2）相应价态，同一周期的主族元素的含氧酸氧化性大于副族元素。 3）同一元素不同氧化态的含氧酸中，低氧化态的氧化性较强。

对酸分子中的 R 原子有反极化作用，使 R－O 键易于断裂。同理可以解释：①为什么浓酸的氧化性比 稀酸强？因为在浓酸溶液中存在着自由的酸分子，有反极化作用。②为什么含氧酸的氧化性比含氧酸 盐强？因为含氧酸盐中 Mn+反极化作用比 H+弱，含氧酸盐比含氧酸稳定。 三，含氧酸盐的热稳定性规律 1，同一盐及其酸稳定性次序是：正盐>酸式盐>酸。 4，同一成酸元素其高氧化态含氧酸盐比低价态稳定。 如：KClO4>KClO3>KClO2>KClO 5，不同价态的同一金属离子的含氧酸盐，其低价态比高价态稳定。 如：Hg2(NO3)2>Hg(NO3)2 6，酸不稳定，其盐也不稳定，酸越稳定，其盐也较稳定。碳酸盐，硝酸盐，亚硫酸盐，卤酸盐的稳定性都 较差，较易分解；硫酸盐，磷酸盐较稳定，其酸也较稳定，难分解。这是由于金属离子的反极化作用 越大，该盐的热稳定性就越差。 如：分解温度 Na3PO4>Na2SO4>Na2CO3>NaNO3 四，p 区元素的次级周期性 次级周期性是指元素周期表中，每族元素的物理化学性质，从上向下并非单调的直线式递变，而是呈 现起伏的“锯齿形”变化，对于 p 区元素，主要是指第二，第四，第六周期元素的正氧化态，尤其是 最高氧化态的化合物所表现的特殊性。 1，第二周期 p 区元素的特殊性 1）N、O、F 的含氢化合物容易形成氢键，离子性较强。 2）它们的最高配位数为 4，而第 3 周期和以后几个周期的元素可以超过 4。 3）多数有生成重键的特性。 与同族元素相比，除稀有气体外，B、C、N、O、F 内层电子少，只有 1s2，原子半径特别小（同一 族中，从第二周期到第三周期原子半径增加幅度最大） ，价轨道没有 d 轨道等特点，所以第二周期元 素的电子亲和能（EA）反常地比第三周期同族元素的小。在形成化合键时，在键型、键数和键能等 方面也有不同于同族元素的特殊性，影响到这些元素的单质和化合物的结构和性质。 2，第四周期 p 区元素的不规则性 最突出的反常性质是最高氧化态化合物（如氧化物，含氧酸及其盐）的稳定性小，而氧化性则很强。 第四周期 p 区元素，经过 d 区长周期中的元素，此外成增加了 10 个 d 电子，次外层结构是 3s23p63d10， 由于 d 电子屏蔽核电荷能力比同层的 s、p 电子的要小，这就使从 Ga→Br，最外层电子感受到有效核 电荷 Z*比不插入 10 个 d 电子时要大，导致这些元素的原子半径和第三周期同族元素相比，增加幅度 不大。由原子半径引起的这些元素的金属性（非金属性） 、电负性、氢氧化物酸碱性、最高氧化态含氧 酸（盐）的氧化性等性质都出现反常现象，即所谓“不规则性”。最突出反常性质是这些元素最高氧 化态化合物（如氯化物、含氧酸及其盐）的稳定性小，而氧化性则很强。如ⅦA 高溴酸（盐）氧化性 比高氯酸（盐） 、高碘酸（盐）强得多。ⅥA H2SeO4 的氧化性比 H2SO4（稀）强，中等浓度的 H2SeO4 就能氧化 Cl →Cl2，而浓 H2SO4 和 NaCl 反应→HCl；ⅤA H2AsO4 有氧化性,在酸性介质中能将 I 氧化 为 I2，而 H3PO4 基本上没有氧化性，浓 H3PO4 和 I 反应只生成 HI。 导致第四周期 p 区元素性质不规则性的本质因素是因为第三周期过渡到第四周期， 次外层电子从 2s22p6

变为 3s23p63d10，第一次出现了 d 电子，导致有效核电荷 Z*增加得多，使最外层的 4s 电子能级变低， 比较稳定。 3，p 区金属 6S2 电子的稳定性 周期表中 p 区下方的金属元素，即第六周期的 Tl，Pb，Bi，Po 在化合物中的特征氧化态应依次为+Ⅲ， + Ⅳ，+Ⅴ和+Ⅵ，但这四种元素的氧化态表现反常，它们的低氧化态化合物,既 Tl(Ⅰ)，Pb(Ⅱ)，Bi(Ⅲ)， Po(Ⅳ)的化合物最稳定。长期以来,学者们认为这是由于这四种元素存在 6S2 惰性电子对之故，这种现 象为西奇威克最先注意到，并称之为“惰性电子对效应” 。 产生惰性电子对效应，原因是多方面的，仅从结构上考虑主要有：从第四周期过渡到第五周期，原子 的次外层结构相同，所以同族元素相应的化合物性质改变较有规律。从第五到第六周期，次外电子层 虽相同，但倒数第三层电子结构发生改变，第一次出现了 4f 电子，由于 f 电子对核电荷的屏蔽作用比 d 电子更小，以使有效电荷 Z*也增加得多，6s2 也变得稳定，所以第六周期 p 区元素和第五周期元素相 比，又表现出一些特殊性。 五，无机化合物的水解性 无机物的水解是一类常见且十分重要的化学性质。在实践中我们有时利用他的水解性质（如制备氢氧 化铁溶胶等） ，有时却又必须避免它的水解性质（如配置 SnCl2 溶液等） 。 1，影响水解的因素 1）电荷和半径 从水解的本质可见：MA 溶于水后是否发生水解作用，主要决定于 M+和 A 离子对配位水分子影响 （极化作用）的大小，显然金属离子或阴离子具有高电荷和较小的离子半径时，他们对水分子有较 强的极化作用，因此容易发生水解，反之低电荷和较大离子半径的离子在水中不易发生水解，如： AlCl3， SiCl4 遇水都极易水解： AlCl3 +3H2O=Al(OH)3+3HCl， SiCl4+4H2O=H4SiO4+4HCl； 相反， NaCl， BaCl2 在水中基本不发生水解。 2）电子层结构 我们知道 Ca2+，Sr2+和 Ba2+等盐一般不发生水解，但是电荷相同的 Zn2+，Cd2+ Hg2+等离子在水中却 会水解，这种差异主要是电子层结构不同而引起的。Zn2+，Cd2+，Hg2+等离子是 18e 离子，他们有 较高的有效核电荷，因而极化作用强，容易使配位水发生水解。而 Ca2+，Sr2+和 Ba2+等离子是 8e 即不易水解。 总之，离子的极化作用越强该离子在水中就越容易水解。此外还可以看到非稀有气体构型（18e ， 9-17e ，18+2e ）的金属离子，他们的盐都容易发生水解。 3）空轨道 我们知道碳的卤化物如 CF4 和 CCl4 遇水不发生水解， 但是比碳的原子半径大的硅其卤化物却易水解，

离子，它们具有较低有效核电荷和较大的离子半径，极化作用较弱，不易使配位水发生分解作用，

这种区别是因为碳原子只能利用 2s 和 2p 轨道成键， 这就使其最大共价数限制在 4， 并阻碍水分子中 氧原子将电子对给予碳原子，所以碳的卤化物不水解。然而硅不仅有可利用的 3s 和 3p 轨道形成共 价键，而且还有空的 3d 轨道，这样，当遇到水分子时，具有空的 3d 轨道的 Si4+接受水分子中氧原 子的孤电子对，而形成配位键，同时使原有的键削弱，断裂。这就是卤化硅水解的实质，由于相同 的理由，硅也容易形成包含 sp3d2 杂化轨道的 SiF62 配离子。 NF3 不易水解，PF3 却易水解也可以用同样的理由解释。硼原子虽然利用 2s 和 2p 轨道成键，但是因 为成键后在 2P 轨道中还有空轨道存在， 所以硼原子还有接受电子对形成配位键的可能， 这就是硼的 卤化物为什么会强烈水解的原因。 4）除结构因素影响水解反应以外，增高温度往往使水解加强。 5）由于水解反应是一个可逆平衡，所以溶液的酸度也会影响水解反应的进行。

2，水解产物的类型 一种化合物的水解情况主要决定于正负两种离子水解情况。负离子的水解一般比较简单，下面主要讨 论正离子水解的情况。水解产物的类型大致可分为以下几种：碱式盐，氢氧化物，含氧酸（水解后所 产生的含氧酸，有些可以认为是相应氧化物的水合物） 。 无机物水解产物类型上的差别，主要是化合物中正离子和负离子对配位水分子的极化引起的。 离子极化作用和水解产物关系对比 阳离子

水解反应有时伴有其他反应而使产物复杂化，这些反应有聚合，配合，脱水和氧化还原等。例如有些 盐发生水解时首先生成碱式盐，接着这些碱式盐聚合成多核阳离子，如： Fe3++H2O→[Fe(OH)]2++H+，2Fe3++2H2O→[Fe2(OH)2]4++ 2H+ 当 Fe3 离子的水解作用再进一步进行时，将通过羟桥出现更高的聚合度，以至逐渐形成胶体溶液，并 最后析出水合氧化铁沉淀。这类沉淀从溶液中析出时均呈絮状，十分疏松。这就是因为沉淀中包含着 大量的水分，其来源首先就是水合离子内部所含有的那些水分。 有时水解产物还可以同未水解的无机物发生配合作用，如： 3SnCl4+3H2O=SnO2·H2O+2H2SnCl6 综上所述，就无机物的水解反应，可归纳出几条规律： 1，随正，负离子极化作用的增强，水解反应加剧，这包括水解度的增大和水解反应的深化。离子电 荷，电子壳结构（或统一为有效核电荷）,离子半径是影响离子极化作用强弱的主要内在因素，电 荷高，半径小的离子，其极化作用强。由 18 电子（如 Cu+，Hg2+等）,18+2 电子（如 Sn2+，Bi3+） 以及 2 电子（Li+，Be2+）的构型过度到 9-17 电子（如 Fe3+，Co2+）构型，8 电子构型时，离子极 化作用依次减弱。共价型化合物水解的必要条件是电正性原子要有空轨道。 2，温度对水解反应的影响较大，是主要的外因，温度升高时水解加剧。 3，水解产物不外乎碱式盐，氢氧化物，含水氧化物和酸四种，这个产物顺序与正离子的极化作用增 强顺序是一致的。低价金属离子水解的产物一般为碱式盐，高价金属离子水解的产物一般为氢氧 化物或含水氧化物。在估计共价型化合物的水解产物时，首先要判断清楚元素的正负氧化态，判 断依据就是它们的电负性。在 P，S，Br，Cl，N，F 这系列中，元素在相互化合时，处于右位的 为负性。负氧化态的非金属的水解产物一般为氢化物，正氧化态的非金属元素的水解产物一般为 含氧酸。 4，水解反应常伴有其他反应，氧化还原和聚合反应等。 六，无机物的酸分解反应： 1，SO32

含氧酸盐受热分解,如果有电子转移,而且这种转移是在含氧酸盐内部进行的话,就发生自身氧化还原反应，

1，阴离子氧化阳离子反应： 阴离子具有较强氧化性而阳离子又有较强还原性，如 NH4NO3,(NH4)2Cr2O7 等：

这几个反应都是酸根将 NH4+氧化成 N2 或将低价的具有还原性的 Mn2+，Hg22+氧化成 MnO2 和 HgO 2，阳离子氧化阴离子的反应： 如果含氧酸盐中阳离子具有强氧化性，而阴离子具有强的还原性，则受热后可能在阴阳离子之间发生 氧化还原反应，如：

在盐热分解较多见主要是 Ag 和 Hg 的含氧酸盐易发生这种反应。 3，阴离子自身氧化还原反应： 如果含氧酸盐中阳离子稳定,阴离子不稳定（ClO4 、NO3 、MnO4 ） ，而且相应的酸性氧化物（Cl2O7、 N2O5、Mn2O7）也不稳定时，则它们受热时，只能在阴离子内部不同元素之间发生电子的转移而使化 合物分解，通常为阴离子自身氧化还原反应，分解时，通常有氧气放出。碱金属的第五、七族的最高 价含氧酸盐特别是多数卤素含氧酸盐，加热时通常按这种方式分解，由于 CO2、SiO2、P2O5、O3 等分 子比较稳定，所以碳酸盐、硅酸盐、磷酸盐、硫酸盐等热分解时一般不放出氧气。 硝酸盐受热分解：热分解产物因金属离子的性质不同而分为如下三类： ①最活泼的金属（比 Mg 活泼的金属）的硝酸盐受热分解产生亚硝酸盐和氧气：

②活泼性较差的金属（活泼性位于 Mg 和 Cu 之间的金属）的硝酸盐受热分解为氧气、二氧化氮和相应

③不活泼金属（比 Cu 更不活泼的金属）的硝酸盐受热分解为氧气，二氧化氮和金属单质：

九，含氧酸盐热分解的歧化反应规律 这种类型热分解虽也属氧化还原反应，但其氧化还原反应是发生在同一元素上，结果使该元素的氧化数一 部分变高，另一部分则变低，如 NaClO、Na2SO3、Cu2SO4 等。 1，阴离子的歧化反应： 需要具备如下三个条件： 1）成酸元素的氧化态处于中间价态； 2）酸根阴离子必须是不稳定的，而且歧化后元素的价态是稳定的，例如 ClO3 可歧化为 Cl 和 ClO4

3）含氧酸盐中阳离子必须稳定,它们都是碱金属和少数活泼的碱土金属离子等，如：

应注意这三个条件必须同时具备， 否则不发生这类反应， 如亚硝酸钾 KNO2 和亚硝酸银 AgNO2 中,氮原 子处中间价态，但由于硝酸根不如亚硝酸根稳定，因此受热时不会发生这种类型的反应。 2，阳离子歧化反应： 含氧酸盐中,若阳离子不稳定时，加热也可能发生歧化分解，如：

综上所述：在常见的含氧酸盐中磷酸盐、硼酸盐、硅酸盐都比较稳定，它们在加热时不分解，但易脱水缩 合为多酸盐；硝酸盐及卤酸盐不稳定，由于它们的酸根离子具有氧化性，因此加热这类盐会发生不同 形式的氧化还原反应，随金属阳离子的不同产物各异，如硝酸盐的几种类型；碳酸盐和硫酸盐等居中， 且硫酸盐的分解温度高于碳酸盐，一般含氧酸盐的酸式盐不如正盐稳定。 十，金属元素高低价转化的规律 元素周期表中，除少数金属元素无变价外，其余均有变价。同一金属的多种不同价态在溶液中存在的形式 不同，它们都以各自的最稳定状态而存在于溶液中。①处于低价态的金属离子一般以简单的阳离子形 式存在于溶液中，如 Pb2+、Mn2+、Fe2+、Bi3+、Cr3+等；②处于中间价态的金属元素大都以氧化物、氧 酰离子或相应价态的酸根离子形式存在于溶液中，如 MnO2、PbO+、CrO2 等；③处于高价态的金属元 素常以复杂的含氧酸根形式存在，如 MnO4 、BiO3 、CrO42 、FeO42 等。这主要是因为同一金属元素 离子价态越高，半径就越小，离子电荷与半径的比值越大的离子，对水分子的极化力大。由于极化， 使 O－H 键电子密度减少，易断键，结果，由水配位的金属离子转化为羟基配位的金属离子，进一步 转化为氧配位的配合阴离子如 MnO4

金属元素高低价态离子间的相互转化过程，实际上就是氧化还原的过程。有些氧化还原过程常伴有介质参 加，而且介质可影响氧化还原产物。因此水溶液中金属元素的高低价相互转化过程与介质的酸碱性有 关，而且存在普遍规律： 1，由低价态化合物转化到高价态化合物，需在碱性介质中用氧化剂氧化低价态的离子，如： Pb2+ →PbO22 Cr3+ →CrO2

在碱性介质中能完成这种转化过程，有几点原因：①从电极电势来看在碱性介质中金属的电对较低， 其还原态不稳定，还原性较强，易找合适的氧化剂将低价态氧化成高价态。②这些元素的高价态在酸 性介质中极不稳定，只能在碱性中存在。如 Pb4+在酸性介质中不能稳定存在，只能在碱性中以 PbO2 形式存在， Co3+、 Ni3+在酸中也不稳定， 只在碱中以 Co2O3、 Ni2O3 存在； Bi3+及 HBiO3 不稳定， 以 NaBiO3 存在，MnO42 在碱中存在，酸中迅速歧化。因此，碱性条件是形成高价态化合物本身的要求。当然也 有一些高价态在酸中稳定，不一定用碱，但只是少数，如： Sn2+→Sn4+

再如 Mn2+转化成 MnO4 在碱性介质较易转化，而在酸性溶液中则需很强的氧化剂（BiO3 、S2O82 、 PbO2、IO4 等）才能进行。绝大多数金属由低价态转化到高价态需在碱性介质中进行，是主要的制备 原则（碱性介质加上强氧化剂是制备高价态的一个原则） 。 2，由高价态向低价态转化需在酸性介质条件下，用强还原剂将高价化合物还原，如： PbO2→Pb2+ 属离子。

在酸性介质中，电对的值增大，其高价态的氧化性增强，在强还原剂的作用下可以转化为低价态的金

PbS，CuFeS2，ZnS，CaSO4，BaSO4，Na2SO4·10H2O 萤石 CaF2，冰晶石 Na3AlF6 主要以钠、钾、钙、镁的无机盐形式存在于海水中，其中氯化钠的含量最高，某些海藻体内 含有碘元素，智利硝石（NaNO3）中含有少量碘酸钠（NaIO3） 钛铁矿 FeTiO3，金红石 TiO2 分散存在，四川攀枝花铁矿中含有丰富的钛和相当数量的钒 铬铁矿 Fe(CrO2)2

YPO4，黑稀金矿[(Y,Ce,La)(No,Ta,Ti)2O6]等 我国已探明稀土储量及工业储量均占世界总储量和世界工业储量的 80%左右 硅酸钍矿 ThSiO4，独居石 沥青铀矿 U3O8

硼 碳 氮 氧 氟 氖

金属提炼方法与周期表位置的关系

工业上提炼金属一般有下列几种方法： 一、热分解法 在金属活动顺序中，在氢后面的金属其氧化物受热就容易分解， 如:HgO 和 Ag2O 加热发生下列分解反应：2HgO→2Hg+O2? 将辰砂(硫化汞)加热也可以得到汞：HgS+O2→Hg+SO2? 二、热还原法 大量的冶金过程属于这种方法。焦炭、一氧化碳、氢和活泼金属等都是良好的还原剂。 1．炭热还原法 反应需要高温，常在高炉和电炉中进行。所以这种冶炼金属的方法又称为火法冶金. 氧化物矿：SnO2+2C→Sn+2CO2?，MgO+C→Mg+CO? 碳酸盐矿：一般重金属的碳酸盐受热时都能分解为氧化物，再用焦炭还原。 硫化物矿：先在空气中锻烧，使它变成氧化物，再用焦炭还原。如从方铅矿提取铅： 2PbS+3O2→2PbO+2SO2?，PbO+C→Pb+CO? 2．氢热还原法 工业上要制取不含炭的金属常用氢还原法。生成热较小的氧化物,例如，氧化铜、氧化铁等，容易被氢 还原成金属。而具有很大生成热的氧化物，例如，氧化铝、氧化镁等，基本上不能被氢还原成金属。用高 纯氢和纯的金属氧化物为原料，可以制得很纯的金属。

3．金属热还原法（金属置换法） 选择哪一种金属(常用 Na、Mg、Ca、Al)做还原剂，除 ΔrG? 来判断外还要注意下几方面情况；(1)还原 力强；(2)容易处理；(3)不和产品金属生成合金；(4)可以得到高纯度的金属；(5)其它产物容易和生成金属 分离；(6)成本尽可能低，等等。 铝是最常用的还原剂即铝热法。 Cr2O3 + 2Al=Al2O3+2Cr ΔrGθ=

铝容易和许多金属生成合金。可采用调节反应物配比来尽量使铝完全反应而不残留在生成的金属中。 钙、镁一般不和各种金属生成合金，因此可用作钛、锆、铪、钒、铌、钽等氧化物的还原剂。 如用活泼金属还原金属卤化物来制备： TiCl4+4Na→Ti+4NaCl，TiCl4+2Mg→Ti+2MgCl2 三、电解法 排在铝前面的几种活泼金属，不能用一般还原剂使它们从化合物中还原出来。这些金属用电解法制取 最适宜，电解是最强的氧化还原手段。 电解法有水溶液电解和熔盐电解法两种。活泼的金属如铝、镁、钙、钠等用熔融化合物电解法制备。

的熔融盐；或采用镁还原氟化铍： BeF2+Mg→Be+MgF2 电解水合氯化镁（含 20%CaCl2，60%NaCl） ：先脱去其中的水，再电解得到镁和氯气，

还可采用硅热还原法： 2(MgO·CaO)+FeSi→2Mg+Ca2SiO4+Fe 钙 硼 (780~800)℃下，电解 CaCl2 与 KCl 的混合物； 铝热法：6CaO+2Al→3Ca+3CaO·Al2O3 浓碱溶液分解硼镁矿：先得到偏硼酸钠晶体，再将其溶于水，通入 CO2 调节溶液的 pH 值，经 浓缩后可得到硼砂。硼砂溶于水后经硫酸酸化可析出硼酸，再加热脱水生成 B2O3，最后用镁 等活泼金属将其还原得到单质硼； 制备高纯度的硼可以采用碘化硼 BI3 热分解的方法。 铝 铝矾土(Al2O3)加压碱融得到 Na[Al(OH)4]，经沉降、过滤后，在溶液中通入 CO2 生成 Al(OH)3 沉淀，过滤后将沉淀干燥灼烧得到 Al2O3，最后将 Al2O3 和冰晶石 Na3AlF6 的熔融液在 1300K 左右的高温下电解，在阴极上得到熔融的金属铝，纯度可达 99% 碳 石墨在高温（2000℃）高压（500MPa）催化剂（如 Fe，Cr，Pt）存在的条件下合成金刚石； 用砂石、焦炭在电炉中加热至 3500℃保持 24h 可得石墨： SiO2+3C→2CO+SiC→C(石墨)+Si+2CO； 于惰性气氛下电弧蒸发石墨可合成 C60 第 11 页 共 28 页

工业用晶形硅可按如下步骤得到： SiO2

锗矿石用硫酸和硝酸的混合酸处理后转化为 GeO2，然后溶解于盐酸中生成 GeCl4，经水解生 成纯的 GeO2，再用 H2 还原得到金属锗。 SnO2+2C→Sn+2CO 先将方铅矿矿石焙烧转化为相应的氧化物，然后用碳还原得到铅： 2PbS+3O2→2PbO+2SO2，PbO+C→Pb+CO 工业：空气液化分馏；实验室：NH4Cl 与 NaNO2 的混合溶液加热。 将磷酸钙、砂子和焦炭在电炉中加热到 1500℃可得白磷： 2Ca3(PO4)2+6SiO2→3CaSiO3+P4O10，P4O10+10C→P4(白磷)+10CO； 白磷隔绝空气加热至 400℃可得到红磷：P4(白磷)→4P(红磷)； 白磷在高压和较高温度下可转变为黑磷。

可从硫化物矿焙烧的烟道气中除尘时回收，或从电解精炼铜的阳极泥中回收。 电解三份 KHF2 与二份无水氟化氢的熔融混合物制取：

工业上通过电解氯化钠水溶液制取：

实验室用 MnO2 和浓盐酸反应制取，也可用浓盐酸与高锰酸钾或重铬酸钾制取。 溴 工业上于海水或卤水中制取：先通入氯气将 Br 氧化为 Br2： Cl2+2Br →2Cl +Br2， 然后用空气在 pH 为 3.5 左右时将生成的 Br2 从溶液中吹出，并用碳酸钠溶液吸收，生成溴化 钠和溴酸钠而与空气分离开： 3Br2+3CO32 →5Br +BrO3 +3CO2， 然后将溶液浓缩后用硫酸酸化可得液溴： 5Br +BrO3 +6H+→3Br2+3H2O 碘 用水浸取海藻后，将所得溶液用适量的氯气氧化 I 为 I2： Cl2+2I →I2+2Cl ，I2+I →I3 ， 可用离子交换法对所得溶液加以浓缩（若氯气过量，会将 I2 氧化为 IO3 ） ； 也可用 MnO2 在酸性溶液中氧化制取 I2，加热使碘升华以分离提纯； 还可以采用亚硫酸氢钠还原法从智利硝石所含的碘酸钠制取： 2IO3 +5HSO3 →I2+2SO42 +3HSO4 +H2O 稀 有 气 体 将液态空气分级蒸馏，首先蒸馏出氮，再继续分馏，得到含少量氮的以氩为主的稀有气体混合 物，将此气体通过 NaOH 除去 CO2，再通过赤热的铜丝除去微量的氧，最后通过灼热的镁屑 除去氮， 余下的气体便是以氩气为主的稀有气体混合物； 从天然气中分离氦也可以采用液化的 方法。 稀有气体之间的分离是利用低温下活性炭对这些气体的选择性吸附来进行的， 由于色散力的差 异， 相同温度下分子量大的气体被吸附的多些， 吸附后的活性炭在低温下经过分级解吸可得到 各种稀有气体。

1，以独居石为例的稀土元素提取方法：

和 U 可在随后的萃取过程中与其他稀土元素分离；

Th 成为 Th(SO4)2，用冷水浸出后，加 Na4P2O7 到浸出液中，ThP2O7 生成沉淀，其他镧系元素 可以向溶液中加入草酸生成草酸盐沉淀得以分离，草酸盐经过灼烧后可以得到(RE)2O3； ③氯－碳分解法：将独居石与碳混合加热并通入氯气：

其他杂质也生成氯化物，如 UCl4，ThCl4，TiCl4，FeCl3 等，但由于沸点不同，杂质可以与稀 土元素分开，(RE)Cl3 则以液态形式流出。 2，稀土元素的分离：分级结晶法，分级沉淀法，氧化还原法等曾是过去使用的主要分离方法， 目前更常用的是离子交换法和溶剂萃取法。 ①离子交换法： 分离稀土元素时一般用磺酸型聚苯乙烯树脂作为阳离子交换树脂。 根据离子交 换能力大小的差异， 以及离子与淋洗剂结合后所生成化合物的稳定性不同， 可以利用离子交换 树脂来分离各种元素。在离子交换柱上进行着多次的“吸附”和“脱附” （淋洗）的过程，使 性质十分相似的元素都能分开。原子序数较大的元素最先被淋洗出来，如用 2－羟基异丁酸做 淋洗剂从离子交换柱上淋洗重镧系离子时的出峰先后顺序： Lu>Yb>Tm>Er>Ho>Dy>Tb>Gd>Eu ②溶剂萃取法：萃取过程就是利用一种溶剂（常用有机溶剂）去提取另一溶剂（通常为水）中 某一溶质的过程， 以达到分离或浓缩这一物质的目的。 这种萃取方法在工业上和实验室里被广 泛应用于分离化学性质极相近的元素，如锆与铪，铌与钽，稀土元素等。分离能力用 2 种溶质 分配系数的比值来衡量。 3，稀土金属的制备： ①金属热还原法：热还原法所得的金属都不同程度的含有各种杂质，需要进一步纯化。稀土元 素中的 Sm，Eu，Yb 等单质可用此法制备。例如用 Ca 做还原剂：

也可以用 Li 做还原剂与(RE)Cl3 反应，用 Li 做还原剂所得金属纯度较高，但成本稍高。 ②熔盐电解法：熔盐电解法对轻稀土元素更为适用，生产成本低且可连续生产，但产品纯度较 差。氯化物熔盐系统是在(RE)Cl3 中加入碱金属或碱土金属氯化物以降低熔点。氧化物－氟化 物熔盐电解系统则是在(RE)2O3 中加入 LiF 或 CaF2，电解时 RE 在阴极析出。 钍 铀 1000℃下用金属钙还原 ThO2 可制得金属钍。 沥青铀矿经酸或碱处理后用沉淀法、溶剂萃取法或离子交换法可得到 UO2(NO3)2，再经还原可 得 UO2，UO2 在 HF 中加热得 UF4，用 Mg 还原 UF4 可得 U 和 MgF2。

Li2O 白色，Na2O 白色，K2O 淡黄，Rb2O 亮黄，Cs2O 橙红，Na2O2 淡黄色颗粒状， 碱土金属氧化物皆为难溶于水的白色粉末，碱金属和碱土金属的氢氧化物皆为白色固体。 无定形硼为棕色粉末，晶形硼呈黑灰色。 自然界结晶形态的α－Al2O3 成为刚玉，红宝石由于含有极微量的铬的氧化物如 Cr2O3 而呈红色，蓝宝石由 于含有铁和钛的氧化物而呈蓝色。 SnO2 白色，氧化亚锡 SnO 黑色，氧化高铅 PbO2 暗褐色粉末，氧化铅 PbO 橙黄色，四氧化三铅（俗称铅丹） Pb3O4 鲜红色，Pb2O3 橙色， ，SnS 棕色，PbS 黑色，SnS2 黄色 连氨（肼）N2H4 为在空气中强烈发烟的无色液体，燃烧时呈紫色火焰。 硫化铵(NH4)2S 无色或黄色晶体，与空气接触很快变黄，形成部分多硫化物和(NH4)2S2O3 NO2 红棕色气体，N2O3 淡蓝色。 溶于硝酸 溶 解 性 溶于浓盐酸 [MCl4]

溶 度 积 从 上 到 下 依 次 减 小

随着原子序数增加，颜色加深，这主要是硫化物中共享的离域键增加。

F2 浅黄色，Cl2 黄绿色，Br2 红棕色，I2 紫色，固态碘呈紫黑色，并带有金属光泽。 氯的氧化物的 颜色及性状 一氧化二氯 Cl2O 二氧化氯 ClO2 六氧化二氯 Cl2O6 七氧化二氯 Cl2O7 黄棕色气体 黄绿色气体 深红色液体 无色油状液体 第 14 页 共 28 页

水合离子颜色 无色（溶液） 紫色 绿色 紫色 紫色 蓝色 红色 淡红色

水合离子颜色 淡紫色 淡绿色 蓝色 粉红色 绿色 蓝色 无色

自然界的金红石 TiO2 由于含有少量的铁、铌、钽、钒等呈红色或黄色，TiCl3 紫色晶体 CrO42 黄色，MnO4 紫色 V2O5 橙黄色晶体，偏矾酸铵 NH4VO3 微黄色晶体，偏矾酸钠 NaVO3 黄色晶体，VO2 蓝色固体，VF4 绿色固 体，VCl4 暗棕色液体，VBr4 洋红色液体（－23℃以上不稳定） ，V2O3 灰黑色固体，V2S3 棕黑色固体 pH V(Ⅴ)离 子颜色

三氧化铬（铬酐）CrO3 暗红色晶体，三氧化二铬（铬绿）Cr2O3 绿色粉末，过氧化铬 CrO5 蓝色，三氯化铬 第 15 页 共 28 页

H3[P(Mo3O10)4]·12H2O 黄色闪光晶体（见光分解，储 于黑色磨口瓶中） 高锰酸钾 KMnO4 紫红色近乎黑色晶体，锰酸钾 K2MnO4 暗绿色晶体，二氧化锰 MnO2 黑色无定形粉末，硫 酸锰 MnSO4·7H2O 肉红色晶体，氯化锰 MnCl2·4H2O 肉红色晶体，七氧化二锰（高锰酸酐）Mn2O7 黄绿色油状液体， 氧化锰 MnO 绿色粉末， MnO2· xH2O 棕褐色， MnS 肉色， MnCO3 白色， Mn(NH4)PO4 肉色，[MnF6] 红色 水溶液中锰的各种离子及其性质 离 子 d 电子数 氧化值 颜 色 存在于溶液中 的条件 MnO4 0 +7 紫红色 中性溶液中稳定

白色晶体，AgBr 淡黄色， AgI 黄色，Ag2CrO4 砖红色固体，Ag2SO3 白色固体 Au2Cl6 深红色吸水性固体（溶于少量水中呈红棕色，在大量水中呈红黄色，在酸性溶液中稳定，中性溶液 中析出 Au） 把锌和镉在空气中加热到足够高的温度时能燃烧起来， 分别产生蓝色和红色的火焰， 生成 ZnO 和 CdO。 ZnO 为白色粉末，加热时变黄，冷却后又变白。Zn3[Fe(CN)6]2 黄褐色固体。 氧化汞 HgO 有鲜红色[1:20500(水)]和黄色[1:19500(水)]两种，高于 400℃分解为 Hg 和 O2，细心加热颜色变 黑，冷却又恢复原色。Hg2O 棕褐色（也有人认为这是 HgO 和 Hg 混合物的颜色） ，Hg2I2 绿色，HgI2 金红色

颜 色 无 无 黄绿 红紫 粉红 淡黄 浅粉红 无

颜 色 (无 无 浅绿 淡红 淡黄 浅黄绿 微淡粉红 无

Na2U2O7·6H2O 析出，将其加热脱水所得无水盐叫做铀黄，作

为黄色颜料被广泛应用于瓷釉或玻璃工业中。 第 17 页 共 28 页

CaC2O4 白色沉淀或碳酸盐、磷酸盐沉淀。 鉴定 Ba2+：利用生成 BaSO4 白色沉淀或 BaCrO4 黄色沉淀。 鉴定硼：硼酸和单元醇反应生成硼酸酯，硼酸酯可挥发且易燃，燃烧时火焰呈绿色。 硼砂珠试验：熔融的硼砂可以溶解许多金属氧化物，形成不同颜色的偏硼酸复盐： Na2B4O7+CoO→Co(BO2)2·2NaBO2（蓝色）

Hg2NI)+7I +3H2O， 因 NH4+的含量和 Nessler 试剂的量不同，生成的沉淀颜色从红棕到深褐色有所不同。 为防止试液中 Fe3+，Co2+，Ni2+，Cr3+，Ag+和 S2 等的干扰，可在试液中加碱，使逸出的氨与滴在滤纸 条上的 Nessler 试剂反应进行鉴定。 鉴定 NO3 和 NO2 ：在放有 时改用醋酸，生成的棕色物质也是[Fe(NO)(H2O)5]2+。 此配合物不稳定，微热或振荡溶液， “棕色环”即消失。 证实硝基化合物存在（有机化学） ：用 Ti 可将硝基还原为氨基：RNO2+6Ti3++4H2O→RNH2+6TiO2++6H+ 鉴定 PO43 ：磷酸盐与过量的钼酸铵及适量浓硝酸混合后加热，可慢慢生成黄色的磷钼酸铵沉淀：PO43 +12MoO42 +24H++3NH4+→(NH4)3PO4·12MoO3·6H2O↓(黄)+6H2O 鉴定砷 As：①马氏试砷法：将试样、锌和盐酸混合在一起，反应生成的气体导入热玻璃管中，如果试样中 含有砷的化合物，则因锌的还原而生成胂 AsH3，胂在玻璃管受热部分分解，生成的砷沉积在管壁上形

测定钛：在中等酸度的钛(Ⅳ)盐溶液中加入 H2O2，生成桔黄色的配合物[TiO(H2O2)]2+：

Mn2+。但当溶 液中有 Cl 时，紫红色生成后会立即褪去，这是由于 MnO4 被 Cl 还原的缘故；当 Mn2+过多时，也会 在紫红色出现后立即消失，因为 MnO4 被过量的 Mn2+还原，生成 MnO2 鉴定 Fe3+和 Fe2+：在 Fe2+的溶液中，加入 KCN 溶液，首先生成白色的氰化亚铁 Fe(CN)2 沉淀，当 KCN 过 量时，Fe(CN)2 溶液生成[Fe(CN)6]4 作用生成黑色金属钯的反应可以鉴定 CO 的存在并估计 CO 的含量。 鉴定 Cu2+：在中性或弱酸性溶液中，Cu2+与[Fe(CN)6]4 反应，生成红棕色沉淀 Cu2[Fe(CN)6]，可用来鉴定 微量的 Cu2+；深蓝色的[Cu(NH3)4]2+较稳定，可根据它的颜色来鉴定 Cu2+的存在。 鉴定 Cd2+：在含有 Cd2+的溶液中通入 H2S 时，有不溶于稀酸的 CdS 黄色沉淀析出。 比色法测定 Zn2+：当带有某些基团（如－N＝N－）的螯合剂与 Zn2+反应时，能生成有色的配合物。例如二 苯硫腙[C6H5－(NH)2－CS－N＝N－C6H5]与 Zn2+反应时， 生成粉红色的内配盐沉淀， 此配盐能溶于 CCl4 中，常用其 CCl4 溶液来比色测定 Zn2+的含量。 鉴定 Hg2+：在 Hg2+的溶液中加入 SnCl2 溶液时，首先有白色丝光状的 Hg2Cl2

鉴定 Ni2+： 1 分子 Ni2+与 2 分子丁二肟在弱碱性条件下生成难溶于水的鲜红色螯合物沉淀二丁二肟合镍(Ⅱ)，

NaHCO3 溶解度较小，从溶液中析出，经分离后在 200℃煅烧分解为 Na2CO3。在析出 NaHCO3 的母液 中，加入 NaCl，利用低温下 NH4Cl 的溶解度比 NaCl 小及同离子效应，使 NH4Cl 从母液中析出：

氯化钾 KCl：根据热水中 NaCl 的溶解度较小，利用 KCl 和 NaNO3 溶液进行复分解反应。 三氯化铝 AlCl3：铝盐溶解于盐酸中，分离出的是无色吸潮的水合晶体 AlCl3·6H2O；在红热的 Al2O3 及炭 的混合物中通入氯气或在氯气或氯化氢气流中加热金属铝可得无水 AlCl3； 矾：M( )M( )(SO4)2·12H2O，铝钾矾（明矾）KAl(SO4)2·12H2O，铬钾矾 KCr(SO4)2·12H2O，这几种组成 相似晶体形状完全相同的物质，被称作类质同晶物质。这种现象叫做类质同晶现象。 一氧化碳 CO：实验室可用浓硫酸从甲酸中脱水制备少量的 CO；工业上则由水煤气制得。 氨 NH3：实验室一般用铵盐与强碱共热来制取氨；工业采用合成法。 NO：实验室用 Cu 与稀硝酸反应制取；工业用氨的铂催化氧化法制取。 亚硝酸盐：碱吸收等物质的量的 NO 和 NO2 可得；工业用碳或铁高温还原硝酸盐制取。 硝酸：工业采用氨催化氧化法制取，将氨和空气的混合物通过灼热（800℃）的铂铑丝网（催化剂） ，氨可 以相当完全的被氧化为 NO：4NH3(g)+5O2(g)→4NO(g)+6H2O(g)，Kθ(298K)=10168， 生成的 NO 被 O2 氧化为 NO2，后者再与水发生歧化反应生成硝酸和 NO：3NO2+H2O→2HNO3+NO， 生成的 NO 再经过氧化吸收， 最后可得到 47%~50%的稀硝酸， 加入硝酸镁做脱水剂蒸馏可制得浓硝酸。 用硫酸与硝石 NaNO3 共热也可制得硝酸：NaNO3+H2SO4→NaHSO4+HNO3 膦 PH3：纯净的膦可以用水或 KOH 与碘化鏻作用制取：PH4I+KOH→PH3+KI+H2O， 磷肥：Ca3(PO4)2+2H2SO4+4H2O→Ca(H2PO4)2+2CaSO4·2H2O，所得混合物称过磷酸钙。 氧气 O2：工业用液态空气分馏或电解法制取；实验室利用氯酸钾热分解制备。 臭氧 O3：实验室可借助无声放电的方法制备浓度达百分之几的臭氧；复印机工作时也有臭氧产生；大雷雨 天气，空气中的氧气在电火花作用下可部分转化为臭氧。 过氧化氢 H2O2：工业电解法：电解 NH4HSO4 溶液生成(NH4)2S2O8，加入硫酸氢钾析出 K2S2O8，将其在酸 性溶液中水解可得到 H2O2，经减压蒸馏可得 30%左右 H2O2，此法能耗大，已逐渐被淘汰；蒽醌法： 在重芳烃和磷酸三辛酯的混合溶液中，2－乙基蒽醌在钯催化下用氢气还原得到 2－乙基蒽酚，再用氧 气氧化即得 H2O2， 第二步生成的 2－乙基蒽醌可以循环使用。 用水抽取， 减压蒸馏可得到高浓度的 实验室用亚硫酸盐与酸反应制取少量 SO2，也可以用铜和浓硫酸共同加热制取。 硫酸 H2SO4：工业接触法，由黄铁矿（或硫黄）在空气中焙烧得到 SO2 和空气的混合物，在 450℃左右的

温度下通过催化剂 V2O5，SO2 氧化为 SO3，再用浓硫酸吸收生成的 SO3 硫代硫酸钠（海波，大苏打）Na2S2O3：在 Na2S 和 Na2CO3 的混合溶液（物质的量比为 2:1）中通入 SO2： 2Na2S+Na2CO3+4SO2→3Na2S2O3+CO2 盐酸 HCl：工业上使氢气在氯气中燃烧，用水吸收生成的氯化氢，得到合成盐酸。 溴化氢和碘化氢有较显著的还原性，能与浓硫酸反应： 2HBr+H2SO4(浓)→Br2+SO2+2H2O，8HI+H2SO4(浓)→4I2+H2S+4H2O， 可改用无氧化性的高沸点酸浓磷酸制取。一般用非金属卤化物水解制取： PBr3+3H2O→H3PO3+3HBr，PI3+3H2O→H3PO3+3HI， PX3 不需预制，把溴逐滴加在磷和少许水的混合物上，或把水逐滴加在磷和碘的混合物上即可。 ClO2：工业用稀硫酸和二氧化硫处理氯酸钠制取：

当 ClO2 的分压超过 6.6kPa 时会发生爆炸，较安全的方法是将经干燥空气稀释的氯气通入添有固体亚 氯酸盐的柱内：2NaClO2+Cl2→2ClO2+2NaCl； 还可用草酸还原氯酸钠：2NaClO3+2H2C2O4 此法优点是生成的 ClO2 可被 CO2 稀释。 漂白粉：次氯酸钙、氯化钙和氢氧化钙的混合物。利用氯的歧化反应制取： KClO3： NaClO3+KCl→KClO3+NaCl，KClO3 的溶解度小，可以分离出来。 高氯酸钾 KClO4：工业上用电解 KClO3 的水溶液的方法制取。 高氯酸 HClO4：高氯酸盐和浓硫酸反应，经减压蒸馏可以制得高氯酸；工业上采用电解氧化法，电解盐酸 时，在阳极区生成高氯酸：Cl +4H2O→ClO4 +8H++8e ， 减压蒸馏后可制得 60%的高氯酸；电解氯酸盐，经酸化后也能制得高氯酸。 溴酸，碘酸：将氯气通入溴水中可制得溴酸：Br2+5Cl2+6H2O→2HBrO3+10HCl； 同样的方法可以制得碘酸；也可以用硝酸氧化单质碘制得碘酸：3I2+10HNO3→6HIO3+10NO+2H2O 高溴酸 HBrO4、高碘酸 H5IO6 及其盐（HIO4 为偏高碘酸） ：在碱性溶液中用氟气氧化溴酸钠可以得到高溴 将硫氰酸银悬浮于乙醚中，用碘或溴处理可得到硫氰：2AgSCN+I2→2AgI+(NCS)2； 氰化钾与硫共熔制硫氰酸钾：KCN+S→KSCN； 硫氰酸钾与硫酸氢钾制硫氰酸：KSCN+KHSO4→HSCN+K2SO4； 电解氰酸钾 KOCN 时，在阳极上得到氧氰(OCN)2：2OCN

氰酸盐的制法：KCN+PbO→KOCN+Pb，然后用酒精萃取可得到无色的 KOCN 铬的化合物：碱熔法，把铬铁矿和碳酸钠混合，并在空气中煅烧：

铁的氧化物：FeO 和 Fe2O3 的实验室制法：

CuCl：工业或实验室制法：利用 CuSO4 或 CuCl2 溶液与浓盐酸和铜屑混合，在加热条件下来制取[CuCl2]

ZnO：工业上常用燃烧锌的方法来制取 ZnO 锌钡白（立德粉） ：在 ZnSO4 溶液中加入 BaS 时，生成 ZnS 和 BaSO4 的白色混合沉淀物 ZnS·BaSO4，此 沉淀是一种较好的白色颜料，没有毒性，在空气中较稳定。

S 区元素形成的 含氧二元化合物 正常氧化物 过氧化物 超氧化物

ⅠA，ⅡA 所有元素 除 Be 外的所有元素 除 Be，Mg，Li 外的所有元素

碱金属在空气中极易形成 M2CO3 的覆盖层，因此要保存在无水煤油中，锂的密度小于煤油，故保存在液体 石蜡中。 碱土金属氧化物中除了 BeO 是六方 ZnS 型晶体，其余皆是 NaCl 型晶体。 LiOH，Mg(OH)2 为中强碱，Be(OH)2 为两性化合物。 单质硼有无定形硼和晶形硼等多种同素异形体，在单质中硬度仅次于金刚石，硼具有较高的吸收中子的能 力，可用于核反应堆的中子吸收剂。 硼能把铜、锡、铅、锑、铁、钴的氧化物还原为金属单质。 铝能将大多数金属氧化物还原为单质，放出大量的热，铝热剂 Al+Fe3O4 温度可达 3000℃ AlF3 气态为单分子，AlCl3、AlBr3、AlI3 气相时为双聚分子。 AlN 是不挥发的共价型氮化物，具有金刚石结构的立方晶形。 白锡银白色，较软，有延展性，低温下其转变为粉末状的灰锡的速度大大加快，锡制品长期处于低温自行 毁坏的现象称为锡疫。灰锡（α锡） 马口铁：表面镀锡的薄铁皮。 镁燃烧时不能用 CO2 扑灭，因为 Mg 可以在 CO2 中燃烧：2Mg+CO2→2MgO+C 难溶碳酸盐相应的酸式盐溶解度较大，而易溶碳酸盐相应的酸式盐由于 HCO3 之间以氢键相连形成二聚离 子或多聚链状离子导致其酸式盐溶解度较碳酸盐小。 SnCl2 水解生成白色的 Sn(OH)Cl 沉淀：Sn2++H2O+Cl 与浓盐酸作用生成配合物[MCl4]2 而溶解； 溶液中生成硫代锡酸盐 SnS32 ，遇酸分解为 SnS2+H2S；SnS2 和碱作用生成硫代锡酸盐和锡酸盐： 3SnS2+6OH →2SnS32 +[Sn(OH)6]2 ，低氧化值的 SnS 和 PbS 不溶于碱。 白磷极易氧化，在空气中可自燃，故保存在水中。 硝酸作为氧化剂时主要还原成下列物质：NO2，HNO2，NO，N2O，N2，NH3；浓硝酸主要还原成 NO2，稀 硝酸通常被还原成 NO，当较稀的硝酸与活泼金属作用时，可得到 N2O，若硝酸很稀时，则可被还原 成 NH4+。 王水：浓硝酸与浓盐酸的混合物（体积比为 1：3） 。反应：HNO3+3HCl→Cl2+NOCl+2H2O 含多种氧化剂，可溶解金，铂：Au+HNO3+4HCl→HAuCl4+NO+2H2O。王水中大量的 Cl 可与 Au3+形 成[AuCl4] ，降低金属电对的电极电势，增加了金属的还原性。 浓硝酸与氢氟酸的混合液也具有强氧化性和配位作用，可溶解铌和钽。 磷在充足的空气中燃烧生成 P4O10，若氧气不充足则生成 P4O6。 第 23 页 共 28 页

PO43 和 HPO42 能与 Fe3+形成无色的 H3[Fe(PO4)2]，H[Fe(HPO4)2]，可用作 Fe3+的掩蔽剂。 过氧化氢 H2O2 光照分解速度加快，应贮存在棕色瓶中，置于阴凉处。 浓硫酸加热条件下做氧化剂， 通常被还原成 SO2， 若金属较活泼 （如 Zn） ， 也可以将浓硫酸还原为 S 或 H2S； 冷浓硫酸可使铁表面钝化，可用钢罐贮装和运输浓硫酸（80%~90%） 硫代硫酸钠具有配位能力，可与 Ag+，Cd2+等形成稳定的配离子，可用作照相的定影剂，底片上未感光的 溴化银在定影液中形成[Ag(S2O3)2]3 而溶解。 保险粉：连二亚硫酸钠 Na2S2O4·2H2O，无氧条件下用锌粉还原亚硫酸钠获得，为白色粉末状固体，是强 还原剂，能将 I2，Cu2+，Ag+等还原，能把硝基化合物还原为氨基化合物，可被空气中的氧氧化。

氟化氢和氢氟酸都能与二氧化硅作用生成挥发性的四氟化硅 SiF4 和水，故用塑料瓶贮存 高氯酸根离子的配位作用很弱，故高氯酸盐常在金属配合物的研究中用作惰性盐， 以保持一定的离子强度。 高卤酸中，HBrO4 的氧化性最强。 拟卤素与卤素的对照 分 子 卤素 X2 酸 HX H－X 盐 KX 相 似 性 1，游离态都易挥发 2，皆能与金属化合成盐，且银、汞(I)、 铅的盐都不溶于水

氦的临界温度最低，为 5.25K，是所有气体中最难液化的。液化后温度降到 2.178K 时，液氦 HeⅠ转变为 HeⅡ，这个温度称为 λ 点，λ 点随压力不同而异，在 λ 点以下的 HeⅡ具有许多反常的性质，是超流体， 表面张力很小，粘度小到氢气的千分之一，可沿敞口容器内壁向上流动，甚至超过器壁向外流出产生 超流效应，导热性为铜的 600 倍，电阻接近为 0。氦是唯一没有气－液－固三相平衡点的物质，常压 下不能固化。

分子(或离子)的空间构型 直线形 平面四方形 变形八面体 四方锥形 三角锥形 四面体形 八面体形

Cr3+的配合物稳定性较高，当某一配合物生成后，当其他配合物与之发生交换（或取代）反应时，速率很 小，因此可以存在水合异构体或几何异构体。 可利用 CoCl2 水合物含水多少变化时颜色的变化来显示某种物质的含水情况: CoCl2(蓝)

纯的 Fe(OH)2 是白色，一般溶液中析出的 Fe(OH)2 迅速被空气中的氧氧化，往往看到先是部分被氧化的灰 绿色沉淀，随后变为棕褐色，这是由于 Fe(OH)2 逐步被氧化为 Fe(OH)3 所导致的，只有完全清除溶液 中的氧，才有可能得到白色的 Fe(OH)2 在酸性溶液中，空气中的氧也能把 Fe2+氧化为 Fe3+，FeSO4 溶液放置时，常有棕黄色的混浊物出现，就是 Fe2+被空气中的氧氧化为 Fe3+，Fe3+又水解而产生的。硫酸亚铁铵 NH4Fe(SO4)2 的溶液则比较稳定。 Co(Ⅱ)的配合物（特别是螯合物）也很多，它们可以分为两大类，一类是以粉红色或红色为特征的八面体 配合物，另一类是以深蓝色为特征的四面体配合物，在水溶液中有下述平衡存在：

铂溶于王水生成氯铂酸 H2[PtCl6]，将此溶液蒸发，可得到红棕色的 H2[PtCl6]·H2O 柱状晶体。除钠盐外， 氯铂酸的铵盐， 钾盐， 铷盐， 铯盐都是难溶于水的黄色晶体， 在分析化学上可用于检验 NH4 ,K ,Rb ,Cs 等离子。 Ag 与少量 Na2S2O3 溶液反应生成 Ag2S2O3 白色沉淀，放置一段时间后，沉淀由白色转变为黄色，棕色，最 后变为黑色的 无论在酸性还是碱性溶液中，Ln 都是很活泼的金属，都是较强的还原剂，还原能力仅次于碱金属而和镁接 近，远比铝和锌强，因此，金属单质保存时均在表面涂蜡，以避免发生氧化，甚至着火。 镧系草酸盐溶解度很小，在碱金属草酸盐中，钇组草酸盐由于形成配合物[Ln(C2O4)3]3 ，比铈组草酸盐的 溶解度大的多，可根据稀土元素草酸盐的这种溶解度差别，进行镧系元素分离中的轻重稀土分组。稀 土硫酸盐的溶解度随温度的升高而降低，故以冷水浸取为宜，Ln3(SO4)3 易与碱金属硫酸盐形成复盐 Ln2(SO4)3·M2SO4·nH2O，铈组的硫酸盐复盐溶解度小于钇组，这种性质也常用来分离铈和钇两组的 盐类。 镧系收缩：镧系元素的原子半径和离子半径，较之主族元素原子半径自左向右的变化，其总的递变趋势是 随着原子序数的增大而缓慢的变小，这种现象称为“镧系收缩” 。其有两个特点：1，由于 4f 电子的屏 蔽作用较大，镧系内原子半径呈缓慢减小的趋势，多数相邻元素原子半径之差只有 1pm 左右；2，随 原子序数的增加镧系元素的原子半径虽然只是缓慢的变小，但是经过从 La 到 Yb 的 14 种元素的原子 半径递减的积累却减小了约 14pm 之多，从而造成了镧系后边 Lu，Hf 和 Ta 的原子半径和同族的 Y， Zr 和 Nb 的原子半径极为接近的事实。此种效应即为镧系收缩效应。在镧系收缩中，离子半径的收缩 比原子半径的收缩显著的多。 锕系收缩：同镧系元素相似，锕系元素相同氧化态的离子半径随原子序数的增加而逐渐减小，且减小的也 较缓慢（从 90 号 Th 到 98 号 Cf 共减小了约 10pm） ，称为锕系收缩。从 Ac 到 93 号 Np 半径的收缩还 比较明显，从 94 号 Pu 开始各元素离子半径的收缩就更小。

处理有害废水的方法： 1，沉淀法 在含有害金属离子的废水中加入沉淀剂，使有害金属离子生成难溶于水的沉淀而除去。这种方法既经 济又有效，是除去水中有害金属离子的常用方法。 2，氧化还原法 利用氧化还原反应将废水中的有害物质转变为无害物质、难溶物质或易于除去的物质，这是废水处理 中的重要方法之一。 处理含有害金属离子废水常常综合应用氧化还原法和沉淀法。 3，离子交换法 离子交换法是借助于离子交换树脂进行的废水处理方法。离子交换树脂是一类人工合成的不溶于水的 高分子化合物，分为阳离子交换树脂和阴离子交换树脂。两者分别含有能与溶液中阳离子和阴离子发生交 换反应的离子。含汞、镉、铅等有害金属离子的废水可以用阳离子交换树脂进行处理；含 Cr(Ⅵ)废水可以 用阴离子交换树脂进行处理。 离子交换法设备较复杂，操作亦较复杂，投产成本比较高。 处理含有害金属离子废水的方法还有电解法，活性炭吸附法，反渗透法，电渗析法，生化法等。 工业废水中有害金属的排放标准 有害金属元素 主要存在形式 最高允许排放浓度 mg/L

无机化学命名中特定的词头的含义