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1、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）
2、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
3、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：
4、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
5、 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)
6、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、
7、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
8、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(Nh
9、3)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
10、）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：PbO2+HCl（浓）PbCl2+Cl2+2H2O 5PbO2+2Mn2+4H+5Pb2+2MnO42+2H2O 2PbO2+4H2SO4 2Pb(HSO4)2+O2+2H2O（5）离子的检测,复习：预习：作业：p.436,思考题：T.3,4(第一版）p.357,思考题：T.3,4（第二版）,
