第10章p区元素(一)
p区元素实验报告
p区元素实验报告P区元素实验报告引言：P区元素是指位于元素周期表第15组的元素，包括氮(N)、磷(P)、砷(As)、锑(Sb)和铋(Bi)。
这些元素在化学和生物学领域中具有重要的应用价值。
本实验旨在通过实际操作，探索P区元素的性质和特点。
实验一：氮的制备和性质氮是地球大气中含量最丰富的元素之一，它在自然界中以氮气（N2）的形式存在。
实验中，我们采用了氨水和氯化铵的反应制备氮气。
首先，在装有氨水的烧瓶中加入适量的氯化铵固体，然后用酸将氯化铵分解生成氨气（NH3），最后通过加热和冷却的过程将氨气转化为氮气。
实验结果表明，氮气是一种无色、无味、无毒的气体，具有较低的反应性。
实验二：磷的制备和性质磷是一种非金属元素，它以白色或黄色固体的形式存在。
实验中，我们采用了磷酸钠和硫酸的反应制备磷酸氢二钠。
首先，在烧杯中加入适量的磷酸钠固体，然后缓慢加入硫酸，搅拌使反应进行。
实验结果表明，磷酸氢二钠是一种无色结晶体，具有较强的酸性。
实验三：砷的制备和性质砷是一种具有金属和非金属特性的元素，它以灰色固体的形式存在。
实验中，我们采用了砷酸钠和硫酸的反应制备砷酸氢钠。
首先，在烧杯中加入适量的砷酸钠固体，然后缓慢加入硫酸，搅拌使反应进行。
实验结果表明，砷酸氢钠是一种无色结晶体，具有毒性。
实验四：锑的制备和性质锑是一种具有金属和非金属特性的元素，它以灰色固体的形式存在。
实验中，我们采用了锑酸钠和硫酸的反应制备锑酸氢钠。
首先，在烧杯中加入适量的锑酸钠固体，然后缓慢加入硫酸，搅拌使反应进行。
实验结果表明，锑酸氢钠是一种无色结晶体，具有较强的酸性。
实验五：铋的制备和性质铋是一种具有金属特性的元素，它以银白色固体的形式存在。
实验中，我们采用了铋酸钠和硫酸的反应制备铋酸氢钠。
首先，在烧杯中加入适量的铋酸钠固体，然后缓慢加入硫酸，搅拌使反应进行。
实验结果表明，铋酸氢钠是一种无色结晶体，具有较强的酸性。
结论：通过本次实验，我们对P区元素的制备和性质有了更深入的了解。
p区元素总结
14.1.2 氮族元素的单质?????图14-2 氮族元素的单质1.存在氮族元素中除磷在地壳中含量较多外，其它各元素含量均较少。
氮主要以单质存在于大气中，天然存在的氮的无机化合物较少。
磷较容易氧化，在自然界中不存在单质。
它主要以磷酸盐的形式分布在地壳中。
? 砷、锑和铋主要以硫化物矿的形式存在，如雄黄：As4 S4。
雌黄(As2S3 )辉锑矿(Sb2S3 ) 雄黄(As4S4)图14-3 氮族元素的存在2. 性质除氮气外，其它氮族元素的单质都比较活泼。
化学性质列于上表中。
表14-2 氮族元素的化学性质3. N2N2分子的分子轨道表达式为：N2[(σ1s)2(σ1s*)2(σ2s)2(σ2s*)2(π2py,π2pz)4(σ2px)2]氮气是无色、无臭、无味的气体。
沸点为-195.8°C。
微溶于水。
强的N≡N键(944kJ/mol)，常温下化学性质极不活泼，故N2常常作为惰性气体使用。
4. 磷的同素异形体图14-4 白磷和红磷（1）白磷的结构白磷的结构由P4分子通过分子间力堆积起来，每个磷原子通过其px，py和pz轨道分别和另外3个磷原子形成3个σ键，键角∠PPP为60°，分子内部具有张力，其结构不稳定。
图14-5 白磷的结构白磷的性质白磷P4是透明的、柔软的蜡状固体，化学性质活泼，空气中自燃，溶于非极性溶剂。
图14-6 白磷在空气中自燃白磷的制备将磷酸钙、砂子和焦炭混合在电炉中加热到约1500?C，可得到白磷。
2Ca3(PO4)2(s) + 6SiO2(s) + 10C(s) P4(g) + 6CaSiO3(l) + 10CO(g)（2）红磷将白磷隔绝空气加热到400℃时可得到红磷。
红磷的结构较复杂。
一种观点认为：P4分子中的一个P—P键断裂后相互连接起来形成长链结构。
所以红磷较稳定，400℃以上燃烧，不溶于有机溶剂。
图14-7 红磷的可能结构（3）黑磷黑磷具有与石墨类似的层状结构，但与石墨不同的是，黑磷每一层内的磷原子并不都在同一平面上，而是相互连接成网状结构。
大连理工大学无机化学教研室《无机化学》(第5版)(复习笔记 p区元素(一))
13.1 复习笔记一、p区元素概述1．p区元素包括了除氢以外的所有非金属元素和部分金属元素。
与s区元素相似，p区元素的原子半径在同一族中自上而下逐渐增大，它们获得电子的能力逐渐减弱，元素的非金属性也逐渐减弱，金属性逐渐增强。
除第ⅦA族和稀有气体外，p区各族元素都由明显的非金属元素过渡到明显的金属元素。
2．p区元素特征（1）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）；第二周期元素单键键能小于第三周期元素单键键能。
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）。
（2）多种氧化值①p区元素的价电子构型为n s2n p1-6，具有多种氧化态。
例如：氯的氧化值有+1，+3，+5，+7，-1，0等。
②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。
（3）电负性大，形成共价化合物。
二、硼族元素1．硼族元素概述硼族元素包括B，Al，Ga，In，Tl五种元素，其价电子构型为n s2n p1，因此他们一般形成氧化值为+3的化合物。
随着原子序数的增加，形成低氧化值+1化合物的趋势逐渐增强。
硼的原子半径较小，电负性较大，所以硼的化合物都是共价型的，在水溶液中也不存在B3+。
在硼族元素化合物中形成共价键的趋势自上而下依次减弱。
（1）缺电子元素硼族元素原子的价电子轨道数为4，而其价电子只有3个，这种价电子数小于价键轨道数的原子称为缺电子元素。
它们所形成的化合物有些为缺电子化合物。
缺电子化合物的特点：易形成配位化合物HBF4；易形成双聚物Al2Cl6。
（2）硼族元素的一般性质①B是非金属单质，Al、Ga、In、Tl是金属单质；②B，Al，Ga的氧化态是+3，In的氧化态是是+1和+3，Tl的氧化态是+1；③B的最大配位数是4，Al、Ga、In、Tl 的最大配位数是6。
实验P区非金属元素（一）（卤素、氧、硫）
实验 P 区非金属元素（一）（卤素、氧、硫）一、实验目的1、学习氯气、次氯酸盐、氯酸盐的制备方法。
掌握次氯酸盐、氯酸盐强氧化性的区别。
了解氯、溴、氯酸钾的安全操作。
2、掌握H2O2 的某些重要性质。
3、掌握不同氧化态硫的化合物的主要性质。
4、掌握气体发生的方法和仪器的安装。
二、实验用品仪器：铁架台、石棉网、蒸馏烧瓶、分液漏斗、烧杯、大试管、滴管、试管、表面皿、 离心机、酒精灯、锥形瓶、温度计。
固体药品：二氧化锰、过二硫酸钾。
液体药品：HCl(浓、6mol/L、2mol/L)、H2SO4(浓、3mol/L、1mol/L)、HNO3(浓)、 NaOH(2mol/L)、 KOH(30%)、KI(0.2mol/L)、KBr(0.2mol/L)、 K2Cr2O7(0.5mol/L)、 KMnO4(0.2mol/L) 、 Na2S(0.2mol/L) 、 Na2S2O3(0.2mol/L) 、 Na2SO3(0.5mol/L) 、 CuSO4(0.2mol/L)、 MnSO4(0.2mol/L、 0.002mol/L)、 Pb(NO3)2(0.2mol/L)、 AgNO3(0.2mol/L)、 H2O2(3%)、氯水、溴水、碘水、CCl4、乙醚、品红、硫代乙酰胺（0.1mol/L）。
材料：玻璃管、橡皮管、棉花、冰、pH试纸、滤纸。
三、实验内容：（一）氯酸钾和次氯酸钠的制备分液漏斗装有30mL浓盐酸； A管装15mL30%的KOH， 蒸馏烧瓶内装15g二氧化锰，并置入70~80℃的热水浴中； B管装有15mL2mol/LNaOH， 置入冰水浴中； C管装15mL 水；D装2mol/LNaOH溶液（目的吸收多余的氯气），并在瓶口覆盖用硫代硫酸钠溶液 浸过的棉花（目的除氯气）。
MnO2 + 4HCl(浓) === MnCl2 + Cl2↑+2H2O3Cl2 + 6KOH(热) === 5KCl + KClO3 +3H2OCl2 + 2NaOH === NaCl + NaClO +H2OCl2 + H2O === HCl + HClO注意：（1）装置的气密性；（2）滴盐酸要缓慢而均匀；（3）A 管溶液由黄变无色 时，停止加热氯气发生装置，反应停止往蒸馏烧瓶中加入大量水；（4）冷却 A管溶液， 析出氯酸钾晶体，倾析法倾去溶液，晶体置入表面皿，滤纸吸干；（5）注意观察各管 实验现象，做好记录；（6）注意通风。
第十章p区常见元素及其主要化合物
平行反应
Cl2 + NaOH→ 2NaClO + NaCl + H2O 2Cl2 + 3Ca(OH) 2→ Ca(ClO)2 + CaCl 2 · Ca(OH)2 · H2O + H2O NaClO + 2HCl→ NaCl + Cl2↑ + H2O (5)氯酸及其盐:
氧化性:
a. 固体 KClO3 具有强的氧化能力,当它与各种易燃物混合后,撞击爆炸着火. b. KClO3 水溶液的氧化性要在酸性条件下才具有. KClO3 + 6KI + 3H2SO4 → 3K2SO4 + KCl + 3I2 + 3H2O 稳定性:
HX 的还原性:2KHF2 → 2KF + H2 +F2
1
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O HBr + H2SO4(浓) → SO2 + Br2 + 2H2O HBr + H2SO4(浓) → SO2 + Br2 + 2H2O 2. 卤化物:
严格地说,卤素与电负性较小的元素生成的化合物才称为卤化物.
H2O2 作为氧化剂和杀菌剂的特点.
2.硫化氢,氢硫酸与硫化物:
(1)硫化氢,氢硫酸 :H2S 结构与 H2O 相似.稍溶于水,形成氢硫酸. 酸性: 弱的二元酸.
还原性:
S + 2H+ + 2e- =H2S(aq) S + 2e- =S2-(aq)
Φθ(S/H2S) = +0.144V Φθ(S/S2-) = -0.445V
含氧酸盐的热稳定性>含氧酸的热稳定性
p区元素
卤化氢和卤化物
（1）卤化氢的制备
1. 直接合成
H2+X2 → 2HX
氟和氢虽可直接化合，但反应太猛烈且F2成本高。 溴与碘和氢反应很不完全而且反应速度缓慢。
2. 浓硫酸与金属卤化物作用
CaF2+H2SO4 == CaSO4+2HF↑ NaCl+H2SO4(浓) ==NaHSO4+HCl
不能，因为热浓硫酸具有氧化性，把生成的溴化氢 和碘化氢进一步氧化。 NaBr + H2SO4(浓) == NaHSO4+ HBr 2HBr +H2SO4(浓) == SO2↑+Br2 + 2H2O NaI+H2SO4(浓) 8HI+H2SO4(浓)
== NaHSO4+HI↑ == H2S↑+4I2+4H2O
采用无氧化性、高沸点的浓磷酸代替浓硫酸即可。
（2）卤化氢的性质
卤化氢的性质 性 质 HF 6.37 92 189.6 292.6 -269.4 35.3 10 HCl 3.57 128 HBr 2.67 141 HI 1.40
气体分子的偶极矩/10-30 C· m 核间距/pm 熔点/K 沸点/K 生成热△fH/kJ· mol-1 101.3 kPa、20℃时的溶解度/% 18 ℃时0.1 mol· L-1溶液的表观电离度/%
（2）IIIA~VA 从上到下低氧化数化合物的稳定 性增强（指氧化还原稳定性），高氧化数化合物的 稳定性减弱，位于下面的元素的高价化合物在一定 条件下表现强氧化性，低价表现弱还原性，这种现 象称“惰性电子对效应”。 4、P区金属的熔点一般较低
5、P区处于对角线上（或附近）的不少的金属或 非金属具有半导体性质
无机化学课件第十章_p区元素
NaI+H2SO4(浓) == NaHSO4+HI↑ 8HI+H2SO4(浓) == H2S↑+4I2+4H2O
采用无氧化性、高沸点的浓磷酸代替浓硫酸即可。
（2）卤化氢的性质
Cl
Cl
Cl
Cl Cl
HH
O
N Cl
Cl Cl
-Cl -HO
H
.. N
Cl Cl
卤素含氧酸的酸性
各类卤素含氧酸根的结构（X 为 sp3 杂化）
氧化值： +1
HXO 次卤酸
+3 HClO2 亚卤酸
+5 HXO3 卤酸
+7 HXO4 高卤酸
以Cl的含氧酸和含氧酸盐为代表，将这些规律总结在下表： 氯的含氧酸和氯的含氧酸钠盐的性质变化规律
(3) 氢卤酸
氢卤酸强弱顺序为：HI>HBr>HCl>HF
HF 酸性最弱是因为F-是一种特别的质子接受体， 与 H3O+ 通过氢键结合成强度很大的离子对：即使在 无限稀的溶液中，它的电解度也只有15%，而HX 中 I- 半径最大，最易受水分子的极化而电离，因而HI是 最强的酸。
氢氟酸具有与二氧化硅或硅酸盐（玻璃的主 要成分）反应生成气态的SiF4特殊性质：
3、氧化数： ⑴常具有多种氧化数， 除正氧化数外，还有负氧化 数。
（2）IIIA~VA 从上到下低氧化数化合物的稳定 性增强（指氧化还原稳定性），高氧化数化合物的 稳定性减弱，位于下面的元素的高价化合物在一定 条件下表现强氧化性，低价表现弱还原性，这种现 象称“惰性电子对效应”。
【清华】chap10-2 p区元素_867502050【2013大一上无机化学课件(曹化强)】
磷 结 构： sp3杂化
含氧酸：PO43-+12MnO42-
砷
+24H++3NH4+=(NH4)3[PO4(Mo3O9)4] +12H2O 毒性大、酸碱性
2
等电子体——CO强配位能力原因,CO2\N2O\N3-\NO2+…p206
碳酸盐
溶解性：HCO3-易形成二聚（多聚）从而降低其盐溶解度 水解性：Ba2+\Fe3+\Cu2+ + CO32热稳定性：M(II)CO3=M(II)O+CO2
HNO3 氧化性：C\P\S\I2 +HNO3
Au\Pt+HNO3+HCl NO +H[AuCl4]\
H2[PtCl6] +H2O
盐
硝酸盐热分解：NaNO3\Pb(NO3)2\AgNO3
亚硝酸盐结构：sp2杂化、极毒
反应耦合意义:2Ca3(PO4)2+6SiO2+10C=6CaSiO3+P4+10CO
15
（2）氮的氧化物* 氮可以形成多种氧化物：N2O，NO，N2O3，
NO2（或N2O4），N2O5。 在氧化物中氮的氧化数可以从+1到+5。
NO因含有未成对电子而具有顺磁性，但在低 温的固体或液体时是反磁性的，这是因为形成双 聚体分子，电子全部配对，没有未成对电子。
••
••
N • O•
N
•
(NO)2分子结构
••
H 110º
113pm • N • 34
14
叠氮酸是一元弱酸，与碱或金属作用生成叠氮化物： HN3 + NaOH = NaN3 + H2O HN3 + Zn = Zn(N3)2 + H2
第十篇 元素化学之P区元素
P区元素
第p区十元二素章概述p区元素(一)
§ 10.2 硼族元素
§ 10.3 碳族元素 § 10.4 氮族元素 § 10.5 氧族元素 § 10.6 卤族元素
p区元素化合物性质 的递变规律
p区元素概述
通性
价电子构型ns2np1～6 非金属向金属性过渡 电负性大，主要形成共价化合物
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)
价电子构型：ns2np2
氧化值 最大 配位数
C Si Ge
-4
+2 +4 (+2)
+4
+4
4 66
单质可形成原子晶体
Sn Pb
+2 +2 +4 (+4) 66
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。
10.3.2 碳族元素的单质
碳单质的同素异形体：
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
Cl Cl Cl Al Al
Cl Cl Cl
10.2.2 硼族元素的单质
10.2.3 硼的化合物
最简单的硼烷是B2H6
2BH3(g)=B2H6(g) △H=－148kJ·mol－1
P区元素概述
2.影响含氧酸氧化能力的因素： 影响含氧酸氧化能力的因素： 影响含氧酸氧化能力的因素 （1）中心原子结合电子的能力：能力越强，越容易 ）中心原子结合电子的能力：能力越强， 被还原 （2）中心原子与氧原子之间的键的强度：键越强， ）中心原子与氧原子之间的键的强度：键越强， 含氧酸就越稳定 含氧酸就越稳定 （3）其他过程的能量效应 ）
6
1.无机含氧酸的结构： 无机含氧酸的结构： 无机含氧酸的结构 许多P区元素都可以形成无机含氧酸 区元素都可以形成无机含氧酸， 许多 区元素都可以形成无机含氧酸，如HClO4、 HNO3、H3PO4、H2SO4等。这些酸中，至少都含有一 这些酸中， 羟基（ ），由羟基电离出来的质子才是酸中 个羟基（—OH），由羟基电离出来的质子才是酸中 + ），由羟基电离出来的质子才是酸中H 的只要来源 2.含氧酸的酸性： 含氧酸的酸性： 含氧酸的酸性 电负性越强 （1）中心原子的电负性越强，含氧酸的酸性就越强 ）中心原子的电负性越强， 不同氧化数（ （2）同一元素不同氧化数（化合价不同）的含氧酸中， ）同一元素不同氧化数 化合价不同）的含氧酸中， 高氧化数的含氧酸的酸性一般比低氧化数的强 非羟基氧越多 （3）中心原子周围非羟基氧越多，酸性越强 ）中心原子周围非羟基氧越多，
3
3、第二周期P区元素的特殊性 、第二周期 区元素的特殊性
第二周期的价层电子构型为2s²2p1~6，没有能量相近 第二周期的价层电子构型为 空轨道可以利用 因此，有一些特殊性。 可以利用， 的空轨道可以利用，因此，有一些特殊性。 （一）半径较小、电负性较大，形成共价键的趋势较大。 半径较小、电负性较大，形成共价键的趋势较大。 共价键的趋势较大 单键键能远远小于第三周期元素 远远小于第三周期元素， （二）单键键能远远小于第三周期元素，这点与同主族 中单键键能从上到下依次递减的规律不符 形成化合物时配位数较小，一般都小于4 配位数较小 （三）形成化合物时配位数较小，一般都小于
chap10-1 p区元素
（3）氧化物及其水合物的酸碱性
同种元素不同价态形成的含氧酸，价态越高，酸 性越强。因为价态高的R具有更高的氧化性，吸引 电子能力更强，如氯形成的含氧酸强度的规律是： HClO4>HClO3>HClO2>HClO 不同元素形成的含氧酸，一般以元素的电负性大 小作为判断酸强度的依据。如： H2SO4(+6) > H3PO4(+5) > H2CO3(+4)
电解
2KHF2
2KF + H2(g) + F2(g) （阴极） （阳极）
16
Cl2
工业 (电解饱和食盐水):
氯气也是氯化镁熔盐电解法制镁的副产品。 2NaCl +2H2O
电解
2NaOH + H2 + Cl2
实验室(氧化还原法):
利用二氧化锰、高锰酸钾、重铬酸钾、氯酸钾 等强氧化剂还原浓盐酸的反应，如：
7
4 p区元素的化学通性 p区的金属元素均具有较强的还原性，易成盐。 p区的非金属元素一般既具有氧化性也具有还原性。 稀有气体元素非常稳定，一般情况下不参与化学反应。 （1）氢化物
p区元素的氢化物
B2H6 Al2H6 Ga2H6 -
CH4 SiH4 GeH4 SnH4 PbH4
NH3 PH3 AsH3 SbH3 BiH3
从HF,HCL,HBr到HI，在水溶液中的酸性依次增强， 但氢氟酸有个特殊的性质，就是其浓溶液的电离度 要大于稀溶液的电离度，导致浓氢氟酸是强酸。 氢氟酸能与SiO2或者硅酸盐进行反应，如： SiO2 + 4HF =SiF4 +2H2O CaSiO3 + 6HF = CaF2 + SiF4 +3H2O
p区元素
-1
水下火箭燃料
三氧化二硼
B 2O 3 制备： 原子晶体：熔点460C
无定形体：软化
4B(s) 3O 2 (g) 2B 2 O 3 (s) 2H 3 BO 3 B 2 O 3 3H 2 O
焦磷酸盐：
Cu
2
Cu 2 P2 O 7 s, 浅蓝） （ [Cu(P2 O 7 ) 2 ] （蓝）
4 P2O7-
4 P2O7-
6
4Ag +P2 O7 Ag 4 P2 O7
4-
白色
氧族(ⅥA)：O, S, Se, Te, Po 价电子构型：ns2np4
过氧化氢（H2O2）
..
N
107.3o
H H
H
氨性质：
(1) 易溶于水，易形成一元弱碱
NH 3 H 2O NH 3 H 2O NH 4 OH
(2) 强还原性
4NH3 3O 2 (纯) 2N 2 6H 2 O 4NH3 5O 2 (空气) 4 NO 6H 2O
Pt
2
氧化性酸溶解(HNO3)：
3CuS 8HNO3 3Cu(NO3 ) 2 2NO 3S 4H 2O 3Ag 2S 8HNO3 6AgNO3 2NO 3S 4H 2O
C：sp2杂化
O O C O
2-
π
6 4
碳酸及其盐的热稳定性:
（1）H2CO3<MHCO3<M2CO3
H 2 CO 3 H 2 O CO 2 (g) 2M HCO 3 M 2 CO 3 H 2 O CO 2
10.p区元素1
B(OH)3 +H2O
[B(OH)4 ] +H
+
硼酸是典型的路易斯酸，在硼酸溶液中加入多 羟基化合物（如丙三醇、甘露醇），由于形成配位 个体和 H+ 而使溶液酸性增强：
R ∣ H─C─OH ∣ H3BO3 +2 H─C─OH ∣ R R ∣ H─C─O ∣ H─C─O ∣ R R ∣ O─C─H B ∣ O─C─H ∣ R
+H+ +3H2O
大量硼酸用于搪瓷工业，有时也用作食物防腐 剂。硼酸在医药卫生方面也有广泛应用。
H
O
B
O
H
O
H
H3BO3 的结构
2. 硼酸盐 硼酸盐有偏硼酸盐、原硼酸盐和多硼盐等多种类 型。硼砂的分子式是 Na2B4O5(OH)4 ·8H2O，通常写为 Na2B4O7 ·10H2O。 硼砂是无色透明的晶体，在干燥空气中容易失水 风化。硼砂受热时失去结晶水，加热至 350~400 ℃进 一步脱水而成为无水四硼酸钠；熔融的硼砂可以溶解 许多金属氧化物，形成偏硼酸的复盐：
可用萤石、浓硫酸与 B2O3 共热制备 BF3： B2O3 +3CaF2 +3H2SO4 (浓) 2BF3 3CaSO4 +3H2O BF3 在水中容易水解：
BF3 +3H2O
H3BO3 3HF
生成的 HF 与过量的 BF3 加合生成氟硼酸： BF3 +HF HBF4 氟硼酸是一种强酸。 BCl3 是一种无色液体，可采用氯化法制备： B2O3 +3C+3Cl2 2BCl3 +3CO BCl3 也有强烈接受孤对电子的倾向，它也是很强 的路易斯酸。BCl3 遇水发生强烈水解： BCl3 +3H2O H3BO3 3HCl
P区元素一
惰性电子对效应：同一族元素这种自上而下低氧化值化合物比高氧化值化合物变得更稳定的现象叫做惰性电子对效应； 缺电子原子：价层电子数小于价键轨道数的原子。
如： B （硼）2S 22P 1:◆ 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：BF 3，H 3BO 3;注意： HBF 4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：3BF HF −→− ;b 、易形成双聚物：Al 2Cl 6 ;一、1、硼在地壳中含量很小，在自然界中不以单质存在，主要以含氧化物的形式存在；2、单质硼有无定形硼和晶形硼等多种同素异形体：(1)无定形硼(棕色粉末)；(2)晶形硼(黑灰色)；3、工业制单质硼，一般采取浓碱溶液分解硼镁矿的方法，先得到偏硼酸钠晶体(NaBO 2)，再将其溶于水，通入CO 2调节pH ，浓缩后可得到硼砂（Na 2B 4O 7或Na 2B 4O 7.10H 2O 或Na 2B 4O 5(OH)4.8H 2O ）;4、322234O B O B −→−+∆ , BN N B 222−→−+∆ ; 5、用LiH 、NaH 或NaBH 4与BX 3作用可制得B 2H 6(乙硼烷)：(1) 6LiH+8BF 3=6LiBF 4+B 2H 6 ;(2) 3NaBH 4+4BF 3=3NaBF 4+2B 2H 6 ;(3)实验室制乙硼烷的方法还有：26224H aI 22++−−−−→−+N H B I NaBH 二甘醇二甲醚 ;注意:乙硼烷（采取SP 3不等性杂化）分子中，两个硼原子间没有B-B 单键，而B 4H 10则有一个B-B 单键；6、（1）硼烷通常很不稳定，在空气中易燃，甚至自燃：B 2H 6+3O 2=B 2O 3+3H 2O ;(2)硼烷与水发生水解：B 2H 6+6H 2O=2B(OH)3(s)+6H 2 ;(3)易被氯化：B 2H 6+6Cl 2=2BCl 3+6HCl ;硼烷分类：B n H n+4和 B n H n+6 :例： B 2H 6 B 4H 10乙硼烷 丁硼烷有CH 4，但无BH 3 ;最简单的硼烷：B 2H 6结构：7、(1)硼烷作为Lewis 酸，可与CO 、NH 3等具有孤对电子的分子发生加合反应：Lewis 酸碱理论：碱是电子对的给予体；酸是具有接受孤对电子的空轨道；26322[]B H CO H B CO +−−→← ; (2)乙硼烷在乙醚中与LiH 、NaH 直接生成LiBH 4和NaBH 4:2LiH+B 2H 6=2LiBH 4 , 2NaH+B 2H 6=2NaBH 4 ;H HBB HH H H8、(1)由于硼与氧形成的B-O 键能很大，所以硼氧化合物具有很大的氧化性:(1)O H O B BO H 2323332+−→−∆ ; (2)O H HBO BO H 221503+−→− ; O H O B HBO 23230022+−→− ; 当温度较低时，得到的是B 2O 3晶体，高温灼烧后得到的是玻璃状的B 2O 3;9、（1）B 2O 3可被碱金属及Mg 和Al 还原为单质硼：B 2O 3+3Mg=3MgO+2B ;2222333l O H O Mg A H OB B O H BO +-−−−→−−−→←−−−←−−−或; 注意：(1)B 2O 3在高温时不被C 还原；(2)B 2O 3与水反应可制得偏硼酸(HBO 2)和硼酸(H 3BO 3 ):B 2O 3+H 2O=2HBO 2 ;B 2O 3+3H 2O=2H 3BO 3 ;2222233322H OH O H O H O B O HBO H BO ++-- ;(3)多硼酸:O yH O xB 232⋅ , 如硅胶：O yH xSiO 22⋅ ;10、（1）纯硼砂(Na 2B 4O 7.10H 2O 或叫做四硼酸钠)溶于沸水并加入稀HCl ，放置一段时间后会析出硼酸：Na 2B 4O 7+2HCl+5H 2O=4H 3BO 3+2NaCl ;(2)硼酸微溶于冷水，但在热水中溶解度较大，而H 3BO 3是一元酸，典型的Lewis 酸(提供空轨道);()+-+−→←+H OH B O H OH B 423)( ;而B(OH)4为四面体结构，其中硼原子采取Sp3杂化；(3);（4）O H NaBO O B O H O B Na 2232878274210210++−→−⋅ ;11、硼砂珠实验：(1)Na 2B 4O 7+CoO=Co(BO 2)2.2NaBO 2(蓝色) ;(2)Na 2B 4O 7+NiO=Ni(BO 2)2.2NaBO 2（棕色） ;12、(1)硼砂易溶于水，因其溶液[B 2O 5(OH)4]2-的水解显碱性：2454233334[()]54222()B O OH H O H BO OH H BO B OH ---−−→−−→+++←−−←−−; (2)硼砂可以溶解金属氧化物；13、(1)330022l 2BCl C B −→−+（无定形） ; (2)B 2O 3+3H 2SO 4+3CaF 2=2BF 3+3CaSO 4+3H 2O ;(3)CO BCl Cl C O B 3233500232+−−→−++> ; OH CH 2BO H 33+OH C H RR'-O C H O C H RR'BH CO HC O R R'O3H H 2+++BCl 3、BF 3为平面三角形，sp 2杂化，为共价型分子；14、（1）BX 3+3H 2O=B(OH)3+3HX ;(2)3333NH B F NH BF −−←−→−+ ; (3)4BF 3+3H 2O=H 3BO 3+3H[BF 4] ;(4)BX 3和碱金属、碱土金属作用被还原为B ，而和强还原剂NaH 、LiAlH 4等作用可被还原为乙硼烷：3LiAlH 4+4BCl 3=3AlCl 3+3LiCl+2B 2H 6 ;15、无定形BN 类似于无定形碳;立方晶型BN 类似于金刚石；六方晶形类似于白石墨；二、1、工业上：Al 2O 3(铝矾土)+2NaOH+3H 2O=2Na[Al(OH)4] ;通入CO 2后：2Na[Al(OH)4]+CO 2=Na 2CO 3+Al(OH)3(S)+H 2O ;过滤后：()O H O A OH Al 23233l 2+−−→−灼烧; 最后：23234263O Al O Al AlF Na +−−−→− ; 2、铝热反应（常用于焊接铁轨）:2Al+Fe 2O 3=2Fe+Al 2O 3 ;8Al+3Fe 3O 4=9Fe+4Al 2O 3 ;3、高温陶瓷涂层：4Al+3TiO 2+3C=3Al 2O 3+3TiC ;4、(1)氧化铝可分为：α-Al2O3和β-Al2O3；α-Al2O3(俗称刚玉),刚与硬度大，不溶于水、酸、碱；只能溶于熔融状态下的碱；β-Al2O3：活性氧化铝，可溶于酸、碱，可作为催化剂载体。
p区重要元素及其化合物
PCl5＋4 H2O ＝ 5HCl＋H3PO4 SiCl4＋3 H2O＝ 4HCl＋H2SiO3 大多数金属氯化物易溶于水，而 AgCl、Hg2Cl2、PbCl2 难溶于水。 金属氟化物与其他卤化物不同，碱土金属的氟化物（特别是 CaF2）难溶于水，而碱土 金属的其他卤化物却易溶于水；AgF 易溶于水，而银的其他卤化物则不溶于水。 8.1.5 含氧酸及含氧酸盐 除氟外，氯、溴、碘都可以与氧化合，生成氧化数为＋1、＋3、＋5、＋7 的各种含氧 化合物（氧化物、含氧酸和含氧酸盐） ，但它们都不稳定或不很稳定。比较稳定的是含氧酸 盐，最不稳定的是氧化物。 含氧酸及其盐的化学性质主要为热稳定性、氧化性，含氧酸还有酸性。它们的制备采 用氧化还原或复分解的方法。卤素的含氧酸（oxyacids of halogen）及其盐都是氧化剂。 氟和氧的化合物叫氟化物（如二氟化氧 OF2） ，因为氟的电负性最大，其氧化数总为负 值，在此氧的氧化数为＋2。因此氟不能形成含氧酸或含氧酸盐。 在卤素的含氧酸及其盐中，以次氯酸（hypochloric acid）及次氯酸盐（hypochlorite） 和氯酸盐（chlorate）为最重要，将重点进行讨论。 (1)次氯酸及次氯酸盐 Cl2 与水作用，发生下列可逆反应： ＋ － Cl2＋H2O HClO＋H ＋Cl Cl2 在水中的溶解度不大，在反应中又有强酸生成，所以上述歧化反应进行的不完全。 HClO 是很弱的酸，K 三种分解方式： ① ② ③ ＝3.98×10 8，它只能存在于溶液中。HClO 性质不稳定，有
－
NaCl＋H2SO4(浓) Δ
NaHSO4＋HCl↑
NaCl＋NaHSO4 >500℃ Na2SO4＋HCl↑ 实验室能够达到的加热温度一般仅能利用第一步反应，生成酸式硫酸盐。 浓硫酸和溴化物、碘化物作用虽然有类似反应，但由于 HBr、HI 的还原性增强，能被 浓硫酸氧化成单质溴或碘，同时生成 SO2 或 H2S： 2HBr＋H2SO4(浓) ＝ SO2＋Br2＋2 H2O 8HI＋H2SO4(浓) ＝ H2S＋4 I2＋4 H2O 因此不能用浓硫酸和溴化物或碘化物的反应来制备 HBr 或 HI，须改用非氧化性的酸，如 磷酸，代替浓硫酸： NaBr＋H3PO4 ＝ Na H2PO4＋HBr (3.3)卤化磷的水解反应 实验室中还常用非金属卤化物水解的方法制备溴化氢和碘化氢： PBr3＋3 H2O ＝ H3P O3＋3HBr 在实际应用时， 只须将溴或碘与红磷混合， 再将水逐渐加入该混合物中， 就可制得 HBr 或 HI： 3 Br2＋2P＋6 H2O ＝ 2 H3PO3＋6HBr 3 I2＋2P＋6 H2O ＝ 2 H3PO3＋6HI (4)HF 的特殊性 由于氟原子半径特别小，且 HF 分子之间易形成氢键而缔合成(HF)n，故出现一些反常 的性质，如： (4.1)反常高的熔、沸点，氟化氢的熔、沸点在卤化氢中为最高； (4.2)HF 可以通过氢键与活泼金属的氟化物形成各种“酸式盐” ，如 KHF2（KH·HF） 等； － (4.3)氢氟酸是弱酸，在 0.1mol·L 1 的溶液中，电离度仅为 10%； (4.4)与其他氢卤酸不同，氢氟酸能与二氧化硅或硅酸盐反应，一般生成气态的 SiF4： SiO2＋4HF ＝ SiF4↑＋2 H2O CaSiO3＋6HF ＝ SiF4↑＋Ca F2＋3 H2O 因此，氢氟酸不能贮于玻璃容器中，应该盛于塑料容器里。上述反应说明 Si－F 键比 Si－ O 键有更大的键能。该反应可利用来蚀刻玻璃，溶解硅酸盐。 HF 能侵蚀皮肤，并且难以治愈，故在使用时须特别小心。 8.1.4 卤化物 卤素和电负性较小的元素形成的化合物称为卤化物（halides） ，可以分为离子型卤化物 和共价型卤化物二类。 卤素与活泼的碱金属、碱土金属形成离子型卤化物，它们的熔沸点高，大多可溶于水 并几乎完全解离。 卤素和非金属或氧化数较高的金属形成共价型卤化物。非金属卤化物的熔沸点低，不 溶于水（如 CCl4） ，或遇水立即水解（如 PCl5、SiCl4） ，水解常生成相应的氢卤酸和该非金 属的含氧酸：
p区元素讲课教案
p区元素讲课教案第10章 p 区元素【10-1】完成下列反应⽅程式：（1）KBr+KBrO 3+H 2SO 4（2）AsF 5+H 2O （3）OCl 2+H 2O（4）Cl2通⼊热的碱液（5）Br2加⼊冰⽔冷却的碱液解：（1）5KBr+KBrO 3+3H 2SO 4 = 3Br 2+3K 2SO 4+3H 2O（2）AsF 5+4H 2O = H 2AsO 4 +5HF （3）OCl 2+H2O = 2 HClO（4）3Cl 2 + 6NaOH(热) = NaClO 3 + 5 NaCl+ 3H 2O （1）Br 2 + 2NaOH(冰⽔) = NaBr + NaBrO+H 2O【10-2】⽤表9-1和表10-1有关数据⽐较F2和Cl2分别与Na(s)反应时，何者放出的能量更多？并指出造成此结果的原因（NaF 和NaCl 的晶格能分别为915kJ/mol 和778kJ/mol ）。
解：.前者放出的能量多（11402(NaCl),556)(--?-=??-=?mol kJ rH mol kJ NaF rH ），因为氟的原⼦半径⼩，当⽣成离⼦化合物时晶格能⼤。
计算过程如下：【10-3】Br 2能从I - 溶液中取代出I ，但I 2⼜能从KBrO 3溶液中取代出Br 2，这两种实验事实有⽆⽭盾？为什么？解：不⽭盾。
因为φ?(Br 2/Br -)>φ? (I 2/I -),所以Br 2+2I- 2Br -+I 2能进⾏,说明氧化性Br 2>I 2;⼜因为φ? (Br /Br 2)>φ? (I/I 2),所以2Br +I 2 Br 2+2I能进⾏,说明氧化性Br>I,或还原性I 2>Br 2。
【10-4】将Cl 2不断地通⼊KI 溶液中，为什么开始时溶液呈黄⾊，继⽽有棕⾊沉淀产⽣，最后⼜变成⽆⾊溶液？解：黄⾊为I 3-, 棕褐⾊沉淀为I 2, ⽆⾊为IO 3-。
有关反应为：2I － + Cl 2 === 2Cl － + I 2I 2 + I - === I 3-I 2 + 5Cl 2 + 6H 2O === 2IO 3- + 10Cl - + 12H +【10-5】写出下列制备过程中的反应⽅程式：（1）由NaBr 制备HBr （2）由KI 制备KIO 3 （3）由I 2和P 制备HI （4）由Cl 2和CaCO 3制备漂⽩粉解：电解(2) KI + 3H 2O === KIO 3 + 3H 2↑(4) CaCO 3===CaO+CO 2↑ CaO + H 2O===Ca(OH)2 2Cl 2 + 2Ca(OH)2===CaCl 2 + Ca(ClO)2 + 2H 2O ⾼温5. (1) NaBr + H 3PO 4=== NaH 2PO 4 + HBr (3) 2I 2 + 3P + 6H 2O === 2H 3PO 4 + 6H 2O电解(2) KI + 3H 2O === KIO 3 + 3H 2↑(4) CaCO 3===CaO+CO 2↑ CaO + H 2O===Ca(OH)2 2Cl 2 + 2Ca(OH)2===CaCl 2 + Ca(ClO)2 + 2H 2O ⾼温5. (1) NaBr + H 3PO 4=== NaH 2PO 4 + HBr (3) 2I 2 + 3P + 6H 2O === 2H 3PO 4 + 6H 2O【10-6】⽐较下列性质的⼤⼩（1）键能：F —F 和Cl —Cl （2）电⼦亲合能：F 和Cl （3）酸性：HI 和HCl （4）热稳定性：HI 和HCl （5）⽔中溶解度：MgF 2和MgCl 2 （6）氧化性：HClO 和HClO 4解：（1）F —FHCl ；（4）HIHClO 4 【10-7】在淀粉碘化钾溶液中加⼊少量NaClO 时，得到蓝⾊溶液A ；继续加⼊过量NaClO 时，得到⽆⾊溶液B 。
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(2) 性质：无定形硼比较活泼，室 温下与 F2 反应，与Cl2，Br2，O2，
S 等反应需加热，高温下与 C，N2 反应生成碳化物和氮化物，以
下几 个反应较重要： 2 B + 6 H2O
2 B(OH)3 + 3 H2
B + 3 HNO3
H3BO3 + 3 NO2
2 B + 2 OH--+ 2 H2O
10.7 氮
Nitrogen
10.8 磷
Phosphorus
10.9 长周期元素 Long-period elements
p区元素
在周期表 中的位置
P区元素的化学以其多样性为特点：
● 唯一同时包括金属和非金属元素的一个区 ● 包括 “不活泼的单原子气体—稀有气体” ● 无机非金属材料库：C—C复合材料，人造金刚石，半导体硅，分
4. 半导体性质：周期表中 7 种半导体元素 B，Si，Ge，As，Sb，Se
和 Te全在 p 区. 特别需要提醒的是:不能以导电能力判断一种物
质是否属于半导体，用作判据的只能是禁带的宽度.
第 14/Ⅳ 族元素和某些第 Ⅲ—Ⅴ 族化合物的禁带（25℃）
材料
E/eV
材料
E/eV
C(金刚石) 5.47
2 Al2O3
4 Al + 3 O2
(阴极) (阳极)
金属铝的生产车间
金属铝电解池
● 硅 (Silicon)：冶金级硅（纯度 98.5%~99.7%）全世界年产量约
5×105 t. 大部分以各种品级的硅铁进入市场，年产量 5×108 t.
>2000℃
SiO2 + 2 C
Si + 2 CO
● 氮 (Nitrogen)：大气的主要成分，大规模制备是通过分馏液态空气实现 的. 但因需求量太大仍然促使人们谋求建立某种成本更低的制备工艺.最 大的用途是用于制造氮肥、其他含氮 化合物和作保护气体. 高纯 N2 要 进一步除水和氧. 液氮 ( b.p. -196 ℃ )是一种重要的致冷剂.
中做抗腐蚀剂、金属的焊剂和纤维素材质的阻燃剂.
硼砂：Na2B4O7·10H2O，实际上结构为 Na2B4O5(OH)4 ·8H2O
2-
H
OH
2-
O
OB O
B
H
O
O
●结构
HO B
O
B OH
OBO
HO
O
B B
O
O
O
O
B
H
HO
● 性质： ① 易溶于水，水解呈碱性
[B4O5(OH)4]2- + 5 H2O
度差；内层电子排斥力较大）
3. 氢化物的类型：根据 Lewis 结构式中价电子数与形成的化学键数之 间的关系，三族的分子型二元氢化物可分三类：
缺电子(13 族) (electron-deficient) 氢化物 B2H6
足电子(14 族) (electron-precise) 氢化物 CH4
富电子(15-17族) (electron-rich) 氢化物 NH3
(蓝色) (棕色)
● 制备：工业上通过酸法或碱法将钙和镁的硼酸盐转化.
● 用途：在实验室用做标定标准酸溶液的基准物：
Na2B4O7 ·10H2O + 2 HCl == 4 H3BO3 + 2 NaCl + 5 H2O
(2) 硼酸 少见的固体酸. 不像分子式 B(OH)3 所暗示的那样，H3BO3 在 水中是一元酸. 其质子转移平衡与B原子的缺电子性质密切相关：
2 BO2 - + 3 H2
(3) 制备：分酸法和碱法两种
● 酸法：Mg2B2O5·H2O(硼镁矿) + 2H2SO4
2 H3BO3 + 2 MgSO4
虽一步可得到 H3BO3，但需耐酸设备等苛刻条件.
● 碱法：Mg2B2O5·H2O + 2 NaOH 2 NaBO2 + 2 Mg(OH)2
(浓)
+ 3 LiCl + 3 THF•BH3
10. 2 天然资源、单质的提取和用途
10.2.1 天然资源
C, N, P是生物体的重要元素，Si、O 形成的化合物构成地壳岩石圈的 主体，C 与 O、H 形成的化合物构成生物圈的主体 . N，P 不但存在于动 植物体中的蛋白质，也存在于细胞、骨骼和牙齿中，C，N 以单质存在， 其余大多以矿物形式存在，甚或是 “稀散元素”.
第13/III ，第14/IV，第15/V族一些元素的重要矿物
元素
重要ห้องสมุดไป่ตู้物
课文中未提到的制备方法
硼 铝 碳
硼砂 Na2B4O7·10H2O 铝土矿Al2O3·xH2O 煤、烃类化合物、石墨
热解法制备碳
硅 锗
石英砂 SiO2 散在于锌矿
锡 铅
锡石 SnO2 方铅矿 PbS
GeO2 + 2 H2 Ge + 2 H2O
10.1 概述 Generality
10.2 天然资源、单质的提取和用途
Natural recourses , elementary substance
abstraction and applications
10.3 硼
Boron
10.4 铝
Aluminum
10.5 碳
Carbon
10.6 硅
Silicon
Ca3(PO4)2 + 5C
3CaO + 5CO + 2P
体系中尚须加入 SiO2 使反应中生成的 CaO 转化为低熔点熔渣：
CaO +SiO2
CaSiO3
● 以硫化物矿存在的元素：以方铅矿为例：
空气中焙烧 2 PbS + 3 O2
2 PbO + 2 SO2
反射炉中还原 2 PbO + C 2 Pb + CO2
C6H6 (有机苯) 金刚石 石墨
B3N3H6 (无机苯) 立方氮化硼 六方氮化硼
Question 1 写出用 NH4Cl 和你选择的其他试剂合成硼氮苯 的化学方程式 .
3 NH4Cl + 3 BCl3
C6H5Cl, 回流
H3N3B3Cl3 + 9 HCl
3 LiBH4 + H3N3B3Cl3
THF
4 H3BO3 + 2 OH-
构成缓冲溶液 pH = 9.24 (20℃)
2 H3BO3 + 2 B(OH)3
② 与酸反应制 H3BO3 Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O → 4 H3BO3 + Na2SO4
③ 脱水 风化脱水 → Na2B4O7体积膨胀 受热脱水 → 硼砂玻璃
Na2B4O7 + CoO → Co(BO2)3 ·2NaBO2 Na2B4O7 + NiO → Ni(BO2)3 ·2NaBO2
Question 2
1. 生产铝只用电解法，有代表性的电解
质组成 （用质量分数表示）如下：
Na3AlF6
~0.75
Al2O3
0.02~0.09
AlF3
0.05~0.15
CaF2
0.02~0.06
LiF
0.02~0.05
MgF2
0.02~0.03
试问加入它们的作用是什么？
其中， Na3AlF6 为熔剂，加入的多种氟化物是为了增加 熔体的导电性、提高电流效率并减少氟向环境的飞逸.
和核反应堆的控制棒. 前一种用途基于其优良的抗冲击性，
后一种用途基于硼吸收中子的能力.
10.3.2 硼酸盐、硼酸和硼的氢化物
(1) 硼酸盐：全世界硼酸钠盐的年耗量约占总硼消耗量的 80 %. 其中
一半以上用于玻璃 、陶瓷和搪瓷工业 ，其他应用领域包
括洗涤剂组分 (过硼酸盐）、微量元素肥料、加入防冻剂
可作低温恒温浴的化合物举例
t/ ℃
+6。55 0。00 - 8。6 - 22。95 - 45。2
化合物 环己烷 水 水杨酸甲酯 四氯化碳 氯苯
t/ ℃
- 63。5 - 83。6 - 96。7 - 126。6
- 160
化合物 氯仿 乙酸乙酯 二氯甲烷 甲基环己烷 己戊烷
氮-氧膜分离器示意图
惰性气氛手套箱
↓ 结晶出来
浓的水溶液
4 NaBO2 + CO2 + 10 H2O
↓通CO2调碱度
2 Na2B4O7·10H2O + NaCO3
硼砂
Na2B4O7 + H2SO4 + 5 H2O
↓ 溶于水，用H2SO4调酸度
4 H3BO3 + Na2SO4
溶解度小
↓脱水
2 H3BO3
B2O3 + 3H2O
↓Mg
B2O3 + 3 Mg 3 MgO + 2 B (粗硼)
● 同样有着 12 个电子的 BN 单元可以
起到 CC 单元类似的作用：
● 立方氮化硼与金刚石之间具有类似 的替代关系，类似的结构导致了类 似的性质. 它硬度接近金刚石，也 是一种有效的磨料，特别是用于不 适宜用金刚石磨料的场合.
● 石墨和六方氮化硼均为层状结构， 两种物质均具有油腻感并用作润滑 剂，但石墨是电的良导体而后者是 绝缘体. 你能从结构上的差别作解 释吗？
定低
性惰
4s1-3
性氧 增化 大态
相 对
Ga Ge As In Sn Sb Tl Pb Bi
增性 大电
子 对 稳
4s2 5s1-3 5s2 6s1-3 6s2
稳
定
原子序数大的 p 区元素高氧化态不稳定，它可以归结于： ● 形成高氧化态化合物时，需要激发能 (s2pn →s1pn+1) ● 原子序数大的元素本身固有的成键能力比较差（电子云重叠程