无机及分析化学课件 第8章.ppt

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1、第第8章章 ds区，区，d区和区和f区元素区元素 8.7 生物无机化学简介生物无机化学简介 8.1 过渡元素的通性过渡元素的通性 8.2 铜族和锌族元素的化合物铜族和锌族元素的化合物 8.3 铬、钼的重要化合物铬、钼的重要化合物 8.4 锰的重要化合物锰的重要化合物 8.5 铁、钴的重要化合物铁、钴的重要化合物 8.6 镧系元素及其重要化合物镧系元素及其重要化合物 1ds区元素包括元素周期表IB族的铜、银、金和B族的锌、镉、汞，它们的价电子结构为(n-1)d10ns1-2 d区元素包括B-族的所有元素，它们的价电子构型一般是(n-1)d1-9ns1-2 ，原子最外层只有1-2个s电子，随着核电

2、荷数的增加，电子不是填充在最外层，而是填充在次外层的(n-1)d 轨道上，与ns轨道的能量相近，因此其d电子可以部分或全部参与成键。f区元素就是镧系元素和锕系元素，依次增加的电子填在外数第三层的4f和5f轨道中，由于f区元素的性质和电子层结构的特殊性，一般将其称为内过渡元素。8.1 过渡元素的通性过渡元素的通性 过渡元素的共同特点过渡元素的共同特点 最外层只有1-2个电子，易失去电子而显金属性，大都具有金属光泽（除汞），有较高的熔点和沸点。比重大、硬度高，导电性好。（铂系元素的比重最大，钨和铼的熔点最高，铜银金的导电率最大，铬的硬度最高）1. 过渡元素都是金属过渡元素都是金属 过渡元素的原子不

3、仅是最外层s电子可以参加反应，次外层的d电子也可以全部或者部分参加反应，这就是他们普遍呈现变价的原因。过渡金属在化合时首先失去最外层两个s电子，故它们的最低价态是+2价，B-B族最外层的d电子可以全部参加反应，故可达到与族号相同的最高价态（最外层s电子和次外层d电子之和），注意注意p302第四周期的过渡第四周期的过渡元素的常见价态。元素的常见价态。2. 过渡元素变价的普遍性过渡元素变价的普遍性 由主族元素构成的正离子和负离子一般都是无色的，而过渡元素的水合离子多具有特征颜色，这与它们的离子具有未成对的d电子有关。注意p303中一些过渡元素的水合离子的颜色与未成对d电子的关系。3. 过渡元素的水

4、合离子多具有特征颜色过渡元素的水合离子多具有特征颜色 过渡元素的离子存在空的ns和np轨道和部分填充或全空的（n-1）d轨道；过渡元素的原子也存在着空的np轨道和部分填充的（n-1）d轨道，这样的电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。4. 过渡元素容易形成配合物过渡元素容易形成配合物 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。注意注意p304列出的列出的B-B族族过渡元素最高价态氧化物水合物的酸碱性。过渡元素最高价态氧化物水合物的酸碱性。8.2.1 通性通性 第I B族元

5、素包括铜、银、金，通常称为铜族元素，第 II B族元素包括锌、镉、汞，通常称为锌族元素。1. 同周期，同周期，I B I A，II B II A的比较的比较 性质 I B、II B I A、II A价电子构型 (n-1)d10ns12 ns12次外层电子构型 18e 8e (n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10 (n-1)s2(n-1)p6化合价 +1，+2，+3 +1,+2Z* 大 小原子半径r 小 大金属活泼性 小 大化合物键型 明显共价性 主要是离子键形成配合物倾向 大 小8.2 铜族和锌族元素的化合物铜族和锌族元素的化合物 2. 同周期同周期IBIIB比较比较性质 I B II

6、B价电子构型 (n-1)d10ns1 (n-1)d10ns2原子半径r/pm Cu 127.8 Zn 133 Ag 144.4 Cd 149 Au 144.2 Hg 151Z* 稍小 稍大金属活泼性 稍大 稍小3. 同族比较同族比较与主族规律相反！与主族规律相反！ 铜、银、锌、汞都可以和氧化合，形成相应的氧化物，如：Cu2O（红色）、CuO（黑色）、Ag2O（褐色）、ZnO（白色）、HgO（红色或黄色）。它们几乎不溶于水，属两性或弱碱性化合物。在铜族和锌族的元素的盐溶液中加入碱就会生成其氢氧化物，稳定性较主族元素的要差，在常温或加热情况下就会脱水变成其氧化物（p306）。铜族和锌族的氢氧化物的

7、碱性要比主族元素的弱，基本呈现两性或弱碱性，既溶于酸又溶于碱。8.2.2 氧化物和氢氧化物氧化物和氢氧化物 1. 酸碱性酸碱性 Zn(OH)2典型两性 BA(似Al(OH)3) Cu(OH)2也是BA，但 与NH3H2O Cu(NH3)42+ 2. Cu (II) 氧化性，用于检验糖尿病氧化性，用于检验糖尿病 3. 形成配合物（形成配合物（Zn2+，Al3+的分离）的分离） 8.2.3 重要的盐类重要的盐类 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） 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

8、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（-2100kJmol-1）比Cu+的（-593 kJmol-1）代数值小得多，水溶液中Cu2+比Cu+稳定。2. Cu2+和和Cu+的相互转化的相互转化 1. 几种常用的盐几种常用的盐 在酸性水溶液中，Cu+易歧化： 2Cu+ Cu2+Cu K=1.2106 若是在水溶液中使Cu()向Cu(I)转化呢？必须有还原剂，降低C(Cu+)，办法是使Cu(I)成为难溶物或难解离的配合物。例如：热盐酸中用Cu作还原剂，生成难溶物： 由于在此过程中生成稳定的配位化合物，溶液中Cu+的浓度很低，反应继续向右进行完全4. 超导体简

9、介（超导体简介（p310，自己看书），自己看书） 3. Hg22+、Hg2+的相互转化的相互转化 Hg22+不能发生岐化反应，但是Hg2+可以将Hg氧化为Hg22+： 说明在平衡状态下，转化的比较完全。但是由于K值不是很大，若采取适当措施，可以使平衡向着岐化方向移动，比如加入一些试剂与Hg2+形成沉淀或者配合物，从而大大降低Hg2+的浓度，加速岐化反应的进行。例如： Hg2I2+2I-(过量) HgI42-+Hg（黑） 1. Cu（I）的配合物）的配合物 CuCl2- Cu(SCN)2- Cu(NH3)2+ Cu(S2O3)23- Cu(CN)2-K稳 3.16105 1.51105 7.24

10、1010 1.661012 1.010248.2.4 配合物配合物 2. Cu()配合物配合物 Cu()与单齿配体一般形成配位数为4的正方形构型(dsp2杂化)如Cu(H2O)4)2+、CuCl42-、Cu(NH3)42+等，Cu(NH3)42+为深蓝色。分析上，根据颜色深浅进行比色分析测Cu的含量。它还能溶解纤维，在所得纤维素溶液中加酸或水时，纤维又可析出，因此工业上用于制人造丝。Cu()还与一些有机配合剂(如乙二胺)形成稳定的螯合物。 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ML42-配离子。 Hg2+2I-HgI2(红色)+2I-H

11、gI42- HgI42-与碱混合后叫奈氏试剂，用于鉴定NH4+、Hg2+离子。3. 锌配合物锌配合物 Zn2+和氨水、KCN等能形成无色的四配位离子：Zn(NH3)42+、Zn(CN)42-、Zn(CN)42-用于电镀中4. 汞配合物汞配合物 铜锌等元素与生物体的关系非常密切，是生物必须的元素。另外，这些元素也是环境的重要污染物，在使用这些元素的化合物时要考虑其有可能对环境造成的影响。 Cr、Mo、W为B族元素。 Cr、Mo的外电子层结构为(n-1)d5ns1, W的是5d46s2。由于最外层有1-2电子，所以它们均显金属性。Mo、W均属稀有元素。但我国蕴藏丰富，主要在江西、辽宁，W占占世世界

12、界储储量量的的一一半半以以上上，属属世世界界第第一一位位，Mo储储量量属世界第二位。属世界第二位。 Cr、Mo、W有很多很好的物理性能，W是所有金属中熔点最高的（3410），Cr是金属中硬度最大的。8.3 铬、钼的重要化合物铬、钼的重要化合物 化学性质：常温下Cr、Mo、W因表面致密氧化膜而活性降低，在空气和水中稳定。但去掉保护膜，Cr则活泼，但Cr因钝化不溶于浓HNO3。 Mo、W化学性质稳定，显著区别于Cr。Mo与盐酸（稀、浓）均不反应，能溶于浓HNO3和王水；而W与盐酸、H2SO4、HNO3都不反应，（HNO3+HF）混合物和王水可使W溶解。Cr、Mo、W在高温下才能与卤素、S、N2、C

13、等直接化合。 Cr+2HCl(稀)=CrCl2(蓝色)+H2 酸性溶液中，Cr()即Cr2O72- 有较强氧化性，被还原为Cr3+；Cr2+有较强还原性，可被氧化为Cr3+，在在酸酸性性溶溶液液中中，Cr3+不不易易被被氧氧化，也不易被还原，较稳定。化，也不易被还原，较稳定。 碱性溶液中，Cr()即CrO42- 氧化性很弱，相反，Cr()易被氧化为Cr()。8.3.1 铬的重要化合物铬的重要化合物 以+3价和+6价的化合物为主。 1. 氧化物及其水合物氧化物及其水合物 Cr2O3难溶难熔，化学惰性，是两性氧化物，但只有酸性熔剂（如K2S2O7）和强碱共熔才反应生成盐。Cr2O3为绿色固体，是一

14、种绿色颜料，称铬绿。 Cr2O3xH2O可用Cr()盐溶液中加入适量碱得到灰绿色胶状沉淀，即水合氧化铬，其含水量是可变的，通常称为氢氧化铬，习惯上以Cr(OH)3表示。 Cr(OH)3难溶于水，是典型两性氢氧化物之一，能与酸反应生成紫色的Cr()盐,也可以与碱生成亮绿色的Cr()酸盐，即CrO2-。 Cr(OH)3在过量氨水中能部分溶解，生成Cr(NH3)63+,将溶液加热就又会析出沉淀。2. Cr()盐与亚铬酸盐盐与亚铬酸盐 常见的Cr()盐有CrCl36H2O(紫色或绿色);Cr2(SO4)318H2O(紫色)、钾铬矾KCr(SO4)212H2O(蓝紫色)。 CrCl3的稀溶液呈紫色，其颜

15、色随温度的升高和Cl浓度增大而变绿色，CrCl(H2O)52+（浅绿），CrCl2(H2O)4+（暗绿）。水解性：Cr3+和亚铬酸盐均易水解： Cr3+ + H2O Cr(OH)2+ + H+ 呈酸性。 亚铬酸盐即CrO2-，在碱性溶液中有较强的还原性，能被H2O2、Na2O2、Cl2、Br2等氧化成铬（）酸盐CrO42-而Cr()在酸性溶液中很稳定，只有在很强的氧化剂（高锰酸钾等）作用下才能将其氧化。 Cr（）可与H2O、Cl- 、NH3(l)、Cr2O72- 、OH- 、CN- 、SCN-等配体形成大量单一配体配合物，还能 形 成 多 配 体 配 合 物 CrCl(H2O)52+、CrBr

16、Cl(NH3)4+、CrSO4(H2O)5+等。目前已知有几千种，多数配位数为6。Cr()的配合物大多显色（如p314列出的配合物）。 Cr3+在液态氨中才能形成Cr(NH3)63+，在氨水溶液中将形成Cr(OH)3沉淀。 用用 途途 ： Cr()化 合 物 ， 主 要 用 于 鞣 革 中 ，Cr(OH)SO4（碱式硫酸铬）是重要的铬鞣剂。3. Cr()的配合物的配合物 向K2Cr2O7饱和溶液中加入过量浓H2SO4即析出暗红色晶体： K2Cr2O7+H2SO4（浓） 2CrO3+K2SO4+H2O （这种混合液有强氧化性，常用于洗玻璃器皿（铬铬酸溶液酸溶液）。 CrO3有强氧化性, 易潮解，

17、溶于水生成H2CrO4，溶于碱生成铬酸盐。广泛用作有机反应的氧化剂和电镀时镀铬液。4. Cr()化合物化合物 主要有CrO3、K2CrO4和K2Cr2O7 (1) CrO3 2CrO42-+2H+ Cr2O72-+H2O （黄色） （橙红色）(2) 铬酸盐和重铬酸盐铬酸盐和重铬酸盐 由于Cr()的含氧酸无游离状态，因而常用的是其盐：(Na、K)2CrO4、(Na、K)2Cr2O7是最重要的盐。K2CrO4（黄色晶体）、K2Cr2O7（橙红色晶体）（称红矾钾）。 K2Cr2O7常用作化学分析中的基准物，因为其易重结晶提纯（高、低温溶解度差别大）不潮解，不含结晶水。 互变互变 Cr2O72-+2P

18、b2+H2O 2PbCrO4(铬黄)+2H+ （此反应用于鉴定Pb2+或CrO42- ） Cr2O72-+4Ag+H2O2Ag2CrO4(砖红色)+2H+ 溶解性溶解性 重铬酸盐大都易溶于水，而CrO42-中K+、Na+、NH4+易溶，其余一般难溶。 氧化性氧化性 Cr2O72-在酸性溶液中有强氧化性，可氧化H2S、H2SO3、HCl、HI、FeSO4等许多物质，本身被还原为Cr3+： Cr2O72-+3SO32-+8H+2Cr3+3SO42-+4H2O Cr2O72-+6Fe2+14H+2Cr3+6Fe3+7H2O 此反应用于测定Fe含量 在酸性溶液中Cr2O72-还能氧化H2O2： Cr2

19、O72-+3H2O2+8H+2Cr3+3O2+7H2O 在反应过程中，先生成蓝色的过氧化铬：CrO5（CrO3(O2)） Cr2O+4H2O2+2H+2CrO5(蓝)+5H2O 这是检验Cr()和H2O2的灵敏反应。8.3.2 钼的重要化合物钼的重要化合物 钼的重要化合物有三氧化钼（MoO3）和钼酸（H2MoO4）, MoO3不溶于水，是酸性氧化物，能溶于碱。 H2MoO4在水中的溶解度较小，酸性比铬酸要弱，属弱酸。且其氧化性也较弱，只有强还原剂才能将其还原。 另外，钼具有形成多酸的特点，就是由若干个水分子和两个或以上的酸酐形成的酸。由同种酸由同种酸酐形成的多酸为同多酸；由不同的酸酐形成的多酐

20、形成的多酸为同多酸；由不同的酸酐形成的多酸为杂多酸。酸为杂多酸。 Mn、Tc（锝）、Re（铼）构成B族，其中Tc是放射性元素，Re属稀有元素。价层电子构型为(n-1)d5ns2，从上到下，高价化合物稳定性增加，Re2O7比Mn2O7稳定得多，Mn2+很稳定，而Tc()、Re()则不存在简单离子。锰的电位图锰的电位图 8.4 锰的重要化合物锰的重要化合物 酸性溶液中酸性溶液中: Mn3+、MnO42-均易歧化： 2Mn3+2H2OMn2+MnO2+4H+ 3MnO42-+4H+2MnO4-+MnO2+2H2O MnO4-和MnO2有强氧化性； Mn2+较稳定，不易被氧化，也不易被还原。碱性溶液中

21、碱性溶液中: MnO42-也能发生歧化反应，但不如酸性完全， Mn(OH)3也歧化，不过还原性强，所以歧化不明显。 MnO4- 氧化性较弱。 Mn(OH)2、Mn(OH)3都有较强还原性，易被氧化为MnO2。8.4.1 锰的氧化物及其水合物锰的氧化物及其水合物 1. 酸碱性酸碱性 氧化数升高，酸性增强，碱性减弱。 2. 氧化还原性氧化还原性 Mn(OH)2的强还原性的强还原性 Mn2+2OHMn(OH)2（白） 在空气中很快能氧化，迅速变化为棕色的MnO(OH)2（水合二氧化锰）：2Mn(OH)2+O22MnO(OH)2 MnO2的氧化还原性的氧化还原性 MnO2棕黑色粉末，是锰最稳定的氧化物

22、是锰最稳定的氧化物。在酸性溶液中有强氧化性，如MnO2(s)+4HCl(浓)MnCl2+Cl2+2H2O在碱性介质中，有还原性：2MnO2+4KOH+O2 2K2MnO4(绿)+2H2O8.4.2 Mn()盐盐 Mn()强酸盐均溶于水，只有少数弱酸盐如MnS、MnCO3难溶。 Mn()盐从溶液中结晶出来时，常带结晶水的粉红色晶体，因含Mn(H2O)62+，（如MnSO47H2O、Mn(NO3)26H2O、MnCl26H2O等），水溶液浓度大时为粉红色，少时几乎为无色。 Mn2+（3d5）稳定，只有强氧化剂如NaBiO3、( NH4)2S2O8、PbO2等才能将Mn2+氧化为MnO4-等：2Mn

23、2+14H+NaBiO32MnO4-+5Bi3+5Na+7H2O 此反应用于鉴定Mn2+。 8.4.3 锰酸盐和高锰酸盐锰酸盐和高锰酸盐 1. 锰酸盐锰酸盐 Mn()化合物仅以深绿色MnO42-形式存在于强碱溶液中。制法：制法：MnO2与碱金属氢氧化物或碳酸盐共熔，用空气或其它氧化剂，（如KClO3）氧化而得。性质：性质： 酸性中歧化酸性中歧化 3MnO42-+4H+2MnO4-+MnO2+2H2O 中性和碱性中中性和碱性中 3MnO42+2H2O2MnO4+MnO2+4OH 氧化性：氧化性：酸性中强氧化性，但它不稳定，故不用作氧化剂。2. 高锰酸盐高锰酸盐 KMnO4(俗称灰锰氧)，深紫色晶

24、体，易溶于水。 制法：制法：电解K2MnO4的碱溶液；用Cl2氧化 性质：性质：稳定性：不很高。稳定性：不很高。 2KMnO4 K2MnO4+MnO2+O24MnO4-+4H+4MnO2+3O2+2H2O4MnO4-+2H2O4MnO2+3O2+4OH-4MnO4-+4OH-4MnO42-+O2+2H2O氧化性：氧化性：随介质不同还原产物不同，如与Na2SO3反应铁系元素铁系元素铁钴镍铁钴镍铂系元素铂系元素钌铑钯钌铑钯锇铱铂锇铱铂8.5 铁、钴的重要化合物铁、钴的重要化合物 8.5.1 概述概述 族元素含三个元素组，共9种元素，第四个元素组Hs、Mt、Uun(110)尚缺乏了解。由于La系收缩

25、的影响，性质有相似性，所以又分为铁系元素和铂系元素（为稀有金属）。8.5.2 铁系元素的重要化合物铁系元素的重要化合物 特性：特性：单质均为铁磁性物质，本身具磁性，在外加磁场作用下，磁性增强，外磁场移走后，仍保持很强的磁性。它们的合金都是良好的磁性材料。 氧化数：氧化数：由于3d电子已超过5个，全部d电子参与成键可能性减小，所以常见氧化数降低，常见为+2、+3，铁最高可达FeO42- (不稳定)，Ni主要形成+2的化合物。1. 氧化物和氢氧化物氧化物和氢氧化物 氧化物：氧化物：组成形式颜色见书。均为碱性氧化物，能溶于强酸，不溶于水和碱，+3氧化性从Fe(III)Co(III)Ni(III)增强

26、。氢氧化物：氢氧化物：均难溶于水，颜色见书。氧化还原性还原性：还原性：Fe(OH)2Co(OH)2 Ni(OH)2氧化性氧化性：Fe(OH)3CoO(OH)NiO(OH)表现：Fe2+2OH-Fe(OH)2(白)空气中很快变红棕色 4Fe(OH)2+O2+2H2O4Fe(OH)3（红棕）Co(OH)2较Fe(OH)2稳定，在空气中缓慢氧化： 4Co(OH)2+O2+2H2O4CoO(OH)+4H2O Ni(OH)2不被空气氧化，但能被强氧化剂氧化： 2Ni(OH)2+Br2+2NaOH2NiO(OH)+2NaBr+ 2H2O 2Co(OH)2+Br2+2NaOH2CoO(OH)+2NaBr+2

27、H2O 高价氢氧化物的氧化性，表现在它们与浓HCl的反应上：Fe(OH)3+3HClFeCl3+3H2O（中和反应） 2CoO(OH)+6HCl2CoCl2+Cl2+4H2O 酸碱性酸碱性 基本上属碱性氢氧化物，Fe(OH)3稍显两性。 2. 盐类盐类 (1) M()盐盐 相似处相似处 强酸盐都易溶于水，并微弱水解，显示酸性；强酸盐从水溶液中析出结晶时常带相同数目的结晶水：MCl2.6H2O、M(NO3)26H2O、MSO47H2O；颜色：水合盐晶体及其水溶液呈现各种颜色：Fe(H2O)62+浅绿色，Co(H2O)62+粉红色，Ni(H2O)62+苹果绿色；M()SO4均与碱金属或NH3的硫酸

28、盐形成复盐，如(NH4)2SO4FeSO46H2O（它比FeSO4更稳定，常作分析中的还原剂，用于稳定MnO4-溶液）还原性：Fe2+CO2+Ni2+ 常用盐的代表：CoCl26H2O是常用的钴盐，受热会脱水：CoCl2 6H2O(粉红)CoCl22H2O（紫红）CoCl2H2O（蓝紫）CoCl2（蓝） 利用这特性，可判断干燥剂的含水情况（如用作干燥剂的硅胶，浸CoCl2液后烘干备用）(2) M(III)盐盐 只有Fe能形成稳定的+3价简单盐，常见的是强酸盐： Fe(NO3)36H2O、FeCl36H2O、Fe2(SO4)312H2O 溶解性溶解性 都易溶于水，这些盐中均含Fe(H2O)63+

29、（浅紫色），它也存在于pH=0左右的强酸性溶液中。 水解性水解性 由于碱性Fe(OH)3Fe(OH)2 Fe()盐更易水解，使溶液呈黄色或红棕色。 氧化性氧化性 Fe3+Co3+Ni3+（后二者均不稳定）。 ，所以Fe3+为中强氧化剂。3. 配合物配合物 (1) 氨合物氨合物 Fe2+、Co2+、Ni2+均能形成氨合物，其稳定性依次增强。无水FeCl2只能与液氨形成Fe(NH3)6Cl2，遇水则分解：Fe(NH3)6Cl2+6H2OFe(OH)2+4NH3H2O+2NH4Cl 由于Fe3+强烈分解，所以在氨水溶液中不形成氨合物，而生成Fe(OH)3沉淀。 Co2+与过量氨水反应生成Co(NH3

30、)62+，它在空气中慢慢氧化为更稳定的红褐色Co(NH3)63+：4Co(NH3)62+O2+2H2O4Co(NH3)63+4OH- （土黄）（土黄） （红褐）（红褐） Ni2+在过量氨水中可形成比较稳定的蓝色Ni(NH3)62+ Ni(NH3)62+(蓝色)、Ni(NH3)42+(紫色) (2) 氰合物氰合物 Fe2+、Co2+、Ni2+、Fe3+均能与CN-形成氰合物。 Fe ()盐与KCN液反应：Fe2+2CN-Fe(CN)2(白色)Fe(CN)2+4CN- (过量)Fe(CN)64- 从溶液中可析出黄色晶体K4Fe(CN)63H2O，俗称黄血盐黄血盐。主要用作制颜料、油漆、油墨。 溶液

31、中难解离溶液中难解离 在溶液中Fe(CN)64-不易解离，溶液中几乎没有Fe2+。 有还原性有还原性 可被Cl2或其它氧化剂氧化：2Fe(CN)64-+Cl22Fe(CN)63-+2Cl- 由此溶液中可析出K3Fe(CN)6深红色晶体，俗称赤血血盐盐，主要用于印刷制板、照片冲印及显影等，还用于鉴定Fe2+和Fe3+，均生成蓝色沉淀，组成均为KFe(CN)6Fe： K+Fe2+Fe(CN)63-KFe(CN)6Fe（滕氏兰） K+Fe3+Fe(CN)64-KFe(CN)6Fe（普鲁士兰） Co2+与与CN-反应：反应：Co2+2CN-Co(CN)2（浅棕色）Co(CN)2+3CN- (过量)+H

32、2OCo(CN)5(H2O)3- (黄绿色)溶液在空气中易变黄色，因为：4Co(CN)5H2O3-+O2+4CN-+H2O4Co(CN)63-+4OH- （黄绿） （黄） Ni2+与与CN-反应：反应：先生成灰蓝色Ni(CN)2，溶于过量CN-，形成橙黄色Ni(CN)42-，此配离子是Ni2+最稳定的配合物之一，是平面正方形构型，若溶液中CN-较浓，则形成深红色Ni(CN) 5 3-。 (3) 硫氰合物硫氰合物 主要是Fe3+、Co2+形成稳定的硫氰合物。 鉴定鉴定Fe3+ ： Fe3+nSCN-Fe(NCS)n3-n(n=16) （血红色） 鉴定鉴定Co2+ ：Co2+4SCN-Co(NCS

33、)42- (蓝色) Co(NCS)42+在水溶液中不稳定，用水稀释即成粉红色Co(H2O)62+，所以鉴定时要加浓KSCN或NH4SCN液（或固体），且加丙酮抑制解离（或加戊醇萃取）。 Ni2+与SCN-形成Ni(NCS)+、Ni(NCS)3 -等，它们均不太稳定。 (4) 羰合物羰合物 Fe系元素与CO易形成羰合物，如Ni(CO)4(无色液体)，Co2(CO)8(深橙色固体)，Fe(CO)5（浅黄色液体）。 (5) 螯合物螯合物 Ni与丁二酮肟在中性，弱酸性或弱碱性溶液中形成鲜红色沉淀鲜红色沉淀（螯合物），用于鉴定Ni2+、丁二酮肟又称镍试剂。 8.6 镧系元素及其重要化合物镧系元素及其重要

34、化合物 在元素周期表第B族57号镧的位置上，还有14种元素，从58号铈到71号镥，它们一起称为镧系元素。镧系元素和B族的钪和钇在性质上相近，一般把它们总称为稀土元素。 镧系元素的外层电子构型是4f0-145d0-16s2，即所有的元素最外层电子不变，增加的电子填到f电子层上，很少的元素填到d电子层上，这也是镧系元素性质极为接近的原因。 其化合价不仅决定于s电子层，d电子和f电子也可以失去，镧系元素的一般价态是+3价，还有一些元素呈现+2、+4价。 镧系元素的半径从镧到镥逐渐减小，其中呈现+3价的离子的半径是有规律的逐渐减小（p324），这种半径随原子序数增加而逐渐减小的现象称成为镧系收缩。镧系

35、元素的重要化合物镧系元素的重要化合物 镧系元素可以形成Ln2O3型化合物（以Ln为代表），这些化合物皆为离子化合物，具有碱性，难溶于水，易溶于强酸中，与碱土金属氧化物相似，可以从空气中吸收CO2和H2O，生成碱性碳酸盐。 镧系元素的可溶性盐和碱作用生成氢氧化物Ln(OH)3，为难溶的白色粉状物质，显中强碱性，随着离子半径减小氢氧化物碱性减弱、溶解度降低。因此可以根据这一点来分离镧系元素。 镧系元素中只有氯化物和硝酸盐可溶。其他形式的盐都难溶。其中利用其草酸盐在酸性溶液中也难溶可以将镧系元素与其他金属离子分开。 铈能生成+4价化合物，易与其他镧系化合物分离，并且Ce4+在酸性溶液中具有酸性，其氧化性很强，还原产物为Ce3+，无中间产物，分析上常用Ce(SO4)2配制氧化剂标准溶液。8.7 生物无机化学简介生物无机化学简介 1、生物无机化学与生命科学的关系2、元素的分类（必须元素、有毒元素；微量、宏量元素；生命元素）3、各种元素的用途及害处。