某大学的无机化学考研辅导笔记

练   习    题
1.  完成并配平下列方程式。
（1）       SiO2+ C + Cl2→
（2）       Si + HF + HNO3→
（3）       Sn + Cl2 →
（4）       SnCl2+FeCl3→
（5）       SnS + Na2S2→
（6）       PbO2 + HCl→
（7）       PbS + HNO3→
（8）       BF3+ Na2CO3→
（9）       Al + NaOH→
（10）   TlCl3 + H2S→
2.回答下列问题.
(1)  烯烃能稳定存在,而硅烯烃如H2Si=SiH2却不可以存在?
(2)  如何用实验的方法验证Pb3O4中的铅有两种价态?
(3)  BF3水解产物与BCl3水解产物有何不同,为什么?
(4)  Al比Fe活泼,为什么Al的抗腐蚀性比铁强?
3.给出下列过程的实验现象和反应方程式.
(1)  固体碳酸钠和氧化铝一起熔烧,再将融块打碎投入水中.
(2)  铝酸钠溶液和氯化铵混合.
(3)  向AlCl3溶液中加入Na2S.
(4)  将SnCl2投入水中.
(5)  将Pb2O3与过量的盐酸反应.
4.完成下列制备:
(1)  CO2实验室和工业制法;
(2)  由Na2SiO3制备变色硅胶干燥剂.
(3)  由Pb(NO3) 2制备PbO2;
(4)  从明矾制备氢氧化铝,硫酸钾和铝酸钾
(5)  由硼砂制备硼酸
5.回答下列问题
(1)硼酸为Lewis酸,而偏硅酸为质子酸.
(2)BCl3的沸点比AlCl3低
(3)InCl2为什么是反磁性的.
(4)为什么SnCl2为固态而SnCl4为液态
6.画出B3N3H6和B10H14的结构式,并指出它们含有什么类型的键?
7.白色固体A投入水中产生白色沉淀B,B可溶于盐酸及溶液C.若A溶以稀硝酸中再加入AgNO3溶液析出的白色沉淀D,D溶于NH3•H2O得溶液E,酸化E又析出D.
将H2S气体通入溶液C中,产生棕色沉淀F,  F溶于(NH4) 2S2得溶液G. 酸化溶液G，得黄色沉淀H。少量溶液C加入HgCl2溶液得白色沉淀I，继续加入C，沉淀逐渐变灰，最后变为黑色沉淀J。试确定A～J各是什么物质？写出有关反应方程式。
8.硼族元素中，Ga、In、Tl为何易形成+1价氧化态的化合物？
9.为什么说H3BO3是一元弱酸，Al、Ga、In、Tl的酸碱性如何？
10.铊(Ⅰ)的化合物和银(Ⅰ)的某些化合物有相似之处，说明原因？
11.试讨论B2H6和B5H9的成键情况，并总结在硼烷中的成键方式。
12.简要叙述碳族元素（碳除外）各高纯单质被提取的方法和过程。
13.试述硅酸盐结构中硅氧四面体联结的形式与硅氧比的关系。
14.比较CO2和CS2的结构和性质，完成下列反应
（1）       CS2+ NaOH →
（2）       CS2 + K2S→
（3）       Na2CS3 + HCl→
（4）       CS2 + O2→
15.在制备SnO时，为什么要在惰性气氛中进行,并且温度不宜超过500℃？
16用反应方程式表明PbO2具有两性和强氧化性的.
17解释下列实验条件和现象.
(1)  在用气瓶法检验CO32-时,气瓶的滴管内为什么用的是Ba(OH) 2溶液而不用澄清的石灰水?
(2)  用CrO42-检验Pb2+,为什么只能在弱酸性或者弱碱的条件下进行?
(3)  某人做实验时,发现SnS被(NH4) 2S溶液溶解,你认为可能的原因是什么?如何证明你的判断是正确的?
18.矾土中常含有氧化铁杂质,现将矾土和氢氧化钠共熔(此时生成NaAlO2),用水溶解熔块,将溶液过滤，在滤液中通入二氧化碳,再次沉淀后,过滤后将沉淀灼烧,便得到较纯的氧化铝,氧化铝电解得到铝,试写出各步的反应方程式,并指出杂质铁是在那一步除去的?
19.为什么说铝是典型的两性元素?为什么铝制品不能置换出水中的氢，而能置换碱中的氢?为什么纯铝管道不与冷的浓H2SO4.HNO3 反应,但与稀酸反应?

第九讲   碱金属和碱土金属
一、通性
ⅠA→ⅡA     s区，价电子构型为ns1~2
1、单质轻、软，熔点低
2、半径大，电离能及电负性小，具有强还原性，是活泼的金属
3、化合物大多是离子型晶体，氧化物的水合物一般是强碱，碱和盐是强电解质，且强酸盐一般不水解。
二、锂的特殊性
1、Li的标准电极电势最负，但其和水反应的剧烈程度不如钠和钾
1Li的熔点高（180℃）反应过程产生的热不足以使之熔化，而钠和钾熔点低（98℃和65℃），从而钠和钾与水反应快。
2Li和H2O的产物LiOH溶解度较小，覆盖在Li的表面，阻碍水和Li的进一步反应。
2、Li在水中是最强的还原剂，但却不是金属性最强的元素。
Li的标准电极电势最负（-3.04V），可以认为是最强的还原剂，而元素的金属性和非金属主要是由其电离能和电负性所决定的。电离能小，电负性小则金属性强；反之，则非金属性强，在IA中，从上到下，电离能和电负性逐渐减小，因而决定最强的金属不是Li。那么Li为何有最小的电势呢？这和其有较大的水合能有关，从热化学循环可知，其电极过程的能量变化(忽略熵变):△H=S+I+△hH
三、s区元素在空气中燃烧的产物
1、 IA    M(I)+O2  →  Li2O,  Na2O2,  MO2(K,Rb,Cs)
IIA    M(II)+O2→MO(常压)或MO2(Ca,Sr,Ba)（高压）
2、 M和非金属反应生成离子晶体时，如果阴阳离子具备一定的匹配条件，则可达到最好的能量效应，实验和理论分析得到经验规则:（1）半径较小的阳离子趋向于和半径较小的阴离子结合,半径较大的阳离子趋向于和半径较大的阴离子结合；（2）价数高的阳离子趋向于和价数高的阴离子相结合，价数低的阳离子和价数低的阴离子结合（3）半径小的离子趋向于和价数高的异号离子结合，这样可得到较高能量效应，生成稳定化合物。因此，Li+和半径小的O2-生成Li2O，而半径大的K+、Rb+、Cs+则和O2-生成MO2型超氧化合物。Na+比Li+大，比K+小，趋向于和半径大但价数高的O22-结合，生成Na2O2。
例1:说明下列反应方向:
（1）KBr+LiF KF+LiBr
（2）Na2SO4+BaCl2 BaSO4+2NaCl
（3）2NaCl+CaF2 2NaF+CaCl2
（4）Na2S+CaCO3 Na2CO3+CaS
由以上经验规则可推得反应（1）、（3）以逆反应进行，而（2）、（4）以正反应方向进行。
四、s区元素金属的氢氧化物
1、溶解度: 碱金属氢氧化物易溶，而相应的碱土金属氢氧化物溶解度却小得多，且同族从上到下溶解度递增（和相应的氧化物溶解度变化趋势相同）。这主要是由于OH-为较小的阴离子，它趋向于和小阳离子与价数高的阳离子结合形成稳定的化合物。其晶格能较大，晶格不易被破坏，在水中溶解度就小。Be(OH)2 、Mg(OH)2的溶解度较低主要是由于Be2+、Mg2+较小，有较强的极化能力，可极化OH-变形，使形成的氢氧化物带有较多的共价成分，因而在极性溶剂中溶解度就小。
2、碱性: 金属氢氧化物碱性强弱，可用金属离子的离子势中来判断，Ф=Z/r，如果Ф值大，说明金属与氧原子之间的引力大，该化合物易产生酸式电离:M-O-H→MO-+H+
倘若Ф值小，则表明金属和氧原子之间引力小，该化合物就易做碱式电离:M-O-M=M++OH-    一般用 值来测出金属氢氧化物的碱性，即:
<0.22    金属氢氧化物呈碱性
0.22< <0.32   金属氢氧化物呈两性
>0.32      金属氢氧化物呈酸性
习题1:一般而言，钠盐和钾盐的溶解度较大，一般的高氯酸盐也是易溶的，但为什么NaClO4的溶解度不大，而KClO4更难溶？
习题2:说明下列事实:
（1）LiClO4易溶于水，而NaClO4溶解度较小，KClO4、RbClO4、CsClO4的溶解度更小？
（2）IA族卤化物中，LiF溶解度最小。
（3）TlI和KI属于类质同晶体KI易溶于水，而TlI难溶于水？
习题3:溶液中pH值对于Mg和Ba作还原剂时还原能力有何影响？
习题4:完成并配平下列反应方程式。
（1）2Na2O2+2H2O
（2）Na2O2+2H2O(冷)=
（3）2KO2+2H2O=
（4）2Na+H2=
（5）Na2O2+2Na=
五、对角线规则
在周期表中左上角元素性质和右下角元素相似的现象，称为对角线规则:如Li-Mg、Be-Al、B-Si、C-P等，Li与Mg，B与Al相似的原因与离子的“极化力”相似有关。
1、Li与Mg相似性表现在:
1Li、Mg与氧反应只形成普通的氧化物
2Li、Mg可与N2，C形成离子型氮化物或碳化物
3Li、Mg的氢氧化物受热分解得氧化物
4碳酸盐受热分解为Li2O、MgO
5Li+、Mg2+水合热较大
6Li、Mg的氟化物、碳酸盐、磷酸盐难溶于水
7LiCl、MgCl2有共价性，可溶于有机溶剂
8Li、Mg可形成一系列有机化合物，如LiCH3、Mg(CH3)2 等，RMgX（格氏试剂），有机合成中广泛应用
eq \\o\\ac(○,9)9Li、Mg水合氯化物受热水解:
LiCl•H2O LiOH+HCl↑
MgCl2•6H2O Mg(OH)Cl+HCl↑+5H2O
2、Be、Al的相似性表现在:
1标准电极电势相似:φ Be2+/Be=-1.85V，φ Al3+/Al=-1.66V
2氧化物为两性
3BeCl2、AlCl3为共价化合物，易升华，可溶于有机溶剂，BeCl2（s）为无限链状结构，气态下BeCl2（g）是单体，AlCl3是双聚体:聚合体中有三中心四电子键。
4Be、Al对冷浓HNO3都有钝化作用
5BeO、Al2O3都有高硬度，高熔点
7Be2+、Al3+盐加热易水解
8Be2C、Al4C易水解，产物都为CH4
Be与Al的差异性:Be与CO32-产生配位，而Al3+在CO32-中水解
Be2++2CO32-=[Be(CO3)2]2-
2Al3++3CO32-+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑
练    习    题
1.试举例说明锂与镁的相似性.
2.用化学反应方程式表示由食盐制备下列物质.
(1)  金属钠
(2)  氢氧化钠
(3)  过氧化钠
(4)  碳酸钠
3.简单回答下列问题
(1)  CsF具有较高的离子性,但CsF熔点却较低?
(2)  碱土金属比相邻的碱金属的熔点高,硬度大?
(3)  BeCl2为共价化合物,而MgCl2、CaCl2等为离子化合物
(4)  Mg(OH) 2溶于NH4Cl溶液而不溶于NaOH溶液?
4.简单回答下列各题
(1)LiF溶解度比AgF小,LiI溶解度却比AgI大?
(2)在水中的溶解度LiClO4>NaClO4>KClO4
(3)Be(OH) 2为两性物质而Mg(OH) 2却显碱性?
5.为什么Na2O2常被用作制氧剂?
6.Li的标准电极电势比钠低,为什么Li与水作用时没有金属剧烈?
7.碱金属与碱土金属和氧反应,各生成何种物质?
8.简述S区元素的微观结构与通性
9.Li. Be 特殊性的本质原因是什么?试述对角线规则及其成因,Li—Mg有何相似性?
10.什么是焰色反应?说出它的应用?
11.给出下列物质的化学式:
萤石；生石膏；重晶石；天青石；方解石；光卤石；智利硝石；芒硝；纯碱；烧碱。
12.简答题:一固体混合物可能含有MgCO3，Na2SO4，Ba(NO3)2，AgNO3和CuSO4。混合物投入水中得到无色溶液和白色沉淀；将溶液进行焰色试验，火焰呈黄色；沉淀可溶于稀盐酸并放出气体。试判断哪些物质肯定存在，哪些物质可能存在，哪些物质肯定不存在，分析原因。

练  习   题
1.     回答下列问题.
(1)为什么O 2具有顺磁性,而O3却具有反磁性?
(2)油画放置久了,为什么会发黑.发暗?如何恢复？
(3)为什么SOCl 2既可以做Lewis酸又可以做Lewis碱
(4)给出重水和重氢水的分子式
(5)为什么向FeCl3溶液中注入H2S没有Fe2S3生成?
2.比较氧族元素和卤素的氢化物在酸性，还原性，热稳定性方面的递变规律
3.叙述SO3. H2SO4和发烟硫酸的相互关系,写出固态，气态SO3的结构式
4.给出SOF2. SOCl2， SOBr2 分子中S-O键强度的变化规律,并解释原因.
5.有四种试剂:Na2SO4、Na2SO3 ，Na2S2O3、Na2S2O6其标签已脱落，设计一种简便方法鉴别它们。
6.由H2S的制备过程来分析H2S的性质。
7.完成并配平下列方程式.
(1)     S + NaOH→
(2)     H2S + H2O2→
(3)     H2S + O2→
(4)     H2S + ClO3 + H+→
(5)     S2- + SO32-+H+→
(6)     Na2S2O3 + I2→
(7)     SO2+ H2O + Cl2→
(8)     H2O2 + MnO4- + H+→
(9)     Na2O2 + CO2→
(10)   KO2 + H2O→
8.一种钠盐A溶于水后，加入稀盐酸，有刺激性气体B产生，同时有黄色沉淀C生成。气体B能是高锰酸钾溶液褪色，若通Cl2气于A溶液中，Cl2消失并得到溶液D。D与钡盐作用，产生不溶于稀硝酸的白色沉淀E，试确定A、B、C、D、E各为何种物质？写出各步反应方程式。
9.分别举出以O2-、O22-、O22+离子组成的化合物,O2与某些过度金属配位生成的加合物，以O3为基础组成的离子化合物和双键化合物各一例。
   答:例子为:KO2、Na2O2、O2 [PtF6]、[Rh（NH3）3（O2）H]2+、KO3。
10.试分析Mn2+可催化H2O2分解的机理。已知Ф0H2O2/H2O=1.776V; Ф0MnO2/Mn2+=1.23V;Ф0O2/H2O2=0.695V
答:∵Ф0H2O2/H2O>Ф0MnO2/Mn2+
    ∴ H2O2 + Mn2+ =MnO2 + 2H+
    ∵Ф0O2/H2O2<Ф0MnO2/Mn2+
    ∴ MnO2 + H2O2 + 2H+ =Mn2+ + O2 ↑+2H2O
      故   2H2O2 = O 2↑+2H2O
11.无水硫酸中存在那些物种?
   答:可能存在:SO3、H2S2O7、H3O+、HS2O7-、H3SO4+、
12.由硫酸盐构成的矾通常有两种形式，它们分别是？
   答:（1）M2（1）SO4•M（Ⅱ）SO4•6H2O
      （2）M2（I）SO4•M2（Ⅱ）（SO4）3•24H2O
13，用纯Na2S制备硫代硫酸钠时，如果得到的产品为黄色，为什么？
  答:因为产品中混有S，其原因:一是通入了过量的SO2 使得pH＜7；二是Na2CO3用量少了的时候，产生的S不能被Na2SO3吸收.
14.完成下列反应的化学方程式
(1)       Na2O2与过量的冷水作用
(2)       几滴热水滴在Na2O2固体上
(3)       电解硫酸和硫酸氨的混合溶液
(4)       将难溶于水和酸的Al2O3变成可溶性的硫酸盐
(5)       无氧条件Zn粉还原酸式亚硫酸钠溶液
(6)       将SeO2溶于水然后通入SO2气体
(7)       用盐酸酸化多硫化铵溶液
(8)       在中等酸度的钛(Ⅳ)盐溶液中加入H2O2
15.未知液体物质A,结构与性质类似CO2，与Na2S反应生成化合物B，B遇酸能产生恶臭有毒的气体C及物质A。C可使湿醋酸铅试纸变黑。A与Cl2在MnCl2催化下可得一不能燃烧的溶剂物质D，A与氧化二氯作用则生成极毒气体E和透明液体F，试确定A～F各代表什么物质。
  答: A:CS2    B:Na2CS3  C:H2S         
D:CCl4     E:COCl2    F:SOCl2
16.试叙述Sn与Pb离子的硫化物性质，As、Sb、Bi离子的硫化物性质。如何利用硫代酸盐的生成来分离它们？
17.写出S在H2S、Na2S2O3、H2SO3、H2SO4、（NH4）2S2O8中的氧化数，从结构上分析其稳定性和氧化还原性？
18.Fe3+离子与S2-作用的产物是什么？
19.在4个瓶子里，分别盛有FeSO4、Pb(NO3) 2、K2SO4、MnSO4溶液，怎样用通入H2S和调节PH值的方法来鉴别它们？
20.有一白色固体A，加入油状无色液体酸B，可得紫黑色固体C，C微溶于水，加入A后C的溶解度增大，成棕色溶液D，将D分成两份，一份加入无色溶液E，另一份不断通入气体F，两份都褪色变成无色透明溶液。E溶液遇酸有淡黄色的沉淀，将气体F通入溶液E，在所得溶液中加入BaCl2溶液有白色沉淀，后者难溶于HNO3。问A～F各为什么物质？写出各反应方程式。
  解:A:KI    B:浓H2SO4     C:I2     D:KI3     E:Na2S2O3      F:Cl2
第七讲   氮族元素
一、氮族元素的通性
价电子构型为ns2np3,从典型的非金属过渡到金属，该族元素的电子亲和能较小，显负价较为困难。其氢化物除NH3外都不稳定，而它们的氧化物一般较稳定。从As到Bi，随原子量的增加，ns2惰性电子对的稳定性增加，因而有:
二、氢化物
1、氨及其盐
NH3是氮族元素最常见的氢化物，和H2O相比其具有较小的离子积常数:NH3+NH3 NH4++NH2-    K=2.0×10-33    说明了离子化合物在液氨中有较小的溶解度。对有机物而言，NH3则是良好的溶剂。
（1）NH3的加合反应:NH3分子中有孤对，易与具有空轨道离子形成配位键，得到各种形式的氨合物。例:
H++NH3 NH4+         BF3+NH3→H3NBF3       Ag++2NH3 Ag(NH3)2+
（2）NH3的取代反应:NH3中的三个氢可依次取代，生成
的衍生物。如:
2Na(s)+2NH3(l)=2NaNH2+H2(g)
COCl2+4NH3=CO(NH2)2+2NH4Cl
（3）氧化还原反应:NH3作为还原剂
2NH3+3CuO(s)=N2(g)+3Cu(s)+3H2O
（4）铵盐的热稳定性:
NH4+与K+具有相似的半径。二者的晶型，溶解度相似，差异主要表现在铵盐的不稳定性，热分解产物有下列几种:
1生成挥发性酸:NH4HCO3 NH3(g)+CO2+H2O
2生成难挥发性酸NH4)3PO4 3NH3(g)+H3PO4   
(NH4)2SO4 NH3(g)+NH4HSO4
eq \\o\\ac(○,3)3氧化性酸NH4)2Cr2O7 N2(g)+Cr2O3+4H2O
2、联氨、羟氨及叠氮酸
（1）联氨（肼）
具有较高的介电常数，大多数盐能溶解在液体联氨中，其水溶液为弱碱性。
N2H4+H2O N2H5++OH-      Kb1=8.5×10-7
N2H5++H2O N2H62++OH-     Kb2=8.9×10-16
其在酸性溶液中为强氧化剂，碱性溶液中为强还原剂，和氨一样可形成配合物。
N2H4(l)+O2=N2+2H2O
NaClO+2NH3→N2H4+NaCl+H2O
（2）羟氨
NH3种一个氢被羟基取代得到NH2OH，水溶液呈弱碱性。
NH2OH+H2O NH3OH++OH-   Kb=8.5×10-9
2NH2OH+4FeSO4+3H2SO4=2Fe2(SO4)3+(NH4)2SO4+2H2O
与氨一样，可以形成系列配合物。
（3）叠氮酸(HN3)
易发生分解反应:2HN3=3N2+H2
水溶液中歧化:HN3+H2O=NH2OH+N2
在水中HN3为弱酸，Ka=1.9×10-5，具有与HNO3相似的氧化性。
Cu+3HN3=Cu(NO3)2+N2+NH3
叠氮离子N3-为线形，可作配体，它的性质和卤素离子相似，和CNO-及NCO-是等电子体，故N3-为拟卤素离子。
3、P、As、Sb和Bi的氢化物
PH3、AsH3、SbH3和BiH3随原子序数增加，稳定性渐渐减弱，水溶液酸性逐渐增加。
三、氮的氧化物及含氧阴离子
1.硝酸的强氧化性:许多非金属被氧化成相应的酸，而HNO3的还原产物一般为NO。如:
2HNO3+S H2SO4+2NO
HNO3能溶解除Au、Pt等少数金属外的许多金属，其还原产物决定于HNO3及金属的活泼性，浓HNO3一般被还原为NO2，稀硝酸的还原产物为NO；活泼金属如Zn、Mg与稀硝酸反应还原产物为N2O，极稀HNO3的还原产物为NH4+。
HNO3(极稀)+4Zn(s)+9H+→NH4++4Zn2++3H2O
2HNO3(浓)+Cu(s)+2H+→2NO2+Cu2++2H2O
2NO3-(稀)+Cu(s)+8H+→2NO+3Cu2++4H2O
2.硝酸盐的热稳定性及氧化性（略）
3.亚硝酸及其盐
HNO2不稳定，可以发生歧化反应:3HNO2→NO3-+2NO+H3O+
在酸性介质中，HNO2为较强的氧化剂，φ HNO2/NO=1.0V。HNO2又可作还原剂，氧化产物为HNO3。
2NO2-+2I-+4H+=2NO+I2+2H2O
NO2-+Cl2+H2O=2H++2Cl-+NO3-
习题1:解释下列事实:
（1）在胺—BF3加合物中，B-F键长比在BF3本身中更长。
（2）三甲硅烷基胺[N(SiH3)3]是平面型的，并且是很弱的碱。
（3）NH3和NF3均为角锥形分子，F的电负性较H大许多，但NH3和NF3的偶极矩分别为5.0×10-30C•m和0.67×10-30C•m
习题2:氨的制备方法为(1)Li3N水解；(2)高温高压下用H2还原N2，试写出N2，Li和H2为起始物的反应方程式，并说明为什么第二种方法成本低?
习题3:NF3和NCl3均为角锥形分子,为什么NF3比NCl3稳定,NF3不易水解而NCl3易水解?
习题4:（1）为什么在N3-离子中，两个N-N键的键长相等，而在HN3中N-N键长则不同？
（2）为什么按NO+，NO，NO-的次序，N-O键长逐渐增大？
（3）为什么NO的第一电离能比N2小很多？
四、磷的含氧酸及其盐
2、其它氧化物及含氧酸
P在空气中燃烧，生成P4O10（或P4O6），这是由P4四面体结构所决定的。P4O6具有P4O10相同的氧桥骨架，却没有端氧原子。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。它们均以磷氧四面体结构为基础:
和P(Ⅴ)氧化物的高稳定性相对应，砷、锑、铋更易形成+3氧化态的As2O3、Sb2O3和Bi2O3。As、Sb、Bi均能形成+5氧化态的化合物，但Bi(Ⅴ)氧化物很不稳定。
1、次磷酸及其盐
H3PO2一元中强酸。氧化数为+1。较强的还原剂，较弱的氧化剂。
2Ag++H2PO2-+H2O→2Ag↓+HPO32-+3H+
碱中歧化:3H2PO2-+OH-=PH3+2HPO32-+H2O
H3PO2+Ni→PH3+Ni2+
2、亚磷酸及其盐
H3PO3:二元中强酸，氧化数+3。较强的还原剂，较弱的氧化剂。
H3PO3+2Ag++2H2O=H3PO4+2Ag+2H+
H2PO3+H2SO4(浓)=H3PO4+SO2↑+H2O
H3PO3+2HgCl2+H2O=H3PO4+Hg2Cl2+2H++2Cl-
3、磷酸及其盐:
H3PO4，三元中强酸，弱的氧化性。
4、PO43-结构——p-d反馈大π键的形成
p原子除以sp3杂化轨道与4个O原子形成配位σ键外，P原子上dx2-y2，dz2空轨道还分别接受配位原子2py及2pz轨道上反馈回来的电子，形成p—d反馈大π键π58，因此在PO43-中P-O键长实测值为154pm，介于单键（171pm）与双键（150pm）之间。
ClO4-、SO42-、SiO44-都和PO43-互为等电子体，应具有相似的结构，因此都应存在p—d反馈大π键。
   
五、几种离子鉴定
1.NH4+:     （1）气室法；         （2）奈斯特试剂法:
2、NO2-与NO3-
NO3-、NO2-都与FeSO4形成棕色环反应，对于NO3-，在酸性溶液中将Fe2+氧化成Fe3+，产生NO
3Fe2++NO3-+4H+=3Fe3++NO+H2O
Fe2++NO+SO42-=[Fe(NO)]SO4  （棕色）
事实上在[Fe(NO)]SO4中，Fe为+1氧化态，NO失去反键上π*电子成为亚硝酰离子(NO+)，NO作为三电子配位体,根据MO,  NO+与N2，CO等电子体,是作为Lewis碱配位电子对。同时又作为Lewis酸，接受反馈d-π*π键，是π酸。
3、PO43-
（1）PO43-+3NH4++12MoO42-+2H+=(NH4)3PO4•12MoO3•6H2O+6H2O
（2）3Ag++PO43-=Ag3PO4↓(黄)        3Ag++AsO43-=Ag3AsO4↓(暗红色)
4、H3PO4、H4P2O7、HPO3
加入AgNO3→正磷酸为黄色沉淀，焦、偏磷酸为白色沉淀，偏磷酸能使蛋白质溶液产生沉淀。
六、As、Sb、Bi硫化物
1、As、Sb、Bi的硫化物在结构上类似于它们的氧化物，但由于S2-半径大，而且As（Ⅲ）、Sb（Ⅲ）、Bi（Ⅲ）又是18+2e-型，M（Ⅲ）与S2-之间有较大的极化效应，所以其硫化物更接近共价化合物，在水中溶解度很小，颜色较深，As2S3(黄)、Sb2S3(黑)、Bi2S3(黑)、As2S5(淡黄)、Sb2S5(橙黄)。
2、As、Sb、Bi硫化物酸碱性不同，在酸碱中溶解情况也有很大区别。与氧化物相似，As2S3基本为酸性；Sb2S3是两性，Bi2S3为碱性。所以As2S3甚至不溶解于浓HCl，Sb2S3溶于浓HCl，又溶于碱；Bi2S3只溶解于浓HCl不溶于碱。
Sb2S3+6NaOH=Na3SbO3+Na3AsS3+3H2O
Sb2S3+12HCl=2H3SbCl6+3H2S↑
Bi2S3+6HCl=2BiCl3+3H2S↑
其中Na3AsS3与Na3SbS3看成是砷（锑）酸盐中O被S取代的产物。
3、用酸性氧化物与碱性氧化物互相作用生成含氧酸盐一样，硫代酸盐可由酸性金属硫化物与碱性金属硫化物互相作用而生成。
3Na2S+As2S3=2Na3AsS3
3Na2S+Sb2S3=2Na3SbS3
对于Bi2S3呈碱性，不溶于Na2S中。
由于As2S5和Sb2S5酸性比M2S3强，更易溶于碱的硫化物中:
3Na2S+As2S5=2Na3AsS4
3(NH4)2S+Sb2S5=2(NH4)3SbS4
4、As2S3、Sb2S3与M2O3相似，具有还原性，易被多硫化物氧化，
As2S3+Na2S2→Na3AsS4
Sb2S3+(NH4)2S2→(NH4)3SbS4
Bi2S3中Bi(Ⅲ)还原性极弱，不与多硫化物作用。
5、所有硫代酸盐只存在中性或碱性，遇酸分解成硫化物和H2S气体。
2Na3AsS3+6HCl=As2S3↓+3H2S↑+6NaCl
2(NH4)3SbS4+6HCl=Sb2S5↓+3H2S↑+6NH4Cl
习题1:（1）在P4O10中两种P-O键的键长之差为23pm，而在P4S10中P-S键的键长相差为13pm，说明原因。
（2）磷氮化合物具有环状平面结构，但是在1,1-二苯基三聚氟化磷氮中，三个N原子和结合F的磷原子共平面（在2.5pm以内），而苯基取代的磷原子在平面以上20.5pm，说明原因。
习题2:说明氮族元素氢化物性质上的主要差异及产生这些差异的原因。
习题3:N2很不活泼，需要在很高的温度时才能与空气中的O2反应，而磷很活泼，在室温下与空气接触时即可自燃，试从结构观点加以说明。
习题4:与胺类相比，膦类和砷类更能稳定过渡金属的较低氧化态，请说明原因。
练   习   题
1.完成并配平下列方程式.
(1)N2H4  +  HNO2→
(2) NH4Cl + HNO2→
(3)P4 + HNO3→
(4)POCl3+ H2O→
(5)Zn3P2  +  HCl（稀） →
(6)AsH3 +  AgNO3 →
(7)N2H4+ AgNO3 →
(8)Bi(OH) 3+ Cl2+ NaOH →
2.写出下列化合物受热分解的反应方程式.
(1)NaNO3→                  
(2)NH4NO3→
(3)Cu(NO3) 2•2H2O→
(4)AgNO2→
(5)NH4Cl→
(6)(NH4) 2Cr2O7→
(7)NaN3→
3.回答下列问题.
(1)  虽然氮的电负性比磷高,但磷的化学性质比氮活泼?
(2)  为什么Bi(Ⅴ)的氧化能力比同族的其他元素都高?
(3)  为什么氮可以生成双原子分子N2,而同族的其他元素却不能 ?
(4)  P4O10中P—O的键长有两中,分别为139pm和162pm?
4.如何除去:
（1）       氮中所含的微量的氧；
（2）       N2O中混有的少量的NO；
（3）       NO中含有微量的NO2；
（4）       溶液中微量的NH4+离子；
5.用反应方程式表示下列制备过程;
(1)  由NH3制备NH4NO3;
(2)  由NaNO3制备HNO2的溶液;
(3)  由Ca3 (PO4) 2制备白磷;
(4)  由BiCl3 制备NaBiO3;
6.解释下列实验现象;
(1)NaNO2会加速铜与硝酸的反应速度;
(2)磷和热的KOH溶液反应生成的PH3气体遇到空气冒白烟;
(3)向NaH2PO4或Na2HPO4溶液中加入AgNO3均析出黄色的Ag3PO4↓;
7.鉴别下列各组物质:
(1)  NH4NO3 和(NH4) 2SO4
(2)  NaNO2和NaNO3
(3)  Na3PO4和Na4P2O7和NaPO3
(4)  AsCl3、SbCl3、BiCl3
8.As2O3在盐酸中的溶解度随酸的浓度增大而减小，而后又增大,请分析原因?
9.为什么PF3和NH3都能和许多过渡金属形成配合物,而NF3不能与过渡金属生成稳定的配合物?
10.列举三类实验室中制取氮气的反应，并写出相应的反应方程式.
11.共价氮化物BN、AlN、Si3N4、S4N4中那种既可以具有石墨的结构又可以具有金刚石的结构？
12.为什么NF3和NCl3都是三角锥型分子，而NF3比NCl3稳定？NF3不易水解而NCl3却易水解？
13.比较PH3和NH3的性质。
14.磷酸在高温下对许多金属呈现活泼性，主要表现的是磷酸的什么性质？
15.画出(NPCl2) 3的结构式，用价键理论讨论N、P在其中的成键情况，指出此分子中氯原子的性质，什么叫“无机橡胶”？什么叫“磷氮烯高分子”？
16.写出NCl3、PCl3、AsCl3、SbCl3、BCl3的水解方程式。
17 为什么要在高浓度的盐酸水溶液中制备As2S5？
18 NH4+离子性质与哪种金属离子相似？NH4+的离子的鉴别方法有那些？
19.简述磷酸的工业制法和实验室制法。工业制法产生的废渣磷石膏如何综合利用，磷酸的广泛应用有那些？

第八讲   碳族和硼族元素
8-1碳族元素
一、通性:
ⅣA:C、Si、Ge、Sn、Pb  5种元素
1、价电子层构型ns2np2
2、氧化数+4→-4
3、配位数C最高为4，Si等可为6，Pb多为2
4、氧化还原性:+4→+2，与前族同。
5、C-C单键键能345.6kJ•mol－1>Si-Si单键键能222kJ•mol－1,硅链不长，少于碳化合物数，而Si-O键能452kJ•mol－1>C-O键能357.7kJ•mol－1，高的多，Si-O键化合物占比例大。
二、CO和CO2的结构:
1、CO与N2、CN-、NO+都是等电子体，具有相似的结构，由MO知，CO的分子轨道表达为CO(14e):1σ2,2σ2,3σ2,4σ2,1π4,5σ2,2π0。可见CO分子中有三重键，一个σ键，两个π键，其中一个π键电子为氧原子所提供:
     或     
CO的偶极矩几乎为零，一般认为可能是由于CO分子中电子云偏向氧原子，但是配键的电子对是氧原子单方向供给的，这又使O原子略带正电荷，两种因素抵消，CO的偶极矩几乎等于零,C原子略带负电荷,这个C原子比较容易向其他有空轨道的原子提供电子对,
2、CO2与N3-,N2O,NO2+,OCN-互为等电子体，具有线型构型，长期以来被认为有O=C=O结构,但实验测出C-O键长为116pm介于C=O双键(124pm)及CO叁键(112.8pm)之间，因此，根据VB法，可认为CO2具有以下构型，
2个σ键和2个π34大π键。
三、碳酸盐及酸式盐性质
1、水溶性:正盐除K+、Na+、Rb+、Cs+、NH4+、Tl+外，其它皆难溶于水。一般来说，正盐难溶的，盐对应的酸式盐溶解度会较大。但Na2CO3溶解度大于NaHCO3，是由于HCO3-双聚或多聚的结果。
2、水解性:可溶性碳酸盐在水溶液中呈碱性。如0.1mol•L－1 Na2CO3溶液pH值为11.7，酸式盐如NaHCO3存在两个平衡，即水解与电离平衡:
HCO3-+H2O H2CO3+OH-
HCO3-+H2O H3O++CO32-
溶液中[H+]=(K1K2)1/2，pH约为8.3，水解是主要的，加入金属离子与可溶性碳酸盐或碳酸氢盐溶液中，可生成不同类型沉淀，通过Ksp、溶解度计算。
1于0.2mol•L－1某M与等体积0.2mol•L－1 Na2CO3混合:
生成MCO3沉淀有:Ca2+、Sr2+、Ba2+、Ag+等
生成M2(OH)2CO3沉淀有:Mg2+、Co2+、Ni2+、Zn2+等
生成M(OH)n沉淀的有:Fe3+、Cr3+、Al3+
2用NaHCO3作沉淀剂,在0.1mol•L－1NaHCO3中:
生成MCO3沉淀有:Ca2+、Sr2+、Ba2+、Mg2+、Cd2+、Mn2+、Ni2+、Ag+
生成M2(OH)2CO3沉淀有:Cu2+、Zn2+、Be2+、Co2+等
生成M(OH)3沉淀有:Fe3+、Cr3+、Al3+
3、热稳定性
MCO3(s) MO(s)+CO2(g)↑      △rHm >0，△S >0
温度升高，有利于反应，而分解温度差别较大，碱金属MCO3熔化不分解，正盐比酸式盐稳定性大，H2CO3最差，从阳离子有效离子势Ф*=Z*/r的不同，对CO32-的反极化作用不同来解释。
四、锗、锡、铅氢氧化物
酸性最强:Ge(OH)4，碱性最强Pb(OH)2
1、常见Sn(OH)2、Pb(OH)2既溶于酸又溶于碱:
Sn(OH)2+2HCl=SnCl2+2H2O
Sn(OH)2+2NaOH=Na2[Sn(OH)4]
Pb(OH)2+2HCl PbCl2+2H2O
Pb(OH)2+NaOH=Na[Pb(OH)3]
2.  α-Sn酸制备与性质:
SnCl4+4NH3•H2O=Sn(OH)4↓+4NH4Cl
Sn(OH)4+2NaOH=Na2Sn(OH)6
Sn(OH)4+4HCl=SnCl4+4H2O
β-Sn酸由Sn+浓HNO3制备，不溶于酸或碱。
α-Sn酸放置久了也会变成β-Sn酸。
五、Ge、Sn、Pb盐氧化还原性
1、PbO2的氧化性
PbO2+4HCl PbCl2+Cl2↑+2H2O
2PbO2+2H2SO4 2PbSO4+O2↑+2H2O
2Mn(NO3)2+5PbO2+6HNO3=2HMnO4+5Pb(NO3)2+2H2O
2、PbO2结构
非整比，Ob=1.88，O原子占据位置有空穴，能导电，铅蓄电池中作电极。
Pb与O2加热673～773K，得Pb3O4俗名“铅丹”或“红丹”。组成2PbO•PbO2,检验方法:
Pb3O4+4HNO3=PbO2+2Pb(NO3)2+2H2O
Pb3O4中有2/3的Pb(II)和1/3的Pb(IV)。
例题1:设计一实验，证明Pb3O4中的Pb有不同的氧化态。
六、Ge、Sn、Pb硫化物（与As、Sb、Bi类似）
硫化物有两种类型,即MS2和MS.其中PbS2不存在.这些硫化物中,高氧化态的显酸性,能溶于碱性试剂中:MS2+Na2S=Na2[MS3];(M=Ge,Sn)
低氧化态的硫化物显碱性,不溶于碱性试剂Na2S中.但GeS,SnS可溶于氧化性试剂如多硫化铵(NH4)2Sx中生成硫代SnS32-锗酸盐和硫代锡酸盐:
GeS+S22-= GeS32-,                  SnS+ S22-= SnS32-
在GeS32-, 或SnS32-的盐溶液中加酸,则析出沉淀:
GeS32-+2H+ =GeS2↓+H2S↑ ;       SnS32-+2H+ =SnS2↓+H2S↑
8-2 硼族元素
一、通性
1、价电子层结构为ns2np1，缺电子原子，有很强接受电子能力，一般为+3氧化态，但随着原子序数的增加，ns2电子对趋向于稳定，因此Ga、In、Tl都有+1氧化态，而且Tl以+1为特征（6s2惰性电子对效应）；Tl+的化合物显示强的离子键性质。
例题2:请说明为什么能够制备TlF3却不能制得TlI3，但能制得TiI？
例题3:为何钾盐、铵盐和铊(I)盐能形成类质同晶和混晶？但又为什么钾盐和铵盐的溶解度相近，铊盐却相差很远？铊（Ⅰ）和银（Ⅰ）的某些化合物有何相似之处？
2、B原子半径小，电负性大，电离势高，表现为非金属性，与Si性质接近（对角线规则）
3、B、Al具有特殊亲氧能力。   EB-O=561kJ•mol－1;EC-O=358kJ•mol－1;ESi-O=452kJ•mol－1

二、硼烷的结构与性质
1.乙硼烷: 最简式B2H6，结构为
其中两个B原子之间有两个三中心两电子的B-H-B氢桥键，另外四个B-H键则为2C-2e键，3C-2e的氢桥键较弱，因而B2H6可发生反应。
2.     癸硼烷:  William,N,Lipscomb,提出硼烷化合物中硼的五种成键情况,如癸硼烷-14(B10H14) 的结构:
(1)、正常B-H键,2C-2e，σ， ，sp3+1s
(2)、氢桥键，，3C-2e，σ，，2sp3+1s
(3)、正常B-B键，2C-2e，σ， ，sp3+sp3
(4)、封闭式，3C-2e，σ，，3sp3
(5)、开放式，3C-2e，σ，，2sp3+p
B10H14总轨道数(价轨道)54个，其中，B原子4×10=40个，H 原子1×14=14个
总价电子数:44个，其中B原子3×10=30个,H原子1×14=14个。
2C-2e,B-H键10个,共用电子:20e
2C-2e,B-B键2个，共用电子:4e
3C-2e,键4个，用去电子8e
3C-2e,键2个，用去电子4e
3C-2e,键4个，用去电子8e
所以成键轨道有22个，反键轨道22个，非键轨道10个，Lipscomb工作的成功,他在1976年获得诺贝尔奖。
硼烷主要化学性质有易燃性，水解性，还原性和加合性。
(1)、由于B-O键能很大，硼烷在空气中极易燃烧。
B2H6+3O2=B2O3+3H2O       △rHm =-2020kJ•mol－1
(2)、易水解:
B2H6+6H2O=2H3BO3+6H2    △rHm =-493.7kJ•mol－1
(3)、还原性:与卤素作用因卤素不同产物不同。
B2H6(g)+6Cl2(g)=3BCl3(l)+6HCl(g)
B2H6+I2=B2H5I+HI
(4)、加合性:硼烷缺电子，作为Lewis酸与一些有孤对电子的化合物（Lewis碱）发生加合作用:
B2H6+2CO=2[H3B←CO]
B2H6+2NH3=[BH2(NH3)2]++[BH4]-
B2H6+2R3N=2H3BNR3
在乙醚中,B2H6与LiH或NaH反应生成硼氢化物
2LiH(NaH)+B2H6 2LiBH4(NaBH4)
LiBH4和NaBH4这一类硼氢化物在有机化学中被称为\"万能还原剂\",是典型的盐,固态时很稳定.
三、氮化硼:  (BN)n
1、制备:硼砂与氯化铵一起加热可制得氮化硼(俗称白石墨)
Na2B4O7+2NH4Cl=2NaCl+B2O3(g)+4H2O+2BN
2、结构:BN与C2是等电子体,具有类似石墨的结构,同一层B和N都采用sp2杂化，且存在pπ-pπ  π键,同层中B-N键长145pm，层间以范德华力结合，相距330pm，(BN)n是绝缘体。高温高压下，石墨型(BN)n会转化成金刚石型:

金刚石型(BN)n硬度比金刚石还强，更耐高温，因此，在某些场合下可以代替金刚石。(BN)n还用于制火箭喷嘴，燃料室的内衬及高真空高频电炉的绝缘材料.
例题4:说明下列反应的产物并写出化学方程式:
（1）BF3和过量NaF在酸性水溶液中反应；（2）BCl3和过量NaCl在酸性水溶液中反应；（3）BBr3和过量NH(CH3)2在烃类溶剂中反应。
例题5:为何B的最简单氢化物不是BH3而是B2H6，但其卤化物却能以BX3形式存在？又为何气态的卤化铝却以Al2X6形式存在？
例题6:写出由各自的矿物制备B、Si和Ge的反应式，并说明哪个反应比较经济？
例题7: 卤素的电负性为F>Cl>Br>I,但为什么卤化硼接受电子对能力的次序为BF3<BCl3>BBr3>BI3?
例题8:  氢键和氢桥有何差别?
练   习    题
1.  完成并配平下列方程式。
（1）       SiO2+ C + Cl2→
（2）       Si + HF + HNO3→
（3）       Sn + Cl2 →
（4）       SnCl2+FeCl3→
（5）       SnS + Na2S2→
（6）       PbO2 + HCl→
（7）       PbS + HNO3→
（8）       BF3+ Na2CO3→
（9）       Al + NaOH→
（10）   TlCl3 + H2S→
2.回答下列问题.
(1)  烯烃能稳定存在,而硅烯烃如H2Si=SiH2却不可以存在?
(2)  如何用实验的方法验证Pb3O4中的铅有两种价态?
(3)  BF3水解产物与BCl3水解产物有何不同,为什么?
(4)  Al比Fe活泼,为什么Al的抗腐蚀性比铁强?
3.给出下列过程的实验现象和反应方程式.
(1)  固体碳酸钠和氧化铝一起熔烧,再将融块打碎投入水中.
(2)  铝酸钠溶液和氯化铵混合.
(3)  向AlCl3溶液中加入Na2S.
(4)  将SnCl2投入水中.
(5)  将Pb2O3与过量的盐酸反应.
4.完成下列制备:
(1)  CO2实验室和工业制法;
(2)  由Na2SiO3制备变色硅胶干燥剂.
(3)  由Pb(NO3) 2制备PbO2;
(4)  从明矾制备氢氧化铝,硫酸钾和铝酸钾
(5)  由硼砂制备硼酸
5.回答下列问题
(1)硼酸为Lewis酸,而偏硅酸为质子酸.
(2)BCl3的沸点比AlCl3低
(3)InCl2为什么是反磁性的.
(4)为什么SnCl2为固态而SnCl4为液态
6.画出B3N3H6和B10H14的结构式,并指出它们含有什么类型的键?
7.白色固体A投入水中产生白色沉淀B,B可溶于盐酸及溶液C.若A溶以稀硝酸中再加入AgNO3溶液析出的白色沉淀D,D溶于NH3•H2O得溶液E,酸化E又析出D.
将H2S气体通入溶液C中,产生棕色沉淀F,  F溶于(NH4) 2S2得溶液G. 酸化溶液G，得黄色沉淀H。少量溶液C加入HgCl2溶液得白色沉淀I，继续加入C，沉淀逐渐变灰，最后变为黑色沉淀J。试确定A～J各是什么物质？写出有关反应方程式。
8.硼族元素中，Ga、In、Tl为何易形成+1价氧化态的化合物？
9.为什么说H3BO3是一元弱酸，Al、Ga、In、Tl的酸碱性如何？
10.铊(Ⅰ)的化合物和银(Ⅰ)的某些化合物有相似之处，说明原因？
11.试讨论B2H6和B5H9的成键情况，并总结在硼烷中的成键方式。
12.简要叙述碳族元素（碳除外）各高纯单质被提取的方法和过程。
13.试述硅酸盐结构中硅氧四面体联结的形式与硅氧比的关系。
14.比较CO2和CS2的结构和性质，完成下列反应
（1）       CS2+ NaOH →
（2）       CS2 + K2S→
（3）       Na2CS3 + HCl→
（4）       CS2 + O2→
15.在制备SnO时，为什么要在惰性气氛中进行,并且温度不宜超过500℃？
16用反应方程式表明PbO2具有两性和强氧化性的.
17解释下列实验条件和现象.
(1)  在用气瓶法检验CO32-时,气瓶的滴管内为什么用的是Ba(OH) 2溶液而不用澄清的石灰水?
(2)  用CrO42-检验Pb2+,为什么只能在弱酸性或者弱碱的条件下进行?
(3)  某人做实验时,发现SnS被(NH4) 2S溶液溶解,你认为可能的原因是什么?如何证明你的判断是正确的?
18.矾土中常含有氧化铁杂质,现将矾土和氢氧化钠共熔(此时生成NaAlO2),用水溶解熔块,将溶液过滤，在滤液中通入二氧化碳,再次沉淀后,过滤后将沉淀灼烧,便得到较纯的氧化铝,氧化铝电解得到铝,试写出各步的反应方程式,并指出杂质铁是在那一步除去的?
19.为什么说铝是典型的两性元素?为什么铝制品不能置换出水中的氢，而能置换碱中的氢?为什么纯铝管道不与冷的浓H2SO4.HNO3 反应,但与稀酸反应?

第九讲   碱金属和碱土金属
一、通性
ⅠA→ⅡA     s区，价电子构型为ns1~2
1、单质轻、软，熔点低
2、半径大，电离能及电负性小，具有强还原性，是活泼的金属
3、化合物大多是离子型晶体，氧化物的水合物一般是强碱，碱和盐是强电解质，且强酸盐一般不水解。
二、锂的特殊性
1、Li的标准电极电势最负，但其和水反应的剧烈程度不如钠和钾
1Li的熔点高（180℃）反应过程产生的热不足以使之熔化，而钠和钾熔点低（98℃和65℃），从而钠和钾与水反应快。
2Li和H2O的产物LiOH溶解度较小，覆盖在Li的表面，阻碍水和Li的进一步反应。
2、Li在水中是最强的还原剂，但却不是金属性最强的元素。
Li的标准电极电势最负（-3.04V），可以认为是最强的还原剂，而元素的金属性和非金属主要是由其电离能和电负性所决定的。电离能小，电负性小则金属性强；反之，则非金属性强，在IA中，从上到下，电离能和电负性逐渐减小，因而决定最强的金属不是Li。那么Li为何有最小的电势呢？这和其有较大的水合能有关，从热化学循环可知，其电极过程的能量变化(忽略熵变):△H=S+I+△hH
三、s区元素在空气中燃烧的产物
1、 IA    M(I)+O2  →  Li2O,  Na2O2,  MO2(K,Rb,Cs)
IIA    M(II)+O2→MO(常压)或MO2(Ca,Sr,Ba)（高压）
2、 M和非金属反应生成离子晶体时，如果阴阳离子具备一定的匹配条件，则可达到最好的能量效应，实验和理论分析得到经验规则:（1）半径较小的阳离子趋向于和半径较小的阴离子结合,半径较大的阳离子趋向于和半径较大的阴离子结合；（2）价数高的阳离子趋向于和价数高的阴离子相结合，价数低的阳离子和价数低的阴离子结合（3）半径小的离子趋向于和价数高的异号离子结合，这样可得到较高能量效应，生成稳定化合物。因此，Li+和半径小的O2-生成Li2O，而半径大的K+、Rb+、Cs+则和O2-生成MO2型超氧化合物。Na+比Li+大，比K+小，趋向于和半径大但价数高的O22-结合，生成Na2O2。
例1:说明下列反应方向:
（1）KBr+LiF KF+LiBr
（2）Na2SO4+BaCl2 BaSO4+2NaCl
（3）2NaCl+CaF2 2NaF+CaCl2
（4）Na2S+CaCO3 Na2CO3+CaS
由以上经验规则可推得反应（1）、（3）以逆反应进行，而（2）、（4）以正反应方向进行。
四、s区元素金属的氢氧化物
1、溶解度: 碱金属氢氧化物易溶，而相应的碱土金属氢氧化物溶解度却小得多，且同族从上到下溶解度递增（和相应的氧化物溶解度变化趋势相同）。这主要是由于OH-为较小的阴离子，它趋向于和小阳离子与价数高的阳离子结合形成稳定的化合物。其晶格能较大，晶格不易被破坏，在水中溶解度就小。Be(OH)2 、Mg(OH)2的溶解度较低主要是由于Be2+、Mg2+较小，有较强的极化能力，可极化OH-变形，使形成的氢氧化物带有较多的共价成分，因而在极性溶剂中溶解度就小。
2、碱性: 金属氢氧化物碱性强弱，可用金属离子的离子势中来判断，Ф=Z/r，如果Ф值大，说明金属与氧原子之间的引力大，该化合物易产生酸式电离:M-O-H→MO-+H+
倘若Ф值小，则表明金属和氧原子之间引力小，该化合物就易做碱式电离:M-O-M=M++OH-    一般用 值来测出金属氢氧化物的碱性，即:
<0.22    金属氢氧化物呈碱性
0.22< <0.32   金属氢氧化物呈两性
>0.32      金属氢氧化物呈酸性
习题1:一般而言，钠盐和钾盐的溶解度较大，一般的高氯酸盐也是易溶的，但为什么NaClO4的溶解度不大，而KClO4更难溶？
习题2:说明下列事实:
（1）LiClO4易溶于水，而NaClO4溶解度较小，KClO4、RbClO4、CsClO4的溶解度更小？
（2）IA族卤化物中，LiF溶解度最小。
（3）TlI和KI属于类质同晶体KI易溶于水，而TlI难溶于水？
习题3:溶液中pH值对于Mg和Ba作还原剂时还原能力有何影响？
习题4:完成并配平下列反应方程式。
（1）2Na2O2+2H2O
（2）Na2O2+2H2O(冷)=
（3）2KO2+2H2O=
（4）2Na+H2=
（5）Na2O2+2Na=
五、对角线规则
在周期表中左上角元素性质和右下角元素相似的现象，称为对角线规则:如Li-Mg、Be-Al、B-Si、C-P等，Li与Mg，B与Al相似的原因与离子的“极化力”相似有关。
1、Li与Mg相似性表现在:
1Li、Mg与氧反应只形成普通的氧化物
2Li、Mg可与N2，C形成离子型氮化物或碳化物
3Li、Mg的氢氧化物受热分解得氧化物
4碳酸盐受热分解为Li2O、MgO
5Li+、Mg2+水合热较大
6Li、Mg的氟化物、碳酸盐、磷酸盐难溶于水
7LiCl、MgCl2有共价性，可溶于有机溶剂
8Li、Mg可形成一系列有机化合物，如LiCH3、Mg(CH3)2 等，RMgX（格氏试剂），有机合成中广泛应用
eq \\o\\ac(○,9)9Li、Mg水合氯化物受热水解:
LiCl•H2O LiOH+HCl↑
MgCl2•6H2O Mg(OH)Cl+HCl↑+5H2O
2、Be、Al的相似性表现在:
1标准电极电势相似:φ Be2+/Be=-1.85V，φ Al3+/Al=-1.66V
2氧化物为两性
3BeCl2、AlCl3为共价化合物，易升华，可溶于有机溶剂，BeCl2（s）为无限链状结构，气态下BeCl2（g）是单体，AlCl3是双聚体:聚合体中有三中心四电子键。
4Be、Al对冷浓HNO3都有钝化作用
5BeO、Al2O3都有高硬度，高熔点
7Be2+、Al3+盐加热易水解
8Be2C、Al4C易水解，产物都为CH4
Be与Al的差异性:Be与CO32-产生配位，而Al3+在CO32-中水解
Be2++2CO32-=[Be(CO3)2]2-
2Al3++3CO32-+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑
练    习    题
1.试举例说明锂与镁的相似性.
2.用化学反应方程式表示由食盐制备下列物质.
(1)  金属钠
(2)  氢氧化钠
(3)  过氧化钠
(4)  碳酸钠
3.简单回答下列问题
(1)  CsF具有较高的离子性,但CsF熔点却较低?
(2)  碱土金属比相邻的碱金属的熔点高,硬度大?
(3)  BeCl2为共价化合物,而MgCl2、CaCl2等为离子化合物
(4)  Mg(OH) 2溶于NH4Cl溶液而不溶于NaOH溶液?
4.简单回答下列各题
(1)LiF溶解度比AgF小,LiI溶解度却比AgI大?
(2)在水中的溶解度LiClO4>NaClO4>KClO4
(3)Be(OH) 2为两性物质而Mg(OH) 2却显碱性?
5.为什么Na2O2常被用作制氧剂?
6.Li的标准电极电势比钠低,为什么Li与水作用时没有金属剧烈?
7.碱金属与碱土金属和氧反应,各生成何种物质?
8.简述S区元素的微观结构与通性
9.Li. Be 特殊性的本质原因是什么?试述对角线规则及其成因,Li—Mg有何相似性?
10.什么是焰色反应?说出它的应用?
11.给出下列物质的化学式:
萤石；生石膏；重晶石；天青石；方解石；光卤石；智利硝石；芒硝；纯碱；烧碱。
12.简答题:一固体混合物可能含有MgCO3，Na2SO4，Ba(NO3)2，AgNO3和CuSO4。混合物投入水中得到无色溶液和白色沉淀；将溶液进行焰色试验，火焰呈黄色；沉淀可溶于稀盐酸并放出气体。试判断哪些物质肯定存在，哪些物质可能存在，哪些物质肯定不存在，分析原因。

第十讲   铜  锌副族
一、ds区元素的通性
1、价电子构型:分别为(n-1)d10ns1和(n-1)d10ns2  ，ⅠB和ⅡB通常称为ds区元素。
2、氧化态:铜族有变价Cu（+1，+2），Ag（+1），Au（+1，+3）；Zn族:Zn（+2），Cd（+2），Hg（+1，+2）
3、都是金属
4、金属活泼性从上到下减弱
5、IB有较好的导电导热延展性，熔沸点较高。
二、ds区元素和s区元素性质的对比
1、主要物理性质
IA单质金属的熔点、沸点、硬度均低，IB金属具有较高的熔点和沸点，有良好的延展性、导热性、导电性；IIB族金属的熔、沸点均比IIA族低，汞在常温下为液体，IIA与IIB金属导电、导热性、延展性均较差（仅镉有延展性）
2、化学活泼性
s区元素为活泼金属，易被空气中的O2氧化，不仅能从稀酸中置换出H2，而且也能和水反应产生H2，同族元素的活泼性自上而下增大。ds区元素一般为不活泼的金属，在空气中比较稳定，与水几乎不起反应，同族内的活泼性自上而下减弱。
3、氢氧化物的酸碱性
ds区元素氢氧化物是弱碱，易脱水分解，而s区元素的氢氧化物绝大多数是强碱，并且非常稳定，Be(OH)2和Zn(OH)2都是两性的
4、化合物的键型及形成配合物的倾向
由于ds区元素具有18e-构型，因而它们的化合物所表现的共价性，不管在程度还是范围是均比s区元素化合物所表现的共价性大。Cu族元素由于次外层电子刚充满不稳定，易失去1～2个d电子，因此Cu族有+1、+2、+3氧化态，而IA一般只有+1，由于具有较多的d电子及外层空轨道，ds区元素有强烈的形成配合物的倾向，而s区元素除了和大环配体外一般较难形成配合物。
三、ds区元素单质的重要化学性质
1、IB与ⅡB金属活泼性比较
ⅡB族金属活泼性大于IB族金属
2、空气中稳定性
ds区金属在空气中室温下是稳定的。但Cu和Zn在潮湿空气中能形成碱式碳酸盐，反应为:
2Cu+O2+CO2+H2O=Cu2(OH)2CO3
3、对酸稳定性
除了可溶于王水外，金和所有的酸都不反应
Au+4HCl+HNO3=H[AuCl4]+NO+2H2O
4、对碱稳定性
Zn是ds区中唯一能与碱反应的金属
Zn+2H2O+2NaOH=Na2[Au(OH)4]+H2
四、ds区元素的重要化合物
1、氧化物和氢氧化物
在ds区元素盐溶液中加入碱，可得相应的氢氧化物，但AgOH和Hg(OH)2不稳定，易立即分解为氧化物
2Ag++2OH-=Ag2O+H2O
Hg2++2OH-=HgO+H2O
CuOH易分解得红色Cu2O,氧化物中ZnO为两性,CuO以碱性为主,略显两性,其余均为碱性氧化物.淡蓝色的Cu(OH)2受热也发生分解反应:Cu(OH)2=CuO+H2O. Cu(OH)2也为微弱的两性化合物.Zn(OH)2和Cd(OH)2均为白色沉淀,前者为两性化合物。后者是碱性化合物。二者均和Cu(OH)2一样可溶于NH4+存在的氨水中，反应式为:
Zn(OH)2+2NH3+2NH4+=[Zn(NH3)4]2++2H2O
Cd(OH)2+2NH3+2NH4+=[Cd(NH3)4]2++2H2O
Cu(OH)2+2NH3+2NH4+=[Cu(NH3)4]2++2H2O
2、卤化物
ⅡB族元素的卤化物较为重要，主要有ZnCl2、HgCl2（升汞）、HgI2和Hg2Cl2（甘汞）。ZnCl2在水中溶解度较大且易水解
（1）ZnCl2+H2O=Zn(OH)Cl+HCl
在ZnCl2浓溶液中还可形成配合酸:
ZnCl2+H2O=H[ZnCl2(OH)]
这个酸有显著的酸性，可溶解金属氧化物。如:
FeO+2H[ZnCl2(OH)]=Fe[ZnCl2(OH)]2+H2O
（2）HgCl2和氨水作用可生成白色的氯化氨基汞沉淀。
HgCl2+2NH3=Hg(NH2)Cl↓+NH4Cl
在Hg2+溶液中加入I-，起先生成HgI2沉淀,当I-过量时，Hg2++2I-=HgI2=[HgI4]2-
K2[HgI4]和KOH的混合溶液为奈斯特试剂，常用来鉴定NH4+的存在。
Hg2Cl2见光易分解:
Hg2Cl2 HgCl2+Hg
在白色的Hg2Cl2种加上氨水，则立即变黑色。
Hg2Cl2+2NH3=HgNH2Cl↓+NH4Cl+Hg↓
IB族卤化物中，卤化银溶解度较小，且按F、Cl、Br、I的顺序卤化银溶解度逐渐降低，CuCl为不溶于水的白色沉淀。
五、Cu(I)和Cu(II)间及Hg(I) 和 Hg(II)之间的相互转化
Cu及Hg相应的电势图为:
对于Cu而言，由于φ 右>φ 左，所以Cu+会发生歧化反应,根据电池电动势可算出平衡常数为1.2×106，说明歧化反应进行的很彻底。在水溶液中要想使Cu2+转化为Cu+，必须具备两个条件:（1）有还原剂存在；（2）Cu+必须以沉淀或配合物形式存在，以此降低溶液中Cu+浓度，如:
Cu+Cu2++4HCl=2H[CuCl2]+2H+
2Cu2++4I-=2CuI↓+I2
对于Hg22+而言，由于φ 右<φ 左，所以歧化反应不可能自发进行，却可以反歧化反应:Hg+Hg2+=Hg22+
该反应的K=166，所以Hg22+在水溶液中可以稳定存在，只有当Hg2+浓度大大降低时，Hg22+才会发生歧化反应。因此，在含有Hg22+的溶液中加入OH-、NH3、I-或S2-等离子时，因它们可有效地降低Hg2+浓度，可使Hg22+歧化。反之如:
Hg22++2OH-=Hg↓+HgO↓+H2O
Hg2(NO3)2+2NH3=Hg↓+HgNH2NO3↓+NH4+
Hg22++4I-=Hg↓+[HgI4]2-
Hg22++S2-=Hg↓+HgS↓
例题1:如何区别Hg22+和Hg2+？
例题2:请选用适当的配位剂将下列各种沉淀物溶解，写出相应的方程式。
（1）Cu(OH)2；（2）AgBr；（3）Zn(OH)2；（4）HgI2
例题3:如何实现Hg22+和Hg2+离子间转化？
例题4:为什么氯化亚汞的分子式要写成Hg2Cl2，而不写成HgCl?
例题5:同属于ds区元素，为什么铜族元素不仅可失去s轨道上的价电子，还可以失去(n-1)d轨道上的d电子而显+2甚至+3氧化态，而IIB族元素无+3氧化态？
例题6:锌是生物体中最重要的微量元素之一，ZnCO3和ZnO也可作药膏用于促进伤口的愈合。为何在炼锌厂附近却存在较严重的污染？又为什么在治理含汞废水时先加入一定量的硫化钠,然后还要加入FeSO4？
例题7:有一固体混合物可能含有FeCl3、NaNO2、AgNO3、CuCl2、NaF、Ca(OH)2和NH4Cl等7中物质中的若干种，将该混合物中加水，可得白色沉淀和无色溶液，白色沉淀可溶于氨水中，无色溶液做气室试验可使酚酞变红，无色溶液酸化可使KMnO4溶液褪色，无色溶液受热后放出无味气体；根据上述实验现象请判断:（1）哪些物质肯定存在？（2）哪些物质肯定不存在？（3）哪些物质可能存在?
例题8:分离并鉴定下列物质，（1）用三种不同方法区别锌盐和镁盐；（2）用两种不同方法区别锌盐和镉盐；（3）分离①Cd2+和Cu2+；②Zn2+、Cd2+和Mg2+

六. 电荷迁移光谱
d-d光谱是电子在金属离子的d轨道之间的跃迁，在此跃迁中处于基态和激发态的配合物电荷分布没有多大变化。还存在另一种跃迁，其电子从主要定域在配体上的轨道跃迁到主要定域在金属上的轨道，或相反。在这种跃迁中配合物处于基态和激发态时的电荷分布显著不同，因此称这类跃迁为电荷迁移跃迁，产生的光谱用CT表示。
荷移光谱按其产生途径可分为三个类型:
L→M跃迁，配体的电子跃迁到金属离子上
M→L跃迁，金属离子上的电子跃迁到配体上
M→M跃迁，不同氧化态金属之间的跃迁
此外还有配体内部L→L跃迁
讨论较多的是L→M跃迁。
1、L→M跃迁
这种跃迁相当于金属被还原，配体被氧化，但一般不能实现电子完全转移到金属离子上，也叫金属还原跃迁。金属离子越易被还原，配体越易被氧化，则这种跃迁的能量就越小。以MX6n-(x=Cl-、Br-、I-)为例，讨论L→M跃迁，下图是简化MX6n-的MO能级图:
AgCl-AgBr-AgI的颜色依次加深,用化合物中的电荷迁移跃迁来说明
发生电荷迁移跃迁时，吸收频率为v的可见光，而使化合物具有颜色，相同阳离子和结构相似变形性不同的阴离子所组成的化合物，阴离子变形性越大，它与阳离子组成的化合物越是容易发生电荷迁移跃迁，吸收光谱的谱带越是往长波方向移动，化合物的颜色越深。在卤化银中，阴离子的变形性是Cl-<Br-<I-，所以AgI颜色最深。
四种跃迁方式:（L→M）
ν1=π→π*（t2g）
ν2=π→σ*（eg）
ν3=σ→π*（t2g）
ν4=σ→σ*（eg）
跃迁π→π*跃迁能量小，而σ→σ*最大，其他介于之间。
金属离子易被还原（即氧化性强），ν1跃迁能会减少，如下是几种金属氧化性相对强弱:
Zn4+<Ti4+<V4+
它们六氯配合物CT光谱带ν1组符合上述规律。
ZrCl62-  ν1=42000cm-1
TiCl62-  ν1=31850cm-1
VCl62-  ν1=21400cm-1
不仅八面体的配合物有CT光谱,四面体配合物也有,如MO4n-（M=V、Cr、Mn）配合物的颜色随中心离子氧化能力的增强而加深。
2、M→L跃迁
这类跃迁相似于金属的氧化，配体的还原。若金属离子易被氧化，配体易被还原，跃迁便有可能产生。配体必须要有接受由金属离子转移来的电子的轨道（低能量的反键π轨道）；Mnn+的eg或t2g轨道要有电子；如果原来没有电子，必须把电子激发到这些轨道上。适合于实现这类跃迁的金属离子有:Fe3+、Ti3+、V2+和Cu+，它们与CN-、CNS-,吡啶，2，2-联吡啶等配体都能形成颜色较深的配合物（这些配体均有π*轨道）。
另外，Co和Ni的某些配合物也能产生M→L跃迁，如:[CO(CN)6]3-的M→L跃迁，ν1=49500cm-1，[Ni(CN)4]2-的ν1=32000cm-1。
3、M→M跃迁
发生在含有两种不同氧化态的同种金属离子的无机化合物中，这类化合物常显较深的颜色，如普鲁士蓝K Fe(Ⅲ) [Fe(Ⅱ) (CN)6]和钼蓝（含有Mo(Ⅵ)和Mo(Ⅴ)）；还有Cs2Au(Ⅰ)[Au(Ⅲ)Cl6]，在此化合物中，电子跃迁发生于[Au(Ⅲ)Cl4]-和[Au(Ⅰ)Cl2]-之间。
4、L→L跃迁（略）
例题9:铜族元素的M+和锌族元素的M2+均为18e-离子，无成单电子也无d-d跃迁。但为何镉和汞的某些化合物常常有较深的颜色？又为何卤化银按Cl→Br→I的顺序颜色加深？
练   习    题
1.     完成并配平下列反应方程式.
(1)  Cu+ + OH-→
(2)  Cu2+ +OH-（浓）→
(3)  Cu2O + NH3+ NH4Cl + O2→
(4)  Ag+ + OH-→
(5)  Zn2+ + OH-→
(6)  Hg2+ + OH-→
(7)  HgS + Al + NaOH→
(8)  Hg22+ + OH-→
2.     完成并配平下列反应方程式
(1)  Cu2O + HCl→
(2)  Cu2O + H2SO4 (稀)→
(3)  Ag2O + HCl→
(4)  Ag2O + H2SO4（稀）→
3.选取合适的配合剂，分别将下列各种微溶盐溶解
(1) CuCl    (2) AgBr  (3) CuS   (4) HgI2    (5) CuI   (6) HgNH2Cl
4.解释下列事实
（1）       铜在潮湿的空气中会慢慢的生成一层铜绿
（2）       将CuCl2浓溶液加水稀释时，溶液的颜色由黄色到绿色最后变为蓝色
（3）       将SO2通入CuSO4与NaCl的混合溶液中会有白色的沉淀生成
（4）       加热CuCl2•2H2O，得不到无水CuCl2
（5）       焊接铁皮时常用浓ZnCl2溶液处理铁皮表面
（6）       HgS能溶于王水或Na2S溶液，但不溶于HCl，HNO3及  (NH4) 2S溶液中
（7）       Hg(NO3) 2溶液中有NH4NO3存在时，加入氨水得不到HgNH2NO3沉淀
5.请将下列合成用反应式表示出来
（1）       由CuS 合成 CuI
（2）       由CuSO4合成 CuBr
（3）       由K[Ag(CN) 2]合成Ag2CrO4
（4）       由ZnS 合成 无水ZnCl2
（5）       由Hg 制备 K2[HgI4]
（6）       由ZnCO3 提取 Zn
6.设计一个不用生成硫化物而能将下列离子分离的方案
  Ag+  Hg22+   Cu2+   Zn2+     Cd2+    Hg2+   Al3+
7.用简单方法将下列混合物分离
(1)  Hg2Cl2与HgCl2
(2)  CuSO4与CdSO4
（3）Hg(NO3)2 与Pb(NO3)2
（4）Cu(NO3) 2与AgNO3
（5）ZnCl2与SnCl2
8.比较Cu(Ⅱ) 与Hg(Ⅱ)配合物的几何构型和稳定性.
9.将无水硫酸铜溶于水得到溶液A,用过量的浓HCl处理A得到溶液B,将SO2通入B后用水稀释有沉淀C生成,将沉淀滤出并用蒸馏水洗净后溶于氨水得到无色溶液D,D迅速转化为溶液E,如向溶液E中加过量的铜屑,则又生成D.
(1)  给出A～E的颜色及含铜的组分化学式或配离子.
(2)  给出由D生成E的反应式.
10.铜副族元素的次外层电子已经达全满,为什么铜副族可以形成变价?这种电子构型对铜副族元素的物理性质及化学性质有何影响.并与碱金属相比较.
11.为什么水溶液中Cu+不如Cu2+稳定,而在干态时,Cu+又比Cu2+稳定?
12.用铜粉还原Cu2+盐制备CuCl时,为什么要加入过量的浓盐酸?并简述CuCl的性质.
13.试说明在CuSO4•5H2O晶体中Cu2+为六配位.
14.试说明在医学上,常用Cu2+盐的碱性溶液作为糖尿病患者的检验试剂.
15.锌副族和铜副族是否属过渡金属?为什么锌副族元素没有+3氧化态的物种存在?
16.Hg为什么可以形成+1氧化态的物种?Hg和Zn. Cd在性质上有何差异?
17.试说出ZnCl2和CuCl2在水溶液中的化学行为
18.已知下列反应在室温下的平衡常数K=10-2.78
Cu(OH) 2 (s) + 2OH- =[Cu(OH) 4]2-
   结合有关数据,求[Cu(OH)4]2-的稳定常数,在1L的NaOH溶液中,若使0.1molCu(OH) 2溶解,问NaOH的浓度至少应为多少?已知Ksp.cu(OH)2 =2.2×10-20
19.下面两个平衡
           2Cu+  == Cu2+  +  Cu
           Hg  +  Hg2+ == Hg22+.
(1)  这这两个平衡在形式上是相反的,为什么会出现这样的情况?
(2)  在什么情况下，平衡会向左移动?试举一实例.
20.用0.1mol•L-1HCN溶液处理过量的AgCN固体,当平衡时溶液的PH是多少?[Ag(CN) 2]-的浓度是多少?如果调节平衡的溶液的PH值为中性,那么溶液中AgCN的溶解度为多少?   已知:Ksp(AgCN)=1.2×10-16,   ；K稳(Ag(CN)2)-=1.3×1021;Ka(HCN)=6.2×10-10
21.已知:Hg22+==Hg2+ + Hg,   K=7.04×10-3.在0.1mol•L-1的Hg22+溶液中.有无Hg2+存在?能否说Hg22+在溶液中不能发生歧化反应?

第十一讲   过渡元素(1)
一、通性
过渡元素一般是指原子的电子层结构中d轨道或f轨道仅部分填充的元素。因此过渡元素实际上包括d区元素和f区元素。f区元素（又称为内过渡元素）放在下章讨论。
d区元素价电子构型为 (n-1)d1~9ns1~2（Pd和Pt例外），由此构成了d区元素如下通性:
1、单质的相似性:因最外层电子一般不超过2个，易失去，都是金属，又因为d区元素有较大的有效核电荷，d电子有一定的成键能力，所以有较小的原子半径，较大的密度，较高的熔点和良好的导电导热性。例如Os的密度（22.48g•cm－3）,W的熔点(3380℃)，Cr的硬度都是金属中最大的。d区元素化学活泼性也较接近。
2、有可变的氧化态:因(n-1)d轨道和ns轨道的能量相近，d电子可以全部或部分参与成键，所以除ⅢB族只有+3氧化态外，其他各族元素都有可变氧化数，其变化趋势是同一周期从左到右逐渐升高，然后降低；同一族从上到下高氧化态趋于稳定。如MnO4-有强氧化性，而ReO4-无氧化性。
3、易形成配合物:因为 eq \\o\\ac(○,1)1d区元素的离子一般具有高的电荷小的半径和9~17的外层电子构型，因而有较强的极化作用； eq \\o\\ac(○,2)2这些离子往往有未充满的d轨道，形成配合物可额外获得晶体场稳定化能。
4、配离子大多有颜色:d区元素离子在配体的作用下，d轨道发生分裂，因d电子可发生d-d跃迁而显色。
5、往往具有磁性和催化性能:在d区元素及其化合物中，如果原子的d轨道具有未成对电子，由于自旋而产生顺磁性；如果原子有空的d轨道，由于能接受外来电子而产生催化性能。
二、钛
1、常见氧化态:
有+2、+3、+4，以+4稳定。+2在水溶液中不存在，因能还原水放出H2。
2、钛铁矿制TiO2的主要步骤:用磨细钛铁矿与热浓H2SO4反应生成TiOSO4
FeTiO3+2H2SO4→TiOSO4+FeSO4+2H2O
同时生成Fe3+，可加入Fe屑还原成Fe2+ ，冷却使FeSO4.7H2O结晶析出，将TiOSO4加热水解得偏钛酸:
TiOSO4+H2O→H2TiO3↓+H2SO4
焙烧:H2TiO3 TiO2+H2O
三、钒
1、常见氧化态:
有+2、+3、+4、+5，  φ :
在酸性溶液中VO2+是稳定的，V2+和V3+有还原性，VO2+有氧化性。不同氧化态的钒有不同颜色:     VO2+黄，VO2+兰，V3+绿，V2+紫。
2、五氧化二钒
V2O5是主要V化合物之一，呈橙黄色（或砖红色）可由NH4VO3热分解制取:
2NH4VO3 V2O5+2NH3+H2O
V2O5以酸性为主的两性氧化物:V2O5+6OH-=2VO43-+3H2O
V2O5溶于强酸生成钒氧离子VO2+。V2O5有氧化性，与浓HCl反应放出Cl2，
V2O5+6HCl=2VOCl2+Cl2↑+3H2O
3、钒酸的缩合反应
在VO43-溶液中加H+，随pH降低，VO43-缩合成不同缩合度的多钒酸根，当pH<1时，最后得VO2+。如:
2VO43-+2H+→V2O74-+H2O
3VO43-+6H+→V3O93-+3H2O
……        ……
VO43-+4H+→VO2++2H2O
习题1:酸性钒酸盐溶液中通入SO2时生成紫色溶液，相同的钒酸盐溶液用锌汞齐还原时则得紫色溶液，将两溶液混合，而得绿色溶液。写出反应方程式。

四、铬、钼、钨
1、常见氧化态:在酸性溶液中Cr2+是强还原剂，Cr2O72-是强氧化剂，Cr3+最稳定；在碱性溶液中以CrO42-稳定。MO，W主要以MO(Ⅵ)、W(Ⅵ)形式存在。
2、铬铁矿制取金属Cr的主要步骤
（1）铬铁矿矿粉和纯碱混合，鼓入空气共熔:
4Fe(CrO2)2+8Na2CO3+7O2 8Na2CrO4+2Fe2O3+8CO2
（2）在浸取的Na2CrO4溶液中加入Na2S溶液还原
2Na2CrO4+6Na2S+23H2O=8Cr(OH)3↓+3Na2S2O3+22NaOH
（3）将Cr(OH)3在高温下灼烧
2Cr(OH)3 Cr2O3+3H2O
（4）用铝热剂还原Cr2O3
Cr2O3+2Al 2Cr+Al2O3
3、从辉钼矿（MoS2）中提取MoO3的主要步骤:
（1）焙烧:   2MoS2+7O2=2MoO3+4SO2
（2）加氨水浸取:  MoO3+2NH3•H2O (NH4)2MoO4+H2O
（3）加(NH4)2S除Cu2+等杂质
Cu(NH3)42++(NH4)2S→CuS↓+2NH4++4NH3↑
（4）酸化析出钼酸:  (NH4)2MoO4+2HCl=H2MoO4↓+2NH4Cl
（5）热解:     H2MoO4 MoO3+H2O
4、Cr(Ⅲ)化合物
Cr2O3实验室制法NH4)2Cr2O7 Cr2O3+N2+4H2O
Cr2O3的两性氧化物:
Cr2O3+6H+→2Cr3++3H2O
Cr2O3+2OH-+3H2O→2Cr(OH)4-(或CrO2-)
Cr3+在水溶液中以Cr(H2O)63+形式存在，为紫色。铬盐溶液常呈绿色，这是因为内界H2O被其他离子置换的缘故，如[Cr(H2O)6]Cl3为紫色。[Cr(H2O)5Cl]Cl2•H2O为淡绿色，[Cr(H2O)4Cl2]•Cl•2H2O为暗绿色。Cr3+在碱性溶液中易被氧化为CrO42-，如:
2Cr3++3H2O2+10OH-=2CrO42-+8H2O
5、Cr(Ⅵ)化合物
Cr2O72-与CrO42-之间存在平衡:2CrO42-（黄）+2H+ Cr2O72-（橙红）+H2O
因为BaCrO4(黄色)，PbCrO4(黄色)，Ag2CrO4(红色)为难溶盐，而重铬酸盐较易溶解，所以K2Cr2O7溶液中加Ba2+、Pb2+、Ag+时均生成相应的铬酸盐沉淀。这些反应主要用来检验CrO42-和Cr2O72-，或Ba2+、Pb2+、Ag+。
在酸性溶液中Cr2O72-与H2O2反应生成兰色CrO5，也可检验Cr2O72-。
Cr2O72-+4H2O+2H+→2CrO5+5H2O
K2Cr2O7是实验室常用的氧化剂，可氧化许多还原性物质，产物为Cr3+。
6、钼和钨化合物
MoO3(白色)和WO3(黄色)不溶于水，但可溶于氨水或强碱溶液中生成相应的盐。如:
MoO3+2NH3.H2O→(NH4)2MoO4+H2O
WO3+2NaOH→Na2WO4+H2O
酸化钼酸盐和钨酸盐均可析出相应的钼酸和钨酸。
(NH4)2MoO4+2H+→H2MoO4↓+2NH4+
Na2WO4+2H+→H2WO4↓+2Na+
与H2CrO4比较，H2MoO4、H2WO4具有如下特性:难溶于水，氧化性弱；酸性弱，形成多酸能力强。
在酸化的钼酸盐和钨酸盐溶液中通H2S，可得相应棕色的硫化物沉淀:
MoO42-+3H2S+2H+→MoS3↓+4H2O
WO42-+3H2S+2H+→WS3↓+4H2O
在酸化的钼酸盐或钨酸盐溶液中加入磷酸盐或硅酸盐，并稍加热，可制得钼或钨的杂多酸盐，如:
12MoO42-+3NH4++HPO42-+23H+=(NH4)3[P(Mo3O10)4]•6H2O↓（黄）+6H2O
此反应可用于来鉴定MoO42-和PO43-。
五、锰
1、常见氧化态
有+2、+3、+4、+6、+7，在酸性溶液中，+2最稳定，MnO4-、MnO42-、MnO2、Mn3+都是较强的氧化剂。
2、由软锰矿（MnO2）制取KMnO4的步骤:
（1）软锰矿与KOH混合，在氧化剂存在下热熔融。氧化剂可是空气中的O2或KClO3，KNO3等，如:2MnO2+4KOH+O2→2K2MnO4+2H2O
（2）酸化K2MnO4溶液，歧化为KMnO4和MnO2。
3MnO42-+4H+→2MnO4-+MnO2↓+2H2O
也可通入Cl2或用电解等方法将MnO42-氧化为MnO4-。
（3）锰的化合物
KMnO4是实验室中常用的氧化剂之一,稳定性较差，加热易放出O2:
4KMnO4→K2MnO4+MnO2+O2
4MnO4-+4H+→4MnO2↓+3O2↑+2H2O
KMnO4还原产物随介质酸碱性不同而不同；酸性介质还原为Mn2+；中性或弱碱性介质中还原为MnO2；强碱性介质中还原为MnO42-。

习题1:对同一族元素来说，随周期数增加，为什么主族元素低氧化态趋于稳定，而过渡元素高氧化态趋于稳定？
习题2:为什么Ti、Zr、Hf不溶于稀HCl、稀H2SO4或HNO3，却容易溶于酸性较弱的氢氟酸中？
习题3:为什么只存在VF5不存在VCl5？而对Nb、Ta来说，既存在五氟化物也存在五氯化物？
习题4:解释下列现象
（1）BaCrO4和BaSO4溶度积相近，为什么前者能溶于强酸，而后者却不溶？
（2）为什么Fe能使Cu2+还原，而Cu能使Fe3+还原？
（3）为什么Cu(NH3)+无色而Cu(NH3)42+呈深兰色？
（4）变色硅胶为什么干燥时呈蓝色，吸水后变粉红色？
习题5:已知Cr(OH)3的Ksp=6.3×10-31,Cr(OH)4-的β4=6.3×1029，求:
（1）在1.0L 0.1mol•L－1 Cr3+溶液中逐滴加入碱液，当Cr(OH)3 沉淀完全时溶液的pH值。
（2）将上述沉淀过滤并溶于1.0L NaOH溶液中，欲使其刚好全部溶解，则NaOH溶液的浓度为多少？

练   习   题
1.     完成并配平下列反应方程式.
(1)  TiO2 + H2SO4(浓  )→
(2)  TiO2+ + Zn + H+→
(3)  Ti3+ + CO32- + H2O →
(4)  NH4VO3→
(5)  V2O5+ NaOH →
(6)  VO2+ + H2C2O4 + H+ →
(7)  Cr(OH)3+ Br2+ OH- →
(8)  Cr2O3+ Al →
(9)  Cr2O72- + Fe2+ +H+ →
(10)              MnCO3→
(11)              MnO4- + H2O2 + H+ →
(12)              MnO2 + H2SO4(浓  )→
(13)              Mn2+ + BiO3- + H+ →
(14)              MnO4- + SO32- + H2O →
(15)              KMnO4 (S)→
2.     根据下列实验现象，给出反应方程式.
(1)  向酸性VOSO4溶液中滴加KMnO4溶液,则溶液由蓝色变为黄色
(2)  在酸性介质中,用Zn还原Cr2O72-时，溶液由橙色经绿色最后变为蓝色,放置一段时间后,又变为绿色.
(3)  向MnSO4溶液中滴加NaOH溶液有白色沉淀生成,在空气中放置沉淀变为棕褐色.
3.     解释下列实验现象.
(1)  TiCl3•6H2O晶体一般呈紫色,有时也可能为绿色的TiCl3•6H2O的晶体
(2)  三氯化钛溶液与氯化铜溶液混合后稀释有白色沉淀析出
(3)  四氯化钛试剂瓶打开后会冒白烟
(4)  向K2Cr2O7与H2SO4溶液中加入H2O2,再加乙醚并摇动,乙醚层为蓝色,水层逐渐变绿
(5)  向BaCrO4固体加浓盐酸时无明显变化,经加热后溶液变绿
(6)  向K2Cr2O7溶液中加AgNO3溶液,有砖红色沉淀析出,再加NaCl溶液并煮沸,沉淀变为白色
4.     用反应方程式表示下列合成过程
(1)  用钛铁矿制备金属钛
(2)  由铬铁矿制备铬黄
(3)  由黑钨矿制备钨粉
(4)  由MnS制备KMnO4
(5)  由MnSO4制备K4[Mn(CN)6]
5.     设计方案将含有Al3+、Cr3+、Mn2+、Zn2+离子的溶液进行分离。
6.     暗绿色固体A，不溶于水，将A 于NaOH共熔得易溶于水的化合物B，将B溶于水后加入H2O2得黄色溶液C，向C中加稀硫酸至酸性后转化为橙色溶液D，向酸化的D溶液中滴加Na2SO3变绿色溶液E，向E中加入氨水得灰蓝色沉淀F，再加入NH4Cl并微热则F溶解得紫红色溶液G，试确定A～G各为什么物质，并给出相关的反应方程式。
7.     棕黑色粉末A不溶于水，将A与稀硫酸混合后加入H2O2并微热得无色溶液B。向酸性的B中加NaBiO3粉末后得紫色溶液C，向C中加入NaOH溶液至碱性后滴加Na2SO3溶液有绿色溶液D生成。向D中滴加稀硫酸又生成A和C。少量的A可在室温下与浓盐酸作用生产暗黄色溶液E，加热后有黄绿色气体F和近无色的溶液G生成。向B中滴加NaOH溶液有白色的沉淀H生成。H不溶于过量的NaOH。但在空气中H逐渐变为棕黑色。请确定A～H各为什么物质，并给出相关的反应方程式。
8.     下列的化合物都有颜色。指出那些化合物的颜色是由电荷跃迁引起的。
(1)[Cu(NH3)4]SO4深蓝
(2)K4[Mn(CN) 6]深紫
(3)[Ni(NH3) 6]SO4蓝色
(4)K2[MnBr4]黄绿
(5)Ag2CrO4砖红
(6)BaFeO4红色
(7)Na2WS4橙色
(8)(NH4) 2MoS4橙红
(9)Cu[CuCl3]棕褐
(10)(NH4) 2Cr2O7橙红
9.     写出钛与热的浓盐酸,氢氟酸反应的离子方程式.试解释两者差别的原因
10.  如何利用Ti3+离子的还原性来测定溶液中钛的含量?
11.  简述向正钒酸盐的溶液中加酸时,钒酸根的聚合情况及颜色的变化,并解释V2O5和多钒酸根离子有颜色的原因
12.  试写出用氧化还原容量法测定钒的离子方程式(还原剂以2价的铁离子和草酸为例)
13.  VO2Cl的盐酸溶液与较强的还原剂锌汞齐反应,溶液中的颜色会发生什么样的变化.写出相应的化学反应方程式
14.  三氯化铬中配位水被氨分子取代时,能生成多少种配合物?它们的颜色如何变化?试用晶体场理论解释.
15.  现有一不锈钢样品,含有Fe、Ni Cr和Mn四种金属，试设计一种简单的定性分析方法。
16.  第一过渡元素中，哪些离子可能表现出明显的姜-泰勒畸变？   
17.  简述V2O5的性质和用途
18.  计算溶液中0.1mol/LCr3+不发生水解的最低的PH值。
[Cr(H2O)6]3+==[Cr(OH)(H2O)5]2+ +  H+         K=10-4
19.  在K2Cr2O7的饱和溶液中加入浓H2SO4，并加热到200℃时，发现溶液的颜色变为蓝绿色，经检验反应开始时溶液中并无任何还原剂存在，试说明上述变化原因。
20.  铬酸洗液是怎样配制的？为什么它有去污能力？如何使用它比较合理？失效时有何外观现象？怎样再生？