8.副族元素
Co3+ + e
[Co(NH3)6]3+ + e
Co2+
[Co(NH3)6]2+
Ε θ 1.84 V
Ε θ 0.06 V
可见， [Co(NH3)6]2+ 的还原性变得远比 Co2+ 强，空气中的氧可将
[Co(NH3)6]2+氧化为[Co(NH3)6]3+。低自旋(
0 )的[Co(NH ) ]3+离子 d6 d 3 6 ε r
水合物，采取干法或氧化还原法制备。例如铬 (Ⅲ)的氨配合物 可由无水 CrX3 与液氨反应而制得，或者由 [Cr(H2O)6]3+ 水溶液 与NH3的混合物通过空气氧化而制得。
8.1.3 铁、钴、镍的配合物
铁系元素都是很好的配位化合物的形成体，可以形成多种 配位化合物。从配位体的种类看，它们不仅可以和 CN-， F-， SCN - ，Cl-等离子形成配位化合物，还能与H2O，NH3，CO， NO 等分子以及许多有机试剂形成配位化合物。从配位化合物 的构型看，也是多种多样的。 Fe
3- 型配合物中， [Ti（ H 3+ 20） 6] 是最为熟悉的。它
既存在于酸性水溶液中，也存在于钛钒晶体中。
TICl3 能与许多中性有机配体如四氢呋喃、乙腈、吡啶 (C5H5N) 和甲酰胺 (CH3ONH2) 等形成 [TiL3X3] 型中性配合物 [TICl3(OC4H9)3] ， [TiCl3(CH3CN)3] ， [TICl3(NC5H5)3] 和 [TICl3(CH3ONH2)3)。与阴离子配体如F-，Cl-，Br- ，CN- ， NCS -等形成[TiX 6]3-型配阴离子。配阴离子可通过电解还原 Ti(Ⅳ) 熔盐或在非水溶剂中制备。例如，电解还原熔融的 [TiF6]3-盐可制得纯六氟合配盐 [TiF6]3- 。用[TiCl3(CH3CN)3] 与过量的吡啶氯化物在CHCl3—乙腈溶液中反应，可得到橘
[Fe(NH3)6]Cl2 + 6H2O → Fe(OH)2↓+ 4NH3•H2O + 2NH4Cl
Fe3+ 离子由于发生强烈的水解，所以在水溶液中加入氨 时，不是形成氨合物，而是形成Fe(OH)3沉淀。
Co2+离子与氨水反应，首先生成蓝色碱式盐 Co(OH)Cl 沉淀，氨水过量时沉淀溶解，生成土黄色的 [Co(NH3)6]2+ 离子。 在空气中[Co(NH3)6]2+离子可慢慢被氧化成更稳定的红 褐色的[Co(NH3)6]3+离子，反应式如下：
值得一提的是由于铬 (Ⅲ) 配合物的动力学惰性。铬 (Ⅲ) 盐
如水合硫酸铬或卤化物等，本身含有的配位水分子或阴离子取
代不容易；同时铬 (Ⅲ)盐又容易水解生成水合氧化铬。所以制 备铬 (Ⅲ) 的配合物常常并不是简单地把配体加到铬 (Ⅲ) 盐的水
溶液中就能得到相应的配合物，而其它氧化剂）可将 [Fe(CN)6]4-氧化为[Fe(CN)6]3-： 2[Fe(CN)6]4- ＋ Cl2 → 2[Fe(CN)6]3- + 2Cl－ 从这个溶液中可析出 K3[Fe(CN)6] 甚红色晶体，俗称赤血盐。 在含有Fe3+离子的溶液中敬爱如赤血盐溶液，得到滕氏蓝 沉淀；在含有Fe3+离子的溶液中加入黄血盐得到普鲁士蓝 沉淀。 3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2↓ (滕氏蓝)
3. 硫氰合物
Fe3+ 离子的溶液中加氰化钾或氰化铵，只要配合上一个 SCN－，溶液即显血红色。
Fe3+ + NSCN- → [Fe(SCN)n]3-n
( n = 1~6)
n随溶液中的SCN－离子浓度而定。这是检验Fe3+的灵 敏反应。 Co2+ 离子与 SCN － 离子反应，可生成蓝色的 [Co(SCN)4]2离子，它为正四面体结构。
钛（Ⅳ）配合物最常见的配位数是 6，空间构型为八面体。
这种六配位八面体钛（Ⅳ）配合物的数量最多。
2．钛（Ⅲ）的配合物
Ti （Ⅲ）和 Ti （Ⅳ）一样也容易形成单一配体配合物和混 配型配合物。大多数 Ti （Ⅲ）配合物是六配位八面体。用 TiCl3 和 过 量 的 配 体 直 接 反 应 生 成 [TiL6]X3 ， [TiL4X2]X ， [TiL3X3]和[TiX6]3- （L=中性单齿配体，X=卤素阴离子，CN 和SCN -）等配合物。由于Ti（Ⅲ）和形成的配合物容易被空 气氧化，所以制备反应常常在真空条件下进行。 在[TiL6]
4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4- = Fe4[Fe(CN)6]3↓ (普鲁士蓝) 这两个反应常用来分别鉴定Fe2+和Fe3+离子。经结构研究证 明这两个蓝色沉淀的组成相同，其化学式相当于KFe[Fe(CN)6] 此蓝色配位化合物广泛用于油漆和油墨工业及图画颜料的制造。 对比(Fe3+/Fe2+)与([Fe(CN)6]3-/[Fe(CN)6]4-): Fe3+ + e Fe2+ = 0.77 V
1．钛（Ⅳ）的配合物
钛（Ⅳ）为do结构，结合孤对电子的能力很强，形成的配 合物总是抗磁性的。已经制得了钛（Ⅳ）的许多配合物如 [TiF6]2- ，[TICl6]
2-
，[TiCl4Br2]
2- ，[TiO（H
2O2）]
2+，等。
其中以 H2O2的配位化合物比较重要，钛（Ⅳ）盐溶液与 H2O2 在酸性溶液中生成比较稳定的橘黄色 [TiO(H2O2)]2+ ，其反应 式为： TiO 2++ H2O2 [TiO（H2O2）]2+
配阳离子、配阴离子、配合分子和桥联多核配合物。铬(Ⅲ) 配合物的同分异构现象导致其配合物数量更为众多。
最常见铬(Ⅲ)的配合物为[Cr(H2O)6]”，它存在于水溶液中， 也 存 在 于 许 多 盐 的 水 合 晶 体 中 ， 例 如 CRCl3· 6H2O ，
Crt2(SO4)3 叫 8H20 等。 [Cr(H2O)6]3+ 内界的水分子被其它配体
例如：
当盐酸浓度大时，主要以[CoCl4]2-形式存在，当酸的浓度 小时主要以 [Co(H2O)6]2+ 形式存在。 Ni2+ 形成八面体、平面正 方形、四面体、三角双锥形等构型的配合物。下面主要介绍
氨合物、氰合物、硫氰合物以及有机金属配合物。
1. 氨合物 Fe2+ 、Co2+ 、 Ni2+ 与 NH3 都能形成氨合配离子，其稳定 性按Fe2+ — Co2+— Ni2+顺序增强。Fe2+离子难以形成稳定 的氨合物。例如：在无水状态下 FeCl2虽然可与 NH3气形成 [Fe(NH3)6Cl2,但遇水分解：
( β=1.6×1035)比高自旋( d 5 d 2) [Co(NH3)6]2+离子(β = 1.28×105)更稳定。 ε r
2. 氰合物
Fe3+ 、 Co3+ 、 Fe2+ 、 Co2+ 、 Ni2+ 离子都能与 CN － 形成配位 化合物。 Fe(Ⅱ) 盐与 KCN 溶液作用得白色的 Fe(CN)2 沉淀， KCN过量时沉淀溶解，形成低自旋配离子 [Fe(CN)6]4-。 Fe2+ + 2CN－ = Fe(CN)2↓ Fe(CN)2 + 4CN－ = [Fe(CN)6]4从溶液中析出来的黄色晶体是 K4[Fe(CN)6] •3H2O ，俗称 黄血盐。[Fe(CN)6]4-离子在溶液中很稳定，几乎检验不出有 Fe2+离子存在。
红色(PyH)3[TiCl6]盐。这种盐在隔绝空气的情况下是稳定的。
8.1.2 铬的配合物
铬的配合物中以Cr3+为中心离子形成的配合物最多、最 稳定。其特征配位数为 6，八面体空间构型。凡能提供电子 对的分子或离子 ，如 H2O ， NH3 ， C1— ， CN— ， SCN— ，
C2O42— ， en 等，都可作为配位体与 Cr3+ 配位，形成众多的
利用这一特征反应可以进行钛的比色分析。
在此配位化合物中加入氨水，则生成过氧钛酸黄色沉淀，
这是检验钛的灵敏方法：
[TiO（H2O2）]2++2NH3· H2O H2Ti（O2）O2 +2NH4++H2O TiF4和TiCl4还能与以氧、氮为配位原子的中性有机配体如 酮、醇、胺、四氢呋喃 (C4H8O)、乙腈(CH3CN)、邻苯二甲胺、 2，2，- 联吡啶等形成1：1，1：2或2：1的混配型配合物。
第8章 副族元素
过渡元素的重要性质之一是有较强的配位性，能形成多 种配位化合物。本章在配位化合物结构（第五章）的基础上， 重点介绍过渡元素的简单（单核）配合物和一些较复杂的多 核配合物。并对配合物的制法和在催化过程中的作用作一简
略介绍。
8.1 简单配合物
过渡金属离子能与H2O，X-（卤素离子），SCN - ，CN - ， NH3 等单齿配体形成简单配合物，配位数一般为 2 ～ 6 。在简 单配合物中，若同一过渡金属离子和两种不同的配体配位， 则形成混配型三元配合物。三元混配型配合物常出现在生物 体中。 17.1.1 钛的配合物 钛和其它过渡元素一样，有比较多的空价电子轨道，各 种价态的钛都有形成配合物的强烈倾向。不但能形成单一配 体的配合物，还能形成混配型配合物和金属有机配合物。
Co 4 SCN
2
丙酮
[Co(SCN)4 ]2
8.1.4 铜、银、金的配位化合物
1. 铜的配位化合物 Cu+ 为 d10 型离子，具有 4s 、 4p 空价电子轨道，能和 Cl － 、 NH3、 、CN－ 等配位体形成配位数为2的直线形配离子， 它们的稳定程度各不相同。 含有[Cu(NH3)2]+的醋酸盐溶液吸收CO能力较强：
元素周期表的特征与周期规律的解释
元素周期表的特征与周期规律的解释元素周期表是化学中用来分类元素的一种表格，它根据元素的原子序数、电子排布和化学性质进行排列。
元素周期表具有以下特征和周期规律：1.原子序数：元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的，原子序数表示元素原子核中质子的数量。
2.电子排布：元素周期表中的元素按照电子排布的规律进行排列。
周期表的横向行称为周期，纵向列称为族（或族系）。
每个周期的开始是碱金属族，结束是稀有气体族；每个族的开头是金属，结尾是非金属。
3.周期规律：元素周期表中的元素按照周期规律排列，即每个周期内的元素具有相似的电子排布和化学性质。
例如，第一周期的元素都只有一个电子层，第二周期的元素都有两个电子层，以此类推。
4.族规律：元素周期表中的元素按照族规律排列，即同一族内的元素具有相似的化学性质。
例如，碱金属族（IA）的元素都具有低电负性和良好的还原性；卤素族（VIIA）的元素都具有高电负性和良好的氧化性。
5.对角线规则：元素周期表中存在一些元素，它们的化学性质与右下角的元素相似。
这种现象称为对角线规则，例如，锂（Li）与镁（Mg）、氮（N）与磷（P）、硼（B）与铝（Al）等。
6.周期表的周期：元素周期表有7个周期，每个周期代表一个电子层的填充。
周期表的周期数也等于元素的最大主量子数。
7.周期表的族：元素周期表有18个族，包括7个主族（IA到VIIA）、7个副族（IB到VIIIB）和3个过渡金属族（IB到VIII）。
主族元素是周期表中最多的元素，副族元素包括贵金属和半贵金属，过渡金属族包括铁（Fe）、钴（Co）和镍（Ni）等。
8.周期表的块：元素周期表中的元素按照块进行分类，包括s块、p块、d块和f块。
s块包括IA和IIA族元素，p块包括IIIA到VIIA族元素，d块包括IB到VIII族元素，f块包括镧系和锕系元素。
9.周期表的族序数：元素周期表中的族序数表示元素最外层电子的族别，族序数等于元素的主量子数。
元素周期表的构成和规律
元素周期表的构成和规律一、元素周期表的构成1.元素周期表是一个表格，其中横向称为周期，纵向称为族。
2.周期表中的元素按照原子序数递增排列，原子序数相同的元素位于同一周期。
3.周期表共有7个周期，从第1周期到第7周期，周期数越大，元素的原子序数越大。
4.周期表共有18个族，包括7个主族、7个副族、1个0族和1个第Ⅷ族。
5.主族元素包括第1A到第7A族，副族元素包括第1B到第7B族，0族元素为稀有气体，第Ⅷ族元素为过渡金属。
二、元素周期表的规律1.周期规律：同一周期内，元素的原子半径随着原子序数的增加而减小；元素的金属性随着原子序数的增加而减弱，非金属性随着原子序数的增加而增强。
2.族规律：同一族元素具有相似的化学性质，族数相同的元素具有相同的最外层电子数。
3.电子层数规律：元素周期表中，电子层数等于周期数。
4.价电子规律：元素的价电子数等于其族序数。
5.原子半径规律：同一主族元素，原子半径随着周期数的增加而增大；同一周期元素，原子半径随着族序数的增加而增大。
6.金属性和非金属性规律：同一周期内，金属性随着族序数的增加而减弱，非金属性随着族序数的增加而增强；同一族内，金属性随着周期数的增加而增强，非金属性随着周期数的增加而减弱。
7.化合价规律：主族元素的化合价等于其最外层电子数；副族元素的化合价较为复杂，具有一定的可变性。
三、重要概念1.原子序数：元素在周期表中的序号，等于其核内质子数。
2.电子层：原子中电子分布的层次，等于元素周期表中的周期数。
3.价电子：原子最外层参与化学反应的电子数，等于元素周期表中的族序数。
4.主族元素：周期表中第1A到第7A族和第1B到第7B族的元素。
5.副族元素：周期表中第1B到第7B族的元素（除主族元素外）。
6.过渡金属：周期表中第Ⅷ族的元素。
7.稀有气体：周期表中0族的元素，具有稳定的电子层结构。
元素周期表是化学中的重要工具，通过其构成和规律，我们可以了解元素的性质、预测化学反应等。
元素周期律
科学探究
※周期表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”，这些电 子称为价电子, 观察周期表每个族序数与价电子数是否相等？ 2、原子的电子排布与族的划分 （1）周期表中除零族元素中He(1s2)与其它稀有气体ns2np6不同外, 一般说来，其它每个族序数和价电子数是相等的。 （2）主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价电子数 副族元素：大多数族序数=(n-1)d+ns能级的电子数=价电子数 例如：已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的价电 子层结构式，并指出该元素所属的周期和族。 其排布式为[Ar]3d54s2， 由于最高能级组数为4，其中有7个价电子，故该元素 是第四周期ⅦB族。
３d1－84s2 3d104s1－2
1s2
2s22p1 －5 2s22p6 3s23p1 －5 3s23p6 4s24p1 －5 4s24p6
５
６
18
32
５s1－2
６s1－2
4d1-85s2
4d105s1－2 5s25p1 －5 5s25p6
5d106s1－2 6s26p1 －5 6s26p6
5d1－106s2
ⅠA Ⅱ A
0
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 ⅢB ⅣB ⅤB Ⅵ B ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB
1 2 3 4
5 6 7
s区பைடு நூலகம்
p区
d区
ds区
镧系 锕系
f区
划分区的依据是什么？ s区、d区、 ds区、p区分别有几个纵列？
——依据外围电子的排布特征，看最后一个电子填充的轨道类型。 ns 轨道上，价电子的构型是______ ns1 s区元素 最后1个电子填充在 或 ns2 ，位于周期表的 左 侧，包括ⅠA 和 ⅡA 族，它们都是 活泼金属 _______，容易失去电子形成 +1 或 +2价离子。 p区元素 最后1个电子填充在 np 轨道上，价电子构型是ns2np1～6 ， 位于周期表 右 侧，包ⅢA～ⅦA、零族族元素。大部分为 非金属元素。 1～8 2 d区元素 它们的价层电子构型是(n－1)d ns ，最后1个电子基 本都是填充在(n－1)d 轨道上，位于长周期的中部。这些元素都 金属 ，常有可变化合价，为过渡元素。它包括 ⅢB～Ⅷ 族元素。 是 价层电子构型是 (n－1)d10ns1～2 ，即次外层d轨道是充满 ds区元素 的，最外层轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d 区，称为ds区，它包括 ⅠB和ⅡB 族，处于周期表d区和p区之 间。它们都是 金属 ，也属过渡元素。 f区元素 最后1个电子填充在f轨道上，它包括镧系和锕系元 素（各有15种元素）。
副族元素性质归纳及解题分析(1)
1 铜族元素
11 铜族元素的通性
IB族：铜（Cu）、银（Ag）、金（Au）。 价电子构型: (n1)d10 ns1, 靠近d区。
氧化态+I、+II、+III
铜族元素 金属键较强，具有较高的熔沸点， 升华热，导电、导热性能好，密度 大
碱金属元素 金属键较弱，熔沸点 低，硬度、密度小 极活泼，随原子序数 增加而活泼性增加 +I 大多是离子型的无色 物质，正离子难还原 极少，仅能同极强的 配位剂生成配合物 强碱，热稳定性高
Cl Cl Cl
2、锌族元素 2-1 锌族元素的通性
锌族元素 物理性质 碱土金属元素
熔沸点、熔化热、气化热比碱土金属和 熔沸点较锌族元素高 铜族元素低（s电子成对后稳定性增加）
化学性质及 较不活泼，随原子序数增加活泼性降低， 较活泼，随原子序数 变化规律 锌溶于稀酸、镉较慢、汞不溶 增加活泼性增加
三、三氯化金 金在473K下同氯气作用，可得到褐红色的晶体三氯化金。在金 的化合物中，氧化态为+III的化合物最稳定，氧化态为+I的化合 物很容易转化成氧化态为+III的化合物。 Cl Cl 3Au+=Au3++2Au K=[Au3+]/[Au+]=1013。 Cl 三氯化金在固态和气态时为二聚体结构。 Au Au
13 铜族元素的主要化合物 一、铜的化合物 1、氧化态为+I的化合物 （1）氧化物 硫酸铜碱性溶液用葡萄糖还原，可以制得Cu2O： 其化学反应方程式为： 2[Cu(OH)4]2+CH2OH(CHOH)4CHO== 3OH+CH2OH(CHOH)4COO+3H2O+Cu2O↓ （2）卤化物 2Cu2++4I=2CuI↓+I2；定量测定铜。 I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI 2CuCl2+SO2+2H2O=2CuCl↓+H2SO4+2HCl Cu+CuCl2=2CuCl CuCl在不同浓度的KCl溶液中，可以形成配离子[CuCl2]、 [CuCl3]2、 [CuCl4]3。 （3）硫化亚铜：Ksp=2×1047，2Cu+S=Cu2S 2Cu2++2S2O32+2H2O=Cu2S↓+S↓+2SO42+4H+
元素周期表中的族和周期性规律
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汇报人：
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01
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04
周期的周期性 规律
02
元素周期表的 结构
05
族和周期的相 互关系
03
族的周期性规 律
06
元素周期表的 应用
01 添加章节标题
02 元素周期表的结构
05 族和周期的相互关系
族和周期对元素性质的影响
族和周期决定了元素的电子排布和化学性质 族和周期对元素的物理性质也有影响，如熔点、沸点等 族和周期对元素的化学活性有影响，如氧化还原性、酸碱性等 族和周期对元素的生物活性有影响，如毒性、生物利用度等
族和周期在元素分类中的作用
族和周期是元素周期表的基本结构 族和周期可以帮助我们理解和记忆元素的性质和规律 族和周期可以预测新元素的性质和位置 族和周期可以帮助我们理解和解释化学反应的规律和机制
主族元素： 位于周期 表左侧， 原子最外 层电子数 小于或等 于3
副族元素： 位于周期 表右侧， 原子最外 层电子数 大于3
过渡元素： 位于周期 表中部， 原子最外 层电子数 大于或等 于4
稀有气体 元素：位 于周期表 最右侧， 原子最外 层电子数 等于8
镧系元素： 位于周期 表下方， 原子序数 大于57
04 周期的周期性规律
周期的元素性质变化规律
同一周期元素性质的变化规律：从左到右，原子半径逐渐减小，电离能逐渐增大，金 属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同一族元素性质的变化规律：从上到下，原子半径逐渐增大，电离能逐渐减小，金属 性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
周期性规律在元素性质中的应用：预测未知元素的性质，解释元素性质的差异，指导 元素化合物的合成和应用。
元素周期表的副族在哪些位置
元素周期表的副族在哪些位置
元素周期表是化学的重要工具，它将所有的化学元素按照其原子序数和化学性
质进行了分类和排列。
其中，副族是指周期表中的元素族群，它们具有相似的化学性质。
那么，副族在元素周期表中都出现在哪些位置呢？
1. 第一副族：碱金属
第一副族包括氢（H）、锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）和钫（Fr），它们位于周期表的第一组，主族元素的左侧。
这些元素具有相对较低的电负性，并且能够轻松地失去电子，形成+1价阳离子。
2. 第二副族：碱土金属
第二副族包括铍（Be）、镁（Mg）、钙（Ca）、锶（Sr）、钡（Ba）和镭（Ra），它们位于周期表的第二组。
这些元素也属于主族元素，电负性较低，能
够失去两个电子形成+2价阳离子。
3. 第十三至十八副族
第十三至十八副族包括硼（B）、铝（Al）、镓（Ga）、铟（In）、铊（Tl）
和钋（Po）、碳（C）、硅（Si）、锗（Ge）、锡（Sn）、铅（Pb）和砹（At）、
氮（N）、磷（P）、砷（As）、锑（Sb）、铋（Bi）和气（Mc）。
这些元素分别
分布在周期表的第三至六周期。
副族元素在周期表中通常是以纵向排列的方式呈现，它们共享相似的化学性质
和反应行为。
副族元素的性质受到外层电子结构的影响，不同的副族在周期表中占据不同的位置，反映了它们在元素周期表中的特定属性和规律。
因此，元素周期表的副族在不同的位置，这种分类和排列为我们理解和研究元
素化学性质提供了重要的参考信息。
副族元素性质归纳及解题分析
沉淀性与配位性：
杀菌性： 硝酸银遇到蛋白质即生成蛋白银，使用时请勿接触。
（3）卤化银 氟化银可溶，可由氢氟酸和氧化银或碳酸银反应而得： Ag2O+2HF=2AgF+H2O 氯化银、溴化银和碘化银都不溶于稀硝酸。
氯化银、溴化银和碘化银都具有感光性，常用于照相术。 如照相底片、印相纸上涂有一薄层含有细小溴化银的明胶。
13 铜族元素的主要化合物 一、铜的化合物 1、氧化态为+I的化合物
（1）氧化物 硫酸铜碱性溶液用葡萄糖还原，可以制得Cu2O： 其化学反应方程式为： 2[Cu(OH)4]2+CH2OH(CHOH)4CHO== 3OH+CH2OH(CHOH)4COO+3H2O+Cu2O↓
（2）卤化物
2Cu2++4I=2CuI↓+I2；定量测定铜。
2、锌与稀的非氧化性酸（盐酸、硫酸）发应较快，与氧化 性酸（硝酸）反应产物较复杂。 44ZZnn++1100HHNNOO33((稀极)稀=4)=Z4nZ(Nn(ON3O)2+3)N2+2NOH↑+4N5HO23O+3；H2O
3、锌与镉、汞不同，具有两性，可溶于强碱溶液。
Zn+2NaOH+2H2O=Na2[Zn(OH)4]+H2↑ 4、锌与铝不同，可溶于氨水，形成配离子。
下小心操作，可得到白色氢氧化银AgOH沉淀。氧化银不稳 定，加热到573K时，就完全分解。 Ag22↑ 氧化性：Ag2O+CO=2Ag+CO2↑； Ag2O+H2O2= 2Ag+O2↑+H2O 可用于防毒面具
配位性：
专题3-4：副族元素-铬及其化合物(解析版)
系列三副族金属专题4 铬及其化合物一．铬单质铬的单质是高熔点（只比碳低）和高沸点的重金属。
室温下化学性质稳定，潮湿空气中也不会被腐蚀，因此常被用于制作不锈钢和镀铬。
铬也是金属中硬度最大的。
金属铬可以通过铬铁矿FeCr2O4制取，用焦炭还原就可制得铬铁合金。
该合金可用作制取不锈钢的原料。
FeCr2O4 + 4C===== Fe + 2Cr + 4CO。
如果要制取不含铁的铬单质，可将铬铁矿与碳酸钠强热而成为水溶性的铬酸盐（其中铁转换为不溶性的Fe2O3），进一步用水浸取、酸化使重铬酸盐析出。
接着加热还原而变为Cr2O3，再用铝等还原就可得到金属铬。
二、铬的化合物铬元素的常见价态为＋6、＋3、＋2。
在酸性介质中，Cr2＋具有强的还原性，＋6价铬(Cr2O2－7、CrO2－4)具有强氧化性，Cr3＋的还原性较弱，只有用强氧化剂才能将Cr3＋氧化成Cr2O2－7，在碱性介质中，CrO2－4稳定性强。
1．Cr(Ⅲ)的还原性(1)Cr3＋在酸性条件下是稳定的，但在碱性条件下能氧化成CrO2－4，2Cr3＋＋3H2O2＋10OH－===2CrO2－4＋8H2O。
(2)在碱性溶液中，亚铬酸盐(CrO－2)可以被H2O2或Na2O2氧化成铬酸盐2CrO－2＋3H2O2＋2OH－===2CrO2－4＋4H2O，2CrO－2＋3Na2O2＋2H2O===2CrO2－4＋6Na＋＋4OH－。
2．Cr(Ⅲ)的氧化性在酸性溶液中，Cr2O2－7具有强氧化性，但在碱性溶液中CrO2－4的氧化性要弱的多Cr2O2－7＋3SO2－3＋8H＋===2Cr3＋＋3SO2－4＋4H2O，Cr2O2－7＋6I－＋14H＋===2Cr3＋＋3I2＋7H2O，Cr2O2－7＋6Cl－＋14H＋===2Cr3＋＋3Cl2↑＋7H2O，Cr2O2－7＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O。
铬(Ⅲ)最重要的化合物是K2Cr2O7，在水溶液中Cr2O2－7和CrO2－4存在下列平衡：2CrO2－4＋2H＋Cr2O2－7＋H2O(黄色)(橙红色)在碱性溶液中，[Cr(OH)4]－可以被H2O2氧化为CrO2－4，在酸性溶液中CrO2－4转变为Cr2O2－7。
元素周期表中的副族元素
元素周期表中的副族元素副族元素，是指元素周期表中位于主族元素之后的元素，也称为过渡元素。
元素周期表是按照元素的原子序数和化学性质进行排列，副族元素在周期表的中间区域。
1. 副族元素的特点副族元素具有一些独特的特点和化学性质，与主族元素存在明显的差异。
以下是副族元素的一些特点：1.1 电子结构：副族元素的原子结构在电子构型上出现了d轨道，使得副族元素具有中性的化学性质。
主族元素的电子分布在s和p轨道上，而副族元素的电子分布在s、p和d轨道上，这导致副族元素具有更多的电子构型和能级。
1.2 化合价：副族元素的化合价通常是多变的。
副族元素的d轨道能级较低，容易参与化学反应并形成多种化合物。
这使得副族元素具有广泛的化学性质和多样的化合价。
1.3 反应性：副族元素通常具有较活泼的反应性。
副族元素的电子构型具有不稳定性，容易参与化学反应。
副族元素可以发生氧化还原反应、配位化学反应等多种反应，与其他元素形成复杂的化合物。
2. 副族元素的分类副族元素可以进一步分为多个小分类，根据元素周期表的排列和化学性质进行划分。
以下是常见的副族元素分类：2.1 3B-12B族：这些族包括了铬族、锰族、铁族、钴族、镍族和铜族元素。
这些元素的d轨道电子数量从1个增加到10个，导致它们的化学性质和价态变化多样。
2.2 4B-8B族：这些族包括了铝族、镓族、锗族、砷族、硒族和碲族元素。
这些元素通常具有较活泼的反应性和多样的化合价。
2.3 1B-2B族：这些族包括了锌族、银族和铂族元素。
这些元素在化学反应中通常具有较稳定的价态和较少的化合价。
3. 副族元素的应用由于副族元素具有丰富的化学性质和多样的化合价，它们在许多领域有着广泛的应用。
3.1 工业应用：许多副族元素广泛应用于工业领域，例如铁和铜被广泛用于制造机械设备和电线电缆；铬和锌被用作合金添加剂和防腐材料。
3.2 催化剂：副族元素的化合物通常具有良好的催化性能，被广泛应用于化学工业和催化反应中。
元素周期律 分区
1 2 3 4 5 6 7
2种元素 种元素 短周期 8种元素 种元素 8种元素 种元素 18种元素 种元素 18种元素 长周期 种元素 32种元素 种元素 26种元素 不完全周期 种元素
7个主族：由短周期和长周期 个主族： 个主族 元素共同构成的族（ ～ 元素共同构成的族（IA～VIIA） ） 纵的方面 7个副族：仅由长周期构成的族 个副族： 个副族 （18个纵行 个纵行 （ⅠB～ⅦB） ～ ） 16个族） 个族） 个族 VIII族（3个纵行）： 、Co、 个纵行）： 族 个纵行）：Fe、 、 Ni等9种元素 等 种元素 零族： 零族：稀有气体元素
原子的最外层电子排布
原 依次 原 子 半 径 依 次 减 小 原子半径依次 子 依次 得 电 子 能 力 依 次 增 强
金 属 性 依 次 增 强
失 电 子 能 力 依 次 增 强
原 子 半 径 依 次 增 大
原子半径依次减小
非 金 属 性 依 次 增 强
棱 台 型 元 素 周 期 表
扇形元素周期表
立 式 周 期 表
螺旋型周期表
展示电子排布的周期表
依次
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2 3 4 5 6 7
金 属 性 逐 渐 增 强 B Al Si Ge As Sb Te Po
At
非 金 属 性 逐 渐 增 强
金属性逐渐增强
碱金 原子 周 基态原子的电子排布 属 序数 期 3 二 1s22s1或[He]2s1 锂 11 三 1s22s22p63s1或[Ne]3s1 钠 钾 19 四 1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1 铷 铯 37 55 1s22s22p63s23p63d104s24p65s1 五 或[Kr]5s1 1s22s22p63s23p63d104s24p6 六 4d105s25p66s1或[Xe]6s1