堿金屬和堿土金屬課件

1、第 12 章堿金屬和堿土金屬主 要 內(nèi) 容 金屬單質(zhì)含氧化合物鹽類123堿金屬 A Li，Na，K，Rb，Cs 鋰、鈉、鉀、銣、銫 堿土金屬 A Be，Mg，Ca，Sr，Ba鈹、鎂、鈣、鍶、鋇 鋰 Li 鋰在地殼中的質(zhì)量分數(shù)為 2.0 103 % 鋰輝石 LiAl SiO3 2 （ ）鈉 Na鈉在地殼中的質(zhì)量分數(shù)為 2.3 %鈉長石 NaAlSi3O8硝石 NaNO3鹽井中的 NaCl海水中的 NaCl鉀 K鉀在地殼中的質(zhì)量分數(shù)為 2.1 %鉀長石 KAlSi3O8海水中的鉀離子銣 Rb 與鋰、鉀共生 銣在地殼中的質(zhì)量分數(shù)為 9.0 103 % 銫 Cs 與鈉共生銫在地殼中的質(zhì)量分數(shù)為 3.0

2、 104 % 鈹 Be 鈹在地殼中的質(zhì)量分數(shù)為 2.6 104 % 綠柱石 3 BeO Al2O3 6 SiO2鎂 Mg鎂在地殼中的質(zhì)量分數(shù)為 2.3 %白云石 CaMg CO3 2 （ ）菱鎂礦 MgCO3光鹵石 KMgCl3 6 H2O 鈣 Ca 鈣在地殼中的質(zhì)量分數(shù)為 4.1 %碳酸鹽及硫酸鹽礦物鍶 Sr 鍶在地殼中的質(zhì)量分數(shù)為 0.037 %碳酸鹽及硫酸鹽礦物鋇 Ba 鋇在地殼中的質(zhì)量分數(shù)為 0.050 %碳酸鹽及硫酸鹽礦物121 金屬單質(zhì)1211 物理性質(zhì) 堿金屬和堿土金屬單質(zhì)都具有銀白的金屬光澤，具有良好的導(dǎo)電性和延展性。 堿金屬的熔點較低，除鋰外都在 100 以下，銫的熔點最低。

3、熔點與沸點差距較大，沸點一般比熔點高出 700 以上。 堿金屬較軟，莫氏硬度都小于 1，可用刀子切割。 堿金屬的密度小，鋰是最輕的金屬，密度大約是水的一半。 由于堿土金屬的金屬鍵比堿金屬的金屬鍵要強，所以堿土金屬的熔沸點、硬度、密度都比堿金屬高得多。 堿金屬和堿土金屬都是非常活潑的金屬元素，同族從 Li 到 Cs 和從 Be 到 Ba 活潑性依次增強。1212 化學性質(zhì) 堿金屬和堿土金屬具有很強的還原性。 除 Be，Mg 之外，均與水反應(yīng)，如 Ca + 2 H2O Ca OH 2 + H2 （ ） Mg 可以和熱水緩慢發(fā)生反應(yīng)，Be 則同水蒸氣也不發(fā)生反應(yīng)。 Be，Mg 的金屬表面可以形成致密

4、的氧化物保護膜，常溫下對水是穩(wěn)定的。 Li，Ca，Sr 和 Ba 與水反應(yīng)比較平穩(wěn)，其他堿金屬與水反應(yīng)非常劇烈，量大時會發(fā)生爆炸。 除 Be，Mg 之外，均可以和 H2 反應(yīng)，生成金屬氫化物，例如： 產(chǎn)物 CaH2 為灰色離子晶體，其中 H 顯1 價， Ca 顯 + 2 價。 Ca + H2 CaH2 活潑金屬的氫化物是強還原劑。 除 Be，Mg 之外，均可溶于液氨中形成藍色的導(dǎo)電溶液 Na + 2NH3 Na+（NH3） + e （NH3） 長期放置或有催化劑存在時 2 Na + 2 NH3 2 NaNH2 + H2 利用堿金屬和堿土金屬單質(zhì)的強還原性，可以在非水溶液或熔融條件下制備稀有金屬

5、或貴金屬。 ZrO2 + 2 Ca Zr + 2 CaO NbCl5 + 5 Na Nb + 5 NaCl TiCl4 + 2 Mg Ti + 2 MgCl2 堿金屬、堿土金屬及其化合物置于高溫火焰中，可以使火焰呈現(xiàn)出特征的顏色，稱焰色反應(yīng)。 鋰深紅色，鈉黃色，鉀紫色，銣紫紅色，銫藍色，鈣橙紅色，鍶洋紅色，鋇綠色。 堿金屬和堿土金屬等活潑金屬經(jīng)常采用熔鹽電解方法和熱還原法生產(chǎn)。 堿金屬中的 Li 和 Na 常用電解熔融氯化物的方法大量生產(chǎn)，而 K，Ru，Cs 則采用金屬熱還原法制備。1213 金屬單質(zhì)的制備 金屬鈉的生產(chǎn)是采用以石墨為陽極，以鑄鋼為陰極，電解 NaCl 熔鹽的方式進行。 1 熔

6、鹽電解法 陽極 2 Cl Cl2 + 2 e 陰極 2 Na+ + 2 e 2 Na Na 的沸點與 NaCl 的熔點相近，易揮發(fā)損失掉 Na。 這樣，在比 Na 的沸點低的溫度下 NaCl 即可熔化。 為此要加助熔劑，如 CaCl2，以降低熔鹽的溫度。 液態(tài) Na 的密度小，浮在熔鹽上面，易于收集。 加助熔劑不利的影響是，產(chǎn)物中總有少許 Ca。 電解 BeCl2 熔鹽，可得金屬單質(zhì)鈹。 與此相類似，電解 MgCl2 熔鹽，可得金屬單質(zhì)鎂。鈣、鍶、鋇都可以通過電解其熔融氯化物制備。 KCl（l）+ Na NaCl + K（g） 用熱還原法制備金屬鉀，在 850 用金屬鈉來還原氯化鉀，其反應(yīng)為：

7、 2 熱還原法 鉀的沸點低，KCl 熔融溫度下，鉀已汽化，使平衡右移。 銣和銫的制備方法與鉀類似，鈹通常是用金屬鎂在約 1300 下還原 BeF2 進行制備。122 含氧化合物1221 氧化物 堿金屬和堿土金屬形成的氧化物主要有： 正常氧化物（O2） 過氧化物（O22） 超氧化物（O2） 臭氧化物（O3） 堿金屬、堿土金屬在空氣中燃燒，得到不同的主產(chǎn)物： 堿土金屬（除鋇外）將生成正常氧化物 MO，鋇生成過氧化物BaO2。堿金屬中只有鋰生成正常氧化物 Li2O。 其他堿金屬分別生成過氧化物 Na2O2；超氧化物 KO2，RbO2 和 CsO2。 K，Rb，Cs 有臭氧化物 MO3 。 鋰在空氣中

8、燃燒的主要產(chǎn)物為 Li2O，其他堿金屬的普通氧化物可以用堿金屬單質(zhì)或疊氮化物還原其過氧化物、硝酸鹽或亞硝酸鹽制備： 3 NaN3 + NaNO2 2 Na2O + 5 N2 1 普通氧化物2 KNO3 + 10 K 6 K2O + N22 Na + Na2O2 2 Na2O 堿土金屬的普通氧化物可以通過其碳酸鹽、氫氧化物、硝酸鹽或硫酸鹽的熱分解來制備。 堿金屬的普通氧化物從 Li2O 到 Cs2O 顏色逐漸加深： Li2O 白色， Na2O 白色，K2O 淡黃色，Rb2O 亮黃色，Cs2O 橙紅色。 堿土金屬的普通氧化物均為白色。 普通氧化物熱穩(wěn)定性總的趨勢是，同族從上到下依次降低，熔點也依次

9、降低。 堿土金屬離子半徑小、正電荷高，其普通氧化物的晶格能大，因而其熔點比堿金屬氧化物的熔點高很多。 堿金屬和多數(shù)堿土金屬普通氧化物同水反應(yīng)生成相應(yīng)的氫氧化物，并放出熱量： r Hm 151.6 kJ mol1 r Hm 64.5 kJ mol1 BeO 和 MgO 極難與水反應(yīng)。 CaO s + H2O l Ca OH 2 s（ ）（ ）（ ）（ ） Na2O s + H2O l 2 NaOH s （ ）（ ）（ ） 2 過氧化物 過氧化物含有過氧鏈 OO ，可以將它們看成是過氧化氫 HOOH 的鹽。（ ）（ ） 最重要的過氧化物是過氧化鈉 Na2O2 ，過氧化鈣 CaO2 和過氧化鋇 Ba

10、O2 。（ ）（ ）（ ） 工業(yè)上是將鈉加熱熔化，通過一定量的除去二氧化碳的干燥空氣，維持溫度在 180 200 ，鈉即被氧化為 Na2O； 4 Na + O2 2 Na2O 2 Na2O + O2 2 Na2O2 進而增加空氣流量并迅速提高溫度至 300 400 ，既可以制得較純凈的 Na2O2 黃色粉末。 SrO2 可由其金屬與高壓氧反應(yīng)直接合成，BaO2 可由其金屬與空氣在一定的溫度下反應(yīng)直接合成。 其他金屬的過氧化物可用間接方法制得，如將 LiOH 溶于乙醇形成飽和溶液，使之與 H2O2 反應(yīng)，可得很純的 Li2O2。過氧化物可與水或稀酸作用，生成 H2O2： Na2O2 + 2H2O

11、 H2O2 + 2NaOH Na2O2 + H2SO4 H2O2 + Na2SO4 2Na2O2 + 2CO2 2Na2CO3 + O2 過氧化物與 CO2 反應(yīng)放出 O2：過氧化物具有強氧化性： 3Na2O2 + Fe2O3 2Na2FeO4 + Na2O 3Na2O2 + Cr2O3 2Na2CrO4 + Na2O 5 Na2O2 + 2 MnO4 + 16 H+ 5 O2 + 2 Mn2+ + 10 Na+ + 8 H2O過氧化物也具有還原性： 堿金屬的過氧化物中，Li2O2 穩(wěn)定性較差，在 195 以上分解，其他過氧化物的熱穩(wěn)定性較高。 實驗室中用 BaO2 與稀硫酸反應(yīng)制備 H2O2

12、 ： BaO2 + H2SO4 H2O2 + BaSO4 3 超氧化物和臭氧化物 超氧化物中含有超氧離子 O2，它比 O2 多一個電子，氧氧之間除形成一個鍵外，還有一個三電子 鍵，鍵級為 1.5。 只有半徑大的超氧化物穩(wěn)定，堿金屬超氧化物的熔點同族從上到下依次升高，如：KO2 380 ，RbO2 412 ，CsO2 432 。 超氧化物是很強的氧化劑，與水或其他質(zhì)子溶劑發(fā)生劇烈反應(yīng)產(chǎn)生氧氣和過氧化氫： 2KO2 + 2H2O O2 + H2O2 + 2KOH 超氧化物在高溫下分解為氧化物和氧氣： 4KO2 2K2O + 3O2 4KO2 + 2CO2 2K2CO3 + 3O2 臭氧化物可以通過

13、下面反應(yīng)制取，如臭氧化鉀: 6 KOH（s）+ 4 O3（g） 4 KO3（s）+ 2 KOHH2O（s） + O2（g） KO3 不穩(wěn)定，緩慢分解為 KO2 和 O2，遇水劇烈反應(yīng)，也放出 O2： 2KO3 2KO2 + O2 4KO3 + 2H2O 4KOH + 5O2 Be OH 2 顯兩性， 其余堿金屬和堿土金屬的氫氧化物均為堿性。（ ）1222 氫氧化物 1 氫氧化物的堿性 堿金屬和堿金屬的氫氧化物都是白色固體。 堿金屬的氫氧化物都易溶于水，在空氣中很容易吸潮，它們?nèi)芙庥谒畷r放出大量的熱。 除氫氧化鋰的溶解度稍小外，其余的堿金屬氫氧化物在常溫下可以形成很濃的溶液。 堿金屬的氫氧化物在

14、水中的溶解度（288 K，單位moldm3）LiOH NaOH KOH RbOH CsOH 5.3 26.4 19.1 17.9 25.8 逐漸增大 堿土金屬的氫氧化物在水中的溶解度要小很多，溶解度在同族中按從上到下的順序增大。 Be OH 2和 Mg OH 2 難溶于水，其余堿土金屬氫氧化物的溶解度也較小。（ ）（ ） 堿土金屬的氫氧化物在水中的溶解度（293 K，單位moldm3） 逐漸增大 8 10-6 5 10-4 1.8 10-2 6.7 10-2 2 10-1Be OH 2 Mg OH 2 Ca OH 2 Sr OH 2 Ba OH 2 （ ）（ ）（ ）（ ）（ ） 氧化物的水化

15、物一般鍵聯(lián)形式是 M O H 究竟是酸式解離，還是堿式解離，取決于 M 的電場。 若 M 的電場強，氧的電子云偏向 M 和 O 之間，從而加強 MO 鍵； 同時氧的電子云在 O 和 H 之間密度降低，故削弱了 OH 鍵。 這時氫氧化物則傾向于酸式解離 總之，電場強酸式解離。 M O H 若 M 的電場弱，吸引氧的電子云的能力差，而 O 對 H 的吸引增強。 結(jié)果是易于堿式解離 M O H M O H M 電場的強弱，可用離子勢 來衡量 Zr 式中 Z 是離子電荷數(shù) r 是以 pm 為單位的離子半徑數(shù)值 顯然 Z 值越大，r 值越小時，離子勢 值越大。 兩性 經(jīng)驗表明堿式解離酸式解離320.0.

16、320.22 0.220.22Li+ Be2+ Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+ 0.13 0.27 0.17 0.14 0.13 0.12 Li+，Mg2+，Ca2+，Sr2+，Ba2+的 ，故 M OH 2 亦均為堿性。（ ）200.22 Li+ Be2+ Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+ 0.13 0.27 0.17 0.14 0.13 0.12 兩性Be2+ ，故 Be OH 2 顯兩性。（ ）270=.jj0.320.22 2 氫氧化鈉 氫氧化鈉（NaOH），又稱燒堿、火堿和苛性堿。 NaOH 是強堿，有很強的腐蝕性，不能用磨口玻璃瓶盛放，會緩慢生成 Na2SiO3，將磨

17、口玻璃塞與瓶口粘在一起。 生產(chǎn)氫氧化物的主要反應(yīng)是電解氯化鈉水溶液，目前工業(yè)上采用的具體方法有隔膜法和離子膜法。 工業(yè)上用氫氧化鈉來熔融分解試樣時要使用鐵制容器，實驗室則用銀制或鎳制的坩堝。 離子膜法生產(chǎn) NaOH 是較先進的方法，該工藝過程投資少， 能耗低，目前正被廣泛采用。 離子膜法生產(chǎn) NaOH 同時在陽極會釋放Cl2，這種方法在第 17 章有關(guān)氯氣的生產(chǎn)中還要作較為詳細的討論。1231 鹽的溶解性123 鹽類 1 堿金屬鹽 除鋰外，堿金屬鹽都是離子化合物，大部分易溶與水。 鋰的強酸鹽易溶于水，一些弱酸鹽在水中溶解度較差，如氟化鋰 LiF，碳酸鋰 Li2CO3，磷酸鋰 Li3PO4 。

18、銻酸鈉 NaSb OH 6 （ ） 黃綠色的醋酸鈾酰鋅鈉 NaZn UO2 3Ac99 H2O（ ） 其他堿金屬的難溶鹽較少，如下： 黃色的六硝基合鈷（）酸鈉鉀 K2NaCo NO2 6（ ）酒石酸氫鉀 KHC4H4O6 酒石酸是一種二元有機酸 二羥基丁二酸高氯酸鉀 KClO4 六氯合鉑（）酸鉀 K2PtCl6 六氯合錫（ ）酸銣 Rb2SnCl6高氯酸銫 CsClO4高錳酸銫 CsMnO4 等 2 堿土金屬鹽 堿土金屬鹽都是離子化合物。 堿土金屬與負一價離子（除F外）形成的鹽一般易溶與水，如氯化物、溴化物、碘化物、硝酸鹽、氯酸鹽、醋酸鹽、酸式碳酸鹽、酸式草酸鹽、磷酸二氫鹽等。 堿土金屬與負電

19、荷高的負離子形成的鹽的溶解度一般都較小，如其碳酸鹽、磷酸鹽和草酸鹽都難溶于水。 原因是電荷低時離子鍵的靜電引力較小，晶格能較小。其氟化物溶解度增大從上到下其硫酸鹽、鉻酸鹽、碘化物溶解度減小從上到下 堿土金屬鹽溶解度變化如下： 如 BeSO4 和 MgSO4 易溶與水；CaSO4，SrSO4 ，BaSO4 難溶于水。 鹽類溶解過程，一般包括晶格的破壞和離子水合兩步，因此晶格能和離子水合傾向的大小是影響溶解度的重要因素。 晶格能大的鹽類難于溶解，而晶格能小的鹽類易溶；此外，離子電荷高，半徑小，水合時放熱多，有利于溶解。 堿土金屬與負一價離子形成的鹽由于電荷低，離子鍵的靜電引力較小， 晶格能較小，進

20、而形成的鹽易溶。 堿土 金屬與 電荷 高的負離子形成的鹽時，由于復(fù)雜的負離子半徑大， 只有與半徑大的正離子相結(jié)合，才能有效減少負離子之間的斥力，保證晶格能較大，從而形成的鹽溶解度較小。1232 鹽的結(jié)晶水合與復(fù)鹽 正離子電荷越高，半徑越小，對水分子的引力越大，形成結(jié)晶水合鹽類的傾向越大。 堿金屬鹽中，鹵化物一般不帶結(jié)晶水；而硝酸鹽、硫酸鹽、碳酸鹽中有部分帶結(jié)晶水。LiNO3 H2O，LiNO3 3H2O；Li2SO4 H2O，Na2SO4 10H2O；Na2CO3 H2O，Na2CO3 7H2O，Na2CO3 10H2O，K2CO3 H2O，K2CO3 5H2O。 部分帶結(jié)晶水的堿金屬鹽： 實

21、驗室常使用鉀鹽而不使用鈉鹽，一般都與鉀鹽不易吸水潮解有關(guān)。 如 KI， KMnO4， KClO3， K2Cr2O7 等都是實驗室常用試劑。 堿土金屬鹽帶結(jié)晶水的趨勢更大，常見水合鹽包括： MgCl2 6H2O，CaCl2 6H2O， MgSO4 7H2O，CaSO4 2H2O， BaCl2 2H2O 堿土金屬無水鹽有吸潮性，無水 CaCl2 是重要的干燥劑。 NaSO4 10H2O 熔化熱較大，可作為儲熱材料。 除鋰外，堿金屬和堿土金屬鹽能形成一系列復(fù)鹽，復(fù)鹽的溶解度一般比簡單鹽小。 這些復(fù)鹽主要類型有（1） MCl MgCl2 6H2O M = K，Rb，Cs ， 如光鹵石 KCl MgCl

22、2 6H2O。（ ）（2）M2SO4 MgCl2 6H2O M = K，Rb，Cs ， 如軟鉀鎂礬 K2SO4 MgCl2 6H2O。（ ）（3） M 2SO4 M 2 SO4 3 24H2O M（） Na，K，Rb，Cs， M（） Al， Cr，F(xiàn)e 等， 如明礬 KSO4 Al2 SO4 3 24H2O。（ ）（ ）（ ）（ ）1233 含氧酸鹽的熱穩(wěn)定性 鋰和堿土金屬離子的極化能力較強，其硝酸鹽熱分解為： 4 LiNO3 2 Li2O + 4 NO2 + O2 2 Mg NO3 2 2 MgO + 4 NO2 + O2 （ ） 其他堿金屬硝酸鹽受熱分解的產(chǎn)物為亞硝酸鹽和 O2： 5002

23、 NaNO3 2 NaNO2 + O2 在更高的溫度分解則生成氧化物、氮氣和氧氣：4 NaNO3 2 Na2O + 2N2 + 5 O2800 堿金屬含氧酸鹽的熱穩(wěn)定性一般比堿土金屬含氧酸鹽的熱穩(wěn)定性高。 正離子電荷越高，半徑越小，離子的極化能力越強，其含氧酸鹽越不穩(wěn)定，分解溫度越低。 從分解溫度上看，可知： MgCO3 540 ， CaCO3 900 ， BaCO3 1360 ， Li2CO3 700 ， 而 Na2CO3 和 K2CO3 在 1000 也基本不分解。 這些碳酸鹽受熱分解的產(chǎn)物為金屬氧化物和二氧化碳：Li2CO3 Li2O + CO2 MgCO3 MgO + CO2 1234

24、 重要鹽類簡介 1 鹵化物 堿金屬和堿土金屬的鹵化物中，最重要的是 NaCl，MgCl2 和 CaCl2。 NaCl 俗稱食鹽，大量存在于海水中，也有其礦物。 NaCl 不僅是人們?nèi)粘Ｉ畹谋匦杵罚€是重要的化工原料，如可用其為原料生產(chǎn) Na，NaOH，Cl2，Na2CO3 和 HCl 等。 MgCl2 的水溶液俗稱鹵水，因為能夠使蛋白質(zhì)凝固，而應(yīng)用在豆制品加工中。 MgCl2 做為重要的化工原料，在有機化學中有廣泛的應(yīng)用，此外，其還可以作融雪劑。 若結(jié)晶水合鹽的陽離子易水解，同時陰離子又與氫離子結(jié)合成揮發(fā)性酸時，加熱脫水得不到無水鹽，而得堿式鹽。 MgCl2 就屬于加熱分解生成堿式鹽的情況：

25、 MgCl2 6 H2O Mg OH Cl + HCl + 5 H2O（ ） 繼續(xù)加熱堿式氯化鎂將生成氧化鎂，不能得到無水氯化鎂：Mg OH Cl MgO + HCl （ ） 用 HCl 氣氛保護時，原則上可以抑制脫水時的水解HCl MgCl2 6 H2O MgCl2 + 6 H2O 將 CaCl26 H2O 加熱脫水，可以得到無水氯化鈣，其 是重要的干燥劑： CaCl2 6 H2O CaCl2 + 6 H2O 水合氯化鈣脫水過程中有部分發(fā)生水解反應(yīng)，因而脫水產(chǎn)物中常含有少量的 CaO 雜質(zhì)。 CaCl2 6 H2O 與冰混合可用來作制冷劑。 堿土金屬的鹵化物中，只有 BeX2 具有較強的共價

26、性，熔沸點低，易升華。 BeX2 的水合鹵化物受熱脫水時會像 MgCl2 6 H2O 一樣發(fā)生水解。 無水鹽 BeCl2 固態(tài)時具有鏈狀結(jié)構(gòu)，其中 Be 的原子軌道為 sp3 雜化，結(jié)構(gòu)如圖：ClClBeBeClClBeBeClClClClBe 氣態(tài)時存在二聚體分子 (BeCl2)2，其中 Be 的原子軌道為 sp2 雜化，結(jié)構(gòu)如圖：BeBeClClClCl 2 碳酸鹽 最重要的碳酸鹽是 Na2CO3，俗稱蘇打或純堿。市售的商品是含有 10 個結(jié)晶水的Na2CO310H2O，易失去部分結(jié)晶水而風化。 工業(yè)上生成碳酸鈉的方法有氨堿法和聯(lián)合制堿法。 氨堿法，1862 年由比利時人索爾維提出，也稱索

27、爾維制堿法，基本反應(yīng)為： NH3 + CO2 + H2O NH4HCO3 NH4HCO3 + NaCl NaHCO3 + NH4Cl 加熱分解 NaHCO3 得到產(chǎn)品 Na2CO3：2NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O 原料之一的 CO2 通過煅燒石灰石制得，煅燒過程的另一產(chǎn)物 CaO 經(jīng)消化制成石灰乳，后者與含有 NH4Cl 的母液反應(yīng)： 2NH4Cl + Ca OH 2 2NH3 + CaCl2 + 2H2O（ ） 釋放出的氨可以循環(huán)使用， 同時得到副產(chǎn)物 CaCl2。 聯(lián)合制堿法是 1942 年由我國化學家候德榜發(fā)明的。 其基本原理與氨堿法相同，該法特點在于將制堿工業(yè)和合

28、成氨工業(yè)結(jié)合起來。CO2 是由合成氨原料氣中的 CO 轉(zhuǎn)化而成。 聯(lián)合制堿法保留了氨堿法的優(yōu)點，又大大地提高了食鹽的利用率，同時剔除了煅燒石灰石生成 CO2 的工業(yè)過程，而得到的副產(chǎn)物 NH4Cl 是有用的化學肥料。 除 Na2CO3 外，NaHCO3 和 CaCO3 也是比較重要的碳酸鹽。 碳酸氫鈉俗稱小蘇打，大量用于食品工業(yè)，也 是重要的化工原料，加熱很容易脫水轉(zhuǎn)化為 Na2CO3。 碳酸鈣 CaCO3 作為添加劑大量用于涂料的生產(chǎn)。 自然界中的石灰石，化學成分為 CaCO3，其高溫分解產(chǎn)物 CaO 和 CO2 都是重要化工原料。 3 硫酸鹽 無水硫酸鈉 Na2SO4，俗稱元明粉，大量用于造紙和陶瓷等工業(yè)。 十水硫酸鈉 Na2SO4 10 H2O ，俗稱芒硝，是儲能材料。 硫酸鈣 CaSO4 經(jīng)常以水合鹽的形式存在。 CaSO4 2H2O 俗稱生石膏，加熱到 120 部分脫水轉(zhuǎn)化為熟石膏。熟石膏 CaSO40.5H2O與水混合生成生石膏并逐漸變硬、膨脹。 硫酸鈣主要用作模型、塑像， 并用作室內(nèi)裝修材料。 BaSO4 俗稱重晶石，可作白色涂料和添加劑 。 BaSO4 不溶于