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无机化学经典知识点


元素化学通论 一,含氧酸强度 1,R-O-H 规则:含氧酸在水溶液中的强度决定于酸分子中质子转移倾向的强弱, 质子转移倾向越大,酸性越强,反之则越弱。而质子转移倾向的难易程度,又取决 于酸分子中 R 吸引羟基氧原子的电子的能力,当 R 的半径较小,电负性越大,氧化 数越高时,R 吸引羟基氧原子的能力强,能够有效的降低氧原子上的电子密度,使 O-H 键变弱,容易放出质子,表现出较强的酸性,这一经验规律称为 R-O-H 规律。 1)同一周期,同种类型的含氧酸(如 HnRO4) ,其酸性自左向右依次增强。如: HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4 2)同一族中同种类型的含氧酸,其酸性自上而下依次减弱。如:HClO>HBrO>HIO 3)同一元素不同氧化态的含氧酸,高氧化态含氧酸的酸性较强,低氧化态含氧酸的 酸性较弱。如:HClO4>HClO3>HClO2>HClO 2, Pauling 规则: 含氧酸的通式是 ROn(OH)m, n 为非氢键合的氧原子数 (非羟基氧) , n 值越大酸性越强, 并根据 n 值把含氧酸分为弱酸 (n=0) , 中强酸 (n=1) , 强酸 (n=2) , 极强酸(n=3)四类。因为酸分子中非羟基氧原子数越大,表示分子中 R→O 配键越 多,R 的还原性越强,多羟基中氧原子的电子吸引作用越大,使氧原子上的电子密 度减小的越多,O-H 键越弱,酸性也就越强。注意:应用此规则时,只能使用结 构式判断,而不能使用最简式。 3,含氧酸脱水“缩合”后,酸分子内的非氢键合的氧原子数会增加,导致其酸性增 强,多酸的酸性比原来的酸性强。 二,含氧酸稳定性 1,同一元素的含氧酸,高氧化态的酸比低氧化态的酸稳定。如: HClO4>HClO3>HClO2>HClO 2,氧化还原性: 1)同一周期主族元素和过渡元素最高价含氧酸氧化性随原子序数递增而增强。如:

H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4,V2O5<Cr2O72 <MnO4




2) 相应价态, 同一周期的主族元素的含氧酸氧化性大于副族元素。 如: BrO4 >MnO4




,SeO42 >Cr2O72




3)同一元素不同氧化态的含氧酸中,低氧化态的氧化性较强。如:HClO>HClO2 4)同一主族中,各元素的最高氧化态含氧酸的氧化性,大多随原子序数增加呈锯齿 形升高,如:HNO3>H3PO4<H3AsO4 H2SO4<H2SeO4>H6TeO6,HClO4<HBrO4>H5IO6;低氧化态则自上而下有规律递减: HClO>HBrO>HIO 5)浓酸的含氧酸氧化性比稀酸强,含氧酸的氧化性一般比相应盐的氧化性强,同一 种含氧酸盐在酸性介质中比在碱性介质中氧化性强。 3,影响含氧酸(盐)氧化能力的因素: 1)中心原子结合电子的能力:若中心原子半径小,电负性大,获得电子的能力强, 其含氧酸(盐)的氧化性也就强,反之,氧化性则弱。同一周期的元素,自左往右, 电负性增大,半径减小,所以它们的最高氧化态含氧酸的氧化性依次递增。同一族 元素,从上至下,电负性减小,原子半径增大,所以低氧化态含氧酸(盐)的氧化 性依次递减。高氧化态氧化性锯齿形变化则是由于次级周期性引起的。 2)含氧酸分子的稳定性:含氧酸的氧化态和分子的稳定性有关,一般来说,如果含 氧酸分子中的中心原子 R 多变价,分子又不稳定,其氧化性越强。稳定的多变价元 素的含氧酸氧化性很弱,甚至没有氧化性。低氧化态含氧酸氧化性强还和它的酸性 弱有关,因为在弱酸分子中存在着带正电性的氢原子,对酸分子中的 R 原子有反极 化作用,使 R-O 键易于断裂。同理可以解释:①为什么浓酸的氧化性比稀酸强? 因为在浓酸溶液中存在着自由的酸分子,有反极化作用。②为什么含氧酸的氧化性 比含氧酸盐强?因为含氧酸盐中 Mn+反极化作用比 H+弱,含氧酸盐比含氧酸稳定。 三,含氧酸盐的热稳定性规律 1,同一盐及其酸稳定性次序是:正盐>酸式盐>酸。如:Na2CO3>NaHCO3>H2CO3

2,同一酸根不同金属的含氧酸盐,热稳定性次序是:碱金属>碱土金属>过渡金属> 铵盐。如:K2CO3>CaCO3>ZnCO3>(NH4)2CO3 3,同一酸根同族金属离子盐,热稳定性从上到下一次递增。如: BeCO3>MgCO3>CaCO3>SrCO3>BaCO3 4 , 同 一 成 酸 元 素 其 高 氧 化 态 含 氧 酸 盐 比 低 价 态 稳 定 。 如 : KClO4>KClO3>KClO2>KClO 5,不同价态的同一金属离子的含氧酸盐,其低价态比高价态稳定。如: Hg2(NO3)2>Hg(NO3)2 6,酸不稳定,其盐也不稳定,酸越稳定,其盐也较稳定。碳酸盐,硝酸盐,亚硫酸 盐,卤酸盐的稳定性都较差,较易分解;硫酸盐,磷酸盐较稳定,其酸也较稳定, 难分解。这是由于金属离子的反极化作用越大,该盐的热稳定性就越差。如:分解 温度 Na3PO4>Na2SO4>Na2CO3>NaNO3 四,p 区元素的次级周期性 次级周期性是指元素周期表中,每族元素的物理化学性质,从上向下并非单调的直 线式递变,而是呈现起伏的“锯齿形”变化,对于 p 区元素,主要是指第二,第四, 第六周期元素的正氧化态,尤其是最高氧化态的化合物所表现的特殊性。 1,第二周期 p 区元素的特殊性 1)N、O、F 的含氢化合物容易形成氢键,离子性较强。 2)它们的最高配位数为 4,而第 3 周期和以后几个周期的元素可以超过 4。 3)多数有生成重键的特性。 与同族元素相比,除稀有气体外,B、C、N、O、F 内层电子少,只有 1s2,原子半 径特别小(同一族中,从第二周期到第三周期原子半径增加幅度最大) ,价轨道没有 d 轨道等特点,所以第二周期元素的电子亲和能(EA)反常地比第三周期同族元素 的小。在形成化合键时,在键型、键数和键能等方面也有不同于同族元素的特殊性, 影响到这些元素的单质和化合物的结构和性质。

2,第四周期 p 区元素的不规则性 最突出的反常性质是最高氧化态化合物(如氧化物,含氧酸及其盐)的稳定性小, 而氧化性则很强。 第四周期 p 区元素,经过 d 区长周期中的元素,此外成增加了 10 个 d 电子,次外层 结构是 3s23p63d10,由于 d 电子屏蔽核电荷能力比同层的 s、p 电子的要小,这就使 从 Ga→Br,最外层电子感受到有效核电荷 Z*比不插入 10 个 d 电子时要大,导致这 些元素的原子半径和第三周期同族元素相比,增加幅度不大。由原子半径引起的这 些元素的金属性(非金属性) 、电负性、氢氧化物酸碱性、最高氧化态含氧酸(盐) 的氧化性等性质都出现反常现象,即所谓“不规则性”。最突出反常性质是这些元 素最高氧化态化合物(如氯化物、含氧酸及其盐)的稳定性小,而氧化性则很强。 如ⅦA 高溴酸(盐)氧化性比高氯酸(盐) 、高碘酸(盐)强得多。ⅥA H2SeO4 的 氧化性比 H2SO4(稀)强,中等浓度的 H2SeO4 就能氧化 Cl →Cl2,而浓 H2SO4 和 NaCl 反应→HCl;ⅤA H2AsO4 有氧化性,在酸性介质中能将 I 氧化为 I2,而 H3PO4 基本上没有氧化性,浓 H3PO4 和 I 反应只生成 HI。 导致第四周期 p 区元素性质不规则性的本质因素是因为第三周期过渡到第四周期, 次外层电子从 2s22p6 变为 3s23p63d10,第一次出现了 d 电子,导致有效核电荷 Z*增 加得多,使最外层的 4s 电子能级变低,比较稳定。 3,p 区金属 6S2 电子的稳定性 周期表中 p 区下方的金属元素,即第六周期的 Tl,Pb,Bi,Po 在化合物中的特征氧 化态应依次为+Ⅲ,+ Ⅳ,+Ⅴ和+Ⅵ,但这四种元素的氧化态表现反常,它们的低 氧化态化合物,既 Tl(Ⅰ),Pb(Ⅱ),Bi(Ⅲ),Po(Ⅳ)的化合物最稳定。长期以来,学者们 认为这是由于这四种元素存在 6S2 惰性电子对之故,这种现象为西奇威克最先注意 到,并称之为“惰性电子对效应” 。 产生惰性电子对效应,原因是多方面的,仅从结构上考虑主要有:从第四周期过渡 到第五周期,原子的次外层结构相同,所以同族元素相应的化合物性质改变较有规
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律。从第五到第六周期,次外电子层虽相同,但倒数第三层电子结构发生改变,第 一次出现了 4f 电子,由于 f 电子对核电荷的屏蔽作用比 d 电子更小,以使有效电荷 Z*也增加得多,6s2 也变得稳定,所以第六周期 p 区元素和第五周期元素相比,又表 现出一些特殊性。 五,无机化合物的水解性 无机物的水解是一类常见且十分重要的化学性质。在实践中我们有时利用他的水解 性质(如制备氢氧化铁溶胶等) ,有时却又必须避免它的水解性质(如配置 SnCl2 溶 液等) 。 1,影响水解的因素 1)电荷和半径 从水解的本质可见:MA 溶于水后是否发生水解作用,主要决定于 M+和 A 离子对


配位水分子影响(极化作用)的大小,显然金属离子或阴离子具有高电荷和较小的 离子半径时,他们对水分子有较强的极化作用,因此容易发生水解,反之低电荷和 较大离子半径的离子在水中不易发生水解,如:AlCl3,SiCl4 遇水都极易水解:AlCl3 +3H2O=Al(OH)3+3HCl,SiCl4+4H2O=H4SiO4+4HCl;相反,NaCl,BaCl2 在水中基本 不发生水解。 2)电子层结构 我们知道 Ca2+,Sr2+和 Ba2+等盐一般不发生水解,但是电荷相同的 Zn2+,Cd2+ Hg2+ 等离子在水中却会水解,这种差异主要是电子层结构不同而引起的。 Zn2+,Cd2+, Hg2+等离子是 18e 离子,他们有较高的有效核电荷,因而极化作用强,容易使配位


水发生水解。而 Ca2+,Sr2+和 Ba2+等离子是 8e 离子,它们具有较低有效核电荷和较


大的离子半径,极化作用较弱,不易使配位水发生分解作用,即不易水解。总之, 离子的极化作用越强该离子在水中就越容易水解。此外还可以看到非稀有气体构型 (18e ,9-17e ,18+2e )的金属离子,他们的盐都容易发生水解。 3)空轨道
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我们知道碳的卤化物如 CF4 和 CCl4 遇水不发生水解, 但是比碳的原子半径大的硅其 卤化物却易水解, 如: SiX4+4H2O= H4SiO4+4HX, 对于四氟化硅来讲: 3SiF4+4H2O= H4SiO4+4H++2SiF62


这种区别是因为碳原子只能利用 2s 和 2p 轨道成键, 这就使其

最大共价数限制在 4,并阻碍水分子中氧原子将电子对给予碳原子,所以碳的卤化 物不水解。 然而硅不仅有可利用的 3s 和 3p 轨道形成共价键, 而且还有空的 3d 轨道, 这样,当遇到水分子时,具有空的 3d 轨道的 Si4+接受水分子中氧原子的孤电子对, 而形成配位键,同时使原有的键削弱,断裂。这就是卤化硅水解的实质,由于相同 的理由,硅也容易形成包含 sp3d2 杂化轨道的 SiF62 配离子。NF3 不易水解,PF3 却


易水解也可以用同样的理由解释。硼原子虽然利用 2s 和 2p 轨道成键,但是因为成 键后在 2P 轨道中还有空轨道存在,所以硼原子还有接受电子对形成配位键的可能, 这就是硼的卤化物为什么会强烈水解的原因。 4)除结构因素影响水解反应以外,增高温度往往使水解加强。 5)由于水解反应是一个可逆平衡,所以溶液的酸度也会影响水解反应的进行。 2,水解产物的类型 一种化合物的水解情况主要决定于正负两种离子水解情况。负离子的水解一般比较 简单,下面主要讨论正离子水解的情况。水解产物的类型大致可分为以下几种:碱 式盐,氢氧化物,含氧酸(水解后所产生的含氧酸,有些可以认为是相应氧化物的 水合物) 。 无机物水解产物类型上的差别,主要是化合物中正离子和负离子对配位水分子的极 化引起的。 离子极化作用和水解产物关系对比 阳离子 阴离子 极 化 [H2O·M· OH2]2+ [H2O·A· H2O]2


作 用

增 [H2O·M· OH]+ [H2O·A· H]




[H·A·H] [HO·M·O H]

[HO·M·O ]


[O·M·O]2


水解反应有时伴有其他反应而使产物复杂化,这些反应有聚合,配合,脱水和氧化 还原等。例如有些盐发生水解时首先生成碱式盐,接着这些碱式盐聚合成多核阳离 子,如: Fe3++H2O→[Fe(OH)]2++H+,2Fe3++2H2O→[Fe2(OH)2]4++ 2H+ 当 Fe3 离子的水解作用再进一步进行时,将通过羟桥出现更高的聚合度,以至逐渐


形成胶体溶液,并最后析出水合氧化铁沉淀。这类沉淀从溶液中析出时均呈絮状, 十分疏松。这就是因为沉淀中包含着大量的水分,其来源首先就是水合离子内部所 含有的那些水分。 有 时 水 解 产 物 还 可 以 同 未 水 解 的 无 机 物 发 生 配 合 作 用 , 如 : 3SnCl4+3H2O=SnO2·H2O+2H2SnCl6 综上所述,就无机物的水解反应,可归纳出几条规律: 1,随正,负离子极化作用的增强,水解反应加剧,这包括水解度的增大和水解反应 的深化。离子电荷,电子壳结构(或统一为有效核电荷),离子半径是影响离子极化 作用强弱的主要内在因素,电荷高,半径小的离子,其极化作用强。由 18 电子(如

Cu+,Hg2+等),18+2 电子(如 Sn2+,Bi3+)以及 2 电子(Li+,Be2+)的构型过度到 9-17 电子(如 Fe3+,Co2+)构型,8 电子构型时,离子极化作用依次减弱。共价型 化合物水解的必要条件是电正性原子要有空轨道。 2,温度对水解反应的影响较大,是主要的外因,温度升高时水解加剧。 3,水解产物不外乎碱式盐,氢氧化物,含水氧化物和酸四种,这个产物顺序与正离 子的极化作用增强顺序是一致的。低价金属离子水解的产物一般为碱式盐,高价金 属离子水解的产物一般为氢氧化物或含水氧化物。在估计共价型化合物的水解产物 时,首先要判断清楚元素的正负氧化态,判断依据就是它们的电负性。在 P,S, Br,Cl,N,F 这系列中,元素在相互化合时,处于右位的为负性。负氧化态的非金 属的水解产物一般为氢化物,正氧化态的非金属元素的水解产物一般为含氧酸。 4,水解反应常伴有其他反应,氧化还原和聚合反应等。 六,无机物的酸分解反应: 1,SO32 +2H+=SO2↑+H2O


3NO2 +2H+=NO3 +2NO↑+H2O
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2,S2O32 +2H+=SO2↑+S↓+H2O


3,S22 +2H+=S↓+H2S↑


Sx2 +2H+=H2S↑+(x-1)S↓


4,SnS32 +2H+=SnS2↓+H2S↑
- -

2AsS33



+6H+=As2S3↓+3H2S↑

2AsS43



+6H+=As2S5↓+3H2S↑ 2SbS43 +6H+=Sb2S5↓+3H2S↑ 5,Mg2Si+4H+=2Mg2++SiH4(g) 6,6MgB2+12H+=6Mg2++B4H10+8B+H2(g)↑ 七,非金属单质的碱歧化反应: 1,X2+2KOH=KX+KXO+H2O 2,2F2+2OH =OF2+H2O+2F
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Fe2S3+4H+=2Fe2++S↓+H2S↑

Cl2+2OH =Cl +ClO +H2O







3,3I2+6OH =5I +IO3 +3H2O 4,3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O 5,4P+3NaOH+3H2O=3NaH2PO2+PH3↑

6,Si+2OH +H2O=SiO32 +2H2↑(与金属铝、锌等类似)
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7,2B+2NaOH+3KNO3(氧化剂)=2NaBO2+3KNO2+H2O 八,含氧酸盐热分解的自身氧化还原规律 含氧酸盐受热分解,如果有电子转移,而且这种转移是在含氧酸盐内部进行的话,就发 生自身氧化还原反应,如:2AgNO3
加热 ???? ?

2Ag+2NO2↑+O2↑

1,阴离子氧化阳离子反应:阴离子具有较强氧化性而阳离子又有较强还原性,如 NH4NO3,(NH4)2Cr2O7 等: NH4NO2
加热 ???? ?

N2↑+2H2O(实验室制 N2) MnO2+2NO

(NH4)2Cr2O7 Hg2(NO3)2
加热 ???? ?

加热 ???? ?

Cr2O3+ N2↑+4H2O

Mn(NO3)2

加热 ???? ?

2HgO+2NO2

这几个反应都是酸根将 NH4+氧化成 N2 或将低价的具有还原性的 Mn2+, Hg22+氧化成 MnO2 和 HgO 2,阳离子氧化阴离子的反应:如果含氧酸盐中阳离子具有强氧化性,而阴离子具有 强的还原性,则受热后可能在阴阳离子之间发生氧化还原反应,如: AgNO2
加热 ???? ?

Ag+NO2↑
- -

Ag2SO3


加热 ???? ?

2Ag+SO3↑

Ag2C2O4
加热 ???? ?

加热 ???? ?

2Ag+2CO2↑

这里是 Ag+将 NO2 、 SO32 、 C2O42 等离子氧化。 又如: HgSO4

Hg+O2↑+SO2↑ 在

盐热分解较多见主要是 Ag 和 Hg 的含氧酸盐易发生这种反应。 3,阴离子自身氧化还原反应:如果含氧酸盐中阳离子稳定,阴离子不稳定(ClO4 、 NO3 、MnO4 ) ,而且相应的酸性氧化物(Cl2O7、N2O5、Mn2O7)也不稳定时,则 它们受热时,只能在阴离子内部不同元素之间发生电子的转移而使化合物分解,通 常为阴离子自身氧化还原反应,分解时,通常有氧气放出。碱金属的第五、七族的 最高价含氧酸盐特别是多数卤素含氧酸盐, 加热时通常按这种方式分解, 由于 CO2、 SiO2、P2O5、O3 等分子比较稳定,所以碳酸盐、硅酸盐、磷酸盐、硫酸盐等热分解 时一般不放出氧气。 硝酸盐受热分解:热分解产物因金属离子的性质不同而分为如下三类: ①最活泼的金属(比 Mg 活泼的金属)的硝酸盐受热分解产生亚硝酸盐和氧气:
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2NaNO3

加热 ???? ?

2NaNO2+O2↑

②活泼性较差的金属(活泼性位于 Mg 和 Cu 之间的金属)的硝酸盐受热分解为氧 气、二氧化氮和相应的金属氧化物:2Pb(NO3)2
加热 ???? ?

2PbO+4NO2↑+O2↑

③不活泼金属(比 Cu 更不活泼的金属)的硝酸盐受热分解为氧气,二氧化氮和金 属单质:2AgNO3
加热 ???? ?

2Ag+2NO2↑+O2↑

九,含氧酸盐热分解的歧化反应规律 这种类型热分解虽也属氧化还原反应,但其氧化还原反应是发生在同一元素上,结 果使该元素的氧化数一部分变高,另一部分则变低,如 NaClO、Na2SO3、Cu2SO4 等。 1,阴离子的歧化反应: 需要具备如下三个条件: 1)成酸元素的氧化态处于中间价态; 2)酸根阴离子必须是不稳定的,而且歧化后元素的价态是稳定的,例如 ClO3 可歧 化为 Cl 和 ClO4 ; 3)含氧酸盐中阳离子必须稳定,它们都是碱金属和少数活泼的碱土金属离子等,如: 3NaClO
加热 ???? ?







2NaCl+NaClO3

4Na2SO3

加热 ???? ?

Na2S+3Na2SO4

应注意这三个条件必须同时具备,否则不发生这类反应,如亚硝酸钾 KNO2 和亚硝 酸银 AgNO2 中,氮原子处中间价态,但由于硝酸根不如亚硝酸根稳定,因此受热时 不会发生这种类型的反应。 2,阳离子歧化反应: 含氧酸盐中,若阳离子不稳定时,加热也可能发生歧化分解,如: Hg2CO3
加热 ???? ?

HgO+Hg+CO2

Mn2(SO4)3
加热 ???? ?

加热 ???? ?

MnO2+MnSO4+2SO3

有的在水溶液中进行:2Cu+(aq)

Cu2+(aq)+Cu

综上所述:在常见的含氧酸盐中磷酸盐、硼酸盐、硅酸盐都比较稳定,它们在加热 时不分解,但易脱水缩合为多酸盐;硝酸盐及卤酸盐不稳定,由于它们的酸根离子 具有氧化性,因此加热这类盐会发生不同形式的氧化还原反应,随金属阳离子的不

同产物各异,如硝酸盐的几种类型;碳酸盐和硫酸盐等居中,且硫酸盐的分解温度 高于碳酸盐,一般含氧酸盐的酸式盐不如正盐稳定。 十,金属元素高低价转化的规律 元素周期表中,除少数金属元素无变价外,其余均有变价。同一金属的多种不同价 态在溶液中存在的形式不同,它们都以各自的最稳定状态而存在于溶液中。①处于 低价态的金属离子一般以简单的阳离子形式存在于溶液中,如 Pb2+、Mn2+、Fe2+、 Bi3+、Cr3+等;②处于中间价态的金属元素大都以氧化物、氧酰离子或相应价态的酸 根离子形式存在于溶液中,如 MnO2、PbO+、CrO2 等;③处于高价态的金属元素常


以复杂的含氧酸根形式存在,如 MnO4 、BiO3 、CrO42 、FeO42 等。这主要是因为
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同一金属元素离子价态越高,半径就越小,离子电荷与半径的比值越大的离子,对 水分子的极化力大。由于极化,使 O-H 键电子密度减少,易断键,结果,由水配 位的金属离子转化为羟基配位的金属离子,进一步转化为氧配位的配合阴离子如 MnO4


金属元素高低价态离子间的相互转化过程,实际上就是氧化还原的过程。有些氧化 还原过程常伴有介质参加,而且介质可影响氧化还原产物。因此水溶液中金属元素 的高低价相互转化过程与介质的酸碱性有关,而且存在普遍规律: 1, 由低价态化合物转化到高价态化合物, 需在碱性介质中用氧化剂氧化低价态的离 子,如: Pb2+ Cr3+ Fe2+ Ni2+ →PbO22 →PbO2


Bi3+


→Bi(OH)3

→NaBiO3


→CrO2



→CrO42

Mn2+ →Mn(OH)2→MnO2→MnO42 →FeO42


→Fe(OH)2 →Ni(OH)2

→Fe(OH)3 →Ni2O3

Co2+ →Co(OH)2

→Co2O3

在碱性介质中能完成这种转化过程,有几点原因:①从电极电势来看在碱性介质中 金属的电对较低,其还原态不稳定,还原性较强,易找合适的氧化剂将低价态氧化 成高价态。 ②这些元素的高价态在酸性介质中极不稳定, 只能在碱性中存在。 如 Pb4+

在酸性介质中不能稳定存在,只能在碱性中以 PbO2 形式存在,Co3+、Ni3+在酸中也 不稳定,只在碱中以 Co2O3、Ni2O3 存在;Bi3+及 HBiO3 不稳定,以 NaBiO3 存在, MnO42 在碱中存在,酸中迅速歧化。因此,碱性条件是形成高价态化合物本身的要


求。当然也有一些高价态在酸中稳定,不一定用碱,但只是少数,如:Sn2+→Sn4+ Fe2+→Fe3+ Ce3+→Ce4+ 再如 Mn2+转化成 MnO4 在碱性介质较易转化, 而
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在酸性溶液中则需很强的氧化剂(BiO3 、S2O82 、PbO2、IO4 等)才能进行。绝大 多数金属由低价态转化到高价态需在碱性介质中进行,是主要的制备原则(碱性介 质加上强氧化剂是制备高价态的一个原则) 。 2, 由高价态向低价态转化需在酸性介质条件下, 用强还原剂将高价化合物还原, 如: PbO2→Pb2+ NaBiO3→Bi3+ CrO42 →Cr3+


在酸性介质中,电对的值增大,其高价态的氧化性增强,在强还原剂的作用下可以 转化为低价态的金属离子。 元素的存在 主要矿物的名称和组成 锂 Li 锂辉石 LiAl(SiO3)2,锂云母 K2Li3Al4Si7O21(OH2F)3,透 锂长石 LiAlSi4O10 钠 Na 盐湖和海水中的氯化钠(每升海水约含 30gNaCl) ,天 然碱 Na2CO3·xH2O, 硝石 NaNO3,芒硝 Na2SO4·10H2O 钾K 光卤石 KCl·MgCl2·6H2O,钾长石 K[AlSi3O8],盐湖 KCl,海水中 KCl 的含量仅为 NaCl 的 1/40 铍 Be 绿 柱 石 Be3Al2(SiO3)6 , 硅 铍 石 Be2SiO4 , 铝 铍 石 BeO·Al2O3 镁 Mg 菱镁矿 MgCO3,光卤石,白云石(Ca,Mg)CO3

钙 Ca

大 理 石 , 方 解 石 , 白 垩 , 石 灰 石 (CaCO3) , 石 膏 CaSO4·2H2O,萤石 CaF2

锶 Sr 钡 Ba 硼B

天青石 SrSO4,碳酸锶矿 SrCO3 重晶石 BaSO4,毒重石 BaCO3 硼砂 Na2B4O7·10H2O,方硼石 2Mg3B3O15·MgCl2,硼 镁矿 Mg2B2O5·H2O,少量硼酸 H3BO3

铝 Al 镓 Ga

铝矾土矿 Al2O3·xH2O 以杂质形式分散于铝矾土矿中

铟 In 铊 闪锌矿 ZnS 中含有少量的铟和铊 Tl 锗 Ge 与硫化物矿共生,如硫银锗矿 4Ag2S·GeS2,硫铅锗矿 2PbS·GeS2,或以 GeO2 的形式富集在烟道灰中 锡 Sn 铅 Pb 硅 Si 锡石 SnO2 硫化物和碳酸盐,如方铅矿 PbS,白铅矿 PbCO3 正 长 石 K2O · Al2O3 · 6SiO2 , 白 云 母

K2O·3Al2O3·6SiO2·2H2O 高岭土 Al2O3·2SiO2·2H2O,石棉 CaO·3MgO·4SiO2 滑 石 3MgO · 4SiO2 · H2O , 泡 沸 石

Na2O·Al2O3·2SiO2·nH2O 磷P 砷 As 锑 Sb 铋 Bi 磷酸钙 Ca3(PO4)2,氟磷灰石 3Ca3(PO4)2·CaF2 雄黄 As4S4 辉锑矿 Sb2S3 辉铋矿 Bi2S3

硒 碲 Te 硫S

Se 分散稀有元素,以极微量存在于各种硫化物矿中

黄铁矿 FeS2,其他 PbS,CuFeS2,ZnS,CaSO4,BaSO4, Na2SO4·10H2O

氟F

萤石 CaF2,冰晶石 Na3AlF6

氯 Cl 溴 主要以钠、钾、钙、镁的无机盐形式存在于海水中,其 Br 碘 I 中氯化钠的含量最高,某些海藻体内含有碘元素,智利 硝石(NaNO3)中含有少量碘酸钠(NaIO3) 钛 Ti 钒V 钛铁矿 FeTiO3,金红石 TiO2 分散存在, 四川攀枝花铁矿中含有丰富的钛和相当数量 的钒 铬 Cr 钼 Mo 钨W 铬铁矿 Fe(CrO2)2 辉钼矿 MoS2 黑钨矿 MnFeWO4,白钨矿 CaWO4(我国钨矿储量约占 世界总储量的一半) 锰 Mn 铁 Fe 钴 Co 镍 Ni 铜 Cu 银 Ag 金 Au 软锰矿 MnO2·xH2O,深海锰矿“锰结核” 赤铁矿 Fe2O3, 磁铁矿 Fe3O4, 黄铁矿 FeS2, 菱铁矿 FeCO3 辉钴矿 CoAsS 镍黄铁矿 NiS·FeS 辉铜矿 Cu2S,孔雀石 Cu2(OH)2CO3 辉银矿 Ag2S 碲金矿 AuTe2,金沙(单质金与砂子的混合物)

稀 土 元 轻稀土元素(La Ce Pr Nd Pm Sm Eu 铈组) :独居石(磷 素 Rare 铈镧矿,Ce,La 等的磷酸盐) ,氟碳铈镧矿( Ce,La Earths, 等的氟碳酸盐) 含 镧 系 重稀土元素(Gd Tb Dy (Y) Ho Er Tm Yb Lu 钇组) :硅 元 素 及 铍钇矿( Y2FeBe2SiO10) ,磷酸钇矿 YPO4 ,黑稀金矿 钇 Y、 [(Y,Ce,La)(No,Ta,Ti)2O6]等 镥 Lu 我国已探明稀土储量及工业储量均占世界总储量和世 界工业储量的 80%左右 钍 Th 铀U 硅酸钍矿 ThSiO4,独居石 沥青铀矿 U3O8

单质的制取 工业上冶炼金属的一般方法 工业上的还原过程即称为冶炼,把金属从化合物中的还原成单质。由于金属的化学 活泼性不同,需采取不同的冶炼方法,一种金属采用什么提炼方法与它们的化学性 质、矿石的类型和经济效果等有关。金属的提炼方法与它们在周期表中的位置大致 关系见下表。
IA 1 H
3

1 氢

2 锂 铍 11 Na 12 Mg 3 钠 镁 IIIB
19 K 37 Rb 38 Sr 39

IIA Li 4 Be

2 He IIIA IVA VA VIA VIIA 氦 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne

硼 碳 氮 氧 氟 氖
13 Al 14 Si 15

4 钾 钙 钪 钛 钒 铬 锰 铁 钴 镍 铜 锌 镓 锗 砷 硒 溴 氪
Y
40 Zr 41 Nb 42 Mo 43

20 Ca 21 Sc 22 Ti 23

VIII IB IIB IVB VB VIB VIIB V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn Tc 44 Ru

铝 硅 磷 硫 氯 氩
I

P

16

S

17 Cl 18 Ar

31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 54 Xe

5 铷 锶 钇 锆 铌 钼 锝 钌 铑 钯 银 镉 铟 锡 锑 碲 碘 氙 55 Cs 56 Ba 57-71 72 Hf 73 Ta 74 W 75Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 6 铯 钡 LaLu - 铪 钽 钨 铼 锇 铱 铂 金 汞 铊 铅 铋 钋 砹 氡 2.电解法或 3.热还原法 4.热分解法 7 1.电解法 活泼金属还原
金属提炼方法与周期表位置的关系

45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53

工业上提炼金属一般有下列几种方法: 一、热分解法 在金属活动顺序中, 在氢后面的金属其氧化物受热就容易分解, 如:HgO 和 Ag2O 加 热发生下列分解反应:2HgO→2Hg+O2? 将辰砂(硫化汞)加热也可以得到汞:HgS+O2→Hg+SO2? 二、热还原法 大量的冶金过程属于这种方法。焦炭、一氧化碳、氢和活泼金属等都是良好的还原 剂。 1.炭热还原法 反应需要高温,常在高炉和电炉中进行。所以这种冶炼金属的方

法又称为火法冶金. 氧化物矿:SnO2+2C→Sn+2CO2?,MgO+C→Mg+CO? 碳酸盐矿:一般重金属的碳酸盐受热时都能分解为氧化物,再用焦炭还原。 硫化物矿:先在空气中锻烧,使它变成氧化物,再用焦炭还原。如从方铅矿提取铅: 2PbS+3O2→2PbO+2SO2?,PbO+C→Pb+CO? 2.氢热还原法 工业上要制取不含炭的金属常用氢还原法。生成热较小的氧化物,例如,氧化铜、氧 化铁等,容易被氢还原成金属。而具有很大生成热的氧化物,例如,氧化铝、氧化 镁等,基本上不能被氢还原成金属。用高纯氢和纯的金属氧化物为原料,可以制得 很纯的金属。 3.金属热还原法(金属置换法) 选择哪一种金属(常用 Na、Mg、Ca、Al)做还原剂,除 ΔrG? 来判断外还要注意下几 方面情况;(1)还原力强;(2)容易处理;(3)不和产品金属生成合金;(4)可以得到高 纯度的金属;(5)其它产物容易和生成金属分离;(6)成本尽可能低,等等。 铝是最常用的还原剂即铝热法。Cr2O3 + 2Al=Al2O3+2Cr ΔrGθ= -622.9KJ.mol
-1

铝容易和许多金属生成合金。可采用调节反应物配比来尽量使铝完全反应而不残留

在生成的金属中。 钙、镁一般不和各种金属生成合金,因此可用作钛、锆、铪、钒、铌、钽等氧化物 的还原剂。如用活泼金属还原金属卤化物来制备: TiCl4+4Na→Ti+4NaCl,TiCl4+2Mg→Ti+2MgCl2 三、电解法 排在铝前面的几种活泼金属,不能用一般还原剂使它们从化合物中还原出来。这些 金属用电解法制取最适宜,电解是最强的氧化还原手段。 电解法有水溶液电解和熔盐电解法两种。活泼的金属如铝、镁、钙、钠等用熔融化 合物电解法制备。 提取方法的主要过程 锂 钠 钾 450℃下电解 55%LiCl 和 45%KCl 的熔融混合物。 580℃下电解熔融的 40%NaCl 和 60%CaCl2 的混合物。 850℃下,用金属钠还原氯化钾: KCl+Na→NaCl+K 铷 铯 13Pa,800℃下,用钙还原氯化铯: 2CsCl+Ca→CaCl2+2Cs 铍 350℃~400℃下,电解 NaCl 和 BeCl2 的熔融盐;或采用 镁还原氟化铍: BeF2+Mg→Be+MgF2 镁 电解水合氯化镁(含 20%CaCl2,60%NaCl) :先脱去其 中的水,再电解得到镁和氯气, MgCl2 · 1.5H2O(+CaCl2+NaCl)
电解 MgCl2 ???? Mg+Cl2

700~720℃ ?????? ? 熔融

MgCl2+1.5H2O ,

还可采用硅热还原法: 2(MgO·CaO)+FeSi→2Mg+Ca2SiO4+Fe



(780~800)℃下,电解 CaCl2 与 KCl 的混合物; 铝热法:6CaO+2Al→3Ca+3CaO·Al2O3



浓碱溶液分解硼镁矿:先得到偏硼酸钠晶体,再将其溶 于水,通入 CO2 调节溶液的 pH 值,经浓缩后可得到硼 砂。硼砂溶于水后经硫酸酸化可析出硼酸,再加热脱水 生成 B2O3,最后用镁等活泼金属将其还原得到单质硼; 制备高纯度的硼可以采用碘化硼 BI3 热分解的方法。



铝矾土(Al2O3)加压碱融得到 Na[Al(OH)4],经沉降、过滤 后,在溶液中通入 CO2 生成 Al(OH)3 沉淀,过滤后将沉 淀干燥灼烧得到 Al2O3,最后将 Al2O3 和冰晶石 Na3AlF6 的熔融液在 1300K 左右的高温下电解,在阴极上得到熔 融的金属铝,纯度可达 99%



石墨在高温(2000℃)高压(500MPa)催化剂(如 Fe, Cr,Pt)存在的条件下合成金刚石;用砂石、焦炭在电 炉中加热至 3500℃保持 24h 可得石墨: SiO2+3C→2CO+SiC→C(石墨)+Si+2CO; 于惰性气氛下电弧蒸发石墨可合成 C60



工业用晶形硅可按如下步骤得到: SiO2
C ??? ? 电炉
Cl2 H2 蒸馏 ? ? 纯 SiCl4 ??? ? SiCl4 ??? Si ??? ? ? Si 还原



锗矿石用硫酸和硝酸的混合酸处理后转化为 GeO2,然后 溶解于盐酸中生成 GeCl4,经水解生成纯的 GeO2,再用 H2 还原得到金属锗。

锡 铅

SnO2+2C→Sn+2CO 先将方铅矿矿石焙烧转化为相应的氧化物,然后用碳还 原得到铅:

2PbS+3O2→2PbO+2SO2,PbO+C→Pb+CO 氮气 工业:空气液化分馏;实验室:NH4Cl 与 NaNO2 的混合 溶液加热。 磷 将磷酸钙、 砂子和焦炭在电炉中加热到 1500℃可得白磷: 2Ca3(PO4)2+6SiO2→3CaSiO3+P4O10 , P4O10+10C→P4( 白 磷)+10CO; 白磷隔绝空气加热至 400℃可得到红磷: P4(白磷)→4P(红 磷); 白磷在高压和较高温度下可转变为黑磷。 砷 锑 硫化物矿焙烧后用碳还原: 铋 2Sb2S3+9O2→2Sb2O3+6SO2,Sb2O3+3C→2Sb+3CO

硒 碲 可从硫化物矿焙烧的烟道气中除尘时回收,或从电解精 炼铜的阳极泥中回收。 氟 电解三份 KHF2 与二份无水氟化氢的熔融混合物制取:
电解 2HF ???? ? F2+H2 373 K

氯气

工业上通过电解氯化钠水溶液制取:
电解 2NaCl+2H2O ???? 2NaOH+Cl2+H2;

实验室用 MnO2 和浓盐酸反应制取,也可用浓盐酸与高 锰酸钾或重铬酸钾制取。 溴 工业上于海水或卤水中制取:先通入氯气将 Br 氧化为 Br2: Cl2+2Br →2Cl +Br2, 然后用空气在 pH 为 3.5 左右时将生成的 Br2 从溶液中吹 出,并用碳酸钠溶液吸收,生成溴化钠和溴酸钠而与空 气分离开:
- - -

3Br2+3CO32 →5Br +BrO3 +3CO2,
- - -

然后将溶液浓缩后用硫酸酸化可得液溴: 5Br +BrO3 +6H+→3Br2+3H2O
- -



用水浸取海藻后,将所得溶液用适量的氯气氧化 I 为 I2: Cl2+2I →I2+2Cl ,I2+I →I3 , 可用离子交换法对所得溶液加以浓缩(若氯气过量,会 将 I2 氧化为 IO3 ) ; 也可用 MnO2 在酸性溶液中氧化制取 I2, 加热使碘升华以 分离提纯; 还可以采用亚硫酸氢钠还原法从智利硝石所含的碘酸钠 制取: 2IO3 +5HSO3 →I2+2SO42 +3HSO4 +H2O
- - - - - - - - -



稀 有 将液态空气分级蒸馏,首先蒸馏出氮,再继续分馏,得 气 体 到含少量氮的以氩为主的稀有气体混合物,将此气体通 过 NaOH 除去 CO2,再通过赤热的铜丝除去微量的氧, 最后通过灼热的镁屑除去氮,余下的气体便是以氩气为 主的稀有气体混合物;从天然气中分离氦也可以采用液 化的方法。 稀有气体之间的分离是利用低温下活性炭对这些气体的 选择性吸附来进行的,由于色散力的差异,相同温度下 分子量大的气体被吸附的多些,吸附后的活性炭在低温 下经过分级解吸可得到各种稀有气体。

稀 土 1,以独居石为例的稀土元素提取方法: 元 素 ① NaOH 分 解 法 : (RE)PO4+ 浓

(130~150)℃ ? (RE)(OH)3(s)+Na3PO4, NaOH ???????

矿石中的钍(Th)和铀(U)以 Th(OH)4 和 Na2U2O7 的形式和 (RE)(OH)3 共同沉淀出来,用水浸出 Na3PO4 后,在沉淀 中加入硝酸使沉淀都以硝酸盐的形式转入溶液中: (RE)(OH)3+3HNO3→(RE)(NO3)3+3H2O, Th(OH)4+4HNO3→Th(NO3)4+4H2O, Na2U2O7+6HNO3→2UO2(NO3)2+2NaNO3+3H2O, Th 和 U 可在随后的萃取过程中与其他稀土元素分离; ② H2SO4 分 解 法 :

(200~250)℃ ? (RE)2(SO4)3(s)+2H3PO4, 2(RE)PO4+3H2SO4(浓) ???????

Th 成为 Th(SO4)2,用冷水浸出后,加 Na4P2O7 到浸出液 中,ThP2O7 生成沉淀,其他镧系元素可以向溶液中加入 草酸生成草酸盐沉淀得以分离,草酸盐经过灼烧后可以 得到(RE)2O3; ③氯-碳分解法:将独居石与碳混合加热并通入氯气:
1000℃ 2(RE)PO4+3C+6Cl2 ????? 2(RE)Cl3+2POCl3+3CO2,

其他杂质也生成氯化物,如 UCl4,ThCl4,TiCl4,FeCl3 等, 但由于沸点不同, 杂质可以与稀土元素分开, (RE)Cl3 则以液态形式流出。 2,稀土元素的分离:分级结晶法,分级沉淀法,氧化还 原法等曾是过去使用的主要分离方法,目前更常用的是 离子交换法和溶剂萃取法。 ①离子交换法:分离稀土元素时一般用磺酸型聚苯乙烯 树脂作为阳离子交换树脂。根据离子交换能力大小的差

钍 铀

1000℃下用金属钙还原 ThO2 可制得金属钍。 沥青铀矿经酸或碱处理后用沉淀法、溶剂萃取法或离子 交换法可得到 UO2(NO3)2,再经还原可得 UO2,UO2 在 HF 中加热得 UF4,用 Mg 还原 UF4 可得 U 和 MgF2。 颜 色

S 区元素的火焰颜色 元素 颜色 Li 深 红 Na 黄 K 紫 Rb 红 紫 Cs 蓝 Ca 橙 红 Sr 深 红 Ba 绿

波 长 / 670. 589. 766. 780. 455. 714. 687. 553. μ m 8 2 5 0 5 9 8 5

Li2O 白色,Na2O 白色,K2O 淡黄,Rb2O 亮黄,Cs2O 橙红,Na2O2 淡黄色颗粒状, 碱土金属氧化物皆为难溶于水的白色粉末,碱金属和碱土金属的氢氧化物皆为白色 固体。无定形硼为棕色粉末,晶形硼呈黑灰色。自然界结晶形态的 α -Al2O3 成为 刚玉,红宝石由于含有极微量的铬的氧化物如 Cr2O3 而呈红色,蓝宝石由于含有铁 和钛的氧化物而呈蓝色。SnO2 白色,氧化亚锡 SnO 黑色,氧化高铅 PbO2 暗褐色粉 末,氧化铅 PbO 橙黄色,四氧化三铅(俗称铅丹)Pb3O4 鲜红色,Pb2O3 橙色, ,SnS 棕色,PbS 黑色,SnS2 黄色 连氨 (肼) N2H4 为在空气中强烈发烟的无色液体, 燃烧时呈紫色火焰。 硫化铵(NH4)2S 无色或黄色晶体,与空气接触很快变黄,形成部分多硫化物和(NH4)2S2O3NO2 红棕 色气体,N2O3 淡蓝色。亚硝酸银 AgNO2 淡黄色,难溶于水,亚硝酸铵 NH4NO2 浅 黄色晶体。五氧化二磷 P2O5 雪白色絮状晶体,三氧化二铋 Bi2O3 黄色粉末加热变为 红棕色 Bi2O5,五氧化二锑 Sb2O5 淡黄色粉末,As2S3 黄色,Sb2S3 橙色,Bi2S3 黑色, As2S5 黄色,Sb2S5 橙色

部分金属硫化物的颜色和溶解性 硫化物 颜 色 溶 解 性 硫化物 颜 色 Na2S K2S (NH4)2 S CaS BaS MnS FeS 白色 黄棕色 溶液无色 (微黄) 无色 无色 肉红色 黑色 CuS Hg2S 溶于稀酸 Cu2S 0.3mol/L HCl NiS(α ) 黑色 CoS( α ) ZnS( α ) 随着原子序数增加,颜色加深,这主要是硫化物中共享的离域 键增加。 F2 浅黄色,Cl2 黄绿色,Br2 红棕色,I2 紫色,固态碘呈紫黑色,并带有金属光泽。 氯 的 氧 一 氧 化 二 氯 黄棕色气体 化物的 Cl2O 白色 Bi2S3 黑色 黑色 Ag2S( α ) HgS Sb2S3 黑色 橙色 溶于王水 黑色 黑色 黑色 黑色 溶于水或 SnS 微溶于水 CdS PbS 棕色 黄色 黑色 溶 解 性 溶 度 溶于浓盐 积 酸 [MCl4]2


从 上 到

溶于硝酸 下 依 次 减 小

颜 色 及 二氧化氯 ClO2 黄绿色气体 性状 六 氧 化 二 氯 深红色液体

Cl2O6 七 氧 化 二 氯 无色油状液 Cl2O7




工业用 30%盐酸因含杂质(主要是[FeCl4] )而带黄色。 HBrO4 艳黄色,硫氰(SCN)2 黄色液体,XePtF6 红色晶体 卤素互化物的颜色及结构 类 化 型 合 物 X X' ClF( 无 X g) BrF (g) 色 X' 红 棕
3

颜 类 价 层 电 分 子 X 杂化 化 色 型 子对数 构型 方式 合 物 5 T形 sp3d ClF
3(g)

颜 色

浅 绿

BrF 无
3(l)



BrC 红 l(g) 棕 6 四 方 sp3d2 锥形

ICl3 橙 (s) 色

ICl( 红 X g) 棕 X'
5

BrF 无
5(l)



IBr( 深 s) 红

IF5( 无 l) 色

X X'
7

7

五 角 sp3d3 锥形

IF7( 无 g) 色

第一过渡系金属水合离子的颜色

d 电子 水合离子 数 d0

水合离子 颜色

d 电子 水合离子 数 d5 [Fe(H2O)6 ]3+ d6 [Fe(H2O)6 ]2+

水合离子 颜色 淡紫色

[Sc(H2O)6 无色(溶 ]3+ 液) 紫色

d1

[Ti(H2O)6 ]3+

淡绿色

d2

[V(H2O)6 ]3+

绿色

d6

[Co(H2O)
3+ 6]

蓝色

d3

[Cr(H2O)6 ]3+

紫色

d7

[Co(H2O)
2+ 6]

粉红色

d3

[V(H2O)6 ]2+

紫色

d8

[Ni(H2O)6 ]2+

绿色

d4

[Cr(H2O)6 ]2+

蓝色

d9

[Cu(H2O)
2+ 6]

蓝色

d4

[Mn(H2O )6]3+

红色

d10

[Zn(H2O)
2+ 6]

无色

d5

[Mn(H2O )6]2+

淡红色

自然界的金红石 TiO2 由于含有少量的铁、铌、钽、钒等呈红色或黄色,TiCl3 紫色 晶体 CrO42 黄色,MnO4 紫色 V2O5 橙黄色晶体,偏矾酸铵 NH4VO3 微黄色晶体,
- -

偏矾酸钠 NaVO3 黄色晶体,VO2 蓝色固体,VF4 绿色固体,VCl4 暗棕色液体,VBr4 洋红色液体(-23℃以上不稳定) ,V2O3 灰黑色固体,V2S3 棕黑色固体 pH >12 .6 12~9 9~7 7~6.5 6.5~2.2 2.2~1 <1

V(Ⅴ ) VO V2O6(O V3O V10O V2O5·x 离子 颜色
4 3-

V10O286
?



VO
2+

H)3



9

3-

28

6-

H2O 橙棕色

VO2+

淡黄色(或无色) 红棕色





淡黄色


在 NH4VO3 的盐酸溶液中加入 Zn ,会依次看到生成蓝色的 [VO(H2O5]2 ,绿色的 [VCl2(H2O)4]+,最后生成紫色的[V(H2O)6]2+ 在酸性溶液中钒的各种离子 离 子 VO2+· nH2O [VO(H2O)5]2+ [V(H2O)6] [V(H2O)6]2 简写为 VO2+ 简写为 VO2+
3+ +

简写为 V3+

简写为 V2+ 3 +2 紫色 -1.2(Ⅱ /0) VO 溶于 酸

d 电子数 氧化值 颜 色 E0/V

0 +5 淡黄色 1.0(Ⅴ/Ⅳ)

1 +4 蓝色 0.337(Ⅳ/Ⅲ)

2 +3 绿色 0.25(Ⅲ/ Ⅱ)

生成方法

钒酸盐加 足量酸

V2O5 用 SO32 V2O3 溶于 -在酸性溶 液中还原 酸

与 OH-反 应产物

V2O5

VO(OH)2

V2O3

V(OH)2

三氧化铬(铬酐)CrO3 暗红色晶体,三氧化二铬(铬绿)Cr2O3 绿色粉末,过氧化 铬 CrO5 蓝色,三氯化铬 CrCl3·H2O 紫色晶体,Cr(OH)3 灰绿色,铬酸钾 K2CrO4 黄 色晶体,BaCrO4 淡黄色,PbCrO4 黄色,Ag2CrO4 砖红色,重铬酸钾 K2Cr2O7(红矾) 橙红色晶体,硫酸钾铬(铬钾矾)KCr(SO4)2·12H2O 暗紫色八面晶体,氯化铬酰

CrO2Cl2 深红色易挥发液体,Cr2(Ac)4·2H2O 粉红色 水溶液中铬的各种离子 离 子 Cr2O72


CrO42



[Cr(H2O [Cr(OH)4]- [Cr(H2O )6]3+(或 Cr3+) )6]2+(或 Cr2+) 3 +3 亮绿色 过量强碱溶 液中 4 +2 蓝色 酸性

d 电子数 氧化值 颜 色 存在时 的 pH 构 型

0 +6 橙红色 <2

0 +6 黄色 >6

3 +3 紫色 酸性

两个四 面体共 用一个 O

正四 面体

八面体

(在固态化 合物中以 CrO2 存在)


八面体

三氧化钨 WO3 黄色粉末,钨酸 H2WO4 黄色沉淀,钨蓝(W(Ⅵ)和 W(Ⅴ)氧化物的混 合物)WO2.67(OH)0.33 钼酸 H2MoO4 白色沉淀, (四缩)七钼酸六铵(NH4)6Mo7O24· 24H2O 无色或淡绿色晶体, 磷钼酸铵(NH4)3PO4·12MoO3·6H2O 黄色沉淀,磷钼酸 H3[P(Mo3O10)4]·12H2O 黄 色闪光晶体(见光分解,储于黑色磨口瓶中) 高锰酸钾 KMnO4 紫红色近乎黑色晶体, 锰酸钾 K2MnO4 暗绿色晶体, 二氧化锰 MnO2 黑色无定形粉末,硫酸锰 MnSO4·7H2O 肉红色晶体,氯化锰 MnCl2·4H2O 肉红色 晶体,七氧化二锰(高锰酸酐)Mn2O7 黄绿色油状液体,氧化锰 MnO 绿色粉末, MnO2·xH2O 棕褐色,MnS 肉色,MnCO3 白色,Mn(NH4)PO4 肉色,[MnF6]3 红色


水溶液中锰的各种离子及其性质 离 子 MnO4


MnO42



[Mn(H2O)6] [Mn(H2O)6]

3+

2+

d 电子数 氧化值 颜 色 存在于溶 液中的条 件

0 +7 紫红色 中性溶液 中稳定

1 +6 暗绿色 在 pH>13.5 的碱性溶 液中稳定

4 +3 红色 很容易歧 化为 MnO2 和 Mn2+

5 +2 淡红色 酸性溶液 中稳定

Fe2O3 红棕色,FeO 黑色,Fe3O4 黑色,FeCl3 黑褐色层状晶体,Fe(NO3)3·9H2O 淡 紫色晶体,FeCl2·4H2O 透明淡蓝色晶体,FeSO4·7H2O 淡绿色晶体,硫酸亚铁铵 (Mohr 盐)(NH4)2FeSO4)2·6H2O 绿色晶体,Fe(OH)3 红棕色,FeO42 紫红色,五氰


亚硝酰合铁 ( Ⅱ ) 酸钠 Na2[Fe(CN)5NO] · 2H2O 红色晶体, [Fe(phen)3]2+ 深红色, [Fe(phen)3]3+蓝色 Co2O3·xH2O 暗褐色,Ni2O3·2H2O 灰黑色,CoO 灰绿色,NiO 绿色,CoF3 淡棕色 粉末,CoCl2 蓝色,CoCl2·H2O 蓝紫色,CoCl2·2H2O 紫红色,CoCl2·6H2O 粉红 色晶体,CoSO4·7H2O 淡紫色晶体,Co(OH)2 粉红色,碱式碳酸钴 Co2(OH)2CO32
- -

蓝色,CoCl42 天蓝色,[Co(NH3)6]2+土黄色,[Co(NH3)6]3+红色,NiCl2·6H2O 草绿 色晶体,NiSO4·7H2O 暗绿色晶体,Ni(NO3)2·6H2O 青绿色晶体,Ni(CN)2 绿色, [Ni(CN)4]2 黄色,[Ni(NH3)6]2+蓝色,Ni(OH)Cl 绿色,Ni(OH)2 苹果绿色,NiO(OH)


黑色 羰基簇合物:Fe2(CO)9 褐色,Fe3(CO)12 墨绿色,Co2(CO)8 橙红色,Co4(CO)12 黑色, Rh2(CO)8 橙色,Rh4(CO)12 红色,Rh6(CO)16 黑色 第一过渡系代表性的羰合物 ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ Ni(CO

V(CO) Cr(CO) Mn2(CO Fe(CO) Co2(C

6

6

)10 金黄色 固体

5

O)8 橙色 固体

)4 无色 液体

颜色 常温下 状态

黑色 固体

无色 固体

黄色 液体

氧化铜 CuO 棕黑色粉末, 氧化亚铜 Cu2O 暗红色粉末, 硫酸铜 (胆矾) CuSO4· 5H2O 蓝色晶体,Cu(NO3)2·3H2O 蓝色晶体,CuCl2·2H2O 绿色晶体,氯化亚铜 CuCl 白 色四面体晶体(吸湿后变绿) ,Cu(OH)2 浅蓝色,[Cu(OH)4]2 深蓝色,Ag2O 暗棕色粉


末,AgNO3 无色菱形片状晶体(混入有机物时见光变黑) ,Ag2SO4 白色晶体,AgBr 淡 黄色, AgI 黄色, Ag2CrO4 砖红色固体, Ag2SO3 白色固体, Au2Cl6 深红色吸水性固体 (溶 于少量水中呈红棕色,在大量水中呈红黄色,在酸性溶液中稳定,中性溶液中析出 Au) 把锌和镉在空气中加热到足够高的温度时能燃烧起来, 分别产生蓝色和红色的火焰, 生成 ZnO 和 CdO。ZnO 为白色粉末,加热时变黄,冷却后又变白。Zn3[Fe(CN)6]2 黄褐色固体。氧化汞 HgO 有鲜红色 [1:20500( 水)]和黄色 [1:19500( 水)]两种,高于 400℃分解为 Hg 和 O2,细心加热颜色变黑,冷却又恢复原色。Hg2O 棕褐色(也有 人认为这是 HgO 和 Hg 混合物的颜色) ,Hg2I2 绿色,HgI2 金红色 Ln3+水溶液中离子的颜色 原 子 序 数 57 58 59 La3+ Ce3+ Pr3+ 0 1 2 无 无 黄绿 0 1 2 (无 无 浅绿 14 13 12 Lu3+ Yb3+ Tm3 离子 4f 亚层 电子 构型 颜 色 未成 颜 色 对电 子数 4f 电 离子 子 原 子 序 数 71) 70 69

+

60 61 62

Nd3+ Pm3+ Sm3+

3 4 5

红紫 粉红 淡黄

3 4 5

淡红 淡黄 浅黄 绿

11 10 9

Ex3+ Ho3+ Dy3+

68 67 66

63

Eu3+

6

浅粉 红

6

微淡 粉红

8

Tb3+

65

64

Gd3+

7



7



7

Gd3+

64

Pr2O3 深蓝色,Nd2O3 浅蓝色,Er2O3 粉红色,Ce(OH)4 黄色,CeO2·nH2O 黄色胶状 沉淀 Ln(OH)3 的颜色 氢氧化物 La(OH)3 Ce(OH)3 Pr(OH)3 Nd(OH)3 Pm(OH)3 Sm(OH)3 Eu(OH)3 Gd(OH)3 颜色 白 白 浅绿 紫红 — 黄 白 白 Yb(OH)3 Tm(OH)3 Er(OH)3 Ho(OH)3 Dy(OH)3 Tb(OH)3 Gd(OH)3 白 绿 浅红 黄 黄 白 白 氢氧化物 颜色

铀黄,在 UO22+的水溶液中加碱,有黄色的 Na2U2O7·6H2O 析出,将其加热脱水所 得无水盐叫做铀黄,作为黄色颜料被广泛应用于瓷釉或玻璃工业中。 鉴定与测定 鉴定 K+:Na3[Co(NO2)6]与钾盐作用,生成 K2Na[Co(NO2)6] 亮黄色沉淀;或用四苯 基硼酸钠与钾盐作用,生成 K[B(C6H5)4]白色沉淀。

鉴定 Na+:用醋酸铀酰锌 ZnAc2·3UO2Ac2 与钠盐作用,可以生成淡黄色多面体形 晶体:NaAc·ZnAc2·3UO2Ac2·9H2O;或者可利用生成 Na[Sb(OH)6]沉淀进行鉴定。 鉴定 Ca2+:利用生成 CaC2O4 白色沉淀或碳酸盐、磷酸盐沉淀。 鉴定 Ba2+:利用生成 BaSO4 白色沉淀或 BaCrO4 黄色沉淀。 鉴定硼:硼酸和单元醇反应生成硼酸酯,硼酸酯可挥发且易燃,燃烧时火焰呈绿色。 硼砂珠试验:熔融的硼砂可以溶解许多金属氧化物,形成不同颜色的偏硼酸复盐: Na2B4O7+CoO→Co(BO2)2·2NaBO2(蓝色) Na2B4O7+NiO→Ni(BO2)2·2NaBO2(棕 色) Na2B4O7+CuO→Cu(BO2)2·2NaBO2(红棕色) 鉴定 Al3+:在 Al3+溶液中加入茜素的氨溶液,生成红色沉淀, Al3+先与 NH3 生成 Al(OH)3,然后与茜素作用:Al(OH)3+3C14H6O2(OH)2→Al(C14H7O4)3(红)+3H2O,反 应灵敏度高。 鉴定 Bi3+:3[Sn(OH)4]2 +2Bi3++6OH →3[Sn(OH)6]2 +2Bi↓(黑)
- - -

鉴定 Sn2+和 Hg2+:2HgCl2+Sn2++4Cl →Hg2Cl2↓(白)+[SnCl6]2




Sn2+过量则:

Hg2Cl2(s)+Sn2++4Cl →2Hg(黑)+[SnCl6]2
- - -



鉴定 Pb2+ 和 CrO42 : Pb2++CrO42 → PbCrO4 ↓ ( 黄 ) , PbCrO4 可溶于过量的碱生成 [Pb(OH)3] ,可利用这一性质将 PbCrO4 与其他黄色铬酸盐沉淀(如 BaSO4)区别开 来。 鉴定 NH4+:用 Nessler 试剂(K2[HgI4]的 KOH 溶液)可以鉴定试液中的 NH4+: NH4++2[HgI4]2 +4OH →[O(Hg)2NH2]I↓(或 Hg2NI)+7I +3H2O,
- - - -

因 NH4+的含量和 Nessler 试剂的量不同, 生成的沉淀颜色从红棕到深褐色有所不同。 为防止试液中 Fe3+,Co2+,Ni2+,Cr3+,Ag+和 S2 等的干扰,可在试液中加碱,使逸


出的氨与滴在滤纸条上的 Nessler 试剂反应进行鉴定。 鉴定 NO3 和 NO2 :在放有 Fe2+(FeSO4)和硝酸盐的混合溶液的试管中,小心的
- -

加入浓硫酸,在浓硫酸与溶液的界面处出现“棕色环” ,这是由于生成了配合物 [Fe(NO)(H2O)5]2+ 而 呈 现 的 颜 色 : 3Fe2++NO3


+4H+ → 3Fe3++NO+2H2O ,

[Fe(H2O)6]2++NO→[Fe(NO)(H2O)5]2+(棕色)+H2O,这一反应用来鉴定 NO3 的存在;


鉴定 NO2 时改用醋酸,生成的棕色物质也是[Fe(NO)(H2O)5]2+。此配合物不稳定,


微热或振荡溶液, “棕色环”即消失。 证实硝基化合物存在(有机化学) :用 Ti3+可将硝基还原为氨基:RNO2+6Ti3++4H2O →RNH2+6TiO2++6H+ 鉴定 PO43 :磷酸盐与过量的钼酸铵及适量浓硝酸混合后加热,可慢慢生成黄色的


磷 钼 酸 铵 沉 淀 : PO43 +12MoO42 +24H++3NH4+ → (NH4)3PO4 · 12MoO3 · 6H2O ↓
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(黄)+6H2O 鉴定砷 As:①马氏试砷法:将试样、锌和盐酸混合在一起,反应生成的气体导入热 玻璃管中,如果试样中含有砷的化合物,则因锌的还原而生成胂 AsH3,胂在玻璃管
加热 ? ? 受热部分分解,生成的砷沉积在管壁上形成亮黑色的“砷镜” : 2AsH3 ???

2As(s)+3H2 ② 古 氏 试 砷 法 : 利 用 胂 的 强 还 原 性 : 2AsH3+12AgNO3+3H2O → As2O3+12HNO3+12Ag(s) 鉴定 H2O2 或 CrO42 /Cr2O72 :4H2O2+Cr2O72 +2H+→2CrO5(蓝色过氧化铬)+5H2O
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鉴定 SO42 :用 BaCl2 等可溶性钡盐与其生成不溶于酸的 BaSO4,BaSO3 溶于盐酸。


鉴定 S2O32 :在中性介质中,和过量的 AgNO3 作用,得到沉淀颜色由白→黄→棕→


黑:2Ag++S2O32 →Ag2S2O3↓(白),Ag2S2O3+H2O→Ag2S↓(黑)+H2SO4


鉴定 S2 :在溶液中,S2 与[Fe(CN)NO]2 作用时,生成紫红色的[Fe(CN)5NOS]4
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测 定 钛 : 在 中 等 酸 度 的 钛 ( Ⅳ ) 盐 溶 液 中 加 入 H2O2 , 生 成 桔 黄 色 的 配 合 物 [TiO(H2O2)]2+:TiO2++H2O2→[TiO(H2O2)]2+(桔黄),这一反应常用于比色法测定钛。 测定钒:用 KMnO4 溶液可以将 VO2+(蓝)氧化为 VO2+(淡黄),此反应由于颜色变化 明显,在分析化学中常用来测定溶液中的钒 5VO2++H2O+MnO4 →5VO2++Mn2++2H+


鉴定 Ag+:4Ag++Cr2O72 +H2O→2Ag2CrO4↓(砖红色)+2H+


鉴定 Cr( Ⅵ ) :在 Cr2O72 的溶液中,加入 H2O2 和乙醚时,有蓝色的过氧化物


CrO(O2)2·(C2H5)2O 生成。 鉴定 Cr( Ⅲ ) : 2[Cr(OH)4] +3H2O2+2OH → 2CrO42 +8H2O ,可初步鉴定是否有
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Cr(Ⅲ),再在溶液中加入 Ba2+或 Pb2+生成黄色的 BaCrO4 或 PbCrO4 沉淀以进一步确 认。 鉴定 Mo3+:在以盐酸酸化的(NH4)2MoO4 溶液中,加入 Zn 或 SnCl2,则 Mo(Ⅵ)被还 原为 Mo3+ ,溶液最初变为蓝色,然后变为绿色,最后变为棕色 (Mo3+) : 2MoO42 +3Zn+16H+→2Mo3++3Zn2++8H2O,溶液中若有 NCS 存在时,因形成[Mo(NCS)6]3
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而呈红色。 鉴定 MoO42 或 PO43 :用硝酸酸化的钼酸铵溶液,加热至 50℃,再加入 Na2HPO4
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溶液,12MoO42 +HPO42 +3NH4++23H+→(NH4)3PO4·12MoO3·6H2O↓(黄)+6H2O
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鉴定 Mn2+:在硝酸溶液中,铋酸钠 NaBiO3 或二氧化铅 PbO2 等强氧化剂能把 Mn2+ 氧化为 MnO4 , 2Mn2++5NaBiO3+14H+ → 2MnO4 +5Bi3++5Na++7H2O ,由于生成了
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MnO4 而使溶液呈紫红色,是 Mn2+的特征反应,可用来检验溶液中微量的 Mn2+。


但当溶液中有 Cl 时,紫红色生成后会立即褪去,这是由于 MnO4 被 Cl 还原的缘 故;当 Mn2+过多时,也会在紫红色出现后立即消失,因为 MnO4 被过量的 Mn2+还








原,生成 MnO2 鉴定 Fe3+和 Fe2+: 在 Fe2+的溶液中, 加入 KCN 溶液, 首先生成白色的氰化亚铁 Fe(CN)2 沉淀,当 KCN 过量时,Fe(CN)2 溶液生成[Fe(CN)6]4 ,用氯气氧化[Fe(CN)6]4 时,
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生 成 [Fe(CN)6]3 , 利 用 上 述 反 应 , 可 分 别 得 到 黄 血 盐 K4[Fe(CN)6] 和 赤 血 盐


K3[Fe(CN)6]; 在 Fe3+ 的 溶 液 中 加 入 K4[Fe(CN)6] 溶 液 , 生 成 蓝 色 沉 淀 , 称 为 Prussian 蓝 : xFe3++xK++x[Fe(CN)6]4 →[KFe(CN)6Fe]x(s),


在 Fe2+ 的溶液中加入 K3[Fe(CN)6] 溶液,也生成蓝色沉淀,称为 Turnbull's 蓝: xFe2++xK++x[Fe(CN)6]3 →[KFe(CN)6Fe]x(s)。实验已经证明 Prussian 蓝和 Turnbull's


蓝的组成都是[KFe (CN)6Fe ]x





鉴定 Fe3+: KSCN 与 Fe3+反应生成血红色配离子: Fe3++xSCN →[Fe(NCS)x]3-( x x=1~6)


比色法测定 Fe3+:Fe3+与螯合剂磺基水杨酸[C6H3(OH)(COOH)SO3H]反应,形成紫红 色的螯合物[Fe(C6H3(OH)(COO)SO3)3]3 (pH≤4),可用于比色法测定。


测定 Fe2+:在酸性溶液中,Cr2O72 可以把 Fe2+,SO32 ,H2S,I 等氧化,可用于分
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析化学中 Fe2+等含量的测定:Cr2O72 +6Fe2++14H+→2Cr3++6Fe3++7H2O


鉴定 Co2+:Co(Ⅱ)的配合物在水溶液中稳定性较差,在丙酮或乙醚中则较稳定。在 Co2+ 的 溶 液 中 加 入 KSCN(s) 及 丙 酮 , 生 成 蓝 色 的 [Co(NCS)4]2 : Co2++4NCS

丙酮 ??? ? ?



[Co(NCS)4]2 (蓝色)


鉴定 Ni2+:1 分子 Ni2+与 2 分子丁二肟在弱碱性条件下生成难溶于水的鲜红色螯合 物沉淀二丁二肟合镍(Ⅱ),简写为 Ni(DMG)2,配位原子为 N 鉴定羰基:PdCl2 容易被甲醛等还原成金属钯,利用 PdCl2 与 CO 作用生成黑色金属 钯的反应可以鉴定 CO 的存在并估计 CO 的含量。 鉴定 Cu2+ :在中性或弱酸性溶液中, Cu2+ 与 [Fe(CN)6]4 反应,生成红棕色沉淀


Cu2[Fe(CN)6],可用来鉴定微量的 Cu2+;深蓝色的[Cu(NH3)4]2+较稳定,可根据它的 颜色来鉴定 Cu2+的存在。 鉴定 Cd2+:在含有 Cd2+的溶液中通入 H2S 时,有不溶于稀酸的 CdS 黄色沉淀析出。 比色法测定 Zn2+:当带有某些基团(如-N=N-)的螯合剂与 Zn2+反应时,能生 成有色的配合物。例如二苯硫腙[C6H5-(NH)2-CS-N=N-C6H5]与 Zn2+反应时, 生成粉红色的内配盐沉淀, 此配盐能溶于 CCl4 中, 常用其 CCl4 溶液来比色测定 Zn2+ 的含量。 鉴定 Hg2+:在 Hg2+的溶液中加入 SnCl2 溶液时,首先有白色丝光状的 Hg2Cl2 沉淀生 成,再加入过量 SnCl2 溶液时,Hg2Cl2 可被 Sn2+还原为 Hg:2Hg2++Sn2++8Cl →


Hg2Cl2(s)+[SnCl6]2 ,Hg2Cl2(s)+Sn2++4Cl →2Hg+[SnCl6]2
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重要化合物的制取 碳酸锂 Li2CO3:2LiAlSi2O6(s)+Na2CO3(aq)→Li2CO3(s)+2NaAlSi2O6(s),在上述反应

系统中不断通入 CO2,使难溶的 Li2CO3 转化为可溶的 LiHCO3,从而与难溶的硅酸 盐分离开:Li2CO3(s)+CO2(g)+H2O(l)→2LiHCO3(aq) 碳酸钠(纯碱、苏打)Na2CO3:联碱法(侯氏制碱法):将 CO2 通入含有 NH3 的 NaCl
? 40℃ ? NaHCO3(s)+NH4Cl(aq), 饱和溶液中:NaCl(aq)+NH3(g)+CO2(g)+H2O(l) ???? NaHCO3

溶解度较小, 从溶液中析出, 经分离后在 200℃煅烧分解为 Na2CO3。 在析出 NaHCO3 的母液中,加入 NaCl,利用低温下 NH4Cl 的溶解度比 NaCl 小及同离子效应,使 NH4Cl 从母液中析出:
(5~10)℃ ? NH4Cl(s)+NaCl(aq),NaCl 溶液可循环利用。 NH4Cl(aq)+NaCl(s) ?????

氯化钾 KCl:根据热水中 NaCl 的溶解度较小,利用 KCl 和 NaNO3 溶液进行复分解 反应。 三氯化铝 AlCl3: 铝盐溶解于盐酸中, 分离出的是无色吸潮的水合晶体 AlCl3· 6H2O; 在红热的 Al2O3 及炭的混合物中通入氯气或在氯气或氯化氢气流中加热金属铝 可得无水 AlCl3; 矾 : M(


)

M(



)

(SO4)2 · 12H2O , 铝 钾 矾 ( 明 矾 ) KAl(SO4)2 · 12H2O , 铬 钾 矾

KCr(SO4)2·12H2O,这几种组成相似晶体形状完全相同的物质,被称作类质同 晶物质。这种现象叫做类质同晶现象。 一氧化碳 CO:实验室可用浓硫酸从甲酸中脱水制备少量的 CO;工业上则由水煤气 制得。 氨 NH3:实验室一般用铵盐与强碱共热来制取氨;工业采用合成法。 NO:实验室用 Cu 与稀硝酸反应制取;工业用氨的铂催化氧化法制取。 亚硝酸盐:碱吸收等物质的量的 NO 和 NO2 可得;工业用碳或铁高温还原硝酸盐制 取。 硝酸:工业采用氨催化氧化法制取,将氨和空气的混合物通过灼热(800℃)的铂铑 丝网 (催化剂) , 氨可以相当完全的被氧化为 NO: 4NH3(g)+5O2(g)→4NO(g)+6H2O(g), Kθ(298K)=10168,生成的 NO 被 O2 氧化为 NO2,后者再与水发生歧化反应生成硝酸

和 NO: 3NO2+H2O→2HNO3+NO, 生成的 NO 再经过氧化吸收, 最后可得到 47%~50% 的稀硝酸,加入硝酸镁做脱水剂蒸馏可制得浓硝酸。用硫酸与硝石 NaNO3 共热也可 制得硝酸:NaNO3+H2SO4→NaHSO4+HNO3 膦 PH3:纯净的膦可以用水或 KOH 与碘化鏻作用制取:PH4I+KOH→PH3+KI+H2O, 某些活泼金属的磷化物水解也可得到膦:Mg3P2+6H2O→3Mg(OH)2+2PH3(g)。 磷酸 H3PO4:磷燃烧成 P4O10,再与水化合:P4O10+6H2O(热)→4H3PO4;工业上用硫 酸分解磷灰石制取: Ca3(PO4)2+3H2SO4→2H3PO4+3CaSO4,但含 Ca2+,Mg2+等杂质。 磷肥:Ca3(PO4)2+2H2SO4+4H2O→Ca(H2PO4)2+2CaSO4·2H2O,所得混合物称过磷酸 钙。 氧气 O2:工业用液态空气分馏或电解法制取;实验室利用氯酸钾热分解制备。 臭氧 O3:实验室可借助无声放电的方法制备浓度达百分之几的臭氧;复印机工作时 也有臭氧产生; 大雷雨天气, 空气中的氧气在电火花作用下可部分转化为臭氧。 过氧化氢 H2O2:工业电解法:电解 NH4HSO4 溶液生成(NH4)2S2O8,加入硫酸氢钾析 出 K2S2O8, 将其在酸性溶液中水解可得到 H2O2, 经减压蒸馏可得 30%左右 H2O2, 此法能耗大,已逐渐被淘汰;蒽醌法:在重芳烃和磷酸三辛酯的混合溶液中, 2 -乙基蒽醌在钯催化下用氢气还原得到 2 -乙基蒽酚,再用氧气氧化即得 H2O2,第二步生成的 2-乙基蒽醌可以循环使用。用水抽取,减压蒸馏可得到 高浓度的 H2O2 硫化氢 H2S:通常用金属硫化物和非氧化性酸作用制取: FeS+2HCl→H2S↑+FeCl2,产物气体中含有的少量 HCl 可用水吸收; 实验室可用硫代乙酰胺水溶液加热水解的方法制取: CH3CSNH2+2H2O→CH3COONH4+H2S↑,H2S 气体可用 P4O10 干燥。 二氧化硫 SO2:工业焙烧硫化物矿制取:3FeS2+8O2→Fe3O4+6SO2; 实验室用亚硫酸盐与酸反应制取少量 SO2,也可以用铜和浓硫酸共同加热制取。

硫酸 H2SO4:工业接触法,由黄铁矿(或硫黄)在空气中焙烧得到 SO2 和空气的混 合物,在 450℃左右的温度下通过催化剂 V2O5,SO2 氧化为 SO3,再用浓硫酸吸收 生成的 SO3 硫代硫酸钠(海波,大苏打)Na2S2O3:在 Na2S 和 Na2CO3 的混合溶液(物质的量 比为 2:1)中通入 SO2: 2Na2S+Na2CO3+4SO2→3Na2S2O3+CO2 盐酸 HCl:工业上使氢气在氯气中燃烧,用水吸收生成的氯化氢,得到合成盐酸。 溴 化 氢 和 碘 化 氢 有 较 显 著 的 还 原 性 , 能 与 浓 硫 酸 反 应 : 2HBr+H2SO4( 浓 ) → Br2+SO2+2H2O,8HI+H2SO4(浓)→4I2+H2S+4H2O, 可改用无氧化性的高沸点酸浓磷酸制取。 一般用非金属卤化物水解制取: PBr3+3H2O →H3PO3+3HBr,PI3+3H2O→H3PO3+3HI, PX3 不需预制,把溴逐滴加在磷和少许水的混合物上,或把水逐滴加在磷和碘的混 合物上即可。 ClO2 : 工 业 用 稀 硫 酸 和 二 氧 化 硫 处 理 氯 酸 钠 制 取 :
痕量NaCl ? 2ClO2+2NaHSO4; 2NaClO3+SO2+H2SO4 ??????

当 ClO2 的分压超过 6.6kPa 时会发生爆炸,较安全的方法是将经干燥空气稀释的氯 气通入添有固体亚氯酸盐的柱内:2NaClO2+Cl2→2ClO2+2NaCl;还可用草酸还原氯 酸钠:2NaClO3+2H2C2O4
H2O,90℃ ?????? ?

2ClO2+2CO2+Na2C2O4+2H2O,

此法优点是生成的 ClO2 可被 CO2 稀释。 漂白粉:次氯酸钙、氯化钙和氢氧化钙的混合物。利用氯的歧化反应制取: 2Cl2+3Ca(OH)2→Ca(ClO)2+CaCl2·Ca(OH)2·H2O+H2O, 氯酸钾 KClO3: 氯酸钡和稀硫酸作用可制得氯酸 Ba(ClO3)2+H2SO4→BaSO4+2HClO3; 工业上采用无隔膜槽电解 NaCl 水溶液, 产生的 Cl2 在槽中与热的 NaOH 溶液作用而 生成 NaClO3 ,然后将所制得的 NaClO3 溶液与等量的 KCl 进行复分解反应制得 KClO3:NaClO3+KCl→KClO3+NaCl,KClO3 的溶解度小,可以分离出来。 高氯酸钾 KClO4:工业上用电解 KClO3 的水溶液的方法制取。

高氯酸 HClO4:高氯酸盐和浓硫酸反应,经减压蒸馏可以制得高氯酸;工业上采用 电解氧化法,电解盐酸时,在阳极区生成高氯酸:Cl +4H2O→ClO4 +8H++8e ,
- - -

减压蒸馏后可制得 60%的高氯酸;电解氯酸盐,经酸化后也能制得高氯酸。 溴酸,碘酸:将氯气通入溴水中可制得溴酸:Br2+5Cl2+6H2O→2HBrO3+10HCl;同 样的方法可以制得碘酸;也可以用硝酸氧化单质碘制得碘酸: 3I2+10HNO3 → 6HIO3+10NO+2H2O 高溴酸 HBrO4、高碘酸 H5IO6 及其盐(HIO4 为偏高碘酸) :在碱性溶液中用氟气氧 化溴酸钠可以得到高溴酸钠:NaBrO3+F2+2NaOH→NaBrO4+2NaF+H2O; 低温下用 XeF2 氧化 BrO3 也可以制备高溴酸盐: XeF2+BrO3 +H2O→Xe+BrO4 +2HF; 电解碘酸盐溶液可得高碘酸盐;或在碱性条件下用氯气氧化碘酸盐: IO3 +Cl2+6OH →IO65 +2Cl +3H2O;
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利用高碘酸钡和硫酸反应可制取有利的高碘酸:Ba5(IO6)2+5H2SO4→5BaSO4+2H5IO6 拟卤素及其盐:溶液中用 Cu2+氧化 CN 可得氰(CN)2:2Cu2++6CN →2[Cu(CN)2] +
- - -

(CN)2; 氰与碱反应生成氰酸盐和氰化物:(CN)2+2KOH→KCN+KOCN+H2O; 将硫氰酸银悬浮于乙醚中,用碘或溴处理可得到硫氰:2AgSCN+I2→2AgI+(NCS)2; 氰化钾与硫共熔制硫氰酸钾:KCN+S→KSCN; 硫氰酸钾与硫酸氢钾制硫氰酸:KSCN+KHSO4→HSCN+K2SO4; 电解氰酸钾 KOCN 时,在阳极上得到氧氰(OCN)2:2OCN

电解 ????

(OCN)2+2e ;



氰酸盐的制法:KCN+PbO→KOCN+Pb,然后用酒精萃取可得到无色的 KOCN 铬的化合物:碱熔法,把铬铁矿和碳酸钠混合,并在空气中煅烧:
1000℃ 4Fe(CrO2)2+8Na2CO3+7O2 ????? 8Na2CrO4+2Fe2O3+8CO2,

用水浸取煅烧后的熔体,铬酸盐进到溶液中,再经浓缩,可得到黄色的 Na2CrO4 晶 体;在 Na2CrO4 溶液中加入适量的 H2SO4 可转化为 Na2Cr2O7:2Na2CrO4+H2SO4→ Na2Cr2O7+Na2SO4+H2O;

将 Na2Cr2O7 与 KCl 或 K2SO4 进行复分解反应可得 K2Cr2O7,再以 K2Cr2O7 为原料可 制取三氧化铬 CrO3,氯化铬酰 CrO2Cl2,铬钾矾 KCr(SO4)2·12H2O,三氯化铬 CrCl3 等。 高锰酸钾:以软锰矿为原料,先将 MnO2,KOH,KClO3 的混合物加热熔融制得锰 酸钾: 3MnO2+6KOH+KClO3 →3K2MnO4+KCl+3H2O,用水浸取熔块可得到 K2MnO4 溶液, 利用氯气氧化 K2MnO4 溶液可得 KMnO4:2K2MnO4+Cl2→2KMnO4+2KCl,
电解 工业上用电解法从 K2MnO4 制取 KMnO4:2MnO42 +2H2O ???? 2MnO4 +2OH +H2







铁的氧化物:FeO 和 Fe2O3 的实验室制法:
隔绝空气加热 (600~700)℃ ? 2Fe2O3+12NO2+3O2 FeC2O4 ???????? FeO+CO+CO2,4Fe(NO3)3 ???????

CuCl:工业或实验室制法:利用 CuSO4 或 CuCl2 溶液与浓盐酸和铜屑混合,在加热
? ? 2H[CuCl2]+H2SO4,将制得的 条件下来制取[CuCl2] 溶液:CuSO4+4HCl+Cu ??



溶液倒入大量水中稀释时,会有白色的氯化亚铜 CuCl 沉淀析出: [CuCl2]
稀释 ?? ? ? ?? ?? ?? ? ?



CuCl(s)+Cl



ZnO:工业上常用燃烧锌的方法来制取 ZnO 锌钡白(立德粉) :在 ZnSO4 溶液中加入 BaS 时,生成 ZnS 和 BaSO4 的白色混合沉 淀物 ZnS·BaSO4,此沉淀是一种较好的白色颜料,没有毒性,在空气中较稳 定。 特殊性质 金属单质中:熔点最高的是钨,最低的是汞,铯和镓熔点比人的体温低;硬度最大 的金属是铬; 导电性最好的是银, 其次是铜和金; 非银灰色金属有锇 (蓝灰色) ; 主族熔沸点差别最大的是锡和镓。 S 区元素 阴 形成的 离 直接形成 间接形成

含氧二元 子 化合物 正常氧化 O2 物 过氧化物 O22
- -

Li , Be , Mg , ⅠA,ⅡA 所有元 Ca,Sr,Ba Na,Ba 素 除 Be 外的所有元 素

超氧化物 O2



(Na) , K, Rb , 除 Be,Mg,Li 外 Cs 的所有元素

碱金属在空气中极易形成 M2CO3 的覆盖层,因此要保存在无水煤油中,锂的密度小 于煤油,故保存在液体石蜡中。 碱土金属氧化物中除了 BeO 是六方 ZnS 型晶体,其余皆是 NaCl 型晶体。 LiOH,Mg(OH)2 为中强碱,Be(OH)2 为两性化合物。 单质硼有无定形硼和晶形硼等多种同素异形体,在单质中硬度仅次于金刚石,硼具 有较高的吸收中子的能力,可用于核反应堆的中子吸收剂。 硼能把铜、锡、铅、锑、铁、钴的氧化物还原为金属单质。 铝能将大多数金属氧化物还原为单质,放出大量的热,铝热剂 Al+Fe3O4 温度可达 3000℃ AlF3 气态为单分子,AlCl3、AlBr3、AlI3 气相时为双聚分子。 AlN 是不挥发的共价型氮化物,具有金刚石结构的立方晶形。 白锡银白色,较软,有延展性,低温下其转变为粉末状的灰锡的速度大大加快,锡
13.2℃ 161℃ ?? ?? 制品长期处于低温自行毁坏的现象称为锡疫。灰锡(α 锡)? ?? ?? ?? ? ?? ?? 白锡(β 锡)? ?? ?? ? ?? ??

脆锡。 马口铁:表面镀锡的薄铁皮。 镁燃烧时不能用 CO2 扑灭,因为 Mg 可以在 CO2 中燃烧:2Mg+CO2→2MgO+C 难溶碳酸盐相应的酸式盐溶解度较大,而易溶碳酸盐相应的酸式盐由于 HCO3 之间


以氢键相连形成二聚离子或多聚链状离子导致其酸式盐溶解度较碳酸盐小。 SnCl2 水解生成白色的 Sn(OH)Cl 沉淀:Sn2++H2O+Cl →Sn(OH)Cl+H+


SbCl3 和 BiCl3 水解产物为 SbOCl 和 BiOCl PbCl2 在冷水中溶解度小,但溶于热水中,PbCl2 由于生成[PbCl4]2 配离子而溶于盐


酸溶液 PbSO4 能溶于浓硫酸生成 Pb(HSO4)2,也能溶于醋酸铵溶液生成 Pb(Ac)2 SnS, PbS, SnS2 均不溶于水和稀酸, 与浓盐酸作用生成配合物[MCl4]2 而溶解; SnS2


能溶于 Na2S 或(NH4)2S 溶液中生成硫代锡酸盐 SnS32 ,遇酸分解为 SnS2+H2S;SnS2


和碱作用生成硫代锡酸盐和锡酸盐:3SnS2+6OH →2SnS32 +[Sn(OH)6]2 ,低氧化值
- - -

的 SnS 和 PbS 不溶于碱。 白磷极易氧化,在空气中可自燃,故保存在水中。 硝酸作为氧化剂时主要还原成下列物质:NO2,HNO2,NO,N2O,N2,NH3;浓硝 酸主要还原成 NO2,稀硝酸通常被还原成 NO,当较稀的硝酸与活泼金属作用时, 可得到 N2O,若硝酸很稀时,则可被还原成 NH4+。王水:浓硝酸与浓盐酸的混合物 (体积比为 1:3) 。反应:HNO3+3HCl→Cl2+NOCl+2H2O 含多种氧化剂,可溶解金,铂:Au+HNO3+4HCl→HAuCl4+NO+2H2O。王水中大量 的 Cl 可与 Au3+形成[AuCl4] ,降低金属电对的电极电势,增加了金属的还原性。
- -

浓硝酸与氢氟酸的混合液也具有强氧化性和配位作用,可溶解铌和钽。 磷在充足的空气中燃烧生成 P4O10,若氧气不充足则生成 P4O6。 PO43 和 HPO42 能与 Fe3+形成无色的 H3[Fe(PO4)2],H[Fe(HPO4)2],可用作 Fe3+的掩
- -

蔽剂。 过氧化氢 H2O2 光照分解速度加快,应贮存在棕色瓶中,置于阴凉处。 浓硫酸加热条件下做氧化剂,通常被还原成 SO2,若金属较活泼(如 Zn) ,也可以 将浓硫酸还原为 S 或 H2S;冷浓硫酸可使铁表面钝化,可用钢罐贮装和运输浓硫酸 (80%~90%)

硫代硫酸钠具有配位能力,可与 Ag+,Cd2+等形成稳定的配离子,可用作照相的定 影剂,底片上未感光的溴化银在定影液中形成[Ag(S2O3)2]3 而溶解。


保险粉:连二亚硫酸钠 Na2S2O4·2H2O,无氧条件下用锌粉还原亚硫酸钠获得,为 白色粉末状固体,是强还原剂,能将 I2,Cu2+,Ag+等还原,能把硝基化合物还原为 氨基化合物,可被空气中的氧氧化。 氟可使水剧烈分解放出氧气,2F2+2H2O→4HF+O2 卤素在水溶液中的歧化反应: X2+H2O→H++X +HXO, 碱性溶液中 3OX →2X +XO3
- - - -

氟化氢和氢氟酸都能与二氧化硅作用生成挥发性的四氟化硅 SiF4 和水,故用塑料瓶 贮存 高氯酸根离子的配位作用很弱,故高氯酸盐常在金属配合物的研究中用作惰性盐, 以保持一定的离子强度。 高卤酸中,HBrO4 的氧化性最强。 拟卤素与卤素的对照 分 子 卤 素 氰 X2
· · · · :X -X : · · · ·

酸 HX H-X HCN H-C≡ N:

盐 KX

相 似



1,游离态都易挥发 2 ,皆能与金属化合成

(CN)2 :N≡C-C≡N:

KCN

盐,且银、汞(I)、铅的 盐都不溶于水 3 ,皆与氢形成氢酸。 氢氰酸是弱酸,解离常

硫 氰

(SCN)2 :N≡C-S-S -C≡N:

HSCN H-S-C ≡N: HOCN

KSC N

数=5.8x10

-10

, HSCN 和

HOCN 的分别为 0.14 和 2x10
-4



(OCN)2

KOC

4 ,皆能作为配体形成



:N≡-C-O- O-C≡N:

H-O- C≡N:

N

配合物,如 K2[HgI4], K2[Hg(CN)4], H[AuCl4], Na[Au(CN)4] 5 ,与卤素类似,拟卤 素离子也具有还原性, 如:MnO2+2SCN +4H+


→ Mn2++(SCN)2+2H2O, 这 一反应和 MnO2 与浓盐 酸的反应相似 氦的临界温度最低,为 5.25K,是所有气体中最难液化的。液化后温度降到 2.178K 时,液氦 HeⅠ转变为 HeⅡ,这个温度称为 λ 点,λ 点随压力不同而异,在 λ 点以 下的 HeⅡ具有许多反常的性质,是超流体,表面张力很小,粘度小到氢气的千分之 一,可沿敞口容器内壁向上流动,甚至超过器壁向外流出产生超流效应,导热性为 铜的 600 倍,电阻接近为 0。氦是唯一没有气-液-固三相平衡点的物质,常压下 不能固化。 某些氙化合物分子(或离子)的构型 化合 物 XeF2 XeF4 XeF6 XeOF4 XeO3 价层电子 对数 5 6 7 6 4 成键电子 对数 2 4 6 5 3 孤对电子 分子(或离子)的空 对数 3 2 1 1 1 间构型 直线形 平面四方形 变形八面体 四方锥形 三角锥形

XeO4 XeO64


4 6

4 6

0 0

四面体形 八面体形

Cr3+的配合物稳定性较高,当某一配合物生成后,当其他配合物与之发生交换(或 取代)反应时,速率很小,因此可以存在水合异构体或几何异构体。 可 利 用 CoCl2 水 合 物 含 水 多 少 变 化 时 颜 色 的 变 化 来 显 示 某 种 物 质 的 含 水 情 况:CoCl2(蓝) 红) 纯的 Fe(OH)2 是白色,一般溶液中析出的 Fe(OH)2 迅速被空气中的氧氧化,往往看 到先是部分被氧化的灰绿色沉淀,随后变为棕褐色,这是由于 Fe(OH)2 逐步被氧化 为 Fe(OH)3 所导致的,只有完全清除溶液中的氧,才有可能得到白色的 Fe(OH)2 在酸性溶液中,空气中的氧也能把 Fe2+氧化为 Fe3+,FeSO4 溶液放置时,常有棕黄 色的混浊物出现,就是 Fe2+被空气中的氧氧化为 Fe3+,Fe3+又水解而产生的。 硫酸亚铁铵 NH4Fe(SO4)2 的溶液则比较稳定。 Co(Ⅱ)的配合物(特别是螯合物)也很多,它们可以分为两大类,一类是以粉红色 或红色为特征的八面体配合物,另一类是以深蓝色为特征的四面体配合物,在水溶 液中有下述平衡存在:
2? ?? ? [Co( H 2O)6 ]2? ? ? ?? ? [CoCl4 ] H O 粉红色(八面体)
2

120℃ ?? ? ?? ?? ? ?? ??

CoCl2· H2O(蓝紫)

90℃ ?? ? ? ?? ?? ?? ? ?

CoCl2· 2H2O(紫红)

52.25℃ ?? ? ? ?? ?? ?? ?? ?? ? ?

CoCl2· 6H2O(粉

Cl ?

蓝色(四面体)

铂溶于王水生成氯铂酸 H2[PtCl6],将此溶液蒸发,可得到红棕色的 H2[PtCl6]·H2O 柱状晶体。除钠盐外,氯铂酸的铵盐,钾盐,铷盐,铯盐都是难溶于水的黄色晶体, 在分析化学上可用于检验 NH4+,K+,Rb+,Cs+等离子。 Ag+与少量 Na2S2O3 溶液反应生成 Ag2S2O3 白色沉淀,放置一段时间后,沉淀由白色 转变为黄色,棕色,最后变为黑色的 Ag2S,有关反应为:2Ag++S2O32 →Ag2S2O3(s),


Ag2S2O3(s)+H2O→Ag2S(s)+H2SO4,当 Na2S2O3 过量时,Ag2S2O3 溶解,生成配离子 [Ag(S2O3)2]3 :Ag2S2O3+3S2O32 →2[Ag(S2O3)2]3
- - -

在空气中加热汞时能生成 HgO(红色) ,当温度超过 400℃时,HgO 又分解为 Hg 和

O2 无论在酸性还是碱性溶液中,Ln 都是很活泼的金属,都是较强的还原剂,还原能力 仅次于碱金属而和镁接近,远比铝和锌强,因此,金属单质保存时均在表面涂蜡, 以避免发生氧化,甚至着火。 镧系草酸盐溶解度很小,在碱金属草酸盐中,钇组草酸盐由于形成配合物 [Ln(C2O4)3]3 ,比铈组草酸盐的溶解度大的多,可根据稀土元素草酸盐的这种溶解


度差别,进行镧系元素分离中的轻重稀土分组。稀土硫酸盐的溶解度随温度的升高 而 降 低 , 故 以 冷 水 浸 取 为 宜 , Ln3(SO4)3 易 与 碱 金 属 硫 酸 盐 形 成 复 盐 Ln2(SO4)3·M2SO4·nH2O,铈组的硫酸盐复盐溶解度小于钇组,这种性质也常用来 分离铈和钇两组的盐类。 镧系收缩:镧系元素的原子半径和离子半径,较之主族元素原子半径自左向右的变 化,其总的递变趋势是随着原子序数的增大而缓慢的变小,这种现象称为“镧系收 缩” 。其有两个特点:1,由于 4f 电子的屏蔽作用较大,镧系内原子半径呈缓慢减小 的趋势,多数相邻元素原子半径之差只有 1pm 左右;2,随原子序数的增加镧系元 素的原子半径虽然只是缓慢的变小,但是经过从 La 到 Yb 的 14 种元素的原子半径 递减的积累却减小了约 14pm 之多,从而造成了镧系后边 Lu,Hf 和 Ta 的原子半径 和同族的 Y,Zr 和 Nb 的原子半径极为接近的事实。此种效应即为镧系收缩效应。 在镧系收缩中,离子半径的收缩比原子半径的收缩显著的多。 锕系收缩:同镧系元素相似,锕系元素相同氧化态的离子半径随原子序数的增加而 逐渐减小,且减小的也较缓慢(从 90 号 Th 到 98 号 Cf 共减小了约 10pm) ,称为锕 系收缩。从 Ac 到 93 号 Np 半径的收缩还比较明显,从 94 号 Pu 开始各元素离子半 径的收缩就更小。 毒性物质及处理 CO 与血液中的血红蛋白结合形成稳定的配合物,是血红蛋白失去输送氧气的功能。 空气中含量达 0.1%(体积分数)就会引起中毒,导致缺氧症,甚至引起心肌坏死。

含 CO 的废气排放前,常用 O2 进行催化氧化,将其转化为 CO2,所用的催化剂有 Pt,Pd 或 Mn、Cu 的氧化物或稀土氧化物等。 锂盐食用过多会引起中毒。 铍的化合物是有毒的,与砷一样能与核酸生成配合物,积聚过多时可导致癌变。 钡盐除 BaSO4 皆有毒, 可刺激肌肉,能引起心室的纤维性抖动, 对心脏的毒害很重, BaCl2 的致命量为(0.1~1.0)g 硼烷毒性极大,可与氰化氢和光气相比,空气中 B2H6 最高允许含量为 0.1μ g·g 铅和可溶性铅盐皆有毒。 所有亚硝酸盐都是剧毒的,还是致癌物质。 硝酸工厂的尾气中含有 NO,可用空气部分氧化成 NO2,再用 Na2CO3 溶液吸收此混 合气体得到 NaNO2(有时混有 NaNO3) 。 膦 PH3 是无色气体,有似大蒜的臭味,有剧毒。 砷、锑、铋的氢化物都是极毒的,胂 AsH3 有大蒜的刺激气味,砷的化合物都是有 毒的。 三氧化二砷 As2O3,俗名砒霜,为白色粉末状的剧毒物,0.1g 致死。 三氯化锑 SbCl3,在空气中发烟,有强烈吸湿性,对皮肤有腐蚀性。 微量臭氧有利与人体健康,但其含量高于 1mL/m3 时,会引起头疼等症状,对人体 有害。 硫化氢 H2S 是无色剧毒的气体,空气中含量达 0.05%时即可闻到其腐蛋臭味,工业 上允许空气中 H2S 的含量不超过 0.01mg/L,中毒原理是与血红素中的 Fe2+作用生成 FeS 沉淀。 SO2 无色有强烈刺激性气味的气体,从烟道气分离回收硫 SO2+2CO→500℃铝矾土 2CO2+S 卤素单质都具有毒性,从氟到碘减弱。强烈刺激眼、鼻、气管等器官的粘膜,吸入 较多的卤素蒸汽会导致严重中毒甚至死亡,液溴会使皮肤严重灼伤而难以治愈。
-1

氟化氢 HF 是无色有刺激性气味并具有强腐蚀性的有毒气体,氢氟酸的蒸汽有毒, 当皮肤接触 HF 时会引起不易痊愈的灼伤。 氰(CN)2 为无色气体,有苦杏仁味,有剧毒!氰化氢 HCN 为无色液体,有剧毒!氢 氰酸的盐又叫做氰化物,也有剧毒。 钒的化合物都有毒。 羰合物在受热时分解出金属和 CO,因此,这类化合物都是有毒的。 镉能被水底贝类动物或植物吸收,Cd2+能代换骨骼中的 Ca2+,会引起骨质疏松和骨 质软化。 Cr(Ⅵ)的毒性比 Cr(Ⅲ)要大的多, 还被认为是致癌物质。 含铬废水中的铬通常以 Cr(Ⅵ) 化合物的形式存在。 汞及其化合物能通过气体、饮水和食物进入人体,极易在中枢神经、肝脏及肾脏内 蓄积。当不慎把汞撒在地上无法收集时,可把硫粉撒在有汞的地方,并适当搅拌或 研磨,使硫与汞化合成 HgS,可防止有毒的汞蒸汽进入空气中。在室温下,汞的蒸 汽与碘的蒸汽相遇时,能生成 HgI2,因此可以把碘升华为气体,以除去空气中的汞 蒸汽。 易 溶 于 水 的 汞 的 化 合 物 都 是 有 毒 的 。 氯 化 汞 ( 升 汞 ) HgCl2 有 剧 毒 , 硝 酸 汞 Hg(NO3)2·1/2H2O 剧毒,硝酸亚汞 Hg2(NO3)2·2H2O 剧毒,氯化亚汞(甘汞)Hg2Cl2 长时间光照析出 Hg 处理有害废水的方法: 1, 沉淀法 在含有害金属离子的废水中加入沉淀剂, 使有害金属离子生成难溶

于水的沉淀而除去。 这种方法既经济又有效, 是除去水中有害金属离子的常用方法。 2, 氧化还原法 利用氧化还原反应将废水中的有害物质转变为无害物质、 难溶物

质或易于除去的物质,这是废水处理中的重要方法之一。 处理含有害金属离子废水常常综合应用氧化还原法和沉淀法。 3, 离子交换法 离子交换法是借助于离子交换树脂进行的废水处理方法。 离子

交换树脂是一类人工合成的不溶于水的高分子化合物,分为阳离子交换树脂和阴离 子交换树脂。 两者分别含有能与溶液中阳离子和阴离子发生交换反应的离子。 含汞、 镉、铅等有害金属离子的废水可以用阳离子交换树脂进行处理;含 Cr(Ⅵ)废水可以 用阴离子交换树脂进行处理。离子交换法设备较复杂,操作亦较复杂,投产成本比 较高。处理含有害金属离子废水的方法还有电解法,活性炭吸附法,反渗透法,电 渗析法,生化法等。 工业废水中有害金属的排放标准 有害金属元素 主要存在形式 汞 Hg2+,CH3 Hg+ 最高允许排放浓 度 mg/L 无机化学命名中特定的词头的含义 一、正 在由两种元素组成的二元化合物中,如果带正荷的金属元素出现两种化合价时,把 呈现比较常见化合价者,在名称中用词头“正”表示, “正”字一般均可省略。在简 单含氧酸分子中,将其在自由状态下较为常见者定名为“(正)某酸”。例如:CuCl2 氯化铜,Fe2(SO4)3 硫酸铁,CoSO4 硫酸钴,PbSO4 硫酸铅,H3PO4 磷酸,HClO3 氯酸, H2MnO4 锰酸。 二、高 在二元化合物中,金属元素的化合价高于常见化合价时,用词头“高”表示。在含 氧酸中,成酸元素(除氧、氢元素外的另一种元素)的化合价较正酸高时,用词头 “高”表示。例如:CO2(SO4)3 硫酸高钴,PbO2 氧化高铅,HClO4 高氯酸,HMnO4 高锰酸。 三、亚 0.05 0.1 镉 Cd2+


铬 CrO42 ,Cr2O72 0.5


铅 Pb2+

1.0

在二元化合物中,金属元素的化合价低于常见化合价时,用词头“亚”表示。在含 氧酸中,如果成酸元素的化合价比正酸低,则称为“亚某酸” 。例如:FeSO4 硫酸亚 铁,H3PO3 亚磷酸,HClO2 亚氯酸。 四、次 在含氧酸中,如果成酸元素的化合价比“亚某酸”还低,则称为“次某酸” 。例如: HClO 次氯酸,H3PO2 次磷酸。 五、偏 自一分子正酸缩去一分子水而形成的酸,命名为偏酸,也可以称做一缩某酸。正酸 和偏酸分子中,成酸元素的化合价相同。例如:HPO3 偏磷酸(一缩磷酸)。 六、原 含氧酸分子中羟基(-OH)的数目与成酸元素的化合价相等时,可用词头“原”来 表示,称为“原某酸”。例如:H2SiO3 硅酸,H4SiO4 原硅酸,H2TeO4 碲酸,H6TeO4 原碲酸。 七、焦(重) 由两个相同含氧酸分子缩去一分子水所形成的酸,可以用词头“焦”来表示,称做 “焦某酸” ,有些也采用“重”字,称做“重某酸” ,也可以称做“一缩二某酸” 。例 如:H2S2O7 焦硫酸,H2Cr2O7 重铬酸。 八、过 如果在二元化合物或含氧酸中含有过氧基(-O-O-) ,常用词头“过”来表示, 称做“过氧化某”或“过某酸”。例如:H2O2 过氧化氢。 九、连 如果含氢酸分子中成酸元素的原子不止一个,且各成酸元素的原子之间又直接相连 时,可用词头“连”表示,根据直接相连的成酸元素的原子数目,称做“连几某酸” 。 例如:H2S2O6 连二硫酸。 十、硫代

如果含氧酸分子中的氧原子被硫原子取代,可用词头“硫代”表示,根据被硫原子 取代的氧原子的数目, 分别称做 “几硫代某酸” , 但 “一” 字可以省略。 例如: Na2S2O3 硫代硫酸钠。


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