第13章 金属元素化学.ppt

第十三章 金属元素化学;0;IA族和IIA族元素的价电子层结构和氧化态;价电子层结构是ns1，ns2 ; 碱金属(Alkali Metal)元素主要表现＋1氧化态； 碱土金属(Alkali Soil Metal)元素主要表现＋2氧化态。;碱金属和碱土金属元素的原子半径和离子半径; 两族元素的原子有较大的原子半径，从上到下，原子半径增大； 离子半径小于原子半径； 锂和铍在各相应族中有特别小的原子半径和离子半径，故单质最稳定，形成的化合物有较高的共价性及较高的水合能。;碱金属和碱土金属元素形成化合物的成键特征; 由于Li+有较小的半径，Be2+、Mg2+有较小半径和较高电荷，一定程度上容易形成共价键，表现出与同族元素不同的化学性质。;碱金属和碱土金属的物理性质;金属;碱金属和碱土金属具有强活泼性，容易形成离子型化合物。;元素;碱金属和碱土金属的标准电极电势;标准电极电势值都很小，单质金属都是强的还原剂； 从上到下， 减小，还原性增强； 小，表现出反常性。;碱金属和碱土金属的火焰颜色;;;两族元素形成的化合物在性质上的异同;氢化物 (Hydride);? 制备;离子型氢化物不溶于非水溶剂，能溶于熔融的碱金属卤化物中； 离子型氢化物熔化时能导电，在阳极上有H2放出； 离子型氢化物都含负氢离子 H- 。;性质一：高反应活性;性质二：强还原性;性质三：配位性;;氧化物 ;有趣的现象;正常氧化物;碱金属、碱土金属氧化物的物理性质;热稳定性总趋势: 从 Li → Cs, 从 Be → Ba 逐渐降低;化学性质（与水反应）;2Na + O2 →Na2O2;性质二：氧气发生剂。;性质三：二氧化碳吸收剂和氧气发生剂。;超氧化物 (Hyperoxide);性质一：强氧化剂。;氢氧化物 (Hydroxide);（2）规律;;II. 同族（如VA） ：;（3）解释 —— ROH理论;;溶解度变化规律;阴、阳离子半径相差较大的离子型化合物在水中溶解度较大； 阴、阳离子半径相近的离子化合物在水中溶解度较小。 这种规律也可叫做相差溶解规律。;重要的盐类性质 —— 溶解性; 大多数碱土金属盐难溶于水，仅少数易溶于水;碱金属氟化物、碘化物在水中的溶解度(mol·L-1);阳离子 阴离子;§13－2 p区重要金属单质与化合物; 制备;2. 氢氧化铝(Aluminium Hydroxide Hydroxide); 性质;3、铝盐和铝酸盐; 制备; [Al(H2O)6]3+ Al(OH)3＋3H2O＋3H+;金属铝、氧化铝和氢氧化铝与碱反应得到的产物是铝酸盐，铝在这里表现为非金属。; 性质;4、铝的卤化物(Halide of Aluminium);;;;干法合成AlCl3;性质一：水解性;二、锗、锡、铅及其重要化合物;GeO2（白色）;2、氢氧化物;Ge(OH)4（棕色）;Sn(OH)2 ;氯化亚锡 SnCl2;（2）与Fe3+反应;SnCl2的溶液可被空气中的O2氧化，加入金属锡可以防止氧化。;氯化亚锡在水中易水解生成白色的碱式盐沉淀。;铅的化合物;铅的危害结构;黄色的 PbO;氢氧化物;§13－3 过渡元素;1、价层电子构型;2、原子半径; 族 周期;IIIB;;结果：;镧系收缩使它后面的各对过渡元素性质相似，分离困难。 如下表：;3、氧化态;族;（1）现象:;同周期元素低氧化态（+2氧化态）稳定性变化趋势;同族元素族氧化态稳定性变化趋势;4、单质的物理性质;5、单质的化学性质;6、化合物的性质;d区元素离子的颜色;d电子数;过渡元素形成配合物的倾向;二、钛、锆、铪;钛在地壳中丰度居第十位，是稀有金属。;价层电子构型及氧化态;钛的单质;抗腐蚀性;钛能溶于热盐酸和热硝酸中;钛历年产量一览表;二氧化钛 (Titanium Dioxide);二氧化钛不溶于水或稀酸，但溶于氢氟酸和热的浓硫酸中：;;三、钒、铌、钽;V;价层电子构型及氧化态;五氧化二钒 (Titanium Pentoxide);性质一：水解性;性质二：两性偏酸;性质三：强氧化性;V2O5是接触法制取硫酸的催化剂，用它代替昂贵的铂做催化剂加速SO2变成SO3的反应：;二价钒盐呈紫色;四、铬族元素 ;地壳中的丰度 /％;价层电子构型及氧化态;即：d电子可以部分参加成键，所以铬族元素具有多种氧化态。;3d54s1;铬是个较活 泼的元素;铬是人 体必需 的微量 元素之 一。;铬的光泽度好，抗腐蚀性强，用来镀在其它金属的表面，外表美观，防锈，经久耐用。;铬(Ш)的化合物;铬(Ⅵ)的化合物;重铬酸盐的强氧化性 ;在分