1、第三講 副族元素及金屬回收副族元素鈦及其化合物（1）鈦鈦是活潑的金屬，在高溫下能直接與絕大多數非金屬元素反應。在室溫下，鈦不與無機酸反應，但能溶于濃、熱的鹽酸和硫酸中：2Ti + 6HCl(濃) 2TiCl3 + 3H2 2Ti + 3H2SO4(濃) 2Ti2(SO4)3 + 3H2鈦易溶于氫氟酸或含有氟離子的酸中：Ti + 6HF TiF+ 2H+ + 2H2（2）二氧化鈦二氧化鈦在自然界以金紅石為最重要，不溶于水，也不溶于稀酸，但能溶于氫氟酸和熱的濃硫酸中：TiO2 + 6HF = H2TiF6+ 2H2O TiO2 + 2H2SO4 = 2Ti (SO4)2 + 2H2O TiO2 +

2、 H2SO4 = 2Ti OSO4 + H2O（3）四氯化鈦四氯化鈦是鈦的一種重要鹵化物，以它為原料，可以制備一系列鈦化合物和金屬鈦。它在水中或潮濕空氣中都極易水解將它暴露在空氣中會發煙：TiCl4 + 2H2O = TiO2 + 4HCl 2、釩及其化合物（1）釩金屬釩容易呈鈍態，因此在常溫下活潑性較低。塊狀釩在常溫下不與空氣、水、苛性堿作用，也不與非氧化性的酸作用，但溶于氫氟酸，也溶于強氧化性的酸（如硝酸和王水）中。在高溫下，釩與大多數非金屬元素反應，并可與熔融苛性堿發生反應。（2）五氧化二釩V2O5可通過加熱分解偏釩酸銨或三氯氧化釩的水解而制得：2NH4VO3 V2O5 + 2NH3 +

3、 H2O 2VOCl3 + 3H2O = V2O5 + 6HCl 在工業上用氯化焙燒法處理釩鉛礦，提取五氧化二釩。V2O5比TiO2具有較強的酸性和較強的氧化性，它主要顯酸性，易溶于堿：V2O5 + 6NaOH = 2Na3VO4 + 3H2O也能溶解在強酸中（pH1）生成VO2+ 離子。V2O5是較強的氧化劑：V2O5 + 6HCl = 2VOCl2 + Cl2 + 3H2O（3）釩酸鹽和多釩酸鹽釩酸鹽有偏釩酸鹽MVO3、正釩酸鹽M3VO4和多釩酸鹽（M4V2O7、M3V3O9）等。只有當溶液中釩的總濃度非常稀（低于104 molL1）且溶液呈強堿性（pH13）時，單體的釩酸根才能在溶液中穩

4、定存在；當pH下降，溶液中釩的總濃度小于104 molL1時，溶液中以酸式釩酸根離子形式存在，如HVO、H2VO；當溶液中釩的總濃度大于104 molL1時，溶液中存在一系列聚合物種（多釩酸鹽）如V2O、V3O、V4O、V10O等。鉻副族 1、鉻副族的基本性質周期系第VIB族包括鉻、鉬、鎢三個元素。鉻和鉬的價電子層結構為(n-1)d5ns1，鎢為(n-1)d4ns2。它們的最高氧化態為 +6，都具有d區元素多種氧化態的特征。它們的最高氧化態按Cr、Mo、W的順序穩定性增強，而低氧化態的穩定性則相反。 2、鉻及其化合物 （1）鉻鉻比較活潑，能溶于稀HCl、H2SO4，起初生成藍色Cr2+ 溶液，

5、而后為空氣所氧化成綠色的Cr3+ 溶液：Cr + 2HCl = CrCl2 + H2 4CrCl2 + 4HCl + O2 = 4CrCl3 + 2H2O鉻在冷、濃HNO3中鈍化。（2）鉻(III)的化合物向Cr3+ 溶液中逐滴加入2 moldm3 NaOH，則生成灰綠色Cr(OH)3沉淀。Cr(OH)3具有兩性：Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O Cr(OH)3 +OH= Cr(OH) (亮綠色)（2）鉻酸、鉻酸鹽和重鉻酸鹽若向黃色CrO溶液中加酸，溶液變為橙色Cr2O（重鉻酸根）液；反之，向橙色Cr2O溶液中加堿，又變為CrO黃色液：2 CrO(黃色) + 2H+ Cr

6、2O(橙色) + H2O K = 1.21014H2CrO4是一個較強酸（= 4.1，= 3.2107），只存在于水溶液中。氯化鉻酰CrO2Cl2是血紅色液體，遇水易分解：CrO2Cl2 + 2H2O = H2CrO4 + 2HCl常見的難溶鉻酸鹽有Ag2CrO4（磚紅色）、PbCrO4（黃色）、BaCrO4（黃色）和SrCrO4（黃色）等，它們均溶于強酸生成M2+ 和Cr2O。K2Cr2O7是常用的強氧化劑（= 1.33 V）飽和K2Cr2O7溶液和濃H2SO4混合液用作實驗室的洗液。在堿性溶液中將Cr(OH) 氧化為CrO，要比在酸性溶液將Cr3+ 氧化為Cr2O容易得多。而將Cr(VI)

7、轉化為Cr(III)，則常在酸性溶液中進行。錳副族 1、錳副族的基本性質:B族包括錳、锝和錸三個元素。其中只有錳及其化合物有很大實用價值。同其它副族元素性質的遞變規律一樣，從Mn到Re高氧化態趨向穩定。低氧化態則相反，以Mn2+ 為最穩定。 2、錳及其化合物（1）錳錳是活潑金屬，在空氣中表面生成一層氧化物保護膜。錳在水中，因表面生成氫氧化錳沉淀而阻止反應繼續進行。錳和強酸反應生成Mn(II)鹽和氫氣。但和冷濃H2SO4反應很慢（鈍化）。（2）錳(II)的化合物在酸性介質中Mn2+ 很穩定。但在堿性介質中Mn(II)極易氧化成Mn(IV)化合物。Mn(OH)2為白色難溶物，Ksp = 4.010

8、14，極易被空氣氧化，甚至溶于水中的少量氧氣也能將其氧化成褐色MnO(OH)2沉淀。2Mn(OH)2 + O2 = 2 MnO(OH)2Mn2+在酸性介質中只有遇強氧化劑(NH4)2S2O8、NaBiO3、PbO2、H5IO6時才被氧化。2Mn2+ + 5S2O+ 8H2O = 2MnO+ 10SO+ 16H+2Mn2+ + 5NaBiO3 + 14H+ = 2MnO+5Bi3+ + 5Na+ + 7H2O（3）錳(IV)的化合物:最重要的Mn(IV)化合物是MnO2，二氧化錳在中性介質中很穩定，在堿性介質中傾向于轉化成錳()酸鹽；在酸性介質中是一個強氧化劑，傾向于轉化成Mn2+。2MnO2

9、+ 2H2SO4 (濃) = 2MnSO4+ O2+ 2H2O MnO2 + 4HCl(濃) = MnCl2 + Cl2+ 2H2O簡單的Mn(IV)鹽在水溶液中極不穩定，或水解生成水合二氧化錳MnO(OH)2，或在濃強酸中的和水反應生成氧氣和Mn(II)。（4）錳(VI)的化合物最重要的Mn(VI)化合物是錳酸鉀K2MnO4。在熔融堿中MnO2被空氣氧化生成K2MnO4。2MnO2 + O2 + 4KOH = 2K2MnO4 (深綠色) + 2H2O在酸性、中性及弱堿性介質中，K2MnO4發生歧化反應：3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH錳酸鉀是制備高錳

10、酸鉀（KMnO4）的中間體。2MnO+ 2H2O 2MnO + 2OH+ H2KMnO4是深紫色晶體，是強氧化劑。和還原劑反應所得產物因溶液酸度不同而異。例如和SO反應：酸性 2MnO+ 5 SO+ 6H+ = 2Mn2+ + 5SO+ 3H2O近中性 2MnO+ 3 SO+ H2O = 2MnO2 + 3 SO+ 2OH堿性： 2MnO+ SO+ 2OH= 2MnO+ SO+ H2OMnO在堿性介質中不穩定：4 MnO+ 4OH= 4 MnO+ O2 + 2H2OKMnO4晶體和冷濃H2SO4作用，生成綠褐色油狀Mn2O7，它遇有機物即燃燒，受熱爆炸分解：2KMnO4 + H2SO4(濃)

11、= Mn2O7 + K2SO4 + H2O 2Mn2O7 = 3O2 + 4MnO2鐵系元素 1、鐵的化合物（1）鐵的氧化物和氫氧化物鐵的氧化物顏色不同，FeO、Fe3O4為黑色，Fe2O3為磚紅色。向Fe2+ 溶液中加堿生成白色Fe(OH)2，立即被空氣中O2氧化為棕紅色的Fe(OH)3。Fe(OH)3顯兩性，以堿性為主。新制備的Fe(OH)3能溶于強堿。（2）鐵鹽Fe(II)鹽有兩個顯著的特性，即還原性和形成較穩定的配離子。Fe(II)化合物中以(NH4)2SO4FeSO46H2O（摩爾鹽）比較穩定，用以配制Fe(II)溶液。向Fe(II)溶液中緩慢加入過量CN，生成淺黃色的Fe(CN)，

12、其鉀鹽K4Fe(CN)63H2O是黃色晶體，俗稱黃血鹽。若向Fe3+ 溶液中加入少量Fe(CN)溶液，生成難溶的藍色沉淀KFeFe(CN)6 ，俗稱普魯士藍。Fe3+ + K+ + Fe(CN)= KFeFe(CN)6Fe(III)鹽有三個顯著性質：氧化性、配合性和水解性。Fe3+ 能氧化Cu為Cu2+，用以制印刷電路板。FeSCN2+具有特征的血紅色。Fe(CN)63的鉀鹽K3Fe(CN)6 是紅色晶體，俗稱赤血鹽。向Fe2+ 溶液中加入Fe(CN)63，生成藍色難溶的KFeFe(CN)6，俗稱滕布爾藍。Fe2+ + K+ + Fe(CN)63 = KFeFe(CN)6經結構分析，滕布爾藍和

13、普魯士藍是同一化合物，它們有多種化學式，本章介紹的KFeFe(CN)6只是其中的一種。Fe(III)對F離子的親和力很強，FeF3（無色）的穩定常數較大，在定性和定量分析中用以掩蔽Fe3+。Fe3+ 離子在水溶液中有明顯的水解作用，在水解過程中，同時發生多種縮合反應，隨著酸度的降低，縮合度可能增大而產生凝膠沉淀。利用加熱水解使Fe3+ 生成Fe(OH)3除鐵，是制備各類無機試劑的重要中間步驟。鈷、鎳及其化合物（1）鈷、鎳鈷和鎳在常溫下對水和空氣都較穩定，它們都溶于稀酸中，與鐵不同的是，鐵在濃硝酸中發生“鈍化”，但鈷和鎳與濃硝酸發生激烈反應，與稀硝酸反應較慢。鈷和鎳與強堿不發生作用，故實驗室中可

14、以用鎳制坩堝熔融堿性物質。（2）鈷、鎳的氧化物和氫氧化物鈷、鎳的氧化物顏色各異，CoO灰綠色，Co2O3黑色；NiO暗綠色，Ni2O3黑色。向Co2+ 溶液中加堿，生成玫瑰紅色（或藍色）的Co(OH)2，放置，逐漸被空氣中O2氧化為棕色的Co(OH)3。向Ni2+ 溶液中加堿生成比較穩定的綠色的Ni(OH)2。Co(OH)3為堿性，溶于酸得到Co2+（因為Co3+ 在酸性介質中是強氧化劑）： 4Co3+ + 2H2O = 4Co2+ + 4H+ + O（3）鈷、鎳的鹽常見的Co(II)鹽是CoCl26H2O，由于所含結晶水的數目不同而呈現多種不同的顏色：CoCl26H2O(粉紅)CoCl22H

15、2O(紫紅)CoCl2H2O (藍紫)CoCl2(藍)這個性質用以制造變色硅膠，以指示干燥劑吸水情況。Co(II)鹽不易被氧化，在水溶液中能穩定存在。而在堿性介質中，Co (OH)2能被空氣中O2氧化為棕色的Co (OH)3沉淀。Co (III)是強氧化劑（= 1.8 V），在水溶液中極不穩定，易轉化為Co2+。Co (III)只存在于固態和配合物中，如CoF3、Co2O3、Co2 (SO4)318H2O；Co (NH3)6Cl3、K3Co (NH)6、Na3Co (NO2)6。銅族元素1、銅族元素的基本性質銅族元素包括銅、銀、金，屬于I B族元素，位于周期表中的ds區。銅族元素結構特征為(n

16、-1)d10ns1，從最外層電子說，銅族和IA族的堿金屬元素都只有1個電子，失去s電子后都呈現+1氧化態；因此在氧化態和某些化合物的性質方面I B與I A元素有一些相似之處，但由于I B族元素的次外層比I A族元素多出10個d電子，它們又有一些顯著的差異。如：（1）與同周期的堿金屬相比，銅族元素的原子半徑較小，第一電離勢較大，表現在物理性質上：I A族單質金屬的熔點、沸點、硬度均低；而I B族金屬具有較高的熔點和沸點，有良好的延展性、導熱性和導電性。 （2）化學活潑性：銅族元素的標準電極電勢比堿金屬為正。I A族是極活潑的輕金屬，在空氣中極易被氧化，能與水劇烈反應，同族內的活潑性自上而下增大；

17、IB族都是不活潑的重金屬，在空氣中比較穩定，與水幾乎不起反應，同族內的活潑性自上而下減小。 （3）銅族元素有+1、+2、+3等三種氧化態，而堿金屬只有+1一種。堿金屬離子一般是無色的，銅族水合離子大多數顯顏色。 （4）IIA族所形成的化合物多數是離子型化合物，I B族的化合物有相當程度的共價性。IA族的氫氧化物都是極強的堿，并且非常穩定；IB族的氫氧化物堿性較弱，且不穩定，易脫水形成氧化物。（5）IA族的離子一般很難成為配合物的形成體，IB族的離子有很強的配合能力。2、銅、銀、金及其化合物（1）銅、銀和金銅族元素的化學活性從Cu至Au降低，主要表現在與空氣中氧的反應和與酸的反應上。室溫時，在純

18、凈干燥的空氣中，銅、銀、金都很穩定。在加熱時，銅形成黑色氧化銅，但銀和金不與空氣中的氧化合。在含有CO2的潮濕空氣中放久后，銅表面會慢慢生成一層綠色的銅銹：2Cu + O2 + H2O + CO2 = Cu(OH)2CuCO3銀和金不發生上述反應。銅、銀可以被硫腐蝕，特別是銀對硫及硫化物（H2S）極為敏感，這是銀器暴露在含有這些物質的空氣中生成一層Ag2S的黑色薄膜而使銀失去白色光澤的主要原因。金不與硫直接反應。銅族元素均能與鹵素反應。銅在常溫下就能與鹵素反應，銀反應很慢，金必須加熱才能與干燥的鹵素起反應。銅、銀、金都不能與稀鹽酸或稀硫酸作用放出氫氣，但在有空氣存在時，銅可以緩慢溶解于稀酸中，

19、銅還可溶于熱的濃鹽酸中：2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl2 + 2H2O2Cu + 2H2SO4 + O2 = 2CuSO4 + 2H2O 2Cu + 8HCl（濃） 2H3CuCl4 + H2銅和銀溶于硝酸或熱的濃硫酸，而金只能溶于王水（這時HNO3做氧化劑，HCl做配位劑）：Au + 4HCl + HNO3 = HAuCl4+ NO+ 2H2O（2）銅的化合物Cu(I) 的化合物在酸性溶液中Cu+ 離子易于歧化而不能在酸性溶液中穩定存在。2Cu+ Cu + Cu2+ K = 1.2106（293K）但必須指出，Cu+ 在高溫及干態時比Cu2+ 離子穩定。Cu2O和Ag2O都是

20、共價型化合物，不溶于水。Ag2O在573K分解為銀和氧；而Cu2O對熱穩定。CuOH和AgOH均很不穩定，很快分解為M2O。用適量的還原劑（如SO2、Sn2+、Cu ）在相應的鹵素離子存在下還原Cu2+ 離子，可制得CuX。如：Cu2+ + 2Cl+ Cu 2CuCl(白) HCuCl22Cu2+ + 4I = 2CuI(白) + I2Cu+ 為d10型離子，具有空的外層s、p軌道，能和X（F 除外）、NH3、S2O、CN 等配體形成穩定程度不同的配離子。無色的Cu(NH3)2+ 在空氣中易于氧化成深藍色的Cu(NH3)42+ 離子。Cu(I) 的化合物+2氧化態是銅的特征氧化態。在Cu2+

21、溶液中加入強堿，即有藍色Cu(OH)2絮狀沉淀析出，它微顯兩性，既溶于酸也能溶于濃NaOH溶液，形成藍紫色Cu(OH)42 離子：Cu(OH)2 + 2OH= Cu(OH)42Cu(OH)2 加熱脫水變為黑色CuO。在堿性介質中，Cu2+ 可被含醛基的葡萄糖還原成紅色的Cu2O，用以檢驗糖尿病。最常見銅鹽是CuSO45H2O（膽礬），它是制備其他銅化合物的原料。銀的化合物氧化態為 +I的銀鹽的一個重要特點是只有AgNO3、AgF和AgClO4等少數幾種鹽溶于水，其它則難溶于水。非常引人注目的是，AgClO4和AgF的溶解度高得驚人（298K時分別為5570 gL1和1800 gL1）。Cu(I

22、)不存在硝酸鹽，而AgNO3卻是一個最重要的試劑。固體AgNO3極其溶液都是氧化劑（= 0.799 V），可被氨、聯氨、亞磷酸等還原成Ag。2NH2OH + 2AgNO3 = N2+ 2Ag+ 2HNO3 + 2H2ON2H4 + 4AgNO3 = N2+ 4Ag+ 4HNO3H3PO3 + 2AgNO3 + H2O = H3PO4 + 2Ag+ 2HNO3Ag+ 和Cu2+ 離子相似，形成配合物的傾向很大，把難溶銀鹽轉化成配合物是溶解難溶銀鹽的重要方法。金的化合物Au(III)化合物最穩定，Au+ 像Cu+ 離子一樣容易發生歧化反應，298K時反應的平衡常數為1013。3Au+ Au3+ +

23、 2Au可見Au+(aq) 離子在水溶液中不能存在。Au+ 像Ag+ 一樣，容易形成二配位的配合物，例如Au(CN)2。在最穩定的+III氧化態的化合物中有氧化物、硫化物、鹵化物及配合物。堿與Au3+ 水溶液作用產生一種沉淀物，這種沉淀脫水后變成棕色的Au2O3。Au2O3溶于濃堿形成含Au(OH)4 離子的鹽。將H2S通入AuCl3的無水乙醚冷溶液中，可得到Au2S3，它遇水后很快被還原成Au(I) 或Au。金在473K時同氯氣作用，可得到褐紅色晶體AuCl3。在固態和氣態時，該化合物均為二聚體（類似于Al2Cl6）。AuCl3易溶于水，并水解形成一羥三氯合金(III)酸：AuCl3 + H

24、2O = HAuCl3OH將金溶于王水或將Au2Cl6溶解在濃鹽酸中，然后蒸發得到黃色的氯代金酸HAuCl44H2O。由此可以制得許多含有平面正方形離子AuX4 的鹽（X = F，Cl，Br，I，CN，SCN，NO3）。鋅、汞及其化合物（1）鋅和汞鋅在含有CO2的潮濕空氣中很快變暗，生成一層堿式碳酸鋅，它是一層較緊密的保護膜：4Zn + 2O2 + 3H2O + CO2 = ZnCO33Zn(OH)2鋅在加熱條件下，可以與絕大多數非金屬反應，在1273 K時鋅在空氣中燃燒生成氧化鋅；而汞在約620 K時與氧明顯反應，但在約670 K以上HgO又分解為單質汞。鋅粉與硫磺共熱可形成硫化鋅。汞與硫磺

25、粉研磨即能形成硫化汞。這種反常的活潑性是因為汞是液態，研磨時汞與硫磺接觸面增大，反應就容易進行。鋅既可以與非氧化性的酸反應又可以與氧化性的酸反應，而汞在通常情況下只能與氧化性的酸反應。汞與熱的濃硝酸反應，生成硝酸汞：3Hg + 8HNO3 = 3Hg(NO3)2 + 2NO+ 4H2O用過量的汞與冷的稀硝酸反應，生成硝酸亞汞：6Hg+ 8HNO3 = 3Hg2(NO3)2 + 2NO+ 4H2O和汞不同，鋅與鋁相似，都是兩性金屬，能溶于強堿溶液中：Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2Zn(OH)4 + H2鋅和鋁又有區別，鋅溶于氨水形成氨配離子，而鋁不溶于氨水形成配離子：Zn + 4

26、NH3 + 2H2O = Zn(NH3)42+ + H2+ 2OH鋅、汞都能與其它各種金屬形成合金。鋅與銅的合金稱為黃銅，汞的合金稱為汞齊。（2）鋅、汞的化合物Zn2+ 和Hg2+ 離子均為18電子構型，均無色，故一般化合物也無色。但Hg2+ 離子的極化力和變形性較強，與易變形的S2、I 形成的化合物往往顯共價性，呈現很深的顏色和較低的溶解度。如ZnS（白色、難溶）、HgS（黑色或紅色，極難溶）；ZnI2（無色、易溶）、HgI2（紅色或黃色，微溶）。Zn2+ 和Hg2+ 離子溶液中加適量堿，發生如下反應：Zn2+ + 2OH = Zn (OH)2(白色)Hg2+ + 2OH = HgO(黃色)

27、 + H2OZn (OH)2為兩性，既可溶于酸又可溶于堿。受熱脫水變為ZnO。Hg (OH)2在室溫不存在，只生成HgO。而HgO也不夠穩定，受熱分解成單質。ZnCl2是固體鹽中溶解度最大的（283K，333g/100g H2O）它在濃溶液中形成配合酸：ZnCl2 + H2O = HZnCl2 (OH)這種酸有顯著的酸性，能溶解金屬氧化物：FeO + 2 HZnCl2 (OH) = Fe ZnCl2 (OH)2 + H2O故ZnCl2的濃溶液用作焊藥。HgCl2（熔點549K）加熱能升華，常稱升汞，有劇毒！稍有水解，但易氨解：HgCl2 + 2H2O = Hg (OH)Cl + H3O+ +

28、ClHgCl2 + 2NH3 = Hg (NH2)Cl(白色) + NH+ Cl可被SnCl2還原成Hg2Cl2（白色沉淀）：2HgCl2 + SnCl2 + 2HCl = Hg2Cl2 + H2SnCl6若SnCl2過量，則進一步還原為Hg：Hg2Cl2 + SnCl2 + 2HCl = 2Hg2Cl2(黑色) + H2SnCl6紅色HgI2可溶于過量I 溶液中：Hg2+ + 2I= HgI2 ；HgI2 + 2I= HgI42(無色)K2HgI4和KOH的混合液稱為奈斯勒試劑用以檢驗NH或NH3。NH4Cl + 2 K2HgI4 +4KOH = Hg2NIH2O(紅色) + KCl + 7

29、KI + 3H2OHg在水溶液中能穩定存在，且與Hg2+ 有下列平衡：Hg2+ + Hg Hg K = 166Hg2Cl2俗稱甘汞，微溶于水，無毒，無味，但見光易分解：Hg2Cl2 HgCl2 + Hg在氨水中發生歧化反應：Hg2Cl2 +2NH3 = HgNH2Cl(白色) + Hg(黑色) + NH4Cl此反應可用以檢驗Hg離子。金屬回收題型特點解題步驟練習1 Li2MSiO4（MMn、Fe、Co等）是極具發展前景的新型鋰離子電池電極材料，下面列出了兩種制備Li2FeSiO4的方法。固相法：2Li2SiO3FeSO4Li2FeSiO4Li2SO4SiO2溶膠凝膠法：熱處理CH3COOLiF

30、e(NO3)3Si(OC2H5)4等試劑干凝膠Li2FeSiO4溶液膠體干燥適當條件（1）固相法中制備Li2FeSiO4的過程必須在惰性氣體氛圍中進行，其原因是 。（2）溶膠凝膠法中，檢驗溶液中有膠體產生的方法是 ；實驗中若制得1mol Li2FeSiO4，整個反應過程中轉移電子的數目為 。（3）以Li2FeSiO4、嵌有Li的石墨為電極，含Li的導電固體為電解質的鋰離子電池，充、放電的總反應式可表示為Li2FeSiO4LiLiFeSiO4，該電池放電時的正極反應式為 。（4）Li2MSiO4的性能對比如下圖所示。實際應用時，常用鐵元素來源豐富的Li2FeSiO4作電極材料，使用該電極材料的另

31、一個優點是 。4.64.23.83.43.02.62.2Mn Fe Co330300270240210180150電壓（V）比能量（mAh/g） Li2MSiO4充電時脫去Li所需電壓 Li2MSiO4放電時的理論電壓 Li2MSiO4放電時的理論比能量2. 某地有軟錳礦和閃鋅礦兩座礦山，它們的組成如下：軟錳礦：MnO2含量65%，SiO2含量約20%，A12O3含量約4%，其余為水分；閃鋅礦：ZnS含量80%，FeS、CuS、SiO2含量約7%，其余為水分。科研人員開發了綜合利用這兩種資源的同槽酸浸工藝，工藝流程如下圖所示。請回答下列問題：（1）反應I的濾液中含有MnSO4、ZnSO4、Cu

32、SO4、Fe2（SO4）3、Al：（SO4）3等。試完成反應I中生成CuSO4和MnSO4的化學方程式： MnO2+CuS+ = + +CuSO4+ （2）反應加入適量鋅的作用是 ；如果鋅過量，還會進一步發生反應的離子方程式為 。 （3）反應III要調節pH生成Fe （OH）3、Al（OH）3，中和過量的H+所使用的物質是 ，調節的pH范圍是 （pH數據見右表）。沉淀物Fe(OH)3A1(OH)3Zn(OH)2開始沉淀pH2.34.05.4完全沉淀pH4.15.28.0 （4）本工藝可以循環利用的物質除有MnCO3、ZnCO3以外，還有 。3.軟錳礦的主要成分為MnO2，工業可用其按如下方法制

33、備高錳酸鉀：a將軟錳礦初選后粉碎，與固體苛性鉀混合，加入反應釜中敞口加熱至熔融，并保持熔融狀態下攪拌2530 min，冷卻得墨綠色熔渣（主要成分為K2MnO4）；b將熔渣粉碎，加入去離子水溶解，充分攪拌后過濾得墨綠色濾液1；c取適量70%硫酸，加入濾液1中，邊加邊攪拌，直至不再產生棕褐色沉淀，過濾，得紫色濾液2；d提純濾液2即可得高錳酸鉀粗品。根據上述內容回答下列問題：（1）步驟a中，反應物熔融狀態下攪拌的目的是： ，用化學方程式表示出MnO2轉化為K2MnO4的反應原理： 。（2）粉碎后的軟錳礦與苛性鉀置于 中進行加熱。A. 陶瓷反應釜 B. 石英反應釜 C. 鐵制反應釜（3）寫出步驟c中反

34、應的離子方程式： 。（4）步驟d中由濾液2得到高錳酸鉀粗品的主要操作步驟是： 。（5）若將母液循環使用，可能造成的問題是： 。（6）早先有文獻報道：步驟a中加入KClO3固體會縮短流程時間以及提高高錳酸鉀的產率，但從綠色化學角度考慮后，現在工廠中一般不采用此法，你認為這種方法不符合綠色化學的原因是： 。4.高錳酸鉀可用于生活消毒，是中學化學常見的氧化劑。工業上，用軟錳礦制高錳酸鉀的流程如下（部分條件和產物省略）：請回答下列問題：（1）提高錳酸鉀浸出率（浸出錳酸鉀質量與固體總質量之比）的措施有 。（2）寫出二氧化錳和氫氧化鉀熔融物中通入空氣時發生的主要化學反應的方程式： 。（3）從經濟性考慮試劑

35、X宜選擇（填名稱）： 。上述流程中，設計步驟IV和V的目的是 。（4）以惰性材料為電極，采用電解錳酸鉀溶液的方法完成步驟III轉化。陽極反應式為 。電解過程中，陰極附近電解質溶液的pH將 （填：增大、減小或不變）。（5）測定高錳酸鉀樣品純度：向高錳酸鉀溶液中滴定硫酸錳溶液，產生黑色沉淀。當溶液由紫紅色剛好褪色且半分鐘不變色，表明達到滴定終點。寫出離子方程式： 。（6）已知：常溫下，。工業上，調節pH沉淀廢水中Mn2+.當pH=10時，溶液中c(Mn2+) 。5.鎳是有機合成的重要催化劑。某化工廠有含鎳催化劑廢品（主要成分是鎳，雜質是鐵、鋁單質及其化合物，少量難溶性雜質）。某學習小組設計如下流程

36、利用含鎳催化劑廢品制備硫酸鎳晶體：固體含鎳廢催化劑堿液酸液堿浸操作b保溫一段時間操作a酸浸操作aH2O2調pH為2-3操作c溶液固體操作aNiSO47H2O晶體幾種難溶堿開始沉淀和完全沉淀的pH：沉淀物開始沉淀完全沉淀Al(OH)33.85.2Fe(OH)32.73.2Fe(OH)27.69.7Ni(OH)27.19.2回答下列問題：（1）溶液中含金屬元素的離子是 。（2）用離子方程式表示加入雙氧水的目的 。雙氧水可以用下列物質替代的是 。A氧氣 B漂液 C氯氣 D硝酸（3）操作b調節溶液范圍為3.2-7.1，其目的是 。固體的化學式為 。（4）操作a和c需要共同的玻璃儀器是 。上述流程中，防

37、止濃縮結晶過程中Ni2+水解的措施是 。（5）如果加入雙氧水量不足或“保溫時間較短”，對實驗結果的影響是 。設計實驗證明產品中是否含“雜質”： 。（不考慮硫酸鎳影響）（6）取2.0000 g硫酸鎳晶體樣品溶于蒸餾水，用0.2 molL-1的EDTA（Na2H2Y）標準溶液滴定至終點，消耗EDTA標準溶液為34.50 mL。滴定反應為Ni2+H2Y2-NiY2-2H+。計算樣品純度為 。（已知，NiSO47H2O相對分子質量為281，不考慮雜質反應）。6.鉛的單質、氧化物、鉛鹽在現代工業中有著重要的用途 (1)工業利用鋅冶煉過程中的鉛浮渣生產硫酸鉛的流程如下已知鉛浮渣的主要成分是PbO、Pb，還

38、含有少量Ag、Zn、CaO和其他不溶于硝酸的雜質。25時，Ksp(CaSO4)5105，Ksp(PbSO4)1.6108。：廢液沉淀物酸浸鉛浮渣15%硝酸浸出渣浸出液沉淀40%硫酸洗滌PbSO4 生產過程中，必須使浸出渣中仍含少量的鉛單質，其目的是_，廢液中存在可循環利用于的物質，該物質是 。寫出酸浸過程中單質鉛反應的化學方程式： _，若沉淀物含有極少量CaSO4，則洗滌劑最好使用_ a水 b10%硫酸、水 cPb(NO3)2溶液、水當溶液中某種金屬離子濃度小于105molL1時，可認為該離子己全部沉淀，若廢液中c(Ca2+)=0.05molL1，試判斷鉛離子是否沉淀完全(寫出簡要的計算過程)

39、。_。(2) 已知鉛能形成多種氧化物，如堿性氧化物PbO、酸性氧化物PbO2，此外，Pb3O4中鉛元素價態類似于Fe3O4中鐵的價態。Pb3O4能與硝酸發生非氧化還原反應生成一種鹽和一種鉛的氧化物，寫出反應的化學方程式_。 (3) Pb、PbO2、PbSO4均是構成鉛蓄電池的物質，鉛蓄電池反應式為：Pb(s)+PbO2(s)+2H2SO4(aq) 2PbSO4(s)+2H2O(l)充電時，陽極發生的反應可表示為： 放電生成的固體會附聚在電極表面，若工作中正極質量增重96g時，理論上電路中轉移的電子數為_NA。7.堿式碳酸鈷 COx（OH）y(CO3)2 常用作電子材料，磁性材料的添加劑，受熱時可分解生成三種氧化物。為了確定其組成，某化學興趣小組同學設計了如圖所示進行實驗。（1）請完成下列實驗步驟：稱取3.65g樣品置于硬質玻璃管內，稱量乙、丙裝置的質量；按如圖所示裝置組裝好儀器，并檢驗裝置氣密性；加熱甲中玻璃管，當乙裝置中_（填實驗現象），停止加熱；打開活塞a