浙江科技大学：《无机与分析化学》课程教学资源（教案讲义）第十一章 s、ds、d区常见元素及其主要化合物

第11章s、ds、d区常见元素及其主要化合物CHAP. 11 , ds, d BLOCK ELEMENTS AND THEIR MAIN COMPOUNDS11.1s区常见元素及其主要化合物SBLOCKMAINELEMENTSTHEIRMAINCOMPOUNDS11.1.1 s区元素的通性1.s区元素的特点：（1）碱金属金属性最强，碱土金属次之.IA、IIA元素原子的价电子层构型分别为：ns1、ns2(2)常见氧化值为+1、+2：(3)所生成的化合物多数是离子型：只有Li、Be所形成的化合物具一定共价性(4)锂与镁两元素性质相近：钙、锶、钡的性质也很接近(5)锂与同族元素相比具许多特殊性质2.s区的单质：(1)物理性质：有金属光泽；密度小(密度<5g·cm-3为轻金属)；熔点低：硬度小：导电、导热性好：光电效应(2)化学性质：与氧、硫、氮、卤素反应.如：单质在空气中燃烧，能形成相应的氧化物与水作用：2M+2H20→2MOH+H2（g）碱金属与水的作用：11.1.2s区元素的主要化合物1.氧化物：(1)三类氧化物：正常氧化物(02-)：过氧化物(022-)：超氧化物(02-)：直接形成间接形成(2)形成条件：正常氧化物Li, Be, Mg, Ca, Sr, Bas区所有元素过氧化物Na, (Ba)除Be外s区元素超氧化物(Na), K, Rb, Cs除BeMg，Li外s区元素(3)结构与稳定性：02-:s22s22p6022-: KK(s2s)2(s *2s)2(s 2px)2(p2p)4(p*2p)402~:KK(s2s)2(s *2s)2(s 2px)2(p2p)4(p*2p)3键级键能/kΦ·mol-102-:498022-:11421

第 11 章 s、ds、d 区常见元素及其主要化合物 CHAP.11 s,ds,d BLOCK ELEMENTS AND THEIR MAIN COMPOUNDS 11.1 s 区常见元素及其主要化合物 s BLOCK MAIN ELEMENTS THEIR MAIN COMPOUNDS 11.1.1 s 区元素的通性 1. s 区元素的特点: (1) 碱金属金属性最强,碱土金属次之.IA、IIA 元素原子的价电子层构型分别为: ns1、ns2 (2)常见氧化值为+1、+2; (3)所生成的化合物多数是离子型;只有 Li、Be 所形成的化合物具一定共价性. (4)锂与镁两元素性质相近;钙、锶、钡的性质也很接近 (5)锂与同族元素相比具许多特殊性质. 2. s 区的单质: (1) 物理性质: 有金属光泽; 密度小(密度 < 5 g·cm-3 为轻金属); 熔点低; 硬度小; 导电、导热性好; 光电效应. (2)化学性质: 与氧、硫、氮、卤素反应. 如:单质在空气中燃烧,能形成相应的氧化物. 与水作用: 2M + 2H2O → 2MOH + H2(g) 碱金属与水的作用: 11.1.2 s 区元素的主要化合物 1.氧化物: (1)三类氧化物: 正常氧化物(O2-): 过氧化物(O2 2-): 超氧化物(O2 -): (2)形成条件: 直接形成 间接形成 正常氧化物 Li,Be,Mg,Ca,Sr,Ba s 区所有元素 过氧化物 Na,(Ba) 除 Be 外 s 区元素 超氧化物 (Na),K,Rb,Cs 除 Be,Mg,Li 外 s 区元素 (3)结构与稳定性: O2-: s22s22p6 O2 2-: KK(s2s)2(s *2s)2(s 2px)2(p2p)4(p*2p)4 O2 -: KK(s2s)2(s *2s)2(s 2px)2(p2p)4(p*2p)3 键级 键能/ kΦ ·mol-1 O2-: 498 O2 2-: 1 142 1

3/239802~:稳定性：02->02>022-(4)性质：与H20的作用：M2Io+H20→2MOH(Li-Cs剧烈程度t)(Mllo+H202M(OH)2(Be0除外)Na202 + 2H20 →2Na0H +H2022K02 + 2H20 +2K0H + H202 + 02与CO2的反应：Li20 + C02 --LiC032Na202 + 2C02 →2Na2C03 + 024K02+2C022K2C03+302熔点及硬度：较典型的是碱土金属氧化物.BeoMgoCaoSr0Bao熔点/℃253028522614243019185.54.593.53. 3硬度(金刚石=10)165210240257277M-0核间距/pm另外要注意，Na202在熔融时几乎不分解，但遇棉花，木炭以及其它有机物或铝粉等还原性物质时易发生爆炸.2.氢氧化物：LiOHNaOHKOHRbOHCsOH中强强强强强Be (OH) 2Mg (OH) 2Ca (0H) 2Sr (OH) 2Ba (OH) 2中强强强强两性（箭头指向）溶解度增大，碱性增强碱土金属溶解度(20℃)：氢氧化物Be(OH)2Mg(OH)2Ca(OH)2Sr(OH)2Ba(OH)2溶解度8×10-62× 10-l5× 10-41.8× 10-26.7× 10-2mol.L-I3.重要盐类及其性质：(1)熔、沸点：绝大多数是离子晶体，但碱土金属卤化物有一定的共价性；Li+、Be2+极化力强，所形成的盐共价性较强.BeCl2CaCl2SrC12BaC12MgC12熔点/℃4057147876962离子性增强(2)溶解度：碱金属盐类一般易溶于水；碱土金属盐类除卤化物、硝酸盐外多数溶解度较小(3)热稳定性：2

O2 -: 3/2 398 稳定性: O2- > O2 - > O2 2- (4)性质: 与 H2O 的作用: M2 ⅠO + H2O →2MOH(Li→Cs 剧烈程度↑) (MⅡO + H2O →2M(OH)2(BeO 除外) Na2O2 + 2H2O →2NaOH + H2O2 2KO2 + 2H2O →2KOH + H2O2 + O2 与 CO2 的反应: Li2O + CO2 →LiCO3 2Na2O2 + 2CO2 →2Na2CO3 + O2 4KO2 + 2CO2 →2K2CO3 + 3O2 熔点及硬度: 较典型的是碱土金属氧化物. BeO MgO CaO SrO BaO 熔点/℃ 2530 2852 2614 2430 1918 硬度(金刚石=10) 9 5.5 4.5 3.5 3.3 M-O 核间距/pm 165 210 240 257 277 另外要注意, Na2O2 在熔融时几乎不分解,但遇棉花,木炭以及其它有机物或铝粉等还原性物质时易发生爆 炸. 2.氢氧化物: LiOH NaOH KOH RbOH CsOH 中强 强 强 强 强 Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2 两性 中强 强 强 强 (箭头指向) 溶解度增大, 碱性增强 碱土金属溶解度(20℃): 3.重要盐类及其性质: 氢氧化物 Be(OH) 2 M g(OH) 2 Ca(OH) 2 Sr(OH) 2 Ba(OH) 2 溶解度 /mol· L-1 8× 1 0 -6 5× 1 0 -4 1 .8× 1 0 -2 6.7× 1 0 -2 2× 1 0 -1 (1) 熔、沸点: 绝大多数是离子晶体,但碱土金属卤化物有一定的共价性;Li+、Be2+极化力强,所形成的盐共价性较强. BeCl2 MgCl2 CaCl2 SrCl2 BaCl2 熔点 /℃ 405 714 7 876 962 离子性增强 (2)溶解度: 碱金属盐类一般易溶于水; 碱土金属盐类除卤化物、硝酸盐外多数溶解度较小. (3)热稳定性: 2

除硝酸盐外，其余盐类均具有较好的稳定性。BeC03CaC03SrC03MgC03BaC03900MC03BaS04（重晶石）+Na2C03→BaC03+Na2S04需注意Be盐以及可溶性Ba盐均有毒4.锂、铍的特殊性：例如锂与镁的相似性：单质与氧作用生成正常氧化物：氢氧化物均为中强碱，且水中溶解度不大：氟化物、碳酸盐、磷酸盐均难溶：氯化物均能溶于有机溶剂中；碳酸盐受热分解，产物为相应氧化物对角线规则：周期系中，某元素及其化合物的性质与它左上方或右下方元素性质的相似性LiBBeCSiNaMgAl再如,Be(OH)2与A1(OH)3都是两性氢氧化物）同一周期最外层电子构型相同的金属离子，左→右，Z+1，极化作用1：同族电荷相同的金属离子，上→下，离子半径1，极化作用1.11.2ds区常见元素及其主要化合物ds BLOCK MAIN ELEMENTS AND THEIR MAIN COMPOUNDS11.2ds区常见元素及其主要化合物具有强的极化力所形成的二元化合物一般都部分或完全带有共价性易形成配合物11.2.1Cu、Ag及其主要化合物1.铜、银单质的主要特点：溶、沸点较其它过渡金属低；导电性、导热性好，且Ag》Cu》Au；延展性好；化学活泼性较差2Cu+02+H20+C02→Cu2(0H)2C03(绿)Au、Ag不与02发生反应，当有沉淀剂或配合剂存在时会发生反应如：4Ag+2H2S+02→2Ag2S（黑）+2H20再如：4M+02+2H20+8CN-4[M(CN)2]-+40H式中M=Cu、Ag、Au.由于难溶物或配合物的生成，Cu、Ag以及Au单质的还原性增强，还能从稀酸溶液中置换出氢气.2Cu+2HC1+4CS(NH2)2→2[Cu(CS(NH2)2)2]++H21+2C1再如:2Ag+2H++4I-→2[AgI2]-+H2t2.铜、银主要化合物：铜、银较主要的化合物有氧化物及氢氧化物、卤化物、硝酸盐以及硫酸盐等3

除硝酸盐外,其余盐类均具有较好的稳定性. BeCO3 MgCO3 CaCO3 SrCO3 BaCO3 T 分 /℃ ＜100 540 900 1290 1360 稳定性 M2CO3＞MCO3 BaSO4(重晶石) + Na2CO3 → BaCO3 + Na2SO4 需注意 Be 盐以及可溶性 Ba 盐均有毒. 4.锂 、铍的特殊性: 例如锂与镁的相似性: 单质与氧作用生成正常氧化物; 氢氧化物均为中强碱，且水中溶解度不大; 氟化物、碳酸盐、磷酸盐均难溶; 氯化物均能溶于有机溶剂中; 碳酸盐受热分解,产物为相应氧化物. 对角线规则:周期系中,某元素及其化合物的性质与它左上方或右下方元素性质的相似性. Li Be B C Na Mg Al Si 再如,Be(OH)2 与 Al(OH)3 都是两性氢氧化物. 同一周期最外层电子构型相同的金属离子, 左→右,Z+↑,极化作用↑;同族电荷相同的金属离子,上→下, 离子半径↑,极化作用↓. 11.2 ds 区常见元素及其主要化合物 ds BLOCK MAIN ELEMENTS AND THEIR MAIN COMPOUNDS 11.2 ds 区常见元素及其主要化合物 具有强的极化力. 所形成的二元化合物一般都部分或完全带有共价性. 易形成配合物. 11.2.1 Cu、Ag 及其主要化合物 1.铜、银单质的主要特点: 溶、沸点较其它过渡金属低; 导电性、导热性好,且 Ag > Cu > Au; 延展性好; 化学活泼性较差. 2Cu + O2 + H2O + CO2 → Cu2(OH)2CO3(绿) Au、Ag 不与 O2 发生反应,当有沉淀剂或配合剂存在时会发生反应. 如:4Ag + 2H2S + O2 → 2Ag2S(黑) + 2H2O 再如:4M+O2+2H2O+8CN-→4[M(CN)2]-+4OH- 式中 M = Cu、Ag、Au. 由于难溶物或配合物的生成, Cu、Ag 以及 Au 单质的还原性增强,还能从稀酸溶液中置换出氢气. 2Cu+2HCl+4CS(NH2)2→2[Cu(CS(NH2)2)2]+ +H2↑+2Cl- 再如:2Ag + 2H+ + 4I-→ 2[AgI2]- + H2↑ 2. 铜、银主要化合物: 铜、银较主要的化合物有氧化物及氢氧化物、卤化物、硝酸盐以及硫酸盐等. 3

（1）溶解性：氧化物都是难溶于水的共价型碱性化合物，CuO略显两性：Cu（OH)2两性偏碱性：Cu(OH)2+20H→[Cu(OH)4J2-（亮蓝色)Cu+、Ag+为18电子构型，相应的盐大多也难溶于水如:CuClCuBrCuICuSCNCuCNCu2S再如卤化银溶解度：AgC1》AgBr>AgI(2)热稳定性：一般来说，固态时Cu（I）的化合物比Cu（II)化合物来得稳定氧化物分解温度：Cu20》Cu0.银的化合物更不稳定：Cu20>Ag202Ag20→4Ag + 022AgN03→2Ag+2N02+02此外，许多Ag（I）化合物对光敏感：AgX → Ag + 1/2X2(3)其它较典型的性质：无水CuSO4具强吸水性，可利用其颜色的转变检验或除去有机液体中微量的水另外，当有氧存在时，适当加热Cu20能生成Cu0，利用这性质可除去氮气中的微量氧：2Cu20（暗红色）+02→4Cu0（黑色）Ag+还有一个典型反应：2Ag+ + S2032-- Ag2S203+Ag2S203+H20→Ag2S↓+H2S04注意：Ag+ + 2S2032-(过量)- [Ag(S203)2]3-3.Cu(I)与Cu(II)的相互转化：Cu+外层价电子构型为3d10,故高温、固态时Cu（I）化合物稳定性高于Cu（II）化合物的稳定性在水溶液中，稳定性Cu（I）<Cu（II)ΦA/VCu2++0.159_Cut+0.52_Cu显然，Cu+易歧化，不稳定2Cu+ =Cu2+ + Cu, K°=106.12如Cu20+H2S04→CuS04+Cu++H20若要使Cu（II）转变为Cu（I），必须要有还原剂存在，同时要降低Cu（I）浓度如：2Cu2++4I-→2CuI↓+I2当形成沉淀或配离子时，电对发生了变化，其电极电势同时也发生了改变再如:Cu20+2HC1→2CuC1↓+H204.铜族元素的配合物：有关电对的电极电势：Cu2+0.859VCuI-0.185VCuCu2+0.438V_CuC120.241V_CuCu2+0.509VCuC1_0.171V_CuCu (NH3)42+0.013V_Cu (NH3)2±-0.128VCu很明显，有沉淀剂或配位剂存在时Cu(I)稳定性提高(1)Cu(I）配合物：4

(1) 溶解性:氧化物都是难溶于水的共价型碱性化合物, CuO 略显两性;Cu(OH)2 两性偏碱性: Cu(OH)2 + 2OH- → [Cu(OH)4]2-(亮蓝色) Cu+、Ag+为 18 电子构型,相应的盐大多也难溶于水 如: CuCl CuBr CuI CuSCN CuCN Cu2S 再如卤化银溶解度: AgCl > AgBr > AgI (2)热稳定性: 一般来说,固态时 Cu(Ⅰ)的化合物比 Cu(Ⅱ)化合物来得稳定. 氧化物分解温度: Cu2O > CuO. 银的化合物更不稳定: Cu2O > Ag2O 2Ag2O → 4Ag + O2 2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2 此外,许多 Ag(Ⅰ)化合物对光敏感: AgX → Ag + 1/2X2 (3)其它较典型的性质: 无水 CuSO4 具强吸水性,可利用其颜色的转变检验或除去有机液体中微量的水. 另外,当有氧存在时,适当加热 Cu2O 能生成 CuO,利用这性质可除去氮气中的微量氧: 2Cu2O(暗红色) + O2→4CuO(黑色) Ag+还有一个典型反应: 2Ag+ + S2O3 2- → Ag2S2O3↓ Ag2S2O3 + H2O → Ag2S ↓+ H2SO4 注意: Ag+ + 2S2O3 2-(过量)→ [Ag(S2O3)2]3- 3.Cu(Ⅰ)与 Cu(Ⅱ)的相互转化: Cu+外层价电子构型为 3d10,故高温、固态时 Cu(Ⅰ)化合物稳定性高于 Cu(Ⅱ)化合物的稳定性. 在水溶液中, 稳定性 Cu(Ⅰ) < Cu(Ⅱ) φ θ A/V Cu2+ +0.159 Cu+ +0.52 Cu 显然,Cu+易歧化,不稳定. 2Cu+ =Cu2+ + Cu, K θ=106.12 如:Cu2O + H2SO4 → CuSO4 + Cu↓+ H2O 若要使 Cu(Ⅱ) 转变为 Cu(Ⅰ),必须要有还原剂存在,同时要降低 Cu(Ⅰ)浓度. 如:2Cu2+ + 4I- → 2CuI↓ + I2 当形成沉淀或配离子时,电对发生了变化,其电极电势同时也发生了改变. 再如:Cu2O + 2HCl → 2CuCl↓ + H2O 4.铜族元素的配合物: 有关电对的电极电势: Cu2+ 0.859V CuI - 0.185V Cu Cu2+ 0.438V CuCl2 - 0.241V Cu Cu2+ 0.509V CuCl 0.171V Cu Cu(NH3)4 2+ 0.013V Cu(NH3)2 + -0.128V Cu 很明显,有沉淀剂或配位剂存在时 Cu(I)稳定性提高 (1)Cu(I) 配合物: 4

Cu(I)的配合物多为2配位如:CuC12,CuBr2,Cu2-,Cu(SCN)2,Cu(CN)22[Cu(0H)4]2-+C6H1206→Cu20↓（暗红色）+C6H1207+2H20+40HCu2++2P2074-(过量)→[Cu(P207)2]6-（蓝色)(3)Ag配合物：Ag的配合物多为2配位.2Ag+ + 2NH3 + H20-Ag20 ↓ + 2NH4+Ag20 + 4NH3 + H20 - 2[Ag (NH3)2]+ + 20H银镜反应：[Ag(NH3)2]+能将醛或某些糖类氧化,自身还原为Ag.2[Ag (NH3)2]+ + HCHO + 30H→ HC00= +2Ag ↓ + 4NH3 + 2H2011.2.2Zn、Cd、Hg及其主要化合物1.锌族单质的主要特点：低熔点：汞是室温下唯一的液态金属.易形成合金；如黄铜（Cu-Zn）：汞齐（Ag-Hg，Na-Hg等）等锌和镉化学性质相似，汞的化学活泼性要差得多：4Zn+02+C02+3H20-ZnC03.3Zn(0OH)2另外，锌与稀酸的反应难易与锌的纯度有关，越纯越难溶2.锌族元素的主要化合物：(1)氧化物及氢氧化物：ZnO和Zn(OH)2都是两性物质：Cd(OH)2显两性偏碱性氢氧化物稳定性变化有以下规律：Zn(OH)2》Cd(OH)2》Hg（OH)2）Hg2(OH)2Hg（OH)2和Hg2(OH)2均极不稳定，特别是后者Hg2++20H→HgO↓（黄）+H20(2)卤化物等盐类：许多难溶于水的亚汞盐见光或受热易歧化为Hg（II)化合物和单质汞(Hg2C12除外).如：Hg22++2I--Hg212（草绿色）Hg2I2-HgI2↓（金红色）+Hg（黑色）.HgI2 + 2I-- [HgI4]2-[HgI4]2-称为奈斯勒(Nessler)试剂，碱性条件下与NH4+生成红棕色沉淀，用于鉴定NH4+Hg2C12又称“甘汞”，无毒，见光易分解，是一种直线型共价分子Hg2C12与氨水生成白色HgNH2C1和黑色的Hg：HgC12易升华，俗称“升汞”，略溶于水，剧毒，其稀溶液能杀菌.HgC12分子中Hg以sp杂化形式与C1结合，也是一种直线型共价分子HgC12与稀氨水作用生成氨基氯化汞：HgC12+2NH3→NH2HgC1↓（白色）+NH4C1若氨水过量：HgC12+4NH3→[Hg(NH3)4]C12+2C1-另外可利用HgC12在酸性溶液中具氧化性来鉴定Hg2+2HgC12+SnC12Hg2C12+（白色）+SnC14Hg2C12+SnC12→2Hg+（黑色）+SnC14ZnC12具强吸水性，在水中水解形成配合酸ZnC12 +H20 H[ZnC12(OH)]5

Cu(I)的配合物多为 2 配位. 如:CuCl2 -,CuBr2 -,CuI2 -,Cu(SCN)2 -,Cu(CN)2 - 2[Cu(OH)4]2- + C6H12O6→ Cu2O↓(暗红色) + C6H12O7 + 2H2O + 4OH￾Cu2+ + 2P2O7 4-(过量)→ [Cu(P2O7)2]6-(蓝色) (3)Ag 配合物: Ag 的配合物多为 2 配位. 2Ag+ + 2NH3 + H2O→Ag2O↓ + 2NH4+Ag2O + 4NH3 + H2O → 2[Ag(NH3)2]+ + 2OH- 银镜反应: [Ag(NH3)2]+能将醛或某些糖类氧化,自身还原为 Ag. 2[Ag(NH3)2]+ + HCHO + 3OH- → HCOO- + 2Ag↓+ 4NH3 + 2H2O 11.2.2Zn、Cd、Hg 及其主要化合物 1.锌族单质的主要特点: 低熔点; 汞是室温下唯一的液态金属.易形成合金; 如黄铜(Cu-Zn);汞齐(Ag-Hg,Na-Hg 等)等. 锌和镉化学性质相似,汞的化学活泼性要差得多; 4Zn + O2 + CO2 + 3H2O→ ZnCO3 .3Zn(OH)2 另外,锌与稀酸的反应难易与锌的纯度有关,越纯越难溶. 2.锌族元素的主要化合物: (1)氧化物及氢氧化物: ZnO 和 Zn(OH)2 都是两性物质;Cd(OH)2 显两性偏碱性. 氢氧化物稳定性变化有以下规律: Zn(OH)2 > Cd(OH)2 > Hg(OH)2 > Hg2(OH)2Hg(OH)2 和 Hg2(OH)2 均极不稳定,特别是后者. Hg2+ + 2OH- →HgO↓ (黄) + H2O (2)卤化物等盐类: 许多难溶于水的亚汞盐见光或受热易歧化为 Hg(Ⅱ)化合物和单质汞(Hg2Cl2 除外). 如:Hg2 2+ + 2I-→ Hg2I2 ↓(草绿色) Hg2I2→HgI2↓(金红色) + Hg↓(黑色). HgI2 + 2I-→ [HgI4]2- [HgI4]2-称为奈斯勒(Nessler)试剂, 碱性条件下与 NH4 + 生成红棕色沉淀,用于鉴定 NH4 +. Hg2Cl2 又称“甘汞”,无毒,见光易分解,是一种直线型共价分子. Hg2Cl2 与氨水生成白色 HgNH2Cl 和黑色的 Hg: HgCl2 易升华,俗称“升汞”,略溶于水,剧毒,其稀溶液能杀菌. HgCl2 分子中 Hg 以 sp 杂化形式与 Cl 结合,也是一种直线型共价分子 HgCl2 与稀氨水作用生成氨基氯化汞: HgCl2 + 2NH3 →NH2HgCl↓(白色) + NH4Cl 若氨水过量: HgCl2 + 4NH3 →[Hg(NH3)4]Cl2 + 2Cl-另外可利用 HgCl2 在酸性溶液中具氧化性来鉴定 Hg2+. 2HgCl2 + SnCl2 →Hg2Cl2↓(白色) + SnCl4 Hg2Cl2 + SnCl2 →2Hg↓(黑色) + SnCl4 ZnCl2 具强吸水性,在水中水解形成配合酸. ZnCl2 + H2O →H[ZnCl2(OH)] 5

水解产物能溶解某些金属氧化物：6H[ZnC12(OH)]+Fe203-2Fe[ZnC12(OH)3+3H20(3)硫化物：ZnS可用于制作白色颜料以及荧光屏等可利用CdS的黄色来鉴定镉.HgS的溶解度极小，只有在王水中才能溶解3.Hg（I）与Hg（I)的相互转化：ΦA/VHg2++0.92Hg++0.793Hg显然，Hg2+能氧化Hg生成Hg22+：Hg2+ + Hg-Hg22+K=142如：Hg(NO3）2+HgHg2（N03)2若要使Hg22+转化为Hg2+，就必须降低Hg2+的浓度Hg22+ + s2- +HgS I + Hg ↓可见，Hg（I)在游离时不歧化，当形成沉淀（除Hg2C12)、或配合物时会发生歧化ΦA/VHgS-0.758VHg2S-0.598VHg4.锌族元素配合物：一般形成配位数为4的配合物如：Zn2++40H-（过量）→[Zn(OH)4]2-CdS + 2H+ + 4C1-→[CdC14]2- + H2S tHgS + s2-[HgS2]2-另外，在溶液中 Hg2+与C1-存在如下平衡：C1-C1-.CI-C1-Hg2+[HgC1]+[HgC12][HgC13]-[HgC4]2-再如:3HgS+12C1-+8H++2NO3--3[HgC14]2-+3S↓+2NO++4H2011.3d区常见元素及其主要化合物dBLOCKMAINELEMENTSANDTHEIRMAINCOMPOUNDSd区元素在过渡元素中占据很大的一部分，过渡元素包括IIB~VII族以及IB、IⅡIB族.一般分四个系列：第一过渡系：21Sc~30Zn第二过渡系：39③～48Cd第三过渡系：57La~80Hg（不包括镧系元素）第四过渡系：89Ac～109Une（不包括钢系元素）11.3.1d区元素通性1.有关原子参数：原子半径：第一电离能：价电子层构型：(n-1)dl-10ns1-2只有Pd较为特殊，4d105s02.氧化值：最显著的特征就是大多数元素具有多种氧化值.例如铬的氧化值可以从-2连续变化到+63.主要物理性质：第一过渡系的多种氧化值变化：6

水解产物能溶解某些金属氧化物: 6H[ZnCl2(OH)] + Fe2O3 →2Fe[ZnCl2(OH)]3 + 3H2O (3)硫化物: ZnS 可用于制作白色颜料以及荧光屏等. 可利用 CdS 的黄色来鉴定镉. HgS 的溶解度极小,只有在王水中才能溶解. 3. Hg(Ⅰ)与 Hg(Ⅱ)的相互转化: φ θ A/V Hg2+ +0. 92 Hg+ +0.793 Hg 显然,Hg2+能氧化 Hg 生成 Hg2 2+: Hg2+ + Hg →Hg2 2+ K θ = 142 如:Hg(NO3)2 + Hg →Hg2(NO3)2 若要使 Hg2 2+转化为 Hg2+,就必须降低 Hg2+的浓度. Hg2 2+ + S2- →HgS↓+ Hg↓ 可见,Hg(I)在游离时不歧化,当形成沉淀(除 Hg2Cl2)、或配合物时会发生歧化. φθ A/V HgS -0.758V Hg2S -0.598V Hg 4.锌族元素配合物: 一般形成配位数为 4 的配合物. 如:Zn2+ + 4OH-(过量)→[Zn(OH)4]2- CdS + 2H+ + 4Cl-→[CdCl4]2- + H2S↑ HgS + S2-→[HgS2]2- 另外,在溶液中 Hg2+与 Cl-存在如下平衡: Cl- Cl- Cl- Cl￾Hg2+ [HgCl]+ [HgCl2] [HgCl3]- [HgCl4]2- 再如:3HgS + 12Cl- + 8H+ + 2NO3-→ 3[HgCl4]2-+ 3S↓+ 2NO↑+ 4H2O 11.3 d 区常见元素及其主要化合物 d BLOCK MAIN ELEMENTS AND THEIR MAIN COMPOUNDS d 区元素在过渡元素中占据很大的一部分. 过渡元素包括ⅢB~Ⅷ族以及ⅠB、ⅡB 族.一般分四个系列： 第一过渡系：21Sc ~ 30Zn 第二过渡系：39 Θ ~ 48Cd 第三过渡系：57La ~ 80Hg(不包括镧系元素) 第四过渡系：89Ac ~ 109Une(不包括锕系元素) 11.3.1 d 区元素通性 1.有关原子参数: 原子半径: 第一电离能: 价电子层构型:(n-1)d1-10ns1-2 只有 Pd 较为特殊,4d105s0 2.氧化值: 最显著的特征就是大多数元素具有多种氧化值.例如铬的氧化值可以从-2 连续变化到+6. 3.主要物理性质: 第一过渡系的多种氧化值变化: 6

第一过渡系总变化趋势：从左到右由高氧化值稳定变为低氧化值稳定.第二、三过渡系一般最高氧化值相当稳定，低氧化值较少见d区同族元素从上到下氧化值的可变性减小，高氧化值趋于稳定(1)熔点、沸点高：熔点最高的单质：钨（W,3410土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：钱(0s,22.48g·cm-3)(4)导电性、导热性、延展性好4.主要化学性质：（1）金属活泼性：刚是过渡元素中最活泼的金属，活泼性接近碱士金属(2)氧化物水合物的酸碱性：(3)易形成配合物：具有未填满电子的d轨道，且离子半径较小，d电子对核的屏蔽作用也较小铁、钻、镍等元素原子也能形成配合物许多d区元素水合离子具有特征的颜色过渡元素金属活泼性：V元素ScTiCrMn-1.2(M*/M)-1.63-0.86-1.17（估算值）A稀HCI可溶该金属热HCIHNO3, HF稀HCI各种酸HF的酸浓HSO4H,SO4H,SO等FeNi元素CoCuZn(M2/M)-0.44-0.29-0.25+0.34-0.763可溶该金属稀HCI稀HCI稀HCI缓慢溶解在HNO3，浓热的酸H,SO4H,SO,等HCI等酸中HSO,等H,SO,等总趋势：从左至右活泼性降低0d(Ni2+/Ni) = -0.25V0Φ(Pd2+/Pd) = +0. 92V$。(Pt2+/Pt）=+1.2V（估计值)$e(Zn2+/Zn)=-0.763VΦ9(Cd2+/Cd) =-0. 403V0(Hg2+/Hg) = +0. 854Vd总趋势：从上到下活泼性降低氧化物水合物的酸碱性：第一过渡系低氧化值的氧化物水合物一般显碱性，但从左到右碱性随离子半径递减：高氧化值氧化物水合物酸碱性变化规律为：几种水合离子颜色：例如，铁的三价水合离子是淡紫色的.由于水解形成：[Fe（OH)2(H204]+而呈现黄色概括起来，过渡元素具有以下几个主要特点：金属活泼性较强：同一元素具有多种氧化值：许多元素的水合离子或酸根具有特征的颜色：易形成多种配合物.7

第一过渡系总变化趋势:从左到右由高氧化值稳定变为低氧化值稳定. 第二、三过渡系一般最高氧化值相当稳定,低氧化值较少见. d 区同族元素从上到下氧化值的可变性减小,高氧化值趋于稳定. (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. 4.主要化学性质: (1)金属活泼性:钪钇镧是过渡元素中最活泼的金属,活泼性接近碱土金属. (2)氧化物水合物的酸碱性: (3)易形成配合物: 具有未填满电子的 d 轨道,且离子半径较小,d 电子对核的屏蔽作用也较小 铁、钴、镍等元素原子也能形成配合物. 许多 d 区元素水合离子具有特征的颜色 过渡元素金属活泼性: 元素 Sc Ti V Cr Mn - -1.63 -1.2 (估算值) -0.86 -1.17 可溶该金属 的酸 各种酸 热 HCl HF HNO3，HF 浓 H2SO4 稀 HCl H2SO4 稀 HCl H2SO4 等 元素 Fe Co Ni Cu Zn -0.44 -0.29 -0.25 +0.34 -0.763 可溶该金属 的酸 稀 HCl H2SO4 等 缓慢溶解在 HCl 等酸中 稀 HCl H2SO4 等 HNO3，浓热 H2SO4 稀 HCl H2SO4 等 ( ) V /MM2+ E ( ) V /MM2+ E 总趋势:从左至右活泼性降低. φθ (Ni2+/Ni) = -0.25V φθ (Pd2+/Pd) = +0.92V φθ (Pt2+/Pt) = +1.2V(估计值) φθ (Zn2+/Zn) = -0.763V φθ (Cd2+/Cd) = -0.403V φθ (Hg2+/Hg) = +0.854V 总趋势:从上到下活泼性降低. 氧化物水合物的酸碱性: 第一过渡系低氧化值的氧化物水合物一般显碱性,但从左到右碱性随离子半径递减; 高氧化值氧化物水合物酸碱性变化规律为: 几种水合离子颜色: 例如,铁的三价水合离子是淡紫色的.由于水解形成: [Fe(OH)2(H2O)4]+而呈现黄色 概括起来,过渡元素具有以下几个主要特点: 金属活泼性较强; 同一元素具有多种氧化值; 许多元素的水合离子或酸根具有特征的颜色; 易形成多种配合物. 7

铬是金属中最硬的，具较强的抗腐蚀性。1.Cr(I)化合物：Cr(III)化合物较典型的有Cr203（铬绿)以及Cr(OH)3（1)酸碱性与溶解性：均为难溶解的两性化合物Cr(OH)3的两性：Cr3+以及其它盐溶液的颜色：Cr203与a-A1203同晶型，也极难溶（熔)解.使用酸性熔剂，如K2S207共熔可转化为可溶性盐：Cr203+ 3K2S207= Cr2(S04)3 + 3K2S04(2)还原性：Φ B/V Cr042--0. 12_Cr (OH)3_-1. 1_Cr (OH)2 -1. 4 Cr在碱性介质中Cr3+具有较强的还原性.2[Cr(0H)4]- + 3H202 + 20H-2Cr042- + 8H20另外,Cr3+以及[Cr(OH)4]-在水中均易水解2.Cr（VI)化合物：Cr(VI)化合物较典型的有H2Cr04、H2Cr207及其盐(1)酸性与缩合性：铬酸、重铬酸都是强酸k°a2 = 0. 85HCr207- =Cr2072- + H+0kal = 9.55H2Cr04 = HCr04- + H+k2a2 = 3.2×10-7HCr04-=Cr042-+H+H2Cr04与H2Cr207在水中存在以下平衡2Cr042- + 2H+ =2HCr04-= Cr2072- + H20(黄）pH>6(橙）pH<22Na2Cr04 +H2S04Na2Cr207 +H20 + Na2S04 Na2Cr207 +2Na0H- 2Na2Cr04 +H20sp=2.0×10-7)一般较易溶于水.(2)溶解性：重铬酸盐除Ag2Cr207外(K4Ag+ + Cr2072- + H20 = 2Ag2Cr04 + 2H+PbCr04BaCr04Ag2Cr04(铬黄)(砖红）(柠檬黄)难溶铬酸盐：(3)氧化性：Φ 0A/V Cr2072- +1. 33 Cr3+-0.41 Cr2+-0.557 CrCr(VI)化合物在酸性条件下具较强的氧化性.Cr2072-+3H2S+8H+-2Cr3++3S！+7H20Cr2072- + 6C1- + 14H+2Cr3+ + 3C12 t+ 7H202Cr20-2-+ 2C2H50H + 16H+→ 4Cr3+ + 3CH3C00H +11H20铬酸洗液是由饱和K2Cr207溶液与浓H2S04配制而成，当洗液发绿时说明该洗液失效.K2Cr207+H2S04（浓)→K2S04+2Cr03（暗红色针状结晶）+H20在酸性介质中要将Cr3+氧化只有采用强氧化剂，如K2S2082Cr3++3S20g2-+7H20Cr2072-+6S042-+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：有一个典型的反应可以用来鉴定Cr042-或Cr2072-的存在，也可以用来鉴定Cr3+Cr2072-+ 4H202+2H+=2Cr0(02)2+5H20过氧化铬的结构为：8

铬是金属中最硬的,具较强的抗腐蚀性. 1.Cr(Ⅲ)化合物: Cr(Ⅲ)化合物较典型的有 Cr2O3(铬绿)以及 Cr(OH)3. (1)酸碱性与溶解性:均为难溶解的两性化合物. Cr(OH)3 的两性: Cr3+以及其它盐溶液的颜色: Cr2O3 与 a-Al2O3 同晶型,也极难溶(熔)解.使用酸性熔剂,如 K2S2O7 共熔可转化为可溶性盐: Cr2O3 + 3K2S2O7 = Cr2(SO4)3 + 3K2SO4 (2)还原性: φ θ B/V CrO4 2- -0. 12 Cr(OH)3 -1.1 Cr(OH)2 -1.4 Cr 在碱性介质中 Cr3+具有较强的还原性. 2[Cr(OH)4]- + 3H2O2 + 2OH-→2CrO4 2- + 8H2O 另外,Cr3+以及[Cr(OH)4]-在水中均易水解 2.Cr(Ⅵ)化合物: Cr(Ⅵ)化合物较典型的有 H2CrO4、H2Cr2O7 及其盐. (1)酸性与缩合性:铬酸、重铬酸都是强酸. HCr2O7 - =Cr2O7 2- + H+ Kθ a2 = 0.85 H2CrO4 = HCrO4 - + H+ Kθ a1 = 9.55 HCrO4 - = CrO4 2- + H+ Kθ a2 = 3.2×10-7 H2CrO4 与 H2Cr2O7 在水中存在以下平衡 2CrO4 2- + 2H+ =2HCrO4 -= Cr2O7 2- + H2O (黄) pH>6 (橙) pH<2 2Na2CrO4 +H2SO4→Na2Cr2O7 + H2O + Na2SO4 Na2Cr2O7 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + H2O (2)溶解性:重铬酸盐除 Ag2Cr2O7 外(K θ sp =2.0×10-7)一般较易溶于水. 4Ag+ + Cr2O7 2- + H2O = 2Ag2CrO4 + 2H+ PbCrO4 Ag2CrO4 BaCrO4 (铬黄) (砖红) (柠檬黄) 难溶铬酸盐: (3)氧化性: φθ A/V Cr2O7 2- +1. 33 Cr3+ -0.41 Cr2+ -0.557 Cr Cr(Ⅵ)化合物在酸性条件下具较强的氧化性.Cr2O7 2- + 3H2S + 8H+→2Cr3+ + 3S↓ + 7H2O Cr2O7 2- + 6Cl- + 14H+→2Cr3+ + 3Cl2↑+ 7H2O 2Cr2O7 2- + 2C2H5OH + 16H+→ 4Cr3+ + 3CH3COOH + 11H2O 铬酸洗液是由饱和 K2Cr2O7 溶液与浓 H2SO4 配制而成,当洗液发绿时说明该洗液失效. 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: 2Cr3++3S2O8 2-+7H2O→Cr2O7 2-+6SO4 2-+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: 有一个典型的反应可以用来鉴定 CrO4 2-或 Cr2O7 2-的存在,也可以用来 鉴定 Cr3+ . Cr2O7 2- + 4H2O2 + 2H+ = 2CrO(O2)2 + 5H2O 过氧化铬的结构为: 8

过氧化铬很不稳定，在乙醚或戊醇中较稳定：Cr(I)、Cr(VI)化合物均有毒，且后者毒性更大Cr3+的鉴定也可以有不同的方法，但是它们都是在过量0H-的条件下用H202将Cr3+氧化为Cr042-,然后加入不同的试剂：11.3.3锰的主要化合物酸性介质中的元素电势图(V)：1.锰（IV）的化合物：锰（IV）的化合物最有代表性的当属Mn02.2Mn02+2H2S04-2MnS04+2H20+02tMn02+4HC1→MnC12+2H20 +C12tMnO2在碱性条件下也能被氧化，2Mn02+4K0H+02→2K2Mn04+H20其它性质还有热稳定性：3Mn02-→Mn203+02tMn02的还原性：2.锰（II）的化合物：锰（II）的化合物较有意义的是锰（I）盐，例如MnSO4，可作为动植物生长激素的成分无水MnSO4具有一定的热稳定性，加热至红热也不分解，与其它几种锰（II）盐不同Mn2+在碱性条件下具有较强的还原性，Mn2++OH→Mn(OH)2（白)Mn(OH)2+1/202→MnO(0H)2（棕）Mn0(0H)2+(x-1)H20→Mn02·xH20(黑褐)Mn2+的还原性：Mn2+在酸性条件下较为稳定，只有用很强的氧化剂(Pb02、Bi03-、S20g2-或H2I06等，以硝酸酸化)才能将其氧化.2Mn2++5Bi03-+14H+ → 2Mn04-+5Bi3++7H20此反应能用于鉴定Mn2+3.锰（VI）的化合物：锰（VI）的化合物中较为稳定的是K2Mn04锰酸盐在中性或酸性溶液中易发生歧化反应3 Mn042- + 4H+ -→+ Mn02 + 2Mn04- + 2H204.锰（VI）的化合物：锰（VI）的化合物中应用最广的为KMn04高锰酸钾在酸性条件下不稳定.4 Mn04- + 4H+ → 4Mn02 + 302 + 2H20在中性或碱性介质中也会分解KMnO4氧化能力强，不仅能与许多还原性物质作用，与自身较低氧化值的物质也能反应2Mn04-+ 3Mn2+ + 2H20 → 5Mn02 + 4H+9

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. 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 CrO4 2-,然后加 入不同的试剂: 11.3.3 锰的主要化合物 酸性介质中的元素电势图(V): 1.锰(Ⅳ) 的化合物: 锰(Ⅳ) 的化合物最有代表性的当属 MnO2. 2MnO2 + 2H2SO4→2MnSO4 + 2H2O + O2↑ MnO2 + 4HCl → MnCl2 + 2H2O + Cl2↑ MnO2 在碱性条件下也能被氧化. 2MnO2 + 4KOH + O2 → 2K2MnO4 + H2O 其它性质还有热稳定性: 3MnO2 → Mn2O3 + O2↑ MnO2 的还原性: 2.锰(Ⅱ) 的化合物: 锰(Ⅱ) 的化合物较有意义的是锰(Ⅱ)盐,例如 MnSO4,可作为动植物生长激素的成分. 无水 MnSO4 具有一定的热稳定性,加热至红热也不分解,与其它几种锰(Ⅱ)盐不同. Mn2+在碱性条件下具有较强的还原性. Mn2+ + OH- → Mn(OH)2 (白) Mn(OH)2 + 1/2O2 → MnO(OH)2(棕) MnO(OH)2 + (x-1)H2O→ MnO2·xH2O(黑褐) Mn2+的还原性: Mn2+在酸性条件下较为稳定,只有用很强的氧化剂(PbO2、BiO3 -、S2O8 2-或 H2IO6 等,以硝酸酸化)才能将 其氧化. 2Mn2++5BiO3 -+14H+ → 2MnO4 -+5Bi3++7H2O 此反应能用于鉴定 Mn2+ 3.锰(Ⅵ) 的化合物: 锰(Ⅵ) 的化合物中较为稳定的是 K2MnO4. 锰酸盐在中性或酸性溶液中易发生歧化反应. 3 MnO4 2- + 4H+ → MnO2 + 2MnO4 - + 2H2O 4.锰(Ⅶ) 的化合物: 锰(Ⅶ) 的化合物中应用最广的为 KMnO4. 高锰酸钾在酸性条件下不稳定. 4 MnO4 - + 4H+ → 4MnO2 + 3O2 + 2H2O 在中性或碱性介质中也会分解. KMnO4 氧化能力强,不仅能与许多还原性物质作用,与自身较低氧化值的物质也能反应. 2MnO4 - + 3Mn2+ + 2H2O → 5MnO2 + 4H+ 9

KMnO4被还原的产物取决于溶液的酸碱性以及与反应时自身的量有关KMn04氧化性：介质：酸性：2Mn04=+5H2S+6H+→2Mn2++5S↓+8H206Mn04~ + 5S + 8H+ 6Mn2+ + 5S042- + 4H20中性：2Mn04-+3S032-+H20→2Mn02++3S042-+20H较浓碱溶液：2Mn04+S032-+20H=→2Mn042-+S042-+H20相对量例如MnO4-酸性介质中与S032-反应：S032-过量：2Mn04-+5S032-+6H+2Mn2++5S042-+3H20Mn04-过量：最终将得到Mn0211.3.4铁、钻、镍的主要化合物铁、钻、镍都是中等活泼的金属，且性质相似，一般称为铁系元素.相对来说铁略显活泼些，如它能被浓碱所侵蚀，而钻镍在碱性溶液中较为稳定1.氧化物与氢氧化物：(1)酸碱性：氧化物中，Fe203（红棕色）是一种难溶于水的两性偏碱性的物质氢氧化物中，一般认为Fe(OH)2、Co(OH)2以及新沉淀出来的Fe(OH)3略显两性Fe (OH) 3 + 30H-[Fe (OH) 6]3-(2)氧化还原性：氧化物氧化性：Ni203（灰黑色）>Co203（暗褐色）>Fe203Co203+6H++2C1-→2Co2++C121+3H20Ni203 + 6H+ + 2C1--2Ni2+ + C121+ 3H20氢氧化物氧化性：Fe(OH)3（红棕）Co(OH)2（粉红）>Ni(OH)2（苹果绿）4Fe(OH)2+02+2H20→4Fe(OH)3Co(OH)2初生时为蓝色，放置或加热时转变为粉红色.它被空气中02氧化的趋势小些Ni（OH)2只有用强氧化剂，在强碱性条件下才能得到黑色的NiO（OH)2.一些主要的盐类：(1)水解性：Fe3+较易水解.[Fe(H20)6]2+ (淡绿) =[Fe(OH) (H20) 5]+ + H, K°= 10-9.5[Fe(H20)6]3+（淡紫）=[Fe(0H)(H20)5]2++H+,K°=10-3.05Fe3+还能发生进一步的水解,形成[Fe(OH)2(H20)4]+在较浓的溶液中(1mol·L-1)则形成双聚离子：［(H20)4Fe(OH)2Fe(H20)4]4+最后水解产物为Fe(OH)3(2)氧化还原性：还原性Fe2+>Co2+>Ni2+氧化性Fe3+<Co3+<Ni3+(3)较为典型的盐：FeS04与(NH4)2S04·FeS04·6H20:10

KMnO4 被还原的产物取决于溶液的酸碱性以及与反应时自身的量有关 KMnO4 氧化性: 介质: 酸性: 2MnO4 - + 5H2S + 6H+ → 2Mn2+ + 5S↓+ 8H2O 6MnO4 - + 5S + 8H+ →6Mn2+ + 5SO4 2- + 4H2O 中性: 2MnO4 - + 3SO3 2- + H2O → 2MnO2↓+ 3SO4 2- + 2OH- 较浓碱溶液: 2MnO4 - + SO3 2- + 2OH- → 2MnO4 2- + SO4 2- + H2O 相对量 例如 MnO4 -酸性介质中与 SO3 2-反应: SO3 2-过量: 2MnO4 - +5SO3 2- +6H+ →2Mn2++5SO4 2- +3H2O MnO4 -过量:最终将得到 MnO2 11.3.4 铁、钴、镍的主要化合物 铁、钴、镍都是中等活泼的金属,且性质相似,一般称为铁系元素.相对来说铁略显活泼些,如它能被浓碱所 侵蚀,而钴镍在碱性溶液中较为稳定. 1.氧化物与氢氧化物: (1)酸碱性:氧化物中,Fe2O3(红棕色)是一种难溶于水的两性偏碱性的物质. 氢氧化物中,一般认为 Fe(OH)2、Co(OH)2 以及新沉淀出来的 Fe(OH)3 略显两性 Fe(OH)3 + 3OH-→[Fe(OH)6]3- (2)氧化还原性: 氧化物氧化性:Ni2O3(灰黑色) > Co2O3(暗褐色) > Fe2O3Co2O3 + 6H++ 2Cl-→2Co2+ + Cl2↑+ 3H2O Ni2O3 + 6H+ + 2Cl-→2Ni2+ + Cl2↑+ 3H2O 氢氧化物氧化性: Fe(OH)3(红棕) Co(OH)2(粉红) > Ni(OH)2(苹果绿) 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O→ 4Fe(OH)3Co(OH)2 初生时为蓝色,放置或加热时转变为粉红色.它被空气中 O2 氧 化的趋势小些. Ni(OH)2 只有用强氧化剂,在强碱性条件下才能得到黑色的 NiO(OH). 2.一些主要的盐类: (1)水解性: Fe3+较易水解. [Fe(H2O)6]2+ (淡绿) =[Fe(OH)(H2O)5]+ + H+, K θ = 10-9.5 [Fe(H2O)6]3+ (淡紫) =[Fe(OH)(H2O)5]2+ + H+, K θ = 10-3.05 Fe3+还能发生进一步的水解,形成[Fe(OH)2(H2O)4]+ 在较浓的溶液中(1mol·L-1)则形成双聚离子: [(H2O)4Fe(OH)2Fe(H2O)4]4+.最后水解产物为 Fe(OH)3. (2)氧化还原性: 还原性 Fe2+ > Co2+ > Ni2+氧化性 Fe3+ < Co3+ < Ni3+ (3)较为典型的盐: FeSO4 与(NH4)2SO4·FeSO4·6H2O: 10