第12讲 副族元素及其化合物

高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座 第12讲 副族元素及其化合物 【竞赛要求】 钛、钒、铬、锰、铁、钴、镍、铜、银、金、锌、汞、钼、钨。过渡元素氧化态。氧化物和氢氧化物的酸碱性和两性。水溶液中的常见离子的颜色、化学性质、定性检出（不使用特殊试剂）和分离。制备单质的一般 方法 快递客服问题件处理详细方法山木方法pdf计算方法pdf华与华方法下载八字理论方法下载 。 【知识梳理】 一、通论 d区元素是指IIIB~VIII族元素，ds区元素是指IB、IIB族元素。d区元素的外围电子构型是(n－1)d1~10ns1~2（Pd例外），ds区元素的外围电子构型是(n－1)d10ns1~2。它们分布在第4、5、6周期之中，而我们主要讨论第4周期的d区和ds区元素。 第4周期d区、ds区元素某些性质 Sc 3d14s2 Ti 3d24s2 V 3d34s2 Cr 3d54s1 Mn 3d54s2 Fe 3d64s2 Co 3d74s2 Ni 3d84s2 Cu 3d104s1 Zn 3d104s2 熔点/℃ 1953 1675 1890 1890 1204 1535 1495 1453 1083 419 沸点/℃ 2727 3260 3380 2482 2077 3000 2900 2732 2595 907 原子半径/Pm 164 147 135 129 127 126 125 125 128 137 M2+半径/Pm － 90 88 84 80 76 74 67 72 74 I1kJ·mol－1 631 658 650 652.8 717.4 759.4 758 736.7 745.5 906.4 室温密度/gcm－3 2.99 4.5 5.96 7.20 7.20 7.86 8.9 8.90 8.92 7.14 氧化态 3 –1,0,2 3,4 –1,0,2 3,4,5 –2,–1,0 2,3,4 5,6 –1,0,1 2,3,4 5,6,7 0,2,3 4,5,6 0,2 3,4 0,2 3,(4)* 1,2 3 (1) 2 *（ ）内为不稳定氧化态。 同一周期的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加虽有变化，但不显著，都反映出d区或ds区元素从左至右的水平相似性。 d区或ds区元素有许多共同的性质： （1）它们都是金属，因为它们最外层都只有1~2个电子。它们的硬度大，熔、沸点较高。第4周期d区元素都是比较活泼的金属， 题 快递公司问题件快递公司问题件货款处理关于圆的周长面积重点题型关于解方程组的题及答案关于南海问题 目能置换酸中的氢；而第5、6周期的d区元素较不活泼，它们很难和酸作用。 （2）除少数例外，它们都存在多种氧化态，且相邻两个氧化态的差值为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的差值常是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VIII族除外。第4周期d区元素最高氧化态的化合物一般不稳定；而第5、6周期d区元素最高氧化态的化合物则比较稳定，且最高氧化态化合物主要以氧化物、含氧酸或氟化物的形式存在，如WO3、WF6、MnO 、FeO 、CrO 等，最低氧化态的化合物主要以配合物形式存在，如[Cr(CO)5]2– （3）它们的水合离子和酸根离子常呈现一定的颜色。这些离子的颜色同它们的离子存在未成对的d电子发生跃迁有关。 某些d去元素水合离子的颜色 电子构型 未成对电子数 阳离子 水合离子颜色 3d0 0 0 Sc3+ Ti4+ 无色 无色 3d1 1 1 Ti3+ V4+ 紫色 蓝色 3d2 2 V3+ 绿色 3d3 3 3 V2+ Cr3+ 紫色 紫色 3d4 4 4 Mn3+ Cr2+ 紫色 蓝色 3d5 5 5 Mn2+ Fe3+ 肉色 浅紫色 3d6 4 Fe2+ 绿色 3d7 3 Co2+ 粉红色 3d8 2 Ni2+ 绿色 3d9 1 Cu2+ 蓝色 3d10 0 Zn2+ 无色 常见酸根离子的颜色有： CrO （黄色）、Cr2O （橙色）、MnO （绿色）、MnO （紫红色）。 （4）它们的原子或离子形成配合物的倾向都较大。因为它们的电子构型具有接受配体孤电子对的条件。 以上这些性质都和它们的电子层结构有关。 二、d区元素 （一）钛副族 1、钛副族元素的基本性质 钛副族元素原子的价电子层结构为(n－1)d2ns2，所以钛、锆和铪的最稳定氧化态是+4，其次是+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、铪生成低氧化态的趋势比钛小。它们的M(Ⅳ)化合物主要以共价键结合。在水溶液中主要以MO2+形式存在，并且容易水解。由于镧系收缩，铪的离子半径与锆接近，因此它们的化学性质极相似，造成锆和铪分离上的困难。 2、钛及其化合物 （1）钛 钛是活泼的金属，在高温下能直接与绝大多数非金属元素反应。在室温下，钛不与无机酸反应，但能溶于浓、热的盐酸和硫酸中： 2Ti + 6HCl(浓) 2TiCl3 + 3H2↑ 2Ti + 3H2SO4(浓) 2Ti2(SO4)3 + 3H2↑ 钛易溶于氢氟酸或含有氟离子的酸中： Ti + 6HF TiF + 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的浓硫酸中： TiO2 + 6HF = H2[TiF6]+ 2H2O TiO2 + 2H2SO4 = 2Ti (SO4)2 + 2H2O TiO2 + H2SO4 = 2Ti OSO4 + H2O （3）四氯化钛 四氯化钛是钛的一种重要卤化物，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)的配位化合物 钛(Ⅳ)能够与许多配合剂形成配合物，如[TiF6]2－、[TiCl6]2－、[TiO(H2O2)]2+ 等，其中与H2O2的配合物较重要。利用这个反应可进行钛的比色分析，加入氨水则生成黄色的过氧钛酸H4TiO6沉淀，这是定性检出钛的灵敏方法。 （二）钒副族 1、钒副族元素基本性质 钒副族包括钒、铌、钽三个元素，它们的价电子层结构为(n-1)d3ns2，5个价电子都可以参加成键，因此最高氧化态为 +5，相当于d0的结构，为钒族元素最稳定的一种氧化态。按V、Nb、Ta顺序稳定性依次增强，而低氧化态的稳定性依次减弱。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，因此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，也不与非氧化性的酸作用，但溶于氢氟酸，也溶于强氧化性的酸（如硝酸和王水）中。在高温下，钒与大多数非金属元素反应，并可与熔融苛性碱发生反应。 （2）五氧化二钒 V2O5可通过加热分解偏钒酸铵或三氯氧化钒的水解而制得： 2NH4VO3 V2O5 + 2NH3 + H2O 2VOCl3 + 3H2O = V2O5 + 6HCl 在工业上用氯化焙烧法处理钒铅矿，提取五氧化二钒。 V2O5比TiO2具有较强的酸性和较强的氧化性，它主要显酸性，易溶于碱： V2O5 + 6NaOH = 2Na3VO4 + 3H2O 也能溶解在强酸中（pH＜1）生成VO2+ 离子。V2O5是较强的氧化剂： 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。只有当溶液中钒的总浓度非常稀（低于10－4 mol·L－1）且溶液呈强碱性（pH＞13）时，单体的钒酸根才能在溶液中稳定存在；当pH下降，溶液中钒的总浓度小于10－4 mol·L－1时，溶液中以酸式钒酸根离子形式存在，如HVO 、H2VO ；当溶液中钒的总浓度大于10－4 mol·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、铬副族的基本性质 周期系第VIB族包括铬、钼、钨三个元素。铬和钼的价电子层结构为(n-1)d5ns1，钨为(n-1)d4ns2。它们的最高氧化态为 +6，都具有d区元素多种氧化态的特征。它们的最高氧化态按Cr、Mo、W的顺序稳定性增强，而低氧化态的稳定性则相反。 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的Cr3+ 溶液： Cr + 2HCl = CrCl2 + H2↑ 4CrCl2 + 4HCl + O2 = 4CrCl3 + 2H2O 铬在冷、浓HNO3中钝化。 （2）铬(III)的化合物 向Cr3+ 溶液中逐滴加入2 mol·dm–3 NaOH，则生成灰绿色Cr(OH)3沉淀。Cr(OH)3具有两性： Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O Cr(OH)3 +OH－= Cr(OH) (亮绿色) 铬(III)的配合物配位数都是6（少数例外），其单核配合物的空间构型为八面体，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： 2 CrO (黄色) + 2H+ Cr2O (橙色) + H2O K = 1.2×1014 H2CrO4是一个较强酸（ = 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 常见的难溶铬酸盐有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是常用的强氧化剂（ = 1.33 V）饱和K2Cr2O7溶液和浓H2SO4混合液用作实验室的洗液。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(VI)转化为Cr(III)，则常在酸性溶液中进行。 3、钼和钨的重要化合物 （1）钼、钨的氧化物 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的合氧酸盐。 （2）钼、钨的含氧酸及其盐 钼酸、钨酸与铬酸不同，它们是难溶酸，酸性、氧化性都较弱，钼和钨的含氧酸盐只有铵、钠、钾、铷、锂、镁、银和铊(I)的盐溶于水，其余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能将它们还原到+3氧化态。 （四）锰副族 1、锰副族的基本性质 ⅦB族包括锰、锝和铼三个元素。其中只有锰及其化合物有很大实用价值。同其它副族元素性质的递变规律一样，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阻止反应继续进行。锰和强酸反应生成Mn(II)盐和氢气。但和冷浓H2SO4反应很慢（钝化）。 （2）锰(II)的化合物 在酸性介质中Mn2+ 很稳定。但在碱性介质中Mn(II)极易氧化成Mn(IV)化合物。 Mn(OH)2为白色难溶物，Ksp = 4.0×10－14，极易被空气氧化，甚至溶于水中的少量氧气也能将其氧化成褐色MnO(OH)2沉淀。 2Mn(OH)2 + O2 = 2 MnO(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(IV)的化合物 最重要的Mn(IV)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；在酸性介质中是一个强氧化剂，倾向于转化成Mn2+。 2MnO2 + 2H2SO4 (浓) = 2MnSO4+ O2↑+ 2H2O MnO2 + 4HCl(浓) = MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O 简单的Mn(IV)盐在水溶液中极不稳定，或水解生成水合二氧化锰MnO(OH)2，或在浓强酸中的和水反应生成氧气和Mn(II)。 （4）锰(VI)的化合物 最重要的Mn(VI)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发生歧化反应： 3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH 锰酸钾是制备高锰酸钾（KMnO4）的中间体。 2MnO + 2H2O 2MnO + 2OH－+ H2↑ KMnO4是深紫色晶体，是强氧化剂。和还原剂反应所得产物因溶液酸度不同而异。例如和SO 反应： 酸性 2MnO + 5 SO + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO + 3H2O 近中性 2MnO + 3 SO + H2O = 2MnO2 + 3 SO + 2OH－ 碱性： 2MnO + SO + 2OH－= 2MnO + SO + H2O MnO 在碱性介质中不稳定： 4 MnO + 4OH－= 4 MnO + O2 + 2H2O KMnO4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 + H2O 2Mn2O7 = 3O2 + 4MnO2 （五）铁系元素 1、铁系元素基本性质 位于第4周期、第一过渡系列的三个VIII族元素铁、钴、镍，性质很相似，称为铁系元素。铁、钴、镍三个元素原子的价电子层结构分别是3d64s2、3d74s2、3d84s2，它们的原子半径十分相近，最外层都有两个电子，只是次外层的3d电子数不同，所以它们的性质很相似。铁的最高氧化态为 +6，在一般条件下，铁的常见氧化态是 +2、+3，只有与很强的氧化剂作用时才生成不稳定的 +6氧化态的化合物。钴和镍的最高氧化态为 +4，在一般条件下，钴和镍的常见氧化态都是+2。钴的+3氧化态在一般化合物中是不稳定的，而镍的+3氧化态则更少见。 2、铁的化合物 （1）铁的氧化物和氢氧化物 铁的氧化物颜色不同，FeO、Fe3O4为黑色，Fe2O3为砖红色。 向Fe2+ 溶液中加碱生成白色Fe(OH)2，立即被空气中O2氧化为棕红色的Fe(OH)3。Fe(OH)3显两性，以碱性为主。新制备的Fe(OH)3能溶于强碱。 （2）铁盐 Fe(II)盐有两个显著的特性，即还原性和形成较稳定的配离子。Fe(II)化合物中以(NH4)2SO4·FeSO4·6H2O（摩尔盐）比较稳定，用以配制Fe(II)溶液。向Fe(II)溶液中缓慢加入过量CN－，生成浅黄色的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，生成难溶的蓝色沉淀KFe[Fe(CN)6] ，俗称普鲁士蓝。 Fe3+ + K+ + Fe(CN) = KFe[Fe(CN)6]↓ Fe(III)盐有三个显著性质：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+具有特征的血红色。[Fe(CN)6]3－的钾盐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－，生成蓝色难溶的KFe[Fe(CN)6]，俗称滕布尔蓝。 Fe2+ + K+ + [Fe(CN)6]3－ = KFe[Fe(CN)6]↓ 经结构分析，滕布尔蓝和普鲁士蓝是同一化合物，它们有多种化学式，本章介绍的KFe[Fe(CN)6]只是其中的一种。 Fe(III)对F－离子的亲和力很强，FeF3（无色）的稳定常数较大，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的水解作用，在水解过程中，同时发生多种缩合反应，随着酸度的降低，缩合度可能增大而产生凝胶沉淀。利用加热水解使Fe3+ 生成Fe(OH)3除铁，是制备各类无机试剂的重要中间步骤。 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，与铁不同的是，铁在浓硝酸中发生“钝化”，但钴和镍与浓硝酸发生激烈反应，与稀硝酸反应较慢。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、镍的氧化物和氢氧化物 钴、镍的氧化物颜色各异，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）的Co(OH)2，放置，逐渐被空气中O2氧化为棕色的Co(OH)3。向Ni2+ 溶液中加碱生成比较稳定的绿色的Ni(OH)2。 Co(OH)3为碱性，溶于酸得到Co2+（因为Co3+ 在酸性介质中是强氧化剂）： 4Co3+ + 2H2O = 4Co2+ + 4H+ + O2↑ （3）钴、镍的盐 常见的Co(II)盐是CoCl2·6H2O，由于所含结晶水的数目不同而呈现多种不同的颜色： 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，以指示干燥剂吸水情况。 Co(II)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氧化为棕色的Co (OH)3沉淀。 Co (III)是强氧化剂（ = 1.8 V），在水溶液中极不稳定，易转化为Co2+。Co (III)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]。 常见的Ni(II)盐有黄绿色的NiSO4·7H2O，绿色的NiCl2·6H2O和绿色的Ni(NO3)2·6H2O。常见的配离子有[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，生成鲜红色的螯合物沉淀，用以鉴定Ni2+。 三、ds区元素 （一）铜族元素 1、铜族元素的基本性质 铜族元素包括铜、银、金，属于I B族元素，位于周期表中的ds区。铜族元素结构特征为(n-1)d10ns1，从最外层电子说，铜族和IA族的碱金属元素都只有1个电子，失去s电子后都呈现+1氧化态；因此在氧化态和某些化合物的性质方面I B与I A元素有一些相似之处，但由于I B族元素的次外层比I A族元素多出10个d电子，它们又有一些显著的差异。如： （1）与同周期的碱金属相比，铜族元素的原子半径较小，第一电离势较大，表现在物理性质上：I A族单质金属的熔点、沸点、硬度均低；而I B族金属具有较高的熔点和沸点，有良好的延展性、导热性和导电性。 （2）化学活泼性：铜族元素的标准电极电势比碱金属为正。I A族是极活泼的轻金属，在空气中极易被氧化，能与水剧烈反应，同族内的活泼性自上而下增大；IB族都是不活泼的重金属，在空气中比较稳定，与水几乎不起反应，同族内的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。碱金属离子一般是无色的，铜族水合离子大多数显颜色。 （4）IIA族所形成的化合物多数是离子型化合物，I B族的化合物有相当程度的共价性。IA族的氢氧化物都是极强的碱，并且非常稳定；IB族的氢氧化物碱性较弱，且不稳定，易脱水形成氧化物。 （5）IA族的离子一般很难成为配合物的形成体，IB族的离子有很强的配合能力。 2、铜、银、金及其化合物 （1）铜、银和金 铜族元素的化学活性从Cu至Au降低，主要表现在与空气中氧的反应和与酸的反应上。 室温时，在纯净干燥的空气中，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的氧化合。在含有CO2的潮湿空气中放久后，铜表面会慢慢生成一层绿色的铜锈： 2Cu + O2 + H2O + CO2 = Cu(OH)2·CuCO3 银和金不发生上述反应。 铜、银可以被硫腐蚀，特别是银对硫及硫化物（H2S）极为敏感，这是银器暴露在含有这些物质的空气中生成一层Ag2S的黑色薄膜而使银失去白色光泽的主要原因。金不与硫直接反应。 铜族元素均能与卤素反应。铜在常温下就能与卤素反应，银反应很慢，金必须加热才能与干燥的卤素起反应。 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，铜还可溶于热的浓盐酸中： 2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl2 + 2H2O 2Cu + 2H2SO4 + O2 = 2CuSO4 + 2H2O 2Cu + 8HCl（浓） 2H3[CuCl4] + H2↑ 铜和银溶于硝酸或热的浓硫酸，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）铜的化合物 ①Cu(I) 的化合物 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） 但必须指出，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，很快分解为M2O。 用适量的还原剂（如SO2、Sn2+、Cu …… ）在相应的卤素离子存在下还原Cu2+ 离子，可制得CuX。如： Cu2+ + 2Cl－+ Cu 2CuCl↓(白) H[CuCl2] 2Cu2+ + 4I = 2CuI↓(白) + I2 Cu+ 为d10型离子，具有空的外层s、p轨道，能和X－（F－ 除外）、NH3、S2O 、CN－ 等配体形成稳定程度不同的配离子。 无色的[Cu(NH3)2]+ 在空气中易于氧化成深蓝色的[Cu(NH3)4]2+ 离子。 ②Cu(I) 的化合物 +2氧化态是铜的特征氧化态。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+ 可被含醛基的葡萄糖还原成红色的Cu2O，用以检验糖尿病。最常见铜盐是CuSO4·5H2O（胆矾），它是制备其他铜化合物的原料。 Cu2+ 为d9构型，绝大多数配离子为四短两长键的细长八面体，有时干脆成为平面正方形结构。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）中的CuCl 离子等均为平面正方形。由于Cu2+ 有一定的氧化性，所以与还原性阴离子，如I－、CN－ 等反应，生成较稳定的CuI及[Cu (CN)2]－ ，而不是CuI2和[Cu (CN)4 ]2－。 （3）银的化合物 氧化态为 +I的银盐的一个重要特点是只有AgNO3、AgF和AgClO4等少数几种盐溶于水，其它则难溶于水。非常引人注目的是，AgClO4和AgF的溶解度高得惊人（298K时分别为5570 g·L－1和1800 g·L－1）。 Cu(I)不存在硝酸盐，而AgNO3却是一个最重要的试剂。固体AgNO3极其溶液都是氧化剂（ = 0.799 V），可被氨、联氨、亚磷酸等还原成Ag。 2NH2OH + 2AgNO3 = N2↑+ 2Ag↓+ 2HNO3 + 2H2O N2H4 + 4AgNO3 = N2↑+ 4Ag↓+ 4HNO3 H3PO3 + 2AgNO3 + H2O = H3PO4 + 2Ag↓+ 2HNO3 Ag+ 和Cu2+ 离子相似，形成配合物的倾向很大，把难溶银盐转化成配合物是溶解难溶银盐的重要方法。 （4）金的化合物 Au(III)化合物最稳定，Au+ 像Cu+ 离子一样容易发生歧化反应，298K时反应的平衡常数为1013。 3Au+ Au3+ + 2Au 可见Au+(aq) 离子在水溶液中不能存在。 Au+ 像Ag+ 一样，容易形成二配位的配合物，例如[Au(CN)2]－。 在最稳定的+III氧化态的化合物中有氧化物、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的Au2O3。Au2O3溶于浓碱形成含[Au(OH)4]－ 离子的盐。 将H2S通入AuCl3的无水乙醚冷溶液中，可得到Au2S3，它遇水后很快被还原成Au(I) 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，并水解形成一羟三氯合金(III)酸： AuCl3 + H2O = H[AuCl3OH] 将金溶于王水或将Au2Cl6溶解在浓盐酸中，然后蒸发得到黄色的氯代金酸HAuCl4·4H2O。由此可以制得许多含有平面正方形离子[AuX4]－ 的盐（X = F，Cl，Br，I，CN，SCN，NO3）。 （二）锌族元素 1、锌族元素的基本性质 锌族元素包括锌、镉、汞，是IIB族元素，与铜族元素同处于周期表中的ds区。锌族元素结构特征为(n-1)d10ns2，锌族和II A族的碱土金属元素都有两个s电子，失去s电子后都能呈+2氧化态。故II B与II A族元素有一些相似之处，但锌族元素由于次外层有18个电子，对原子核的屏蔽较小，有效核电荷较大，对外层S电子的引力较大，其原子半径、M2+ 离子半径都比同周期的碱土金属为小，而其第一、第二电离势之和以及电负性都比碱金属为大。由于是18电子层结构，所以本族元素的离子具有很强的极化力和明显的变形性。因此锌族元素在性质上与碱土金属有许多不同。如： （1）主要物理性质：IIB族金属的熔、沸点都比II A族低，汞在常温下是液体。II A族和II B族金属的导电性、导热性、延展性都较差（只有镉有延展性）。 （2）化学活泼性：锌族元素活泼性较碱土金属差。II A族元素在空气中易被氧化，不但能从稀酸中置换出氢气，而且也能从水中置换出氢气。II B族在干燥空气中常温下不起反应，不能从水中置换出氢气，在稀的盐酸或硫酸中，锌易溶解，镉较难，汞则完全不溶解。 （3）化合物的键型及形成配合物的倾向：由于IIB族元素的离子具有18电子构型，因而它们的化合物所表现的共价性，不管在程度上或范围上都比IIA族元素的化合物所表现的共价性为大。IIB族金属离子形成配合物的倾向比IIA族金属离子强得多。 （4）氢氧化物的酸碱性：II B族元素的氢氧化物是弱碱性的，且易脱水分解，IIA的氢氧化物则是强碱性的，不易脱水分解。而Be(OH)2和Zn(OH)2都是两性的。 （5）盐的溶解度及水解情况：两族元素的硝酸盐都易溶于水；II B族元素的硫酸盐易溶，而钙、锶、钡的硫酸盐则是微溶；两族元素的碳酸盐又都难溶于水。IIB族元素的盐在溶液中都有一定程度的水解，而钙、锶和钡的盐则不水解。 （6）某些性质的变比规律：II B族元素的金属活泼性自上而下减弱，但它们的氢氧化物的碱性却自上而下增强；而IIA族元素的金属活泼性以及它们的氢氧化物的碱性都自上而下增强。 2、锌、汞及其化合物 （1）锌和汞 锌在含有CO2的潮湿空气中很快变暗，生成一层碱式碳酸锌，它是一层较紧密的保护膜： 4Zn + 2O2 + 3H2O + CO2 = ZnCO3·3Zn(OH)2 锌在加热条件下，可以与绝大多数非金属反应，在1273 K时锌在空气中燃烧生成氧化锌；而汞在约620 K时与氧明显反应，但在约670 K以上HgO又分解为单质汞。 锌粉与硫磺共热可形成硫化锌。汞与硫磺粉研磨即能形成硫化汞。这种反常的活泼性是因为汞是液态，研磨时汞与硫磺接触面增大，反应就容易进行。 锌既可以与非氧化性的酸反应又可以与氧化性的酸反应，而汞在通常情况下只能与氧化性的酸反应。汞与热的浓硝酸反应，生成硝酸汞： 3Hg + 8HNO3 = 3Hg(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O 用过量的汞与冷的稀硝酸反应，生成硝酸亚汞： 6Hg+ 8HNO3 = 3Hg2(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O 和汞不同，锌与铝相似，都是两性金属，能溶于强碱溶液中： Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑ 锌和铝又有区别，锌溶于氨水形成氨配离子，而铝不溶于氨水形成配离子： Zn + 4NH3 + 2H2O = [Zn(NH3)4]2+ + H2↑+ 2OH－ 锌、汞都能与其它各种金属形成合金。锌与铜的合金称为黄铜，汞的合金称为汞齐。 （2）锌、汞的化合物 Zn2+ 和Hg2+ 离子均为18电子构型，均无色，故一般化合物也无色。但Hg2+ 离子的极化力和变形性较强，与易变形的S2－、I－ 形成的化合物往往显共价性，呈现很深的颜色和较低的溶解度。如ZnS（白色、难溶）、HgS（黑色或红色，极难溶）；ZnI2（无色、易溶）、HgI2（红色或黄色，微溶）。 Zn2+ 和Hg2+ 离子溶液中加适量碱，发生如下反应： Zn2+ + 2OH－ = Zn (OH)2↓(白色) Hg2+ + 2OH－ = HgO(黄色) + H2O Zn (OH)2为两性，既可溶于酸又可溶于碱。受热脱水变为ZnO。Hg (OH)2在室温不存在，只生成HgO。而HgO也不够稳定，受热分解成单质。 ZnCl2是固体盐中溶解度最大的（283K，333g/100g H2O）它在浓溶液中形成配合酸： ZnCl2 + H2O = H[ZnCl2 (OH)] 这种酸有显著的酸性，能溶解金属氧化物： FeO + 2 H[ZnCl2 (OH)] = Fe [ZnCl2 (OH)]2 + H2O 故ZnCl2的浓溶液用作焊药。 HgCl2（熔点549K）加热能升华，常称升汞，有剧毒！稍有水解，但易氨解： HgCl2 + 2H2O = Hg (OH)Cl + H3O+ + Cl－ HgCl2 + 2NH3 = Hg (NH2)Cl↓(白色) + NH + Cl－ 可被SnCl2还原成Hg2Cl2（白色沉淀）： 2HgCl2 + SnCl2 + 2HCl = Hg2Cl2↓ + H2SnCl6 若SnCl2过量，则进一步还原为Hg： Hg2Cl2 + SnCl2 + 2HCl = 2Hg2Cl2↓(黑色) + H2SnCl6 红色HgI2可溶于过量I－ 溶液中： Hg2+ + 2I－= HgI2↓ ；HgI2 + 2I－= [HgI4]2－(无色) K2[HgI4]和KOH的混合液称为奈斯勒试剂用以检验NH 或NH3。 NH4Cl + 2 K2[HgI4] +4KOH = Hg2NI·H2O↓(红色) + KCl + 7KI + 3H2O Hg 在水溶液中能稳定存在，且与Hg2+ 有下列平衡： Hg2+ + Hg Hg K = 166 Hg2Cl2俗称甘汞，微溶于水，无毒，无味，但见光易分解：Hg2Cl2 HgCl2 + Hg 在氨水中发生歧化反应： Hg2Cl2 +2NH3 = HgNH2Cl↓(白色) + Hg↓(黑色) + NH4Cl 此反应可用以检验Hg 离子。 【典型例题】 例1、市场上出现过一种一氧化碳检测器，其外观像一张塑料信用卡，正中由一个直径不到2cm的小窗口，露出橙红色固态物质。若发现橙红色转为黑色而在短时间内不复原，表明室内一氧化碳浓度超标，有中毒危险。一氧化碳不超标时，橙红色虽也会变黑却能很快复原。已知检测器的化学成分：亲水性硅胶、氯化钙、固体酸H8[Si(Mo2O7)6]·28H2O、CuCl2·2H2O和PdCl2·H2O（注橙红色为复合色，不必细究）。 （1）CO与PdCl2·H2O的反应方程式为 。 （2）（1）的产物之一与CuCl2·2H2O反应而复原，化学方程式为 。 （3）（2）的产物之一复原的反应方程式为 。 分析：CO与PdCl2·H2O产物是Pd、HCl和CO2，只有Pd与CuCl2反应能复原。CuCl2与Pd反应生成Cu还是CuCl呢？因为Cu(I) 比Cu(0) 更易被氧化，只能是CuCl（CuCl可被空气中的O2氧化成CuCl2）。 解：（1）CO + PdCl2·H2O = CO2 + Pd + 2HCl + H2O （2）Pd + CuCl2·2H2O = PdCl2·2H2O + 2CuCl + 2H2O （3）4CuCl + 4HCl + 6H2O + O2 = 4CuCl2·2H2O 例2、铬的化学性质丰富多彩实验结果常出人意料。将过量30%的H2O2加入（NH4）2CrO4的氨水溶液，加热至50℃后冷却至 0℃，析出暗棕红色晶体A。元素分析 报告 软件系统测试报告下载sgs报告如何下载关于路面塌陷情况报告535n,sgs报告怎么下载竣工报告下载 ：A含Cr 31.1%，N 25.1%，H 5.4%。在极性溶剂中A不导电。红外图谱证实A有N—H键，且与游离氨分子键能相差不太大，还证实A中的铬原子周围有7个配位原子提供孤对电子与铬原子形成配位键，呈五角双锥构型。 （1）以上信息表明A的化学式为 ，请画出A的可能结构式。 （2）A中铬的氧化数是多少？ （3）预期A最特征的化学性质是什么？ （4）写出生成晶体A的化学方程式 。 分析：①元素分析报告表明A中Cr︰N︰H︰O = ︰ ︰ ︰ = 1︰3︰9︰4，A的最简化学式为CrN3H9O4。 ②A在极性溶剂中不导电，说明A中无外界。 ③红外图谱证实A中与NH3参与配位。 ④A中有7个配位原子，五角双锥构型，故A中三氮四氧全配位。 解：（1）A的化学式为Cr(NH3)3O4或CrN3H9O4，A的可能结构式如下图： 或 （注：还可画出其他结构式，但本题强调的是结构中有2个过氧键，并不要求判断它们在结构中的正确位置。） （2）A中铬的氧化数为 +4。 （3）氧化还原性（或易分解或不稳定等类似表述均可）。 （4）CrO + 3NH3 + 3H2O2 = Cr(NH3)3 (O2)2 + O2 + 2H2O + 2OH－ 例3、次磷酸H3PO2是一种强还原剂，将它加入CuSO4水溶液，加热到40 ~ 50℃，析出一种红棕色难溶物A。经鉴定：反应后的溶液是磷酸和硫酸的混合物；X射线衍射证实A是一种六方晶体，结构类同于纤维锌矿（ZnS），组成稳定；A的主要化学性质如下：（1）温度超过60℃，分解成金属铜和一种气体；（2）在氯气中着火；（3）遇盐酸放出气体。 （1）写出A的化学式。 （2）写出A的生成反应方程式。 （3）写出A与氯气反应的化学方程式。 （4）写出A与盐酸反应的化学方程式。 分析：MX具有ZnS的结构，是M︰X = 1︰1的组成，A只可能是CuS、CuP、CuO和CuH等，显然，只有CuH才与其他信息对应。解决了A是什么，其余问题就迎刃而解。 解：（1）CuH （2）4CuSO4 + 3H3PO2 + 6H2O = 4CuH + 3H3PO4 + 4H2SO4 （3）2CuH + 3Cl2 = 2CuCl2 + 2HCl （4）CuH + HCl = CuCl + H2 或CuH + 2HCl = HCuCl2 + H2或CuH + 2HCl = H2CuCl3 + H2 例4、用黄铜矿炼铜按反应物和生成物可将总反应写成： CuFeS2 + SiO2 + O2 → Cu + FeSiO3 + SO2 事实上冶炼反应是分步进行的。①黄铜矿在氧气作用下生成硫化亚铜和硫化亚铁；②硫化亚铁在氧气作用下生成氧化亚铁，并与二氧化硅反应生成矿渣；③硫化亚铜与氧气反应生成氧化亚铜；④硫化亚铜与氧化亚铜反应生成铜。 （1）写出上述分步反应的化学方程式。 （2）配平总反应方程式的系数。 （3）据最新报道，有一种叫Thibacillus ferroxidans 的细菌在氧气存在下可以将黄铜矿氧化成硫酸盐。反应是在酸性溶液中发生的。试写出配平的化学方程式。 （4）最近我国学者发现，以精CuFeS2矿为原料在沸腾炉中和O2（空气）反应，生成物冷却后经溶解、除铁、结晶，得到CuSO4·5H2O，成本降低了许多。实验结果如下： 沸腾炉温度/℃ 560 580 600 620 640 660 生成物 水溶性Cu/% 90.12 91.24 93.50 92.38 89.96 84.23 酸溶性Cu/% 92.00 93.60 97.08 97.82 98.16 98.19 酸溶性Fe/% 8.56 6.72 3.46 2.78 2.37 2.28 回答如下问题： ①CuFeS2和O2主要反应的方程式为 。 ②实际生产过程中沸腾炉的温度为600~620℃。控制反应温度的方法是 。 ③温度高于600~620℃生成物中水溶性Cu（%）下降的原因是 。 分析：化学方程式配平的方法很多，现以（2）为例。由于氧化还原的电子得失总数相等，可假设CuFeS2 中Cu、Fe、S的氧化态分别为 +2、+2、–2，这样，铁在反应中氧化态不变，1 mol CuFeS2 1 mol Cu + 2 mol SO2，10 mol e－ 应由5/2 mol O2获得。 （3）中生成的硫酸盐，因有氧气参加反应，应为Cu2+、Fe3+ 盐。 （4）中的反应类似“煅烧黄铁矿”的反应：4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2。从题给信息看，生成物中没有水溶性铁，可见黄铜矿在沸腾炉里的燃烧产物中铁是以氧化物的形式存在的，而不是硫酸盐。 解：（1）①2CuFeS2 + O2 Cu2S + 2FeS + SO2 ②2FeS + 3O2 2FeO + 2SO2 ； FeO + SiO2 FeSiO3 ③2Cu2S + 3O2 2Cu2O + 2SO2 ④Cu2S + 2Cu2O 6Cu + SO2。 （2）2CuFeS2 + 2SiO2 + 5O2 2Cu + 2FeSiO3 + 4SO2。 （3）4CuFeS2 + 2H2SO4 +17O2 4CuSO4 +Fe2(SO4)3 + 2H2O. (4)①4CuFeS2 + 15O2 4CuSO4 + 2Fe2O3 + 4SO2 ②控制加入CuFeS2的速度（因CuFeS2与O2反应放热） ③CuSO4 = CuO + SO3 （写成SO2 + 1/2O2也可） 例5、向硫酸四氨合铜的水溶液中通入SO2至溶液呈微酸性，生成白色沉淀A。元素分析表明A含Cu、N、S、H、O五种元素，而且物质的量之比为Cu︰N︰S = 1︰1︰1。激光拉曼光谱和红外光谱显示A的晶体里有一种呈三角椎体和一种呈正四面体的离子（或分子）。磁性实验指出A呈逆磁性。 （1）写出A的化学式。 （2）写出生成A的配平的化学方程式 （3）将A和足量的10 mol/L H2SO4混合微热，生成沉淀B、气体C和溶液D。B是主要产品，尽管它是常见物质，本法制得的呈超细粉末状，有重要用途。写出这个反应式（配平）。 （4）按（3）操作得到B的最大理论产率是多大？ （5）有人 设计 领导形象设计圆作业设计ao工艺污水处理厂设计附属工程施工组织设计清扫机器人结构设计 了在密闭容器里使A和硫酸反应，结果B的产率大大超过按（4）的估计。问：在这种设计操作下，B的最大理论产率多大？试对此作出解释。 分析：（4）A与H2SO4混合发生复分解反应生成SO2气体，同时Cu+ 在酸性条件下歧化为Cu2+ 和Cu。2Cu+ = Cu2+ + Cu故（3）的产率最大为50% （5）在密闭容器中反应生成的SO2与Cu2+ 反应，Cu2+ 被还原成Cu+，Cu+ 再歧化，循环往复。故理论产率会接近100%。 解： （1）A为CuNH4SO3 （2）2Cu(NH3)4SO4 + 3SO2 + 4H2O = 2CuNH4SO3↓+ 3(NH4)2SO4 （3）2CuNH4SO3 + 2H2SO4 = Cu + CuSO4 + 2SO2 + 2H2O + (NH4)2SO4 （4）50% （5）100%，因为SO2循环使用，直至所有CuSO4还原为Cu，故理论产率可达100%。 例6、在MnCl2溶液中加入适量的HNO3，再加入NaBiO3，溶液中出现紫色后又消失。试说明其原因，并写出有关反应的化学方程式。 分析：NaBiO3固体是极强的氧化剂，在酸性介质中能将Mn2+ 离子氧化为MnO （紫色），但MnO 离子也具有强氧化性，如溶液中存在还原剂，氧化还原反应能继续发生。Cl－ 离子具有还原性，故MnO 离子与Cl－ 离子发生氧化还原反应，MnO 的紫色立即消失。当Mn2+ 过多时，Mn2+ 也可作还原剂与MnO 发生氧化还原反应，生成中间价态的Mn4+ 的化合物，MnO2的存在使溶液产生棕褐色的沉淀。从上面的分析可知，是还原性物质的存在与具有强氧化性的MnO 发生氧化还原反应而使紫色消失的。 解：NaBiO3在适量的HNO3溶液中，能把Mn2+ 氧化为MnO ，使溶液呈紫色。即： 2 Mn2+ + 5 NaBiO3 + 14H+ = 2 MnO + 5Bi3+ + 5Na+ + 7H2O 但是，当溶液中有Cl－ 存在时，紫色出现后会立即腿去。这是由于MnO 被Cl－ 还原的缘故。 2 MnO + 10 Cl－+ 16H+ = 2 Mn2+ + 5Cl2↑+ 8H2O 当Mn2+ 过多时，也会在紫色出现后立即消失。这是因为生成的MnO 又被过量Mn2+ 的还原： 2 MnO + 3 Mn2+ + 2H2O = 5MnO2↓(棕褐色) + 4H+ 例7、在K2Cr2O7的饱和溶液中加入浓硫酸，并加热到200℃时，发现溶液的颜色变为蓝绿色，经检查反应开始时溶液中并无任何还原剂存在，试说明上述变化的原因。 分析：反应开始时溶液中并无还原剂存在，为何溶液的颜色会变为蓝绿色？（有Cr3+存在）解答本题的关键要知道CrO3的熔点为196℃，加热到200℃时则分解成Cr2O3（绿色）。 解：在K2Cr2O7的饱和溶液中加入浓硫酸，即可析出暗红色的CrO3晶体： K2Cr2O7 + H2SO4(浓) = 2CrO3↓+ K2SO4 + H2O CrO3的熔点为196℃，对热不稳定。加热超过熔点则分解放出氧气： CrO3 2Cr2O3 + 3O2↑ Cr2O3是溶解或熔融皆难的两性氧化物，和浓硫酸反应生成Cr2(SO4)3和H2O： Cr2O3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3H2O Cr2O3是绿色物质，部分Cr2O3与H2SO4反应后生成蓝绿色的Cr2(SO4)3溶液，我们观察到溶液的颜色即为Cr3+离子的显色（蓝绿色）。 例8、金属M溶于稀盐酸时生成MCl2，其磁偶极矩为5.0Wb·m。在无氧操作条件下，MCl2溶液遇NaOH溶液，生成一白色沉淀A。A接触空气就逐渐变成绿色，最后变成棕色沉淀B。灼烧时，B生成了红棕色粉末C，C经不彻底还原而生成了铁磁性的黑色物D。 B溶于稀盐酸生成溶液E，它使KI溶液氧化成I2，但在加入KI前先加入NaF，则KI将不被E所氧化。 若向B的浓NaOH悬浮液中通入Cl2可得紫红色溶液F，加入BaCl2时就会沉淀出红棕色固体G，G是一种强氧化剂。 试确认各字母所代表的化合物，并写出反应的化学方程式。 分析：M2+ 磁偶极矩为5.0 Wb·m，根据公式 估算出M2+ 有4个成单的d电子，符合此条件的金属可能位于VIB、VIIB族，也可能是铁，Cr2+、Mn2+ 和Fe2+ 都有4个成单的电子。 实验操作中，C经不彻底还原而生成了铁磁性的黑色物D。D所代表的化合物应是Fe3O4，这样，就确定M所代表的金属是铁。根据以上的两个条件，确定M代表的金属是铁后，将其代入实验中进行检验，证明判断是正确的。 金属元素有多种，但根据M2+ 离子的M2+ 磁偶极矩为5.0 Wb·m，就把金属M划定在一个很小的范围内，又通过生成铁磁性的黑色物就能够确定M所代表的金属是铁，这是解答此题的重要条件。 解：M为Fe，A为Fe(OH)2，B为Fe(OH)3，C为Fe2O3，D为Fe3O4，E为FeCl3，F为FeO ，G为BaFeO4·H2O。 【知能训练】 1、阅读如下信息后回答问题：元素M，其地壳丰度居第12位，是第3种蕴藏最丰富的过渡元素，是海底多金属结核的主要成分，是黑色金属，主要用途：炼钢，也大量用来制作干电池，还是动植物必需的微量元素。 （1）M的元素符号是 。 （2）M的最重要矿物的化学式是 。 （3）M的三种常见化合物是 、 和 。 2、在硫酸铬溶液中，逐滴加入氢氧化钠溶液，开始生成灰兰色沉淀，继续加碱，沉淀又溶解，再向所得溶液中加溴水，直到溶液的绿色转为黄色。写出各步的化学方程式。 3、写出下列实验的现象和反应的化学方程式。 （1）向黄血盐溶液中滴加碘水。 （2）将3rnol·L－1的CoCl2溶液加热，再滴入AgNO3溶液。 （3）将[Ni(NH3)6]SO4溶液水浴加热一段时间后再加入氨水。 4、橙红色晶体A受热剧烈分解得到绿色固体B和无色、无味的气体C。C与KMnO4、KI等均不发生反应。B不溶于NaOH溶液和盐酸，将B与NaOH固体共熔后冷却得到绿色固体D。D溶于水后加入H2O2得到黄色溶液E。将A溶于稀硫酸后加入Na2SO3得到绿色溶液F。向F中加入过量NaOH溶液和溴又得到E。请确定各字母所代表的物质，并写出化合物A分解反应的化学方程式。 5、铁与各种钢有多种用途，在化学工业中可作储罐材料，铁易锈蚀。为在不同的特殊条件下应用它，有必要有铁（Ⅱ）和铁（Ⅲ）化合物的性质的知识。 （1）众所周知，铁能跟氯气发生反应，但另一方面，氯又可用钢瓶运输和保存。在不存在第三种反应物时，氯化铁反应的必要条件是什么？该反应的产物是什么？ （2）在高温（约973K）下铁和气态氯化氢作用的反应产物是什么？ （3）在隔绝空气的条件下令铁跟盐酸作用并蒸发所得溶液至开始结晶，问得到的晶体的组成是什么？ （4）在氯化铁（Ⅲ）溶液里加入如下物质，写出生成物的化学式。 ①过量盐酸；②氰离子；③2，4－戊二酮（乙酰丙酮）和氨。 （5）水龙头上经常出现锈斑，它由什么组成？是怎样生成的？试用总反应式写出生成过程。 6、回答下列各题 （1）向少量FeCl3溶液中加入过量的饱和(NH4)2C2O4溶液后，滴加少量KSCN溶液并不出现红色，但再滴加盐酸则溶液立即变红色。请解释其原因。 （2）Co3＋的盐一般不如Co2＋的盐稳定，但生成某些配合物时，Co3＋却比Co2＋稳定。请解释其原因。 （3）由CoSO4·7H2O制无水CoCl2。 （4）由粗镍制备高纯度的镍。 7、铂的配合物是一类新抗癌药，如顺式–二氯二氨合铂对一些癌症有较高治愈率。铂元素化学性质不活泼，几乎完全以单质形式分散于各种矿石中，铂的制备一般是先用王水溶解经处理后的铂精矿，滤去不溶渣，在滤液中加入氯化铵，使铂沉淀出来，该沉淀经1000℃缓慢灼烧分解，即得海绵铂。回答下列问题： （1）写出上述制备过程有关的化学方程式； （2）氯铂酸与硝酸钠在500℃熔融可制得二氧化铂，写出化学方程式。PtO2在有机合成中广泛用作氢化反应的催化剂，试问此反应中实际起催化作用的物种是什么？ （3）X射线分析测得K2[PtCl6]晶胞为面心立方，[PtCl6]2－中Pt4＋位于立方体的八个顶角和六个面心。问Pt4＋采用何种类型杂化？[PtCl6]2－空间构型？K＋占据何种类型空隙？该类型空隙被占百分率？标出K＋在晶胞中的位置。 8、矿物胆矾就是CuSO4·5H2O，当它溶于水渗入地下，遇到黄铁矿（FeS2），铜将以辉铜矿（Cu2S）的形式沉积下来；而反应得到的铁和硫则进入水溶液，该溶液无臭味，透明不浑浊，绿色，呈强酸性，在有的矿区常可见到这种具有强腐蚀性的地下水（俗称黑水）渗出地面，上述反应可以用一个化学方程式来表示，试写出配平的化学方程式。 9、根据《本草纲目》有关记载：“水银乃至阴之毒物，因火煅丹砂而出，加以盐、（明）矾而为轻粉（Hg2Cl2），加以硫磺升而为银朱”。写出主要化学反应方程式。 10、锌钡白（立德粉）是ZnSO4和BaS以相同物质的量混合后反应制成白色颜料。写出由菱锌矿（ZnCO3）为主要原料制锌钡白的有关反应的化学方程式。若菱锌矿中含有Fe2＋、Ni2＋等杂质，在制备过程中如何除去？（已知：E0Fe2+/Fe = －0.44，E0Ni2