是Cr；熔点最高的是W，最低的是Hg；密度最大的是Os，最小的是Li；延性最好的是Pt；展性最好的是Au；导电导热性最好的是Ag. 

总结同周期和同族金属的熔点,沸点,硬度,原子半径,电离势和升华热等物理性质的变化规律,并定性解释之.(C级重点掌握)

解:同一周期从左到右金属的熔点,沸点,硬度和升华热总体先升高,到ⅤB或ⅥB达到最高,然后又降低.同族从上到下则依次减弱,只是副族规律性差些.因为金属原子中参与形成金属键的价电子数从低(IA)到(ⅤB或ⅥB)最高再降低(IIB),而价电子数越多,形成的金属键越强,则金属的熔点,沸点,硬度和升华热就越高.同理,从上到下虽价电子数相同,但原子半径依次增大,则金属键就依次减小,熔沸点等性质依次降低. 

原子半径从左到右总体减小,但IB,IIB略有升高;从上到下依次增加,只是副族第五和第六周期元素半径相近.因从左到右随原子序数的依次增大,其有效核电荷依次增加,对外层电子吸引力增强,则原子半径依次减小.而IB,IIB因nd电子全满,屏蔽作用增大,则半径略有增加.同理因从上到下增加了一个电子层,则核对外层电子吸引力减小,半径增大.因镧系收缩效应,使得副族第五和第六周期元素半径相近.电离势变化规律与原子半径的相似,从左到右电离势总体增强,从上到下减弱.因核对外层电子吸引力越强,则电离势越大.