2021年高中化学竞赛辅导元素及其化合物

（一）主族元素及其化合物一、氢和稀有气体（一）氢氢位于周期表第一周期=1\*ROMANIA族，具备最简朴原子构造。氢在化学反映中有如下几种成键状况：1、氢原子失去1个电子成为H+。但是除了气态质子外，H+总是与其他原子或分子相结合。2、氢原子得到1个电子形成H－离子，重要存在于氢和IA、IIA中（除Be外）金属所形成离子型氢化物晶体中。3、氢原子和其他电负性不大非金属原子通过共用电子对结合，形成共价型氢化物。此外，与电负性极强元素相结合氢原子易与电负性极强其他原子形成氢键。（二）稀有气体1、稀有气体存在、性质和制备（1）存在：稀有气体价电子构造称为饱和电子层构造，因而稀有气体不易失去电子、不易得到电子，不易形成化学键，以单质形式存在。（2）物性：稀有气体均为单原子分子，He是所有单质中沸点最低气体。（3）制备：=1\*GB3①空气液化=2\*GB3②稀有气体分离2、稀有气体化合物（1）氟化物=1\*GB3①制备：氙和氟在密闭镍反映器中加热就可得到氙氟化物F2+Xe（过量）→XeF2F2+Xe（少量）→XeF4F2+Xe（少量）→XeF=2\*GB3②性质：（a）强氧化性：氧化能力按XeF2——XeF4——XeF6顺序递增。普通状况被还原为单质。NaBrO3+XeF2+H2O→NaBrO4+2HF+XeXeF2+H2→2HF+XeXeF2+2Cl-→2F-+Xe+Cl2XeF4+Pt→2PtF4+Xe（b）与水反映：氙氟化物与水反映活性不同2XeF2+2H2O=2Xe+4HF+O2（在碱中迅速反映）6XeF4+12H2O=2XeO3+4Xe+3O2+24HFXeF6+3H2O=XeO3+6HFXeF6+H2O=XeOF4+2HF（不完全水解）（2）氧化物氙氧化物是无色、易潮解、易爆炸晶状固体。由氟化物水解制备。XeO3：是一种易潮解和易爆炸化合物，具备强氧化性。XeOXeO3盐酸→Cl2Fe2+→Fe3+Br-→BrO+XeO4：很不稳定，具备爆炸性气态化合物。二、s区元素（一）通性1、它们价电子构型为ns1~2，内层为稀有气体稳定电子层构造。价电子很易失去呈+1、+2氧化态。都是活泼性很高金属，只是碱土金属稍次于碱金属而己。2、有较大原子半径。由于每一周期是从碱金属开始建立新电子层。原子半径变化规律：同周期从IA到IIA减小，同族中从上到下增大。3、电离势和电负性均较小，其变化规律为同周期从IA到IIA增大，同族中从上到下顺序减小。（二）单质1、存在：由于它们化学活泼性，决定它们只也许以化合物形式存在于自然界中。如盐（X－、CO、SiO、SO等）；氧化物（Li2O、BeO等）2、性质：（1）物性：单质具备金属光泽，有良好导电性和延展性，除Be和Mg外，其他均较软。它们在密度、熔点、沸点和硬度方面往往差别较大。（2）化性：活泼。=1\*GB3①它们具备很高化学活泼性，能直接或间接地与电负性较高非金属元素形成相应化合物。如可与卤素、硫、氧、磷、氮和氢等元素相化合。普通均形成离子化合物（除Li、Be及Mg卤化物外）。=2\*GB3②单质与水反映放出氢气。其中Be和Mg由于表面形成致密氧化膜因而对水稳定。=3\*GB3③原则电极电势均很负，是很强还原剂。它们还原性在于态及有机反映中有广泛应用。如高温下Na、Mg、Ca能把其他某些金属从氧化物或氯化物中还原出来。3、制备：单质制备多数采用电解它们熔盐。如电解NaCl、BeCl2、MgCl2等。注意：不能电解KCl，由于会产生KO2和K，发生爆炸。其她办法：=1\*GB3①金属置换KCl+Na→NaCl+K↑（K比Na易挥发，离开体系；NaCl晶格能不不大于KCl）BeF2+Mg→MgF2+Be=2\*GB3②热分解：4KCN=4K+4C+2N22MN32M＋3N2（M=Na、K、Rb、Cs）1473K真空1273~1423K=3\*GB3③热还原1473K真空1273~1423KK2CO3+2C2K↑+3CO2KF+CaC2CaF2+2K↑+2C（三）氧化物和氢氧化物1、碱金属氧化物比碱土金属氧化物种类多。它除有正常氧化物外，尚有过氧化物、超氧化物及臭氧化物。如碱金属在空气中燃烧时，只有Li重要产物是Li2O（正常氧化物），而Na、K、Rb、Cs重要产物分别是Na2O2（过氧化物）、KO2（超氧化物）、RbO2（超氧化物）和Cs2O2（过氧化物）。2、氢氧化物除Be(OH)2呈两性外，别的均为中强碱或强碱。（四）盐类1、碱金属盐类：有MX（卤化物）、MNO3、M2SO4、M2CO3、M3PO4等。它们共性如下：①都是离子晶体（Li盐除外）；②都易溶解。除Li盐和很少数大阴离子构成盐以外，例如LiF、Li2CO3、Li3PO4、Na[Sb(OH)6]、NaZn(UO2)3(CH3COO)9·6H2O等均难溶。③热稳定性均很高，但Li2CO3和硝酸盐除外，它们加热会分解：④易形成复盐。光卤石类通式：M+Cl·MgCl2·6H2O（M+=K+，Rb+，Cs+）矾类通式：MSO4·MgSO4·6H2O（M+=K+，Rb+，Cs+）2、碱土金属盐类其溶解度与碱金属盐有些差别。它们碳酸盐、磷酸盐和草酸盐均难溶。BaSO4、BaCrO4溶解度亦很小。它们碳酸盐在常温下均较稳定（BeCO3例外），但加热可分解。热稳定性由Mg到Ba顺序增强。**对角线规则：某些主族元素与其右下方主族元素有些性质是相似。Li—Mg；Be—Al；B—Si。（1）Li与Mg相似性Li与Na虽属同一主族，但与Na性质相差较远，而它化学性质更类似于Mg，如①Li和Mg在氧气中燃烧，并不生成过氧化物，都生成氧化物；②Li和Mg都能直接与氮气反映生成氮化物Li3N和Mg3N2；③Li和Mg氢氧化物在加热时，可分解为Li2O、MgO及H2O；④Li和Mg碳酸盐均不稳定，加热分解产生相应氧化物Li2O、MgO及CO2；⑤Li和Mg某些盐类如碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水。（2）Be与Al相似性：①两者都是活泼金属，在空气中都易形成氧化物保护膜，与酸作用都比较缓慢，且都能为浓硝酸所钝化；②两者都是两性元素，其金属单质、氧化物和氢氧化物既能溶于酸又能溶于碱。（3）硼和硅含氧酸盐都能形成玻璃，且互溶。硼酸和硅酸都难溶于水。三、p区元素（一）卤族元素1、通性：（1）外层电子构造ns2np5，很容易得到一种电子呈八电子稳定构造，因此卤族元素显强氧化性。（2）氧化能力F2＞Cl2＞Br2＞I2F2、Cl2可与所有金属作用，Br2、I2可与除贵金属外所有金属作用。F2是最强氧化剂，能与稀有气体反映生成XeF2、XeF4、XeOF4；与水剧烈反映放出O2。**电负性数值大小衡量元素在化合物里吸引电子大小。元素电负性越大，表达该原子对键合电子吸引能力越大，生成阴离子倾向越大。反之，吸引能力越小，生成阳离子倾向越大。电负性大小原则：分别以氟、锂电负性为原则。F：4.0Li：1.0①同周期从左至右元素电负性逐渐增大。②同一主族中，从上到下，元素电负性逐渐减小。（3）化合价：由卤素电子层构造ns2np5决定，除了易获得一种电子显–1价外，氯、溴、碘原子最外层电子构造中存在空nd轨道，当这些元素与电负性更大元素化合时，它们nd轨道可以参加成键，本来成对p电子拆开进入nd轨道中，因而这些元素可以体现更高氧化态+1、+3、+5、+7。这一类化合物重要是卤素含氧化合物和卤素互化物，重要形成共价键。氟原子外层电子构造是2s22p5，价电子是在L层上，没有空d轨道，并且F电负性最大，仅显+1价。2、卤化氢制备：在实验室里由浓H2SO4与NaCl作用制得少量HCl。而HBr、HI不能由浓H2SO4与NaBr、NaI作用制得，这是由于浓H2SO4对所生成HBr及HI有氧化作用，使其中一某些被氧化成单质Br2及I2析出。H2SO4(浓)+2HBr=Br2+SO2+2H2OH2SO4(浓)+8HI=4I2+H2S+4H2O可由H3PO4代替H2SO4制备HBr、HI，避免以上氧化作用。性质：HF最稳定，高温下不分解，而HI在300℃即大量分解为I2与H2。HF有强腐蚀性，并能腐蚀玻璃。SiO2+4HF=SiF4+2H2O3、卤化物及多卤化物（1）氯化物AgCl、Hg2Cl2、PbCl2，CuCl难溶于水，其他易溶于水。（2）由于氟氧化性强，元素在氮化物中可呈高氧化态。例如普通卤素银盐为AgX，但有AgF2存在。由于碘离子还原性强，碘化物中元素呈低价氧化态，如FeI2较稳定。（3）卤化物可和相似或不相似卤素分子形成多卤化物，最常用多卤化物是KI3，是由I2溶于KI中形成。多卤化物所含卤素可以是一种，也可以是两种或三种，如RbBrCl2、CsBrICl。只有半径大，电荷少金属离子适于形成多卤化物。4、卤素含氧酸卤素含氧酸以氯含氧酸最为重要。因素含氧酸和含氧酸盐许多重要性质，如酸性、氧化性、热稳定性、阴离子碱强度等都随分子中氧原子数变化而呈规律性变化。以氯含氧酸和含氧酸盐为代表将这些规律总结在表中。卤素含氧酸及其盐稳定性与它们氧化能力有相应关系。稳定性较差，氧化能力较强。反之，稳定性高氧化能力就弱。氧化态酸热稳定性和酸强度氧化性盐热稳定性氧化性及阴离子碱强度+1HOCl向下增大向上增大NaClO向下增大向上增大+3HClO2NaClO2+5HClO3NaClO3+7HClO4NaClO4卤素互化物1.卤素互化物不同卤素原子之间可通过共用电子对形成物质叫卤素互化物。在卤素互化物中，原子半径较大、非金属性较弱卤素（用X表达）显正价；原子半径较小、非金属性较强卤素（用Y表达）显负价。由于卤素有+1，+3，+5，+7等各种正价，而负价只有－1价，故卤素互化物通式为（XYn=1,3,5,7）。如IBr，BrI3，BrF5，IF7等显不同价态卤素互化物。

2.类卤化合物：由两个或两个以上电负性较大元素原子构成原子团，而这些原子团在自由状态时与卤素单质性质相似，故称拟卤素。它们阴离子则与卤素阴离子性质也相似，故称拟卤离子。当前已经分离出拟卤素有氰(CN)2、氧氰(OCN)2、硫氰(SCN)和硒氰(SeCN)2。常用拟卤离子有氰根离子CN-、氰酸根离子OCN-、异氰酸根离子ONC-、硫氰根离子SCN-、硒氰根离子SeCN-、碲氰根离子TeCN-和叠氮酸根离子N3-等。但N3-和TeCN-虽也有卤离子相似性质，但它没有与单质卤素相应母体。

3.拟卤素、拟卤化物与卤素、卤化物相似性拟卤素、拟卤化物性质与卤素、卤化物性质相似地方诸多，重要有如下几点：

(1)游离状态皆有挥发性(聚合体例外)并具备特殊刺激性气味。

(2)氢化物水溶液都是氢酸。

(3)形成和卤素形式类似配离子。如

(4)形成各种互化物。如CNCl、CN(SCN)、CN(SeCN)、SCN·Ci以及ClN3、BrN3、IN3等都已制得。

(5)许多化学性质相似。

①单质具备氧化性、阴离子具备还原性：

拟卤素单质和卤素单质氧化性以及拟卤离子和卤素离子还原性强弱顺序如下：

氧化性：F2＞(OCN)2＞Cl2＞Br2＞(CN)2＞(SCN)2＞I2＞(SeCN)2

还原性：F-＜OCN-＜Cl-＜Br-＜CN-＜SCN-＜I-＜SeCN-

②单质与碱作用：Cl2＋2OH-=ClO-＋Cl-＋H2O

(CN)2＋2OH-=OCN-＋CN-＋H2O

③单质和不饱和烃起加成反映：

④CN-离子Ag(Ⅰ)、Hg(Ⅰ)、Pb(Ⅱ)盐和氯、溴、碘同样，都难溶于水。AgCN和AgCl相似，均可溶于氨水。2、卤素互化物化学性质⑴卤素互化物与卤素单质性质有相似之处，如它们都能与水反映：IBr+H2O＝HBr+HIOCl2+H2O＝HCl+HClO⑵在诸多反映中，它们都是强氧化剂：IBr+2H2O+SO2＝HBr+HI+H2SO4Cl2+2H2O+SO2＝2HCl+H2SO4※也有不同之处，如Cl2与水反映属于氧化还原反映，而IBr与水反映属于非氧化还原反映。【例1】

溴化碘化学性质类似于卤素单质，它与水反映化学方程式为：IBr+H2O＝HBr+HIO下列论述不对的是：A．IBr是共价化合物B．IBr在诸多反映中是强氧化剂C．IBr跟H2O反映时不是氧化剂也不是还原剂D．IBr跟NaOH溶液反映生成NaIO、NaBr和H2O【解析】类比卤素单质性质，但IBr中I为+1价，Br为－1价，故跟NaOH溶液反映生成NaIO、NaBr和H2O，故答案为DⅡ．拟卤素1、概念：拟卤素是指由二个或二个以上非金属元素原子构成原子团，这些原子团在自由状态时，与卤素单质性质相似。重要拟卤素有氰(qíng)(CN)2、硫氰(SCN)2、硒氰(SeCN)2和氧氰(OCN)2。2、拟卤素化学性质拟卤素和卤素性质相似如2Fe+3(SCN)2＝2Fe(SCN)32Fe+3Cl2＝FeCl3拟卤素和卤素也都可与碱发生歧化反映，如(CN)2+2OH－=CN－+CNO－Cl2+2OH－=Cl－+ClO－3、制备办法(以氰为例)4HCN+MnO2eq\o(=,\s\up6(△))Mn(CN)2+2H2O+(CN)24、常用拟卤酸和气体HSCN(硫氰酸,是一种强酸)、(SCN)2(硫氰，气体)，HCNO(氧氰酸，固然又有异构体为雷酸)、(CNO)2(气体),HN3(叠氮酸，极易爆炸)等等。5、其她拟卤素也有某些特殊状况如:(OCN)2通入水中由于在水中有其过强氧化性导致将其自身氧化产生CO2、NH3、O2等等尚有某些例外。拟卤酸酸性有(按顺序递减)：HCNO、HSCN、HCN、HN3另一方面与卤素进行氧化性比较有(依次氧化性减少)：F2、(OCN)2、Cl2、Br2、(SCN)2、I2、(CN)2、(N3)2，但要注意这里不能用氧化还原反映性质来判断其拟卤素阴离子性质，如CNO－可以在水中被Cl2氧化成CO2和N2。【例2】

氰(CN)2、硫氰(SCN)2与卤素单质性质相似，被称为拟卤素。1、试写出(SCN)2与KOH反映化学方程式。2、若它们与卤素强弱顺序为Cl2>Br2>(CN)2>(SCN)2>I2，试写出NaBr与KSCN混合溶液中加入(CN)2反映化学方程式。【解析】要写出(SCN)2与KOH反映化学方程式，把这一种原子团当作是一种卤素原子，可写出(SCN)2+2KOH=KSCN+KSCNO+H2O依照卤素单质置换规律和它们与卤素强弱顺序为Cl2>Br2>(CN)2>(SCN)2>I2可知(CN)2与NaBr不反映，但(CN)2与KSCN会反映：(CN)2+2KSCN=2KCN+(SCN)2（二）氧族元素1、通性（1）价电子层构造ns2np4，氧化态–2、+2、+4、+6，氧仅显–2价（除H2O2及OF2外）。（2）氧族元素原子最外层6个电子，因而它们是非金属（钋除外），但不及卤素活泼。（3）随着原子序数增大，非金属性削弱，氧硫是非金属、硒、碲是半金属，钋是典型金属。氧电负性最高，仅次于氟，因此性质非常活泼，与卤族元素较为相似。2、过氧化氢制备：电解60％H2SO4溶液，减压蒸馏得H2S2O8，水解可得H2O2。H2S2O8+2H2O=2H2SO4+H2O2↑性质：=1\*GB3①不稳定性：H2O2=H2O+1/2O2（光照及少量金属离子存在都能增进分解）=2\*GB3②氧化还原性：由于H2O2氧化数处在中间，因此既显氧化性又显还原性，以氧化性为主。=3\*GB3③弱酸性：H2O2+Ba(OH)2=BaO2+2H2O3、硫化氢和硫化物（1）硫化氢制备：FeS+2HCl=FeCl2+H2SH2S是一种有毒气体，需在通风橱中制备。实验室中以硫代乙酰胺水解产生H2S。CH3CSNH2+2H2O=CH3COONH4+H2S性质：①还原性。硫化氢水溶液不能长期保存，可被空气中氧气氧化析出S。②沉淀剂。由于大多数金属硫化物不溶于水，在定性分析中，以H2S作为分离溶液中阳离子沉淀剂。检查：以Pb(CH3COO)2试纸检查，H2S使试纸变黑：H2S+Pb(CH3COO)2=PbS+CH3COOH（2）硫化物为什么大多数金属硫化物难溶于水，从构造观点来看，由于S2－变形性大，如果阳离子外电子构型是18、18+2或8~18电子构型，由于它们极化能力大，变形性也大，与硫离子间有强烈互相极化作用，由离子键向共价键过渡，因而生成难溶有色硫化物。4、硫酸浓H2SO4与稀H2SO4氧化性不同。在稀H2SO4，显氧化性重要是H+。浓H2SO4是强氧化剂，其中显氧化作用是S6+，它可以氧化其她物质，而自身被还原成低氧化数SO2、S、H2S等等5、亚硫酸及其盐性质：=1\*GB3①不稳定性。=2\*GB3②由于S4+氧化数处在中间，既显还原性，又显氧化性，以还原性为主。配制Na2SO3溶液必要随配随用，放置过久则失效。=3\*GB3③Na2SO3与S作用。（三）氮族元素1、通性（1）价电子层构造为ns2np3，重要氧化态为–3、+3、+5。（2）氮族元素得电子趋势较小，显负价较为困难。因而氮族元素氢化物除NH3外都不稳定，而氧化物均较稳定。（3）由于从As到Bi，随着原子量增长，ns2惰性电子对稳定性增长。2、氨和铵盐（1）NH3具备还原性。（2）配合性：由于NH3上有孤对电子。如：Ag++2NH3=[Ag(NH3)2]+（3）NH与K+电荷相似、半径相似，普通铵盐性质也类似于钾盐。它们盐类同晶，并有相似溶解度。3、硝酸及硝酸盐（1）HNO3是强氧化剂，许多非金属都易被其氧化为相应酸，而HNO3还原产物普通为NO。HNO3几乎溶解所有金属（除Au、P外），HNO3还原产物决定于HNO3浓度及金属活泼性。浓HNO3普通被还原为NO2，稀HNO3还原产物为NO，活泼金属如Zn、Mg与稀HNO3还原产物为N2O，极稀HNO3还原产物为NH。（2）硝酸盐较硝酸稳定，氧化性差，只有在酸性介质中或较高温度下才显氧化性。硝酸盐热分解由于硝酸盐热稳定性差，加热分解时有氧气放出，因此硝酸盐常在高温时作强氧化剂。硝酸盐热分解规律为：(1)金属活动性顺序表中从K到Mg硝酸盐加热时生成亚硝酸盐和氧气，如：Ca(NO3)2=Ca(NO2)2+O2↑(2)金属活动性顺序表中从Mg到Cu（涉及Mg和Cu）硝酸盐加热时生成金属氧化物、二氧化氮和氧气，如：2Cu(NO3)2=2CuO+4NO2↑+O2↑H在金属活动顺序表中排在Mg与Cu之间，因而HNO3受热分解生成NO2、O2、H2O（H氧化物）：4HNO3=4NO2↑+O2↑+2H2O(3)金属活动性顺序表中Cu后来金属硝酸盐加热时生成金属单质、二氧化氮和氧气，如：2AgNO3=2Ag+2NO2↑+O2↑对这一规律可以这样理解：在加热时，各种金属硝酸盐都是不稳定，它们一方面分解为亚硝酸盐和氧气。金属活动性顺序表中镁此前金属亚硝酸盐比较稳定，加热时不再分解；镁和铜之间金属亚硝酸盐不稳定，加热时继续分解为金属氧化物和二氧化氮，这些金属氧化物比较稳定，加热时不再分解；铜之后金属氧化物也不稳定，加热时再分解为金属单质和氧气。硝酸盐和其他任何盐同样，随着阳离子不同，晶体构造不同，它们热稳定性也不相似。硝酸盐热分解，可以有下列几种状况：(1)硝酸铵当加热到120℃时，它开始缓慢分解，温度高于180如果加热到300℃2NH4NO3=4H2O（气）+2N2（气）+O2（气）因此硝酸铵可制炸药，它爆炸危险温度是300℃4、磷含氧酸（1）磷在充分空气中燃烧生成P4O10，这是由P4四周体构造所决定。磷酐与水作用先形成偏磷酸，然后是焦磷酸，最后得到正磷酸。都是以磷氧四周体为构造基本。（2）H3PO4、H3PO3、H3PO2都以磷氧四周体构造为特性。（四）碳族元素1、通性（1）价电子构造为ns2np2，氧化态+2、+4。（2）以Ge到Pb，ns2惰性电子对稳定性增强。2、碳酸及碳酸盐（1）CO2溶于水存在平衡，大某些以CO2、H2O形式存在，只有少某些形成H2CO3，与SO2溶于水状况相似。（2）碳酸盐水解由于碳酸是很弱酸，因此碳酸钠在溶液中水解呈较强碱性，称为纯碱。（3）Na2CO3溶液中加入金属离子，生成何种沉淀，依照碳酸盐及氢氧化物溶解度大小来决定。①金属氢氧化物溶解度不大于碳酸盐溶解度，则生成氢氧化物沉淀，如Fe(III)、Al(III)、Cr(III)。②金属氢氧化物溶解度相近于碳酸盐溶解度，则得到碱式碳酸盐沉淀，如Bi(III)、Hg(II)、Cu(II)、Mg(II)。③金属碳酸盐溶解度不大于氢氧化物溶解度，则得到碳酸正盐沉淀，如Ba(II)、Ca(II)、Cd(II)、Mn(II)、Pb(II)。3、硅酸及硅酸盐（1）硅酸在实验室中，用盐酸与可溶性硅酸盐作用可得硅酸，硅酸是很弱酸，在水中溶解度小。在水中随条件不同，逐渐聚合成硅酸凝胶。（2）由于硅酸很弱，Na2SiO3在溶液中强烈水解呈碱性（3）鉴定SiO：在SiO溶液中加入NH4Cl，发生完全水解，且有H2SiO3沉淀生成并放出NH3。（五）硼族元素1、通性（1）价电子层构造为ns2np1，氧化态+1，+3。硼、铝、镓、铟四个元素都以+3价为特性，铊由于“ns2惰性电子对效应”则重要体现为+1价。（2）在硼族元素+3价共价化合物中，中心原子外层只有6个（3对）电子，仍未满足稳定8电子外层构造，尚有一种空轨道，因而这些化合物均有很强接受电子趋势，容易与具备孤对电子分子或离子形成配合物，这个特性被称为“缺电子”特性。以硼化合物最为明显。2、硼化合物缺电子特性（1）BF3易与HF、NH3等加合（2）H3BO3为一元酸这种酸离解方式体现了硼化合物缺电子特性。（六）p区元素小结以上咱们复习了p区各族元素性质和电子层构造关系及其重要化合物性质。下面以六大性质：酸碱性、热稳定性、熔沸点、溶解度、水解性及氧化还本来总结p区元素性质递变规律。1、酸碱性强弱（1）R–O–H规则：以离子势Φ鉴别Φ=离子电荷/离子半径Φ大，及对O引力大，O电子云密度小，O–H键易断裂，酸性增强。①同一周期中，不同元素合氧酸酸性自左至右增强。由于从左至右离子电荷增高，半径变小，Φ增大，因此酸性增强。②同一主族中，不同元素含氧酸自上而下酸性逐渐削弱。离子电荷相似，自上而下随着周期数增大，半径增大，Φ变小，因此酸性削弱。③同一元素形成几种不同氧化数含氧酸，其酸性随着氧化数升高而增强。（2）鲍林规则：配价键多，酸性强。含氧酸可以写成如下式子：ROm(OH)n，m加大，酸性强。两种理论发生矛盾时，以配价键多少为主。2、热稳定性碳酸盐加热分解为金属氧化物，放出CO2。金属离子极化能力强，碳酸盐热稳定性差。由于Be2+是2电子构造，极化能力最强，因此BeCO3分解温度最低。Mg2+~Ba2+离子电荷相似，但离子半径增大，极化能力减小，因此碳酸盐热稳定性增长。由于H+反极化能力强，热稳定性顺序为：H2CO3＜NaHCO3＜Na2CO3硝酸盐热分解产物因金属离子不同而不同。注意：硝酸分解与碳酸盐不同，由于N–O键不牢，加热易断裂，因此硝酸盐分解放出O2，并在高温时有氧化性。同一成酸元素、不同氧化态含氧酸及其盐中心离子氧化数高，对O2–极化能力强，稳定性高。例如热稳定性变化顺序为：HClO4＞HClO3＞HClO2＞HclO；H2SO4＞H2SO3；HNO3＞HNO23、溶解度离子化合物溶解度决定于晶格能及离子水合能。=1\*GB3①晶格能大，溶解度小。Ca(H2PO4)2CaHPO4Ca2(PO4)3（易溶）（难溶）（难溶）阴离子电荷高，晶格能大，溶解度小。②水合能小，溶解度小。普通碱金属盐类易溶于水，仅少数碱金属盐是难溶。这些难溶盐普通都是由大阴离子构成，并且碱金属离子越大，难溶盐数目越多，这是由于当阴阳离子大小相差悬殊时，离子水合伙用在溶解过程中占优势。水合能小，则溶解度小。例如碱金属高氯酸盐溶解度：NaClO4＞KClO4＞RbClO4同理，由于Mg2+到Ba2+半径增大，离子势减小，水合能减小，则MsSO4到BaSO4溶解度减小。=3\*GB3③共价成分大，溶解度小。ZnSCdSHgS溶解度减小（溶于稀HCl）（溶于浓HCl）（溶于王水）这是由于Zn2+、Cd2+、Hg2+18电子构型，不但极化能力强，变形性也强，随着Zn2+、Cd2+、Hg2+半径增大，变形性增大，附加极化效应增大，共价成分增大，溶解度减小。④聚合限度大，溶解度小。H3BO3由于氢键联成大片，为固体酸，在冷水中溶解度小，可溶于热水。NaHCO3溶解度不大于Na2CO3，由于NaHCO3通过氢键而聚合。4、溶沸点高低（1）离子化合物晶格能大，熔沸点高。由于从Li+到Rb+离子半径增大，离子电荷不变，与F-之间引力削弱，晶格能减小，熔沸点减少。（2）共价成分大，熔沸点低。由于从Na+到Si4+离子正电荷升高，半径减小，极化能力增大，由离子键向共价键过渡，熔沸点减少。（3）非极性分子，分子量增大，色散力增大，熔沸点升高。（4）HF由于形成氢键而缔合，因此熔沸点高。HCl、HBr、HI随着分子量增大，色散力增大，故熔沸点升高。分子间三种力，以色散力为主。（5）SiO2为原子晶体，原子间以共价键相结合，结合力大，因此熔沸点高。而CO2是分子晶体，分子间以范德华力结合，结合力小，因此CO2在室温下是气体。5、盐类水解盐类水解分离子化合物及共价化合物两种状况讨论。（1）离子化合物水解离子化合物水解实质是弱酸或弱碱盐离子与水中电离产生H+或OH－结合，使水解平衡移动。①阳离子：其共轭碱越弱，水解度越大。例如：水解度AsCl3＞SbCl3＞BiCl3②阴离子：其共轭酸越弱，水解度越大。强硬阴离子如ClO、NO等不水解，它们对水pH值无影响，但是弱碱阴离子如CO及SiO等明显水解，使溶液pH值增大。（2）非金属卤化物水解①非金属卤化物水解一方面是由水分子以一对孤电子对配位于与卤素结合元素原子上，然后排出卤离子和氢离子。②非金属卤化物能否水解，决定于中心原子配位数与否已满，若中心原子配位数已满，水就不能配位上去，不能水解，例如CCl4不水解而SiCl4水解。③水解类型BCl3+3H2O=H3BO3+3HClSiCl4+4H2O=H2SiO4+4HClPCl5+4H2O=H3PO4+5HClNCl3+3H2O=NH3+3HOCl前三种类型是H2O中OH－离子与中心原子相结合，生成含氧酸。而第四种类型是H+与中心离子相结合，OH－与C1结合生成次氯酸。由于NCl3中N原子周边已有4对电子对，但配位数未满，有一对孤对电子，水分子中氢原于有空轨道，因此与N孤电子对结合，发生水解作用。（3）防止水解及水解应用。①配制溶液时，常因水解生成沉淀，为了防止水解，需加相应酸。如：SnCl2+H2O=Sn(OH)C14+HCl在上式反映中加HCl可使水解平衡向左移动，防止沉淀产生。②制备无水盐，需考虑水解。如：ZnCl2·H2O=Zn(OH)C1+HCl在上述反映中，蒸发脱水时由于温度升高，水解度增大，不能得到无水盐，只能得到水解产物。只有在氯化氢氛围中蒸发，才干得到无水盐。6、氧化还原性（1）含氧酸及其盐氧化还原性①含氧酸氧化还原性与其氧化数关于，氧化数最高含氧酸仅显氧化性，如HNO3、浓H2SO4。氧化数处在中间状态，既显氧化性又显还原性，如HNO2、H2SO3。成酸元素氧化态处在最低时仅显还原性，如NH3、H2S。②在同一周期中，各元素最高氧化态含氧酸氧化性从左到右增强，例如H2SiO4和H3PO4几乎无氧化性，H2SO4只有在高温和浓度大时体现强氧化性，而HClO4是强氧化剂。③氧化还原性与稳定性关于，同一元素不同价态含氧酸越稳定，其氧化性就越弱，反之稳定性越差、氧化性越强。④溶液pH值对含氧酸及其盐氧化还原性影响很大。同一物质在不同pH值条件下，其氧化还原强度不同，含氧酸盐在酸性介质中氧化性比在中性或碱性介质中强，含氧酸盐作还原剂时，在碱性介质中还原性比酸性介质中强。（2）非金属单质氧化还原性=1\*GB3①B、Si在碱性溶液中与H2O作用放出H2气。②C、N、O与H2O不反映。③F2与H2O作用放出O2气。④P、S、C12、Br2、I2与碱作用发生歧化反映。（七）p区元素氢化物性质递变规律1、稳定性对于同一族元素从上到下、对于同一周期元素从右到左电负性减小，与氢结合能力削弱，稳定性削弱。以氮族氢化物为例，NH3很稳定，PH3加热则分解为其构成元素。AsH3和SbH3在室温时逐渐自动分解，BiH3很容易分解。2、还原性除了HF外，其他分子型氢化物均有还原性。氢化物HnA还原性来自An－，并且An－失电子能力和其半径及电负性大小关于。在周期表中，从上到下、从右到左，An－半径增大，电负性减小，An－失电子能力依上述方向递增，因此氢化物还原性也按此方向递增。以第三周期氢化物为例，SiH4、PH3与空气或氧接触即自动燃烧，H2S需加热才干在氧中燃烧，HCl需加热加催化剂才干与氧作用。3、酸碱性按质子理论，物质为酸或碱，是与它能否给出和接受质子关于，而酸碱强度又与给出质子和接受质子难易限度关于。碳族元素氢化物既不给出质子又不接受质子，无所谓酸碱性。氮族元素氢化物接受质子倾向不不大于给出质子倾向，因此它们是碱。而氧族元素及卤素氢化物大某些是酸，个别如H2O既是酸又是碱。（二）副族元素及其化合物一、通论d区元素是指=3\*ROMANIIIB~=8\*ROMANVIII族元素，ds区元素是指=1\*ROMANIB、=2\*ROMANIIB族元素。d区元素外围电子构型是(n－1)d1~10ns1~2（Pd例外），ds区元素外围电子构型是(n－1)d10ns1~2。它们分布在第4、5、6周期之中，而咱们重要讨论第4周期d区和ds区元素。第4周期d区、ds区元素某些性质Sc3d14s2Ti3d24s2V3d34s2Cr3d54s1Mn3d54s2Fe3d64s2Co3d74s2Ni3d84s2Cu3d104s1Zn3d104s2熔点/℃195316751890189012041535149514531083419沸点/℃272732603380248220773000290027322595907原子半径/Pm164147135129127126125125128137M2+半径/Pm－908884807674677274I1kJ·mol－1631658650652.8717.4759.4758736.7745.5906.4室温密度/gcm－32.994.55.967.207.207.868.98.908.927.14氧化态3–1,0,23,4–1,0,23,4,5–2,–1,02,3,45,6–1,0,12,3,45,6,70,2,34,5,60,23,40,23,(4)*1,23(1)2*（）内为不稳定氧化态。同一周期d区或ds区元素有许多相似性，如金属性递变不明显、原子半径、电离势等随原子序数增长虽有变化，但不明显，都反映出d区或ds区元素从左至右水平相似性。d区或ds区元素有许多共同性质：（1）它们都是金属，由于它们最外层都只有1~2个电子。它们硬度大，熔、沸点较高。第4周期d区元素都是比较活泼金属，题目能置换酸中氢；而第5、6周期d区元素较不活泼，它们很难和酸作用。（2）除少数例外，它们都存在各种氧化态，且相邻两个氧化态差值为1或2，如Mn，它有–1，0，1，2，3，4，5，6，7；而p区元素相邻两氧化态间差值常是2，如Cl，它有–1，0，1，3，5，7等氧化态。最高氧化态和族号相等，但=8\*ROMANVIII族除外。第4周期d区元素最高氧化态化合物普通不稳定；而第5、6周期d区元素最高氧化态化合物则比较稳定，且最高氧化态化合物重要以氧化物、含氧酸或氟化物形式存在，如WO3、WF6、MnO、FeO、CrO等，最低氧化态化合物重要以配合物形式存在，如[Cr(CO)5]2–（3）它们水合离子和酸根离子常呈现一定颜色。这些离子颜色同它们离子存在未成对d电子发生跃迁关于。某些d去元素水合离子颜色电子构型未成对电子数阳离子水合离子颜色3d000Sc3+Ti4+无色无色3d111Ti3+V4+紫色蓝色3d22V3+绿色3d333V2+Cr3+紫色紫色3d444Mn3+Cr2+紫色蓝色3d555Mn2+Fe3+肉色浅紫色3d64Fe2+绿色3d73Co2+粉红色3d82Ni2+绿色3d91Cu2+蓝色3d100Zn2+无色常用酸根离子颜色有：CrO（黄色）、Cr2O（橙色）、MnO（绿色）、MnO（紫红色）。（4）它们原子或离子形成配合物倾向都较大。由于它们电子构型具备接受配体孤电子对条件。以上这些性质都和它们电子层构造关于。二、d区元素（一）钛副族1、钛副族元素基本性质钛副族元素原子价电子层构造为(n－1)d2ns2，因此钛、锆和铪最稳定氧化态是+4，另一方面是+3，+2氧化态则比较少见。在个别配位化合物中，钛还可以呈低氧化态0和–l。锆、铪生成低氧化态趋势比钛小。它们M(Ⅳ)化合物重要以共价键结合。在水溶液中重要以MO2+形式存在，并且容易水解。由于镧系收缩，铪离子半径与锆接近，因而它们化学性质极相似，导致锆和铪分离上困难。2、钛及其化合物（1）钛钛是活泼金属，在高温下能直接与绝大多数非金属元素反映。在室温下，钛不与无机酸反映，但能溶于浓、热盐酸和硫酸中：2Ti+6HCl(浓)2TiCl3+3H2↑2Ti+3H2SO4(浓)2Ti2(SO4)3+3H2↑钛易溶于氢氟酸或具有氟离子酸中：Ti+6HFTiF+2H++2H2↑（2）二氧化钛二氧化钛在自然界以金红石为最重要，不溶于水，也不溶于稀酸，但能溶于氢氟酸和热浓硫酸中：TiO2+6HF=H2[TiF6]+2H2OTiO2+2H2SO4=2Ti(SO4)2+2H2OTiO2+H2SO4=2TiOSO4+H2O（3）四氯化钛四氯化钛是钛一种重要卤化物，以它为原料，可以制备一系列钛化合物和金属钛。它在水中或潮湿空气中都极易水解将它暴露在空气中会发烟：TiCl4+2H2O=TiO2+4HCl（4）钛(Ⅳ)配位化合物钛(Ⅳ)可以与许多配合剂形成配合物，如[TiF6]2－、[TiCl6]2－、[TiO(H2O2)]2+等，其中与H2O2配合物较重要。运用这个反映可进行钛比色分析，加入氨水则生成黄色过氧钛酸H4TiO6沉淀，这是定性检出钛敏捷办法。（二）钒副族1、钒副族元素基本性质钒副族涉及钒、铌、钽三个元素，它们价电子层构造为(n-1)d3ns2，5个价电子都可以参加成键，因而最高氧化态为+5，相称于d0构造，为钒族元素最稳定一种氧化态。按V、Nb、Ta顺序稳定性依次增强，而低氧化态稳定性依次削弱。铌钽由于半径相近，性质非常相似。2、钒及其化合物（1）钒金属钒容易呈钝态，因而在常温下活泼性较低。块状钒在常温下不与空气、水、苛性碱作用，也不与非氧化性酸作用，但溶于氢氟酸，也溶于强氧化性酸（如硝酸和王水）中。在高温下，钒与大多数非金属元素反映，并可与熔融苛性碱发生反映。（2）五氧化二钒V2O5可通过加热分解偏钒酸铵或三氯氧化钒水解而制得：2NH4VO3V2O5+2NH3+H2O2VOCl3+3H2O=V2O5+6HCl在工业上用氯化焙烧法解决钒铅矿，提取五氧化二钒。V2O5比TiO2具备较强酸性和较强氧化性，它重要显酸性，易溶于碱：V2O5+6NaOH=2Na3VO4+3H2O也能溶解在强酸中（pH＜1）生成VO2+离子。V2O5是较强氧化剂：V2O5+6HCl=2VOCl2+Cl2+3H2O（3）钒酸盐和多钒酸盐钒酸盐有偏钒酸盐MVO3、正钒酸盐M3VO4和多钒酸盐（M4V2O7、M3V3O9）等。只有当溶液中钒总浓度非常稀（低于10－4mol·L－1）且溶液呈强碱性（pH＞13）时，单体钒酸根才干在溶液中稳定存在；当pH下降，溶液中钒总浓度不大于10－4mol·L－1时，溶液中以酸式钒酸根离子形式存在，如HVO、H2VO；当溶液中钒总浓度不不大于10－4mol·L－1时，溶液中存在一系列聚合物种（多钒酸盐）如V2O、V3O、V4O、V10O等。（三）铬副族1、铬副族基本性质周期系第=6\*ROMANVIB族涉及铬、钼、钨三个元素。铬和钼价电子层构造为(n-1)d5ns1，钨为(n-1)d4ns2。它们最高氧化态为+6，都具备d区元素各种氧化态特性。它们最高氧化态按Cr、Mo、W顺序稳定性增强，而低氧化态稳定性则相反。2、铬及其化合物（1）铬铬比较活泼，能溶于稀HCl、H2SO4，起初生成蓝色Cr2+溶液，而后为空气所氧化成绿色Cr3+溶液：Cr+2HCl=CrCl2+H2↑4CrCl2+4HCl+O2=4CrCl3+2H2O铬在冷、浓HNO3中钝化。（2）铬(III)化合物向Cr3+溶液中逐滴加入2mol·dm–3NaOH，则生成灰绿色Cr(OH)3沉淀。Cr(OH)3具备两性：Cr(OH)3+3H+=Cr3++3H2OCr(OH)3+OH－=Cr(OH)(亮绿色)铬(III)配合物配位数都是6（少数例外），其单核配合物空间构型为八面体，Cr3+离子提供6个空轨道，形成六个d2sp3杂化轨道。（2）铬酸、铬酸盐和重铬酸盐若向黄色CrO溶液中加酸，溶液变为橙色Cr2O（重铬酸根）液；反之，向橙色Cr2O溶液中加碱，又变为CrO黄色液：2CrO(黄色)+2H+Cr2O(橙色)+H2OK=1.2×1014H2CrO4是一种较强酸（=4.1，=3.2×10－7），只存在于水溶液中。氯化铬酰CrO2Cl2是血红色液体，遇水易分解：CrO2Cl2+2H2O=H2CrO4+2HCl常用难溶铬酸盐有Ag2CrO4（砖红色）、PbCrO4（黄色）、BaCrO4（黄色）和SrCrO4（黄色）等，它们均溶于强酸生成M2+和Cr2O。K2Cr2O7是惯用强氧化剂（=1.33V）饱和K2Cr2O7溶液和浓H2SO4混合液用作实验室洗液。在碱性溶液中将Cr(OH)氧化为CrO，要比在酸性溶液将Cr3+氧化为Cr2O容易得多。而将Cr(=6\*ROMANVI)转化为Cr(=3\*ROMANIII)，则常在酸性溶液中进行。3、钼和钨重要化合物（1）钼、钨氧化物MoO3、WO3和CrO3不同，它们不溶于水，仅能溶于氨水和强碱溶液生成相应合氧酸盐。（2）钼、钨含氧酸及其盐钼酸、钨酸与铬酸不同，它们是难溶酸，酸性、氧化性都较弱，钼和钨含氧酸盐只有铵、钠、钾、铷、锂、镁、银和铊(I)盐溶于水，别的含氧酸盐都难溶于水。氧化性很弱，在酸性溶液中只能用强还原剂才干将它们还原到+3氧化态。（四）锰副族1、锰副族基本性质ⅦB族涉及锰、锝和铼三个元素。其中只有锰及其化合物有很大实用价值。同其他副族元素性质递变规律同样，从Mn到Re高氧化态趋向稳定。低氧化态则相反，以Mn2+为最稳定。2、锰及其化合物（1）锰锰是活泼金属，在空气中表面生成一层氧化物保护膜。锰在水中，因表面生成氢氧化锰沉淀而制止反映继续进行。锰和强酸反映生成Mn(=2\*ROMANII)盐和氢气。但和冷浓H2SO4反映很慢（钝化）。（2）锰(=2\*ROMANII)化合物在酸性介质中Mn2+很稳定。但在碱性介质中Mn(=2\*ROMANII)极易氧化成Mn(=4\*ROMANIV)化合物。Mn(OH)2为白色难溶物，Ksp=4.0×10－14，极易被空气氧化，甚至溶于水中少量氧气也能将其氧化成褐色MnO(OH)2沉淀。2Mn(OH)2+O2=2MnO(OH)2↓Mn2+在酸性介质中只有遇强氧化剂(NH4)2S2O8、NaBiO3、PbO2、H5IO6时才被氧化。2Mn2++5S2O+8H2O=2MnO+10SO+16H+ 2Mn2++5NaBiO3+14H+=2MnO+5Bi3++5Na++7H2O（3）锰(=4\*ROMANIV)化合物最重要Mn(=4\*ROMANIV)化合物是MnO2，二氧化锰在中性介质中很稳定，在碱性介质中倾向于转化成锰(Ⅵ)酸盐；在酸性介质中是一种强氧化剂，倾向于转化成Mn2+。2MnO2+2H2SO4(浓)=2MnSO4+O2↑+2H2OMnO2+4HCl(浓)=MnCl2+Cl2↑+2H2O简朴Mn(=4\*ROMANIV)盐在水溶液中极不稳定，或水解生成水合二氧化锰MnO(OH)2，或在浓强酸中和水反映生成氧气和Mn(=2\*ROMANII)。（4）锰(=6\*ROMANVI)化合物最重要Mn(=6\*ROMANVI)化合物是锰酸钾K2MnO4。在熔融碱中MnO2被空气氧化生成K2MnO4。2MnO2+O2+4KOH=2K2MnO4(深绿色)+2H2O在酸性、中性及弱碱性介质中，K2MnO4发生歧化反映：3K2MnO4+2H2O=2KMnO4+MnO2+4KOH锰酸钾是制备高锰酸钾（KMnO4）中间体。2MnO+2H2O2MnO+2OH－+H2↑KMnO4是深紫色晶体，是强氧化剂。和还原剂反映所得产物因溶液酸度不同而异。例如和SO反映：酸性2MnO+5SO+6H+=2Mn2++5SO+3H2O近中性2MnO+3SO+H2O=2MnO2+3SO+2OH－碱性：2MnO+SO+2OH－=2MnO+SO+H2OMnO在碱性介质中不稳定：4MnO+4OH－=4MnO+O2+2H2OKMnO4晶体和冷浓H2SO4作用，生成绿褐色油状Mn2O7，它遇有机物即燃烧，受热爆炸分解：2KMnO4+H2SO4(浓)=Mn2O7+K2SO4+H2O2Mn2O7=3O2+4MnO2（五）铁系元素1、铁系元素基本性质位于第4周期、第一过渡系列三个=8\*ROMANVIII族元素铁、钴、镍，性质很相似，称为铁系元素。铁、钴、镍三个元素原子价电子层构造分别是3d64s2、3d74s2、3d84s2，它们原子半径十分相近，最外层均有两个电子，只是次外层3d电子数不同，因此它们性质很相似。铁最高氧化态为+6，在普通条件下，铁常用氧化态是+2、+3，只有与很强氧化剂作用时才生成不稳定+6氧化态化合物。钴和镍最高氧化态为+4，在普通条件下，钴和镍常用氧化态都是+2。钴+3氧化态在普通化合物中是不稳定，而镍+3氧化态则更少见。2、铁化合物（1）铁氧化物和氢氧化物铁氧化物颜色不同，FeO、Fe3O4为黑色，Fe2O3为砖红色。向Fe2+溶液中加碱生成白色Fe(OH)2，及时被空气中O2氧化为棕红色Fe(OH)3。Fe(OH)3显两性，以碱性为主。新制备Fe(OH)3能溶于强碱。（2）铁盐Fe(=2\*ROMANII)盐有两个明显特性，即还原性和形成较稳定配离子。Fe(=2\*ROMANII)化合物中以(NH4)2SO4·FeSO4·6H2O（摩尔盐）比较稳定，用以配制Fe(=2\*ROMANII)溶液。向Fe(=2\*ROMANII)溶液中缓慢加入过量CN－，生成浅黄色Fe(CN)，其钾盐K4[Fe(CN)6]·3H2O是黄色晶体，俗称黄血盐。若向Fe3+溶液中加入少量Fe(CN)溶液，生成难溶蓝色沉淀KFe[Fe(CN)6]，俗称普鲁士蓝。Fe3++K++Fe(CN)=KFe[Fe(CN)6]↓Fe(=3\*ROMANIII)盐有三个明显性质：氧化性、配合性和水解性。Fe3+能氧化Cu为Cu2+，用以制印刷电路板。[FeSCN]2+具备特性血红色。[Fe(CN)6]3－钾盐K3[Fe(CN)6]是红色晶体，俗称赤血盐。向Fe2+溶液中加入[Fe(CN)6]3－，生成蓝色难溶KFe[Fe(CN)6]，俗称滕布尔蓝。Fe2++K++[Fe(CN)6]3－=KFe[Fe(CN)6]↓经构造分析，滕布尔蓝和普鲁士蓝是同一化合物，它们有各种化学式，本章简介KFe[Fe(CN)6]只是其中一种。Fe(=3\*ROMANIII)对F－离子亲和力很强，FeF3（无色）稳定常数较大，在定性和定量分析中用以掩蔽Fe3+。Fe3+离子在水溶液中有明显水解作用，在水解过程中，同步发生各种缩合反映，随着酸度减少，缩合度也许增大而产生凝胶沉淀。运用加热水解使Fe3+生成Fe(OH)3除铁，是制备各类无机试剂重要中间环节。3、钴、镍及其化合物（1）钴、镍钴和镍在常温下对水和空气都较稳定，它们都溶于稀酸中，与铁不同是，铁在浓硝酸中发生“钝化”，但钴和镍与浓硝酸发生激烈反映，与稀硝酸反映较慢。钴和镍与强碱不发生作用，故实验室中可以用镍制坩埚熔融碱性物质。（2）钴、镍氧化物和氢氧化物钴、镍氧化物颜色各异，CoO灰绿色，Co2O3黑色；NiO暗绿色，Ni2O3黑色。向Co2+溶液中加碱，生成玫瑰红色（或蓝色）Co(OH)2，放置，逐渐被空气中O2氧化为棕色Co(OH)3。向Ni2+溶液中加碱生成比较稳定绿色Ni(OH)2。Co(OH)3为碱性，溶于酸得到Co2+（由于Co3+在酸性介质中是强氧化剂）：4Co3++2H2O=4Co2++4H++O2↑（3）钴、镍盐常用Co(=2\*ROMANII)盐是CoCl2·6H2O，由于所含结晶水数目不同而呈现各种不同颜色：CoCl2·6H2O(粉红)CoCl2·2H2O(紫红)CoCl2·H2O(蓝紫)CoCl2(蓝)这个性质用以制造变色硅胶，以批示干燥剂吸水状况。Co(=2\*ROMANII)盐不易被氧化，在水溶液中能稳定存在。而在碱性介质中，Co(OH)2能被空气中O2氧化为棕色Co(OH)3沉淀。Co(=3\*ROMANIII)是强氧化剂（=1.8V），在水溶液中极不稳定，易转化为Co2+。Co(=3\*ROMANIII)只存在于固态和配合物中，如CoF3、Co2O3、Co2(SO4)3·18H2O；[Co(NH3)6]Cl3、K3[Co(NH)6]、Na3[Co(NO2)6]。常用Ni(=2\*ROMANII)盐有黄绿色NiSO4·7H2O，绿色NiCl2·6H2O和绿色Ni(NO3)2·6H2O。常用配离子有[Ni(NH3)6]2+、[Ni(CN)4]2－、[Ni(C2O4)3]4－等。Ni2+在氨性溶液中同丁二酮肟（镍试剂）作用，生成鲜红色螯合物沉淀，用以鉴定Ni2+。三、ds区元素（一）铜族元素1、铜族元素基本性质铜族元素涉及铜、银、金，属于IB族元素，位于周期表中ds区。铜族元素构造特性为(n-1)d10ns1，从最外层电子说，铜族和IA族碱金属元素都只有1个电子，失去s电子后都呈现+1氧化态；因而在氧化态和某些化合物性质方面IB与IA元素有某些相似之处，但由于IB族元素次外层比IA族元素多余10个d电子，它们又有某些明显差别。如：（1）与同周期碱金属相比，铜族元素原子半径较小，第一电离势较大，体当前物理性质上：IA族单质金属熔点、沸点、硬度均低；而IB族金属具备较高熔点和沸点，有良好延展性、导热性和导电性。（2）化学活泼性：铜族元素原则电极电势比碱金属为正。IA族是极活泼轻金属，在空气中极易被氧化，能与水激烈反映，同族内活泼性自上而下增大；IB族都是不活泼重金属，在空气中比较稳定，与水几乎不起反映，同族内活泼性自上而下减小。（3）铜族元素有+1、+2、+3等三种氧化态，而碱金属只有+1一种。碱金属离子普通是无色，铜族水合离子大多数显颜色。（4）IIA族所形成化合物多数是离子型化合物，IB族化合物有相称限度共价性。IA族氢氧化物都是极强碱，并且非常稳定；IB族氢氧化物碱性较弱，且不稳定，易脱水形成氧化物。（5）IA族离子普通很难成为配合物形成体，IB族离子有很强配合能力。2、铜、银、金及其化合物（1）铜、银和金铜族元素化学活性从Cu至Au减少，重要体当前与空气中氧反映和与酸反映上。室温时，在纯净干燥空气中，铜、银、金都很稳定。在加热时，铜形成黑色氧化铜，但银和金不与空气中氧化合。在具有CO2潮湿空气中放久后，铜表面会慢慢生成一层绿色铜锈：2Cu+O2+H2O+CO2=Cu(OH)2·CuCO3银和金不发生上述反映。铜、银可以被硫腐蚀，特别是银对硫及硫化物（H2S）极为敏感，这是银器暴露在具有这些物质空气中生成一层Ag2S黑色薄膜而使银失去白色光泽重要因素。金不与硫直接反映。铜族元素均能与卤素反映。铜在常温下就能与卤素反映，银反映很慢，金必要加热才干与干燥卤素起反映。铜、银、金都不能与稀盐酸或稀硫酸作用放出氢气，但在有空气存在时，铜可以缓慢溶解于稀酸中，铜还可溶于热浓盐酸中：2Cu+4HCl+O2=2CuCl2+2H2O2Cu+2H2SO4+O2=2CuSO4+2H2O2Cu+8HCl（浓）2H3[CuCl4]+H2↑铜和银溶于硝酸或热浓硫酸，而金只能溶于王水（这时HNO3做氧化剂，HCl做配位剂）：Au+4HCl+HNO3=HAuCl4+NO↑+2H2O（2）铜化合物=1\*GB3①Cu(=1\*ROMANI)化合物在酸性溶液中Cu+离子易于歧化而不能在酸性溶液中稳定存在。2Cu+Cu+Cu2+K=1.2×106（293K）但必要指出，Cu+在高温及干态时比Cu2+离子稳定。Cu2O和Ag2O都是共价型化合物，不溶于水。Ag2O在573K分解为银和氧；而Cu2O对热稳定。CuOH和AgOH均很不稳定，不久分解为M2O。用适量还原剂（如SO2、Sn2+、Cu……）在相应卤素离子存在下还原Cu2+离子，可制得CuX。如：Cu2++2Cl－+Cu2CuCl↓(白)H[CuCl2]2Cu2++4I=2CuI↓(白)+I2Cu+为d10型离子，具备空外层s、p轨道，能和X－（F－除外）、NH3、S2O、CN－等配体形成稳定限度不同配离子。无色[Cu(NH3)2]+在空气中易于氧化成深蓝色[Cu(NH3)4]2+离子。=2\*GB3②Cu(=1\*ROMANI)化合物+2氧化态是铜特性氧化态。在Cu2+溶液中加入强碱，即有蓝色Cu(OH)2絮状沉淀析出，它微显两性，既溶于酸也能溶于浓NaOH溶液，形成蓝紫色[Cu(OH)4]2－离子：Cu(OH)2+2OH－=[Cu(OH)4]2－Cu(OH)2加热脱水变为黑色CuO。在碱性介质中，Cu2+可被含醛基葡萄糖还原成红色Cu2O，用以检查糖尿病。最常用铜盐是CuSO4·5H2O（胆矾），它是制备其她铜化合物原料。Cu2+为d9构型，绝大多数配离子为四短两长键细长八面体，有时干脆成为平面正方形构造。如[Cu(H2O)4]2+（蓝色）、[Cu(NH3)4]2+（深蓝色）、[Cu(en)2]2+（深蓝紫）、(NH4)2CuCl4（淡黄色）中CuCl离子等均为平面正方形。由于Cu2+有一定氧化性，因此与还原性阴离子，如I－、CN－等反映，生成较稳定CuI及[Cu(CN)2]－，而不是CuI2和[Cu(CN)4]2－。（3）银化合物氧化态为+=1\*ROMANI银盐一种重要特点是只有AgNO3、AgF和AgClO4等少数几种盐溶于水，其他则难溶于水。非常引人注目是，AgClO4和AgF溶解度高得惊人（298K时分别为5570g·L－1和1800g·L－1）。Cu(=1\*ROMANI)不存在硝酸盐，而AgNO3却是一种最重要试剂。固体AgNO3极其溶液都是氧化剂（=0.799V），可被氨、联氨、亚磷酸等还原成Ag。2NH2OH+2AgNO3=N2↑+2Ag↓+2HNO3+2H2ON2H4+4AgNO3=N2↑+4Ag↓+4HNO3H3PO3+2AgNO3+H2O=H3PO4+2Ag↓+2HNO3Ag+和Cu2+离子相似，形成配合物倾向很大，把难溶银盐转化成配合物是溶解难溶银盐重要办法。（4）金化合物Au(=3\*ROMANIII)化合物最稳定，Au+像Cu+离子同样容易发生歧化反映，298K时反映平衡常数为1013。3Au+Au3++2Au可见Au+(aq)离子在水溶液中不能存在。Au+像Ag+同样，容易形成二配位配合物，例如[Au(CN)2]－。在最稳定+=3\*ROMANIII氧化态化合物中有氧化物、硫化物、卤化物及配合物。碱与Au3+水溶液作用产生一种沉淀物，这种沉淀脱水后变成棕色Au2O3。Au2O3溶于浓碱形成含[Au(OH)4]－离子盐。将H2S通入AuCl3无水乙醚冷溶液中，可得到Au2S3，它遇水后不久被还原成Au(=1\*ROMANI)或Au。金在473K时同氯气作用，可得到褐红色晶体AuCl3。在固态和气态时，该化合物均为二聚体（类似于Al2Cl6）。AuCl3易溶于水