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第十四章 碳 族 元 素

碳(Carbon) 是有机世界的主角,由于碳 自相成链的能力最强,因此碳的化合物是最多 的。

14

千 5730年剩1/2

7N

几 + 0n(中子) → 6C + p(质子1H) 11500年剩1/4

1
<

br />14

1

硅(Silicon) 贝采利乌斯1823年发现,拉 丁文(石头)中译为“矽”,因与锡同音,改 为“硅”。硅是无机世界的主角,二氧化硅是 构成地壳的主要成分。

锗是德国分析化学家文克勒得到的。
文氏多次重复的分析结果是: Ag S FeO ZnO Hg 总计 74.72% 17.13% 0.66% 0.22% 0.31% 92.82% 锡是4000年前古代人发现的。 铅是最早知道的金属之一,考古样品有公 元前3000年左右。 3亿年前是13.41 206Pb/204Pb 1亿年前是17.26

元素的氧化态

锗分族元素的最高氧化态为+IV,低氧 化态为+II,从Ge到Pb,也是低氧化态趋向 稳定。

碳、硅的成键特征:
碳与硅的价电子构型为ns2np2,价电子数 目与价电子轨道数相等,它们被称为等电子 原子。 碳和硅可以用sp、sp2和sp3杂化轨道形成2 到4个σ键。碳的原子半径小,还能形成p-pπ键, 所以碳能形成多重键(双键或叁键),硅的半径 大,不易形成p-pπ键,所以Si的sp和sp2态不稳 定,很难形成多重键(双键或叁键)。

§14-1 碳单质及其化合物 碳的杂化与特性
一、碳的杂化类型 sp3 四面体 金刚石 CH4

sp2 平面三角形
sp 直线形

石墨
CO2

CO32CS2

C6H6
C2H2

二、碳的特性 碳在同族元素中,由于它的原子半径最小, 电负性最大,电离能也最高,又没有d轨道, 所以它与本族其它元素之间的差异较大(p区 第二周期的元素都有此特点)。这差异主要表 现在: (1)它的最高配位数为4, (2)碳的成链能力最强; (3)不但碳原子间易形成多重键,而且能与 其它元素如氮、氧、硫和磷形成多重键。 后二点是碳化合物特别多的原因。

传统的价键理论将受到挑战 美国Geogia大学量子化学计算中心主 任Schaefer的最新计算结果表明,有可能 存在呈八面体的CLi6分子,该分子的碳原 子周围总共有10个电子,用以与6个锂原子 形成6个化学键。

§14-1-1 碳元素的单质
1、碳的同素异形体 碳有金刚石、石墨和C60等同素异形体。 无定形炭(如木炭)本质上都是纯度不等的石 墨微晶。 (1)金刚石

合成金刚石的新方法。 20世纪50年代高温高压石墨转化为金刚石。 20世纪80年代微波炉中烃分解为金刚石。 20世纪90年代CCl4+Na得到金刚石微晶。

(2)石墨

(3)碳原子簇 1、C60球碳: 1985年9月初美国Rice大学Smalley、 Koroto和Curl在氦气流里用激光气化石墨, 发现了像足球一样的碳分子—C60,后来发现, 它只是一个碳的一大类新同素异形体——球 碳C60大家族里一员。

碳60的结构图

2、其它球碳
C20球碳 C24球碳 C36球碳 C80球碳 C60球碳可与氢发生加成反应。

C80

管碳(碳纳米管): Sumio Iijima

按管壁上的碳碳键与管轴的几何关系可分为“扶手椅 管”、“锯齿状管”和“螺管”三大类, 按管口是否封闭可分为“封口管”和“开口管”, 按管壁层数可分为单层管(SWNT)和多层管(MWNT)。

1999年中国十大科技新闻之一 ——碳管储氢 1997年后曾经有许多碳管储氢的报道,但 总是令人不敢信。 直到1999年,我国沈阳金属研究所材料科 学家Hui-Ming Cheng等在权威性的杂志 《Science》286期第1127页上发表了一篇引起 轰动的文章,称:在室温、100个大气压下,他 们在纳米碳管里储存了达4.2%(质量)的氢气, 碳氢原子比为2:1,在室温下将压力降低到常压, 80%的氢便释放出来,再稍微加热,其余的氢 也放了出来。该文的数据具体而翔实。

(4)活性碳 1克 200-3000m2

2、碳单质的还原性

§14-1-2 碳的含氧化合物

?2* p

碳有许多氧化物,已见报导的有 ?*p 2 CO、CO2、C3O2、C4O3、C5O2和 C12O9,其中常见的是CO和CO2。 ?2p 一、一氧化碳 1、结构 ? 2p CO分子和N2分子各有10个价电 子,它们是等电子体,两者的分子轨 * ?2s 道的能级次序形式相同: ?2s 2(? *)2(? 2(? )2 CO[KK(?2s) 2s y2p) z2p CO分子电子构造示意图 (?2p)2],由一个?键,一个双电子?键和 O C O 一个电子来于O原子的?配键组成。 C

?2* p
CO分子中,电子云偏向

氧原子,但是配键是由氧原子
的电子对反馈到碳原子上,这 样又使得氧原子略带正电性, 碳原子略带负电性,两种因素 相互作用使CO的偶极短几乎

?*p 2 ?2p ? 2p * ?2s ?2s
CO分子电子构造示意图

为零。正是因为碳原子略带负
电性使得孤电子对(体积稍大, 核对电子对的控制降低)具有 活性。

C

O

C

O

2、化学性质 (l)CO还原性:CO为冶金方面的还原剂。它 在高温下可以从许多金属氧化物如Fe2O3、CuO 或PbO中夺取氧,使金属还原。 CO还能使一些化合物中的金属离子还原。 如: CO+PdCl2+H2O===CO2+Pd↓+2HCl CO+2Ag(NH3)2OH===2Ag↓+(NH4)2CO3+2NH3 这些反应都可以用于检测微量CO的存在。

在工业气体分析中常用亚铜盐的氨水溶液或

盐酸溶液来吸收混合气体中的CO,生成
CuCl· 2H2O,这种溶液经过处理放出CO,然 CO·

后重新使用,与合成氨工业中用铜洗液吸收CO
为同一道理。
Cu(NH3)2CH3COO+CO+NH3==Cu(NH3)3· CH3COO CO·

醋酸二氨合铜(I)

醋酸羰基三氨合铜(I)

(2)CO氧化性:

CO + 2 H2 CO + 3H2

Cr2O3,ZnO CH3OH 623-673K Fe/Co/Ni CH4 + H2O 523K,101KPa

(3)CO的配合性: 大 气 污 Fe(CO)5、Ni(CO)4和Cr(CO)6
染 物 对 人 体 器 官 的 损 害 图

(4)CO与碱的作用
CO显非常微弱的酸性,在473K及

1.01×103kPa压力下能与粉末状的NaOH反应生
成甲酸钠:

NaOH+CO===HCOONa
因此也可以把CO看作是甲酸HCOOH的酸

酐。甲酸在浓硫酸作用下脱水可以得到CO。

二、二氧化碳 1、温室效应 2、结构 在CO2分子中,碳原子与氧原子生成四个 健,两个?和两个大∏键(即离城∏34键)。CO2 为直线型分子。碳原子上两个未杂化成健的p 轨道分别与氧的p轨道发生重叠,习惯上仍用 O=C=O表示。 CO2 CO
CO2
CO2

CO2
CO2

CO2

2

CO2
CO2 CO2

O

C

O

CO2

1999年美国Lawrence Livermore国家实验室 在–40oC的温度下将液态CO2装入一高压容器用 Nd:YbLiF4激光器热至1800K,在40GPa高压 下,CO2在微米级红宝石芯片或铂薄膜上结晶。发 现分子晶型的CO2转化为SiO2结构。

干冰的形成

p/kPa 1013

固 506



216K 527kPa 气

101 195 216 二氧化碳相图 T/K 273

3、不活泼性 CO2不活泼,但在高温下,能与碳或活 泼金属镁、钠等反应。
镁 在 二 4、酸性 氧 化 能与碱、碱性氧化物及碳酸盐反应。 碳 中 CaCO3+CO2+H2O====Ca(HCO3)2 燃 烧

三、碳酸和碳酸盐
O C O
?3
4

-

O C

2-

H

O

O

?46

O

计算表明:如果没有水,气态的碳酸分 子可以存在18万年不分解。估计在星际云中 存在碳酸分子,而且可能与C60的形成有关。 (2000,March,3,Chem in Britain)

1、溶解性 所有碳酸氢盐都溶于水。正盐中只有铵盐、 铊盐和碱金属的盐溶于水。 其它金属的碳酸盐都是难溶的,对于这些 盐来说,它们的酸式盐要比正盐的溶解度来的 大。 碱金属(除锂外)和NH4+离子有固态的酸 式盐,它们在水中的溶解度比相应的正盐的溶 解度小。这同HCO3-离子在它们的晶体中通过 氢键结合成链,而降低了碳酸氢盐的溶解度。 O C O O H C OO OC H O O O H C OO H O

2、水解性 金属离子与碳酸盐溶液反应的产物

总结:取决于碱金属的氢氧化物与碳酸盐 的溶解度的比较。

3、热稳定性: 一般情况如:CaCO3、ZnCO3和PbCO3加 热即分解为金属氧化物和CO2,而钠、钾、钡的 碳酸盐在高温下也不分解。 碳酸盐受热分解的难易程度与阳离子的极 化作用有关。阳离子对CO32-离子的极化作用, 使CO32-不稳定以致分解,极化作用越大越易分 解。H+(质子)的极化作用超过一般金属离子, 所以有下列热稳定性顺序: M2CO3>MHCO3>H2CO3

四、碳的硫化物和卤化物 CF4 CC14 CBr4 CI4 1.二硫化碳 二硫化碳CS2为无色有毒的挥发性液体, 常温下的状态 气 液 固 固 极易着火: 颜色 (l)+3O 无 无 淡黄 CS2 (g)==CO2(g)+SO2(g) 淡红 2 它不溶于水,可作为有机物、磷和硫的溶剂。 溶解性 均不溶于水,只溶于有机溶剂 2.碳的卤化物 非极性分子,稳定,不分解,比重比水大。 CC14是常用的灭火剂,但不能扑灭金属。 H2O+CCl4===COCl2+HCl
金属

COCl2叫光气有毒!


硅的杂化与成键特征 硅 硅 单 质 烷

卤化物和氟硅酸盐

硅 的 含 氧 化 合 物

硅的杂化与成键特征
硅原子的情况与碳原子有所不同: (1)它的最高配位数是6,常见配位数是4。 (2)它不能形成p?-p?键(因为半径大),无 多重键,而倾向于以较多的?单键形成聚合 体,例如通过Si-O-Si链形成形形色色的

SiO2聚合体和硅酸盐。

§14-2-1 硅单质
宇航员试图展开太阳 能电池翅板。

SiO2+C+2Cl2====SiCl4+CO2 SiCl4+2H2====Si+4HCl

太阳能汽车

无定形硅比晶态硅活泼。其主要化学性质如下:

1、与非金属作用
键能 SiF4 (Si—F键的键能很大)。 117 原子共价半径/pm SiCl4、SiO2熔点/KN4、SiC。 1683 、Si3 第一电离势/(kJ·mol-1) 单健离解能/(kJ·mol-1) Si-O 离解能/(kJ·mol-1) Si-H 离解能/(kJ·mol-1) Si-F 离解能/(kJ·mol-1) Si-C 离解能/(kJ·mol-1) 电负性(鲍林) 786.1 222 452 318 565 318 1.90

2、与酸作用 Si在含氧酸中被钝化。Si与HF或有氧化剂 (HNO3、CrO3、KMnO4、H2O2等)存在的条 件下,与HF酸反应。 Si+2HF===SiF4↑+H2↑ SiF4+2HF===H2SiF6(氟硅酸) 3Si+4HNO3+18HF=3H2SiF6+4NO↑+8H2O

3、与碱作用 无定形Si能猛烈地与强碱反应,放出H2。 Si+2NaOH+H2O==Na2SiO3+2H2↑ 4、与金属作用 Si能与某些金属生成硅化物如:Mg2Si。

§14-2-2 硅的含氧化合物
一、二氧化硅

石英晶体

1、化学性质
SiO2+2C====Si+2CO SiO2+2Mg===Si+2Mg SiO2+2NaOH===Na2SiO3+H2O SiO2+Na2CO3===Na2SiO3+CO2 2、用途 石英玻璃的热膨胀系数小,可以耐受温度的剧变, 灼烧后立即投入冷水中也不致于破裂,可用于制造耐 高温的仪器。石英玻璃能做水银灯芯和其它光学仪器、 制光导纤维、的石英玻璃纤维。 石英砂可以做水泥等。
熔融 灼烧 3000℃

二、硅酸
其组成常以通式:xSiO2· 2O表示,现已知的有: yH 正硅酸H4SiO4(x=1,y=2)、偏硅酸H2SiO3(x=1,y=1)、二 硅酸H6Si2O7(x=2,y=3)、三硅酸H4Si3O8(x=3,y=2)、二 偏硅酸H2Si2O5(x=2,y=1),x>2的硅酸叫多硅酸。 常用H2SiO3式子代表硅酸。硅酸是一种二元弱酸, K1=2×10-10,K2=1×10-12。H4SiO4在水中的溶解度不 大,但生成后并不立即沉淀下来,经片刻后,会逐渐 缩合为多酸,形成硅酸溶胶。溶胶脱水即成为多孔性 固体,称为硅胶。它是很好的干燥剂(不能干燥HF 气体)。

三、硅酸盐
1、硅酸钠 除了碱金属以外,其它金属的硅酸盐都不 溶于水。硅酸钠是最常见的可溶性硅酸盐,可 由石英砂与烧碱或纯碱反应而制得。 2NaOH+SiO2===Na2SiO3+H2O 工业上用: 共熔 mSiO2+nNa2CO3 ===nNa2O· mSiO2 +nCO2

产物含有铁盐等杂质而呈灰色或绿色,用 水蒸气处理成粘稠液体即俗称“水玻璃”, 又名“泡花碱”。其组成为Na2O· nSiO2。水 玻璃的用途很广,如作粘合剂、木材或织物 用水玻璃浸泡以后能防腐防火、保存鲜蛋、 软水剂、洗涤剂和制肥皂的填料。它也是制 硅胶和分子筛的原料。和金属盐可以制得水 中花园。

2、天然硅酸盐
硅酸盐矿的复杂性在其阴离子,而阴离子的基本 结构单元是SiO4四面体。由此四面体组成的阴离子,除 了简单的单个SiO44-和二硅酸阴离子Si2O76-以外,还有由 多个SiO4四面体通过顶角上的一个或两个或三个、四

个氧原子连接而成的环状、链状、片状或三维结构的
复杂阴离子。这些阴离子借金属离子结为各种硅酸盐。

片状阴离子

3、分子筛

Na2O· 2O3· Al 2SiO2· 2O nH

§14-2-3

硅烷

硅与碳相似,有一系列氢化物,不过由于 (1)硅 自相结合成链的能力比碳差 (2)它不能形成 p ?-p ?键, 多重键 (3) 由于 Si 有 d 轨道,易受其它有孤对电子的 原子的进攻,所以稳定性要差得多。这样硅生成的氢 化物要少得多。 硅烷的通式为SinH2n+2(7≥n≥1)来表示,结构与 烷烃相似(一硅烷又称为甲硅烷)但化学性质比相应的 烷烃活泼。 由于硅不能与 H2直接作用,简单的硅烷常用金属 硅化物与酸反应来制取。例如: Mg2Si+4HCl=SiH4↑+2MgCl2

1、热稳定性
所有硅烷的热稳定性都很差。分子量 大的稳定性更差。将高硅烷适当地加热, 它们即分解为低硅烷。低硅烷(如SiH4)在 温度高于773K即分解为单质硅和氢气。

SiH4被大量地用于制高纯硅。硅的纯度 越高,大规模集成电路的性能就越好。

2、强还原性 能与O2或其它氧化剂猛烈反应。它们 在空气中自燃,燃烧时放出大量的热,产 物为SiO2。如: SiH4+2O2燃烧 ===SiO2+2H2O
能与一般氧化剂反应。如: SiH4+2KMnO4===2MnO2↓+K2SiO3+H2+H2O SiH4+8AgNO3+2H2O===8Ag↓+SiO2↓+8HNO3

这二个反应可用于检验硅烷。

3、与水作用
硅烷在纯水中不水解,但当水中有微 量碱存在时,由于碱的催化作用,水解反 应即激烈地进行。

SiH4+(n+2)H2O===SiO2· 2O+4H2↑ nH



§14-2-4 硅的卤化物和氟硅酸盐
一、卤化物

1、卤化物水解
SiCl4(l)+3H2O(l)===H2SiO3(l)+4HCl(aq) 故SiCl4可作烟雾剂。但是CCl4不水解。 这与Si有3d轨道,配位数为6(sp3d2杂化), 能同H2O配位,而碳原子不具备此条件。 由此,SiF4很容易与F-形成SiF62-配离子。 SiF4+2F-===SiF62-

2、制取 硅的卤化物可以用下列方法制取: (1)硅与卤素直接化合 (2)氧化物与氢卤酸或卤化物作用
SiO2(s)+2CaF2(s)+2H2SO4==SiF4(g)+2CaSO4(s)+2H2O(l)

(3)碳氯法

SiO2+2C+2Cl2===SiCl4+2CO

二、氟硅酸及其盐 SiF4+2HF===H2SiF6 金属锂、钙等的氟硅酸盐溶于水;钠、 钾、钡盐难溶于水。用纯碱溶液吸收SiF4气 体,可得到白色的氟硅酸钠Na2SiF6晶体。
2Na2CO3 +2H2O+ 3SiF4 NaF + SiF4 KF + SiF4 2Na2SiF6 + H4SiO4 + 2CO2 Na2SiF6 K2SiF6

§14-3 锗分族
§14-3-1 锗、锡、铅单质
锗为银白色的硬金属。

灰锡 —— 白锡 —— 脆锡
铅为暗灰色,重而软的金属。

<286K

<434K

+4氧化态化合物的稳定性是:Ge>Sn>Pb +2氧化态化合物的稳定性是:Ge<Sn<<Pb
从Ge到Pb,低价化合物趋于稳定。Ge和Sn的化 合物为共价化合物,Pb(II)有离子化合物,Pb为亲硫 元素。它们属于中等活泼的金属,但由于种种原因 却表现出一定的化学惰性。
约-0.3 2 + 约-0.3 ? ?A GeO2 Ge Ge GeH4 -0.13 4 + 0.15 2+ Sn Sn -0.1364 Sn 2 + -0.1263 1.46 PbO2 Pb Pb
? ?B

1.685 PbSO -0.3588 4 --1.3 HGeO3 Ge<-1.1GeH
2+ Sn(OH)6 -0.96

4 2 - -0.91 Sn(OH)4

Sn

PbO2 0.28 PbO -0.576 Pb

1、与氧反应: 在通常条件下,空气中铅能被氧化,在 铅表面生成一层氧化铅或碱式碳酸铅,且形 成保护膜。 空气中的氧对锗和锡都无影响。 这三种金属在高温下能与氧反应而生成氧化物。

2、与其它非金属的反应
Pb+X2==PbX2 Sn+X2==SnX4(适量SnX2) Ge+X2==GeX4 Pb+S==PbS Sn+S==SnS2(适量SnS) Ge+S==GeS2

3、与酸的反应 Ge+4H2SO4(浓)=== Ge(SO4)2+2SO2↑+4H2O

(易水解为GeO2· 2O) H
Ge+4HNO3(浓)=== GeO2· 2O↓+4NO2↑+2H2O H

(1)Ge不与非氧化性酸作用;

(2)Sn与非氧化性酸反应生成 Sn(II) 化合物;
Sn+2HCl(浓)===SnCl2+H2↑ 3Sn+8HNO3(极稀)===3Sn(NO3)2↓+2NO ↑+4H2O Sn+4H2SO4(浓)===Sn(SO4)2+2SO2↑+4H2O Sn+4HNO3(浓)=== H2SnO3↓+4NO2↑+H2O (3)Ge和Sn与氧化性酸反应生成 Ge(IV)、Sn(IV)化合物;

Pb+2HCl=PbCl2↓+H2↑(反应不易发生)
Pb+4HCl(浓)===H2[PbCl4]+H2↑

Pb+H2SO4(稀) ===PbSO4↓+H2(反应不易发生)
Pb+3H2SO4(浓)===Pb(HSO4)2+SO2↑+2H2O

3Pb+8HNO3(稀)===3Pb(NO3)2+2NO↑+4H2O
因不溶于浓HNO3,所以Pb不与浓HNO3发生反应。

(4)Pb与酸反应得到Pb(II)化合物。

4、配位数
二价盐的配位数一般为3,有时为4。如: PbCl2+Cl-===PbCl3- (有时为PbCl42- ) PbI2+2I-===PbI42四价盐的配位数一般为6 SnCl4+2Cl-====SnCl62-

5、铅与醋酸反应 2Pb+O2===2PbO PbO+2CH3COOH===Pb(CH3COO)2+H2O 6、与碱的反应:锗同硅相似 Ge+2NaOH+H2O=Na2GeO3+2H2 ? 锡、铅与NaOH反应很缓慢,生成亚酸 盐,同时放出H2。

二、氧化物和氢氧化物
锗、锡、铅有MO2和MO两类氧化物。MO2都是 共价型、两性偏酸性的化合物。MO也是两性的,但碱 性略强。MO化合物的离子性也略强,但还不是典型的 离子化合物。所有这些氧化物都是不溶于水的固体。

MO2

颜色与状态

MO

颜色与状态

GeO2 GeO 白色固体 黑色固体 ↑ 弱酸性 两性 酸 SnO2 SnO 白色固体 黑色固体 性 两性略偏碱性 增 两性偏酸性 PbO2 PbO 强 黄或黄红色固体 棕黑色固体 两性略偏酸性 两性偏碱性
←酸性增强

1、锡的氧化物: SnO2+2NaOH(熔融)==Na2SnO3+H2O SnO2+2Na2CO3+4S=Na2SnS3+Na2SO4+2CO2 侦毒管 SnO2为非整比化合物,其晶体中锡的比例 较大,从而形成n型半导体。 当该半导体吸附象H2、CO、CH4等具有 还原性、可燃性气体时,其电导会发生明显的 变化,利用这一特点,SnO2被用于制造半导体 气敏元件,以检测上述气体,从而可避免中毒、 火灾、爆炸等事故的发生。SnO2还用于制不透 明的玻璃、珐琅和陶瓷。

2、铅的氧化物:
铅除了有PbO(密陀僧)和PbO2以外,还有 常见的“混合氧化物”Pb3O4(铅丹或红丹, 2PbO· 2)。 PbO (1)一氧化铅: 有两种变体:红色四方晶体和黄色正交晶体。 在常温下,红色的比较稳定。 PbO易溶于醋酸或硝酸得到Pb(II)盐,难溶 于碱。用于制铅蓄电池。

(2)二氧化铅: 棕黑色,两性,酸性大于碱性
PbO2+NaOH===Na2PbO3+H2O PbO2+4HCl====PbCl4(分解为PbCl2和Cl2)+H2O PbO2+4HCl====PbCl2+Cl2↑+H2O PbO2+H2SO4(热浓)===PbSO4+O2↑+H2O 2Mn(NO3)2+5PbO2+6HNO3=2HMnO4+5Pb(NO3)2+2H2O

加热二氧化铅:PbO2---Pb3O4+O2----PbO+O2

(3) Pb3O4(铅丹或红丹) 测定其结构为Pb2II[PbIVO4] Pb3O4 +HNO3=== PbO2+ Pb(NO3)2+H2O

3、氢氧化物:
M2++2OH+ M2++4OH+ M(OH)2 M(OH)4
+2H2O

-2H2O
+H2O -H2O

2H++[M(OH)4]22H++[M(OH)6]2-

碱 酸 性 Ge(OH)4(棕色) Sn(OH)4(白色) Pb(OH)4(棕色) 性 增 Ge(OH)2(白色) Sn(OH)2(白色) Pb(OH)2(白色) 增 强 强

碱性增强

酸性增强

三、卤化物 锗分族元素的卤化物
四卤化物 Ge F 无色气体* - 236K升华 无色液体 223.7K 357K 灰白色晶体 299.3K 459.7K 橙色晶体 417K 713K分解 Sn 白色晶体 - 978K升华 无色液体 240K 387.3K 无色晶体 304K 475K 红黄色晶 体417.7K 637.7K Pb 无色晶体 Ge 白色晶体 分解>623K 升华 白色粉末升华 分解为Ge和 GeCI4 无色晶体 395K 分解 黄色晶体 分解真 空513K升华 二卤化物 Sn 白色晶体 - - 白色固体 519K 925K 淡黄色固 体488.7K 893K 橙色晶体 593K 990K Pb 无色晶体 1128K 1563K 白色晶体 774K 1223K 白色晶体 646K 1189K 金黄色晶 体675K 1227K

Cl

黄色油状液体 258K 378K爆炸分解 -

Br

I



上表中每格内,第一行为状态第二行为熔点,第三行为沸点。

Ge、Sn、Pb可形成MX4和MX2两种卤化物
C、Si只有MX4一种卤化物 Ge、Sn、Pb的卤化物易水解 Ge、Sn、Pb的卤化物在过量HX或X-存 在下易形成配合物。

1、四卤化物:
常用的MX4为GeCl4和SnCl4。 这两种化合物在常况下均为液态,它们 在空气中因水解而发烟。 SnCl4用作媒染剂、有机合成上的氯化催 化剂及镀锡的试剂。

2、二卤化物:
HgCl2+SnCl2===Hg2Cl2↓(白色)+SnCl4 Hg2Cl2+SnCl2===Hg↓(黑色)+SnCl4 此反应很灵敏,常用来检验Hg2+和Sn2+的存在。 SnCl2易水解,配制SnCl2溶液时,先将 SnCl2固体溶解在少量浓盐酸中再稀释。为防 止Sn2+氧化,常在新配制的SnCl2溶液中加少 量金属Sn。 SnCl2+H2O==Sn(OH)Cl↓(白色)+HCl

PbCl2难溶于冷水,易溶于热水,也能溶解 于盐酸中。 PbCl2+2HCl=H2[PbCl4] PbI2为黄色丝状有亮光的沉淀,易溶于沸 水,或因生成配合物而溶解于KI的溶液中。 PbI2+2KI=K2[Pbl4]

四、硫化物

? 不存在PbS2

硫化物的主要性质:
? GeS2、 SnS2能溶于Na2S,而GeS、SnS、PbS 不溶。 ? GeS、SnS 能溶于多硫化物,PbS 不溶。 金 2- = SnS 2SnS + S2 3 粉 SnS32- + 2H+ = H2S↑ + SnS2↓(黄色)

常利用SnS2和SnS在碱金属硫化物溶液 中溶解性的不同来鉴别Sn4+和Sn2+离子。 Pb2+ + S2- = PbS↓(黑色) 用于检验Pb2+或S2-或鉴别H2S气体。

铅的一些含氧酸盐 易 溶 于 水 难 溶 于 水

硝酸铅 —— 无色晶体

醋酸铅 —— 无色晶体, 俗名“铅糖”,有 毒 硫酸铅 —— 白色晶体 制白色油漆

用于制取 其它铅的 化合物

碳酸铅 —— 白色晶体, 用于制防锈油 俗名“铅白” ,有 漆和陶瓷工业 毒 铬酸铅 —— 亮黄色晶体, 为黄色涂料— 有毒 “铬黄”的主 要成分

【硫化物】自学:
问题:如何鉴别Sn4+和Sn2+,如何检验Pb2+或S2-, 什么用作“金粉”涂料,PbS如何变为PbSO4。

【铅的一些含氧酸盐】自学:
简述:为什么现在山西省禁止汽车使用含铅汽油? 问题:铅糖、铅白及铬黄中的主要成份各是什么?


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