一.钒及其化合物
1、钒副族元素
钒副族包括钒、铌、钽三种元素，按V、Nb、Ta顺序稳定性依次增强。
2、钒及其化合物
（1）钒
金属钒容易呈钝态，因此在常温下活泼性较低。块状钒在常温下不与空气、水、苛性碱作用，也不与非氧化性的酸作用，但溶于氢氟酸，也溶于强氧化性的酸（如硝酸和王水）中。在高温下，钒与大多数非金属元素反应，并可与熔融苛性碱发生反应。
（2）五氧化二钒
V2O5可通过加热分解偏钒酸铵或三氯氧化钒的水解而制得：
2NH4VO3V2O5+2NH3+H2O2VOCl3+3H2O=V2O5+6HCl
在工业上用氯化焙烧法处理钒铅矿，提取五氧化二钒。
V2O5比TiO2具有较强的酸性和较强的氧化性，它主要显酸性，易溶于碱：
V2O5+6NaOH=2Na3VO4+3H2OV2O5是较强的氧化剂：V2O5+6HCl=2VOCl2+Cl2+3H2O
（3）钒酸盐和多钒酸盐
钒酸盐有偏钒酸盐MVO3、正钒酸盐M3VO4和多钒酸盐（M4V2O7、M3V3O9）等。
例1.（课标Ⅲ）以硅藻土为载体的五氧化二钒（V2O5）是接触法生成硫酸的催化剂。从废钒催化剂中回收V2O5既避免污染环境又有利于资源综合利用。废钒催化剂的主要成分为：
物质
V2O5
V2O4
K2SO4
SiO2
Fe2O3
Al2O3
质量分数/%
2.2~2.9
2.8~3.1
22~28
60~65
1~2
1
以下是一种废钒催化剂回收工艺路线：
回答下列问题：
（1）“酸浸”时V2O5转化为VO2+，反应的离子方程式为___________，同时V2O4转成VO2+。“废渣1”的主要成分是__________________。
（2）“氧化”中欲使3mol的VO2+变为VO2+，则需要氧化剂KClO3至少为______mol。
（3）“中和”作用之一是使钒以V4O?形式存在于溶液中。“废渣2”中含有_______。
（4）“离子交换”和“洗脱”可简单表示为：4ROH+V4O?R4V4O12+4OH?（ROH为强碱性阴离子交换树脂）。为了提高洗脱效率，淋洗液应该呈_____性（填“酸”、“碱”或“中”）。
（5）“流出液”中阳离子最多的是________。
（6）“沉钒”得到偏钒酸铵（NH4VO3）沉淀，写出“煅烧”中发生反应的化学方程式____________。
二.铬及其化合物
1、铬副族的基本性质
周期系第VIB族包括铬、钼、钨三个元素。它们的最高氧化态按Cr、Mo、W的顺序稳定性增强，而低氧化态的稳定性则相反。
2、铬及其化合物
（1）铬
铬比较活泼，能溶于稀HCl、H2SO4，起初生成蓝色Cr2+溶液，而后为空气所氧化成绿色的Cr3+溶液：
Cr+2HCl=CrCl2+H2↑4CrCl2+4HCl+O2=4CrCl3+2H2O
铬在冷、浓HNO3中钝化。
（2）铬(III)的化合物
向Cr3+溶液中逐滴加入2mol·dm–3NaOH，则生成灰绿色Cr(OH)3沉淀。Cr(OH)3具有两性：
Cr(OH)3+3H+=Cr3++3H2OCr(OH)3+OH－=Cr(OH)(亮绿色)
（3）铬酸、铬酸盐和重铬酸盐
若向黄色CrO溶液中加酸，溶液变为橙色Cr2O（重铬酸根）液；反之，向橙色
Cr2O溶液中加碱，又变为CrO黄色液：2CrO(黄色)+2H+Cr2O(橙色)+H2OK=1.2×
H2CrO4是一个较强酸（=4.1，=3.2×10－7），只存在于水溶液中。
氯化铬酰CrO2Cl2是血红色液体，遇水易分解：CrO2Cl2+2H2O=H2CrO4+2HCl
常见的难溶铬酸盐有Ag2CrO4（砖红色）、PbCrO4（黄色）、BaCrO4（黄色）和SrCrO4（黄色）等，它们均溶于强酸生成M2+和Cr2O。
K2Cr2O7是常用的强氧化剂，饱和K2Cr2O7溶液和浓H2SO4混合液用作实验室的洗液。在碱性溶液中将Cr(OH)氧化为CrO，要比在酸性溶液将Cr3+氧化为Cr2O容易得多。而将Cr(VI)转化为Cr(III)，则常在酸性溶液中进行。
10．（北京）K2Cr2O7溶液中存在平衡：Cr2O72-（橙色）+H2O2CrO42-（黄色）+2H+。用K2Cr2O7溶液进行下列实验，结合实验，下列说法不正确的是
A．①中溶液橙色加深，③中溶液变黄
B．②中Cr2O72-被C2H5OH还原
C．对比②和④可知K2Cr2O7酸性溶液氧化性强
D．若向④中加入70%H2SO4溶液至过量，溶液变为橙色
D
1.锰及其化合物
1、锰副族的基本性质
ⅦB族包括锰、锝和铼三个元素。其中只有锰及其化合物有很大实用价值。同其它副族元素性质的递变规律一样，从Mn到Re高氧化态趋向稳定。低氧化态则相反，以Mn2+为最稳定。
2、锰及其化合物
（1）锰
锰是活泼金属，在空气中表面生成一层氧化物保护膜。锰在水中，因表面生成氢氧化锰沉淀而阻止反应继续进行。锰和强酸反应生成Mn(II)盐和氢气。但和冷浓H2SO4反应很慢（钝化）。
（2）锰(II)的化合物
在酸性介质中Mn2+很稳定。但在碱性介质中Mn(II)极易氧化成Mn(IV)化合物。
Mn(OH)2为白色难溶物，Ksp=4.0×10－14，极易被空气氧化，甚至溶于水中的少量氧气也能将其氧化成褐色MnO(OH)2沉淀。2Mn(OH)2+O2=2MnO(OH)2↓
Mn2+在酸性介质中只有遇强氧化剂(NH4)2S2O8、NaBiO3、PbO2、H5IO6时才被氧化。
2Mn2++5S2O+8H2O=2MnO+10SO+16H+
2Mn2++5NaBiO3+14H+=2MnO+5Bi3++5Na++7H2O
（3）锰(IV)的化合物
最重要的Mn(IV)化合物是MnO2，二氧化锰在中性介质中很稳定，在碱性介质中倾向于转化成锰(Ⅵ)酸盐；在酸性介质中是一个强氧化剂，倾向于转化成Mn2+。
2MnO2+2H2SO4(浓)=2MnSO4+O2↑+2H2OMnO2+4HCl(浓)=MnCl2+Cl2↑+2H2O
简单的Mn(IV)盐在水溶液中极不稳定，或水解生成水合二氧化锰MnO(OH)2，或在浓强酸中的和水反应生成氧气和Mn(II)。
（4）锰(VI)的化合物
最重要的Mn(VI)化合物是锰酸钾K2MnO4。在熔融碱中MnO2被空气氧化生成K2MnO4。
2MnO2+O2+4KOH=2K2MnO4(深绿色)+2H2O
在酸性、中性及弱碱性介质中，K2MnO4发生歧化反应：3K2MnO4+2H2O=2KMnO4+MnO2+4KOH
锰酸钾是制备高锰酸钾（KMnO4）的中间体。2MnO+2H2O2MnO+2OH－+H2↑
KMnO4是深紫色晶体，是强氧化剂。和还原剂反应所得产物因溶液酸度不同而异。例如和SO反应：
酸性2MnO+5SO+6H+=2Mn2++5SO+3H2O
近中性2MnO+3SO+H2O=2MnO2+3SO+2OH－
碱性：2MnO+SO+2OH－=2MnO+SO+H2O
MnO在碱性介质中不稳定：4MnO+4OH－=4MnO+O2+2H2O
KMnO4晶体和冷浓H2SO4作用，生成绿褐色油状Mn2O7，它遇有机物即燃烧，受热爆炸分解：
2KMnO4+H2SO4(浓)=Mn2O7+K2SO4+H2O2Mn2O7=3O2+4MnO2
2.锌及其化合物
1.锌单质
锌在含有CO2的潮湿空气中很快变暗，生成一层碱式碳酸锌，它是一层较紧密的保护膜：
4Zn+2O2+3H2O+CO2=ZnCO3·3Zn(OH)2
锌在加热条件下，可以与绝大多数非金属反应，在K时锌在空气中燃烧生成氧化锌。
锌粉与硫磺共热可形成硫化锌。
锌既可以与非氧化性的酸反应又可以与氧化性的酸反应，锌与铝相似，都是两性金属，能溶于强碱溶液中：
Zn+2NaOH+2H2O=Na2[Zn(OH)4]+H2↑
锌和铝又有区别，锌溶于氨水形成氨配离子，而铝不溶于氨水形成配离子：
Zn+4NH3+2H2O=[Zn(NH3)4]2++H2↑+2OH－
2.锌的化合物
Zn2+无色，故一般化合物也无色。如ZnS（白色、难溶）ZnI2（无色、易溶）。
Zn2+溶液中加适量碱，发生如下反应：
Zn2++2OH－=Zn(OH)2↓(白色)，Zn(OH)2为两性，既可溶于酸又可溶于碱。受热脱水变为ZnO。
ZnCl2是固体盐中溶解度最大的（K，g/gH2O）它在浓溶液中形成配合酸：
ZnCl2+H2O=H[ZnCl2(OH)]
这种酸有显著的酸性，能溶解金属氧化物：FeO+2H[ZnCl2(OH)]=Fe[ZnCl2(OH)]2+H2O
故ZnCl2的浓溶液用作焊药。
铁及其化合物
一．铁原子结构和性质：
1.铁是过渡元素，原子结构示意图：，位于第四周期，第Ⅷ族，主要化合价：+2、+3。
2.物理性质：银白色光泽、密度大，熔沸点高，延展性、导电、导热性较好、能被磁铁吸引。
3.化学性质
性质
铁
与非金属反应
2Fe+3Cl22FeCl3Fe+SFeS
3Fe+2O2Fe3O4Fe+I2=FeI2
与盐酸反应
Fe+2HCl====FeCl2+H2↑
遇冷浓硝酸、浓硫酸钝化；与氧化性酸反应不产生H2，且氧化性酸过量时生成Fe3+
与盐溶液反应
Fe+CuSO4=CuSO4+Fe
Fe+2Fe3+=3Fe2+
与水反应
3Fe+4H2O(g)Fe3O4+4H2
二.铁的氧化物及氢氧化物
1.铁的氧化物
物质
FeO
Fe2O3(铁红)
Fe3O4(磁性氧化铁)
化合价
+2
+2
+2、+3
色、态
黑色粉未
红棕色粉未
黑色晶体
水溶性
均不溶于水
和H+反应
FeO+2H+=Fe2++H2O
Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2O
Fe3O4+8H+=2Fe3++Fe2++4H2O
与CO
的反应
FexOy+yCOxFe+yCO2
稳定性
在空气中氧化为Fe3O4
空气中稳定
在空气中稳定
制备
高温熔融，过量的铁与O2反应：2Fe+O22FeO
氢氧化铁加热分解
2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O
铁在氧气中燃烧
3Fe+2O2Fe3O4
Fe3O4中有1/3的Fe是+2价，有2/3的Fe是+3价，可写成FeO·Fe2O3，但不能认为Fe3O4是FeO和Fe2O3的混合物，实际上是纯净物。
1.铁的氢氧化物
物质
氢氧化亚铁(Fe(OH)2)
氢氧化铁Fe(OH)3
色态
白色固体
红褐色固体
水溶性
难溶于水
与酸反应
Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2O
Fe(OH)3+3H+=Fe3++3H2O
与强氧
化酸反应
3Fe(OH)2+10HNO3=3Fe(NO3)3+NO↑+8H2O
Fe(OH)3+3H+=Fe3++3H2O
稳定性
不稳定，易被空气中的氧气氧化，颜色变化：白色→灰绿色→红褐色
4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3
较稳定空气中久置会部分失水成铁锈受热易分解
实
验
室
制
备
①煮沸蒸馏水，赶走溶解的氧气②煮沸NaOH溶液，赶走溶解的氧气③配制FeSO4溶液，加少量的还原铁粉④用长滴管将NaOH溶液送入FeSO4溶液液面以下
Fe2++2OH-=Fe(OH)2↓
铁盐与可溶性碱反应
Fe3++3OH-=Fe(OH)3↓
三.Fe2+、Fe3+离子的性质以及应用
1.Fe只具有还原性，可以被氧化成Fe2+和Fe3+，也可由Fe2+、Fe3+还原而得到Fe；Fe2+既具有氧化性又具有还原性，但主要表现为还原性，当遇到强氧化剂时，被氧化为Fe3+，遇到较强的还原剂时，被还原为Fe；Fe3+具有较强的氧化性，可被具有较强还原性的物质还原为Fe2+或者Fe。它们之间能相互转变，其关系如下所示(常称为铁三角)
2.Fe2+、Fe3+离子的检验方法
方法
Fe2+
Fe3+
观察溶液颜色
浅绿色
黄色
加碱溶液
先产生白色沉淀，迅速变为灰绿色，最后变为红褐色
产生红褐色沉淀
加SCN—溶液
无现象
变红
加苯酚溶液
无现象
变为紫色
3.Fe2+、Fe3+离子的应用：
⑴共存问题
①Fe2+在酸性条件下不能与强氧化性离子共存，如：NO3-、MnO4-、ClO-等。不能
发生复分解和双水解反应的离子共存，如：OH-、CO32-、HCO3-、S2-、SO32-等。
②Fe3+：不能与还原性离子共存，如：I-、S2-、SO32-等。不能与发生复分解和双水解反应的离子共存，如：OH-、CO32-、HCO3-、AlO2-等；不能与SCN-共存；不能与苯酚共存。
⑵分离与提纯
①FeCl2（杂质FeCl3），加入铁钉或铁粉后过滤。
②FeCl3（杂质FeCl2），通入Cl2或滴加氯水或加入“绿色”氧化剂H2O2：离子方程式:2Fe2++H2O2+2H+2Fe3++2H2O
铜及其化合物
一.铜的物理性质和用途
铜是红色的固体，能导电，据此性质，铜可以用作导线。铜还有许多重要的合金，如青铜、黄铜等。
二.铜的化学性质
铜属于不活泼的金属，因此它不能置换出酸或水中的氢。
1.铜与非金属的反应
与氧气反应：2Cu+O22CuO
在潮湿空气中还可发生腐蚀生成绿色的铜锈：2Cu+CO2+H2O+O2=Cu2（OH）2CO3
2.与其它非金属的反应：
Cu+Cl2CuCl2，2Cu+SCu2S
3.与酸的反应
铜与非氧化性酸（如盐酸、磷酸等）不反应。
铜与强氧化性酸（如浓硫酸、硝酸等）能反应，但不生成氢气。
3Cu+8HNO3=3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O
4.与盐溶液的反应
Cu+2AgNO3=Cu（NO3）2+2Ag，Cu+2FeCl3=2FeCl2+CuCl2
三.铜的冶炼
工业上，主要采用高温冶炼黄铜矿的方法获得铜。这种方法冶炼的铜，其含量为99.5%∽99.7%，还有Ag、Au、Fe、Zn等杂质。要达到电气化生产铜的要求，这种由黄铜矿高温冶炼的铜还必须经过电解精炼，电解精炼得到的铜，其含量高达99.95%∽99.98%。
电解精炼铜是如何除去Ag、Au、Fe、Zn等杂质的？
电解精炼铜时，阳极材料：粗铜，阴极材料：纯铜，电解质溶液：CuSO4。
四.铜的重要化合物
1.CuO在高温下分解：2CuOCu2O+O2↑。CuO为黑色而Cu2O为红色，氧化铜可作为铜盐的原料，氧化亚铜可作为制造玻璃、搪瓷的红色颜料。
2.CuSO4及CuSO4·5H2O
硫酸铜晶体（CuSO4·5H2O）俗名胆矾或蓝矾。
CuSO4·5H2O受热分解的化学方程式为：CuSO4·5H2OCuSO4+5H2O↑
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