无机及分析化学(第九章p区元素).ppt

第九章 p 区 元 素（一） (硼、碳族）,元素周期表的分区,一、P区元素概述 1、单质 （1） 存在的形式 （丰度、分类） （2） 单质的物理性质 （3） 单质的化学性质 （4） 变化规律性 （5） 应用 2、 重要化合物 （1）分子型氢化物 （2）氧化物 （3）含氧酸 （4）含氧酸盐,3、p区单质及化合物性质变化的变化规律性与特点 （1）基本规律 1）电子结构： ns2np1-5 2)原子半径r:从左到右，从上到下（变化不明显） 3）电负性 4）价态变化：正氧化态R（） R（） 5）键型：共价键 很少是离子键 （2）可分成两类 1）p区非金属元素：共22种，特点？ 2）p区金属元素：9种，特点？ 3）如何划分？半金属（准金属）的概念。 （3）惰性电子对效应： 低价氧化态从上到下的稳定性增加 高价氧化态从上到下的稳定性降低 原因：惰性电子对效应（随着原子序数的增加，ns2的能量较低，不易失去，成为稳定状态，使得低价氧化态稳定，高价不稳定。 （4）镧系收缩及镧系收缩的影响 使得第五、第六周期的元素的性质比较接近,二、硼族元素 （1）硼族元素概述 B Al Ga In Tl （2）元素在自然界存在的形式、丰度 （3）单质：制取、物理性质、化学性质、应用 （4）成键特点： ns2np1 （5）价态变化规律： A+： 从上到下的变化规律 A3+：从上到下的变化规律 （6）硼族元素的化学反应,三、硼的化合物 （1）硼元素的成键特点 B 的电子构型2s22p1 B 有空的2p轨道，以sp2杂化轨道的形式成键（缺电子的元素），常以共价键与其它元素结合，形成平面三角形的空间构型。如BF3 、BCl3 因有空的p轨道，易形成双聚体的化合物和配合物。如AB4- B 也能与活泼金属形成离子键的化合物。 B 与H形成三中心两电子共价键。 B 易通过配位键形成sp3杂化轨道的形式形成四配位的化合物。,B族元素的基本性质,2）B元素的化合物,氢化物 氧化物 B元素的化合物 水化物 卤化物 重要盐 1、氢化物（硼烷） 二中心二电子键 （1）硼的成键特点：ns2np1 三中心二电子键 （2）硼烷的类型： 可分成两种类型：BnH2+4和BnH2+6 例如： BH3, B2H6,； BnH2+6 型有：B3H9,B4H10,例如：硼乙烷B2H6（对照C2H6） H H H H H B B H C C H H H H H H 采用sp3杂化成键 按照正常的价键理论，B2H6是不存在的，因为，要达到B周围8电子状态，需要14个电子，而实际上只有12个电子。故B2H6中形成缺电子的三中心二电子键。 理想化的想象应是： 分子的两端是二中心二电子键（共4个键8个电子） 分子的中间是三中心二电子键（共2个键4个电子） H B4H10：共有电子22个 H H B H H 7个正常键，14个电子 B B 三中心二电子键4个，22个 H H B H H 电子 H,（3）硼烷的化学性质 1)活泼性、还原性、不稳定性、含能量高 B2H6（g）+3O2（g） B2O3 (s)+3H2O（g）H = -2033kj/mol C2H6 + 7/2O2 2CO2 (g)+ 3H2O H = -1560kj/mol B2H6（g）+6H2O（l）2H3BO3(s)+6H2（g）H = -509.3kj/mol B2H6 + 2CO 2H3BCO B2H6 + 2NH3 2BH2 .(NH3)+ + BH4_ B2H6 + 2LiH 2LiH4 2)剧毒性 (4) 硼烷的制备： 不能直接制备 (5) 硼烷的应用： 高能燃料 用作燃料的特点,2、 氧化物（B2O3） 1）氧化物的制备 2）氧化物的性质 晶型 亲氧性、稳定性（没有还原性，有一定的氧化性） 水合性 B2O3（晶） + H2O（g) 2HBO2 （偏硼酸) B2O3（无） + 3H2O（l） 2H3BO3 （硼酸) 硼珠试验 CuO + B2O3 Cu(BO2) 兰色 NiO + B2O3 Ni(BO2) 绿色 3）氧化物的应用,3、氧化物的水化物（硼酸） 硼酸 原硼酸 H3BO3 偏硼酸（HBO2） 多硼酸xB2O3.yH2O 三种硼酸之间的关系 硼酸的化学性质 硼酸是典型的Lewis酸（原因？） 硼酸H3BO3的酸碱性及电离平衡 H3BO3 + H2O H4BO4- + H+ 是一元弱酸，K0 = 5.8*10-10 硼酸的结构 4、 硼的重要盐类化合物(P。393表13.6) 原硼酸盐 M + BO3-3 偏硼酸盐 M+BO2+ 多硼酸盐 Na2B4O7.10H2O,5、铝及铝的化合物 （1）Al单质的特殊性 （2）Al的氧化物（Al2O3） Al2O3的晶形（、） 晶型不同，稳定性不同，化学性质不一样 （3）Al(OH)3 （4）铝盐 6、铊及铊的化合物 Tl+ Tl3+化合物的氧化还原性 铊化合物的毒性,三、碳族元素 1、概述 C Si Ge Sn Pb （1） 存在的形式 、丰度 （2） 物理、化学性质 1）价电子构型 ns2np2 2）共价半径及变化规律 3）电负性、电子亲合能及变化规律 4）电极电势 （3） 应用 2、碳、硅及其化合物 （1） C、Si单质 1）C的同素异形体 2）Si的晶型 3）成键的特点 4）应用,（2）碳、硅化合物 1）氢化物： 碳烷、硅烷 两类物质的比较、硅烷的制备、性质 2）氧化物 CO、 CO2 SiO SiO2 CO： 制备（实验室制备、工业生产） C + H2O CO +H2 HCOOH CO + H2O H2SO4 H2C2O4 CO + CO2 + H2O H2SO4 结构的特殊性 按照电负性，C的电负性较小，O的电负性较大，形成CO后应为 C+ O-，实际上则是： C- O+，作配位体时，C原子为配位原子（原因？） 化学性质：还原性、配位性, 化学性质：还原性、配位性 CO + PdCl2 Pd + CO2 +HCl CO + O2 CO2 形成Fe(CO)5 Ni(CO)4 CO的应用与消除 1）用作还原剂 2）化学合成中间体：CO + Cl2 COCl2 (活性炭） 3) 消除：Cu(Nh3)2Ac + CO + NH3 Cu(Nh3)3Ac.CO CO2： 三中心四电子键 C: 1s2 2s2 2p2 ：O C O ： O: 1s2 2s2 2p4 稳定性 SiO2：结构、物理、化学性质、与CO2的差异, , ,(3)碳的含氧酸及其盐(CO32-,MnCO3) 1）结构(CO32-) 2）性质 热稳定性（阳离子的极化作用、 CO32-的变形性） MnCO3 M(HCO3 ) MnCO3 CO32-的水解性 CO32-的化学反应 （4）硅的含氧酸及其盐 1）重要的硅酸及硅酸盐（硅酸的类型、硅酸盐的结构） 原硅酸 H4SiO4 （Si(OH)4) (SiO2.2H2O ) 硅酸 偏硅酸 H2SiO3 多硅酸 xSiO2.yH2O 2）相互的关系：SiO2 .2H2O(原硅酸） SiO2.H2O（偏硅酸） 3）化学性质：弱酸性、溶解性 4）硅酸及硅酸盐的应用,硅酸盐骨架结构（由SiO2的四面体结构（单元结构） 构成 的复杂结构：,3、Sn Pb化合物 （1）氧化物： Sn: SnO SnO2 从左到右酸碱性、氧化还原性的变化 Pb: PbO PbO2 从左到右酸碱性、氧化还原性的变化 从上到下酸碱性、氧化还原性的变化 （2）氢氧化物 Sn（OH）2 Sn（OH）4 从左到右酸碱性、氧化还原性的变化 Pb（OH）2 Pb（OH）4 从左到右酸碱性、氧化还原性的变化 （PbO2。2H2O）从上到下酸碱性、氧化还原性的变化 （3）重要的盐类 SnCl2,SnCl4;Pb(NO3)2 Pb(Ac)2,PbCl2 （4） Sn2+、 Pb2+、Pb（）的氧化还原性 Sn2+是强还原剂，Sn4+比较稳定 Pb2+比较稳定, Pb（）是强氧化剂： PbO