10 第十章 p区常见元素及其主要化合物.docx

第1页：卤素及其单质的通性

卤族（ⅦA）包括 F、Cl、Br、I、At，价电子构型 ns²np⁵，原子半径小，是同周期中非金属性最强的元素；单质均为氧化剂、易得电子，常见氧化值为 −1，氟电负性最大，其余卤素还可表现 +1、+3、+5、+7 等正氧化值。

单质物理性质：Br₂ 在有机溶剂中随浓度增大由黄到棕红；I₂ 在极性溶剂中形成“溶剂化物”呈棕色或红棕色，且易溶于碘化物溶液（I₂ + I⁻ = I₃⁻）；Br₂ 腐蚀性很强。

与水的反应：氧化反应 X₂ + 2H₂O → 4HX + O₂（Φ^θ(O₂/H₂O) = 0.816 V，pH = 7），激烈程度 F₂ > Cl₂（日光）> Br₂（极慢）；歧化反应 X₂ + H₂O = HXO + HX，其程度 K^θ(Cl₂) = 4.2 × 10⁻⁴、K^θ(Br₂) = 7.2 × 10⁻⁹、K^θ(I₂) = 2.0 × 10⁻¹³，故氯水、溴水、碘水的主要成分仍是单质。碱存在下促进歧化：X₂ + 2OH⁻ = X⁻ + XO⁻ + H₂O，3X₂ + 6OH⁻ = 5X⁻ + XO₃⁻ + 3H₂O。

卤化氢：热稳定性 HF > HCl > HBr > HI（分解温度依次降低）；HF 因形成氢键而当浓度大时有 HF + F⁻ = HF₂⁻（K^θ = 5.1），并能腐蚀玻璃与硅酸盐（SiO₂ + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂O）；HX 具还原性，如 MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O、HBr + H₂SO₄(浓) → SO₂ + Br₂ + 2H₂O。

第2页：卤化物与卤素的含氧化合物

卤化物：严格地说是卤素与电负性较小的元素生成的化合物，分离子型（NaX 等）与共价型（AgCl、HgCl₂ 等），广义上还包括金属卤化物与非金属卤化物（BF₃、SiF₄）。键型不同则性质不同：离子型大多易溶于水，共价型金属卤化物易溶于有机溶剂，非金属卤化物易水解（如 BX₃、SiX₄、PCl₃）。

常见难溶卤化物：AgCl（K^θ_sp = 1.77 × 10⁻¹⁰，AgF 除外）、PbI₂（8.49 × 10⁻⁹）、Hg₂Cl₂（1.45 × 10⁻¹⁸）、CuI（1.27 × 10⁻¹²）、CaF₂（1.46 × 10⁻¹⁰），易水解的典型产物有 Sn(OH)Cl、SbOCl、BiOCl。

卤素含氧化合物：稳定性依氧化物 → 氢氧化物（含氧酸）→ 含氧酸盐顺序增强；含氧酸根中 X 为 sp³ 杂化。

含氧酸盐的热稳定性大于相应的酸；氧化性则随卤素与氧化值不同而异，NH₄ClO₄ 可作现代火箭推进剂。

第3页：氯的含氧酸、含氧酸盐与酸性判断

次氯酸及其盐：HClO 不稳定，可发生 2HClO → 2HCl + O₂、2HClO → 2HCl + HClO₃、2HClO → Cl₂O + H₂O 等反应。工业上由 Cl₂ + 2NaOH → NaClO + NaCl + H₂O 制次氯酸钠，由 2Cl₂ + 3Ca(OH)₂ → Ca(ClO)₂ + CaCl₂·Ca(OH)₂·H₂O + H₂O 制漂白粉；次氯酸盐遇酸放出 Cl₂（NaClO + 2HCl → NaCl + Cl₂↑ + H₂O）。

氯酸及其盐：固体 KClO₃ 氧化能力强，与易燃物混合撞击会爆炸着火；其水溶液的氧化性需在酸性条件下才表现，如 KClO₃ + 6KI + 3H₂SO₄ → 3K₂SO₄ + KCl + 3I₂ + 3H₂O；加热可发生 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂ 与 4KClO₃ → 3KClO₄ + KCl。

高氯酸及其盐：HClO₄ 水溶液在氯的含氧酸中最稳定，但贮存必须远离有机物；KClO₄ 稳定性好，作炸药比 KClO₃ 更稳定；Mg(ClO₄)₂、Ca(ClO₄)₂ 可用作干燥剂；H₅IO₆ 可氧化 Mn²⁺（5H₅IO₆ + 2Mn²⁺ → 2MnO₄⁻ + 5IO₃⁻ + 7H₂O + 11H⁺）。

含氧酸酸性相对强弱的判断：含氧酸可用 R—O—H 通式表示，酸式还是碱式离解取决于 Rⁿ⁺ 电荷多少与半径大小——Rⁿ⁺ 电荷越多、半径越小，对 O²⁻ 的吸引力越强，酸性越强。一般规律：同周期从左到右酸性增强（H₂SiO₃ < H₃PO₄ < H₂SO₄ < HClO₄）；同主族从上到下酸性减弱（HClO₃ > HBrO₃ > HIO₃）；同一元素的含氧酸随氧化值升高酸性增强（HClO < HClO₂ < HClO₃ < HClO₄）。

第4页：氧族元素、臭氧与过氧化氢

氧族（ⅥA）包括 O、S、Se、Te、Po，价电子构型 ns²np⁴，非金属性较强，常见氧化值为 −2；除氧外还可表现 +2、+4、+6 等正氧化值。氧与大多数金属形成离子型化合物，S、Se、Te 与金属化合主要形成共价化合物。单质性质由典型非金属（O、S）经准金属（Se、Te）过渡到放射性金属（Po）。

氧族氢化物：H₂O、H₂S、H₂Se、H₂Te 的稳定性依次降低（Δ_fH^θ_m(H₂O) = −286 kJ·mol⁻¹）。臭氧 O₃：不稳定、具强氧化性，酸性条件下 O₃ + 2H⁺ + 2e⁻ = O₂ + H₂O，Φ^θ(O₃/O₂) = 2.07 V；碱性条件下 Φ^θ = 1.20 V；可吸收紫外线，如 O₃ + 2I⁻ + 2H⁺ → I₂ + O₂ + H₂O。

过氧化氢 H₂O₂：结构中含 —O—O— 过氧键，为弱酸，H₂O₂ = HO₂⁻ + H⁺，K^θ_a1 = 2.2 × 10⁻¹²，K^θ_a2 ≈ 10⁻²⁵；与碱作用可生成过氧化物（H₂O₂ + Ba(OH)₂ → BaO₂ + 2H₂O）。

H₂O₂ 不稳定（2H₂O₂ = 2H₂O + O₂），既有氧化性又有还原性：酸性介质中 Φ^θ_A(O₂/H₂O₂) = 0.682 V、Φ^θ_A(H₂O₂/H₂O) = 1.77 V，碱性介质中 Φ^θ_B(O₂⁻/HO₂⁻) = −0.076 V、Φ^θ_B(HO₂⁻/OH⁻) = 0.87 V。典型反应如 H₂O₂ + PbS(黑) → PbSO₄(白) + 4H₂O、5H₂O₂ + 2MnO₄⁻ + 6H⁺ → 2Mn²⁺ + 5O₂ + 8H₂O，故可作氧化剂与杀菌剂。

第5页：硫化氢、氢硫酸与金属硫化物

硫化氢与氢硫酸：H₂S 结构与 H₂O 相似，稍溶于水形成氢硫酸，是弱的二元酸。具较强还原性：S + 2H⁺ + 2e⁻ = H₂S(aq)，Φ^θ(S/H₂S) = +0.144 V；S + 2e⁻ = S²⁻(aq)，Φ^θ(S/S²⁻) = −0.445 V。遇氧生成 S（2H₂S + O₂ → 2S↓ + 2H₂O），遇强氧化剂则氧化为 SO₄²⁻，如 H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl。氢硫酸与金属离子作用可形成正盐与酸式盐。

金属硫化物的颜色：多数为黑色（PbS、CuS、Ag₂S、Bi₂S₃ 等），SnS 褐色、Sb₂S₃ 橙色、As₂S₃ 与 SnS₂ 黄色、CdS 黄色、ZnS 白色、MnS 肉色。

溶解性：酸式盐均易溶于水；正盐中碱金属（含 NH₄⁺）硫化物与 BaS 易溶，碱土金属（Be 除外）硫化物微溶，其余大多难溶。最易水解的是 Cr₂S₃、Al₂S₃。

第6页：多硫化物、亚硫酸与硫酸

多硫化物：(NH₄)₂S_x（x = 2~6）由 (NH₄)₂S + (n−1)S 生成，颜色随 x 增大由黄经橙红到红；形成难溶硫化物沉淀时常得胶状沉淀甚至胶溶；与过氧化物相似具氧化还原性，酸性溶液中不稳定易歧化分解为 H₂S 与 S。

二氧化硫与亚硫酸：SO₂ 是无色、有强烈刺激性气味的气体，易溶于水，为大气污染源之一。亚硫酸在水溶液中是二元中强酸（K^θ_a1 = 1.54 × 10⁻²）；Φ^θ(H₂SO₄/H₂SO₃) = +0.20 V、Φ^θ(SO₄²⁻/SO₃²⁻) = −0.93 V，还原性顺序为亚硫酸盐 > 亚硫酸 > 二氧化硫，如 2H₂SO₃ + O₂ → 2H₂SO₄、H₂SO₃ + Br₂ + H₂O → H₂SO₄ + 2HBr；遇强还原剂则显氧化性（H₂SO₃ + 2H₂S → 3S + 3H₂O），并能使品红褪色而具漂白性。

硫酸：H₂SO₄ 中 S 以 sp³ 杂化与 O 成键，分子中除 σ 键外还存在 (p-d)π 反馈配键。它是二元强酸；浓 H₂SO₄ 有强吸水性（可作干燥剂，能从纤维、糖中脱水）与强氧化性（成酸元素硫的氧化性）：与活泼金属反应产物可为 S 甚至 H₂S（3Zn + 4H₂SO₄(浓) → 3ZnSO₄ + S + 4H₂O），与不活泼金属及非金属作用一般还原为 SO₂（Cu + 2H₂SO₄(浓) → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O，C + 2H₂SO₄(浓) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O）。

硫酸盐：多数易溶于水，仅 PbSO₄、CaSO₄、SrSO₄ 难溶，BaSO₄ 几乎不溶于水和酸；可溶硫酸盐析出时常带结晶水（如 CuSO₄·5H₂O，结构为 [Cu(H₂O)₄]SO₄·H₂O），并易形成复盐，如摩尔盐 (NH₄)₂SO₄·FeSO₄·6H₂O 与明矾 K₂SO₄·Al₂(SO₄)₃·24H₂O。

第7页：硫代硫酸盐的性质与鉴定

硫代硫酸盐：“代酸”是 H₂SO₄ 中的氧被其它原子取代所得的含氧酸；“连酸”则是中心原子相连所形成的含氧酸（如连四硫酸）。S₂O₃²⁻ 在酸性溶液中易分解：S₂O₃²⁻ + 2H⁺ → H₂S₂O₃ → S + SO₂ + H₂O。

具还原性：遇强氧化剂被氧化为 SO₄²⁻（S₂O₃²⁻ + 4Cl₂ + 5H₂O → 2SO₄²⁻ + 8Cl⁻ + 10H⁺），与较弱氧化剂作用则生成 S₄O₆²⁻（S₂O₃²⁻ + I₂ → S₄O₆²⁻ + 2I⁻），后者是碘量法的基础反应。S₂O₃²⁻ 还具有很强的配位能力，能与许多金属离子形成配离子，如 AgBr + 2S₂O₃²⁻ → [Ag(S₂O₃)₂]³⁻ + Br⁻。

重金属的硫代硫酸盐难溶且不稳定，可用下列反应鉴定 S₂O₃²⁻：2Ag⁺ + S₂O₃²⁻ → Ag₂S₂O₃↓（白），Ag₂S₂O₃ + H₂O → Ag₂S↓ + H₂SO₄，沉淀颜色由白经黄、棕最后变成黑色。

第8页：氮族元素通性与氨的性质

氮族（ⅤA）包括 N、P、As、Sb、Bi，价电子构型 ns²np³，形成正氧化值的趋势较明显，自上而下金属性递增（N、P 为非金属，As、Sb 为准金属，Bi 为金属）。与电负性较大的元素化合时氧化值主要为 +3、+5；自上而下 +3 化合物稳定性增加而 +5 物质稳定性降低，此即惰性电子对效应。

化合物性质递变：M₂O₃ 的酸碱性由 N、P 的酸性经 As、Sb 的两性过渡到 Bi 的弱碱性；MH₃ 稳定性差、碱性弱，除 NH₃ 外都是毒性较大或剧毒的物质。所形成的化合物大多是共价型，且原子越小形成共价键的趋势越大。

氮气：无色、无臭、无味，沸点 −195.8 ℃，微溶于水；常温下化学性质极不活泼，加热时与 Li、Ca、Mg 等活泼金属反应生成离子型化合物。

氨的性质：氨水为一元弱碱；具还原性（4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O，4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O，2NH₃ + 3Cl₂ → N₂ + 6HCl 可用于检漏）；能发生加合反应（与 H⁺ 加合而显弱碱性，与金属离子加合生成 [Cu(NH₃)₄]²⁺ 等氨合离子）与取代反应（2NH₃ + 2Na → 2NaNH₂ + H₂）。羟胺 NH₂OH 既有氧化性又有还原性，如 2NH₂OH + I₂ + 2OH⁻ → N₂ + 2I⁻ + 4H₂O。

第9页：铵盐、氮的氧化物与硝酸

铵盐：NH₄⁺ 半径（537 pm）与 K⁺（530 pm）很接近，故铵盐性质与钾盐相似。非氧化性酸铵盐受热分解为 NH₃ 与酸（NH₄HCO₃(s) → NH₃↑ + CO₂↑ + H₂O）；氧化性酸铵盐则分解生成 N₂ 或氮的化合物（NH₄NO₃(s) → N₂O↑ + 2H₂O，2NH₄NO₃(s) → 2N₂↑ + O₂↑ + 4H₂O）。

一氧化氮与二氧化氮：NO 是含奇数价电子的奇分子，由 1 个 σ 键、1 个双电子 π 键和 1 个三电子 π 键组成（共 11 个电子）；无色 NO 常温下极易氧化为红棕色 NO₂，NO₂ 中含 Π₃³ 大 π 键，N 为不等性 sp² 杂化。二者都是空气主要污染源，可用 NO + NO₂ + 2NaOH → 2NaNO₂ + H₂O 吸收。

亚硝酸及其盐：HNO₂ 是很不稳定的弱酸（K^θ_a = 7.2 × 10⁻⁴），2HNO₂ = H₂O + N₂O₃（蓝色）= H₂O + NO + NO₂；亚硝酸盐则较稳定（金属活泼性差者稳定性也差，如 AgNO₂）。酸性条件下主要表现氧化性（2NO₂⁻ + 2I⁻ + 4H⁺ → 2NO + I₂ + 2H₂O），遇强氧化剂才显还原性（5NO₂⁻ + 2MnO₄⁻ + 6H⁺ → 5NO₃⁻ + 2Mn²⁺ + 3H₂O）。

硝酸：一般浓硝酸含 HNO₃ 68%，大于 86% 称发烟硝酸，热稳定性差（4HNO₃ → 4NO₂ + O₂ + 2H₂O）。HNO₃ 分子含 Π₄³ 大 π 键，N 为不等性 sp² 杂化；其强氧化性源于 N 处于最高氧化值 +5 且分子不稳定。

第10页：硝酸的氧化性与硝酸盐

与非金属单质作用：HNO₃ + 非金属单质 → 相应的高价酸 + NO₂，如 HNO₃ + S → H₂SO₄ + 2NO、10HNO₃ + 3I₂ → 6HIO₃ + 10NO + 2H₂O。

与金属单质作用：冷的浓硝酸能使 Fe、Al、Cr 钝化；大部分金属可溶于硝酸，硝酸被还原的程度取决于金属活泼性与酸的浓度。

规律：硝酸越稀、金属越活泼，硝酸被还原的氧化值越低。金和铂不溶于硝酸但能溶于王水，靠氧化与配位双重作用：Au + HNO₃ + 4HCl → H[AuCl₄] + NO + 2H₂O，3Pt + 4HNO₃ + 18HCl → 3H₂[PtCl₆] + 4NO + 8H₂O。硝酸还能与有机物发生硝化反应，如 C₆H₆ + HNO₃ → C₆H₅NO₂ + H₂O。

硝酸盐：结构与硝酸相似，含 Π₆⁴ 大 π 键；水溶液在酸性条件下才有氧化性，固体高温时有氧化性；热稳定性差，分解规律为 K~Mg 生成亚硝酸盐（2NaNO₃ → 2NaNO₂ + O₂），Mg~Cu 生成氧化物（2Pb(NO₃)₂ → 2PbO + 4NO₂ + O₂），Cu 以后生成金属单质（2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂ + O₂）。硝酸根可用 NO₃⁻ + 3Fe²⁺ + 4H⁺ → 3Fe³⁺ + NO + 2H₂O 及 3Fe²⁺ + NO → [Fe(NO)]²⁺（棕色环）鉴定。

第11页：磷、砷、锑、铋的主要化合物

五氧化二磷：P₂O₅ 又称磷酸酐，是 P₄O₁₀ 的习惯写法，具有强吸水性，是最强的干燥剂之一，甚至能把化合物中与水组成相当的 H 和 O 夺取出来：P₂O₅ + 3H₂SO₄ → 3SO₃ + 2H₃PO₄，P₂O₅ + 6HNO₃ → 3N₂O₃ + 2H₃PO₄。

磷酸与多酸：H₃PO₄ 是三元中强酸，几个单酸经脱水通过氧原子连接即形成多酸，如焦磷酸 H₄P₂O₇、四（聚）偏磷酸 (HPO₃)₄、三聚磷酸 H₅P₃O₁₀（其钠盐 Na₅P₃O₁₀ 俗称“五钠”）。多酸酸性的一般规律是缩合度增加酸性增强；同一元素不同氧化态高价偏酸，但磷酸的含氧酸例外。

砷、锑、铋的化合物：均可形成氧化值为 +3、+5 的氧化物及其水合物。As₂O₃ 与 H₃AsO₃ 两性偏酸，Bi₂O₃ 则弱碱（Bi₂O₃ + 6HNO₃ → 2Bi(NO₃)₃ + 3H₂O）；氧化值为 +5 的氧化物都呈酸性。受惰性电子对效应影响，还原能力 As(Ⅲ) > Sb(Ⅲ) > Bi(Ⅲ)，而 BiO₃⁻ 在酸性介质中有很强氧化性：5BiO₃⁻ + 2Mn²⁺ + 14H⁺ → 5Bi³⁺ + 2MnO₄⁻ + 7H₂O，故只能在强碱性介质中用强氧化剂制取（Bi(OH)₃ + Cl₂ + 3OH⁻ → BiO₃⁻ + 2Cl⁻ + 3H₂O）。As₂O₃ 俗称砒霜，为剧毒物质。

硫化物与氯化物：硫化物性质主要表现在溶解性、酸碱性（变化规律与氧化物相同）与颜色上，如 As₂S₃ 除溶于酸、NaOH 外还溶于 Na₂S，生成硫代亚砷酸盐，遇强酸又分解析出硫化物（2Na₃AsS₃ + 6HCl → As₂S₃↓ + 3H₂S↑ + 6NaCl）。砷、锑、铋的氯化物遇水都极易水解（AsCl₃ + 3H₂O → H₃AsO₃ + 3HCl），并因有空 d 轨道而具一定配位能力（SbCl₃ + 3HCl → H₃[SbCl₆]）。

第12页：碳族元素、一氧化碳与碳酸盐

碳族（ⅣA）包括 C、Si、Ge、Sn、Pb，价电子构型 ns²np²，单质可形成原子晶体与金属晶体；C、Si 的 M(Ⅱ) 化合物不稳定，Ge、Sn 的 M(Ⅱ) 化合物具强还原性，Pb(Ⅳ) 化合物具强氧化性。

一氧化碳：CO（14e⁻）与 N₂（14e⁻）是等电子体，结构相似；能形成羰基配合物（Fe(CO)₅、Ni(CO)₄、Co₂(CO)₈），具还原性（2CO + SO₂ → 2CO₂ + S）并有毒性。

碳酸及其盐：CO₃²⁻（32e⁻）与 BF₃（32e⁻）也是等电子体，C 为 sp² 杂化，含 Π₆⁴ 大 π 键。碳酸盐溶液与易水解离子混合时，一般只得碱式盐（当碳酸盐与相应氢氧化物溶解度相近时），如 2Zn²⁺ + 3CO₃²⁻ + 2H₂O → ZnCO₃·Zn(OH)₂↓ + 2CO₂↑；对 Al³⁺、Fe³⁺、Cr³⁺ 等极易水解的离子则只得氢氧化物（2Al³⁺ + 3CO₃²⁻ + 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑）。

碳酸及其盐的热稳定性较差，次序为 H₂CO₃ < MHCO₃ < M₂CO₃，主要由离子的“反极化作用”造成；同族金属碳酸盐的稳定性从上到下增加（BeCO₃ 100 ℃、MgCO₃ 540 ℃、CaCO₃ 900 ℃、SrCO₃ 1290 ℃、BaCO₃ 1360 ℃ 分解），过渡金属碳酸盐稳定性差。

第13页：硅、锡、铅的主要化合物

二氧化硅：天然晶型为石英（纯者称水晶，含杂质者为玛瑙、紫晶），无定形有石英玻璃、硅藻土等。Si 以 sp³ 杂化与氧形成硅氧四面体，最简式 SiO₂ 不代表简单分子。SiO₂ 化学性质很不活泼，室温下仅与 HF 作用，高温时能与 NaOH 或 Na₂CO₃ 共熔生成硅酸盐（SiO₂ + Na₂CO₃ → Na₂SiO₃ + CO₂↑）。

硅酸及硅酸盐：H₄SiO₄ 为原硅酸，H₂SiO₃ 为硅酸（偏硅酸），是二元弱酸；单分子硅酸溶于水，聚合后形成硅酸溶胶（硅溶胶）。大部分硅酸盐难溶并有特征颜色，可溶的有 Na₂SiO₃（水玻璃）与 K₂SiO₃。

锡、铅的氧化物及其水合物：Sn(OH)₂、Pb(OH)₂ 均具两性，可分别转化为 [Sn(OH)₄]²⁻、[Pb(OH)₃]⁻。Sn(Ⅱ) 在酸性与碱性介质中都具还原性，如 2Bi(OH)₃ + 3NaHSnO₂ + 3OH⁻ → 3Na₂SnO₃ + 2Bi↓ + 6H₂O；Pb(Ⅳ) 则显强氧化性（PbO₂ + 4HCl → PbCl₂ + Cl₂ + 2H₂O）。

锡、铅的氯化物：SnCl₂ 还原能力较强（Sn²⁺ + 2HgCl₂ + 4Cl⁻ → Hg₂Cl₂↓白 + SnCl₆²⁻，继续反应则得黑色 Hg）；SnCl₂、SnCl₄、PbCl₂ 均易水解（SnCl₂ + H₂O → Sn(OH)Cl↓ + HCl），故配制 SnCl₂ 水溶液须加酸防水解并加锡粒防氧化；两者也有配位能力（SnCl₄ + 2Cl⁻ → SnCl₆²⁻，PbCl₂ + 2Cl⁻ → PbCl₄²⁻）。铅(Ⅱ)还能形成多种难溶盐。

第14页：硼族元素、单质硼与硼烷

硼族（ⅢA）包括 B、Al、Ga、In、Tl，价电子构型 ns²np¹，只有硼为非金属元素，最高氧化值为 +3；从镓到铊 +3 化合物稳定性降低而 +1 化合物稳定性增加。

硼族元素价电子数为 3，属“缺电子原子”，可形成“缺电子化合物”（成键电子对数少于价层轨道数），其特点是易形成配位化合物（如 HBF₄：HF → BF₃）与双聚物（如 Al₂Cl₆）。硼因原子半径小、电负性较大，所形成的化合物均为共价型。

单质硼：有无定形硼与晶型硼两种，晶型硼硬度仅次于金刚石，有多种复杂结构，其中 α-菱形硼（B₁₂）的基本结构单元为 12 个硼原子组成的正二十面体。

硼烷：分少氢硼烷 B_nH_n+4（如 B₂H₆）与多氢硼烷 B_nH_n+6（如 B₄H₁₀）。B 为不等性 sp³ 杂化，与氢形成三中心两电子键（氢桥），其键强度只有一般共价键的一半。性质上能自燃（B₂H₆(g) + 3O₂(g) → B₂O₃(s) + 3H₂O(g)，Δ_fH^θ_m = −2026 kJ·mol⁻¹，可作高能燃料）、易水解（B₂H₆ + 3H₂O → 2H₃BO₃ + 6H₂，Δ_fH^θ_m = −504.6 kJ·mol⁻¹，可用作水下火箭燃料），且纯硼烷毒性远远超过 HCN 与光气。

第15页：硼酸、硼砂与铝的化合物

硼酸 H₃BO₃：是一种固体酸，结构与石墨相似，加热失水、加水又复原。其酸性由硼的缺电子性造成：H₃BO₃ + H₂O = [B(OH)₄]⁻ + H⁺，K^θ_a = 5.8 × 10⁻¹⁰；与甘油或其它多羟基化合物加合形成稳定配合物后酸性会增强。

硼砂：是硼酸在碱性较弱条件下形成的盐（4H₃BO₃ + 2NaOH → Na₂B₄O₇ + 7H₂O），组成为 Na₂B₄O₇·10H₂O 或 Na₂B₄O₃(OH)₄·8H₂O。硼砂易水解使水溶液呈碱性，受热脱水形成硼砂玻璃，并可作熔珠试验：Na₂B₄O₇ + CoO → Co(BO₂)₂·2NaBO₂（蓝色），Na₂B₄O₇ + NiO → Ni(BO₂)₂·2NaBO₂（棕色）。

氧化铝：有天然与人工多种晶型，α-Al₂O₃（刚玉）硬度大、不溶于水与酸碱，γ-Al₂O₃（活性氧化铝）可溶于酸碱，比表面大、吸附能力与催化活性强。

氢氧化铝与卤化铝：Al(OH)₃ 具两性，碱性溶液中以 [Al(OH)₄]⁻ 或 [Al(OH)₆]³⁻ 存在（常简写为 AlO₂⁻）。铝的卤化物除 AlF₃ 外都是共价分子，水解激烈（AlCl₃ + 3H₂O → Al(OH)₃ + 3HCl），并具强烈加合倾向，易形成双聚物、与氨及许多有机物生成加合物，故无水 AlCl₃ 常作催化剂。