第九章 p区元素 第一节 p区元素概述 第二节 卤素 第三节 氧族元素 第四节 氮族元素 第五节 碳族元素 第六节 硼族元素

§ 13.1 p区元素概述

p区元素性质的特征 各族元素性质由上到下呈现二次周期性 ①第二周期元素具有反常性 (只有2s,2p轨道) 形成配合物时，配位数最多不超过4； 第二周期元素单键键能小于第三周期元 素单键键能(kJ/mol-1) E(N-N)=159 E(O-O)=142 E(F-F)=141 E(P-P)=209 E(S-S)=264 E(Cl-Cl)=199

②第四周期元素表现出异样性(d区插入) 例如：溴酸、高溴酸氧化性分别比其他卤酸(HClO3 ，HIO3)、高卤酸(HClO4，H5IO6)强。

③最后三个元素性质缓慢地递变 (d区、f 区插入) K+ Ca2+ Ga3+ Ge4+ As5+ r/pm 133 99 62 53 47 Rb+ Sr2+ In3+ Sn4+ Sb5+ r/pm 148 113 81 71 62 Cs+ Ba2+ Tl3+ Pb4+ Bi5+ r/pm 169 135 95 84 74

多种氧化值 价电子构型：ns2np1-5 例如：氯的氧化值有 +1，+3，+5，+7，-1，0等。 惰性电子对效应： 同族元素从上到下，低氧化值化合物比高氧化值化合物变得更稳定。

例如： Si(II) <Si(IV) 电子结构分别为[Ne]3s2，[Ne] Pb(II)>Pb(IV) 电子结构分别为[Xe]6s2，[Xe] 电负性大，形成共价化合物

第二节 卤素 一、 卤素元素的通性 二、 卤素单质 三、 卤化物 四、 卤素的含氧酸及其盐

一、 卤素元素的通性 卤族元素的性质变化： 卤素(VII) F Cl Br I 价电子构型 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5 共价半径/pm 64 99 114 133 电负性 3.98 2.96 2.66 3.16 第一电离能 /(kJ·mol-1) 1681 1251 1140 1008 电子亲和能 /(kJ·mol-1) -328 -349 -325 -295 氧化值 -1 -1， 1， 3， 5， 7

二、卤素单质 （一）物理性质 F2 Cl2 Br2 I2 聚集状态 g g l s 分子间力 小 大 b.p./℃ -188 -34 59 185 m.p. /℃ -220 -102 -7 114 颜色 浅黄 黄绿 红棕 紫

（二）化学性质 氧化还原性 F2 Cl2 Br2 I2 2.889 1.360 1.0774 0.5345 X2 氧化性： 强 弱 /V ) /X X ( 2 - X2 氧化性： 强 弱 X- 还原性： 弱 强 结论： 氧化性最强的是F2，还原性最强的是Iˉ。

与H2O反应： 氧化反应： 激烈程度 歧化反应： 可见：氯水, 溴水, 碘水的主要成分是单质。 在碱存在下，促进X2在H2O中的溶解、歧化。

歧化反应 产物： 常温 加热 低温 Cl2 ClO- Br2 I2

三、 卤化物 卤素与电负性比较小的元素生成的化合物叫做卤化物。 三、 卤化物 卤素与电负性比较小的元素生成的化合物叫做卤化物。 卤化物可分为金属卤化物和非金属卤化物；根据卤化物的键型，又可分为离子型卤化物和共价型卤化物。 (一) 金属卤化物

金属卤化物大多易溶于水，对应氢氧化物不是强碱的都易水解，产物通常为氢氧化物或碱式盐。 记：Sn(OH)Cl，SbOCl，BiOCl (二) 非金属卤化物： 等 非金属卤化物为共价型卤化物，易水解，产物通常为两种酸。例如：

卤化物的键型及性质的递变规律： 同一周期：从左到右，阳离子电荷数增大，离子半径减小，离子型向共价型过渡，熔沸点下降。 例如： NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4 b.p./℃ 1465 1412 181(升华) 57.6 同一金属不同卤素：AlX3 随着X半径的增大，极化率增大，共价成分增多。 例如： 离子键 共 价 型 AlF3 AlCl3 AlBr3 AlI3 b.p./℃ 1272 181 253 382

同一金属不同氧化值：高氧化值的卤化物共价性显著，熔沸点相对较低。 ⅠA的卤化物均为离子键型，随着离子半径的减小，晶格能增大，熔沸点增大。 例如： NaF NaCl NaBr NaI m.p./℃ 996 801 755 660 同一金属不同氧化值：高氧化值的卤化物共价性显著，熔沸点相对较低。 例如： SnCl2 SnCl4 ； SbCl3 SbCl5 m.p./℃ 247 -33 73.4 3.5

四、 卤素的含氧酸及其盐 （一）氯的含氧酸及其盐 1. 次氯酸及其盐 (HClO) = 2.8×10-8

漂白粉 2. 亚氯酸及其盐 亚氯酸溶液极不稳定，只要数分钟便分解出ClO2和Cl2。亚氯酸盐的水溶液较稳定，具有强氧化性，可做漂白剂。

3. 氯酸及其盐 氯酸是强酸，仅存在于水溶液中，具有强氧化性。

重要氯酸盐：KClO3 强氧化性： (与各种易燃物混合后，撞击爆炸着火) 火柴头 中的 氧化剂(KClO3) KClO3与C12H22O11的混合物的火焰

4. 高氯酸及其盐 高氯酸是最强的无机含氧酸，氧化性不及氯酸。高氯酸的稀溶液比较稳定，浓高氯酸不稳定，受热分解。 高氯酸盐比较稳定。

Mg(ClO4)2 , Ca(ClO4)2可用作干燥剂 高氯酸盐多易溶于水，但K+、NH4+、Cs+、Rb+的高氯酸盐的溶解度都很小。 KClO4稳定性好，用作炸药比KClO3更稳定。 Mg(ClO4)2 , Ca(ClO4)2可用作干燥剂 NH4ClO4：现代火箭推进剂。

氯的各种含氧酸性质的比较 HClO HClO2 HClO3 HClO4 酸性： 稳定性： 不稳 不稳 相对稳定 稳定 可得40%溶液 不稳 不稳 相对稳定 稳定 可得40%溶液 可得固体 /V ) X / ( - 氧化型 1.495 1.55 1.45 1.409 氧化性↓(除HClO2)

（二）溴和碘的含氧酸及其盐 1. 次溴酸、次碘酸及其盐 次溴酸、次碘酸均为弱酸 (HBrO) = 2.6×10-9 (HIO) = 2.4×10-11 次溴酸、次碘酸都不稳定，都具有强氧化性，但氧化性比次氯酸弱。 NaBrO在分析化学上常用做氧化剂。

卤酸HClO3、 HBrO3、HIO3的酸性依次减弱，稳定性依次增强。 2. 溴酸、碘酸及其盐 6V 3 . 1 ) /Cl Cl ( 1.513V /Br (BrO - 2 = 只有在高浓度Cl2气才能实现且难度很大。 通常利用碱性条件： 0.613V ) Br / (BrO 0.89V /Cl (ClO - 3 = 卤酸HClO3、 HBrO3、HIO3的酸性依次减弱，稳定性依次增强。

3. 高溴酸、高碘酸及其盐 高溴酸是强酸而高碘酸是弱酸，二者都是强氧化剂，稳定性好，均已获得纯物质 。

第三节 氧族元素 一、 氧族元素通性

单质Se 单质Te H2R H2O H2S H2Se H2Te 化学活性： 小 大 稳 定 性： 大 小 酸 性： 弱 强 熔 沸 点： 最高 小 大

二、 氧及其化合物 （一）氧( O2) 分子轨道电子排布式： O 酸性：(氧化性强) 1.229V = E O 2H 4e 4H + 碱性： 二、 氧及其化合物 （一）氧( O2) 分子轨道电子排布式： O 酸性：(氧化性强) 1.229V = E O 2H 4e 4H 2 - + 碱性： 0.401V = E 4OH 4e O 2H - 2 +

（二）臭氧(O3)：O2的同素异形体 结构： 中心O：sp2杂化形成 键角：117o μ=1.8×10-30C•m 惟一极性单质

mol kJ 4 . 285 - = H Δ 性质： 不稳定性 3O 2O • 氧化性 2.075V O H 2e 2H = + E -1 m r mol kJ 4 . 285 • - = H Δ 氧化性 2.075V O H 2e 2H A 2 - 3 = + E 247V . 1 2OH O 2e H B 2 - 3 = + E

（三）过氧化氢(H2O2) 结构： 弱酸性 性质： 不稳定性  mol -196kJ O 2H  = + 10 ， 2.0 H HO O -25 -12 - 2 ≈ × = + O 2H BaO Ba(OH) H 2 + 不稳定性 -1 2 mol -196kJ O 2H  = + 

氧化还原性 酸性： 碱性： 可见：H2O2氧化性强，还原性弱； 是不造成二次污染的杀菌剂。 0.867V , 3OH 2e O H HO = - 2 = + 碱性： 可见：H2O2氧化性强，还原性弱； 是不造成二次污染的杀菌剂。

三、 硫及其化合物 （一）单质硫 结构： S：sp3杂化 形成环状S8分子。 物理性质：硫有几种同素异形体 弹性硫 斜方硫 单斜硫 弹性硫 三、 硫及其化合物 （一）单质硫 结构： S：sp3杂化 形成环状S8分子。 物理性质：硫有几种同素异形体 斜方硫 单斜硫 弹性硫 密度/gcm-3 2.06 1.99 颜色 黄色 浅黄色 190℃的熔融硫 稳定性 < 94.5℃ > 94.5℃ 用冷水速冷 弹性硫 94.5oC

硫的同素异形体： 斜方硫 单斜硫 弹性硫的形成

硫的化学性质 与许多金属 直接化合 △ 与氢、氧、碳、 卤素(碘除外)、 磷等直接作用 与氧化性酸作用 与碱的作用 △

（二）硫化氢和硫化物 1. 硫化氢 结构：H2S结构与H2O相似 性质： H2S是无色，有腐蛋味，剧毒气体。 1. 硫化氢 结构：H2S结构与H2O相似 性质： H2S是无色，有腐蛋味，剧毒气体。 稍溶于水。水溶液呈酸性，为二元弱酸。 最重要的性质是它的还原性： S H 0.144V 0.4497V SO 0.1576V 2 3 - 4 0.3478V 0.3002V 与空气(O2)反应

与中等强度氧化剂作用 产物： 与强氧化剂反应

2. 金属硫化物 颜色：(大多数为黑色,少数需要特殊记忆) SnS 棕,SnS2 黄,As2S3 黄,As2S5 黄, Sb2S3橙, Sb2S5橙,MnS 肉,ZnS 白， CdS 黄。 易水解：最易水解的化合物是 Cr2S3和Al2S3 溶解性：

水溶性： 易溶：NH4+和碱金属硫化物 微溶：MgS，CaS，SrS(但BeS难溶) 其余难溶。 稀酸溶性：

配位酸溶解(浓HCl)：

氧化性酸溶解(HNO3)： 氧化配位溶解(王水)：

3. 二氧化硫、亚硫酸及其盐 SO2的结构：S：sp2杂化， ∠OSO=119.5°，S-O键长143pm， SO2是极性分子 。 SO2的性质： 气体、无色，有强烈刺激性气味，易溶于水，溶于水后形成亚硫酸。

H2SO3的性质： 二元中强酸（只存在水溶液中） 氧化性 还原性 漂白----使品红褪色 = 0.1576V ) SO /H ( -2 - 3 2 10 1.7 HSO H SO × = + 8 - 2 3 10 6.0 SO H HSO × = + 氧化性 - 2 = 0.1576V ) SO /H ( 3 4 0.9362V /SO 还原性 漂白----使品红褪色

4. 三氧化硫、硫酸及其盐 SO3的结构： S： 3s23p4 S：杂化后： sp2 pd 2 ∠OSO=120°S-O键长143pm

SO3的性质： 无色，易挥发固体 固体有几种聚合物 例如：γ型晶体,为三聚分子。 β型晶体,为螺旋式长链。 γ型晶体 β型晶体

H2SO4的结构： S：sp3杂化后 形成分子，分 子中除存在σ 键外还存在 (p-d) π反馈配键。 H2SO4分子间通过氢键相连，使其晶体呈现波纹形层状结构。

浓H2SO4的性质 二元强酸 2 - 10 . 1 × = 强吸水性：作干燥剂。 从纤维、糖中提取水。

强氧化性 与活泼金属反应： 与不活泼金属反应： 与非金属反应： O 4H S 3ZnSO ) ( SO 3Zn + 浓 O 4H S H 2 4 + 浓 O 4H S H 4ZnSO ) ( SO 5H 4Zn 2 4 + 浓 与不活泼金属反应： 与非金属反应：

5. 硫的其他含氧酸及其盐 (1) 焦硫酸及其盐 冷却发烟硫酸时，可以析出焦硫酸晶体 H2S2O7为无色晶体，吸水性、腐蚀性比H2SO4更强。

焦硫酸根（S2O72-）的结构为： 焦硫酸盐可作为溶剂

硫代硫酸(H2S2O3)：极不稳定，尚未制得纯品。 硫代硫酸盐：Na2S2O35H2O，海波，大苏打。 (2) 硫代硫酸及其盐 硫代硫酸(H2S2O3)：极不稳定，尚未制得纯品。 硫代硫酸盐：Na2S2O35H2O，海波，大苏打。 制备： 性质：易溶于水,水溶液呈弱碱性； 遇酸分解： O H SO S 2H 2 3 - +

还原性： I I 配位性：

(3) 过硫酸及其盐 过氧化氢：H-O-O-H 磺酸基 过二硫酸 过一硫酸 过二硫酸盐： 强氧化剂： 稳定性差： O S ) (NH K 8 2 4 K 强氧化剂： 1.939V ) /SO O S ( - 2 4 8 = 稳定性差： △

第四节 氮族元素 一、 氮族元素的通性 氮族(VA)：N，P，As，Sb， Bi 价电子构型：ns2np3 第四节 氮族元素 一、 氮族元素的通性 氮族(VA)：N，P，As，Sb， Bi 价电子构型：ns2np3 NH3 PH3 AsH3 SbH3 BiH3

二、 氮及其化合物 　 氮气是无色、无臭、无味的气体。沸点为 -195.8°C。微溶于水。常温下化学性质极不活泼，加热时与活泼金属Li，Ca，Mg等反应，生成离子型化合物。

磷的同素异形体 P4化学性质活泼，空气中自燃，溶于非极性溶剂。 较稳定，400℃以上燃烧，不溶于有机溶剂。 白磷 红磷 磷的燃烧

红磷的结构

氮、磷为非金属，砷、锑为准金属，铋为金属。 Bi Sb As 氮、磷为非金属，砷、锑为准金属，铋为金属。

（一）氮的氢化物 1. 氨 (NH3) 结构： N：sp3杂化，三角锥形 100.8pm 107.3o

制备： 实验室： 工业： 性质： ① 易溶于水，易形成一元弱碱 _ OH NH O H 4 2 3 +  ② 强还原性

NH2-NH2联氨(肼)，NH 亚氨基，N 氮化物 ③ 加合反应 ④ 取代反应 催化 NH2-NH2联氨(肼)，NH 亚氨基，N 氮化物

2. 铵盐 水解： + H2O H3O+ + NH3 的结构： N：sp3杂化， 正四面体 的鉴定： 石蕊试纸法 (红→蓝) 2. 铵盐 ①铵盐一般为无色晶体，绝大多数易溶于水 水解： + H2O H3O+ + NH3 的结构： N：sp3杂化， 正四面体 的鉴定： 石蕊试纸法 (红→蓝) 现象：红棕到深褐 Nessler试剂法 (K2HgI4) O 3H 7I ]I(s) NH Hg [O 4OH ] 2[HgI 2 4 + -

② 热稳定性差 挥发性非氧化性酸铵盐 △ 非挥发性，非氧化性酸铵盐 △

氧化性酸铵盐 催化剂 △

3. 氮的氧化物 (1) 一氧化氮(NO) 性质： 无色气体，水中溶解度较小。 瓶中NO接触 空气形成NO2 制备： 铂丝网

O N 2NO (2) 二氧化氮(NO2) 结构： N：价电子2s22p3，sp2杂化后 性质： （无色） （红棕色） ① 有毒，有特殊臭味的红棕色气体 ② （无色） （红棕色） 4 2 O N 2NO 冷却 ③ 溶于水 ④ 用碱吸收

4. 氮的含氧酸及其盐 (1) 亚硝酸及其盐 亚硝酸（HNO2） 结构： N：sp2杂化后： 制备：

性质： (蓝色) NO+NO2 亚硝酸 (HNO2) NO O H N 2HNO + NO H HNO + 10 . 6 × = ① 不稳定 ① 不稳定 2 3 NO O H N 2HNO + (蓝色) ② 弱酸 2 _ NO H HNO + NO+NO2 4 _ 10 . 6 × = 亚硝酸 (HNO2)

亚硝酸盐 制备：碱吸收法 性质：① 绝大部分无色, 易溶于水, (AgNO2 浅黄色不溶)极毒是致癌物。 主 AgNO2<NaNO2 ② 氧化还原性 0.98V) /NO) (HNO ( 2 A = E O 2H I 2NO 4H 2I 2 - + 主 O H Fe NO 2H 2 3 - + O 3H 2Mn 5NO 6H 2MnO 2 - 3 4 + ③ 金属活泼性差,对应亚硝酸盐稳定性差 AgNO2<NaNO2

(2) 硝酸及其盐 硝酸 (HNO3) N：sp2杂化后 结构： 物理性质 ： 纯硝酸：无色液体，密度为1.53g·cm-3 浓硝酸：含HNO3 69%，密度 1.4g·cm-3 硝酸挥发而产生白烟——发烟硝 酸，溶有过量NO2的浓硝酸产生红 烟，且硝酸常带黄色或红棕色。

HNO3的化学性质 ① 强氧化性

铜与浓硝酸反应 O 2H 2NO ) Cu(NO 浓 ( 4HNO Cu + O 4H 2NO ) 3Cu(NO 稀 ( 8HNO 3Cu 大部分金属可溶于硝酸，硝酸被还原的程度与金属的活泼性和硝酸的浓度有关。 O 2H 2NO ) Cu(NO 浓 ( 4HNO Cu 2 3 + O 4H 2NO ) 3Cu(NO 稀 ( 8HNO 3Cu 2 3 + 铜与浓硝酸反应

铜与浓硝酸反应 O 2H 2NO ) Cu(NO 浓 ( 4HNO Cu + O 4H 2NO ) 3Cu(NO 稀 ( 8HNO 3Cu 大部分金属可溶于硝酸，硝酸被还原的程度与金属的活泼性和硝酸的浓度有关。 O 2H 2NO ) Cu(NO 浓 ( 4HNO Cu 2 3 + O 4H 2NO ) 3Cu(NO 稀 ( 8HNO 3Cu 2 3 + 铜与浓硝酸反应

活泼金属： · 规律：HNO3越稀，金属越活泼， HNO3 被还原的氧化值越低。 O 2H 2NO ) Zn(NO ( 4HNO Zn + 浓 O 4H 2NO ) 3Zn(NO 2 : 1 ( HNO 8 3Zn 3 + 稀 · + O H 5 N ) 4Zn(NO L ,2mol ( 0HNO 1 4Zn 2 3 - 较稀 O 3H NO NH ) 4Zn(NO 10) : 1 , ( 0HNO 4Zn 2 3 4 + 很稀 规律：HNO3越稀，金属越活泼， HNO3 被还原的氧化值越低。

冷的浓硝酸使Fe, Al, Cr钝化 王水：（氧化配位溶解） 多为黄色 TNT(三硝基甲苯) ② 热稳定性差，保存在棕色瓶中 ③ 与有机化合物发生硝化反应 多为黄色 TNT(三硝基甲苯) △

硝酸盐 的结构： N：sp2杂化后

性质：① 易溶于水； ② 水溶液在酸性条件下才有氧化性， 固体在高温时有氧化性； ③ 热稳定性差。 △ △ △

1.04V /NO) (HNO = E 0.96V /NO) (NO = E 亚硝酸、硝酸及其盐的性质对比 ● 酸性： ● 氧化性： 1.04V /NO) (HNO 2 = E 0.96V /NO) (NO - 3 = E ● 热稳定性： 活泼金属 MNO2>MNO3

三、 磷及其化合物 （一）磷的氧化物 O2(足) △

性质： P4O6白色易挥发的蜡状晶体，易溶于有机溶剂。 P4O10白色雪花状晶体，强吸水性。 歧化

（二）磷的含氧酸及其盐 1. 次磷酸( H3PO2)及其盐 结构： 性质：一元中强酸 =1.0×10-2 强还原剂 - 0.499V ) PO /H (H 2 3 = - .565V 1 ) PO /H (HPO 2 3 = AgNO3 HgCl2 CuCl2 NiCl2 Ag Hg Cu Ni

2. 亚磷酸 (H3PO3)及其盐 结构： 性质：二元中强酸： 强还原性： 10 6.3 × = . = - 0.76V ) PO /H . 强还原性： = - 0.76V ) PO /H (H 3 4 = - 1.12V ) /HPO (PO - 2 3 4 + 2H 2Ag PO H O 4 3 2 △

3. 磷酸及其盐 磷酸(H3PO4) 结构： 性质：三元中强酸 特性：脱水缩合后形成 焦磷酸、聚磷酸、(聚)偏磷酸。

焦磷酸 H4P2O7 +H2O

聚磷酸 聚磷酸(n个磷酸脱n-1个H2O) ，n=2 焦磷酸，n=3 三(聚)磷酸

(聚)偏磷酸 (聚)偏磷酸 (n个H3PO4脱n个H2O) 偏磷酸：HPO3(n=1)，四(聚)偏磷酸：(HPO3)4 +4H2O

酸性变化一般规律 缩合度增加，酸性增强。 同一元素不同氧化态，高价偏酸，但磷酸的含氧酸例外。

磷酸盐

聚磷酸盐具有配位性 或六偏磷酸钠(格氏盐) 硬水软化

（三）磷的卤化物 PX3 PX5 结构： 三角锥 三角双锥 杂化类型：不等性sp3 sp3d PCl3 PCl5 分子晶体 离子晶体

重要性质：水解 (制备H3PO3或HBr)

第五节 碳族元素 一、 碳族元素通性 二、 碳及其化合物 三、 硅及其化合物 四、 锗分族元素

一、 碳族元素通性 碳族(IVA)：C, Si, Ge, Sn, Pb 价电子构型：ns2np2 氧化值 最大 配位数 单质可形成原子晶体 一、 碳族元素通性 碳族(IVA)：C, Si, Ge, Sn, Pb 价电子构型：ns2np2 氧化值 最大 配位数 单质可形成原子晶体 金属晶体

存在形式： 碳：金刚石、石墨；煤、石油、天然气； 碳酸盐； CO2 。 硅：SiO2和各种硅酸盐。 锗：硫银锗矿 4Ag2S•GeS2 ， 硫铅锗矿2PbS • GeS2 。 锡：锡石 SnO2 。 铅：方铅矿 PbS，白铅矿 PbCO3 。

二、 碳及其化合物 （一）单质

C60 是1985年用激光轰击石墨作碳的气化实验时发现的。 碳单质的同素异形体： 金刚石：原子晶体,硬度最大,熔点最高。 石墨：层状晶体 ，质软，有金属光泽。 足球烯或富勒烯： C60， C70 等。 C60 是1985年用激光轰击石墨作碳的气化实验时发现的。 C60 是由12个五边形 和20个六边形组成的 32面体。 碳纤维

石墨(sp2杂化) 金刚石(sp3杂化)

足球烯，富勒烯，C60 (sp2杂化)

锗单质是灰白色金属，硬而脆，结构类似于金刚石。 硅单质有无定形体和晶体两种，其晶体类似金刚石。 锗单质是灰白色金属，硬而脆，结构类似于金刚石。 锡单质有三种同素异形体： 13.2℃ 161℃ 灰锡(α锡) 白锡(β锡) 脆锡 铅单质：质软，能阻挡X射线。可作电缆的包皮，核反应堆的防护屏。

（二） 碳的化合物 1. 碳的氧化物 (1) 一氧化碳(CO) 结构： CO(6+8=14e-)与N2（2×7=14e-） （二） 碳的化合物 1. 碳的氧化物 (1) 一氧化碳(CO) 结构： CO(6+8=14e-)与N2（2×7=14e-） 是等电子体, 结构相似。 一个σ键 两个π键 :C O: :C O:

性质： ①作配位体，形成羰基配合物 Fe(CO)5, Ni(CO)4, Co2(CO)8 其中C是配位原子。 ②还原剂： ③剧毒：与血红蛋白中的Fe(II)结合，使其失去输送氧气的功能。

(2) 二氧化碳 (CO2) 固体二氧化碳 （干冰） 经典的分子结构：O=C=O O C=O双键键长124pm (在CH3--C--CH3中) C O叁键键长113pm CO2中，碳、氧之间键长116pm C：sp杂化 ：O C O ：

2. 碳酸及其盐 CO2溶于水，大部分CO2•H2O， 极小部分H2CO3 10 4.4 HCO H CO × = + K 10 4.7 -7 1 - 3 2 10 4.4 HCO H CO × = + K 11 - 2 3 10 4.7 CO H HCO × = + K CO32-的结构： 2- C：sp2杂化

其它金属(含Li)碳酸盐难溶于水，且酸式盐溶解度大于正盐。 碳酸盐的溶解度： 易溶盐：Na2CO3 NaHCO3 K2CO3 KHCO3 100℃溶解度 45 16 156 60 (g/100g H2O)　　　 氢键存在，形成 二聚物或多聚物 2- - 其它金属(含Li)碳酸盐难溶于水，且酸式盐溶解度大于正盐。

金属离子加入可溶性碳酸盐时，生成沉淀的类型： ① 氢氧化物碱性较强的金属离子与之反应生成碳酸盐沉淀。 例如：Ba2+、Sr2+、Ca2+和Ag+等。 ②氢氧化物碱性较弱的金属离子与之反应生 成碳酸羟盐(碱式碳酸盐)沉淀。 例如：Pb2+、Bi3+、Cu2+、Cd2+、Zn2+、Hg2+、Co2+、Ni2+和Mg2+等。

(g) 3CO (s) Al(OH) 2 O 3H Al + (g) CO (s) (OH) Mg O H 2CO 2Mg + (g) CO - + (g) CO (s) (OH) Cu O H 2CO 2Cu 2 3 - + ③ 水解性强、两性的金属离子与之反应生成氢氧化物沉淀。例如：Al3+、Fe3+、Cr3+、Sn2+、Sn4+和Sb3+等。 (g) 3CO (s) Al(OH) 2 O 3H Al 3 - +

BeCO3 MgCO3 CaCO3 SrCO3 BaCO3 碳酸及其盐的热稳定性： ①H2CO3<MHCO3<M2CO3 ②同一族金属的碳酸盐稳定性从上到下增加 BeCO3 MgCO3 CaCO3 SrCO3 BaCO3 分解T/℃ 100 540 900 1290 1360

[ ] CaCO3 PbCO3 ZnCO3 FeCO3 离子极化观点： M MCO3 MO + CO2 ③过渡金属碳酸盐稳定性差 CaCO3 PbCO3 ZnCO3 FeCO3 分解T /℃ 900 315 350 282 价电子构型 8e_ (18+2)e_ 18e_ (9-17)e_ 离子极化观点： [ ] 2- M 2+ MCO3 MO + CO2 r(M2+) 愈小，M2+ 极化力愈大，MCO3 愈不稳定； M2+ 为18e_，(18+2)e_ ，(9-17)e_ 构型相对于 8e_构型的极化力大， 其 MCO3 相对不稳定。

三、 硅的化合物 （一）硅的氧化物 无定形体：石英玻璃、硅藻土、燧石 晶体：天然晶体为石英，属于原子晶体 纯石英：水晶 含有杂质的石英：玛瑙，紫晶

水晶 石英盐 黑曜石 缟玛瑙 玛瑙 紫晶

结构： Si采用sp3杂化轨道与氧形成硅氧四面体 硅氧四面体 二氧化硅

性质： ① 与碱作用 ② 与HF作用

（二）硅酸及其盐 硅酸 H2SiO3 偏硅酸 xSiO2•yH2O 多硅酸 性质： 6 . 7 SiO H × = ， 溶解度小，是二元弱酸 12 2 10 1 3 6 . 7 SiO H - × = ， 溶解度小，是二元弱酸 K

制备： 胶冻状硅酸 硅胶 -H2O 浸透过CoCl2的硅胶为变色硅胶。 2NaCl SiO H 2HCl Na + (g) 2NH 3 2 + (g) 2NH 2NaCl SiO H Cl Na 3 2 4 + 胶冻状硅酸 硅胶 -H2O 浸透过CoCl2的硅胶为变色硅胶。

可溶性：Na2SiO3 (水玻璃) 、K2SiO3 硅酸盐 不溶性：大部分硅酸盐难溶于水， 且有特征颜色。 水中花园 绿色：镍盐 白色：钙盐 蓝色：钴盐 棕色：铁盐

硅酸盐结构复杂, 一般写成氧化物形式，它的基本结构单位为硅氧四面体。 分子筛 白云石：K2O · 3Al2O3 · 6SiO2 · 2H2O 泡沸石：Na2O · Al2O3 · 2SiO2 · nH2O

第六节 硼族元素 一、硼族元素通性 硼族(ⅢA)：B，Al，Ga，In，Tl 价电子构型：ns2np1 第六节 硼族元素 一、硼族元素通性 硼族(ⅢA)：B，Al，Ga，In，Tl 价电子构型：ns2np1 缺电子元素：价电子数<价层轨道数 缺电子化合物：成键电子对数<价层轨道数 例如：BF3，H3BO3。 注意： HBF4不是缺电子化合物。

缺电子化合物特点： a. 易形成配位化合物HBF4 HF BF3 b. 易形成双聚物Al2Cl6

硼族元素的一般性质 B为非金属单质，Al，Ga，In，Tl是金属 氧化态：B，Al，Ga：（+3） In：（+1，+3） Tl：（+1） 最大配位数： B：4 例：HBF4 其它：6 例：Na3AlF6

二、硼及其化合物 （一）单质 同素异形体：无定形硼， 晶形硼 棕色粉末, 黑灰色 化学活性高， 硬度大 熔点，沸点都很高。 α-菱形硼（B12） 原子晶体

（二）硼的氢化物 硼烷分类：BnHn+4和 BnHn+6 例： B2H6 B4H10 乙硼烷 丁硼烷 有CH4，但无BH3 最简单的硼烷：B2H6 其结构并非如右图所示：

乙硼烷的结构 在乙硼烷中，硼（B）利用sp3杂化轨道，与氢形成三中心两电子键。（氢桥） 记作：

乙硼烷的性质 ① 自燃 含硼化合物燃烧 火焰呈现绿色 高能燃料，剧毒 ② 水解

③ 加合反应 乙硼烷是剧毒物质 在空气中其最高含量为0.1µg/g。

（三）硼的含氧化合物 (1) 三氧化二硼 B2O3 结构： 原子晶体：熔点460C 无定形体：软化 B(无定形) H3BO3 B2O3 Mg或Al +H2O -H2O 制备：

性质： B2O3 2HBO2 2H3BO3 +H2O -H2O 偏硼酸 (原)硼酸 xB2O3·yH2O 多硼酸

(2) 硼酸 H3BO3 结构： B：sp2杂化

性质： 一元弱酸 (固体酸) =5.8×10-10 与多羟基化合物加合 受热易分解 医学上：杀菌，洗眼，硼酸甘油脂治中耳炎。

(3) 硼砂 硼酸根的结构： o

性质： 水解呈碱性 构成缓冲溶液 pH=9.24 (20 ℃ ) 与酸反应制H3BO3 脱水 硼砂珠实验： 医学上：防腐，治尿路炎，冰硼散治咽喉痛。

Al2O3 +2NaOH+3H2O 2Na[Al(OH)4] 三、铝及其化合物 （一） 单质 铝：银白色、密度小、具有良好的导电性和延展性，是一种很重要的金属材料。 工业上以铝矾土(Al2O3)为原料制取铝： Al2O3 +2NaOH+3H2O 2Na[Al(OH)4] 沉降、过滤后： 2Na[Al(OH)4]+CO2  2Al(OH)3(s)+Na2CO3+H2O 电解

铝：化学性质较活泼，但其表面的致密钝态氧化膜使其活性降低。 铝是亲氧元素，和氧化合时放出大量的热：

α-Al2O3 ：刚玉，硬度大，不溶于水、酸、碱。 γ-Al2O3 ：活性氧化铝，可溶于酸、碱，可作为催化剂载体。 2. 氧化铝和氢氧化铝 (1) 氧化铝：Al2O3 α-Al2O3 ：刚玉，硬度大，不溶于水、酸、碱。 γ-Al2O3 ：活性氧化铝，可溶于酸、碱，可作为催化剂载体。 有些氧化铝晶体因含有杂质而呈现鲜明颜色。 红宝石(Cr3+) 蓝宝石(Fe3+,Cr3+) 黄玉/黄晶(Fe3+)