1、第十一章 d区元素过渡金属(一)11.5 铁、钴、镍及其化合物11.4 锰及其化合物11.3 铬及其化合物11.2 钛、钒及其化合物11.1 过渡元素的通性1基本要求 1掌握过渡元素的价电子构型特点及其与元素通性的关系。 2掌握第一过渡系元素的基本性质。 3掌握 Ti、V、Cr、Mn、Fe、Co、Ni的重要化 合物的性质和用途。 第十一章 d区元素过渡金属(一)2引 言过渡元素: 具有充填d或f电子元素。过渡元素外过渡族元素（d 区元素）内过渡元素（f区元素） B IIB过渡元素在周期表中的位置： d 区: (n-1)d1-10ns1-2 （Pd 4d105s0 ）价电子构型：f 区：（n-2
2、)f0-14(n-1)d0-2ns23按电子层结构划分按周期划分第一过渡系第二过渡系第三过渡系锕系全部 是放射性 元素钇和镧系称为稀土元素4过渡元素的基本性质金属的性质 (n-1)d1-9ns1-2 P.276 表11-2。 次外层d电子易于参与成键。 第一过渡系元素电离能和电负性都比较小，表明具有较强的还原性(除了IB、IIB)。 第一过渡系元素的活泼性从左到右还原能力依次减弱(除了IB、IIB) 。 5过渡元素的氧化值 P.277 表11-3 特点：a、多种氧化态； b、同一元素氧化态 一般从+氧化态连续变化到与族号数相同的最高氧化态。 (B例外) c、同一系列随着原子序数的增加，氧化态先
3、是逐渐升高，然后又逐渐降低。 d、同族过渡元素从上至下，高氧化态趋于稳定(主族元素是低氧化态趋于稳定)。 6过渡元素的原子和离子半径 特点： a、同周期随原子序数增大缓慢减小； b、同族随原子序数的增大而增大，第二、三过渡系元素的原子半径相近(镧系收缩)；镧系收缩：镧系元素的原子半径和离子半径随着原子序数的增加而逐渐减小的现象。 c、离子半径的变化与原子半径的变化趋势一致。7 单质的物理性质和化学性质 一、物理性质 金属键强。 最外层s电子和d电子均可以参加成键 。 物理性质的特点： 高熔点 第一过渡系金属从左到右金属的熔点随原子序数的变化出现两个峰值。 高沸点、密度和硬度较大、顺磁性。8 二
4、、化学性质 活泼性 规律： a、同周期的过渡元素随着原子序数的增加活泼性递减(锰例外)； b、同族过渡元素随着原子序数的增加活泼性降低(BB通性)。 IIIB族是它们中最活泼的金属，性质与碱土金属接近. c、同族第五、六周期元素性质相似(与ds区元素性质的相似性不同)。9碱性 B B B B B Sc(OH)3Ti(OH)4 HMnO4 Y(OH)3Zr(OH)4 HTcO4 La(OH)3Hf(OH)4 HReO4 酸性酸性规律与主族相同 过渡元素氧化物的酸碱性 规律： 最高氧化态的氧化物及其水合物 对同一元素的不同氧化态而言，随着氧化态升高酸性增强，碱性减弱。 10 这是因为d电子的跃迁能
5、级一般在可见光的范围(d10, d0结构的离子无色) Mn () Fe() Co() Ni() Cu() Zn()过渡元素水合离子和含氧酸根的颜色 简单离子：有成单的d电子，水合离子显色。见书277页表11-4。11含氧酸根： 极化导致的电荷迁移。 M-O键极化越显著，酸根颜色越深。 过渡元素的配位性质 过渡元素的配位能力很强。 原因：P.278 a、过渡元素的外层、次外层空轨道的能量相近，易于成键。 b、(n-1)d电子部分充满，屏蔽作用小，有效核电荷较大，对配体提供的电子对有较强的吸引力，使得形成的配合物很稳定。12 钛 11-2-1、概述 1、通性 a、价电子构型：3d24s2。 b、氧
6、化态： +、+、+。 +(d0)氧化态是常见的稳定的氧化态。 2、物理性质 钛抗腐蚀性强、密度小、亲生物及有记忆性的金属。 13 3、化学性质 常态下稳定，高温下显示其活泼性。 吸附氢气：粉末状单质吸附氢气(TiH(1.7-2.0)。 溶解性： 受热时能溶于浓盐酸、浓硫酸。 HF是最好的溶剂： M + 6HF H2MF6 + 2H2 4、制备 采用还原法从TiO2制备“海绵钛”。14采用还原法从TiO2制备“海绵钛”。TiO2(s) + 2Cl2(g) = TiCl4(g) + O2(g) rGm = 162.7 kJ/molTiO2(s) + 2Cl2(g) + C(s) = TiCl4(g
7、)+2CO(g) rGm = -111.9 kJ/molTiCl4(l) + 2Mg = 2MgCl2(s) + Ti rGm = -447.0 kJ/mol3、Ti中少量的MgCl2和Mg可用酸浸取，得到的金属钛如海绵，故称“海绵钛”。Ti(s) + 2I2(g) TiI4(g) Ti(s) + 2I2(g)110200 oC13001500 oC1、制备TiCl4原料。2、800900 oC下还原TiCl4。4、碘化法精炼钛。1511-2-2、钛的重要化合物 Ti的常见氧化态：+、+、+。 一、Ti(+)化合物 Ti(+)为d0结构，离子无色，抗磁性。 Ti(+)的化合物都是共价型(极化)
8、。 水溶液中的M4+强烈的水解： Ti4+ + H2O TiO2+(钛酰基) + 2H+16在Ti（IV）水溶液中不存在简单的水合配离子 Ti(H2O)64+ 而是碱式氧基盐 ，如 Ti(OH)2(H2O)42+。1、氧化物金红石、钛白，白色粉末，不溶于水及稀酸，可溶于HF和浓硫酸中。 TiO2+6HF =H2TiF6+2H2O TiO2H2SO4TiOSO4H2O 17 具有两性(以碱性为主) TiO2H2SO4TiOSO4H2O TiO2 + 2NaOH(浓) = Na2TiO3 + H2OTi4+容易水解得到TiO2+离子钛酰离子。 TiO2是一种优良白色颜料、催化剂、纳米材料。 TiO
9、2 + BaCO3 BaTiO3 + CO2 偏钛酸钡（具有显著的“压电性能”，用于超声波发生装置中） 纳米TiO2-重要的光催化材料18二氧化钛的制取工业上常用FeTiO3为原料，硫酸法或氯化法来制金属钛。FeTiO3 + 2H2SO4 = TiOSO4 + FeSO4 + 2H2OFeTiO3 + 3H2SO4 = Ti(SO4)2 + FeSO4 + 3H2OFe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2OFe3+ + Fe = Fe2+2TiO2+ + Fe + 4H+ = 2Ti3+(紫色) + Fe2+ + 2H2OTi3+ + Fe3+ + H2O = TiO2
10、+ + Fe2+ + 2H+TiOSO4 + 2H2O = H2TiO3+ H2SO4H2TiO3 TiO2(钛白) + H2O800900 oC1.2.3.4.19 2、卤化物 a、制备： Ti + 2X2 TiX4 TiCl4 + 4HF TiF4 + 4HCl (HBr亦同) b、水解： TiX4 TiOX2 TiO2xH2O TiCl43H2OH2TiO34HCl 在浓HCl中生成H2TiCl6 20 TiCl4还原可得到TiCl3，如 2TiCl4 + H2 = 2TiCl3 + 2HCl 2TiCl4 + Zn = 2TiCl3 + ZnCl2 在Ti(）盐的酸性溶液中加入H2O2
11、则生成较稳定的橙色橙色配合物 TiO(H2O2)2+: TiO2+ + H2O2 = TiO(H2O2)2+ 可利用此反应测定钛。 21 三、Ti(+)： 很不稳定，强还原剂。少数几种化合物仅存在于固态。二、Ti(+)化合物 Ti(+)为d1结构，顺磁性，Ti(H2O)63+为紫红色。 具有还原性能：TiO2+/Ti3+=0.1V。在酸性溶液中，用Zn还原TiO2+时，可以形成紫色的Ti(H2O)63+：2TiO2+ + Zn + 4H+ = 2Ti3+ + Zn2+ 2H2O22 钒 11-2-4、概述 一、单质的性质与用途 1、通性 价电子构型：3d34s2。 氧化态： +、+、+、+。
12、2、物理性质 金属键比钛更强23 3、化学性质 常态下稳定。 溶于氢氟酸和氧化性酸。 2V+6HF2VF3+3H2 V+4NO3-+6H+VO2+4NO2+3H2O 高温下活泼，能与大多数非金属反应。 11-2-5、钒的重要化合物 常见氧化态：+、+、+、+。 溶液中对应的离子：V(H2O)62+(紫色)、V(H2O)63+(绿色)、VO2+ (蓝色)、VO2+ (黄色)。24 其中V(+)、V(+) 在水溶液中强烈水解： V4+ + H2O VO2+ + 2H+ V5+ + 2H2O VO2+ + 4H+ VO2+ 的黄色是由于极化导致电子迁移的结果。 一、钒的氧化物 A、制备： a、V在适
13、量O2中燃烧： V V2O3 VO2 V2O525 b、钒酸盐热分解。 常见的是V2O5： B、V2O5性质 a、颜色：橙黄色至深红色间系列颜色。 b、溶解性：微溶于水、有毒。 c、两性：V2O5两性偏酸。 溶于强碱（如NaOH)溶液中： V2O5 + 6 OH = 2VO43 + 3H2O(正钒酸根, 无色)26 V2O5 也可溶于强酸 V2O5 + H2SO4 = (VO2)2SO4 + 3H2O (淡黄，钒二氧基离子) d、氧化性： V2O5 + 6HCl 2VOCl2 + Cl2+ 3H2O（蓝色，钒氧基离子) 被强还原剂还原成V2+离子。如： VO2+(黄色) VO2+(蓝色) V(
14、H2O)63+(绿色) V(H2O)62+(紫色) 27 总反应： 8H+2VO2+3Zn2V2+3Zn2+ + 4H2O二、钒酸盐和多钒酸盐 1、钒酸盐的缩合作用 a、当pH13时，VO43-离子发生聚合： 2VO43- (淡黄色，14)+ 2H+ 2HVO42- V2O74-(二钒酸根，13.5) + H2OV2O5常用作催化剂、脱水剂、缓蚀剂。28 b、pH=8.4时，V2O74-离子发生聚合：3V2O74- + 6H+ 2V3O93- (三钒酸根，13)+ 3H2O c、pH=8-3时，V3O93-离子发生聚合： 10V3O93- + 12H+ 3V10O286-(十钒酸根，深红色，1
15、2.8) + 6H2O d、pH13时：VO43-； 13pH8.4时：V2O74-； pH=8.4时：V3O93-； 8.4pH3时：V10O286-； pH=2时：V2O5； pH1时：VO2+。 黄色30定义：定义：把同一元素不同氧化数物质按其氧化值由高到把同一元素不同氧化数物质按其氧化值由高到低的顺序排列，并在两种物质之间标出对应电对的标低的顺序排列，并在两种物质之间标出对应电对的标准电极电势。准电极电势。复习：元素标准电极电势图及其应用O2 H2O2 H2O0.695 1.7631.229 2、 VO2+ 具有氧化性： (P 281)31反应 2Cu+ Cu2+ + Cu判断能否发生
16、歧化反应判断能否发生歧化反应E (Cu2+/Cu+)=0.159VE (Cu+/Cu)=0.520V Cu2+ Cu+ Cu0.159 0.520 0.340结论: (右) (左), Cu+易发生歧化反应 EE32Fe + 2H+ Fe2+ + H2 Fe3+ Fe2+ Fe0.771 -0.44 如(1) 因 (Fe2+/Fe) 0 EE可见：在非氧化性稀酸(如稀盐酸或稀硫酸)中铁只能被氧化为Fe2+，而非Fe3+。解释元素的氧化还原特性334Fe2+ + O2 + 2H+ 4Fe3+ + 2H2O(2) 因 (O2/H2O)=1.229V (Fe3+/Fe2+) EE所以Fe2+在空气中不
17、稳定，易被空气中氧氧化为Fe3+ 。34 Fe + 2Fe3+ 3Fe2+ Fe3+ Fe2+ Fe0.771 -0.44 Fe2+不会发生歧化反应，可发生歧化反应的逆可发生歧化反应的逆反应。反应。因此，在Fe2+盐溶液，加入少量金属铁能避免Fe2+空气中氧气氧化为Fe3+ 。35EA/V： VO2+VO2+V3+V2+V0.9990.337-0.255-1.175-0.564-0.25(淡黄色) (蓝色) (绿色) (紫色) (浅绿色) 在酸性溶液中， VO2+可被Fe2、SO32-、H2C2O4等还原剂还原为VO2VO2+ Fe2+ + 2H+ = VO2+ + Fe3+ + H2O2VO
18、2+ H2C2O4 + 2H+ = 2VO2+ + 2CO2 + 2H2O 较强还原剂Zn与VO2+分级还原反应：Zn + 2NH4VO3 + 8H+ = 2VO2+ + Zn2+ + 2NH4+ + 4H2OZn + 2VO2+ + 4H+ = 2V3+ Zn2+ + 2H2OZn + 2V3+ = 2V2+ Zn2+363、VO43-中O原子可被其它阴离子所取代。 如强酸性条件： 6H+VO43-+H2O2V(O2)3+(过氧钒阳离子，红棕色) +4H2O 弱酸、弱碱、中性条件： VO43-+2H2O2VO2(O2)23-(二过氧钒酸根阴离子，黄色) + 4H2O 上述两个取代可用一个平衡表示： VO2(O2)23-+6H+=V(O2)3+H2O2+2H2O黄色红棕色 37VO2(O2)23-+6H+ = V(O2)3+H2O2+2H2O38
