碳族元素知识点.docx

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碳族元素知识点

碳族元素

13.1碳族元素通性

周期表中第ⅣA族包括碳（C）、硅（Si）、锗（Ge）、锡（Sn）、铅（Pb）五种元素，统称碳族元素。

其中碳（C）、硅（Si）是非金属元素，锗（Ge）、锡（Sn）、铅（Pb）是金属元素。

本族元素基态原子的价电子层结构是ns2np2，主要氧化数+4和+2。

碳原子的价电子层结构是2s22p2，在化合物中一般多显+4，也可显+4到-4之间的任意氧化数。

在化合物中，C能以sp、sp2、sp3杂化轨道相互结合或与其他原子结合。

C-C、C-H、C-O键的键能大，稳定性高，奠定了含碳有机物结构复杂、数量庞大的基础。

硅原子的价电子层结构是3s23p2，化合物中一般显+4价。

Si-Si键不稳定，但硅氧键很稳定，所以硅的化合物中硅氧键占很大比例。

锗（Ge）、锡（Sn）、铅（Pb）中，随着原子序数的增大，稳定氧化态逐渐由+4变为+2，这是由于ns2电子对随n的增大逐渐稳定的结果。

锡一般以+2价的形式存在于离子化合物中。

铅则以+4价氧化态的形式存在于共价化合物和少数离子型化合物中。

+4价的铅由于惰性电子对效应，具有很强的氧化性。

碳主要以煤、石油、天然气等有机物存在。

硅主要以硅酸盐的形式存在于土壤和泥沙中，自然界也存在石英矿。

碳、硅在地壳中的丰度分别为0.023%，25.90%，碳是组成生物界的主要元素，硅是组成地球矿物界的主要元素。

硅在地壳中的含量仅次于氧，分布很广。

硅有很强的亲氧性，自然界中基本不存在游离态的硅，一般以硅的含氧化合物，如SiO2、硅酸盐等形式存在。

锗、锡、铅主要以硫化物和氧化物的形式存在。

13.2碳及其化合物

单质

碳有三种同素异形体金刚石、石墨、和球碳。

金刚石：

具有四面体结构。

每个碳以sp3杂化，与相邻四个碳原子结合成键，是典型原子晶体。

金刚石晶体中碳碳键很强，所有价电子都参与了共价键的形成，没有自由电子金刚石硬度最大，在所有单质中熔点最高，而且不导电。

主要用于制造钻探用钻头和磨削工具，它还用于制作首饰等高档装饰品。

石墨：

具有层状结构。

层内每个碳原子都是以sp2杂化轨道与相邻的的3个碳原子形成σ单键。

每个碳原子均余下1个p轨道，在同层中与相邻碳原子的p轨道相互平行重叠，形成1个垂直于σ键所在平面的m中心m电子的离域π键（

）。

大π键中的电子可以在同一平面层中“流动”，所以石墨具有良好的导电性和导热性。

石墨的层与层之间的距离较大（335pm），结合力相当于范德华力，易于滑动、故石墨质软且具有润滑性。

石墨在工业上用途广泛，可以用它制电极和高温热电偶、坩埚、冷凝器等化工设备、润滑剂、颜料、铅笔芯、火箭发动机喷嘴和宇宙飞船及导弹的某些部件等。

在核反应堆中作中子减速剂及防射线材料等。

石墨和金刚石的大量工业用品是人工制造的。

人造石墨可用石油，焦炭，加煤焦油或沥青，成型烘干后在真空电炉中加热到3273K左右制得。

工业上一般以Ni-Cr-Fe合金等为催化剂，在1.52×106~6×106kPa和1500~2000K下，将石墨转变为金刚石。

球碳:

是一大类由碳原子组成的呈现封闭的多面体形的圆球形或椭球形结构的碳单质的总称。

主要有C60、C70和C84等。

C60是由60个碳原子相互联结的一种近似圆球的分子，又被称为“富勒烯”或“巴基球”。

C60和1985年后相继发现的C24、C120、C180…等碳原子组成的分子一样，是碳单质的新的存在形式

C60分子中每个碳原子与周围3个碳原子相连，形成3个σ键并参与组成2个六元环和一个五元环。

碳原子杂化轨道介于sp2（石墨）和sp3（金刚石）之间，分子中有一个π6060。

C60等碳原子簇的发现，对物理学、电子学、材料学、生物学、医药科学等领域产生了广泛的影响，且在理论研究和应用方面显示出了广阔的前景。

碳的氧化物

碳可以形成三种氧化物：

一氧化碳（CO）、二氧化碳（CO2）和次氧化碳（C3O2）,前两种氧化物比较重要。

1一氧化碳

CO与N2、CN-、NO+等是等电子体，结构相似，分子中也有三重键即一个σ键与两个π键。

但与N2分子不同的是：

其中一个π键是配键，其电子来源于氧原子。

这个配键在一定程度上抵消了因碳氧间电负性差所造成的极性，而且碳原子略显负电，比较容易向其他有空轨道的原子提供电子对.CO的分子轨道式

碳在空气中不充分的燃烧，或用酸脱水可以得到CO:

2CO+O2=2CO

HCOOH（浓H2SO4）=H2O+CO

CO是无色无味的气体，不与水作用，有剧毒。

CO有强还原性，在加热下，它同硫反应生成硫氧化碳，同氯气反应（光或铂催化）生成二氧化碳或光气。

在高温下CO能还原许多金属氧化物，例如：

CuO+CO=CO2+Cu

Fe2O3+3CO=3CO2+2Fe

这种还原作用在冶金工业中起着很重要的作用。

CO在常温下也能还原溶液中的金属化合物，例如它同溶液中的氯化钯反应，

CO+PdCl2+H2O=CO2+Pd+2HCl

产生的金属钯成为黑色的微细分散的沉淀物析出，可以利用这个反应检查CO的存在。

2二氧化碳

CO2是无色无味的气体，无毒，大量吸入可令人窒息。

空气中二氧化碳的体积分数是0.03%，人呼出的气体中二氧化碳的体积分数约为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溶液的浓度为0.03~0.04mol·dm-3。

在CO2分子中，碳原子与氧原子生成四个键，两个σ键和两个大π键（即离域π键）。

CO2为直线型分子。

碳原子上两个未杂化成键的p轨道同氧原子的p轨道肩并肩地发生重叠，由于π电子的高离域性，使CO2中的碳氧键（键长=116pm）处于双键C=O（键长=122pm）和叁键C≡O（键长=110pm）之间。

CO2没有极性。

在CO2溶液中加碱有利于CO2的溶解，因为生成了碳酸盐：

H2CO3（g）+2NaOH（）=Na2CO（3aq）+2H2O（l）

CO2（g）+2OH–（aq）=CO²3（aq）+H2O（l）

因此常用NaOH的浓溶液或固态NaOH颗粒作为CO2的吸收剂。

CO2不助燃，可用于灭火，但不能扑灭燃着的镁，因为它可与镁反应：

CO2+2Mg=2MgO+C

CO2通入石灰水中生成白色沉淀：

CO2+Ca（OH）2=CaCO3↓+H2O

此反应可鉴定CO2。

工业CO2主要来源于碳酸盐的分解。

实验室可用碳酸钙与盐酸反应来制备少量CO2。

碳酸及其盐

碳酸

CO2在水中的溶解度不大。

溶解的CO2很少一部分与H2O反应而生成H2CO3，大部分CO2以水合状态存在.。

H2CO3很不稳定，它是二元酸。

第一级电离：

H2CO3====H++HCO3-K1=2.4×10-4

第二级电离：

HCO-3====H++CO32-K2=4.69×10-11

碳酸盐

（1）HCO-3与CO32-的结构

在碳酸根与碳酸根离子中，碳原子均以sp2杂化轨道与三个氧原子的p轨道形成σ键，它的另一个p轨道与氧原子的p轨道形成π键，离子为平面三角形结构。

（2）碳酸盐的性质：

溶解性：

所有碳酸氢盐都溶于水。

正盐中只有铵盐和碱金属盐溶于水。

若正盐易溶，则相应的酸式盐在水中的溶解度比正盐的溶解度小，这同HCO33-离子在它们的晶体中通过氢键结合成链有关。

若正盐难溶，则酸式盐的溶解度比正盐的溶解度大。

自然界有许多碳酸盐矿石，大理石、石灰石、方解石以及珍珠、珊瑚、贝壳等的主要成分都是CaCO3。

白云石、菱镁矿含有MgCO3。

地表层的碳酸盐矿石在CO2和水的长期侵蚀下可以部分地转变为Ca（HCO3）2而溶解。

所以天然水中

CaCO3+CO2+H2OCa（HCO3）2

Ca（HCO3）2，它经过长期的自然分解、受热及CO2分压的降低，又析出CaCO3。

这是自然界中钟乳石和石笋的成因，也是暂时硬水（含HCO3-及Ca2+和Mg2+）软化的原理。

水解性：

碳酸盐和碳酸氢盐都能水解。

在金属盐类（碱金属和NH

盐除外）的水溶液中加入可溶性碳酸盐，产物可能是碳酸盐、碱式碳酸盐或氢氧化物。

如果金属离子不水解，如Ca2+、Ba2+将得到碳酸盐。

如果金属离子的水解性极强，其氢氧化物的溶度积又小，如Al3+、Cr3+和Fe3+等，将得到氢氧化物。

2Cr3++3CO32-+3H2O=2Cr（OH）3↓+3CO2↑

有些金属离子如Cu2+、Zn2+、Pb2+和Mg2+等，其氢氧化物和碳酸盐的溶解度相差不多，则可能得到碱式盐。

2Cu2++2CO32-+H2O＝Cu2（OH）2CO3↓+CO2↑

热稳定性：

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CO

离子产生反极化作用，使CO

不稳定以致于分解。

阳离子的极化作用越大，碳酸盐就越不稳定。

一般来说，酸式碳酸盐的热稳定性均比相应的正盐稳定性差。

因为氢离子虽只带一个正电荷，但半径极小，电荷密度极大，反极化作用特别大。

13.3硅及其化合物

单质

单质硅有无定型与晶体两种，晶体硅结构与金刚石相同，属原子晶体，熔沸点较高，硬而脆，呈灰色，有金属光泽。

单质硅加热条件下能同单质如卤素、氮、碳等非金属作用，也能同某些金属如镁、钙、铁、铂等作用生成硅化物。

它不溶于一般的无机酸中，但能溶解在碱溶液中，并放出氢气。

Si（s）+2NaOH（aq）=NaSiO3（aq）+2H2（g）

在炽热温度下，硅能同水蒸气发生作用

Si（s）+2H2O（g）=SiO2（s）+2H2（g）

以上反应都反映了硅同氧有很强的亲和力。

硅在空气中燃烧能直接生成二氧化硅并放出大量热。

二氧化硅

二氧化硅是无色晶体，硅和氧原子以SiO4四面体的形式相互连接，属原子型晶体因此性质和二氧化碳的差异很大。

二氧化硅的熔沸点分别为（1713+_5）℃、2950℃，难溶于普通酸，但能溶于热碱和HF溶液中：

SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O

SiO2+6HF==H2SiF6+2H2O

因此，玻璃容器不能盛放浓碱溶液和氢氟酸。

硅酸及其盐

1、硅酸和硅凝胶

简单的硅酸是正硅酸H4SiO4〔Si（OH）4〕。

在室温下将细的无定形的二氧化硅放在水中不断搅动至平衡，可以得到一种含0.01%Si（OH）4的稀溶液：

SiO2+2H2O=Si（OH）4

用冷的稀酸同可溶的正硅酸盐作用，可以得到较浓（过饱和的）的正硅酸盐溶液：

SiO44-+4H+=Si（OH）4

四氯化硅水解也可以得到正硅酸的水溶液。

硅酸是一种弱酸（K1=3.0X10-10，K2=2X10-12）,它的盐在水溶液中有显著地水解作用。

正硅酸在Ph=2~3的范围内是稳定的，不过若将饱和的Si（OH）4溶液长期放置，有时会生成无定形的二氧化硅沉淀相。

这种二氧化硅可以呈现为胶态粒子、沉淀物或凝胶。

它的聚合过程如下：

nSi（OH）4=（SiO2）n·2nH2O

在少量碱存在下，正硅酸的聚合会被催化到形成稳定的水溶胶，而在酸性溶液中则生成凝胶。

将凝胶中的部分水蒸发掉，就可以得到一种多孔的干燥固态凝胶，即常见的二氧化硅凝胶（硅胶）。

硅胶具有强的吸附性，可用作干燥剂。

在某些反应中可用作催化剂，或用作其他催化剂的的载体。

硅酸经高度缩合可以形成多硅酸，化学式可以写成xSiO2·yH2O。

目前实验室发现的硅酸有五种：

SiO2·3.5H2O、SiO2·2H2O、SiO2·1.5H2O、SiO2·H2O、SiO2·0.5H2O。

2.硅酸盐

硅酸盐可分为可溶性和不溶性两大类。

天然存在的硅酸盐结构较为复杂，都是不溶性的。

只有钠、钾离子的某些盐是可溶性的。

工业上最常用的硅酸盐是Na2SiO3,其水溶液俗称“泡花碱”或“水玻璃”。

将不同比例的Na2CO3和SiO2放在反射炉中煅烧可得到组成不同的硅酸钠，最简单的一种是Na2SiO3,用作粘合剂，也可用作洗涤剂的添加物。

Na2SiO3只能存在于碱性溶液中，遇到酸性物质即生成硅酸。

例如：

SiO32-+2CO2+2H2O=H2SiO3+2HCO3-

SiO32-+2NH4+=H2SiO3+2NH3

硅酸盐和二氧化硅一样，都是以硅氧四面体作为基本结构。

（i）每个[SiO4]四面体，Si︰O=1︰4，化学式为SiO44-

（a）（b）

（ii）两个[SiO4]以角氧相连，Si和O的原子数之比是1︰3.5，化学式为Si2O72-

（iii）[SiO4]以两上角氧分别和其它[SiO4]两个相连成环状或长链状结构Si︰O=1︰3

（c）

（iv）[SiO4]以角氧构造成双链，Si︰O=4︰11，化学式为：

[Si4O11]n6n-

（d）

（v）[SiO4]分别以三角氧和其它三个[SiO4]相连成层状结构，Si︰O=2︰5，化学式为[Si2O5]n2n-

（e）

（vi）[SiO4]分别以四个氧和其他四个[SiO4]相连成骨架状结构Si︰O=1︰2，化学式为SiO2

13.4锗锡铅及其化合物

锗、锡、铅的成键特征

（1）以+2氧化态的形式存在于离子型的化合物中，如SnCl2、SnO、PbO、和Pb（NO3）2等。

（2）以+4氧化态的形式存在于价化合物和少数离子型化合物中，如SnCl4、PbO2和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。

单质

1、单质的制备

（1）锗的制备

先将含锗的矿石转化成GeCl4，经精馏提纯后，GeCl4水解成GeO2，再用H2在高温下将GeO2还原为单质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大于99.99999%。

（2）锡的制备

矿石经氧化焙烧，其中所含S、As变成挥发性物质除去，其他杂质转化成金属氧化物。

用酸溶解可与酸作用的金属氧化物，分离后得SnO2，再用C高温还原SnO2制备单质Sn：

SnO2（s）+2C（s）=Sn（l）+2CO（g）

（3）铅的制备

方铅矿先经浮选，然后在空气中焙烧转化成PbO,最后用CO高温还原制备Pb：

2PbS（s）+3O2（g）=2PbO（s）+2SO2（g）

PbO（s）+CO（g）=Pb（l）+CO2（g）

粗铅经电解精制，其纯度可达99.995%，高纯（99.9999%）铅仍需用区域熔融法获得。

2、单质的性质

（1）锗

固态锗具有金刚石结构并显示出半导体的导电性能。

具有灰白色的金属光泽，熔点937.4℃，硬度比较大。

锗和卤素直接反应形成挥发性的四卤化锗，与氧直接反应形成二氧化锗，与碱反应形成锗酸根离子：

Ge+2OH-+H2O=GeO32-+2H2

GeO2为弱酸性氧化物。

锗与氢能形成一系列通式为GeH2n+2的挥发性氢化物。

氢化锗可被氧气氧化成GeO2和H2O。

锗在化合物中的氧化态是+2，如：

GeF2,GeCl2,GeBr2,GeI2,GeS2等，但他们不稳定，是强还原剂。

制备这些化合物时，先由元素锗与卤素或者硫直接反应制得四氯化锗或二硫化锗，然后再用锗还原为二氯化锗或硫化锗：

Ge+2Cl2=GeC4,Ge+GeCl4=2GeCl2

Ge+2S=GeS2,Ge+GeS2=2GeS

这种合成方法常用来制备不稳定的中间价态的化合物。

（2）锡

锡是银白色的金属，硬度低，熔点是505K。

锡有三种同素异形体：

灰锡（α锡）、白锡（β锡）及脆锡（γ锡）。

白锡是银白色略带有蓝色的金属，有延展性，可以制成器皿。

在温度低于286K时，白锡可转化为粉末状的灰锡，温度越低，转变速度越快，在225K时转变速度最快。

所以，锡制品长期放置于低温下会毁坏。

这种变化先从某一点开始，然后迅速蔓延，称之为锡疫。

而当温度高于434K时，白锡可以转化为脆锡。

（286K<）灰锡（α锡）←白锡（β锡）→脆锡（γ锡）（>434K）

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）。

锡的金属性比锗强些，可以与非氧化性的酸反应，生成Sn（II），放出H2。

在冷的稀盐酸中溶解缓慢，但迅速溶解于热的浓盐酸中：

Sn+HCl=SnCl+H2

锡与极稀的硝酸反应：

3Sn+8HNO3（极稀）=3Sn（NO3）2+2NO+4H2O

锡与卤素单质反应：

Sn+2X2=SnX4（X=Cl,Br）

锡与NaOH溶液反应放出氢气：

Sn+2OH-+4H2O=Sn（OH）62-+H2

以上反应的产物均为Sn（II）。

Sn（II）的还原性是很强的，如果与金属锡作用的是有一定氧化性的物质，产物则为Sn（IV）。

例如，浓硝酸与锡的反应，产物为β-锡酸，即水合二氧化锡：

Sn+4HNO3=H2SnO3（β）+4NO2+H2O

（3）铅

新切开的铅呈银白色，但很快就在表面形成碱式碳酸铅保护膜而显灰色；铅的密度很大，可制造铅球、钓鱼坠等；铅的熔点为601K，主要用来制造低熔点和合金，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射线的防护品，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EөPb2+/Pb=-0.126V，按理Pb能从稀盐酸和硫酸中置换出H2，但由于PbCl2和PbSO4难溶于水，附着在Pb的表面阻碍反应的继续进行，并且在铅上的超电势大，因此，铅难溶于稀盐酸和稀硫酸。

铅易和稀硝酸和醋酸反应生成易溶的硝酸盐和乙酸配合物：

3Pb+8HNO3（稀）=3Pb（NO3）2+2NO↑+4H2O

Pb+2HAc=Pb（Ac）2+H2↑

在乙酸铅溶液中，除Pb（Ac）2外还有PbAc+。

如果氧气存在，铅在乙酸中的溶解度会很大。

Pb是两性金属，可以溶解于碱性溶液：

Pb+2H2O+2KOH

K2[Pb（OH）4]+H2↑

化合物

含氧酸或氢氧化物

在Sn（

）或Sn（

）的酸性溶液中加NaOH溶液生成白色Sn（OH）2沉淀或Sn（OH）4胶状沉淀，Sn（OH）2和Sn（OH）4都是两性氧化物，既可溶于酸，又可溶于碱，前者以碱性为主，后者以酸性为主。

Sn2++2OH-＝Sn（OH）2↓

Sn（OH）2+OH-＝Sn（OH）3-

在浓强碱溶液中，Sn（OH）3-部分地歧化为Sn（OH）62-和浅黑色的Sn：

2Sn（OH）3-＝Sn（OH）62-+Sn↓

向Sn（

）溶液中加碱或通过SnCl4水解都可得到活性的α-锡酸，反应式如下：

SnCl4+6H2O＝α-H2Sn（OH）6↓+4HCl

α-锡酸既可溶于酸溶液，也可溶于碱溶液，在溶液中静置或加热就逐渐晶化，变成β-锡酸，Sn和浓硝酸作用只能得到不溶于酸的惰性β-锡酸SnO2·nH2O，β-锡酸既难溶于酸溶液，又难溶于碱溶液

经高温灼烧过的SnO2，不再和酸、碱反应，但却能溶于熔融碱生成锡酸盐

Pb（OH）2是以碱性为主的两性物，溶于酸溶液生成Pb2+，溶于碱溶液生成[Pb（OH）3-]

归纳总结

Ge（OH）2Sn（OH）2Pb（OH）2碱性增大

xGeO2·yH2OxSnO2·yH2OPbO2酸性减弱

（酸性介质）GeO2Sn4+PbO2氧化性增强

（碱性介质）HGeO2-Sn（OH）62-PbO2氧化性增强

（酸性介质）Pb2+Sn2+Ge2+还原性增强

（碱性介质）Pb（OH）3-Sn（OH）3-HGeO2-还原性增强

SiF4（g）SiCl4（l）SiBr4（l）SiI4（s）熔沸点由低到高

卤化物

卤化物可以分成MX2和MX4两大类。

四碘化铅和四溴化铅不能稳定存在

Sn2+的还原性：

在酸碱中，还原能力都比较强

2HgCl2+SnCl2+2HCl＝Hg2Cl2↓（白）+H2SnCl6

Hg2Cl2+SnCl2＝H2SnCl6+2Hg↓（黑）

（这两个反应用于鉴定Sn2+）

3HSnO2－+2Bi3++9OH－＝3Sn（OH）62－+2Bi↓（黑）+H2O（鉴定Bi3+）

易水解：

SnCl2+H2O＝Sn（OH）Cl↓+H++Cl－

配制SnCl2溶液时要加盐酸和锡粒

SnCl4+2Cl－＝SnCl62－

PbI2+2I－＝PbI42－

硫化物

锗分族元素的硫化物都不溶于水。

GeS2和SnS2能溶解在碱金属硫化物或强碱的水溶液中，而GeS和SnS则不能。

锗分族元素高氧化态的的硫化物显酸性，低氧化态的硫化物显碱性。

GeS2+S2-=[GeS3]2-硫代锗酸盐

SnS2+S2-=[SnS3]2-偏硫代锡酸盐

或SnS2+2S2-=[SnS4]4-正硫代锡酸盐

3SnS2+6OH-=2SnS32-+[Sn（OH）6]2-

GeS及SnS能溶于多硫化铵溶液中，因为多硫离子有氧化性，它能将GeS或SnS氧化成硫代锗酸盐或硫代锡酸盐。

例如

SnS+

=SnS

SnS

与酸反应，析出黄色SnS2沉淀并放出H2S气体：

SnS

+2H+=H2S↑+SnS2↓

Pb2+离子与S2-离子反应而生成黑色PbS，用于鉴别S2-或H2S气体。

PbS的溶度积很小，但能溶于稀HNO3或浓盐酸中。

3PbS+8H++2NO3-=3Pb2++3S+2NO↑+4H2O

PbS+4HCl（浓）=H2S↑+H2[PbCl4]

将PbS与H2O2反应，它很容易转化为白色的PbSO4。

PbS+4H2O2=PbSO4+4H2O

其他盐

四乙基铅：

为略带水果香甜味的无色透明油状液体，约含铅64%。

常温下极易挥发，即使0℃时也可产生大量蒸气，其比重较空气稍大。

遇光可分解产生三乙基铅。

有高度脂溶性，不溶于水，易溶于有机溶剂。

四乙基铅一度广泛使用作为添加剂在汽油，以提高燃料的辛烷值

四乙基铅可由氯乙烷与钠铅合金反应制取，方程式如下：

Na4Pb+4C2H5Cl→（C2H5）4Pb+4NaCl

其燃烧会产生固体一氧化铅和铅。

固体铅金属与氧化铅会在发动机内迅速积聚，损害发动机内各个零件。

（CH3CH2）4Pb+13O2→8CO2+10H2O+Pb

2Pb+O2→2PbO

因此会加入1,2-二溴乙烷或1,2-二氯乙烷，令铅反应为可蒸发的溴化铅和氯化铅，但这些物质会造成空气污染，对儿童脑部构成损害，因此石油公司开始推出无铅汽油。

此外，这种添加剂也会造成催化转换器内的催化剂受污染，催化剂失效会使汽车的催化转换器失去其功能。