《無機(jī)化學(xué)》課件-11金屬元素

1、無機(jī)化學(xué)課件11金屬元素?zé)o機(jī)化學(xué)課件11金屬元素學(xué)習(xí)要求11.1金屬元素通論11.2重要金屬學(xué)習(xí)要求學(xué)習(xí)要求 1理解金屬元素的通性，了解金屬單質(zhì)的物理性質(zhì)，掌握金屬單質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)；能比較堿金屬和堿土金屬、P區(qū)金屬、過渡元素的金屬性強(qiáng)弱。 2了解銅、銀、鋅、汞、鉻、錳、鐵單質(zhì)的性質(zhì)；會(huì)描述它們?cè)诳諝庵械臓顟B(tài)、穩(wěn)定性，能根據(jù)它們的酸堿性及化學(xué)特性判斷有關(guān)反應(yīng)現(xiàn)象。學(xué)習(xí)要求 1理解金屬元素的通性，了解金屬單質(zhì) 3掌握銅、銀、鋅、汞、鉻、錳、鐵的氧化物、氫氧化物及重要鹽的穩(wěn)定性，酸堿性，不同氧化態(tài)之間的轉(zhuǎn)化，氧化還原性及介質(zhì)酸堿性對(duì)其的影響；能判斷相關(guān)反應(yīng)能否發(fā)生，會(huì)描述反應(yīng)現(xiàn)象，分析反應(yīng)原理及寫出重

2、要反應(yīng)方程式。 4了解含銀廢水、含汞廢水、含鉻廢水的處理方法及原理；建立環(huán)保意識(shí)。 3掌握銅、銀、鋅、汞、鉻、錳、鐵的氧化物、 11.1.1金屬元素通性 在已知的116種元素中，金屬占80%以上。通常可將金屬分為黑色金屬與有色金屬兩大類。黑色金屬包括鐵、錳和鉻及其合金，主要是鐵碳合金。有色金屬是指鐵、錳、鉻之外的所有金屬。 1金屬元素原子的價(jià)電子構(gòu)型 根據(jù)金屬元素在周期表中的位置，分為P區(qū)金屬（AA金屬元素）、堿金屬和堿土金屬、過渡金屬（BB元素）。 金屬的價(jià)電子構(gòu)型有以下幾種：A和A金屬為ns12；AA金屬為ns2np14；過渡金屬為(n-1)d110ns12（Pd除外，為4d10） ，其中

3、B和B為(n-1)d10ns12。 2金屬元素的化學(xué)活潑性及氧化態(tài) 11.1.1金屬元素通性多數(shù)金屬元素的原子最外層電子數(shù)少于4個(gè)，少數(shù)金屬原子如Sn、Pb、Sb、Bi的最外層有4個(gè)或5個(gè)電子，但因它們的電子層數(shù)較多，原子半徑較大，有較強(qiáng)的失電子傾向，易形成金屬離子或顯正價(jià)的共價(jià)化合物。所以，金屬有較強(qiáng)的還原性。金屬原子失去電子的難易決定了金屬還原性的強(qiáng)弱，可由標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)數(shù)值判斷。 各種金屬的化學(xué)活潑性相差很大，所以它們?cè)谧匀唤缰械拇嬖谛问揭哺鞑幌嗤?。少?shù)不活潑的金屬如鉑、金只有游離狀態(tài)的，而活潑金屬如堿金屬和堿土金屬總是以化合態(tài)存在。 （1）堿金屬和堿土金屬 堿金屬包括鋰(Li)、鈉(Na

4、)、鉀(K)、銣(Rb)、銫(Cs)、鈁(Fr)。堿土金屬包括鈹(Be)、鎂(Mg)、鈣(Ca)、鍶(Sr)、鋇(Ba)和鐳(Ra)。鐳、鈁是放射性元素。它多數(shù)金屬元素的原子最外層電子數(shù)少于4個(gè)，少數(shù)金屬原子如Sn、們?cè)谕芷谠刂性影霃酱?，最外層電子電離能低，極易失去，表現(xiàn)出較強(qiáng)的化學(xué)活潑性，在金屬活動(dòng)順序表中居于前列。堿土金屬的化學(xué)活潑性略低于堿金屬。同一族從上到下，隨原子半徑增大，活潑性依次遞增。這種變化規(guī)律可從電負(fù)性的變化表現(xiàn)出來。因此，堿金屬和堿土金屬元素的化合物多為離子型。它們?cè)谛纬苫衔飼r(shí)，均表現(xiàn)一種氧化態(tài)，即堿金屬為+1，堿土金屬為+2。 Li、Be的性質(zhì)與同族元素相比具有特

5、殊性。Li與Mg、Be與Al有許多相似之處，如Li和Mg在過量的氧氣中燃燒都生成正常氧化物L(fēng)i2O和MgO而不是過氧化物；LiOH和Mg(OH)2都是難溶的中強(qiáng)堿，受熱分解。 鈹和鋁都是活潑親氧金屬，表面易生成氧化物保護(hù)膜，們?cè)谕芷谠刂性影霃酱?，最外層電子電離能低，極易失去，表在空氣中不易被腐蝕；遇濃硝酸都會(huì)被鈍化；Be和Al的單質(zhì)、氧化物、氫氧化物都有兩性；Be和Al的氧化物都是熔點(diǎn)高、硬度大的物質(zhì)；BeCl2和AlCl3都是共價(jià)型鹵化物。這種在周期表中某一元素的性質(zhì)與其右下方的元素相似的現(xiàn)象，稱為對(duì)角線規(guī)則。這種現(xiàn)象在Li和Mg、Be和Al、B和Si之間表現(xiàn)明顯。 （2）P區(qū)金屬 在

6、A中，Al、Ga、In、Tl的最高氧化數(shù)為+3，最低氧化數(shù)為+1，從Al 到Tl低氧化態(tài)趨向穩(wěn)定。鍺分族元素的氧化數(shù)有+4、+2，從Ge到Pb低氧化態(tài)趨向穩(wěn)定。A的Sb、Bi氧化數(shù)為+3、+5，Bi的+3氧化態(tài)穩(wěn)定。 P區(qū)金屬的金屬性比較弱。P區(qū)的一些金屬及化合物具有半導(dǎo)體性質(zhì)，如鍺、砷化鎵、銻化鎵等。本區(qū)金屬的氧化物多顯不同程度的兩性，如Al2O3、 PbO2 、Sb2O3等。P區(qū)金屬在空氣中不易被腐蝕；遇濃硝酸都會(huì)被鈍化；Be和Al的單質(zhì)、氧除鋁外在自然界多以各種組成的硫化物礦存在。 （3）過渡金屬 過渡元素原子的共同特點(diǎn)是最外層只有12個(gè)s電子，次外層有110個(gè)電子。除s電子外，d電子可

7、以部分或全部參加成鍵，使過渡元素表現(xiàn)出多種氧化態(tài)。例如Mn有+2、+3、+4、+6、+7等多種氧化數(shù)。這種連續(xù)變化的氧化態(tài)與主族元素不同。 過渡元素的原子半徑一般比主族元素小。同一周期元素的原子半徑從左到右只略有減小，不如主族元素減小得那樣明顯。到B和B，因次外層d亞層填滿而略有增大。同一族的過渡元素的原子半徑自上而下也增加不大。 過渡金屬的活潑性差別較大，第一過渡系（第四周期從Sc到Zn）金屬比較活潑，其電極電勢(shì)除銅外都是負(fù)值，第二除鋁外在自然界多以各種組成的硫化物礦存在。過渡系（第五周期從Y到Cd）、第三過渡系（第六周期從La到Hg）較不活潑。 過渡元素的離子在水溶液中以水合離子的形式存在

8、，常顯示出一定的顏色。這種現(xiàn)象與過渡金屬離子具有未成對(duì)的d電子有關(guān)。沒有未成對(duì)d電子的過渡金屬離子都是無色的。常見過渡元素水合離子顏色（見鏈接） 由于過渡元素離子或原子有ns和np空軌道，(n-1)d軌道也是部分空或全空，具有接受配位體孤對(duì)電子的條件，能形成一些特殊的配合物。如鐵、鎳原子和CO形成羰基配合物Fe(CO)5、Ni(CO)4，F(xiàn)e3+、Ni2+離子與CN- 離子形成Fe(CN)63-、Ni(CN)42- 配合物。 B包括銅、銀、金三種元素，又稱銅副族。原子次外層有18個(gè)電子，其原子半徑比同周期的堿金屬小，電離能大。過渡系（第五周期從Y到Cd）、第三過渡系（第六周期從La到H因此活潑

9、性遠(yuǎn)不如堿金屬，是不活潑金屬，并按Cu、Ag、Au的順序遞減。銅副族有+1、+2、+3三種氧化態(tài)。銅副族元素化合物多為共價(jià)型。 B包括鋅、鎘、汞三種元素，又稱鋅副族。與B相似，由于原子的次外層有18個(gè)電子，核對(duì)外層電子引力較大，故金屬活潑性較小。鋅族元素比銅族元素活潑。鋅族元素的化學(xué)活潑性，依鋅、鎘、汞順序遞減。鋅族有+1、+2兩種氧化態(tài)。 11.1.2金屬單質(zhì)通性 1金屬的物理性質(zhì) 常溫時(shí)除汞是液體外，其余金屬都是固體。鋰、鈉、鉀比水輕，其他金屬密度較大（見鏈接）。 金屬硬度一般較大，如鉻、鎢堅(jiān)硬如鋼。但有些質(zhì)軟，可因此活潑性遠(yuǎn)不如堿金屬，是不活潑金屬，并按Cu、Ag、Au的用刀切，如鈉、鉀

10、。以金剛石的硬度為10（見鏈接）。 有金屬光澤。絕大多數(shù)金屬呈鋼灰色或銀白色光澤。此外銅顯紅色、金顯黃色、鉛顯灰藍(lán)色、鉍顯淡紅色。 大多數(shù)金屬有良好的導(dǎo)電性和導(dǎo)熱性。導(dǎo)電性強(qiáng)的金屬導(dǎo)熱性也好。常見金屬的導(dǎo)電和導(dǎo)熱能力由大到小順序?yàn)椋篈g、Cu、Au、Al、Zn、Pt、Sn、Fe、Pb、Hg。 大多數(shù)金屬有延性，可抽成絲。大多數(shù)金屬有展性，可壓成薄片。常見金屬延性強(qiáng)弱由大到小順序?yàn)椋篜t、Au、Ag、Al、Cu、Fe、Ni、Zn、Sn、Pb。常見金屬展性強(qiáng)弱由大到小順序?yàn)椋篈u、Ag、Al、Cu、Sn、Pt、Pb、Zn、Fe、Ni。 金屬熔點(diǎn)差別較大。鎢是最難熔的金屬，汞在常溫下是液體，銫和鎵在

11、手上受熱就能熔化。鋅族與P區(qū)元素中的Sn、Pb、Sb、Bi等合稱為低熔點(diǎn)金屬（見鏈接）。用刀切，如鈉、鉀。以金剛石的硬度為10（見鏈接）。 2金屬的化學(xué)性質(zhì) 金屬與氧的作用 堿屬金屬和堿土金屬很易失去電子與氧化合。在空氣中，鋰氧化得較慢，鈉、鉀氧化得很快，銣和銫會(huì)發(fā)生自燃；鈣比同周期的鉀氧化得慢。所以，堿金屬和堿土金屬(Be、Mg除外)在空氣中極易被氧化。 有些金屬如鈹、鋁、鉻、錳、鈷、鎳形成的氧化物結(jié)構(gòu)致密，它緊密覆蓋在金屬表面，防止金屬繼續(xù)被氧化。所以這些金屬在空氣中不易被腐蝕。鐵在空氣中易被腐蝕是因?yàn)樯傻难趸锝Y(jié)構(gòu)松散，不起保護(hù)作用。 金屬與氧反應(yīng)的難易程度和金屬活動(dòng)順序大致相同。位于

12、金屬活動(dòng)順序表后面的金屬如銅、汞等必須在加熱條件下才能與氧化合，而銀、金即使在熾熱條件下也很難與氧反應(yīng)。 2金屬的化學(xué)性質(zhì) 金屬與水的作用 金屬與水作用生成金屬氫氧化物和氫氣。反應(yīng)能否發(fā)生與金屬的活潑性和生成物的可溶性有關(guān)。常溫下，純水中H+濃度為10-7mol/L， (H+/H2)=-0.41V，因此電極電勢(shì)小于-0.41V的金屬都可與水反應(yīng)。鈉、鉀在常溫下就與水劇烈反應(yīng)，鈣與水作用緩慢，鐵在熾熱條件下與水蒸氣反應(yīng)。但有些金屬如鎂、鋁，生成的氫氧化物難溶于水，覆蓋在金屬表面，使反應(yīng)難于繼續(xù)進(jìn)行，因此這些金屬在常溫時(shí)也不溶于水。鎂只能與沸水反應(yīng)。 金屬與酸的反應(yīng) 在酸性溶液中，電極電勢(shì)為負(fù)值的

13、金屬都可以與非氧化性酸反應(yīng)放出氫氣。但有的金屬與酸作用生成難溶沉淀，覆蓋在金屬表面而使反應(yīng)難于進(jìn)行，如鉛難溶于硫酸，就是因?yàn)樯傻腜bSO4難溶并覆蓋在鉛的表面。 金屬與水的作用 金屬與水作用生成金屬氫氧 電極電勢(shì)為正值的金屬不能被非氧化性酸氧化，只能被氧化性酸（硝酸和濃硫酸）氧化。鋁、鉻、鐵等金屬在冷的濃硫酸、濃硝酸中由于鈍化而不溶。 金屬與堿的反應(yīng) 除少數(shù)顯兩性的金屬外，一般都不與堿反應(yīng)。金屬與堿的反應(yīng)可以看成是金屬先與水反應(yīng)生成氫氧化物和氫氣，然后氫氧化物再與堿作用。堿性溶液中 (H2O/H2) =-0.8277V，只有在堿性溶液中金屬的 -0.8277V，且生成的氫氧化物顯兩性的金屬才

14、能與堿反應(yīng)。如鋁在堿性溶液中 (Al(OH)3/Al)=-2.31V，Al(OH)3顯兩性，所以鋁能溶于強(qiáng)堿溶液。2Al+6H2O 2Al(OH)3+3H2Al(OH)3+NaOH NaAlO2+ 2H2O 電極電勢(shì)為正值的金屬不能被非氧化性酸氧化，只 總反應(yīng)方程式：2Al+2NaOH+2H2O 2NaAlO2+3H2 鋅、鈹、鎵、銦、錫、鍺等都能溶于強(qiáng)堿溶液。 寫出鋅、鈹與酸和堿反應(yīng)的化學(xué) 反應(yīng)方程式。 總反應(yīng)方程式：2Al+2NaOH+2H2O 11.2.1銅及其化合物 1銅 銅在自然界有游離的單質(zhì)存在，主要以硫化礦的形式存在。在常溫下，銅在干燥的空氣中穩(wěn)定，只有在加熱的條件下與氧反應(yīng)生成

15、黑色的氧化銅。但在潮濕的空氣中表面易生成一層銅綠（堿式碳酸銅）：2Cu+O2+H2O+CO2 Cu(OH)2CuCO3 銅在常溫下能和鹵素發(fā)生反應(yīng)，在高溫下也不與氫、氮、碳反應(yīng)。不溶于稀鹽酸，但可溶于硝酸和熱的濃硫酸。銅能溶于濃的氰化鈉溶液，放出氫氣。2Cu+2H2O+8CN- 2Cu(CN)43-+2OH-+H2 銅、銀、金相互之間或與其他金屬都易形成合金。例如, 11.2.1銅及其化合物廣泛用作儀器零件材料的黃銅和青銅分別是銅鋅合金和銅錫合金。 2銅的化合物 銅通常有+1、+2兩種氧化態(tài)的化合物，以Cu()常見。從電子構(gòu)型看Cu+比Cu2+穩(wěn)定，所以在固態(tài)時(shí)，Cu()的化合物穩(wěn)定。自然界存

16、在的輝銅礦（Cu2S）、赤銅礦（Cu2O）都是Cu()化合物。但Cu2+能形成穩(wěn)定的Cu(H2O)42+配離子，所以在水溶液中，Cu2+反而比Cu+穩(wěn)定，這一點(diǎn)也可用電極電勢(shì)來說明。 /V 在溶液中，Cu+易發(fā)生歧化反應(yīng)，所以溶液中Cu2+最穩(wěn)定。因此，制得的亞銅化合物必須迅速?gòu)娜芤褐袨V出并立即干燥，密閉包裝。廣泛用作儀器零件材料的黃銅和青銅分別是銅鋅合金和銅錫合金。 銅的氧化物 氧化亞銅 氧化亞銅（Cu2O）為暗紅色不溶于水的固體，是制造玻璃和搪瓷的紅色顏料。有毒，不溶于水，對(duì)熱穩(wěn)定，但在潮濕空氣中緩慢被氧化成CuO。具有半導(dǎo)體性質(zhì)，可作整流器材料。此外，在農(nóng)業(yè)上可作殺菌劑。 氧化亞銅能溶于

17、氨水和氫鹵酸，分別形成穩(wěn)定的無色配合物Cu(NH3)2+、CuX2-。Cu(NH3)2+易被空氣中的氧氧化成深藍(lán)色的Cu(NH3)42+，利用此反應(yīng)除去氣體中的氧。氧化亞銅能溶于稀酸，但立即歧化分解。Cu2O+2HCl CuCl2+Cu+H2O 氧化銅 氧化銅（CuO）為黑色不溶于水的粉末。氧化銅對(duì)熱穩(wěn)定，加熱到1000時(shí)開始分解生成氧化亞銅，放出氧氣。 銅的氧化物 將銅粉和氧化銅的混合物在密閉容器內(nèi)煅燒即得氧化亞銅。Cu+CuO Cu2O CuO和Cu2O都是堿性氧化物，溶于稀酸。 氫氧化銅 Cu(OH)2為淺藍(lán)色不溶于水的粉末，對(duì)熱不穩(wěn)定；微顯兩性，堿性強(qiáng)于酸性。易溶于酸，只能溶于濃的強(qiáng)堿

18、，生成藍(lán)色四羥基合銅()離子。 Cu(OH)2+2OH- Cu(OH)42- Cu(OH)2溶于氨水生成堿性的銅氨溶液，顯深藍(lán)色。Cu(OH)2+4NH3 Cu(NH3)42+2OH- 向可溶性銅鹽溶液中加入適量的強(qiáng)堿，有淺藍(lán)色的Cu(OH)2沉淀生成。 CuCl2+2NaOH Cu(OH)2+2NaCl 將銅粉和氧化銅的混合物在密閉容器內(nèi)煅燒即得氧 但新生成的氫氧化銅極不穩(wěn)定，稍受熱（30）就會(huì)分解生成氧化銅。 Cu(OH)2 CuO+H2O 銅()鹽 氯化銅 除碘化銅不存在外，其他鹵化銅都可以利用氧化銅與氫鹵酸反應(yīng)制得。 CuCl22H2O為綠色結(jié)晶，在潮濕空氣中容易潮解，在干燥空氣中容易

19、風(fēng)化。無水CuCl2為棕黃色固體，是共價(jià)化合物，結(jié)構(gòu)為鏈狀 但新生成的氫氧化銅極不穩(wěn)定，稍受熱（30）CuCl2可溶于水。在其溶液中，CuCl2可形成CuCl42-和Cu(H2O)42+兩種配離子，CuCl42-顯黃色，Cu(H2O)42+顯藍(lán)色，CuCl2溶液的顏色取決于其濃度，濃度由大到小顯黃綠色、綠色到藍(lán)色。 CuCl42-+4H2O Cu(H2O)42+4Cl- 黃色 藍(lán)色 硫酸銅 CuSO45H2O為藍(lán)色結(jié)晶，俗稱膽礬或藍(lán)礬，在空氣中易風(fēng)化。加熱膽礬，隨溫度升高逐步脫水，最后生成白色粉末狀無水硫酸銅。無水硫酸銅極易吸水，遇水又會(huì)變成藍(lán)色的水合物，借此可檢驗(yàn)有機(jī)物中的微量水分，也可作干

20、燥劑。 硫酸銅溶液有較強(qiáng)的殺菌能力，能抑制藻類生長(zhǎng)，控制水體富營(yíng)養(yǎng)化。在農(nóng)業(yè)上同石灰乳混合配成“波爾多液”作殺蟲劑。CuCl2可溶于水。在其溶液中，CuCl2可形成CuCl4想一想 根據(jù) (Cu2+/Cu+)=0.153V、 (I2/I-)=0.535V、 (Cu2+/CuI) =0.86V，判斷CuSO4與KI能否反應(yīng)？ 10.2.2銀及其化合物 1銀 銀在自然界主要以硫化物形式存在。常溫下，銀在空氣中是穩(wěn)定的，加熱也不與空氣中的氧化合?？諝庵腥绾蠬2S氣體，銀接觸后表面就能生成一層黑色Ag2S薄膜而變暗。 4Ag+2H2S+O2 2Ag2S+2H2O 銀在常溫下能與鹵素緩慢作用，能溶于硝

21、酸或熱的濃硫酸，還能溶于含有氧的氰化鈉溶液中4Ag+8NaCN+2H2O+O2 4NaAg(CN)2+4NaOH 想一想 根據(jù) (C 銀與銅、金一樣都易形成配合物，利用這一性質(zhì)用氰化物從Ag、Au的硫化物礦中提取銀和金。 Ag2S+4NaCN 2NaAg(CN)2+Na2S 然后用鋅置換出銀： 2NaAg(CN)2+Zn Na2Zn(CN)4+2Ag 銀的單質(zhì)及可溶性化合物都有殺菌能力。 2銀的化合物 銀通常形成氧化數(shù)為+1的化合物。常見銀的化合物只有AgNO3、AgF溶于水，其他鹵化銀如Ag2SO4、Ag2CO3均難溶。Ag()易形成配合物，常見配體有NH3、Cl-、Br-、I-、CN-、S

22、2O32-等，把難溶銀鹽轉(zhuǎn)化成配合物是溶解難溶銀鹽的重要方法。例如 銀與銅、金一樣都易形成配合物，利用這一性質(zhì)用AgCl(s) + Cl- AgCl2-AgCl(s) +2NH3(aq) Ag(NH3)2+ Cl-AgBr +2S2O32- Ag (S2O3)2 3-+Br-AgI(s) +2CN- Ag(CN)2-+I- 銀的化合物都有不同程度的感光性。例如AgCl、Ag2SO4都是白色固體，AgBr、AgI、Ag2CO3為黃色固體，見光分解都變成黑色。所以銀鹽都用棕色瓶包裝，有的瓶外包上黑紙。 硝酸銀 硝酸銀是最重要的可溶性銀鹽，以它為原料，可制多種銀的化合物。 硝酸銀見光分解析出單質(zhì)銀：

23、2AgNO3 2Ag+2NO2+O2 硝酸銀有一定的氧化能力 (Ag+/Ag)=0.7996V，可被微AgCl(s) + Cl- AgC 寫出利用硝酸銀制取AgBr、Ag2SO4、Ag2S、Ag2CO3的反應(yīng)方程式。 氧化銀 在硝酸銀溶液中加入NaOH，首先析出白色AgOH。常溫下AgOH極不穩(wěn)定，立即脫水生成棕黑色Ag2O。量有機(jī)物和銅、鋅等金屬還原成單質(zhì)。皮膚或工作服沾上硝酸銀后逐漸變成黑色。 銀氨溶液能把醛和含有醛基的糖類氧化，生成單質(zhì)銀。2Ag(NH3)2+ +HCHO+2OH- HCOONH4+3NH3+2Ag+H2O硝酸銀對(duì)人體有燒蝕作用。10的AgNO3溶液在醫(yī)藥上作消毒劑。大量

24、硝酸銀用于制造鹵化銀、制鏡、電鍍及電子工業(yè)。 寫出利用硝酸銀制取AgBr、AgNO3+NaOH AgOH+NaNO32AgOH Ag2O+ H2O 氧化銀微溶于水，溶液呈微堿性。氧化銀有較強(qiáng)的氧化性,能氧化CO、H2O2。Ag2O+CO 2Ag+CO2Ag2O+ H2O2 2Ag+O2+ H2O Ag2O和MnO2、CuO、Co2O3的混合物在室溫下能將CO迅速氧化成CO2，可用在防毒面具中。 氧化銀與易燃物接觸能引起燃燒。尤其是氧化銀的氨水溶液Ag(NH3)2OH，在放置過程中會(huì)分解生成爆炸性很強(qiáng)的黑色物質(zhì)Ag3N，因此，此溶液不宜久置，且盛溶液的器皿應(yīng)立即清洗干凈。若要破壞銀氨配離子，可加

25、入鹽酸。AgNO3+NaOH AgOH+NaNO3 含銀廢水、廢渣的處理 銀是貴重金屬，且對(duì)人體有害，所以對(duì)含銀廢水、廢渣要處理回收后排放。 含銀廢水的處理 首先向廢水中加入鹽酸，生成AgCl沉淀。過濾后加入氨水，將AgCl沉淀轉(zhuǎn)化為銀氨溶液，最后加入硝酸，把比較純凈的氯化銀過濾出去即可。反應(yīng)如下： AgCl+2NH3 Ag(NH3)2Cl Ag(NH3)2Cl+2HNO3 AgCl+2NH4NO3 含銀廢渣的處理 含銀廢渣以Ag2O為例。首先向廢渣中加入硝酸，把Ag2O轉(zhuǎn)化為AgNO3溶液，過濾后向溶液中加鹽酸，得到AgCl沉淀，再加氨水，把AgCl轉(zhuǎn)化為銀氨溶液，最后加入硝酸，經(jīng)過濾即可。

26、 最后得到比較純凈的氯化銀，用鋅粉還原即可得到單質(zhì)銀。知識(shí)窗 含銀廢水、廢渣的處理 知識(shí)窗 11.2.3鋅及其化合物 1鋅 鋅是銀白色金屬，略帶藍(lán)色。在自然界主要以硫化物形式存在，如閃鋅礦ZnS。 鋅在干燥的空氣中穩(wěn)定。但在潮濕空氣中，表面形成一層致密的堿式碳酸鋅薄膜，對(duì)內(nèi)層金屬有保護(hù)作用。4Zn+2O2+3H2O+CO2 ZnCO33Zn(OH)2 基于這一性質(zhì)，常把鋅鍍?cè)阼F皮上，稱白鐵皮或鍍鋅鐵。在常溫下，鋅與鹵素作用緩慢，鋅粉和硫磺粉共熱可形成硫化鋅。鋅在加熱時(shí)與O2反應(yīng)得到氧化鋅。 鋅是一種典型的兩性金屬。鋅不僅溶于鹽酸、硫酸，也溶于醋酸；鋅與鋁不同，鋅不僅能溶于強(qiáng)堿，還能溶于氨水。

27、11.2.3鋅及其化合物Zn+2HAc ZnAc2+H2Zn+2NaOH+2H2O Na2Zn(OH)4（即Na2ZnO22H2O）+H2Zn+2H2O+4NH3 Zn(NH3)4(OH)2+H2 2鋅的化合物 鋅通常形成氧化數(shù)為+2的化合物。 氧化鋅和氫氧化鋅 氧化鋅 ZnO為白色粉末，商品名為鋅白或鋅氧粉，是一種優(yōu)良的白色染料。不溶于水，是一種兩性氧化物。 ZnO+2HCl ZnCl2+ H2OZnO+2NaOH Na2ZnO2+ H2O ZnO無毒性，具有收斂性和一定的殺菌能力，醫(yī)藥上用于治療表皮潰爛和各種皮膚病。ZnO是制備各種鋅化合物的基本Zn+2HAc ZnAc2+H2原料。 氫氧

28、化鋅 Zn(OH)2為白色粉末，不溶于水。是兩性氫氧化物，在溶液中有兩種解離方式。 Zn2+2OH- Zn(OH)2 2H+ ZnO22- 堿式解離 酸式解離 在酸性溶液中，平衡向左移動(dòng)，酸度足夠大得到Zn2+鹽；在堿性溶液中，平衡向右移動(dòng)，堿度足夠大得到鋅酸鹽。 Zn(OH)2可溶于氨水，這與氫氧化鋁不同。因此可利用氨水分離溶液中的Al3+和Zn2+離子。Zn(OH)2+4NH3 Zn(NH3)42+2OH- Zn(OH)2受熱至125時(shí)分解成ZnO。 鋅鹽原料。 硫化鋅 在鋅鹽溶液中，加入(NH4)2S，可析出白色ZnS沉淀。由于ZnS溶于酸，在鋅鹽的酸性或中性溶液中通入H2S, ZnS沉

29、淀不完全。因在沉淀過程中，H+的濃度增加，阻礙了ZnS的進(jìn)一步沉淀。只有在堿溶液中通入H2S才能沉淀出ZnS。Zn2+H2S ZnS+2H+ ZnS與BaSO4共沉淀所形成的等物質(zhì)的量的混合物ZnSBaSO4叫鋅鋇白，俗稱立德粉。其遮蓋能力比鋅白強(qiáng)，沒有毒性，大量用作白色油漆顏料。 氯化鋅 ZnCl2為白色極易潮解的固體，吸水性很強(qiáng)，可用作干燥劑?？捎山饘黉\和氯氣直接合成。 濃溶液因形成配位酸而有顯著的酸性。ZnCl2+ H2O HZnCl2(OH) 它能溶解金屬氧化物如FeO，可作焊藥，在焊接時(shí)用ZnCl2 硫化鋅 在鋅鹽溶液中，加入(NH4)2S清除金屬表面的氧化物就是根據(jù)這一性質(zhì)。 如果

30、將氯化鋅溶液蒸干，只能得到堿式氯化鋅而得不到無水氯化鋅。ZnCl2+ H2O Zn(OH)Cl+HCl知識(shí)窗 鋅是活潑金屬，能與無機(jī)酸反應(yīng)。但鋅與硫酸反應(yīng)速率很慢，且鋅越純，反應(yīng)越慢。生產(chǎn)上通常將大塊鋅錠加熱熔融后，徐徐倒入大量冷水中淬成鋅花，以增大接觸面積。并且混入一些較不活潑的金屬雜質(zhì)，如Cu、Ag、Fe等，形成微電池，H2從這些金屬表面放出，使反應(yīng)加速。所以在制備硫酸鋅時(shí)，用鐵鍋熔化鋅，使鋅花中混入少量鐵，反應(yīng)順利進(jìn)行。 11.2.4 汞及其化合物清除金屬表面的氧化物就是根據(jù)這一性質(zhì)。知識(shí)窗 1汞 汞是銀白色的液態(tài)金屬。汞在自然界主要是以化合物的形式存在，如辰砂HgS。 汞受熱均勻膨脹且

31、不濕潤(rùn)玻璃，用于制溫度計(jì)、血壓計(jì)、氣壓計(jì)。汞和汞的化合物都有毒，會(huì)引起頭痛、震顫、語言失控、四肢麻木甚至變形。 汞有揮發(fā)性，汞蒸氣被人體吸收會(huì)發(fā)生慢性中毒。使用時(shí)如濺落，汞無孔不入，必須把濺落的水銀盡可能收集起來。用錫箔把微小的汞滴沾起，對(duì)遺留在縫隙處的汞要覆蓋上硫磺粉使其生成難溶的HgS。儲(chǔ)存汞必須密封。 汞能溶解許多金屬，如Na、K、Ag、Au、Zn、Cd、Sn、Pb等，形成汞齊。利用此性質(zhì)，冶金中用汞來提煉金和銀。汞齊有許多重要用途。鈉汞齊與水反應(yīng)緩慢放出氫氣，在有機(jī)合 1汞合成中常用作還原劑。 汞只能溶于硝酸和熱的濃硫酸。 2汞的化合物 汞有氧化態(tài)為+1和+2的兩類化合物。 Hg+強(qiáng)烈

32、有形成二聚體的傾向，亞汞離子不是Hg+而是Hg22+。 汞的元素電勢(shì)圖如下： /V 在溶液中，Hg2+與Hg逆歧化生成Hg22+的傾向較大，只要有金屬汞存在，就會(huì)將Hg2+還原成Hg22+。想一想 汞溶于過量的硝酸產(chǎn)物是什么？如果汞過量會(huì)有何不同？寫出反應(yīng)方程式。合成中常用作還原劑。想一想 汞溶于過量的硝酸產(chǎn)物是什么 氧化汞 氧化汞有兩種不同顏色的變體。一種是黃色氧化汞，密度11.03g/cm3；另一種是紅色氧化汞，密度11.0011.29g/cm3。前者受熱即變成后者，冷卻后又復(fù)原。它們都不溶于水，都有毒。500分解為汞和氧氣。 汞鹽溶液與堿反應(yīng)，析出的不是汞的氫氧化物，而是黃色的HgO，因

33、Hg(OH)2不穩(wěn)定，立即分解。 HgCl2+2NaOH 2NaCl+ HgO+ H2O 將硝酸汞加熱分解，即得紅色氧化汞。 2Hg(NO3)2 2HgO+4NO2+O2 亞汞鹽溶液與堿反應(yīng)，得到黑褐色沉淀是HgO和Hg的混合物。Hg2Cl2+2NaOH 2NaCl +HgO+Hg+H2O 汞的氯化物 汞的氯化物有甘汞(Hg2Cl2)和升汞(HgCl2) 氧化汞 氧化汞有兩種不同顏色的變體。一種是兩種。 氯化汞 HgCl2為白色針狀晶體或顆粒粉末。熔點(diǎn)低，易升華，故俗名升汞。有劇毒，內(nèi)服0.20.4g就能致命。但少量使用有消毒作用，醫(yī)院用1:1000的稀溶液作手術(shù)刀剪的消毒劑。 HgCl2熔融

34、時(shí)不導(dǎo)電，是共價(jià)型分子。微溶于水，但在溶液中很少解離，大量以HgCl2分子存在，故有假鹽之稱。 HgCl2 HgCl+Cl- =3.210-7 HgCl+ Hg2+Cl- =1.810-7 HgCl2在溶液中略有水解，生成堿式鹽。HgCl2+H2O Hg(OH)Cl+Cl-+H+ HgCl2能與氨水作用生成氨基氯化汞白色沉淀。HgCl2+2NH3 Hg(NH2)Cl+Cl-+NH4+ 白色兩種。在酸性溶液中HgCl2是一個(gè)較強(qiáng)的氧化劑。與適量SnCl2作用時(shí)，生成白色的Hg2Cl2；SnCl2過量，Hg2Cl2進(jìn)一步被還原為單質(zhì)汞，沉淀變黑。2HgCl2+ SnCl2+2HCl Hg2Cl2+

35、H2SnCl6 白色Hg2Cl2+ SnCl2+2HCl 2Hg+H2SnCl6 黑色 在分析化學(xué)上利用以上反應(yīng)檢驗(yàn)Hg2+或Sn2+離子。 氯化亞汞 氯化亞汞為白色粉末，不溶于水。無毒。味甘，有甘汞之稱。醫(yī)藥上作輕瀉藥，化學(xué)上用于制甘汞電極。將Hg和HgCl2固體一起研磨，可得白色Hg2Cl2。HgCl2+Hg Hg2Cl2 Hg2Cl2不如HgCl2穩(wěn)定。在光的照射下，Hg2Cl2易分解在酸性溶液中HgCl2是一個(gè)較強(qiáng)的氧化劑。與適量SnCl2作成HgCl2和Hg。所以應(yīng)將Hg2Cl2儲(chǔ)存于棕色瓶中。Hg2Cl2 HgCl2+Hg Hg2Cl2與氨水反應(yīng)生成氨基氯化汞和汞：Hg2Cl2+2

36、NH3 Hg(NH2)Cl+ Hg+NH4Cl 白色的Hg(NH2)Cl和黑色的金屬汞微粒混合在一起，使沉淀變黑色。此反應(yīng)可用來檢驗(yàn)Hg22+離子的存在。 知識(shí)窗 含汞廢水的處理 汞進(jìn)入人體，累積在中樞神經(jīng)、肝和腎內(nèi)，嚴(yán)重危害人體健康。催化合成工業(yè)、各種汞化合物的制備及含汞農(nóng)藥都是含汞廢水的來源。國(guó)家排放標(biāo)準(zhǔn)是0.05mg/L。常用含汞廢水處理方法有如下三種。 沉淀法 傳統(tǒng)方法用Na2S或H2S為沉淀劑，使水體中的汞生成難溶的硫化汞而除去。由于HgS的溶解度極小,效果很好。成HgCl2和Hg。所以應(yīng)將Hg2Cl2儲(chǔ)存于棕色瓶中。知識(shí)但沉淀劑硫化物會(huì)造成二次污染。 另有一種方法，利用膠體的凝聚作

37、用，將廢水中的汞吸附一起沉淀而除去。此法在廢水中常加入FeCl3、Fe2(SO4)3或明礬K2SO4Al2(SO4)324H2O等鐵鹽。 還原法 利用不會(huì)造成二次污染的較活潑金屬如鐵屑、鋅將水中的Hg2+還原成Hg后再回收。也有用有機(jī)還原劑如醛類作還原劑。 離子交換法 讓廢水流經(jīng)離子交換樹脂，汞被交換下來。此法操作簡(jiǎn)單，效果好，得到普遍應(yīng)用。 11.2.5鉻及其化合物 1鉻 鉻是周期表中B的第一種元素，主要礦物是鉻鐵礦但沉淀劑硫化物會(huì)造成二次污染。 11.2.5鉻FeOCr2O3。 鉻是銀白色、略帶光澤的金屬。金屬中以鉻的硬度最大，能刻畫玻璃，用于電鍍和制造合金鋼。含鉻12以上的鋼稱為不銹鋼，

38、有很好的耐熱性、耐磨性和耐腐蝕性。鉻和鎳的合金用來制造電熱設(shè)備。 鉻能緩慢溶于鹽酸和稀硫酸放出氫氣，能溶于熱的濃硫酸中生成二氧化硫和硫酸鉻()。但在冷的硝酸、濃硫酸甚至“王水”中呈鈍態(tài)而不溶。 2鉻的化合物 鉻能形成+2、+3、+4、+5、+6多種氧化態(tài)的化合物。其中以+3和+6兩種氧化態(tài)最重要。 鉻的氧化物和氫氧化鉻 鉻的氧化物有CrO、Cr2O3和 FeOCr2O3。CrO3，對(duì)應(yīng)的水化物分別為Cr(OH)2、Cr(OH)3和含氧酸H2CrO4、H2Cr2O7等。其酸堿性規(guī)律如下：CrO Cr2O3 CrO3 堿性 兩性 酸性Cr(OH)2 Cr(OH)3 H2CrO4、H2Cr2O7 堿

39、性 兩性 酸性 三氧化二鉻 Cr2O3是綠色晶體，不溶于水。具有兩性，溶于酸形成鉻()鹽，溶于強(qiáng)堿生成亞鉻酸鹽。 Cr2O3+6HCl 2CrCl3+3H2O Cr2O3+2NaOH 2NaCrO2+ H2O Cr2O3常用作油漆、玻璃、陶瓷的綠色顏料“鉻綠”，還用于有機(jī)合成的催化劑和制取鉻鹽的原料。高溫下，金屬鉻與氧化合生成Cr2O3。CrO3，對(duì)應(yīng)的水化物分別為Cr(OH)2、Cr(OH)3和 氫氧化鉻 向鉻()鹽溶液中加入氨水或氫氧化鈉溶液，即有藍(lán)灰色的Cr(OH)3膠狀沉淀生成。 Cr(OH)3是兩性氫氧化物，在溶液中存在以下兩種平衡：Cr3+3OH- Cr(OH)3 H+ H2O+

40、CrO2- 紫色 藍(lán)灰色 綠色 向Cr(OH)3沉淀中加酸，平衡向左移動(dòng)，生成鉻()鹽；加堿，平衡向右移動(dòng)，生成亞鉻酸鹽。例如：Cr(OH)3+3HCl CrCl3+3H2OCr(OH)3+NaOH 2H2O+NaCrO2 或NaCr(OH)4 三氧化鉻 三氧化鉻為暗紅色晶體，易潮解。有毒。CrO3對(duì)熱不穩(wěn)定，加熱超過熔點(diǎn)（196）即分解生成Cr2O3并放出氧。 氫氧化鉻 向鉻()鹽溶液中加入氨水或4CrO3 2Cr2O3+3O2 CrO3即鉻酐，是酸性氧化物，溶于水即生成鉻酸H2CrO4，溶于堿得鉻酸鹽。CrO3+ H2O H2CrO4CrO3+2NaOH Na2CrO4+ H2O 三氧化鉻

41、為強(qiáng)氧化劑，遇有機(jī)物易引起燃燒或爆炸，本身被還原為Cr2O3。 向固體重鉻酸鉀中加入過量的濃硫酸，即有CrO3晶體析出。K2Cr2O7+H2SO4(濃) K2SO4+2CrO3+ H2O CrO3與冷的氨水反應(yīng)生成重鉻酸銨(NH4)2Cr2O7：2CrO3+2NH3+ H2O (NH4)2Cr2O7 生成的(NH4)2Cr2O7受熱即可完全分解： (NH4)2Cr2O7 Cr2O3+N2+ 4H2O4CrO3 2Cr2O3+3O2 鉻()鹽 常見鉻()鹽有暗綠色三氯化鉻CrCl36H2O、紫色Cr2(SO4)318H2O、綠色Cr2(SO4)36H2O、桃紅色無水Cr2(SO4)3及藍(lán)紫色鉻鉀

42、礬KCr(SO4)212H2O。它們都易溶于水，形成水合離子Cr(H2O)63+，所以Cr3+實(shí)際上并不存在于水溶液中。鉻()鹽有毒。 鉻()還能與Cl-、NH3、CN-等形成配合物，如CrCl63-、Cr(NH3)63+、Cr(CN)63-等。 當(dāng)溶液中存在兩個(gè)配體時(shí)，由于濃度和條件的不同，兩個(gè)配體分布在配離子內(nèi)界和外界的數(shù)目不同，得到顏色不同的多種配離子。結(jié)晶得到不同顏色的變體。例如三氯化鉻晶體（CrCl36H2O）可有以下不同顏色的變體。 Cr(H2O)6Cl3 Cr(H2O)5ClCl2H2O Cr(H2O)4Cl2Cl2H2O 紫色 淡綠色 暗綠色 鉻()鹽 常見鉻()鹽有暗綠色三氯

43、 由鉻的元素電勢(shì)圖 可知Cr ()在堿性溶液中有較強(qiáng)的還原性。鉻()鹽或亞鉻酸鹽(CrO2-)在堿性溶液中易被H2O2、Cl2、Br2、NaClO氧化為鉻酸鹽。 在酸性溶液中，只有很強(qiáng)的氧化劑如K2S2O8或KMnO4才能把鉻()氧化為鉻()。 由鉻的元素電勢(shì)圖 可知Cr (2Cr3+3S2O82-+7H2O Cr2O72-+6SO42-+14H+ 鉻()鹽 鉻()鹽有鉻酸鹽和重鉻酸鹽兩類化合物。它們都有毒。重鉻酸鹽大都易溶于水，而鉻酸鹽中除鉀、鈉和銨鹽外都不溶于水。 鉻酸（H2CrO4）是一種二元強(qiáng)酸，強(qiáng)度接近硫酸，只存在于水溶液中。第二步解離較弱。 H2CrO4 HCrO4-+H+ =4.

44、1 HCrO4- CrO42-+H+ =1.310-6 重鉻酸（H2Cr2O7）的酸性比H2CrO4更強(qiáng)，僅存在于稀溶液中。能氧化濃鹽酸，放出氯氣。H2Cr2O7+12HCl(濃) 2CrCl3+3Cl2+7H2O 鉻()鹽溶液中同時(shí)存在CrO42-、HCrO4-、Cr2O72-三種離子，其相對(duì)含量的高低由溶液的酸度而定。2Cr3+3S2O82-+7H2O Cr2 由電極電勢(shì)可知，Cr ()鹽只有在酸性溶液中，即以Cr2O72-的形式存在，才表現(xiàn)出強(qiáng)氧化性。想一想 鉻酸鹽 鉻酸鈉（Na2CrO4）和鉻酸鉀（K2CrO4）都是黃色結(jié)晶，前者和許多鈉鹽相似，易潮解。它們的水溶液都顯堿性。 某些重金

45、屬離子如Ag+、Ba2+、Pb2+與CrO42-反應(yīng)，生成具有特征顏色的沉淀。 向重鉻酸鹽溶液中加入可溶性Ba2+、Pb2+、Ag+鹽，會(huì)有什么現(xiàn)象？ 由電極電勢(shì)可知，Cr ()鹽只有在酸性溶液 實(shí)驗(yàn)室常用Ba2+、Pb2+或Ag+檢驗(yàn)CrO42-離子。檸檬黃和鉻黃在工業(yè)上可作黃色顏料。 重鉻酸鹽 重鉻酸鈉（Na2Cr2O7）和重鉻酸鉀(K2Cr2O7)都是橙紅色晶體，商品名分別稱紅礬鈉和紅礬鉀。前者同樣易潮解。它們的水溶液都顯酸性。 重鉻酸鉀無吸潮性，用重結(jié)晶法易于提純，它是分析化學(xué)中常用的基準(zhǔn)試劑。但重鉻酸鈉便宜，溶解度較大，如要求純度不高，易選用重鉻酸鈉。 重鉻酸鹽是實(shí)驗(yàn)室中常用的氧化劑

46、，可氧化Fe2+、H2S、HI、H2SO3、NaNO2、乙醇和濃HCl，本身被還原為Cr3+。 實(shí)驗(yàn)室常用Ba2+、Pb2+或Ag+檢驗(yàn)Cr 含鉻廢水的處理 鉻()的毒性最大，比鉻()大100倍，鉻()及金屬鉻毒性較小。飲用含鉻水對(duì)胃、腸等有刺激作用，吸入含鉻氣體會(huì)引起鼻黏膜發(fā)炎甚至穿孔。鉻會(huì)引起貧血、腎炎、神經(jīng)炎，并有致癌作用。電鍍、制革、化工、冶金工業(yè)排放的污水中常含有鉻。國(guó)家排放標(biāo)準(zhǔn)是含Cr ()0.1mg/L。 含鉻廢水的化學(xué)處理方法有還原法和離子交換法。 還原法 在還原法中，有還原劑還原法和電解還原法。 分析化學(xué)中，常用K2Cr2O7測(cè)定溶液中的Fe3+含量。 知識(shí)窗 含鉻廢水的處理

47、 分析化學(xué) 常用的還原劑有FeSO4、NaHSO3、Na2SO3等。先將Cr ()還原為Cr ()，再加石灰乳生成Cr(OH)3沉淀而除去。 電解還原法是用鐵作電極，在陰極Cr ()被還原成Cr ()，陽極溶解下來的Fe2+離子也可將Cr ()還原為Cr ()。 離子交換法 處理含Cr ()污水的方法中，離子交換法效果好。使廢水流經(jīng)陰離子交換樹脂，交換后的樹脂用NaOH溶液處理，使Cr ()重新進(jìn)入溶液進(jìn)行回收，同時(shí)樹脂也得到再生。其過程如下此外，可用活性污泥法進(jìn)行生化處理。 常用的還原劑有FeSO4、NaHSO3、Na 11.2.6錳及其化合物 1錳 錳是周期表中B的第一種元素，主要礦物是軟

48、錳礦MnO2H2O。 錳是銀白色似鐵的金屬，質(zhì)硬而脆，是制造特種合金鋼的重要材料。含錳量超過1的鋼叫錳鋼，錳鋼具有硬度高、強(qiáng)度大和耐磨、耐大氣腐蝕的特性，是軋制鐵軌、架設(shè)橋梁的優(yōu)質(zhì)材料。錳在鋼鐵工業(yè)中有著重要地位。 錳屬于活潑金屬。在空氣中表面生成一層致密的氧化物保護(hù)膜而變暗，粉末狀的錳卻很容易被氧化。錳和熱水反應(yīng)生成Mn(OH)2和H2。錳能溶于一般的無機(jī)酸中，生成Mn()鹽， 11.2.6錳及其化合物2Mn+4KOH+3O2 2K2MnO4+2H2O 2錳的化合物 錳能形成多種氧化態(tài)，其中+2、+4、+7氧化態(tài)最重要。氧化還原性是錳的化合物的特征性質(zhì)。錳的元素電勢(shì)圖（見鏈接）。 錳的氧化物

49、和氫氧化物 錳有多種氧化物。錳的氧化物及對(duì)應(yīng)的氫氧化物或含氧酸，隨氧化數(shù)的升高和離子半徑的減小，堿性逐漸減弱，酸性逐漸增強(qiáng)（見鏈接）。 二氧化錳 MnO2是黑色粉末狀物質(zhì)，不溶于水。 MnO2是兩性氧化物。在酸性介質(zhì)中MnO2是強(qiáng)氧化劑，與濃鹽酸共熱產(chǎn)生氯氣，還能氧化H2O2和Fe2+。2Mn+4KOH+3O2 2K2MnO4+2 MnO2與濃H2SO4反應(yīng)生成硫酸錳并放出氧氣。 由元素電勢(shì)圖可知，MnO4-與Mn2+會(huì)發(fā)生逆歧化反應(yīng)，生成MnO2。 MnO2大量用于制造干電池，是一種廣泛使用的氧化劑。在玻璃、油漆、陶瓷等工業(yè)也有應(yīng)用，也是制造錳鹽的原料。 氫氧化錳 在Mn()鹽溶液中加入強(qiáng)堿

50、，即生成白色Mn(OH)2沉淀。 在堿性介質(zhì)中，Mn(OH)2很不穩(wěn)定，極易被氧化，甚至溶解在水中的氧也能使它氧化 (O2/OH-)=0.401V，生成棕色的水合二氧化錳。 MnO2與濃H2SO4反應(yīng)生成硫酸錳并放出氧2Mn(OH)2+O2 2MnO(OH)2（或MnO2H2O） MnO(OH)2脫水生成MnO2。2MnO(OH)2 2MnO2+2H2O 錳鹽 錳()鹽 由于Mn2+價(jià)電子構(gòu)型為3d5，是半充滿的穩(wěn)定狀態(tài)，故錳()鹽最穩(wěn)定。 錳()的強(qiáng)酸鹽都易溶于水，少數(shù)弱酸鹽不溶于水，如MnCO3、MnC2O4、MnS不溶于水。在水溶液中，Mn2+常以淺粉紅色的Mn(H2O)62+水合離子存

51、在。 Mn2+在酸性溶液中很穩(wěn)定，既不易被氧化，也不易被還原。只有與強(qiáng)氧化劑如K2S2O8、NaBiO3、PbO2作用，才能使Mn2+氧化為MnO4-。2Mn(OH)2+O2 2MnO(OH)2（ MnO4-在很稀的溶液中也能顯示出它特征的紅色，所以上述最后反應(yīng)可用于檢驗(yàn)溶液中Mn2+的存在。 錳鹽屬弱堿鹽，在水溶液中有水解性。所以錳鹽溶液在蒸發(fā)、濃縮時(shí)，必須保證溶液有足夠的酸度，抑制Mn2+水解成不穩(wěn)定的Mn(OH)2，而Mn(OH)2經(jīng)氧化、脫水而出現(xiàn)MnO2。Mn2+ 2H2O Mn(OH)2+2H+ 錳()鹽具有一定的毒性，吸入含錳的粉塵會(huì)引起神經(jīng)系統(tǒng)中毒。 錳()鹽 錳()鹽中最重要

52、的是高錳酸鉀，俗稱灰錳氧。 高錳酸鉀是暗紫色晶體，有光澤。易溶于水。對(duì)熱不穩(wěn)定 MnO4-在很稀的溶液中也能顯示出它特征的紅定，加熱到200就能分解放出氧氣，故與有機(jī)物混合會(huì)發(fā)生燃燒或爆炸；實(shí)驗(yàn)室常用該性質(zhì)制備氧氣。2KMnO4 K2MnO4+MnO2+O2 在溶液中，KMnO4也不十分穩(wěn)定，在酸性溶液中緩慢地分解，析出MnO2。 4MnO4-+4H+ 4MnO2+2H2O+3O2 在中性或微堿性溶液中分解更慢。光線對(duì)KMnO4的分解有催化作用，所以固體KMnO4及其溶液都需保存在棕色瓶中。高錳酸鉀無論在酸性、中性或堿性介質(zhì)中，都有很強(qiáng)的氧化性，即使稀溶液也有強(qiáng)氧化性。 在酸性介質(zhì)中，其還原產(chǎn)

53、物是Mn2+，如可氧化Fe2+、I-、Cl-、SO32-。定，加熱到200就能分解放出氧氣，故與有機(jī)物混合會(huì)發(fā)生燃燒在分析化學(xué)中利用后一反應(yīng)測(cè)定鐵的含量。 在中性、微堿性溶液中，其還原產(chǎn)物是MnO2。2MnO4-+3SO32-+H2O 2MnO2+3SO42-+2OH- 在強(qiáng)堿性溶液中，其還原產(chǎn)物是MnO42-。2MnO4-+SO32-+2OH- 2MnO42-+SO42-+ H2O如還原劑SO32-過量，會(huì)進(jìn)一步還原MnO42-，最后產(chǎn)物是MnO2。 MnO42-+ SO32-+ H2O MnO2+SO42-+2OH- 高錳酸鉀廣泛用于殺菌消毒，0.1的稀溶液常用來消毒水果和茶具，5的溶液可

54、治療燙傷。在工業(yè)上還用來作纖維和油脂的漂白劑，在有機(jī)合成中也有應(yīng)用。在分析化學(xué)中利用后一反應(yīng)測(cè)定鐵的含量。 11.2.7 鐵及其化合物 1鐵 鐵位于周期表中B，與鈷和鎳性質(zhì)相似，合稱為鐵系元素。主要礦物有磁鐵礦Fe3O4 、赤鐵礦Fe2O3、褐鐵礦FeO等。 鐵有生鐵和熟鐵之分，生鐵含碳在1.74.5，熟鐵含碳在0.1以下。而鋼含碳量在0.10.17。 鐵是白色而有光澤的金屬，略帶灰色。有很好的延展性和和鐵磁性。 純金屬鐵塊在空氣中較穩(wěn)定。但含有雜質(zhì)的鐵在潮濕空氣中容易生銹，銹層疏松多孔，不能起保護(hù)作用。 鐵屬中等活潑金屬。高溫時(shí)能與O2、S、Cl2、Br2等非金屬單質(zhì)化合。赤熱的鐵能與水蒸氣

55、反應(yīng)生成Fe3O4，并放出H2。 11.2.7 鐵及其化合物鐵能溶于鹽酸、稀硫酸和稀硝酸，但冷的濃硫酸、濃硝酸會(huì)使其鈍化。鐵能被濃堿溶液緩慢腐蝕。 2鐵的化合物 鐵通常形成+2、+3兩種氧化態(tài)的化合物，以+3氧化態(tài)的化合物較穩(wěn)定。 鐵的氧化物和氫氧化物 氧化物 鐵有三種氧化物：FeO(黑色)、Fe2O3(磚紅色)、Fe3O4(黑色)。都不溶于水。 FeO是堿性氧化物，能溶于強(qiáng)酸而不溶于堿。 Fe2O3俗稱鐵紅，可作紅色顏料。它是兩性氧化物，但堿性強(qiáng)于酸性。與酸作用生成Fe()鹽，與NaOH、Na2CO3、Na2O等堿性物質(zhì)共熔生成Fe()酸鹽。鐵能溶于鹽酸、稀硫酸和稀硝酸，但冷的濃硫酸、濃硝酸

56、會(huì)使其鈍化 Fe3O4又稱磁性氧化鐵，可作黑色顏料。經(jīng)證明，F(xiàn)e3O4是一種鐵()酸鐵()。 氫氧化物 鐵有兩種氫氧化物：Fe(OH)2(白色)、Fe(OH)3(棕紅色)。它們都是難溶于水的弱堿。 在亞鐵鹽（除盡空氣）、鐵鹽溶液中加堿，即有氫氧化物沉淀生成。 Fe(OH)2極不穩(wěn)定，在空氣中易被氧化，白色的Fe(OH)2先變成灰綠色，最后成為棕紅色的Fe(OH)3。4Fe(OH)2+O2+2H2O 4Fe(OH)3 新沉淀的Fe(OH)3具有微弱的兩性，但堿性強(qiáng)于酸性。溶于酸生成Fe()鹽，溶于濃的強(qiáng)堿溶液，生成Fe()酸鹽。 Fe3O4又稱磁性氧化鐵，可作黑色顏料。經(jīng)證 經(jīng)放置的Fe(OH)

57、3沉淀則難以顯示酸性，只能與酸反應(yīng)。鐵鹽 鐵的元素電勢(shì)圖（見鏈接）。 Fe ()鹽 鐵()鹽在空氣中不穩(wěn)定，易被氧化成鐵()鹽。 在溶液中，鐵()鹽的氧化還原穩(wěn)定性隨介質(zhì)不同而異。在酸性介質(zhì)中，F(xiàn)e2+比較穩(wěn)定，有顯著的還原性，能被強(qiáng)氧化劑如KMnO4、K2Cr2O7、Cl2、H2O2、HNO3氧化成Fe3+。 經(jīng)放置的Fe(OH)3沉淀則難以顯示酸性，只能 在堿性介質(zhì)中，鐵()還原性更強(qiáng)，極易被氧化。因此，制備和保存Fe2+鹽溶液時(shí)，必須加入足夠濃度的酸，始終保持溶液的酸性，并加幾顆鐵釘防止氧化。Fe3+Fe Fe2+ 鐵()鹽溶液顯淺綠色，稀溶液幾乎無色。 鐵()的強(qiáng)酸鹽幾乎都溶于水，如硫酸鹽、硝酸鹽、鹵化物等，由于水解呈酸性。鐵()的弱鐵鹽大都難溶于水而溶于酸，如碳酸鹽、磷酸鹽、硫化物等。 常見的亞鐵鹽是FeSO47H2O，俗稱綠礬，為藍(lán)綠色結(jié)晶，易風(fēng)化。無水鹽是白色粉末，不穩(wěn)定，特別是溶液，易被氧化為Fe()。4FeSO4+O2+ 2H2O 4Fe(OH)S