试讨论钒副族元素的物理性质化学性质的变化规律
试讨论钒副族元素的物理性质化学性质的变化规律
物理性质
钒是一种银灰色的金属。熔点1890±10℃，属于高熔点稀有金属之列。它的沸点3380℃，纯钒质坚硬，无磁性，具有延展性，但是若含有少量的杂质，尤其是氮，氧，氢等，能显著降低其可塑性。
原子体积（立方厘米/摩尔）8.78
相对原子质量50.94
莫氏硬度7
声音在其中的传播速率（m/s）4560
密度（g/cm3）5.96
熔点1890±10℃
沸点3000℃
原子序数23
质子数23
中子数37
电子数23
晶体结构：晶胞为体心立方晶胞，每个晶胞含有2个金属原子。
[5]
晶胞参数：
a = 303 pmα= 90°
b = 303 pmβ= 90°
c = 303 pmγ= 90°
化学性质
基本性质
钒的性质和钽以及铌相似，英国化学家罗斯科研究了它的性质，确定它与钽和铌相似，这为它们三个在元素周期表中共建一个分族建立了基础。钒属于中等活泼的金属，化合价+2、+3、+4和+5。其中以5价态为最稳定，其次是4价态，五价钒的化合物具有氧化性能，低价钒则具有还原性。钒的价态越低还原性越强。电离能为6.74电子伏特，具有耐盐酸和硫酸的本领，并且在耐气、耐盐、耐水腐蚀的性能要比大多数不锈钢好。钒空气中不被氧化，可溶于氢氟酸、硝酸和王水。[6]
所属周期4
所属族数VB
电子层分布2-8-11-2
电子层2-8-11-2
价电子排布K-L-M-N
氧化态V+3, V+4, V+5 ,V-3, V-1, V0, V+1, V+2
外围电子层排布3d3 4s2
核电荷数23
电离能(kJ /mol)：
M - M+ 650
650
M+ - M2+1414
M2+ - M3+2828
M4+ - M5+6294
M5+ - M6+12362
M6+ - M7+14489
M7+ - M8+16760
M8+ - M9+19860
M9+ - M10+22240
化合物
钒能分别以二、三、四、五价于氧结合，形成四种氧化物，一氧化钒，三氧化二钒，二氧化钒，五氧化二钒。他们的性质如下：氧化物高温下，金属钒很容易与氧和氮作用。当金属钒在空气中加热时，钒氧化成棕黑色的三氧钒、深蓝色的四氧化二钒，并最终成为桔黄色的五氧化二钒：
钒在氮气中加热至900~1300℃会生成氮化钒。钒与碳在高温下可生成碳化钒，但碳化反应必须在真空中进行。当钒在真空下或惰性气氛中与硅、硼、磷、砷一同加热时，可形成相应的硅化物、硼化物、磷化物和砷化物。不同价态的钒离子有不同的颜色：（VO2）+颜色为浅黄色或深绿色，（VO）2+颜色为蓝色，V3+为绿色，V2+为紫色。
我们平常说的钒盐是指这几种：含有V4+的，含有(VO3)-的（偏钒酸盐），含有(VO4)3-的（正钒酸盐），他们包括：偏钒酸铵、偏
钒酸钠、偏钒酸钾、正钒酸钠、焦钒酸钠；四价盐：硫酸氧钒、草酸氧钒；四氯化钒等卤化钒类；三氯氧钒等卤氧化钒类。
钒的盐类的颜色真是五光十色，有绿的、红的、黑的、黄的，
绿的碧如翡翠，黑的犹如浓墨。如二价钒盐常呈紫色；三价钒盐呈绿色，四价钒盐呈浅蓝色，四价钒的碱性衍生物常是棕色或黑色，而五氧化二钒则是红色的。这些色彩缤纷的钒的化合物，被制成鲜艳的颜料：把它们加到玻璃中，制成彩色玻璃，也可以用来制造各种墨水。
2021年高考考前纠错之金属元素及其化合物：五、钒和铬及其化合物
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挨次稳定性依次增加。 2、钒及其化合物 （1）钒 金属钒简洁呈钝态，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： 2NH4VO 3 V2O5 + 2NH3 + H2O 2VOCl3 + 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 + 3H2O V2O5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.（2022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既避开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V2O5V2O4K2SO4SiO2Fe2O3Al2O3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3 mol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V4O124−形式存在于溶液中。“废渣2”中含有_______。 （4）“离子交换”和“洗脱”可简洁表示为：4ROH+ V4O124−R4V4O12+4OH−（ROH为强碱性阴离子交换树脂）。为了提高洗脱效率，淋洗液应当呈_____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____________。 【答案】（1）V2O5＋2H＋=2VO2＋＋H2O；SiO2；（2）0.5；（3）Fe(OH)3、Al(OH)3；（4）碱；（5）K＋；（6）2NH4VO3高温V2O5＋H2O＋2NH3↑。 （4）依据方程式可知为了提高洗脱效率，反应应当向逆反应方向进行，因此淋洗液应当呈碱性。 （5）由于前面加入了氯酸钾和氢氧化钾，则“流出液”中阳离子最多的是钾离子。 （6）依据原子守恒可知偏钒酸铵（NH4VO3）“煅烧”生成七氧化二钒、氨气和水，发生反应的化学方程式为 2NH4VO3高温V2O5＋H2O＋2NH3↑。 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的挨次稳定性增加，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2 mol·dm–3 NaOH，则生成灰绿色Cr(OH)3沉淀。Cr(OH)3具有两性： Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O Cr(OH)3 +OH－= Cr(OH)-4(亮绿色) （3）铬酸、铬酸盐和重铬酸盐 若向黄色CrO-2 4 溶液中加酸，溶液变为橙色Cr2O-27（重铬酸根）液；反之，向橙色 Cr2O-27溶液中加碱，又变为CrO-24黄色液：2 CrO-24(黄色) + 2H+Cr2O-27(橙色) + H2O K = 1.2×1014 H2CrO4是一个较强酸（ 1 a K= 4.1， 2 a K= 3.2×10－7），只存在于水溶液中。
试讨论钒副族元素的物理性质化学性质的变化规律
试讨论钒副族元素的物理性质化学性质的变化规律 物理性质 钒是一种银灰色的金属。熔点1890±10℃，属于高熔点稀有金属之列。它的沸点3380℃，纯钒质坚硬，无磁性，具有延展性，但是若含有少量的杂质，尤其是氮，氧，氢等，能显著降低其可塑性。 原子体积（立方厘米/摩尔）8.78 相对原子质量50.94 莫氏硬度7 声音在其中的传播速率（m/s）4560 密度（g/cm3）5.96 熔点1890±10℃ 沸点3000℃ 原子序数23 质子数23 中子数37 电子数23 晶体结构：晶胞为体心立方晶胞，每个晶胞含有2个金属原子。 [5] 晶胞参数： a = 303 pmα= 90° b = 303 pmβ= 90°
c = 303 pmγ= 90° 化学性质 基本性质 钒的性质和钽以及铌相似，英国化学家罗斯科研究了它的性质，确定它与钽和铌相似，这为它们三个在元素周期表中共建一个分族建立了基础。钒属于中等活泼的金属，化合价+2、+3、+4和+5。其中以5价态为最稳定，其次是4价态，五价钒的化合物具有氧化性能，低价钒则具有还原性。钒的价态越低还原性越强。电离能为6.74电子伏特，具有耐盐酸和硫酸的本领，并且在耐气、耐盐、耐水腐蚀的性能要比大多数不锈钢好。钒空气中不被氧化，可溶于氢氟酸、硝酸和王水。[6] 所属周期4 所属族数VB 电子层分布2-8-11-2 电子层2-8-11-2 价电子排布K-L-M-N 氧化态V+3, V+4, V+5 ,V-3, V-1, V0, V+1, V+2 外围电子层排布3d3 4s2 核电荷数23 电离能(kJ /mol)： M - M+ 650 650
钒的物化性质
一、钒的物理性质 钒属于元素周期表第VB族。它与其他VB族金属一样，具有体心立方结构，没有任何晶型变化，致密钒的外观呈浅灰色，熔点较高，在冶金分类上与同一副族的铌和钽同属于稀有高熔点金属。琪硬度和抗拉强度极限与加工和热处理状况及杂质含量有密切关系。纯钒具有良好的可塑性，在常温下可轧成片、箔和拉成丝。少量的杂质，特别是碳、氧、氮和氢等间隙元素，可使钒的可塑性降低，硬度和脆性增加。 钒的物理性质
二、钒的化学性质 钒原子的价电子结构为3d34s2，五个价电子都可以参加成健，能生成+2、+3、+4、+5氧化态的化合物，其中以五价钒的化合物较稳定。五价钒的化合物具有氧化性能，低价钒则具有还原性。钒的价态越低还原性越强。 不同价态的钒离子在酸性溶液中具有不同的颜色。因此，可以根据离子的颜色和颜色的深浅初步鉴别酸性溶液中钒离子的价态和离子浓度。 室温下金属钒较稳定，不与空气、水和碱作用，也能耐稀酸。高温下，金属钒很容易与氧化氮作用。当金属钒在空气中加热时，钒氧化成棕黑色的三氧化二钒、铁红色的四氧化二钒，并最终成为桔黄色的五氧化二钒。钒在氮气中加热至900~1300℃会生成氮化钒。钒与碳在高温下可生成碳化钒，但碳化反应必须在真空中进行。当钒在真空下或惰性气氛中与硅、硼、磷、砷一同加热时，可形成相应的硅化物、硼化物、磷化物和砷化物。 三、钒的主要化合物 3、1、氧化物 钒与氧形成众多的氧化物，但公认的主要氧化物为V2O5、V2O4、V2O3和VO，他们的主要性质见下表：
3、2、钒酸 VO2是两性氧化物，能与碱形成四价钒的钒酸盐。五价钒的氧化物是酸性较强的两性氧化物，它与碱形成的钒酸盐的趋势更为明显。钒在溶液中的聚合状态不仅与溶液的酸度有关，而且也与其浓度关系密切。 3、3、钒酸盐 通常说的钒酸盐多指含（V）V的钒酸盐。钒酸盐分偏矾酸盐MVO3、正钒酸盐M3VO4、和焦钒酸盐M4V2O7，式中M代表一价金属。Bi、Ca、Cd、Cr、Co、Cu、Fe、Pb、Mg、Mn、Ni、K、Ag、Na、Sn和Zn均能生成钒酸盐。碱金属和镁的偏矾酸盐可溶于水，得到的溶液呈淡黄色。其他金属的钒酸盐不大能溶于水。 对钒冶金而言，最重要的钒酸盐是钒酸钠和偏钒酸铵。 3、3、1、钒酸钠 偏钒酸钠（NaVO3）、焦钒酸钠（Na4V2O7）和正钒酸钠（Na3VO4）比较常见，它们在水中易溶解，生成水合物。以偏钒酸钠为例，在35℃以上时它能从其溶液中结晶出无水结晶，而在35℃以下则析出NaVO3·２Ｈ２Ｏ。偏钒酸钠的溶解度随温度升高而增加。 3、3、2、钒酸铵 偏钒酸铵在钒的湿法冶金中占有重要地位。偏钒酸铵为白色或微黄色的晶体粉末，微溶于水和氨水，难溶于冷水。它在不同温度下在水中溶解度也不尽相同。
化学元素周期表变化规律
页脚. 主族元素原子依次增大 同 同周期相同 主 族 依 同周期依次增多 相 次 同 增 由 同周期依次减小（0族除外） 多 小 到 同 大 主 族 由 小 到 大 同周期最高正价依次升高负价=n-8(F 除外) 同周期金属性逐渐减弱非金属性增强 同周期增强 同周期酸性逐渐增强碱性减弱 同主族酸性减弱碱性增强 同主族逐渐减弱 同主族金属性逐渐增强；非金属性逐渐 减弱 同主族最高正价相同 原子半径 核电荷数 电子层数 最外层电子数 化合价 金属性非金属性 气态氢化物稳定性 最高价氧化物对应水化物酸碱性
元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 注意：原子半径在VIB族及此后各副族元素中出现反常现象。从钛至锆，其原子半径合乎规律地增加，这主要是增加电子层数造成的。然而从锆至铪，尽管也增加了一个电子层，但半径反而减小了，这是与它们对应的前一族元素是钇至镧，原子半径也合乎规律地增加（电子层数增加）。然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素，由于电子层数没有改变，随着有效核电荷数略有增加，原子半径依次收缩，这种现象称为“镧系收缩”。镧系收缩的结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响，出现了铪的原子半径反而比锆小的“反常”现象。 2 元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 3 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 4 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 5 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 6 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 7 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原页脚.
副族元素性质范文
副族元素性质范文 副族元素，也称为过渡元素，是指元素周期表中3d，4d，5d，和6d 区的元素，也就是处于d轨道上的元素。副族元素包括了钪（Sc）、钛（Ti）、钒（V）、铬（Cr）、锰（Mn）、铁（Fe）、钴（Co）、镍（Ni）、铜（Cu）、锌（Zn）、银（Ag）、钯（Pd）、铋（Cd）、铳（In）、锡（Sn）、锑（Sb）、碲（Te）、碘（I）、铼（Re）、铉（Xe）、钨（W）、铅（Pb）、铂（Pt）、金（Au）等共有38个元素。 副族元素的性质具有一定的特点，但也因原子序数增大而出现一定的 规律性变化。下面将从电子结构、化学性质以及物理性质三个方面来介绍 副族元素的性质。 1.电子结构特点 副族元素的电子结构具有共同的特点，即具有不满的d轨道电子。副 族元素中的第一周期元素钪（Sc）有3个d电子，第二周期的钛（Ti）有 2个d电子，第三周期的钒（V）有1个d电子，而第四周期的铬（Cr） 则具有4个d电子，以此类推。这种不满的d轨道电子对化学性质有很大 影响。 2.化学性质特点 副族元素的化学性质表现出明显的变化规律。在同一周期内，副族元 素的电负性逐渐增加。例如，钛的电负性较低，而铑的电负性较高。不同 副族元素的金属性和非金属性也有差异，有的副族元素主要呈现金属性， 如钪、钛、铁等；而有的副族元素则呈现非金属性，如锰、铬、镉等。此外，副族元素的物理性质与其化学性质有密切关系，如导电性、热导性等。 3.物理性质特点
副族元素的物理性质主要表现为熔点和沸点的逐渐增加。随着原子序数的增加，副族元素的熔点和沸点逐渐增高。例如，从锌（Zn）到铯（Cs），熔点从419℃升高到281℃；从铜（Cu）到铁（Fe），熔点从1083℃升高到1535℃。副族元素的密度也呈现出一定的规律性变化，总体上呈现上升趋势。 副族元素性质的变化规律是由于元素的原子结构和元素间的相互作用所决定的。副族元素的电子结构决定了其化学性质，而原子的大小、电子云的形状、电子排布等则决定了副族元素的物理性质。此外，副族元素的性质还受外界因素的影响，如温度、压力等。 总的来说，副族元素具有共同的电子结构特点，即具有不满的d轨道电子。这导致副族元素的化学性质和物理性质具有一定的规律性变化。副族元素的性质对于材料科学、化学工业、能源领域等具有重要意义，研究副族元素的性质可以为新材料的设计和开发提供有益参考。
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座 第12讲 副族元素及其化合物-典型例题与知能训练
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座 第12讲 副族元素及其化合物 【竞赛要求】 钛、钒、铬、锰、铁、钴、镍、铜、银、金、锌、汞、钼、钨。过渡元素氧化态。氧化物和氢氧化物的酸碱性和两性。水溶液中的常见离子的颜色、化学性质、定性检出（不使用特殊试剂）和分离。制备单质的一般方法。 【典型例题】 例1、市场上出现过一种一氧化碳检测器，其外观像一张塑料信用卡，正中由一个直径不到2cm 的小窗口，露出橙红色固态物质。若发现橙红色转为黑色而在短时间内不复原，表明室内一氧化碳浓度超标，有中毒危险。一氧化碳不超标时，橙红色虽也会变黑却能很快复原。已知检测器的化学成分：亲水性硅胶、氯化钙、固体酸H 8[Si(Mo 2O 7)6]·28H 2O 、CuCl 2·2H 2O 和PdCl 2·H 2O （注橙红色为复合色，不必细究）。 （1）CO 与PdCl 2·H 2O 的反应方程式为 。 （2）（1）的产物之一与CuCl 2·2H 2O 反应而复原，化学方程式为 。 （3）（2）的产物之一复原的反应方程式为 。 分析：CO 与PdCl 2·H 2O 产物是Pd 、HCl 和CO 2，只有Pd 与CuCl 2反应能复原。CuCl 2与Pd 反应生成Cu 还是CuCl 呢？因为Cu(I) 比Cu(0) 更易被氧化，只能是CuCl （CuCl 可被空气中的O 2氧化成CuCl 2）。 解：（1）CO + PdCl 2·H 2O = CO 2 + Pd + 2HCl + H 2O （2）Pd + CuCl 2·2H 2O = PdCl 2·2H 2O + 2CuCl + 2H 2O （3）4CuCl + 4HCl + 6H 2O + O 2 = 4CuCl 2·2H 2O 例2、铬的化学性质丰富多彩实验结果常出人意料。将过量30%的H 2O 2加入（NH 4）2CrO 4的氨水溶液，加热至50℃后冷却至 0℃，析出暗棕红色晶体A 。元素分析报告：A 含Cr 31.1%，N 25.1%，H 5.4%。在极性溶剂中A 不导电。红外图谱证实A 有N —H 键，且与游离氨分子键能相差不太大，还证实A 中的铬原子周围有7个配位原子提供孤对电子与铬原子形成配位键，呈五角双锥构型。 （1）以上信息表明A 的化学式为 ，请画出A 的可能结构式。 （2）A 中铬的氧化数是多少？ （3）预期A 最特征的化学性质是什么？ （4）写出生成晶体A 的化学方程式 。 分析：①元素分析报告表明A 中Cr ︰N ︰H ︰O = 52%1.31︰14%1.25︰1%4.5︰16 %4.38= 1︰3︰9︰4，A 的最简化学式为CrN 3H 9O 4。 ②A 在极性溶剂中不导电，说明A 中无外界。 ③红外图谱证实A 中与NH 3参与配位。 ④A 中有7个配位原子，五角双锥构型，故A 中三氮四氧全配位。 解：（1）A 的化学式为Cr(NH 3)3O 4或CrN 3H 9O 4，A 的可能结构式如下图： O O O O Gr NH 3 N H 3 NH 3
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座：第12讲《副族元素及其化合物》
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座 第12讲副族元素及其化合物 【竞赛要求】 钛、钒、铬、锰、铁、钴、镍、铜、银、金、锌、汞、钼、钨。过渡元素氧化态。氧化物和氢氧化物的酸碱性和两性。水溶液中的常见离子的颜色、化学性质、定性检出（不使用特殊试剂）和分离。制备单质的一般方法。 【知识梳理】 一、通论 d区元素是指IIIB~VIII族元素，ds区元素是指IB、IIB族元素。d区元素的外围电子构型是(n－1)d1~10ns1~2（Pd例外），ds区元素的外围电子构型是(n－1)d10ns1~2。它们分布在第4、5、6周期之中，而我们主要讨论第4周期的d区和ds区元素。 第4周期d区、ds区元素某些性质 *（）内为不稳定氧化态。 同一周期的d区或ds区元素有许多相似性，如金属性递变不明显、原子半径、电离势等随原子序数增加虽有变化，但不显著，都反映出d区或ds区元素从左至右的水平相似性。 d区或ds区元素有许多共同的性质：
（1）它们都是金属，因为它们最外层都只有1~2个电子。它们的硬度大，熔、沸点较高。第4周期d区元素都是比较活泼的金属，题目能置换酸中的氢；而第5、6周期的d区元素较不活泼，它们很难和酸作用。 （2）除少数例外，它们都存在多种氧化态，且相邻两个氧化态的差值为1或2，如Mn，它有–1，0，1，2，3，4，5，6，7；而p区元素相邻两氧化态间的差值常是2，如Cl，它有–1，0，1，3，5，7等氧化态。最高氧化态和族号相等，但VIII族除外。第4周期d区元素最高氧化态的化合物一般不稳定；而第5、6周期d区元素最高氧化态的化合物则比较稳定，且最高氧化态化合物主要以氧化物、含氧酸或氟化物的形式存在，如WO3、WF6、MnO-4、FeO-24、CrO-24等，最低氧化态的化合物主要以配合物形式存在，如[Cr(CO)5]2– （3）它们的水合离子和酸根离子常呈现一定的颜色。这些离子的颜色同它们的离子存在未成对的d电子发生跃迁有关。 某些d去元素水合离子的颜色 电子构型未成对电子数阳离子水合离子颜色 3d00 Sc3+ Ti4+ 无色 无色 3d11 1 Ti3+ V4+ 紫色 蓝色 3d2 2 V3+绿色 3d33 3 V2+ Cr3+ 紫色 紫色 3d44 4 Mn3+ Cr2+ 紫色 蓝色 3d55 5 Mn2+ Fe3+ 肉色 浅紫色 3d6 4 Fe2+绿色 3d7 3 Co2+粉红色 3d8 2 Ni2+绿色 3d9 1 Cu2+蓝色 3d100 Zn2+无色 常见酸根离子的颜色有： CrO-24（黄色）、Cr2O-27（橙色）、MnO-24（绿色）、MnO-4（紫红色）。 （4）它们的原子或离子形成配合物的倾向都较大。因为它们的电子构型具有接受配体孤
元素性质的周期性变化的规律
元素性质的周期性变化的规律 元素性质的周期性变化是指元素的一些物理和化学性质随着元素原子 序数的增加而出现规律性变化的现象。这一周期性的变化反映了元素内电 子结构的变化。本文将从周期表的发现开始，介绍元素性质周期性变化的 规律、主要原因以及应用。 周期表的发现 元素周期表是化学家门捷列夫于1869年提出的化学元素分类图表。 在这个表中，元素按照原子序数的递增排列，同时可以根据元素的周期性 变化进行分组。化学家门捷列夫根据元素的性质绘制了第一版的周期表， 并发现了元素周期性变化的规律。 1.原子半径：随着元素原子序数的增加，原子半径呈现周期性变化。 在同周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小。在同族内，随着 原子序数的增加，原子半径逐渐增加。 2.电离能：电离能是指从一个原子或离子中移去一个电子所需要的能量。随着元素原子序数的增加，第一电离能呈现周期性变化。在同周期内，随着原子序数的增加，第一电离能逐渐增加。在同族内，随着原子序数的 增加，第一电离能逐渐减小。 3.电负性：电负性是指元素吸引和结合电子的能力。随着元素原子序 数的增加，电负性呈现周期性变化。在同周期内，随着原子序数的增加， 元素的电负性逐渐增加。在同族内，随着原子序数的增加，元素的电负性 逐渐减小。 4.酸性：酸性是指物质在溶液中释放出H+离子的能力。随着元素原 子序数的增加，酸性呈现周期性变化。在同周期内，随着原子序数的增加，
元素的酸性逐渐减弱。在同族内，随着原子序数的增加，元素的酸性逐渐增强。 5.金属性：金属性是指元素的物理和化学性质，如导电性、延展性和反射性等。随着元素原子序数的增加，金属性呈现周期性变化。在同周期内，随着原子序数的增加，元素的金属性逐渐减弱。在同族内，随着原子序数的增加，元素的金属性逐渐增强。 6.化合价：化合价是指一个原子和其他原子形成化合物时与其他原子相连的价数，即原子化学价。随着元素原子序数的增加，化合价呈现周期性变化。在同周期内，随着原子序数的增加，元素的最高可达价数逐渐增加。在同族内，元素的最高可达价数保持不变。 周期性变化的主要原因 元素性质周期性变化的主要原因是电子结构的变化。原子的电子结构决定了元素原子半径、电离能、电负性、酸性、金属性和化合价等性质。周期表中的元素按照原子序数增加的顺序排列，相应的周期性变化反映了电子结构的变化。随着原子序数的增加，元素的电子壳层数增加，电子填充的规律也发生变化，从而导致元素性质的周期性变化。 应用 元素性质周期性变化的规律与周期表的发现为研究和应用元素提供了重要的依据。利用周期性变化的规律，可以预测或解释元素的性质，为元素的化学反应和物理性质提供指导。周期表也为元素的分类和整理提供了便利，便于学习和记忆。周期表的使用也可以拓展人们对元素的认知，探索新的元素性质和化合物。 总结
元素性质的周期性变化的规律
元素性质的周期性变化的规律 一、原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；但由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子 所以, 同种元素 1 阳离子半径原子半径 3 阴离子半径>阳离子半径。短周期中电子填充到最外电子层，同层电子间屏蔽效应弱，因此有效核电荷增加显著，而电子层数不变，核对外层电子吸引力逐渐变大，所以短周期元素原子半径从左到右递减较快。长周期元素中，从第 3（ⅢB）族开始，电子填充至到次外层上，这新增加到次外层上的电子对外层电子屏蔽作用强。因此，随核电荷的增加而有效核电荷却增加不多。同一族元素中，由上至下虽然核电荷增加较多，但相邻两元素之间依次增加一个电子层因而屏蔽作用也较大，结果有效核电荷增加不显著。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。主族中从上到下核电荷明显增大，但随电子层数的增加，屏蔽作用增加，因而有效核电荷增加不明显，由于电子层数的增加，原子半径明显增大；副族的过渡元素，第一过渡系与第二过渡系由于有效核电荷增大不及电子层增加的作用，原子半径增大。但由于镧系收缩，使第二、第三过度系同族元素的半径几乎不变，有的甚至减小。 二、电离能 同周期主族元素从左到右作用到最外层电子上的有效核电荷逐渐增大，半径逐渐减小，电离能也逐渐增大，稀有气体由于具有稳定的电子层结构，其电离能最大，故同周期元素从强金属性逐渐变到非金属性，直至强非金属性。同周期副族元素从左至右，由于有效核电荷增加不多，原子半径减小缓慢，有电离能增加不如主族元素明显。由于最外层只有两个电子，过渡元素均表现金属性。同一主族元素从上到下，原子半径增加，有效核电荷增加不多，则原子半径增大的影响起主要作用，电离能由大变小，元素的金属性逐渐增强。同一副族电离能变化不规则。
单质钒的性质及其化学反应(详细版)
单质钒的性质及其化学反应 1单质钒的物理性质 钒是一种单晶金属，呈银灰色，具有体心立方晶格，曾发现在1550℃以及－28～－38℃时有多晶转变。钒的力学性质与其纯度及生产方法密切相关。O、H、N、C等杂质会使其性质变脆，少量则可提高其硬度及剪切力，但会降低其延展性。钒的主要物理性质见表1，钒的力学性质如表2所示。 表1 金属钒的物理性质 钒同位素46V 47V 48V 49V 50V 51V 52V 53V 54V 半衰期0.426s 33min 16.0d 330d 6×1015a 稳定 3.75min 2.0min 55s 丰度/% 0.25 99.75 ①c p＝a＋b T＋c T 2＋d T －2；②c p＝a＋b T＋c T 2，式中，T为温度，K。 表2 金属钒的力学性质 性质工业纯品高纯品抗拉强度σb/MPa 245～450 210～250 180 延展性/% 10～15 40～60 40 维氏硬度HV/MPa 80～150 60 60～70 弹性模量/GPa 137～147 120～130 泊松比0.35 0.36
屈服强度/MPa 125～180 2单质钒的化学性质 由图1可见，钒在周期表中位于第4周期、VB族，属于过渡金属元素中的高熔点元素，包括Ti、Zr、Hf、V、Nb、Ta、Cr、Mo、W、Re等10个元素。 它们的特点是：具有很高的熔点，例如钨的熔点是3180℃，钼的熔点是2610℃，它们主要是用作合金的添加剂，有些也可以单独使用，其中某些金属在高温下具有抗氧化性、高硬度、高耐磨性。但这些金属的力学性质与其纯度和制备方法密切相关，少量的晶间杂质，会使其硬度和强度明显提高，但却使其延展性下降。 在原子结构方面，这些元素的外电子层具有相同的电子数，一般有两个电子（少数是一个电子），而在次外电子层的电子数目则依次递增，其化学性质介于典型金属与弱典型金属之间，处于过渡状态，具有彼此相互接近的性质，其共同的特点是： 图1 高熔点元素在周期表中的位置 （1）这些元素外电子层的电子比较稳定，但较易失去次外电子层的电子，而形成不同价态的离子，例如钒可以形成－1、＋2、＋3、＋4、＋5的价态，而Ti则可以形成＋2、＋3、＋4的价态。图2所示为钒原子核的结构图。
钒化合物性质
A.物理性质 钒是一种单晶金属， 呈银灰色，具有体心立方晶格，曾发现在1550 C 以及—28〜—38 C 性质 数值 性质 数值 原子序数 23 热导率(100 C )/J • (cm • s • K) —1 原子量 外观 浅灰 晶格结构 体心立方 外电子层 3d 34s 2 晶格常数a /mm 焓(298K)/kJ • (mol • K)— 1 密度/kg • m 3 6110 熵(298K)/J • (mol • K) 一1 熔点/ c 1890〜1929 热容c p (298K 液态) ―1 /kJ • (mol • K) 沸点/ c 3350〜3409 熔化热/kJ • mol 热容C p ①(298〜990K) ―1 /kJ • (mol • K) 烝气压/Pa x 10-6(1200 C ) (2067 C ) (2190K) (2600K) —1 蒸发热/kJ • mol 444〜502 ② 热容C p ②(900〜2200K) ―1 /kJ • (mol • K) 线膨胀系数 一 1 (20 〜200 C )/K 〜X 10 — 6 比电阻(20 C ) /卩@・cm —1 温度系数(100 c )/cm • K 钒同位素 V 33min 330d 50 V 54 V 46V 52 V 53 V 时有多晶转变。钒的力学性质与其纯度及生产方法密切相关。 O H 、N C 等杂质会使其性 质变脆，少量则可提高其硬度及剪切力，但会降低其延展性。钒的主要物理性质见表 2— 1 钒的力学性质如表 2— 2所示。 表2 — 1金属钒的物理性质 半衰期 丰度/% 51 V 稳定 15 6 x 10 a 55s ① C p = a + b T + c T 2+ d T — 2 ; ② C p = a + b T + c T 2,式中，T 为温度，K 。 性质 工业纯品 咼纯品 抗拉强度 d b /MPa 245〜450 210〜250 180 延展性/% 10 〜15 40 〜60 40 维氏硬度 HV/MPa 80 〜150 60 60 〜70 弹性模量/GPa 137〜147 120〜130 泊松比 屈服强度/MPa 125〜180 表2 — 2金属钒的力学性质 B.钒的化学性质 由图2— 1可见，钒在周期表中位于第 4周期、VB 族，属于过渡金属元素中的高熔点元 素，包括Ti 、Zr 、Hf 、V 、Nb Ta 、Cr 、Mo W Re 等10个元素。它们的特点是：具有很高
化学元素周期表变化规律
主族元素原子依次增大 同 同周期相同 主 族 依 同周期依次增多 相 次 同 增 由 同周期依次减小（0族除外） 多 小 到 同 大 主 族 由 小 到 大 同周期最高正价依次升高负价=n-8(F 除外) 同周期金属性逐渐减弱非金属性增强 同周期增强 同周期酸性逐渐增强碱性减弱 同主族酸性减弱碱性增强 同主族逐渐减弱 同主族金属性逐渐增强；非金属性逐渐 减弱 同主族最高正价相同 原子半径 核电荷数 电子层数最外层电子数 化合价 金属性非金属性 气态氢化物稳定性 最高价氧化物对应水化物酸碱性
元素周期表中元素与其化合物的递变性规律 1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 注意：原子半径在VIB族与此后各副族元素中出现反常现象。从钛至锆，其原子半径合乎规律地增加，这主要是增加电子层数造成的。然而从锆至铪，尽管也增加了一个电子层，但半径反而减小了，这是与它们对应的前一族元素是钇至镧，原子半径也合乎规律地增加（电子层数增加）。然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素，由于电子层数没有改变，随着有效核电荷数略有增加，原子半径依次收缩，这种现象称为“镧系收缩”。镧系收缩的结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响，出现了铪的原子半径反而比锆小的“反常”现象。 2 元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 3 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 4 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 5 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 6 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 7 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原
钒电解液
1.4钒性质及资源概况 1.1引言 当前，随着化石能源的逐渐耗尽，能源问题在世界范围内日益紧迫。开发新能源及如何更高效地利用现有能源成为当前的热点议题。太阳能、风能等是世界公认的较有发展前途的新能源，但由于日光照射的周期性及风力的间歇性等原因，使得其应用在目前受到一定限制；电网配电的总功率是恒定的，但负载所需的功率却随着昼夜的交叠而有所不同，这期间就会产生一种能源浪费的问题。大容量高效率的蓄能系统可以很好地解决以上两个问题。目前用得较广范的储能系统有：扬水储能系统（如抽水蓄能电站）、压缩空气储能系统、大容量电容器及各种蓄能电池等。液流电池以其特有的不受地理位置所限置，规模可调，可大功率深度放电等优势而受到业内人士的广范青睐。 液流电池主要有多硫化钠/溴、铁/杂多酸、铁/铬、铈/钒和全钒液流电池等，其中全钒氧化还原电池（VRB）具有一系列独特的优势。它的正负极电解液用的全是单一的具有多价态的元素——钒，这使得电池在使用过程中不会因正负极电解液互渗的原因而影响电解液性质，从而使得电池具有较长的寿命。 在酸性介质中钒的电位图如下: 钒的电子构型为3d34s2，化学性质非常活泼[5]。A VRFB 所用的电解液均为钒离子 的硫酸溶液，只是不同电荷状态下两半电池溶液的离子价态不同。正半电池：放电态 为V(IV)的硫酸溶液，充电态为V(V)的硫酸溶液；负半电池：放电态为V(III)的硫酸溶液，充电态为V(II)的硫酸溶液。 V(V)由于氧化态较高，具有强氧化性，是空气中最稳定的形态。其硫酸稀溶液呈现亮黄色，随溶液浓度增大，颜色逐渐变暗，高浓度时呈现黄棕色。 V(IV)是液态下最稳定的价态，其硫酸稀溶液呈现亮蓝色，浓度增大，逐渐变暗成为蓝黑色。V(III)有一定的还原性，在空气中存放不稳定，会被部分氧化。其硫酸稀溶液呈现亮绿色。V(II)的氧化态最低，具有强还原性，暴露于空气中瞬间就被氧化成更高价态的钒离子，是最不稳定的价态。其硫酸稀溶液呈现亮紫色。 钒为一种过渡元素，位于第四周期第V族（VB族）。钒属于d区元素，价电
钒化合物性质
1．钒 A．物理性质 钒是一种单晶金属，呈银灰色，具有体心立方晶格，曾发现在1550℃以及－28～－38℃时有多晶转变。钒的力学性质与其纯度及生产方法密切相关。O、H、N、C等杂质会使其性质变脆，少量则可提高其硬度及剪切力，但会降低其延展性。钒的主要物理性质见表2－1钒的力学性质如表2－2所示。 表2－1 金属钒的物理性质 性质数值性质数值 原子序数23 热导率(100℃)/J·(cm·s·K)－10.31 原子量50.9415 外观浅灰 晶格结构体心立方外电子层3d34s2 晶格常数a/mm 0.3024 焓(298K)/kJ·(mol·K)－1 5.27 密度/kg·m－36110 熵(298K)/J·(mol·K)－129.5 熔点/℃1890～1929 热容c p(298K液态) /kJ·(mol·K)－124.35～25.59 47.43～47.51 沸点/℃3350～3409 熔化热/kJ·mol－116.0～21.5 热容c p①(298～990K) /kJ·(mol·K)－1 a.24.134 b.6.196×10－3 c.－7.305×10－ 7 d.－1.3892× 105 蒸气压/Pa 1.3×10－6(1200℃) 1.3(2067℃) 3.73(2190K) 207.6(2600K) 蒸发热/kJ·mol－1444～502 热容c p②(900～2200K) a.25.9
线膨胀系数 (20～200℃)/K－1(7.88～9.7)×10－6 /kJ·(mol·K)－1 b.－1.25×10－4 c.4.08×10－6 比电阻(20℃) /μΩ·cm 24.8 温度系数(100℃)/cm·K－10.0034 钒同位素46V 47V 48V 49V 50V 51V 52V 53V 54V 半衰期 0.426 s 33mi n 16.0 d 330d 6×1015a 稳定 3.75min 2.0min 55s 丰度/% 0.25 99.75 ①c p＝a＋b T＋c T 2＋d T －2； ②c p＝a＋b T＋c T 2，式中，T为温度，K。 表2－2 金属钒的力学性质 性质工业纯品高纯品 抗拉强度σb/MPa 245～450 210～250 180 延展性/% 10～15 40～60 40 维氏硬度HV/MPa 80～150 60 60～70 弹性模量/GPa 137～147 120～130 泊松比0.35 0.36 屈服强度/MPa 125～180 B．钒的化学性质 由图2－1可见，钒在周期表中位于第4周期、VB族，属于过渡金属元素中的高熔点
无机化学课后习题及答案
北师大版本 无机化学课后习题与答案 北师大版本 第一章物质的结构 (2) 第二章分子结构 (11) 第三章晶体结构 (17) 第4章酸碱平衡 (22) 第五章化学热力学基础 (32) 第六章化学平衡常数 (49) 第七章化学动力学基础 (57) 第八章水溶液 (71) 第9章配合物 (75) 第十章沉淀平衡 (78) 第十一至三十章元素化学 (85)
第一章物质的结构 1-1 在自然界中氢有三种同位素，氧也有三种同位素，问：总共有种含不同核素的水分子？由于3H太少，可以忽略不计，问：不计3H时天然水中共有多少种同位素异构水分子？ 1-2 天然氟是单核素（19F）元素，而天然碳有两种稳定同位素（12C和13C），在质谱仪中，每一质量数的微粒出现一个峰，氢预言在质谱仪中能出现几个相应于CF4+的峰？ 1-3 用质谱仪测得溴得两种天然同位素的相对原子质量和同位素丰度分别为79Br 789183占50。54%，81Br 80。9163占49。46%，求溴的相对原子质量（原子量）。 1-4 铊的天然同位素203Tl和205Tl的核素质量分别为202。97u和204。97u，已知铊的相对原子质量（原子量）为204。39，求铊的同位素丰度。 1-5 等质量的银制成氯化银和碘化银，测得质量比m（AgCl）：m（AgBr）=1。63810：1，又测得银和氯得相对原子质量（原子量）分别为107。868和35。453，求碘得相对原子质量（原子量）。 1-6 表1-1中贝采里乌斯1826年测得的铂原子量与现代测定的铂的相对原子质量（原子量）相比，有多大差别？ 1-7 设全球有50亿人，设每人每秒数2个金原子，需要多少年全球的人才能数完1mol 金原子（1年按365天计）？
pass 副族元素及其化合物解析
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第12讲副族元素及其化合物 【竞赛要求】 钛、钒、铬、锰、铁、钴、镍、铜、银、金、锌、汞、钼、钨。过渡元素氧化态。氧化物和氢氧化物的酸碱性和两性。水溶液中的常见离子的颜色、化学性质、定性检出（不使用特殊试剂）和分离。制备单质的一般方法。 【知识梳理】 一、通论 d区元素是指IIIB~VIII族元素，ds区元素是指IB、IIB族元素。d区元素的外围电子构型是(n－1)d1~10ns1~2（Pd例外），ds区元素的外围电子构型是(n－1)d10ns1~2。它们分布在第4、5、6周期之中，而我们主要讨论第4周期的d区和ds区元素。 第4周期d区、ds区元素某些性质 *（）内为不稳定氧化态。 同一周期的d区或ds区元素有许多相似性，如金属性递变不明显、原子半径、电离势等随原子序数增加虽有变化，但不显著，都反映出d区或ds区元素从左至右的水平相似性。 d区或ds区元素有许多共同的性质： （1）它们都是金属，因为它们最外层都只有1~2个电子。它们的硬度大，熔、沸点较高。第4周期d 区元素都是比较活泼的金属，题目能置换酸中的氢；而第5、6周期的d区元素较不活泼，它们很难和酸
作用。 （2）除少数例外，它们都存在多种氧化态，且相邻两个氧化态的差值为1或2，如Mn，它有–1，0，1，2，3，4，5，6，7；而p区元素相邻两氧化态间的差值常是2，如Cl，它有–1，0，1，3，5，7等氧化态。最高氧化态和族号相等，但VIII族除外。第4周期d区元素最高氧化态的化合物一般不稳定；而第5、6周期d区元素最高氧化态的化合物则比较稳定，且最高氧化态化合物主要以氧化物、含氧酸或氟化物的 形式存在，如WO3、WF6、MnO- 4、FeO-2 4 、CrO-2 4 等，最低氧化态的化合物主要以配合物形式存在，如 [Cr(CO)5]2– （3）它们的水合离子和酸根离子常呈现一定的颜色。这些离子的颜色同它们的离子存在未成对的d 电子发生跃迁有关。 某些d去元素水合离子的颜色 常见酸根离子的颜色有： CrO-2 4（黄色）、Cr2O-2 7 （橙色）、MnO-2 4 （绿色）、MnO- 4 （紫红色）。 （4）它们的原子或离子形成配合物的倾向都较大。因为它们的电子构型具有接受配体孤电子对的条件。 以上这些性质都和它们的电子层结构有关。 二、d区元素