碱土金属氢氧化物的溶解度比碱金属氢氧化物小得多，并且同族元素的氢氧化物的溶解度从上往下逐渐增大。五、盐类
晶体类型：离子晶体，具有较高的熔沸点。
颜色：碱金属离子（M+）和碱土金属离子（M2+）都是无色的。
热稳定性：碱金属盐具有较高的热稳定性，唯有硝酸盐热稳定性较差。4LiNO3
O
2Li2O＋4NO2↑＋O2↑
更小。H2O2作为酸，可以与一些碱反应生
成盐，即为过氧化物（peroxide），例如：
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H2O2＋Ba(OH)2＝BaO2＋2 H2O
过氧化物不同于二氧化物（dioxide），在过氧化物分子中存在过氧键，而二氧化物中则没有过氧键。
(1.2)热不稳定性
纯的H2O2溶液较稳定些。但光照、加热和增大溶液的碱度都能促使其分解。重金属离子（Mn2、Cr3、Fe3、MnO2
Cl＋Ag＝AgCl↓
AgCl＋2NH3＝[Ag(NH3)2]＋Cl
＋
－
＋
＋
－
－
＋
－
[Ag(NH3)2]＋Cl＋2H＝AgCl↓＋2NH4 (2) Br的鉴定
溴化物溶液中加入氯水，再加CHCl3或CCl4，振摇，有机相显黄色或红棕色：
2 Br＋Cl2＝Br2＋2 Cl
(3) I的鉴定
碘化物溶液中加入少量氯水或加入FeCl3溶液，即有I2
氢化物共分为离子型、共价型、过渡型
离子型氢化物是极强的还原剂：TiCl4＋4NaH4NaCl＋2H2↑
＋
LiH能在乙醚中同B3＋Al3＋Ga3＋等的无水氯化物结合成复合氢化物，如氢化铝锂的生成。
4LiH + AlCl3 Li[AlH4] + 3LiCl
氢化铝锂遇水发生猛烈反应Li[AlH4]＋4H2O=LiOH↓
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碱金属和碱土金属氢氧化物[除Be（OH）2外]均成碱性，同族元素氢氧化物碱性均随金属金属元素原子序数的增加而增强。
氢氧化物酸碱性递变规律可用R—O—H规则表示。RO—+H+←R—O—H→R++OH—
离子势φ=阳离子电荷/阳离子半径
φ的值越大，按酸式电离；反正，按碱式电离。2、碱金属和碱土金属溶解性
大π键用符号πab表示。其中a为组成大π键的原子数，b为组成大π键的电子数。
（3）臭氧的鉴定：O3＋2I－＋2H＋钾溶液中使碘析出) 2、过氧化氢
(1.1)弱酸性
H2O2是一极弱的二元弱酸：
H2O2
H＋HO2 K
＋
－
＋
－
2
I＋O2↑＋H2O(可从碘化
10a1＝2.2×
－12
HO2
H2O2的K
a2
H＋O2（过氧离子）
＋
＋
＋
等）对H2O2的分解有催化作用。H2O2的分解反应是一个歧化反应：
2H2O2＝2H2＋O2
为防止分解，通常把H2O2溶液保存在棕色瓶中，并应存放于阴凉处。
(1.3)氧化还原性
在H2O2分子中O的氧化数为－1，处于中间价态，所以H2O2既有氧化性又有还原性，也能发生歧化反应。
例如，H2O2在酸性溶液中可将I氧化为I2：
2 H2S＋O2＝2S↓＋2 H2O
强氧化剂在过量时可以将H2S氧化成H2SO4：
H2S＋4 Cl2＋4 H2O＝8HCl＋H2SO4
(3)硫化物的溶解性
金属硫化物大多难溶于水，大多数具有特征的颜色。硫化物的这些性质可以用于分离和鉴定金属离子。
①溶于稀盐酸：MnS、CoS、ZnS、NiS、FeS
②溶于浓盐酸：SnS、Sb2S3、SnS2、Sb2S5、PbS、CdS、Bi2S3
＋NaCl＋H2O
2Cl2＋3Ca(OH)22、氯酸及盐
Ca(ClO)2＋CaCl2·Ca(OH)2·H2O＋H2O
制备：Ba(ClO3)2＋H2SO4
BaSO4↓＋2HClO3
氯酸仅存在于溶液中，含量提高到40%即分解：8HClO3
4＋3O2↑＋2Cl2↑＋2H2O
氯酸是强酸，又是强氧化剂，它能将碘氧化为碘酸：
－
＋
＋
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这一反应可用于高锰酸钾法定量测定H2O2。2、硫化氢、硫化物和多硫化物
1、(1)弱酸性
氢硫酸是一个很弱的二元酸，可生成两类盐，即正盐（硫化物）和酸式盐（硫氢化物）。两类盐都易水解。
(2)还原性
H2S中S的氧化数为－2，因此H2S具有还原性，可被氧化剂氧化到0、＋4、＋6三种氧化态。氢硫酸在空气中放置能被O2氧化，析出游离S而浑浊：
3MOH(S)＋2O3(g)=2MO3(s)＋MOH·H2O(s)＋
1/2O2(g)四、氢氧化物
MgO外）碱金属和碱土金属的氧化物（除BeO、与水作用，即可得到相应的氢氧化物，并伴随着释放出大量的热：
M2O＋H2O=2MOH MO+H2O=M(OH)2
1、碱金属和碱土金属的氢氧化物的碱性
Na2O2
除锂、铍、镁外，碱金属和碱土金属都能形成超氧化
电解
＋Cl2↑
MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
2MnCl2＋2KCl＋5Cl2↑＋8H2O
溴的制备：Cl2＋2Br－错误！未找到引用源。2Cl－＋Br2工业上用海水提取溴:3CO32－＋3Br3CO2↑
5Br－＋BrO3－＋6H＋
5Br－＋BrO3－＋
3Br2＋3H2O
碘的制备：碘可以从海藻中提取Cl2＋2I－错误！未找到引用源。2Cl－＋I2 I2＋I
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2HClO3＋I2
3＋Cl2↑
氯酸钾是最重要的氯酸盐，在催化剂存在时，200℃下即可分解为氯化钾和氧气：2KClO3
MnO
2KCl＋3O2↑
在400℃左右，如果没有催化剂，主要分解为高氯酸钾和氯化钾：4KClO3
3KClO4＋KCl
氯酸盐通常在酸性条件下显氧化性：ClO3－＋6I－＋6H＋
2＋Cl－＋3H2O
＋Al(OH)3↓＋4H2↑
三、氧化物1、正常氧化物
碱金属中的锂和所有碱土金属在空气中燃烧时，分别生成正常氧化物Li2O和MO。其他碱金属正常的氧化物是用金属与他们的过氧化物或硝酸盐相作用制得。
Na2O2＋2Na=2Na2O 2KNO3＋10K=6K20＋N2↑
碱土金属氧化物也可以由他们的碳酸盐或硝酸盐加热分解得到。CaCO3
NaHSO4＋HCl↑
溴化氢和碘化氢不能用浓硫酸制备，因为浓硫酸可将溴化氢和碘化氢部分氧化为单质：H2SO4(浓)＋2HBrH2SO4(浓)＋8HI
2＋SO2↑＋2H2O
2＋H2S↑＋4H2O
磷酸能代替硫酸反应制备溴化氢与碘化氢,但因磷酸成本高用磷代替：3Br2＋2P＋6H2O3I2＋2P＋6H2O
－
I3－
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注意：制碘过程中应避免加入过量氯气，因为过量氯气会把碘近一步氧化成碘酸：I2＋5Cl2＋6H2O10Cl－＋12H＋二、卤化氢与氢卤酸工业上盐酸制备：H2＋Cl2
2IO3－＋
2HCl
制备氟化氢及少量卤化氢：CaF2＋2H2SO4(浓)＋2HF↑ NaCl＋H2SO4(浓)
Ca(HSO4)2
H2S2
↓＋H2S↑
4、硫的重要含氧化合物(1)亚硫酸及其盐
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它们以还原性为主：H2SO3＋I2＋H2O2H2SO3＋O2
2SO4＋2HI
2SO4
亚硫酸盐比硫酸具有更强的还原性：SO32－＋Cl2＋H2OSO42－＋2Cl－＋2H＋
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含氧酸含氧酸盐
热稳定性增加
HClO
酸性增加
HClO
2HClO3HClO4
MClOMClO2MClO3MClO4
氧化性减弱
热稳定性增加氧化Biblioteka 减弱热稳定性增加氧化性减弱
四、卤素离子的鉴定
(1) Cl的鉴定
氯化物溶液中加入AgNO3，即有白色沉淀生成，该沉淀不溶于HNO3，但能溶于稀氨水，酸化时沉淀重新析出：
黄色）
②氙的氟化物水解：
2XeF2+2H2O →2Xe↑+4HF+ O2↑
6XeF4 + 12H2O == 2XeO3 + 4Xe↑ +3O2↑ +24HF
XeF6+3H2O →XeO3+6HF
③氙的氟化物为强氧化剂：XeF2 + H2 ─→ Xe + 2HF
XeF2 + H2O2 ─→ Xe + 2HF + O2↑
2X2＋2H2
2HX
4HX＋O2↑
第二类是卤素的水解作用，及卤素的歧化反应：X2＋H2O＋＋X－＋HXO
F2氧化性强，只能与水发生第一类反应，Cl2、Br2缓慢的置换出水中的氧。
碘非但不能置换出水中的氧，相反，氧作用于HI溶液会使I2析出：
2I－+2H++1/2O2=I2+H2O
氯气的制备：工业上：MgCl2(熔融)实验室：MnO2＋4HCl(浓)2KMnO4＋16HCl(浓)
生成。I2在CCl4中显紫色，如加入淀粉溶液则显蓝色：
2 I＋Cl2＝I2＋2 Cl 2 I＋2 Fe3＝I2＋2 Fe2
－
＋
＋
－
－
－
－
－
－
＋
五、氧族元素
周期表中的ⅥA族元素，包括氧（O）、硫（S）、硒（Se）、碲（Te）、钋（Po）五个元素，通称为氧族元素。1、氧和臭氧
（1）臭氧的分子结构：组成臭氧的3个分子呈V形排列，三个氧原子采取sp2杂化，形成三电子四中心的大π键。以π34表示，臭氧中无单电子，故为反磁性物质。（2）大π键形成条件：(A)这些原子在同一平面上（B）每一原子有一互相平行的p轨道（C）p轨道数目的两倍大于p电子数