常见阳离子的分离与鉴定（一）

1、常见阳离子的分离与鉴定（一）配合物的生成与软硬酸碱理论：供电子的是碱；接受电子的是酸。硬酸：正氧化态高、离子半径小、不易变形；硬碱：负氧化态低、原(离)子半径小、不易变形。软酸：正氧化态低、价层d电子数多、易变形；软碱：负氧化高、半径大、易变形、有价d空轨道或低能量的*空分子轨道。离子的软硬调节方法：降低电荷变软，升高电荷变硬，如NH3NH2-N3-；改变氧化态，降氧化态变软，升氧化态变硬，如Cu2+Cu+；软硬酸碱结合规律：软亲软、硬亲硬，软硬结合不稳定。软硬酸碱理论的成键解释：硬亲硬是由于成键键长短而稳定；软亲软是因为同时形成配位键和反馈配位键，因键多稳定。常见阳离子的分离与鉴定（一）软亲

2、软中的反馈键dd反馈键d *反馈键配合物的生成引起物质性质变化溶解度变化：增大或沉淀生成，如Zn(OH)2/NH3、Fe3+、Fe2+/CN-酸碱性变化：使酸的酸性增强，使碱的碱性增强；如HF/Al3+、Cu(OH)2/NH3颜色改变：配位场的改变引起d-d跃迁光谱变化，配体光谱也会因此而变；如Cu2+/NH3氧化还原性变化：降低了氧化型或还原型的浓度，氧化型浓度降低则氧化能力下降、还原型的浓度降低则还原能力下降。如Au +O2/CN-常见阳离子的分离与鉴定阳离子的形成方式单原子阳离子：最常见的存在方式，通常是金属阳离子，尤其在强酸性溶液中；同核多原子阳离子：即离子簇，水溶液中较少见，多见于熔

3、盐和固体中，尤其是过渡金属易生成该类阳离子。如Hg22+、Timn+等；高氧化态金属与O形成的多原子阳离子，水溶液和熔盐中均常见；如VO2+、BiO+、TiO2+等；金属与非氧非金属形成的多原子阳离子，水溶液中较少见，多见于熔盐中，如AlF2+等；金属与配体形成的阳离子：很常见于配合物中；非金属间形成的阳离子：较少见，一般是季胺类和叔醚类，也有象NH4+和PCl4+等。简单阳离子的电子构型及特点：8e构型：包括IA、IIA、Al3+、 f区及前d过渡元素的最高氧化态金属阳离子；无d电子，亲氧能力强，除前d过渡元素离子外均难形成稳定配合物。18e电子构型：包括IB(I)、IIB(II)和第四周期

4、及以下p区金属元素的最高氧化态；18+2e电子构型：包括第四周期及以下p区金属元素的最高氧化态-2。这两类电子构型的共同特点是d电子最多，亲氧能力差，亲硫能力强，形成配合物能力强于8e构型而弱于9-17e构型。9-17e构型：d过渡元素中氧化态未达到其价电子数者；通常有低能量的空(n-1)d价轨道，d电子少及氧化态高者亲氧，d电子多且电荷低者亲硫；极易形成配合物。阳离子的主要分离方法氢氧化物的酸碱性：主要利用其两性。配位能力：过渡元素的配位能力远强于主族，以此将主族金属离子与过渡金属离子分开。沉淀的生成：主要利用氢氧化物(pH控制）、硫化物(pH控制）和其它沉淀反应。氧化还原性：过渡金属的氧化

5、态变化大，改变氧化态从而改变其性质，再进行分离。物质的溶解度规律盐的溶解度规律：大体积的阳离子与大体积的阴离子结合水溶性小；小体积的阳离子与小体积的阴离子结合水溶性小；复盐的溶解度比单盐小；除碱金属及铵以外的盐一般强酸盐大都易溶而弱酸盐大都难溶。小分子的相溶性规律：分子间作用力的种类和大小均相似的相溶性好。实验注意事项二2中改为HgCl2中加入SnCl2才会出书上的现象。做分离时在离心试管中进行；每次沉淀时沉淀剂都是稍过量的；离心后清液用专用滴管吸出留后用，沉淀经洗涤（加水后用尖玻棒搅动，再离心，水洗液弃去）后再用；滴管每吸液一次后都要用去离子水清洗（三个烧杯都分盛去离子水，每个烧杯吸三次都弃

6、去）！1 Na+ + Sb(OH)6- = Na Sb(OH)6 2 K+ + HC4H4O6- = K HC4H4O6 3 Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2 吸附镁试剂成蓝色4 Ca2+ + C2O42- = CaC2O4 5 Ba2+ + CrO42- = BaCrO4 二1 Al3+ + 3HR + 3NH3 = AlR3 + 3NH4+2 Sn2+ + 2Hg2+ + 2Cl- = Hg2Cl2 Sn2+ + Hg2Cl2 = 2Hg + 2Cl- + Sn4+3 Pb2+ + CrO42- = PbCrO4 PbCrO4 + 4OH- = Pb(OH)42- + CrO42-相关反应方程式4 Sb3+ + NO2- +H2O + 6Cl- = SbCl6- + NO3- + 2H+5 Bi3+ + SC(NH2)2 = Bi(SC(NH2)2)43+6 Cu2+ + Fe(CN)6 4- = Cu2 Fe(CN)6 7 Ag+ + Cl- = AgCl AgCl + 2NH3 = Ag(NH3)2+ + Cl-