第十一讲 过渡元素(1)
一、通性
过渡元素一般是指原子的电子层结构中d轨道或f轨道仅部分填充的元素。因此过渡元素实际上包括d区元素和f区元素。f区元素（又称为内过渡元素）放在下章讨论。
d区元素价电子构型为 (n-1)d1~9ns1~2（Pd和Pt例外），由此构成了d区元素如下通性:
1、单质的相似性:因最外层电子一般不超过2个，易失去，都是金属，又因为d区元素有较大的有效核电荷，d电子有一定的成键能力，所以有较小的原子半径，较大的密度，较高的熔点和良好的导电导热性。例如Os的密度（22.48g•cm－3）,W的熔点(3380℃)，Cr的硬度都是金属中最大的。d区元素化学活泼性也较接近。
2、有可变的氧化态:因(n-1)d轨道和ns轨道的能量相近，d电子可以全部或部分参与成键，所以除ⅢB族只有+3氧化态外，其他各族元素都有可变氧化数，其变化趋势是同一周期从左到右逐渐升高，然后降低；同一族从上到下高氧化态趋于稳定。如MnO4-有强氧化性，而ReO4-无氧化性。
3、易形成配合物:因为 eq \o\ac(○,1)1d区元素的离子一般具有高的电荷小的半径和9~17的外层电子构型，因而有较强的极化作用； eq \o\ac(○,2)2这些离子往往有未充满的d轨道，形成配合物可额外获得晶体场稳定化能。
4、配离子大多有颜色:d区元素离子在配体的作用下，d轨道发生分裂，因d电子可发生d-d跃迁而显色。
5、往往具有磁性和催化性能:在d区元素及其化合物中，如果原子的d轨道具有未成对电子，由于自旋而产生顺磁性；如果原子有空的d轨道，由于能接受外来电子而产生催化性能。
二、钛
1、常见氧化态:
有+2、+3、+4，以+4稳定。+2在水溶液中不存在，因能还原水放出H2。
2、钛铁矿制TiO2的主要步骤:用磨细钛铁矿与热浓H2SO4反应生成TiOSO4
FeTiO3+2H2SO4→TiOSO4+FeSO4+2H2O
同时生成Fe3+，可加入Fe屑还原成Fe2+ ，冷却使FeSO4.7H2O结晶析出，将TiOSO4加热水解得偏钛酸:
TiOSO4+H2O→H2TiO3↓+H2SO4
焙烧:H2TiO3 TiO2+H2O
三、钒
1、常见氧化态:
有+2、+3、+4、+5， φ :
在酸性溶液中VO2+是稳定的，V2+和V3+有还原性，VO2+有氧化性。不同氧化态的钒有不同颜色: VO2+黄，VO2+兰，V3+绿，V2+紫。
2、五氧化二钒
V2O5是主要V化合物之一，呈橙黄色（或砖红色）可由NH4VO3热分解制取:
2NH4VO3 V2O5+2NH3+H2O
V2O5以酸性为主的两性氧化物:V2O5+6OH-=2VO43-+3H2O
V2O5溶于强酸生成钒氧离子VO2+。V2O5有氧化性，与浓HCl反应放出Cl2，
V2O5+6HCl=2VOCl2+Cl2↑+3H2O
3、钒酸的缩合反应
在VO43-溶液中加H+，随pH降低，VO43-缩合成不同缩合度的多钒酸根，当pH<1时，最后得VO2+。如:
2VO43-+2H+→V2O74-+H2O
3VO43-+6H+→V3O93-+3H2O
…… ……
VO43-+4H+→VO2++2H2O
习题1:酸性钒酸盐溶液中通入SO2时生成紫色溶液，相同的钒酸盐溶液用锌汞齐还原时则得紫色溶液，将两溶液混合，而得绿色溶液。写出反应方程式。[/

AD:砷化氢气体检测仪、探测器、报警器

四、铬、钼、钨
1、常见氧化态:在酸性溶液中Cr2+是强还原剂，Cr2O72-是强氧化剂，Cr3+最稳定；在碱性溶液中以CrO42-稳定。MO，W主要以MO(Ⅵ)、W(Ⅵ)形式存在。
2、铬铁矿制取金属Cr的主要步骤
（1）铬铁矿矿粉和纯碱混合，鼓入空气共熔:
4Fe(CrO2)2+8Na2CO3+7O2 8Na2CrO4+2Fe2O3+8CO2
（2）在浸取的Na2CrO4溶液中加入Na2S溶液还原
2Na2CrO4+6Na2S+23H2O=8Cr(OH)3↓+3Na2S2O3+22NaOH
（3）将Cr(OH)3在高温下灼烧
2Cr(OH)3 Cr2O3+3H2O
（4）用铝热剂还原Cr2O3
Cr2O3+2Al 2Cr+Al2O3
3、从辉钼矿（MoS2）中提取MoO3的主要步骤:
（1）焙烧: 2MoS2+7O2=2MoO3+4SO2
（2）加氨水浸取: MoO3+2NH3•H2O (NH4)2MoO4+H2O
（3）加(NH4)2S除Cu2+等杂质
Cu(NH3)42++(NH4)2S→CuS↓+2NH4++4NH3↑
（4）酸化析出钼酸: (NH4)2MoO4+2HCl=H2MoO4↓+2NH4Cl
（5）热解: H2MoO4 MoO3+H2O
4、Cr(Ⅲ)化合物
Cr2O3实验室制法NH4)2Cr2O7 Cr2O3+N2+4H2O
Cr2O3的两性氧化物:
Cr2O3+6H+→2Cr3++3H2O
Cr2O3+2OH-+3H2O→2Cr(OH)4-(或CrO2-)
Cr3+在水溶液中以Cr(H2O)63+形式存在，为紫色。铬盐溶液常呈绿色，这是因为内界H2O被其他离子置换的缘故，如[Cr(H2O)6]Cl3为紫色。[Cr(H2O)5Cl]Cl2•H2O为淡绿色，[Cr(H2O)4Cl2]•Cl•2H2O为暗绿色。Cr3+在碱性溶液中易被氧化为CrO42-，如:
2Cr3++3H2O2+10OH-=2CrO42-+8H2O
5、Cr(Ⅵ)化合物
Cr2O72-与CrO42-之间存在平衡:2CrO42-（黄）+2H+ Cr2O72-（橙红）+H2O
因为BaCrO4(黄色)，PbCrO4(黄色)，Ag2CrO4(红色)为难溶盐，而重铬酸盐较易溶解，所以K2Cr2O7溶液中加Ba2+、Pb2+、Ag+时均生成相应的铬酸盐沉淀。这些反应主要用来检验CrO42-和Cr2O72-，或Ba2+、Pb2+、Ag+。
在酸性溶液中Cr2O72-与H2O2反应生成兰色CrO5，也可检验Cr2O72-。
Cr2O72-+4H2O+2H+→2CrO5+5H2O
K2Cr2O7是实验室常用的氧化剂，可氧化许多还原性物质，产物为Cr3+。
6、钼和钨化合物
MoO3(白色)和WO3(黄色)不溶于水，但可溶于氨水或强碱溶液中生成相应的盐。如:
MoO3+2NH3.H2O→(NH4)2MoO4+H2O
WO3+2NaOH→Na2WO4+H2O
酸化钼酸盐和钨酸盐均可析出相应的钼酸和钨酸。
(NH4)2MoO4+2H+→H2MoO4↓+2NH4+
Na2WO4+2H+→H2WO4↓+2Na+
与H2CrO4比较，H2MoO4、H2WO4具有如下特性:难溶于水，氧化性弱；酸性弱，形成多酸能力强。
在酸化的钼酸盐和钨酸盐溶液中通H2S，可得相应棕色的硫化物沉淀:
MoO42-+3H2S+2H+→MoS3↓+4H2O
WO42-+3H2S+2H+→WS3↓+4H2O
在酸化的钼酸盐或钨酸盐溶液中加入磷酸盐或硅酸盐，并稍加热，可制得钼或钨的杂多酸盐，如:
12MoO42-+3NH4++HPO42-+23H+=(NH4)3[P(Mo3O10)4]•6H2O↓（黄）+6H2O
此反应可用于来鉴定MoO42-和PO43-。
五、锰
1、常见氧化态
有+2、+3、+4、+6、+7，在酸性溶液中，+2最稳定，MnO4-、MnO42-、MnO2、Mn3+都是较强的氧化剂。
2、由软锰矿（MnO2）制取KMnO4的步骤:
（1）软锰矿与KOH混合，在氧化剂存在下热熔融。氧化剂可是空气中的O2或KClO3，KNO3等，如:2MnO2+4KOH+O2→2K2MnO4+2H2O
（2）酸化K2MnO4溶液，歧化为KMnO4和MnO2。
3MnO42-+4H+→2MnO4-+MnO2↓+2H2O
也可通入Cl2或用电解等方法将MnO42-氧化为MnO4-。
（3）锰的化合物
KMnO4是实验室中常用的氧化剂之一,稳定性较差，加热易放出O2:
4KMnO4→K2MnO4+MnO2+O2
4MnO4-+4H+→4MnO2↓+3O2↑+2H2O
KMnO4还原产物随介质酸碱性不同而不同；酸性介质还原为Mn2+；中性或弱碱性介质中还原为MnO2；强碱性介质中还原为MnO42-。

习题1:对同一族元素来说，随周期数增加，为什么主族元素低氧化态趋于稳定，而过渡元素高氧化态趋于稳定？
习题2:为什么Ti、Zr、Hf不溶于稀HCl、稀H2SO4或HNO3，却容易溶于酸性较弱的氢氟酸中？
习题3:为什么只存在VF5不存在VCl5？而对Nb、Ta来说，既存在五氟化物也存在五氯化物？
习题4:解释下列现象
（1）BaCrO4和BaSO4溶度积相近，为什么前者能溶于强酸，而后者却不溶？
（2）为什么Fe能使Cu2+还原，而Cu能使Fe3+还原？
（3）为什么Cu(NH3)+无色而Cu(NH3)42+呈深兰色？
（4）变色硅胶为什么干燥时呈蓝色，吸水后变粉红色？
习题5:已知Cr(OH)3的Ksp=6.3×10-31,Cr(OH)4-的β4=6.3×1029，求:
（1）在1.0L 0.1mol•L－1 Cr3+溶液中逐滴加入碱液，当Cr(OH)3 沉淀完全时溶液的pH值。
（2）将上述沉淀过滤并溶于1.0L NaOH溶液中，欲使其刚好全部溶解，则NaOH溶液的浓度为多少？[/

练 习 题
1. 完成并配平下列反应方程式.
(1) TiO2 + H2SO4(浓 )→
(2) TiO2+ + Zn + H+→
(3) Ti3+ + CO32- + H2O →
(4) NH4VO3→
(5) V2O5+ NaOH →
(6) VO2+ + H2C2O4 + H+ →
(7) Cr(OH)3+ Br2+ OH- →
(8) Cr2O3+ Al →
(9) Cr2O72- + Fe2+ +H+ →
(10) MnCO3→
(11) MnO4- + H2O2 + H+ →
(12) MnO2 + H2SO4(浓 )→
(13) Mn2+ + BiO3- + H+ →
(14) MnO4- + SO32- + H2O →
(15) KMnO4 (S)→
2. 根据下列实验现象，给出反应方程式.
(1) 向酸性VOSO4溶液中滴加KMnO4溶液,则溶液由蓝色变为黄色
(2) 在酸性介质中,用Zn还原Cr2O72-时，溶液由橙色经绿色最后变为蓝色,放置一段时间后,又变为绿色.
(3) 向MnSO4溶液中滴加NaOH溶液有白色沉淀生成,在空气中放置沉淀变为棕褐色.
3. 解释下列实验现象.
(1) TiCl3•6H2O晶体一般呈紫色,有时也可能为绿色的TiCl3•6H2O的晶体
(2) 三氯化钛溶液与氯化铜溶液混合后稀释有白色沉淀析出
(3) 四氯化钛试剂瓶打开后会冒白烟
(4) 向K2Cr2O7与H2SO4溶液中加入H2O2,再加乙醚并摇动,乙醚层为蓝色,水层逐渐变绿
(5) 向BaCrO4固体加浓盐酸时无明显变化,经加热后溶液变绿
(6) 向K2Cr2O7溶液中加AgNO3溶液,有砖红色沉淀析出,再加NaCl溶液并煮沸,沉淀变为白色
4. 用反应方程式表示下列合成过程
(1) 用钛铁矿制备金属钛
(2) 由铬铁矿制备铬黄
(3) 由黑钨矿制备钨粉
(4) 由MnS制备KMnO4
(5) 由MnSO4制备K4[Mn(CN)6]
5. 设计方案将含有Al3+、Cr3+、Mn2+、Zn2+离子的溶液进行分离。
6. 暗绿色固体A，不溶于水，将A 于NaOH共熔得易溶于水的化合物B，将B溶于水后加入H2O2得黄色溶液C，向C中加稀硫酸至酸性后转化为橙色溶液D，向酸化的D溶液中滴加Na2SO3变绿色溶液E，向E中加入氨水得灰蓝色沉淀F，再加入NH4Cl并微热则F溶解得紫红色溶液G，试确定A～G各为什么物质，并给出相关的反应方程式。
7. 棕黑色粉末A不溶于水，将A与稀硫酸混合后加入H2O2并微热得无色溶液B。向酸性的B中加NaBiO3粉末后得紫色溶液C，向C中加入NaOH溶液至碱性后滴加Na2SO3溶液有绿色溶液D生成。向D中滴加稀硫酸又生成A和C。少量的A可在室温下与浓盐酸作用生产暗黄色溶液E，加热后有黄绿色气体F和近无色的溶液G生成。向B中滴加NaOH溶液有白色的沉淀H生成。H不溶于过量的NaOH。但在空气中H逐渐变为棕黑色。请确定A～H各为什么物质，并给出相关的反应方程式。
8. 下列的化合物都有颜色。指出那些化合物的颜色是由电荷跃迁引起的。
(1)[Cu(NH3)4]SO4深蓝
(2)K4[Mn(CN) 6]深紫
(3)[Ni(NH3) 6]SO4蓝色
(4)K2[MnBr4]黄绿
(5)Ag2CrO4砖红
(6)BaFeO4红色
(7)Na2WS4橙色
(8)(NH4) 2MoS4橙红
(9)Cu[CuCl3]棕褐
(10)(NH4) 2Cr2O7橙红
9. 写出钛与热的浓盐酸,氢氟酸反应的离子方程式.试解释两者差别的原因
10. 如何利用Ti3+离子的还原性来测定溶液中钛的含量?
11. 简述向正钒酸盐的溶液中加酸时,钒酸根的聚合情况及颜色的变化,并解释V2O5和多钒酸根离子有颜色的原因
12. 试写出用氧化还原容量法测定钒的离子方程式(还原剂以2价的铁离子和草酸为例)
13. VO2Cl的盐酸溶液与较强的还原剂锌汞齐反应,溶液中的颜色会发生什么样的变化.写出相应的化学反应方程式
14. 三氯化铬中配位水被氨分子取代时,能生成多少种配合物?它们的颜色如何变化?试用晶体场理论解释.
15. 现有一不锈钢样品,含有Fe、Ni Cr和Mn四种金属，试设计一种简单的定性分析方法。
16. 第一过渡元素中，哪些离子可能表现出明显的姜-泰勒畸变？
17. 简述V2O5的性质和用途
18. 计算溶液中0.1mol/LCr3+不发生水解的最低的PH值。
[Cr(H2O)6]3+==[Cr(OH)(H2O)5]2+ + H+ K=10-4
19. 在K2Cr2O7的饱和溶液中加入浓H2SO4，并加热到200℃时，发现溶液的颜色变为蓝绿色，经检验反应开始时溶液中并无任何还原剂存在，试说明上述变化原因。
20. 铬酸洗液是怎样配制的？为什么它有去污能力？如何使用它比较合理？失效时有何外观现象？怎样再生？

第十二讲 过渡元素(2)
一、铁、钴、镍
1、常见氧化态:
有+2、+3，但稳定性不同，Fe一般以+3稳定；+2较易被氧化；Co以+2稳定，+3是强氧化剂；Ni一般只呈现+2，碱性介质存在+3，但氧化性较强。
2、铁、钴、镍化合物反应性比较:
（1）Ni(OH)2只有在强氧化剂(如NaClO)作用下才能氧化为黑色的NiO(OH).
（2）硫氰化物
Fe3++nSCN-→[Fe(NCS)n]3-n n=1～6(血红色)
Co2++4SCN-→[Co(NCS)4]2- (兰色)
Ni2++4SCN-→[Ni(NCS)4]2- (亮绿色)
Co(NCS)42-在水溶液中不太稳定，用有机溶剂萃取后比较稳定。
（3）羰基化合物
Fe+5CO Fe(CO)5
Ni+4CO Ni(CO)4
2CoCO3+2H2+8CO Co2(CO)8+2CO2+2H2O
这些反应可用于制备高纯金属，如:
Fe(粗)+5CO Fe(CO)5 5CO+Fe(高纯)
（4）Fe3+、Fe2+、Co2+、Ni2+鉴定反应
Fe3++nSCN-[Fe(NCS)n]3-n n=1～6(血红色)
Fe3++[Fe(CN)6]4-+K+→K[Fe(CN)6Fe]↓(兰色)
Fe2++[Fe(CN)6]3-+K+→K[Fe(CN)6Fe]↓(兰色)
Fe2++3O-phen→[Fe(O-phen)3]2+(桔红色)
Co2++4SCN-→[Co(NCS)4]2-(兰色)
4、Fe3+、Cr3+、Al3+性质比较及分离
相同点:
（1）都是电荷高，半径小的离子，在水溶液中都强烈的水解；
（2）它们的硫酸盐和碱金属硫酸盐都易形成复盐。
K2SO4•Al2(SO4)3 •24H2O 明矾
K2SO4•Cr2(SO4)3•24H2O 铬钾矾
(NH4)2SO4•Fe2(SO4)3•24H2O 铁铵矾
不同点:
（1）Cr(OH)3 、Al(OH)3 是典型的两性氢氧化物，而Fe(OH)3 主要是碱性，只有在浓、热碱液中才形成Fe(OH)4-。
（2）在酸性溶液中Fe3+，有一定氧化性，可氧化H2S、HI等物质，Cr3+只有遇很强的还原剂（如Zn）才还原成Cr2+；在碱性溶液中遇强氧化剂（如NaClO）才氧化成FeO42-,而Al3+既无氧化性又无还原性。利用这些离子的酸碱性和氧化性的差异，可将它们进行分离。

二、铂系元素
1、铂系元素主要氧化态稳定性的递变规律

2、铂、钯的重要化学性质
铂系元素为稀有金属，它们在地壳中丰度极低，一般为10-7%~10-8%，铂和钯稍高，约10-6%，这些金属化学稳定性都很高，其中Ru、Rh、Os、Ir甚至在王水中也不溶解，Pt可溶于王水，反应式为:
3Pt+4HNO3+18HCl→3H2[PtCl6]+4NO+8H2O
而Pd可溶于HNO3或热H2SO4中，如:
Pd+4HNO3→Pd(NO3)2+2NO2↑+2H2O
此外，熔融的NaOH和Na2O2，热的S、P、As等对铂系金属也有腐蚀作用，使用铂器皿时，应注意这些。
习题1:为什么Pt、Au等金属不溶于氢氟酸和硝酸的混合溶液中，而容易溶于盐酸和硝酸的混合酸中（王水中）？
习题2:用反应式来解释下列实验现象:
（1）黄色的BaCrO4溶解在浓HCl中，得到一种绿色溶液。
（2）在K2Cr2O7饱和溶液中加入浓H2SO4，加热至200℃，溶液由橙色变成蓝绿色。
（3）在酸性介质中用Zn还原Cr2O72-时，溶液由橙色转绿色而变成兰色，放置后又变回绿色。
（4）Co2+溶液中加入KCN固体，稍稍加热有气体放出。
（5）在酸性介质中用Zn还原Na2MoO4时，变成棕色，而还原Na2WO4时，溶液呈兰色。
习题3:写出下列由所给的原料制备所指的化合物的反应式:
（1）由MnS制备KMnO4 （2）由FeSO4制备无水FeCl3
（3）由FeS2制备Fe(CO)5 （4）由CoCl2制备Co(ClO4)2
习题4:分离Fe2+、Al3+、Zn2+、Cr3+、Ni2+。
习题5: 有一绿色晶体A,可溶于水.在无氧操作下,将NaOH溶液加入A溶液,即有能使酚酞试纸变红的气体B放出,同时溶液中有白色沉淀C产生.C接触空气逐渐变灰绿色,最后变成棕色沉淀D.D溶于稀HCl生成棕黄色溶液E.在E溶液中逐滴加入KI溶液,先有褐色沉淀F产生,随后变成红棕色溶液G,若在滴加KI之前先加入过量KF,则无此现象.在D的浓NaOH溶液中通入Cl2,可得紫色溶液H.在A溶液和H溶液中分别滴加BaCl2,均可得到沉淀,但前者是白色沉淀I,后者是红棕色沉淀J.I不溶于HNO3,但J遇HNO3即行分解并放出无色无臭气体K.试指出各字母所代表的物质,并写出反应方程式.

练 习 题
1. 完成并配平下列方程式
(1) FeSO4 + Br2 + H2SO4→
(2) FeCl3+ H2S→
(3) FeCl3 + KI→
(4) Fe(OH)3+ KClO3 + KOH→
(5) Co(OH) 2 + H2O2→
(6) Co2O3 + HCl→
(7) K4[Co(CN) 6] +O2 + H2O→
(8) Ni(OH) 2 + Br 2→
2. 给出它们的实验现象和方程式
(1) 用浓盐酸处理Fe(OH) 3、CO(OH) 3. Ni(OH) 3
(2) 向FeSO4,CoSO4,NiSO4,溶液中分别滴加氨水
(3) 向[Co(NH3)6]SO4溶液中滴加浓盐酸
3. 解释下列问题
(1) 在三氯化铁溶液中加入KSCN溶液时出现血红色,在加少许的铁粉，血红色逐渐消失;
(2) 在水溶液中由Fe3+和KI得不到FeI3
(3) 向FeCl3溶液中滴加Na2CO3溶液时得到Fe(OH) 3沉淀,而不是生成Fe2(CO3) 3沉淀;
(4) I2不能氧化Fe2+,但在KCN存在的下I2可以氧化Fe2;
(5) 蓝色的变色硅胶吸水后变成粉红色。
4. 给出鉴别Fe3+、Fe2+、Co2+、Ni2+的常用方法；
5. 试比较Fe(OH) 3 ，Al(OH) 3 ，Cr(OH)3的性质;
6. 设计方案分离Fe3+、Al3+、Cr3+、Ni2+离子；
7. 给出下列化合物或离子的颜色
FeSO4•7H2O ； Fe（OH）2 ； K3[Fe{C2O4}3]； CoCl42-； Co(OH) 2；Co(NH3) 6； Ni(NH3) 62+； Ni(OH) 2。
8.根据铂的化学性质,指出在铂制的容器中能否进行下列各试剂参与的反应
(1) HF；（2）H2O2 + HCl；（3）Na2O2+ NaOH；（4）Na2CO3；（5）NaHSO4；（6）Na2CO3 + S
9.金属M溶于稀盐酸时生产MCl2,其磁距为5.0B•M.在无氧操作条件下,MCl2溶液遇NaOH生成白色沉淀A.A接触空气逐渐变绿或蓝绿,最后变成棕色沉淀B.灼烧时B转化为棕红色粉末C,B不溶于氢氧化钠溶液.B与草酸氢钾在加热的条件下得黄色溶液,蒸发,结晶后有绿色晶体D析出.
B溶于盐酸生成黄色溶液E. E与KI溶液作用有I2生成,再加过量的NaF,I2又消失.若向B的浓NaOH悬浮液中通入Cl2气可得紫红色溶液F.向F中加BaCl2时有红棕色的沉淀G生成,G为强氧化剂.试确定A～G各为什么物质,并给出相关的方程式.
10.为什么铁系元素的最高氧化态都没有达到各自的3d和4s电子的总和?它们的最高氧化态各为多少?
11.设计一个演示实验,比较Pt(NH3)42+离子和Cu(NH3)42+离子的稳定性.
12.写出由NiS制备Ni(CO) 4的化学反应方程式.
13.在用NH4SCN试剂鉴别Co2+时,为什么要用浓NH4SCN溶液,并加丙酮萃取?溶液中存在何种常见离子时,会发生干扰,如何消除此种干扰?
14.如何制备铁. 钴.镍金属氧化物?在制备低氧化态氧化物时，应注意什么?
15.完成下列反应的化学或离子方程式
(1) 三氯化二钴与硫酸作用
(2) 六氰合钴(Ⅱ)酸钾溶液微热
(3) 高铁酸钾与氨气反应
16.在0.1mol•L-1的Fe3+溶液中,若仅有水解产物[Fe(OH)(H2O) 5]2+形成,求此溶液的PH值. (K1=10-3.05)
17. 在0.1mol•L-1的Fe3+溶液中,加入足够的铜粉,室温下达到平衡,求Fe3+. Fe2+ 和Cu 2+的浓度. 已知:φ0 Fe3+/ Fe2+=0.771V；φ0 Cu 2+/ Cu=0.337V

第十二讲 镧系和锕系元素
一、镧系元素的电子层结构
镧系元素包括从原子序数57的La至原子序数71的镥共15种元素，用Ln表示。钇的化学性质与镧系元素相似，在矿物中共生，通常把钇和镧系元素合称为稀土元素， 用RE表示。也有认为稀土元素还包括钪。按照稀土元素性质的差异，又将La系前7种元素（La-Eu）称为重稀土（钇组稀土）。镧系元素价电子构型n-2)f1～14(n-1)d0～2ns2.
二、镧系收缩
镧系元素的原子半径和离子半径随原子序数增大总趋势呈现逐渐减小的现象称为镧系收缩。镧系元素中，原子序数每增加1，4f轨道也增加1个电子，由于增加的4f电子不能完全屏蔽随之增加的核电荷，因而虽原子序数增加，有效核电荷递增，核对最外层电子吸引增强，致使原子半径和离子半径逐渐减小。
镧系收缩是周期系中一个重要的现象，它使周期表中镧系后面的元素的原子半径和离子半径分别与第五周期同族元素的原子半径和离子半径极为接近，造成Zr和Hf，Nb和Ta，Mo和W性质相似，难以分离。此外，它还造成Y3+半径（88pm）落在Eu3+（88.1pm）附近，因而Y在自然界中常与镧系元素共生，成为稀土元素的一员。
三、镧系元素的氧化态
主要呈现+3，但Ce、Pr、Tb、Dy能呈现+4氧化态；Sm、Eu、Tm、Yb还能呈现+2氧化态；这与它们离子电子构型保持或接近全空，半满或全满有关。如4价的Ce4+(4f0)、Pr4+(4f1)、Tb4+(4f7)、Dy4+(4f8)和2价的Sm2+(4f6)、Eu2+(4f7)、Tm2+(4f13)、Yb2+(4f14)。以上氧化态出现还与镧系元素的电离能和离子水合能变化起伏有关。
四、镧系元素离子和化合物的颜色
不少镧系元素离子具有颜色，由于f-f跃迁引起的。Ln3+呈现颜色通常与未成对电子数有关，即Ln3+具有fn和f14-n个电子，因未成对电子数相同，所以呈现相同或相近颜色。其中La3+(f0)、Lu3+(f14)为无色，因不能实现f-f跃迁；Ce3+(f1)、Eu3+(f6)、Gd3+(f7)、Tb3+(f8)等离子虽可实现f-f跃迁，但吸收峰落在紫外区，Yb3+(f13)吸收峰落在红外区，故也为无色；Ce4+(f0)呈现橙红色是由于电荷迁移引起的。
五、镧系元素重要化合物
1、Ln(OH)3
Ln2O3与水反应或Ln3+溶液中加入NaOH或氨水都可以生成Ln(OH)3。它的碱性接近于碱土金属氢氧化物,但溶解度比后者小得多，由于离子半径从La3+到Lu3+逐渐减小，所以从La(OH)3到Lu(OH)3碱性渐弱，分解温度也逐渐降低。Ln(OH)3受热先变成LnO(OH)，在更高的温度下才变成Ln2O3。
2、LnX3
LnF3不溶于水，也难溶于酸。而LnCl3易溶于水，在水溶液中析出的LnCl3晶体都含有结晶水，加热水合物不能制得无水盐，而是水解为氯氧化物，如:
LaCl3•7H2O LaOCl+2HCl+6H2O
为避免水解， eq \o\ac(○,1)1减压下脱水； eq \o\ac(○,2)2加热脱水时通入HCl(g)或加入NH4Cl(s)。
3、Ln2(SO4)3和Ln(NO3)3
易溶于水，这些盐类水合物受热时，一般先变成盐，随后变成碱式盐，最后变成氧化物，如:
La2(SO4)3•8H2O La2(SO4)3+8H2O
La2(SO4)3 La2O2SO4+2SO2+O2
La2O2SO4 La2O3+SO2+1/2O2↑
硫酸盐溶解度从La2(SO4)3到Lu2(SO4)3逐渐增大，这与碱土金属硫酸盐的溶解度随离子半径变化的规律相一致。
4、Ln2(C2O4)3
不溶于水，也难溶于稀酸，利用此性质可将镧系元素离子与其他金属离子分离开来，因一般草酸盐都易溶于稀酸。重稀土元素草酸盐在草酸钠或草酸铵中的溶解度比轻稀土元素草酸盐大得多，这一性质被用来分离轻、重稀土元素。镧系元素草酸盐受热一般先变成碳酸盐，随后才变成氧化物。
5、Ce4+和Eu2+的化合物
常见Ce4+的可溶盐类是Ce(NO3)4和Ce(SO4)2。在Ce4+盐溶液中加碱即生成黄色的CeO2•nH2O沉淀。CeO2.nH2O遇HNO3或HClO4生成相应的Ce4+盐，但遇HCl则发生如下氧化还原反应:
2Ce4++2HCl→2Ce3++Cl2↑+2H+
Ce4+极易水解，当溶液pH在0.7～1时，生成CeO2•nH2O沉淀析出，而其他Ln3+在pH6～8才析出，此性质可在混合稀土中分离Ce4+。Sm、Eu、Yb虽都可形成+2价离子，但只有Eu2+在水溶液中能稳定存在，Sm2+、Yb2+很快被H2O氧化。Eu2+的半径与Sr2+、Ba2+相近，因此它们表现出一定的相似性，如EuSO4和SrSO4、BaSO4一样，都是难溶盐。
习题1:在混合镧系元素离子溶液中，如何分离出铈和铕？[/

六、锕系元素
从原子序数89的锕（Ac）至原子序数103的铹（Lr），共15种元素，用An表示。价电子构型有两种类型:5fn7s2和5fn-16d17s2，但锕系的5f和6d能量差比镧系4f和5d能量差更小，锕系前半部分元素的原子有保持d电子倾向，后半部分元素原子电子构型与镧系元素相似，下面就两系元素性质作一比较:
相似处1、镧系特征氧化态为+3，锕系随原子序数增加+3价稳定2、锕系许多化合物与镧系化合物类质同晶
3、与镧系收缩相似，锕系元素离子半径也出现“锕系收缩”
4、锕系元素也能发生f-f跃迁而显色
不同处:
1、锕系氧化态呈现多样性，前面一部分锕系元素最稳定氧化态有+4、+5、+6，而这些元素多种氧化态可同时稳定存在，如Pu在水溶液中+3、+4、+5、+6都可存在。
2、锕系元素离子形成配合物时有较多的共价性，因而形成配合物的能力比镧系元素强。
七、钍和铀的重要化合物
钍和铀是锕系元素中最常见，应用最广的两种元素，钍最稳定的氧化态为+4，铀最稳定的氧化态为+6。
习题2:写出下列变化的反应方程式。
习题3:过渡元素的金属性通常自上而下递减，为什么ⅢB族却自上而下递增？
习题4:为什么镧系元素化学性质很相似，而锕系元素彼此间化学性质差别较大？
习题5:为什么金属离子形成配合物能力大小顺序为d区元素>f区元素>s区元素？又为何f区元素中锕系元素>镧系元素？
习题6:如何分离轻稀土元素和重稀土元素？
习题7:简述用碱法从独居石中制备稀土氯化物的主要过程。
1. 何谓稀土金属?许多稀土矿物通常缺少铕,而在含钙的矿物中常发现高浓度的铕的化合物,试解释之.
2. Eu和Yb在酸性介质中都具有还原性,为什么它们比各自相邻的两种金属(Sm.Gd);(Tm.Lu)的还原性要弱一点?
3. 为什么Ce(Ⅳ)在HClO4. H2SO4和HNO3等不同的介质中,其φ0 Ce(Ⅳ)/ Ce(Ⅲ)会有不同的值.
4. 写出二氧化鈰溶于盐酸和硫酸的化学方程式.
5. 在镧系元素中,+3氧化态是最稳定也是最常见的.试解释之.
6. 如何制备无水LnCl3?
7. 为什么锕系元素中前一半元素易显示高氧化态,而后一半易显示低氧化态?
8.低价态的过渡金属可与一氧化碳生成多种羰基配合物,你认为镧系元素的羰基配合物是稳定的吗?试说明理由.
9.什么是镧系收缩?对第六周期的元素性质有何影响?
10.在稀土元素的分离中,草酸盐起着重要作用,为什么?
11.为什么镧系元素形成的配位化合物多半是离子型的?试论镧系配合物稳定性的规律及其原因.
12.从原子电子层结构来比较镧系元素和锕系元素异同点
13.在铀的同位素中铀-235是重要核燃料,但天然铀矿中234U. 235U. 238U相对丰度为0.006%、0.71%、99.28%，如何通过一系列工艺过程把它富集起来？[/

第十三讲 核化学
一、核化学基本概念
1、核化学一些常用术语
（1）核子:质子和中子的总称
（2）质量数:原子核内质子的总数，即核内质子数和中子数之和。
（3）核素:一类质子数、中子数都相同的原子，常用A ZX表示，其中X为该核素的元素符号，A为质子数，Z为核电荷数。
如1 1H，12 6C，14 7N等。
（4）同位素:核电荷数相同，质量数不同的核素互称为同位素，它们在周期表中占据同一位置，如氢的三种同位素:1 1H，2 1H，3 1H互为同位素。
（5） 放射性核素和稳定性核素:能自发地放射出射线的核素成为放射性核素；不能自发地放射出射线的核素成为稳定性核素。
2. 核的结合能: 当核子之间的距离接近至3fm(1fm=10-15) 时,核子间便产生了很强的相互吸引作用,这种作用力称为核力。在核力作用下核子结合成原子核所释放出的能量称为核的结合能（B）。B的大小可由质能转换关系式计算得到:△E=△m * c2
式中:△m称为原子核的质量亏损，它是原子核质量与组成该原子核的核子质量总和之差；c为光速；为核子结合成原子核后释放出的能量，为负值，而结合能B习惯用正值表示，所以B= -△E 。
二.衰变常数和半衰期
核衰变都是一级反应。因此一级化学反应的速率公式也适用于核衰变。核衰变相对应的速率公式: -dN/dt=λN 即 lnN=lnN0-λt
或lnN0/N=λt 即 t1/2=0.693/λ
以上公式中，N0为起使时（t=0）放射性原子核的数目；N为t时刻尚未衰变的核数目；dN为t到t + dt时间间隔内衰变的核数；λ为衰变常数；t1/2为半衰期，即核衰变一半所需的时间。
习题1. 90Sr的半衰期为29年,试求:
(1) 90Sr蜕变速率常数.
(2) 100年后90Sr还剩多少?
习题2. 碘-131半衰期为8.1天,有一样品开始放射性强度为0.5毫居里,14天后样品放射性强度为多少毫居里?[/

一.无机化学（理论部分）知识点应用归纳

1、无机物（分子或离子）构型:

（1）简单分子（或离子）:
（2）配合物:
2、物质的熔、沸点(包括硬度):

（1）晶体类型:原子晶体，离子晶体，金属晶体，分子晶体

（2）离子晶体:
（3）分子晶体
（4）金属晶体:金属键（与价电子、价轨道有关）
3、物质的稳定性:
（1）无机小分子:
（2）配合物:
4、物质的磁性:
（1）无机小分子:MO （掌握双原子分子轨道能级图）
（共价双原子分子）
（2）配合物:
5、物质的颜色:
（1）无机小分子:极化理论
（2）配合物:
6、无机物溶解度:
（1）离子晶体:
（2）共价化合物:
7、物质的氧化还原性:影响 因素

（1）溶液酸、碱度

（2）物质的聚集状态

8、化学反应方向:

（1）热力学数据: 、 、 、 、 等

（2）软硬酸碱理论

9、分子极性、键的极性、键角、键长等:

10、推导元素在周期表中的位置:能级组取值，

选择—组合理量子数:四个量子数取值规则

11、溶液中有关质点浓度计算:

化学平衡，电离平衡，沉淀—溶解平衡，氧化—还原平衡，配合解离平衡:

利用多重平衡规则，K是关键

12、常见的基本概念:

对角线规则；惰性电子对效应；Lewis酸、碱；质子酸、碱；缓冲溶液；屏蔽效应；钻穿效应；同离子效应；盐效应；镧系收缩；电负性；电离势；电子亲合势；晶格能；键能；有效核电荷及求法等。

二.无机化学（元素部分）

（1）结构

（2）性质:
重点是化学性质
3—6 有效原子序数（EAN）规则（Effective atomic number）必考一、概念
1927年英国化学家西奇维克提出，是指中心原子的电子数和配体给予中心原子的电子数之和。即中心原子形成稳定配合物的EAN应等于紧跟它后面的惰性原子的序数。主要用于羰基及其它非经典配合物结构中。如:
[Cr(CO)6]→24e-+12e-=36e-
[Fe(CO)5] →26e-+10e-=36e-→Kr(氪) -36e-
[Co(NH3)6]3+→24e-+12e-=36e-
对于中心原子三偶数电子的，可直接形成羰基配合物，而一般中心原子为奇数电子的羰基配合物多不稳定，（不能满足EAN），所以它们容易氧化，还原或聚和成多核配合物，以符合EAN要求，如V为23e-，在形成V(CO)6的总电子数为35，它不稳定，易被还原成[V(CO)6]-。而V(CO)6+Na→Na++[V(CO)6]-
又如具有奇电子数的Mn(0),Co(0),它们的羰基配合物以二聚体Mn2(CO)10,Co2(CO)8或混合形式[Mn(CO)5Cl]和[HCo(CO)4]存在，它们的结构，有效原子序数计算如下
二、常见配体提供电子数的计算
1、N一氧化氮分子虽不是有机配体，但与CO十分类似。能理解成NO+，与CO有相当数目的电子（等电子体）。NO参加配体是以三电子成键，因而许多有亚硝酰作配体的配合物能符合EAN法则。如:
[Co(CO)3NO]→27+6+3=36e- [Fe(CO)2(NO)2] →26e-+4e-+6e-=36e-
[Mn(CO)(NO)3] →25+2+9=36e- [Cr(NO)4] →24+12=36e-
2、烷基与金属形成σ键，按单电子计算。对不饱和的碳氢分子或离子可按参加配位双键的π电子数目计算。
如:[Mn(CO)5(C2H4)]+=25e-+2e-+10e--e-=36e-
[Cr(C6H4)2]=24e-+2×6e-=36e-
[Fe(C4H6)(CO)3]=26e-+4e-+6e-=6e-
3、环戊二烯基和羰基的混合配合物:环戊二烯基作为5个e-，如:
[Mn(CO)3(C5H5)]=25+6+5=36e-
[Co(CO)2(C5H5)]=27+4+5=36e-
[V(CO)4(C5H5)]=23+8+5=36e-
各类配体在计算EAN时所提供的电子数为:
H 1 烯烃（每个双键） 2
烷基、酰基 1 烯丙基（CH2=CH-CH2•）3
羰基 2 环戊二烯基（C5H5•） 5
亚硝酰 3 环庚三烯基（C7H7•） 7
单齿配体Cl-; PR3等 2 苯基 6
二、16e-和18e-
EAN法则的另一种说法是18e-规则。而中心原子内层电子不予考虑，只考虑外层和次外层的电子（即价电子），中心原子价电子数加上配体给予的电子数目总和等于18e-时，则形成稳定的配合物。一些过渡元素不成键的内层电子数也是18。
V Cr Mn Fe Co Ni
电子数 23 24 25 26 27 28 相差18
价电子数 5 6 7 8 9 10
此外，也有少数二者之和为16e-配合物也稳定。位于周期表右下角的过渡金属Ir+，Pt2+都能形成外层总电子数为16的配合物。

2、极化力（极化作用）:

（1）电荷: 阳离子电荷越高，极化力越强

（2）半径: 外壳相似电荷相等时，半径小，极化力强。

（3）离子构型（阳离子）:

18e-,2e-，18+2e-，(Ag+、Li+、Pb2+等)>9~17e-(Fe2+、Ni2+、Cr3+)>8e-(Na+、Mg2+等)

（4）电荷高的复杂阴离子也具有一定极化作用，如SO42-、PO43- 等

3、离子的变形性

（1）结构相同的阳离子，正电荷高变形性小

O2->F->Ne>Na+>Mg2+>Al3+>Si4+

（2）对于外壳结构相同的离子，电子层数越多，变形性越大

Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+；F-<Cl-<Br-<I-

（3）电荷和半径相近时；18e-,18+2e-；9~17e->>8e-

变形性:Ag+>K+；Hg2+>Ca2+等

（4）对于相同或类似的结构的离子，半径越大，变形性越大

（5）复杂阴离子变形性通常不大，中心离子氧化数越高，变形性越小

ClO4-<F-<NO3-<CN-<Cl-<Br-<I-

小结:最易变形是体积大阴离子和18e-，18+2e-，9~17e-的少电荷阳离子，如:Ag+、Pb2+、Hg2+等; 最不易变形是小半径高电荷稀有气体外壳阳离子，如Be2+、Al3+、Si4+等

4、相互极化（附加极化）作用

实际上，每一个离子一方面作为带电体，会使其他异号离子发生变形，另一方面，在周围离子作用下，本身也会产生变形，这种阴阳离子相互极化作用结果，使产生的诱导偶极矩加大，从而进一步加强了它们相互作用，这就是附加极化作用。

显然，，每个离子的总极化作用应是它原有极化作用与附加极化作用之和。

5、离子极化理论的应用:

（1）晶体类型转变:离子晶体→分子晶体; 如AgF→AgI；NaF→SiF4→PCl5

（2）键型转变:离子型→共价型

（3）结构转变:共价性增强，配位数减小。如AgF(NaCl型)→AgI(ZnS型)

（4）熔、沸点变化:降低

（5）溶解性变化: 减小

（6）颜色变化: 颜色加深

例题1:解释现象（1）MgO的熔点高于Mn2O7;（2）AgCl,AgBr,AgI颜色依次加深;（3）HgS在水中溶解度很小

3-1配位化合物的命名
一般服从于无机化合物的命名原则，内界与外界之间叫“某化某”；“某酸某”；“氢氧化某”等。
一、内界命名:
1、次序:配位体数→配位体名称→合→中心离子或原子（氧化数<罗马数字>）
2、配位名称顺序:
无机简单离子→复杂离子→有机离子→NH3-H2O→有机分子。如:[Co(NH3)3H2OCl2]+
（1）多类配体如果不只一个时，按配位原子元素符号的英文字母顺序命名，如:
[CoClNO2(NH3)4]+:一氯•一硝基•四氯合钴（Ⅲ）离子
[Co(CO)4(NH3)2]+:四羰基•二氨合钴（Ⅲ）离子
（2）配位原子相同，配体中原子数目也相同，则按结构式中与配位原子相连的原子的元素符号字母顺序排列，如:[Pt(NH2)(NO2)(NH3)2]:氨基•硝基•二氨合钵（Ⅱ）
（3）多核配合物命名:在桥联基前冠以希腊字母μ-，桥基多于一个时，用二（μ-），三（μ-）。如: [(NH3)5Cr-OH-Cr(NH3)5]Cl5
五氯化•μ-羟•十氨合二铬(Ⅲ)
五氯化•μ-羟•二(五氨合二铬(Ⅲ))
3、电中性配体:一般保留原来命名，而CO、NO、O2和N2作为配体时，为羰基、亚硝基、双氧、双氮。
4、同一配体若配位原子不同，则名称不同，如-NO2硝基、-ONO亚硝酸根、-SCN硫氰酸根、-NCS异硫氰酸根
5、常见配体缩写:
乙二胺（en）、吡啶（py）、硫脲（tu）、草酸根（ox-）、乙酰丙酮根离子（acac-）、乙二胺四乙酸根离子（edta-）
例
1、[CrCl2(NH3)4] Cl•2H2O
2、[Pt(NO2)(NH3)(NH2OH)(py)]Cl
3、
3-2 配合物的异构现象
1、构造异构:配合物的实验式相同，但中心原子于配体间连接的方式不同而引起的异构。主要有:
（1）离解异构:如[Co(NH3)5Br]SO4和[Co(NH3)5SO4]Br
（2）水合异构:如[CrCl(H2O)5]Cl•H2O和[CrCl2(H2O)4]Cl•2H2O
（3）配位异构:如[Co(en)3][Cr(CN)6]和[Cr(en)3][Co(CN)6]
（4）键合异构:如[Co(ONO)2(NH3)4]Cl和[Co(NO2)2(NH3)4]Cl
（5）聚合异构:如[Co(NH3)6][Co(NO2)6]和[Co(NH3)4(NO2)2][Co(NH3)2(NO2)4]
2、立体异构: 配合物的实验式和成键原子连结方式都相同，但配体在空间排列方式不同而引起的异构。又分为:
（1）几何异构:配体在空间相对位置不同而产生的异构现象。如:[Pt(NH3)2Cl]有两种异构体——顺式和反式
橙黄色，μ>0，溶解度大 亮黄色，μ<0，溶解度小
[CrCl2(NH3)4]+也有2种异构体，顺式和反式八面体Ma3b3存在面式、径式，如:[Co(CN)3(NH3)3].
常见化合物类型与几何异构体数关系

平四方形 MX4 MX3Y MX2Y2 MX2Y2 MXY2K
异构体数 1 1 2 2 3
八面体 MX6 MX5Y MX4Y2 MX3Y3 MX4YZ MX3Y2Z MX2Y2Z2
异构体数 1 1 2 2 2 3 5

（2）旋转异构:若一个与其镜像不能叠合，则该分子与其镜像像互为旋光异构，如[Pt(NH3)2(NO2)2Cl]的旋光异构体为:
例:画出下列配合物可能存在的立体异构体。
（1）[PtClBrNH3Py] （2）[PtCl2(NO2)(NH3)2]
3—3 配合物价键理论
一、基本要点
1、中心原子M和配体之间的结合是由M提供空轨道，L提供孤电子对而形成的配位键。有σ配键、π配键。
2、中心原子（或离子）提供的空轨道，必须进行杂化，杂化轨道的类型决定了配离子的空间构型和稳定性。如:
sp（直线）、sp2（平面三角）、sp3（正四面体）、dsp2（平面正方）、dsp3（三角双锥）、d2sp2（d4s，四方锥）、d2sp3（sp3d2，八面体）
3、中心原子由(n-1)dnsnp轨道杂化而形成的配合物称内轨型配合物；而由nsnpnd轨道杂化而形成的配合物称外轨型化合物，内轨型配合物稳定性大于外轨型化合物。
4、高自旋和低自旋配合物
1与自由离子比较，形成配合物后，体系成单电子数未变，而磁矩（μ）未变，称为高自旋配合物，一般为外轨型配合物，而主量子数相同的价轨道杂化成键。
2与自由离子比较，形成配合物后，成单电子数减小，磁矩（μ）变小，称为低自旋配合物，即(n-1)d轨道参与杂化成键。
判断高自旋和低自旋配合物方法:
1实验测定:2经验方法
a、电负性大，高自旋，如F-,O2-等。（F-；H2O等）
b、电负性小:低自旋:C、N等。（CN-；NO2-；CO等）
例:指出下列配离子（1）中心离子的电子排布情况。（2）杂化类型，配合物类型（内轨型还是外轨型）、空间构型及磁矩。
1Ni(CN)42- 2Ni(CO)4 3Cr(H2O)63+ 4CoF63-
5Co(NH3)62+(μ=3.8μB) 6Co(NO)64-(μ=1.8μB)
3—4 配合物的晶体场理论
一、基本要点:
1、中心离子与配体之间看作纯粹的静电作用
2、中心离子d轨道在配体（场）作用下，发生能级分裂。
3、d电子在分裂后的d轨道上重排，改变了d电子的能量。
二、d轨道能级分裂
1、八面体场中d轨道能级分裂
2、四面体（场）中d轨道能级分裂
三、分裂能（∆）
1、概念:
分裂后最高能量d轨道的能量与最低能量d轨道能量之差。叫做d轨道分裂能（∆）
2、不同配体场中，d轨道分裂能值不同（上图）
3、影响分裂能大小因素
（1）对于同一M离子，∆随配位体不同而变化，如八面体中，
I-<Br-<Cl-<SCN-<OH-<C2O42-<H2O<NH3……<NO2-<CN-；这一序列称为光谱化学序列。按配位原子来说，∆大小为:卤素<氧<氮<碳
（2）相同配体，同一M元素，高价离子比低价∆大。
（3）相同配体，同一族，第三过渡系>第二过渡系>第一过渡系
四、晶体场稳定化能（CFSE）
1、概念:在配体场作用下，d轨道发生分裂，d电子在分裂后d轨道总能量，叫做晶体场稳定化能。
在其他条件相同时，CFSE越大，配合物越稳定。
2、应用
例1:计算Fe2+(d6)在强场和弱场中的CFSE。
五、晶体场理论的应用
1、配合物的磁性
（1）当p>∆，高自旋，所有F-的配合物p>∆，高自旋
（2）当p<∆，低自旋，CN-配合物p<∆，低自旋。
（3）正四面体配合物一般是高自旋∆<p
（4）对于d1、d2、d3、d8、d9、d10金属离子配合物不论弱场强场，只有1种排布，无高低自旋，只有d4~d7才分高低自旋。
2、解释配离子的空间构型:用CFSE判断。
3、解释配合物可见光谱（颜色）:d-d跃迁
4、配离子的稳定性:
用CFSE，其值越大，配合物越稳定。
例:已知Co3+的p=17800cm-1,Co3+与下列配体形成配合物的∆为:
F- H2O NH3
∆/cm-1 13000 18600 23000
试回答:
（1）Co3+的d电子在这些配合物中排布情况以及这些配合物的类型和磁矩。
（2）计算这些配合物的晶体场稳定化能。

3—5 软硬酸碱理论简介
一、比较重要的几种酸碱理论概念:
1、电离论（水—离子论）:亦称阿仑尼乌斯酸碱理论。
在水溶液中离解出的正离子全部三H+的化合物为酸；在水溶液中离解出的负离子全部是OH-的化合物是碱。
2、酸碱质子论:凡能给出H+的分子或离子为酸，凡能接受H+的分子或离子为碱。酸碱关系式为:
酸 碱+H+
3、酸碱电子论:由路易斯（Lewis G N）提出:凡能接受电子对的物质为酸批；凡能给出电子对的物质为碱。酸碱反应的实质是形成了配位键。
4、软硬酸碱理论
是在Lewis酸碱电子对理论基础上提出的。该理论是根据金属离子对多种配体的亲和性不同，把金属离子分为两类。一类是“硬”的金属离子，称为硬酸；另一类是软的金属离子，称为软酸。硬的金属离子一般是半径小，电荷高。在与半径小，变形性小的阴离子（硬碱）相互作用时，又较大的亲和力，这是以库仑力为主的作用力。软的金属离子由于半径达，本身又较大的变形性，在与半径大，变形性大的阴离子（软碱）相互作用时，发生相互间的极化作用（*软酸软碱作用），这是一种以共价键力为主的相互作用力。
二、软硬酸碱的特征
1、硬酸:金属离子和其他Lewis酸的受体原子体积小，正电荷高，极化性低，对外层电子抓得紧。
如:H+；Li+；Na+；K+；Be2+；Fe3+；Ti4+；Cr3+
2、软酸:金属离子及其他Lewis酸的受体原子体积大，正电荷低或等于零，极化性高，变形性大，也就是对外层电子抓得松。如:Cu+;Ag+;Au+;Cd2+;Hg2+d2+和Pt2+；Hg22+及M0等。
3、交界酸:处于硬酸和软酸之间称为交界酸。
如:Fe2+;Co2+;Ni2+;Cu2+;Zn2+b2+;Sn2+;Sb3+;Cr2+;Bi3+等
4、硬碱:与硬酸能形成稳定的配合物的配体，即给予体原子电负性高，难极化，难氧化，也就是外层电子抓得紧，难失去，称为硬碱。
如:NH3;F-;H2O;OH-;O2-;CH3COO-O43-;SO42-;CO32-;ClO4-;NO3-;ROH等
5、软碱:与软酸形成稳定配合物的配体，即配体原子具有低的电负性，容易极化和氧化，外层电子抓得松，称为软碱。如:I-;S2-;CN-;SCN-;CO;H-;S2O32-;C2H4;RS-等
6、交界碱:处于硬碱软碱之间称为交界碱。如:N3-；Br-；NO2-；SO32-；N2等
三、软硬酸碱规则及其应用
1、软硬酸碱（SHAB）规则
硬亲硬，软亲软，软硬交界就不管（处中间）
2、应用:
（1）化合物的稳定性:K稳[Cd(CN)4]2->K稳[Cd(NH3)4]2+
5.8×1010 1.70×107
热稳定性:HF>HI
（2）判断反应方向:
1Li+CsF LiF+CsI △H=-63kJ•mol-1
2HgF2+BeI2 BeF2+HgI2 △H=-397kJ•mol-1
3AlI3+3NaF AlF3+3NaI △H=496kJ•mol-1
4BeI2+ZnF2 BeF2+ZnI2 △H=-277kJ•mol-1
（3）自然界元素存在形式
矿物中Mg；Ca；Sr；Ba；Al等金属离子为硬酸，大都以氯化物、氟化物、碳酸盐、硫酸盐等形式存在，而Cu；Ag；Au；Zn；Pb；Hg；Ni；Co等低价金属为软酸，则以硫化物的形式存在。
（4）类聚现象:
键合在简单酸是的碱会影响酸的软硬度，如:
BH3F-+BF3H-→BF4-+BH4- 向右进行
CF3H+CH3F→CF4+CH4 向右进行
由于在定界酸B(Ⅲ)上键合了三个软碱H-，增加了B(Ⅲ)的软度，使之更易接受软碱H-形成BH4-，而BF3H-更多被硬碱F-取代形成BF4-。这种软-软和硬-硬相聚和的趋势就称为类聚效应（Simbiosis Effect）
（5）溶解性
在水溶液中，H2O含有电负性高的氧原子，是一种硬碱，但介于F-与其它卤素离子之间，Li+是典型硬酸，与F-键合强。LiF水肿溶解度小，而LiCl、LiBr、LiI易溶，易被H2O取代。而卤化银中重，Ag+是硬酸，与Cl-、Br-、I-键合较水强，这些盐溶解度就小，但Ag+ 与F-键合较水弱，AgF溶解度就大。
（6）反应速度:SHAB规则可预测反应速度，通常H-H结合或S-S结合化学反应速度就很迅速。
练习题:
1、下列反应向何方向进行？为什么？
（1）CuI2+2CuF CuF2+2CuI
（2）CH3F+CF3H CH4+CF4
（3）TiF4+2TiI2 TiI4+2TiF2
（4）F-+HSO3- SO32-+HF
2、解释下列现象
（1） AgI2-和I3-是稳定的，而AgF2-和I2F-不存在？
（2）BH3CO稳定存在而BF3CO不能形成？[/