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d区ds区和f区元素

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无机化学ds区、d区和f区过度元素

无机化学ds区、d区和f区过度元素

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● 酸碱性 过渡元素氧化物的水合物的酸碱性变化规律和主族相似 ，对同一元素而言，一般是低价显碱性，高价显酸性。 Mn(OH)2 弱碱；HMnO4 强酸（Φ=Z/r） ● 参与工业催化过程和酶催化过程的能力强 d 区元素较高的催化活性椐认为与电子容易失去,容易得 到,或容易由一种能级迁移至另一能级的事实有关；例如， V2O5催化 SO2 氧化的反应，可能涉及到 V(+5) 与V(+4) 氧 化态之间的转换： 1/2 O2 + 2 V(Ⅳ) = O 2- + 2 V(Ⅴ) +) SO2 + 2 V(Ⅴ) + O 2- = 2 V(Ⅳ) + SO3 1/2 O2 + SO2 = SO3
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f 区元素的价层电子构型为(n-2)f0～14(n-1)d0～2ns2, 其特 征是随着核电荷的增加，电子依次填入外数第三层 (n-2)f 轨道，因而又统称内过渡元素。 f 区元素包括周期系中的镧系元素（原子序数57～71共 15种元素）和锕系元素(原子序数89～103共15种元素)。 镧系元素中只有钷是人工合成的，具有放射性。 锕系元素均有放射性，铀后元素为人工合成元素，称超 铀元素。
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铬化合物毒性浅析 绝大多数三价铬化合物不溶于水，无毒、无害，但水 溶性无机三价铬盐极易在酸性环境下水解，形成的游离酸 对人体有剌激作用。 六价铬毒性主要是由于强氧化性对有机体的腐蚀与破坏， 可以通过吸入、接触、口服造成人体中毒。吸入六价铬将 引起呼吸道感染，粘膜溃疡，甚至鼻穿孔；皮肤接触六价 铬可能引发皮炎，伤口若接触六价铬将出现铬疮；口服大 剂量六价铬化合物将引起消化系统腐烂，出现肾损伤。流 行病学研究证实，长期暴露在高浓度六价铬的气雾中的工 人，呼吸系统癌症（主要是肺癌）发病率高于平均值，其 潜伏期超过15年。

配位化学-中科院总结(4-6章)

配位化学-中科院总结(4-6章)

(3) [Ni(en)3]2+ 和 [Fe(en)3]2+ 二者中心离子的d电子数不同，其CFSE不同。 [Ni(en)3]2+ : 3d8，电子排布为t2g6eg2，CFSE = -12Dq； [Fe(en)3]2+ : 3d6，电子排布为t2g6，CFSE = -24Dq。 所以, [Fe(en)3]2+ 更稳定。 (4) [Ni(H2O)6]2+ 和 [Ni(en)3]2+ en为螯合配体，其配合物具有螯合效应， 所以, [Ni(en)3]2+ 更稳定。
+ H2O
若为SN2机理： [Co(NH3)5 X]2+
v = k[Co(NH3)5X2+] + H2O 慢 [Co(NH3)5 X H2O]2+
[Co(NH3)5 X H2O]2+ 快 [Co(NH3)5 H2O]3+ + Xv = k[Co(NH3)5X][H2O]≈ k[Co(NH3)5X2+]
6.如何用晶体场理论判断配合物的活性和惰性。 比较活化配合物与反应物的CFSE确定。
7. [Co(NH3)5X]的水解反应机理和速率方程，如何验 证反应机理？
例如： [Co(NH3)5X]的酸式水解 若为SN1机理：[Co(NH3)5
[Co(NH3)5 ]2+ 慢 快
X]2+
[Co(NH3)5]3+ ＋ X[Co(NH3)5H2O]3+
A5 A3 A2 A6 M B1 X4
A5
A5
-X
A2
A3
M B1 A6
4
+Y
A2
A3
M B1 A6

化学竞赛培训元素化学部分第10章f区元素

化学竞赛培训元素化学部分第10章f区元素
f区元素如放射性元素可导致土壤污染，影响土壤生态平衡。
水体污染
通过地表径流和地下水渗透，f区元素可能进入水体，造成水体污 染。
大气污染
某些f区元素在大气中不易分解，可长时间悬浮，造成大气污染。
使用时的注意事项与安全性
防护措施
使用f区元素时，应穿戴防护服、手套、口罩等防护用品，以减少 与有害物质的直接接触。
1940s
通过核反应和粒子加速 器等手段，科学家成功 合成了一些超重元素， 进一步证实了f区元素的 存在。
制备方法
高能核反应
通过高能核反应合成超重元素，如使用粒子加速 器轰击重元素靶。
放射性衰变
某些长寿命f区元素可以由放射性衰变产生，如铹 元素。
高温高压合成
在极端条件下合成超重元素，如使用激光或离子 束技术。
新材料探索
利用f区元素的特性，探索和开发具有优异性能的新材料， 如超导材料、磁性材料、发光材料等，为科学技术进步做 出贡献。
生命科学研究
某些f区元素（如镧系元素和锕系元素）具有与生物活性相 关的特性，在生物标记、药物设计和生物成像等领域有潜 在应用价值。
日常生活中的应用
1 2
照明和显示技术
利用某些f区元素的发光特性，制造高效、环保 的照明和显示产品，如LED灯具、液晶显示器等。
03 f区元素的化合物
氧化物
定义
f区元素氧化物是指该元素与氧元 素结合形成的化合物。
特性
f区元素氧化物大多数具有较高的 熔点和沸点，因为它们是离子型化 合物，且f区元素的离子半径较小， 使得离子键更加强健。
举例
例如，镧的氧化物La2O3是一种白 色固体，熔点高达2465°C。
氢氧化物
定义
f区元素的氢氧化物是指该元素与 氢和氧结合形成的化合物。

ds区,d区和f区元素

ds区,d区和f区元素

CrCl3的稀溶液呈紫色，其颜色随温度的升高和Cl－浓度 增大而变绿色，[CrCl(H2O)5]2+（浅绿），[CrCl2(H2O)4]+ （暗绿）。
水解性：Cr3+和亚铬酸盐均易水解： Cr3+ + H2O [Cr(OH)]2+ + H+ 呈酸性。
亚铬酸盐即CrO2-，在碱性溶液中有较强的还原性，能 被H2O2、Na2O2、Cl2、Br2等氧化成铬（Ⅵ）酸盐CrO42而Cr(Ⅲ)在酸性溶液中很稳定，只有在很强的氧化剂 （高锰酸钾等）作用下才能将其氧化。
3. 锌配合物 Zn2+和氨水、KCN等能形成无色的四配位离子： [Zn(NH3)4]2+、[Zn(CN)4]2-、[Zn(CN)4]2-用于电镀中 4. 汞配合物 Hg(I)形成配合物倾向较小。 Hg(II)易和CN-、SCN-、Cl-、Br-、I-离子均生成 [ML4]2-配离子。
Hg2++2I-→HgI2↓(红色)+2I-→[HgI4]2[HgI4]2-与碱混合后叫奈氏试剂，用于鉴定NH4+、
3. 过渡元素的水合离子多具有特征颜色
由主族元素构成的正离子和负离子一般
都是无色的，而过渡元素的水合离子多具
有特征颜色，这与它们的离子具有未成对
的d电子有关。注意p303中一些过渡元素的
水合离子的颜色与未成对d电子的关系。
4. 过渡元素容易形成配合物 过渡元素的离子存在空的ns和np轨道和部分填充 或全空的（n-1）d轨道；过渡元素的原子也存在着 空的np轨道和部分填充的（n-1）d轨道，这样的电
2 H OH
Cu(OH)2也是BA，但 与NH3· 2O→ [Cu(NH3)4]2+ H

无机化学c8d区、ds区元素

无机化学c8d区、ds区元素

E Hg /Hg 0.852 V
总趋势：从上到下活泼性降低。
E Cd 2 /Cd 0.402 V
六、 d区元素的氧化态
多种氧化态。例如：Mn的氧化态呈连续状，
Mn(CO)5Cl(+1)，Mn(CO)5，NaMn(CO)5(-1)。
注：红色为常见的氧化态。
七、 d区元素离子的颜色
二、 铬的化合物
Cr2O3 (铬绿)
颜色 CrO3 (铬酐) 暗红色
熔点/℃ 受热时的变化 198 250℃分解为 Cr2O3与O2 熔融不分解 熔融不分解 不分解 失去结晶水 失去结晶水
K2CrO4
K2Cr2O7 (红矾) Cr2O3 (铬绿) CrCl3· 2O 6H
黄色
橙红色 绿色 紫色
5
浓H2SO4, SO2 浓HCl
CrCl3· 2O H
(暗红色,针状)
K 2Cr2O7 + H 2SO4 (浓) K 2SO4 + 2CrO 3 (s) + H 2O
(3) Cr(Ⅵ) 含氧酸及其离子在溶液中的转化 •H2Cr2O7, H2CrO4均为强酸,仅存在于稀溶液
HCr2O 7 2 H Cr2O 7
锰单质的性质：
•白色金属，硬而脆 • 活泼金属： (Mn /Mn) 1.182V E
2
Mn 2H 2 O Mn(OH)2 (s) H 2 Mn 2H (稀) Mn 2 H 2
•与氧、卤素等非金属反应： Δ 3Mn + 2O 2 Mn 3 O 4
Mn + X 2 MnX 2 (X ≠ F) Mn + F2 MnF4 和MnF3
K a2 0.85

8第八章d区、dS区和f区元素

8第八章d区、dS区和f区元素

Cr2O3+3H2SO4=Cr2(SO4)3+3H2O Cr(OH)3+3HCl=CrCl3+3H2O Cr2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Cr(OH)4] 2NaCrO2+2NaOH+3H2O=2NaCrO4+4H2O
酸性溶液中，只有强氧化剂能把Cr（Ⅲ）氧化
2Cr3+ + 3S2O82
,Ag催化 Cr2O72 + 6SO42 +14H+
2Cu+O2+H2O+CO2=Cu(OH)2·CuCO3
（二）锌 4Zn+2O2+3H2O+CO2=ZnCO3·Zn(OH)2
Zn+2NaOH+2H2O=Na[Zn(OH)4]+H2↑ Zn+4NH3+2H2O= [Zn(NH3)4](OH)2+H2↑ （三）汞 液态金属，膨胀系数均匀，制造温度计
过渡元素的生物学效应 9种过渡元素是人体必需微量元素 V、Cr、Mn、Fe、Co、Ni、Cu、Zn、Mo
微量元素的研究有助于现代化学和生命 科学在分子、亚分子水平上研究生命过程。
第二节 铬和锰
铬 Cr ⅥB族元素 价电子构型 3d54s1
锰 Mn ⅦB族元素 价电子构型 3d54s2
氧化态 Ⅵ、Ⅲ、Ⅱ 氧化态 Ⅶ、Ⅵ、Ⅲ、Ⅱ
二、铁（Ⅱ、Ⅲ）离子的鉴定
（一）Fe2+离子的鉴定
Fe2++[Fe(CN)6]3- +K+ =KFe[Fe(CN)6]↓(蓝色) 2Fe2++H2O2+2H+=2Fe3++2H2O Fe3++nSCN-= [Fe(SCN)n]3-n(血红色) （二）Fe3+离子的鉴定

区d区ds区重要元素及其化合物

s区、d区、ds区重要元素及其化合物(s Block, ds Block, d BlockElementsandCompounds)9.1 s区元素s区元素中锂(Lithium)、钠(Sodium)、钾(Potassium)、铷(Rubidium)、铯(Cesium)、钫(Francium)六种元素被称为碱金属(alkaliMetals)元素。

铍（Beryllium）、镁(Magnesium)、钙(Calcium)、锶(Strontium)、钡(Barium)、镭(Radium)六种元素被称为碱土金属(alkalineearthmetals)元素。

锂、铷、铯、铍是稀有金属元素，钫和镭是放射性元素。

碱金属和碱土金属原子的价层电子构型分别为ns1和ns2，它们的原子最外层有1～2个电子，是最活泼的金属元素。

9.1.1通性碱金属和碱土金属的基本性质分别列于表9-1和表9-2中。

表9-1碱金属的性质碱金属原子最外层只有1个ns电子，而次外层是8电子结构(Li的次外层是2个电子)，它们的原子半径在同周期元素中(稀有气体除外)是最大的，而核电荷在同周期元素中是最小的，由于内层电子的屏蔽作用较显著，故这些元素很容易失去最外层的1个s电子，从而使碱金属的第一电离能在同周期元素中最低。

因此，碱金属是同周期元素中金属性最强的元素。

碱土金属的核电荷比碱金属大，原子半径比碱金属小，金属性比碱金属略差一些。

s区同族元素自上而下随着核电荷的增加，无论是原子半径、离子半径，还是电离能、电负性以及还原性等性质的变化总体来说是有规律的，但第二周期的元素表现出一定的特殊性。

例如锂的EΘ(Li+/Li)反常地小。

表9-2碱土金属的性质s区元素的一个重要特点是各族元素通常只有一种稳定的氧化态。

碱金属的第一电离能较小，很容易失去一个电子，故氧化数为＋1。

碱土金属的第一、第二电离能较小，容易失去2个电子，因此氧化数为＋2。

在物理性质方面，s区元素单质的主要特点是：轻、软、低熔点。

d-ds-f区元素

的第二电离能(1970kJ/mol)较高，因此在气态下Cu+的化合 物是稳定的。但在水溶液中，Cu2+的水合能(2125kJ/mol)比 Cu+的水合能(582kJ/mol) 大很多，在水溶液中， Cu2+更稳 定。
精品课件
Cu2+ +0.17V Cu+ +0.52V Cu
2C u C uC u2
微溶于水，两性化合物，能溶于酸，也溶于浓的强碱。
4Cr 3O2 Δ 2Cr2 O 3
紫色
灰蓝
绿色
C r3 O H H C r ( O H Δ) 3 (s ) O H H C r ( O H ) - 4
Ag2CrO4。
精品课件
氯化汞和氯化亚汞
氯化汞和氯化亚汞均为直线型共价化合物
Cl Hg Hg Cl 直线型分子
1）氯化汞（HgCl2)
HgCl2易升华，俗称升汞。极毒，内服0.2～0.4g 可致死，微溶于水，在水中很少电离，主要以HgCl2分子形 式存在 。在医学上用它的稀溶液做消毒剂。
精品课件
Hg24Cl[HgCl4]2 Hg24SCN[Hg(SCN)4]2
配离子的组成同配体的浓度密切相关，在0.1mol /L Cl-离子溶液中，HgCl2、[HgCl3]-和[HgCl4]2-的浓度大致相等; 在1 mol/L Cl-离子的溶液中主要存在的是[HgCl4]2-离子。
精品课件
Hg2+与过量的KI反应，首先产生红色碘化汞沉淀， 然后沉淀溶于过量的KI中，生成无色的碘配离子：
性 增 强
Y(OH)3 中强碱
Zr(OH)4 Nb(OH)5 两性偏碱 两 性
H2MoO4 弱酸性
HTcO4 酸性

第11章 11.1-6过渡元素


Cr(OH)3+OH-
=Cr(OH)
4
高温灼烧后的Cr2O3既不溶于酸也不溶于碱， 但与酸性熔剂如焦硫酸钾K2S2O7共熔时，可转变 成可溶性铬(Ⅲ)盐：
亮绿色
共熔 Cr2O3 + 3K2S2O7 ＝ Cr2(SO4)3 + 3K2SO4
亚铬酸盐的还原性 P328
在碱性溶液中，[Cr(OH)4]- 或 CrO2- 均有 较强还原性:
在弱碱性条件下,丁二酮肟与Ni2+可形成鲜红色螯合物沉淀
2 CH3 C
CH3 C
OH N
+ 2+
Ni N
OH
OH O
CH3 C N
2+
N C CH3
Ni
CH3 C
NOH
N O
C
CH3
+
2
+
H
定性分析中用于鉴定 P174
Cu2O P343、Cu(OH)2 P344主要化学性质
Cu2O溶于稀硫酸，立即发生歧化反应： Cu2O + H2SO4 = Cu2SO4 + H2O
若 MnO4- 过量: 2 MnO4- + 3Mn2+ + H2O = 5MnO2↓+ 4H+ B. 中性、微酸性或微碱性溶液中, MnO4- 还原产物是MnO2:
2MnO4- + 3SO32- + H2O = 2MnO2↓ + 3SO42- + 2OHC. 强碱性溶液中, MnO4- 过量时, 其还原产物是MnO42-:
合
乙醚
用于鉴定Co2+
物
硫氰配合物
Co2+ + 4SCN- =[Co(SCN)4]2- (宝石蓝色)

11 d区、ds区和f区元素(铬,锰)


补硒－防癌
缺硒——体内自由基过多——肿瘤产生——硒作为 自由基清除剂或自由基反应抑制剂 高硒——中毒，发育迟缓，脱毛，死亡 食管癌（钼、锌、镁、铁），肝癌，鼻咽癌
头发的色泽与所含的微量元素
金黄色的头发中含有钛；若含钼过多，发 色将成赤褐色；含铜过多，则成绿发 。
1. 铁
人体中含量约为4—5克，主要是参与血红蛋白的 形成而促进造血。在血红蛋白中的含量约为72%。铁 元素在菠菜、瘦肉、蛋黄、动物肝脏中含量较高。 2. 铜
在铬的化合物中，Cr(VI)的生物毒性最
大，Cr(III)次之，Cr(VI)中毒时，能引起肝，肾，
神经系统和血液系统的广乏病变，国家规定排
放废水中的Cr(VI)最大浓度为0.5 mg· -1． L
Cr3＋的鉴定
1. 加入过量的NaOH溶液，再加入H2O2，溶液颜色由
绿色变为黄色： Cr3＋ ＋ 4OH－ ＝ CrO2－＋ 2H2O 2CrO2－＋ 3H2O2 ＋ 2OH－ ＝2 CrO42－黄色＋ 4H2O 2. 在以上反应的基础上，加入Ba2＋，生成BaCrO4黄 色沉淀： CrO42－＋ Ba2＋＝BaCrO4↓
d9
蓝色
当过渡金属的电子由基态跃迁至激发态所需 要的能量在可见光范围时，电子就会吸收某 一波长范围可见光，发生d-d跃迁，从而使化 合物显示特种颜色.
6. 过渡金属与工业催化
d 区元素较高的催化活性认为与电子容易失去、
容易得到、或容易由一种能级迁移至另一能级的
事实有关； 例如，V2O5催化 SO2 氧化的反应，可能涉及到 V(+5) 与 V(+4) 氧化态之间的转换： 1/2 O2 + 2 V(+4) = O 2- + 2 V(+5) +) SO2 + 2 V(+5) + O 2- = 2 V(+4) + SO3
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三、单质的化学性质
１、活泼性及反应性能

大多数Eθ(Mn+/M) 较小甚至为负值（M有还原性）
①与酸反应。（第一过渡系与稀酸）
②与活泼非金属反应。
同一周期从左到右，活泼性降低 同一族从上到下，活泼性降低 第一过渡系属活泼金属范围 (Cu 除外 ) ，第二、三过
渡系属不活泼金属范围(Y，La，Cd除外) 。
左
氧化态先升高后降低 右 上 同族 高氧 化态 趋向 稳定 下
３、氧化物及其水合物的酸碱性 • 同一周期：从左→右 酸性↑ 碱性↓ 如：Sc2O3 TiO2 CrO3 Mn2O7 碱性 两性 酸性 强酸性 • 同一族：从上→下 酸性减弱(氧化态相同) • 同一种元素：氧化态↑ 酸性↑ 如: MnO2 Mn2O3 MnO3 Mn2O7 碱性 弱碱 两性 酸性
• 从左至右：电负性、电离能增大；金属性减弱
• 从上到下：电负性、电离能增大；金属性减弱 • 但有交错
二、单质的物理性质
• ①半径较小→密度、硬度较大，熔沸点较高。 W的熔点最高。 • ②含有较多 d 电子，能级交错→具有金属光 泽，导电导热，大多有磁性。 • ③金属晶体通过金属键结合→具有良好的延 展性、机械加工性。
FeO：黑色 Fe2O3：红棕色粉末 ,不溶于水,可做催化剂、颜料、除 锈剂 Fe3O4{FeⅢ[(FeⅡFeⅢ)O4}：铁磁性材料、 电阻材料
b、氢氧化物
Fe(OH)2很不稳定，容易被氧化。例如：向亚铁盐 溶液中加入碱，先得到白色Fe(OH)2，随即被空气 氧化成红棕色Fe(OH)3： Fe2+ + 2OH- ＝ Fe(OH)2↓ 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O ＝ 4Fe(OH)3↓(实为水合氧 化铁Fe2O3· xH2O)
第二节 铬和锰
一、单质的性质及用途
１、铬：
• ①银白色有光泽金属,熔沸点很高,铬的硬度最大。
• ②耐腐蚀性（表面易形成致密的氧化膜）, 不溶于 浓HNO3和王水。 • ③与酸反应(无氧化膜)。与稀HNO3、H2SO4 Cr2+ (蓝色) 、Cr3+ (绿色) • ④与非金属反应 • ⑤易形成合金
２、锰
• 白色金属,质硬而脆,一般使用锰合金,锰钢, 耐磨,抗冲击, 耐腐蚀。 • 化学性质活泼，常温与非氧化性稀酸作 用放出Ｈ2。
二、铬的重要化合物 1、氧化物 CrO3
洗液 ： K2Cr2O7(s)+2H2SO4(浓)=2KHSO4+2CrO3↓+H2O • b、Cr2O3绿色粉末，不溶于酸和碱，作催化剂。 (NH3)2Cr2O7 = Cr2O3+N2+4H2O
（血红蛋白是血红细胞(红血球)中的载氧蛋白，在动脉血 中把O2从肺部运送到肌肉，将O2转移固定在肌红蛋白上， 并在静脉血中将CO2带回双肺排出）
煤气中毒：是因为血红蛋白优先与CO结合，失 去了载氧功能
二、铁（ Ⅱ 、Ⅲ）离子的鉴定
１、Fe2+离子的鉴定
Fe2++[Fe(CN)6]3-+K+=KFe[Fe(CN)6]↓(蓝色) ２、Fe3+离子的鉴定
原子失电子变成简单阳离子时总是先失去最外层电
子，按规则，失电子的先后次序是：
np>ns>(n-1)d>(n-2)f
最后一个 电子进入
64s2 Fe 3d 26
Fe2+
Fe3+
[Fe2+]3d64s0
[Fe3+]3d54s0
1、原子半径
过渡元素原子半径 200 190 180 170 160 150 140 130 120 110 100
周期 四 五 六 IB Cu Ag Au II B Zn Cd Hg
一、铜、锌、汞单质的性质及其用途 铜：
• 呈紫红色，优良的导电性和导热性，易与其它金 属形成合金。化性不活泼，只能溶解在硝酸、浓 盐酸及热的浓硫酸中。+1、+2价。
Cu+2H2SO4(浓)=CuSO4+SO2↑+2H2O 2Cu+4HCl(浓)=2H[CuCl2]+H2↑ • 在潮湿空气中放久后,铜表面会生成一层铜绿 2Cu+O2+H2O+CO2→Cu(OH)2· CuCO3
4、配位性质 • d轨道未充满,可接受配体提供的孤电子对而表 现出较强的配位能力。 5、过渡金属及其化合物的磁性 • 大多数有磁性。(与其含有未成对d电子有关) • 根据未成对电子数 n可判断配位情况确定高自 旋或低自旋。
6、水合离子的颜色 由于含有d电子且轨道未充满; d电子可吸收可 见光发生电子跃迁使离子显示出互补色。
二、铜的重要化合物
1、氧化数为+1的化合物 Cu2O： ①对热稳定 ②与酸发生歧化反应 ③溶于氨水和氢卤酸形成稳定的配合物
４[Cu(NH3)2]+ + O2(g) + 2H2O + 8NH3 = 4[Cu(NH3) 4]2+ + 4OH无色 空气 显强还原性（可除去O2） 蓝色
２、氧化数为+2的化合物 a、氢氧化铜和氧化铜 Cu2++2OH－=Cu(OH)2↓ Cu(OH)2显两性： Cu2+ ← Cu(OH)2 → Cu(OH)42既溶于酸，又溶于过量浓强碱→蓝紫色[Cu(OH)4]2Cu(OH)2+2NaOH=Na2[Cu(OH)4]
(n-1)d1~10ns1~2
ⅢB~ⅡB
10列
d区、ds区、f区：过渡元素（过渡金属） f区：
镧系 57La ~ 71Lu 镥 （15 种元素） 4f 2~145d 0-1 6s 2 锕系 Ac~
89 103
Lr 铹（15 种元素）
→“内过渡元素”
5f 0~146d 0~1 7s 2
第一节 d区、ds区元素的通性
第十一章 d区、ds区和f区元素
Transition Element
第一节 d区、ds区元素的通性
一、原子结构特征与元素性质的关系 二、单质的物理性质 三、单质的化学性质
第二节 铬和锰
一、单质的性质及用途 二、铬的重要化合物 三、锰的重要化合物 四、铬、锰离子的鉴定
第三节 铁系元素和铂
一、铁及其化合物
２、氧化数特征
元素 Sc Ti +2 +2 +3 +3 +4 V +2 +3 +4 +5 Cr +2 +3 +4 +5 +6 Mn +2 +3 +4 +5 +6 +7 Fe +2 +3 +4 +5 +6 Co +2 +3 +4 Ni +2 +3 +4 Cu +1 +2 Zn +2
(划横线表示常见氧化数)
四、铂类配合物抗癌药物
Cis - [PtCl2(NH3)2] 顺铂： 有抗癌活性 （影响 DNA 合成） Cl NH3 \ / Pt / \ Cl NH3 Trans - [PtCl2(NH3)2]反铂：无抗癌活性 Cl NH3 \ / Pt / \ H3N Cl
第四节
铜、锌、汞
（ds区，I B、II B族）
工业用途：干电池去极化剂，火柴助燃剂，某些 有机反应的催化剂，以及合成磁性记录材料铁氧 体MnFe2O4的原料等。
熔融
D
3、KMnO4 • 深紫色晶体，水溶液紫红色。
酸性介质：Mn2+
• 强氧化剂，还原产物 中性介质：MnO2
碱性介质：MnO42-
• 2KMnO4(s)+H2SO4(浓)=Mn2O7+K2SO4+H2O
一、原子结构特征与元素性质的关系
• (n-1)d1~10ns1~2 (Pd：4d105s0) • d电子数较多，d电子可部分或全部成键 • d轨道未充满,可接受电子
中性原子的原子轨道能量随原子序数的变化：n 和 l 竞争。 例外：Z = 24，41 ~ 46： “能量最低原理” 24 Cr 铬 3d54s1 不是 3d44s2 异常 41 Nb 铌 4d45s1 不是 4d35s2 42 Mo 钼 4d55s1 不是 4d45s2 43 Tc 锝 4d65s1 不是 4d55s2 E4 d < E5 s 44 Ru 钌 4d75s1 不是 4d65s2 45 Rh 铑 4d85s1 不是 4d75s2 46 Pd 钯 4d105s0 不是 4d85s2
三、锰的重要化合物
1 1、Mn(Ⅱ)：具有还原性 Δ Ag+ -+10SO 2-+16H+ 2Mn2++5S2O82-+8H2O = 2MnO 4 4 Δ
2Mn(OH)2+O2=2MnO(OH)2↓
白色
棕色
2、MnO2 • 黑色粉末，具有氧化、还原性 • MnO2+4HCl = MnCl2+Cl2↑+2H2O • 2MnO2+4KOH+O2 = 2K2MnO4+2H2O
同周期从左到右先减小后增大 Ⅷ
同 族 从 上 到 下 略 增 加
30
5~6 周 期 基 本 接 近
原子半径/pm
20 Sc Ti V Cr Y Zr Nb Mo La Hf Ta W
Mn Tc Re
Fe Ru Os
Co Rh Ir
Ni Pd Pt
Cu(●-●) Ag(■-■) Au(▲-▲)Leabharlann ２、电负性、电离能Δ
锌、汞：
锌：银白色金属，低熔点，两性金属 汞：液态，可形成汞齐，有生物毒性