无机化学课件13p区元素一
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无机化学课件13p区元素一
2Fe3++ 3CO3 +3H2O→2Fe(OH)3 +3CO2 2++ 2CO 22Cu +H O→Cu ( OH ) CO + CO 3+ 可溶性碳酸盐可作沉淀剂 , 分离某些离子 3 2 2 2 3 2Al + 3CO +3H O→2Al(OH) +3CO 2 2Mg2++
溶 解 金属氢氧化物≈对应碳酸盐 度 金属氢氧化物>对应碳酸盐
•溶解性： 少数可溶：Pb(NO3)2, Pb(Ac)2(弱电解质， 有甜味，俗称铅糖)，铅的可溶性化合物都 有毒。 多数难溶： PbCl2，PbI2，PbSO4，PbCO3， PbCrO4等。
BF3 HF HF BF3
13.2.4 铝的化合物
1.氧化铝和氢氧化铝 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。
有些氧化铝晶体透明，因含有杂质而 呈现鲜明颜色。
红宝石(Cr3+)
蓝宝石(Fe3+,Cr3+)
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。 碳原子簇：足球烯或富勒 烯： C60， C70 等。 金刚石(sp3杂化)
13.3.3 碳的化合物 1.碳的氧化物 (1) 一氧化碳(CO) :C O: :C
O:
一个σ 键
两个π键
(2) 二氧化碳 (CO2) C：sp杂化 ：O
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
无机化学第十三章
制备晶态纯硼，可在钽、钨和氮化硼的表面上热 分解 BiI3 制得。
晶态硼的化学反应活性很低，无定形硼则比 较活泼。常温时，硼能与氟气反应；高温下硼能 与氮气、氧气、硫、氯气、碘等单质反应：
4B + 3O 2 2B + 3X 2 2B 2O 3 2BX 3
无定形硼容易被热浓硝酸溶液、热浓硫酸溶 液氧化为硼酸： B + 3H N O 3 H 3B O 3 3 N O ↑ 2
p 区元素的价层电子组态为ns2np1~6，大多数 都有多种氧化值。ⅢA族、ⅣA 族和 ⅤA 族元素 的较低正氧化值化合物的稳定性，在同一族中总 的趋势从上到下逐渐增强；但最高氧化值化合物 的稳定性则从上到下逐渐减弱。同一族元素这种 从上到下低氧化值化合物比高氧化值化合物稳定 的现象，称为惰性电子对效应。一般认为，ⅣA 族元素从上到下，最外层 s 轨道中的一对电子越 不容易参与成键，因此高氧化值化合物容易获得 两个电子而形成 ns2 电子组态。惰性电子对效应 也存在于 ⅢA 族元素和 VA 族元素中。
乙硼烷是最简单的硼烷。用强还原剂与卤化 硼在乙醚等溶液中反应可以制得乙硼烷：
3 L iA lH 4 4 B F3
乙醚
2 B 2 H 6 3 L iF 3 A lF3 3 N aB F4 + 2 B 2 H 6
3 N aB H 4 4 B F3
乙醚
由于 B 是缺电子原子，硼烷分子的价电子数 不能满足形成一般共价键所需要的数目。在 B2H6 和 B4H10 这类硼烷分子中，除了形成一部分正常 共价键外，两个B 原子与一个 H 原子通过共用两 个电子形成三中心两电子键。
第十三章 p 区元素 (一)
第一节 第二节 第三节 第四节 p 区元素概述 硼族元素 碳族元素 氮族元素
无机化学课件氮族元素
(iii) 王水的氧化性：浓HNO3：浓HCl为3：1 叫做 王水，它的氧化性比硝酸更强，可溶解金、铂等不活 泼金属（实际上是多种氧化剂+配位剂Clˉ在起作用）
D.硝化反应—— 与有机化合物发生反应，生成 硝基化合物(RNO2).
硝酸盐NO3ˉ: (i) 结构: 正三角形，sp2杂化，有个大π36键
盐溶液显酸性（水解） 与碱溶液的反应：
NH4+ + OH- == NH3 + H2O
(iii) NH4+ 的鉴别： A. 若NH4+量多，可用加强碱加热，用湿润的蓝 色石蕊试纸（变兰）检验气体；
B. 若NH4+量少，加Nessler试剂(K2[HgI4]的KOH 溶液)检验（通常为红棕色）
NH4+ + [HgI4]2- + OH-
白磷、红磷的物理性质
白磷
红磷
色、态
白色蜡状
红棕色粉末
溶解性 毒性
着火点
不溶于水，溶于CS2 剧毒
40℃ , 易自燃
不溶于水和CS2 无毒 240℃
保存 用途 分子结构
相互转化
密封，保存于冷水中
密封，防止吸湿
制高纯度磷酸
制安全火柴、火药
P4 正四面体 键角60°
结构复杂
白磷
隔绝空气加热到260℃ 红磷
氨气的化学性质：
可发生三类反应：
A. 加合反应：NH3作为一种典型的Lewis碱，可与许多 金属离子(如Ag+、Cu2+、Co3+、Ni2+)形成配合物；与某些盐 晶体加合(如8NH3+CaCl2 → CaCl2·8NH3 )
B. 取代反应：NH3中的氢可被活泼的金属取代生成氨 基化合物(－NH2)和氢气。
电子教案与课件：无机化学(第三版) 13-1
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第一节 配合物的基本概念
第十二章 配位化合物
离子；[Ni(CO)4]、[PtCl2(NH3)2]是配分子。配分子或含有配离 子的化合物叫做配合物。习惯上也将配离子称为配合物。 [HgI4]2- 是配阴离子；[Ni(CO)4]、[PtCl2(NH3)2]是配分子。配 分子或含有配离子的化合物叫做配合物。习惯上也将配离子称 为配合物。
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第一节 配合物的基本概念
第十二章 配位化合物
4. 配离子的电荷 带正电荷的配离子叫做配阳离子；带负电荷的配离子叫做 配阴离子。配离子电荷等于中心离子电荷与配位体总电荷的代 数和。例如[CoCl2(NH3)4]Cl中配离子的电荷为：
+3+(-1)×2+0×4==+1 Na3[Ag(S2O3)2]中配离子的电荷为：
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第一节 配合物的基本概念
第十二章 配位化合物
如果含有多种配位体，不同的配位体之间要用“·”隔开， 命名的顺序是先阴离子(简单离子→复杂离子→有机酸根离子)， 再中性分子(NH3 →H2O →有机分子)。例如：
通常，书写配离子的化学式时，要先写中心离子(或原子)， 再写配位体。其中，配位体的书写顺序从左至右与命名顺序相 同。此外，配分子是电中性的，命名时不必写“离子”二字。 例如：
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第一节 配合物的基本概念
第十二章 配位化合物
电子轨道，是孤对电子的接受体。 在形成配合物时，由配位原子提供孤对电子与中心离子
(或原子)形成配位键。即配位原子是孤对电子的直接给予者。 常见的配位原子都是电负性较大的非金属原子，如C、N、O、 S及卤素原子等。只含有一个配位原子的配位体，称为单齿配 位体(见表12-1)。
第一节 配合物的基本概念
第十二章 配位化合物
离子；[Ni(CO)4]、[PtCl2(NH3)2]是配分子。配分子或含有配离 子的化合物叫做配合物。习惯上也将配离子称为配合物。 [HgI4]2- 是配阴离子；[Ni(CO)4]、[PtCl2(NH3)2]是配分子。配 分子或含有配离子的化合物叫做配合物。习惯上也将配离子称 为配合物。
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第一节 配合物的基本概念
第十二章 配位化合物
4. 配离子的电荷 带正电荷的配离子叫做配阳离子；带负电荷的配离子叫做 配阴离子。配离子电荷等于中心离子电荷与配位体总电荷的代 数和。例如[CoCl2(NH3)4]Cl中配离子的电荷为：
+3+(-1)×2+0×4==+1 Na3[Ag(S2O3)2]中配离子的电荷为：
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第一节 配合物的基本概念
第十二章 配位化合物
如果含有多种配位体，不同的配位体之间要用“·”隔开， 命名的顺序是先阴离子(简单离子→复杂离子→有机酸根离子)， 再中性分子(NH3 →H2O →有机分子)。例如：
通常，书写配离子的化学式时，要先写中心离子(或原子)， 再写配位体。其中，配位体的书写顺序从左至右与命名顺序相 同。此外，配分子是电中性的，命名时不必写“离子”二字。 例如：
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第一节 配合物的基本概念
第十二章 配位化合物
电子轨道，是孤对电子的接受体。 在形成配合物时，由配位原子提供孤对电子与中心离子
(或原子)形成配位键。即配位原子是孤对电子的直接给予者。 常见的配位原子都是电负性较大的非金属原子，如C、N、O、 S及卤素原子等。只含有一个配位原子的配位体，称为单齿配 位体(见表12-1)。
无机化学第三版13章PPT课件
.
38
铍和铝的相似性
金属单质
都是易钝化的 都是两性金 都能溶于酸 属
都能溶于碱并 其碱土金属均
放出氢气
非两性
卤化物
无水的三氯化 都是桥连而 物都是共价化 二聚体 合物、沸点低 易升华。
水合卤化物受 热均会发生水 解
氢氧化物
都难溶于水 都为两性氢 氧化物
.
39
13.3 镓、铟、铊
• 13.1镓、铟、铊单质
.
33
氢氧化铝：Al(OH)3
两性： Al(OH)3+ 3H+ Al3+ + 3H2O
Al(OH)3+ OH- [Al(OH)4]在碱性溶液中存在[Al(OH)4]-或[Al(OH)6]3-
AlO
2或AlO
3 3
泡沫灭火器
Al2(SO4)3+6NaHCO3==3Na2SO4+2Al(OH)3↓+6CO2↑
.
22
脱水
干燥的空气中易风化失水，受热失去结晶水，加 热至300-450℃形成无水硼酸钠。
Na 2B4O7 10H2O 878 B2O3 2NaBO 2 10H 2O
.
23
硼砂的硼砂珠实验
Na 2B4O7 CoO Co(BO 2 )2 2NaBO 2 (蓝色) Na 2B4O7 NiO Ni(BO 2 )2 2NaBO 2 (棕色)
硼的同素异形体
无定形硼
棕色粉末
化学活性大
共同点
晶形硼 黑灰色 硬度大
熔、沸点都很高
.
3
.
4
.
5
硼的化学性质
晶态硼的化学反应活性很低，无定形硼则比较 活泼。常温时，硼能与氟气反应；高温下硼能与 氮气、氧气、硫、氯气、碘等单质反应：
大学无机化学第十三章 P区元素(一)
b. 第四周期元素表现出异样性
第四周期的s区和p区元素之间插入了d区元素，有效 核电荷显著增加，其半径较同周期s区元素明显减小。
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
(ClO
3
/Cl
2
)
1.458
V
E
(BrO
3
/Br2
)
HH HBBH
HH
• 硼烷的结构P409
B：利用sp3杂化轨道，与氢形成三 中心两电子键。（氢桥）
记作：
HH
H
BB
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
119pm
H
H HBH H
B
B
H HBH H
H
(a)
。
122
171pm
143pm
110pm
H
(b)
137pm
H B
xB2O3·yH2O 多硼酸
③ 硼珠实验
CuO+B2O3 Cu(BO2)2 蓝色
用铂丝圈蘸取少许硼砂，灼烧熔融，使生成无色玻璃状小珠，再蘸取少量被测试样的粉 末或溶液，继续灼烧，小珠即呈现不同的颜色，借此可以检验某些金属元素的存在。例 如：铁在氧化焰灼烧后硼砂珠呈黄色，在还原焰灼烧呈绿色。 氧化焰，是指燃料中全部可燃成分在氧气充足的情况下达到完全燃烧，燃料产物中没有 游离C及CO ，H2，CH4等可燃成份的一种无烟火焰。 还原焰就是燃烧时生成还原性气体的火焰，在燃烧过程中，由于氧气供应不足，而使燃 烧不充分，在燃烧产物中含有一氧化碳等还原性气体，火焰中没有或者含有极少量的氧 分子。
无机化学s区和p区元素ppt课件
氢卤酸的还原能力依HI>HBr>HCl>HF的次序减弱。
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7.2.3 卤化物
除了氮、氖和氩外，周期表中所有元素都能与其生成 卤化物。 •金属卤化物： 电负性小的活泼金属与卤素形成的卤化物多为离子型化 合物；电负性大的金属与卤素形成的多为共价型化合物。 不同氧化态的某一金属：FeCl2显离子型;FeCl3显共价型 7.2.4 卤素的重要含氧酸 除氟外，其余卤素几乎均可形成含氧酸及其盐，例如氯 的+1、+3、+5、+7的含氧酸及其盐，溴、碘类似。 通式：HXOn: n=1,2,3,4;(X:氯，溴，碘) 未见HIO2 次卤酸，亚卤酸，卤酸，高卤酸
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溶解性 碱金属盐大多易溶于水，并且在水溶液中完全电离，例 外有LiF、Li2CO3和等； 钠盐的吸湿性比钾盐强，因此分析化学中所用的基准物 质多是钾盐； 碱土金属盐：大多数碱土金属盐溶解度小； CaC2O4是钙盐中溶解度最小的,常用作定量分析; 钡餐:BaSO4+Na2SO4溶液中的糊状物(可溶性钡盐对人体 有毒)。
无机化学s区和 p区元素
7.1 碱金属和碱土金属化合物
Ca,Sr,Ba 碱性 “土性”： 氧化物难 溶于水
S区元素在周期表中的位置
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7.1.1 碱金属和碱土金属通性
有金属光泽，密度小，硬度 小，熔点低、导电、导热性好 的特点; 锂和铍由于原子半径小,而且 次外层为2电子构型,所以在同 族元素中熔点和沸点最高; 铯失电子的倾向很大,受光照 射金属表面的电子逸出(光电效 应),因此常用铯(也可有钾铷)来 制造光电管.
O -3
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过氧化物(O22-)： Na2O2常见 2Na+O2→ Na2O2
无机化学课件第十章_p区元素
NaBr + H2SO4(浓) == NaHSO4+ HBr 2HBr +H2SO4(浓) == SO2↑+Br2 + 2H2O
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”。
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”。
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(XCB l, Ir), 4B 33 F2 H O H 3B3O 3H4][BF
B3 FH F H FB3F
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13.2.4 铝的化合物
1.氧化铝和氢氧化铝
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。
8
• 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）
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9
HH
H
记作： B B
HHH
要点：B的杂化 方式，三中心两电子 键、氢桥。
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10
多中心键
定义：是指3个或3个以上原子之间所 形成的共
价键
三中心硼二电烷子的键(性3c-质2e)比简称烷三烃中活心键泼,是多中心
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有些氧化铝晶体透明，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+)
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氢氧化铝：Al(OH)3 难溶于水
两性： Al(OH)3+ 3H+
Al3+ + 3H2O
Al(OH)3+ OH- [Al(OH)4]在碱性溶液中存在[Al(OH)4]-或[Al(OH)6]3-
键的一种形式
形成：缺电子原子
等电子原子
B 缺电子原子 H等电子原子
形成二个三中心二电子键
强度：为一般共价键强度的一半
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•硼烷的性质
① 自燃
B 2 H 6 (g 3)2 ( O g )B 2 O 3 (s 3 )2 O H(g
△ rHm-2034mkoJ-1l
高能燃料，剧毒
② 水解
无水AlCl3只能用干法制取
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3.铝的含氧酸盐 硫酸铝：Al2(SO4)3 (1)易溶于水，水溶液由于Al3+水解呈酸性
[Al(H2O)6]3+ [Al(OH)(H2O)5]2+ + H+ K =10-5.03
(2)弱酸的铝盐在水中完全水解
23 A 22 l-S 62 O H 2A3 (ls (3 O )2 S H H (g)
2LiH B2H6 2LiB 4 H
2NaB H2H6 2Na4BH ④ 被氯氯化
B 2 H 6(g 6 )2 C (g l )2B 3(l C 6 ) lHC
△ rHm -1376mkoJ-1l
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13
2.硼的含氧化合物
②此硼结酸 H构3BO使3 硼酸具有解理性 结构：B：可sp2杂用化作润滑剂
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3.硼的卤化物
X
• BX3结构： B：sp2杂化
B
• BX3性质：
X
X
BF3 BCl3 BBr3 BI3
室温下
聚集态 g
g
l
s
熔点/℃ -127.1 -107 -46 49.9
沸点/℃ -100.4 12.7 91.3 210
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水解： BX 33H 2O H3BO 33HX
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
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1
§ 13.1 p区元素概述
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2
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) ②第四周期元素表现出异样性(d区插入) ③最后三个元素性质缓慢地递变
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5
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。
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6
缺电子化合物特点： a. 易形成配位化合物HBF4
HF BF3
H O
B O OH H
分子间通过氢键形成接近六角形的对称层状结构，
层与层之间借助微弱的范德华力联在一起因此硼酸
晶体为鳞片状
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性质： • 一元弱酸 (固体酸) H3BO 3H2O B(O-4H H ) K =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-孤电子对，以配位键形式形成 [B(OH)4]-
碳族(IVA)：C, Si, Ge, Sn, Pb
典型非金属 准金属 典型金属
价电子构型：ns2np2
简便书写为 AlO2或AlO33
经光谱实验证实：
溶液中不存在AlO2- 或AlO33-
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2.铝的卤化物
AlF3 AlCl3 AlBr3 AlI3
离子键
共价键
离子晶体
分子晶体
分子晶体：熔点低，易挥发，易溶于有机
溶剂，易形成双聚物。
水解激烈： A3 l C 32 H lO Al(3 O 3H HC)
色火 燃含 焰 烧硼 呈化 现合 绿物
B 2 H 6 ( g 32 ) O H (2 l3 ) B H 3 (O s 6 H ) 2 (g
△ rHm -509.3mkoJ-1l 水下火箭燃
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③ 加合反应
B 2H 6C O 2[3B H CO]
B 2 H 6 23 N [ H B 2 (N H 3 )2 ] H [B 4 ] H
b. 易形成双聚物Al2Cl6
Cl Cl Cl
Al Al
Cl Cl Cl
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7
13.2.3 硼的化合物
1.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
HH
最简单的硼烷：B2H6 H B B H
其结构并非如• 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。
•电负性大，形成共价化合物
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4
§ 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
23 A 3 C l3 2 - O 3 H 2 O 2A 3 (ls (3 ) O C 2 (H g O
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§ 13.3 碳族元素
13.3.1 碳族元素概述
13.3.2 碳族元素的单质
13.3.3 碳的化合物
13.3.4 硅的化合物
13.3.5 锡、铅的化合物
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13.3.1 碳族元素概述
B3 FH F H FB3F
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13.2.4 铝的化合物
1.氧化铝和氢氧化铝
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。
8
• 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）
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9
HH
H
记作： B B
HHH
要点：B的杂化 方式，三中心两电子 键、氢桥。
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多中心键
定义：是指3个或3个以上原子之间所 形成的共
价键
三中心硼二电烷子的键(性3c-质2e)比简称烷三烃中活心键泼,是多中心
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有些氧化铝晶体透明，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+)
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氢氧化铝：Al(OH)3 难溶于水
两性： Al(OH)3+ 3H+
Al3+ + 3H2O
Al(OH)3+ OH- [Al(OH)4]在碱性溶液中存在[Al(OH)4]-或[Al(OH)6]3-
键的一种形式
形成：缺电子原子
等电子原子
B 缺电子原子 H等电子原子
形成二个三中心二电子键
强度：为一般共价键强度的一半
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•硼烷的性质
① 自燃
B 2 H 6 (g 3)2 ( O g )B 2 O 3 (s 3 )2 O H(g
△ rHm-2034mkoJ-1l
高能燃料，剧毒
② 水解
无水AlCl3只能用干法制取
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3.铝的含氧酸盐 硫酸铝：Al2(SO4)3 (1)易溶于水，水溶液由于Al3+水解呈酸性
[Al(H2O)6]3+ [Al(OH)(H2O)5]2+ + H+ K =10-5.03
(2)弱酸的铝盐在水中完全水解
23 A 22 l-S 62 O H 2A3 (ls (3 O )2 S H H (g)
2LiH B2H6 2LiB 4 H
2NaB H2H6 2Na4BH ④ 被氯氯化
B 2 H 6(g 6 )2 C (g l )2B 3(l C 6 ) lHC
△ rHm -1376mkoJ-1l
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2.硼的含氧化合物
②此硼结酸 H构3BO使3 硼酸具有解理性 结构：B：可sp2杂用化作润滑剂
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3.硼的卤化物
X
• BX3结构： B：sp2杂化
B
• BX3性质：
X
X
BF3 BCl3 BBr3 BI3
室温下
聚集态 g
g
l
s
熔点/℃ -127.1 -107 -46 49.9
沸点/℃ -100.4 12.7 91.3 210
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水解： BX 33H 2O H3BO 33HX
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
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§ 13.1 p区元素概述
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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) ②第四周期元素表现出异样性(d区插入) ③最后三个元素性质缓慢地递变
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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。
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缺电子化合物特点： a. 易形成配位化合物HBF4
HF BF3
H O
B O OH H
分子间通过氢键形成接近六角形的对称层状结构，
层与层之间借助微弱的范德华力联在一起因此硼酸
晶体为鳞片状
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性质： • 一元弱酸 (固体酸) H3BO 3H2O B(O-4H H ) K =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-孤电子对，以配位键形式形成 [B(OH)4]-
碳族(IVA)：C, Si, Ge, Sn, Pb
典型非金属 准金属 典型金属
价电子构型：ns2np2
简便书写为 AlO2或AlO33
经光谱实验证实：
溶液中不存在AlO2- 或AlO33-
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2.铝的卤化物
AlF3 AlCl3 AlBr3 AlI3
离子键
共价键
离子晶体
分子晶体
分子晶体：熔点低，易挥发，易溶于有机
溶剂，易形成双聚物。
水解激烈： A3 l C 32 H lO Al(3 O 3H HC)
色火 燃含 焰 烧硼 呈化 现合 绿物
B 2 H 6 ( g 32 ) O H (2 l3 ) B H 3 (O s 6 H ) 2 (g
△ rHm -509.3mkoJ-1l 水下火箭燃
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③ 加合反应
B 2H 6C O 2[3B H CO]
B 2 H 6 23 N [ H B 2 (N H 3 )2 ] H [B 4 ] H
b. 易形成双聚物Al2Cl6
Cl Cl Cl
Al Al
Cl Cl Cl
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13.2.3 硼的化合物
1.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
HH
最简单的硼烷：B2H6 H B B H
其结构并非如• 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。
•电负性大，形成共价化合物
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§ 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
23 A 3 C l3 2 - O 3 H 2 O 2A 3 (ls (3 ) O C 2 (H g O
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§ 13.3 碳族元素
13.3.1 碳族元素概述
13.3.2 碳族元素的单质
13.3.3 碳的化合物
13.3.4 硅的化合物
13.3.5 锡、铅的化合物
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13.3.1 碳族元素概述