第21章 p 区金属

1. 第21章 p区金属 §21－1 p区金属概述 §21－2 铝 镓分族 §21－3 锗分族 §21－4 锑和铋 §21－5 钋（自学） §21－6 p区金属6s2电子的稳定性

2. §21－1 p区金属概述 p区金属包括Al、Ga、In、Tl、Ge、Sn、Pb、Sb、Bi和Po。与s区金属元素相似，p区同族金属元素从上到下原子半径逐渐增大，失电子趋势逐渐增大，元素的金属性逐渐增强。但总的看来，p区金属元素的金属性较弱，部分金属如Al、Ga、In、 Ge、Sn和Pb的单质、氧化物及其水合物均表现出两性，它们在化合物中还往往表现出明显的共价性。相对而言， Tl、Pb和Bi的金属性较强。十种元素中，Po为放射性元素。 p区金属元素的价电子构型为ns2np1~4 ，内层为饱和结构。由于ns、np电子可同时成键，也可仅由电子参与成键，因此它们在化合物中常有两种氧化态2。 p区金属元素的高价氧化态化合物多数为共价化合物，低氧化态的化合物中部分离子性较强。另外，大部分p区金属元素在化合物中，电荷较高，半径较小，其盐类在水中极易水解。

3. §21－1 p区金属概述

4. §21－1 p区金属概述 元素的氧化态

5. §21－2 铝 镓分族 ⅢA： (B) Al Ga In Tl 氧化数： +3 +1+3 +1+3 +1(+3) 镓分族 存在惰性电子对效应，低氧化态趋于稳定。 Al活泼的两性金属元素，自然界中（地壳）含量第三。缺电子原子，存在3中心键，卤化物易水解。

6. 2－1 铝及其化合物 一、单质铝的冶炼及性质 1.铝的冶炼 从铝土矿出发制取金属铝，一般要经过Al2O3的纯制和 Al2O3的熔融电解两步。 Al2O3＋2NaOH ＝ 2NaAlO2＋H2O 铝土矿 可溶 2NaAlO2＋CO2＋H2O ＝ Al(OH)3↓＋Na2CO3 2Al(OH)3＝ Al2O3＋3H2 （2Al(OH)3＋12HF＋3Na2CO3＝2Na3AlF6＋3CO2＋9H2O） 得助熔剂冰晶石 2Al2O3＝ 4Al ＋ 3O2 (阴极) (阳极)

7. 2－1 铝及其化合物 一、单质铝的冶炼及性质 2.铝的性质 Al为银白色，质软、轻而富有延展性的金属。铝的密度小，延展性、导电性、导热性好，有一定的强度，又能大规模地生产，所以铝及其合金被广泛地用于电讯器材、建筑设备、电器设备的制造以及机械、化工和食品工业中。 　　大量铝用于制造轻质合金或新的金属复合材料，用于汽车、飞机、火箭以及宇航飞行器的制造。由于铝是光和热的良好反射体，可以用它制反射望远镜中的镜子。铝粉用于冶金，制油漆、涂料和焰火等。

8. 2－1 铝及其化合物 （1）铝的亲氧性 铝与氧反应的自发性程度很大，铝一接触空气表面立即氧化，生成一层牢固的氧化膜而耐腐蚀。铝能夺取化合物中的氧且放出大量的热，致使反应时不必向体系供热。如Al2O3粉与铝粉的反应，用引燃剂点燃后，反应即猛烈进行，放出的热可使铁熔化。故铝是冶金上常用的还原剂，在冶金学上称为铝热法。 （2）铝的两性 铝既能溶于稀盐酸和稀硫酸中，也易溶于强碱中： 2Al(s)+6H+(aq)＝2Al3+(aq)+3H2(s) 2Al(s)+2OH-(aq)+6H2O(l)＝2Al(OH)4-(aq)+3H2(g)

9. 2－1 铝及其化合物 1、三氧化二铝Al2O3 Al2O3有多种变体，其中最为人们所熟悉的是－Al2O3和－Al2O3它们是白色晶形粉末。 　　自然界存在的刚玉为－Al2O3。它也可以由金属铝在O2中燃烧或者灼烧Al(OH)3和某些铝盐[Al(NO3)3、AlCl3]而得到。 二、铝的氧化物及其水合物 －Al2O3的晶体属于六方紧密堆积构型，由于这种紧密堆积结构，加上晶体中Al3+离子与O2-离子之间的吸引力强，晶格能大，所以－Al2O3的熔点(228815K)和硬度(8.8)都很高。它不溶于水，也不溶于酸或碱，耐腐蚀且电绝缘性。 无定型Al2O3则具有两性。

10. 2－1 铝及其化合物 2、氢氧化铝Al(OH)3 Al2O3的水合物一般都称为氢氧化铝。加氨水或碱于铝盐溶液中，得一种白色无定形凝胶沉淀。它的含水量不定，组成不均匀，统称为水合氧化铝。 　　只有往铝酸盐溶液中通入CO2，才能得到真正的氢氧化铝，称为正氢氧化铝。结晶的正氢氧化铝与无定形水合氧化铝不同，它难溶于酸，而且加热到373K也不脱水；在573K下，加热两小时，才能变为AlO(OH)。 氢氧化铝是典型的两性化合物。新鲜制备的氢氧化铝易溶于酸也易溶于碱 如：Al(OH)3＋3HNO3＝Al(NO3)3＋3H2O Al(OH)3＋KOH＝K[Al(OH)4]

11. 2－1 铝及其化合物 三、铝盐和铝酸盐 1.铝盐 金属铝或氧化铝或氢氧化铝与酸反应得到铝盐。 Al3+ → [Al(H2O)6]3+ Al(NO3)3·6H2O、Al2(SO4)3·18H2O、AlCl3·6H2O 水解性： [Al(H2O)6]3+＋H2O [Al(H2O)5OH]2+＋H3O+ 水解使溶液呈酸性。[Al(H2O)5OH]2+还将逐级离解。 在铝盐溶液中加入可溶性碳酸盐或硫化物会促使铝盐完全水解： 2Al3+＋3CO32-＋3H2O＝2Al(OH)3↓＋3CO2↑ 2Al3+＋3S2-＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑ 故弱酸铝盐[Al2(CO3)3、Al2S3]不能用湿法制得。而用干法制得的弱酸铝盐在水中可完全水解。

12. 2－1 铝及其化合物 三、铝盐和铝酸盐 2. 铝酸盐 金属铝或氧化铝或氢氧化铝与与碱反应生成铝酸盐。 　铝酸盐水解使溶液显碱性，水解反应式如下： [Al(OH)4]-  Al(OH)3＋OH- 在这溶液中通人CO2,将促进水解的进行而得到真正的氢氧化铝沉淀。 　工业上利用此反应从铝土矿制取纯Al(OH)3和Al2O3。方法是：先将铝土矿与烧碱共热，使矿石中的Al2O3转变为可溶性的偏铝酸钠[NaAl(OH)4]而溶于永，然后通入CO2，即得到Al(OH)3沉淀，滤出沉淀，经过煅烧即成Al2O3，电解即得铝。

13. 氯化铝中有氯桥键 （三中心四电子键） 2－1 铝及其化合物 （1）、卤化物 　　除Tl(III)价碘化物尚未发现外，其余每一个元素的四种卤化物均都知道。 TlI＋I2 = TlI3 不是Tl的三价化合物,而是Tl(I)的三碘化物TlI(I3),。 三氯化铝的结构与性质： 　　三氯化铝溶于有机溶剂或处于熔融状态时都以共价的二聚分子Al2Cl6形式存在。在这种分子中有氯桥键（三中心四电子键），与B2H6的桥式结构形式上相似，但本质不同。 3.几种重要的盐 因为AlCl3为缺电子分子，Al倾向于接受电子对形成sp3杂化轨道。两个AlCl3分子间发生Cl→Al的电子对授予而配位，形成Al2Cl6分子。

14. 三卤化铝的一些物理性质 AlF3 AlCl3 AlBr3 AlI3 常温下状态 无色晶体 白色晶体 无色晶体 棕色片状晶体（含向量I2） 熔点/K 1564 463* 2.5×102 kPa下 370.6 464 沸点/K - 455.9 536.4 633 2－1 铝及其化合物 当Al2Cl6溶于水中时，它立即解离为Al(H2O)63+和Cl-离子并强烈地水解。AlCl3还容易与电子对给予体形成配离子(如AlCl4-)和加合物(如AlCl3·NH3)。这一性质使它成为有机合成中常用的催化剂。 AlBr3和AlI3往在结构和性质上与AlCl3相似。

15. 2－1 铝及其化合物 工业上用下面方法制取AlCl3。 Al（熔融）＋2Cl2 ＝ 2AlCl3 Al2O3＋3Cl2＋3C ＝ 2AlCl3＋3CO 湿法： 2Al＋6HCl ＝ 2AlCl3＋H2 用湿法只能制得AlCl3·6H2O。 以铝灰和盐酸(适量)为主要原料，在控制的条件下制得一种碱式氯化铝。它是由介于AlCl3和Al(OH)3之间一系列中间水解产物聚合而成的高分子化合物，且有桥式结构，它有强的吸附能力，用作高效净水剂。 Al＋HCl＋H2O→[Al2(OH)nCl6-n]m Tl(III)卤化物除TlF3相对稳定以外，TlCl3、TlBr3不稳定。 TlCl3(TlBr3)＝TlCl(TlBr)＋Cl2(Br2) （2）碱式氯化铝

16. 2－1 铝及其化合物 （3）、硫酸铝和明矾 　　无水硫酸铝Al2(SO4)3为白色粉末。从水溶液中得到的为Al2(SO4)3·18H2O。将纯Al(OH)3溶于热的浓H2SO4或者用H2SO4直接处理铝土矿或粘土都可以制得Al2(SO4)3。 硫酸铝易与K+、Rb+、Cs+、NH4+和Ag+等的硫酸盐结合形成矾，其通式为MAl(SO4)2·12H2O(M表示一价金属离子)。 硫酸铝钾KAl(SO4)2·12H2O叫做铝钾矾，俗称明矾，它是无色晶体。水解、吸附、净化水。

17. 2－2 周期表中的对角线关系 周期表中除同族元素的性质相似外，还有处于对角线上元素的性质呈现相似性，这种关系称为对角线关系，也称对角线规则。如锂与镁、铍与铝。这种相似性比较明显地表现在Li和Mg、Be和Al、B和Si三对元素之间。

18. 2－2 周期表中的对角线关系 由于Mg2+的电荷较高半径又小于Na+，它的离子极化力与Li+接近，于是Li+便与它右下方的Mg2+在性质上显示出某些相似性。

19. 2－2 周期表中的对角线关系 一、锂与镁相似性 1．在过量氧中燃烧均生成普通氧化物，共价性较强，能溶于有机溶剂； 2．氢氧化物加热均分解成相应的普通氧化物； 3．碳酸盐均不稳定，加热生成相应的氧化物和二氧化碳； 4．氟化物、碳酸盐、磷酸盐等难溶于水； 5．离子的水合能力较强。

20. 2－2 周期表中的对角线关系 二、铍与铝的相似性 1．都是活泼金属； 2．在空气中其表面均能形成致密的氧化膜而不能 被腐蚀，与酸作用较慢，可被浓硝酸钝化； 3．氧化物具有高熔点、高硬度； 4．氢氧化物具有两性，在一定的条件下可与酸碱反应； 5．盐易水解，许多高价阴离子盐难溶于水。: 6．氯化物是缺电子共价化合物，链状分子，存在“氯桥键”

21. 2－3 镓分族 镓、铟和铊这三种元素是在研究光谱时发现的。由于镓较昂贵，毒性又很大，故其应用受到了限制。约有80%的镓和铟用于电子工业。 　　它们是P型半导体的掺杂剂,也可以制IIIＡ—VＡ族元素的半导体化合物,如砷化镓GaAs,它是继砷、硅之后的第三种重要的半导体材料,可作为光电管使用。 　　镓和铟易与许多金属形成合金，常用于制易熔合金，含铟25%的镓合金在289K时熔化，用于自动喷水灭火装置中。 　　含铟量较高的焊接剂,具有特殊性,用它可把金属焊接到金属薄膜上，还可把金属焊接到非金属部件上。 In－Pb、In－Sn合金抗碱腐蚀，用于化工器械的焊接。

22. 2－3 镓分族 铊主要用于制造各种合金。如:Tl-Ag合金具有韧性大,摩擦系数低及抗腐蚀好等特点,被用于制造轴承。 Tl－Hg合金(含8.7%铊)的凝固点比汞的凝固点低20K，故可用在温度计上以替代汞。 　　在灯泡用钨丝中加人很少量的铊，可延长灯丝的寿命。 Tl+离子的大小和性质与碱金属离子和Ag+离子相似。如TlOH的水溶液呈强碱性，能吸收CO2；TlX和AgX(X为卤素)都难溶于水；TlCl和AgCl都有光敏性等。TlBr和TlI用作红外光纤材料，Tl2S用于制光电管。 Tl及其化合物都有毒，可制杀鼠药和灭虫药，但它们对人体也有毒害，误食少量钠盐可使毛发脱落，工业废水中不容许含铊。

23. §21－3 锗分族 Ge Sn Pb 电子构型：ns2np2 氧 化 态： +4,+2 +4,+2 +2,(+4) +2氧化态趋于稳定。（原因？）

24. SnO2（锡石矿）、PbS（方铅矿）、PbSO4矿、PbCO3(白铅矿)SnO2（锡石矿）、PbS（方铅矿）、PbSO4矿、PbCO3(白铅矿) SnO2＋2C＝Sn＋2CO 铅的冶炼是先将铅矿石经过浮选成富集矿沙，在空气中焙烧使硫化物变成氧化物，然后用焦炭或铁屑还原： 2PbS＋3O2＝2PbO＋2SO2↑ PbO＋C＝Pb＋CO↑ PbO＋CO＝Pb＋CO2↑ PbS＋Fe＝Pb＋FeS GeO2＋2H2 Ge＋2H2O 3－1 锗锡铅的存在和冶炼

25. 3－2 锗锡铅的单质 一、锗、锡、铅单质的物理性质及用途 Ge，银白色，硬。 晶态锗，半导体材料。 Pb，暗灰色，重而软。铅字，合金，原子防护材料。 Sn有三种变体：＞434K，脆锡。 286－434K，银白色，白锡，延展性较好。 ＜286K，灰锡，粉末状。（军大衣扣） 锡制品长期处于低温会自行毁坏。毁坏先从一点开始，然后迅速蔓延，称之为锡疫。

26. 3－2 锗锡铅的单质 二、锗、锡、铅的化学性质 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

27. 3－2 锗锡铅的单质 3、与酸的反应 Sn＋2HCl(浓)＝SnCl2＋H2↑ Pb＋2HCl＝PbCl2↓＋H2↑(反应不易发生) Pb＋4HCl(浓)＝H2[PbCl4]＋H2↑ Ge＋4H2SO4(浓)＝ Ge(SO4)2+2SO2↑＋4H2O (易水解为GeO2· H2O) Sn＋4H2SO4(浓)＝Sn(SO4)2＋2SO2↑＋4H2O Pb＋H2SO4(稀) ＝PbSO4↓＋H2(反应不易发生) Pb＋3H2SO4(浓)＝Pb(HSO4)2＋SO2↑＋2H2O Ge+4HNO3(浓)＝ GeO2· H2O↓＋4NO2↑+2H2O Sn＋4HNO3(浓)＝H2SnO3↓+4NO2↑＋H2O 4Sn(过量)＋10HNO3(冷稀)＝4Sn(NO3)2↓＋NH4NO3+3H2O 3Pb＋8HNO3(稀)＝3Pb(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 因Pb(NO3)2不溶于浓硝酸,所以Pb不与浓硝酸发生反应。

28. (2)Sn与非氧化性酸反应生成Sn(II) 化合物； 3－2 锗锡铅的单质 (1)Ge不与非氧化性酸作用； 3、与酸的反应 Ge+4H2SO4(浓)＝ Ge(SO4)2+2SO2↑+4H2O (易水解为GeO2· H2O) Ge+4HNO3(浓)＝ GeO2· H2O↓+4NO2↑+2H2O Sn+2HCl(浓)＝SnCl2+H2↑ Sn+4H2SO4(浓)＝Sn(SO4)2+2SO2↑+4H2O Sn+4HNO3(浓)＝ H2SnO3↓+4NO2↑+H2O 4Sn(过量)+10HNO3(冷稀)＝4Sn(NO3)2↓+NH4NO3+3H2O (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。

29. 3－2 锗锡铅的单质 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-＝[SnCl6]2- 　　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。

30. 3－3 锗锡铅的化合物 一、氧化物和氢化物 1.氧化物 ↑ 酸性增强 ←酸性增强

31. 侦毒管 3－3 锗锡铅的化合物 （1）、锡的氧化物：在锡的氧化物中重要的为二氧化锡SnO2，通常难溶于酸或碱。 SnO2+2NaOH（熔融）＝Na2SnO3+H2O SnO2+2Na2CO3+4S＝Na2SnS3+Na2SO4+2CO2 　　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。

32. 3－3 锗锡铅的化合物 （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·PbO2)。 一氧化铅: 它有两种变体：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。 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 2Mn(NO3)2+5PbO2+6HNO3=2HMnO4+5Pb(NO3)2+2H2O PbO2+H2SO4(热浓)===PbSO4+O2↑+H2O 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：自学（比较其与氧化物性质的异同）

33. 3－3 锗锡铅的化合物 锗分族元素的卤化物 二、卤化物 注：上表中每格内，第一行为状态，第二行为熔点，第三行为沸点。

34. 3－3 锗锡铅的化合物 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。

35. 3－3 锗锡铅的化合物 2、二卤化物：重要的MX2为氯化亚锡SnCl2，它是生产上和化学实验中常用的还原剂。 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]

36. 各元素的重要化合物间的关系表示如下 碱融—水浸取—CO2 铝盐(Al3+) 铝矾土 灼烧 金属铝 Al(OH)3 Al2O3 Na2AlF6 Hg2+ 白↓(Hg2 Cl2)→黑↓(Hg) SnCl2 HCl Sn(OH)2 S22- H2S SnS SnS2 不溶于硝酸 HNO3 OH-,ClO- 黑色 PbO2 HCl Cl2+PbCl2 Pb(NO3)2 或PbAc2 H2SO4 PbSO4+O2

37. 3－3 锗锡铅的化合物 【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？

38. §21－4 锑和铋 4－1 锑、铋的单质 锑、铋元素以游离态存在于自然界中，但主要以硫化物矿存在。例如辉锑矿(Sb2S3)、辉铋矿(Bi2S3)等。我国锑的蕴藏量占世界第一位。 锑有灰、黄、黑三种同素异性体，而铋没有。 黄锑由它的蒸气骤冷而得，不稳定，它与其蒸气的分子式都是Sb4，结构为正四面体结构,与黄磷的结构相似，温度高于1073K时分解为Sb2。 在特定条件下锑和铋还能形成一种易爆炸的同素异性体，叫做爆锑、爆铋。在常温下灰砷、灰锑是最稳定的同素异性体。

39. 4－1 锑、铋的单质 常温下锑、铋在水和空气中比较稳定,在高温时能和氧、硫、卤素反应,产物一般是三价。 锑、铋都不溶于稀酸，和非氧化性酸： 2Sb+6H2SO4(热、浓)＝Sb2(SO4)3+SO2↑+6H2O 2Bi+6H2SO4(热、浓)＝Bi2(SO4)3+SO2↑+6H2O 锑在冶金中可制造合金。锡、铅、锑三者的合金可用于铸件、活字中，铅锑合金可用于铅蓄电池。锑也用于半导体工业中。 　铋可制低熔合金，用于自动关闭器和活字合金中。

40. 4－1 锑、铋的化合物 一、氢化物 锑、铋都能生成氢化物MH3，它们的氢化物都是无色有恶臭和有毒的气体，极不稳定。 SbH3在室温下即分解， BiH3在228K分解。这些氢化物都是强还原剂。 二、氧化物及其水合物 1.氧化物 锑、铋的氧化物主要有两种形式，即+III氧化态的Sb4O6 、 Sb2O3和+V氧化态的Sb4O10 和Bi2O5。 Sb2O3: 白色颜料,用于油漆等工业,并可制备各种锑化物，还可做透明的珐琅质白颜科、催化剂。

41. 4－1 锑、铋的化合物 2.氧化物的水合物 锑、铋氧化物及其水合物的酸碱性

42. 4－1 锑、铋的化合物 3、卤化物 锑、铋的所有三卤化物均已制得，而已知的五卤化物只有SbF5、SbCl5和BiF5三种。 锑、铋的三卤化物在溶液中都会强烈地水解，因为它们相应氧化物的水合物不是弱酸便是弱碱。 MCl3+H2O＝MOCl+2HCl 锑和铋的卤化物水解后生成难溶的锑和铋的酰基盐。

43. 4－1 锑、铋的化合物 锑、铋的M3+盐溶液中或用强酸酸化的MO33-、MO43-液中通人H2S都可得到相应的硫化物沉淀。 4.硫化物

44. §21－6 p区元素6s2电子的稳定性 p区各主族元素由上至下与族数相同的高氧化态的稳定性依次减小，比族数小2的低氧化态最为稳定。 　　一般认为是由于ns2电子对不易参加成键，特别不活泼，常称为“惰性电子对效应”。 如：Bi(V)、Pb(IV)、Tl(III)、Hg(II)的氧化性比其相应的：Bi(III)、Pb(II)、Tl(I)、Hg(0)要强得多。 如：NaBiO3、PbO2能把Mn2+、氧化为MnO4-，Tl2O3能把HCl氧化成Cl2,Hg2+能把Sn2+氧化成Sn4+。 关于原因有现在有好多方面的讨论，对于我们现在来说并非重点，因此不做讲述。

45. 本章结束