离子半径大小的比较规律
- 格式：docx
- 大小：185.29 KB
- 文档页数：10
下载文档原格式
合集下载
同周期离子半径大小比较
同周期离子半径大小比较
同周期不同元素的离子半径如何比较?
1、核外电子排布不同（也就是电子层数不同）,电子层数越大,半径越大.
如氯离子大于钠离子
2、核外电子排布相同时,核电荷数越大,半径越小.
如钠离子大于镁离子,硫离子大于氯离子
同一元素的不同离子半径（都为正电荷或都为负电荷时）又如何比较?
电子数越多,半径越大（也就是化合价越低半径越大）
如铁原子大于二价铁大于三价铁,氯离子大于氯原子
比较微粒半径大小的依据——“三看规则”
一看电子层数：在电子层数不同时,电子层数越多,半径越大；
二看核电荷数：在电子层数相同时,核电荷数越大,半径越大；
三看电子数：在电子层数和核电荷数都相同时,电子数越多,半径越大.。
离子半径大小的比较规律
离子半径大小的比较规律
原子的离子半径一般有以下几种比较规律：
1、离子半径通常越大，离子形式越大。
一般来说，离子半径随着原子序数，即电子数量增大而增大，电子数量增大，离子半径越大，离子形式也就越大。
2、常见离子的离子半径通常随原子的补充电子数的增加而不断减小。
当键的类型发生变化时，离子的大小也会有变化。
3、离子半径在同一原子体系中，往往氧化数越高，离子越小，氧化数越低，离子越大。
4、离子半径依赖于原子核。
在常见的稀有气体元素，比如氦(He)、氖(Ne)、氖(Na)等，这些原子核辐射下就会出现低能量状态，离子半径也就相应减小。
5、离子半径也受原子结构影响。
例如，HBr分子中的氢原子是三价离子，其离子半径比单价氢原子的离子半径要大；碳的六甲基磷酸离子的离子半径比碳的五甲基磷酸离子要大。
同一周期的离子半径怎么比较
同一周期的离子半径比较
在化学中，离子半径是离子的半径，通常以安格斯特罗姆（Å）为单位。
同一
周期内，随着电子数量的增加，原子结构发生变化，进而影响离子半径的大小。
在比较同一周期内的离子半径时，我们需要考虑以下几个因素：
原子结构变化
同一周期内，原子核电荷数不变，但电子数量逐渐增加。
随着电子数量增加，
电子云的层次也增加，导致电子云的平均距离原子核趋于扩大。
因此，随着周期增加，离子半径也相应增大。
电子云层次
在同一周期内，具有相同电子层次的离子半径大小相似。
例如，在第三周期，
钠（Na）和氯（Cl）的离子半径相近，因为它们皆具有相同的第三电子层。
电子云排斥效应
电子间存在排斥力，导致电子云膨胀，从而影响离子半径大小。
因此，离子内
的电子云越密集，离子半径越小。
电子云屏蔽效应
内层电子会屏蔽外层电子对原子核的吸引力，使得外层电子与原子核之间的相
互作用减弱，电子云将扩大。
因此，具有更多内层电子的原子具有更大的离子半径。
综上所述，同一周期内离子半径的大小比较受到原子核电荷数、电子云层次、
电子云排斥效应和电子云屏蔽效应等因素的影响。
通过深入研究这些因素，我们可以更好地理解和比较同一周期内不同离子的大小关系。
离子半径大小比较口诀
离子半径大小比较口诀生活中，化学是一门重要的学科，而离子半径大小比较是化学中的一个基础知识点，学习者需要将其掌握好，以便在学习中发挥出色的作用。
下面，就以“离子半径大小比较口诀”为标题，来深入讲解离子半径大小比较。
首先，离子半径大小比较口诀是一句比较简短的概括性句子，用于比较不同离子的大小，即“氧化物离子半径小，碱金属离子半径大，过渡金属离子半径中”。
其中，氧化物离子一般都较小，由此可见，它们的原子半径也较小，因此它们的离子半径也相对较小，比如氯离子的半径为0.07nm，氢氧化钠的半径为0.056nm，乙烷酸锌的半径也只有0.05nm，所以可以概括为，氧化物的离子半径小。
而碱金属的离子半径一般较大，因为它们的原子半径也相对较大，比如钠离子的半径为0.102nm，铝离子的半径为0.094nm，硫化钠的半径为0.119nm，可以概括为，碱金属的离子半径较大。
过渡金属的离子半径一般居于中间，它们的原子半径也比较中等，比如铁离子的半径为0.076nm，铜离子的半径为0.063nm，镍离子的半径为0.074nm，可以概括为，过渡金属的离子半径位于中等位置。
因此，“氧化物离子半径小，碱金属离子半径大，过渡金属离子半径中”这句离子半径大小比较口诀，大致可以概括出离子半径大小比较的基本规律。
离子半径大小比较，和它们以及其相关概念在化学中的重要性是不言而喻的，它们在很多化学反应中起着至关重要的作用，如果学习者不懂离子半径的大小比较，将会影响学习中的理解和应用。
因此，学习者在学习化学时，应该努力掌握离子半径大小比较的基础知识，以便在实际的学习中发挥出色的作用。
要掌握好这一基础知识，首先要记住上面说到的“氧化物离子半径小，碱金属离子半径大，过渡金属离子半径中”这句口诀。
除此之外，学习者还可以多去探究不同离子的原子半径，并且多进行练习，将离子半径大小比较的口诀固定在脑海中，这样才可以在学习中轻松的使用。
总之，离子半径大小比较是化学中的一个重要知识点，是学习者学习化学的重要基础，“氧化物离子半径小，碱金属离子半径大，过渡金属离子半径中”这句口诀，对学习者来说是十分有用的，它可以帮助学习者记住离子半径大小比较的基本规律，从而发挥出色的学习效果。
离子的半径大小怎么比较要常用的方法
离子半径大小比较方法
离子的半径大小是描述离子大小的重要参数，通常用于研究化学反应、晶体结
构等领域。
离子的半径大小比较方法有多种，下面将介绍一些常用的方法：
1. 离子半径周期表法
在周期表中，同一周期内的元素具有相似的电子排布和化学性质，因此它们的
离子半径也有规律可循。
一般情况下，周期表上面的元素半径较小，下面的元素半径较大。
通过对周期表中元素位置的比较，可以初步判断元素离子半径的大小关系。
2. 钙离子半径法
以钙离子(Ca2+)的离子半径作为参照标准，其他离子的半径与Ca2+离子的半径进行比较。
通常认为，与Ca2+离子半径相近的离子在形成化合物时具有相似的晶
体结构，这种方法在确定其他离子的半径时具有一定的参考价值。
3. 离子半径比较法
通过比较不同离子的半径大小来确定它们之间的大小关系。
通常采用的方法是
比较离子半径之和或差值与真实观察值的对比，然后根据实验数据进行修正和验证，最终确定离子半径大小的相对关系。
4. 结晶离子半径法
在晶体学研究中，通过对结晶结构的分析可以确定离子的位置和半径大小。
通
过测定晶胞参数和晶体的空间对称性，可以推断出离子的半径大小。
这种方法在确定离子半径尺寸时具有较高的精度和准确性。
结语
离子半径大小的比较方法有多种，每种方法都有其独特的优势和适用范围。
在
实际研究和应用中，可以根据具体需求选择合适的方法进行离子半径大小的比较和确定，以推动相关领域的发展和进步。
第三周期离子半径最小
第三周期离子半径最小的元素
在第三周期中，Al离子前面的都是金属离子，所以它们的离子是阳离子且核外电子层为两层。
而Al后面的元素是阴离子，核外的子层为三层。
所以第三周期简单离子半径最小的是AL。
离子半径大小的判断方法
1、同一元素的微粒，电子数越多，半径越大。
如钠原子>钠离子，氯原子<氯离子，亚铁离子>铁离子；
2、同一周期内元素的微粒，阴离子半径大于阳离子半径。
如氧离子>锂离子；
3、同类离子与原子半径比较相同。
如钠离子>镁离子>铝离子，氟离子<氯离子<溴离子；
4、具有相同电子层结构的离子（单核），核电荷数越小，半径越大。
如氧离子>氟离子>钠离子>镁离子>铝离子、硫离子>氯离子>钾离子>钙离子；。
元素周期表怎么判断离子半径大小
元素周期表离子半径大小的判断方法
元素的离子半径在化学反应和化合物形成中起着重要作用。
在元素周期表中，
离子半径大小的变化是由原子结构的变化所决定的。
根据元素周期表的排列顺序和元素的位置，我们可以推断离子半径的相对大小。
以下是一些判断离子半径大小的方法：
1. 主族元素和过渡金属元素
•主族元素：主族元素的离子半径随着电荷增大而增大。
比如，钠(Na)和氯(Cl)形成的离子Na+和Cl-，Cl-的离子半径要大于Na+，因为Cl-电荷数比Na+多。
•过渡金属元素：过渡金属元素的离子半径随着电荷增大反而减小。
例如，Fe2+的离子半径要小于Fe3+，因为电子数减少会使原子半径减小。
2. 原子序数的影响
•随着原子序数增加，离子半径趋于增加。
在周期表中，从上到下，同一族元素的原子半径会随原子序数的增加而增大。
3. 同一周期内的变化
•在周期表的同一周期内，随着元素的原子序数增加，离子半径减小。
比如，在第二周期的Li+、Be2+、B3+、C4+等离子中，离子半径会逐渐减小。
通过以上方法，我们可以初步判断元素离子半径的大小，然而在实际应用中需
要考虑更多影响因素，如化学键的性质等。
要准确判断元素的离子半径大小，还需要进一步深入研究元素的结构和离子形成的原理。
不过，掌握这些基本方法可以帮助我们更好地理解元素周期表中的离子半径变化规律。
同主族的离子半径比较
同主族的离子半径比较
离子半径是指离子的半径大小，一般以离子在晶体中的距离计算。
同一族元素
的离子半径有一定的规律性，通常在周期表中向下一周期移动时，阳离子（失去电子形成正电荷离子）的半径逐渐变大，阴离子（获得电子形成负电荷离子）的半径逐渐变小。
在同一族元素的离子中，通常是阳离子半径最小，阴离子半径最大。
锂族元素的离子半径比较
锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）和铯（Cs）均属于同一族元素，它
们的原子序数依次增加。
在同主族中，锂的阳离子半径最小，铯的阳离子半径最大。
锂和铯是周期表中离子半径差异较大的元素。
氯族元素的离子半径比较
氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）和碘（I）属于氯族元素，原子序数依次增加。
在这些元素中，氟的阴离子半径最小，碘的阴离子半径最大。
氟和碘是氯族元素中离子半径最大差异的两个元素。
结论
在同一族元素中，离子半径随着原子序数的增加而呈现一定的规律。
阳离子的
半径通常随着原子序数增加而增大，而阴离子的半径通常随着原子序数增加而减小。
这种规律性是由于原子结构和离子结构之间的电子排布关系所致，并在元素化学性质和离子配合物形成等方面具有重要意义。
总的来说，同一族元素的离子半径比较并非单一规律，需通过具体元素的实际
情况来分析。
对于化学研究和应用具有重要指导意义。
离子半径比较方法口诀
离子半径比较方法口诀离子半径比较方法口诀是一种科学口诀，常用来比较和分析各种离子的半径大小。
自20世纪80年代以来，这种口诀在化学、物理学和生物学等领域，都有广泛的应用。
离子半径比较方法口诀主要可以分为四种形式：（一）Cation比Anion大：在水溶液中，Cation的半径比Anion 的半径大，这是Cation比Anion大的规律。
这也是Cation离子半径比Anion离子半径更大的原因。
（二）相邻元素半径比较：在原子半径比较排行榜中，如果有相邻元素，半径就以右边元素为大，即Cation的半径比Anion的半径大。
（三）离子向外扩散：在离子化反应或者溶液中，离子通常是以一些定义的规律向外扩散。
扩散的方向，一般是Cation向外扩散，Anion向内扩散，即Cation的半径比Anion的半径大。
（四）金属与非金属离子的半径比较：在金属离子和非金属离子之间，金属离子的半径比非金属离子的半径大，这是Cation比Anion 大的规律。
离子半径比较方法的口诀，是一个众所周知的警句，也是一个基本原理。
因此，它在化学，物理，生物等学科领域，都有广泛的应用。
首先，在比较和分析各种离子的半径时，可以采用这种口诀。
其次，离子半径比较口诀也可以帮助我们了解各种化学反应的发生规律以及溶液中离子扩散规律，有助于我们更好地研究和理解化学知识。
总之，离子半径比较方法口诀是一种有助于我们比较和分析各种离子的半径的重要口语表达。
在化学、物理学和生物学等学科中，它经常被用来检测和分析离子的半径大小。
掌握了离子半径比较方法口诀，我们就能更好地理解和掌握科学知识，更加熟练地研究和分析离子的半径大小。
离子半径方法总结
离子半径方法总结
作者免费分享我的老师告诉的.离子半径比较规律，不简洁，但也不罗嗦，很好用。
离子半径方法总结
一种是同一周期内元素的微粒，阴离子半径大于阳离子半径，如硫离子铝离子，与原子半径的顺序相反；另一种是具有相同电子层结构的离子（单核），核电荷数越小，半径越大，这里也只有阴离子半径大于阳离子半径符合，如氧离子或氟离子半径钠离子或镁离子或铝离子，但是记住氧离子半径氟离子，钠离子镁离子，与原子半径顺序一致。
（1）同一元素的微粒，电子数越多，半径越大。
如钠原子钠离子，氯原子氯离子
（2）同一周期内元素的微粒，阴离子半径大于阳离子半径。
如氧离子锂离子
（3）同类离子与原子半径比较相同。
如钠离子镁离子铝离子，氟离子氯离子溴离子
（4）具有相同电子层结构的离子（单核），核电荷数越小，半径越大。
如氧离子氟离子钠离子镁离子铝离子硫离子氯离子钾离子钙离子
（5）同一元素高价阳离子半径小于低价阳离子半径，又小于金属的原子半径。
如铜离子亚铜离子铜原子硫原子四价硫六价硫
离子的最外层电子数相同，原子序数越大，半径反而越小，
若离子的最外层电子层数不同，则层数越多半径越大，例如卤素和碱金属，卤素离子比下一周期的碱金属要大，比同周期也要大，但一般不作比较。
同一元素的不同离子半径（都为正电荷或都为负电荷时）又如何比较
根据氧化性还原性比较，例如：Fe3+氧化性强于Fe2+,所以半径更小。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
粒子半径大小的比较规律1.同种元素粒子半径大小比较：同种元素原子形成的粒子，核外电子数越多，粒子半径越大。
阳离子半径小于相应原子半径。
如r(Na+)<r(Na)；阴离子半径大于相应原子半径。
如r(Cl—)>r(Cl)；同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。
如r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)、r(H —)>r(H)>r(H+)。
2.不同元素粒子半径的比较：①同周期元素，电子层数相同，原子序数越大，原子半径、最高价阳离子半径、最低价阴离子半径均逐渐减小(仅限主族元素)。
如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)、r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)、r(O2—)>r(F—)。
同一周期各元素，阴离子半径一定大于阳离子半径。
如r(O2—)>r(Li+)。
②同主族元素，最外层电子数相同，电子层数越多，原子半径越大，同价态的离子半径大小也如此。
如：r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I)，r(F—)<r(Cl—)<r(Br—)<r(I—)，r(Li+)<r（Na+）<r(K+)。
③电子层结构相同（核外电子排布相同）的不同粒子，核电荷数越大，半径越小。
如：r(S2—)>r(Cl—)>r(Ar)>r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)>r(F—)>r（Na+）>r（Mg2+）>r（Al3+）。
④稀有气体元素的原子，半径比与它相邻的卤素原子的原子半径大，如r(Ar)>r(Cl)。
⑤核电荷数、电子层数、电子数都不相同的粒子，一般可以通过一种参照粒子进行比较。
如铝原子和氧原子，可以通过硼原子转换，r(Al)>r(B)>r(O)，也可以通过硫原子转换，r(Al)>r(S)>r(O)。
对规律的理论解释：影响粒子半径大小的因素有原子或简单阴、阳离子的核电荷数、电子层数、电子数等。
核电荷数增大，原子核对核外电子的引力增强，使原子半径减小；电子层数及核外电子数增多，原子核对外层电子的引力减弱，使原子半径增大。
这两个因素相互制约：当电子层数相同时，核电荷数增大使原子半径减小的影响大于核外电子数增多使原子半径增大的影响，核电荷数增大使原子半径减小占主导地位，所以同一周期，从左至右，原子半径依次减小；当最外层电子数相同时，电子层数的增多使原子半径增大的影响大于核电荷数增大使原子半径减小的影响，电子层数的增多使原子半径增大的影响占主导地位，所以同一主族从上至小，原子半径依次增大；当电子层数、核外电子数都相同时，只有核电荷数增大对原子半径的影响，所以，核电荷越大，原子半径越小；当核电荷数、电子层数都相同时，电子数增多，原子核对外层电子的引力减弱，使原子半径增大。
典型例题剖析[例1]下列各元素中，原子半径依次增大的是( )A．Na、Mg、Al B．N、O、F C．P、Si、Al D．C、Si、P[解析]A中三元素同周期，核电荷数增大，原子半径依次减小；B与A相类似，半径依次减小；C中三种元素同周期且核电荷数逐渐减小，原子半径依次增大，C选项正确；D中Si原子半径最大，故不符合题意。
[例2]已知a A n+、b B（n+1）+、c C n—、d D（n+1）—均具有相同的电子层结构，关于ABCD四种元素的叙述正确的是（）A.原子半径A＞B＞C＞DB.原子序数b＞a＞c＞dC.离子半径：D＞C＞B＞AD.金属性B＞A；非金属性D＞C[解析]此题考查学生对原子序数、核电荷数、电荷数及周期表中元素的相对位置和粒子半径的递变规律的理解和掌握。
由a A n+、b B （n+1）+、c Cn—、d D（n+1）—均具有相同的电子层结构，可知A、B在同一周期，C、D在同一周期，且C、D在A、B的上一周期；由B 的电荷比A高，知B在A的右边；由C的电荷比D高，知C在D 的右边。
其位置关系如下表所示。
对于A，原子半径应改为A＞B ＞D＞C；对于B，原子序数b＞a＞c＞d正确；对于C，离子半径应改为D＞C＞A＞B；对于D，金属性应改为A＞B；非金属性D ＞C正确。
答案为B。
常见元素的单质及其重要化合物(1).常见非金属单质：Cl2、Br2、I2、O2、S、N2、P4、H2、C、Si1)物理性质①色态：多数常温下为气态，而Br2为液态，I2、S、C、Si为固态；Cl2为黄绿色，Br2为红棕色，I2为紫黑色。
②熔沸点：一般较低，但金刚石、石墨、单晶硅很高③毒性：Cl2、Br2、I2、有一定的毒性2)化学性质（注意反应条件、现象、生成物的聚集状态）①②③④⑤⑥⑦(2).非金属氧化物：SO2、SO3、NO、NO2、CO、CO2、SiO21）物理性质：①SO2、NO2有刺激性气味②NO2是红棕色气体③除CO2、SiO2外均有毒④SO2易液化、SiO2是坚硬、难溶的固体2）化学性质①与水反应：SO2、SO3、NO2、CO2能与水反应②与碱反应SO2、SO3、SiO2、CO2与OH-反应生产酸式盐或正盐，③氧化性④还原性⑤特性(3).常见非金属元素形成的离子的检验采用试离子操作步骤和反应现象有关离子方程式剂溶液,在加热条件下出现棕色气体金属元素及其化合物（1）碱金属元素1．钠及其化合物（1）钠的物理性质钠是一种柔软、银白色，有金属光泽的金属，具有良好的导电、导热性，密度比水小，比煤油大，熔点较低。
（2）钠的化学性质①与非金属反应2Na+O2Na2O2（黄色火焰）4Na+O2=2Na2O（空气中，钠的切面变暗）②与水反应2Na+2H2O=2NaOH+H2↑现象及解释：浮在水面上——密度比水小；熔化成小球——钠的熔点低，反应放热；四处游动——生成气体；酚酞变红——生成碱。
（3）氧化钠（白色）与过氧化钠（淡黄色固体）氧化钠具有碱性氧合物一切通性2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑2Na2O2+2CO2=2NaCO3+O2↑2．碱金属元素（1）周期表中的位置：第IA族（Li、Na、K、Rb、Cs）（2）原子结构特点：最外层电子数均为1。
（3）主要性质：①原子半径为同周期最大，易失电子。
强还原剂且从Li→Cs金属性增强。
②取高价氧化物的水化物呈强碱性，从Li→Cs碱性增强。
（2）镁、铝、铁及其化合物1．镁、铝在元素周期表中位置及原子结构镁(Mg)：位于周期表第3周期第IIA原子结构铝(Al)：位于周期表第3周期第IIIA，原子结构Mg、Al均为活泼金属，在化学反应中都易失电子，其性质有相似之处，但由于原子结构不同性质上也有差异。
2．镁、铝的物理性质①相同点：密度较小，熔点较低、硬度较小、均为银白色。
②不同点：铅的硬度比镁稍大，熔沸点比镁高，这是由于镁、铅的金属键的强弱不同。
Mg Al暴露在空气中（与O2反应）常温下被O2氧化，形成致密氧化膜、因而具有一定抗腐蚀性很快与O2反应，形成致密氧化膜，抗腐蚀性比镁强燃烧空气中点燃，发出耀眼的白光2Mg+O22MgO在纯氧中或高温下可燃烧4Al+3O22Al2O3与某些氧化物反应2Mg+CO22MgO+C4Al+3MnO22Al2O3+3Mn2Al+Fe2O3Al2O3+2Fe 与H2O反应Mg+2H2O Mg(OH)2↓+H2↑与沸水只有微弱反应与非金属反应3Mg+N2Mg3N22Al+3Cl22AlCl3与稀酸反应Mg+2H+=Mg2++H2↑2Al+6H=2Al3++3H2↑铝对浓硫酸，浓硝酸表现出钝态与碱反应2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑,镁不能与碱反应A12O3和Al(OH)3是典型的两性化合物，既能与强酸反应。
也能与强碱反应生成盐和H2O。
Al2O3+6H+=2A13++3H2OA12O3+2OH–=2A1O2–+H2OAl(OH)3+3H+=A13++3H2OAl(OH)3+OH–=A1O2–+2H2O5．铁及其化合物（1）铁在周期表中的位置及原子结构铁位于第四周期第Ⅷ族，是过渡金属元素的代表，其原子结构示意图：铁元素是一种变价元素，通常显示+2价、+3价，其化合物及其水溶液往往带有颜色。
（2）铁的性质①与非金属反应2Fe+3Cl2=2FeCl3（棕黄色的烟）3Fe+2O2=Fe3O4注：铁与弱氧化性物质反应生成低价铁的化合物②与酸反应a．非氧化性酸．Fe+2H+=Fe2++H2↑b．氧化性酸：常温下遇浓H2SO4、浓HNO3会发生钝化，而加热时会剧烈反应。
③与水反应：3Fe+4H2O(气)=Fe3O4+4H2④与某些盐熔液反应：Fe+Cu2+=Fe2++Cu，Fe+2Fe3+=3Fe2+（3）铁的氧化物（4）铁的氢氧化物Fe(OH)2Fe(OH)3物性白色，难溶于水的固体红褐色，难溶于水的固体化性（1）与非氧化性强酸反应Fe(OH)2+2H +=Fe 2++2H 2O（2）空气中放置被氧化4Fe(OH)2+2H 2O+O 2=4Fe(OH)3（1）与酸反应Fe(OH)3+3H +=Fe 3++3H 2O（2）受热分解2Fe(OH)3=Fe 2O 3+3H 2O制备①煮沸蒸馏水，赶走溶解的氧气②煮沸NaOH 溶液，赶走溶解的氧气③配制FeSO 4溶液，加少量的还原铁粉④用长滴管将NaOH 溶液送入FeSO 4溶液液面以下Fe 2++2OH -=Fe(OH)2↓将NaOH 溶液滴入Fe 2(SO 4)3溶液中 Fe 3++3OH -=Fe(OH)3↓（5）Fe 2+和Fe 3+的性质 ①Fe 2+具有还原性4Fe 2++O 2+4H +=4Fe 3++2H 2O （Fe 2+被氧化）2Fe 2++Cl 2=2Fe 3+②Fe 3+具有氧化性2Fe 3++Fe=3Fe 2+③Fe 3+遇苯酚溶液呈紫色；可用于检验Fe 3+④亚铁盐、铁盐的存放方法：亚铁盐溶液——加入少量铁屑以防止Fe 2+被氧化，滴入少量相应的酸溶液以防止Fe 2+水解。
铁盐溶液——加入少量相应的酸溶液以防止Fe 3+水解。
FeO Fe 2O 3俗称—— 铁红色、态 黑色粉末 红棕色粉末化合价 +2+3水溶性均难溶于水稳定性不稳定6FeO+O 2=2Fe 3O 4稳定 与酸反应FeO+2H +=Fe 2++H 2OFe 2O 3+6H += 2Fe 3++3H 2O与CO 的反应Fe x O y +y CO=x Fe+y CO 2制取高温熔融，过量的铁与氧气反应2Fe+O 22FeOFe(OH)3的分解2Fe(OH)3Fe 2O 3+3H 2O4。