氢和惰性气体-第二周期元素-ds区元素-d区元素
第十三章 d区和ds区元素
13.1 d区元素通性
(1)熔点、沸点高; 熔点最高的单质: 钨(W,3410±20℃) (2)硬度大; 硬度最大的金属: 铬(Cr),硬度仅次于金刚石. (3)密度大; 密度最大的单质: 锇(Os,22.48g· cm-3) (4)导电性、导热性、延展性好.
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13.2 铬的主要化合物
K2Cr2O7 + H2SO4(浓)→ K2SO4 + 2CrO3(暗红色针状结晶) + H2O 在酸性介质中要将Cr3+氧化只有采用强氧化剂, 如K2S2O8: 3+ 22Cr +3S2O8 +7H2O→Cr2O72-+6SO42-+14H+ 氧化值为+3和+6的Cr在酸碱性介质中的相互 转化关系为: OH-,氧化剂 [Cr(OH)4]CrO42OH- H+
过氧化铬很不稳定,在乙醚或 戊醇中较稳定: Cr(Ⅲ)、Cr(Ⅵ)化合物均有毒, 且后者毒性更大.
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13.2 铬的主要化合物
Cr3+的鉴定也可以有不同的方法,但是它们 都是在过量OH-的条件下用H2O2将Cr3+氧 化为CrO42-,然后加入不同的试剂: 方法:
(Ni2+/Ni) = -0.25V (Pd2+/Pd) = +0.92V (Pt2+/Pt) = +1.2V(估计值)
(Zn2+/Zn) = -0.763V (Cd2+/Cd) = -0.403V (Hg2+/Hg) = +0.854V
2025年化学元素周期表知识点解析
2025年化学元素周期表知识点解析《2025 年化学元素周期表知识点解析》化学元素周期表，这一化学领域的基石，自其诞生以来，一直在不断地完善和发展。
如今，到了 2025 年，我们对元素周期表的理解和认识又有了新的深化。
首先，让我们回顾一下元素周期表的基本构成。
元素周期表是按照元素的原子序数从小到大排列的，同时将具有相似化学性质的元素放在同一族。
原子序数等于质子数，它决定了元素的种类。
元素周期表的横行被称为周期，一共有 7 个周期。
第一周期只有 2 种元素，即氢和氦。
随着周期数的增加，元素的种类逐渐增多。
周期的性质呈现出一定的规律性。
例如，同一周期的元素，从左到右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
再来看元素周期表的纵列，也就是族。
族分为主族、副族、第Ⅷ族和 0 族。
主族元素的化学性质在同一主族中具有相似性。
比如，碱金属元素（第一主族）都具有很强的还原性，容易失去电子；而卤族元素（第七主族）则具有较强的氧化性，容易得到电子。
在 2025 年，对于元素周期表中的元素性质的研究更加深入。
以金属元素为例，我们对它们的物理性质，如导电性、导热性、延展性等有了更精确的测量和理解。
比如，铜是良好的导体，其导电性在很多领域都有重要应用；而金不仅具有良好的延展性，其化学稳定性也使得它成为首饰制作的常用材料。
对于非金属元素，我们对它们的化合物的性质和应用有了新的突破。
比如，氮元素形成的化合物氨气，不仅是重要的化工原料，用于生产化肥等，在 2025 年，还在新型能源储存和转化方面发挥了重要作用。
元素周期表中的过渡元素也是研究的重点之一。
过渡元素具有独特的电子结构，使得它们在催化反应中表现出色。
例如，铂、钯等过渡金属在汽车尾气净化中的催化剂作用，有效地减少了有害气体的排放。
在 2025 年，随着科技的进步，我们对于元素的同位素的研究和应用也取得了显著成果。
同位素在医学诊断、考古测定年代等领域发挥着重要作用。
化学元素周期表详解
起源简介现代化学的元素周期律是1869年的德米特里·伊万诺维奇·门捷列夫首创的。
1913年英国科学家莫色勒利用阴极射线撞击金属产生X射线，发现原子序数越大，X射线的频率就越高，因此他认为原子核的正电荷决定了元素的化学性质，并把元素依照核内正电荷(即质子数或原子序数)排列，经过多年修订后才成为当代的周期表。
常见的元素周期表为长式元素周期表。
在长式元素周期表中，元素是以元素的原子序数排列，最小的排行最先。
表中一横行称为一个周期，一纵列称为一个族,最后有两个系。
除长式元素周期表外，常见的还有短式元素周期表，螺旋元素周期表，三角元素周期表等。
道尔顿提出科学原子论后，随着各种元素的相对原子质量的数据日益精确和原子价(化合价)概念的提出，就使元素相对原子质量与性质(包括化合价)之间的联系显露出来。
德国化学家德贝莱纳就提出了“三元素组”观点。
他把当时已知的54种元素中的15种，分成5组，每组的三种元素性质相似，而且中间元素的相对原子质量等于较轻和较重的两个元素相对原子质量之和的一半。
例如钙、锶、钡，性质相似，锶的相对原子质量大约是钙和钡的相对原子质量之和的一半。
法国矿物学家尚古多提出了一个“螺旋图”的分类方法。
他将已知的62种元素按相对原子质量的大小顺序，标记在绕着圆柱体上升的螺旋线上，这样某些性质相近的元素恰好出现在同一母线上。
这种排列方法很有趣，但要达到井然有序的程度还有困难。
另外尚古多的文字也比较暧昧，不易理解，虽然是煞费苦心的大作，但长期未能让人理解。
英国化学家纽兰兹把当时已知的元素按相对原子质量大小的顺序进行排列，发现无论从哪一个元素算起，每到第八个元素就和第一一个元素的性质相近。
这很像音乐上的八度音循环，因此，他干脆把元素的这种周期性叫做“八音律”，并据此画出了标示元素关系的“八音律”表。
显然，纽兰兹已经下意识地摸到了“真理女神"的裙角，差点就揭示元素周期律了。
不过，条件限制了他做进一步的探索，因为当时相对原子质量的测定值有错误，而且他也没有考虑到还有尚未发现的元素，只是机械地按当时的相对原子质量大小将元素排列起来，所以他没能揭示出元素之间的内在规律。
元素周期表的起源和应用
4f3 6s2 60 Nd 4f4 6s2 61 Pm 4f5 6s2 62 Sm 4f6 6s2 63 Eu 4f7 6s2 64 Gd
1 H 1s1 2 He 1s2 3 Li 2s1 4 Be 2s2 5 B 2s2 2p1 6 C 2s2 2p2 7 N 2s2
2p3 8 O2s2 2p4 9 F 2s2 2p5 10 Ne 2s2 2p6 11 Na 3s1 12 Mg 3s2 13 Al
4p3 34 Se 4s2 4p4 35 Br 4s2 4p5 36 Kr 4s2 4p6 37 Rb 5s1 38 Sr 5s2 39
Y 4d1 5s2 40 Zr 4d2 5s2 41 Nb 4d4 5s1 42 Mo 4d5 5s1 43 Tc 4d5 5s2 44
4f7 5d1 6s2 65 Tb 4f9 6s2 66 Dy 4f10 6s2 67 Ho 4f11 6s2 68 Er 4f12 6s2
69 Tm 4f13 6s2 70 Yb 4f14 6s2 71 Lu 4f14 5d1 6s2 72 Hf 5d2 6s2 73 Ta
A：质量数 (Mass number) ，即在数量上等于原子核（质子加中子）的粒子数目。 Z：原子序数，即是质子的数目。由于它是固定的，一般不会标示出来。
e：净电荷，正负号写在数字后面。
n：原子数目，元素在非单原子状态（分子或化合物）时的数目。除此之外，部份较高级的周期表更会列出元素的电子排布、电负性和价电子数目。
钕(nǚ) 61 钷(pǒ) 62 钐(shān) 63 铕(yǒu) 64 钆(gá) 65 铽(tè) 66 镝(dī) 67 钬(huǒ) 68
元素化学—s区、d区、ds区元素及其重要化合物
锌盐
与S2-的作用 Zn2+ + H2S → ZnS(s,白) ，氨碱性条件下沉淀完全，溶于0.3 mol-1的HCl ZnSO4(aq) BaS(aq) ZnSBaSO4(s,白) 锌钡白(立德粉)
汞盐
为什么氯化亚汞分子式要写成 Hg2Cl2而不能写成 HgCl ？
汞除了形成氧化数为＋2的化合物外，还有氧化数为＋1的化合物。在氧 化数为＋1的汞的化合物中，汞以（—Hg—Hg—）形式存在。Hg（Ⅰ） 的化合物叫亚汞化合物。试验证明其中的汞离子是{Hg-Hg}2+，而不是 Hg+。
2Cd O2 2CdO(s,红棕色)
2Hg O2
360 2HgO(s,红、黄)
470
ห้องสมุดไป่ตู้
潮湿
4Zn 2O2 CO2 3H2O ZnCO3 3Zn(OH)2 碱式碳酸锌
单质的化学性质
(2) 与S的 作用
溶
ZnS(白)
解
度
M+S
MS
CdS(黄)
依 次
HgS (红、黑）
减 小
氧化物与氢氧化物
铜盐
CuSO4·5H2O称为胆矾，呈蓝色
CuSO 4 5H 2O 102C CuSO 4 3H 2O 113C CuSO 4 H 2O 258C CuSO 4
无水CuSO4为白色粉末，易溶于水，吸水性强，吸水后呈蓝色， 可检验有机液体中的微量水分
铜盐
CuSO4溶液中加入氨水，先生成浅蓝色的碱式硫酸铜沉淀： 2Cu2+ + SO42-+ 2NH3∙H2O = Cu2(OH)2SO4(s) + 2NH4+
基 础 化 学
ds区元素
化学元素周期表112个速记高中必备
化学元素周期表速读速记（本图可放大）中文谐音第一周期：氢H 氦He ---- 侵害第二周期：锂Li 铍Be 硼B 碳C 氮N 氧O 氟F 氖Ne ---- 鲤皮捧碳蛋养福奶第三周期：钠Na 镁Mg 铝Al 硅Si 磷S 硫P 氯Cl 氩Ar ---- 那美女桂林留绿牙（那美女鬼流露绿牙）第四周期：钾K 钙Ca 钪钛钒铬锰---- 嫁改康太反革命铁钴镍铜锌镓锗---- 铁姑捏痛新嫁者砷硒溴氪---- 生气休克第五周期：铷锶钇锆铌---- 如此一告你钼锝钌---- 不得了铑钯银镉铟锡锑---- 老把银哥印西堤碲碘氙---- 地点仙第六周期：铯钡镧铪----（彩）色贝（壳）蓝（色）河钽钨铼锇---- 但（见）乌（鸦）（引）来鹅铱铂金汞砣铅---- 一白巾供它牵铋钋砹氡---- 必不爱冬（天）第七周期：钫镭锕---- 很简单了~就是---- 防雷啊！汉语拼音第一周期元素：1 氢(qīng) 2 氦(hài) 元素周期表正确金属汉字写法第二周期元素：3 锂(lǐ) 4 铍(pí) 5 硼(péng) 6 碳tàn(tàn) 7 氮(dàn) 8 氧(yǎng) 9 氟(fú) 10 氖(nǎi)第三周期元素：11 钠(nà) 12 镁(měi) 13 铝(lǚ) 14 硅(guī) 15 磷(lín) 16 硫(liú) 17 氯(lǜ) 18 氩(yà)第四周期元素：19 钾(jiǎ) 20 钙(gài) 21 钪(kàng) 22 钛(tài) 23 钒(fán) 24 铬(gè) 25 锰(měng) 26 铁(tiě) 27 钴(gǔ) 28 镍(niè) 29 铜(tóng) 30 锌(xīn)31 镓(jiā) 32 锗(zhě) 33 砷(shēn) 34 硒(xī) 35 溴(xiù) 36 氪(kè)第五周期元素：37 铷(rú) 38 锶(sī) 39 钇(yǐ) 40 锆(gào) 41 铌(ní) 42 钼(mù) 43 锝(dé) 44 钌(liǎo) 45 铑(lǎo) 46 钯(bǎ) 47 银(yín) 48 镉(gé) 49 铟(yīn) 50 锡(xī) 51 锑(tī) 52 碲(dì) 53 碘(diǎn) 54 氙(xiān)第六周期元素：55 铯(sè) 56 钡(bèi) 57 镧(lán) 58 铈(shì) 59 镨(pǔ) 60 钕(nǚ) 61 钷(pǒ) 62 钐(shān) 63 铕(yǒu) 64 钆(gá) 65 铽(tè) 66 镝(dī) 67 钬(huǒ) 68 铒(ěr) 69 铥(diū) 70 镱(yì) 71 镥(lǔ) 72 铪(hā) 73 钽(tǎn) 74 钨(wū) 75 铼(lái) 76 锇(é) 77 铱(yī) 78 铂(bó) 79 金(jīn) 80 汞(gǒng) 81 铊(tā) 82 铅(qiān) 83 铋(bì) 84 钋(pō) 85 砹(ài) 86 氡(dōng)第七周期元素：87 钫(fāng) 88 镭(léi) 89 锕(ā) 90 钍(tǔ) 91 镤(pú) 92 铀(yóu) 93 镎(ná) 94 钚(bù) 95 镅(méi) 96 锔(jú) 97 锫(péi) 98 锎(kāi) 99 锿(āi) 100 镄(fèi) 101 钔(mén) 102 锘(nuò) 103 铹(láo) 104 鑪(lú) 105 ??(dù) 106 ??(xǐ) 107 ??(bō) 108 ??(hēi) 109 ?(mài) 110 钽(dá) 111 錀(lún) 112 (仍未有中文名)元素周期表表格说明周期表的编排显示出不同元素的化学性质的周期性，在周期表中，元素按原子序(即原子核内的质子数目递增次序排列，并分为若干列和栏，在同一行中的称为同一周期，根据量子力学，周期对应着元素原子的电子排布，显示出该原子的已装填电子层数目。
ds区,d区和f区元素
子构型具有接受配位体孤对电子的条件，因此它
们容易形成配合物，一般容易形成氟配合物、氰 配合物和氨配合物。 此外，过渡元素氧化物水合物的酸碱变化规律 和主族元素相似。对同种元素而言，低价的显碱
性，高价的显酸性。注意p304列出的ⅢB-ⅦB族过
渡元素最高价态氧化物水合物的酸碱性。
8.2 铜族和锌族元素的化合物 8.2.1 通性
3. 锌配合物 Zn2+和氨水、KCN等能形成无色的四配位离子： [Zn(NH3)4]2+、[Zn(CN)4]2-、[Zn(CN)4]2-用于电镀中 4. 汞配合物 Hg(I)形成配合物倾向较小。 Hg(II)易和CN-、SCN-、Cl-、Br-、I-离子均生成 [ML4]2-配离子。
Hg2++2I-→HgI2↓(红色)+2I-→[HgI4]2[HgI4]2-与碱混合后叫奈氏试剂，用于鉴定NH4+、
3. 形成配合物（Zn2+，Al3+的分离）
Zn 2 Al3
2 NH 3O H
Zn(OH ) 2 Al(OH ) 3
2 NH 3O H
[ Zn( NH 3 ) 4 ] 2 （白色） Al(OH )（白色） 3
8.2.3 重要的盐类 1. 几种常用的盐 硫酸铜、硝酸银、氯化汞、氯化亚汞（p306-308自 己看书，了解基本性质和用途） 2. Cu2+和Cu+的相互转化 从Cu(I)结构（3d10）看，Cu(I)是稳定的，如自然 界中有Cu2O和Cu2S的矿物存在。但在水溶液中Cu+ 易歧化，这是由于Cu2+的电荷比Cu+多，半径又小， 所以Cu2+的水合焓（-2100kJ· -1）比Cu+的（-593 mol kJ· -1）代数值小得多，∴水溶液中Cu2+比Cu+稳)4)]2+、[CuCl4]2-、[Cu(NH3)4]2+等，
ds元素
第十一章副族元素化学第十章ds区元素第节素概述第一节ds区元素概述ds 区元素是指元素周期表中的ⅠB 、ⅡB 两族元素包括族元素，包括铜、银、金、锌、镉、汞等6种自然形成的金属元素及两种人工合成元素。
ds 区的名称是因为它们的外层电子构型:ⅠB : (n-1)d 10s 1或ⅡB :(n-1)d 10s 2从广义的角度看，ds区实际上是d区的一部分。
因本区元素次外层(n-1)d轨道已填满电子,而最外电子层构型和区相同，所以满电子,而最外电子层构型和s区相同，所以将此区域元素称为ds区元素。
ds区元素都是过渡金属。
但由于其d层电子是全充满的，所以体现的性质与其他过渡金属有所不同。
如：最高氧化态只能达到+3如：最高氧化态只能达到+3。
3第二节铜族元素（一）铜族元素的单质1.物理性质(1) 特征颜色：Cu(紫红)，Ag(白)，Au(黄)(2) 溶、沸点较其它过渡金属低(3) 导电性、导热性好，且Ag>Cu>Au(3)导电性导热性好且(4)延展性好铜族元素2.化学性质(1)与O 2作用)2CuO(O 2Cu 2黑⎯→⎯+∆)(CO (OH)Cu CO O H O 2Cu 322222绿⎯→⎯+++∆碱式碳酸铜Au 、Ag O 发生反应，当有沉淀剂或g 不与2发生反应，有沉淀剂或配合剂存在时，可发生反应。
5=铜族元素−−−+⎯→⎯+++4OH]4[M(CN)8CN O 2H O 4M AuAg Cu M 222，，−++⎯→⎯+++OH)(])4[Cu(NH 8NH O 2H O 4Cu 23322无色)(])[Cu(NH 243蓝+不可用铜器盛氨水O 2→O2H S 2Ag O S 2H 2Ag 2222+⎯→⎯++6银器年久变黑(2) 与酸作用铜族元素c Cu、Ag、Au不能置换稀酸中的H +d 若生成难溶物或配合物，单质还原能力则增强()2A I 2A (g)H S(s)Ag S H 2Ag 222+⎯→⎯+(g)H 2AgI 4I 2H 2Ag 2-2+⎯→⎯++−+③Cu 、Ag 、Au 可溶于氧化性酸7（二）铜的重要化合物Cu 2O CuO颜色暗红色黑色溶解性难溶于水，易溶于酸热稳定性稳定,1235熔化也不分解高C 加入氨水[Cu(NH 3)2]+(无色)微溶Cu 2O + 2H +→Cu 2++ Cu + H 2OC O +2HCl 2C Cl +H Cu 2O + 2HCl →2CuCl + H 2O 10004CuO Cu O +O C (白色)CuO + 2H +→Cu 2++ H 2O4CuO Cu 2O + O 28（二）铜的重要化合物Cu 2O CuO颜色暗红色黑色溶解性难溶于水，易溶于酸热稳定性稳定,1235 熔化也不分解高C 加入氨水[Cu(NH 3)2]+(无色)微溶Cu 2O+4NH 3+H 2O →2[Cu(NH 3)2]++2OH -在空气中被氧化4[Cu(NH 3)2]++O 2+8NH 3+2H 2O →蓝94[Cu(NH 3)4]2+(深蓝)+4OH -CuOH 不稳定，至今尚未制得为浅蓝色难溶于水2-Cu(OH)2为浅蓝色，难溶于水1.受热易脱水2[Cu(OH)4]+C 6H 12O 6(葡萄糖)→Cu 2O +C 6H 12O 7+4OH -+2H 2O Cu(OH)2 CuO + H 2O 80~90C 两性以碱性为主(葡萄糖酸)2.两性：以碱性为主+2H + →2+ O (用此反应可检查尿糖Cu(OH)2+ 2H Cu +H 2O (浅兰色)Cu(OH)2+ 2OH -→[Cu(OH)4]2-(亮兰色)3. 溶于氨水2++2OH-10Cu(OH)2+4NH 3→[Cu(NH 3)4]2 + 2OH制取:1.,Cu 2+ + Cu + 4Cl -→2[CuCl 2]-1. 在热、浓HCl 溶液中, 用Cu 粉还原CuCl 2(无色)2. 用水稀释-→2CuCl ()+2Cl -总反应：Cu 2+ + Cu + 2Cl -→ 2CuCl2[CuCl 2]2CuCl (白色) + 2Cl 应用：CuCl + CO + HCl →[CuCl(CO)] ·H 2O 11（测CO ）2无水CuCl 2为棕黄色固体,是共价化合物易溶于水和有机溶剂(如乙醇、丙酮)CuCl 2溶液随c (Cl -)不同而呈不同颜色[C Cl 24H O [C (H 2+4Cl [CuCl 4]2-+ 4H 2O [Cu(H 2O)4]2+ + 4Cl -)(12(黄色) (浅蓝色)无水CuSO4为白色粉末，易溶于水，吸水性强，吸水后呈蓝色，可检验有机液体中的微量水分。
元素周期表中的气体元素
元素周期表中的气体元素元素周期表是化学学科中的重要工具，它将化学元素按照一定规律排列，帮助我们理解元素之间的关系和性质。
其中，有一类元素被归为气体元素，它们在常温常压下呈气体状态。
本文将介绍元素周期表中的气体元素及其特点。
一、氢（H）氢是元素周期表中最简单的元素，原子序数为1。
它是宇宙中最常见的元素之一，构成了大约75%的原子物质。
氢气呈无色、无臭、无味的气体，密度很低。
在常温下，氢气十分容易燃烧，常被用作燃料和气球的充气。
氢还参与了核聚变反应、氢键形成等重要化学反应。
二、氦（He）氦是元素周期表中的第二个元素，原子序数为2。
与氢类似，氦也是无色、无臭、无味的气体。
氦气密度比空气低，且具有很高的热导率，因此常被用于充当气球和浮力器的充气物质。
由于氦的稳定性较高，它被广泛应用于液体氦冷却设备、核磁共振等领域。
三、氮（N）氮是元素周期表中的第七个元素，原子序数为7。
氮气为常见的成分气体，占据了大气中78%的体积比例。
它是无色、无臭、无味的气体，在常温下对多数物质都是稳定的。
氮气既不能助燃也不能燃烧，因此常被用于包装易氧化物品和防止氧化等领域。
此外，氮还广泛应用于化肥生产、制冷、气体保护焊接等工业过程中。
四、氧（O）氧是元素周期表中的第八个元素，原子序数为8。
它是无色、无味、无臭的气体，能使常燃物质迅速燃烧，常被用于促进燃烧过程。
氧气在呼吸和许多化学反应中都扮演着重要的角色。
氧气是地球大气中的第一主要成分，占据了地球大气的21%。
五、氟（F）氟是元素周期表中的第九个元素，原子序数为9。
它是一种非常活泼的气体，具有剧毒、无色、无味的特点。
在元素周期表中，氟是最电负性最高的元素之一。
由于其活泼性和反应性，氟在化学反应、防腐蚀、药物制造等方面有广泛的应用。
六、氖（Ne）氖是元素周期表中的第十个元素，原子序数为10。
与其他气体相比，氖气非常稳定。
它是无色、无味、无臭的气体，广泛应用于霓虹灯和其他照明设备中。
由于氖气在放电时能够发出鲜艳的红橙黄绿蓝紫等颜色，因此非常受欢迎。
无机化学课件：第8章 d区、ds区元素
稳定性增大
2 V2+(aq) + 2 H3O+(aq)
2V3+(aq) + H2(g) + 2 H2O(l)
2 Cr2+(aq) + 2 H3O+(aq) Mn2+(aq)
2 Cr3+(aq) + H2(g) + 2 H2O(l)
Ni和Cu(当然还有Zn)的稳定水合离子只能是二价的
3. 同族元素族氧化态稳定性变化趋势
8.1.1 金属单质的物理性质
(1) 原子的价电子层构型 (n-1)d1-10ns1-2
(2) 原子半径和电离能
总趋势: 同周期 左→右 小→大 同副族 不规律
(3) 金属单质的物理性质 ●熔点、沸点高
熔点最高的单质： 钨(W) 3683±20℃
●硬度大 硬度最大的金属：铬(Cr) 摩氏 9.0
d 区金属自左至右族氧化态稳定性下降和低氧 化态稳定上升的趋势可以理解为核电荷逐渐增加， 对价层电子控制能力逐渐加大的结果。
d 电子组态 d1 d2
d3
d4
d5 d6 d7 d8
d9 d10
M2+(aq) Sc2+ Ti2+ V2+ Cr2+ Mn2+ Fe2+ Co2+ Ni2+ Cu2+ Zn2+
d区元素显示出许多区别于主族元素的性质
● 熔、沸点高，硬度、密度大的金属大都集中在这一区 ● 不少元素形成有颜色的化合物 ● 许多元素形成多种氧化态从而导致丰富的氧化还原行为 ● 形成配合物的能力比较强，包括形成经典的维尔纳配合物
和金属有机配合物 ● 参与工业催化过程和酶催化过程的能力强
原子结构与元素周期表-高二化学课件(人教版2019选择性必修2)
ⅠA 1s1 ⅡA
1～36号元素的基态原子的价层电子排布式
0
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 1s2
2s1 2s2
2s2 2s2 2s2 2s2 2s2 2s2 2p1 2p2 2p3 2p4 2p5 2p6
3s1 3s2 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
3s2 3s2 3p1 3p2
3s2 3p3
第二节 原子结构与元素的性质 第1课时
原子结构与元素周期表
学习目标
1、知道运用构造原理书写元素的基态原子的电子排布式，能运用电子 排布式解释元素周期系的基本结构。
2、知道价层电子及价层电子排布，能从原子价层电子数目和价层电子 排布角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。
知识导航
1 原子结构与元素周期表的关系； 2 元素周期表的分区
①对角线规则是从相关元素及其化合物的许多
性质中总结出来的经验规则，不是定理。
Li Be B
②相似性：例如Li、Mg在空气中燃烧的产 物分别为Li2O和MgO；铍和铝的氢氧化物均为 两性氢氧化物；B和Si的含氧酸都是弱酸。
Mg Al Si
本节小结
电子排布与周期
周期序数=能层数
排满=0族
原子结构与 电子排布与族 元素周期表
本节重点 本节难点
知识精讲
一、原子结构与元素周期表
1869年，门捷列夫发现，按
的顺
序将元素排列起来，得到一个元素序列，并从最轻的元素氢
开始进行编号，称为原子序数。这个序列中的元素性质随着
原子序数递增发生周期性的重复，这一规律被门捷列夫称作
元素周期律。
门捷列夫
莫塞莱
1913年，英国物理学家莫塞莱证明原子序数即原子核电荷 数。随后元素周期律表述为元素的性质随元素原子的核电荷数 递增发生周期性递变。元素的这一按其原子核电荷数递增排列 的序列称为元素周期系。
高中化学奥赛辅导-----无机化学9元素概论 氢、稀有气体
3、导电性和超导性 主族元素单质的导电性差别较大，从左至右，一般 由导体至半导体再到非导体变化。主族金属单质均为导体 ，主族非金属单质一般不导电，位于 P 区对角线上的一些 单质如Si、Ge、 Sb、 Se 、 Te 等单质具有半导体性质，其中 Si 和 Ge 是 最好的半导体材料。 过渡元素单质均为导体。 金属元素中有很多在一定温度下均具有超导性。
应用范围：用以制备以负氧化值存在的非金属单质。
5、电解法 原理：使用外力直流电源将元素还原为单质。 举例： 电解 2NaCl+2H2O 2NaOH+H2↑+Cl2↑
电解
2Al2O3（熔体）
Na3 AlF6 , 96应用范围：制取活泼金属和活泼非金属单质。
二、氢化物 几乎能和除稀有气体外的所有元素结合，形成不同类 型的二元化合物，这就是广义的氢化物定义。严格讲，氢 化物是指H-的化合物，而非金属氧化物则称“某化氢”。 （如HF、HCl、H2S等）。 氢化物按其结构和性质的不同可大至分为三种类型： 离子型、共价型和金属型。某种元素属哪种类型，与元素 的电负性和周期表中位置有关。
基本要求：了解单质的性质和制备方法；氢化物 的类型、结构和特性；氢的化合物的性质。
2、热分解法 原理：某些化合物热稳定性低的特点，制取单质。 300 o C 举例：2Ag2O(s) 4Ag(s)+O2(g) 应用范围：（1）应用于制取活泼性差的金属单质； （2）制取一些高纯单质，如Ni、Zr等。
3、还原法
原理：用还原剂还原化合物（如氧化物等）来制取 单质，一般常用的还原剂是焦炭，CO、H2、活泼金属等。 举例： 高炉炼铁： Fe2O3+3CO 2Fe+3CO2 铝热剂法： Fe2O3+2Al 2Fe+Al2O3 电炉法制黄磷： 2Ca3(PO4)2+10C+6SiO2
元素周期表各个区的划分
元素周期表各个区的划分
化学元素周期表根据原子序从小至大排序的化学元素列表。
列表大体呈长方形，某些元素周期中留有空格，使特性相近的元素归在同一族中。
元素周期表分区的划分是这样的：
1、将价电子排布相似的元素集中起来，以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号，共分5区：s区：包括IA族、IIA族、氦，价电子排布为ns1～2.
p区：包括IIIA族、IVA族、VA族、VIA族、VIIA和0族（氦除外），价电子排布为ns2np1～6. d区：包括除镧系、锕系外的从IIIB族到VIII族的元素，价电子排布为（n-1）d1～9ns1～2.
ds区：：包括IB族、IIB族,价电子排布为（n-1）d10ns1～2.
f区：包括镧系和锕系，价电子排布为（n-2）f0～14(n-1)d0～2ns2.
ds区:包括第1、2副族，价电子排布为（n-1）d10ns1-2.
f区：包括镧系、锕系，价电子排布为（n-2）f0-14（n-1）d0-2ns2。
2、
d区和p区之间空白的区域是ds区
其分区的标准是根据价电子的排布，分为d区,s区,ds区,p区,f区通俗的将就是根据能成键的电子所在的轨道进行分区。
区、d区、ds区重要元素及其化合物
s区、d区、ds区重要元素及其化合物(s Block, ds Block, d Block Elements and Compounds)9.1 s区元素s区元素中锂(Lithium)、钠(Sodium)、钾(Potassium)、铷(Rubidium)、铯(Cesium)、钫(Francium)六种元素被称为碱金属(alkali Metals)元素。
铍（Beryllium）、镁(Magnesium)、钙(Calcium)、锶(Strontium)、钡(Barium)、镭(Radium)六种元素被称为碱土金属(alkaline earth metals)元素。
锂、铷、铯、铍是稀有金属元素，钫和镭是放射性元素。
碱金属和碱土金属原子的价层电子构型分别为ns1和ns2，它们的原子最外层有1～2个电子，是最活泼的金属元素。
9.1.1 通性碱金属和碱土金属的基本性质分别列于表9-1和表9-2中。
表9-1碱金属的性质碱金属原子最外层只有1个ns电子，而次外层是8电子结构(Li的次外层是2个电子)，它们的原子半径在同周期元素中(稀有气体除外)是最大的，而核电荷在同周期元素中是最小的，由于内层电子的屏蔽作用较显著，故这些元素很容易失去最外层的1个s电子，从而使碱金属的第一电离能在同周期元素中最低。
因此，碱金属是同周期元素中金属性最强的元素。
碱土金属的核电荷比碱金属大，原子半径比碱金属小，金属性比碱金属略差一些。
s区同族元素自上而下随着核电荷的增加，无论是原子半径、离子半径，还是电离能、电负性以及还原性等性质的变化总体来说是有规律的，但第二周期的元素表现出一定的特殊性。
例如锂的EΘ(Li+/Li)反常地小。
表9-2碱土金属的性质s区元素的一个重要特点是各族元素通常只有一种稳定的氧化态。
碱金属的第一电离能较小，很容易失去一个电子，故氧化数为＋1。
碱土金属的第一、第二电离能较小，容易失去2个电子，因此氧化数为＋2。
在物理性质方面，s区元素单质的主要特点是：轻、软、低熔点。
第11章-ds区元素
Cu2+可与H2O和NH3形成稳定的络合物。
Cu2+与CN-的络合物[Cu(CN)4]2-不稳定。但Cu+与CN-的络合物[Cu(CN)4]3-极 稳定，加入H2S无Cu2S生成。
2Cu2+ +10CN- = 2[Cu(CN)4]3- + (CN)2(g)
●银盐： AgNO3 AgCl AgBr AgI ● Ag+的络合物 AgCl + 2NH3•H2O = [Ag(NH3)2]+ + Cl- + 2H2O AgBr + S2O32- = [Ag(S2O3)2]3- + Br(照相中定影)
Hg22+ (NO3)2 + 2NH3 = Hg(s) + Hg(NH2)NO3(s) + NH4+ Hg22+ + 4I- = Hg(s) + [HgI4]2Hg22+ + S2- = Hg(s) + HgS(s)
Hg22+ + 2CN- = Hg(s) + Hg(CN)2
● Hg22+和Hg2+ 都有一定的氧化性：在酸性溶液中，HgCl2是强氧化剂。 2HgCl2 + SnCl2 + HCl = Hg2Cl2(s, 白色) + H2SnCl6 Hg2Cl2 + SnCl2 + HCl = 2Hg(s, 变黑) + H2SnCl6 2HgCl2 + SnCl2 = SnCl4 + Hg2Cl2(s) 白色 Hg2Cl2 + SnCl2 = SnCl4 + 2Hg(s) 黑色 鉴定Hg22+和Hg2+
化学元素周期表的分组与特点
化学元素周期表的分组与特点化学元素周期表是化学中非常重要的基础工具，通过对化学元素的分组和排列，可以系统地展示元素的特性和规律。
本文将详细介绍元素周期表的分组及其特点，帮助读者更好地理解和应用该表。
1. 元素周期表的分组元素周期表按照一定的规则将元素进行了分组，主要根据原子核中的电子排布来决定。
根据这个原则，元素周期表可以分为质子数相同的元素垂直排列的周期和电子壳层数相同元素水平排列的周期。
2. 元素周期表的垂直周期元素周期表的垂直周期代表了元素的周期性变化规律。
它们的特点如下：a. 第1周期：包含2个元素，氢和氦。
氢是宇宙中最丰富的元素之一，而氦是稳定的惰性气体，具有很高的化学稳定性。
b. 第2周期：包含8个元素，从锂到氖。
这些元素的外层电子数从1到8依次增加，原子半径和电负性逐渐增加，电离能逐渐减小，而金属性逐渐增强。
c. 第3周期：包含8个元素，从钠到氩。
同样地，这些元素的特性也呈现类似的规律：原子半径和电负性逐渐增加，电离能逐渐减小。
d. 第4周期：包含18个元素，从钾到氪。
这一周期的特点是元素的原子半径和电离能均有所增加，但不再像前三个周期那样出现明显的规律性变化。
e. 第5周期：包含18个元素，从铷到氙。
f. 第6周期：包含32个元素，从铯到钅。
这一周期中的元素主要集中在两个区域，即中间过渡金属区和稀土金属区。
g. 第7周期：在周期表中标示为省略了。
3. 元素周期表的水平周期元素周期表的水平周期代表了元素壳层的变化规律。
这些外层壳层的不同决定了元素的化学性质。
以下是水平周期的主要特点：a. s区：包括1A和2A族元素，它们的外层壳层的最后一个电子在s壳层，因此具有相似的特性，比如碱金属和碱土金属的化学性质相近。
b. p区：这个区域包括3A至8A族元素，它们的外层壳层的最后一个电子在p壳层。
这些元素的物理性质和化学性质也都有一定的相似性。
c. d区：这里是过渡金属元素的所在区域。
过渡金属元素的外层壳层的最后一个电子在d壳层，它们具有良好的导电性和热导性，以及较高的融点和沸点。
d区和ds区元素的通性
d区和ds区元素的通性
氧化态变化表现有如下的规律性： （1）同一周期自左至右，随着原子序数的增加， 氧化态先是逐渐升高，但第四周期在锰以后，第五周期 在钌以后，第六周期在锇以后，氧化态又逐渐降低，最 后与第ⅠB族元素的低氧化态相同； （2）同一族自上而下，高氧化态趋向于稳定，即 第四周期元素一般容易出现低氧化态，第五、六周期的 相应元素趋向于出现高氧化态。
过渡金属由于空d轨道的存在，使它们更易形成配位键， 产生丰富多彩的配位化合物，并因此呈现五彩缤纷的颜色。
d区和ds区元素的通性
四、 氧化态
d区过渡元素基本上都具有多种氧化态。ds区元素除银（氧 化数为+1）、锌、镉（氧化数为+2）外，其余都显示变价。d区 元素最外层和次外层电子层未饱和的构型特点，使其具有可变的 氧化态。最外层的两个s电子容易失去，显示+2氧化态。另外， 次外层的d电子和最外层的s电子能量相近，而且未达到稳定的结 构，所以d电子也可部分或全部参加成键，故d区元素一般有可变 的氧化态。ds区铜族和锌族（部分）元素的ns和(n-1)d层电子处 于同一能级组，不仅s电子参加成键，且(n-1)d电子也因反应条件 的不同，部分地参加成键，因此表现出几种氧化态。
d区和ds区元素的通性
d区和ds区元素的通性
二、 单质的物理性质
d区和ds区元素的单质都有着典型的金属性质，如有金属光泽，延 展性高（锌族例外），有导电导热性。它们的密度比较大，除钪（2.99 g·cm-3）、钇（4.34 g·cm-3）和钛（4.5 g·m-3） 属轻金属外，其余元 素都为重金属（密度大于5 g·cm-3）。d区和ds区金属比主族金属有更大 的密度和硬度以及更高的熔点和沸点。例如，铬是所有单质金属中最硬 的，莫氏硬度为9，熔点、沸点最高的是钨，依次为3410 ℃和5930 ℃。 这是由于d电子也参与成键，成键价电子数增加，键强度增大。锌族元素 熔点、沸点均低，汞是常温下唯一的液体金属。以第一过渡系元素的物 理性质的递变说明上述规律性，如表9-2所示。
氢在元素周期表中的位置问题
10.3.5硬水及其软化
1.硬水的概念: 通常把含Ca2+、Mg2+较多的天然水称为硬水。 通常把不含或仅含少量Ca2+、Mg2+的水称为软水。 硬度：一升水中含MgO 、CaO总量相当于10mgCaO的水 定为 1° 2.硬水的软化：除去硬水中的Ca2+、Mg2+离子叫做硬水软化。 化学沉淀法：通过加入石灰及纯碱，使硬水中Ca2+、Mg2+成沉 淀物而除去。 离子交换法：利用离子交换剂或树脂软化水的方法
10.1 氢
10.1.3 氢气的工业生产 1.水煤气法：CO和H2混合物叫水煤气，用水蒸气使其中的CO转化 为CO2，加压使CO2和H2混合物通过水，将CO2除去，得到H2。 2.水蒸气： 高温下，使烃和水蒸气的混合物通过镍催化剂，生成 CO2和H2。 3.电解水法：成本较高。 10.1.4 氢能源 氢气作为燃料具有许多优点： 1 一种清洁能源，无臭，无味，无毒，无污染。 2热值高 3可采用管道输送 4可以存储，在需要时使用。
元素 锂 钠 钾 钙 锶 钡 焰色 红 黄 紫 橙红 洋红 绿
10.3 碱金属和碱土金属的盐类
10.3.2 碳酸钠和过碳酸钠 碳酸钠：又称纯碱。制备方法：苏尔维制物和含结晶水的细粒结晶两种形态。 过碳酸钠：分子式2Na2CO3.3H2O2，是过氧化氢与碳酸钠的化合物。 含有较高的活性氧，可以发挥漂白和去污作用。 10.3.3 碳酸钙 碳酸钙：CaCO3难溶于水，有重质碳酸钙、轻质碳酸钙和胶体碳酸 钙之分。 本身难溶于水，但遇含有CO2 的水会生成可溶性的Ca(HCO3)2 10.3.4 硫酸钠 硫酸钠: Na2SO4有无水（白色粉末）和含十个结晶水的两种形态， 前者俗称元明粉，后者则称为芒硝
10.3 碱金属和碱土金属的盐类
元素分区
s区元素蓝色代表s区元素，氦也属于s区元素。
s区元素主要包括元素周期表中IA族元素和IIA族元素，IA族元素包括氢、锂、钠、钾、铷、铯、鍅七种元素，由于钠和钾的氢氧化物是典型的碱，因此除氢外的这六种元素又称碱金属，IIA族元素包括铍、镁、钙、锶、钡、镭六种元素，由于钙，锶，钡的氧化物之性质介于碱金属与稀土元素之间，因此又称碱土金属。
由于氦的电子排布为1s2，故被分为S区元素。
钫和镭都是放射性元素。
锂最重要的矿石是锂辉石（LiAlSi2O6）。
钠主要以氯化钠溶液的形式存在于海洋，盐湖及岩石中。
钾的主要矿物是钾石盐（2KCl·MgCl2·6H2O）。
铍的主要矿物是绿柱石（3BeO·Al2O3·6SiO2）。
镁的主要矿石是菱镁矿（MgCO3）及白云石。
另外，钙，锶，钡则主要以碳酸盐及硫酸盐的形式存在，如方解石（碳酸钙），石膏（二水合硫酸钙），天青石（硫酸锶），重晶石（硫酸钡）。
在本区元素中同一主族从上到下、同一周期从左至右性质的变化都呈现明显的规律性。
p区元素p区元素包括元素周期表中IIIA族元素~VIIIA族元素。
IIIA族元素又称为硼族元素，包括硼、铝、镓、铟、铊等元素；IVA族元素又称作碳族元素，包括碳、硅、锗、锡、铅等元素；VA族元素又称作氮族元素，包括氮、磷、砷、锑、铋等元素；VIA族元素又称为氧族元素，包括氧、硫、硒、碲、钋等元素；VIIA族元素又称卤素，包括氟、氯、溴、碘、砹等元素；VIIIA族元素或0族元素，又称为稀有气体或惰性气体，包括氦、氖、氩、氪、氙、氡等元素。
d区元素d区元素是元素周期表中的副族元素，即第3至第12族元素。
这些元素中具有最高能量的电子是填在d轨道上的。
这些元素有时也被称作过渡金属。
D区的D来自英语的“diffuse”。
ds区元素ds区元素是指元素周期表中的ⅠB、ⅡB两族元素，包括铜、银、金、锌、镉、汞6种自然形成的金属元素和錀、鎶2种人工合成元素。
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第十一章氢和惰性气体1. 1.007825 × ( 1- x ) +2.0141 x =1.00797x ≈0.0144%2. 2ΔHθ ( Xe - F ) = D + 108ΔHθ ( Xe - F ) = ( 155+ 108 ) / 2 = 131.5 kJ/mol3. F F T F T T4. (1) 分子量↑ , 色散力↑ .(2) “包合物”是某些分子被包在晶格形成的空穴或大分子固有的空穴中, 以一定的比例(不一定是整数比)生成的加合物. 利用包合物宿主空穴的大小来分离小分子.(3) 因为是拆开已成对的电子参与成键, 所有全部都是偶数.(4) XeO3价层电子对数= 4, 一对孤电子对, 所以是三角锥形.(5) XeF2稳定.5.Xe + PtF66.41mol 5.52mol残余压力为22.6kPa, 1.009mol, 所有黄色固体为XePtF6.第十二章 第二周期元素2. H 2O 2 + H + + e － OH +H 2OHO 2－ + H 2O + e －2OH － + OH3. T F T T F F T F4. (1) LiH 和 NaH (2) Li 3N 和 Mg 3N 2 (3) Li 2CO 3 和 Na 2CO 35. (1) Be 2+ (2) 弱 (3) 钝化 (4) 4和6 (5) 两 (6) 共价型6.B 5H 11 26e7. H 3BO 3 → B 2O 3 → BCl 3 → B + HCl ↑8. (1)B H +HOC CH 2OHH CH 2OH HO OHHOHO C H 2C H H 2C OOBO 2H 2O大阴离子与H +的结合力较弱.(2) 硼砂可以和金属氧化物反应生成硼砂珠而除锈.(3) 在BF 3 分子, B 为等性sp 2杂化, 除与F 形成三条σ键外, 还有一个Π64离域Π键.(4) 原因① BX 3 中存Π64, 除着X 半径增大, 离域Π键减弱; ② BX 3 接受电子对后将由平面三角形改变成四面体而消耗一定的构型转变能, BX 3 的构型转变能按BX 3 → BBr 3的顺序减小.9. (1) C-C 单键的键能不仅在同周期中, 而且在同族元素中也是最大的, 而且C 有多种形式的多重键.(2) 石墨是由C 原子以三个sp 2杂化轨道形成的类似苯环的六方层状巨分子,每个C 的p Z 轨道在整个平面层内又形成Πn n , 这个Π电子活动性高, 易B B BB B H H HH H H HH导电.(3) 因为打断N2分子的第一根键消耗能较大, 而打断CO的第一根键耗能较小, CO的配键方向使电子从O向C回授, 所以CO中的C原子容易给出电子而形成配合物; CO中的C的氧化数为+2, 所以CO可以作为还原剂.(4) 高温下C + CO2 → 2 CO ΔHθ =159kJ/mol10. F T T F T11. NH3 ;NO + H2O ; NO2 ; HNO3 + NO ; H3PO4+ NO ; H[AuCl4] + NO12. (1) -3 ; +5 ; 9 (2) [Ru(NH3)5N2]2+(3) 加合/ 取代/ 氧化(4) HgNH2Cl 氨解(5) (NH4)2CO3(6) Π65Π43(7) Π64Π43(8) SnO2(9) Ag NO2O2(10) Cl-配位降低了金属的电极电势, 增强其还原性.14. T F F T F T F T T F15. (a) (d)(b) (c)(c) (e)(d) (b)(e) (f)(f) (a)16.(1) NH3中N原子为sp3杂化，一条杂化轨道被孤对电子占据, 所以分子构型为三角锥形, 在N(SiH3) 中形成N(2p Z) → Si(3d) Π键, 平面三角形比三角锥稳定, 在同一平面内更便于形成d-p Π键.(2) 离子交换树脂中有一个高分子量碳氢骨架, 其上结合着-SO3－或-COO－等负电基团, 或结合着-NR3+等正电基团, 前者的负电荷为正离子如Na+或H+所平衡, 而后者的正电荷为负离子如OH－或Cl－所平衡. 当水通过离子交换树脂时, 水中的离子可取代Na+或H+ ( OH－或Cl－), 从而除去水中的离子, 达到软化的目的.(3) DDT不易被微生物所降解, 而且它还可以通过食物链积累到高浓度,从而引起水污染.(4) 从以下三方面耗氧:a. 相对小的温度增加将杀死某些鱼类, 留下要腐败的需氧废物;b. 较高的温度增加了幸存的鱼类和微生物代谢速度, 使耗氧量增大;c. 较高温度下的氧溶解度减小.17.(1) F-F 键的单键离解能要远远小于Cl-Cl和Br-Br.(2) F的氧化性强, 半径小, 易于达到更高的配位数.(3) 因为F的电负性最大, F－可以与HF以氢键结合, 形成[ F…H－F]－, 而其余卤素电负性小, 难以形成氢键.ds 区元素 下册 p1711. (1) 2Cu + O 2 + CO 2 + H 2O == Cu 2(OH)2CO 3 ↓(2) Au + HNO 3 +4HCl ==H[AuCl 4] + NO ↑ + 2H 2O2. (1) [CuCl 4]2－呈黄色, [Cu(H 2O)4]2+呈蓝色, 浓溶液以[CuCl 4]2－为主, 稀溶液以[Cu(H 2O)4]2+为主.(2) 2Cu 2+ + 2Cl － + SO 2 + 2H 2O → 2CuCl ↓ + SO 42－ + 4H +(3) Ag + + CN － → AgCN -[Ag(CN)2]2Ag 2S ↓Cl －不能夺取 [Ag(CN)2]－中的Ag + 生成AgCl ↓.3. (1) ZnCl 2 的浓溶液中形成配合酸 ZnCl 2 + H 2O H[ZnCl 2(OH)]这个酸具有显著的酸性, 可以溶解金属氧化物, FeO +2H[ZnCl 2(OH)] → Fe[ZnCl 2(OH)]2 + H 2O在焊接金属时, 用ZnCl 2 的浓溶液可以溶解清除金属表面的氧化物而不损害金属表面, 且在热焊时, 水份蒸发, 熔化物覆盖金属, 使之不再氧化, 能保证焊接金属的直接接触.(2) HgS 的K sp 非常小, HCl 的酸性及HNO 3的氧化性都不足以使它溶解. HgS + HCl + HNO 3 → H 2[HgCl 4] + S ↓+ NO ↑ + H 2O HgS + Na 2S → Na 2[HgS 2](3) HgC 2O 4－4]2－ + C 2O 42－(4) CuCl 2 + H 2O Cu(OH)Cl + HCl ↑4. (1) CuCl + Cl － → [CuCl 2]－(2) Cu(OH)2 + NH 3 → [Cu(NH 3)4]2+ + OH － (3) AgBr + 2S 2O 3 → [Ag(S 2O 3)2]3－ + Br － (4) Zn(OH)2 + 2OH － → [Zn(OH)4]2－(5) 2CuS + 6CN － → 2[Cu(CN)2]－ + 2S 2－ + (CN)2 ↑ (6) HgI 2 + 2I － → [HgI 4]2－7. 2Cu 2+ + 4I － → 2CuI ↓ + I 2I 2 + 2S 2O 32－ → S 4O 62－ +2 I －n Cu = n -232O S = 0.1052 × 29.84 = 3.139 mmolm Cu = 3.139 × 63.55 = 0.1995 gCu % = 0080.11995.0 = 19.79 %8. (1) φθ/HgSO Hg42 = φθ/HgHg 22+ - 2059.0lg)SO (Hg sp 42K 1 = 0.610 VHg HgO NH 2I (2) φ2θ= φθ/Cu Cu 2++ - 1059.0lg (CuS)sp S)(Cu sp K K 2= - 0.506 Vφ3θ = φθ/CuCu + - 1059.0lg S)(Cusp 2K 1 = - 0.896 Vφ1θ=2θ3θ2ϕϕ+ = - 0.704 V9. AgF / AgCl / AgBr / AgI , 颜色变深, 水溶性 ↓HgF 2 / HgCl 2 / HgBr 2 / HgI 2 , 颜色变深, 水溶性 ↓AgX → HgX 2 ; ZnS → CdS → HgS ; 颜色变深, 溶解度依次减小.Ag + / Hg 2+ 阴离子相同, X 从F － → I － 半径 ↑, 变形性 ↑, 极化作用↑.Zn 2+ → Cd 2+ → Hg 2+阳离子变形性 ↑, 离子极化作用增强, 离子键→共价键, 水溶解度降低, 颜色变深. 10. (1) Cu 2+ 0.15 Cu + 0.52 Cu 歧化 Hg 2+0.92Hg+220.789Hg 反歧化(2) 反应式 ① 使[Cu +] ↓, 平衡向左移动, 可采用的措施有将Cu + 转化成沉淀或配合物.Cu 2+ + 2Cl － + Cu == 2CuCl ↓2Cu 2+ + 6CN － → 2[Cu(CN)2]－ + (CN)2 ↑反应式 ② 使[Hg 2+] ↓, 平衡左移 2Hg 22+ + 4I － [HgI 4]2－ + H 2O11. Zn 2+ ( Cd 2+ ) + 2OH － → Zn(OH)2 ↓ ( Cd(OH)2 ↓ ) Hg 2+ + 2OH － → HgO ↓ + H 2OHgCl 2 + 2Cl － → [HgCl 4] 2－Zn / Cd 的卤素配合物很不稳定. 12. Hg 2++ 2I －→ HgI 2 ↓ (红)-[HgI 4]2－(无)Hg 22+ + 4I － → [HgI 4]2－ + Hg (黑)NH 4Cl + 2K 2[HgI 4] + 4KOH → Hg 2NI ·H 2O ↓ (红色) + KCl + 7KI + 3H 2O2IHg HgO NH 2I13. Ag +. Hg 22+. Cu 2+. Zn 2+. Cd 2+. Hg 2+. Al 3+.AgCl ↓ , Hg 2Cl 2 ↓ Cu 2+. Zn 2+. Cd 2+. Hg 2+. Al 3+.Ag(NH 3)2+ Hg ↓ + HgNH 2Cl ↓ CuI ↓ Zn 2+. Cd 2+. Al 3+. [HgI 4]2－[Zn(NH 3)4]2+, [Cd(NH 3)4] [Al(OH)4]4－[Zn(OH)4] Cd(OH)2 ↓d 区元素1. (1) Ti + 6HF → H 2[TiF 6] + 2H 2 ↑(2) TiO 2 + 2C + 2Cl 2高温TiCl 4 + 2CO ↑克劳尔法 TiCl 4 + 2Mg 高温Ar −→− 2MgCl 2 + Ti(3) TiCl 4 + 2H 2O → TiO 2 + 2HCl ↑(4) V 2O 5 + 6HCl(浓) → VOCl 2 (蓝) + Cl 2 ↑ + 3H 2O (5) 2VO 43－ + 3Zn + 16H + → 2V 2+ (紫) + 3Zn 2+ +8H 2O(6) 2BaCrO 4 + 3SO 2 + 4H + → 2BaSO 4 ↓ + 2Cr 3+ + SO 42－ + 2H 2O (7) 2[Cr(OH)4]－ + 3H 2O 2 + 2OH － → 2CrO 42－+ 8H 2O2. (1) Ti 4+离子势很高, 极易水解, 所以在溶液中没有Ti 4+存在.(2) 在盛有V(II) 溶液的试管中慢慢加 MnO 4－ MnO 4－ 紫[H 4V 5O 16]3－( pH=7, VO 43－的缩合脱水产物 ) 棕色 VO 2+ ( pH=1 ) 淡黄 VO 2+ ( 四价V ) 蓝 V 3+ ( 三价V ) 绿V 2+ ( 二价V ) 紫(3) 2CrO 42－ + 2H + Cr 2O 72－ + H 2O加入Ba 2+不是生成可溶性的重铬酸盐, 而是生成难溶的铬酸盐. (4) M 2+ + 2NH 3·H 2O M(OH)2 ↓ + 2NH 4+三种M(OH)2 的K sp 均较大, [NH 4+]↑, 平衡左移.(5) 4MnO 4－ + 4H + 4MnO 2 + 3O 2 ↑ + 2H 2O 光照会加速分解(6) 3K 2MnO 4 + 2H 2O → 2KMnO 4 + MnO 2 ↓ + 4KOH 转化量只有2/3.(7) 3Mn 2+ + 2MnO 4－ + 2H 2O → 5MnO 2 ↓ + 4H + (8) 2Fe 3+ + Fe → 3Fe 2+(9) 2[Co(CN)6]4－ + 2H 2O2[Co(CN)6]3－+ 2OH －+ H 2 ↑(强还原剂)(10) CN － 强场 低自旋态 dsp 2杂化 无单电子Cl － 弱场 高自旋态 sp 3杂化 有2个单电子3. (1) 酸度; 浓度(2) 活性降低. 高价稳定性增强(3) 非化学计量化合物. 颜色深, 常常是半导体或导体. (4) 荷移跃迁(5) 夹心型; 18e 规则(6) 酸; 多核羟桥聚合物; 氢氧化物; 配离子 ( 含氧酸盐 ) (7) [FeF 6] 3－(8) 普鲁士蓝; 藤氏蓝; 结构相同(9) 紫; 氧化性; MnO 4－; 沉淀BaFeO 4; SO 42－4. (1) Co 2+ + SCN －Co(NCS)42－蓝(2) Co 2+ + NH 3 + O 2 → [Co(NH 3)6]2+ 棕黄Fe 3+ → Fe(OH)3 ↓(3) Ni 2+ + 丁二酮肟 → 红色 ↓7. pH= 5.0 ,2242272][C r O ][H ]O [Cr -+-= 1.2 × 1014224272][C r O ]O [C r --= 1.2 × 1014 × 10-10= 1.2 × 1042x x 1- = 1.2 × 104 [Cr 2O 72－] = x = 0.0091pH= 9.3 , 224272][C r O ]O [C r --= 1.2 × 1014 × 10-18.6 = 1.2 × 10-4.62yy 1- = 1.2 × 10-4.6 [Cr 2O 72－] = y = 0.9910.(1)T (2)F (3) F (4)T (5)T (6)T (7)F (8)T (9)F (10)T (11)T (12)T (7) MoCl 2 [Mo 6Cl 8]Cl 4 成Mo 6八面体簇; WCl 3 W 6Cl 8 [W 6Cl 12]Cl 6 八面体簇 (12) d 8电子构型。