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一、钪Sc

1、单质是柔软、银白色。熔点1500℃以上。钪常用来制特种玻璃、轻质耐高温合金。

在空气中易被氧化，生成Sc₂O₃。

与热水能反应产生氢气。

在大多数稀酸中缓慢溶解。

2Sc＋6HCl=2ScCl₃＋3H₂↑

2、钪土Sc₂O₃，碱性氧化物。

3、盐类无色，与氢氧化钾和碳酸钠形成胶体沉淀。

碳酸盐Sc₂(CO₃)₃不溶于水，在水溶液中能形成碱式碳酸盐沉淀。

ScCl₃升华温度850℃，为离子化合物，易水解。

4、制取钪金属

电解熔化的ScCl₃生产出来。

5、应用：

(1)钪钠灯具有发光效率高、光色好、节电、使用寿命长和破雾能力强等特点，使其广泛用于电视摄像和广场、体育馆、马路照明。

(2)用于太阳能光电池，在金属－绝缘体－半导体硅光电池和太阳能电池中，钪是最好的阻挡金属。

(3)用于γ射线源，46Sc可以当作γ射线源或者示踪原子，还可以用来对恶性肿瘤进行放射治疗。

(4)用于制造合金，在铝、铁、钨中加入少量，对合金起质变作用。

(5)用于改良特殊陶瓷，Sc₂O₃对氧化锆陶瓷材料有良好的稳定作用。对氮化硅有增密和稳定作用。

(6)用于催化剂，对有机化工有重要作用。

(7)用于核能工业，在高温反应堆核燃料中UO₂加入少量Sc₂O₃可避免发生体积增大和出现裂纹。

(8)用于燃料电池，在镍碱电池中加入2.5%~25%的钪，会增加使用寿命。

二、钛Ti，宇航金属。

有＋4、＋3、＋2等价态。

钛的矿石主要有钛铁矿(FeTiO₃)及金红石(TiO₂)。

1、新型重要应用金属。

(1)密度小，机械强度大，熔点高。在常温下，钛表面易生成一层极薄的致密的氧化物保护膜，可以抵抗强酸甚至王水的作用，表现出强的抗腐蚀性。

但与热的浓HCl和浓硫酸反应。

2Ti＋6HCl(浓)=Δ=2TiCl₃＋3H₂↑

2Ti＋6H₂SO₄(浓)=Δ=2Ti₂(SO₄)₃＋3H₂↑

Ti^3＋溶液显紫色。

与硝酸不反应，因为表面的致密氧化膜得到强化。

(2)难冶炼。在高温下，化学性质非常活泼。金属钛在高温环境中的还原能力强，能与氧、碳、氮以及其他许多元素化合。它是亲氧元素，能从氧化铝中夺取氧。

Ti＋O₂=高温=TiO₂

3Ti＋2Al₂O₃=高温=3TiO₂＋4Al

(3)亲生物性，无毒，广泛用于医疗，比如制造钛合金骨骼等。

2、TiCl₄，在常温下是无色液体，遇湿即强烈水解，产生白烟。可用于制TiO₂。

TiCl₄＋(x＋2)H₂O=TiO₂·xH₂O＋4HCl

3、TiO₂，又叫钛白，是重要的白色颜料，且无毒。化学性能稳定，可用于制造白色涂料、白色油漆、白色塑料、白纸等。

两性氧化物。

TiO₂＋H₂SO₄(浓)=Δ=TiOSO₄＋H₂O

BaCO₃＋TiO₂=熔融=BaTiO₃＋CO₂↑

金红石结构

4、钛酸钡(BaTiO₃)晶体，受压力而改变形状的时候，会产生电流，一通电又会改变形状。把钛酸钡放在超声波中，它受压便产生电流，由它所产生的电流的大小可以测知超声波的强弱。相反，用高频电流通过它，则可以产生超声波。绝大多数超声波仪器中，都要用到钛酸钡。

5、制取钛的流程

(1)FeTiO₃＋3H₂SO₄=Ti(SO₄)₂＋FeSO₄＋3H₂O

(2)Ti(SO₄)₂＋3H₂O=H₂TiO₃＋2H₂SO₄

(3)H₂TiO₃=Δ= TiO₂＋H₂O

(4)TiO₂＋2C＋2Cl₂=1000K=TiCl₄＋2CO

(5)镁还原法：2Mg＋TiCl₄=高温/惰性气体=Ti＋2MgCl₂

6、钛属于稀有金属。

稀有金属是在地壳中含量较少、分布稀散或难以从原料中提取的金属，如锂、铍、钛、钒、锗、铌、钼、铯、镧、钨、镭等。

按其物理、化学性质及生产方法上的不同可分为：

(1)稀有轻金属，如铍、锂、铷、铯等；

(2)稀有贵金属，如铂、铱、锇等；

(3)稀有分散金属，如镓、锗、铟、铊等；

(4)稀土金属，如钪、钇、镧、铈、钕等；

(5)难熔稀有金属，如钛、锆、钽、钒、铌等；

(6)放射性稀有金属，如钋、镭、锕、铀、钚等。

三、钒V

世界上已知的钒储量有98%产于钒钛磁铁矿。

有＋5、＋4、＋3、＋2等价态。＋5价为最稳定，其次是＋4价。

在钢中加入百分之几的钒，就能使钢的弹性、强度大增，抗磨损和抗爆裂性极好，既耐高温又抗奇寒，有金属“维生素”之称。

1、钒，灰黑色金属，熔点很高，为难熔金属，有延展性，质坚硬，无磁性。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。

(1)钒在高温下反应活性很高。在氧气中加热，氧化成绿色的VO，黑色的V₂O₃、蓝黑色的VO₂，并最终成为砖红色的V₂O₅。

(2)钒在氮气中加热至900~1300℃会生成氮化钒。

(3)钒在真空下或惰性气氛中与碳、硅、硼、磷、砷一同加热时，可形成相应的碳化物、硅化物、硼化物、磷化物和砷化物。

2、氧化物：VO、V₂O₃、VO₂、V₂O₅。

钒的氧化物已成为化学工业中最佳催化剂之一，有“化学面包”之称。

3、不同价态的钒离子有不同的颜色：VO^2＋颜色为黄色，VO^2＋颜色为蓝色，V^3＋为绿色，V^2＋为紫色。可以制造不同颜色的墨水。

NH₄VO₃难溶于水。

4、制取钒：

纯的金属钒一般是用K在高压下将V₂O₅还原而得到的。工业上也用Al、焦炭还原V₂O₅生产纯钒。

2V₂O₅＋5C=高温=4V＋5CO₂↑

5、钒电池(全钒氧化还原液流电池)的主要优点：(1)功率大，改变电极面积和数量可扩展。(2)容量大，改变电解液容量可扩展。(3)效率高。(4)使用寿命长。(5)响应速度快。(6)可瞬间充电。(7)安全性高。(8)成本低。

6、常见盐：偏钒酸铵NH₄VO₃、偏钒酸钠NaVO₃、正钒酸钠Na₃VO₄、三氯氧钒VOCl₃、硫酸氧钒VOsO₄、四氯化钒VCl₄等。

四、铬Cr

自然界中主要以铬铁矿FeCr₂O₄形式存在。常见价态有＋6、＋3、＋2等。可用于制造不锈钢等。

1、单质是自然界硬度最大的金属，因为单电子多，金属键强。表面形成致密氧化物，化学性质稳定。

铬能慢慢地溶于稀盐酸、稀硫酸，而生成蓝色溶液(CrCl₂)与空气接触则变成绿色，是因为被氧化成绿色的CrCl₃。

Cr ＋ 2HCl= CrCl₂＋H₂↑

4CrCl₂＋4HCl＋O₂=4CrCl₃＋2H₂O

(蓝色)      (绿色)

铬与浓硫酸反应，则生成二氧化硫和硫酸铬(Ⅲ)：

2Cr ＋ 6H₂SO₄(浓)=Cr₂(SO₄)₃＋3SO₂↑ ＋ 6H₂O

铬不溶于浓硝酸，表面生成紧密的氧化物薄膜而呈钝态。

在高温下，铬能与X₂、O₂、S、N₂、C等直接化合。

2、CrO₃、CrO₂、Cr₂O₃、VO₅

(1)CrO₃又名铬酐，为深红色晶体。溶于水、硫酸、硝酸、乙醇等。

4CrO₃=Δ=2Cr₂O₃＋3O₂↑

2CrO₃=Δ/富氧=2CrO₂＋O₂↑

(2)CrO₂，磁粉，黑色固体。用于录音磁带、留声机唱片、记忆装置及永久磁铁的生产。还用作催化剂。

(3)Cr₂O₃为绿色晶体，又叫铬绿，有两性。

Cr₂O₃＋6HCl=2CrCl₃＋3H₂O

Cr₂O₃＋2NaOH＋3H₂O=2Na[Cr(OH)₄]

(4)VO₅过氧化铬，蓝色。铬显＋6价。

3、铬盐

(1)Cr(II)有Cr^2＋或Cr(OH)₂或CrO，都有强还原性。(CH₃COO)₂Cr可用做吸氧剂。

(2)Cr(III)有Cr^3＋或Cr(OH)₃或Cr₂O₃。

Cr^3＋＋3OH^－=Cr(OH)₃↓

生成灰蓝色沉淀。

(3)Cr₂O₇^2－存在于酸性溶液，显橙色。CrO₄^2－存在于碱性溶液，显黄色。

Cr₂O₇^2－＋2OH^－=2CrO₄^2－＋H₂O

2CrO₄^2－＋2H^＋=Cr₂O₇^2－＋H₂O

酸性条件下有较强的氧化性，产物为Cr^3＋，显绿色。

K₂Cr₂O₇＋14HCl=Δ=2KCl＋2CrCl₃＋3Cl₂↑＋7H₂O

4、制取铬

(1)铝还原法：

Cr₂O₃＋2Al=Δ=Al₂O₃＋2Cr

(2)电解铬钾矾K₂SO₄·Cr₂(SO₄)₃·24H₂O溶液。

5、Cr(VI)化合物有毒。

6、铬元素有助于胰岛素促进葡萄糖进入细胞内的效率，是血糖调节剂。

氧化铬用作耐光、耐热的涂料，玻璃、陶瓷的着色剂，化学合成的催化剂。

碱式硫酸铬用作皮革的鞣剂。

铬矾、重铬酸盐用作织物染色的媒染剂、浸渍剂及各种颜料。

镀铬和渗铬可使钢铁、铜、铝等形成抗腐蚀表层，光亮美观。

7、测定溶液中氯离子的方法：硝酸银滴定法

此法是在中性或弱碱性溶液中，以铬酸钾(K₂CrO₄)为指示剂，用硝酸银标准溶液滴定。

溶液中首先析出白色氯化银沉淀，当氯化银定量沉淀后，过量一滴AgNO₃溶液即与CrO₄^2－生成砖红色Ag₂CrO₄沉淀，到达滴定终点。反应如下：

2Ag^＋＋CrO₄^2－= Ag₂CrO₄↓

五、锰Mn

锰矿有软锰矿MnO₂、褐锰矿Mn₂O₃、黑锰矿Mn₃O₄、水锰矿MnO(OH)、硬锰矿rMnO·1MnO₂·mH₂O、菱锰矿MnCO₃。

锰金属应用于钢铁领域。锰元素是一种营养元素，对植物也是。

1、单质是一种灰白色、硬脆的金属。纯净的金属锰比铁稍软。

锰铁是重要的铁合金。

(1)锰粉在空气中能燃烧，生成Mn₃O₄。同时与氮气生成少量Mn₃N₂。

3Mn＋2O₂=点燃=Mn₃O₄

3Mn＋N₂=点燃=Mn₃N₂

(2)锰粉在卤素单质，生成Mn(II)。

Mn＋Cl₂=点燃=MnCl₂

(3)与热水反应。

Mn＋2H₂O=Δ=Mn(OH)₂＋H₂↑

(4)溶于稀酸

Mn＋H₂SO₄=点燃=MnsO₄＋H₂↑

2、Mn(II)：MnsO₄(易溶)、MnCl₂(易溶)、Mn(OH)₂(难溶)、MnCO₃(难溶)等形式存在，具有一定的还原性。固体均为白色至桃红色晶体。

Mn(OH)₂在碱性环境中能与水中的氧气生成MnO(OH)₂，在酸性环境中，MnO(OH)₂又能将I^－氧化为I₂。上述过程可以测定水中的氧含量。

3、Mn₃O₄，黑色晶体。(含二价锰和三价锰)

用于软磁材料、半导体电子材料、三元电池材料、锰酸锂电池、磷酸铁锰锂电池材料、锌锰电池材料、以及玻璃等的制造。

3、MnO₂，黑色固体。难溶于水、弱酸、弱碱、硝酸、冷硫酸。是两性氧化物，存在MnCl₄和BaMnO₃等。

用于制造干电池。有较强氧化性，能将浓盐酸氧化。

MnO₂＋4HCl(浓)=Δ=MnCl₂＋Cl₂↑＋2H₂O

MnO₂＋2H₂SO₄=2MnsO₄＋O₂↑＋2H₂O

它是双氧水和KClO₃分解的催化剂。

4、K₂MnO₄，深绿色晶体，在强碱性溶液(pH大于13.5)中稳定，锰酸根离子的绿色可长期保持。在酸性、中性、弱碱性时，易发生歧化反应。

4H^＋＋3MnO₄^2－= 2MnO₄^－＋ MnO₂↓＋2H₂O

2H₂O＋3MnO₄^2－= 2MnO₄^－＋ MnO₂↓＋4OH^－

与盐酸反应产生氯气。

K₂MnO₄＋8HCl=2KCl＋MnCl₂＋2Cl₂↑＋4H₂O

5、KMnO₄，紫黑色晶体，水溶液呈紫色，有强氧化性，可以氧化很多无机物和有机物。

水溶液可以用作杀菌消毒剂。

一般与硫酸混合使用，产物为MnsO₄。若在中性环境中，产物为MnO₂，在碱性环境，产物为K₂MnO₄。

与乙烯反应：

(碱性环境)C₂H₄＋12KMnO₄＋16KOH=2K₂CO₃＋12K₂MnO₄＋10H₂O

(中性环境)C₂H₄＋4KMnO₄=2K₂CO₃＋4MnO₂↓＋2H₂O

(酸性环境)₅C₂H₄＋12KMnO₄＋18H₂SO₄=10CO₂＋6K₂SO₄＋12MnSO₄＋28H₂O

是最强的氧化剂之一，作为氧化剂受pH影响很大，在酸性溶液中氧化能力最强。

其相应的酸高锰酸HMnO₄和酸酐Mn₂O₇，均为强氧化剂。

可制取氧气。

2KMnO₄=Δ=K₂MnO₄＋MnO₂＋O₂↑

用KMnO₄和浓盐酸可以制氯气。

2KMnO₄＋16HCl(浓)= 2KCl ＋ 2MnCl₂＋8H₂O ＋ 5Cl₂↑

6、铝热法制锰

4Al＋3MnO₂=高温=2Al₂O₃＋3Mn