第23章 d区金属一第四周期d区金属.docx
- 文档编号:25917374
- 上传时间:2023-06-16
- 格式:DOCX
- 页数:24
- 大小:36.13KB
第23章 d区金属一第四周期d区金属.docx
《第23章 d区金属一第四周期d区金属.docx》由会员分享,可在线阅读,更多相关《第23章 d区金属一第四周期d区金属.docx(24页珍藏版)》请在冰豆网上搜索。
第23章d区金属一第四周期d区金属
第23章d区金属
(一)第四周期d区金属
[基本要求]
1.掌握过渡元素的价电子构型特点及其与元素通性的关系。
2.掌握第四周期d区金属元素氧化态、最高氧化态氧化物及其水合氧化物的酸碱性、氧化还原稳定性、水合离子以及含氧酸根颜色等变化规律。
3.掌握第一过渡系元素Ti、V、Cr、Mn、Fe、Co、Ni的单质及化合物的性质和用途。
[教学重点]
1.过渡元素的价电子构型特点及其与元素通性的关系。
2.Ti、V、Cr、Mn、Fe、Co、Ni的单质及化合物的性质。
[教学难点]
第四周期d区金属元素氧化态、最高氧化态氧化物及其水合氧化物的酸碱性、氧化还原稳定性、水合离子以及含氧酸根颜色等变化规律。
[教学时数]6学时
[教学内容]
23-1引言
d区金属:
在元素周期表中具有部分填充的d电子的过渡元素,因都是金属,称为d区金属。
过渡元素:
具有部分充填d或f电子元素。
过渡元素在周期表中的位置ⅢB-Ⅷ
价电子构型:
d区:
(n-1)d1-9ns1-2(Pd4d105s0)
f区:
(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2
过渡元素按电子层结构划分外过渡族元素(d区元素)和内过渡元素(f区元素)
按周期划分为三个系列
元素
第一过渡系Sc,Ti,V,Cr,Mn,Fe,Co,Ni,Cu
第二过渡系Y,Zr,Nb,Mo,Tc,Ru,Rh,Pd,Ag
第三过渡系La,Hf,Ta,W,Re,Os,Ir,Pt,Au
第四过渡系Ac到112号元素
钪Sc,钇Y,镧La和镧系元素在性质上非常相似,常被总称为稀土元素。
23-2第一过渡系元素的基本性质
一、它们都是金属。
它们的硬度较大,熔点和沸点较高,导热、导电性能好,延性及展性好。
它们相互之间或与其它金属元素易生成合金。
二、大部分金属的电极电势为负值,即还原能力较强。
例如第一过渡系元素一般都有能从非氧化性酸中置换出氢。
三、除少数例外,它们都存在多种氧化态。
它们的水合离子和酸根离子常呈现一定的颜色。
四、由于具有未填充的电子层,它们能形成一些顺磁性化合物。
五、它们的原子或离子形成配合物的倾向都有较大。
上述这些性质都和它们的电子构型有关。
因此,过渡元素的性质具有四大特征:
“三多一是”。
都是金属,氧化态多,颜色多,配合物多
23-2-1金属的性质
第一过渡系元素电子结构的特点是都有未充满的3d轨道,最外层仅有1-2个电子,其特征电子层结构为(n-1)d1-10ns1-2。
①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。
②第一过渡系元素的活泼性从左到右还原能力依次减弱。
23-2-2氧化态
特点:
P.736表23-2
①过渡金属元素有可变氧化态,通常有小于它们族数的氧化态。
②同一元素氧化态一般从Ⅱ氧化态连续变化到与族号数相同的最高氧化态。
(ⅧB例外)
③同一系列随着原子序数的增加,氧化态先是逐渐升高,然后又逐渐降低。
这种变化主要是由此于开始的3d轨道上价电子数增加,氧化态逐渐升高,当3d轨道电子数达到5或超过5时,3d轨道逐渐趋向稳定。
因此高氧化态逐渐不稳定(呈现强氧化性),随后氧化态又逐渐降低。
第二、三过渡系元素的氧化态从左到右的变化趋势与第一过渡系元素是一致的。
不同的只是在于这两列元素的最高氧化态表现稳定,而低氧化态化合物并不常见。
④同族过渡元素从上至下,高氧化态趋于稳定(主族元素是低氧化态趋于稳定)。
因为主族元素价电子层的ns电子从上到下表现为惰性电子对而不易参加成键的趋势增强,所以主族元素的氧化态表现为从上到下低氧化态趋于稳定。
⑤第一过渡系列后半部的元素(V,Cr,Mn,Fe,Co)能出现零氧化态,它们与不带电的中性分子配位体形成羰基配合物。
23-2-3、过渡元素的原子和离子半径P.734表23-1及P.789图24-1
特点:
a、同周期随原子序数增大缓慢减小;
b、同族随原子序数的增大而增大,第二、三过渡系元素的原子半径相近(镧系收缩);
镧系收缩:
镧系元素的原子半径和离子半径随着原子序数的增加而逐渐减小的现象。
镧系收缩在无机化学中是一个重要现象。
由于镧系收缩,使钇成为希土元素的成员,Y常与重希土元素共生于矿物中。
而钪离子半径相差相进较远(Sc3+73.2pm),故一般不与希土矿共生。
由于镧系收缩的存在,使IVB族中的Zr和Hf,在VB族中的Nb和Ta,VIB族中的Mo利W,在原子半径和离子半径上较接近,化学性质也相似,造成这三对元素在分离上的困难。
c、离子半径的变化与原子半径的变化趋势一致。
23-2-4、单质的物理性质和化学性质
一、物理性质
过渡元素的原子的最外层s电子和d电子都有可以参加成键,从而增加了金属键的强度。
物理性质的特点:
高熔点(递变见书735页图23-1)
第一过渡系金属从左到右金属的熔点随原子序数的变化出现两个峰值。
过渡元素原子的半径较小,并有较大的密度。
其中第三过渡系元素几乎都具有特别大的密度,如锇、铱、铂的密度分别为22.57,22.42,和21.45,大多数过渡元素也都有较高的硬度和较高的熔点和沸点,如钨的熔点为3683K,是所有金属中最难熔的,这些性质都有和它们具有较小的原子半径,次外层d电子参加成键,金属键强度较大密切相关.
物质显磁性的三种因素:
a、成单电子自旋产生的自旋磁矩;
b、电子绕核旋转产生轨道磁矩。
c、核的自旋磁矩。
核自旋磁矩小于电子自旋磁矩、轨道磁矩约三个数量级,一般忽略。
1、第一过渡系元素配合物的磁矩:
P.740
电子运动受配位场影响,3d电子直接与配体接触,3d电子的轨道运动受配位场较大影响。
导致:
3d电子轨道运动对磁矩的贡献被削弱或抵消,即轨道磁矩可忽略。
结果:
磁矩主要由电子自旋磁矩贡献。
电子自旋磁矩的计算:
μeff=
例见书740表23-4。
2、第2、3过渡系元素配合物的磁矩:
配合物的磁矩来自轨道磁矩和自旋磁矩。
μeff=
S、L分别为自旋量子数和角量子数的合量。
P.791
二、化学比质
钪、钇和镧是过渡元素中最活泼的金属,它们在空气中能迅速被氧化,与水反应则放出氢,也能溶于酸,这是因为它们的次外层d轨道中仅一个电子,这个电子对它们性质的影响不显著,所以它们的性质较活拨并接近于碱土金属。
其它过渡金属在通常情况下不与水作用。
从它们的标准电极电势看,过渡元素一般都可以从稀酸中置换氢。
与第一过渡系元素相比(IIIB族除外),第二、三过渡系元素的活泼性都较。
即同一族中自上而下,活泼性依次减弱,这与IA族、IIA族不同。
这可从它们的核心电荷因素在这里起着主导作用。
因为同一族中自上而下原子半径增加不大,而核电荷却增加较多,对外层电子的吸引力增强,特别是第三过渡系元素,它们与相应的第二过渡系元素相比原子半径增加很少(镧系收缩的影响),所以其化学性质显得更不活泼。
活泼性:
见书734页表23-1。
规律:
a、同周期的过渡元素随着原子序数的增加活泼性递减(锰例外P.737);
b、同族过渡元素随着原子序数的增加活泼性降低(ⅣB~ⅡB通性)。
IIIB族是它们中最活泼的金属,性质与碱土金属接近.
c、同族第五、六周期元素性质相似(与ds区元素性质的相似性不同)
23-2-5最高氧化态氧化物及其水合氧化物的酸碱性
过渡元素氧化物(氢氧化物或水合氧化物)的碱性,同一周期中从左到右逐渐减弱;在高氧化态时表现为从碱到酸。
例如Sc2O3为碱性氧化物,TiO2为具有两性的氧化物,CrO3是较强的酸酐(铬酸酐),而Mn2O7在水溶液中已成强酸了。
Fe,Co和Ni不能生成稳定的高氧化态的氧化物。
在同一族中各个元素自上而下,氧化态相同叫酸性减弱,而碱性逐渐增强。
如Ti,Zr,Hf的氢氧化物M(OH)4(或H2MO3)中,Ti(OH)4碱性比较差一些。
这种有规律的变化是和过渡元素高氧化态离子半径有规律的变化相一致的。
此外,同一元素在高氧化态时酸性较强,随着氧化态的降低而酸性减弱(或碱性增强)。
23-2-6、过渡元素水合离子的颜色和含氧酸根颜色
水合离子呈现多种颜色。
过渡元素的水合离子大部分都有一定的颜色,这是因为d电子的跃迁能级一般在可见光的范围(d10,d0结构的离子无色):
水合离子Ti3+V2+V3+Cr3+Mn2+Fe2+Fe3+Co2+Ni2+
颜色紫红紫绿蓝紫肉色浅绿浅紫粉红绿
含氧酸根:
极化导致的电荷迁移。
M-O键极化越显著,酸根颜色越深。
23-2-7、过渡元素的配位性质
过渡金属的离子具有能量相近的原子轨道,其中nS和nP轨道是空的,具有很强的配位能力它们的电负性较大,金属离子与配体间的相互作用加强,形成较稳定的配合物。
过渡金属的离子18电子构型又使它们具有较大的变形性易于作为形成配合物的中心体.在水溶液或晶体中所有过渡金属的+III和+II氧化态的配合物通常是四或六配位的,在化学性质方面也具有相似性。
23-3钪(自学)
23-4钛
23-4-1概述
存在和发现:
1790年英国化学家格列高尔由钛铁矿砂中发现钛。
钛在地壳中的丰度0.45%,在所有元素中居第10位。
但大部分的钛是处于分散状态,主要的矿物有金红石TiO2和钛铁矿FeTiO3。
其次是组成复杂的钒钛铁矿,它主要含有钛铁矿和磁铁矿两种矿物。
我国四川攀枝花地区有极丰富的钒钛矿,储量约15亿吨。
1、通性
a、价电子构型:
3d24s2。
b、氧化态:
+Ⅱ、+Ⅲ、+Ⅳ。
+Ⅳ(d0)氧化态是常见的稳定的氧化态。
2、物理性质
金属键较弱:
原子半径较大,参与形成金属键的电子较少。
钛抗腐蚀性强、密度小、亲生物及有记忆性的金属。
Ti的密度为4.54,过渡金属中是最低的。
钛的密度(4.54g.cm-3)比钢轻(7.9g.cm-3),但钛的机械强度与钢相似。
它还具有耐高温、抗腐蚀性强等优点,在现代科学技术上有着广泛的用途,常被称为第三金属。
如飞机的发动机、坦克、军舰等国防工业上十倍分重要。
在化学工业上,钛可代替不锈钢制作耐腐蚀设备。
钛还能以钛铁的形式,在炼钢工业中用作脱氧、除氧、去硫剂,以改善
钢铁性能。
钛在医学上有着独特的用途,可用它代替损坏的骨头,而被称为“亲生物金属”。
3、化学性质
常态下稳定,高温下显示其活泼性。
吸附氢气:
粉末状单质吸附氢气(TiH(1.7-2.0))。
溶解性:
受热时能溶于浓盐酸、浓硫酸。
HF是最好的溶剂:
M+6HF→H2MF6+2H2
4、制备
工业上常用硫酸分解钛铁矿FeTiO3的方法来制取TiO2,再由TiO2制金属钛。
首先是用浓硫酸处理磨碎的钛铁矿精砂,此时钛和铁都变成硫酸盐。
FeTiO3+3H2SO4=Ti(SO4)z+FeSO4+3H2O
FeTiO3+2H2SO4=Ti(SO4)z+FeSO4+2H2O
同时,钛铁矿中铁的氧化物与硫酸发生反应。
FeO+H2SO4=FeSO4+H2O
Fe2O3+3H2SO4=Fe2(SO4)3+3H2O
可加入铁屑,使溶液中Fe3+离子还原为Fe2+,然后将溶液冷却至273K以下,使FeSO4。
7H2O结晶析出。
这样既除去钛液中的杂质,又获得副产品绿钒FeSO4•7H2O。
Ti(SO4)z和TiOSO4容易水解而析出白色的偏钛酸沉淀:
Ti(SO4)2+H2O=TiOSO4+H2SO4
TiOSO4+2H2O=H2TiO3+HzSO4
燃烧所得的偏钛酸,则可制得TiO2
H2TiO3=TiO2+H2O
工业上一般采用TiCl4的金属热还原法制金属钛。
将TiO2(或天然的金红石)和碳粉混合加热至l000-1100K,进行氯化处理,并使生成的TiCl4蒸气冷凝。
TiO2+2C+2C12=TiC14+2CO
在1070K用熔融的Mg在氩气氛中还原TiCl4蒸气可制得海绵钛。
再通过电弧熔融或感应熔融,制得钛锭。
TiC14+2Mg=2MgC12+Ti
不加碳可行否?
TiO2(金红石)+2Cl2(g)===TiCl4(l)+O2(g)
ΔrGθ1==+152.3kJ·mol-1>0,非自发
(2)2C(石墨)+O2(g)===2CO(g)
ΔrGθ2==-274kJ·mol-1<0,自发
反应
(1)+
(2),得:
TiO2+2Cl2(g)+2C(石墨)===TiCl4(l)+2CO(g)
ΔrGθ=ΔrGθ1+ΔrGθ2=+152.3+(-274)
=-122kJ·mol-1<0→自发
23-4-2钛的重要化合物
Ti的常见氧化态:
+Ⅱ、+Ⅲ、+Ⅳ。
一、Ti(+Ⅳ)化合物
Ti(+Ⅳ)为d0结构,离子无色,抗磁性。
Ti(+Ⅳ)的化合物都是共价型(极化)。
水溶液中的M4+强烈的水解:
Ti4++H2O→TiO2+(钛酰基)+2H+
Ti4+离子具有较高正电荷和较小半径(68pm),Ti4+离子有很强极化能力,在Ti(IV)水溶液中不存在简单的水合配离子[Ti(H2O)6]4+,而是碱式氧基盐,如[Ti(OH)2(H2O)4]2+。
TiO2+离子在晶体或溶液中常以链状聚合形式存在:
(TiO)n2n+。
见书744页。
1.氧化钛:
金红石、钛白,白色粉末,不溶于水及稀酸,可溶于HF和浓硫酸中。
TiO2+6HF===H2[TiF6]+2H2O
TiO2+H2SO4=TiOSO4+H2O
Ti4+容易水解得到TiO2+离子——钛酰离子。
TiO2是一种优良颜料、催化剂、纳米材料。
偏钛酸钡(具有显著的“压电性能”,用于超声波发生装置中)
TiO2+BaCO3BaTiO3+CO2↑
2.四氯化钛:
易水解TiCl4+3H2O=H2TiO3↓+4HCl
在浓HCl中生成H2[TiCl6]
稳定性:
TiF62->TiCl62->TiBr62-
递变顺序与ds区AgXn1-n、HgX42-递变顺序相反。
TiCl4还原可得到TiCl3,如
2TiCl4+H2=2TiCl3+2HCl
2TiCl4+Zn=2TiCl3+ZnCl2
二、Ti(+Ⅲ)化合物
Ti(+Ⅲ)为d1结构,顺磁性,Ti(H2O)63+为紫红色。
具有还原性能:
φθTiO2+/Ti3+=0.1V。
Ti与盐酸反应也得到TiCl3:
2Ti+6HCl=2TiCl3+3H2
TiCl3·6H2O晶体的两种异构体
[Ti(H2O)6]Cl3紫色
无水乙醚,HCl
[Ti(H2O)5Cl]Cl2·H2O绿色
硫酸钛:
三价钛的还原性比(Sn2+)稍强
Ti2(SO4)3+Fe2(SO4)3===2Ti(SO4)2+2FeSO4
二价钛具有更强的还原性。
在Ti(Ⅳ)盐的酸性溶液中加入H2O2则生成较稳定的橙色配合物[TiO(H2O2)]2+:
TiO2++H2O2=[TiO(H2O2)]2+
可利用此反应测定钛。
三、Ti(+Ⅱ):
很不稳定,强还原剂。
少数几种化合物仅存在于固态。
23-5钒
23-5-1概述
一、存在:
丰度0.45%,含量不少,但分散。
主要有矾钛铁矿,钒酸钾铀矿,钒铅矿。
二、性质和用途
电子构型为(n-1)d3ns2
价态有+V、+IV、+III、+II,V、Nb、Ta以+V价最稳定,V的+IV价也较稳定。
物性:
高mp.延展性高,硬度大。
化性:
它们的单质容易呈钝态、都溶于硝酸和氢氟酸的混合酸中,钽不溶于王水。
用途:
制钒钢,含钒0.1-0.2%的钒钢韧性、弹性好,强度高。
23-5-2钒的重要化合物
一、钒的氧化物
+Ⅱ+Ⅲ+Ⅳ+Ⅴ
VOV2O3VO2V2O5
黑色黑色深蓝色深红色
碱性碱性两性两性偏酸
二、五氧化二钒V2O5
a、颜色:
橙黄色至深红色间系列颜色。
b、溶解性:
微溶于水、有毒。
c、两性:
V2O5两性偏酸。
V2O5+6NaOH=2Na3VO4+3H2O
V2O5+H2SO4=(VO2)2SO4+3H2O
d.酸介质中,中等氧化剂
V2O5+6HCl─→2VOCl2+Cl2↑+3H2O
(蓝色,钒氧基离子)
VO2++Fe2++2H+==VO2++Fe3++H2O
2VO2++H2C2O4+2H+==2VO2++2CO2↑+2H2O
V2O5常用作催化剂、脱水剂、缓蚀剂。
2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)
三、钒酸盐和多钒酸盐
钒酸盐可分为:
偏钒酸盐NaVO3,正钒酸盐Na3VO4,焦钒酸盐Na4V2O7多钒酸盐Na3V3O9
钒酸盐中加H+,随pH降低生成不同程度多钒酸盐:
a、当pH<13时,VO43-离子发生聚合:
2VO43-(淡黄色,1∶4)+2H+→2HVO42-→V2O74-(二钒酸根,1∶3.5)+H2O
b、pH=8.4时,V2O74-离子发生聚合:
3V2O74-+6H+→2V3O93-(三钒酸根,1∶3)+3H2O
c、pH=8-3时,V3O93-离子发生聚合:
10V3O93-+12H+→3V10O286-(十钒酸根,深红色,1∶2.8)+6H2O
d、pH<3时:
V10O286-+H+→HV10O285-→H2V10O284-
e、pH=2时:
H2V10O284-+4H+→5V2O5↓(1∶2.5)+3H2O
f、pH=1时:
V2O5+2H+→2VO2+(1∶2)+H2O
在钒酸根随着酸度的增大的聚合过程中,颜色加深,钒氧比V∶O增大。
钒的比色测定:
在钒酸盐的溶液中加过氧化氢,若溶液是弱碱性、中性或弱酸性时,得黄色的二过氧钒酸离子[VO2(O2)2]3-,此法可用于鉴定钒。
23-6铬
23-6-1概述
一、存在及丰度
Cr的矿物有铬铁矿FeCr2O4(FeO·Cr2O3)、其次是铬铅矿PbCrO4、铬锗石矿Cr2O3。
丰度为0.0083%。
二、性质和用途
Cr的价电子构型为(n-1)d5ns1,6个电子都可以参加成键,具有多种氧化态。
Cr+2HCl(稀)===CrCl2(蓝色)+H2↑
4CrCl2(蓝色)+4HCl+O2(空气)===4CrCl3(绿色)+2H2O
Cr与浓硫酸生成三价盐,但不溶于浓硝酸(钝化),铬可形成保护膜。
硬度、密度大,熔点高,机械性能强。
铬是金属中硬度最大的,并以优良的银白色金属光泽应用于电镀工业.含铬12%的钢称为“不锈钢”。
23-6-2铬的重要化合物
常见氧化态:
+Ⅱ、+Ⅲ、+Ⅵ。
Cr(+Ⅱ):
Cr(H2O)62+,蓝色,还原剂。
Cr(+Ⅲ):
Cr(H2O)63+,紫色,最稳定也最重要的氧化态。
呈氧化还原惰性(晶体场理论的解释,见书754页及753页电势图)。
一、铬(+Ⅲ)的化合物
1、Cr2O3(铬绿)
制备:
直接反应或重铬酸铵分解。
性质:
两性
2、Cr(OH)3
a、制备:
Cr3++OH-=Cr(OH)3(灰蓝色,胶状)↓
b、性质:
两性。
3、Cr(III)盐和亚铬酸盐
Cr2(SO4)3·6H2O(绿色)、Cr2(SO4)3·18H2O(紫色)、Cr2(SO4)3(桃红色),K2SO4·Cr2(SO4)3·24H2O。
在碱性溶液中,Cr(III)有较强的还原性,能被过氧化氢、过氧化钠、Br2等氧化。
2CrO2-+3Na2O2+2H2O===2CrO42-+4H2O+6Na+
在酸性条件下,三价铬以Cr3+离子形式存在,要使其氧化为六价铬则需强氧化剂。
如KMnO4、HIO4、(NH4)2S2O8等。
10Cr3++6MnO4-+11H2O===5Cr2O72-+6Mn2++22H+
4、配合物
Cr(H2O)63+→CrL63+。
Cr3+离子的配位能力很强,表现在:
a、配位体多;
b、几何异构体多(见书756页)。
二、铬(+Ⅵ)的化合物
重铬酸钾(俗称红矾钾)和重铬酸钠(俗称红矾钠)最为重要。
1、氧化物(CrO3)
a、制备:
K2Cr2O7+H2SO4(浓)─→2CrO3↓+K2SO4+H2O
b、性质:
不稳定:
4CrO3=2Cr2O3+3O2(见书759页)
橙红色的CrO3是强氧化剂,还可用于钝化金属。
CH3CH2OH+4CrO3===2CO2+2Cr2O3+3H2O
CrO3俗名“铬酐”,易潮解,溶于水或碱
CrO3+H2O─→H2CrO4(黄色)
CrO3+2NaOH─→Na2CrO4(黄色)+H2O
2、铬酸
A、制备:
CrO3溶于水:
CrO3+H2O→H2CrO4
B、性质:
a、强酸:
H2CrO4的Ka1=4.1,Ka2=10-5.9。
b、脱水:
Cr-O键强度V-O键,CrO42-脱水形成多酸的能力弱于VO43-。
酸性条件下:
2CrO42-(黄色)+2H+=2HCrO4-=Cr2O72-(橙红)+H2O
K=4.2×1014
ⅰCr2O72-与CrO42-间的转化
重铬酸盐和铬酸盐在水溶液中存在下列平衡:
2CrO42-(黄色)+2H+⇋Cr2O72-(橙红色)+H2O
酸性溶液中Cr2O72-为主,碱性溶液中CrO42-为主。
ⅱCrO42-离子的检验
在重铬酸盐溶液中除加碱可转化为铬酸盐外,加Ag+、Pb2+和Ba2+也可转化为相应的铬酸盐。
H2O+4Ag++Cr2O72-====2Ag2CrO4↓(砖红色)+2H+
H2O+2Ba2++Cr2O72-====2BaCrO4↓(黄色)+2H+
H2O+2Pb2++Cr2O72-====2PbCrO4↓(黄色)+2H+
从而使平衡向着生成铬酸盐的方向移动。
实验室也常用Ag+、Pb2+和Ba2+离子来检验CrO42-离子的存在。
ⅳ.重铬酸盐的氧化性
酸性介质中是强氧化剂(比高锰酸根离子的氧化性稍弱),且还原产物均为Cr3+离子。
如:
Cr2O72-+14H++6Fe2+===2Cr3++6Fe3++7H2O
此反应在分析化学中用来测定铁。
3CH3CH2OH+2K2Cr2O7+8H2SO4==3CH3COOH+2K2SO4+2Cr2(SO4)3+11H2O
此反应用于检验司机是否酒后开车。
实验室中常用的铬酸洗液是用热的饱和重铬酸钾溶液与浓硫酸配制的。
2H2SO4(浓)+2K2Cr2O7===2CrO3+2K2SO4+2H2O
4、重铬酸钾的制备
通过铬铁矿与碳酸钠混合在空气中煅烧,使铬氧化成可溶性的铬酸钠:
4Fe(CrO2)2+7O2+8Na2CO3=2Fe2O3+8Na2CrO4+8
- 配套讲稿:
如PPT文件的首页显示word图标,表示该PPT已包含配套word讲稿。双击word图标可打开word文档。
- 特殊限制:
部分文档作品中含有的国旗、国徽等图片,仅作为作品整体效果示例展示,禁止商用。设计者仅对作品中独创性部分享有著作权。
- 关 键 词:
- 第23章 d区金属一第四周期d区金属 23 金属 第四 周期