2 10 18 36 54 86
氦 氖 氬 氪 氙 氡
0族元素由於已經穩定，最外層電子數為8（氦為2），故常以單質氣體存在。化學性質極不活潑，除如XeF2等極少數化合物外幾乎不與其他物質在任何情況發生化學反應。其中氦、氖沒有化合物。
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各元素概述
元素序號：2
元素符號：He
元素名稱：氦
元素原子量：4.003
元素類型：非金屬
發現人：楊森
發現年代：1868年
發現過程： 1868年，法國的楊森，最初從日冕光譜內發現太陽中有新元素，即氦。
元素描述： 是惰性元素之壹。其單質氦氣，分子式為 He，是壹種稀有氣體，無色、無臭、無味。它在水中的溶解度是已知氣體中最小的，也是除氫氣以外密度最小的氣體。密度0.17847克/升，熔點 -272.2℃（26個大氣壓）。沸點-268.9℃。它是最難液化的壹種氣體，其臨界溫度為-267.9℃。臨界壓力為2.25大氣壓。當液化後溫度降到-270.98℃以下時，具有表面張力很小，導熱性很強，粘性很強的特性。液體氦可以用來得到接近絕對零度（-273.15℃）的低溫。化學性質十分不活潑，既不能燃燒，也不能助燃。
元素來源： 氦是放射性元素分裂的產物，α質點就是氦的原子核。在工業中可由還氦達7%的天然氣中提取。也可由液態空氣中用分餾法從氦氖混合氣體中制得。
元素用途： 用它填充電子管、氣球、溫度計和潛水服等。也用於原子核反應堆和加速器、冶煉、和焊接時的保護氣體。
元素輔助資料： 1868年8月18日，法國天文學家詹森赴印度觀察日全食，利用分光鏡觀察日珥，從黑色月盤背面如出的紅色火焰，看見有彩色的彩條，是太陽噴射出來的幟熱其他的光譜。他發現壹條黃色譜線，接近鈉光譜總的D1和D2線，日食後，他同樣在太陽光譜中觀察到這條黃線，稱為D3線。1868年10月20日，英國天文學家洛克耶也發現了這樣的壹條黃線。
經過進壹步研究，認識到是壹條不屬於任何已知元素的新線，是因壹種新的元素產生的，把這個新元素命名為 helium，來自希臘文helios（太陽），元素符號定為He。這是第壹個在地球以外，在宇宙中發現的元素。為了紀念這件事，當時鑄造壹塊金質紀念牌，壹面雕刻著駕著四匹馬戰車的傳說中的太陽神阿波羅（Apollo）像，另壹面雕刻著詹森和洛克耶的頭像，下面寫著：1868年8月18日太陽突出物分析。
過了20多年後，萊姆塞在研究釔鈾礦時發現了壹種神秘的氣體。由於他研究了這種氣體的光譜，發現可能是詹森和洛克耶發現的那條黃線D3線。但由於他沒有儀器測定譜線在光譜中的位置，他只有求助於當時最優秀的光譜學家之壹的倫敦物理學家克魯克斯。克魯克斯證明了，這種氣體就是氦。這樣氦在地球上也被發現了。
元素序號：10
元素符號：Ne
元素名稱：氖
元素原子量：20.18
元素類型：非金屬
發現人：萊姆塞、特拉威斯
發現年代：1898年
發現過程： 1898年，英國的萊姆塞、特拉威斯蒸發液體氫時，在最先溢出的氣體光譜中發現了氖。
元素描述： 稀有氣體元素之壹，無色，無臭，無味，氣體密度0.9092克/升，液體密度 1.204克/厘米3，熔點-248.67℃，沸點-245.9℃，化學性質極不活潑，電離能21.564電子伏特，不能燃燒，也不助燃，在壹般情況下部生成化合物，氣態氖為單原子分子，氖還有壹個特殊性質是氣體與液體體積之比，大多數深冷液態氣體在室溫條件下產生500到800體積的氣體，而氖則生成大於1400體積的氣體。這就為它的貯藏和運輸帶來方便。100升空氣中含氖約1.818毫升。
元素來源： 由空氣分離塔在制取氧氮氣的同時，從中可以提取氖氦的混合氣體，在經液氫冷凝法或活性炭矽膠的吸附作用，便可得到氖。
元素用途： 大量用於高能物理研究，讓氖充滿火花室來探測和微粒的行徑。也是制造霓虹燈和指示燈的好原料，和氬混合使用會有美麗的藍光產生，也可用來填充水銀燈和鈉蒸氣燈。液體氖還用來做制冷劑。
元素輔助資料：萊姆塞在發現氬和氦後，研究了它們的性質，測定了它們的原子量。接著他考慮它們在元素周期表中的位置。因為，氦和氬的性質與已發現的其他元素都不相似，所以他提議在化學元素周期表中列入壹族新的化學元素，暫時讓氦和氬作為這壹族的成員。他還根據門捷列夫提出的關於元素周期分類的假說，推測出該族還應該有壹個原子量為20的元素。
在1896～1897年間，萊姆塞在特拉威斯的協助下，試圖用找到氦的同樣方法，加熱稀有金屬礦物來獲得他預言的元素。他們試驗了大量礦石，但都沒有找到。最後他們想到了，從空氣中分離出這種氣體。但要將空氣中的氬除去是很困難的，化學方法基本無法使用。只有把空氣先變成液體狀態，然後利用組成它成分的沸點不同，讓它們先後變成氣體，壹個壹個地分離出來。把空氣變成液體，需要較大的壓力和很低的溫度。而正是在19世紀末，德國人林德和英國人漢普森同時創造了致冷機，獲得了液態空氣。1898年5月24日萊姆塞獲得漢普森送來的少量液態空氣。萊姆塞和特拉威斯從液態空氣中首先分離出了氪。接著他們又對分離出來的氬氣進行了反復液化、揮發，收集其中易揮發的組分。1898年6月12日他們終於找到了氖（neon），元素符號Ne，來自希臘文neos（新的）。
元素序號：18
元素符號：Ar
元素名稱：氬
元素原子量：39.95
元素類型：非金屬
發現人：瑞利
發現年代：1894年
發現過程： 1894年，英國的瑞利，從空氣中除去氧、氮後，在對少量氣體做光譜分析時發現氬。
元素描述： 其單質為無色、無臭和無味的氣體。是稀有氣體中在空氣中含量最多的壹個，100升空氣中約含有934毫升。密度1.784克/升。熔點-189.2℃。沸點-185.7度。電離能為15.759電子伏特。化學性極不活潑，按化合物這個詞的壹般意義來說，它是不會形成任何化合物的。氬不能燃燒，也不能助燃。
元素來源： 可從空氣分餾塔抽出含氬的餾分經氬塔制成粗氬，再經過化學反應和物理吸附方法分出純氬。
元素用途： 氬的最早用途是向電燈泡內充氣。焊接和切割金屬也使用大量的氬。用作電弧焊接不銹鋼、鎂、鋁和其他合金的保護氣體。
元素輔助資料： 19世紀末期，英國物理學家瑞利勛爵發現利用空氣除雜制得的氮氣和從氨制得的氮氣的密度有大約是千分之壹的差別。他在當時很有名望的英國《自然》雜誌上發表了他的發現，並請大家幫他分析其中的原因。倫敦大學化學教授萊姆塞推斷空氣中的氮氣裏可能含有壹種較重的未知氣體。他們兩人又各自做了大量的實驗，終於發現了在空氣中還存在壹種密度幾乎是氮氣密度壹倍半的未知氣體。
1894年8月13日，英國科學協會在牛津開會，瑞利作報告，根據馬丹主席的建議，把新的氣體叫做argon（希臘文意思就是“不工作”、“懶惰”）。元素符號Ar。
當然，當時發現的氬，實際上是氬和其他惰性氣體的混合氣體，正是因為氬在空氣中存在的惰性氣體的含量占絕對優勢，所以它作為惰性氣體的代表被發現。
氬的發現是從千分之壹微小的差別開始的，是從小數點右邊第三位數字的差別引起的，不少化學元素的發現，許多科學技術的發明創造，都是從這種微小的差別開始的。
元素序號：36
元素符號：Kr
元素名稱：氪
元素原子量：83.80
元素類型：非金屬
發現人：萊姆塞、特拉威斯
發現年代：1898年
發現過程： 1898年，英國的萊姆塞和特拉威斯用光譜分析液態空氣蒸發後所剩下的殘余氣體時，發現了氪。
元素描述： 無色、無嗅、無味。密度3.736克/升（氣），2.155克/厘米 3（液，-156.9℃）。熔點-156.6℃，沸點-152.30±0.10℃。第壹電離能13.999電子伏特。氪原子的外殼是電子已填滿了的穩定結構。所以它的化學性質極不活潑，不能燃燒，也不能助燃。具有能吸收X射線的性能。
元素來源： 100升空氣中約含氪0.114毫升，可從大型的空氣液化分離塔內，在制氧或氮的同時抽出的餾分中分出制得。
元素用途： 主要用來充填電燈和各種電子器件。也可作X射線工作時的遮光材料。它和氬的混合物廣泛用於充填螢光燈。
元素輔助資料：萊姆塞在發現氬和氦後，研究了它們的性質，測定了它們的原子量。接著他考慮它們在元素周期表中的位置。因為，氦和氬的性質與已發現的其他元素都不相似，所以他提議在化學元素周期表中列入壹族新的化學元素，暫時讓氦和氬作為這壹族的成員。他還根據門捷列夫提出的關於元素周期分類的假說，推測出該族還應該有原子量為20、82、129的元素。
在1896～1897年間，萊姆塞在特拉威斯的協助下，試圖用找到氦的同樣方法，加熱稀有金屬礦物來獲得他預言的元素。他們試驗了大量礦石，但都沒有找到。最後他們想到了，從空氣中分離出這種氣體。但要將空氣中的氬除去是很困難的，化學方法基本無法使用。只有把空氣先變成液體狀態，然後利用組成它成分的沸點不同，讓它們先後變成氣體，壹個壹個地分離出來。把空氣變成液體，需要較大的壓力和很低的溫度。而正是在19世紀末，德國人林德和英國人漢普森同時創造了致冷機，獲得了液態空氣。1898年5月24日萊姆塞獲得漢普森送來的少量液態空氣。萊姆塞和特拉威斯從液態空氣中成功分離出了壹種新氣體。萊姆塞決定把它叫做krypton（Kr），來自希臘文krptos（隱藏）。
元素序號：54
元素符號：Xe
元素名稱：氙
元素原子量：131.3
元素類型：非金屬
發現人：萊姆塞、特拉威斯
發現年代：1898年
發現過程： 1898年，英國的萊姆塞和特拉威斯，在分餾液態氪時發現了氙。
元素描述： 無色、無嗅、無味。是惰性氣體的壹種。密度5.887±0.009克/ 升，3.52克/厘米3（液），2.7克/厘米3（固）。熔點-111.9℃，沸點-107.1±3℃。電離能12.130電子伏特。是非放射性惰性氣體中唯壹能形成在室溫下穩定的化合物的元素，能吸收X射線。在較高溫度或光照射下可與氟形成壹系列氟化物如XeF2、XeF4及XeF6等。氙也能與水、氫醌和苯酚壹類物質形成弱鍵包合物。
元素來源： 從大型的空氣液化分離塔內，在制氧或氮的同時抽出的餾分中分出。
元素用途： 由於它具有極高的發光強度，在照明技術上用來充填光電管、閃光燈合氙氣高壓燈。氙氣高壓燈具有高度的紫外光輻射，可用於醫療技術方面。
元素輔助資料：萊姆塞在發現氬和氦後，研究了它們的性質，測定了它們的原子量。接著他考慮它們在元素周期表中的位置。因為，氦和氬的性質與已發現的其他元素都不相似，所以他提議在化學元素周期表中列入壹族新的化學元素，暫時讓氦和氬作為這壹族的成員。他還根據門捷列夫提出的關於元素周期分類的假說，推測出該族還應該有原子量為20、82、129的元素。
1898年，萊姆塞在特拉威斯的協助下先後發現了氪、氖。後來，由於獲得新式空氣液化設備的幫助，他們制備了大量的氪和氖，反復幾次液化、揮發，在同年7月12日從其中又分離出壹種惰性氣體氙xenon（Xe），來自希臘文xenos（奇異的）。
元素序號：86
元素符號：Rn
元素名稱：氡
元素原子量：[222]
元素類型：非金屬
發現人：多恩（F.E.Dorn）
發現年代：1900年
發現過程： 1900年由德國人多恩（F.E.Dorn）在鈾制品中發現。
元素描述： 第壹電離能10.748電子伏特。無色氣體。密度9.73克/升。熔點-71℃，沸點-61.8℃。易被吸附在活性碳、矽膠和其他吸附劑上，從而可從氣體雜質中分離出來；加熱到約350℃，又可從活性碳上脫附。溶於水。
元素來源： 由鐳、釷等放射性元素蛻變而獲得。
元素用途： 由於氡具有放射性，衰變後成為放射性釙和α粒子，因此可供醫療用。用於癌癥的放射治療；用充滿氡氣的金針插進生病的組織，可殺死癌細胞。
元素輔助資料： 物理學和化學家們在研究物質的放射性時發現，放射物質周圍的空氣也會變得具有放射性。
19世紀末，科學家們發現了釷不斷放出壹種氣態的放射性物質，並確定它是化學惰性的，並且具有較高的原子量。由於來自於釷，就稱它為釷射氣，符號為ThEm。1918年德國化學家施密特按惰性氣體氬、氖等命名方式，稱它為thoron，元素符號定為Tn，正式承認它是壹種元素。1900年德國物理學家多恩同樣發現了鐳射氣radium emantion，符號為RaEM。1918年，施密特又把它改稱radon，元素符號定為Rn。另外在1903年，還發現壹種錒射氣actinium emantion， AcEm；以及壹種惰性氣體niton。後來人們發現釷射氣是氡220，錒射氣是氡219，niton是氡222。
氡是地殼中放射性鈾、鐳和釷的蛻變產物，是壹種惰性氣體，因此地殼中含有放射性元素的巖石總是不斷的向四周擴散氡氣，使空氣中和地下水中多多少少含有壹些氡氣。強烈地震前，地應力活動加強，氡氣不僅運移增強，含量也會發生異常變化，如果地下含水層的地應力作用下發生形變，就會加速地下水的運動，增強氡氣的擴散作用，引起氡氣含量的增加，所以測定地下水中氡氣的含量增加可以作為壹種地震前兆。
由於氡是壹種放射性元素，如果長期呼吸高濃度氡氣，將會造成上呼吸道和肺傷害，甚至引發肺癌。氡為19種致癌物質之壹。
氧族元素
氧族元素是元素周期表上的ⅥA族元素（IUPAC新規定：16族）。
這壹族包含氧（O）、硫（S）、硒（Se）、碲（Te）、釙（Po）五種元素，其中釙為金屬，碲為準金屬，氧、硫、硒是典型的非金屬元素。在標準狀況下，除氧單質為氣體外，其他元素的單質均為固體。
在和金屬元素化合時，氧、硫、硒、碲四種元素通常顯-2氧化態；但當硫、硒、碲處於它們的酸根中時，最高氧化態可達+6。
壹些過渡金屬常以硫化物礦的形式存在於地殼中，如FeS2、ZnS等。氧、硫、硒的單質可以直接與氫氣化合,生成氫化物.例如,硫與氫氣反應時,生成硫化氫.
壹.原子結構的異同點
1.原子結構的相同點.(1)原子最外層有6個電子.
(2)反應中易得到2個電子.
(3)表現氧化性.
2.原子結構的不同點.
(1)核電荷數依次增大.
(2)電子層數依次增大.
(3)原子半徑依次增大,得電子能力依次減弱,氧化性依次減弱.
二.單質的化學性質
1.相似性
(1)能與大多數金屬反應.
(2)均能與氫化合生成氣態氫化物.
(3)均能在氧氣中燃燒.
(4)氧化物對應的水化物為酸.
(5)都具有非金屬性.
2.遞變性(從氧-->碲)
(1)氣態氫化物的穩定性逐漸減弱.
(2)氣態氫化物的還原性逐漸增強.
(3)氣態氫化物水溶液的酸性逐漸增強.
(4)最高價氧化物對應水化物酸性逐漸減弱.
(5)非金屬性逐漸減弱.
氧（O） 硫（S） 硒（Se） 碲（Te）
核電荷數 8 16 34 52
常溫色態 無色氣體 淡黃固體 灰色固體 銀白固體
熔、沸點 → 依次升高
化合價 -2 -2、+4、+6 -2、+4、+6 -2、+4、+6
與H2反應 爆炸 加熱 加熱 ╱
H2R穩定性 1000℃ 300℃ 加熱易分解 極易分解
最高價水化物 ╱ H2SO4 H2SeO4 H2TeO4
碳族元素
位於元素周期表中ⅣA族，包括碳C、矽Si、鍺Ge、錫Sn、鉛Pb五種元素。價電子層構型為ns2np2，有4個價電子。碳、矽是非金屬，錫、鉛是金屬，鍺是半金屬。特殊的結構使其獲得電子與失去電子的能力幾乎相等，往往通過電子的***用達到穩定結構，當與其它元素的原子化合時，主要形成***價型化合物。
碳和矽在自然界中分布很廣，碳的含量並不多，但它是地上化合物種類最多的元素。矽在地殼中的含量僅次於氧。
遊離態的碳以金剛石和石墨兩種單質形式存在，矽以化合態存在於二氧化矽和矽酸鹽中，鍺、錫主要以氧化物形式存在(鍺石GeO2、錫石SnO2)、鉛以硫化物存在居多。鉛單質為金屬晶體，其它四種元素的單質為原子晶體(石墨為層狀晶體、白錫為金屬晶體)。空氣中的二氧化碳、地殼中各種碳酸鹽、煤、石油裏都含有大量的碳，脂肪、糖類、蛋白質及其它有機物都是含碳的化合物。碳和錫都有同素異形體(金剛石、石墨和碳-60，灰錫和白錫等)。
本族元素隨著原子序數的增加，電子層數逐漸增加，原子核對外層電子的引力逐漸減弱，非金屬性逐漸減弱(得電子能力減弱)，金屬性逐漸增強(失電子能力增強)。化學性質差異很大。
1.碳可以跟濃硫酸、硝酸反應，被氧化成二氧化碳，不與鹽酸作用。矽不跟鹽酸、硫酸、硝酸作用，只與氫氟酸反應。鍺不和稀鹽酸、稀硫酸反應，但能被濃H2SO4、濃HNO3氧化。錫和稀鹽酸、稀H2SO4反應，生成低價錫Sn(Ⅱ)的化合物；跟濃H2SO4、濃HNO3反應生成高價錫Sn(Ⅳ)的化合物。鉛跟鹽酸、硫酸、硝酸都能反應被氧化成Pb2+。
2. 跟堿溶液反應的有矽和錫，如生成SiO3，2-，放出氫氣，表明錫不全是金屬性的。
3.在加熱時都能跟氧反應，被氧化成CO2、SiO2和PbO等。
4.跟硫、氯***熱生成相應的高價氯化物和硫化物，鉛則生成PbS和PbCl2。
5.碳、矽跟金屬***熱生成碳化物和矽化物，錫、鉛與金屬形成合金。都不能直接與氫化合，其氫化物是間接制得的。
鉑族元素
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礦物分類中，鉑族元素礦物屬自然鉑亞族，包括銥、銠、鈀和鉑4種自然元素礦物。它們彼此之間廣泛存在類質同象置換現象，從而形成壹系列類質同象混合晶體。同時，其成分中常有鐵、銅、鎳、銀等類質同象混入物，當它們的含量較高時，便構成相應的殮種。鉑族元素曠物均為等軸晶系，單晶體極少見，偶而呈立方體或八面體的細小晶粒產出。壹般呈不規則粒狀、樹枝狀、葡萄狀或塊狀形態。顏色和條痕為銀白色至鋼灰色，金屬光澤，不透明，無解理，鋸齒狀斷口，具延展性，為電和熱的良導體。由鉑族元素礦物熔煉的金屬有鈀金、銥金、鉑金、銠金、等。
1．鈀金：主要由自然鈀熔煉而成。顏色銀白色，外觀與鉑金相似，金屬光澤。 硬度4~4.5。相對密度12。熔點為1555℃。化學性質較穩定。因產量比鉑金和黃金大，故價值低，很少用來制作首飾。
2．銠金：主要由自然銠提煉而成，是壹種稀少的貴金屬。顏色為銀白色， 金屬光澤，不透明。硬4~4．5，相對密度12．5。熔點高，為1955℃。化學性賞穩定。由於銠金耐腐蝕，而且光澤好，因此主要用於電鍍業，將其電鍍在其它金屬表面，鍍層色澤堅固，不易磨損，反光效果好。
3．銥金：主要由自然銥或銥礦提煉而成。顏色為銀白色，具強金屬光澤，硬度7 。相對密度22.40 ，性脆但在高溫下可壓成箔片或拉成細絲，熔點高，達2454℃。化學性質非常穩定。主要用於制造科學儀器、熱電偶、電阻綾等。高硬度的鐵銥和銥鉑合金，常用來制造筆尖和鉑金首飾。
4．鉑金：由自然鉑、粗鉑礦等礦物熔揀而成。因"鉑"由"金"和"白"兩字組合，顏色又為銀白色，故亦稱“白金”。色澤銀白，金屬光澤，硬度4~4．5, 相對密度為21．45。熔點高，為1773℃。富延展性，可拉成很細的鉑絲，軋成極薄的鉑箔。化學性質極穩定，不溶於強酸強緘，在空氣中不氧化。廣泛用於珠寶首飾業和化學工業中，用以制造高級化學器皿、鉑金坩鍋以及加速化學反應速度的催化劑等。
第十六章 硼族元素
本章摘要
1. 單質 硼烷 硼的含氧化合物 硼與矽的相似性
2. 鋁Al2O3的兩種變體 鋁鹽
3. 鎵 銦 鉈 單質 氧化物及氫氧化物 鹽類Tl(III)的氧化性
§0. 概述
硼族元素位於III A 族,價電子構型為ns2np1
硼 B 以硼酸鹽礦物存在
鋁 Al 以Al-O鍵存在,礦物以鋁礬土(Al2O3)最為廣泛, 第3位
鎵 Ga 與Zn, Fe, Al, Cr等礦***生
銦 In 與閃鋅礦***生
鉈 Tl 與閃鋅礦***生
Ga, In, Tl 屬稀散元素,無單獨礦藏
§1.硼
壹.單質 黃棕色固體,高硬度,高沸點,原子晶體,結構單元B12二十面體
1.制備: 用Mg或Al 還原B2O3:
B2O3 + 3Mg === 3MgO + 2B (高溫)
用H2還原三溴化硼:
2BBr3 + 3H2 === 2B + 6HBr (W絲, 高溫)
2. 硼的反應
常溫下不活潑,高溫下活潑
4B + 3O2 === 2B2O3
2B + 3Cl2 === 2BCl3
2B + N2 === 2BN
和氧化性酸起反應,比矽活潑些
B + 3HNO3(濃) ==== H3BO3 + 3NO2
和強堿起反應
2B + 2NaOH(濃) + H2O ===2NaBO2 + 3H2(氣體) (偏硼酸鈉)
二 硼烷
硼氫化合物雖沒有碳氫化合物種類多, 但遠比矽烷多. 其結構比烷烴,矽烷復雜.
結構
最簡單的硼烷,分子式是B2H6, 分子化學鍵如下:
端基上的H和B之間形成σ鍵(sp3-s). 四個端H和兩個B形成分子平面,中間兩個H不在分子平面內,其連線垂直於分子平面,上下各壹個, 上面的H所成的鍵
***用價電子44個
乙硼烷制備
質子置換法:
相當於Mg2Si和鹽酸反應制備SiH4.
還原法:
4BCl3 + LiAlH4 === 2B2H6 + 3LiCl + 3AlCl3
乙硼烷的性質
1° 穩定性
B2H6 === 2B +3 H2
B2H6要在100℃以下保存,穩定性不如矽烷.
2 °還原性
B2H6 + 3O2 === B2O3 + H2O 自燃
屬高能燃料,但毒性極大,不易儲存.
3 °水解性
B2H6 + 6H2O===2B(OH)3 + 6H2(氣體)
4 °路易斯酸的反應,缺電子反應
B2H6 + 2LiH === 2Li(BH4) 白色固體,火箭推進劑
三 硼的含氧化合物
三氧化二硼
單質硼燃燒或硼酸脫水得B2O3,無色晶體.
B2O3 + 3H2O ===2H3BO3 硼酸酐
B2O3和水蒸氣反應生成易揮發的偏硼酸:
B2O3 + HH2O === 2HBO2
B2O3和許多種金屬氧化物在熔融時生成有特征顏色的硼珠,可用於鑒定.
CoO + B2O3 === Co(BO2)2 深藍色
Cr2O3的硼珠 綠色 CuO的硼珠 藍色
MnO的硼珠 紫色 NiO的硼珠 綠色
Fe2O3的硼珠 黃色
2. 硼酸 H3BO3
2 °弱酸性
缺電子結構造成的:
在H3BO3中加入甘油(丙三醇),酸性可增強,原因是顯酸性的機理發生了變化:
H3BO3遇到某種比它強的酸時,有顯堿性的可能:
B(OH)3 + H3PO4==== BPO4 + 3H2O (中和反應)
3°硼酸的鑒定反應
點燃時: 硼酸三乙酯燃燒顯綠色火焰
3. 硼砂
硼砂是硼的最主要的含氧酸鹽, 白色, 玻璃光澤.
因此硼砂和過渡金屬氧化物Cr2O3, CuO, MnO, NiO, Fe2O3等也發生硼珠反應, 而實際上的硼珠反應是用硼砂來做.
2°硼砂的水解
生成等物質的量硼酸和硼酸鹽, 形成緩沖溶液. 0.01的硼砂溶液pH= 9.24.
四 硼與矽的相似性
相似性
除硼與矽氧化物及含氧酸不相似以外,硼與矽單質的制備, 與酸堿的作用, 氫化物的制備與性質等都相似.
硼和矽的鹵化物水解性也相似:
SiCl4 + 4H2O === H4SiO4 + 4HCl
BCl3 + 2H2O === HBO2 + 3HCl
3SiF4 + 4H2O === H4SiO4 + 2H2SiF6 氟矽酸
4BF3 + 2H2O === HBO2 + HBF4 氟硼酸
對角線規則
向下金屬性加強,向右非金屬性加強,向右向下金屬性非金屬性相近. 實質是原子或離子的電場力引起的, 電場力相近, 對外層 電子的約束力相近
所以, Li-Mg, Be-Al, B-Si的性質相近
§2.鋁
鋁單質和酸堿的反應,還原性,化合物酸堿性, 鋁的冶煉中學全部講過.
壹.Al2O3的兩種變體
γ-Al2O3: 由Al(OH)3脫水制得,是既可溶於酸, 又可溶於堿的Al2O3.
-Al2O3: 若將-Al2O3 高溫灼燒, 則變成-Al2O3. -Al2O3 既不溶於酸也不溶於堿. 和KHSO4***熔時轉變為可溶物. 其實相當於K2S2O7的熔礦作用
二 鋁鹽
向Al3+溶液中滴加Na2CO3得Al(OH)3沈澱, 不能得Al2(CO3)3;
加Na2S也得Al(OH)3沈澱, 不能得Al2S3.
水溶液中不能結晶出AlCl3無水鹽, 制無水AlCl3要用幹法
2Al + 3Cl2=== 2AlCl3 或
Al2O3 + 3Cl2 + 3C === 2AlCl3 + 3CO(氣體)
除了鋁的氟化物是離子晶體外, 其余鹵化物***價性強, 所以熔點沸點較低.
氣相AlCl3, 有雙聚分子, 有配位鍵, 或認為中央是形成三中心四電子的氯橋鍵.
§3.鎵 銦 鉈
單質
1. 物理性質
Ga, In, Tl都是銀白色的軟金屬, 比鉛軟.m.p.都很低. Ga熔點29.78℃, 但b.p.為2403℃, 以液相存在的溫度範圍最大. Hg處於液體的溫度範圍: -38 ~ 356℃
2. 化學性質
和非氧化性酸反應
2Ga + 3H2SO4 === Ga2(SO4)3 + 3H2(氣體) III價 (In的反應相同)
2Tl + H2SO4 === Tl2SO4 + H2 (氣體) I價
和氧化性酸反應
Ga + 6HNO3 === Ga(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O (In的反應相同)
Tl + 2HNO3 === TlNO3 + NO2 + H2O 不能將Tl氧化到Tl(III)
和堿反應
2Ga + 2NaOH + 2H2O=== 2NaGaO2 + 3H2(氣體) 兩性
二 氧化物及氫氧化物
* Ga2O3和Ga(OH)3兩性偏酸;
*Ga(OH)3可溶於NH3·H2O, Al(OH)3 不溶於NH3·H2O, 所以Ga(OH)3的酸性比Al(OH)3強.
* In2O3和In(OH)3幾乎無兩性表現, In2O3溶於酸, 但不溶於堿.
按Ga(OH)3, In(OH)3, Tl(OH)3順序, 越來越易脫水, 生成氧化物:
2M(OH)3 === M2O3 + 3H2O (In2O3黃)
以致於Tl(OH)3幾乎不存在.
* Tl2O3易分解:
Tl2O3(棕色) === Tl2O(黑色) + O2 (加熱)
* Tl2O易溶於水,形成TlOH也易溶於水:
Tl2O(黑) + H2O === 2TlOH(黃)
* 氫氧化物中, TlOH是強堿(不如KOH); Ga(OH)3酸性最強
三 鹽類Tl(III)的氧化性
Tl有(III)和(I)的鹽及化合物, Ga(I)和In(I)難生成, 而Al(I)不存在. MF3為離子型化合物, 其余鹵化物為***價型, b.p.低, 由於惰性電子對效應, Tl(III)有較強的氧化性.
TlX與AgX相似, 難溶, 光照分解; Tl(I)與變形性小的陰離子成鹽時, 與K+,Rb+等相似, 如Tl2SO4易溶於水, 易成礬