过渡元素氧化态
一、什么是过渡元素
过渡元素是指位于周期表的d区的元素，它们的特点是具有不同的氧化态。
二、过渡元素的氧化态
过渡元素的氧化态是指元素化合物中过渡元素的原子氧化数。
2.1 过渡元素的原子氧化数
过渡元素的原子氧化数从正数到负数变化，具体情况如下：
1.元素处于最高氧化态时，原子氧化数是正数，如MnO4-中的Mn原子；
2.元素处于最低氧化态时，原子氧化数是负数，如Fe(CO)5中的Fe原子。
2.2 过渡元素的化合物的氧化态
过渡元素在其化合物中的氧化态可以是多种可能的数值。有些元素只能取特定的氧化态，而另一些元素可以取多种氧化态。
三、过渡元素的氧化性与还原性
3.1 过渡元素的氧化性
过渡元素的氧化性通常较强，它们有时可以从较低的氧化态被氧化到较高的氧化态。
3.2 过渡元素的还原性
过渡元素的还原性通常较弱，它们更容易从较高的氧化态被还原到较低的氧化态。
四、过渡元素氧化态的应用
过渡元素的不同氧化态具有不同的化学性质和用途。
4.1 各种氧化态的应用
1.高氧化态的过渡金属离子常用作催化剂，如MnO4-可催化某些有机物的氧化
反应；
2.低氧化态的过渡金属离子在配位化合物中常作为稳定的配体。
4.2 锰的氧化态应用
锰具有多种氧化态，常见的有+2、+4、+7等。不同氧化态的锰在不同的化合物中具有不同的用途：
1.锰的+2氧化态常见于锰离子的盐类中，如Mn2+常见于锰硫酸盐中；
2.锰的+4氧化态常见于二氧化锰中，可用于催化剂和电池中；
3.锰的+7氧化态常见于高锰酸盐中，可用于水处理和分析化学中。
4.3 铁的氧化态应用
铁具有多种氧化态，常见的有+2和+3。不同氧化态的铁在不同的化合物中具有不同的用途：
1.铁的+2氧化态常见于铁离子的盐类中，如Fe2+常见于硫酸亚铁中；
2.铁的+3氧化态常见于铁离子的盐类中，如Fe3+常见于硫酸铁中。
五、过渡元素氧化态的稳定性规律
5.1 电子构型的影响
过渡元素的氧化态稳定性受其电子构型的影响。电子数越多，表示越高的氧化态是稳定的。
5.2 锰的氧化态稳定性
锰在化合物中的氧化态稳定性规律如下：
1.较低的氧化态稳定性较高，如+2和+4态常见于不同化合物中；
2.较高的氧化态稳定性较低，如+7态只在高锰酸盐等少数化合物中存在。
5.3 铁的氧化态稳定性
铁在化合物中的氧化态稳定性规律如下：
1.+2和+3态在不同化合物中稳定性较高。
六、结论
过渡元素具有多种不同的氧化态，其氧化态的稳定性受电子构型和化合物中的环境影响。不同氧化态的过渡元素可以用于催化剂、配位化合物等不同的应用领域。了解过渡元素的氧化态对于深入理解化学性质和应用具有重要意义。
高中学生化学竞赛辅导——元素部分2 铜族元素一、铜族元素的通性包括：铜（Cu）银（Ag）金（Au）价电子构型：(n-1)d10ns1 次外层为18电子构型，使铜族元素原子的有效核电荷较多。M+为18电子构型。 氧化态：+I +II +III 常见氧化态：Cu Ag Au (在水溶液中) +II +I +III 铜Cu 银Ag 金Au 标准电极电势依次增大，且都大于氢，金属活泼性依次减小 单质形成M+(aq)的活性依次降低在酸性溶液中，Cu+Au+易歧化 铜族元素的离子具有很强的极化力和明显的变形性，易形成共价化合物易形成配合物 化学性质与氧气：在含有CO2的潮湿空气中，铜的表面会逐渐蒙上绿色的铜锈 2Cu + O2 + H2O + CO2→ Cu2(OH)2CO3 在加热条件下，铜与氧化合成CuO,而银、金不发生变化 与酸：有氧存在时，铜可溶于稀酸和浓盐酸铜银可溶于硝酸和浓硫酸金只溶于王水 三、铜族元素的重要化合物1、铜的化合物铜的常见化合物的氧化值为+1和+2。 颜色(1)Cu2O 制备4CuO→2Cu2O（红）+O2↑（1000℃） 2[Cu(OH)4]2-+CH2OH(CHOH)4CHO=Cu2O↓(红棕色)+4OH-+ CH2OH(CHOH)4COOH 鉴定醛，医学上检查糖尿病 性质a. 对热的稳定性Cu2O对热比较稳定, 在1235℃融化而不分解 b.与酸反应——发生歧化反应Cu2O+H2SO4=CuSO4+Cu↓ c. 溶于氨水形成配合物Cu2O+4NH3·H2O=2 [Cu(NH3)2]++2OH-+3H2O 无色[Cu(NH3)2]+的还原性较强在空气中不稳定： 2[Cu(NH3)2]+ +4NH3·H2O+2/1O2= 2[Cu(NH3)4]2+(蓝色) +2OH-+3H2O 可用来除去气体中的氧 (2)卤化物CuX(X=Cl,Br,I) 物理性质：白色，难溶于水且溶解度按Cl,Br,I依次降低 制备2Cu2++4I-=2CuI↓+I2用此反应以碘量法测定Cu2+的含量 Cu2++Cu+4Cl-→2[CuCl2]-(土黄色) 2[CuCl2]-→2CuCl↓(白色)+2Cl-(稀释) 总反应: Cu2++Cu+2Cl-→2CuCl ↓ （3）配合物Cu+:3d10 能形成配位数为2、3、4的配合物 例如：配位数杂化配离子几何构型 2 sp [CuCl2]-直线型 4 sp3[Cu(CN)4]3- 四面体 氧化态为+II的化合物 氧化铜CuO 黑色的碱性氧化物，不溶于水溶于酸，热稳定性高, 具有氧化性. 氢氧化铜Cu(OH)2 制备: Cu2++2OH-= Cu(OH)2↓(浅蓝色絮状) 性质: a. 受热分解Cu(OH)2= CuO (黑色)+H2O b.显两性Cu(OH)2+ 2NaOH= Na2[Cu (OH)4](蓝色) Cu(OH)2+ 2H+= Cu2++2H2O c. 易溶于氨水,生成深蓝色的配合物 Cu(OH)2+4NH3·H2O= 2[Cu(NH3)4]2+(深蓝色)+2OH-+4H2O 鉴定Cu2+离子 Cu(I)和Cu(II)的相互转化 2+
过渡元素氧化态 一、什么是过渡元素 过渡元素是指位于周期表的d区的元素，它们的特点是具有不同的氧化态。 二、过渡元素的氧化态 过渡元素的氧化态是指元素化合物中过渡元素的原子氧化数。 2.1 过渡元素的原子氧化数 过渡元素的原子氧化数从正数到负数变化，具体情况如下： 1.元素处于最高氧化态时，原子氧化数是正数，如MnO4-中的Mn原子； 2.元素处于最低氧化态时，原子氧化数是负数，如Fe(CO)5中的Fe原子。 2.2 过渡元素的化合物的氧化态 过渡元素在其化合物中的氧化态可以是多种可能的数值。有些元素只能取特定的氧化态，而另一些元素可以取多种氧化态。 三、过渡元素的氧化性与还原性 3.1 过渡元素的氧化性 过渡元素的氧化性通常较强，它们有时可以从较低的氧化态被氧化到较高的氧化态。 3.2 过渡元素的还原性 过渡元素的还原性通常较弱，它们更容易从较高的氧化态被还原到较低的氧化态。 四、过渡元素氧化态的应用 过渡元素的不同氧化态具有不同的化学性质和用途。
4.1 各种氧化态的应用 1.高氧化态的过渡金属离子常用作催化剂，如MnO4-可催化某些有机物的氧化 反应； 2.低氧化态的过渡金属离子在配位化合物中常作为稳定的配体。 4.2 锰的氧化态应用 锰具有多种氧化态，常见的有+2、+4、+7等。不同氧化态的锰在不同的化合物中具有不同的用途： 1.锰的+2氧化态常见于锰离子的盐类中，如Mn2+常见于锰硫酸盐中； 2.锰的+4氧化态常见于二氧化锰中，可用于催化剂和电池中； 3.锰的+7氧化态常见于高锰酸盐中，可用于水处理和分析化学中。 4.3 铁的氧化态应用 铁具有多种氧化态，常见的有+2和+3。不同氧化态的铁在不同的化合物中具有不同的用途： 1.铁的+2氧化态常见于铁离子的盐类中，如Fe2+常见于硫酸亚铁中； 2.铁的+3氧化态常见于铁离子的盐类中，如Fe3+常见于硫酸铁中。 五、过渡元素氧化态的稳定性规律 5.1 电子构型的影响 过渡元素的氧化态稳定性受其电子构型的影响。电子数越多，表示越高的氧化态是稳定的。 5.2 锰的氧化态稳定性 锰在化合物中的氧化态稳定性规律如下： 1.较低的氧化态稳定性较高，如+2和+4态常见于不同化合物中； 2.较高的氧化态稳定性较低，如+7态只在高锰酸盐等少数化合物中存在。
过渡元素(一) 要求 (1)从电子层结构的特点理解d区元素的通性。 (2)了解钛、钒、铬重要化合物的化学性质。了解钼、钨的重要 化合物。 (3)掌握Mn(Ⅱ)、Mn(Ⅳ)、Mn(Ⅵ)、Mn(Ⅶ)重要化合物的化学 性质以及各氧化态锰之间相互转化关系。 (4)掌握铁、钴、镍的化合物在反应性上的差异。熟悉铁、钴、
镍的重要配合物。 (5)了解铂及其重要化合物的性质。 (一) 过渡元素通性 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。本章主要讨论d区元素。 d区元素价电子构型为(n-1)d1~8ns1~2(Pd 4d10和Pt 5d96s1例外), 最外两层电子均未填满。由此构成了d区元素如下通性： (1)单质相似性最外层电子一般不超过2个，较易失去，所以它们都是金属。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，所以它们一般有较小的原子半径、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(22.488 g?cm?3)，W的熔点(3380 o C，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，其他各族都有可变的氧化态。氧化态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。例如MnO4?有强氧化性，而ReO4?无氧化性。
例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? 主族元素(主要表现在ⅢA，ⅣA，ⅤA族)随周期数增加，低氧化态趋于稳定的原因一般归因于“惰性电子对效应”。为什么过渡元素随周期数增加高氧化态趋于稳定呢? 仔细研究一下过渡元素的电离能可发现：I1和I2往往是第二、第三过渡系列比第一过渡系列的大，但从I3开始，往往第二、第三过渡系列比第一过渡系列的小。例如，处于同一纵列的Ni和Pt，前四个电离能为
元素周期表中过渡元素的性质差异 元素周期表是化学中的重要工具，它将元素按照原子序数和化学性质进行了分 类和排列。其中，过渡元素是周期表中的一类特殊元素，它们具有许多独特的性质和特点。本文将探讨元素周期表中过渡元素的性质差异。 一、电子结构的差异 过渡元素的电子结构与它们的性质密切相关。过渡元素的原子结构中，外层电 子数在3至12之间，这使得它们具有多种可能的电子构型。这种多样性导致了过 渡元素的复杂性质。 以第一行的过渡元素为例，从钛到铜，它们的电子结构逐渐变化。钛的电子结 构为[Ar] 3d2 4s2，铜的电子结构为[Ar] 3d10 4s1。这种变化导致了它们的化学性质 的差异。例如，钛具有较高的氧化态，而铜则更容易形成低氧化态。这种差异可以通过电子结构的变化来解释。 二、氧化态的差异 过渡元素的氧化态是它们的另一个重要性质。过渡元素具有多种氧化态，可以 形成不同的化合物。这种多样性使得过渡元素在催化剂、电池等领域具有重要应用。 以第四行的过渡元素为例，从钒到镍，它们的氧化态逐渐增加。钒的氧化态范 围从+2到+5，铁的氧化态范围从-2到+6，镍的氧化态范围从-1到+4。这种差异导 致了它们的化学性质的多样性。例如，钒可以形成多种氧化态的化合物，而镍则更倾向于形成+2氧化态的化合物。 三、磁性的差异 过渡元素中的某些元素具有磁性。这种磁性是由于过渡元素的电子结构中存在 未成对电子，使得它们具有磁性。过渡元素的磁性可以分为顺磁性和反磁性。
以第三行的过渡元素为例，从钴到铁，它们的磁性逐渐增强。钴是顺磁性材料，铁在高温下也是顺磁性材料，但在室温下则是反磁性材料。这种差异与电子结构中未成对电子的数量有关。钴具有多个未成对电子，因此表现出较强的磁性。而铁在高温下具有未成对电子，因此也表现出磁性。 四、催化性能的差异 过渡元素在催化反应中具有重要作用。它们可以提供活性位点，促进反应的进行。过渡元素的催化性能与其电子结构、氧化态等因素密切相关。 以第五行的过渡元素为例，从钼到铼，它们在催化反应中具有不同的性能。钼 在氨合成催化剂中起着重要作用，而铼则在石油加氢反应中具有催化活性。这种差异与它们的电子结构和氧化态有关。钼和铼具有不同的电子结构和氧化态，因此在催化反应中表现出不同的性能。 综上所述，元素周期表中过渡元素的性质差异主要体现在电子结构、氧化态、 磁性和催化性能等方面。这些差异使得过渡元素具有丰富的化学性质和应用价值。深入理解过渡元素的性质差异，有助于我们更好地利用它们的特点，推动化学科学的发展。
第八章过渡元素 1．过渡元素的电子构型与特性 过渡元素广义上包括价电子构型为(n-1)d1～9ns1～2。的d区元素和价电子构型为(n-1)d10ns1～2的ds区元素。通常将第4，第5和第6周期的过渡元素分别称为第一、第二和第三系列过渡元素。第一系列过渡元素又常称为轻过渡元素，第二、第三系列过渡元素又常称为重过渡元素。 d轨道的特性：d轨道比s，p轨道数目多，因此成键可能性增多；(n-1)d 轨道的能量与ns，np比较接近，可参与成键；根据空间的角度分布，d轨道可 分为两类：d x2-y2和d z2 轨道波函数的极大值在坐标轴上，d xz ，d xy ，d yz 轨道波函数 的极大值在坐标轴间45°分角线上；d轨道与价层不同主量子数的轨道之间能级交错现象普遍。 过渡元素电子构型的重要特征是价层具有未充满的d轨道，因而表现出离子多有色、多变价、易形成配合物的特征。 2．过渡元素的性质 (1)原子化焓过渡元素的原子化焓比碱土金属和锌族的大很多，而重过渡元素的原子化焓又普遍比轻过渡元素的大很多。同一系列过渡元素，原子化焓从左到右先是逐渐增大，于第5，第6族达到最大值，然后逐渐减小。金属与原子化焓有关的性质，如硬度、熔点表现出相应的变化规律。原子化焓高的金属硬度大、熔点高。 (2)电离能同一系列过渡元素的同级电离能从左到右总体上逐渐增大，但在破坏半满和全满构型以及生成半满和全满构型处分别出现增大和减小的折点；同族元素的同级电离能比较接近；同一元素，I1，I2比较接近，I3比I2高很多；第一系列过渡元素的I2比第二系列过渡元素的大很多。 (3)氧化态第一系列过渡元素两端元素的氧化态变化少、氧化态低，中间氧化态变化多、氧化态高。+1，0和-1，-3低氧化态常见于羰基、亚硝酰基等兀
过渡元素的结构特点与基本性质 元素周期表中第四、五、六七周期元素中，第III B-VIII 族，共25种元素，统称为过 渡元素。过渡元素的单质都是金属，所以也称为过渡金属元素。见表16.1. 表16.1过渡金属元素(d 区元素共25种) 周期'族 III B IV B V B VI B VII B VIII 四 Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni 五 Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd 八 La Hf Ta w Re Os lr Pt 七 Ac 过渡金属元素属于III V III 族，d 区，外层电子排布为(n-l)d 1-9 ns 1-2 (Pd, 4d 10 5s 。，是一 种例外的电子排布)。 翎系、铜系的元素的电子排布，增加的电子填入(n-2)f 亚层，例如：57La 4f°5d 1 6s 2 , 在结构上，它们最外层二个电子层都是未充满的，因此在元素周期表的划分上不属于过渡 金属元素，而属于内过渡元素。也称之为翎系、钢系元素。 翎系 57La 〜71Lu (15 种元素) 4f°-145d°-1 6s 2 铜系 89Ac~103Lr 镑(15 种元素) 5f 。或6^-17s 2 16.1.1价电子构型 过渡金属价电子构型的通式为：(n-l)dinsf 原子核外电子排布遵循能量最低原理、保里不相容原理和洪特规则。L. Pauling 原子轨 道近似能级图如下： Is; 2s 2p ; 3s 3p; 4s 3d 4p; 5s 4d 5p: 6s 4f 5d 6p ; 7s 5f 6d 有一些电子排布例外的情况，例如：Z=24, 41 -46： 不是4d 35s 2 不是4d 55s 1 不是4d 85s 2 真化态，其根本原因在于内层电子的排布，过渡金属外层 ■l)d 轨道与ns 轨道能量相近，部分(n-l)d 电子参与成键。 +2, +3, +4, +6, +7. ,+3, +6. 的族相等，最高氧化态二所处的族数 s 2 Mn +7 VII SdMs 1 但Mil 族：多数最高氧化态小于其族数，是因为随着有效核电荷的增加(ZT),不是所有 (n-l)d 电子都参与成键。 在第Mil 族，最高氧化态为8的仅见Ru(VIII)和Os(VIII)o 例如:R U O 4X O S O 4 Fe(VIII)和Ni(VIII)具有强氧化性 4d 45s 1 5d 4 6s 2 44RU 钉 4d 75s 1 4d 85s 1 不是4d 65s 2 不是4d 7 5s 2 Cr +6 VI SdMs 1
氧化还原反应的氧化态和还原态的变化规律氧化还原反应是化学反应中常见的一种类型，涉及到物质的电子转 移过程。在氧化还原反应中，有两个重要的概念需要关注，即氧化态 和还原态。本文将探讨氧化还原反应中氧化态和还原态的变化规律。 一、氧化态和还原态的定义 在氧化还原反应中，物质可以发生电子的转移，一方面是电子的失去，即氧化；另一方面是电子的获得，即还原。这两个过程对应着物 质的氧化态和还原态。 氧化态是指物质失去电子后所处的电子状态，通常在化学式上用正 电荷或者原子价数表示。例如，铜原子失去两个电子后形成Cu2+离子，我们就说铜的氧化态为+2。 还原态则是指物质获得电子后所处的电子状态，通常在化学式上用 负电荷表示，或者用化学式中的原子价数表示。例如，氧分子(O2)获 得两个电子后形成氧化还原反应中的还原剂HO-，我们称它的还原态 为-2。 二、氧化态和还原态的变化规律 氧化还原反应中，氧化态和还原态的变化规律是基于电子的转移进 行的。根据电子的转移方向，可以总结出以下几个规律： 1. 氧化剂和还原剂
在氧化还原反应中，氧化剂是指能够接受电子的物质，即使自身发生还原的物质。还原剂则是指能够失去电子的物质，即使自身发生氧化的物质。 例如，氯气(Cl2)在反应中接受电子形成氯离子(Cl-)，它充当了氧化剂的角色。而钠(Na)则失去电子形成钠离子(Na+)，它充当了还原剂的角色。 2. 氧化态和还原态的变化 在氧化还原反应中，某个物质的氧化态和还原态的变化是相互关联的。当一个物质的氧化态增加时，必然有另一个物质的还原态相应地增加。 例如，氯气(Cl2)被氢气(H2)还原生成盐酸(HCl)，氯气的氧化态从0降低为-1，氢气的还原态从0增加为+1。 3. 氧化态和还原态的平衡 在氧化还原反应中，化学方程式中氧化态和还原态所表示的物质必须保持电荷平衡。即氧化态和还原态之间的电子转移必须满足电荷守恒定律。 例如，铜离子(Cu2+)被锌(Zn)还原生成锌离子(Zn2+)，其中铜的原子价数从+2减少为0，锌的原子价数从0增加为+2，满足了电荷守恒定律。 三、氧化态和还原态的变化范围
mn 的平均氧化态aos -回复 【mn 的平均氧化态AOS】是指锰元素在化合物中的平均氧化态。锰是一种过渡金属，具有多种氧化态，在不同的化合物中的氧化态可以不同，因此计算其平均氧化态可以提供锰的化学性质和反应路径的重要信息。本文将回答以下问题：什么是氧化态？如何计算平均氧化态？锰的平均氧化态的范围及其影响因素是什么？ 一、氧化态的概念 氧化态是描述元素在化学反应过程中失去或获得电子的数值，反映了元素离子化或电子接受的程度。正值的氧化态表示元素失去电子，负值的氧化态表示元素获得电子。化学反应中，元素的氧化态可以发生变化，随着化学反应的进行而改变。 二、计算平均氧化态的方法 计算平均氧化态的方法是通过考虑化合物中各种氧化态的分数占比，加权计算得到。假设一个化合物中含有n种氧化态的锰离子，那么计算公式可以表示为： AOS = (Σ(Ni ×Xi)) / n 其中，AOS表示平均氧化态，Ni表示每种氧化态的分数占比，Xi表示每种氧化态值。这个计算公式可以理解为，将每种氧化态的分数占比乘以对
应的氧化态值，然后求和再除以种类数目，得到平均氧化态的数值。 三、锰的平均氧化态的范围及影响因素 锰元素在化合物中的氧化态范围很广，通常从-3到+7都有可能。例如，锰在MnO4-离子中的氧化态为+7，而在MnO2中的氧化态为+4。锰的氧化数由电荷、配体和配位数等因素影响。锰的配位数越高，其氧化态越高；锰的配体越强，其氧化态越低。此外，锰与其他元素形成的配合物中的氧化态也会影响锰的平均氧化态值。 四、锰的平均氧化态的应用 知道锰的平均氧化态对了解其化学性质和反应路径有重要意义。例如，锰的不同氧化态可用于催化剂、电池、涂料和玻璃等领域。锰的高氧化态具有较强的氧化性，可用于氧化还原反应；低氧化态则显示出较强的还原性，可用于还原反应。此外，锰的平均氧化态也与锰的催化活性和光谱性质相关。 总结： 锰的平均氧化态（AOS）是指锰元素在化合物中不同氧化态的平均值。计算AOS的方法是根据每种氧化态在化合物中的分数占比进行加权计算。锰的平均氧化态的范围很广，通常从-3到+7。锰的平均氧化态受电荷、配体和配位数等因素的影响。了解锰的平均氧化态对于研究其化学性质和
元素周期表中的过渡金属元素元素周期表是化学家们用来分类和组织元素的一张表格。其中，过渡金属元素是周期表中的一个重要类别。它们具有独特的化学性质和广泛的应用。本文将对元素周期表中的过渡金属元素进行介绍。 过渡金属元素是指周期表中的d区元素，它们位于主族元素之后，但又并不属于稀土元素。过渡金属元素的共同特点是其原子的d轨道变化较为复杂，容易形成不同的氧化态。它们具有良好的电子传导性和热传导性，因此在金属工业和电子工业中有着重要的地位。 在元素周期表中，过渡金属元素的原子序数（也称为核电荷数）从21到30、39到48、57到80和89到112。这个范围内的元素包括钒（V）、铬（Cr）、锰（Mn）、铁（Fe）、钴（Co）、镍（Ni）、铜（Cu）、锌（Zn）等等。这些元素在化学反应中表现出了各种各样的性质，使它们在工业和生活中有着广泛的应用。 首先，过渡金属元素具有良好的催化性能。钯（Pd）和铂（Pt）是广泛应用于催化剂领域的元素。它们的原子结构使它们能够吸附其他物质并参与化学反应，促进反应速度。以钯为催化剂的氢化反应、以铂为催化剂的汽车尾气净化反应等都是重要的例子。 其次，过渡金属元素也在颜料和染料工业中得到了应用。铬酸盐是一种常见的绿色颜料，它被广泛用于涂料、油墨和塑料等产品中。铁离子的不同氧化态也导致了不同的颜色，比如二价的铁离子会使物质呈现出黄色。
此外，过渡金属元素还在电池和电子器件中扮演着重要的角色。锂 电池中的正极材料常常使用过渡金属氧化物，如锰酸锂（LiMn2O4）。这些氧化物能够发生可逆的氧化还原反应，从而储存和释放电能。钨（W）和铌（Nb）等过渡金属元素也常被用于制造电子器件和导线， 因为它们具有较高的熔点和良好的导电性。 最后，过渡金属元素在生物体内也起着重要的作用。比如铁（Fe） 是血红蛋白的组成部分，负责氧气的输送。锌（Zn）是多种酶的辅助 因子，参与体内的代谢过程。 总之，元素周期表中的过渡金属元素具有丰富的化学性质和广泛的 应用价值。它们在催化剂、颜料、电池和生物体内发挥着重要的作用。进一步的研究和应用将进一步推动过渡金属元素的发展，为人类的生 产生活带来更多的便利和发展。
过渡金属氧化物的结构 过渡金属氧化物通常具有复杂的结构。它们一般由离子或共价键组成，可以在一个共享的双面平面上按照一定的规律排列，从而形成金属网格或离子链，如金刚石，类金刚石，层状结构和环状结构等。 金属的氧化状态是氧化物的基本特征，过渡金属氧化物的氧化状态一般较高，例如铜氧化物中铜的氧化状态为+6，这种情况一般称为高氧化态。在多原子共价化合物中，每个原子的氧化态可能不同，称为非对称氧化态。由此可见，过渡金属氧化物的中心结构可能十分复杂。 另一个重要的构成部分是其原子间键的类型，它可以是单键或多键，也可以是由离子和共价键共同形成的键类型。单键指的是金属原子直接与氧原子之间的键，例如金刚石，而多键一般指金属原子与另外一个金属原子或氧原子之间的共价键，如构成层状结构的桥式氧离子。 金属离子的大小及其配位数也是影响过渡金属氧化物结构的重 要因素。一般来说，随着金属离子的大小增大，其配位数也会增加，从而影响金属氧化物的结构。例如，金刚石结构中金属离子的配位数为4，而波纹石结构中金属离子的配位数为6。此外，一些金属氧化物的晶体中，由于金属离子的配位位置不同，形成了介于金刚石结构和双金纠结结构之间的居里结构。 因此，过渡金属氧化物的结构是由多种因素共同影响的，它们可以通过多种不同的架构和架构类别来表现出来。从结构上看，过渡金
属氧化物可以表现为金刚石结构、类金刚石结构、层状结构和环状结构等。此外，过渡金属氧化物的结构也受到金属离子的氧化状态和大小，配位数以及原子间键的类型等因素的影响。 综上所述，过渡金属氧化物的结构有多种形式，它们受到金属离子的氧化态，大小和配位数等因素的影响，也受到原子间键的类型的影响。过渡金属氧化物的结构是其特性的基础，因此了解其结构对于研究其特性具有重要意义。
2价镍氧化为3价镍所需电位-回复 题目：2价镍氧化为3价镍所需电位分析 引言： 过渡金属的氧化态的改变在化学反应和催化中起着重要作用。镍是一种常见的过渡金属元素，其可以氧化为不同价态。本文将重点探讨2价镍氧化为3价镍所需的电位。我们将一步一步回答这一问题，从2价镍的氧化反应的原理入手，探讨反应的机理和条件。最后，我们将总结这一过程的广泛应用和未来研究方向。 第一部分：反应原理和机理 1. 了解过渡金属氧化态的变化： 过渡金属的氧化态可以在不同条件下发生变化，包括调节氧化剂和还原剂的浓度、反应温度和电位等。在我们的研究中，我们将探讨镍从2价氧化为3价的反应。 2. 了解反应的电位变化： 氧化反应的电位变化可以通过Nernst方程来计算。该方程可以表示为：E=E-(0.0592/n)logQ，其中E为反应的电位变化，E为标准电位，n为电子的转移数，Q为反应物浓度的比值。通过计算电位的变化，我们可以估计反应的电位差。
第二部分：2价镍氧化为3价镍所需电位的计算 1. 确定反应的半反应方程： 镍从2价氧化为3价的反应可以表示为：Ni2+ + e- →Ni3+。这是一个单电子转移的反应，其中镍离子从2价还原为3价。 2. 计算反应的标准电位变化： 反应的标准电位变化可以通过已知反应物物种的标准电位来计算。在我们的研究中，假设镍离子的标准电位为E(Ni3+/Ni2+)=1.36 V （标准氢电极作为参照电极）。通过将该数值代入Nernst方程，我们可以计算出反应的标准电位变化。 3. 考虑非标准条件下的反应电位变化： 在实际反应中，很少有标准条件存在。因此，我们需要考虑非标准条件下的反应电位变化。这可以通过添加不同浓度的反应物和改变反应温度等方式来实现。通过计算非标准电位，我们可以估计反应发生的电位差。 第三部分：2价镍氧化为3价镍所需电位的应用和未来研究方向 1. 应用： 2价镍氧化为3价镍的反应在许多化学和工业领域都有重要应用。例如，它可以用于催化剂的合成和应用，电池和电化学储能设备，以及电化学合成等。
过渡金属由于具有未充满的价层d轨道，性质与其他元素有明显差别。 由于这一区很多元素的电子构型中都有不少单电子（锰这一族尤为突出，d5构型），较容易失去，所以这些金属都有可变价态，有的（如铁）还有多种稳定存在的金属离子。过渡金属最高可以显+7（锰）、+8（锇）氧化态，前者由于单电子的存在，后者由于能级太高，价电子结合的较为松散。高氧化态存在于金属的酸根或酰基中（如：VO43-钒酸根，VO22+钒酰基）。 对于第一过渡系，高氧化态经常是强氧化剂，并且它们都能形成有还原性的二价金属离子。对于二、三过渡系，由于原子半径大、价电子能量高的原因，低氧化态很难形成，其高氧化态也没有氧化性。同一族的二、三过渡系元素具有相仿的原子半径和相同的性质，这是由于镧系收缩造成的。 由于空的d轨道的存在，过渡金属很容易形成配合物。金属元素采用杂化轨道接受电子以达到16或18电子的稳定状态。当配合物需要价层d轨道参与杂化时，d轨道上的电子就会发生重排，有些元素重排后可以使电子完全成对，这类物质称为反磁性物质。相反，当价层d轨道不需要重排，或重排后还有单电子时，生成的配合物就是顺磁性的。反磁性的物质没有颜色，而顺磁性的物质有颜色，其颜色因物质而异，甚至两种异构体的颜色都是不同的。一些金属离子的颜色也是有单电子的缘故。 大多数过渡金属都是以氧化物或硫化物的形式存在于地壳中，只有金、银等几种单质可以稳定存在。 最典型的过渡金属是4-10族。铜一族能形成配合物，但由于d10构型太稳定，最高价只能达到+3。靠近主族的稀土金属没有可变价态，也不能形成配合物。12族元素只有汞有可变价态，锌基本上就是主族金属。由于性质上的差异，有时铜、锌两族元素并不看作是过渡金属，这时d区元素这一概念也就缩小至3到10族，铜锌两族合称ds区元素。 【铁元素】 【元素名称】：铁 【元素符号】：Fe 【元素原子量】：55.85 【元素类型】：金属元素 【化学分子式】：Fe 【质子数】：26 【中子数】：30 【原子序数】：26 【所属周期】：4 【所属族数】：VIII 【电子层分布】：2-8-14-2 【电离能】：(kJ /mol) M - M+ 759.3 M+ - M2+ 1561 M2+ - M3+ 2957 M3+ - M4+ 5290 M4+ - M5+ 7240 M5+ - M6+ 9600 M6+ - M7+ 12100 M7+ - M8+ 14575 M8+ - M9+ 22678 M9+ - M10+ 25290 元素在太阳中的含量:(ppm) 1000 元素在海水中的含量:(ppm) 太平洋表面0.00001 地壳中含量：（ppm）
高中化学奥林匹克竞赛辅导 过渡元素（一） -钛(Ti)、钒(V)、铬(Cr)、锰(Mn) 一、过渡元素简介 过渡元素是指周期表中第Ⅰ B、Ⅰ B族元素和第Ⅰ B～Ⅰ族元素，共10个直列。Ⅰ B族的钪(Sc)、钇(Y)、镧(La)和其他镧系元素在性质上非常相似，常将它们总称为稀土元素。Ⅰ B族元素的性质将在后面镧系元素和锕系元素的学习中进行介绍。第Ⅰ族一族元素有3个直列，元素性 质表现出很多的规律性，Ⅰ族元素将在过渡元素(二)中学习。本章学习第Ⅰ B～Ⅰ B族元素，重点掌握钛(Ti)、钒(V)、铬(Cr)、锰(Mn)、钼(Mo)、钨(W)等元素及化合物的性质。 二、钛族元素 Ⅰ B族元素有钛(Ti)、锆(Zr)、铪(Hf)等，价电子构型为(n-1)d2n s2，最高氧化态为+4。天然存在的钛化合物都具有+4氧化态，钛还有+2和+3氧化态化合物，但不稳定，易被氧化成+4氧化态。锆(Zr)和铪(Hf)几乎在所有化合物中都为+4氧化态，它们的低氧化态化合物只在固态时比较稳定，在水溶液中不能存在。由于镧系收缩，几乎抵消了同族元素由上往下周期数增加的影响，造成了Zr、Hf以及Ⅰ B族的Nb、Ta、Ⅰ B族的Mo、W的原子半径和离子半径相似，所以这三对元素的化学性质非常相似。 过渡元素的原子半径 1.钛单质 单质钛的化学性质较活泼，但因金属表面易生成致密的氧化膜，因而钛在常温下不与O2、Cl2、盐酸等反应，但在加热条件下反应生成相应的化合物：
Ti+O2TiO2，Ti+2Cl2TiCl4 3Ti+2N2Ti3N4，2Ti+6HCl2TiCl3+3H2↑ 3Ti+4HNO3+H2O3H2TiO3+4NO↑，Ti+6HF H2TiF6+2H2↑ 2.TiCl3 TiCl3为紫色粉末状，可通过将TiCl4蒸气与过量的H2在灼热的管中还原制得，也可以用Ti与TiCl4反应制得。 2TiCl4(g)+H2=2TiCl3+2HCl，3TiCl4+Ti=4TiCl3 TiCl3的水溶液中，Ti3+的存在形式为[Ti(H2O)6]3+，TiCl3的水溶液有如下平衡： [Ti(H2O)6]Cl3(紫色)[Ti(H2O)5(OH)]Cl2(绿色)+HCl。在敞口容器中，盐酸易挥发，导致水解平衡右移，使[Ti(H2O)6]Cl3逐渐褪色。为避免其水解，可在溶液中加入少量不具有挥发性的稀硫酸。 Ti3+易被氧化，具有一定的还原性，氧化产物为TiO2+。 4TiCl3+O2+2H2O=4TiOCl2+4HCl Ti3++Cu2++Cl-+H2O=TiO2++CuCl↓+2H+ 3Ti(OH)3(紫色)+7HNO3=3TiO(NO3)2+NO↑+8H2O TiCl3在450Ⅰ时可发生歧化：2TiCl3(s)TiCl2(s)+TiCl4(g)。 3.TiO2 TiO2可作高级白色颜料，称为钛白(TiO2)。钛白的折射率高，附着力强、遮盖力大、化学性能稳定，是锌白(ZnO)、铅白[2PbCO3·Pb(OH)2]和立德粉(ZnS和BaSO4)等白色颜料所不能比拟的，常用作造纸、油漆、塑料、橡胶和陶瓷等的添加剂。 TiO2+H2SO4(浓)=TiOSO4+H2O TiO2+2NaOH(浓)=Na2TiO3+H2O TiO2+BaCO3=BaTiO3+CO2↑ BaTiO3介电常数大，用于制造电容器TiO2易溶于氢氟酸：TiO2+6HF=2H++TiF62-+2H2O(Ti4+易与F-形成TiF62-)。 4.TiCl4 常温下，TiCl4是易挥发的无色液体，其蒸气遇潮湿空气冒白烟，可用于气相反应的跟踪和制造烟幕弹：TiCl4+2H2O=TiO2↓+4HCl↑。 +4氧化态的钛在溶液中多以TiO2+形式存在，向含TiO2+的溶液中加入H2O2，呈现特征的颜色。在强酸性溶液中显红色，在稀酸或中性溶液中显橙黄色。利用这一灵敏的显色反应可以进行钛或过氧化氢的比色分析。 TiO2++H2O2=Ti(O2)2+(红色)+H2O 三、钒族元素 Ⅰ B族元素有钒(V)、铌(Nb)、钽(Ta)等，价电子构型为(n-1)d3n s2，最高氧化态为+5，其他氧化态还有+4、+3、+2，在某些配合物中还可以呈显低氧化态+1、0、-1，如V(CO)6、V(CO)6-等。 钒族元素单质是强还原剂，但在室温下它们的活泼性较低，这是由于它们容易钝化的缘故。在氧化剂存在下，它们熔于熔融的碱：4M+5O2+12KOH4K3[MO4]+6H2O(M=V、Nb、Ta)。 钒族元素单质可溶于HF和HNO3的混合酸中：3Ta+5HNO3+21HF=3H2[TaF7]+5NO↑+10H2O。 钒在酸性介质中不同氧化态之间的电极电势(V)与颜色如下：
第十三章过渡元素（一）铜族和锌族 【内容】 13.1 过渡元素的通性 13.2 铜族元素 13.3 锌族元素 13.4 应用微量元素与人体健康（选学内容） 【要求】 1．掌握铜、银、锌、汞单质、氧化物、氢氧化物、重要盐类及配合物的生成、性质和用途。2．掌握Cu(Ⅰ)、Cu(Ⅱ)；Hg(Ⅰ)、Hg(Ⅱ)之间的相互转化。 3．了解ⅠA和ⅠB；ⅡA和ⅡB族元素的性质对比。 周期表中ⅠB ~ⅧB族，即ds区和d区元素称为过渡元素，(见表13﹣1)。它们位于周期表中部，处在s区和p区之间，故而得名，它们都是金属，也称过渡金属。 表13-1 过渡元素 通常按周期将过渡元素分成三个过渡系列：位于第4周期的Sc ~ Zn称第一过渡系元素；第5周期的Y ~ Cd为第二过渡系元素；第6周期的La ~ Hg为第三过渡系元素。过渡元素有许多共同性质，本章先讨论它们的通性，然后介绍ⅠB及ⅡB族元素。 13.1过渡元素的通性 1.价层电子构型 过渡元素原子的最后一个电子排布在次外层的d轨道(ⅡB除外)中，最外层有1~2个s (Pd除外)电子，它们的价层电子构型为(n-1)d1~10n s1~2。 2. 原子半径 过渡元素原子半径（如图13-1所示）一般比同周期主族元素的小，同周期
元素从左到右原子半径缓慢减小，到铜族前后又稍增大。同族元素从上往下原子半径增大，但第二、第三过渡系(除ⅢB外)由于镧系收缩使同族元素原子半径十分接近，导致元素性质相似。 图13-1过渡元素原子半径 3. 氧化态 过渡元素有多种氧化态，因其最外层s电子和次外层部分或全部d电子都可作为价电子参与成键，一般可由+2依次增加到与族数相同的氧化态(Ⅷ族除Ru、Os外，其它元素尚无Ⅷ氧化态)，这种氧化态的显著特征以第一过渡系最为典型。 表13-2第一过渡系元素的氧化数 （下划线表示常见的氧化态）