无机化学专业考研辅导资料-元素化学.doc

元素化学基础知识氢和稀有气体一、氢的成键方式1、离子键：得失电子H离子离子只存在于活泼金属的氢化物中，氢同碱金属、碱土金属只有在较高温度下才能生成含有该离子的氢化物。2、共价键独特键型：氢桥键不属于经典的共价键。 氢键不能算作一种化学键，其键能的大小介于化学键与范德华力之间。 二、氢气的制备1、实验室制法电解水阳极 2H2O + 2e = H2 + 2OH阴极 4OH = O2 + 2H2O + 2e2、工业制法（1）催化裂解天然气 CH4 + H2O = CO + 3H2（2）水蒸气转化法 C (红热) + H2O(g) = CO(g) + H2(g)3、野外制取少量气体 利用两性金属、非金属与碱液反应 Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2三、氢气的化学性质1、还原性是氢气的重要化学性质 CuO + H2 = Cu + H2O 适当的温度、压强和相应的催化剂存在下，H2可与CO反应，生成一系列的有机化合物CO(g) + 2H2(g) = CH3OH(g) 2、原子氢是一种比分子氢更强的还原剂 同锗、锡、砷、锑、硫等能直接作用生成相应的氢化物 S + 2H = H2S 把某些金属氧化物或氯化物迅速还原成金属，甚至能还原某些含氧酸盐。 CuCl2 + 2H = Cu + 2HCl BaSO4 + 8H = BaS + 4H2O四、氢化物1、离子型氢化物：氢同碱金属及多数碱土金属在较高的温度下直接化合时，生成离子型氢化物，也称之为盐型氢化物，其中含有 H- 离子。作为还原剂和负氢离子的来源，或在野外用作生氢剂。（1）具有很强的还原性，在高温下可还原金属氯化物、氧化物和含氧酸盐。 TiCl4 + 4NaH = Ti + 4NaCl + 2H2(g)2CO2 + BaH2 = 2CO + Ba(OH)2LiAlH4 + H2O = Al(OH)3 + LiOH + H2（2）非水溶剂中与缺电子化合物形成复合氢化物。2LiH + B2H6 = 2LiBH44LiH + AlCl3 = LiAlH4 + 3LiCl（3）用NaH、CaH2除去气体、溶剂中微量水分。NaH（s）+ H2O（l）= H2g）+ NaOHaq） 2、分子型氢化物：p区元素的氢化物属于分子型晶体，其熔沸点低，且多为气体。分子型氢化物的的结构分3种不同的情况：（1）缺电子氢化物：如B2H6，其中两个B原子通过三中心二电子氢桥键连在一起；（2）满电子氢化物：中心原子的价电子全部参与成键，没有剩余的孤电子对，如CH4及其同族元素的氢化物；（3）富电子氢化物：有孤电子对的氢化物，如NH3，H2O和HF等氢化物。分子型氢化物都具有还原性，而且同族氢化物的还原能力随原子序数增加而增强。SiH4 + 4H2O = H4SiO4 + 4H23、金属型氢化物：d区和 f区元素与氢形成金属型氢化物。它不仅保持金属外观，有金属光泽，具有导电性。有的是整比化合物，如 CrH2，NiH 和 ZnH2。有的则是非整比化合物，如PdH0.8和一些f区元素的氢化物等。五、稀有气体的通性与用途1、通性：稀有气体是单原子分子，其核外电子层都有相对饱和的稳定电子层结构。稀有气体的电子亲和能接近0，电离能很高。由于稀有气体以原子状态存在，原子之间仅存在着微弱的范德华力，主要是色散力。它们的蒸发热和在水中的溶解度都很小，随着原子序数的增加而逐渐升高。2、用途：（1）为反应提供惰性环境。在冶炼金属钛的过程中，要用氩气或氦气作保护气。（2）氦气密度低，在一定场合下用它代替氢气，比使用氢气安全得多。（3）氙灯作为光源有“人造小太阳”之称；而氖放出十分美丽的红光，氖灯俗称霓虹灯，被广泛地用于广告和标牌。 六、稀有气体化合物仅包括元素 Kr、Xe、Rn 的共价化合物。研究较多的是一些稳定的稀有气体化合物，如Xe与高电负性的F，O和Cl的化合物。 1、氙的氟化物（1）氙的氟化物可以由两种单质直接化合生成，反应在镍制的容器中于一定的温度和压强下进行。 Xe(g) + F2(g) = XeF2(g)，要保证 Xe 大大过量 Xe(g) + 2F2(g) = XeF4(g)，F2过量，反应时间不要太长 Xe(g) + 3F2(g) = XeF6(g)，F2大大过量，反应时间要长 （2）可作为强氧化剂XeF2 + 2I = Xe + 2F + I2XeF2 + H2 = Xe + 2HFXeF4 + Pt = Xe + PtF4（3）都可与水发生作用2XeF2 + 2H2O = 2Xe + O2 + 4HF6XeF4 + 12H2O = 2XeO3 + 4Xe + 24HF + 3O2XeF6 + 3H2O = XeO3 + 6HFXeF6 + H2O = XeOF4 + 2HF（4）作为温和的氟化剂2XeF6 + SiO2 = 2XeOF4 + SiF4不能用玻璃或石英来做盛装氟化氙的容器XeF4 + 2SF4 = Xe + 2SF62、氙的含氧化合物XeO3具有很强的氧化性，例如它能把Fe2+氧化成Fe3+，能把氨氧化成N2，把Mn2+氧化成MnO4。XeO3 + O3 + 2H2O = H4XeO6 + O2XeO3 + 4NaOH + O3 + 6H2O = Na4XeO68H2O + O2H4XeO6 = XeO4 + 2H2O六、稀有气体化合物的结构1、用现代价键理论讨论氙化合物的分子结构 XeF2：分子构型为直线形。根据杂化轨道理论，XeF2中F采用不等性sp3d 杂化。 XeF4：分子构型为正方形。根据杂化轨道理论，XeF4中F采用不等性sp3d2杂化。 XeF6：F采用不等性sp3d3杂化，6个F原子位于八面体的6个顶点，而一个孤电子对伸向一个棱的中点，这个孤电子对也可能伸向一个面的中心。稀有气体各原子的价电子层全充满，即ns2np6，当它们同电负性很大的原子作用时，有可能使np轨道中的电子激发到较高能量的nd轨道上，从而出现单电子，这些单电子便同其它原子形成共价键2、用分子轨道理论讨论氙化合物的分子结构 Xe 原子的5px 轨道与两个 F 原子的各1个2px轨道，组成1个成键轨道，1个反键轨道和1个非键轨道。两个电子填入成键分子轨道，两个电子填入非键分子轨道，反键分子轨道为空轨道。键级为1，这个键属于s键，它有效地将氙原子和两个氟原子结合在一起。卤 素一、卤素单质的通性1、分子结构和性质元素的价电子构型为ns2np5，易得一个电子形成全满结构，单质均为双原子分子。最显著的性质是气态的F2、Cl2、Br2、I2的颜色变化,从近无色紫色，分子最大吸收渐向长波方向移动。说明双原子MO中最高充满的和*至最低未满的空的*轨道之间能量差自上而下减小。.除F2外,随着离子半径的增加，键渐弱，因而离解能渐低。2、反应活性（1）卤素标准电极电势：I2+2e-=2I- =0.52V Br2+2e-=2Br- =1.06VCl2+2e-=2Cl- =1.36VF2+2e-=2F- =2.87V氧化能力：F2Cl2Br2I2（还原能力：I-Br-Cl-F-）（2）所以F2,Cl2可与所有金属作用，F2还能与稀有气体作用：形成XeF2,XeF4, XeOF4等化合物。Br2,I2可与除贵金属外的所有金属作用。（3）卤素与水作用发生下述两类反应a X2+H2O2H+2X-+1/2O2 F2极易发生此反应，日光下Cl2反应慢，Br2,I2无明显反应。b X2+H2OH+X-+HOX X2+2OH-XO-+X-+H2O第 2类反应即为卤素特征的歧化反应。在酸性条件下，卤素歧化反应不易发生，如Cl2的K=4.010-4；而在碱性条件下，歧化极易进行，且XO-还可继续歧化（3XO-2X-+XO3-）。所以室温下将Cl2，Br2,I2分别加入碱中生成的是ClO-,BrO3-和IO3-。3、单质制备（1）F2a工业制备：电解KHF2与HF混合液阳极（石墨）： 2F-=F2+2e-阴极（电解槽）：2HF2-+2e-=H2 +4F-电解总反应： 2KHF2=2KF+H2+F2b实验室制法： BrF5(g)=BrF3(g)+F2(g)4KMnO4+4KF+20HF4K2MnF6+3O2+10H2O2K2MnF6+4SbF5=4KSbF6+F2+2MnF3（2）Cl2a工业制备：电解NaCl水溶液b实验室制法：MnO2+HCl(浓)= MnCl2+Cl2+H2OKMnO4+HCl(浓)（3）Br21工业制法：海水制Br2。Cl2通入pH=35的海水中：Cl2+2Br-=Br2+2Cl-压缩空气吹出Br2，碱液中歧化：3Br2+3CO32-=5Br-+BrO3-+3CO2，浓缩在酸性条件下：5Br-+BrO3-+6H+=3Br2+3H2O实验室： Cl2+2Br-=Br2+2Cl-（4）I2工业制法：适量NaHSO3还原IO3-:IO3-+3HSO3-=I-+3SO42-+3H+IO3-+5I-+6H+=3I2+3H2海藻和海洋生物中提取I2:浸取液通入Cl2(适量):2I-+Cl2=I2+2Cl-或浸取液中加MnO2: 2I-+MnO2+4H+=Mn2+I2+2H2O，用CS2或CCl4萃取分离实验室: 2I-+Cl2(适量)=I2+2Cl-二、卤化氢1、制备实验室常用卤化物与高沸点酸反应制取相应卤化氢：CaF2+H2SO4(浓)=CaSO4+2HF(g)NaCl+H2SO4(浓)=NaHSO4+HCl(g)HBr,HI不能用此方法: 2HBr+H2SO4(浓)=SO2(g)+2H2O+Br28HI+H2SO4(浓)=H2S(g)+4H2O+4I2HBr,HI制备:NaX+H3PO4=NaH2PO4+HX(g) (Br,I)3P+3X2+6H2O=3H3PO3+6HX(g)2、性质：HX性质随原子序数增加呈现规律性变化其中HF因生成氢键，熔沸点比HCl高。高温下HF不分解，而HI在300就发生分解，HF具有强腐蚀性，并能腐蚀玻璃（SiO2+4HF=SiF4+2H2O）。三、卤化物1、卤化物的水解性（1）离子型卤化物：除少数活泼金属卤化物外，均发生不同程度的水解。如：MgCl2+H2O=Mg(OH)Cl+HClSnCl2+H2O=Sn(OH)Cl+HClBiCl3+H2O=BiOCl+HCl（2）共价型卤化物（水解方式有三种类型）a生成含氧酸和卤化氢，如：BX3+3H2O=B(OH)3+3HXSiCl4+3H2O=H2SiO3+4HClPCl3+3H2O=H3PO3+3HClPCl5+4H2O=H3PO4+5HClb生成非金属氢化物和卤素含氧酸，如：NCl3+3H2O=NH3+3HOClc不与水发生反应，如：CCl4，SF6等。主要因为中心原子C，S等已达最高配位数，水分子中的氧原子无法再配位上去了，故其水解速率很小。（3）共价型卤化物水解机理本质上是Lewis酸碱的相互作用，其过程可以分为亲电机理或亲核机理。a亲核机理：如SiCl4水解这一过程首先中心原子有可提供使用的空轨道。水解过程还包括构型转变，键的生成与消去的能量变化过程b亲电机理：如NCl3水解c亲核亲电同时进行：如PCl3水解（产物为何与NCl3不同？）PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl由于P是第三周期元素，有空的d轨道（可以接受孤对电子进攻），同时P上由一对孤对电子，可以接受质子的亲电进攻，加上PCl3中配位数仅为3，远未达到第三周期最大配位数为6这一数值，PCl3既是Lewis酸，又是Lewis碱，因此有条件发生亲电与亲核过程。同时分子几何构型发生从sp3到sp3d的转变，待脱去一分子的HCl后，不再具有孤对电子，只能发生水分子的亲核进攻，分子进一步发生构型转化及脱去HCl的变化，最终生成H3PO3。为何NF3不易水解？在NF3中价电子构型为四面体，N原子采用sp3杂化，N原子上有一对孤对电子，由于F原子电负性较大，NF3的碱性显然比NCl3要小得多，因此亲电水解不可能发生，同时N是第二周期元素，只有4个价轨道，不可能有空轨道接受亲核试剂的进攻。加上N-F键能较N-Cl键能大，因此NF3不会水解。卤化物水解过程，有热力学因素外，卤素中心原子结构特征，如最大配位数，第几周期元素，有无孤对，有无空轨道，发生什么机理水解，水解过程能量变化（即键能大小）等及动力学因素。2、氟的特殊性（1）低氧化态：F只有-1氧化态，而其它卤素有-1，+1，+3，+5，+7等。（2）F-F键能（解离能）反常小:主要原因是半径特别小,使孤对孤对排斥力较大；另外还与F处于第二周期，不存在空d轨道，不可能像Cl，Br，I可以形成dp键，而使键加强。（3）F电子亲和能反常小：而卤素电子亲和能是ClBrI，而AFACl主要原因F原子半径特别小，核周围电子密度较大，当接受外来电子或公用电子对成键时，将引起电子间较大斥力，从而部分抵消气态氟原子形成气态F-时所放出的能量。（4）易形成高配位化合物：由于半径小原因。同时化合物具有较大的键能或晶格能和生成热；由于电负性大，金属氟化物离子性强；与第二周期元素形成化合物时。易形成p-p大键，增加稳定性等。四、拟卤素和多卤化物1、拟卤素有些化合物的性质与卤素十分相似，称之为拟卤素。如(CN)2，(SCN)2等。与卤素相似，(CN)2在气相中也发生热离解和光离解，产生的CN自由基和拟卤素原子等可发生与卤素原子类似的反应：NC-CN=2CN H2+CNHCN+HH+NC-CNHCN+CN 总反应：H2+(CN)22HCN像卤素一样，能还原为-1价负离子：NC-CN(aq)+2e-2CN-(aq)2、卤素互化物指卤素原子间形成的化合物，通式XXn。一般较重的电负性较低的卤素原子（X）为中心原子，n一般为奇数。常见有：IF(g)，IF3(g)，IF5(g)，IF7(g)，ICl(g)，BrF(g)，BrF3(g)，BrF5(g)，BrCl(g)，ClF(g)，ClF3(g)，ClF5(g)，IBr(g)卤素互化物的分子结构一般可由VSEPR预测，其物理性质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。3、多卤化物指金属卤化物与卤素单质或卤素互化物的加合物（一般氟化物晶格能较高，不易形成多卤化物）。如：CsBr+IBr=CsIBr2加热多卤化物则离解为简单的卤化物和卤素单质。CsBr3=CsBr+Br2若为多种卤素的多卤化物，则离解生成具有最高晶格能的一种卤化物，如：CsICl2=CsCl+ICl 而不是CsI+Cl2五、卤素含氧酸及其盐的性质1、卤素含氧酸的酸性大小变化规律（1）对同一元素，随卤素氧化数的增加，酸性增强。HClOHClO2HClO3HClO4HIOHIO2HBrOHIO；HClO3HBrO3HIO3变化规律可用R-OH理论解释。2、氧化性变化规律（1）酸性条件下氧化性大于碱性，HXOXO-，HXO3XO3-，HXO4XO4-。（2）对于HXO： HClOHBrOHIO； ClO-BrO-IO-对于HXO3： HClO3HBrO3HIO3； ClO3-BrO3-IO3-对于HXO4： HClO4H5IO6； ClO4-H3IO3-（3）对于Cl： 氧化性HClOHClO3HClO4； ClO-ClO3-ClO4-以上规律可从能量变化、原子结构、极化理论、钻穿效应等解释。氧族元素一、 氧族元素的通性:价电子构型为ns2np4，氧化态为-2，0，+2，+4，+6氧一般是-2氧化态，自然界许多金属矿石都是以氧化物或硫化物形式存在的，故氧族元素又称为成矿元素。电离能是从上到下递减。O，S为非金属；Se，Te是半金属；Po为典型金属，是一个完整系列。氧的电负性仅次于氟，性质非常活泼，与卤素较为相似，氧与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-d键，有些化合物还可能有离域键。二、氢化物1、H2O2（1）制备：电解60%的H2SO4，减压蒸馏得H2S2O8，水解得H2O2。工业：NH4HSO4=(NH4)2S2O8+H2(NH4)2S2O8+2H2SO4=H2S2O8+2NH4HSO4(NH4)2S2O8+H2O=2NH4HSO4+H2O2H2+O2=H2O2实验室： Na2O2+H2SO4+10H2O=Na2SO410H2O+H2O2BaO2+H2SO4=BaSO4+H2O2（2）性质a不稳定性：H2O2=H2O+1/2O2 光照及少量Mnn+加速分解b氧化还原性：由于H2O2中氧的氧化数处于中间，所以其既显氧化性又显还原性，但以氧化性为主。H2O2+2H+2e-=2H2O =1.77VPbS+4H2O2=PbSO4+4H2O 反应常用于古画复原O2+2H+2e-=H2O2 =0.68V2KMnO4+5H2O2+3H2SO4=2MnSO4+5O2+K2SO4+8H2O 用于H2O2浓度测定由于H2O2氧化或还原产物为O2或H2O，不给系统带进杂质，故为常用氧化剂或还原剂之一。c弱酸性：H2O2显弱酸性，与强碱发生中和反应。H2O2+Ba(OH)2=BaO2+2H2O2、硫化氢(H2S)（1）制备：工业： FeS+2HCl=FeCl2+H2S实验室：硫代乙酰胺水解 CH3CSNH2+2H2O=CH3COONH4+H2S（2）性质：是一还原剂，其水溶液易被空气氧化，不能长久保存。H2S易与金属形成硫化物，且大多数不溶于水，故它是一种沉淀剂。H2S可以使Pb(Ac)2试纸变黑，因而可用此反应检验H2S的存在，反应式为：H2S+Pb(Ac)2=PbS+2HAc。三. 臭氧的结构和性质1. 价键结构 中心O采用sp2杂化。从结构分析，V型，无成单电子，具有抗磁性；由于三个O原子对大键贡献不同，加之三个氧原子上孤对电子数不同，使得偶极矩不能完全抵消，因而O3具有偶极矩（=1.9310-30Cm），它是唯一有偶极矩的单质。2. 性质: 强氧化性 即碱：O3O2+OH- 酸中：O3O2+H2O2Ag+2O3=Ag2O2+2O2PbS+2O3=PbSO4+O22KI+H2SO4+O3=I2+O2+H2O+K2SO43. 应用：处理工业废水、废气（SO2、H2S、氰、酚、苯、醇等）不存在二次污染。O3+CN-=OCN-+O2 ; 2OCN-+3O3+H2O=2HCO3- +N2+3O2四、硫化物由于S2-变形性很大，如果阳离子的价电子构型为18，18+2，917e-构型，则由于它们具有较大的极化能力，与硫离子间有强烈的相互极化作用，从而使硫化物由离子键向共价键过渡，因而生成难溶的有色硫化物，此为硫化物最重要的特点。按溶解情况的差异，硫化物大致有如下五类。（1）溶于稀HCl，此类硫化物的Ksp10-24，如ZnS、MnS。（2）不溶稀HCl而溶于浓HCl，Ksp介于10-2510-30之间，如：CdS、PbS等，一般为弱电解质的电离平衡代替沉淀平衡。（3）不溶于HCl而溶于HNO3中，如CuS、Ag2S等，KspSi-Si单键键能222kJmol1,硅链不长，少于碳化合物数，而Si-O键能452kJmol1C-O键能357.7kJmol1，高的多，Si-O键化合物占比例大。二、CO和CO2的结构:1、CO与N2、CN-、NO+都是等电子体，具有相似的结构，由MO知，CO的分子轨道表达为CO(14e)：12,22,32,42,14,52,20。可见CO分子中有三重键，一个键，两个键，其中一个键电子为氧原子所提供：CO的偶极矩几乎为零，一般认为可能是由于CO分子中电子云偏向氧原子，但是配键的电子对是氧原子单方向供给的，这又使O原子略带正电荷，两种因素抵消，CO的偶极矩几乎等于零,C原子略带负电荷,这个C原子比较容易向其他有空轨道的原子提供电子对,2、CO2与N3-,N2O,NO2+,OCN-互为等电子体，具有线型构型，长期以来被认为有O=C=O结构,但实验测出C-O键长为116pm介于C=O双键(124pm)及CO叁键(112.8pm)之间，因此，根据VB法，可认为CO2具有以下构型，2个键和2个34大键。三、碳酸盐及酸式盐性质1、水溶性：正盐除K+、Na+、Rb+、Cs+、NH4+、Tl+外，其它皆难溶于水。一般来说，正盐难溶的，盐对应的酸式盐溶解度会较大。但Na2CO3溶解度大于NaHCO3，是由于HCO3-双聚或多聚的结果。2、水解性：可溶性碳酸盐在水溶液中呈碱性。如0.1molL1 Na2CO3溶液pH值为11.7，酸式盐如NaHCO3存在两个平衡，即水解与电离平衡：HCO3-+H2O=H2CO3+OH-HCO3-+H2O=H3O+CO32-溶液中H+=(K1K2)1/2，pH约为8.3，水解是主要的，加入金属离子与可溶性碳酸盐或碳酸氢盐溶液中，可生成不同类型沉淀，通过Ksp、溶解度计算。a于0.2molL1某M与等体积0.2molL1 Na2CO3混合：生成MCO3沉淀有：Ca2+、Sr2+、Ba2+、Ag+等生成M2(OH)2CO3沉淀有：Mg2+、Co2+、Ni2+、Zn2+等生成M(OH)3沉淀的有：Fe3+、Cr3+、Al3+b用NaHCO3作沉淀剂,在0.1molL1NaHCO3中：生成MCO3沉淀有：Ca2+、Sr2+、Ba2+、Mg2+、Cd2+、Mn2+、Ni2+、Ag+生成M2(OH)2CO3沉淀有：Cu2+、Zn2+、Be2+、Co2+等生成M(OH)3沉淀有：Fe3+、Cr3+、Al3+3、热稳定性MCO3(s)=MO(s)+CO2(g) rHm0，S0温度升高，有利于反应，而分解温度差别较大，碱金属MCO3熔化不分解，正盐比酸式盐稳定性大，H2CO3最差，从阳离子有效离子势*=Z*/r的不同，对CO32-的反极化作用不同来解释。四、锗、锡、铅氢氧化物酸性最强:Ge(OH)4，碱性最强:Pb(OH)21、常见Sn(OH)2、Pb(OH)2既溶于酸又溶于碱。 Sn(OH)2+2HCl=SnCl2+2H2OSn(OH)2+2NaOH=Na2Sn(OH)4Pb(OH)2+2HCl=PbCl2+2H2OPb(OH)2+NaOH=NaPb(OH)32. -Sn酸制备与性质：SnCl4+4NH3H2O=Sn(OH)4+4NH4ClSn(OH)4+2NaOH=Na2Sn(OH)6Sn(OH)4+4HCl=SnCl4+4H2O-Sn酸由Sn+浓HNO3制备，不溶于酸或碱。-Sn酸放置久了也会变成-Sn酸。五、Ge、Sn、Pb盐氧化还原性1、PbO2的氧化性PbO2+4HCl=PbCl2+Cl2+2H2O2PbO2+2H2SO4=2PbSO4+O2+2H2O2Mn(NO3)2+5PbO2+6HNO3=2HMnO4+5Pb(NO3)2+2H2O2、PbO2结构非整比，O：Pb=1.88，O原子占据位置有空穴，能导电，铅蓄电池中作电极。Pb与O2加热673773K，得Pb3O4俗名“铅丹”或“红丹”。组成2PbOPbO2, Pb3O4中有2/3的Pb(II)和1/3的Pb(IV)。检验方法：Pb3O4+4HNO3=PbO2+2Pb(NO3)2+2H2O六、Ge、Sn、Pb硫化物（与As、Sb、Bi类似）硫化物有两种类型,即MS2和MS.其中PbS2不存在.这些硫化物中,高氧化态的显酸性,能溶于碱性试剂中: MS2+Na2S=Na2MS3 (M=Ge,Sn)低氧化态的硫化物显碱性,不溶于碱性试剂Na2S中.但GeS,SnS可溶于氧化性试剂如多硫化铵(NH4)2Sx中生成硫代锗酸盐和硫代锡酸盐:GeS+S22-= GeS32-, SnS+ S22-= SnS32-在GeS32-, 或SnS32-的盐溶液中加酸,则析出沉淀: GeS32-+2H+ =GeS2+H2S ; SnS32-+2H+ =SnS2+H2S8-2 硼族元素一、通性1、价电子层结构为ns2np1，缺电子原子，有很强接受电子能力，一般为+3氧化态，但随着原子序数的增加，ns2电子对趋向于稳定，因此Ga、In、Tl都有+1氧化态，而且Tl以+1为特征（6s2惰性电子对效应）；Tl+的化合物显示强的离子键性质。2、B原子半径小，电负性大，电离势高，表现为非金属性，与Si性质接近（对角线规则）3、B、Al具有特殊亲氧能力。二、硼烷的结构与性质1.乙硼烷: 最简式B2H6，其中两个B原子之间有两个三中心两电子的B-H-B氢桥键，另外四个B-H键则为2C-2e键，3C-2e的氢桥键较弱，因而B2H6可发生反应。2.癸硼烷:William,N,Lipscomb,提出硼烷化合物中硼的五种成键情况,如癸硼烷-14(B10H14) 的结构:(1)、正常B-H键,2C-2e，sp3+1s(2)、氢桥键，3C-2e，2sp3+1s(3)、正常B-B键，2C-2e，sp3+sp3(4)、封闭式，3C-2e，3sp3(5)、开放式，3C-2e，2sp3+pB10H14总轨道数(价轨道)54个，其中，B原子410=40个，H 原子114=14个总价电子数：44个，其中B原子310=30个,H原子114=14个。2C-2e,B-H键10个,共用电子:20e2C-2e,B-B键2个，共用电子：4e3C-2e,键4个，用去电子8e3C-2e,键2个，用去电子4e3C-2e,键4个，用去电子8e所以成键轨道有22个，反键轨道22个，非键轨道10个。硼烷主要化学性质有易燃性，水解性，还原性和加合性。(1) 由于B-O键能很大，硼烷在空气中极易燃烧。B2H6+3O2=B2O3+3H2O rHm=-2020kJmol1(2) 易水解：B2H6+6H2O=2H3BO3+6H2 rHm=-493.7kJmol1(3) 还原性：与卤素作用因卤素不同产物不同。B2H6(g)+6Cl2(g)=3BCl3(l)+6HCl(g)B2H6+I2=B2H5I+HI(4) 加合性：硼烷缺电子，作为Lewis酸与一些有孤对电子的化合物（Lewis碱）发生加合作用：B2H6+2CO=2H3BCOB2H6+2NH3=BH2(NH3)2+BH4-B2H6+2R3N=2H3BNR3在乙醚中,B2H6与LiH或NaH反应生成硼氢化物2LiH(NaH)+B2H6=2LiBH4(NaBH4)LiBH4和NaBH4这一类硼氢化物在有机化学中被称为万能还原剂,是典型的盐,固态时很稳定.三、氮化硼: (BN)n1、制备：硼砂与氯化铵一起加热可制得氮化硼(俗称白石墨)Na2B4O7+2NH4Cl=2NaCl+B2O3(g)+4H2O+2BN2、结构：BN与C2是等电子体,具有类似石墨的结构,同一层B和N都采用sp2杂化，且存在p-p 键,同层中B-N键长145pm，层间以范德华力结合，相距330pm，(BN)n是绝缘体。高温高压下，石墨型(BN)n会转化成金刚石型：金刚石型(BN)n硬度比金刚石还强，更耐高温，因此，在某些场合下可以代替金刚石。(BN)n还用于制火箭喷嘴，燃料室的内衬及高真空高频电炉的绝缘材料.碱金属和碱土金属一、通性AA s区，价电子构型为ns121、单质轻、软，熔点低2、半径大，电离能及电负性小，具有强还原性，是活泼的金属3、化合物大多是离子型晶体，氧化物的水合物一般是强碱，碱和盐是强电解质，且强酸盐一般不水解。二、锂的特殊性1、Li的标准电极电势最负，但其和水反应的剧烈程度不如钠和钾a Li的熔点高（180）反应过程产生的热不足以使之熔化，而钠和钾熔点低（98和65），从而钠和钾与水反应快。b Li和H2O的产物LiOH溶解度较小，覆盖在Li的表面，阻碍水和Li的进一步反应。2、Li在水中是最强的还原剂，但却不是金属性最强的元素。Li的标准电极电势最负（-3.04V），可以认为是最强的还原剂，而元素的金属性和非金属主要是由其电离能和电负性所决定的。电离能小，电负性小则金属性强；反之，则非金属性强，在IA中，从上到下，电离能和电负性逐渐减小，因而决定最强的金属不是Li。那么Li为何有最小的电势呢？这和其有较大的水合能有关，从热化学循环可知，其电极过程的能量变化(忽略熵变)：H=S+I+hH三、s区元素在空气中燃烧的产物1、 IA M(I)+O2 Li2O, Na2O2, MO2(K,Rb,Cs)IIA M(II)+O2MO(常压)或MO2(Ca,Sr,Ba)（高压）2、 M和非金属反应生成离子晶体时，如果阴阳离子具备一定的匹配条件，则可达到最好的能量效应，实验和理论分析得到经验规则：（1）半径较小的阳离子趋向于和半径较小的阴离子结合,半径较大的阳离子趋向于和半径较大的阴离子结合；（2）价数高的阳离子趋向于和价数高的阴离子相结合，价数低的阳离子和价数低的阴离子结合;（3）半径小的离子趋向于和价数高的异号离子结合，这样可得到较高能量效应，生成稳定化合物。因此，Li+和半径小的O2-生成Li2O，而半径大的K+、Rb+、Cs+则和O2-生成MO2型超氧化合物。Na+比Li+