高中化学竞赛辅导元素及其化合物.docx

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高中化学竞赛辅导元素及其化合物

（一）主族元素及其化合物

一、氢和稀有气体

（一）氢

氢位于周期表的第一周期IA族，具有最简单的原子结构。

氢在化学反应中有以下几种成键情况：

•1、氢原子失去1个电子成为H+。

但是除了气态的质子外，H+总是与其它的原子或分子相结合。

•2、氢原子得到1个电子形成H－离子，主要存在于氢和IA、IIA中（除Be外）的金属所形成的离子型氢化物的晶体中。

•3、氢原子和其它电负性不大的非金属原子通过共用电子对结合，形成共价型氢化物。

此外，与电负性极强的元素相结合的氢原子易与电负性极强的其它原子形成氢键。

（二）稀有气体

1、稀有气体的存在、性质和制备

（1）存在：

稀有气体的价电子结构称为饱和电子层结构，因此稀有气体不易失去电子、不易得到电子，不易形成化学键，以单质形式存在。

（2）物性：

稀有气体均为单原子分子，He是所有单质中沸点最低的气体。

（3）制备：

①空气的液化•②稀有气体的分离

2、稀有气体化合物

（1）氟化物

①•①①制备：

氙和氟在密闭的镍反应器中加热就可得到氙氟化物

••F2+Xe（过量）→XeF2•F2+Xe（少量）→XeF4•F2+Xe（少量）→XeF6

②性质：

（a）强氧化性：

氧化能力按XeF2——XeF4——XeF6顺序递增。

一般情况被还原为单质。

NaBrO3+XeF2+H2O→NaBrO4+2HF+Xe

XeF2+H2→2HF+XeXeF2+2Cl-→2F-+Xe+Cl2XeF4+Pt→2PtF4+Xe

（b）与水反应：

氙氟化物与水反应活性不同

2XeF2+2H2O=2Xe+4HF+O2（在碱中迅速反应）6XeF4+12H2O=2XeO3+4Xe+3O2+24HF

XeF6+3H2O=XeO3+6HFXeF6+H2O=XeOF4+2HF（不完全水解）

（2）氧化物

氙的氧化物是无色、易潮解、易爆炸的晶状固体。

由氟化物水解制备。

•XeO3：

是一种易潮解和易爆炸的化合物，具有强氧化性。

+

•

••XeO4：

很不稳定，具有爆炸性的气态化合物。

二、s区元素

（一）通性

1、它们的价电子构型为ns1~2，内层为稀有气体稳定电子层结构。

价电子很易失去呈+1、+2氧化态。

都是活泼性很高的金属，只是碱土金属稍次于碱金属而己。

2、有较大的原子半径。

因为每一周期是从碱金属开始建立新的电子层。

原子半径变化的规律：

同周期从IA到IIA减小，同族中从上到下增大。

3、电离势和电负性均较小，其变化规律为同周期从IA到IIA增大，同族中从上到下顺序减小。

（二）单质

1、存在：

由于它们的化学活泼性，决定它们只可能以化合物形式存在于自然界中。

如盐（X－、CO

、SiO

、SO

等）；氧化物（Li2O、BeO等）

2、性质：

（1）物性：

单质具有金属光泽，有良好的导电性和延展性，除Be和Mg外，其它均较软。

它们在密度、熔点、沸点和硬度方面往往差别较大。

（2）化性：

活泼。

①它们具有很高的化学活泼性，能直接或间接地与电负性较高的非金属元素形成相应的化合物。

如可与卤素、硫、氧、磷、氮和氢等元素相化合。

一般均形成离子化合物（除Li、Be及Mg的卤化物外）。

②单质与水反应放出氢气。

其中Be和Mg由于表面形成致密的氧化膜因而对水稳定。

③标准电极电势均很负，是很强的还原剂。

它们的还原性在于态及有机反应中有广泛的应用。

如高温下Na、Mg、Ca能把其它一些金属从氧化物或氯化物中还原出来。

3、制备：

单质的制备多数采用电解它们的熔盐。

如电解NaCl、BeCl2、MgCl2等。

注意：

不能电解KCl，因为会产生KO2和K，发生爆炸。

其他方法：

①金属置换KCl+Na→NaCl+K↑

（K比Na易挥发，离开体系；NaCl晶格能大于KCl）

BeF2+Mg→MgF2+Be

②热分解：

4KCN=4K+4C+2N22MN3

2M＋3N2（M=Na、K、Rb、Cs）

真空

1273~1423K

③热还原

K2CO3+2C2K↑+3CO2KF+CaC2CaF2+2K↑+2C

（三）氧化物和氢氧化物

1、碱金属的氧化物比碱土金属的氧化物种类多。

它除有正常氧化物外，还有过氧化物、超氧化物及臭氧化物。

如碱金属在空气中燃烧时，只有Li的主要产物是Li2O（正常氧化物），而Na、K、Rb、Cs的主要产物分别是Na2O2（过氧化物）、KO2（超氧化物）、RbO2（超氧化物）和Cs2O2（过氧化物）。

2、氢氧化物除Be（OH）2呈两性外，其余均为中强碱或强碱。

（四）盐类

1、碱金属的盐类：

有MX（卤化物）、MNO3、M2SO4、M2CO3、M3PO4等。

它们的共性如下：

①都是离子晶体（Li盐除外）；

②都易溶解。

除Li盐和极少数大阴离子组成的盐以外，例如LiF、Li2CO3、Li3PO4、Na[Sb（OH）6]、NaZn（UO2）3（CH3COO）9·6H2O等均难溶。

③热稳定性均很高，但Li2CO3和硝酸盐除外，它们加热会分解：

④易形成复盐。

光卤石类通式：

M+Cl·MgCl2·6H2O（M+=K+，Rb+，Cs+）

矾类通式：

M

SO4·MgSO4·6H2O（M+=K+，Rb+，Cs+）

2、碱土金属盐类

其溶解度与碱金属盐有些差别。

它们的碳酸盐、磷酸盐和草酸盐均难溶。

BaSO4、BaCrO4的溶解度亦很小。

它们的碳酸盐在常温下均较稳定（BeCO3例外），但加热可分解。

热稳定性由Mg到Ba顺序增强。

**对角线规则：

某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的。

Li—Mg；Be—Al；B—Si。

（1）Li与Mg的相似性Li与Na虽属同一主族，但与Na的性质相差较远，而它的化学性质更类似于Mg，如①Li和Mg在氧气中燃烧，并不生成过氧化物，都生成氧化物；②Li和Mg都能直接与氮气反应生成氮化物Li3N和Mg3N2；③Li和Mg的氢氧化物在加热时，可分解为Li2O、MgO及H2O；④Li和Mg的碳酸盐均不稳定，加热分解产生相应的氧化物Li2O、MgO及CO2；⑤Li和Mg的某些盐类如碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水。

（2）Be与Al的相似性：

①两者都是活泼金属，在空气中都易形成氧化物保护膜，与酸的作用都比较缓慢，且都能为浓硝酸所钝化；②两者都是两性元素，其金属单质、氧化物和氢氧化物既能溶于酸又能溶于碱。

（3）硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃，且互溶。

硼酸和硅酸都难溶于水。

三、p区元素

（一）卤族元素

1、通性：

（1）外层电子结构ns2np5，很容易得到一个电子呈八电子稳定结构，所以卤族元素显强氧化性。

（2）氧化能力F2＞Cl2＞Br2＞I2

F2、Cl2可与所有金属作用，Br2、I2可与除贵金属外所有金属作用。

F2是最强的氧化剂，能与稀有气体反应生成XeF2、XeF4、XeOF4；与水猛烈反应放出O2。

**电负性数值的大小衡量元素在化合物里吸引电子的大小。

元素的电负性越大，表示该原子对键合电子的吸引能力越大，生成阴离子的倾向越大。

反之，吸引能力越小，生成阳离子的倾向越大。

电负性大小的标准：

分别以氟、锂的电负性为标准。

F：

4.0Li：

1.0

①同周期从左至右元素的电负性逐渐增大。

②同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小。

（3）化合价：

由卤素电子层结构ns2np5决定，除了易获得一个电子显–1价外，氯、溴、碘的原子最外层电子结构中存在空的nd轨道，当这些元素与电负性更大的元素化合时，它们的nd轨道可以参加成键，原来成对的p电子拆开进入nd轨道中，因此这些元素可以表现更高的氧化态+1、+3、+5、+7。

这一类化合物主要是卤素含氧化合物和卤素互化物，主要形成共价键。

氟原子外层电子结构是2s22p5，价电子是在L层上，没有空d轨道，而且F的电负性最大，仅显+1价。

2、卤化氢

制备：

在实验室里由浓H2SO4与NaCl作用制得少量HCl。

而HBr、HI不能由浓H2SO4与NaBr、NaI作用制得，这是因为浓H2SO4对所生成的HBr及HI有氧化作用，使其中一部分被氧化成单质Br2及I2析出。

H2SO4（浓）+2HBr=Br2+SO2+2H2O

H2SO4（浓）+8HI=4I2+H2S+4H2O

可由H3PO4代替H2SO4制备HBr、HI，避免以上氧化作用。

性质：

HF最稳定，高温下不分解，而HI在300℃即大量分解为I2与H2。

HF有强腐蚀性，并能腐蚀玻璃。

SiO2+4HF=SiF4+2H2O

3、卤化物及多卤化物

（1）氯化物AgCl、Hg2Cl2、PbCl2，CuCl难溶于水，其它易溶于水。

（2）由于氟的氧化性强，元素在氮化物中可呈高氧化态。

例如一般卤素银盐为AgX，但有AgF2存在。

由于碘离子还原性强，碘化物中元素呈低价氧化态，如FeI2较稳定。

（3）卤化物可和相同或不相同的卤素分子形成多卤化物，最常见的多卤化物是KI3，是由I2溶于KI中形成。

多卤化物所含的卤素可以是一种，也可以是两种或三种，如RbBrCl2、CsBrICl。

只有半径大，电荷少的金属离子适于形成多卤化物。

4、卤素的含氧酸

卤素的含氧酸以氯的含氧酸最为重要。

因素含氧酸和含氧酸盐的许多重要性质，如酸性、氧化性、热稳定性、阴离子碱的强度等都随分子中氧原子数的改变而呈规律性的变化。

以氯的含氧酸和含氧酸盐为代表将这些规律总结在表中。

卤素含氧酸及其盐的稳定性与它们的氧化能力有相应的关系。

稳定性较差，氧化能力较强。

反之，稳定性高的氧化能力就弱。

氧化态

酸

热稳定性和酸的强度

氧化性

盐

热稳定性

氧化性及阴离子碱的强度

+1

HOCl

向下增大

向上增大

NaClO

向下增大

向上增大

+3

HClO2

NaClO2

+5

HClO3

NaClO3

+7

HClO4

NaClO4

卤素互化物

1.卤素互化物不同卤素原子之间可通过共用电子对形成物质叫卤素互化物。

在卤素互化物中，原子半径较大、非金属性较弱的卤素（用X表示）显正价；原子半径较小、非金属性较强的卤素（用Y表示）显负价。

由于卤素有+1，+3，+5，+7等多种正价，而负价只有－1价，故卤素互化物通式为（XYn=1,3,5,7）。

如IBr，BrI3，BrF5，IF7等显不同价态的卤素互化物。

2.类卤化合物：

由两个或两个以上电负性较大的元素的原子组成的原子团，而这些原子团在自由状态时与卤素单质性质相似，故称拟卤素。

它们的阴离子则与卤素阴离子性质也相似，故称拟卤离子。

目前已经分离出的拟卤素有氰（CN）2、氧氰（OCN）2、硫氰（SCN）和硒氰（SeCN）2。

常见的拟卤离子有氰根离子CN-、氰酸根离子OCN-、异氰酸根离子ONC-、硫氰根离子SCN-、硒氰根离子SeCN-、碲氰根离子TeCN-和叠氮酸根离子N3-等。

但N3-和TeCN-虽也有卤离子相似的性质，但它没有与单质卤素相应的母体。

3.拟卤素、拟卤化物与卤素、卤化物的相似性拟卤素、拟卤化物的性质与卤素、卤化物的性质相似的地方很多，主要有以下几点：

（1）游离状态皆有挥发性（聚合体例外）并具有特殊的刺激性气味。

（2）氢化物的水溶液都是氢酸。

（3）形成和卤素形式类似的配离子。

如

（4）形成多种互化物。

如CNCl、CN（SCN）、CN（SeCN）、SCN·Ci以及ClN3、BrN3、IN3等都已制得。

（5）许多化学性质相似。

①单质具有氧化性、阴离子具有还原性：

拟卤素单质和卤素单质的氧化性以及拟卤离子和卤素离子的还原性的强弱次序如下：

氧化性：

F2＞（OCN）2＞Cl2＞Br2＞（CN）2＞（SCN）2＞I2＞（SeCN）2 　　

还原性：

F-＜OCN-＜Cl-＜Br-＜CN-＜SCN-＜I-＜SeCN- 　　

②单质与碱作用：

Cl2＋2OH-=ClO-＋Cl-＋H2O  （CN）2＋2OH-=OCN-＋CN-＋H2O　　

③单质和不饱和烃起加成反应：

④CN-离子的Ag（Ⅰ）、Hg（Ⅰ）、Pb（Ⅱ）盐和氯、溴、碘的一样，都难溶于水。

AgCN和AgCl相似，均可溶于氨水。

2、卤素互化物的化学性质

⑴卤素互化物与卤素单质的性质有相同之处，如它们都能与水反应：

IBr+H2O＝HBr+HIOCl2+H2O＝HCl+HClO

⑵在很多反应中，它们都是强氧化剂：

IBr+2H2O+SO2＝HBr+HI+H2SO4Cl2+2H2O+SO2＝2HCl+H2SO4

※也有不同之处，如Cl2与水反应属于氧化还原反应，而IBr与水反应属于非氧化还原反应。

【例1】    溴化碘的化学性质类似于卤素单质，它与水反应的化学方程式为：

IBr+H2O＝HBr+HIO下列叙述不正确的是：

A．IBr是共价化合物　　　　　　　　B．IBr在很多反应中是强氧化剂

C．IBr跟H2O反应时不是氧化剂也不是还原剂

D．IBr跟NaOH溶液反应生成NaIO、NaBr和H2O

【解析】类比卤素单质的性质，但IBr中I为+1价，Br为－1价，故跟NaOH溶液反应生成NaIO、NaBr和H2O，故答案为D

Ⅱ．拟卤素1、概念：

拟卤素是指由二个或二个以上非金属元素原子组成的原子团，这些原子团在自由状态时，与卤素单质的性质相似。

重要的拟卤素有氰（qíng）（CN）2、硫氰（SCN）2、硒氰（SeCN）2和氧氰（OCN）2。

2、拟卤素的化学性质拟卤素和卤素性质相似如

2Fe+3（SCN）2＝2Fe（SCN）32Fe+3Cl2＝FeCl3

拟卤素和卤素也都可与碱发生歧化反应，如

（CN）2+2OH－=CN－+CNO－Cl2+2OH－=Cl－+ClO－

3、制备方法（以氰为例）4HCN+MnO2Mn（CN）2+2H2O+（CN）2

4、常见拟卤酸和气体

HSCN（硫氰酸,是一种强酸）、（SCN）2（硫氰，气体），HCNO（氧氰酸，当然又有异构体为雷酸）、（CNO）2（气体）,HN3（叠氮酸，极易爆炸）等等。

5、其他

拟卤素也有一些特殊的情况如:

（OCN）2通入水中由于在水中有其过强的氧化性导致将其自身氧化产生CO2、NH3、O2等等还有一些例外。

拟卤酸的的酸性有（按顺序递减）：

HCNO、HSCN、HCN、HN3

其次与卤素进行氧化性的比较有（依次氧化性降低）：

F2、（OCN）2、Cl2、Br2、（SCN）2、I2、（CN）2、（N3）2，但要注意这里不能用氧化还原反应的性质来判断其拟卤素阴离子的性质，如CNO－可以在水中被Cl2氧化成CO2和N2。

【例2】    氰（CN）2、硫氰（SCN）2与卤素单质的性质相似，被称为拟卤素。

1、试写出（SCN）2与KOH反应的化学方程式。

2、若它们与卤素的强弱顺序为Cl2>Br2>（CN）2>（SCN）2>I2，试写出NaBr与KSCN的混合溶液中加入（CN）2反应的化学方程式。

【解析】要写出（SCN）2与KOH反应的化学方程式，把这一个原子团看成是一个卤素原子，可写出

（SCN）2+2KOH=KSCN+KSCNO+H2O

根据卤素单质的置换规律和它们与卤素的强弱顺序为Cl2>Br2>（CN）2>（SCN）2>I2可知（CN）2与NaBr不反应，但（CN）2与KSCN会反应：

（CN）2+2KSCN=2KCN+（SCN）2

（二）氧族元素

1、通性

（1）价电子层结构ns2np4，氧化态–2、+2、+4、+6，氧仅显–2价（除H2O2及OF2外）。

（2）氧族元素原子最外层6个电子，因而它们是非金属（钋除外），但不及卤素活泼。

（3）随着原子序数增大，非金属性减弱，氧硫是非金属、硒、碲是半金属，钋是典型金属。

氧的电负性最高，仅次于氟，所以性质非常活泼，与卤族元素较为相似。

2、过氧化氢

制备：

电解60％H2SO4溶液，减压蒸馏得H2S2O8，水解可得H2O2。

H2S2O8+2H2O=2H2SO4+H2O2↑

性质：

①不稳定性：

H2O2=H2O+1/2O2（光照及少量金属离子存在都能促进分解）

②氧化还原性：

由于H2O2氧化数处于中间，所以既显氧化性又显还原性，以氧化性为主。

③弱酸性：

H2O2+Ba（OH）2=BaO2+2H2O

3、硫化氢和硫化物

（1）硫化氢

制备：

FeS+2HCl=FeCl2+H2S

H2S是一种有毒气体，需在通风橱中制备。

实验室中以硫代乙酰胺水解产生H2S。

CH3CSNH2+2H2O=CH3COONH4+H2S

性质：

①还原性。

硫化氢水溶液不能长久保存，可被空气中的氧气氧化析出S。

②沉淀剂。

由于大多数金属硫化物不溶于水，在定性分析中，以H2S作为分离溶液中阳离子的沉淀剂。

检验：

以Pb（CH3COO）2试纸检验，H2S使试纸变黑：

H2S+Pb（CH3COO）2=PbS+CH3COOH

（2）硫化物

为什么大多数金属硫化物难溶于水，从结构观点来看，由于S2－变形性大，如果阳离子的外电子构型是18、18+2或8~18电子构型，由于它们的极化能力大，变形性也大，与硫离子间有强烈的相互极化作用，由离子键向共价键过渡，因而生成难溶的有色硫化物。

4、硫酸

浓H2SO4与稀H2SO4氧化性不同。

在稀H2SO4，显氧化性的主要是H+。

浓H2SO4是强氧化剂，其中显氧化作用的是S6+，它可以氧化其他物质，而本身被还原成低氧化数的SO2、S、H2S等等

5、亚硫酸及其盐

性质：

①不稳定性。

②由于S4+氧化数处于中间，既显还原性，又显氧化性，以还原性为主。

配制Na2SO3溶液必须随配随用，放置过久则失效。

③Na2SO3与S作用。

（三）氮族元素

1、通性

（1）价电子层结构为ns2np3，主要氧化态为–3、+3、+5。

（2）氮族元素得电子趋势较小，显负价较为困难。

因此氮族元素的氢化物除NH3外都不稳定，而氧化物均较稳定。

（3）由于从As到Bi，随着原子量的增加，ns2惰性电子对的稳定性增加。

2、氨和铵盐

（1）NH3具有还原性。

（2）配合性：

由于NH3上有孤对电子。

如：

Ag++2NH3=[Ag（NH3）2]+

（3）NH

与K+电荷相同、半径相似，一般铵盐性质也类似于钾盐。

它们的盐类同晶，并有相似的溶解度。

3、硝酸及硝酸盐

（1）HNO3是强氧化剂，许多非金属都易被其氧化为相应的酸，而HNO3的还原产物一般为NO。

HNO3几乎溶解所有的金属（除Au、P外），HNO3的还原产物决定于HNO3浓度及金属的活泼性。

浓HNO3一般被还原为NO2，稀HNO3还原产物为NO，活泼金属如Zn、Mg与稀HNO3还原产物为N2O，极稀HNO3的还原产物为NH

。

（2）硝酸盐较硝酸稳定，氧化性差，只有在酸性介质中或较高温度下才显氧化性。

硝酸盐的热分解

由于硝酸盐热稳定性差，加热分解时有氧气放出，所以硝酸盐常在高温时作强氧化剂。

硝酸盐的热分解规律为：

（1）金属活动性顺序表中从K到Mg的硝酸盐加热时生成亚硝酸盐和氧气，如：

Ca（NO3）2=Ca（NO2）2+O2↑

（2）金属活动性顺序表中从Mg到Cu（包括Mg和Cu）的硝酸盐加热时生成金属氧化物、二氧化氮和氧气，如：

2Cu（NO3）2=2CuO+4NO2↑+O2↑

H在金属活动顺序表中排在Mg与Cu之间，因而HNO3受热分解生成NO2、O2、H2O（H的氧化物）：

4HNO3=4NO2↑+O2↑+2H2O

（3）金属活动性顺序表中Cu以后的金属的硝酸盐加热时生成金属单质、二氧化氮和氧气，如：

2AgNO3=2Ag+2NO2↑+O2↑

对这一规律可以这样理解：

在加热时，各种金属的硝酸盐都是不稳定的，它们首先分解为亚硝酸盐和氧气。

金属活动性顺序表中镁以前的金属的亚硝酸盐比较稳定，加热时不再分解；镁和铜之间的金属的亚硝酸盐不稳定，加热时继续分解为金属氧化物和二氧化氮，这些金属氧化物比较稳定，加热时不再分解；铜之后的金属的氧化物也不稳定，加热时再分解为金属单质和氧气。

硝酸盐和其它任何盐一样，随着阳离子的不同，晶体结构的不同，它们的热稳定性也不相同。

硝酸盐的热分解，可以有下列几种情况：

（1）硝酸铵

当加热到120℃时，它开始缓慢分解，温度高于180℃时则迅速分解：

如果加热到300℃以上，或在起爆剂的影响下，即发生爆炸反应：

2NH4NO3=4H2O（气）+2N2（气）+O2（气）

所以硝酸铵可制炸药，它的爆炸危险温度是300℃。

由于硝酸铵有很强的吸湿性，农村中使用硝酸铵肥料有时会结块，只能用木棒轻轻压碎，切不可用金属棒敲击，以免引起爆炸。

如果夹杂着可燃的物质，则危险性更大。

4、磷的含氧酸

（1）磷在充足的空气中燃烧生成P4O10，这是由P4四面体结构所决定。

磷酐与水作用先形成偏磷酸，然后是焦磷酸，最后得到正磷酸。

都是以磷氧四面体为结构基础。

（2）H3PO4、H3PO3、H3PO2都以磷氧四面体结构为特征。

（四）碳族元素

1、通性

（1）价电子结构为ns2np2，氧化态+2、+4。

（2）以Ge到Pb，ns2惰性电子对稳定性增强。

2、碳酸及碳酸盐

（1）CO2溶于水存在平衡，大部分以CO2、H2O的形式存在，只有少部分形成H2CO3，与SO2溶于水的情况相似。

（2）碳酸盐水解

由于碳酸是很弱的酸，所以碳酸钠在溶液中水解呈较强的碱性，称为纯碱。

（3）Na2CO3溶液中加入金属离子，生成何种沉淀，根据碳酸盐及氢氧化物溶解度大小来决定。

①金属氢氧化物溶解度小于碳酸盐溶解度，则生成氢氧化物沉淀，如Fe（III）、Al（III）、Cr（III）。

②金属氢氧化物溶解度相近于碳酸盐的溶解度，则得到碱式碳酸盐沉淀，如Bi（III）、Hg（II）、Cu（II）、Mg（II）。

③金属碳酸盐的溶解度小于氢氧化物溶解度，则得到碳酸正盐沉淀，如Ba（II）、Ca（II）、Cd（II）、Mn（II）、Pb（II）。

3、硅酸及硅酸盐

（1）硅酸在实验室中，用盐酸与可溶性硅酸盐作用可得硅酸，硅酸是很弱的酸，在水中溶解度小。

在水中随条件不同，逐步聚合成硅酸凝胶。

（2）由于硅酸很弱，Na2SiO3在溶液中强烈水解呈碱性

（3）鉴定SiO

：

在SiO

溶液中加入NH4Cl，发生完全水解，且有H2SiO3沉淀生成并放出NH3。

（五）硼族元素

1、通性

（1）价电子层结构为ns2np1，氧化态+1，+3。

硼、铝、镓、铟四个元素都以+3价为特征，铊由于“ns2惰性电子对效应”则主要表现为+1价。

（2）在硼族元素+3价共价化合物中，中心原子外层只有6个（3对）电子，仍未满足稳定8电子外层结构，还有一个空轨道，因而这些化合物均有很强的接受电子的趋势，容易与具有孤对电子的分子或离子形成配合物，这个特征被称为“缺电子”特征。

以硼的化合物最为明显。

2、硼化合物缺电子特征

（1）BF3易与HF、NH3等加合

（2）H3BO3为一元酸

这种酸的离解方式表现了硼化合物的缺电子特征。

（六）p区元素小结

以上我们复习了p区各族元素的性质和电子层结构的关系及其重要化合物的