第7章+S区和p区元素
元素知识
s区元素的单质均为金属晶体；p区元素的中间部分，其单质的晶体结构较为复杂，有的为原子晶体，有的是过渡型(链状或层状)晶体，有的为分子晶体。
周期系最右方的非金属和稀有气体则全部为分子晶体。
总的来看，同一周期元素的单质，从左到右，一般由典型的金属晶体经过原子晶体、层状晶体或链状晶体等，最后过渡到分子晶体。
同一族元素单质由上而下，常由分子晶体或原子晶体过渡到金属晶体。
副族元素单质均为金属晶体.表9-5 主族及零族元素单质的晶体类型ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 零一H2分子晶体He分子晶体二Li金属晶体Be金属晶体B原子晶体C金刚石原子晶体石墨片状结构晶体富勒烯碳原子簇分子晶体N2分子晶体O2分子晶体F2分子晶体Ne分子晶体三Na金属晶体Mg金属晶体Al金属晶体Si原子晶体P白磷为分子晶体黑磷为层状结构晶体S斜方硫、单斜硫为分子晶体弹性硫为链状结构晶体Cl2分子晶体Ar分子晶体四K金属晶体Ca金属晶体Ga金属晶体Ge原子晶体As黑砷为分子晶体灰砷为层状结构晶体Se红硒为分子晶体灰硒为链状结构晶体Br2分子晶体Kr分子晶体五Rb金属晶体Sr金属晶体In金属晶体Sn灰锡为原子晶体白锡为金属结构晶体Sb黑锑为分子晶体灰锑为层状结构晶体Te灰碲链状结构晶体I2分子晶体Xe分子晶体六Cs金属晶体Ba金属晶体Tl金属晶体Pb金属晶体Bi层状结构晶体(近于金属晶体)Po金属晶体At金属晶体(具有某些金属性)Rn分子晶体单质的晶体结构和物理性质表9-5列出了主族及零族元素单质的晶体类型。
可以看出：s区元素的单质均为金属晶体；p区元素的中间部分，其单质的晶体结构较为复杂，有的为原子晶体，有的是过渡型(链状或层状)晶体，有的为分子晶体。
周期系最右方的非金属和稀有气体则全部为分子晶体。
总的来看，同一周期元素的单质，从左到右，一般由典型的金属晶体经过原子晶体、层状晶体或链状晶体等，最后过渡到分子晶体。
同一族元素单质由上而下，常由分子晶体或原子晶体过渡到金属晶体。
s区和p区元素
氟除外，氯、溴、碘形成的四种含氧酸为：
次卤酸(HXO) 亚卤酸(HXO2) 卤酸(HXO3) 高卤酸(HXO4)
离子构型：XO-—直线形 XO3- —三角锥形 (1) 次卤酸及其盐 XO2-—角形 XO4-—四面体形
热稳定性：XO- < XO2- < XO3- < XO4-
a 次卤酸都是弱酸，酸性：HClO>HBrO>HIO
d 硫代硫酸及其盐 ⅰ 硫代硫酸不稳定，不能游离存在；其相应盐能稳定存在。 ⅱ Na2S2O3.5H2O：俗称海波或大苏打，其水溶液显弱碱性。 在中性、碱性溶液中很稳定，酸性溶液中迅速分解。 Na2S2O3 + 2HCl 2NaCl + S + SO2 + H2O
硫代硫酸钠是中等强度还原剂。 2Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O Na2S2O3 + I2 2S2O32- + AgBr 2H2SO4 + 2NaCl + 6HCl (还原剂) (氧化剂) (配合剂)
３.卤化物的稳定性: 氟化物最稳定
卤素元素的基本性质
基本性质 价层电子结构 主要氧化数 分子解离能/kJ· mol 溶解度 /(g/100gH2O,293K) 原子半径/pm X-离子半径/pm 第一电离势/kJ· mol-1 第一电子亲和势 /kJ· mol-1 电负性 (Pauling) X-的水合能/kJ· mol-1 φØ (X /X-)/V F -1,0 154.8 分解水 64 136 1682 Cl Br ns 2np 5 190.16 3.58 114 196 1140 I
(2) 氢卤酸都是强酸(氢氟酸除外)。
酸性、还原能力： HF<HCl<HBr<HI 2HBr + H2SO4(浓) = Br2+SO2 + 2H2O 8HI + H2SO4(浓) = 4I2+H2S + 4H2O (3) 特殊反应: SiO2 + 4HF= SiF4 + 2H2O ◆氢氟酸不宜贮存于玻璃器皿中，应盛于塑料容器里。 (4) 卤素和氢卤酸均有毒，能强烈刺激呼吸系统。
高中化学-s区和p区元素
s区和p区元素化学引言Introduction of the Chemistry of s and p Elements周期系中的主族元素（the elements in the main subgroups）即为s区和p区元素。
每一周期（period）以两种s区元素开始，后面是六种p区元素（第一周期例外，只有两种元素）。
一、原子半径（Atomic Radii）、电离势（Ionization Energy）、电子亲和能（Electron Affinity）和电负性（Electronegativity）的周期性变化（见第七章）二、s和p区元素的氧化态（Oxidation State of s and p Element）1．外层s和p轨道之间的能量差The Energy Difference (eV) of the Outer s and p Orbital in the Main Subgroups 2nd period Li Be B C N O F Ne1.92.8 4.6 5.3 6.0 14.9 20.4 26.83rd period Na Mg Al Si P S Cl Ar2.1 2.7 4.5 5.2 5.6 9.8 11.6 12.54th period K Ca Ga Ge As Se Br Kr-- 5.9 6.7 6.8 10.4 12.0 13.25th periodIn Sn Sb Te I Xe 5.2 5.8 6.6 8.8 10.1 - 6th periodTl Pb Bi Po At Rn(7)(9)(10)(12)(16)-(1) 同一周期元素的最高氧化态的稳定性从左到右降低，这是由于s 和p 轨道之间的能级差增大，因此失去n s 2电子的机会减少，例如第三周期：ΔE 3s ～3p ：Si(5.2eV)，P(5.6eV)，S(9.8eV)，Cl(11.6eV)∴ ----4243444ClO SO O P SiO 、、、的稳定性从左到右降低(2) ΔE 3s ～3p ＜ΔE 4s ～4p ＞ΔE 5s ～5p 可以解释实验上发现如下稳定性序列：PCl 5＞AsCl 5＜SbCl 5，SF 6＞SeF 6＜TeF 6，-4ClO ＞-4BrO ＜-4IO(3) ΔE 6s ～6p 的值特别大，所以6s 2电子很难参与形成化学键，这种效应称为“6s 2惰性电子对效应”（inert 6s pair effect ）2．通常周期系中奇数族元素的氧化数为奇数，偶数族元素的氧化数为偶数+3+5+7+1, 1En sn pEn sn p+4+6+2, 2三、s 和p 区元素的配位数（Coordination Numbers of s and p Elements ）1．Fluoro and oxy complexes of selected elements) 2nd period -24BeF-4BF4CF +4NF3rd period -36AlF -26SiF -6PF 6SF+6ClF4th period -36GaF -26GeF-6AsF6SeF2nd period -33BO-23CO -3NO3rd period -44SiO -34PO-24SO-4ClO4th period -44GeO -34AsO -24SeO -4BrO5th period-86SnO-76SbO-66TeO-56IO-46XeO主族元素从上到下，配位数增大；同种元素与不同配体配位，配体体积越小，配位数越大。
s区,p区元素
过氧化物
453 573K 4Na O2 2Na 2O 573 673K 2Na 2O O2 2Na 2O2
Na2O2在碱性介质中具有强氧化性： 熔矿剂；遇棉花、炭粉爆炸
3Na 2O2 Cr2O3 2Na 2CrO4 +Na 2O Na 2O2 MnO2 Na 2MnO4
H2 O
8.1.3 氧化物
多样性（三种氧化物）
普通氧化物(O2-) 过氧化物(O22-) 超氧化物(O2
-)
1s 2 2s 2 2p6
KK (σ 2s ) 2 (σ * 2s ) 2 (σ 2p ) 2 (π 2p ) 4 (π * 2p ) 4
KK (σ 2s ) 2 (σ * 2s ) 2 (σ 2p ) 2 (π 2p ) 4 (π * 2p )3
盐类的应用
硝酸钾：在空气中不吸潮,在加热时有强氧化性,用来制
造黑火药。硝酸钾还是含氮、钾的优质化肥。
氯化镁：通常以MgCl2· 6H2O形式存在，它能水解为
Mg(OH)Cl，氯化镁易潮解，普通食盐的潮解 就是其中含有氯化镁之故。纺织工业中用氯化 镁保持棉纱的湿度而使其柔软。
氯化钙：无水CaCl2有很强的吸水性，是常用的干燥剂。
碳-碳复合材料
人造金刚石
分子筛
高能燃料
光子带隙材料
硅单晶材料
太阳电池材料 纳米半导体材料
8.2.2 卤素的化合物
8.2.2.1 卤素概述
卤素的性质变化
卤素 价电子构型 共价半径（pm） 电负性
第一电离能（kJ/mol） 电子亲和能（ kJ/mol ） 氧化数
F 2s22p5 64 4.00
1681 -328 -1
无机化学s区和p区元素
概述
共性： (1) 热稳定性 含氧酸稳定性差，大多只能存在于水溶 液中，至今未制得游离纯酸。 (2) 氧化性 对同一元素不同氧化态而言，低氧化态的 氧化能力强（需要断的Cl-O键少）。 ① 在酸性介质中的氧化性一般都远大于的碱性介质中 的氧化性，说明含氧酸的氧化性强于盐。 ② 许多中间氧化数的物质如XO-、X2， 存在歧化反应 的可能性。 （3）酸性 HClO是很弱的酸，HClO3是强酸，接近于 盐酸和硝酸，HClO4是已知含氧酸中最强的酸。
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浓硫酸配成稀硫酸时,应将浓硫酸慢慢倒入水中，并不断搅
拌。 冷浓硫酸不与铁、铝等金属作用，这是因为在冷的浓硫酸 中，铁、铝表面生成一层致密的保护膜保护了金属，使之 不与硫酸继续反应，这种现象称为钝化，所以可用铁、铝 制的器皿盛放浓硫酸。 稀硫酸基本无氧化性、吸水性和脱水性。 大多数硫酸盐为无色结晶，易溶于水，但PbSO4，BaSO4， SrSO4和CaSO4微溶于水，其中BaSO4溶 解度最小。
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氧化还原性
θ /V A
O2
0.682V n 1
H 2 O2
1.229V n=2
1.77V n 1
H2 O
氧化性强，还原性弱，是一种“清洁的”氧化剂和还原剂 。 过氧化氢的使用依赖于其氧化性，不同浓度的过氧化氢 具有不同的用途：一般药用双氧水的浓度为 3% ，美容用品 中双氧水的浓度为 3 （ 6） % ，试剂级双氧水的浓度为 30% ，浓度在 90% 以上的双氧水可用于火箭燃料的氧化剂，若 90%以上浓度的双氧水遇热或受到震动就会发生爆炸。 过氧化氢：漂白剂、消毒剂、氧化剂
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7.3.5 浓硫酸
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。
高一化学 第七章 元素及其化合物
芯衣州星海市涌泉学校高一化学第七章元素及其化合物赛点归纳：一.主族元素：1. 主族、同族元素从上到下的性质变化一般规律；前四周期同周期元素从左到右的性质变化一般规律；对角线规那么；惰性电子对效应；主族重要而常见元素的名称、符号及在周期表中的位置；常见化合价及主要形态。
自然界氮、氧、碳的循环。
利用无机根本反响对简单化合物的鉴定。
2.IA、IIA族金属与水反响的产物及产物的碱性，金属于卤素反响的产物，金属与氧反响的产物，重元素的反响，锂与氢、氮生成LiH和Li3N。
3.最简非金属氢化物计量学，金属氢化物的性质，CH4、NH3、H2S、H2O、HX的酸碱性；NO与O2 反响生成NO2，N2O4与NO2的平衡，NO2与水反响的产物，HNO3及其盐作氧化剂，N2H4是液态的复原剂，存在H2N2O2和HN3这样的酸，不同金属和复原剂和硝酸及其盐的反响。
4.碘和Na2S2O3的反响，其他硫代酸、多酸、过酸，B(III)、Al(III)、Si(IV)、P(V)、S(IV)、S(VI)、O(II)、F(I)、Cl(I)、C(III)、Cl(V)、Cl(VII)等第二、三周期元素与卤素及其含氧阴离子的化合物的正常氧化态，其他氧化态的非金属化合物，Sn(II)、Pb(II)、Bi(III)主要氧化态，非金属氧化物与水的反响及生成的酸的计量学，卤素与水的反响，从F2到Cl2的卤素氧化性和反响性的递减，第三周期和第四周期元素化学差异，H2SO4、NH3、Na2CO3、Na、Cl2和NaOH的工业制法。
二.副族元素：1. 副族、同族元素从上到下的性质变化一般规律；副族〔第一系列〕重要而常见元素的名称、符号及在周期表中的位置；利用无机根本反响对简单化合物的鉴定。
2. Cr(III)、Cr(VI)、Mn(II)、Mn(IV)、Mn(VI)、Fe(II)、Fe(III)、Co(II)、Ni(II)、Cu(I)、Cu(II)、Ag(I)、Au(I)、Zn(II)、Hg(I)、Hg(II)等常见元平素见氧化态，上列常见离子在水溶液中的颜色，其他氧化态以及其他元素的化学性质，Cr、Mn、Fe、Co、Ni溶于稀盐酸，而Cu、Ag(I)、Hg不溶，溶解的产物是+2价的阳离子。
s区和p区元素总结
2-
H＋
Sn
β - H 2SnO 3 (s,白)
不溶于酸或碱
15
8. 如何制备硫代锡酸盐？如何区别SnS和PbS?
SnS S 2 SnS 3
区 元 素 复 习
S
2 2
SnS 2 S
2
SnS 3
2
9. 如何配置SnCl2溶液？ 称取SnCl2固体，加入少量盐酸；加水稀释至刻度， 加Sn粒保护。 2 Sn H 2O Cl Sn(OH )Cl H 10. 如何鉴定Sn2+ 溶液？
(2)NO中含有微量的NO2;
2NO2 2NaOH NaNO3 NaNO2 H 2 O
无 机 化 学 电 子 教 案
(3)溶液中微量的NH4+离子。 用热的硝酸和盐酸的混合物氧化NH4+离子成N2 或NOx。 或者 NH NO2 N 2 2 H 2O 4
18
Sn Sn
2 2
无 机 化 学 电 子 教 案
2HgCl Hg 2 Cl
3
2
4Cl 4Cl
-
Hg 2 Cl 2 (s, 白 ) SnCl 2Hg(l, 黑 ) SnCl
26
26
-
2
Sn
2
2 Fe
3
Sn
4
2Fe
2-
2
9
6.指出 BF3的大π键类型，BF3水解产物与BCl3水解 产物有何不同？比较BF3、 BCl3、 BBr3的Lewis酸性。
区 元 素 复 习
S
BF3为
，
从BF3到BBr3的大π键越来越弱，因此酸性越来越
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一、 s区元素
ⅠA族：氢、锂、钠、钾、铷、铯、钫（碱金属） 最外层电子结构：ns1，具有稳定的+1氧化态。 ⅡA族：铍、镁、钙、锶、钡、镭 （碱土金属） 最外层电子结构：ns2，具有稳定的+2氧化态。 锂和铍有特殊性，它们的原子半径和离子半径很小，电 离能比同族其他元素高，离子的最外层只有两个电子。
铝的卤化物都是共价化合物(AlF3除外)，且为缺电子分子， 易形成双聚分子。如AlCl3气态时是Al2Cl6，结构为：
Clห้องสมุดไป่ตู้Al
Cl Al
Cl
Cl
Cl
Cl
3）铝的含氧酸盐 硫酸铝常与碱金属(锂除外)的硫酸盐生成复盐，称为矾。
矾中的铝离子可被其他金属离子如Cr3+、Fe3+(电荷、半径与 Al3+相同)等取代生成组成类似，结构完全相同的晶体，这种现 象称为类质同晶现象，相应的物质叫做类质同晶物。 Al3+的鉴定：
· · · · O C O: · · · · sp杂化轨道 2p
结构对称，有2个34，键能大，很稳定。
2) 碳酸及其盐 碳酸： CO2+H2O H2CO3
H2CO3
HCO3
-
H++HCO3H++CO32-
K 1 4.36107
K 4.68 1011 2
3）氢氧化物 对于氢氧化物碱性的强弱及是否具有两性可以作如下考 虑，以ROH代表氢氧化物，则它可以有两种离解方式： R—O—H R+ + OH- 碱式离解 R—O—H RO- + H+ 酸式离解 令= Z/r， 称为离子势。 值越大，有利于酸式离解。 值越小，有利于碱式离解。
＜0.22 金属氢氧化物为碱性
② 容易与许多无机或有机物形成配合物。
性质与B原子的缺电子特点密切相关。
Cl
H2O:→ B—Cl
H O→ B—Cl +Cl H HO－B－Cl + HCl
Cl
Cl
Cl
继续与水反应，重复配位与排挤作用，总反应： BCl3+3H2O=H3BO3+3HCl
（2）铝的化合物 1）铝的氧化物及其水合物 Al(OH)3+OH[Al(OH)4]2 [Al(OH)4]- + CO2 2）铝盐和铝酸盐都易水解。 2Al(OH)3 + CO32- +H2O
碱金属盐类一般都易溶于水。 少数例外，如锂盐LiF、Li2CO3、Li3PO4等和少数大阴离子 的碱金属盐是难溶的。如：KClO4、K2NaCo(NO2)6等。 碱土金属的盐类中除卤化物和硝酸盐外，多数盐溶解度较小。 且依Ca－Sr－Ba的顺序，溶解度递减，但氟化物的溶解度 递增。 铍盐和可溶性钡盐都是有毒的。
（1）硼的化合物
1）硼的含氧化合物 A、硼酸H3BO3 (1) 结构：H3BO3体呈鳞片状，具有层状结构。
(2) 性质：① 是典型路易斯（Lewis）酸
H3BO3 在 水 中 不 是 解 离 出 H+， 而 是 结 合 水 中 的 OH- 形 成 B(OH)4-，使溶液中的H+浓度升高而显酸性：
B(OH)3 + H2O = B(OH)4- + H+
硼砂水溶液可作缓冲溶液，其缓冲pH值范围为pK±1。
② 作为标定酸的基准物质： Na2B4O7· 2O +2HCl = H3BO3+ 2NaCl + 5 H2O 10H
③ 融化的硼砂能溶解许多金属氧化物，生成具有特征颜色的偏 硼酸的复盐
Na2B4O7+CoO=2NaBO2· Co(BO2)2 宝蓝色 Na2B4O7+NiO=2NaBO2· Ni(BO2)2 淡红色
3、单质 碳：同素异形体-金刚石、石墨、（无定型碳） 1)、金刚石：原子晶体，熔点和硬度很高。 2)、石墨：层状晶体，金属光泽，良好导电性，层间以分子间 力联合，所以层间易滑动和断裂，可作润滑剂和铅笔芯。 硅：无定型和晶体两种同素异形体。结构类于金刚石。 锗：灰白色脆性金属，晶体结构是金刚石型。略比硅活泼，能 溶于浓H2SO4和浓HNO3中，不溶于NaOH。高纯锗也是一 种良好的半导体材料。 锡：银白色金属，有延展性。 铅：很软的重金属，强度不高，密度很大。
• 价电子构型为ns2np1， • 价电子数少于价轨道数，这种原子称为缺电子原子。 • 硼族元素是缺电子原子，很多相应的化合物是路易斯酸。 路易斯酸：能接受电子对的物质。 路易斯碱：能给出电子对的物质。
如: BF3，H3BO3，AlCl3等，它们可通过不同的方式形成酸碱加 合物如BF4-，B(OH)4-和Al2Cl6等。
2、碱金属和碱土金属的化合物
1）氢化物
碱金属和碱土金属中的镁、钙、锶、钡在氢气流中加热
可得离子型化合物：MH和MH2。 它们与水都发生剧烈反应，放出氢气。
MH + H2O == MOH + H2
MH2 + 2H2O == M(OH)2 + H2 这类氢化物可作氢气发生剂，且是重要的还原剂。
如在400℃时NaH能将TiCl4还原为金属钛：
碱金属及钙、锶、钡同水反应如下：
碱金属 碱土金属 M + H2O = MOH + 1/2H2 M +2H2O = M(OH)2 + 2H2
电对Li+/Li的标准电极电势虽然具有最小的值，但Li与水 反应并不如其它碱金属剧烈： (1) 锂的溶沸点较高，升华热较大，不易活化； (2) LiOH的溶解度较小，覆盖在Li表面。 碱金属和碱土金属单质还原性强。 TiCl4+2Mg = Ti+2MgCl2 ZrO2+2Ca = Zr+2CaO
对角线规则
周期表中，有数对处于相邻两个族的对角线上的元素，它 们的性质十分相似。如Li与Mg；Be与Al；B与Si等，这种相似 性，我们称之为对角线规则。 主要是因为它们的离子具有相似的离子势 (=Z/r)，如:Be2+ 的半径虽小于Al3+，但电荷却是Al3+高于Be2+。
填充题： 1、碱土金属碳酸盐比同周期碱金属碳酸盐热稳定性＿＿，这 是因为碱土金属离子的极化力＿＿碱金属离子的极化力。 2、铍的化学性质与周期表中＿＿元素的性质比较接近；而硼 的化学性质与周期表中＿＿元素的性质比较接近。 3、BaCl2溶液与K2Cr2O7溶液混合，生成＿＿色的＿＿沉淀， 再加入HCl则沉淀＿＿，溶液呈＿＿色。
二、p区元素
p区元素概述
价电子构型为ns2np1~6. 大多数元素有多种氧化态，最高氧化态与族数相同。 同一族中，存在惰性电子对效应。 惰性电子对效应：同一族元素自上而下低氧化数化合物稳定性 增强，高氧化数化合物稳定性减弱的现象。 ns2这一对电子从上至下稳定性增强。 ns2npx：最少有两种氧化态：+x，+(2+x)。x=1~6。
4）重要盐类及其性质
碱金属和碱土金属最常见的盐有卤化物、硫酸盐、硝酸盐、 碳酸盐等。 着重介绍盐的共性及锂盐、铍盐的特殊性。 ① 晶体类型:
绝大多数碱金属、碱土金属盐类的晶体属于离子晶体，具 有较高的熔点和沸点。
锂和铍的一些盐具有共价性。如LiCl和BeCl2可溶于酒精、 乙醚等溶剂中。
② 溶解度:
2) 硼的卤化物 BF3和BCl3。 由B2O3为原料来制备： B2O3+ 3CaF2 + 3H2SO4→BF3+ 3CaSO4+ 3H2O
BCl B2O3 + 3C +3Cl2 3 + 3CO
在通常情况下，BF3是气体，BCl3是液体。
500o C
卤化硼有两点共同特点： ① 极易水解； BCl3+3H2O=H3BO3+3HCl
Al(OH)3+3C14H6O2(OH)2 →Al(C14H7O4)3+ 3H2O 茜素(铝试剂) 红色↓
2、碳族元素
ⅣA C、Si、Ge、Sn、Pb 1、自上而下是典型的过渡(非金属—金属)元素 C Si Ge Sn Pb 非金属 准金属 金属 2、ns2np2，可显+2，+4氧化值
C、Si主要形成+4氧化值的化合物，Ge、Sn也是+4稳定些， Ge、Sn(Ⅱ)具还原性，而Pb(Ⅱ)很稳定，Pb(Ⅳ)具强氧化性。
630o C
830o C
650o C
碱土金属碳酸盐的热稳定性规律可用离子极化观点来说明。
碳酸根中，C(4+)和O2-之间存在离子极化。
而碳酸盐中阳离子有一反极化作用，阳离子半径越小，即z/r 值越大，极化力越强，反极化作用越大，碳酸盐越不稳定。 反极化作用减弱C4+离子 和O2- 离子间的联系，导 致CO32-离子分解。 Be2+、Mg2+、Ca2+、Sr2+、 Ba2+ 五 个 正 离 子 的 极 化 力依次减弱。 反极化作用 M2+ + C4+ + + 极化作用
硼族和碳族有如下情况： B Al Ga 稳定氧化态 +3 +3 +3 C Si Ge 稳定氧化态 +4 +4 +4
In +3 Sn +4
Tl +1 Pb +2
ns2npx 中ns2 这一对电子从上到下稳定性增强，表现为高 氧化态不稳定，氧化性很强，特别是6s2这一对电子最稳定。 如PbO2。
1、硼族元素
4、碳的化合物
1）氧化物
A、CO：键能大、键长短、偶极矩小。 性质： a) 还原性：CO是金属冶炼的重要还原剂： FeO + CO → Fe + CO2 CO + PdCl2 + H2O → CO2+ 2HCl + Pd↓ b) 加合性：CO能与许多过渡金属加合成金属羰合物。 c）毒性