碱金属单质的熔沸点_碱金属单质的熔沸点变化规律

1.单质熔沸点为什么碱金属依次下降而非金属依次上升

2.碱金属元素的单质在化学性质上有何异同

3.碱金属的硬度，密度，熔点，状态，颜色，化学性质各是啥？！急急急~~~~

钫是目前发现的原子序数最大的碱金属元素。

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一般说的常温和室温都是是（20℃（=298.15K，化学热力学中常取298K）和25℃（=302.15K））之间。

单质铯的熔点28.4℃（在常压下，约101KPa），钫的熔点（同上）27.0℃，都不到“常温”，所以呈固态。

另外镓等单质常压下熔点也较低，但都比上述两种要高。

所以说目前发现的常温常压下是液态的金属单质只有汞。

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*119号元素的熔点可能足够低使之在常温下呈液态，不过还没制得。

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以下是引用部分（综合各版本，经过本人修改，去除“盐类均溶于水”等错误描述，补充电负性等。）

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[元素名称]

元素符号：Fr

英文名：Francium

中文名：钫

元素原子量：[223]

元素类型：金属

在化合物中的氧化态：+1

电负性：0.7

电子排布：7s1

核外电子排布：2,8,18,32,18,8,1

电子构型：[Rn]7s1

同位素及放射线：Fr-212[20m] Fr-221[4.8m] Fr-222[14.3m] *Fr-223(放 β[21.8m])

原子化焓：71kJ/mol(@25℃)

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[单质性质]

晶体结构：晶胞为体心立方晶胞，每个晶胞含有2个金属原子。

常压下熔点27℃，沸点677℃，密度2.48克/厘米^3(20 C)。

热容：15J/(mol·K)

导电性（电阻率）：10^6/(cm·Ω)

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电离能(kJ/mol)

m - m+ 400

m+ - m2+ 2100

m2+ - m3+ 3100

m3+ - m4+ 4100

m4+ - m5+ 5700

m5+ - m6+ 6900

m6+ - m7+ 8100

m7+ - m8+ 12300

m8+ - m9+ 12800

m9+ - m10+ 29300

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发现人：佩里（Marguerite Perey） 发现年代：1939年

发现过程：

1939年，由法国科学家佩里（Marguerite Perey）在锕裂变的产物里发现。

名称由来：

得名于发现钫的国家--法国(France)。

元素描述：

极其罕见而不稳定的放射性金属。由于核不稳定，223Fr的半衰期最长仅有21分钟。其化学性质只能在痕量范围内研究。是最重的碱金属元素。化学性质类似于铯。

元素来源：

1.由锕衰变而来，进一步衰变为镭或砹。

2.人工核反应产物。

元素用途：因为钫各种同位素的半衰期太短，所以其化合物没有什么实用价值。

钫与铯载体一起用高氯酸盐、氯铂酸盐或钨硅酸盐阴离子进行共沉淀，是分离痕量钫的有效方法。

元素资料：

砹、钫是门捷列夫曾经指出的类碘和类铯，是莫斯莱所确定的原子序数为85、87的元素。它们的发现经历了弯曲的道路。

刚开始，化学家们根据门捷列夫的推断——类碘是一个卤素，类铯是一个碱金属元素，都是成盐的元素，就尝试从各种盐类里去寻找它们，但是一无所获。

1925年7月英国化学家费里恩德特地选定了炎热的夏天去死海，寻找它们。但是，经过辛劳的化学分析和光谱分析后，却丝毫没有发现这两个元素。

后来又有不少化学家尝试利用光谱技术以及利用原子量作为突破口去找这个元素，但都没有成功。

1930年，美国阿拉巴马州工艺学院物理学教授阿立生宣布，在稀有的碱金属矿铯镏石和鳞云母中用磁光分析法，发现了87号元素。元素符号定为Vi。一年后，他用同样的方法在王水和独居石作用的萃取液中，发现了85号元素。元素符号定为Ab。可是不久，磁光分析法本身被否定了，利用它发现的元素也就不可能成立。

到1939年，法国女科学家彼丽在锕的同位素227Ac的α衰变产物中发现了87号元素，并对它进行研究。为了纪念她的祖国，把87号元素称为francium，元素符号为Fr。

现已发现质量数201～230的钫的全部同位素，其中只有钫223、224是天然放射性同位素，其余都是通过人工核反应合成的。

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待续。。。

单质熔沸点为什么碱金属依次下降而非金属依次上升

元素周期表中元素熔沸点规律：

1、同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；

2、同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增。

第一主族的碱金属熔沸点是由金属键键能决定，在所带电荷相同的情况下，原子半径越小，金属键键能越大，所以碱金属的熔沸点递变规律是：从上到下熔沸点依次降低。

第七主族的卤素，其单质是分子晶体，故熔沸点由分子间作用力决定，在分子构成相似的情况下，相对分子质量越大，分子间作用力也越大，所以卤素的熔沸点递变规律是：从上到下熔沸点依次升高。

扩展资料：

现代化学的元素周期律是1869年俄国科学家门捷列夫(Dmitri Mendeleev)首先创造的，他将当时已知的63种元素依相对原子质量大小并以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一列，制成元素周期表的雏形。经过多年修订后才成为当代的周期表。

在周期表中，元素是以元素的原子序数排列，最小的排行最先。表中一横行称为一个周期，一列称为一个族。原子半径由左到右依次减小，上到下依次增大。

元素周期表有7个周期，16个族。每一个横行叫作一个周期，每一个纵行叫作一个族（VIII族包含三个纵列）。这7个周期又可分成短周期（1、2、3）、长周期（4、5、6、7）。共有16个族，从左到右每个纵列算一族（VIII族除外）。例如：氢属于IA族元素，而氦属于0族元素。

百度百科-元素周期表

碱金属元素的单质在化学性质上有何异同

单质的熔沸点与单质分子间的作用力大小有关.

碱金属单质的原子以金属键作用,原子序数增大时,原子半径增大,金属键的键长变大,破坏金属键所需的能量减小,所以熔沸点依次降低.

非金属单质是以分子形态出现的,相互间的作用力为范德华力（就是分子间的作用力）,原子序数增大时,分子量也增大,分子间的作用力就增大,所以熔沸点逐渐升高.

碱金属的硬度，密度，熔点，状态，颜色，化学性质各是啥？！急急急~~~~

金属（jiǎn jīn shǔ）是元素周期表中第IA族元素锂、钠、钾、铷、铯、钫六种金属元素的统称，也是它们对应单质的统称。(钫因为是放射性元素所以通常不予考虑)因它们的氢氧化物都易溶于水（除LiOH溶解度稍小外），且呈强碱性，故此命名为碱金属。氢虽然是第IA族元素，但它在普通状况下是双原子气体，不会呈金属状态。只有在极端情况下（1.4兆大压力），电子可在不同氢原子之间流动，变成金属氢。

碱金属盐类溶解性的最大特点是易溶性，它们的盐类大都易溶于水。已知LiF，Li2CO3，Li3PO4及固体Li2SiO3是难溶（微溶）的，少数大的阴离子的碱金属盐也是难溶的，如Na2C2H5N4O3（脲酸钠）、Na[Sb(OH)6]（六羟基合锑酸钠）、K2PtCl6（氯铂酸钾）、KClO4（高氯酸钾）、KHC4H4O6（酒石酸氢钾）等。它们在溶液中完全电离。

碱金属都是银白色的（铯略带金**），比较软的金属，密度比较小，熔点和沸点都比较低。他们生成化合物时都是正一价阳离子，碱金属原子失去电子变为离子时最外层一般是8个电子，但锂离子最外层只有2个电子。

在古代埃及把天然的碳酸钠叫做neter或nitrum，在洗涤时使用。14世纪时，阿拉伯人称植物的灰烬为kali，逐渐演变到叫做碱，但这时钠和钾的区别还不清楚，统称为苏打（soda）。一直到18世纪才分清从食盐得到的泡碱和从植物灰得到的钾碱不是同一种东西。

碱金属都能和水发生激烈的反应，生成强碱性的氢氧化物，随原子量增大反应能力越强。在氢气中，碱金属都生成白色粉末状的氢化物。碱金属都可在氯气中燃烧，而碱金属中只有锂能在常温下与氮气反应。由于碱金属化学性质都很活泼，为了防止与空气中的水发生反应，一般将他们放在煤油或石蜡中保存。

碱金属都是活泼金属。碱金属单质以金属键相结合。因原子体积较大，只有一个电子参加成键，所以在固体中原子间相互作用较弱。碱金属的熔点和沸点都较低，硬度较小（如钠和钾可用小刀切割）。

碱金属元素原子的价电子层结构是ns1，因此化合价为+1。碱金属原子次外层有8个电子（锂是2个电子），对核电荷的屏蔽效应较强，最外层的一个价电子离核又较远，特别容易失去。跟同周期的其他元素相比，碱金属原子半径最大（除稀有气体元素外），第一电离能最低，电负性最小。碱金属在成键形成化合物时，以离子键为特征。

碱金属在自然界中都以化合态存在。它在化学反应中常用作还原剂。

碱金属的一般保存方法：

锂：液体石蜡封

钠、钾：放入煤油

铷、铯：保存在真空玻璃管中

铷和铯又都是又轻又软的金属，用小刀可以毫不费力地切开它们。铯在28℃时熔化，在常温下呈现半液体状。铷的熔点是38℃，在常温下呈糊状。在金属家族中，它们是“软骨头”。

这两种元素的另一个特殊本领是：它们都对光线特别敏感，即使在极其微弱的光线照射下，它们也会放出电子来。把铷和铯喷镀到银片上，即可制成“光电管”——一受光照，它便会产生电流，光线越强，电流越大。在自动控制技术中，光电管就象是机器的“眼睛”，所以有人把铷和铯叫做“长眼睛的金属”。

铷，化学符号Rb，原子序数37，原子量85.4678，属元素周期表第IA族，为碱金属的成员和稀有金属。1861年德国R.W.本生和G.R.基尔霍夫从萨克森地方的锂云母中提取溶液，然后用光谱分析发现一种新的碱金属元素，取名rubidium，该字来源于希腊文rubidus，含义是“最深的红色”。铷在地壳中的含量为0.028％，但极其分散，至今尚未发现单纯的铷矿物，而是存在于其他矿物中，铷在锂云母中的含量为3.75％；铷在光卤石中的含量虽不高，但储量很大；海水中含铷量为0.121克／吨。铷有两种天然同位素：铷85和铷87，后者具有放射性。

铷是银白色金属，质软，可用小刀切割。熔点38.89℃，沸点686℃，密度1.532克／厘米3(20℃)。化学性质比钾还要活泼，在室温和空气中能自燃，因此必须在严密隔绝空气情况下保存在液体石蜡中。铷与水，甚至是与温度低到－100℃的冰相接触时，也能发生猛烈反应，生成氢氧化铷和氢气。与有限量氧气作用，生成氧化铷，在过量氧气中燃烧，生成超氧化物。铷也能与卤素反应。氧化态为＋1，只生成＋1价化合物。铷离子能使火焰染成紫红色，可用焰色反应和火焰光度计检测。

由于铷非常活泼，不能用电解法生产，而要用金属热还原法。用钙还原氯化铷，用镁还原碳酸铷，都可以制得金属铷。铷在光的作用下易放出电子，可用于制造光电池。和钾、钠、铯形成的合金可用于除去高真空系统的残余气体。碘化铷银是良好的电子导体，可用作固体电池的电解质。铷的特征共振频率为6835兆赫，可用作时间标准，铷原子钟的特点是体积小、重量轻、所需功率小。 周期律性质

主条目：元素周期律

碱金属位于ⅠA族，其周期律性质主要表现为

·自上而下，碱金属元素的金属性逐渐增强

·每一种碱金属元素都是同周期元素中金属性最强的元素

锂的特殊性

锂的反常性

ⅠA族的周期性十分明显，但锂还是和同族的其它碱金属元素有很大不同，这种不同主要表现在锂化合物的共价性，这是由锂的原子半径过小导致的。

锂-镁对角线规则

主条目：对角线规则

元素周期表中，碱金属锂与位于其对角线位置的碱土金属镁（Mg）存在一定的相似性，这里体现了元素周期表中局部存在的“对角线规则”。锂与镁的相似性表现在：

·单质与氧气作用生成正常氧化物

·单质可以与氮气直接化和（和锂同族的其它碱金属单质无此性质）

·氢氧化物为中强碱，溶解度小，加热易分解

·氟化物、碳酸盐、磷酸盐难溶于水

·碳酸盐受热易分解

·氯化物能溶于有机溶剂中（共价性）

·锂离子、镁离子的水合能力强

究其原因，锂-镁对角线规则可以用周期表中离子半径的变化来说明，同一周期从左到右，离子半径因有效电荷的增加而减少，同族元素自上而下离子半径因电子层数的增加而增大，锂与镁因为处于对角线处，镁正好在锂的“右下方”，其离子半径因周期的递变规律而减小，又因族的递变规律而增大，二者抵消后就出现了相似性。[7]

碱金属（alkali metal）指的是元素周期表ⅠA族元素中所有的金属元素，目前共计锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr）六种，前五种存在于自然界，钫只能由核反应产生。碱金属是金属性很强的元素，其单质也是典型的金属，表现出较强的导电、导热性。碱金属的单质反应活性高，在自然状态下只以盐类存在，钾、钠是海洋中的常量元素，在生物体中也有重要作用；其余的则属于轻稀有金属元素，在地壳中的含量十分稀少

碱金属是指在元素周期表中属于第IA族的六个金属元素。　碱金属除铯以外都是银白色的（Cs略带金色光泽），质软的，化学性质活泼的金属，密度小，熔点和沸点都比较低。他们生成化合物的几乎都是正一价阳离子（在碱化物中，碱金属会以负一价阴离子的方式出现）。碱金属原子失去电子变为离子时最外层一般是8个电子，但锂离子最外层只有2个电子。电子构型通式为ns1。　因为碱金属最外层只有1个电子，所以碱金属都能和水发生激烈的反应，生成强碱性的氢氧化物，并随相对原子质量增大反应能力越强。在氢气中，碱金属都生成白色粉末状的氢化物。碱金属都可在氯气中燃烧。由于碱金属化学性质都很活泼，为了防止与空气中的水发生反应，一般将他们放在煤油或石蜡中保存。　氢虽然是第1族元素，但它在普通状况下是双原子气体，不会呈金属状态，也不属于碱金属。只有在极端情况下（1.4兆大气压力），电子可在不同氢原子之间流动，变成金属氢。有些在液氨中会形成电子盐。

地壳

下表为碱金属元素在地壳中（不含海洋、大气）的质量克拉克值，取自《无机化学（第五版）》,2008[1].371　元素 锂 钠 钾 铷 铯

w（%） 0.006% 2.64% 2.60% 0.03% 0.0006%

由表可见，碱金属中，钾、钠的丰度较大，为常量元素，锂、铷、铯丰度很小，为微量元素。而海水中，钠的质量克拉克为1.062%，钾的质量克拉克为0.038%，钾、钠同样是海水中的常量元素。[2]　矿物学　碱金属在自然界的矿物是多种多样的，常见的如下　·锂：锂辉石、锂云母、透锂长石　·钠：氯化钠、碳酸钠、硝酸钠、芒硝　·钾：光卤石、氯化钾、钾长石　·铷：红云母、铷铯矿　·铯：铷铯矿、铯榴石

人体

碱金属在人体中以离子形式存在于体液中，也参与蛋白质的形成。　碱金属在人体中的质量分数（%）数据来源：《无机化学（第五版）》,2008.371　元素 锂 钠 钾 铷 铯

鲜重 极微量 0.15% 0.35% 极微量 —

注：数据可能存在较大差异，以下数据可供核对：氧65%、碳18%、氢10%　人体中元素与地壳元素丰度呈正相关，这是生物链的传递结果。动物胚胎中钾与钠的质量分数相近，有学者认为这是动物源于海生有机体的证据之一。　作用　·锂离子：锂在人脑有特殊作用，研究表明，锂离子可以引起肾上腺素及神经末梢的胺量降低，能明显影响神经递质的量，因为锂离子具体的作用机理尚不清楚，故锂中毒也没有特效解药，但碳酸锂目前被广泛用于狂躁型抑郁症的治疗（口服：600mg～800mg╱天）。[1]　·钠离子：人体液的渗透压平衡主要通过钠离子和氯离子进行调节，钠离子的另一个重要作用是调节神经元轴突膜内外的电荷，钠离子与钾离子的浓度差变化是神经冲动传递的物质基础，世界卫生组织建议每人每日摄入（1～2）克钠盐，中国营养学会建议不要超过5克。[1]　·钾离子：钾也参与调节渗透压与轴突膜内外的电荷，人体中心脏、肝脏、脾脏等器官中钾比较富集。[1]　·铷元素：铷元素的生理作用目前还在研究中，有多种迹象表明铷与生命过程有关，疑似为微量元素。[3]

编辑本段元素性质

元素 3 Li（锂） 11Na

（钠） 19K（钾） 37Rb（铷） 55Cs（铯） 87Fr（钫）

熔点/℃ 180.5 .81 63.65 38.89 28.84 27

沸点/℃ 1347 822.9 774 688 678.4 677

熔沸点变化 降低趋势

密度(25℃)/g·cm^-3 0.534 0.1 0.856 1.532 1.8785 1.870

密度变化 升高趋势 反常

导电性 导 体 导 体 导 体 导 体 导 体 导 体

颜 色 银白色 银白色 银白色 银白色 略带** 红色

形 态 固 体 固 体 固 体 固 体 固 体 固 体

金属or非金属性 金属性 金属性 金属性 金属性 金属性 金属性

价 态 +1 +1 +1 +1 +1 +1

主要氧化物 Li2O Na2O Na2O2 K2O K2O2 复杂 复杂 复杂

氧化物对应的水化物 LiOH NaOH KOH RbOH CsOH FrOH

气态氢化物 LiH NaH KH RbH CsH FrH

气态氢化物的稳定性 不稳定 不稳定 不稳定 不稳定 不稳定 不稳定

周期律性质

主条目：元素周期律　碱金属位于ⅠA族，其周期律性质主要表现为　·自上而下，碱金属元素的金属性逐渐增强　·每一种碱金属元素都是同周期元素中金属性最强的元素

锂的特殊性

锂的反常性　ⅠA族的周期性十分明显，但锂还是和同族的其它碱金属元素有很大不同，这种不同主要表现在锂化合物的共价性，这是由锂的原子半径过小导致的。　锂-镁对角线规则　主条目：对角线规则　元素周期表中，碱金属锂与位于其对角线位置的碱土金属镁（Mg）存在一定的相似性，这里体现了元素周期表中局部存在的“对角线规则”。锂与镁的相似性表现在：　·单质与氧气作用生成正常氧化物　·单质可以与氮气直接化和（和锂同族的其它碱金属单质无此性质）　·氢氧化物为中强碱，溶解度小，加热易分解　·氟化物、碳酸盐、磷酸盐难溶于水　·碳酸盐受热易分解　·氯化物能溶于有机溶剂中（共价性）　·锂离子、镁离子的水合能力强　究其原因，锂-镁对角线规则可以用周期表中离子半径的变化来说明，同一周期从左到右，离子半径因有效电荷的增加而减少，同族元素自上而下离子半径因电子层数的增加而增大，锂与镁因为处于对角线处，镁正好在锂的“右下方”，其离子半径因周期的递变规律而减小，又因族的递变规律而增大，二者抵消后就出现了相似性。[3]

编辑本段单质与离子

物理性质

碱金属元素单质(左～右为锂～铯)

碱金属单质皆为具金属光泽的银白色金属，但暴露在空气中会因氧气的氧化作用生成氧化物膜使光泽度下降，呈现灰色，碱金属单质的密度小于2g·cm^-3，是典型的轻金属，锂、钠、钾能浮在水上，锂甚至能浮在煤油中；碱金属单质的晶体结构均为体心立方堆积，堆积密度小，莫氏硬度小于2，质软，导电、导热性能极佳。碱金属单质都能与汞（Hg）形成合金(汞齐)。[1]

化学性质

碱金属单质的标准电极电势很小，具有很强的反应活性，能直接与很多非金属元素形成离子化合物，与水反应生成氢气，能还原许多盐类（比如四氯化钛），除锂外，所有碱金属单质都不能和氮气直接化合。　与水反应　2Li+2H2O==2LiOH+H2(g)　2Na+2H2O==2NaOH+H2(g)　2K+2H2O==2KOH+H2(g)　与氧气反应　4Li（s）+O?（g）——→2Li2O（s）　2Na（s）+O?（g）——→Na2O?（s）　M（s）+O?（g）——→M2O（s）M=K、Rb、Cs　与卤素（X）反应　2M（s）+X?（g）——→2MX（s）　与氢气（H?）反应　2M（s）+H?（g）——→2MH（s）　与硫反应　M（s）+S（s）——→M2S（s）　与磷反应　M（s）+P（s）——→M3P（s）　锂与氮气反应　6Li（s）+N2（s）——→2Li3N（s）　焰色反应　碱金属离子及其挥发性化合物在无色火焰中燃烧时会显现出独特的颜色，这可以用来鉴定碱金属离子的存在，锂、铷、铯也是这样被化学家发现的，电子跃迁可以解释焰色反应，碱金属离子的吸收光谱落在可见光区，因而出现了标志性颜色。　除了鉴定外，焰色反应还可以用于制造焰火和信号弹。　下表给出碱金属离子的焰色反应相关表格，波长数据取自《无机化学（第五版）》,2008[1]380　　类别 锂离子 钠离子 钾离子 铷离子 铯离子

颜色 紫红 黄 淡紫 紫 蓝

波长/nm 670.8 589.2 766.5 780.0 455.5

热力学及电化学性质

碱金属的相关热力学及电化学数据见下　数据取自《无机化学（第五版）》,2008[1].375　电子亲和能数据取自《化学-物质结构与性质（选修）》,2007年[4].24　单位均为标准单位　类别 锂 钠 钾 铷 铯

标准摩尔升华焓 159.37 107.32 89.24 80.88 76.065

标准摩尔水合焓 -535.27 -420.48 -337.64 -312.27 -287.24

离子标准摩尔生成焓（aq） 150.51 188.88 176.62 177.83 170.72

第一电离能（I） 526.41 502.04 425.02 409.22 381.90

电子亲和能（E） 59.6 52.9 48.4 46.9 45.5

标准电极电势E⊕ -3.040 -2.714 -2.936 -2.943 -3.027

由表中可以看出碱金属的标准电极电势都在-3.000V左右，表明其单质很容易失去电子，电离能不断增加，电子亲和能不断递减，表明其单质的还原性不断增强，锂的标准摩尔水合焓最大，但事实上锂与水最不易反应，这是因为锂的标准摩尔升华焓太大，且锂与水的反应产物氢氧化锂不溶于水，覆盖在锂上，影响了反应。[1]

编辑本段化合物

在碱金属元素形成的各类化合物中，碱金属阳离子是没有特别性质的，碱金属化合物的性质在绝大多数情况现为阴离子的性质。

氧化物

碱金属单质与氧气能生成各种复杂的氧化物　正常氧化物　碱金属中，只有锂可以直接生成氧化物，其它碱金属单质的氧化物可以被继续氧化　4Li（s）+O?（g）——→2Li2O（s）　碱金属的正常氧化物是反磁性物质，都能与水反应生成对应的氢氧化物　M2O（s）+H2O（l）——→MOH（aq）　碱金属正常氧化物的相关性质见下，取自《无机化学（第五版）》,2008[1].383　单位均为标准热力学单位　类别 氧化锂 氧化钠 氧化钾 氧化铷 氧化铯

颜色 白 白 淡黄 亮黄 橙红

熔点/K 1743.15 1093.15 ～523.15（分解） ～573.15（分解） ～663.15（分解）

标准摩尔生成焓 -5.9 -414.22 -361.5 -339 -345.77

过氧化物　所有碱金属都能形成过氧化物，除锂外，其它碱金属可以直接化合得到过氧化物，碱金属的过氧化物呈淡**　2M（s）+O?（g）——→M2O?（s）　过氧化物中的氧元素以过氧阴离子的形式存在，过氧根离子的键级为1。过氧化物是强碱（质子碱），能与水反应生成碱性更弱的氢氧化物和过氧化氢，由于反应大量放热，生成的过氧化氢会迅速分解产生氧气。　2M2O?（s）+2H2O（l）——→4MOH（aq）+H2O?（aq）　2H2O?（aq）——→2H2O（l）+O?（g）　过氧化物可与酸性氧化物反应生成对应的正盐，若与之反应的酸性氧化物有较强还原性，则有被氧化的可能　M2O?（s）+2CO?（g）——→2M2CO?（s）+O?（g）　M2O?（s）+2SO?（g）——→2M2SO?（s）　过氧化物在熔融状态下可与某些铂系元素形成含氧酸盐　Ru（s）+3M2O?（l）——→M2RuO?（s）+2M2O（l）　过氧化物中常见的是过氧化钠（Na2O?）和过氧化钾（K2O?），它们可用于漂白，熔矿，生氧。　超氧化物　除锂外，所有碱金属元素都有对应的超氧化物，钾、铷、铯能在空气中直接化和得到超氧化物，超氧化钾为淡黄～橙**，超氧化铷为棕色，超氧化铯为深**。　M（s）+O?（g）——→MO?（s）　超氧化物中存在超氧离子，分子轨道表明超氧离子存在一个σ键和一个3电子π键，键级为3/2，有顺磁性。　超氧化物能与水反应生成对应氢氧化物，氧气和过氧化氢，反应大量放热，过氧化氢分解　2MO?（s）+2H2O（l）——→2MOH（aq）+H2O?（l）+O?（g）　2H2O?（aq）——→2H2O（l）+O?（g）　超氧化物能与酸性氧化物反应，类似过氧化物，其中，超氧化钾与二氧化碳的反应被应用于急救空气背包中　4MO?（s）+2CO?（g）——→2M2CO?（s）+3O?（g）　超氧化钾是最为常见的超氧化物　臭氧化物　除锂外，干燥的碱金属氢氧化物固体与臭氧（O?）反应，产物在液氨中重结晶可得到臭氧化物晶体　6MOH（s）+4O?（g）——→4MO?（s）+2MOH·H2O（s）+O?（g）　臭氧化物在放置过程中缓慢分解　2MO?（s）——→2MO?（s）+O?（g）　臭氧化物中存在臭氧离子，V型结构，键级为1/3，极不稳定，具有顺磁性　臭氧化物的其他性质与超氧化物类似，不再赘述。

氢化物

碱金属单质在氢气流中加热就可获得对应的氢化物　2M（s）+H?（g）——→2MH（s）　碱金属氢化物中以氢化锂（LiH）最为稳定，850℃分解　碱金属氢化物属于离子型氢化物，熔沸点高，晶体结构为氯化钠型，碱金属氢化物中存在氢负离子，电解溶于氯化锂的氢化锂可以在阳极得到氢气，这可以证明氢负离子的存在。　碱金属氢化物与水剧烈反应放出氢气　MH（s）+H2O（l）——→MOH（aq）+H?（g）

氢氧化物

碱金属元素的氢氧化物常温下为白色固体，可溶或易溶于水，溶于水放出大量热，在空气中会发生潮解并吸收酸性气体；除氢氧化锂外其余的碱金属氢氧化物都属于强碱，在水中完全电离。　2MOH（s）+CO?（g）——→M2CO?（s）+H2O（l）　2MOH（aq）+2Al（s）+2H2O（l）——→2MAlO?（aq）+3H?（g）　2MOH（aq）+Al2O?（s）——→2MAlO?（aq）+H2O（l）　3MOH（aq）+FeCl?（aq）——→Fe（OH）?（s）+3MCl（l）　碱金属氢氧化物中以氢氧化钠和氢氧化钾最为常见，可用作干燥剂。

有机金属化合物

碱金属的有机金属化合物在有机合成上有重要应用，以下对常见物种简要介绍其中　烃（烷）基锂　烃基锂中存在桥键（LI-C-Li），以四聚体的形式存在，烃基锂中碳-锂键具有共价键的特征，其中丁基锂具有挥发性，并能进行减压蒸馏就是一个例子。[5]烃基锂是强亲核试剂，亲核能力优于格氏试剂，能引发后者的所有加成反应，并有更高的产率，但立体选择性差；烃基锂位阻小，反应时受空间效应的影响小，因此可用烃基锂合成位阻较大的醇，此外，烃基锂与铜（Ⅰ）卤化物可形成二烃基铜锂，在有机合成上也有重要应用。烃基锂容易与水反应，制备时要彻底干燥。[6]　炔基钠　1-炔烃可与钠在液氨中生成炔基钠，炔基钠是亲核试剂，可与卤代烃反应备制炔的衍生物或增长碳链，此外，也可以与酰卤反应备制炔基酮，但在有机合成中应用较少，其替代品为炔基铜（Ⅰ）化合物。[6]

络合物

冠醚络合物　冠醚的中央存在一个特定大小的空腔，可与碱金属离子络合形成络合物，常见的有　锂离子：12-冠-4　钠离子：15-冠-5　钾离子：18-冠-6　 钾离子与[2.2.2]穴醚形成的络合物

穴醚络合物　碱金属离子也可与穴醚络合，生成的络合物比冠醚络合物稳定，常见的有　钾离子：[2.2.2]穴醚　应用　·表面活性剂（surfactant）　·相转移催化剂（Phase transfer catatysis PTC）　·分离对应的碱金属离子

盐

碱金属的盐类大多为离子晶体，而且大部分可溶于水，其中不溶的盐类有　·锂盐：氟化锂、碳酸锂、磷酸锂[1]　·钠盐：六亚硝酸合钴（Ⅲ）酸钠钾、醋酸铀酰钠、六羟基合锡（Ⅳ）酸钠[1]、三钛酸钠、铋酸钠　·钾盐：六亚硝酸合钴（Ⅲ）酸钠钾、高氯酸钾、四苯基硼（Ⅲ）酸钾[1]　碱金属的盐类熔沸点较高，下表即为碱金属盐类的熔点，本表取自《无机化学（第五版）》,2008[1].387　单位：m.p./℃　

锂 钠 钾 铷 铯

氯化物 613 801 771 715 646

硫酸盐 859 880 1069 1050 1005

硝酸盐 ～225 307 333 305 414

碳酸盐 720 858 901 837 792

从表中还可以观察到：锂盐的沸点明显偏低，表明锂盐表现出一定的共价性　卤化物　碱金属卤化物中常见的是氯化钠和氯化钾，它们大量存在于海水中，电解饱和氯化钠可以得到氯气，氢气和氢氧化钠，这是工业制取氢氧化钠和氯气的方法。　阳极：2Cl-－2e- ——→Cl?↑　阴极：2H++2e- ——→H?↑　总反应：2NaCl+2H2O——→2NaOH+H?↑+Cl?↑　硫酸盐　碱金属硫酸盐中以硫酸钠最为常见，十水合硫酸钠俗称芒硝，用于相变储热，无水硫酸钠俗称元明粉，用于玻璃、陶瓷工业及制取其它盐类。[1]　硝酸盐　碱金属的硝酸盐在加强热时分解为亚硝酸盐　2MNO?（s）——→2MNO?（s）+O?（g）　硝酸钾（KNO?）和硝酸钠（NaNO?）是常见的硝酸盐，可用作氧化剂　碳酸盐　碱金属的碳酸盐中，碳酸锂可由含锂矿物与碳酸钠反应得到，是制取其它锂盐的原料，还可用于狂躁型抑郁症的治疗；碳酸钠俗名纯碱，是重要的工业原料，主要由侯氏制碱法生产。[1]　NH?（g）+H2O（l）+CO?（g）——→NH4HCO?（aq）　NH4HCO?（aq）+NaCl（s）——→NH4Cl（aq）+NaHCO?（s）　2NaHCO?（s）—△→Na2CO?（s）+H2O（l）+CO?↑（g）