碳族元素讲解

1、 化一 200900111143 杨 晓 碳族元素 碳族元素碳族元素位于元素周期表中A族，包括碳（C）、硅（Si）、锗（Ge，分散元素）、锡（Sn）、铅（Pb）五种元素。其中，碳、硅是非金属，其余三种是金属，由于硅、锗的金属性与非金属性均不强，也有人称其为准金属。一、碳族元素的通性1、碳族元素在自然界中的分布：碳在自然界中主要以煤、石油、天然气、动植物等有机物存在，无机物矿藏主要有石灰石CaCO3、大理石CaCO3、白云石CaCO3·MgCO3、菱镁矿MgCO3等，空气中存在约0.03%（体积比）的CO2。碳在地壳中的质量含量为0.027%。碳主要有12C、13C、14C三种同位素，

2、前两种的丰富度分别为98.892%和1.108%。硅在地壳中的质量分数为28.2%，主要以硅酸盐的形式存在于土壤和泥沙中，自然界中也存在石英矿。锗、锡、铅在地壳中的质量分数分别为0.0005%、0.0002%、0.0013%，主要以硫化物和氧化物的形式存在，其中锗、锡、以二氧化物存在，铅以硫化物居多。2、元素结构与性质： 性质碳硅锗锡铅颜色、状态无色或黑色固体灰黑色固体灰白色固体银白色固体蓝白色固体相对原子质量12.0128.0972.59118.7207.2外围原子构型2s22p23s23p24s24p25s25p26s26p2主要化合价+2、+4+4+2、+4+2、+4+2、+4主要氧化物

3、CO、CO2SiO2GeO、GeO2SnO、SnO2PbO、PbO2最高价氧化物的水化物性质H2CO3H2SiO3Ge(OH)4Sn(OH)4Pb(OH)4酸性递减碱性递增金属性、非金属性金属性递增非金属性递减氢化物的稳定性逐渐降低3、元素的成键特征： 碳的成键特征 采取等性sp3杂化，形成4个共价单键。如:CH4、金刚石等。 采取等性sp2杂化，形成3个键和1个键（或离域键）。如：石墨，COCl2等。 采取等性sp杂化，形成2个键和2个键（或离域键）。如：CO2、C2H2等。 采取不等性sp杂化，形成1个键和2个键。如：HCN、CO等。 形成配位键。如：CO中有配位键；Fe（CO）5中有配位

4、键。 硅的成键特征 采取等性sp3杂化，形成4个共价单键。如：Si4、SiCl4等。 采取sp3d2杂化，形成六个共价单键。如：SiF62-等。 形成配位键。如：SiF62-中有2个配位键。 Si-Si、Si-H、Si-O键的键能分别为197kJ·mol-1、320 kJ·mol-1、368 kJ·mol-1，除Si-O键外前两者的键能分别小于C-C键和C-H键，因此，Si、H、O可以形成一些类似于C、H、O形成的有机物，但数量有限。(3)锡铅的成键特征 以+2氧化态的形式存在于离子化合物中，如SnCl2、SnO、PbO、Pb(NO3)2等。 以+4氧化态的形式存

5、在于共化合物和少量离子型化合物中，如SnCl4、PbO2、SnO2等，其中+4氧化态的铅，由于惰性电子对效应，具有强的氧化性。二、碳及其化合物1、单质物理性质：(1) 金刚石：纯金刚石无色透明，天然金刚石因含杂质而多带颜色。在所有物质中，金刚石硬度最大，为10。在所有单质中金刚石熔点最高，为3550,金刚石不导电，几乎对所有化学试剂都显惰性，但在空气中加热800以上，燃烧生成CO2。金刚石在工业上主要用于制造钻探用的钻头和消磨工具，形状完整的金刚石还用于制造首饰等高档装饰品，其价格十分昂贵。 金刚石晶体结构 (2) 石墨：石墨质软，黑灰色；有油腻感，可污染纸张。石墨具有良好的导电性，常用作电极

6、，硬度很小，熔点低于金刚石。石墨虽然对一般化学试剂也显惰性，但比金刚石活泼。石墨各层受力时容易滑动，因此石墨可用作润滑剂。石墨晶体结构(3) 球碳：是球形不饱和碳原子，是由几十个乃至上百个碳原子组成的球形封闭分子。目前主要有C60、C70、C84等，其中C60最早为人们合成，也是目前主要的研究对象。(4) 无定形碳：是由石墨层形结构的分子碎片互相大致平行地无序堆积，而形成的无序结构。无定形碳的颗粒有大有小，有的形成分散度很大的颗粒，其直径只有几个到几十个纳米。焦炭、木炭、炭黑、碳纤维和玻璃态碳等都是无定形碳的主要存在形式。无定形碳具有大的比面积（1g物质所具有的总表面积），经过活化处理的无定形

7、碳，其比面积增大，有更高的吸附能力，称为活性炭。常用作吸附剂、净化空气、提纯物质、脱色和去臭等。 活性炭 活性炭雕碳纤维是一种人工制造的纤维状碳，可用含碳的有机高聚物纤维碳化得到。它是一种新型的结构材料，具有质轻、耐高温及很强的机械性能，可用作塑料的增强剂。碳纤维的强度比玻璃纤维高6倍，用碳纤维增强的塑料比玻璃钢更优越，是制造飞机和汽车的部件，火箭和导弹的推进器和发动机外壳等的重要材料。在外科医疗上做韧带和腱植入体内，它不仅可做代用器官，还能与机体组织结合，有利于促进新组织成长。 防弹背心的碳纤维 在汽车制造中的应用焦炭和木炭还用于冶金工业。炭黑的颗粒很小，基本的结构单位是层形石墨分子。炭黑主

8、要用作印刷油墨的颜料和橡胶制品的填料，汽车轮胎中加入炭黑能大大改善橡胶的耐磨强度，也能减缓阳光下的老化过程。 化学性质： 氧化性： 还原性：2、碳的氧化物(1) 一氧化碳：CO是一种无色无味的气体，不与水作用，属中性氧化物。CO可与血液中的血红素结合生成羰基化合物，使血液失去输送养的功能，因此，对动物是剧毒的，空气中若有1/800体积的CO就使人在半小时内死亡。制备：工业制备CO是利用高温下炭与水蒸气的反应，或炭的不完全燃烧： 实验室制备少量CO是用浓硫酸使甲酸脱水来实现： HCOOH=CO+H2O (浓硫酸条件下)化学性质： 还原性：燃烧反应： 2C+O2(不足)2CO C+O2(充足)CO

9、2 C+CO22CO常温下，CO还能还能使一些化合物中的金属离子还原。例如：CO+PdCl2+H2O=CO2+2HCl+Pd(黑色) CO+2Ag(NH3)2OH=2Ag+(NH4)2CO3+2NH3此反应常用于CO的定性检验。冶金工业中：是重要还原剂，如：FeO+CO=Fe+CO2 (加热) CuO+CO=Cu+CO2 (加热) 络合性：CO作为一种配体，能与一些有机空轨道的金属原子或低氧化态的金属离子形成羰基配合物。例如Fe(CO)5、Ni(CO)4和Cr(CO)6等。这些羰基配合物的生成、分离、加热分解是制备这些高纯金属的方法之一。 加合性：在工业气体分析中，常用亚铜盐（CuCl）的氨水

10、溶液或盐酸溶液来吸收混合气体中的CO，就是利用CO的加合性，使其生成CuCl·CO·2H2O。这种溶液经过处理放出CO，可重复使用。合成氨工业中用铜洗液吸收CO，也是基于CO的加合性： Cu(NH3)2Ac+CO+NH3=Cu(NH3)3COAc (可逆号) 醋酸二氨合铜 醋酸羰基三氨合铜 与其它非金属反应：CO可以与氢、卤素等非金属反应： CO+2H2=CH3OH (条件：Cr2O3·ZnO/623673K) CO+3H2=CH4+H2O (条件：Fe,Co或Ni/523K/101kPa) CO+Cl2=COCl2(碳酰氯) （条件：活性炭）这些反应使水煤气成为

11、合成甲醇和某些有机物的原料之一。碳酰氯又名“光气”，极毒，它是有机合成中的重要中间体。与碱的作用：CO显示非常弱的碱性，在473K及1.01×103kPa压力下能与粉末状NaOH反应生成甲酸钠： NaOH+CO=HCOONa (473K/1.01×103kPa)因此，也可把CO看作是甲酸的酸酐，故用甲酸脱水可得CO。(2) 二氧化碳：CO2是一种无色无味的气体，虽然无毒，但大量的CO2可使人窒息。空气中CO2的体积分数为0.03%，人呼出的气体中CO2的体积分数约为4%。CO2在5.2atm、-56.6时可冷凝为雪花状的固体，称为干冰。CO2可溶于水，常温下，饱和CO2溶液

12、的浓度为0.030.04mol·dm-3。CO2不助燃，可用于灭火，但不能扑灭燃着的Mg，因为它可与Mg反应： CO2+Mg=2MgO+C制备：工业用CO2主要来源于碳酸盐的热分解，如： CaCO3=CaO+CO2 ()实验室可用碳酸钙与盐酸反应来制备少量CO2： CaCO3 +2HCl=CaCl2+CO2+H2O化学性质： 氧化性：常温下，CO2不活泼，但在高温下能与碳或活泼金属镁、钠等反应： C+CO2=2CO 2Mg+CO2=2MgO+C (点燃)2Na+2CO2=NaCO3+CO 与碱反应：CO2是酸性氧化物，能与碱反应。 与水反应生成酸： CO2+H2O=H2CO33、碳酸

13、及其盐(1) 碳酸：人们习惯上称CO2的水溶液为碳酸，实际上CO2在水中主要以水合分子的形式存在，只有极少部分生成H2CO3。H2CO3是二元弱酸，其分布电离为： H2CO3=H+HCO3-; K1=4.3×10-7HCO3-= H+ CO32-; K2=5.61×10-11碳酸很不稳定，只能存在于水溶液中。(2) 碳酸盐：可分为酸式碳酸盐MHCO3、碱式碳酸盐M2(OH)2CO3和正盐M2CO3或MCO3。通常所说的碳酸盐指的是正盐。在HCO3-和CO32-两种离子中，碳原子均以sp2杂化轨道与3个氧原子的p轨道形成键，它的另一个p轨道与氧原子的p轨道形成键，离子为平面三

14、角形。碳酸盐的主要性质： 溶解性：所有的碳酸氢盐都溶于水，正盐中铵盐和碱金属（Li外）的盐溶于水。对难溶的碳酸盐，其相应的酸式盐通常比正盐的溶解度大，例如CaCO3难溶，Ca(HCO3)2易溶。对于易溶的碳酸盐，其相应的酸式盐溶解度却比较小。例如，工业上生产碳酸氢铵肥料就是向碳酸铵的浓溶液中通入CO2至饱和： 2NH4+ CO32-+ CO2+ H2O =2NH4HCO3这种溶解度的反常和HCO3-离子通过氢键形成双聚或多聚离子有关。大理石、石灰石、方解石以及珍珠、珊瑚、贝壳等主要成分都是CaCO3。白云石、菱镁矿含有MgCO3。地表层中的碳酸盐矿石在CO2和H2O的长期侵蚀下可以部分的转变为

15、Ca(HCO3)2而溶解： CaCO3+ CO2+ H2O= Ca(HCO3)2Ca(HCO3)2又可分解析出CaCO3。这就是自然界中景观奇特的钟乳石和石笋形成的原因。 水解性：由于H2CO3是弱酸，所以CO32-和HCO3-均能水解：CO32-+ H2O = HCO3-+OH-HCO3-+ H2O = H2CO3+OH- 由强碱形成的碱金属碳酸盐和酸式碳酸盐水解度不大，溶液分别呈强碱性和弱碱性，例如0.1mol·l-1的Na2CO3和NaHCO3的P当可溶性碳酸盐如Na2CO3作为沉淀剂与其它金属盐溶液反应时，其产物可能是碳酸盐、碱式碳酸盐或氢氧化物。究竟是哪种产物，取决与反应物

16、、生成物的性质和反应条件。如果金属离子不水解，（如Ba2+、Ca2+、Ag+等），将得到碳酸盐，如果金属离子的水解性极强，（如Fe3+、Al3+、Cr3+等），其氢氧化物的溶度积又很小，将得到氢氧化物： 2 Fe3+3 CO32-+3 H2O =Fe(OH)3+3 CO2有些金属离子如Cu2+、Zn2+、Pb2+和Mg2+等，有一定程度水解，但其氢氧化物的溶度积与碳酸盐的溶度积相差不多，则可得到碱式盐： 2 Cu2+2 CO32-+ H2O =Cu(OH)2CO3+ CO2如果用溶液代替溶液做沉淀剂，由于溶液中OH-浓度减少，有些离子如等，就沉淀为碳酸盐。 热稳定性：一般来说，酸式碳酸盐的热稳

17、定性均比相应的正盐稳定性差。碳酸盐受热分解的难易程度与金属离子对CO32-离子的反极化作用有关。在没有外界电场影响时，CO32-离子中的C4+对其周围的3个O2-有一定的极化作用，使其产生诱导偶极而变形，但是在含氧酸或含氧酸盐中，由于CO32-周围的H+或O2-也有极化作用，所产生的偶极与原来的偶极相反，这种作用称为反极化作用。由于外界电场的增强，首先是最近的一个O2-的原来的偶极被抵消，进一步是诱导偶极超过原有的偶极，因而，使O2-和C4+之间的键被极大地削弱，随着外界电场的继续加强和温度的升高，晶体中Mn+和CO32-的振动加剧，使它们更加靠近，反极化作用加强，就会引起CO32-离子的完全

18、破裂，分解成MO和CO2。三、硅及其化合物1、单质物理性质：单质硅有无定性与晶体两种。常温下，硅单质的唯一存在形式是晶态固体。硅晶体属于立方晶系并具有金刚石型晶体结构，这种晶体结构的特征是晶格中任一硅原子的周围都对称的以正四面体形式存在着另外4个硅原子，这是硅单质常温下存在的唯一晶型。硅单质的颜色灰黑，具有闪亮的金属光泽。由于硅的晶型属原子晶体，Si-Si共价键的强度也大，所以硅晶体质地坚硬而有脆性（硬度为7.0），熔点、沸点极高（熔点1683K，沸点2750K），在常温下化学性质不活泼。粉末状的硅比晶态硅活泼。制备：与C混合，在高温炉中加热可制备单质硅： SiO2+2C=Si+2CO ()粗

19、硅可通过下列反应转变为纯硅：首先将其直接氯化为四氯化硅或与氯化氢作用生成三氯氢硅： Si(粗)+2Cl2(g)=SiCl4(l) (723773K) 或 Si(粗) +3HCl(g)=SiHCl3(l)+H2(g) (553573K)用精馏方法将SiCl4和SiHCl3提纯后再用还原得到高纯硅： SiCl4+2H2=Si(纯)+4HCl (13731453K) SiHCl3+ H2= Si(纯)+3 HCl (1373K)制高纯硅还有许多其它新方法，例如硅烷的热分解；用钠还原H2SiF6等。化学性质： 与非金属反应：查表可知，Si-F键的键能比Si-Si、Si-O、Si-H的都大得多，所以常温

20、下，Si只与F2反应生成SiF4： Si+2 F2= SiF4但在高温下，能与其它卤素以及一些非金属单质反应： Si+Cl2=SiCl4(673K下) Si +O2=SiO2(873K下) 3Si +2N2=Si3N4(1573K下) Si+C=SiC(2223K下)合成Si3N4除可用单质直接反映外，还可将SiO2在氮气中用碳还原，然后进行氮化，也可利用SiCl4和NH3的气相反应。 与金属作用：固态硅不太活泼，难于与液体或气体试剂反应。与此相反，液态硅极为活泼，它与金属（如Zn、Cd等）可形成简单互溶合金，也可形成二元化合物硅化物，如： Si+5Cu=Cu5Si 与酸作用：硅在含氧酸中被钝

21、化，在有氧化剂（如HNO3、CrO3、KMnO4、H2O2等）存在的条件下，与HF反应：3Si+4 HNO3+18HF=3H2SiF6+4NO+8H2O硅与氟化氢反应： Si+4HF=SiF4+2H2 SiF4+2HF=H2SiF6 与浓碱反应：粉末状硅能猛烈的与强碱反应，放出H2： Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2 硅在高温下与水蒸气反应： Si(s)+3 H2O (g)=H2SiO3(s)+2 H2 (g) ()硅的应用：高纯硅主要用于制造半导体，当硅中掺杂磷时，因磷成键后尚多余一个电子，就构成n型半导体；若硅中掺杂硼时，因硼成键后尚缺少一个电子，就构成了p型半导体。2、二

22、氧化硅物理性质：SiO2是无色晶体，Si原子和O原子以SiO4四面体的形式相互连接在一起，属原子晶体，因此，性质与CO2差异很大。的熔沸点分别为1713、2230，难溶于普通酸，但能溶于热碱和氢氟酸中。SiO2有晶体和无定形两种形态。晶态二氧化硅主要存在于石英矿中。除石英外，SiO2还有鳞石英和方石英等多种变体。他们之间的差异在于晶体中四面体排列方式不同，方英石的结构和金刚石相似。纯石英为无色晶体，大而通明的棱柱状石英称为水晶。 石英晶体紫水晶、玉髓、燧石、玛瑙和碧玉都是含杂质的有色石英晶体。沙子也是混有杂质的石英细粒。蛋白石、硅藻土则是无定形的二氧化硅。因为SiO2为原子晶体，且Si-O键的

23、键能很高，所以石英的硬度大，熔点高。将石英加热至1873K时，融化成粘稠状液体，内部结构变成无规则状态，冷却时由于粘度大不易再结晶，只是缓慢的硬化，成为玻璃状固体石英玻璃，这实际上是一种过冷液体。其中SiO4四面体是杂乱排列的，故其结构为无定形。石英玻璃的膨胀系数小，可以耐受温度的剧变，灼烧后立即投入冷水中也不至于破裂，可用于制造耐高温的仪器，（如石英坩埚）。石英玻璃能透过可见光和紫外线，可用于制造医学和矿井中用的水银石英灯以及棱镜、透镜等其它光学仪器。从高纯度石英玻璃熔融体中，拉出直径约100um的细丝，称为石英玻璃纤维，这种纤维可以传导光，故称光导纤维。利用光导纤维可进行光纤通讯，与电波通

24、讯相比，它能提供更多的通讯通路，以满足大容量通讯系统的需要。将光纤通讯与数字技术及计算机结合起来，可用于传导电话图像、数据、控制电子设备和智能终端等。光导纤维还特别适合制作各种人体内窥镜（如胃镜等），对诊断治疗各种疾病非常有利。化学性质： 二氧化硅与氟作用生成SiF4和O2； 高温下，可被Mg、Al或B还原： SiO2+2Mg=2MgO+Si (高温)在1273K以上，H2,C也都能与SiO2作用。 在有机酸中，SiO2只与HF作用： SiO2 +4HF(g)=SiF4+2H2O SiO2+6 HF (aq)=H2SiF6+2H2O 作为酸性氧化物，可缓慢的和浓热的碱液反应，与熔融的MOH或M

25、2CO3作用，反应速度较快： SiO2+2NaOH(浓)=Na2SiO3+ H2O () SiO2+Na2CO3= Na2SiO3+CO2 (熔融)玻璃中含有SiO2，所以玻璃能被碱腐蚀。SiO2和其它的一些含氧酸盐，也能发生类似于和Na2CO3的反应，即能置换出易挥发的酸性氧化物，例如： SiO2+Na2SO4= Na2SiO3+SO3 SiO2+KNO3=K2SiO3+NO2+NO+O2 （1273K）3、硅酸及其盐(1) 硅酸物理性质：SiO2是硅酸的酸酐，但SiO2不溶于水，故不能与水直接反应得到硅酸，只能用可溶性硅酸盐与酸反应制的。硅酸的种类很多，它的组成随形成时的条件而变，常以通式

26、xSiO2·yH2O表示。正硅酸 H4SiO4 x=1，y=2偏硅酸 H2SiO3 x1，y1二偏硅酸 H2Si2O5 x2，yl焦硅酸 H6Si2O7 x=2，y=3三硅酸 H4Si3O6 x=3, y2三聚偏硅酸（环状） H6Si3O9 x=3，y=3正硅酸H4SiO4是各种硅酸的元酸，在它加热脱水的过程中，根据脱去水分子数目的不同，依次生成偏硅酸、焦硅酸、三硅酸以及可能作为中间产物而生成的其它多聚硅酸。现已确证，具有一定稳定性并能独立存在的是H4SiO4、H2SiO3、H2Si2O5和H2Si2O7。硅酸的酸性很弱，K1=2.2×10-10，K2=2×10-

27、12。溶解度也较小，但当用酸和可溶性硅酸盐（如Na2SiO3）作用制取硅酸时，开始并没有白色沉淀生成，这是因为刚开始生成的单分子硅酸可溶于水，当这些单分子硅酸逐渐缩合为多硅酸时，生成了硅酸的胶体溶液硅酸溶胶。当胶体溶液浓度足够大时，就得到一种白色胶冻状的，软而透明的半固体物质硅酸凝胶（在多酸骨架里包含有大量的水）。将硅酸凝胶充分洗涤以除去可溶性盐类，干燥脱去水分后，即成为多孔性稍透明的白色固体，称为硅胶，由于其内表面积很大，因此它是很好的干燥剂、吸附剂及催化剂载体。若将硅酸凝胶用粉红色CoCl2溶液浸泡为粉红色，加热干燥后，得到一种蓝色硅胶，（因为水合CoCl2·6H2O为粉红色，无

28、水CoCl2为蓝色），它再吸水后又为粉红色，故称为“蓝色硅胶”。当变色硅胶变为粉红色后，说明以失效，需重新烘干后再使用。(2) 硅酸盐除Na2SiO3和K2SiO3易溶于水外，其它绝大多数硅酸盐难溶于水。工业上最常用的硅酸盐就是Na2SiO3，其水溶液俗称“泡花碱”或“水玻璃”。 Na2SiO3只能存在于碱性溶液中，遇到酸性物质就会生成硅酸：SiO32-+2CO2+2H2O= H2SiO3+2HCO3-SiO32-+2NH4+= H2SiO3+2NH3Na2SiO3常用作粘合剂，主要用来粘合瓦楞纸，也常用作洗涤剂添加物。无论在水溶液中还是在自然界中，硅酸盐中的硅总是以SiO4四面体的形式存在。

29、常见硅酸盐的组成结构： 含有单个的SiO44-离子形成的正硅酸盐，其硅和氧原子个数之比，Si：O=1：4。 两个SiO4共用一个角顶氧，形成Si2O76-，Si：O=1：（3+1×0.5）=1：3.5。 3、4、6或8个SiO4共用两个角顶氧，形成闭合的环状阴离子SinO3n2n-，Si：O=1：（2+2×0.5）=1:3。 n个SiO4通过共用2个角顶氧，形成长的单链，Si、O原子个数之比与相同。 n个SiO4共用2或3个角顶氧，形成双链，Si：O=2：5.5，化学式为Si4O11n6n-。 n个SiO4分别以3个角顶氧和其它3个SiO4相连形成层状结构，Si：O=1：（

30、1+3×1/2）=1：2.5，化学式为Si2O5n2n-。 n个SiO4分别以4个角顶氧和其它4个SiO4相连成三维空间骨架结构，Si：O=1：4×1/2=1:2，化学式为SiO2。链状或层状的硅酸盐阴离子，在链与片层之间，借助金属离子Mn+以静电引力相结合,因其结合力没有Si-O间的强，故易从链（如石棉）或层（如云母）间以条状或片状撕开。铝硅酸盐的三维骨架结构和硅酸盐一样，只是局部的SiO4中的Si被Al取代，当SiO4中的Si被Al取代后，酸根的负电荷增加，需相应的金属离子的电荷与之平衡。硅酸盐的应用：硅酸盐可用于制作玻璃；当粘土经过高温加热脱水后，有些硅氧骨架重新构筑

31、，成为坚硬的陶瓷。陶瓷大量用于生活用品，有些能耐高温和化学腐蚀的特种陶瓷被用来制作化工容器和耐高温材料。将粘土和石灰石粉末加热到1723K左右，使成为烧结块，再磨碎即成水泥。当水泥加水硬化时，有形成一种复杂的铝硅酸盐。泡沸石（又称沸石）是一种含结晶水的，具有多孔结构的硅铝酸盐，其中有许多笼状孔穴和通道。这种孔穴能使直径比孔穴小的分子（如、等）通过，而将大的分子留在外面，起着“筛选”的作用，固有“分子筛”之称。四、锗、锡、铅及其化合物1.、单质 锗：锗应该算是半金属，晶格结构与金刚石相同，具有灰白色的金属光泽，熔点是1210K，硬度比较大。常温下，锗不与空气中的氧反应，但高温下能被氧气氧化成Ge

32、O2。锗不与稀盐酸及稀硫酸反应，但能被浓硫酸和浓硝酸氧化成水合二氧化锗（GeO2·nH2O）。在碱性溶液中锗能被过氧化氢氧化成锗酸盐。锗的制备：先将含锗的矿石转化成GeCl4,经蒸馏提纯后，GeCl4水解成GeO2，再用H2在高温下将GeO2还原成单质Ge。超纯锗的制备是用区域熔融法，制造半导体的超纯锗的纯度高于99.99999%。 锡：锡是银白色的金属，硬度低，熔点为505K。锡有三种同素异形体：灰锡、白锡及脆锡。在温度低于287K（13）时，白锡可以转化为粉末状灰锡，温度越低，转化速度越快，在225K（-48）时，转化速度最快。所以，锡制品长期放置于低温下会毁坏，这就是常说的“锡

33、疫”。当温度高于434K（161）时，白锡可以转化为脆锡。常温下，由于锡表面有一层保护膜，所以在空气和水中都能稳定存在。镀锡的铁皮俗称马口铁，常用来制作水桶、烟筒等民用品。锡还常用来制造青铜（Cu-Sn合金）和焊锡（Pb-Sn合金）。锡的制备：矿石经氧化焙烧，使矿石中所含S、As变成挥发性物质跑掉，其它杂质转化成金属氧化物。用酸溶解那些可和酸作用的金属氧化物，分离后的SnO2,再用C高温还原SnO2制备单质Sn： SnO2（s）+2C(s)=Sn(l)+2CO(g) ()锡的主要化学反应： Sn+O2=SnO2 Sn +2X2=SnX4(X=Cl,Br) Sn+2HCl=SnCl2+H2 3

34、Sn +8HNO3(稀)=3Sn(NO3)2+2NO+4H2O Sn +4HNO3(浓)=H2SnO3+4NO2+ H2O Sn +2OH-+4 H2O =Sn(OH)62-+2H2 铅： 新切开的铅呈银白色，但很快在表面生成碱式碳酸铅保护膜而显灰色；铅的密度很大（11.35g·cm-3），可制造铅球、钓鱼坠等；铅的熔点为601K，主要用来制造低熔点合金，如焊锡、保险丝等；铅属于软金属，用指甲能在铅上刻痕；铅能抵挡X射线的穿射，常用来制造X射线防护品，如铅板、铅玻璃、铅围裙、铅罐等。铅锑合金用作铅蓄电池的极板。铅的电极电势EPb2+/Pb=-0.126V，按理Pb能从稀盐酸和稀硫酸中

35、置换出H2，但由于PbCl2和PbSO4难溶于水，附着在Pb的表面阻碍反应继续进行，并且H2在铅上的超电势较大，因此，铅难溶于稀盐酸和稀硫酸。铅的制备：方铅矿先经浮选，再在空气中焙烧转化成PbO，然后用CO高温还原制备Pb: 2PbS+3O2=2PbO+2SO2 () PbO+CO=Pb+CO2 ()粗铅经电解精制其纯度可达99.995%，高纯铅（99.9999%的）仍需用区域熔融获得。铅的化学性质： 铅易于稀硝酸和醋酸反应生成易溶的硝酸盐和醋酸配合物： 3Pb+8HNO3(稀)=3Pb(NO3)2+2NO+4H2O Pb+2HAc=Pb(Ac)2+H2 Pb是两性金属，可以溶于浓碱溶液： P

36、b+OH-+2 H2O =Pb(OH)3-+ H22、氧化物(1) Sn的氧化物： 一氧化锡：又名氧化亚锡，化学式SnO，式量134.7。暗灰或棕黑色粉末。在空气中稳定，加热时转化为氧化锡(二氧化锡)，比重熔点（KPa，分解）不溶于水和醇。溶于盐酸或稀硫酸生成亚锡盐，溶于浓的强碱溶液生成亚锡酸盐。有还原性。用作还原剂，制备亚锡盐，还用于电镀和玻璃工业。由亚锡盐溶液跟氢氧化钠溶液反应生成氢氧化亚锡Sn(OH)2，再加热分解生成氧化亚锡。 二氧化锡：锡于常温下，在空气中不受氧化，强热之，则变为二氧化锡。二氧化锡是不溶于水的白色粉末，可用于制造搪瓷、白釉与乳白玻璃。1970年以来，人们把它用于防止空

37、气污染汽车废气中常含有有毒的一氧化碳气体，但在二氧化锡的催化下，在300时，可大部转化为二氧化碳。(2) 铅的氧化物： 一氧化铅：化学式PbO，有两种变体：一种是红色四方晶体，又称密陀僧；熔点886°C， 沸点1472°C，密度9.53克/厘米3。另一种是黄色正交晶体，又称铅黄；熔点 886°C，沸点1472°C，密度 8.0克/厘米3。 一氧化铅两者的转变点为 488.5°C，低于该温度时，转化作用较缓慢。两者都难溶于水。一氧化铅能溶于酸，生成铅()盐；也能微溶于强碱溶液，生成铅()酸盐， 不溶于水，不溶于乙醇，溶于硝酸、乙酸、热碱液 在加热

38、下。一氧化铅易被氢、碳、一氧化碳等还原成金属铅。密 度 相对密度(水=1)9.53 稳定性 稳定 危险标记 14(有毒品) 主要用途 用作颜料、冶金助溶剂、油漆催干剂、橡胶硫化促进剂、杀虫剂等。 二氧化铅：又称棕色氧化铅。化学式PbO2，式量239.19，黑色色细片粉末。密度9.375克/厘米3，难溶于 二氧化铅水和乙醇。将二氧化铅加热，它会逐步转变为铅的低氧化态氧化物并放出氧气。二氧化铅系两性氧化物，酸性比碱性强。跟强碱共热生成铅酸盐。有强氧化性。跟硫酸共热生成硫酸铅、氧气和水。跟盐酸共热，生成二氯化铅、氯气和水。跟硫、磷等可燃物混和研磨引起发火。用作分析试剂、氧化剂、媒染剂、铅酸蓄电池正极

39、的活性物质，还用于制火柴、染料等。用熔融的氯酸钾或硝酸盐氧化一氧化铅(PbO)，或用次氯酸钠氧化亚铅酸盐可制得二氧化铅。二氧化铅在自然界中以块状黑铅矿存在。 因为二氧化铅具有极强氧化性，人类首次制取氟气的时候就是用它来作氧化剂。化学性质：、二氧化铅跟酸、碱的作用：()在试管中放入少量的PbO2，加入浓盐酸并微热，用湿润的淀粉-KI试纸在管口检验，可见到试纸变蓝，证明PbO2在被浓盐酸溶解的同时有氯气产生。化学方程式如下：PbO2+4HClPbCl2+2H2O+Cl2()在试管中放入少量PbO2，加入浓NaOH溶液并加热，PbO2被浓NaOH溶液溶解。化学方程式为：PbO2+2NaOH+2H2O

40、Na2Pb(OH)6二氧化铅的氧化性：在试管中加入少量PbO2，加入数毫升稀硝酸，再加入数滴MnSO4溶液并加热至沸，无色溶液变成紫红色。化学方程式为：5PbO2+2Mn2+4H+2MnO4-+5Pb2+2H2O 三氧化二铅：外观与性状： 橙黄色粉末。 熔点()： 370 溶解性： 不溶于冷水，溶于酸、碱液。 主要用途： 用于电子工业及用作试剂等。 禁配物： 易燃或可燃健康危害： 损害造血、神经、消化系统及肾脏。职业中毒主要为慢性。神经系统主要表现为神经衰弱综合征、周围神经病（以运动功能受累较明显），重者出现铅中毒脑病。消化系统表现有齿龈铅线、食欲不振、恶心、腹胀、腹泻或便秘；腹绞痛见于中等及

41、较重病例。造血系统损害出现卟啉代谢障碍、贫血等。短时大量接触可发生急性或亚急性铅中毒，表现类似重症慢性铅中毒。 四氧化三铅：俗称红丹或铅丹，红色氧化铅。化学式Pb3O4，式量685.57。橙红色晶体或粉末，密度9.1克/厘米3，不溶于水和醇。四氧化三铅中，有2/3的铅氧化数为+2，1/3的铅氧化数为+4，化学式可写作2PbO·PbO2。根据结构应属于铅酸二价铅盐(Pb2PbO4)。在加热至500以上时分解为一氧化铅和氧气。不溶于水。可溶于热碱溶液中。有氧化性，跟盐酸反应放出氯气；跟硫酸反应放出氧气。可被稀硝酸分解，其中2/3的铅被酸溶解，生成硝酸铅()，其它为不溶的二氧化铅。一氧化铅

42、有碱性，溶于稀硝酸，二氧化铅呈弱碱性，稍溶于酸。有毒。用于制铅玻璃、油漆、蓄电池、陶瓷、搪瓷。还用于制钢铁涂料。将一氧化铅粉末在空气中加热至450500氧化制得。 四氧化三铅制备：由一氧化铅在空气中加热至500制得。化学式：6PbO+O2 2Pb3O4。3、氢氧化物（1） Sn的氢氧化物：理化性质:白色或微黄色结晶粉末，熔点118122，难溶于水，微溶乙醇、乙醚，溶于二氯甲烷、二氯乙烷、丙酮等、高温易分解。作用与用途：保护性杀菌剂，无内吸作用。主要用于防治马铃薯晚疫病，甜菜褐斑病，大豆炭疽病、褐纹病、紫斑病，水稻稻瘟病、条斑病，胡麻叶枯病，洋葱黑班病，芹菜叶枯病，菜豆炭疽病等。除杀菌外，也可用

43、于防治水田中的藻类和水蜗牛。用于甜菜、大豆，还有增糖、增产的作用。 分子式：Sn(OH)2Sn(OH)4 分子量：152.7186.7 外观：白色式/绿色粉状式颗粒状 主要用途：主要用于农药、染料、制成三苯基氢氧化锡等特性：具有两性物质：Sn(OH)2以碱性为主，Sn(OH)4以酸性为主。（2）铅的氢氧化物：分子式：Pb(OH)2，式量：241，性质：白色无定形沉淀。密度7.592g/cm3。145分解。微溶于水。溶于硝酸和醋酸。易溶于强碱溶液，生成亚铅酸盐M2Pb(OH)4。能从空气中吸收二氧化碳。在铅盐溶液中加入适量的烧碱或氨的水溶液即可制得。用于处理含六价铬的含铬废水、环十二醇的氯化催化

44、剂，以及制取多孔玻璃、防辐射屏障等。 氢氧化铅3、卤化物锡、铅的卤化物有SnX2、SnX4、PbX2、PbF4及PbCl4，其中氯化物最有用。（1）锡的卤化物： 氯化亚锡：市售氯化亚锡是二水合物SnCl2·2H2O，溶于水生成碱式氯化亚锡Sn(OH)Cl。配置SnCl2溶液时，要加入盐酸防止其水解，同时加入金属锡粒防止Sn2+被空气中的氧气氧化。SnCl2是强还原剂，能把Fe3+还原成Fe2+，将Hg2+还原为 Hg2Cl2白色沉淀，SnCl2过量时，进一步将Hg2Cl2还原成黑色单质Hg。 2 Fe3+Sn2+=2 Fe2+Sn4+ 2 Hg2+ Sn2+8Cl-= Hg2Cl2+

45、SnCl62- Hg2Cl2+ Sn2+=2Hg+ Sn4+2Cl- 氯化锡：化学式SnCl4。常温下，是略带黄色的液体;熔点33,沸点114.1，密度为2.226克厘米;易挥发,在湿空气中因水解而发烟；易溶于某些非极性溶剂，它又是某些非电解质（碘、磷、硫等）的良好溶剂。四氯化锡极易发生水解，能在空气中冒烟，用于制造舞台上的烟雾。发生水解作用并析出锡酸，继续加蒸馏水生成五水合四氯化锡，并溶于水，电离产生Sn(H2O)54+离子。 盐酸可抑制其水解作用。在1956范围内，盐酸可使四氯化锡从浓溶液中以无色的水合晶体SnCl4·5H2O析出。常温下，稳定的水合物SnCl4·5H2

46、O是白色不透明、易潮解的固体。干燥的氯气和熔融的金属锡反应可制取四氯化锡： 四氯化锡可用作媒染剂、有机合成中氯化的催化剂和糖漂白剂等；还可用于导电性涂层和镀锡。四氯化锡的蒸气与氨及水汽混合，生成氢氧化锡及氯化铵之微粒而呈浓烟状，军事上用以制作烟幕弹。反应式：SnCl4+4NH3 + 4H2O Sn(OH)4 + 4NH4Cl 用于制作FTO导电玻璃, FTO玻璃可以做为ITO导电玻璃的替换用品，广泛用于液晶显示屏，光催化，薄膜太阳能电池基底等方面，市场需求极大. 反应式为:SnCl4+2H2O=SnO2+4HCl（2）卤化铅：向Pb2+溶液中加入Cl-溶液可得到PbCl2沉淀。PbCl2沉淀可

47、溶于热水或高浓度的Cl-溶液中，生成PbCl42-。从PbCl2到 PbBr2再到PbI2，溶解度依次降低。PbCl4是黄色液体，只能在低温下存在，在潮湿空气中因水解而冒烟。Sn2+、Pb2+、Sn4+、Pb4+都易与X-形成配合物。其中与 Sn2+配位时，配位能力为F-Cl-Br-；与Pb2+配位时，配位能力为I-Br-Cl-F-。4、硫化物（1）锡的硫化物： 硫化亚锡（一硫化锡）：相对密度为5.22（25），熔点为880，沸点为1230，为暗棕色斜方晶体。不溶于水和稀酸，溶于浓盐酸，同时分解。可用作试剂和碳氢化合物聚合时的催化剂等。制备或来源：可由锡与硫直接化合而成： Sn+S=SnS将H

48、2S通入Sn2+溶液中生成暗棕色SnS沉淀SnS能溶于中等浓度的盐酸和多硫化铵（NH4）2S2中，后者形成硫代锡酸盐。 SnS+2H+4Cl-=SnCl42-+H2S SnS +S22-=SnS32- 二硫化锡：为黄色六角片状体，俗称“金粉”。 溶于王水和热碱溶液，不溶于水、盐酸和硝酸。可用来供仿造镀金和制颜料等用。制备或来源：可由硫化物作用于氯化锡溶液而制得： 2H2S+SnCl4=SnS2+4HCl 或 Sn+2S= SnS2 ()(2) 硫化铅：分子式 PbS ，外观与性状是蓝色立方晶体，高温下部分挥发。 分子量 为239.26 。熔 点为 1114。 溶于酸，不溶于水，不溶于碱 。相对

49、密度(水=1)7.5， 稳定性交稳定。 溶度积  ： 10的-28次方。 方铅矿（自然界中的硫化铅） 硫化铅主要用途：高纯度的可作半导体。当铅过剩时，为p型半导体；反之，则为n型半导体。健康危害：侵入途径：吸入、食入。健康危害：铅及其化合物损害造血、神经系统、消化系统及肾脏。职业中毒主要为慢性。神经系统主要表现为神经衰弱综合征、周围神经病(以运动功能受累较明显)，重者出现铅中毒性脑病。消化系统表现有齿龈铅线、食欲不振、恶心腹胀、腹泻或便泌；腹绞痛见于中等及较重病例。造血系统损害出现卟啉代谢障碍、贫血等。短时大量接触可发生急性或亚急性铅中毒，表现类似重症慢性铅中毒。应急处理处

50、置方法：一、泄漏应急处理戴好防毒面具，穿化学防护服。不要直接接触泄漏物，用洁净的铲子收集于干燥净洁有盖的容器中，用水泥、沥青或适当的热塑性材料固化处理再废弃。如大量泄漏，收集回收或无害处理后废弃。二、防护措施呼吸系统防护：作业工人应该佩戴防尘口罩。必要时佩戴防毒面具。眼睛防护：戴安全防护眼镜。身体防护：穿工作服。手防护：必要时戴防护手套。其它：工作现场禁止吸烟、进食和饮水。工作后，淋浴更衣。实行就业前和定期的体检。保持良好的卫生习惯。三、急救措施皮肤接触：脱去污染的衣着，用肥皂水及清水彻底冲洗。眼睛接触：立即翻开上下眼睑，用流动清水或生理盐水冲洗。就医。吸入：迅速脱离现场至空气新鲜处。保持呼吸

51、道通畅。呼吸困难时给输氧。呼吸停止时，立即进行人工呼吸。就医。食入：误服者漱口，给饮牛奶或蛋清，就医。灭火方法：雾状水、泡沫、二氧化碳、干粉、砂土。5、酸（1）锗酸：锗酸难溶于水。（2）锡酸：锡酸也难溶于水。锡酸又分为锡酸和锡酸。锗酸和锡酸既溶于酸又溶于碱，锡酸既不溶于酸又不溶于碱。 H2SnO3+4HCl=SnCl4+3H2O H2SnO3+2NaOH=Na2SnO3+2H2O制备：锡酸的制备：SnCl4低温水解或与碱反应制得。 SnCl4+4H2O=Sn(OH)4+4HCl SnCl4+4NH3·H20=Sn(OH)4+4NH4Cl锡酸的制备：SnCl4高温水解或Sn与浓硝酸反应制得。 Sn+4HNO3(浓)=Sn02·2H2O+4NO26、铅