第十二章 非金属元素.doc

第十二章 非金属元素 除稀有气体外，P区元素共有25种元素，其中金属元素10种，非金属元素15种，除氢没有包括在P区元素之内，其电子层构型ns2np15，本章重点讨论ⅢAVIIA族非金属元素单质及化合物的结构和性质，以及它们的异同规律性，难点是如何去解释这些非金属元素及化合物的性质及其性质递变规律。 12-1 卤素及其化合物 学习要求 1 熟悉卤素单质的制备方法、结构和性质的关系。 2 掌握卤化氢的酸性、还原性、稳定性及其变化规律以及卤化氢的制备方法。 3 掌握卤素氧化物、含氧酸及其盐的稳定性、酸性和氧化性的变化规律。熟悉碘、溴、氯含氧酸的性质。 4 了解卤化物、卤素互化物、拟卤素的结构和性质。 1、卤素单质的分子结构和性质 卤族元素的价电子构型为ns2np5，极易得到一个电子形成稳定结构，它们的单质均为双原子分子。最显著的性质是气态的F2、Cl2、Br2和I2的颜色变化。其颜色分别为近乎无色、淡黄绿色、红棕色和紫色，分子的最大吸收渐向长波方向移动。这说明了在该族元家的双原子分子轨道中.其最高充满的σ和π*轨道至最低未满的空π*轨道之间能量间隙自上而下减小。另外，卤素分子的离解能从F2到I2分别为159KJmol-1、 243KJmo1-1、193kJmol-1和151kJmol-1。除F2外，随离子半径的增加，键渐弱，因而离解能降低。事实上，从Cl2至I2，存在着逐渐增强的弱成键作用主要由色散力引起，从而使分子内部两原于间的作用力减弱。与气态I2相比，固态的I2中II键长更大，即分子间作用力增强.因而固体碘是一种半导体，高压下还显示金属导电性。 2、卤素互化物 卤化物可以和相同或不相同的卤素形成卤素互化物或多卤化物。二元卤素互化物的通式为XY、XY3、XY5和XY7，较重的、电负性较低的卤素原子x为中心原子。常见的卤素互化物为 IFg IF3g IF5l IF7g IClg BrFg BrF3l BrF5l BrClg ClFg ClF3g ClF5g IBrg 卤素互化物的分子结构一般可由VSEPR理论预测，其物理性质通常介于组成元素的分子性质之间。所有卤素互化物均为氧化剂。 重卤素分子对电子对给予体表现出Lewis酸性，这种酸性若表现在卤素分子与给予体卤素离子的相互作用上，就产生多卤离子。这其中最为熟知的就是多碘化物。 将I2溶于I-离于溶液中得到深棕色溶液，这是多碘离子I3-和I5-特有的颜色。这些多碘离子均为Lewis酸碱配合物。I3-离子进一步与I2分子作用生成通式为[I2nI-]的负一价多碘离子，其中以I5-最稳定。在其形成的化合物中，I5-离子的结构随相反离子的不同而变化。例如与大阳离子[NCH34]配对时，I3-为对称线形离子;若相反离子为较小的Cs时，I3-发生畸变导致两个I-I键长度不等。这种离子结构易随环境变化的事实说明了I3-离子中离域性比较弱，同时也说明了大阴离子与小阳高子结合不稳定。 除多碘化物外，其他卤族元素也能形成多卤化物.如Cl3-、Br3-和BrI2-等。它们能存在于溶液中，有大阳离子配对时也能存在于固态。 3、卤素的含氧酸和含氧酸盐 在卤素中氯、溴、碘可形成氧化态为1、3、5、7的次卤酸HXO、亚卤酸HXO2、卤酸HXO2和高卤酸HXO4等四类含氧酸及其盐。它们的含氧酸根离子或含氧酸空间结构如图所示 卤素含氧 酸和含氧阴离子十分繁多，下表以氯为例说明之。 氧化数 化学式 名 称 形 状 备 注 1 ClO- 次氯酸根 直线 氧化剂 3 ClO2- 亚氯酸根 弯曲线 强氧化剂、歧化 5 ClO3- 氯酸根 三角锥形 氧化剂 7 ClO4- 高氯酸根 四面体 氧化剂、弱配体 在各种卤酸根离子中，卤素原子皆采取sp3杂化成键。 1 次卤酸及其盐 次卤酸可用Cl2、Br2、I2歧化水解反应制得 X2 H2O HX- HXO 利用CaCO3或HgO与强酸HX的中和作用除去HX酸，而CaCO3等不与最弱的酸HXO作用，蒸馏混合物可得HXO 2HX CaCO3 CaX2 CO2↑ H2O 2HX 2HgO HgOHgX2 H2O 次卤酸都很不稳定，仅存于水溶液中，其稳定程度按HClO、HBrO和HIO次序迅速递减。次卤酸的分解反应有两种基本形式 2HXO 2HX O2 1 3HXO 2HX HXO3 2 2 卤酸及其盐 卤酸中氯酸和溴酸可用下法制得 BaXO3 H2SO4 BaSO4↓ 2HXO3 HClO3和HBrO3仅存在于水溶液中，将其水溶液在减压下浓缩时，HClO3的浓度不能大于40，HBrO3不能大于50，更浓的HClO3和HBrO3不稳定，会发生爆炸性分解. 重要的卤酸盐有卤酸钾和卤酸钠。工业上采用无隔膜法电解热食盐溶液进行生产 2NaCl 2H2O Cl2 2NaOH H2↑ 2Cl2 6NaOH NaClO3 5NaCl 3H2O 将所得的NaClO3溶液与等量的KCl进行复分解反应 NaClO3 KCl KClO3 NaCl KClO3的溶解度小，冷却便析出KClO3白色晶体。 卤酸盐的分解反应比较复杂，分解产物要看卤化物及含氧化合物的相对稳定性而定。 3 高卤酸及其盐 高卤酸是强酸之一。工业上先用光亮铂电极电解NaClO3溶液制得NaClO4，然后将NaClO4与浓硫酸作用并减压蒸馏，可制得无色油状的HClO4 NaClO4 H2SO4浓 HClO4 NaHSO4 浓的HClO4是强氧化剂，与有机物接触会引起爆炸。HClO4冷溶液较稳定，氧化性不及HClO3强。 过去曾认为不存在BrⅦ的化合物，直到1972年解决了强氧化剂F2的使用问题后，高溴酸及其盐的制备才获得了成功。 12-2 氧族元素 学习要求 1了解氧族元素的通性、氧及硫单质同素异形体的结构和性质。 2掌握过氧化氢、硫化氢的结构和性质。 3熟悉金属硫化物按溶解性的分类、多硫化物的结构和性质。 4熟悉SO2、SO2的结构，掌握若干重要的硫的含氧酸及其盐的结构和性质。 5了解若干典型金属氧化物的结构和性质。 1、氧族元素的通性 氧一般呈-2氧化态。自然界中，许多金属矿石都是氧化物或硫化物，故氧族元素又称为成矿元素。该族元素的电离能从上到下递减，氧和硫为非金属，硒、碲是半金属，钋则为典型的金属。氧的电负性仅次子氟，所以性质非常活泼.与卤族元素较为相似。氧及硫生成的共价化合物中，价层电子倾向全部成键。在共价化合物中，氧、硫一般均能形成Pπ键。硫及其以下各元素，由于存在空的d轨道，因而它们在形成化合物时往往会形成P-π键，有些化合物还可能有离域的π键。 氧族元素的价电子构型为ns2np4，可能表现的氧化态为-2，0，2，4，6。 2、硫化氢 硫化氢为有毒气体，工业上用下法制备 FeS2HCl FeCl2 H2S↑ 实验室中以硫代乙酰胺水解产生H2S气体 CH3CSNH22H2O CH3COONH4 H2S↑ H2S是一种还原剂，其水溶液不能长久保存，可被空气中的氧氧化而析出硫。 H2S可以和金属形成硫化物。大多数金属的硫化物不溶于水。故它是一种沉淀剂。 H2S可以使PbAc2试纸变黑，因而可以用此反应检验H2S的存在。反应式为 H2S PbAc2 PbS 2HAc 3、 硫的含氧化合物 1 亚硫酸及其盐 二氧化硫溶于水得到的酸性溶液，称为亚硫酸，它只存在于水溶液中，从来也没有得到过自由状态的纯亚硫酸。在亚硫酸的水溶液中存在下列平衡 SO2 H2O H 2H SO32- 2 硫酸及其盐 1硫酸的结构和性质 硫酸的分子结构是四面体形，如图所示 硫酸分子中，既含有σ键，又含有σ配键和p-dπ配键，因而硫酸的结构式也可用下面形式表示。 2 硫酸盐 X射线结构研究表明，在硫酸盐中，离子的构形为正四面体。如图所示，其中4个S-O键键长为144 pm，具有很大程度的双键性质。 3 硫代硫酸及其盐 1 硫代硫酸 H2S2O3可以看作是H2SO4分子中一个氧原子被一个硫原子所取代的产物，其结构式为 2 硫代硫酸钠 Na2S2O35H2O商品名为海波，俗称大苏打。将硫粉于沸腾的亚硫酸钠溶液中便可制得Na2S2O3 S Na2SO3 Na2S2O3 硫代硫酸钠具有显著的还原性，其氧化产物随反应条件而不同。例如，通常到Na2S2O3的溶液中，最初析出硫，如通入过量氯，则最后生成硫酸 Na2S2O3 Cl2 H2O Na2SO4 S 2HCl Na2S2O3 4Cl2 5H2O Na2SO4 H2SO4 8HCl 4 过硫酸及其盐 凡含氧酸的分子中含有过氧键者，称为过酸。过硫酸可以看成是过氧化氢中氢原子被SO3H磺酸基取代的产物。单取代物HOOSO3HH2SO3称为过一硫酸；双取代物HSO3OOSO3HH2S2O8称为二硫酸。其结构式如 过硫酸及其盐是强氧化剂，例如过二硫酸盐在Ag催化剂作用下，能将Mn2氧化成紫红色的 2Mn2 5S2O82- 8H2O 2MnO4- 10SO42- 16H 钢铁中的锰的含量常用NH42S2O8或K2S2O8来测定的。 过硫酸及它们的盐都很不稳定加热时容易分解。例如，加热K2S2O8会分解放出SO3及O2 2K2S2O8 2K2SO4 2SO3↑ O2↑ 从硫的电势图可总结硫的含氧酸及其盐性质间的相互关系 12-3 氮族元素Nitrogen Croup Elements 学习要求 1了解氮族元素的通性，熟悉氮分子的结构和性质。 2掌握氨、铵盐、硝酸和亚硝酸及其盐的结构和性质。 3了解磷单质、磷的氢化物、卤化物、氧化物的基本结构和性质，熟悉磷酸及其盐的性质，了解亚磷酸的结构。 4掌握砷、锑、铋氧化物及其水合物的酸碱性及其变化规律。掌握砷III的还原性及铋V的氧化性。 1、氮族元素的通性 1 氧化态ns2np3，P为半充满，常表现为3、5的氧化态，由于惰性电子对效应的影响，自上而下，3的化合物较5的化合物除N稳定↑。N族元素电负性不是很大。但I大，电子亲合能小多以共价化合物存在。但除N、P可形成氧化数为-3外，其它元素多以正氧化态存在，Bi5的化合物则为强氧化剂。 2 成键特征VA族元素主要为共价化合物，且r愈小，趋势愈大，但较重元素的氟化物多为离子型。在氧化数为-3的化合物中，只有活泼金属的氮化物才为离子型。因此，由N→Bi，MH3的稳定性↓。 3 氧化物的酸碱性Z↑，酸性↓，碱性↑。 4 除N外，其它原子在形成化合物，配位数最大可达6。即P、As、Sb、Bi可用ns、np、nd参与成键 2、氮的化合物 1氮的氢化物 1NH3Ammonia a、 结构 b、 性质、无色、有刺激味之气体 NH3较同族氢化物m.p.、b.p.为高 ①分子间力 ②氢键 常作致冷剂 其化学性质表现在 ① 弱碱性1L水溶解1185体积氨，市售浓氨水0.91。含NH3 28 ② 加合反应生成NH4及配合物 ③ 取代反应如NaNH2 Mg3N2均可看成取代H的化合物 ④ 氧化反应生成N2及NO催化剂 2NH33CuO N23Cu3H2O C氨的盐类铵∵NH4与M的r相近，其盐的性质亦相似 ① 溶解性离子酸氢铵及NH4ClO4S小，其余均溶于水，并具水解性 ② 热稳定性取决于相应酸的挥发性与氧化性 ③ 鉴定Nessler试剂在KOHC条件下发生反应 2 H2NNH2 3 NH2OH 自学 4 HN3及N3- 5氮化物 2 氮的氧化物 氮的氧化物有N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5，其结构和物性参 见书表，共同的特点NO键弱，易受热分解和被氧化。 在常温下除N2O5为S外，其它为气体，它们一般具有毒性，会刺激呼吸道，引起胸痛，急喘等病症，我国的卫生指标规定大气中氮的氧化物NOx含量不得超过0.15mg/m3 氮的氧化物大多不稳定，易分解，低氧化数的N2O及NO在常温下较稳定，高温下易分解 2N2O 3NO N2O3仅在固态时稳定，l及g易分解 N2O3 NO NO2 NO2在140℃自行分解 2NO2 2NOO2 N2O5在0℃以下才稳定 2N2O5  4NO2 O2 除N2O及NO外，其它的则为酸酐 N2O3 H2O → 2HNO2 3NO2H2O → 2HNO3 NO N2O5 H2O → 2HNO3 注NO与NO2的价电子为11个和17个，为奇电子分子，其中一个单电子不稳定，易发生反应。 1 NO a、氧化 b、加合反应及形成配合物见书 c、氧化还原性强氧化性 3 含氧酸及盐 1亚硝酸及盐 a、HNO2的结构 HON 0 b、HNO2的弱酸性及不稳定性 c、亚硝酸盐的性质致癌物质 ① 溶解性并发生水解 主要氧化性→产物NO ②氧化还原性重点 如遇强氧化剂，则为还原性→产物N ③配位能力 2HNO3及其盐 HO a、HNO3的结构 ON O b、HNO3的物性 c、HNO3的化学性质 ① 强酸性92和不稳定易分解 ② 氧化性由于HNO3中的N的氧化数为5，当其得到电子变成对应的低 氧化态时，值较大，故氧化性强，它能把许多金属Au、Pt除外少数及非金属进行氧化。 I浓HNO3可把许多非金属氧化至氧化物或合氧酸，自身变为NO II浓HNO3与金属反应，其产物往往为NO2和金属硝酸盐 注浓HNO3与少量不活泼的过渡金属如Au、Pt、Rh、Ta等不发生反应，而如Fe、Cr、Al等活泼金属则与之易发生钝化作用，如Sn、As、Sb、Mo、W等与之作用则生成含水的氧化物，如 Sn 4HNO3 SnO2H2O 4NO2 H2O β锡酸 III稀硝酸亦具氧化性，它的产物较为复杂，见书，取决于HNO3的浓度和金属的还原性强弱。一般说来，硝酸愈稀，金属越活泼，则HNO3被还原及越彻底。 IV王水aqua regia见书 V硝化性 d盐的性质①溶解性 ②热稳定性 3、磷phosphorus及其化合物 1单质磷的结构和性质 1结构白磷 P4、SP3 、有内部张力，易被破坏而化学性质活泼，在34℃着火，故需保持在水中。注意，白磷剧毒poisonous 2P4的化学性质 ①氧化在氧化时会放出能量，其中一部分以光的形式放出，在暗外可见到所谓的磷光phosphorescence ②与酸和碱的反应与HNO3→H3PO4 KOH→PH3KH2PO2 P4O6 2磷的氧化物 P4O2 充足P4O10 1 P4O6 ①结构和物性 见书 有毒 ②化性 a、受热分解 冷水→H3PO4亚 b、与水反应 热水→H3PO4PH3或H3PO4P 2P4O10 ①结构和物性 2H2O冷 ②化性 a、与H2O反应 P4O10HPO34偏 2H2P2O7焦4H3PO4 H2O量与T不同，产物不同 b、强的脱水能力，而作为干燥剂名列第一 3含氧酸及其盐 1H3PO2次Hypo phosphorous Acid及盐 2亚磷酸及盐phosphorous Acid 见书 3磷酸及盐 H3PO4是P的含氧酸中最为稳定的，在含水量较多时，在不同的温度下脱水可得不同的H3PO4的产物，因此 a、H3PO4的特征 正盐的溶解性，水解性，配位能力 ①b、 酸式盐的溶解性，水解性 c、PO43-的鉴定 碱金属磷酸盐，可通过调节反应物的量可得 NaOH增加过量 PH8.2 强碱性 PH≈4.0 NaH2PO4 Na2HPO4 Na3PO4 H3PO4↑过量 ③ H4P2O7及盐 a、 H4P2O7的特征 b、 P2O74-盐的配位能力、溶解性和鉴定 ④ 偏磷酸及盐注意鉴别特征 4磷的卤化物 1加合性 2水解性 4、As Sb Bi 的化合物 1氧化物 1物性变化规律 ①燃烧 2AsH3的特性 ②分解马氏试砷法P327 ASH3→2AS3H2 ③还原性古氏试砷法2ASH312AgNO33H2O→AS2O312HNO312AgS见书 2 含氧化合物 1氧化物及其水合物的酸性 它们的M2O3是其相应亚酸的酸酐，M2O5为其正酸的酸酐。 碱性↑ 酸 As2O3↓H3AsO3 Sb2O3 SbOH3 Bi2O3 BiOH3 性白色 两性 水溶液 白↓白↓黄 白 碱性增强 增 酸性为主 两性 碱性为主弱碱性 强As2O5 H3A3O4 Sb2O5Sb2O5.XH2O Bi2O5 白淡黄红棕弱酸性 中强酸 弱酸性 酸性增强 从此可看出，As、Sb、Bi的氢氧化物它们的酸碱变化规律符合用其表中元素性质速度规律。元素的非金属性越强，其氧化物对应的水合物酸性亦强。同一元素的氧化物及其水合物之酸碱性，随元素氧化数↑，酸性↑碱性↓ 2氧化还原特征 随Z*↑，惰性电子对效应明显，其氧化还原特征 A3SO33-只能在OH-下才体现其还原性 As3 Sb3 Bi3 化合物的还原能力↓ 其它两种还原性很弱 NaBiO3的强氧化性 As5 Sb3 Bi3 化合物的氧化性↑SbO3- SbO4- 在H下有氧化性 3盐①水解性 ②Sb3 Bi3的鉴定P329 3硫化物 ①各自的颜色 a、硫化物均不溶于水和稀酸 b、Sb2S3、Bi253溶于浓HCl生成配酸As2S3则不 ②c、Sb2S3、AS2S3可溶于NA2S及硫化亚酸盐 Bi2S3则不 d、Sb2S5、AS2S5可溶于Na2S及硫化酸盐 e、Sb2S3、AS2S3可溶于Na2S2及硫化酸盐 硫酸亚碱盐亚酸盐 均可溶于NaOH 硫化酸盐酸盐 Na2S 浓HCl NaOH Na2S2 AS2S3 Na3AsS3 Na3AsS7Na3AsO3 As Sb2S3 Na3SbS3 H3SbCl63H2S Na3SbS3Na3SbO3 Sb Bi2S3 2HbiCl4H2S As2S5 Na3AsS4 Na3AsS4Na3AsO4 Sb2S5 Na3AbS4 H3SbCl6H2SS Na3SbS4Na3SbO4 5、含砷废水的处理。见书 ① 石灰石法 ② 硫化法 ③ 镁盐脱砷法 总结 1、氮族元素价电子结构为nS2、nS3随Z↑r↑X、Y↓N.P为非金属Sb、As为准金属，Bi为金属，主氧化数为3、5。Bi的氧化数3的化合物较稳定。 2、N2及其重要的化合物 （1） N2 一般很稳定，在高温，催化剂存在时，性质变得活泼。 2NH3易溶于水，显碱性，它具有加合性、氧化性，还原性，易被液化、液态氨是很好的溶剂。 3NH盐大多无色，易溶，但易水解，易加热分解，分解产物与组成铵盐的负离子有关。 4N2能形成15的氧化物，大多不稳定，易分解，除N2O和NO外都是酸性氧化物，与水作用生成酸。 5HNO3为强氧化剂的酸，还原产物视HNO3的浓度和还原剂的性质而定其盐易溶于水，加热易分解，产物随金属离子不同而不同，HNO2为弱酸，其盐大多溶于水。 3、P4及其重要的化合物 1磷的同素异形体以白磷活泼，能与O2、X2及氧化性酸氧化，在碱性溶液中易发生歧化。 2可形成P4O6及P4O10的酸性氧化物，P4O10与水反应视水量不同而不同， P4O10有强的吸水性。 3H3PO4为三无中强酸，加热能缩合，所有的二氢盐及Na、K、NH的磷酸正盐和一氢盐易溶于水，其它则不溶。 4PCl5和PCl3的结构和水解特征。 4、Sb、As、Bi的化合物 MCl3易水解，生成H3AsO3、SbOCl、BiOCl等，硫化物中，As、Sb的硫化物溶于Na2S溶液形成硫代酸盐，这一盐加酸即分解。随Z↑，氧化物及水合物的酸性↓，M3化合物的还原性↓，M5的化合物氧化性↑。 12-4 碳硅硼及其化合物 学习要求 1 了解两族元素的通性，硼及碳单质的结构和性质。 2 熟悉硼的缺电子性及缺电子化合物。 3 掌握硼、碳、硅的氧化物、含氧酸及其盐的结构和性质。 4 了解铝、锡和铅的氧化物、氢氧化物的酸碱性变化规律了解铝硅、及碳的卤化物，熟悉SnII的还原性及Pb1V的氧化性。 1、两族元素通性 硼族及碳族的轻元素为非金属而重元素为金属。前者的分界线在B和A1之间，后者的分界线在Ge和Sn之间。B和Si具相似的性质。C是有机化学的关键元素，能形成许多二元化合物及金属有机化合物。碳与氢、氧的化合物在生物圈中占支配地位，而硅与氧的化合物是构成地壳的主要成分。硼族的价电子构型为ns2np1，一般显1、3氧化态。B、A1、Ga和In四个元素以3为特征，而Tl由于ns2惰性电于对效应则主要为1氧化态。碳族元素价电子层结构为ns2np2，氧化态为2和4。从Ge到Pb，由于ns2电子对效应，其低氧化态的还原性逐渐减弱而高氧化态的氧化性逐渐增强。SnCl2是实验室中常用的还原剂，PbO2为强氧化剂。 2、硼、碳单质的同素异形体及其重要性质 元素硼有多种同素异形体。已确定结构的三种固态元素硼晶体均含有二十面体的B12结构单元见图，这是硼单质的基本结构单元。在a-菱形硼中，每个基本结构单元中有6个硼原子以三中心二电子键与同一平面内相邻的另外6个二十面体相结合形成二维片状结构。这种片状结构又可以一层一层地叠加起来，每个结构单元中上下各有3个B原子以6个两中心两电子的BB键同上下两层的6个邻近的二十面体相结合。因此，B单质具有复杂的结构。要使硼晶体熔化，外界必须提供足够高的能量克服二十面体之间及内部硼原于间的化学健。所以，硼为原于晶体，其熔点较金属晶体的铝高。 碳的同素异形体有金刚石、石墨和近年发现的富勒烯分子C60及其同系物。金刚石中每个C原子均采取sp3杂化和其周围处于正四面体顶角的4个C原于形成键长为154Pm的单键，从而得到了强键合的共价型三维晶体见图3。其硬度和熔点较高。石墨见图4具层状结构，同层中C原子除以sp2杂化轨道和相邻的三个C原子形成 σ键外，还利用另一个P轨道相互重叠在层内形成离域的大π键。层间为范德华力，层间容易劈裂导致了石墨的润滑性。由于层内大π键的存在，在石墨中平行于六角形平面方向导电性较强，而垂直于该平面方向的导电性很小.由于层间的弱范德华力作用，因而可以将原子或化合物插入石墨层间形成插入化合物夹层状化合物，并改变石墨的性能。例如K原子插入石墨层间后将其价电子转移给石墨中的π空轨道使石墨还原，插入间层的K离子作为带电粒子又改变了垂直于六角平面方向的导电性，因而使所得的夹层化合物导电性明显高于石墨。这种夹层状的石墨化合物是很重要的一类无机固体电解质。 硼的缺电子特征及形成共价化合物特征 硼的化合物有4大类 ①形成氧化数为3的共价化合物与X大的元素 ②形成四配位化合物B为sp3杂化 ③形成缺电子化合物 ④形成氧化数为-3的化合物 1硼的氢化物 硼可以与H形成一系列氢化物，它们的性质与烷烃相似，故叫硼烷Boron Hydrides是一种高能燃料。 ①结构特征 硼烷中最简单的是B2H6，而不是BH3，由于硼烷分子中所有的价电子总数不能满足形成共价键数目，因此，在B2H6，共有14个成键轨道，却只有12个价电子，缺两个电子，因而B除形成正常价态外，还有一个三中心二电子的非定域键，如图所示，两个B原子由一个氢原子作为桥梁连接起来，又将之叫三中心氢桥键，在这一结构中，B采用的是不等性sp3杂化，这种三中心键只有共价键强度的一半，故硼烷性质较烷烃活泼。 硼烷中最简单的是B2H6，而不是BH3，由于硼烷分子中所有的价电子总数不能满足形成共价键数目，因此，在B2H6，共有14个成键轨道，却只有12个价电子，缺两个电子，因而B除形成正常价态外，还有一个三中心二电子的非定域键，如图所示，两个B原子由一个氢原子作为桥梁连接起来，又将之叫三中心氢桥键，在这一结构中，B采用的是不等性sp3杂化，这种三中心键只有共价键强度的一半，故硼烷性质较烷烃活泼。 2氧化物 B为一高度亲氧元素，自然界中以含氧化物存在，其基本结构单元为[BO3]平面三角形及[BO4]四面体。 在B2O3中不存在单一B2O3分子，只存在-B-O-B-O的大分子。 性质 ①被金属还原 ②溶于水生成酸晶形B2O3生成HBO2，非晶为H3BO3 3硼酸 ①结构特征为白色片状晶体，基本结构单元为H3BO3，是平面三角形构型，硼原子位于三角形之中心，分子内每一B原子通过sp2杂化与氧化原子以共价键结合成平面三角形，彼此同一层内通过氢键连接成六角形的对称层状结构，层与层之间以分子间力结合，因而硼酸晶体为鳞片结构，有润滑性和解理性。 ②性质 a.弱酸性 b.与有机物反应，使溶液酸性↑ c.与碱反应 4硼酸盐-Na2B4O710H2O Na2B4OH48H2O 硼砂Borax ①结构 见图，两个[BO4]构成四面体和两个[BO3]构成平面三角形，它的晶体由[B4O5OH4]2-负离子通过氢键相互连接成链状结构，链与链与Na联系。它是无色透明晶体，易风化失水，稍溶于冷水，易溶于热水。且S随T↑而↑。 ②性质 a.水解性缓冲作用 b.硼砂珠试验 c.与酸反应得H3BO3 ③其它硼酸盐的结构见图 5硼的卤化物 ①结构 BX3 sp2杂化 形成共价型分子 M↑ BF3g→BI3s ②性质 a水解性 b加合性 被还原 ③HBF4的性质 a强酸性 b其盐K.Na的水解性 4、碳的化合物 1氧化物 ① CO a结构及物性有毒 CO与N2为等电子体。 有毒 b.化学性质i 配合物注端基配位 O 2转化为CO2 3还原剂 注对我的中毒机理 4有机合成 ②CO2 a、结构、物性 OCO 两个 它为无色无味气体①干冰 ②温室效应 ③稳定性，用于灭火 b、化学性质①微酸性 ②制碱工业 2碳的含氧酸及盐 CO2微溶于水而呈弱酸性，20℃1L水溶解0.9LCO2浓度0.04 mol/L，但溶解较小仅有1的CO2与水反应为H2CO3，浓度很小，但C↑，则H2CO3会分解。它只能在水溶液中制得，其盐的性质正盐、酸式盐 ①溶解性a、铵其碱金属除Li外，碳酸盐易溶于水，其余的则不易溶。 b、难溶的在，碳酸盐而言有MCO3130pm的过渡元素 ④过渡型的 r130pm的过渡元素 4、Si的化合物 1氢化物 ①强还原性 ②易分解性和水解性 2氧化物 SiO很不稳定，这里主要介绍SiO2 1、结构它有晶态和非晶态之分，晶态的又叫石英，纯净的天然石英又叫水晶，它为坚而脆，M.P高而难熔的无色固体。结构为[SiO4]四面体单片，以SP3杂化成键，并在空间内多次重复而形成的网状结构。它可透过可见、紫外光，膨胀数小可经受温度剧变，故石英玻璃可作光学仪器。 非晶态SiO2玻璃是一种，石英玻璃是从有序的石英到无序的玻璃状态。具有代表性的无定形SiO2为硅藻土，这是一个多孔性物质，可作吸附剂，催化剂载体等。 2性质a、与碱作用包括Na2CO3之类 b、被HF所腐蚀 c、制备SiX4及单质Si 3含氧酸及盐 1硅酸 H2SiO3是一种比H2CO3还弱的二元弱酸，习惯上用H2SiO3表示，但经过制备工业所得的是原硅酸H4SiO4是疏松的胶体状态物质，不溶于水，会逐渐发生脱水，缩合形成一系列组成不同的硅酸，通式为xSiO2yH2O 2SiO23H2O SiO22H2O SiO21.5H2O SiO2H2O SiO20.5H2O H6Si2O7 H4SiO4 H6Si2O5 H2SiO3 H2Si2O5 二硅酸 原硅酸正 佳硅酸 偏硅酸 二偏硅酸 目前已知的五种 在制备H2SiO3的过程中，单分的H2SiO3可溶于水而不沉淀，但随H2SiO3的增多，则要聚合形成多硅酸时，则形成溶胶Sol若浓度再大或投加电解质时，则易形成胶状或胶冻称凝胶gel，将gel洗涤，干燥去水，可得硅胶，它的表面积可达800900㎡/g，是一种优良的吸附剂和干燥剂、催化剂。 2硅酸盐 ①性质a、溶解性，只有Na2SiO3、K2SiO3溶于水，将它们的浓溶液称为水玻璃泡花碱，它是由SiO2与Na2CO3按Na2OSiO2135锻烧后，用水浸取而得，常作粘合剂，填充剂，发泡剂等。而其它盐则是难溶于水，难熔化之固体。 b、水解性 Na2SiO3、K2SiO3易水解而呈碱性 ②结构硅酸盐的结构比较复杂，但其基本骨架为SiO4四面体，根据其排列方式不同，可组合成多种结构，如 结构形状 硅酸根种类 SiO 实例 非环状 孤立四面体Si 14 ZrSiO4 双四面体Si2 27 ScSi2O7钪硅石 环状 三个四面体Si3 13 CaSi3O9硅灰石 六个四面体Si6 13 Be3Al2Si6O18绿柱石 链状 单键Sin 13 LiAlSiO32锂辉石 双键Si4n 41 Ca2MgSi4O112OH2H2O透闪石 层状 Si2n 25 Mg3Si2O52OH滑石 网状 SiO2n 12 SiO2 硅石 至于分子筛Molecular Sievr就是从Al取代部分硅的铝硅酸盐晶体，它可形成许多整齐的多面体孔穴，表面积较大，孔径均匀。请同学们自学。 3卤化物①水解性 ②HSiF4的性质及盐的溶解特性