1、5.1 B B 元素的通性,5.2 元素的性质,5.3 氢氧化物 氧化物 硫化物,5.4 卤化物,5.5 重要化合物,5.6 配合物,5.7 Cu()和Cu()的相互转化,第五章,一 铜族,Ag Cu Au,离子颜色 Cu2+(兰) Cu+(无色) d-d跃迁,5.1 B B 元素的通性,1）金属型,归纳：,2）氧化值,3）化合物的键型,4）电极电势,化学活泼性远小于碱金属； 从上到下，金属活泼性递减；与碱金属的变化规律相反。,铜族元素虽能形成与碱金属相同的+1氧化态的化合物，但它们却很少相似。碱金属在周期表中是最活泼的金属，尤其是铯、而铜族金属是不活泼的，且由CuAgAu活泼性递减。金是很
2、惰性的金属。,活泼性,从Cu 到 Au，原子半径虽增加但并不明显，而核电荷对最外层电子的吸引力增大了许多，故金属活泼性依次减弱。 铜 银 金 第一电离能/kJmol1 745.5 731.0 890.1 银应比铜稍活泼。实际上如果在水溶液中反应，涉及到的能量还有：离子的水合热 金属的升华热 若考虑整个过程的能量，从Cu 到 Au越来越大， 铜 银 金 化学活泼性越来越差。,氧化数铜、银、金三个元素，每一个元素都有+1、+2和+3三种氧化数。最常见的氧化数：铜为+2、银为+1、金为+3。原因是IB族的ns电子和次外层(n-1)d电子能量相差不大，在与其他元素化合时，不仅ns电子能参加反应，(n-
3、1)d电子也能依反应条件的不同，可以部分参加反应，即表现出不同的氧化态。如：Cu2O、CuO、KCuO2(铜酸钾)、AgNO3、AgF2、AgIAgO2等。而碱金属主要氧化态是+1。,氢氧化物的碱性和稳定性氢氧化物的碱性较弱，且极易脱水形成氧化物，而碱金属氢氧化物是强碱，对热非常稳定。,二 锌族,Zn Cd Hg (n-1)d10nS2,1）金属型,归纳：,2）化合物的键型,3）电极电势,4）配离子,熔点、沸点：锌族金属的熔点、沸点比碱土金属低，汞在常温下是液体。 化学活泼性：锌族元素较碱土金属差。表现在常温下和在干燥空气中锌族元素不发生变化；它们都不能从水中置换出氢气；在稀盐酸中，锌易溶解，
4、镉溶解较慢，汞完全不溶。同族元素金属活泼性恰好与IIA族相反。,锌族元素与碱土金属的对比,键型和配位能力：锌族元素形成共价化合物和配合物的倾向都比碱土金属要强的多。 氢氧化物的酸碱性及其变化规律：锌族元素的氢氧化物是弱碱性，易脱水分解。锌族元素从上到下，氢氧化物的碱性增强，而金属活泼性却是减弱的；碱土金属的活泼性以及它们氢氧化物的碱性从上到下都是增强的。,盐类的溶解性与盐的水解：IIA和IIB两族元素的硝酸盐都易溶于水；它们的碳酸盐又难溶于水；锌族元素的硫酸盐易溶于水，而钙、锶、钡的硫酸盐则微溶于水。锌族元素的盐在水溶液中都有一定程度的水解，而钙、锶、钡的盐一般不水解。,一 铜族,5.2 元素
5、的性质,单质：Cu，Ag，Au 矿物：孔雀石：Cu2(OH)2CO3辉银矿：Ag2S碲金矿：AuTe2,1.存在,铜族、锌族元素均为亲硫元素，除Au外，主要以硫化物存在地壳中。此外，还有碳酸盐、氧化物、氯化物矿等。我国江西有较大的铜矿。,铜储量居世界第三位。以三种形式于自然界： 自然铜：又称游离铜，很少； 硫化物矿：辉铜矿Cu2S、黄铜矿CuFeS2 等； 含氧矿物：赤铜矿Cu2O、黑铜矿CuO、 孔雀石CuCO3Cu(OH)2、 胆矾CuSO45H2O等。,银主要是以硫化物形式存在的，除了较少的闪银矿Ag2S外，硫化银常与方铅矿共存。,金矿主要是以自然金形式存在，包括散布在岩石中的岩脉金和存
6、在于沙砾中的冲积金两大类。,2.物理性质,特征颜色：Cu(紫红)，Ag(白)，Au(黄) 熔点、沸点较其它过渡金属低 导电性、导热性好，且AgCuAu 延展性好,铜副族元素属于重金属，导电性和导热性在所有金属中是最好的，银占首位，铜次之。具有很好的延展性。如 1 g 金能抽成长达 3 km的金丝，或压成厚约 0.0001 mm的金箔。 容易形成合金，尤其以铜合金居多。常见的铜合金有黄铜(锌40%)，青铜(锡15%，锌5%)，白铜(镍13% 15%)。,3.化学性质,与O2作用,Au，Ag不与O2发生反应， 当有沉淀剂或配合剂存在时，可反应。,所以不可用铜器盛氨水。,银器年久变黑。,金则不能,与
7、X2作用,常温下反应,活泼性：Cu Ag Au,HCl,硫脲,与酸作用,Cu,Ag,Au不能置换稀酸中的H+(还原性差)； 生成难溶物或配合物,使单质还原能力增强；, Cu,Ag,Au可溶于氧化性酸。,存在：,二 锌族,锌族元素在自然界中主要以硫化物形式存在：锌的最主要矿物是闪锌矿ZnS、菱锌矿ZnCO3 汞的最主要矿物是辰砂(又名朱砂)HgS 硫化镉矿常以微量存在于闪锌矿中。 锌矿常与铅、铜、镉等共存，最常见的是铅锌矿。,闪锌矿 辰砂 铅锌矿,熔点低：Zn：419，Cd：321，Hg：-39。汞是室温下唯一的液态金属 易形成合金 黄铜：Cu-Zn 汞齐：Na-Hg, Au-Hg, Ag-Hg
8、（用于提取贵金属）,2 物理性质：,3 化学性质,与O2的作用：（在干燥空气中稳定）,稳定性下降,加热：,潮湿：,与S的作用,M+S MS,ZnS(白) CdS(黄) HgS(红，朱砂)(黑，辰砂),两性反应,一 氢氧化物,1. +1价MOH不稳定,5.3 氢氧化物 氧化物 硫化物,棕黑,2 +2价氧化物M(OH)2,M = Cu, Zn,二 氧化物,1 +1的氧化物,生成,棕黑,AgOH只有用强碱与可溶性银盐的乙醇溶液，在低于 228 K才能真正得到。,热稳定性,与酸作用,与氨形成配合物,Cu2O碱性、共价型化合物。Cu在溶液中不稳定，当生成配离子和难溶化合物时稳定性增强。,Ag2O和Cu2
9、O一样也是共价化合物，基本上不溶于 水。二者的主要异同点： Ag2O为中强碱，而Cu2O 呈弱碱性； Ag2O在300 即发生分解，生成银和氧，Cu2O对热十分稳定；,2 +2价的氧化物,热稳定性,CuO Cu2O,三 硫化物,其余B, B硫化物为黑色,因为S2-比O42-易失电子，所以：,溶解度 相应的氧化物,HgS只溶于王水, Na2S或KI，而HgO溶于HCl和HNO3,HgS + 2H+ + 4I- = HgI42- + H2S,稀酸性条件沉淀完全，溶于6.0molL-1HCl,氨碱性条件沉淀完全，溶于0.3molL-1HCl,锌钡白(立德粉),一 +1的卤化物,CuX,5.4 卤化物
10、,制备：,用还原剂( Sn2+ , Al , Cu , SO2 )和相应的X-,实验室制CuCl,AgX,F- Cl- Br- I- 变形性增加,AgX都具有感光性,制备,定影：,鉴定S2O32-：,Ag+序,Hg2X2,反磁性物质，没有未成对电子,重要化合物Hg2Cl2,性质:,鉴定Hg22+,CuX2,重要化合物CuCl2,结构：,二 +2价的卤化物,CuCl2的很浓的溶液呈黄绿色、浓溶液呈绿色CuCl42-和Cu(H2O)42+的混合色、稀溶液呈蓝色，无水CuCl2呈棕黄色，共价化合物,ZnX2（白色固体）,Zn + X2 = ZnX2 ( X = Cl Br, I ),ZnO + 2H
11、Cl = ZnX2 + H2O,制备：,重要化合物ZnCl2,常用于焊接金属前，清除金属表面氧化物,Zn2+的鉴定（碱性条件）,二苯硫腙 (CCl4溶液) 绿色,粉红色 (水层)上 棕色 (CCl4层)下,卤化汞,直线型共价分子,有甜味,难溶于水,无毒。 HgBr2, HgI2同HgCl2, 但HgF2为离子型化合物。,Hg2Cl2：甘汞,直线型共价分子,易升华,微溶于水,剧毒。,HgCl2：升汞,汞的卤化物除氟化物外均为共价型，HgCl2为典型的共价分子。在HgCl2水溶液中几乎99为HgCl2分子，其解离常数很小： HgCl2 = HgCl+Cl- K1=3.210-7 HgCl+ = H
12、g2+Cl- K2=1.8107 这是因为Hg2+的有效核电荷较Zn2+、Cd2+高，离子极化力强，使键型发生变化，ZnCl2、CdCl2为离子键，HgCl2为共价键。,重要化合物HgCl2,水解 ： HgCl2 + 2H2O = Hg(OH)Cl + Cl- + H3O+,胺基氯化汞,与NH3的反应（氨解）,只有在含有NH4Cl的过量氨水中，HgCl2才能生成,与I-的反应（配合物）,氧化性,（可用于Hg2+的鉴定， 也可利用HgCl2鉴定Sn2+）,一 Cu2+,5.5 重要化合物,也是配合物,对Cu(H2O)4SO4H2O结构的解释有两种,1.Cu2+的氧化性,2.Cu2+的鉴定：,性质
13、,难 易溶：AgNO3, AgF, AgClO4 难溶：AgCl, AgBr, AgI, AgCN, AgSCN,Ag2S, Ag2CO3, Ag2CrO4。,性质：,二 Ag+化合物,稳定性差（受热、见光易分解）,Hg2(NO3)2制备：,性质：,水解性,热稳定性,还原性,三 Hg()化合物,四 Hg()的化合物,水解,热稳定性,一 Cu和 Ag的配合物,5.6 配合物,Cu+，Ag+：d10，无d-d跃迁，故配合物常无色,银镜反应：,所以不可用铜器盛氨水。,O2,Cu(II)的配合物多为4配位,检验糖尿病：红色为有病，蓝色没有病,二 Zn.Cd.Hg配合物,奈斯试剂：HgI42+的碱溶性,
14、Hg(NH3)42+的生成,5.7 Cu()和Cu()的相互转化,水溶液中：稳定性 Cu(I)Cu(II),Cu2+ 0.859V CuI - 0.185V Cu Cu2+ 0.447V CuCl2- 0.232V Cu Cu(NH3)42+ 0.013V Cu(NH3)2+ -0.128V Cu,有配合剂、沉淀剂存在时Cu(I)稳定性提高,高温，固态时：稳定性 Cu(I)Cu(II),归纳总结：,5.8 Hg()和Hg()的相互转化,6.1 d区元数的通性,6.2第一过渡元素,第六章,6.1 d区元数的通性,1.d区元素在周期表中的位置,金属矿物质,3. d区元素的原子半径,2. d区元素原
15、子的价电子层构型(n-1)d1-10ns1-2,4.d区元素的第一电离能,总趋势：同周期 左右由小大,幅度不大。同副族 不规律。,5 d区元素的物理性质,熔点、沸点高 熔点最高的单质：钨(W) 硬度大 硬度最大的金属：铬(Cr) 密度大 密度最大的单质：锇(Os) 导电性，导热性，延展性好。,熔点变化示意图,6. 金属活泼性,总趋势：从左至右活泼性降低。,7 d区元素的氧化态,有多种氧化态。红色为常见的氧化态。,8 d区元素离子的颜色,Mn () Fe() Co() Ni() Cu() Zn(),水合离子呈现多种颜色,6.2第一过渡元素,一.钛,二.钒,三.Cr,四.锰,五.d区元素的比较,钛
16、副族单质,1 单质的性质,(1) 物理性质银白色，密度 4.54，比钢铁的 7.8 小，比铝的 2.7大，较轻，强度接近钢铁，兼有铝铁的优点，既轻强度又高(航天材料， 眼镜架等)。,钛,2 用 途：, 钛及其合金广泛地用于制造喷气发动机、超音速飞机和潜水艇(防雷达、防磁性水雷)以及海军化工设备。 钛与生物体组织相容性好，结合牢固，用于接骨和制造人工关节；钛具有隔热、高度稳定、质轻、坚固等特性，由纯钛制造的假牙是任何金属材料无法比拟的，所以钛又被称为“生物金属”。因此，继 Fe、Al 之后，预计 Ti 将成为应用广泛的第三金属。,3d24s2 正四价最稳定,一.钛,特点：银白光泽，机械强度大，抗
17、腐蚀性好，氧化数多，以共价键结合，易水解,E TiF62-/Ti = -1.19,制备：,重要化合物：,1) TiO2 钛白,两性偏碱：,制备：,硫酸法：,偏钛酸，型钛酸,用途：, TiO2 的化学性质不活泼，且覆盖能力强、折射率高，可用于制造高级白色油漆。它兼有锌白(ZnO)的持久性和铅白 Pb(OH)2CO3 的遮盖性，最大的优点是无毒，在高级化妆品中作增白剂。 TiO2 也用作高级铜板纸的表面覆盖剂，以及用于生产增白尼龙。 TiO2 粒子具有半导体性能，且以其无毒、廉价、催化活性高、稳定性好等特点，成为目前多相光催化反应最常用的半导体材料。,TiCl4 无色液体，有刺鼻气味，极易水解，在
18、潮湿空气中会发烟。,水解性：,利用 TiCl4的水解性，可制作烟幕弹,制备：,与还原剂：,加入C使反应S增大，使G 0,TiCl3,水合 TiCl3 : 紫色晶体，在 TiCl3 浓溶液中加无水乙醚，并通入氯化氢至饱和，则在乙醚层得到绿色的异构体，结构式分别是：Ti(H2O)6Cl3， Ti(H2O)5ClCl2H2O。,还原性: (Ti3 Sn2)3TiO2 Al 6H 3Ti3 Al3 3H2OTi3 Fe3 H2O TiO2 Fe2 2H,此反应用于Ti3 的滴定，用KSCN 作指示剂,可用作含钛试样 的钛含量测定,Ti的测定,E,二.钒,特点：银灰色，硬度钢，用于制造钒钢；纯钒有延展性
19、，不纯的硬而脆,重要化合物,两性：以酸性为主，溶于强碱生成钒酸盐：,氧化性：,制备,2）钒酸及其盐,钒酸盐分类,偏钒酸盐 MVO3， 正钒酸盐 M3VO4 ， 焦钒酸盐 M2V2O7 ， 多钒酸盐 M3V3O9 等，,pH 13 VO43- 无色，存在于强碱溶液中,pH=2 在VO43-中加酸，缩合，经H2V5O163-得到V2O5 红棕色,pH1 继续加酸得到 VO2+ 淡黄色,VO43- 能缩合成较复杂的大分子，pH越小，聚合程度越大，浅黄-深红,氧化性：,E A/V = 1.0,氧化还原容量法测定钒,酸性条件下钒酸盐是一个强氧化剂( VO2)，可以被 Fe2、草酸、酒石酸和乙醇还原为VO
20、2。,VO2+具弱氧化、还原性,各种氧化态的钒离子,2 VO2 3 Zn 8 H 2 V2(紫色) 3 Zn2 4 H2O,2 VO2 Zn 4 H 2 V3 (绿色) Zn2 2 H2O,2 VO2 H2C2O4 2 H 2 VO2 2 CO2 2 H2O,VO2 Fe2 2 H VO2 (蓝色) Fe3 H2O,铬元素的电势图,在冷、浓硝酸中钝化。, 无膜金属与酸的反应, 活泼金属，表面已形成一层氧化膜，活泼性下降。, 灰白色, 熔点沸点高，硬度大。,性质,Cr的重要化合物,酸性介质中： Cr3+稳定存在，E Cr3+/Cr2+ =-0.41 E Cr2O7 2 -/Cr3+ = 1.33
21、 碱性介质中：Cr()比在酸性介质中 稳定,制备：,两性：,亚铬酸盐,1）Cr2O3 “铬绿”,水解,2）Cr3+盐,还原性,氧化性,Cr2+(aq) Cr3+(aq),氢氧化铬:灰绿色胶状水合氧化铬 (Cr2O3xH2O) 沉淀,氢氧化铬难溶于水，具有两性. 易溶于酸 ：蓝紫色的 Cr(H2O)63+； 易溶于碱 ：亮绿色的 Cr(OH)4。,Cr(OH)3 + 3 H+ = Cr3+ + 3 H2O Cr(OH)3 + OH- = Cr(OH)4-,在碱性溶液中，Cr(OH)4-有较强的还原性。例如： 2 Cr(OH)4- (绿色) +3 H2O2 +2 OH- = CrO42-(黄色)
22、+ 8 H2O,Cr()的配合物的多种颜色,Cr3电子构型为 3d3，有 6 个空轨道。Cr3具有较高的有效核电荷，半径小，有较强的正电场决定 Cr3+ 容易形成 d2sp3 型配合物。,Cr()的鉴定,过氧基配合物室温下不稳定，碱中分解为铬酸盐和氧；酸中分解为Cr3+和氧,3) Cr()化合物,CrO3 铬酐, 有毒，对热不稳定,CrO3 有强氧化性，与有机物(如酒精)剧烈反应，甚至着火、爆炸。CrO3 易潮解，溶于水主要生成铬酸，溶于碱生成铬酸盐：,CrO3 + H2O = H2CrO4 (黄色) CrO3 + 2 NaOH = Na2CrO4(黄色) + H2O,铬酸盐与重铬酸盐,K2C
23、rO4 :黄色晶体，K2Cr2O7: 橙红色晶体(红矾钾)。,K2Cr2O7: 不易潮解，不含结晶水，化学分析中的基准物。,当 pH11 时：Cr() 几乎 100 以 CrO42- 形式存在；当 pH1.2 时：其几乎 100 以 Cr2O72- 形式存在。,溶解度的影响（Ksp,铬酸盐 Ksp,重铬酸盐）,K2Cr2O7 PbCrO4,Cr2O72-的氧化性,洗液：K2Cr2O7饱和溶液+H2SO4（浓）,铬酐 (暗红色，针状),小结：,钼和钨的单质,钼、钨都是高熔点、沸点的重金属; 可用于制作特殊钢 ;能溶于硝酸和氢氟酸的溶液中; 钨是所有金属中熔点最高的，故被用作灯丝。,四.锰,锰的存
24、在：软锰矿(MnO2xH2O) 制备与性质：,锰分族(VIIB)：Mn Tc Re 价电子构型：(n-1)d5ns2,锰的单质,金属锰: 银白色金属，粉末状的锰: 灰色。,锰是钢的一种重要添加剂，因为它能脱除氧和硫.,制备：,1、自由能越小越稳定。 2、连接相间的两点,中间氧化态若在连线上方则易歧化,在下方则不歧化。,0,1,2,3,4,5,6,7,-5,-4,-3,-2,-1,0,1,2,3,4,5,碱性介质,酸性介质,Mn的 G/ F Z图, G/ F (V),Mn,3+,(-0.85),MnO,2,(0.10),MnO,4,-,(5.18),MnO,4,2-,(4.62),MnO,4,-
25、,(-1.44),MnO,4,2-,(-2.0),Mn,2+,(-2.36),MnO,2,(-3.2),Mn(OH),3,(-3.0),Mn(OH),2,(-3.13),Z,锰单质的性质：,白色金属，硬而脆,活泼金属：,与氧、卤素等非金属反应：,锰的重要化合物,Mn的价电子构型：3d54s2 可形成多种氧化值：从-2+7，最高氧化值=价电子数,MnO(绿) Mn2O3(棕) MnO2(黑) Mn2O7(绿),溶解性：除Mn2O7外，均难溶,1）氧化物和氢氧化物,氧化还原性：,总反应：,a) Mn(OH)2,二羟氧锰,b) MnO2,氧化性强,还原性（一定程度）,pH13.5,中性、酸性中较稳定
26、，碱性中易被氧化,2）锰()盐,配合性：可与SCN-，CN-形成配合物,还原性：,说明： 鉴定Mn2+常用NaBiO3 酸化时用HNO3 C(Mn2+)很低时，很灵敏,MnS(肉色）,MnS Ksp = 2.5 10-10,热稳定性：,强氧化性（主）：,还原性（一定程度）：,3）MnO2,黑色无定形粉末，不溶于水和稀酸,pH13.5,在水溶液中不稳定，形成配离子后稳定,如Mn(CN)63-,酸性中，Mn3+有强氧化性,4）Mn3+,3MnO42- + 2H2O = MnO2 + 2MnO4- + 4OH-,MnO42- 绿色 在pH 13.5才能稳定存在,5）锰()盐,6) MnO4-,KMn
27、O4 (紫黑色晶体),强氧化性,溶液的酸度不同，MnO4- 被还原的产物不同：,不稳定性,加热,(见光)遇酸,浓碱,Mn(VII) 价电子层结构为 3d 0，无 d 电子，显色？,因为 MnO4- 中，Mn-O 之间有较强的极化效应，吸收可见光后使 O2- 端的电子向 Mn(VII) 跃迁，吸收红、黄光，显紫色，与 VO43-、 CrO42- 相似。,铁系元素 铁钴镍,铂系元素 钌铑钯 锇铱铂,五. 铁 钴 镍,(1) 铁系元素的熔、沸点随原子序数的增加而降低，这可能是因为3d轨道中成单电子数依次减少，金属晶体中自由电子数减少，金属键减弱的缘故；(2) 它们都具有金属光泽，都是铁磁性物质；(3
28、) 密度随原子序数的增大而增大，这是由于铁系元素的原子半径随原子序数的增大而变小的缘故。,物理性质,铁系金属的二价强酸盐几乎都溶于水，如硫酸盐、硝酸盐和氯化物。铁系元素的碳酸盐、磷酸盐及硫化物等弱酸盐在水中都是难溶的。铁系元素的氢氧化物和氧化物不溶于水。这些难溶化合物易溶于强酸。Co(OH)2和Ni(OH)2易溶于氨水，在有NH4Cl存在时，溶解度增大。,化合物的溶解性,化合物颜色,铁系金属离子的d轨道处于未充满状态，它们的水合离子和化合物均具有不同的颜色随着配体和价态的不同,会呈现不同的颜色。,最高氧化值不等于族序数。,1.单质的性质,1 .） 存在,辉钴矿：CoAsS； 镍黄铁矿：NiSF
29、eS；,2.）单质的物理性质,白色金属，磁性材料； Fe，Co和Ni熔点接近。,赤铁矿：Fe2O3；磁铁矿：Fe3O4；,黄铁矿：FeS2；,3.）单质的化学性质,与稀酸反应(Co，Ni反应缓慢),纯Fe，Co，Ni在水、空气中稳定；加热时，Fe,Co,Ni可与O2,S,X2等反应。,钝化,浓、冷HNO3可使Fe，Co，Ni钝化； 浓H2SO4可使Fe钝化。,1) 氧化物,Co2O3(黑),Ni2O3(黑),较强氧化性,2. 氧化物和氢氧化物,2）氢氧化物,),白,(s,Fe(OH),2OH,Fe,2,2,+,-,+,),红棕,(s,Fe(OH),3,氯化羟钴(碱式氯化钴),(慢),还原性：F
30、e()Co()Ni(),M=Co,Ni,3 M()盐,Fe2+ Co2+ Ni2+,Fe2+具有还原性：(保存Fe2+溶液应加入Fe),CoCl26H2O 变色硅胶,FeS CoS NiS,黑色 不溶于水,6.310-18,410-21() 210-25(),3.210-19() 1.010-24() 2.010-26(),稀酸溶性,但CoS, NiS形成后由于晶型转变而不再溶于酸。,4 Fe(), Co(), Ni()的硫化物,Fe3+性质：,水解性,5 M( )盐,盐的水解与金属离子的电荷高低有关，金属离子的电荷越高，极化能力越强，盐越容易水解。,Fe3+水解最终产物：Fe(OH)3,结构
31、：,Fe3+进一步水解：,Fe3+中等强度氧化剂。(FeCl3烂板剂),红,Fe3+,Fe2+配位数为六，Co2+、Co3+、Ni2+ 配位数为四或六。,介质可以改变电对的氧化还原性质,在强碱中Fe(OH)3可以被氧化生成紫色的FeO42,2 Fe(OH)3 3 Cl2 10 OH 2 FeO42 6 Cl 8 H2O,FeO42 Ba2 BaFeO4（红棕色） 在酸性条件下，FeO42 氧化性极强而不稳定 4 FeO42 20 H 4 Fe3 3 O2 10 H2O,2 Fe(CN)64 I2 2 Fe(CN)63 2 I 2 Fe2 I2 12 F 2 FeF63 2 I 2 Co(NH3
32、)62 I2 2 Co(NH3)63 2 I,有配体存在时，低价金属离子的还原性增强,氨配合物,蓝色,Cl-,蓝色,SO42-,浅绿色(不易观察到),6 配合物,注2：,注1：,加入NH4Cl促使平衡右移 实验时先加入NH4Cl,后加入NH3H2O看不到蓝色。,钴的氰配合物 2Co(CN)64-+H2O=2Co(CN)63-+2OH-+H2Co(CN)64-为一个相当强的还原剂，实验测得其有一个未成对电子。其原因为：Co2+离子在CN-强配位场作用下，有1个电子被激发到能量很高的5s轨道中，这个高能量的电子很容易失去，从而显示出很强的还原性。,氰配合物,黄,土黄,常用盐：K4Fe(CN)6 黄
33、血盐 黄色K3Fe(CN)6 赤血盐 晶体为红色,碱性条件下分解：,硫氰配合物,异硫氰合铁()配离子,四异硫氰合钴()配离子,实验中用固体KSCN或NH4SCN,鉴定Fe3+,鉴定Co2+,Fe离子的鉴定：,Fe2+的鉴定：(酸性条件),滕氏蓝,Fe3+的鉴定：(酸性条件),普鲁士蓝,KFe (CN)6Fex的结构,7.离子的鉴定,Cu2+的鉴定：(弱酸性),红棕,S2-的鉴定：,K+的鉴定：,六亚硝酸合钴()酸钾,Ni离子的鉴定,丁二肟,鲜红色,鉴定：Fe(NCS)n3-n 血红KFe(CN)6Fex(s,蓝),小结：,Co(NCS)42- 天蓝（丙酮）,小结：,Ni(DMG)2 (s,鲜红),小结：,
