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1、- 1 - 金属元素及其化合物 主族重要而常见元素的名称、符号及在周期表中的位置、常见化合物及主要形态。 A 、 A 族金属单质的制备方法，金属与氧反应的产物，金属与水反应的产物及产物的碱性，盐类物质的溶解性。 铝、锡、铅、铋、钛、钒、铬、锰、铁等金属重要特性及其化合物的性质、定性检验和分离的一般方法。氧化物和氢氧化物的酸碱性和两性。 对角线规则；离子晶体盐类化合物的溶解性规律以及金属化合物的热稳定性。【热点难点】1金属和非金属的物理性质有很明显的差别，列于表中。金 属 非 金 属1熔点高（除 Hg、 Cs、 Ga 外，其它金属熔点均较高）2大多数金属密度较大3有金属光泽4大多是热及电的良导体
2、，电阻通常随温度的升高而增大5大多具有延展性6固体金属大多属金属晶体7蒸气分子大多是单原子的常温下溴为液体，而氧、氟、氯等均为气体，有些为固体一般密度较小大多无金属光泽大多不是热和电的良导体，电阻通常随温度的升高而减小大多不具有延展性固体大多属分子晶体蒸气（或气体）分子大多是双原子或多原子的2、碱金属和碱土金属（ 1）单质的制备：由于碱金属和碱土金属的性质很活泼，所以一般用电解它们的熔融化合物的方法制取。（ 2）单质与水反应及产物的碱性：铍和镁对水稳定，因为表面上都有致密的氧化物保护膜。 A 和 Ca、 Sr、 Ba 都易同水反应：钠同水猛烈作用， K、 Rb、 Cs 遇水发生燃烧，甚至爆炸；
3、而 Li 、 Ca、 Sr、 Ba 同水反应则比较缓慢。 A 族 A 族M + H 2O=MOH +H 2 ， M + H 2O=M(OH) 2(Ca、 Sr、 Ba) + H 2（ 3）盐类的溶解性： s 区元素常见的盐类中，除少数盐类（如 Li +盐、 Be2+盐、 Mg 2+盐）具有共价性外，其他盐类主要是离子性。3、铝、锡、铅、铋（ 1）铝一般铝表面有一层氧化物膜，所以在常温下，铝在大气、水、 H2S 气及冷、浓 HNO 3 中都不被腐蚀。纯铝（ 99.95%）在冷浓 HNO 3、 H2SO4 中呈钝态，故可用铝罐储运浓 HNO 3。Al 3+和 F 较易形成配离子 AlF 63 （氟
4、铝酸根），冰晶石 Na3AlF 6 就是氟铝酸盐。气态氯（溴）化铝是二聚分子 Al 2Cl 6(Al 2Br6) （ 2）锡和铅- 2 - Sn(OH) 2、 Sn(OH) 4 均为白色难溶物，都是两性物质，但低氧化态的 Sn(OH) 2 以碱性为主，而高氧化态的 Sn(OH)4 以酸性为主。PbO2 是褐色的固体强氧化剂， 受热分解为 Pb( )和 Pb( )的混合氧化物， 高于 550时分解为 PbO。Pb(OH) 2 难溶于水，是以碱性为主的两性物。SnCl2是强还原剂，易水解。（ 3）铋Bi(OH) 3 是难溶于水的碱性氢氧化物。 Bi( )盐易水解，生成 BiO+盐沉淀。4、对角线规
5、则不考虑氢和零族元素， 可以把周期表中第二周期的各个元素看作是各主族元素的第一个元素。 它们的性质与同族其它元素有明显的差异， 却跟周期表中紧靠右下方的元素， 在性质上有许多相似之处。这称为 对角线规则 。此规则存在于 Li Mg 、 Be Al 、 B Si 三对元素之间。例如硼与硅的化性在以下几方面很相似。（ 1）硼和硅的氢化物都易挥发，都很活泼，都跟空气中的 O2 反应，都跟水反应放出氢气。B2H6 + 6H 2O = 2H 3BO3 + 6H2SiH 4 +（ n + 2） H2O = SiO 2 nH 2O + 4H 2（ 2）硼、硅的氧化物都呈玻璃态、有酸性，跟金属氧化物分别生成硼
6、酸盐和硅酸盐。硼酸和硅酸都是弱酸。（ 3）硼、硅的卤化物水解生成相应的硼酸和硅酸。（ 4）硼、硅跟 NaOH 溶液反应都生成 H2 和盐。对角线元素性质的相似是由于它们的离子极化作用相似，即它们的离子势（ z/r ）较为接近。5、离子晶体盐类化合物的溶解度规律目前关于离子型盐类的溶解度， 还没有一个完整的理论解释， 仅发现一些经验规律， 如：离子的电荷小、半径大的盐往往是易溶的。若阴阳离子的半径相差不大， 则晶格能的大小在溶解过程中有较大的影响。 离子电荷高、半径小，也就是离子势（ Z/r）大的离子所组成的盐较难溶解，如碱土金属和许多过渡金属的碳酸盐、磷酸盐等是难溶的，而碱金属的硝酸盐和氯酸盐
7、等易溶。6、热稳定性碱土金属碳酸盐其阳离子的半径越小， 碱土金属碳酸盐越易发生分解， 分解所需温度越低。表 碱土金属碳酸盐的分解温度 MCO 3 = MO(s) + CO 2(g) MgCO 3 CaCO3 SrCO3 BaCO 3 分解温度 （ K） 813 1173 1563 1633 d 区金属（一）- 3 - 1 d 区元素概述在已知的 112 种元素中，金属占 80以上。通常可将金属分为黑色金属与有色金属两大类。黑色金屑包括铁、锰和铬及其合金，主要是铁碳合金。有色金属是指铁、锰、铬之外的所有金属。d 区元素包括周期系第 B B， ， B B 族元素 (不包括镧系元素和锕系元素 )。d
8、 区元素都是金属元素。这些元素位于长式元素周期表的中部，即典型金属元素和典型非金属元素之间。 d 区元素的原子结构特点是它们的原子最外层大多有 2 个 s 电子 (少数只有 1个 s 电子， Pd 无 5s电子 )， 次外层分别有 l 10 个 d 电子。 d 区元素的价层电子构型为 (n-1)d 1-10 ns 1-2, 其中工 B 和 B 族为 (n 一 1)d10ns1-2。d 区元素通常称为过渡元素或过渡金属。关于过渡元素的范围也有其他不同的划分方法。有人认为第 1B， B 族元素的原子次外层 d 亚层内有 10 个 d 电子，即全满状态，所以过渡元素不应包括这两族元素。同周期 d 区
9、元素金属性递变不明显， 通常人们按不同周期将过渡元素分为下列三个过渡系：第一过渡系 第四周期元素从钪 (Sc)到锌 (Zn) ；第二过渡系 第五周期元素从钇 (Y) 到镉 (Cd)；第三过渡系 第六周期元素从镥 (Lu) 到汞 (Hg) 。1、 1、 d 区元素的原子半径和电离能过渡元素的原子半径一般比主族元素小。同一周期元素的原子半径从左到右只略有减小，不如主族元素减小得那样明显。 到 IB 和 B 族，因次外层 d 亚层填满而使原子半径略有增大。同一族的过渡元素的原子半径自上而下也增加不大，这主要是由于镧系收缩所导致的结果。同一周期元素的第一电离能随原子序数的增大，总的变化趋势是逐渐增大的
10、，但这种递增的幅度并不很大。而第二、第三电离能这种递增的幅度依次变大。与形成 d 轨道全满或半满状态离子相对应的电离能数值常常表现得低一些。例如， Fe 的第三电离能相对低一些，这是由于 Fe3+为 d5 构型。 Zn， Cd， Hg 的第二电离能也相对低一些，这有利于形成它们的 M 2+。同族过渡元素的电离能的递变不很规则。正常的变化倾向是前几族元素电离能自上而下依次升高，后几族则出现交错现象。1、 2、 d 区元素的物理性质- 4 - 除 B 族外，过渡元素的单质都是高熔点、高沸点、密度大、导电性和导热性良好的金属。熔点在金属中 W 最高（ 3683 20K） ，硬度最大的是铬，密度最大的
11、是族的锇 (Os，35722 cmg )。造成这种特性的原因可能是因过渡元素的单质的原子半径小，采取紧密堆积时除有 s电子外，还有部分 d 电子参与成键，在金属键之外还有部分共价键，因此结合牢固。1 3、 d 区元素的化学性质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， 电极电势均为负值。IIIB 族是它们中最活泼的金属，性质与碱土金属接近。在同一过渡系中从左到右，电离能增加的远不如主族元素那样显著， 表现出的金属性很接近。 同族元素的活泼性从上到下依次减弱。 第一过渡系元素的单质比第二、三过渡系元素的单质活泼。 例如，在第一过渡系中除铜外，其他金属都能与稀酸 (盐酸或硫酸
12、)作用，而第二、三过渡系的单质大多较难发生类似反应。在第二、三过渡系中有些元素的单质仅能溶于王水和氢氟酸中，如锆 (Zr) 、铪 (Hf) 等，有些甚至不溶于王水， 如钉 (Ru)， 铑 (Rh)、 锇 (Os)、 铱 (1r)等。 化学性质的这些差别， 与第二、三过渡系的原子具有较大的电离能 (I1和 I2)和升华焓 (原子化焓 )有关。 有时这些金属在表面上易形成致密的氧化膜，也影响了它们的活泼性。过渡元素的单质能与活泼的非金属 (如卤素和氧等 )直接形成化合物。 过渡元素与氢形成金属型氢化物， 又称为过渡型氢化物。 这类氢化物的特点是组成大多不固定， 通常是非化学计量的，如 VH 1.8
13、， TaH0.76， LaNiH 5.7等。金属型氢化物基本上保留着金属的一些物理性质，如金属光泽、导电性等，其密度小于相应的金属。有些元素的单质如 B一 B族的元素，还能与原子半径较小的非金属，如 B， C， N形成间充 (或间隙 )式化合物。间充式化合物比相应的纯金属的熔点高 (如 TiC， W 2C， TiN ， TiB的熔点都在 3 000左右 )， 硬度大 (大都接近于金刚石的硬度 )， 化学性质不活泼。 工业上 W 2C常被用作硬质合金，可用其制造某些特殊设备。过渡元素的单质由于具有多种优良的物理性质和化学性能， 在冶金工业上用来制造各种合金钢，例如，不锈钢 (含铬、镍等 )、弹簧
14、钢 (含钒等 )、建筑钢 (含锰等 )。另外，它们的一些单质或化合物在化学工业上常用作催化剂。 例如， 在硝酸制造过程中， 氨的氧化用铂作催化剂；不饱和有机化合物的加氢常用镍作催化剂；接触法制造硫酸，用五氧化二钒 (V 205)作催化剂等。 总之， 在化学工业所用的催化剂中， 过渡元素的单质及其化合物占有相当重要的地位。- 5 - 1、 4、 d 区元素的氧化态过渡元素原子的共同特点是具有未充满的 d轨道 (Pd例外 )，最外层只有 1 2个 s电子。随着核电荷数的增加， 电子依次填充在次外层的 d轨道上。 由于过渡元素次外层 d轨道和最外层s轨道的能级相近，且 d轨道尚未达到稳定的电子层结构
15、。所以，除 s电子外， d电子可以部分或全部参加成键，使过渡元素表现出多种氧化态。例如 Mn有 +2， +3， +4， +6， +7等多种氧化数。同一元素氧化态的变化是连续的。一般由 +2价直到与族数相同的氧化态（ VIII 例外） 。在羰基配合物中以 0或 -1出现。这种连续变化的氧化态与主族元素不同。第一过渡系元素的低氧化值一般比较稳定， 第二、 第三过渡系元素的高氧化值比较稳定。一般说来， 过渡元素的高氧化值化合物比其低氧化值化合物的氧化性强。 过渡元素与非金属形成二元化合物时，往往只有电负性较大、阴离子难被氧化的非金属元素 (氧或氟 )才能与它们形成高氧化值的二元化合物，如 Mn 2O
16、7和 CrF6等。而电负性较小、阴离子易被氧化的非金属 (如碘、 溴、 硫等 )， 则难与它们形成高氧化值的二元化合物。 在它们的高氧化值化合物中，以其含氧酸盐较稳定。 这些元素在含氧酸盐中， 以含氧酸根离子形式存在， 如 MnO 4-， CrO42 ，VO 43 等。过渡元素的较低氧化值 (+2和十 3)大都有简单的 M 2+和 M 3+。这些离子的氧化性一般都不强 (C O3+， Ni 3+和 Mn 3+除外 )，因此都能与多种酸根离子形成盐类。1、 5、 d 区元素离子的颜色过渡元素的离子在水溶液中以水合离子的形式存在， 常显示出一定的颜色。 过渡元素与其他配体形成的配离子也常具有颜色。这些配离子吸收了可见光 (波长在 730 nm一 400nm)的一部分， 发生了 d d跃迁， 而把其余部分的光透过或散射出来。 人们肉眼看到的就是这部分透过或散射出来的光， 也就是该物质呈现的颜色 .没有未成对 d
