1、第九章 S区元素,学习要求： 1 掌握 s区元素的电子构型与性质递变规律性的关系； 2 掌握 s区元素的氧化物类型和性质及氢化物的性质； 3 掌握s区元素氢氧化物的碱性及其变化规律； 4 掌握s区元素盐类的溶解性及含氧酸盐热稳定性的一些规律； 5 了解Li，Be的特殊性和对角线规则。,1 s区元素性质的递变规律？与s区元素的电子构型之间有何关系？,2 水合能是什么？它与哪些因素有关？它的应用有哪些？,3 s区元素的氧化物有哪些类型？它们生成的条件分别是什么？,4 s区元素氢氧化物的碱性及其变化规律？,5 s区元素的盐类的溶解性规律是什么？,6 s区元素的含氧酸盐的热稳定性规律？,7 对角线规则
2、,S区元素有： IA 碱金属 (它们的氧化物溶于水呈强碱性） 价电子构型 ns1 Li 、Na、k、Rb、Cs、Fr、锂、钠、钾、铷、铯、钫 IIA 碱土金属 （由于钙、锶、钡的氧化物在性质上介于碱性和土性 ：以前把粘土的主要成分，既难溶于水又难熔融的Al2O3称为土） 价电子构型 ns2 Be、Mg、Ca、Sr、Ba、Ra、铍、镁、钙、锶、钡、镭,9-1 S区元素概述,一 S区元素一些性质的变化趋势（表91、92）,表9-1 碱金属的一些性质,表9-2 碱土金属的一些性质,1、碱金属最外层只有一个电子，次外层为8个电子（Li为2个电子），对核电荷的屏蔽效应较强，所以这个价电子离核较远，特别容
3、易失去，因此，各周期元素的第一电离势以碱金属最低。与同周期元素比较，碱金属原子体积最大，只有一个成键电子，在固体中原子间的引力较小，所以它们的熔点、沸点、硬度、升华热都很低，并随着LiNaKRbCs的顺序而下降，随着原子量的增加（即原子半径增加），电离势和电负性也依次降低。,2、碱金属和碱土金属均为金属晶格。碱土金属由于核外有2个有效成键电子，晶体中的原子间距离较小，金属键强度较大，因此，它们的熔点，沸点和硬度均较碱金属高，导电性却低于碱金属。 3、原子半径和核电荷都由上而下逐渐增大，原子半径的影响是主要的，核对外层电子的引力逐渐减弱，失去电子的倾向逐渐增大，所以它们的金属活泼性，还原能力由上
4、至下渐增。,注意：s区金属的活泼性是有差异的，这种差异有一定的规律性，可通过下表说明：,Li+ 味甜 K+ 、Na+ 味咸 Ba2+ 味苦,二 S区元素性质变化的几点说明1 锂、铍性质与其它同族元素不一样因为Li、Be的原子半径和离子半径是同族元素中最小的。（Be2+离子半径特别小，电荷又高，极化力强，共价性超过了离子性）例如，LiI的共价性约占50，BeI2的共价性可达75,2 水合能 M 2+（g） + H2O M2+（aq) 的热效应 离子半径越小，电荷越高水合能越大。,同一族从下而上：水合能增加，离子结合的水分子数也增加，水合离子半径增大。所以：离子交换柱上Li+首先被淋洗下来；这些离
5、子聚沉负胶体时，聚沉能力：Cs+Rb+K+Na+Li+,3 电极电势变化趋势中，Li反常 Eo（Li+/Li）-3.04V Eo（Na+/Na)-2.71V 电极反应：M(s) M+(aq)+ e-Go = -nFEo = H + TS,表94 Li 和 Na 在 M(s) M+(aq)+ e-中有关 焓值/kJ mol-1,9-2碱金属和碱土金属的单质 2.1存在和制备 1.存在 由于碱金属和碱土金属的化学性质很活泼， 所以它们以化合状态存在于自然界中。在碱 金属中，钠和钾在地壳中分布最广，两者的 丰度都为2.5。 主要矿物有钠长石 NaAlSi3O8、 钾长石 KAlSi3O8、光卤石 K
6、Cl MgCl2 6H2O 以及明矾石 K2SO4 Al2(SO4)3 24H2O,海水中氯化钠含量为2.7，植物灰中也含有 钾盐。锂的重要矿物为锂辉石Li2O Al2O3 4SiO2 锂、铷、铯在自然界中储量较少且分散，被列为 希有金属。 碱土金属除镭外在自然界中分布也很广泛，镁除光卤石外，还有白云石CaCO3 MgCO3和菱镁矿MgCO3等。铍的最重要矿物是绿柱石3BeO Al2O3 6SiO3。钙、锶、钡在自然界中存在的最主要形式为难溶的碳酸盐和硫酸盐，如方解石CaCO3、碳酸锶矿SrCO3、碳酸钡矿、石膏CaSO4 2H2O、天青石SrSO4、和重晶石BaSO4等。海水中含有大量镁的氯
7、化物和硫酸盐，1971年世界镁产量有一半以上是海水为原料生产的。,2 制备 由于碱金属和碱土金属的性质都很活泼，所以一般都用电解它们的熔融化合物的方法制取。钠和镭主要用电解熔融氯化物制取。 （1）电解熔融氯化钠制金属钠 阳极：2ClCl2+2e 阴极：2Na+2e2Na 总反应：2NaCl2Na+ Cl2 （2）热还原法 热还原法一般采用焦炭或碳化物为还原剂，如：,3 金属置换法 钾、铷、铯虽然也可以用电解法制取，但常用强还原性的 金属如Na、Ca、Mg、Ba等在高温和低压下还原它们氯化 物的方法制取，例如 KCl + Na NaCl + K 2RbCl + Ca CaCl2 + 2Rb 2C
8、sAlO2 + Mg MgAl2O4 + 2Cs 4 热分解法 碱金属的化合物，如亚铁氰化物，氰化物和叠氮化物， 加热也能分解成碱金属,2.2 单质的物理性质碱金属和碱土金属的物理性质,用途： 1、碱金属在常温下形成液态合金（77.2K和22.8Na，熔点 260.7K）和钠汞齐（熔点236.2K） 2、锂和锂合金是一种高能燃料，轻质结构材料 3、镁在冶金中用于制备密度小、硬度大、韧性高的镁铝合金 （含1030的镁）和电子合金（约含90的镁，其余为铝、 锌、锰），制造飞机和汽车的部件。 4、铍是新兴材料，用于制造X射线管小窗，核反应堆的中子 反射剂核减速剂，还可以用于导弹、卫星、宇宙飞船。 铍
9、青铜（含约2.5的铍）强度大、硬度高、弹性核抗腐蚀性 好，可用于制弹簧、外科医疗器械。 5、钠和钾是生物必需的重要元素。镁也是所有的有机体必需的。 钙是构成植物细胞壁核动物骨骼的重要成分。,2-3单质的化学性质碱金属和碱土金属都是活泼性很强或较强的金属。它们能直接或间接地与电负性较大的非金属元素，如卤素、氧、硫、磷、氮和氢等形成相应的化合物。,1、 与O2反应 碱金属：2M+1/2O2 = 2MH M = Li2M + O2 = M2O2 M = Na 过氧化物 M+O2 = MO2 M = K、Rb、Cs 超氧化物 碱土金属：在常压氧气中燃烧生成正常氧化物。,2、与H2反应碱金属和碱土金属（
10、Be和Mg除外）在高温下与氢直接化合，生成离子型氧化物2M+H2 = 2MHM+H2 = MH2 （除Be和Mg外）这些氢化物与水反应放出H2 H-+H2O = H2+OH-. 离子型氢化物是强的还原剂：TiCl4+4NaH Ti+4NaCl+2H2,3、与H2O反应2M + 2H2O = 2MOH + H2M + 2H2O = M(OH)2 + H2 4、与氮反应 锂和碱土金属可以和氮气反应生成氮化物6Li+ N22Li3N3Ca+ N2Ca3N2,5、与液氨的反应 碱金属的液氨溶液呈蓝色，随碱金属溶解量的增加，溶液 的颜色变深。当此溶液中钠的浓度超过1M以后，就在原来 深蓝色溶液上出现一个
11、青铜色的新相。在添加碱金属，溶液 就由蓝色变为青铜色。如将溶液蒸发，又可以重新得碱金属。Na + NH3（l） NaNH2 + 1/2H2 钙、锶、钡也能溶于液氨生成和碱金属液氨溶液相似的 蓝色溶液。与钠相比，它们溶得慢些，量也少些。 碱金属液氨溶液中的溶剂合电子是一种很强的还原剂。它们 广泛应用在无机和有机制备中。,9-3氧化物和氢氧化物,一、氧化物 碱金属和碱土金属常见的氧化物有正常氧化物、过氧化物、和超氧化物三类。,、正常氧化物锂和碱土金属在氧气中燃烧时，均得到正常氧化物。仅管在缺氧的空气中可以制得除Li以外的其它碱金属正常氧化物，但这种条件不易控制，所以其它碱金属氧化物M2O必须采用间
12、接对方法制备。 、实验室：M+2MNO3 = 6M2O+N2(g) (M = Na,K,Rb,Cs)Na2O(白色) K2O(淡黄色) Rb2O(亮黄色) Cs2O(橙红色)氧化物颜色依次加深还可以 Na2O2+2Na2Na2O,、碱土金属氧化物可由碳酸盐或硝酸盐加热分解而制得。CaCO3CaOCO2（g）2Sr(NO3)2=2SrO+4NO2(g)+O2(g) 碱土金属氧化物都是白色固体，除BeO外，都是NaCl型化合物，由于正、负离子各带2个电荷，MO距离又小，所以MO具有很大的晶格能。 晶格中离子间距离越短，引力越大，硬度、熔点也越高。从Be Ba，氧化物硬度依次下降，熔点除BeO外也依
13、次下降，所以BeO和MgO常用来制造耐火材料和金属陶瓷。,碱土金属氧化物的性质,、与水反应生成相应的氢氧化物O2H2O2OH 这是由于O2在水中不能存在，它会立即发生水解反应的缘故。 氧化物溶解度同族同上到下增加 与水反应的激烈程度同上到下增加 Li2O与水反应缓慢；Rb2O、Cs2O与水反应如此激烈甚至爆炸。 BeO、MgO对水呈现一定的惰性（特别是在高温煅烧之后）；CaO，SrO，BaO与水猛烈反应而放出大量的热。,氧化钙与水反应生成熟石灰并放出大量的热，熟石灰广泛应用在建筑工业上。 碱土金属氧化物的水合热从Be到Ba依次增加。氧化钙这种水合能力，常用来吸收酒精中的水分CaO + H2OC
14、a（OH）2CaO + SiO2CaSiO3,2、过氧化物 O22-的结构OO2- KK2s22s*22p22pz22py2 2pz*22py*2成键和反键轨道大致抵消，由填充2p轨道的电子形成一个键，键级为1。Na2O2+2H2O = H2O2 + 2NaOHNa2O2+ H2SO4 = H2O2 + Na2SO42Na2O2+2CO2 = 2Na2CO3+O2(g),因Na2O2兼有碱性合氧化性，在分析化学中常用作熔矿剂，使某些难溶于酸的矿物分解2Fe(CrO2)2+7Na2O2 4Na2CrO4+Fe2O3+3Na2OCr2O3+3Na2O2 = 2Na2CrO4+Na2OMnO2 +
15、Na2O2 Na2MnO4 Na2O2有强碱性，熔融时不能采用瓷制器皿或石英器皿，宜用铁、镍器皿。由于它有强氧化性，熔融时遇到棉花、炭粉或铝粉会发生爆炸，使用时应十分小心。,3、超氧化物 钾、铷、铯、在过量氧气中燃烧即得超氧化物MO2 KO2(橙黄色) RbO2(深棕色) CsO2(深黄色) 超氧离子O2-的结构为OO- KK2s22s*22p22pz22py2 2pz*22py*1 O2-有13个电子，其中成键和反键轨道大致抵消，形成一个键，一个三电子键，键级为1.5。 因超氧离子O2-中有一个未成对电子，故它具有顺磁性，并呈现出颜色。由于O2-的键级比O2小，所以稳定性比O2差。,2MO2
16、 + 2H2O = O2 + H2O2 + 2MOHMO2 + 2CO2 = 2M2CO3 + 302 此外，臭氧与K、Rb、Cs的氢氧化物反应，可以制得 臭氧化物，如： 3KOH（s）+ 2O3（g）2KO3（s）+KOH。H2O（s）+1/2O2(g) 将KO3用液氨重结晶，可得到桔红色的KO3晶体，它缓慢地 分解成KO2和O2。,二 、氢氧化物碱金属的氢氧化物对纤维和皮肤有强烈的腐蚀作用，所以 称为苛性碱易溶于水，并放出大量的热。在空气中容易吸湿 潮解，NaOH是常用的干燥剂，易与空气中的CO2反应生成 碳酸盐，要密封保存。 、溶解度变化同族，从上到下溶解度逐渐增大。离子化合物的溶解度与
17、其离子势（Z/r）成反比。 LiOH CsOH随着阳离子半径 ，阳离子和阴离子之间的 吸引力 。ROH晶格愈容易被水分子把它们拆开。同一周 期中，碱土金属离子比碱金属离子小，而且带两个正电荷， 因此，水分子不易将它们拆开，溶解度就小得多。,2、碱性的变化 0.22 金属氢氧化物成碱性0.22 0.32 金属氢氧化物成两性 0.32 金属氢氧化物成酸性,表9-6 碱金属和碱土金属氢氧化物碱性递变规律, LiOH 0.13 Be(OH)2 0.25 NaOH 0.10 Mg(OH)2 0.18 KOH 0.087 Ca(OH)2 0.14 RbOH 0.082 Sr(OH)2 0.13 CsOH
18、0.077 Ba(OH)2 0.12,碱 性 增 强,同族元素的氢氧化物，由于R的电子构型和电荷数均相同， 其碱性强弱的变化主要取决于离子半径的大小。 所以碱金属、碱土金属氢氧化物的碱性，均随离子半径的 增大而增强。 碱金属的氢氧化物是最强的碱。? (1.它们在水溶液中有较大的溶解度； 2.它们在水溶液中完全电离，可得到高浓度OH-， OH-，碱性。） 碱土金属的溶解度小得多，碱式电离程度也较差， 其碱性要弱一些。,三、 化学性质2Al + 2NaOH + 6H2O = 2NaAl(OH)4+3H2(g) Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2(熔融） Si + 2NaOH + H2O
19、 = Na2SiO3 + 2H2 SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + 2H2O X2+2NaOH = NaX+NaOX+H2O (X = Cl,Br,I2),9-4盐类一、晶型多为离子型晶体熔点：碱金属氟化物或氯化物同族从上到下，熔点 碱土金属氟化物或氯化物同族从上到下，熔点 （极化） Li+、Be+熔点最低，由于它们半径最小，极化力最大有关。二、溶解性 碱金属盐类的最大特征是易溶于水，并且在水中完全电离所有碱金属离子都是无色的。只有少数碱金属盐是难溶的，它们的难溶盐一般都是由大的阴离子组成，而且碱金属离子越大，难溶盐的数目也越多。,难溶钠盐： 六羟基锑酸钠 NaSb(OH)6
20、白色粒状醋酸双氧铀酰锌钠 NaAc Zn(Ac)2 3UO2(Ac)2 9H2O 黄绿色结晶 难溶钾盐： 高氯酸钾 KClO4 白色 酒石酸氢钾 KHC4H4O6 白色 六氯铂酸钾 K4PtCl6 淡黄色 钴亚硝酸钠钾 K2NaCo(NO2)6 亮黄色 这些难溶盐可用于鉴定钠、钾离子。,碱土金属盐类的重要特征是它们的微溶性。除卤化物（除氟化物外）、硝酸盐、醋酸盐、硫酸镁、铬酸镁易溶于水外，其余的碳酸盐、硫酸盐、草酸盐、铬酸盐和磷酸盐都是难溶的。硫酸盐和铬酸盐的溶解度依钙、锶、钡的顺序降低。草酸钙的溶解度是所有钙盐中最小的，因此，在重量分析中可用它来测定钙。 溶解性的变化规律：正负离子大小悬殊时
21、，有利于溶解；正负离子大小接近时，不利于溶解。,表9-8 一些碱土金属难溶化合物的溶度积,solG =UG +hG （G H+TS） solH= U + hH U 晶格拆散，吸热过程（） hH 离子水合，放热过程（） solH 越负，晶体越易溶解,U和solH都是随离子半径减小电荷增加而增加，但离子 半径对两者的影响程度不一样。,1,1,1,r+r- 或 r+ r-，hH 占优势， r+ r-时，U占优势， 所以，正负离子大小悬殊时，有利于溶解； 正负离子大小接近时，不利于溶解。,三、含氧酸盐的热稳定性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
22、酸盐除Li2CO3在1543K以上分解为Li2O和CO2外，其余更难分解。唯有硝酸盐热稳定性较差，加热导一定温度可分解。碱土金属的卤化物、硫酸盐、碳酸盐对热也较稳定，但它们的碳酸盐热稳定性较碱金属碳酸盐要低，且随着半径减小分解温度降低。 金属离子极化力越大，碳酸盐越易分解。,四、焰色反应碱金属和钙、锶、钡的挥发性盐在无色火焰中灼烧时，能使火焰呈现出一定颜色，这叫“焰色反应”。,碱金属和几种碱土金属的焰色,（1）利用焰色反应，可以定性的鉴别这些元素的存在，一次 鉴别一种元素。 （2）制造各色焰火。如红色焰火 KClO3 34 Sr（NO3）2 45 炭火 10 镁粉 4 松香 7,五、几种重要的
23、盐 1、卤化铍是共聚型聚合物（BeX2）n，不导电，能升华，蒸气中有BeCl2和（BeX2）2分子。 2、氯化钠（海盐、岩盐、井盐) ：食用、制取金属钠、NaOH、Na2CO3、Cl2和HCl等多种化工产品的基本原料。冰盐混合物可作为制冷剂。 3、氯化镁：是制取金属镁的原料，光卤石和海水是制取氯化镁的原料。性质：加热水合物会水解；吸潮性。 4、氯化钙：无水氯化钙有很强的吸水性。氯化钙和冰（1.44：1）是实验室常用的制冷剂。不能干燥NH3和乙醇，因为会形成加成物。 5、氯化钡：用于医药、灭鼠剂和鉴定SO42-试剂。氯化钡易溶于水，可溶性钡盐对人、畜有害。,6、氟化钙（萤石）：是制取HF和F2的
24、重要原料。在冶金工业中用作助熔剂，也用于制作光学玻璃和陶瓷。 7、碳酸钠（苏打或纯碱）：是一种基本化工原料，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中。还可用于制备其它钠盐或碳酸盐的原料。水溶液因水解呈强碱性。 碳酸氢钠（小苏打）：水溶液呈弱碱性，主要用于医药和食品工业。 8、碳酸钙：无色斜方晶体，热至1000K转变为方解石。 难溶于水，易溶于酸和氯化铵溶液，用于制二氧化碳，发酵粉和涂料等。 9、硝酸钾：在空气中不吸潮，在加热时有强氧化性，用来制黑火药。还是含氮、钾的优质化肥。 10、Na2SO4 10H2O（芒硝）：有很大的熔化热，可用于低温贮存太阳能。,无水Na2
25、SO4（元明粉）：大量用于玻璃、造纸、水玻璃、陶瓷工业中，也用于制硫化钠和硫代硫酸钠。 11、CaSO4 2H2O（生石膏）,石膏是生产水泥的原料之一和轻质建筑材料。把石膏加热 到773K以上，得到无水石膏，它不能和水化合。 12、BaSO4（重晶石）：是制备其它钡类的原料,BaS + 2HClBaCl2 + H2SBaS + CO2 + H2O BaCO3 + H2S,重晶石可作白色涂料（钡白），在橡胶、造纸工业中作白色填料。硫酸钡是唯一无毒的钡盐，因其溶解度极小，又不溶于胃酸，不会使人中毒，纯净的硫酸钡可用作X射线造影剂 13、硫酸镁MgSO4 7H2O：无色斜方晶体，热至350K失去六分
26、子水，在520K变为无水盐。硫酸镁微溶于醇，不溶于乙酸和丙酮，用作媒染剂、泻盐，也用于造纸、纺织、肥皂、陶瓷、油漆工业。,9-5锂、铍的特殊性和对角线规划一、对角线规则 在周期系中，某元素的性质和它左上方或右下方的另一元素性质相似性。,一、Li与Mg相似性表现在：P184(1) 锂、镁在氧气中燃烧都生成正常氧化物，而其它碱金属生成过氧化物或超氧化物。(2) 都能与N2直接化合生成氮化物，而其它碱金属不能直接与N2化合。 6Li+N2 = 2Li3N 3Mg+N2 = Mg3N2(3) 它们的氟化物，碳酸盐、磷酸盐均难溶于水，其它碱金属相应化合物均为易溶盐。(4) 氢氧化物均为中等强度的碱，在水
27、中溶解度不大。(5) 硝酸盐加热分解产物均为氧化物、NO2和O2，而其 它碱金属硝酸盐分解为MNO2和O2。(6) 氯化物都具有共价性，能溶于有机溶剂中。,三、Be与Al相似性表现在：P184(1) 铍、铝都是两性金属，既能溶于酸也能溶于强碱。(2) 都能被冷的浓硝酸钝化，而其它碱土金属均易与硝酸反应。(3) 氢氧化物均为两性，而其它碱土金属氢氧化物均为碱性。(4) 氯化物都是共价型化合物，易升华、易聚合、易溶于有机溶剂。 （5）氧化物均为高熔点、高硬度的物质。,四、用离子极化力的观点来解释对角线规则 这三对处于对角的元素在性质上的相似性，是由于它们的 离子极化力相近的缘故。 离子极化力的大小
28、取决于离子的半径、电荷和结构。 极化力：Li+Na+,Li+Mg2+,1 CsF虽有最高的离子性，但CsF熔点却较低。,答：Cs+半径较大（约170pm），Cs+与F-间的静电引力较小，使CsF晶格能较小。因此，虽然Cs与F的电负性差较大，CsF有最高的离子性，但CsF的熔点却较低。,2 碱土金属比相应的碱金属的熔点高、硬度大。,答：碱土金属有二个价电子，碱金属只有一个价电子，碱土金属的金属键比相应的碱金属的金属键强，所以碱土金属的熔点、硬度均比相应的碱金属高,3 BeCl2为共价化合物而MgCl2、CaCl2等为离子化合物,答：Be的电负性较大（1.57），Be2+的半径较小（约31pm）使
29、其极化力很强，所以BeCl2中Be-Cl键以共价性为主，BeCl2为共价化合物。而其它碱土金属的电负性较小但离子半径却比Be2+大得多（Mg2+为65pm， Ca2+为95pm），MgCl2和CaCl2中的键以离子性为主，化合物为离子化合物。,4 LiF溶解度比AgF小，LiI溶解度却比AgI大,答：LiF和AgF都是离子型化合物，但Li+的半径（60pm）却比Ag+的半径（126pm）小得多，因而LiF的晶格能比AgF大。所以，LiF在水中的溶解度比AgF的溶解度小。LiI与AgI相比，因Ag+有较大的变形性，Ag+与I-间的附加极化作用强，因而AgI分子的共价性比LiI强得多，使AgI溶解
30、度远比LiI小。,4 在水中的溶解度LiClO4NaClO4KClO4,答：阳离子半径Li+NaClO4KClO4,5 Be(OH)2为两性物质而Mg(OH)2却显碱性,答：氢氧化物中M-O-H键在水中有两种解离方式：M-O-HMO- + H+ 酸式解离M-O-HM+ + OH- 碱式解离 采取哪种解离方式或以哪种解离方式为主，主要取决于金属阳离子的极化力。 Mg2+半径较大，极化能力弱，M-O键比O-H键更易断开，Mg(OH)2为碱式解离；而Be2+半径小，极化力强，Be-O键较强，使得Be(OH)2碱式解离与酸式解离相当，所以Be(OH)2为两性。,7 锂的标准电极电势比钠低，为什么金属锂
31、与水作用时没有金属钠剧烈？,答：标准电极电势的大小反映了反应进行的倾向，属热力学范畴，而不能决定反应速率的大小。 钠与水反应比锂与水反应剧烈，说明钠与水反应速率快。原因有（1）Li的熔点较高，反应放出的热量不足以使锂熔化，而Na的熔点较低，Na与水反应的热量使Na熔化而使其与水的接触面积增大使反应速率加快；（2）反应产物的溶解度不同，LiOH溶解度较小，覆盖在Li表面而阻碍反应的进行，使反应速率变慢，但氢氧化钠溶解度很大不会阻碍钠与水的反应。,8 比较各对化合物溶解度大小： （1）LiF和AgF；（2）LiI和AgI；（3）NaClO4和KClO4； （4）CaCO3和Ca(HCO3)2 (5) Li2CO3和Na2CO3,9 下列化合物中键的离子性最小的是（ ）： （1）LiCl；（2）NaCl；（3）KCl；（4）BaCl2,10 下列碳酸盐中，热稳定性最差的是（ ）： （1）BaCO3；（2）CaCO3；（3）K2CO3；（4）Na2CO3,
