元素化学主族部分

1、 主族元素部分卤素一、通性卤素位于周期表第七主族, 价层电子构型ns2np5，包括F、Cl、Br、I、At五种元素卤素元素符号FClBrI价电子构型2s22p53s23p54s24p55s25p5常见氧化态-I-I,0,I,III,V,VII-I,0,I,III,V,VII-I,0,I,III,V,VII共价半径/pm6499114.2133.3电负性3.983.162.962.66电离能/（kJ/mol）1681125111401008 （一）卤素原子的物理性质 1. 从上到下，原子半径、离子半径增大2. 易得电子形成阴离子1/2X2+e-X-3. 第一电离能从F I依次减小4. 电负性从F

2、 I减小5.(X2/X-)值从F I逐渐减小6. 氧化值： F（-1，0） Cl，Br，I（-1，0，+1，+3，+5，+7）（2） 卤素的存在 卤素以X-负一价离子的形式存在于矿石和海水中F: 存在于萤石CaF2、冰晶石Na3AlF6、氟磷灰石Ca5F(PO4)3Cl: 主要存在于海水、盐湖、盐井，盐床中，主要有钾石盐KCl、光卤石KCl·MgCl2.6H2O Br: 主要存在于海水中 I: 主要被海藻所吸收 At: 放射性元素，人工合成 X2+H2=2HX（反应条件） 发生氧化反应而放出氧气 2X2+2H2O=4H+4X-+O2F2，Cl2，Br2能与水发生氧化反应，而I2不能发

3、生此反应 能发生：4I-+O2+4H+=2I2+2H2OX2+H2O=H+X-+HXO 歧化反应时X2发生异裂的结果 X-+X+OH-+H+=HX+XOH Cl+I+得电子能力减弱 歧化程度越来越小 K(Br2)=7.2×10-9 ; K(I2)=2.0×10-13通常所用的氯水、溴水和碘水主要成分是单质。加酸能抑制卤素的歧化，加碱则促进歧化不同元素单质发生歧化反应的条件及主要产物见下表：常温加热低温pHCl2ClO-ClO3-ClO-pH>4Br2BrO3-BrO3-BrO-（0）pH>6I2IO3-IO3-IO3-pH>9碱溶液较稀 (2%) 时:2F

4、2+2OH-=2F-+OF2+2H2O碱溶液较浓时:2F2+4OH-=4F-+O2+2H2O(1) 氢卤酸的酸性： HF<<HCl < HBr < HIKa 10-4 103 1010 1011 HF在浓度为515 mol/L时, 已变成强酸, 是缔合所致: HF=H+F- Ka=7.2×10-4 2HF=H+HF2- Ka=5.1 HI最易分解 1. 卤化物定义：卤素和电负性比它小的元素生成的化合物叫卤化物 分类：根据卤化物的键型，又可分为:（1）离子型卤化物: 卤素与IA，IIA族元素所形成的互化物（2）共价型卤化物： 卤素与非金属、氧化值较高的金属所形成

5、的互化物 金属卤化物：离子型：CsF，NaCl，BaCl2，LaCl3 IA，IIA，镧系，锕系大多数金属共价型AgCl，HgCl2（18e-构型）AlCl3，SnCl4，FeCl3，TiCl4非金属卤化物：BF3，SiF4，PCl5，SF6性质离子型共价型熔点高低溶解性大多数易溶于水易溶于有机溶剂导电性水溶液，熔融导电无导电性金属卤化物非金属卤化物水解性对应氢氧化物不是强碱的都易水解，产物为氢氧化物或碱式盐易水解，产物为两种酸BX3，SiX4,PCl3记：Sn(OH)Cl，SbOCl，BiOClHF的特殊性：与SiO2或硅酸盐反应 SiO2+4HF=SiF4+2H2OCaSiO3+6HF=C

6、aF2+SiF4 +3H2O卤素的氧化物 FClBrI氧化物OF2，O2F2Cl2O，ClO2，Cl2O6，Cl2O7Br2O，BrO2BrO3，Br3O8I2O4，IO+，IO3+，I4O9，I2O5，I2O7重要氧化物OF2Cl2O，ClO2对热都不稳定I2O5构型角形角形状态和颜色棕黄色（g）黄色（g）白色固体ClO2的结构： 键角：116.5°Cl2O: 极易溶于水 Cl2O+ H2O = 2HOCl Cl2O是HOCl的酸酐.主要用来制次氯酸盐I2O5 制备: 2HIO3 = I2O5 + H2O性质: 2I2O5 = 2I2 + 5O2 I2O5易吸水成为HIO3, I2

7、O5作为氧化剂, 可以氧化NO, C2H4, H2S, CO等 I2O5 +5CO= I2 + 5CO2鉴定CO含量卤素含氧酸 名称氧化值氯溴碘次卤酸+1HOFHOCl*HBrO*HOI*亚卤酸+3 HClO2*HBrO2*-卤酸+5HClO3*HBrO3*HIO3高卤酸+7HClO4HBrO4*HIO4，H5IO6*表示仅存在于溶液中而不能分离出纯酸 含氧酸氧化还原的周期性 同一周期主族元素和同一周期过渡元素最高氧化态含氧酸的氧化性随原子序数递增而增强。同族主族元素最高氧化态含氧酸氧化性随原子序数增加呈现锯齿形变化。同族副族元素含氧酸的值随原子序数Z的增加而略有下降同一元素的不同氧化态的含氧

8、酸中，低氧化态含氧酸的氧化性较强。 次卤酸盐的通性 HOX均为酸性， HOCl > HOBr > HOI Ka 2.8×10-8 2.6×10-9 2.4×10-11 稳定性: HOCl>HOBr>HOI (HOF稳定)次氯酸是很弱的酸 Ka=2.8×10-8比碳酸还弱次氯酸不稳定 光照：2HClO = O2+2HCl 加热：3HClO = HClO3+2HCl问题：将氯气通入冷碱和热碱中的反应？ 次氯酸是很强氧化剂，本身被还原为Cl-卤酸性质:(1)酸性: HClO3 > HBrO3 >HIO3 从氯到碘依次减弱(2

9、)稳定性: HClO3 < HBrO3 <HIO3 从氯到碘依次增强 (3)氧化性: HClO3 < HBrO3 > HIO3 (XO3-/X-)/V 1.47 1.52 1.19体现了p区第四周期元素性质的不规律性氯酸的稳定性 8HClO3=3O2+2Cl2+4HClO4+2H2O 3HClO3=2HClO4+2ClO2+H2O氯酸的氧化性 2HClO3+I2=2HIO3+Cl2 2HClO3+5HCl=3Cl2 +3H2O注: HClO3过量时,还原产物为Cl2氯酸盐的性质(1)稳定性(2) 氧化性 在中性溶液中不能氧化KI, 但酸化后, 可氧化I-为I2 高卤酸的

10、氧化性 H5IO6是强氧化剂，被还原的产物为IO3- 2 Mn2+5 H5IO6=2 MnO4-+5 IO3-+11H+7H2O该反应在分析化学中用来测定Mn2+。热稳定性增强酸性增强热 氧稳 化定 能性 力增 降高 低HClO MClO氧 热化 稳能 定力 性降 增低 高HClO2 MClO2HClO3 MClO3HClO4 MClO4 氧化能力增强氧族元素 一、通性氧族元素位于周期表第六主族, 价层电子构型ns2np4，包括氧、硫、硒、碲、钋五种元素元素符号：O、 S、Se、Te、Po O、S又称为成矿元素氧、硫为非金属元素 硒、碲为准金属元素 钋为金属元素氧族元素的基本性质(1) 从氧到

11、钋，原子半径、离子半径逐渐增大(2) 第一电离能和电负性从氧到钋依次减小(3)*从氧到钋，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。(4) 易获得两个电子达到稀有气体稳定结构(5) 氧化值：O（0，-1，-2，+2）S（0，-2，+4，+6）Se，Te（0，-2，+2，+4，+6）S， Se，Te与其它元素化合时形成共价化合物。它们与氧化合时生成RO2，RO3酸性氧化物在这些化合物中有配位键形成。2 氧及其化合物。 酸性介质中：氧化剂O3，O2，H2O2 能发生歧化反应的物质：H2O2碱性介质中：氧化剂O3，O2；还原剂H2O2 能发生歧化反应的物质：H2O2臭氧分子中无单电子，故为反磁性物质臭氧的性

12、质 物理性质 是浅蓝色气体，有鱼腥臭味，161K为深蓝色液体，比氧易溶于水化学性质（1）臭氧易分解 2O33O2 rHmq= - 286 kJ/mol（2） 是强氧化剂 它的氧化性比氧强，能氧化一些只有弱还原性的单质（如Hg，Ag，S）或化合物 2Ag+O3=Ag2O+O2 PbS+4 O3=PbSO4+4 O2 2I-+ O3+H2O=I2+O2+2OH- 鉴定臭氧 H2O2（1）不稳定性 2H2O22H2O+O2 rHmq= - 198 kJ/mol不能久放 光照、碱性介质、一些重金属能加快其分解速度防止过氧化氢分解： 装入棕色瓶或塑料瓶中，放在阴凉处 加入一些稳定剂（如8-羟基喹啉）（2

13、） 弱酸性过氧化氢为二元弱酸H2O2+Ba(OH)2 = BaO2+2H2O 酸 碱 盐 水(3) 氧化还原性 过氧化氢的氧化性较还原性突出 在酸性介质中氧化性强于碱性介质中的氧化性 只有遇到强氧化剂时体现还原性过氧化氢为氧化剂的主要优点: 不会给反应体系引入杂质三硫的含氧化合物名称化学式硫的氧化态结构式 存在形式次硫酸H2SO2+2H-O-S-O-H盐连二亚硫酸H2S2O4+3盐亚硫酸H2SO3+4盐硫酸H2SO4+6酸盐焦硫酸H2S2O7+6酸盐1. 二氧化硫、亚硫酸及其盐 二氧化硫 物理性质 无色有刺激气味 是很好的非水溶剂 极性强，易溶于水 化学性质 a. 氧化还原性（还原性较显著）b

14、. 具有漂白性 亚硫酸性质：a. 酸性（二元酸中强酸）b. 不稳定性 c.氧化还原性 酸性介质：H2SO3+4H+4e-=S+3H2O jqSO42-+4H+2e-=H2SO3+H2O jqH2SO3的还原性较突出 H2SO3+O2= H2SO4在较强的还原剂作用下，表现出氧化性 H2SO3+2H2S=3S+3H2O 亚硫酸盐 绝大多数正盐（K+，Na+，NH4+除外）不溶于水，酸式盐多溶于水性质：a. 稳定性4Na2SO3=3Na2SO4+Na2S （加热） SO32-+2H+=SO2+H2O 用来鉴定SO32-或HSO3- 离子和制备SO2b. 氧化还原性 HSO3-+I2+H2O=HSO

15、4-+2I-+2H+遇强还原剂时：SO32-+Cl2+H2O=SO42-+2Cl-+2H+ 为去氯剂2. 三氧化硫、硫酸及其盐 三氧化硫 a. SO3是强氧化剂5SO3+2P=5SO2+P2O5 SO3+2KI=K2SO3+I2b. SO3具有强吸水性SO3+H2O=H2SO4硫酸性质 a.酸性（置换挥发性酸）b.吸水性c.氧化性硫酸盐 正盐难溶于水的有：BaSO4，PbSO4，CaSO4；酸式盐大都溶于水 Na2SO4+H2SO4(过量)=2NaHSO4硫酸根的鉴定: 在HCl存在时 Ba2+SO42-BaSO4(白色)三焦硫酸及其盐。焦硫酸制备: SO3+H2SO4=H2S2O7 性质:比

16、硫酸具有更强的氧化性、吸水性和腐蚀性焦硫酸盐 制备： 性质： a. 焦硫酸盐受热分解：K2S2O7K2SO4+SO3b. 与金属氧化物作用生成金属硫酸盐 Al2O3+3 K2S2O7 K2SO4+Al2(SO4)3分析化学中用焦硫酸盐作为熔矿剂4. 硫代硫酸及其盐。硫代硫酸钠海波，大苏打 制备：Na2SO3+SNa2S2O3（煮沸）性质：a. 遇酸分解b. 氧化还原性c.具有较强配位能力d. 重金属的硫代硫酸盐不稳定a. 遇酸分解 S2O32-+2H+S+SO2+H2O 利用此反应鉴定S2O32-的存在b. 氧化还原性 以还原性为主与强氧化剂作用生成硫酸盐 S2O32-+4Cl2+5H2O 2

17、SO42-+8Cl-+10H+ Na2 S2O3为除氯剂与较弱氧化剂 2 S2O32-+I2 S4O62-+2I-（连四硫酸盐）c.具有较强配位能力 AgX+2S2O32-Ag(S2O3)23-+X- (X=Cl,Br)d. 重金属的硫代硫酸盐不稳定 S2O32-(少量)+2Ag+Ag2 S2O3(白色）Ag2 S2O3+H2O Ag2S (黑色)+H2SO4 白色Ag2 S2O3沉淀，在溶液中迅速分解，颜色由白黄棕黑色的Ag2S。用此反应也可鉴定S2O32-。5. 过硫酸及其盐 过二硫酸盐中重要的是Na2S2O8和(NH4)2S2O8性质：强氧化性： S2O82-+2e-=2SO42- jq

18、Cu+K2S2O8=CuSO4+K2SO4过硫酸及其盐不稳定2K2S2O8 2K2SO4+2SO3+O2氮族元素 位于周期表第五主族, 价层电子构型ns2np3， 包括氮、磷、砷、锑、铋五种元素 元素符号：N、 P、As、Sb、Bi 氮、磷为非金属元素 砷为准金属元素 锑、铋为金属元素氮族元素的基本性质(1) 从氮到铋，原子半径、离子半径逐渐增大(2) 第一电离能和电负性从氮到铋依次减小(3)从氮到铋，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。(4)*成键特征获得3个电子形成氧化态为-3的离子比VIA和VIIA要困难的多，只有N3-，P3-。氮族主要氧化态为+3，+5，形成共价化合物是本族元素成键的特

19、征。(5)*惰性电子对效应 VA自上往下氧化值为+3的物质稳定性增加，而氧化值为+5的物质稳定性降低，这种自上往下低氧化值比高氧化值物质稳定的现象，称为“惰性电子对效应。 （IIIA，IVA也存在这种现象） 一、氮气1. 结构2. 制备工业上：分馏液态空气实验室：2、 氮的氢化物 3、 1. 氨（2）化学性质 用来检验Cl2管道是否漏气，为什么？NH3+3Cl2 (过量) =NCl3+3HCl加合反应形成配合物Ag+2NH3=Ag(NH3)2+取代反应 氨基衍生物 NH2-；亚氨基衍生物NH ； 氮化物N3- 2Na+2NH32NaNH2+H2 2Al+2NH3 AlN+3H22. 铵盐 铵盐

20、的热稳定性差，加热极易分解(1)生成氨和酸或酸式盐 NH4HCO3 NH3+CO2+H2O（常温）NH4Cl NH3+HCl （加热）(NH4)2SO4 NH3+NH4HSO4 （加热）(NH4)3PO4 3NH3+H3PO4 （加热）(2) 氧化性酸组成的铵盐,分解出来的氨会进一步氧化 3. 联氨 (N2H4)（肼） N以sp3杂化轨道形成键联氨的水溶液呈弱碱性 在水溶液中具有强氧化性和强还原性 N2H5+3H+2e-=2NH4+ N2+4H2O+4e-=N2H4+4OH- 例：N2H4+O2=N2+2H2O4. 羟氨（NH2OH）水溶液呈弱碱性 具有氧化性和还原性，主要用做还原剂2NH2O

21、H+I2+2OH-N2+2I-+4H2O易分解 3NH2OHNH3+N2+3H2O（15）5. 叠氮酸（HN3）和叠氮化物 HN3中第一个N是sp2杂化，其余N为sp杂化HN3水溶液呈酸性 HN3+NaOH=NaN3+H2OHN3不稳定 2HN3(g) H2 (g) +3N2 (g) HN3+H2O=NH2OH+N2 HN3具有氧化性和还原性1、 氮的含氧化合物1. 氮的氧化物 在氧化物中N的氧化态从I到V 所有氧化物在热力学上都是不稳定的除N2O外，其它都有毒性 工业废气组成为NOx破坏臭氧层，产生光化学烟雾 氮的氧化物性质和结构化学式熔点/K沸点/K性状结构N2O182184.5无色，助燃

22、，无毒，做麻醉剂NO109.5121无色，顺磁性，易氧化N2O3172.4276.5（分解）低温固体，液体蓝色，分解为NO和NO2NO2181294.5（分解）红棕色气体，低温下聚合为N2O4N2O4261.9297.3无色气体，易离解为NO2N2O5305.6（升华）固体由NO2+NO3-组成，无色，易潮解，不稳定，强氧化剂1. 一氧化氮 制备3Cu+8HNO3(稀)3Cu(NO3)2+2NO+4H2O物理性质 无色气体,有毒, 难溶于水化学性质 (1) 常温下很容易被氧化为NO2 (2) 与金属形成配合物 FeSO4+NO Fe(NO)SO4 硫酸亚硝酰合铁(II)2. 亚硝酸及其盐 亚硝

23、酸的制备亚硝酸盐物理性质 除了浅黄色AgNO2不溶外, 一般亚硝酸盐易溶于水, 亚硝酸盐均有毒。亚硝酸及盐的化学性质 (1)亚硝酸有弱酸性 (2)亚硝酸的不稳定性(3)亚硝酸及其盐具有氧化性和还原性酸性介质 2HNO2+4H+4e-=N2O+3H2OjqHNO2+H+e-=NO+H2O jq碱性介质NO3-+H2O+2e-=NO2-+2OH- jq亚硝酸盐在酸性溶液中是强氧化剂;在碱性溶液中则是还原剂. 2NO2-+2I-+4H+=2NO+I2+2H2O利用此反应定量测定亚硝酸盐 2MnO4-+5NO2-+6H+=2Mn2+5NO3-+3H2ONO2-易生成配合物 3K+Co(NO2)63-K

24、3Co(NO2)6 (黄色) 用来鉴定钾离子三磷的氢化物和卤化物 1. 氢化物最重要的是膦（PH3）结构：与NH3相似 化学性质：与NH3相似（1）碱性：PH3比NH3弱 PH4I+NaOH=NaI+PH3+H2O（2）还原性： PH3比NH3强8CuSO4+2PH3+8H2O=2H3PO4+8H2SO4+8Cu2. 磷的卤化物 主要介绍：PCl3和PCl5PCl3：结构:与NH3相似 制备: 3Cl2+2P（过量）2PCl3性质 物理性质：无色液体，易水解化学性质（1）与金属形成配合物：Ni(PCl3)4 (2)与水反应: PCl3+3H2O H3PO3+3HClPCl5 结构:三角双锥 制

25、备: PCl3+Cl2(过量) PCl5性质:(1) 不稳定: PCl5PCl3+Cl2 (160时)(2) 易水解: PCl5+H2O(不足) POCl3+2HCl 三氯氧磷 PCl5+H2O(过量) H3PO4+3HCl3、 磷的含氧化合物 1. 磷的氧化物 P4O6： 制备： P4+3O2（不足）P4O6物理性质 白色蜡状固体，易熔化，气味如蒜，有毒化学性质 (1)吸水性强P4O6+6H2O（冷)4H3PO3(亚磷酸) P4O6+6H2O(热) 3H3PO4+PH3 (2) 具有还原性 P4O6+2O2 P4O10P4O10 制备： P4+5O2（充足）P4O10 性质: 极易潮解, 是

26、优良的干燥剂P4O10+6H2SO4=6SO3+4H3PO4 P4O10+12HNO3=6N2O5+4H3PO42. 磷的含氧酸及其盐 较重要含氧酸名称正磷酸焦磷酸三磷酸偏磷酸亚磷酸次磷酸化学式H3PO4H4P2O7H5P3O10(HPO3)nH3PO3H3PO2氧化态+V+V+V+V+I失水失1个水失2个水失4个水（n=4）物理性质: 纯磷酸为无色晶体, 为不挥发的三元中强酸, 因有氢键, 而呈粘稠状化学性质:具有很强的配位能力2H3PO4+Fe3+H3Fe(PO4)2(无色)+3H+磷酸盐:正盐: 除K+,Na+,NH4+盐外,一般都不溶于水磷酸一氢盐: 同上 磷酸二氢盐: 均溶于水可溶性

27、磷酸盐的水解性 正盐水解溶液呈强碱性如Na3PO4.磷酸二氢盐以电离为主,溶液呈弱酸性. 磷酸一氢盐以水解为主, 溶液呈碱性. 最重要的是钙盐Ca3(PO4)2+2H2SO4(适量) 2CaSO4+Ca(H2PO4)2 (产物为过磷酸钙)焦磷酸及其盐 酸的性质:易溶于水 在冷水中慢慢转化为磷酸 其酸性比磷酸强盐:制备: 2Na2HPO4Na4P2O7+H2O性质:其多数金属盐难溶于水, P2O74- 过量与金属形成配合物如Cu(P2O7)2- 偏磷酸及其盐 偏磷酸盐易溶于水,水溶液粘度大. 能与钙、镁等离子形成配合物，所以用做软水剂等亚磷酸及其盐结构 次磷酸结构性质：（1）纯亚磷酸是无色晶体，

28、易溶于水 （2）亚磷酸是二元中强酸（3）亚磷酸及盐具有还原性Ag+H2PO3+H2OAg+H3PO4+H+次磷酸及其盐性质：（1）次磷酸是一元中强酸（2）次磷酸及盐具有强的还原性，特别是在碱性溶液中，其还原性强于亚磷酸Cu2+H2PO2-+6OH-2Cu+PO43-+4H2O（3）酸及盐都不稳定，发生歧化反应。 3H3PO22H3PO3+PH3四、砷、锑、铋M()的还原性 AsO33-+I2+2OH- AsO43-+2I-+H2O(pH:49)Sb(OH)4-+Cl2+Na+2OH- NaSb(OH)6 (白色)+2Cl-Bi(OH)3+Cl2+3NaOH NaBiO3 (土黄色)+2NaCl

29、+3H2O H3AsO3 Sb(OH)3 Bi(OH)3还 原 性 依 次 减 弱 M()的氧化性 H3AsO4+2I-+2H+ H3AsO3+I2+H2ONaSb(OH)6 +2I- +6H+ I2+Sb3+ +6H2O+Na+NaBiO3+2Mn2+14H+ 2MnO4-+5Bi3+ 7H2O +5Na+利用这一反应鉴定Mn2+离子 H3AsO4 Sb(OH)6- NaBiO3氧 化 性 增 强 碳族元素1 元素的基本性质碳硅锗锡铅元素符号CSiGeSnPb原子序数614325082价电子层结构2s22p2 3s23p24s24p25s25p26s26p2主要氧化态+IV,+II,0 (-

30、II,-IV) +IV(+II),0,(-IV)+IV，+II+IV，+II+II，(+IV)第一电离能(kJ·mol-1)1086.5786.6760709716电负性()2.51.81.81.81.9性质金刚石石墨C60C原子性质平均键角杂化轨道形式密度/g·cm-3每个原子占据体积/10-3*nm3 C-C键长/pm四面体型109.5°sp33.5145.672154.4平面三角形120°sp22.2668.744141.8球面型116°sp2.281.67811.87(6/6)139.1;(6/5)145.52、 碳的氧化物、含氧酸及其

31、盐1、氧化物 二氧化碳 CO2 CO2 的分子结构C：sp等性杂化，2个键，两个34 一氧化碳 CO 分子结构 CO和N2,CN-,NO+是等电子体，结构相似：分子中有三重键，一个键，两个键 不同点：CO的一个键是从C到O的配键，偶极矩很小，比N2活泼物理性质 无色无臭有毒气体，在水中溶解度较小化学性质 (1)还原性: CO中C的氧化值是+II鉴定 CO: 微量的 CO 通入 PdCl2 溶液中，会使溶液变黑CO+PdCl2+H2OPd+CO2+2HCl(2) 配位性: CO中C的能提供孤对电子合成氨工业中用铜洗液吸收CO(3)与碱作用:显示出非常弱的酸性 (4)与其它非金属作用CO + Cl

32、2 COCl2 ( 光气 ）2、碳酸和碳酸盐 碳酸的结构 采用sp2等性杂化存在46三、硅的含氧化合物1、二氧化硅 结构: SiO2有晶体和无定形两种形态 二氧化硅晶体:原子晶体, 基本结构单元是硅氧四面体SiO4 最简式是SiO2 无定形二氧化硅:硅氧四面体SiO4是杂乱排列的化学性质 1, SiO2是硅酸的酸酐,是酸性氧化物 和热的浓碱MOH反应和某些含氧酸盐反应 2,发生氧化还原反应 3,在无机酸中,只和HF作用2、 天然硅酸盐组成：可看作是碱性氧化物和酸性氧化物组成的复杂化合物，通式 aMxOycH2O一些重要的硅酸盐矿物结构：可分为链状、片状和三维网络状，但其基本结构单元都是硅氧四面

33、体。链状 硅氧四面体共用两个顶点，可连接成长链 通式 Si n O 3n + 1 ( 2n + 2 ) -这种链状硅酸根之间，通过阳离子相互结合成束，即成纤维状硅酸盐，如石棉。 片状SiO44- 共三个顶点相联，可形成片状（层状）结构，层与层之间通过阳离子约束，得片层状硅酸盐。如云母 KMg3 ( OH )2 Si3 AlO10 锗、锡、铅的主要化学性质锡的性质 比锗活泼 能与稀酸缓慢作用, 生成Sn(II)的化合物 Sn+2HCl=SnCl2+H2 4Sn+10HNO3=4Sn(NO3)2+NH4NO3+3H2O与热的HCl, H2SO4, HNO3反应, Sn+2HCl(浓)=SnCl2+

34、H2 Sn+4H2SO4(浓)=Sn(SO4)2+2SO2+4H2OSn+4HNO3(浓)=SnO2·H2O+4NO2+H2O铅的性质 比锡活泼 与空气中氧气反应 2Pb+O2+2H2O=2Pb(OH)2 铅可被所有的酸侵蚀而形成难溶盐 与热浓HCl, 浓H2SO4, 生成Pb(II)盐 Pb+4HCl(热,浓)=H2PbCl4+H2 Pb+3H2SO4 (热,浓)=Pb(HSO4)2+SO2 +2H2O2Pb+O2=2PbO; PbO+2HAc=Pb(Ac)2+H2O 3Pb+8HNO3(稀)=3Pb(NO3)2+2NO +4H2O3、 锡、铅的化合物 1. 氧化物和氢氧化物氧化物

35、： 锡的氧化物: 重要的是SnO2 SnO2+2NaOH=Na2SnO3+H2O铅的氧化物: PbO, PbO2, Pb3O4 PbO与HAc和HNO3反应生成相应盐PbO2的氧化性和酸性 PbO2+2NaOH(热)=Na2PbO3+H2OPbO2+4HCl=PbCl2+Cl2+2H2O 2PbO2+2H2SO4=PbSO4+O2+2H2O5PbO2+2Mn2+4H+=5Pb2+2MnO4-+2H2OPbO2在工业上主要用于制造蓄电池 放电原电池 负极：Pb+SO42-2e-=PbSO4 正极：PbO2+SO42-+2H+2e-= PbSO4+2H2O总反应：Pb+PbO2+H2SO4=2Pb

36、SO4+2H2O充电电解池 阳极：PbSO4+2H2O-2e-= PbO2+SO42-+4H+ 阴极：PbSO4 +2e- = Pb+SO42- 总反应：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+H2SO4二氯化锡 SnCl2 易水解SnCl2+H2O=Sn(OH)Cl+HCl注意: 配制SnCl2溶液时应(1)加HCl防止水解(2)加Sn粒, 防止Sn2+被氧化Sn2+离子的鉴定:2HgCl2(过量)+SnCl2=SnCl4+Hg2Cl2(白) Hg2Cl2+SnCl2= SnCl2+ Hg(黑)二氯化铅PbCl2 PbCl2难溶于冷水,易溶于热水.溶于盐酸中: PbCl2+2HCl=H2Pb

37、Cl4 PbI2+2KI=K2PbI4 PbI2为黄色丝状有亮光的沉淀,难溶于冷水,易溶于沸水Pb2+离子的鉴定:Pb2+CrO42-=PbCrO4（黄色） PbCrO4为黄色颜料，称为铬黄 这一反应用来鉴定Pb2+和CrO42-离子硼 一、硼原子的成键特征价电子构型为：2s22p1 能提供的成键电子： 2s12px12py12pz第一个成键特征：共价性 （原子半径小，电离能高，电负性大）第二个成键特征：易形成配合物和缺电子多中心键第三个成键特征： 硼单质和硼氢化合物（硼烷）的基本结构是以三面体组成的多面体第二个成键特征a. 易形成配合物 例如：HF+BF3HBF4 b. 易形成缺电子多中心键

38、桥式BHB键 开式BBB硼桥键* 闭式BBB硼桥键 3. 硼的氢化物(硼烷)和硼氢配合物 硼烷性质 在物理,化学性质上更像硅烷 是无色,抗磁性,多数有毒,不稳定 最简单的硼烷-乙硼烷B2H6 结构硼砂结构：性质 强还原性 B2H6+3O2 = B2O3+ H2O rHmq=-2034kJ/mol 自燃水解性 B2H6 +6H2O = 2B(OH)3+6H2 发生加合反应，缺电子反应3B2H6 +6NH3 = 2B3N3H6(环氮硼烷：与苯是等电子体.俗称无机苯)+12H2五 硼的含氧化合物 构成硼的含氧化合物的基本结构单元是平面三角形的BO3和四面体形的BO4。1. 三氧化二硼 制备：2H3BO3B2O3+3H2O性质：（1）能被碱金属、镁和铝还原为单质硼 B2O3+3Mg2B+3MgO（2） 与水反应生成偏（或正）硼酸硼酸的酸性 一元弱酸 在H3BO3中加入甘油(丙三醇)，酸性可增强2. 硼酸盐 结构特征: 基本结构单元是BO3平面三角形和BO4四面体. 在不同的硼酸盐中, 它们的数目不同, 连接方式不同.硼砂四硼酸钠 硼砂的分子式为Na2B4O5(OH)4 .8H2O习惯上也常写作Na2B4O7 .10H2O硼砂结