《无机化学》第六版 课件 第10章 过渡元素选述

无机化学高职高专化学教材编写组编（第六版）“十二五”职业教育国家规划教材修订版高等职业教育新形态一体化教材第十章过渡元素选述“十二五”职业教育国家规划教材高等职业教育新形态一体化教材

知识目标：1.铜、银、锌、汞单质的性质和用途；2.铜、银、锌、汞的氧化物、氢氧化物及其重要盐类的性质；3.铬、锰、铁、钴、镍，单质及其重要化合物的性质结构和用途。能力目标：1.Cu(Ⅰ)、Cu(Ⅱ)；Hg(Ⅰ)、Hg(Ⅱ)之间的相互转化；2.主族与副族元素的性质对比3.铬（Ⅲ、Ⅵ）；锰（Ⅳ、Ⅵ、Ⅶ）化合物的性质和相互转化。价层电子构型

它们的共同特点是随着核电荷的增加，电子依次充填在次外层的d轨道上，它对核的屏蔽作用比外层电子的大，致使有效核电荷增加不多。原子半径

同周期元素的原子半径从左到右只略有减小，不如电子填充在最外层的主族元素减小得那样明显。同族的过渡元素而言，其原子半径自上而下也增加不大。第一节过渡元素的通性氧化值

有多种氧化值

过渡元素次外层d电子也能部分或全部作为价电子参与成键，形成多种氧化值。

例如，Mn有+2、+3、+4、+6、+7等。而主族元素的氧化值通常是跳跃式的变化。例如，Sn、Pb为+2、+4；Cl为+1、+3、+5、+7等。大多过渡元素的最高氧化值等于它们所在族数，这一点和主族元素相似。单质的物理性质

过渡金属的密度、硬度、熔点和沸点一般比较高(ⅡB族元素除外)。

例如

单质密度最大的是锇为22.48g·cm3

熔点最高的是钨(3370℃)，

硬度最大的为铬(9)。

这种现象与过渡元素的原子半径较小，晶体中除s电子外还有d电子参与成键等因素有关。单质的化学性质

第一过渡系都是比较活泼的金属，它们的标准电极势都是负值(Cu除外)。第二、三过渡系较不活泼。

水合离子的颜色

过渡元素的水合离子往往具有颜色，这种现象与许多过渡金属离子具有未成对的d电子有关。

例如Cu+、Ag+、Zn2+、Cd2+

、Hg2+等离子没有未成对的d电子，所以都是无色的。

而下面的离子未成对的d电子数1，水合离子都呈现独特的颜色。Cu2+(天蓝色)，Ti3+(紫色)，Ni2+(绿色)，V3+(绿色)，Cr3+(蓝紫色)，Co2+(粉红色)，Fe2+(浅绿色)，Mn2+(极浅粉红色)铜副族

即IB族：铜、银、金。价层电子构型

次外层10个电子，最外层1个电子，有效核电荷大，原子半径小，对最外层s电子的吸引力强，电离能大，金属活泼性差。铜族元素的通性

是不活泼的重金属，铜族高氧化值的离子，由于其外层有成单d电子，都有颜色，如Cu2+为蓝色，Au3+为红黄色等。第二节铜副族元素

铜族元素的化合物多为共价型，铜族元素易形成配位化合物。单质

铜只有在加热的条件下，才能和氧生成黑色的CuO：

2Cu+O2=2CuO但铜与含有CO2的潮湿空气接触，表面易生成一层“铜绿”，主要成分为Cu(OH)2·CuCO3。

银、金不和氧反应。

银与硫有较强的亲合作用，当和含H2S的空气接触时即逐渐变暗：

4Ag+2H2S+O2=2Ag2S+2H2O与卤素作用：

铜在常温下就有反应，银较慢，金只是在加热下才能反应。与硝酸的作用

铜和银能溶于HNO3，金只溶于王水。形成配合物

铜、银、金都易形成配合物。利用这一性质，用氰化物从Ag，Au的硫化物矿或砂金中提取银和金。提取过程如下：

铜、银、金都有很好的延展性、导电性和传热性。金是金属中延展性最强的，例如1g纯金(绿豆粒大小)能抽成2km长的金丝，展压成0.1μm的金箔。黄金的延展性铜的化合物

铜通常有+1和+2两种氧化值的化合物。Cu(Ⅱ)化合物为常见，如氧化铜、硫酸铜等。Cu(Ⅰ)化合物常称为亚铜化合物，如氧化亚铜、硫化亚铜等。Cu(Ⅰ)和Cu(Ⅱ)两类化合物的性质对比

溶解性

Cu(Ⅰ)化合物，诸如它的氧化物、硫化物、卤化物、氰化物等大都难溶于水(配合物除外)；Cu(Ⅱ)化合物能溶于水的较多。

稳定性

在固态时，Cu(Ⅰ)化合物比较稳定。从电子层结构看，Cu(Ⅰ)的价层电子为d10构型，Cu(Ⅱ)为d9构型，前者应比后者稳定。例如：自然界存在的辉铜矿Cu2S、赤铜矿Cu2O都是Cu(Ⅰ)化合物。又如CuO在1100℃分解成Cu2O、O2；而Cu2O高达1800℃才开始分解。在溶液中，Cu(Ⅱ)化合物比较稳定。一方面由于Cu的价电子层结构为3d104s1，Cu除了能失去4s1电子外，还能再失去3d10的一个电子，形成Cu2+离子。

Cu2+离子有较大的水合热(2119kJ·mol-1)，在水溶液中形成了稳定的[Cu(H2O)4]2+配离子。

Cu(Ⅰ)歧化

在溶液中，Cu(Ⅰ)易歧化分解为Cu和Cu(Ⅱ)在生产实践中，制得的亚铜化合物必须迅速从溶液中滤出并立即干燥，然后密闭包装，才能保持它的稳定性。然而要完全隔绝潮气并不容易，故亚铜化合物往往不能长久保存。Cu(Ⅰ)化合物

氧化亚铜

暗红色固体，有毒。不溶于水，对热稳定，但在潮湿空气中缓慢被氧化成氧化铜。

Cu2O为碱性氧化物，能溶于稀H2SO4，但立即歧化分解：

Cu2O+H2SO4=CuSO4+Cu+H2OCu2O溶于氨水和氢卤酸时，分别形成稳定的无色配合物，如[Cu(NH3)2]+、[CuX2]-、[CuX3]

2-等。Cu2O的制备干法制备

铜粉和CuO的混合物在密闭容器中煅烧，即得Cu2O：湿法制备

以CuSO4为原料，Na2SO3为还原剂，陆续加入适量NaOH，反应过程中溶液维持微酸性(pH=5)，Cu2O即按以下反应析出：氯化亚铜(CuCl)

CuCl难溶于水。在潮湿空气中迅速被氧化，由白色而变绿。

它能溶于氨水、浓HCl及NaCl，KCl溶液，并生成相应的配合物。

CuCl是共价化合物，其熔体导电性差。它的分子式应是Cu2Cl2，通常将其化学式写为CuCl。

CuCl能吸收CO而生成CuCl·CO，故在分析化学上作为CO的吸收剂等，应用颇为广泛。制备CuCl

主要反应硫酸铜与过量的食盐作用：还原：将SO2通入上述溶液中：冲稀分解：将上述溶液加入到大量水中，让配合物转为沉淀物：铜(Ⅱ)化合物氧化铜(CuO)

CuO为黑色粉末，难溶于水。它是偏碱性氧化物，溶于稀酸：

由于配合作用，也溶于NH4Cl或KCN等溶液。制备化学法：由Cu(NO3)2或Cu2(OH)2CO3受热分解。

工业制备：常利用废铜料，先制成CuSO4，再由金属铁还原得到比较纯净的铜粉。铜粉经焙烧得CuO。有关反应如下：氢氧化铜[Cu(OH)2]

浅蓝色粉末，难溶于水。60～80℃时逐渐脱水而成CuO，颜色随之变暗。Cu(OH)2稍有两性，易溶于酸只溶于较浓的强碱，生成四羟基合铜(Ⅱ)配离子：

Cu(OH)2易溶于氨水，能生成深蓝色的四氨合铜(Ⅱ)配离子[Cu(NH3)4]2+。向CuSO4或其他可溶性铜盐的冷溶液中加入适量的NaOH或KOH，即析出浅蓝色的Cu(OH)2沉淀：

新沉淀出的Cu(OH)2极不稳定，稍受热(超过30℃)即按下式迅速分解而变暗：CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2↓+Na2SO4

铜(Ⅱ)盐

几种重要的铜盐。

硫酸铜：

硫酸铜为蓝色结晶，又名胆矾或蓝矾。在空气中慢慢风化，表面上形成白色粉状物。加热至250℃左右失去全部结晶水而成为无水物。无水硫酸铜

无水硫酸铜为白色粉末，极易吸水，吸水后又变成蓝色的水合物。故无水硫酸铜可用来检验有机物中的微量水分，也可用作干燥剂。用途：

作媒染剂、蓝色颜料、船舶油漆、电镀、杀菌及防腐剂。硫酸铜溶液有较强的杀菌能力，可防止水中藻类生长。它和石灰乳混合制得的“波尔多”液能消灭树木的害虫。硫酸铜和其他铜盐一样，有毒。制备

工业用的CuSO4常由废铜在600～700℃进行焙烧，使其生成CuO，再在加热下溶于H2SO4即得：硫酸铜在水溶液中与各种物质的反应氯化铜:

氯化铜为绿色晶体，在湿空气中潮解，在干燥空气中也易风化。

无水氯化铜为棕黄色固体，它是共价化合物，氯化铜不但易溶于水，还易溶于乙醇、丙酮等有机溶剂。

无水氯化铜的浓溶液通常为黄绿色或绿色，它的稀溶液则成浅蓝色。因为浓溶液含有[CuCl4]2-和[Cu(H2O)4]2+两种配离子。稀溶液水分子取代了[CuCl4]2-中的Cl-，形成[Cu(H2O)4]2+。碱式碳酸铜：

碱式碳酸铜为孔雀绿色的无定形粉末。铜生锈后的“铜绿”就是这类化合物。碱式碳酸铜是有机合成的催化剂、种子杀虫剂、饲料中铜的添加剂，也可用作颜料、烟火等。银的化合物

溶解性

在常见银的化合物中，只有AgNO3易溶于水，其他如Ag2O、卤化银(AgF除外)、Ag2CO3等均难溶。感光性

银的化合物都有不同程度的感光性。例如AgCl、AgNO3、Ag2SO4、AgCN等都是白色结晶，见光变成灰黑或黑色。AgBr、AgI、Ag2CO3等为黄色结晶，见光也变灰或变黑。故银盐一般都用棕色瓶盛装，瓶外裹上黑纸则更好。易形成配合物

易与NH3、CN-、SCN-、S2O32-配位体等，形成可溶于水的配合物，因此难溶的银盐(包括Ag2O)可与上述配体作用而溶解。几种重要化合物。硝酸银(AgNO3)

是最重要的可溶性银盐，因为它容易制得，是制备其他银化合物。化学性质

见光容易分解，因析出单质银而变黑。

AgNO3具有氧化性

遇微量有机物即被还原成单质银。皮肤或工作服沾上AgNO3后逐渐变成紫黑色。它有一定的杀菌能力，对人体有烧蚀作用。

含[Ag(NH3)2]+的溶液能把醛和某些糖类氧化，本身被还原为Ag。

例如：

硝酸银与各种物质的反应氧化银(Ag2O)

在AgNO3溶液中加入NaOH，首先析出极不稳定的白色AgOH沉淀，它立即脱水转为棕黑色的Ag2O：

Ag2O具有较强的氧化性，与有机物摩擦可引起燃烧，能氧化CO，H2O2，本身被还原为单质银：

Ag2O与MnO2、Co2O3、CuO的混合物在室温下，能将CO迅速氧化为CO2，因此被用于防毒面具中。

Ag2O与NH3作用，易生成配合物Ag(NH3)2OH，它暴露在空气中易分解为黑色的易爆物AgN3。凡是接触过[Ag(NH3)2]+的器皿、用具，用后必须立即清洗干净，以免潜伏隐患。氯化银(AgCl)

由AgNO3和盐酸(或其他可溶性氯化物)反应制得。银是贵重金属，合成时通常让Cl-过量，使AgCl尽量沉淀完全。但需注意！

AgCl会溶解在过量的Cl-中，由于发生了下面的配合作用：

AgCl(s)+Cl-=[AgCl2]-Cl-过量越多，AgCl的溶解度越大，故HCl或氯化物的投料量也不宜过多。

AgBr和AgI的制备方法同上，但是它们的感光性更强，需在暗室里操作。

从氯化银中回收银通常采用还原法

例如：锌粉还原

醛还原电解还原阳极(锌棒)

阴极(铂片)

锌副族

ⅡB族包括锌、镉、汞三种元素，称为锌副族。

Zn，Cd，Hg的活泼性要比ⅠB族Cu，Ag，Au强得多。第三节锌副族元素单质

锌、镉、汞都是银白色金属，锌略带蓝色。它们的熔、沸点都比较低，汞是常温下唯一的液态金属。锌

是活泼金属，能与许多非金属直接化合。它易溶于酸，也能溶于碱，是一种典型的两性金属。新制得的锌粉能与水作用，反应相当激烈，甚至能自燃。

锌在潮湿空气中会氧化并在表面形成一层致密的碱式碳酸锌薄膜，像铝一样，也能保护内层不再被氧化。

“铅丝”、“铅管”，实际上都是镀锌的铁丝和铁管。

镉活泼性比锌差，镀镉材料比镀锌更耐腐蚀和耐高温，故镉也是常用的电镀材料。镉的金属粉末常被用来制作镉镍蓄电池，它具有体积小，质量轻、寿命长等优点。

汞

常温下的液态金属，它的流动性好，不湿润玻璃，并且在0～200℃体积膨胀系数十分均匀，适于制造温度计及其他控制仪表。

汞的密度(13.6g·cm-3)是常温下液体中最大的，常用于血压计、气压表及真空封口中。

利用液态汞的导电性，用作电化学分析仪器，自动控制电路等。汞齐

能溶解许多金属形成液态或固态合金，叫做汞齐。例如:

钠汞齐与水反应，缓慢放出氢，是有机合成的还原剂。在冶金工业中，曾利用汞溶解金属来提炼某些贵重金属。与汞有关的反应锌族元素对生物的作用

锌

是人体必需的微量元素。

镉

积累在肾、肝中，会使功能衰退；取代骨骼中的钙，会引起骨质疏松、软化和疼痛。

汞

进入人体，能积累在中枢神经、肝及肾内，引起头痛、震颤、食欲不振、睡眠不宁等,严重时还会使语言失控，四肢麻木，甚至变形。锌的化合物

氧化锌商品氧化锌

又称锌氧粉或锌白，是优良的白色颜料。它遇硫化氢不变黑(因为硫化锌也是白色)，这一点优于铅白。它是橡胶制品的增强剂。氧化锌无毒，具有收敛性和一定的杀菌能力，故大量用作医用橡皮软膏。氢氧化锌

白色粉末，不溶于水,具有明显的两性。

（碱式解离)(酸式解离)

锌盐氯化锌(ZnCl2)

白色熔块，极易吸潮。用于医药和分析试剂。

由锌与盐酸作用，制成ZnCl2溶液，再加热蒸发、浓缩，然后灼热至完全除去水分制得。无水ZnCl2的吸水性很强，在有机合成中常用作脱水剂，也可作催化剂。

由于ZnCl2浓溶液能形成配位酸，而有显著的酸性。它能溶解金属氧化物，例如：所以ZnCl２可用作焊药，清除金属表面的氧化物，便于焊接。Zn(Ac)2

是弱酸弱碱盐，极易水解，并析出碱式盐：硫酸锌(ZnSO4·7H2O)

俗称皓矾。大量用于制备锌钡白(商品名“立德粉”)，它由ZnSO4和BaS经复分解而得。实际上锌钡白是ZnS和BaSO4的混合物：这种白色颜料遮盖力强，而且无毒，所以大量用于油漆工业。ZnSO4还广泛用作木材防腐剂和媒染剂。氧化锌、锌盐与酸或其他盐作用汞的化合物氯化亚汞Hg2Cl2

它的分子结构是Cl—Hg—Hg—Cl，故分子式不是HgCl而是Hg2Cl2，亚汞离子不是Hg+而是Hg22+。氧化汞

黄色氧化汞密度为11.03克每立方厘米；有毒。红色氧化汞密度为11.00～11.29克每立方厘米,有毒。

氧化汞用作医药制剂、分析试剂、陶瓷颜料等。氯化汞：

氯化汞又称升汞，白色(略带灰色)针状结晶或颗粒粉末。熔点(280℃)，易气化。内服0.2～0.4g就能致命。但少量使用，有消毒作用。例如:1∶1000的稀溶液可用于消毒科手术器械。

化学性质

与氨水作用，产生氨基氯化汞白色沉淀。

在酸性溶液中是较强的氧化剂。当与适量SnCl2作用时，生成白色丝状Hg2Cl2；SnCl2过量时Hg2Cl2会进一步被还原为金属汞，沉淀变黑：分析化学常用上述反应鉴定Hg2+或Sn2+。制备氯化汞

金属汞和氯气直接合成将Hg0与盐酸作用氯化亚汞

氯化亚汞又称甘汞，是微溶于水的白色粉末，无毒，味略甜。

氯化亚汞在医药上曾用作轻泻剂。常用于制作甘汞电极。制备Hg2Cl2可由固体HgCl2和金属汞研磨而得(逆歧化反应)

Hg2Cl2不如HgCl2稳定，见光易分解(上式的逆过程)，故应保存在棕色瓶中。与氨水反应在医药上曾用作轻泻剂。常用于制作甘汞电极。Hg2+

和Sn2+的鉴定硝酸汞和硝酸亚汞

制备

含汞废水的处理

含汞废水是重金属污染中危害最大的工业废水之一。对环境和人体健康威胁极大。处理方法如下化学沉淀法

用Na2S或H2S为沉淀剂，让汞生成难溶的硫化汞，这是经典的方法。。

凝聚沉淀法

在废水中加入明矾K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O或FeCl3，Fe2(SO4)3等铁盐，利用其水解产物如Al(OH)3或Fe(OH)3胶体，将废水中的汞吸附并一起沉淀除去。还原法

用铁屑、铜屑、锌、锡等金属将废水中的Hg2+还原成Hg，再进行回收。这些金属离子进入水中不会造成二次污染。此外，还有的用肼、水合肼、醛类等作为还原剂还原废水中的Hg2+。离子交换法

让废水流经离子交换树脂，汞被交换下来。此法操作简便，去汞效果好，得到普遍采用。但安装设备时需要一定投资。铬

铬是周期系ⅥB族第一种元素，地壳中的丰度居21位。

铬具有银白色光泽，是最硬的金属，主要用于电镀和冶炼合金钢。铬钢具有耐磨性、耐热性和耐腐蚀性，比普通钢的硬度大和弹性好，故铬可用于冶炼多种合金钢。不锈钢

含Cr在12%以上的钢称为不锈钢。生活中的铬第四节铬及其化合物

铬是人体必需的微量元素，但铬(Ⅵ)化合物有毒。

铬因易在表面形成一层氧化膜而钝化。有钝化膜的铬在冷的硝酸、浓硫酸，甚至王水中皆不溶解。

铬原子的价层电子构型能形成多种氧化值的化合物，如1、+2、+3、+4、+5、+6，其中以+3、+6两类化合物最为常见和重要。铬的氧化物和氢氧化物1.三氧化二铬和氢氧化铬三氧化二铬Cr2O3为绿色晶体，不溶于水，具有两性，溶于酸形成Cr(Ⅲ)盐，溶于强碱形成亚铬酸盐(CrO2-)。制备

Cr2O3常用作媒染剂、有机合成的催化剂以及油漆的颜料(铬绿)，也是冶炼金属铬和制取铬盐的原料。氢氧化铬(Cr(OH)3)制备

在铬(Ⅲ)盐中加入氨水或NaOH溶液，即有灰蓝色的Cr(OH)3胶状沉淀析出：Cr(OH)3具有明显的两性

在溶液中存在两种平衡：2.三氧化铬(CrO3)

CrO3为暗红色的针状晶体，易潮解，有毒，超过熔点(195℃)即分解释出O2。

CrO3为强氧化剂，遇有机物易引起燃烧或爆炸。制备：

CrO3被称作铬(Ⅵ)酸的酐，简称铬酐。它遇水能形成铬(Ⅵ)的两种酸：H2CrO4和其二聚体H2Cr2O7。铬(Ⅲ)盐

三氯化铬(CrCl3·6H2O)是常见的Cr(Ⅲ)盐，为暗绿色晶体，易潮解，在工业上用作催化剂、媒染剂和防腐剂等。制备：铬酸盐和重铬酸盐

与铬酸、重铬酸对应的是铬酸盐和重铬酸盐，它们的钠、钾、铵盐都是可溶的，其颜色与其酸根一致。铬酸盐和重铬酸盐的性质差异表现在以下二方面：1.氧化性Cr(Ⅵ)盐

只有在酸性时，或者说以Cr2O72-的形式存在，才表现出强氧化性，所以，当以Cr(Ⅵ)为氧化剂时，需选用重铬酸盐，即要使反应在酸性溶液中进行。例如：2.溶解度

重铬酸盐大都易溶于水，而铬酸盐中除K+,Na+，NH4+盐外，一般都难溶于水。当向重铬酸盐溶液中加入可溶性Ba2+,Pb2+或Ag+盐时，将促使Cr2O72-朝CrO42-方向转化，而生成相应的铬酸盐沉淀：重铬酸铵的分解

钾和钠的铬酸盐1.性质与用途铬酸钠(Na2CrO4)和铬酸钾(K2CrO4)

都是黄色结晶，容易潮解，水溶液都显碱性。重铬酸钠(Na2Cr2O7)和重铬酸钾(K2Cr2O7)都是橙红色晶体，它们的水溶液都显酸性。

重铬酸钠和重铬酸钾的商品名分别称红矾钠和红矾钾，都是强氧化剂，在鞣革、电镀等工业中广泛应用。

重铬酸钾无吸潮性，又易用重结晶法提纯，故用它作分析化学中的基准试剂(标定其他试剂的含量)。铬（Ⅵ）的或H2O2的鉴别2.制备

工业上生产铬酸盐是以铬铁矿为原料，与Na2CO3混合，高温焙烧得到铬酸钠：乙醚

若制备Na2Cr2O7，只需加入H2SO4酸化即可：K2CrO4的工业制法与钠盐相似。K2Cr2O7也可由Na2Cr2O7与KCl进行复分解制得两种生成物的分离也是利用溶解度的不同溶液经蒸发浓缩再冷却，NaCl的溶解度受温度的影响不大，而K2Cr2O7的溶解度则显著下降，故先结晶出来含铬废水的处理铬的化合物的毒性

Cr(Ⅵ)的毒性最大。铬酸盐能降低生化过程的需氧量，从而发生内窒息。它对胃、肠等有刺激作用，对鼻粘膜的损伤最大，长期吸入会引起鼻膜炎甚至鼻中隔穿孔，并有致癌作用。

Cr(Ⅲ)化合物的毒性次之；Cr(Ⅱ)及金属铬的毒性较小。铬废水的两种处理方法：

(1)

还原法

用硫酸铁，亚硫酸钠，水合肼或含二氧化硫烟道废气等作为还原剂，将Cr(Ⅵ)还原成Cr(Ⅲ)，再用石灰乳沉淀为氢氧化铬除去。

电解还原法是用金属铁作阳极，Cr(Ⅵ)在阴极上被还原成Cr(Ⅲ)，阳极溶解下来的亚铁离子也可将Cr(Ⅵ)还原成Cr(Ⅲ)。(2)离子交换法

Cr(Ⅵ)在废水中常以阴离子存在，让废水流经阴离子交换树脂进行离子交换。交换后的树脂用NaOH处理，再生后重复使用。用NaOH溶液洗脱下来的高浓度铬的化合物溶液，应回收利用。

金属锰

锰是灰色似铁的金属，表面容易生锈而变暗黑。纯锰用途不大，却是制造合金的重要材料。高锰钢既坚硬、又强韧，是轧制铁轨和架设桥梁的优良材料。锰也是人体必需的微量元素，在心脏及神经系统里，起着举足轻重的作用。第五节锰及其化合物

锰钢制造的自行车，质量轻、强大，深受欢迎。Mn与Al，Fe制成的合金钢是一种很有前途的超低温合金钢，其强度、韧性都十分优异，可用于沸点分别为-163℃和-195℃的液化天然气、液氮的储存和运送。化学性质

锰属于活泼金属，在空气中锰表面生成的氧化物膜，可以保护金属内部不受侵蚀。

粉末状的锰能彻底被氧化，有时甚至能起火，并生成Mn3O4(是MnO·Mn2O3的混合氧化物，类似于Fe3O4)；锰能分解冷水：

锰和卤素，S，C，N，Si等非金属能直接化合生成MnX2，MnS，Mn3N2等。锰溶于一般的无机酸，生成Mn(Ⅱ)盐，与冷的浓H2SO4作用缓慢。在有氧化剂存在下，金属锰可以与熔融碱作用生成K2MnO4：

锰原子的价层电子构型是3d54s2，最高氧化值为+7，还有+6,+4,+3,+2等，其中以+2,+4,+7三种氧化值的化合物最为重要。锰的氧化物和氢氧化物的酸碱性：锰化合物氧化还原性的性：锰(Ⅱ)化合物

氧化锰(MnO)或称氧化亚锰、氢氧化锰及Mn(Ⅱ)盐。Mn(Ⅱ)盐最常见，如氯化锰，硫酸锰,硝酸锰,碳酸锰,硫化锰等。

二价锰离子的价层电子构型为3d5，属于d能级半充满的稳定状态，故这类化合物是相当稳定的。

Mn2+在酸性溶液中最稳定，它既不易被氧化，也不易被还原，欲使Mn2+氧化，必须选用强氧化剂，例如：

在Mn(Ⅱ)盐溶液中加入NaOH或氨水，都能生成白色Mn(OH)2沉淀。Mn(OH)2不能稳定存在，沉淀很快由白色变成褐色的水合二氧化锰：锰(Ⅳ)化合物二氧化锰

常况下它的性质稳定，应具有两性性质，但在酸碱介质中易被还原或氧化不稳定。例如：

二氧化锰在酸性介质中有强氧化性，和浓盐酸作用有氯气生成，和浓硫酸作用有氧气放出。二氧化锰的氧化性

MnO2还能氧化H2O2和Fe2+等物。MnO2制备

干法:由灼烧Mn(NO3)2制取。

湿法：利用了Mn(Ⅶ)和Mn(Ⅱ)的逆歧化反应。MnO2用途

大量用于制造干电池以及玻璃、陶瓷、火柴、油漆等工业，也是制备其他锰化合物的主要原料。Mn2+的鉴定锰(Ⅶ)化合物高锰酸钾

俗名灰锰氧，为暗紫色晶体，有光泽。遇光反应，故固体高锰酸钾及其溶液都需保存在棕色瓶中。

高锰酸钾是常用的强氧化剂。它的热稳定性较差，热至200℃以上就分解并放出氧气。

KMnO4与有机物或易燃物混合，易发生燃烧或爆炸。高锰酸钾的氧化性与酸碱性的关系

在酸性溶液中，MnO4-被还原成Mn2+。

如果MnO4-过量，将进一步和它自身的还原产物Mn2+发生逆歧化反应而出现MnO2沉淀，紫红色随即消失：高锰酸钾的氧化性

在中性或弱碱性溶液中，被还原成MnO2。例如：

在强碱性溶液中，被还原成锰酸根MnO42-。

如果MnO4-的量不足，还原剂过剩，则生成物中的MnO42-会继续氧化SO32-，其还原产物仍是MnO2：高锰酸钾制备

以MnO2为原料，分两步氧化。首先在强碱性介质中将它氧化成锰酸钾；而后对其进行电解氧化。反应式如下：电解用途:

是常用的化学试剂。在医药上用作消毒剂。0.1%的稀溶液常用于水果和茶杯的消毒，5%溶液可治烫伤，还用作油脂及蜡的漂白剂。

铁、钴、镍的单质

铁(Fe)、钴(Co)、镍(Ni)位于周期表ⅧB族，性质相似，合称为铁系元素。单质:

它们都是具有光泽的白色金属，铁、钴略带灰色，镍为银白色。铁、镍有很好的延展性，而钴则较硬而脆。这三种金属按Fe、Co、Ni顺序，原子半径逐渐减小，密度依次增大，熔点和沸点都比较接近。它们都有强磁性，形成的许多合金都是优良的磁性材料。第六节铁钴镍铁矿:

有磁铁矿、赤铁矿、褐铁矿等。生铁:

生铁含碳在1.7％～4.5％。熟铁:

熟铁含碳在0.1％以下。钢:

钢的含碳量介于二者之间。

钢铁的致命弱点就是耐腐蚀性差。钢铁的腐蚀Fe、Co、Ni化学性质

属于中等活泼金属，在高温下能和O，S，Cl等非金属作用。

Fe溶于HCl、稀硫酸和硝酸，但冷而浓的硫酸，硝酸会使其钝化。Co，Ni在HCl和稀硫酸中的溶解比Fe缓慢。钴和镍遇冷硝酸也会钝化。浓碱能缓慢侵蚀铁，而钴、镍在浓碱中比较稳定，镍质容器可盛熔融碱。

铁系元素的氧化物和氢氧化物1.氧化物制取Fe2O3

Co2O3及Ni2O3

向Fe2+,Co2+,Ni2+的溶液中加入碱都能生成相应的M(OH)2沉淀。

由于Fe(OH)2的还原性很强，反应之初甚至看不到Fe(OH)2的白色，而先是灰绿色并逐渐被空气中的O2氧化为棕红色的Fe(OH)3，只有在反应前先赶尽Fe2+溶液和NaOH溶液中的O2，才可能得到白色的Fe(OH)2。

粉红色的Co(OH)2也可以被空气氧化为棕黑色的Co(OH)3，但因Co(OH)2还原性较弱，反应较慢。Ni(OH)2不能被空气中的O2所氧化，只是在强碱性条件下，并加入较强的氧化剂才能使其氧化成黑色的Ni(OH)3或NiO(OH)。

新沉淀的Fe(OH)3有比较明显的两性，能溶于强碱溶液：沉淀放置稍久后则难以显示酸性，只能与酸反应生成Fe(Ⅲ)盐，例如：

Co(OH)3和Ni(OH)3也是两性偏碱性，但由于它们在酸性介质中有很强的氧化性，它们与非还原性酸(如H2SO4,HNO3)作用时氧化H2O放出O2，而与浓HCl作用时，则将其氧化并放出Cl2：Ni(OH)3的氧化能力比Co(OH)3的更强。铁盐1.铁(Ⅱ)盐

又称亚铁盐，如硫酸亚铁(绿矾)，氯化亚铁、硫化亚铁FeS等。亚铁盐有一定的还原性，不易稳定存在。

因此，当用铁屑或铁块与HCl或H2SO4作用制备FeCl2或FeSO4时，有以下两个关键性条件需要注意：

(1)始终保持金属铁过量。为了防止溶液中出现Fe3+需加入过量的铁。一旦出现Fe3+，金属铁立即将它还原为亚铁。(2)为防止Fe2+的水解及水解产物Fe(OH)2的氧化。制备过程中要始终保持溶液的酸性(随时补加酸)。

亚铁盐固体久置空气中也会被缓慢氧化，生成黄色或铁锈色的碱式铁(Ⅲ)盐：

将亚铁盐转为复盐则会稳定得多，如硫酸亚铁铵FeSO4·(NH4)2SO4·6H2O，俗称摩尔盐，就是实验室常用的Fe(Ⅱ)盐。用它配制Fe(Ⅱ)盐溶液时，需加入足够的硫酸，以防水解和氧化。2.氢氧化物

铁系元素氢氧化物的氧化还原性递变规律。Fe(OH)3还原2.铁盐铁(Ⅲ)盐

又称高铁盐，如三氯化铁、硫酸铁、硝酸(高)铁等。

铁(Ⅲ)盐的主要性质之一是容易水解，其水解产物一般近似地认为是氢氧化铁。

实际上，它的水解比较复杂，只有在强酸性[c(H+)=1.0mol·L-1]的条件下，Fe(Ⅲ)盐溶液才是清亮的。此时铁离子基本上以水合离子[Fe(H2O)6]3+的形成存在。Fe(Ⅲ)的水解比较复杂，它是逐级进行的：

可形成多聚离子，甚至形成胶体溶液的胶核，溶液的颜色由黄色加深至红棕色。当pH=4～5时，即形成水合三氧化二铁沉淀。新沉淀的Fe2O3·xH2O易溶于酸，经放置后就难溶了。

氯化铁或硫酸铁用作净水剂，就是利用上述性质。它们的胶状水解产物和悬浮在水中的泥沙一起聚沉，浑浊的水即