第十三章p区元素(一)资料
第十三章 p区元素(一) - 新乡学院精品课程建设网
第十三章 p区元素（一）1、硼族元素的原子都是电子原子，在硼的化合物中，硼原子的最大配位数是。
硼和铝都是亲元素。
2、硼砂的化学式为，其水溶液呈性。
由于其中含有等物质的量的和，故硼砂的水溶液可作为溶液使用。
3、硅酸钠的水溶液俗称为，该溶液呈性，可与NH4Cl溶液反应制得，该产物加热脱水后得到，它具有作用，能用作。
4、α－H2SnO3溶于酸，溶于碱，β－H2SnO3可用金属锡与反应制得，它溶于酸，溶于碱。
5、碳酸、碳酸盐、碳酸氢盐的热稳定性由高到低的顺序为、、。
这一现象可用理论来解释。
6、下列化合物不属于缺电子化合物的是（）。
（A） BCl3 (B)HBF4(C)B2H6(D)Al(OH)37、下列物质属于Lewis酸的是（）。
（A）BF3 (B)H3BO3(C)丙三醇（D）HF8、关于硼和铝的卤化物的下列叙述中错误的是（）。
（A）硼和铝的卤化物都是共价型化合物；（B）三卤化硼熔点，沸点高低顺序为BF3<BCL3<BBr3<BI3；（C）BX3水解的最后产物都是H3BO3和相应的HX；（D）制备无水AlCl3只能采用干法。
9、下列反应的最终产物没有硫化物沉淀生成的是（）（A）在无氧和无多硫化物存在下SnCl2与Na2S反应；（B）Pb(NO3)2与过量的Na2S反应；（C）SnCl4与H2S溶液反应；（D）SnCl4与过量Na2S反应。
10、下列各组物质可共存于同一溶液中的是（）（A）Pb2+，NO3－，Na+，Cl－，SO42－（B）Sn2+，H+，Cr2O72－，K+，Cl－（C）Sn(OH)3－，Bi3+，Sn(OH)64－，Sb3+（D）Al(OH)3，Cl－，NH3·H2O，NH4+。
新313第13章p区元素(一)硼碳
Bonding in CO2 成键情况
O C O
The structure of carbon dioxide
excitation sp hybridization
两个sp杂化轨道各与氧原子的p轨道形成两个键，余 下的两个p轨道各与氧原子的一个p轨道形成一个键。
Delocalized bond 离域键
Structure of zeolite 沸石
Mg2+ Na+ຫໍສະໝຸດ Na+Al3+
Na+
Mg2+
Na+
Al3+
Mg2+
Al3+
The preparation of crystal silicon 单晶硅的制备
• SiO2 (石英砂) + 2Mg Si (amorphous) + MgO
• Si (course, 粗) +3HCl SiHCl3(l) 精馏（fine distillation）.
F F F F F
Cryolite[Na3AlF6 ]冰晶石
B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar
Al
F
Ga Ge As Se Br Kr
In Sn Sb Te I Xe Tl Pb Bi Po At Rn
p-block elements
• 第2周期元素性质反常
因B、C、N、O、F元素无d轨道可参与成键 • 多为共价化合物 如：AlCl3, SnCl2, NH3,……
Carbon has three allotropic forms 碳的同素异性 体: diamond金刚石, graphite 石墨, amorphous carbon 无定形碳. Carbon dioxide, linear and nonpolar, electron configuration 2s22p2, sp 杂化
第十三章p区元素（一）参考答案
第⼗三章p区元素（⼀）参考答案第⼗七章碳、硅、硼⼀、是⾮题：1 、钻⽯所以那么坚硬是因为碳原⼦间都是共价键结合起来的,但它的稳定性在热⼒学上⽯墨要差⼀些。
2、在B2H6分⼦中有两类硼氢键,⼀类是通常的硼氢σ键,另⼀类是三中⼼键, 硼与硼之间是不直接成键的。
3、⾮⾦属单质不⽣成⾦属键的结构,所以熔点⽐较低,硬度⽐较⼩,都是绝缘体。
4、⾮⾦属单质与碱作⽤都是歧化反应。
⼆、选择题：1、硼的独特性质表现在:A 、能⽣成正氧化态化合物如BN,其它⾮⾦属则不能B 、能⽣成负氧化态化合物,其它⾮⾦属则不能C、能⽣成⼤分⼦D、在简单的⼆元化合物中总是缺电⼦的2 、⼆氧化硅：A 、与NaOH共熔反应⽣成硅酸钠B、是不溶于⽔的碱性氧化物C 、单质是分⼦晶体,与CO2晶体相似D 、属AB2型的化合物,晶体结构属CaF2型3 、下列四种⾮⾦属元素中,哪⼀种不⽣成象POCl3之类的氯氧分⼦化合物?A 、B B 、C C 、ND 、S4、C、Si、B都有⾃相结合成键的能⼒，但C的⾃链能⼒最强,原因是:A 、C原⼦外层4个电⼦易得或易失形成C4-或C4+B、C形成的最⼤共价数为2C、C单质的化学活性较Si,B活泼D、C原⼦半径⼩,⾃链成键不受孤对电⼦键弱化效应的影响5 、CO与⾦属形成配合物的能⼒⽐N2强的原因是:A、C原⼦电负性⼩易给出孤对电⼦ B 、C原⼦外层有空d轨道易形成反馈键C、CO的活化能⽐N2低D 、在CO中由于C-←O+配键的形成,使C原⼦负电荷偏多,加强了CO 与⾦属的配位能⼒6 、下列⽆机酸中能溶解酸性氧化物SiO2的是:A、HCl B 、H2SO4(浓) C、HF D、HNO3(浓)7 、下列元素性质最相似的是:A、B和Al B 、B和SiB、B和Mg D 、B和C8、关于BF3的下列描述中,说法正确的是:A、BF3⽔解得到HF(aq)和H3BO3B、BF3接受电⼦对的倾向⽐BCl3强C、BF3是离⼦化合物,分⼦是极性的D、在室温下B与F2反应得到BF3三、填空题：1、等电⼦原理是指( )。
第十三章p区元素一
[Al(H2O)6 ]3 [Al(OH)(H2O)5 ]2 H Ka 10-5.03
2Al3 2S2- 6H2O 2Al(OH) 3 (s) 3H2S(g)
2Al 3
3CO
23
3H 2 O
2Al(OH) 3 (s)
3CO2
(g)
Al3+的鉴定：在氨碱性条件下，加入茜素
Al3 3NH3 H2O Al(OH) 3(s) 3NH4 Al(OH) 3 3C14H6O2 (OH)2 Al(C14H7O4 )3(红色) 3H2O
有CH4，但无BH4 最简单的硼烷：B2H6
HH HBBH
HH
硼烷的结构
B：利用sp3杂化轨道，与氢形成三中心两电子键。 （氢桥）
HH
H
记作： B B
HHH
要点：B的杂化方式，三中心两电子键、氢桥。
B4H10分子结构
硼烷的性质
(1) 自燃
B2H6 (g) 3O2 (g) B2O3(s) 3H2O(g)
化学活性高， 硬度大 熔点，沸点都很高。
α-菱形硼（B12）
13.2.3 硼的化合物
• 硼的氢化物 • 硼的含氧化合物
– (1)三氧化二硼 – (2)硼酸 – (3)硼砂 • 硼的卤化物 • 氮化硼
硼的氢化物------硼烷
分类：BnHn+4和 BnHn+6
例：B2H6
B4H10
乙硼烷 丁硼烷
Cl Cl Cl
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 其它：6
无机化学 p区元素
无机化学 p区元素p区元素是周期表中第13至18列元素，也被称为主族元素或气族元素。
它们的化学性质在同一周期内呈现出明显的变化，但在同一族内则有着相似的性质。
本文将从p区元素的发现、物理性质、化学性质和应用方面进行介绍。
一、发现历史p区元素包括第13至18列的元素，是一组很有特殊性质的元素。
人们在测定原子量和密度时陆续发现了这些元素。
在18世纪前，人们对许多p区元素的存在还没有足够的证据。
因此，这些元素也成为了化学家们探索的一个难题。
1830年代， Jons Berzelius 以三个十二面体化合物来系统地描述元素。
这些化合物即由氧、碳、氮、硫和磷的元素统一构成的，在此基础上，他将元素分成了四个区，包括酸基金属、上碲族、下碲族和稀有元素。
但当时的化学学家认为，有更多的元素应该属于上述因素中的某一组，于是 stas 和sebaste 花了 20 年时间，最终找到了人类认识的所有元素。
这一时期p区元素的最后发现是在1898年，由法国科学家Pierre Curie 发现的钋和镭。
二、物理性质1、电子配置p区元素的电子构型为 ns2np1-6(除氦He外，另有例外，即不是ns2np5，如氧O)。
其中，ns和np是主量子数。
p区元素的外层电子结构十分稳定，p区元素代表元素外层电子的数目是非常有限的，它们在化学之间的交互作用直接影响每个元素的化学适用性。
p区元素的数量相对比较少，但却具有十分丰富的化学反应性。
2、原子尺寸和电负性p区元素原子尺寸相比于同周期的s区或d区元素会比较小，但相比于前一个周期，p区元素的原子尺寸又会更加大一些。
这些原子尺寸的变化和电负性的变化有关。
氧、氮、碳等元素的电子云很大程度上影响着元素化学性质的表现。
一般来说，p区元素的电负性很高，因为它们具有较高的电子亲和能力和较高的电负性。
氨等化合物是p区元素高电负性的体现。
三、化学性质p区元素对于化学反应性的调节十分显著，同一页上的元素之间往往会显示出相似的化学性质。
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
p区元素
-
0.456
Br2
1.077
Br-
0.610 0.216
H3IO62-
0.700
IO3-
0.169
IO
-
0.403 0.290
I2
0.534
I-
卤素单质 物理性质
F2
聚集状态 g
Cl2
g
Br2
l
I2
s
分子间力
b.p./℃ m.p. /℃
小
-188 -220 -34 -102 59 -7
大
185 114
颜色
浅黄
黄绿
红棕
紫
二.
化学性质
卤素单质是强氧化剂，其中F2的氧化性最强，随原子
序数增大，氧化能力逐渐变弱。 F2 E ( X2 / Xˉ )/V： 3.05 X2 氧化性： Xˉ 还原性： 强 弱 Cl2 1.36 Br2 1.07 I2 0.54 弱 强
结论：氧化性最强的是 F2，还原性最强的是 Iˉ。
2 PCl3(l)
(无色发烟液体)
(淡黄色固体)
2 PCl5(s)
Br2 和I2 可与许多非金属单质作用，一般多形成低价
化合物，反应不如 F2、Cl2 激烈。 2 P(s) + 3 Br2(g) 2 P(s) + 5 I2(g) 2 PBr3(l) 2 PCl3(s) (无色发烟) (红色)
4
与 H2 的反应 在低温下，暗处，F2 可与 H2 发生剧烈反应，放出大
催化剂，Δ Pt，350℃
2 HBr(g)
I2 与 H2 在催化剂存在并加热的条件下可反应生成 HI， 2 HI(g)
卤素单质的制备
卤素主要以卤化物形式存在于自然界。氟的资源
第13章p区元素一之硼族元素-文档资料
硼族元素
Boron Group Elements
General Indroduction Boron and Compound Aluminum and Compound Ga，In，Tl
硼族元素概述
硼族(ⅢA)：B(boron)，Al(aluminum)，
Ga(gallium)，In(indium)，Tl(thallium)
Al: 铝土矿Al2O3.SiO2，明矾KAl(SO4)2.12H2O。铝矾土Al2O3,
刚玉α-Al2O3 , 冰晶石Na3AlF6。尖晶石，石榴石，粘土。
Ga, In, Tl: 硫化物存在地壳中。
B: 非金属，
Al、Ga、In、Tl: 金属。
General properties
B 价电子结构 2s22p1 Al 3s23p1 Ga 4s24p1 In 5s25p1 144 1.78 Tl 6s26p1 148 1.8
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 它卤酸(HClO3 ，HIO3)、高卤酸(HClO4， H5IO6)强。 ( ClO /Cl ) 1 . 458 V E 3 2
( BrO /Br ) 1 . 513 V E 3 2 IO /I ) 1 . 209 V E ( 3 2
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
Al
Cl Cl
Al
Cl Cl
Boron and Compound Boron
硼有多种同素异形体，可以以无定形和晶形硼形式存在， 化学活性明显地取决于纯度、结晶度、细分状态和反映温 度。 无定形硼 晶形硼
北师大考研无机化学复习题第十三章
北师⼤考研⽆机化学复习题第⼗三章第13 章p 区元素（⼀）⼀、教学基本要求1. 了解p区元素的特点；2. 了解p区元素的存在、制备及⽤途；3. 掌握重点元素硼、铝、碳、硅、氮和磷的单质及其化合物的性质，会⽤结构理论和热⼒学解释它们的某些化学现象；4. 从⼄硼烷的结构了解缺电⼦键和硼烷结构；5. 了解⼀些⽆机材料的制备和⽤途；6.了解惰性电⼦对效应概念及其应⽤。
⼆、要点1.缺电⼦化合物 (Electron-deficient compound)具有共价性的原⼦，若其价电⼦数少于价层轨道数时，这种原⼦称为缺电⼦原⼦。
缺电⼦原⼦以共价键所形成的不具有⼋隅体结构的化合物称作缺电⼦化合物。
如：B原⼦最外层电⼦排布为：2s22p1,有3个价电⼦，但它有四个价层轨道（⼀个3s，三个3p），是缺电⼦原⼦。
当它和卤素原⼦形成BX3时，在中⼼B原⼦外围只能形成三个共⽤电⼦对（6个电⼦），它不是⼋隅结构，这类化合物就是缺电⼦化合物。
2.⾜电⼦化合物 (Electron-precise compound)指所有价电⼦都与中⼼原⼦形成化学键，并满⾜了路易斯结构要求的⼀类化合物。
第14族元素形成⾜电⼦化合物，例如甲烷分⼦CH4 , 分⼦中的键电⼦对数恰好等于形成的化学键数。
3.富电⼦化合物 (Electron-rich compound)指价电⼦对的数⽬多于化学键数⽬的⼀类化合物。
第15族⾄第17族元素形成富电⼦化合物，例如氨分⼦NH3, 4个原⼦结合只⽤了3对价电⼦，多出的两个电⼦以孤对形式存在。
4.稀散元素 (Rare element)⾃然界中不能形成独⽴矿床⽽以杂质状态分散于其他矿物中的元素，如硒、碲、锗、铟、铊等。
可由冶⾦、化⼯作业的各种粉尘、残渣或中间产品中提取。
这些元素在电⼦⼯业、原⼦能⼯业、合⾦材料、电光原材料及催化剂等⽅⾯有重要的⽤途。
5.三中⼼两电⼦键 (Three center two electron bond)它是多中⼼共价键中的⼀种，指三个原⼦共⽤两个电⼦的化学键，中⼼原⼦常为缺电⼦原⼦，例如，硼烷中就存在3e-2c的氢桥键。
大连理工大学无机化学教研室《无机化学》(第6版)笔记和课后习题(含考研真题)详解(13-18章)【圣
2．p 区元素特征 （1）各族元素性质自上而下呈规律性变化 同族自上而下：原子半径↑，金属性↑，非金属性↓。 （2）多种氧化值 ns2np1～6 的价电子构型使大部分 p 区元素具有多种氧化值。 （3）电负性大 电负性：p 区元素＞s 区元素。 （4）第二周期元素具有反常性 第二周期元素单键键能（N、O、F）＜第三周期元素单键键能（P、S、Cl）。 （5）第四周期元素表现出异样性 d 区元素的插入，使第四周期元素的原子半径显著减小，性质展现出特殊性。
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第 13 章 p 区元素（一）
13.1 复习笔记
一、p 区元素概述 1．p 区元素 p 区元素：除 H 以外的所有非金属元素和部分金属元素。 惰性电子对效应：同族元素，自上而下，氧化值低的化合物的稳定性高于氧化值高的化 合物的现象。
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③加合反应：B2H6＋2NH3→[BH2·（NH3）2]＋＋[BH4]－ 【注意】①乙硼烷自燃和水解放热较大，可用于制作火箭燃料。②乙硼烷是剧毒物质， 空气中其最高允许含量为 0.1µg/g。 （2）硼的含氧化合物 ①三氧化二硼 B2O3 a．物理性质 颜色：白色固体；密度：2.55g·cm－3；熔点：450C。 b．化学性质 被碱金属还原：B2O3＋3Mg→2B＋3MgO 与水反应：
B 2 O 3 HH 22OO 2 H B O 2 HH 22OO 2 H 3 B O 3
②硼酸 H3BO3 化学性质：硼酸为一元弱酸（固体酸）；与多羟基化合物发生加合反应；受热易分解。 ③硼砂 硼砂：硼酸盐的一种，水解呈碱性；溶液中，n（H3BO3）＝n（B（OH）4－），具有缓冲 作用。 （3）硼的卤化物 ①三卤化硼 BX3 BX3 在湿空气中发生水解反应 BX3＋3H2O→B（OH）3＋3HX ②氟硼酸 H[BF4] H[BF4]的酸性比 HF 强，可利用 BF3 的水解制备，反应方程为
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
第13章-p区元素1硼族元素
12-3-3 硼酸及其盐
硼酸的性质
为固体酸。微溶于冷水，在热水中 溶解度增大（因为部分氢键断裂） 一元弱酸（非三元酸） H3BO3 + H2O [B(OH)4]- + H+ Ka=5.8×10-10
水溶液显酸性, 是由于硼原子是缺电子原子, 价层有空轨道，能接受水解离出的OH-孤对 电子，以配位键形式形成[B(OH)4]-。
电负性( p ) 2.0 1.5 1.6 1.7 1.8
13-2-1 硼族元素概述
ⅣA 硼(B) 铝(Al) 镓(Ga) 铟(In) 铊(Tl) 5 13 31 49 81 原子序数 价层电子构型 2s22p1 3s23p1 4s24p1 5s25p1 6s26p1 0、+1 0、+1 0、+1 0、+3 0、+3 为缺电子原子，可 价电子数价层电子轨道数 主要氧化数 +3 +3 (+3) 形成缺电子化合物 3 4 143 122 163 170 原子半径/pm 88 缺电子原子可作为 原 子 缺电子原子 等电子原子 多电子原子 离子半径 27 50 62 80 88.6 3+ 价电子数 r(M )/pm 中心原子形成： ‖ ∧ ∨ -1) 价层 电子 轨道数 I1/(kJ· mol 801 578 配位键 579 (558 589 如H[BF 4]) 特 点 有空轨道 有孤对电子 1.5 多中心键 1.6 1.7 1.8 电负性 ( p ) 2.0 ( 如 B 2H6) 举 例 B、Al C、Si、H N、O、X
易溶于水, 其溶解度随温度升高而增大 OH 易水解，水溶液呈碱性
O B O
硼砂
B4O72- + 7H2O
4H3BO3 + 2OH -
第十三章 p区元素(一)
B2 H 6 (g) + 6Cl 2 (g) 2BCl3 (l) + 6HCl →
△rHm = -1376kJ ⋅ mol-1
2.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
O2
B(无定形)
+H2O
Mg或Al
B2O3
-H2O
H3BO3
∆ 制备： 4B(s) + 3O 2 (g) → 2B 2 O 3 (s) ∆ 2H 3 BO 3 → B 2 O 3 + 3H 2 O
第16章 碳 硅 硼 16章
§ 16.1 碳
§ 16.2 硅 § 16.3 硼
16.1 碳
16.1.1 碳族元素概述 碳族(IVA)：C, Si, Ge, Sn, Pb 价电子构型：ns2np2 C Si Ge -4 +2 + 4 (+ 2 ) 氧化值 +4 +4 最大 4 6 6
配位数 单质可形成原子晶体 金属晶体
Sn +2 +4 6
Pb +2 (+ 4 ) 6
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 。
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。
实验13-P区元素1(卤素、氧、硫)
实验13-P区元素1（卤素、氧、硫）
卤素是第17族的元素，包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）和石蜡烯（At）。
这些元素在化学性质上具有相似之处，并且它们都是非金属元素。
它们通常以分子形式存在，如氧气分子（O2）一样，并且它们在室温和常压下都是气体（氟和氯）或液体（溴）。
卤素可以形成许多化合物，包括盐（如氯化钠）和有机卤素（如氯仿和溴苯）。
它们在生物学和医学上也具有重要的作用，例如氟是一种常用的牙科防蛀剂。
然而，卤素也有一些不利的影响。
例如，氯气是一种臭氧层破坏物质，许多卤素化合物也是温室气体。
氧是第16族的元素，也是一种非金属元素。
它是地球上最常见的元素之一，占地球大气层的约20%。
氧气（O2）是一种重要的生物和化学气体，有助于我们呼吸和燃烧活动。
氧可以形成许多化合物，包括水（H2O）和二氧化碳（CO2）。
氧气和氧化合物在许多化学反应和工业过程中都扮演着重要的角色，例如在焊接、化学合成和发电中。
氧也是大气污染的主要来源之一。
例如，当化石燃料燃烧时，会释放出二氧化碳、一氧化碳和其他氧化物，这些化合物可以导致空气质量下降和气候变化。
硫是第16族的元素，也是一种非金属元素。
它在地球上很常见，并且在许多生物中都扮演着重要的角色，例如制造蛋白质和形成葡萄糖。
另外，硫还有一些其他的不利影响。
例如，酸雨是由于氧化二氧化硫和氮氧化物而导致的，可以对树木和水生生物产生不利的影响。
此外，硫还可以形成许多有毒化合物，例如硫化氢（H2S）和二甲基硫醚（CH3SCH3）。
第13章p区元素一之硼族元素-资料
O CH2
－
HOCH
B
HOCH
CH2 O
O CH2
•(4)与醇反应
H3BO3 + 3 CH3OH H2SO4 B(OCH3)3 (硼酸三甲酯)＋3 H2O 高温燃烧有绿色火焰
可鉴别硼酸及盐
(5)受热易分解
B ( O H ) 3 1 2 0 o C o H B O 2 1 4 0 - 1 6 0 o C H 2 B 4 O 7 5 0 0 o C B 2 O 3
HH
H
记作： B B
HHH
H
要点：B的杂化 方式，三中心二电子 键、氢桥。
H
133pm H
B
B 119pm
H
H
H
B4H10分子结构
两类重要的硼烷在组成上可表示为： 巢型硼烷：BnHn+4，如B2H6, B5H9, B6H10 蛛网型硼烷：BnHn+6 ，如B4H10, B5H11, B6H12
硼烷的化学键，大致归纳有以下键型：
B2O3
+H2O -H2O
2HBO2
偏硼酸
+H2O -H2O
2H3BO3 (原)硼酸
xB2O3·yH2O 多硼 酸 B2O3和许多种金属氧化物在熔融时生成有特 征颜色的硼珠，可用于鉴定。
B2O3：硼酸的酸酐，易溶于水。粉末状B2O3可作 吸水剂：
B2O3＋ 3 H2O
2 H3BO3 (aq)
在水量不足：热的水蒸气、潮气：
O2 Mg或Al
+H2O
B2O3 -H2O
H3BO3
Preparation: 4B(s)3O2(g) 2B2O3(s)
2H3BO3 B2O3 3H2O
第十三章 p区元素
第十三章 p区元素（一）13.1 p区元素概述p区元素包括周期系中ⅢA---ⅦA及希有气体元素，这些元素的最外层分别有2个s电子和1--6个p电子。
p区元素具有以下特点:1、价电子层结构通式为ns2np1--6。
2、非金属向金属过渡。
同一主族，从上到下，原子的最外层电子数相同，原子半径逐渐增大，而有效核电荷只是略有增加，获得电子能力逐渐下降，因此，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
这种变化规律在p区ⅢA---ⅦA族中显得突出明显。
这几族元素每族都是从1个典型的非金属元素开始过渡到一个典型金属元素结束。
3、第一横排元素不规则性。
各族的第一个元素，主要指F, O, N, C，它们在本族元素的性质递变上有反常表现。
其主要原因是:（1）原子半径特别小。
（2）电负性明显地大。
3无法动用d轨道。
表现为1)F, O, N同H形成的化合物中易形成氢键。
（2）配位数小。
（3）单键键能反常地小。
这是因为当两个F, O, N原子靠近组成单键时, 它们原子外层上还有未键合的孤对电子，原子间距离小时，这些孤对电子间将产生明显的排斥作用，弱化了单键，这种现象也称为孤对电子的排斥效应。
4、中间横排元素的不规则性。
从第四周期始，p区元素次外层不再是8个电子，而是18个电子，多了10个3d电子，这样使的第四周期的p区元素的有效核电荷显著增大，对核外电子的吸引力增强,造成同族内原子半径、电负性、电离能、φ等的递变出现不规则性，变的缓慢甚至发生逆转现象。
例:ⅢA族原子半径电负性第一至第三电离能之和（埃）（kJ/mol)B 0.82 2.01 6888Al 1.18 1.47 5140Ga 1.26 1.82 5520In 1.44 1.49 5084Tl 1.48 1.44 5438中间横排元素的不规则性，是由元素在周期表中的排列位置以及电子层构型的特殊性所造成。
5、氧化值。
大多数p区元素具有多种氧化值，其最高正氧化值等于其最外层电子数，等于其族数。
元素化学-p区
一、p区元素
元素化学-p区
卞 江 北京大学化学与分子工程学院 20147
IA 1A
VIIIA
8A IIA 2A IIIA 3A IVA 4A VA 5A VIA 6A VIIA 7A
1 2 3 4 5 6 7
H Li
He Ne Ar
Be
IIIB 3B IVB 4B VB 5B VIB 6B VIIB 7B ------- VIII ------------- 8 ------IB 1B IIB 2B
到纯度为96%的粗硅。
在CuCl催化下，将上述粗硅与HCl气体反应得
到SiHCl3。经精馏后，得到纯度为7个9的硅。
应用化学气相沉积法（CVD），用H2还原
变。
压电材料 没有对称中心的晶体具有压电性质
SiHCl3得到高纯硅（纯度可达9个9）。
应用区域熔融精炼法进一步提纯（纯度可达12
3
4
一些无机单质的结构
部分主族单质形成特殊结构
同核双原子分子
为什么P区元素单质呈现多种多样的
结构形式、形成为数众多的同素异 形体？ 答：p区元素从上到下经历由非金属到 金属的过渡过程，结构形式也经历 了从分子、共价到密堆积的过程。 总的趋势是越来越聚合，越来越具 有金属性。
在同一周期里，碳族元素具有最多
堆积方式：三种方式都有。 非金属： 分子晶体：熔沸点低，如Br2，I2； 原子晶体：溶沸点高，C、Si、B； 簇合物：B12（二十面体）、P4（白磷）、S8（皇冠八元
环）、Se8（另有灰硒，为螺旋链状结构）；
链状、层状晶体：红磷（四面体链）、黑磷（皱褶网状）、
硫聚合物（螺线型硫）、灰硒和碲（螺旋链状结构）、As 和Sb(皱褶六角网状)。
第十三章p区元素
第十三章p区元素第十三章p区元素(一)[教学要求]1．了解硼族元素的通性。
熟悉缺电子原子和缺电子化合物的概念。
熟悉乙硼烷的结构和重要性质。
掌握硼酸的晶体结构和性质、硼砂的结构和性质。
了解硼的卤化物的结构和水解。
2．熟悉铝及其重要化合物的性质。
3．了解碳族元素的通性。
熟悉碳单质的结构、二氧化碳、碳酸及其盐的重要性质，能用离子极化理论说明碳酸盐的热稳定性。
4．了解硅单质、二氧化硅、硅酸及其盐的重要性质，硅的卤化物。
5．了解锡、铅的氧化物；熟悉锡、铅硫化物的酸碱性及其变化规律。
掌握Sn(Ⅱ)的还原性和PB(Ⅳ)的氧化性。
熟悉锡、铅硫化物的颜色、生成和溶解性。
[教学重点]碳、硅、硼三元素的单质、氢化物、含氧化合物和卤化物制备、性质和用途。
[教学难点]硼的多中心键[教学时数]6学时[教学内容]§13.1 p区元素概述p区元素性质的特征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)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)=141E(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(HClO 3 ，HIO 3)、高卤酸(HClO 4，H 5IO 6)强。
③最后三种元素性质缓慢地递变(d 区、f 区插入)2.多种氧化值价电子构型：n s 2n p 1~5例如：氯的氧化值有 +1，+3，+5，+7，-1，0等。
3.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) <="" bdsfid="92" p="" 价电子结构分别为[ne]3s="">，[Ne]Pb(II)>Pb(IV) ,价电子结构分别为[Xe]6s 2，[Xe]§13.2 硼族元素 13.2.1 硼族元素概述硼族(ⅢA)：B ，Al ，Ga ，In ，Tl 价电子构型：n s 2n p 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。
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2.硼的含氧化合物
① 三氧化二硼 B2O3 结构：原子晶体：熔点460C
无定形体：软化
B(无定形)
O2 Mg或Al
+H2O
B2O3 -H2O
H3BO3
制备： 4B(s) 3O 2 (g) 2B 2O3 (s) 2H 3BO 3 B2O3 3H 2O
性质：
B2O3 3Mg 2B 3MgO
B2O3
+H2O -H2O
2HBO2 偏硼酸
+H2O -H2O
2H3BO3
原硼酸
xB2O3·yH2O 多硼酸
② 硼酸 H3BO3
结构：
B：sp2杂化
H O
B
O
OH
H
性质：
• 一元弱酸 (固体酸)
H3BO 3 H2O
B(OH)
4
H
13.2.2 硼族元素的单质
硼的存在
硼在我国是丰 产元素，西藏的许 多湖泊里含有硼酸 或硼砂。古代阿拉 伯炼金家就是从我 国西藏获得硼砂
硼的单质
• 同素异形体：无定形硼， 晶形硼
•
棕色粉末, 黑灰色
• 硬度大,熔点、沸点都很高。
• 晶形硼相当稳定,不与氧、硝酸、热浓硫酸、
烧碱等作用；无定形硼则较活泼。
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：
H HB
H BH
HH
硼烷的结构
B：利用不等性sp3杂化 轨道，与氢形成三中心两电
•
.
子键。（氢桥）
HH
H
BB
记作： H H H
要点：B的杂化方式， 三中心两电子键、氢桥。
B4H10分子结构
•硼烷的性质
③ 加合反应
B2Hቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ CO 2[H 3B CO]
B2H6 2NH 3 [BH 2 (NH 3 )2 ] [BH 4 ] 2LiH B2H6 2LiBH 4 2NaH B2H6 2NaBH 4 ④ 被氯氯化 B2H6 (g) 6Cl 2 (g) 2BCl 3 (l) 6HCl
4.了解碳族元素的通性，碳单质的结构；熟悉二氧化碳、碳酸 及其盐的重要性质，能用离子极化理论说明碳酸盐的热稳定性。
5.了解硅单质、硅的氢化物、二氧化硅、硅酸和硅胶、硅酸盐、 硅的卤化物。
6.熟悉锡、铅的氧化物、氢氧化物酸碱性及其变化规律；掌握 锡(Ⅱ)的还原性，铅(Ⅳ)的氧化性，锡、硫化物的颜色、生成 和溶解。
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) 价电子结构分别为[Ne]3s2，[Ne] Pb(II)>Pb(IV) 价电子结构分别为[Xe]6s2，[Xe]
13.1 p区元素概述
• 各族元素由非金属向金属过渡 • 多种氧化值 • 电负性大，主要形成共价化合物 • 各族元素性质由上到下的变化规律出现突变
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
/IO
3
)
1.60
V
③最后三个元素性质缓慢地递变
(d区、f 区插入)
K+ r/pm 133
Rb+ r/pm 148
Cs+ r/pm 169
Ca2+ 99 Sr2+ 113 Ba2+ 135
Ga3+ 62 In3+ 81 Tl3+ 95
Ge4+ 53 Sn4+ 71 Pb4+ 84
As5+ 47 Sb5+ 62 Bi5+ 74
•电负性大，形成共价化合物
§ 13.2 硼族元素
＊
13.2.1 硼族元素概述
13.2.2 硼族元素的单质 13.2.3 硼的化合物
13.2.4 铝的化合物
13.2.1 硼族元素概述
• 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。
第十三章 p区元素(一)
.
§ 13.1 p区元素概述
§ 13.2 硼族元素
§ 13.3 碳族元素
教学要求
1.了解硼族元素通性，熟悉缺电子原子和缺电子化合物。 2.熟悉乙硼烷的结构和性质；掌握三氧化二硼、硼酸的结构和 性质；了解硼的卤化物的结构和性质。
3.熟悉铝、三氧化二铝、氢氧化铝的两性，铝盐和铝酸盐、铝 的化合物。
① 自燃
B2H6 (g) 3O 2 (g) B2O3 (s) 3H 2O(g)
△ rHm -2034kJ mol-1
火 焰 呈 现 绿 色
含 硼 化 合 物 燃 烧
② 水解
B2H6 (g) 3H 2O(l) 2H 3BO 3(s) 6H2 (g)
△ rHm -509.3kJ mol -1 水下火箭燃料
缺电子化合物特点：
a. 易形成配位化合物HBF4 b. 易形成双聚物Al2Cl6
Cl Cl Cl Al Al
Cl Cl Cl
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 其它：6
例：HBF4 例：Na3AlF6
• α-菱形硼（B12） • 原子晶体
13.2.3 硼的化合物
四类硼的化合物： 1.共价型化合物 BF3、BCl3 平面三角形 ２.配位化合物 ［ BF４］－ 四面体 3.硼与氢形成的三中心键缺电子化合物B2H6和
B４H１０ 4.硼与活泼金属形成的－３价化合物．Mg3B2
1.硼的氢化物
硼烷分类：BnHn+4和 BnHn+6
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。
E
(BrO
3
/Br2
)
1.513
V
E
(IO
3
/I2
)
1.209
V
E
(ClO
4
/ClO
3
)
1.226
V
E
(BrO
4
/BrO
3
)
1.763
V
E
(H 5 IO 6