第七章 d 区金属(I)-1

IIIB-VIII八列称为过渡元素（d区元素）,IB、IIBds区元素；La系和Ac系称为内过渡系（f区元素）。Sc,Y和其它镧系元素的性质相近,所以常将这17种元素总称稀土元素.第七章d区金属（I）

具有部分充填d壳层电子的元素，称为过渡元素。这些元素都是金属，也称为过渡金属。§7.1过渡元素概述

过渡元素原子结构的共同特点是一般有1-10个价电子依次分布在次外层的d轨道上，最外层只有1～2个电子(Pd例外)，较易失去，其价层电子构型为(n-1)d1-10ns1-2。1.原子的价电子层构型2.原子半径和电离能

与同周期主族元素相比，过渡元素的原子半径一般比较小，过渡元素的原子半径以及它们随原子序数和周期变化的情况如下图所示。原子半径变化示意图在各周期中从左向右，随着原子序数的增加，原子半径缓慢地缩小，直到铜族前后又稍增大。此外，同族元素从上往下，原子半径增大。d区元素的第一电离能总趋势:同周期左右增大同副族变化不规律3.物理性质--金属键强(1)熔点、沸点高熔点最高的单质：钨(W)

(熔点3410℃)(2)硬度大硬度最大的金属：铬(Cr)（仅次于金刚石）(3)密度大密度最大的单质：锇(Os)(4)导电性，导热性（Ag)，延(Pt)展(Au)性好熔点变化示意图密度变化示意图熔点高密度高的原因？

原因:一般认为是过渡元素的原子半径较小而彼此堆积很紧密，这与金属原子中除ns电子外、部分(n-1)d电子也参与成键有关。1.第一过渡系：除Cu外，Eθ都为负值，而且同一周期元素从左至右→活泼性降低。2.除ⅢB外，同一族元素从上到下活泼性降低3.Eθ(Mn2+/Mn)特低元素ScTiVCrMnEθ(M2+/M)/V--1.63-1.13-0.90-1.18元素FeCoNiCuZnEθ(M2+/M)/V-0.44-0.277-0.257+0.340-0.76264.化学性质5.多种氧化态红色为常见的氧化态。除最外层s电子可以成键外，次外层d电子也可以部分或全部参加成键→具有多种氧化数。同一族中：从上到下，高价氧化态趋于稳定6.离子呈现多种颜色原因？为何锌分族离子没有颜色？元素ScTiVCrMnFeCoNiCuZnM2+中d电子数-2345678910[M(H2O)6]2+

颜色-褐紫天蓝浅桃红(几乎无色)浅绿粉红绿浅蓝无色M3+中d电子数01234567

[M(H2O)6]3+颜色无紫绿蓝紫红浅紫绿粉红

第一过渡系元素不同氧化数水合离子的颜色所吸收光子的频率与分裂能大小有关。颜色的深浅与跃迁电子数目有关。组态为d1~d9的配合物，一般有颜色，这类显色机理，基本都是由电子从分裂后的低能量d轨道向高能量d轨道跃迁造成的，称为d-d跃迁.7.易形成多种配合物

8.元素最高氧化态水合物的酸碱性从左到右碱性减弱从上到下碱性增强同一元素氢氧化物的碱性：低价>高价§7.2钛副族Ti,Zr,Hf

一、概述钛：1791年英国Cornish教区牧师，兼业余化学家WilliamGregor最先得到钛的不纯氧化物。1795年德国化学家M.H.Klaproth独立发现同样的化合物，并按希腊神话中被罚生活于地球隐秘之火中的天与地的子女－－Titans之名，将新元素命名为钛（Titanium）。(1)发现史锆：1789年Klaproth从被当作宝石的锆石中分离出锆的氧化物，直到1925年A.E.Van

和J.H.deBoer用碘化物分解法制得锆（Zirconium）。铪：1922－1923年，在哥本哈根Bohr实验室工作D.Coster和G.VonHevesy用X射线分析法证实72号元素存在于挪威的锆石中。此元素被命名为铪（Hafnium，哥本哈根的拉丁名称是Hafnia）钛（Ti）锆（Zr）铪(Hf)—第IVB，价电子结构（n-1）d2ns2，稳定氧化态为＋4M(IV)主要以共价型结合，在水溶液中主要以MO2+存在钛主要存在于钛铁矿FeTiO3和金红石TiO2锆主要存在于锆英石ZrSiO4和斜锆石ZrO2铪通常与锆共生（镧系收缩后果）(2)元素性质

二、钛单质1.物理性质

银白色，密度4.54，比钢铁的7.8小，比铝的2.7大，较轻，强度接近钢铁，兼有铝铁的优点，既轻强度又高(航天材料,眼镜架等)。所以稳定物种：TiO2＋记忆性合金(镍钛合金,NT)，加工成甲形状，在高温下处理数分钟至半小时，于是NT合金对甲形状产生了记忆。在室温下，对合金的形状改变，形成乙形状，以后遇到高温加热,则自动恢复甲形状。如:固定接头:

时间1948195219571968197819902000年产量/T3960200045053104005210000420000小知识：记忆性合金钛产量一览表钛族金属在常温下不活泼，但在高温条件下它们可以和大多数非金属直接反应：

Ti+O2＝TiO2(红热)；3Ti+2N2＝Ti3N4

(点燃)

Ti+4Cl2＝TiCl4(300oC)

所以钛是冶金中的消气剂。2.化学性质a.与非金属反应：b.与酸反应：不与稀酸反应。钛能与热浓盐酸、浓硫酸、硝酸、氢氟酸反应，Zr和Hf也可与氢氟酸反应。2Ti＋6HCl＝2TiCl3(紫色)

＋3H2↑Ti+6HNO3＝[TiO(NO3)2]+4NO2↑+3H2OTi+6HF＝[TiF6]2-+2H++2H2↑Zr+6HF＝[ZrF6]2-+2H++2H2↑

钛族金属抗腐蚀能力很强，主要是生成了致密的，有附着力的，能自行修补裂缝的氧化物膜。基于上述性质，钛及其合金广泛地用于制造喷气发动机、超音速飞机和潜水艇(防雷达、防磁性水雷)以及海军化工设备。此外，钛与生物体组织相容性好，结合牢固，用于接骨和制造人工关节；钛具有隔热、高度稳定、质轻、坚固等特性，由纯钛制造的假牙是任何金属材料无法比拟的，所以钛又被称为“生物金属”。因此，继Fe、Al之后，预计Ti将成为应用广泛的第三金属。3.用途：钛合金4.单质提取TiCl4在950℃真空分馏纯化1000℃下真空蒸馏除去Mg、MgCl2，电弧熔化铸锭TiCl4+2MgTi

+2MgCl2800℃ArTICl4海绵钛Mg(l)MgCl2(l)制备海绵钛反应器示意图ArTiO2+2C+2Cl2TiCl4+2CO800~900℃2FeTiO3+7Cl2+6C＝2TiCl4+2FeCl3+6CO在充氩气的密封炉中用熔融Mg（Na）还原三、钛的重要化合物TiO2:金红石(rutile)、锐钛矿(anatase)、板钛矿(brookite)。金红石的晶胞

1.二氧化钛(TiO2)其中最重要的金红石属四方晶系，Ti的配位数6，氧的配位数3。自然界中是红色或桃红色晶体，有时因含Fe,Nb,Ta,Sn,Cr等杂质而呈黑色。性质：(1)TiO2不溶于水或酸，但溶于热浓硫酸或熔化的KHSO4中

TiO2+H2SO4＝TiOSO4(硫酸钛酰)+H2O

(2)

TiO2+BaCO3=BaTiO3(偏钛酸钡)+CO2↑压电材料，用于超声波发生装置用途：TiO2的化学性质不活泼，且覆盖能力强、折射率高，可用于制造高级白色油漆。它兼有锌白(ZnO)的持久性和铅白[Pb(OH)2CO3]的遮盖性，最大的优点是无毒，在高级化妆品中作增白剂。TiO2也用作高级铜板纸的表面覆盖剂，以及用于生产增白尼龙。TiO2粒子具有半导体性能，且以其无毒、廉价、催化活性高、稳定性好等特点，成为目前多相光催化反应最常用的半导体材料。TiO2光催化的反应机理TiO2＋hυ（λ≤388nm)→h+＋e-h+＋OH-(ads)→

·OHh+＋H2O(ads)→

·OH＋H+e-＋O2(ads)→

·O2-(ads)·O2-(ads)＋H+→HO2·2HO2·→O2＋H2O2H2O2＋·O2-(ads)→·OH＋OH-＋O2生成·OH(·O2-)具有非常强的氧化性(电极电势2.80eV,仅次于F2)

，可与有机污染物等作用：·OH(·O2-)＋substrate→intermediates→CO2＋H2O

＋inorganicions2.卤化物（1）四氯化钛（TiCl4）物性无色液体（mp249k，bp409.5k），有刺鼻气味，极易水解，在潮湿空气中会发烟。TiCl4化性

TiCl4+2H2O=TiO2+4HCl

(利用TiCl4的水解性，可制作烟幕弹)2TiCl4+H2＝2TiCl3+2HCl2TiCl4+Zn=2TiCl3+ZnCl2可用作制备TiCl3（2）三氯化钛

水合TiCl3:紫色晶体，在TiCl3浓溶液中加无水乙醚，并通入氯化氢至饱和，则在乙醚层得到绿色的异构体，结构式分别是：[Ti(H2O)6]Cl3,[Ti(H2O)5Cl]Cl2·H2O.还原性:（Ti3+>Sn2+）

3TiO2++Al+6H+=3Ti3++Al3++3H2OTi3++Fe3++H2O=TiO2++Fe2++2H+此反应用于Ti3+的滴定,用KSCN作指示剂可用作含钛试样的钛含量测定用途:

TiCl3(Ziegler-Natta)可用作烯烃定向聚合的催化剂2TiCl4＋Zn＝2TiCl3＋ZnCl22Ti＋6HCl＝2TiCl3＋3H2↑制备：3.钛（IV）的配合物

Ti(IV)：正电荷较高，半径较小(68nm)，电荷半径的比值较大，具有很强的极化力，以至在Ti(IV)的水溶液中不存在简单的水合配离子[Ti(H2O)6]4+，只存在碱式的氧基盐。例如：在配位能力很弱的酸(比如HClO4)中，Ti(IV)主要存在形式是[Ti(OH)2(H2O)4]2+(简写成TiO2＋,叫做钛酰离子)；在碱性溶液中，主要存在形式是[Ti(OH)4(H2O)2]，相当于TiO2·4H2O。(1)与水（H2O）的配合物(2)与醇的配合物TiCl4在醇中的溶剂分解作用生成二醇盐:TiCl4＋2ROH＝TiCl2(OR)2+2HCl加入干燥的氨气以除掉HCl，能生成四醇盐:TiCl4＋4ROH+4NH3＝Ti(OR)4+4NH4Cl(3)与过氧化氢（H2O2）的配合物

在Ti（IV）的溶液中加入过氧化氢，在强酸性溶液中显红色，在稀酸或中性溶液显黄色。生成[TiO(H2O2)]2+。利用这一性质可用来进行钛和过氧化氢的鉴定。

§７.3钒分族

钒（V）铌（Nb）钽（Ta）位于周期系第VB族，统称钒副族，价电子构型（n-1）d3ns2,最高氧化态为+5，属于稀有元素。钒族元素在自然界中分散而不集中，富集的钒矿不多。

铌与钽半径接近，矿物共生，分离困难。

一、钒的重要化合物1.五氧化二钒（V2O5）两性偏酸五氧化二钒是橙黄色或砖红色固体，无臭，无味，有毒。微溶于水，溶液呈淡黄色。玻璃中加入五氧化二钒可防止紫外线。

氧化数为＋5的钒主要以VO2＋、VO3－或含氧酸根（VO43－、VO3－）形式存在。(2)氧化性溶于强酸，生成含钒氧离子的盐：(1)弱两性氧化物，以酸性为主，溶于强碱生成钒酸盐：化学性质:(3)三氯氧化钒的水解(2)偏钒酸铵热分解法用水浸出偏钒酸钠，将溶液酸化，得到红棕色水合五氧化二钒沉淀析出。煅烧，得到工业级五氧化二钒。(1)工业制法：用氯化焙烧法处理钒铅矿。制备:2.钒酸盐和多钒酸盐钒酸盐:MIVO3和M3IVO4多钒酸盐:M4IV2O7和M3IV3O9简单的正钒酸根离子VO43-只存在于强碱溶液中，向正钒酸盐M3IVO4的溶液中加酸，使溶液pH值逐渐下降，会生成不同聚合度的多钒酸盐：[VO2(O2)2]3-＋6H+[V(O2)]3+＋H2O2＋2H2O黄色红棕色随着pH值的下降，聚合度增大，溶液颜色逐渐加深，从无色到黄色再到深红色。如果加入足够量的酸，溶液中存在稳定的黄色的VO2+。VO43-V2O74-V3O93-V10O286-V2O5·xH2OVO2+pH≥13pH≥8.4pH≥3pH≈2pH=1浅黄红棕色黄无色黄深红色用于钒酸盐和过氧化氢的比色分析钒酸盐的氧化性酸性条件下钒酸盐是一个强氧化剂(VO2＋)，可以被Fe2＋、草酸、酒石酸和乙醇还原为VO2+。该方法可用于氧化还原容量法测定钒。3.各种氧化态的钒离子MnO4-MnO2VO43-VO2+V3+V2+VO43-,VO2+,V3+,V2+

+5,+4,+3,+2§7.4铬分族一、概述第VIB族－－铬族包括铬Cr(chromium)、钼Mo(molybdenum)、钨W(tungsten)三种元素。其在地壳中的丰度分别是：

1.0×10-4、1.5×10-6、1.55×10-6。

在地壳中丰度较低的钼和钨，在我国的蕴藏量却极为丰富。在我国重要的铬矿是铬铁矿FeCr2O4(FeO•Cr2O3)钼矿是辉钼矿MoS2，

钨矿主要有黑钨矿（钨锰铁矿）(Fe2+、Mn2+)WO4和白钨矿CaWO4（1）元素性质铬、钼价电子层结构为(n-1)d5ns1,而钨为5d46s2。最高氧化态是+6，与族数相一致。和所有d区元素一样，d电子可部分的参加成键，因此铬族元素表现出具有多种氧化态的特性。在族中自上而下，从铬到钨，高氧化态趋于稳定，而低氧化态稳定性相反。

如：铬易表现出低氧化态（Cr(III)的化合物），而Mo、W以高氧化态[Mo(VI)和W(VI)]的化合物最稳定。(2)单质铬族单质都具有典型的金属体心立方结构，是银白色金属，熔点高。金属中以Cr的硬度最大，能刻画玻璃。钨是所有金属中熔点最高的。性质之最：Cr是金属中硬度最大的。高纯时，硬度降低。W是金属中熔点最高的，有3683K。这些性质与其电子结构有很大关系，即原子间结合力大——金属键强。Cr3d54s1Mo4d5s1W5d46s2能够提供最多的未成对电子，参与成键。最常见氧化态：＋6、＋3、＋2

酸性介质中：Cr(Ⅵ）氧化性较强，最稳定的是Cr3＋

碱性介质中，Cr(Ⅵ）氧化性极弱，而Cr（Ⅱ）Cr（Ⅲ）还原性较强，最稳定的是单质的化学反应性Cr的还原性很强，是较活泼金属。Cr比Mo和W较易与酸反应，活泼性与纯度有关，并且很容易钝化。常温下，在空气中或水中都相当稳定。去掉保护膜的铬可缓慢溶于稀盐酸和稀硫酸中，形成蓝色Cr2+。Cr2+与空气接触，很快被氧化而变为绿色的Cr3+：

Cr+2H+=Cr2++H2↑

4Cr2++4H++O2=4Cr3++2H2O

铬还可与热浓硫酸作用：

2Cr+6H2SO4(热，浓)=Cr2(SO4)3+3SO2↑+6H2O

铬不溶于浓硝酸。

钼与稀盐酸或浓盐酸都不反应，能溶于浓硝酸和王水，而钨与盐酸、硫酸、硝酸都不反应，氢氟酸和硝酸的混合物或王水能使钨溶解。

用途：由于铬具有高硬度、耐磨、耐腐蚀、良好光泽等优良性能，常用作金属表面的镀层(如自行车汽车精密仪器的零件常为镀铬制件)，并大量用于制造合金，如铬钢、不锈钢(铬含量在12%~14%)。钼和钨也大量用于制造耐高温、耐磨和耐腐蚀的合金钢，以满足刀具、钻头、常规武器以及导弹、火箭等生产的需要。钨丝还用于制做灯丝(温度可高达2600℃不熔化，发光率高、寿命长)，高温电炉的发热元件等。二、铬的重要化合物1．铬(Ⅵ)化合物铬(Ⅵ)化合物主要有三氧化铬(CrO3)、铬酸钾(K2CrO4)和重铬酸钾(K2Cr2O7)，都显颜色。三氧化铬

三氧化铬俗名“铬酐”。向K2Cr2O7(红矾钾)的饱和溶液中加入过量浓硫酸，即可析出暗红色的CrO3晶体：铬有多种氧化数，其中以+3和+6的化合物较常见重要。K2Cr2O7+H2SO4(浓)=2CrO3↓+K2SO4+H2OCrO3有毒，对热不稳定，加热到197℃时分解放氧：

4CrO3

=2Cr2O3+3O2↑(加热)

在分解过程中，可形成中间产物二氧化铬(CrO2，黑色)。CrO2有磁性，可用于制造高级录音带。CrO3有强氧化性，与有机物(如酒精)剧烈反应，甚至着火、爆炸。CrO3易潮解，溶于水主要生成铬酸，溶于碱生成铬酸盐：

CrO3+H2O=H2CrO4(黄色)

CrO3+2NaOH=Na2CrO4(黄色)+H2O

CrO3广泛用作有机反应的氧化剂和电镀的镀铬液成分，也用于制取高纯铬。(2)铬酸盐与重铬酸盐钾、钠的铬酸盐和重铬酸盐是铬的最重要的盐，K2CrO4为黄色晶体，K2Cr2O7为橙红色晶体(红矾钾)。K2Cr2O7在高温下溶解度大(100℃时为102g/100g水），低温下的溶解度小(0℃时为5g/100g水)，易通过重结晶法提纯；

铬酸洗液:5g热K2Cr2O7饱和溶液＋100ml浓硫酸。失效后如何处理？K2Cr2O7不易潮解，又不含结晶水，故常用作化学分析中的基准物。向铬酸盐溶液中加入酸，溶液由黄色变为橙红色，而向重铬酸盐溶液中加入碱，溶液由橙红色变为黄色。这表明在铬酸盐或重铬酸盐溶液中存在如下平衡：

2CrO42-+2H+Cr2O72-+H2O

(黄色)(橙红色)

平衡移动？H+OH-

实验证明，当pH＝11时，Cr(Ⅵ)几乎100％以CrO42-形式存在；而当pH＝1.2时，其几乎100％以Cr2O72-形式存在。重铬酸盐大都易溶于水；而铬酸盐，除K+盐、Na+盐、NH4+盐外，一般都难溶于水。向重铬酸盐溶液中加入Ba2+、Pb2+或Ag+时，可使上述平衡向生成CrO42-的方向移动，生成相应的铬酸盐沉淀。Cr2O72-+2Ba2++H2O=2BaCrO4↓(柠檬黄)+2H+

Cr2O72-+2Pb2++H2O=2PbCrO4↓(铬黄)+2H+

Cr2O72-+4Ag++H2O=2Ag2CrO4↓(砖红)+2H+

反应(2)可用于鉴定CrO42-。柠檬黄、铬黄可作为颜料。重铬酸盐在酸性溶液中有强氧化性，可以氧化H2S、H2SO3、HCl、FeSO4等许多物质，本身被还原为Cr3+：Cr2O72-+H2S+8H+=2Cr3++3S↓+7H2O

Cr2O72-+3SO32-+8H+=2Cr3++3SO42-+4H2O

Cr2O72-+6I-+14H+=2Cr3++3I2+7H2O

Cr2O72-+6Fe2++14H+=2Cr3++6Fe3++7H2O常用来测定铁的含量

显然,这是因为这类阳离子铬酸盐有较小的溶度积的原因.

为什么不论是酸性还是碱性介质，溶液中加入Ag+、

Pb2+、

Ba2+等重金属离子得到的总是铬酸盐沉淀而不是重铬酸盐沉淀？

QuestionCrO22+称为铬氧基，铬酰基，CrO2Cl2是深红色液体，象溴，易挥发。(3)氯化铬酰CrO2Cl2CrO2Cl2易水解:

2CrO2Cl2+3H2O=2H2Cr2O7+4HCl制备：K2Cr2O7和KCl粉末相混合，滴加浓H2SO4，加热则有CrO2Cl2挥发出来:K2Cr2O7+4KCl+3H2SO4=2CrO2Cl2+3K2SO4+3H2O钢铁分析中，铬干扰测定时，可用此方法除去。

CrO3+2HCl=CrO2Cl2+H2O(4)过氧基配合物在酸性溶液中，Cr2O72-氧化H2O2，可得到Cr(VI)的过氧基配合物CrO(O2)2。加入乙醚，有蓝色过氧化物CrO5·(C2H5)2O。Cr2O72-+4H2O2+2H+=2CrO(O2)2+5H2O过氧基配合物室温下不稳定，碱中分解为铬酸盐和氧；酸中分解为Cr3+和氧2．铬(Ⅲ)化合物(1)三氧化二铬及氢氧化铬—两性高温下，通过金属铬与氧直接化合，重铬酸铵或三氧化铬的热分解，都可生成绿色三氧化二铬(Cr2O3)固体：

Cr2O3是溶解或熔融都难的两性氧化物，对光、大气、高温及腐蚀性气体(SO2，H2S等)极稳定。高温灼烧过的Cr2O3在酸、碱液中都呈惰性，但与酸性熔剂共熔，能转变为可溶性铬(Ⅲ)盐：Cr2O3+3K2Cr2O7

=Cr2(SO4)3+3K2SO4(高温)Cr2O3是冶炼铬的原料，还是一种绿色颜料(俗称铬绿)广泛应用于陶瓷、玻璃、涂料、印刷等工业。4Cr+3O2=2Cr2O3

(NH4)2Cr2O7

=Cr2O3+N2↑+4H2O

4CrO3

=2Cr2O3+3O2↑加热(NH4)2Cr2O7热分解（火山实验）(NH4)2Cr2O7

=Cr2O3+N2↑+4H2O

向铬(Ⅲ)盐溶液中加入碱，可得灰绿色胶状水合氧化铬(Cr2O3·xH2O)沉淀，水合氧化铬含水量是可变的，通常称之为氢氧化铬，习惯上以Cr(OH)3表示。

氢氧化铬难溶于水，具有两性，易溶于酸形成蓝紫色的[Cr(H2O)6]3+，也易溶于碱形成亮绿色的[Cr(OH)4)]-(或为[Cr(OH)6]3-简写为CrO2-)：

Cr(OH)3+3H+=Cr3++3H2O

Cr(OH)3+OH-=[Cr(OH)4]-

在碱性溶液中，[Cr(OH)4]-有较强的还原性。例如，可用H2O2、Na2O2将其氧化为CrO42-：

2[Cr(OH)4]-(绿色)+3H2O2+2OH-=CrO42-(黄色)+8H2O在酸性溶液中，需用很强的氧化剂如过硫酸盐等，才能将Cr3+氧化为Cr2O72-:

2Cr3++3S2O82-

+7H2O=====Cr2O72-+6SO42-+14H+

10Cr3++6MnO4-+11H2O=5Cr2O72-+6Mn2++22H+Ag+催化(2)铬(Ⅲ)盐常见的铬(Ⅲ)盐有六水合氯化铬CrCl3·6H2O(紫色或绿色)，十八水合硫酸铬Cr2(SO4)3·18H2O(紫色)以及铬钾矾(简称)KCr(SO4)2·12H2O(蓝紫色)，它们都易溶于水。(4)Cr(III)的配合物电子构型为3d3，有6个空轨道。Cr3＋具有较高的有效核电荷，半径小，有较强的正电场－－决定Cr3＋容易形成d2sp3型配合物。Cr3+因配体不同而显色：Cr(III)还能形成许多桥联多核配合物，以OH-，O2-，SO42-，CH3COO-，HCOO-等为桥，把两个或两个以上的Cr3+连起来。如：Al是主族元素，不易形成配合物;一般形成螯合物，如AlY-，8-羟基喹啉螯合物等。

如果与NH3·H2O作用则Cr3＋、Al3＋配合物的区别生成的Al(OH)3不溶于过量的NH3·H2O中，因为不生成配合物。Cr3+，d3组态，易形成内轨型配合物，和NH3可以形成配合物:重要工业铬产品制备途径示意适于化学工业的铬铁矿电镀磁性颜料还原铬鞣剂还原复分解含铬的混合相颜料CrO3PbCrO4(颜料)CrCrO2Cr(OH)SO4Pb2+Cr2O3(颜料)CrK2Cr2O7Na2Cr2O7H2SO4AlCrΔO2Cr2O3(s,绿)Δ(NH4)2Cr2O7(橙黄)Cr2+H+CrO2ZnCr(OH)3(灰绿)Cr(OH)4–(亮绿)过量OH–NH3•H2O适量OH–H+ΔCr2O72–(橙红)S2O82–

Sn2+、Fe2+

SO32–,H2SI–(Cl–)CrO(O2)2H2O2(乙醚)CrO42–(黄)OH–H+Ag2CrO4(砖红)PbCrO4(黄)BaCrO4(柠檬黄)H+Ag+Ag+Ba2+Ba2+Pb2+Pb2+铬元素及其化合物反应小结蓝国标：C[Cr(Ⅵ)]<0.5mg·dm-3处理方法:含铬废水的处理①化学还原法:废水+Fe粉→Cr(Ⅲ)Cr(OH)3↓Fe(OH)3↓Fe(OH)2↓pH=6~8

O2②离子交换法:强酸型阳离子——除去阳离子碱性阴离子——除去HCrO4-废水→电镀工厂使用的大型离子交换设备小知识：三、Mo和W的化合物MoO3和WO3与CrO3不同，不溶于水且没有明显的氧化性。不与酸(氢氟酸除外)反应，但可溶于氨水和强碱溶液，生成相应的含氧酸盐：MoO3+2NH3·H2O=(NH4)2MoO4+H2O

WO3+2NaOH=Na2WO4+H2O1.三氧化钼和三氧化钨Mo和W最重要的化合物是+6价化合物。主要有氧化物、酸、多酸及相应的盐。MoO3:由畸变的MoO6八面体组成的层状结构。MoO3为白色固体，受热时变为黄色，熔点为795℃。WO3：顶角连接的WO6八面体的三维阵列WO3为柠檬黄色固体,受热时变为橙黄，冷却后又都恢复原来的颜色。MoO3和WO3的制备由MoS2、CaWO4分别制取MoO3、WO3的方法可以简要表示如下（略去除杂质过程）：MoO3和WO3比CrO3稳定得多，加热到熔化也不分解。它们的氧化性极弱，仅在高温下才被氢气还原为金属：MoO3+3H2＝Mo+3H2OWO3+3H2＝W+3H2O稳定性：2．钼酸、钨酸及其盐

钼酸、钨酸和铬酸不同，它们在水中溶解度都比较小。当可溶性钼酸盐或钨酸盐用强酸酸化时，可析出黄色水合钼酸(H2MoO4·H2O)和白色水合钨酸(H2WO4·xH2O)。例如：MoO42-+2H++H2O=H2MoO4·H2O↓(黄)

H2MoO4·H2O(白)=H2MoO4↓(黄)+H2O(加热)在钨酸盐的热溶液中加入盐酸，则析出黄色H2WO4。如在冷的溶液中加入过量酸，则析出H2WO4·xH2O白色胶状物。白色钨酸受热可转化为黄色的钨酸：WO42-+2H++xH2O=H2WO4·xH2O(白)

H2WO4·xH2O(白)=H2WO4(黄)+xH2O(加热)钼酸和钨酸的酸性比铬酸弱，而且按H2CrO4>H2MoO4>H2WO4顺序酸性迅速减弱。

钼酸盐和钨酸盐，除碱金属和铵盐外，均难溶于水。MoO42-和WO42-中的M-O键均比CrO42-中的Cr-O键弱，因而MoO42-和WO42-在酸性溶液中易脱水缩合，形成复杂的多钼或多钨酸根离子，溶液的酸性越强，缩合程度越大，最后从强酸溶液中析出水合MoO3或水合WO3沉淀。例如：在含有WO42-的溶液中加入酸，随着溶液pH值的减小，可形成HW6O215-，W12O396-等，最后析出水合三氧化钨。钼酸盐和钨酸盐在酸性溶液中的氧化性很弱，只有用强还原剂才能将Mo(Ⅵ)和W(Ⅵ)分别还原为Mo(Ⅲ)和W(Ⅲ)。例如：2MoO42-+3Zn+16H+=2Mo3+

棕色

+3Zn2++8H2O

WO42-有类似MoO42-的反应。钨酸盐与H2S作用，氧可被S置换，生成系列硫代钨酸盐，酸化后可得亮棕色的WS3沉淀。3.多酸和多酸盐

Mo和W及许多其他元素不仅容易形成简单含氧酸，而且在一定条件下能缩水形成同多酸，及杂多酸。用途：钼酸盐可用作颜料、催化剂和防腐剂，钨酸盐用于耐火织物及制造荧光屏。被缓和还原时，有钼蓝或钨蓝生成：是+5、+6价Mo或W的氧化物－氢氧化物的混合体。钼酸铵在酸性溶液中与H2S作用，可得棕色的MoS3沉淀：(NH4)2MoO4+3H2S+2HCl=MoS3+2NH4Cl+4H2O（1）同多酸由两个或多个同种简单含氧酸分子缩水而成的酸叫同多酸。单酸阴离子+H+多酸阴离子+H2O重铬酸H2Cr2O7

(2CrO3·H2O)2H2CrO4＝H2Cr2O7+H2O七钼酸H6Mo7O24

(7MoO3·3H2O)7H2MoO4＝H6Mo7O24+4H2O

同多酸的形成与溶液的pH值有密切关系，随着pH值减小，缩合程度增大。由同多酸形成的盐称为同多酸盐：

含氧酸根的缩聚反应都是可逆的:Mo，W的同多酸：溶液pH值降低时,首先是向Mo(VI)或W(VI)加合水分子，将配位数由四增至六，然后再以[MoO6]或[WO6]八面体进行缩合。例如：重铬酸钠Na2Cr2O7(Na2O·2CrO3)

七钼酸钠Na6Mo7O24(3Na2O·7MoO3)[MoO4]2-[Mo7O24]6-[Mo8O26]4-正钼酸根仲钼酸根pH=6八钼酸根钼酸pH＜1pH=1.5-2.9MoO3·2H2O（2）杂多酸两种不同含氧酸分子缩水而成的酸，对应的盐称为杂多酸盐

1826年合成出第一个杂多酸：将钼酸铵和磷酸盐的溶液进行酸化时，得到一种黄色沉淀就是12-磷钼酸铵。它可用于磷酸盐的定量：3NH4++12MoO42-+PO43-+24H+=(NH4)3[PMo12O40]·6H2O+6H2O已发现的杂多酸盐中以Mo和W的为最多，V次之。我国对钼、钨的研究主要集中在多酸化学方面，复旦大学和东北师范大学在这方面作了很好的工作。近20年来钨、钼的杂多酸在催化、生物等方面有着许多应用。例如，十聚钨酸阴离子用作酸性催化、氧化剂；(NH4)17Na[NaSb9W21O86](HPA-23)具有抗艾滋病毒作用；Eu(H2O)3Sb(W9O33)(W6O18)3]18-具有抗肿瘤功能等。§7.5锰分族(VIIB)一、概述Mn(Manganese)Tc(Technetium)Re(Rhenium)价电子构型：(n-1)d5ns2从Mn到Re，高氧化态趋向于稳定。锰的氧化态有+II、+III、+IV、+V、+VI和+VII等，锝有+IV和+VII。铼有+III、+IV和+VII。

而锝(Ⅱ)、铼(Ⅱ)则不存在简单离子。

在自然界中主要以氧化物的形式存在。

锰的电势图酸性溶液碱性溶液1.6951.231.510.588-0.05酸性介质中：Mn2+稳定；碱性介质中MnO2稳定，Mn3+(酸性介质）、MnO42-易岐化①图中较高位置的状态向较低位置的状态变化是自由能降低变化，这种变化能自发进行。②最稳定的物种处于图的最低点③两个物种连线的斜率代表该物种电对的电极电势。斜率为正，表明高氧化态物种(电对的氧化型)不稳定；反之，斜率为负，则表明低氧化态物种不稳定。④如果某个物种处于连接两个相邻物种连线的上方，表明它是热力学不稳定状态，能发生歧化反应生成两相邻的物种。相反，如果某物种处于两相邻物种连线下方，则两相邻物种将发生逆歧化作用生成该物种。

电势－氧化态图锰分族的基本性质和用途1931年发现缺锰的龋齿动物生长不良和生殖功能障碍，因此把它确定为必需元素。如果人体内锰缺乏，则会发生体重下降、黑色的头发变红、皮炎、头发和指甲生长变慢以及低胆固醇血症。体内锰过多也会引起锰中毒。人类锰中毒对健康有严重危害，可引起中枢神经系统严重异常。如果一个人处于含锰量高于5毫克/米3空气中，就有可能发生锰中毒危险，中毒者反应慢、动作不协调、记忆力发生障碍。锰中毒时也发生生殖系统、兔疫系统功能障碍及肾脏、肝脏、胰腺等组织器官损害。二、锰单质

1.Mn(VII)化合物

最常见的为KMnO4，其中的Mn(VII)价电子层结构为3d0，无d电子，显色？

（1）高锰酸钾的制备以软锰矿为原料(MnO2)制备高锰酸钾，先制K2MnO4：3MnO2+6KOH+KClO3＝3K2MnO4+KCl+3H2O

从K2MnO4制KMnO4有三种方法。三、锰的重要化合物A)歧化法,酸性介质中,有利于歧化:3MnO42-+2H2O=2MnO4-+MnO2+4OH-在中性或弱碱性溶液中也发生歧化反应，但趋势及速率小：B)氧化法:2MnO42-+2Cl2=2MnO4-+2Cl-C)电解法:电解K2MnO4溶液：电解总反应:2K2MnO4+2H2O=2KMnO4+2KOH+H2（2）高锰酸钾的强氧化性还原产物？（3）高锰酸钾的不稳定性KMnO4在化学工业中用于生产维生素C、糖精等，在轻化工中用于纤维、油脂的漂白和脱色，在医疗上用作杀菌消毒剂，在日常生活中可用于饮食用具、器皿、蔬菜、水果等消毒。（4）高锰酸钾的用途2、Mn(IV)化合物

MnO2很稳定，不溶于H2O、稀酸和稀碱，在酸碱中均不歧化.但MnO2是弱两性氧化物，可以和浓酸浓碱反应。二氧化锰4MnO2+6H2SO4(浓)＝2Mn2(SO4)3(紫红)+6H2O+O2

2Mn2(SO4)3+2H2O＝4MnSO4+O2

+2H2SO42MnO2+C+2H2SO4(浓)＝2MnSO4·H2O+CO2

MnO2+2NaOH(浓)＝Na2MnO3(亚锰酸钠)+H2O在强酸中有氧化性MnO2+4HCl(浓)＝MnCl2+2H2O+Cl2在碱性条件下，可被氧化至Mn(VI)：3MnO2+6KOH+6KClO3＝3K2MnO4(绿色)+6KCl+3H2OMnO2在强酸中易被还原，在碱中有一定的还原性，在中性时稳定。2MnO2+4KOH+O2＝2K2MnO4+2H2O在工业上，MnO2用作干电池的去极化剂，火柴的助燃剂，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。用途：Mn(IV)盐四价Mn盐不稳定，酸性条件：易被还原为低价化合物；碱性条件：空气中的氧氧化成锰酸盐。可形成较稳定的M2I(MII)[MnF6]配合物，如：MnO2+2KHF2+2HF＝K2[MnF6](金黄)+2H2O3、Mn(II)化合物（1）难溶性化合物

Mn(II)强酸盐易溶，如MnSO4、MnCl2和Mn2(NO3)等;而弱酸盐和氢氧化物难溶:这些盐可溶于强酸中，这是过渡元素的一般规律。（2）还原性

在碱中易被氧化成高价，生成MnO(OH)2.MnO(OH)2(棕黄色)

Mn(Ⅱ)在碱性条件下不稳定(还原性强) 在酸性条件下稳定(还原性差)在酸性溶液中，Mn2+(3d

5)比同周期的其它M(Ⅱ)，如Cr2+(d

4)、Fe2+(d

6)等稳定，只有用强氧化剂，如NaBiO3、PbO2、(NH4)2S2O8等，才能将Mn2+氧化为呈现紫红色的高锰酸根(MnO4-)。说明：鉴定Mn2+常用NaBiO3C(Mn2+)很低时，很灵敏

酸根有氧化性的二价锰盐热稳定性不如硫酸锰，高温分解时Mn(II)被氧化。如:

Mn(NO3)2=MnO2+2NO2

Mn(ClO4)2=MnO2+Cl2+O2

3.Mn(II)盐的热稳定性二价锰盐中，硫酸锰最稳定，可形成含有7、5、4或1水合物，红热时不分解，易脱水。MnSO4·7H2OMnSO4·5H2OMnSO4·4H2OMnSO4·H2O3.配合物

Mn2+组态3d5，与H2O、Cl-等弱场配体形成外轨配合物:如Mn(H2O)62+和MnCl64-如Mn(CN)64-与CN-强配体形成内轨配合物:

锰的氧化物及其水合物酸碱性的递变规律，是过渡元素中最典型的：随锰的氧化值升高，碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。MnS•nH2O深肉色Mn2+MnO4–Mn(OH)2MnO2肉色紫色黑褐色白色暗绿色MnO42–(NH4)2SO4H+或HAc无O2+OH–H+O2+OH–浓HCl,浓H2SO4H2O+SO32–OH–(浓)+SO32–H+或CO32–(歧化)KClO3+KOH(H+)NaBiO3S2O82–PbO2HI5O6(H+)X–SO82–H2S,H2O2Fe2+等锰元素及其化合物反应小结ATEM(TransmissionElectronMicroscope)imagesofMnCO3nanocrystals,scalebar=250nm.BTEMimagesofMn(OH)2nanocrystals.ManganeseCarbonateManganeseHydroxideα-MnO2ribbon-likenanowiresα-MnO2nanorodsManganeseoxideβ-MnO2nanorods

β-MnO2nanorodsδ–MnO2nanorods

γ-MnO2nanorods

自学部分生产实例分析－－重铬酸钠的生产无机物的颜色一.物质显色的原因物质显色主要是由于可见光作用到物质上时物质对可见光产生选择性的吸收、反射、透射、折射、散射的结果。在可见光范围,波长λ为400-730nm(相当于波数为25000cm-1-13800cm-1,能量E相当3.10eV-1.71eV),若选择性的吸收部分可见光后,它就会呈现出与之互补的可见光部分的颜色。ΔE越小,吸收光波数就越小,观察到的颜色越趋向紫色。反之,颜色就越趋向红色。ΔE﹤1.7eV红外或ΔE﹥3.1eV紫外,不呈现颜色二、物质显色的一般规律(1)绝大多数具有d1-9电子组态的过渡元素和f1-13电子组态的稀土元素的化合物都有颜色;(2)3、4、5、6主族的5、6周期各元素的溴化物、碘化物几乎都有颜色,18e-结构的铜副族的溴化物和碘化物也都有颜色;(3)元素的含氧酸根离子多数是有色的,如VO3-(黄色),CrO42-(橙色)(4)元素在不同氧化态的化合物常呈现颜色,而且该化合物的颜色比相应的单一价态化合物的颜色深;(5)3、4、5、6主族中5、6周期各元素的氧化物大部分是有色的;4、5、6周期各元素的硫化物几乎都有颜色,多数不稳定的卤素氧化物也是有颜色的;(6)顺式异构体配合物所呈现的颜色一般比同种配合物的反式异构体的颜色偏移向短波方面(即紫色方面);四面体、平面正方形配合物的颜色比相应八面体的颜色一般也移向短波方向;(7)无色晶体如果掺有杂质或发生晶格缺陷时,常常显有颜色。如在Al2O3无色晶体中含有过渡金属Fe和Ti时而显蓝色(蓝宝石);(8)某些物质溶于特定的溶剂中,溶液会呈现出某种特征颜色。如I2进入有机相中,使有机相呈现蓝紫色;(9)高温下的焰色反应:钙使火焰呈橙色,锶呈洋红色,钡呈绿色,锂呈红色,钠呈黄色,钾、铷及铯呈紫色。§7.6铁系元素铁、钴、镍的单质铁、钴、镍的化合物水溶液中铁、钴、镍离子及其反应Ⅷ族

FeCoNi铁系

RuRhPdOsIrPt铂系最高氧化值不等于族序数一、铁、钴、镍的单质稀有元素贵金属由于Fe2+(3d6)再丢失一个3d电子能成为半充满的稳定结构(3d5)，而Co2+(3d7)和Ni2+(3d8)却不能，因此，相应地容易得到Fe(Ⅲ)的化合物，而不易得到Ni(Ⅲ)的化合物。水溶液中不存在Ni3+(aq),Co3+(aq，酸性介质中)1.单质的存在赤铁矿：Fe2O3；磁铁矿：Fe3O4；黄铁矿：FeS2；辉钴矿：CoAsS；镍黄铁矿：NiS•FeS；镍过去主要由古巴进口，自从开发了甘肃金川大镍厂后才得以自给自足。2.单质的物理性质 (1)白色金属，钴略带灰色；磁性材料。 (2)m.p.Fe>Co>Ni(1535>1495>1453℃)？因为d轨道中单电子逐渐减少，金属键减弱。

价电子结构3d6～84s2，性质很相似，熔沸点和电负性都相差不大。Fe、Co、Ni的电离势Fe的第三电离能较小，所以Fe直接氯化得FeCl3，而Co和Ni只能生成二氯化物。3.单质的化学性质

3.单质的化学性质(1)Co、Ni反应缓慢(2)钝化浓、冷HNO3可使Fe,Co,Ni钝化浓H2SO4可使Fe钝化(3)纯Fe,Co,Ni在水、空气中稳定加热时，Fe,Co,Ni可与O2、S、X2等反应(4)850K左右铁与水蒸气作用，生成四氧化三铁。金属活泼性：Fe,Co,Ni依次降低二、铁、钴、镍的化合物(1)氧化物

(2)氢氧化物(3)卤化物(4)硫酸盐(5)高铁酸盐(6)硫化物(1)氧化物铁、钴、镍均能形成+2和+3氧化数的氧化物，它们的颜色各不相同。

FeOCoONiO

(黑色)(灰绿色)(暗绿色)

Fe2O3

Fe3O4

Co2O3Ni2O3

(砖红色)(黑色)(黑色)铁除了生成+2、+3氧化数的氧化物之外，还能形成黑色混合氧化态Fe3O4，经X射线结构研究证明：Fe3O4是一种铁(Ⅲ)酸盐，即FeⅡFeⅢ[FeⅢO4]。Fe、Co、Ni的+2，+3氧化数的氧化物均能溶于强酸，而不溶于水和碱，属碱性氧化物。它们的+3氧化物的氧化能力按铁—钴—镍顺序递增而稳定性递降。(2)氢氧化物Fe(OH)2、Ni(OH)2

碱性，Co(OH)2

弱两性。Co(OH)2+2HCl=CoCl2+2H2O

Co(OH)2+2NaOH(浓)=Na2[Co(OH)4]

Co(OH)2、Ni(OH)2均可溶于NH3·H2O中，而Fe(OH)2不溶于NH3·H2O中。Fe(OH)3、Co(OH)3和Ni(OH)3均为碱性化合物。氯化羟钴(碱式氯化钴)还原性：Fe(Ⅱ)>Co(Ⅱ)>Ni(Ⅱ)M=Co,Ni(慢)高氧化态氢氧化物的氧化性按铁—钴—镍顺序依次递增。CoCl2+(NH4)2S→CoSCoCl2+NaOH→Co(OH)2Co(OH)2+H2O2→Co(OH)3NiCl2+(NH4)2S→NiSNiCl2+NaOH→Ni(OH)2(3)卤化物氧化性增强

Fe(Ⅲ)Co(Ⅲ)Ni(Ⅲ)F-FeF3CoF3

×Cl-FeCl3CoCl3×

(常温分解)Br-FeBr3

×

×I-

×

×

×稳定性减小大小还原性稳定性减小FeCl3有明显的共价性，易潮解。蒸汽中形成双聚分子CoCl26H2O变色硅胶CoCl26H2OCoCl22H2O

紫红

CoCl2H2O

蓝紫粉红色52.5℃90℃120℃CoCl2蓝色(4)硫酸盐2FeSO4＝Fe2O3+SO2+SO3

强热分解铁系元素的硫酸盐都能和碱金属或铵的硫酸盐形成复盐，如硫酸亚铁铵(NH4)2SO4·FeSO4·6H2O-------摩尔盐比亚铁盐FeSO4·7H2O(俗称绿矾)更稳定，不易被氧化，是化学分析中常用的还原剂，用于标定KMnO4的标准溶液等。4FeSO4+O2+2H2O＝2Fe(OH)SO4

黄色硫酸镍也能和碱金属硫酸盐形成复盐，如MI2Ni(SO4)2·6H2O。2Ni+2H2SO4+2HNO3＝2NiSO4+NO2+NO+3H2O(5)高铁酸盐在碱溶液中，Fe(III)可被氧化成高价Fe(VI)在高铁酸盐溶液中加入BaCl2可析出不溶BaFeO4·H2O，是BaSO4类似化合物。溶液酸化时：4FeO42-+20H+＝4Fe3++3O2+10H2O(6)Fe(Ⅱ),Co(Ⅱ),Ni(Ⅱ)的硫化物FeSCoSNiS黑色不溶于水6.3×10-184×10-21(α)2×10-25(β)3.2×10-19(α)1.0×10-24(β)2.0×10-26(γ)CoS,NiS形成后由于晶型转变而不再溶于酸。稀酸溶性铁的重要化合物钴(Ⅱ)和镍(Ⅱ)的重要化合物1Fe(Ⅱ),Fe(Ⅲ)的水溶液

(1)水解性[Fe(H2O)6]2+[Fe(OH)(H2O)5]++H+

K=10-9.5

淡绿

[Fe(H2O)6]3+[Fe(OH)(H2O)5]2++H+

K

=10-3.05

淡紫三、水溶液中铁、钴、镍的离子及其反应[Fe(H2O)6]3+与[Mn(H2O)6]2+一样，弱场配体下高自旋，d－d跃迁是自旋禁阻的，d－d吸收的几率很小，吸收很弱，所以颜色很浅。

Fe3+进一步水解

[Fe(OH)(H2O)5]2+[Fe(OH)2(H2O)4]++H+

2[Fe(OH)

(H2O)5]2+[(H2O)4Fe(OH)2Fe(H2O)4]4+

水合铁离子双聚体+2H2O

结构Fe3+水解最终产物：Fe(OH)3(2)氧化还原性Fe2+具有还原性：(保存Fe2+溶液应加入Fe)Fe3+中等强度氧化剂。(FeCl3烂板剂)2Fe3++2I-─→2Fe2++I2(1)氨配合物土黄色红褐色蓝色Cl-2水溶液中的配合反应注1.加入NH4Cl促使平衡右移实验时先加入NH4Cl，后加入NH3•H2O看不到蓝色注2.蓝色SO42-浅绿色(不易观察到)(2)硫氰配合物硫氰合铁四硫氰合钴鉴定Fe3+鉴定Co2+很不稳定(3)氰配合物黄土黄常用盐：K4[Fe(CN)6]黄血盐黄色

K3[Fe(CN)6]赤血盐晶体为红色碱性条件下分解橙黄色强还原性解释：CN-是强场配体，d6的Co(III)低自旋，跃迁禁阻，所以颜色很浅。颜色较浅，why？Co(Ⅱ)的配合物很多，可大体分为两类：粉红色(八面体)蓝色(四面体)说明:Co(Ⅱ)的八面体配合物大都是高自旋的。[Co(CN)6]4-是低自旋的。Co2+(3d7)中只有一个电子处于能级高的dγ轨道，因而易失去，[Co(CN)6]4-显强还原性。(4)环戊二烯配合物(C5H5)2Fe夹心式配合物(C5H5)2Fe(或FeCp2),称为二茂铁，橘红色固体，溶于有机溶剂，和稀碱和酸不反应，性质稳定，高温1000°C升华，1951年首次合成，是第一个重要的有机金属化合物，其制备反应如下:二茂铁是反磁性的，无未成对电子，Fe2+具有空的d轨道；Fe2+和C5H5-环之间的键是由C5H5-环的π轨道与Fe2+的空d轨道重叠形成。用途：二茂铁可用作燃料油的添加剂，提高燃烧效率和去烟；可用作导弹和卫星的涂料，高温润滑剂。3Fe、Co、Ni的低氧化态配合物铁、钴、镍在某些配合物中可呈现+1、0、-1或-2价，代表化合物为羰基配合物，如Ni(CO)4、HCo(CO)4等。Fe、Co、Ni的几个羰合物羰合物[Fe(CO)5][Co2(CO)8][Ni(CO)4]颜色浅黄(液)深橙(固)无色(液)熔点t/℃-20(51～52℃分解)-25沸点t/℃10343

羰合物不稳定，受热易分解，利用此性质可用于制备纯金属。例如高纯铁粉的制备：[Fe(CO)5]5CO+Fe(高纯)

Fe+5CO

配键和反馈键的形成是同时进行的，这种成键作用叫协同成键作用。这种协同作用十分重要，因为金属的电