第八章 无机化合物06

第八章无机化合物

InorganicCompound§8.1卤化物§8.2氧化物§8.3几种重要主族元素的含氧酸盐§8.4几种重要副族元素的化合物第八章无机化合物

1、掌握卤化物熔沸点的变化规律和水解产物的一般规律，并能够运用离子极化理论对此作出解释。

2、掌握氧化物及其水合物的酸碱性变化规律及ROH规则；了解H2O2的分子结构及主要性质。

3、掌握碳酸盐的热稳定性规律、硝酸盐的热分解规律；了解硅酸及硅酸盐的性质及用途。4、掌握铬（Ⅲ）的两性、铬（Ⅵ）的氧化性及其在酸碱性介质中的存在形式和相互转化。5、掌握高锰酸钾的氧化性及不同介质对其还原产物的影响；了解MnO2的主要性质。6、掌握铁（Ⅱ）、铁（Ⅲ）的主要化学性质以及铁的主要配合物。第八章无机化合物

自然界中的物质，按组成可以分为无机物和有机物两大类。无机物又分为单质和化合物，

，其中化合物占的比例比单质要大得多。无机化合物不仅数量大，而且种类繁多。

§8.1卤化物

Halidep237定义：电负性比卤素小的元素与卤素形成的二元化合物，如：NaF、PCl5、AgBr、KI等都是卤化物。

因为卤素在周期表中属于电负性最大的一族元素，所以卤素几乎可以跟除稀有气体以外的所有元素形成卤化物。不同元素形成的卤化物，其物理性质呈现出周期性的变化规律。一、卤化物的物理性质——熔沸点(一)变化规律：以氯化物为例

1、同周期中：从左到右，熔沸点逐渐降低。

活泼金属元素的卤化物（NaCl、KCl）熔沸点较高；非金属元素的卤化物（PCl3、SiCl4等）熔沸点较低；介于中间的元素，其卤化物的熔沸点介于二者之间：NaCl>MgCl2>AlCl3>SiCl4>PCl5

2、第一主族元素氯化物的熔点，从上到下逐渐降低（LiCl除外）。

而第二主族元素氯化物的熔点，从上到下逐渐升高。

两者熔点的变化规律恰好相反。

3、多数d区（过渡）元素及p区金属元素氯化物熔点，较同周期s区金属元素氯化物的熔点低。4、同一金属元素：低价态氯化物的熔点比高价态的要高。如:FeCl2>FeCl3；

同一非金属元素：高价态氯化物的熔点比低价态的要高。（PCl5>PCl3）。（二）解释：熔沸点高低主要取决于物质的晶体类型（质点和质点间作用力）1、活泼金属的氯化物属于离子晶体，所以熔沸点较高；非金属元素的氯化物属于分子晶体，所以熔沸点较低。2、活泼金属元素（ⅠA）的氯化物，从上到下，随着离子半径的逐渐增大，离子键越来越弱，熔沸点逐渐降低。3、非金属元素的氯化物（分子晶体），高价态氯化物的分子量比低价态的要大，分子间作用力强，相应的熔沸点也就高。其它变化规律，则要用离子极化理论来解释。

二、离子极化理论★（一）离子极化的概念

当分子处于外加电场中时，在电场作用下，分子会发生变形，产生诱导偶极（正负电荷中心不重合或距离增大），这个过程叫分子的极化。非极性分子会被极性分子极化、极性分子和极性分子之间也发生极化。当正负离子相互接近时，同样存在极化现象。正、负离子在彼此相反电场的作用下，原子核和电子云会发生相对位移，离子发生变形，产生诱导偶极，这个过程就是离子的极化。

随着离子极化的加强，使正、负离子的电子云发生变形而导致原子轨道部分重叠，产生了从离子键向共价键过渡。由于离子的极化作用，使正、负离子之间的引力增大，使两个离子更加靠近，部分电子云发生重叠。这样一来，原来的离子键就具有了部分共价键的性质，这就是离子极化产生的后果。由此可见，离子键与共价键之间没有绝对的界限，有许多键型是处于两种键型之间的过渡状态，相应的晶体结构也就处于离子晶体和分子晶体之间的过渡型晶体。比如：MgCl2、AlCl3、FeCl3等都属于过渡型晶体。两个概念：

对每一个离子而言，不管是正离子还是负离子，都同时具有极化力和变形性两种性质。但一般来说，正离子的极化力要大一些，而负离子的变形性要大一些，为什么呢？这跟影响离子极化力和变形性的因素有关。

（二）影响离子极化的因素

1、影响离子的极化力的因素（1）离子半径：半径越小，对相邻离子极化力就越强（2）离子的电荷：在半径相近、外层电子构型相同时，离子电荷越多，产生的电场越强，极化力越强。（3）外层电子构型：离子的外层电子构型一般单原子负离子的外层电子构型与稀有气体相同，均为稳定的八电子构型。但单原子正离子的外层电子构型较复杂，有如下类型：(1)无电子构型，如1H+(2)2电子构型，如3Li+(3)8电子构型，如Na+，K+，Ca2+，Mg2+，Ba2+(4)917电子构型，如26Fe3+:3s23p63d5，Ni2+，Cu2+(5)18电子构型，如Hg2+：4s24p65d10，Zn2+，Ag+(6)18+2电子构型，如50Sn2+:4s24p64d105s2，Pb2+，Bi3+如:Ag＋、Cu+、

Hg2＋、Zn2＋（18e）≈

Sn2＋、Pb2＋、As3＋（18＋2e）≈

Li+（2e）

>Fe2＋、Cr3＋、Mn2＋（9~17e）

>Na＋、K＋、Ca2＋、Ba2＋（8e）

（3）外层电子构型：外层构型：18e≈18＋2e≈2e>9～17e>8e

（ds区、p区）（d区过渡元素）（s区）

2、影响离子变形性的因素（1）离子半径：半径越大，变形性越大。例如：（2）离子电荷：正电荷越少，负电荷越多，变形性越大。（3）离子的外层电子构型：（与极化力变化规律相同）18e≈18＋2e>9～17e>8e可以看出：正离子半径比负离子半径小，又带正电荷，所以，在正、负离子发生极化时，正离子的极化力较强，而负离子的变形性较强。∴通常讨论离子极化时，只考虑正离子的极化力和负离子的变形性（负离子对正离子的极化力则忽略）。但当正离子外层电子构型为18e或18＋2e时，既有很强的极化力，本身的变形性也很大，在负离子作用下，发生较明显的变形，产生较强的诱导偶极，正离子诱导偶极的产生使得本身的极化力增强，这样，正负离子的极化作用进一步加强，这种极化叫附加极化——由于正负离子的相互极化，而使总的离子极化加强。有附加极化存在的时候，键的共价性更加明显。比如：Ca2＋和Hg2＋电荷相同，半径相近，但CaCl2基本属于离子晶体，而HgCl2则是分子晶体，原因就是Ca2＋是8e构型，极化力很弱，而Hg2＋是18e构型，存在附加极化作用，使得键型的共价性大大增强。卤化物熔沸点的某些特殊变化规律，就是由于存在离子极化作用的结果。（三）离子极化理论的应用1、同一周期：（从左到右，熔沸点逐渐降低）从左到右，键型的共价性逐渐增强，由离子键逐渐过渡到共价键。NaCl是典型的离子晶体，MgCl2、AlCl3为过渡型晶体，SiCl4已经属于分子晶体了。∴熔沸点高低顺序为：NaCl>MgCl2>AlCl3>SiCl4>PCl5正离子的极化力：★2、ⅡA族：（由上到下，氯化物熔点逐渐升高）

因为：ⅡA族的氯化物为＋2价离子，电荷比第ⅠA族高，而相应的离子半径又小，所以离子的极化力较强一些。从下到上，随着半径的减小，极化力越来越强，BaCl2是离子晶体，越往上，键型的共价程度越来越明显，到BeCl2已经是共价键，完全属于分子晶体了，所以熔沸点变化规律是由下到上逐渐降低，即从上到下逐渐升高。

而ⅠA族的氯化物，除LiCl外，都是典型的离子晶体，从上到下，随着离子键的减弱熔沸点逐渐降低。Li＋因为半径特别小，极化力较强，使LiCl带有部分共价键性质，所以熔沸点比同族其它氯化物低。3、过渡元素及p区金属元素的离子电荷较高，外层构型为18e、18＋2e或9～17e，极化力较强，其氯化物也带有共价键性质，晶体处于过渡型晶体，所以熔沸点比ⅠA族、ⅡA族的氯化物低。4、同一金属元素的高价态金属离子电荷高、半径小，比低价态的金属离子极化力强，所以高价态金属离子的氯化物键型共价性较强，熔沸点较低。

在金属元素和非金属元素形成的二元化合物中属于典型离子晶体的只有ⅠA的卤化物和ⅠA、ⅡA族的氧化物，其他由于离子极化作用，基本上都是过渡型晶体。三、卤化物的化学性质——水解作用（一）氯化物水解的一般规律碱金属的氯化物不发生水解，中等活泼的金属和非金属元素的氯化物都不同程度地发生水解。根据水解产物的类型，水解作用可以分为三类：1、生成碱式盐或氢氧化物可以溶解金属氧化物，用于焊接时除铁锈：2、生成卤氧化物△配制氯化物的水溶液，必须加?防止水解。3、生成两种酸非金属卤化物和高价金属卤化物

完全水解两种酸(或相应氧化物的水合物)。

★△

CCl4不水解。为什么不同氯化物水解产物不同?（二）离子极化理论对水解作用的解释

卤化物中发生水解的是正离子。正离子在水溶液中是以水合离子形式存在的。而极化力弱的正离子，则不容易发生水解。若正离子的极化力比较强，会使水分子极化，发生变形，正离子对水分子中氧的吸引力会增强，而对氢的斥力增强，这样就削弱了O—H间的化学键。当极化作用增大到一定程度时，就会使O—H键断裂，H＋被分离出来，OH－则与正离子结合，发生水解。

正离子电荷越高、半径越小，极化力越强，其水解作用越强。(Na＋、K＋、Ba2＋)不发生水解（Mg2＋、Sn2＋、Al3＋、Fe3＋）O-H键断裂生成碱式盐或氢氧化物＋酸（B3＋、Si4＋、P5＋、Sn4＋、Ge4＋）O-H键再断裂生成两种酸当然，水解产物除了跟正离子的极化力大小有关外，还受其它因素的影响。比如：Bi3＋和Sb3＋的水解产物不是碱式盐和氢氧化物，也不是酸，而是特殊的BiOCl和SbOCl。因为它们是难溶物，一旦有少量存在，即沉淀出来，破坏了溶液中的平衡体系，使平衡继续向生成沉淀的方向移动。§8.2氧化物Oxide定义：电负性比氧小的元素与氧形成的二元化合物。一、氧化物的化学性质（一）氧化物及其水合物的酸碱性：酸性氧化物：与碱反应生成盐和水

CO2、SO3、NO2、B2O3、CrO3、Mn2O7

碱性氧化物：与酸反应生成盐和水

Na2O、MgO、CaO、BaO（活泼金属氧化物）两性氧化物：与酸、碱反应均生成盐和水

Al2O3、ZnO、Cr2O3中性氧化物：（不成盐氧化物）与酸、碱都不反应，

CO、N2O、NO氧化物的水合物可以用通式：R(OH)x来表示，也有酸性、碱性、两性之分。碱性氧化物的水合物一般显碱性，如：NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等；而酸性氧化物的水合物一般显酸性，通常不写成R(OH)x，而把H＋写在前面，以酸的形式表示，如：H3BO3。如果元素的氧化数较高，其氧化物的水合物往往容易脱水，如：两性氢氧化物可有两种表示方法：

Al(OH)3或H3AlO3（HAlO2）；Zn(OH)2或H2ZnO2（二）酸碱性变化规律1、同周期：从左到右酸性增强，碱性减弱碱性碱性两性酸性酸性酸性酸性强碱碱两性弱酸中强酸强酸极强酸2、同族：从上到下，碱性增强，而酸性减弱酸性两性两性两性碱性3、同一元素：高价态氧化物及水合物的酸性较强，而低价态的碱性较强碱性弱碱性两性酸性强酸性H2SO4：强酸；H2SO3：中强酸解释：ROH规则

ROH规则是从离子极化理论的角度来解释氧化物水合物的酸碱性的变化规律。R(OH)x在水中会发生两种解离：

酸式解离：碱式解离：若正离子Rx+的电荷越高，半径越小，对O2－的极化力越强，这时越容易发生酸式解离；相反Rx+的电荷越低，半径越大，对O2－的极化力越弱，越容易发生碱式解离；如果Rx+对O2－的吸引力与O2－同H+间的吸引力差不多，则有可能按两种方式解离，这就是两性氢氧化物。酸式解离：碱式解离：讨论：同周期从左到右：Rx+电荷↗，半径↙，极化力↗，（酸式解离趋势↗），R(OH)x酸性增强；同族从上到下：Rx+半径↗，极化力↙，（碱式解离↗）R(OH)x碱性增强；高价态Rx+电荷高，半径小，极化力较低价态的强，所以其氢氧化物易发生酸式解离，酸性较强。

二、过氧化氢：H2O2H2O2的水溶液就是我们俗称的双氧水。实验室用的双氧水浓度一般为3％。纯的H2O2是一种淡蓝色的粘稠液体，沸点：152.2℃；熔点：-1℃。因为分子间有氢键作用，H2O2沸点较高，与水可以任意比混溶。（一）结构：

H2O2在自然界中是很少见的，仅以微量存在于雨雪中、某些植物的汁液中等，它是自然界中还原性物质与大气氧化合的产物。制备：实验室制法H2O2可以看作是H2O中的一个H被一个羟基取代的产物。两个O都采取sp3不等性杂化，两个含单电子的杂化轨道分别与一个H的s轨道和另一个O含单电子的sp3杂化轨道形成两个σ键。O－H键和O－O键间的夹角为970。由于两个O原子的孤电子对相互排斥，两个O－H键不在一个平面上，象位于半开的书本的两页上，打开的角度为111.50。（二）性质1、不稳定性：H2O2常温下就会分解

∵过氧键O－O不稳定，容易断裂。升温或者催化剂存在时，分解反应迅速进行，加热到153℃以上猛烈分解，发生爆炸。碱性条件下分解得比较快。还有光照、金属离子（Fe2+、Mn2+、Cu2+等）的存在都会大大加快分解反应。所以实验室中的H2O2一般放在塑料瓶或者棕色瓶中避光保存，并且要加入一些稳定剂：微量Na2SO3、Na4P2O7、8－羟基喹啉。2、酸性：极弱的酸Na2O2、BaO2都可以看作H2O2的盐3、氧化还原剂：O为-1价，既有氧化性，又有还原性一般用作氧化剂，有较强的氧化性：（油画漂白：白色Pb2(OH)2CO3→PbS黑色）碱性介质中，也有一定的氧化性：当遇到比它强的氧化剂时，表现还原性：★

（三）用途

H2O2主要用作氧化剂，优点是，还原产物是H2O，不会给反应体系引入新的杂质，即使有些过量，也会在加热下分解生成H2O和O2，O2可逸出体系，也不会增加其它物种。例如：处理污水。

除了作氧化剂外，工业上常用H2O2作漂白剂，漂白棉、麻、丝、毛、纸浆等，效果好，污染小（半数以上用作漂白剂）。医药上用稀的H2O2作消毒液，用H2O2和醋酸合成过氧乙酸，可以杀菌。§8.3几种重要主族元素的含氧酸盐酸性氧化物与碱反应就得到含氧酸盐。一、碳酸盐碳酸盐按组成可以分为酸式盐、碱式盐和正盐三类。如：NaHCO3、Cu2(OH)2CO3、CaCO3（一）碳酸盐的溶解性和水解性1、碱金属和铵的碳酸盐（Li除外）可以溶于水，其余的难溶。2、溶于水的碳酸盐都发生水解，溶液呈碱性（(NH4)2CO3除外）：∴常把可溶性的碳酸盐当碱使用。Na2CO3——纯碱

∵可溶性碳酸盐会发生水解显碱性，∴在碳酸盐的溶液中加入其它金属离子时，会得到不同类型的沉淀。（1）生成碳酸盐沉淀：（Ca2＋、Sr2＋、Ba2＋、Ag＋、Cd2＋、Mn2＋）（2）生成氢氧化物沉淀：（Fe3＋、Al3＋、Cr3＋）（3）生成碱式碳酸盐沉淀：（Cu2＋、Mg2＋、Pb2＋）产物的不同主要看相应的金属离子碳酸盐和氢氧化物的溶解度的大小。碳酸盐一般都能溶于酸：（强酸制弱酸）（二）碳酸盐的热稳定性酸式盐和正盐的热稳定性都比较差，受热易分解：但分解的难易程度不同，有的稍微加热就可以分解，有的要加热到1000℃以上的高温（如：Na2CO3）热稳定性规律：1、M2CO3>MHCO3>H2CO3

2、活泼金属（Na＋、K＋、Ba2＋）的碳酸盐较稳定。★表示M2+表示C4+表示O2-[碳酸盐热分解过程示意图]+––+–+–+–+–+–+–+–+–+–+–+（三）离子极化理论对碳酸盐热稳定性的解释以MCO3为例:把M2+、C4+、O2－都看作离子。在CO32－中，C4+对O2－有极化作用，使O2－产生诱导偶极，负电荷一端指向C4+，正电荷朝向外侧。金属离子M2+可以看作是CO32－的一个外加电场，当靠近CO32－时，对一个O2－产生极化作用，它会吸引负电荷而排斥正电荷，这样对O2－产生反极化作用。加热时，离子热运动比较剧烈，有利于M2+靠近CO32－，使反极化作用加强。当作用力大到一定程度，就会使原来的偶极反向，导致CO32－破裂，分解成MO和CO2。所以碳酸盐的热分解实际上就是金属离子与C4+离子争夺O2－的过程。显然，金属离子的极化力越强，其碳酸盐越不稳定，越容易分解。∵Na＋、K＋、Ba2＋等活泼金属离子电荷低，半径大，且为8e构型，极化力弱，所以它们的碳酸盐比较稳定；H＋离子同M2+一样对一个O2－产生反极化作用，它的半径非常小，极化力很强，很容易夺取CO32－中的O2－，∴H2CO3

特别不稳定。酸式盐容易分解，不如正盐稳定也是因为其中有H＋参加极化的原因。260页：表8-12一些碳酸盐的热分解温度Mn+Li+Na+Mg2+Ca2+Sr2+Ba2+Fe2+Cd2+Pb2+Ag+离子半径/pm609565991131357497120126离子电子构型2888889171818+218分解温度/C1100180040281410981277282360315218(1)(Be2+)、Mg2+、Ca2+、Sr2+、Ba2+，随离子半径增大极化力减弱，则碳酸盐的热稳定性增加；(2)Na+和Mg2+的极化力随离子电荷增加和半径减小而增强，而碳酸盐的热稳定性减弱；(3)Fe2+、(Zn2+)

、Cd2+、Pb2+、Ag+分别属于18e或917e或18+2电子构型，它们的极化力较强，变形性也较大，因此它们的碳酸盐热稳定性较差。二、硝酸盐和亚硝酸盐（一）硝酸盐：硝酸盐多数都是无色、可溶性的盐。硝酸盐在常温下比较稳定，但高温时会分解，放出O2。硝酸盐的热分解产物随着金属离子活泼性的不同而不同。

热分解规律：1、活泼金属的硝酸盐:（比Mg活泼的金属和碱土金属）→亚硝酸盐＋O22、中等活泼金属的硝酸盐：（Mg－Cu之间）Mg2＋、Al3＋、

Mn2＋、Zn2＋、Fe2＋、Cd2＋、Co2＋、Ni2＋、Sn2＋、Pb2＋

→金属氧化物＋NO2↑＋O2↑(如：Na+、K+、Ca2+)★3、不活泼金属:（Cu之后，包括Cu）

→金属单质＋NO2↑＋O2↑实质上，硝酸盐的热分解都是经过亚硝酸盐和氧化物两个阶段，由于不同金属的亚硝酸盐和氧化物的稳定性不同，最后热分解的产物也不同。因为所有的硝酸盐，高温时都会放出O2，所以跟可燃物混合后会迅速燃烧。利用这种性质，硝酸盐可用来制造烟火、黑火药。硝酸盐的热稳定性解释：硝酸盐热分解产物的不同，主要是由金属离子的极化能力不同所引起的。

(1)Mg以前：

第(1)类金属一般为8电子构型，半径较大，其对NO3-的极化作用较弱。此类硝酸盐的热分解主要是NO3-本身极化所造成的。随温度升高，NO3-中具有较强极化能力的N(Ⅴ)可从O2-中获得2个电子，变成NO2-而放出O原子，两个O原子结合产生O2。第(2)类硝酸盐中，金属离子一般为18+2电子构型(如Pb2+)，极化能力较强。高温下，金属离子极化NO3-，并夺取其中的一个O2-

，而形成氧化物，剩余的部分则变为NO2和O2。(2)MgCu(包括Mg)：(3)Cu以后(包括Cu)：第(3)类硝酸盐中，金属离子一般为18电子构型(如Ag+)，它们具有更强的极化能力，使得生成的金属氧化物进一步分解为金属单质和O2。（二）亚硝酸盐亚硝酸盐除了AgNO2是浅黄色的难溶盐，其它的都易溶。亚硝酸盐中的N为＋3价，处于中间氧化态（－3～＋5），所以亚硝酸盐既有氧化性，又有还原性。

酸性介质中：是比较强的氧化剂，主要表现氧化性：★遇到更强的氧化剂，可以作还原剂，本身被氧化为硝酸盐：碱性介质中，可作还原剂，主要表现还原性：三、硅酸盐和分子筛（一）硅酸盐硅酸盐在自然界中分布极广，许多天然岩矿成分都是硅酸盐。如：石棉、滑石、长石、云母、高岭土等等。天然硅酸盐一般都难溶于水。碱金属的硅酸盐是可溶性的，其中硅酸钠是最常见、用途最广的可溶性硅酸盐。

制备：石英SiO2与烧碱或纯碱共熔。这样制得的硅酸钠冷却后形态象一块玻璃。溶于水后，形成半透明的粘稠液体(胶体)，俗名叫“水玻璃”，也叫“泡花碱”。可溶性硅酸盐的用途很广。比如，水玻璃可作粘合剂、软水剂、洗涤剂，还可以作防腐剂、木材防火剂等。Na2SiO3与酸作用，就得到硅酸：硅酸的组成很复杂，跟形成条件有关系，有：原硅酸H4SiO4

、焦硅酸H6Si2O7

、偏硅酸H2SiO3

、二偏硅酸H2Si2O5

、三偏硅酸H4Si3O8等多种形式，通式可以写成：x

SiO2•yH2O。最简单的形式是偏硅酸H2SiO3

，一般就用H2SiO3来代表硅酸。硅酸在水中的溶解度比较小。开始得到的硅酸溶液放置一段时间就会脱水变成硅酸溶胶（一种大分子的胶体溶液），或者是有弹性的的硅酸凝胶。把硅酸凝胶烘干就得到硅胶。硅胶是一种透明的白色多孔固体，内表面积非常大，有很强的吸附能力，可以作吸附剂、干燥剂，或者催化剂的载体。比如一些仪器中放入的干燥剂，即变色硅胶，就是将硅酸凝胶用CoCl2溶液浸泡、干燥活化后制得。在使用过程中，随着吸水量的变化，可以呈现不同的颜色。（二）分子筛分子筛的特点：（1）比表面积大，A型：800m2/g

；（2）孔径均匀固定；（3）有良好的机械性能和热稳定性。利用分子筛孔径均匀的特点，可以过滤筛分分子，所以叫做分子筛。比分子筛孔径小的分子可以进入孔穴内部被吸附，大孔径的分子，就留在孔外，这样，就把体积不同的分子分开了。分子筛有不同的型号。比如：常温下，让空气通过的5A型的分子筛，N2就被吸附，流出的气体含氧量可以达到50％以上，成为富氧空气，医疗、化工上都可以用。另外，分子筛因为比表面大，吸附力强，还可以做干燥剂、催化剂载体等，在石油炼制中用得比较多。例如X型、Y型、ZSM-5型分子筛常用于石油的催化裂化、柴油的精致、或有机反应的催化等。分子筛是一种多孔性的铝硅酸盐，有天然的，也有人工合成的。分子筛实际上是硅酸盐中的部分硅被铝取代后的产物。基本骨架是AlO4四面体和SiO4四面体，通过共用顶角的O原子连成网状结构。

分子筛对反应物、产物分子具有择形性：只有反应物分子的临界直径小于分子筛的孔径时，反应物分子方可进入晶孔，有机会与催化活性位作用，完成催化转化。反应产物中分子临界直径小于孔口的才能扩散出来成为最终产物。例如：苯与CH3OH在分子筛孔道里反应，生成邻二甲苯⇌对二甲苯⇌间二甲苯而从孔道出来的只能是间二甲苯。分子筛择形性§8.4几种重要副族元素的化合物一、铬的化合物铬是ⅥB族元素，Cr：3d54s1，价层电子都可以失去，所以能形成多种氧化态的化合物，最常见的是Cr（Ⅲ）和Cr（Ⅵ）的化合物。（一）Cr（Ⅲ）的化合物Cr2O3：绿色，微溶于水，可以做油漆颜料，俗称铬绿。Cr2O3对光、大气、高温、腐蚀性气体极稳定（镀铬）性质：两性（亮绿色）(蓝紫色)Cr(OH)3：两性氢氧化物，溶液中存在下列平衡：在Cr3＋的盐溶液中加入适量碱，会生成灰绿色胶状沉淀Cr(OH)3：

（加OH－平衡右移）。继续加碱：沉淀溶解，变为亮绿色溶液：反过来：在其碱性溶液中加H＋，会由亮绿色变为蓝紫色或暗绿色（Cr3+）。CrO2－的还原性：碱性条件下，还原性较强，可以被H2O2、NaClO、Br2、O2等氧化为CrO42－（二）Cr（Ⅵ）的化合物Cr（Ⅵ）通常是以含氧酸根或氧化物的形式存在，没有Cr6＋离子。它的含氧酸盐有两种形式：重铬酸盐和铬酸盐。重铬酸盐都是可溶的，而铬酸盐多数都难溶（碱金属的可溶）。1、CrO42－和Cr2O72－的相互转化（黄）

（橙红）

在CrO42－溶液中加酸，（平衡右移）生成Cr2O72－（黄→橙红）；在Cr2O72－溶液中加碱，平衡左移，生成CrO42－（橙红→黄）。pH>8：CrO42－；pH<4：Cr2O72－

★★如果在Cr2O72－溶液中加入Ba2＋、Pb2＋或Ag＋离子，因为生成难溶的铬酸盐沉淀，平衡也会左移：Cr（Ⅵ）在碱性条件下以CrO42－存在时，不表现氧化性，但在酸性介质中以Cr2O72－形式存在时，却具有很强的氧化性。2、Cr2O72－的强氧化性铬的化合物在实际生产中用途非常广泛：电镀、制革、印染、油漆、颜料等工业中都会用到。但是铬对人体的危害性很大，Cr（Ⅵ）的毒性最大，有致癌作用，对皮肤、消化道有刺激性，吸入含铬的粉尘，会引起呼吸道发炎。Cr（Ⅲ）是一种蛋白质的凝聚剂，可使血液中的蛋白质沉淀，毒性较Cr（Ⅵ）★★小一些。对于化工生产中排出的大量含铬废水，必须要经过处理，使铬含量低于最高允许排放量：Cr（Ⅵ）0.5ppm(mg/L)，总Cr

浓度：1.5ppm含铬废水处理——铁氧体法：主反应：二、锰的化合物25Mn：3d5