元素化學與無機材料課件

元素化學與無機材料6.1單質的物理性質6.1.1熔點、沸點和硬度從p254圖6.1和圖6.2中看出規律同周期，從左到右熔、沸點：低

高

低硬度：小

大

小

IVB,VB,ⅥB熔沸點最高，硬度最大。同族從上下到ⅠA、ⅡA、ⅢB：熔沸點降低；硬度減小ⅣB……ⅦB：熔、沸點升高；硬度增大VA、VIA、ⅦA、VIIIA：沸點逐漸升高,He的熔、沸點是所有物質中最低者,

非金屬中，熔點最高、硬度最大的均是金剛石。金屬中，熔點最高的是W，硬度最大的是Cr。物質的熔沸點的高低，硬度大小主要取決于晶體類型部分元素單質的晶體類型見(p255)表6.1.同周期，從左到右：典型的金屬晶體

原子晶體

分子晶體金屬單質的物性與金屬鍵強弱有關,影響金屬鍵或金屬晶體晶格能量的因素有：原子半徑越小;有效核電荷數越多參加成鍵電子數越多;金屬鍵越強其單質的熔、沸點越高,硬度越大。

鈉

鎂

鋁

鉻

鐵

銅r/nm0.1860.1600.143

0.126

0.1270.128Z‘2.22.853.502.953.653.7

成鍵

12363

2

電子數

3S13s23s23P13d54s13d64s2

3d104s1

熔點

97.81618.8660.37185715351083.4（℃）

例如:6.1.2導電性：物質按導電能力大小可以分為導體.半導體和絕緣體一般而言導體半導體絕緣體電導率（MS·m-1）>1010

～10-11<10-11

金屬Si.Ge.Se.CO2..NaCl(s)

及其合金Cl2.O2.Ne

見(p258)圖6.6

位于P區斜對角線兩邊的單質是半導體，例如：

B、Si、Ge、Se、Te。

金屬都是電的良導體影響金屬導電性的因素：溫度：溫度升高，導電能力降低。溫度接近OK，某些物質導電能力增至無窮大-----超導體。雜質：雜質含量增加，導電能力降低。一般鋁線的純度在99.5%以上,銅線在99.9%以上。影響半導體導電性能的因素：溫度：溫度升高,電導率增加。雜質：適量的雜質,電導率增加。例：Si;Ge中摻加P、As、Sb等。

6.2單質的化學性質金屬原子半徑較大，核最外層電子數少，電負性較小，反應中易失去電子，表現為還原性.非金屬易得電子表現出氧化性，（某些非金屬單質也可以失電子表現出還原性。）金屬單質的活潑性變化規律見下表：

IAIIAIIIAVIIAIIIBIIB還原性增強還原性增強還原性增強還原性增強還原性增強不明顯氧化性增強氧化性增強

原因：同周期,從左到右核電荷增加原子半徑減小還原性減弱氧化性增強短周期變化明顯；長周期變化不明顯同族，從上到下主族元素原子半徑增加還原性增強氧化性減弱副族元素原子半徑增加不多核電荷增加還原性減弱

6.2.1金屬單質的還原性

S區金屬很活潑，具有很強的還原性。常溫下既能與水，又能與空氣中氧氣反應，反應十分激烈。與氧反應除生成正常的氧化物外，還能生成過氧化物或超氧化物。例如：

正常氧化物:Li2O、CaO過氧化物:Na2O2

、BaO2（Be、Mg除外）超氧化物:KO2

、BaO4(Li、Be、Mg除外)過氧化物、超氧化物均為固體儲氧物質，與水作用可放出O2

例如：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O24NaO2+2H2O=4NaOH+3O2P區金屬（除Al）遠不如S區活潑，常溫下與空氣中的O2無明顯反應。常溫下不與純水作用,能溶于非氧化性酸中。P區的Al、Sn、Pb及副族Zn、Cr既與酸作用放出H2

，又與堿作用放出H2。如：Zn+H2SO4=ZnSO4+H2

Zn+NaOH=NaZnO2+H2d區，ds區周期遞變從左→右不如主族明顯。以第四周期為例：第四周期元素能溶于鹽酸或稀硫酸Sc在空氣中迅速氧化；Ti、V在空氣中較穩定；Cr、Mn在空氣中緩慢氧化；Fe、Co、Ni在干燥空氣中與O2無明顯反應。Cu性質較穩定，Zn較活潑。CrNiZn在空氣中生成氧化物保護膜第五周期、第六周期不如第四周期活潑，不與稀HCl

、H2SO4反應，只能溶于HNO3或王水。如：

3Pt+4HNO3+18HCl=3H2[PtCl6]+4NO(g)+3H2O

Au+HNO3+4HCl=H[AuCl4]+NO+2H2O鈮、鉭、釕、銠、銥不溶于王水，只溶于濃HNO3+濃HF混酸。常溫下金屬的活潑順序完全符合附表9，由φ?值大小可排序：K、Ca、Na、Mg、Al、Mn、Zn、Fe、Cd、Co、Ni、Sn、Pb、H、Cu、Hg、Ag、Pt、Au(金屬在溶液中失電子能力)2、金屬的鈍化金屬在空氣中氧化生成的氧化膜具有較顯著的保護作用，使金屬和合金在某種環境條件下喪失化學活性的行為稱為金屬的鈍化：易產生鈍化作用的金屬有鋁、鉻、鎳和鈦以及含有這些金屬的合金。鈍化的條件：(1)形成的氧化膜在金屬表面是連續的；(2)氧化膜致密，具有高穩定性，且與金屬膨脹系數相差不大。習題:p3113.(1)(3)(4),7預習:6.2.2非金屬單質氧化還原性

6.3無機化合物的物理性質6.2.2非金屬單質氧化還原性

非金屬單質：其特征是易得電子呈現氧化性,除F2、O2活潑非金屬單質外，一般非金屬單質，既有氧化性，又有還原性。在周期表中的規律見P262表還原性增強氧化性增強氧化性增強IIIAVIIA（1）較活潑的非金屬單質具有強氧化性：

F2Cl2Br2O2常用作氧化劑，其氧化性強弱由φ?值定量判斷。φθF2/F-=2.87φθCl2/Cl-=1.36φθO2/H2O=1.23φθBr2/Br-=1.07（2）較不活潑的非金屬單質具有還原性：

H2

、C、Si常用作還原劑

CuO+H2=Cu+H2O

H2O(g)+C=CO(g)+H2(g)

Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2(g)（3）大部分非金屬單質既具氧化性又具還原性。①與金屬作用表現出氧化性，與活潑的非金屬作用表現出還原性。如：

Ca+H2=CaH-12

（有效的干燥劑）氧化劑

CaH2+2H2O=Ca(OH)2+2H2O2+2H2=2H2O

還原劑②歧化反應：Cl2(Br2,I2)+NaOH=NaCl+NaClO+H2Cl2，Br2，I2既是氧化劑，又是還原劑6.3無機化合物的物理性質

6.3.1鹵化物的熔點、沸點和離子極化理論

鹵化物：鹵素與電負性小于鹵素的元素所組成的二元化合物（1）氯化物的熔沸點與晶體結構

P271表6.2、表6.3列出氯化物熔、沸點，大致分成三種情況：活潑金屬氯化物的熔、沸點較高非金屬氯化物的熔、沸點較低一般金屬氯化物的熔、沸點介于兩者之間，大多偏低。氯化物的分類:非金屬氯化物——分子晶體，微粒間作用力為分子間力，熔化時只需克服色散力等分子間力，故熔點低。同類型物質隨摩爾質量的增大，分子間力增大，熔、沸點升高。活潑金屬氯化物——典型的離子晶體，熔化時需破壞離子鍵，故熔點高。隨離子電荷數增加，離子半徑減少，熔、沸點升高。一般金屬氯化物——過渡型晶體，同類型的利用離子極化理論解釋鍵型和晶體結構的過渡，分析熔、沸點變化。活潑金屬氯化物一般金屬氯化物非金屬氯化物周期表位置S區S區、P區、d區、ds區P區族ⅠA、ⅡA、ⅢBMg、Al、IVB…ⅧAIVA…ⅦA熔、沸點高中（NiCl2除外)低晶體類型離子晶體過渡型晶體分子晶體微粒間作用力離子鍵分子間力表6.2氯化物分類情況從熔點數據發現兩個有趣的問題：（1）IA（LiCl除外）從上到下，熔點逐漸降低，ⅡA（BeCl2除外）從上到下，熔點逐漸升高，雖都具有較高熔點，但變化趨勢相反。（2）多數過渡金屬及P區金屬氯化物，不但熔點較低，且同一金屬的低價態氯化物熔點比高價態的要高。例如熔點：FeCl2>FeCl3；SnCl2>SnCl4

同周期氯化物從左到右，不同程度呈現出離子晶體向分子晶體過渡。分析：（1）NaCl、KCl、RbCl、CsCl

典型的離子晶體，熔點與晶體的晶格能大小有關。離子的電荷數越多，離子半徑越小，離子晶體的晶格能越大，其晶格越穩定。NaCl、KCl、RbCl、CsCl

r+EL離子鍵熔點增大減少減弱降低ⅡA變化規律不符合離子晶體的規律，說明還有其它因素起作用。離子極化理論可說明。離子極化理論離子極化：元素的離子一般可看成球形，正負電荷的中心重合于球心。在外電場或帶相反電荷的離子作用下，原子核和電子發生相對位移，離子發生變形，產生誘導偶極，這種過程叫做離子的極化。離子極化的結果：使正、負離子之間產生額外的吸引力，甚至使兩離子的軌道和電子云產生變形而導致軌道的相互重疊，趨向產生極性較小的鍵，即離子鍵向共價鍵過渡。相應的晶體由離子晶體轉變為層狀過渡型晶體，最后轉變為共價性分子晶體。離子極化作用的強弱與離子的極化力和變形性兩因素有關：

極化力：離子使其它離子極化而發生變形的能力。影響離子極化力強弱的因素：①離子帶正電荷越多，極化力越強。②離子半徑越小，極化力越強。③8電子型離子極化力弱，9～17、18、18+2型極化力強

變形性：離子可以被極化的程度叫離子的變形性。影響離子變形性強弱的因素：①正電荷越少，負電荷越多，變形性越大.②離子半徑越大，變形性越大；③8電子型變形性小，其它電子型變形性大.總之，在一個化合物中，主要是正離子的極化力引起負離子的變形。

表6.1決定離子的極化力和變形性的因素離子的外層電子構型

極化力變形性離子的電荷電荷數越多，極化力越強：Al3+>Mg2+>Na+；O2->Cl-負電荷數越多，變形性越大O2->Cl-正電荷越多，變形性越小Na+>Mg2+>Al3+離子半徑

r半徑越小，極化力越強Ca2+>Na+>K+；Ca2+>Ba2+半徑越大，變形性越大I->Br->Cl->F-；S2->O2-（18+2)e18e.(9-17)e.8e

極化力減弱Pb2+>Mg2+；Ag+>Na+（18+2).18e.(9-17)e.8e

變形性減少K+<Ag+；Ca2+<Hg2+6.3.3、氧化物熔、沸點和硬度

氧化物：氧與電負性比氧小的元素所形成的

二元化合物。（1）分類按組成分為：氧化物、過氧化物、超氧化物按結構分為：離子型氧化物共價型氧化物過渡型氧化物

Na2OBaO;B2O3SiO2;Cr2O3NiOMnO2按酸堿性分為：堿性酸性兩性不成鹽氧化物

CrOMgO;SO2Mn2O7

；Cr2O3MnO2;NOCO表6.3周期表中氧化物的某些物理性質比較

S區d區

ds區P區晶體類型離子晶體過渡型晶體過渡型晶體共價型晶體熔、沸點

高較高～較低

較高低（除SiO2外均為分子晶體）硬度

大較大～較小

較大

小實例Na2O、BaO、CaOCr2O3NiO,V2O5CrO3Al2O3P2O5、N2O5、B2O3P區的SiO2是原子晶體。大多數相同價態的某金屬的氧化物熔點比其氯化物高例如：

MgO>MgCl2;Fe2O3>FeCl3;CuO>CuCl2

大多數金屬性不太強的元素的氧化物是過渡型化合物,低價態金屬氧化物介于離子晶體和原子晶體之間，偏向原子晶體，熔、沸點高；高價態金屬氧化物偏向于分子晶體，熔沸點低。例如：熔點/℃:Mn2O75.9MnO2535CrO3196Cr2O32266由于某些氧化物具有熔點高、硬度大，對熱穩定性高的共性。工程中常用作：

磨料（MgO、Cr2O3、Al2O3），耐火材料（SiO2、MgO、CaO、Al2O3、Cr2O3）。絕熱材料（MgO）

，耐熱高溫無機涂層材料(Cr2O3）。（2）應用：習題:p31210,15,預習:6.4無機化合物的化學性質6.4無機化合物的化學性質

6.4.1氧化還原性（1）KMnO4Mn3d54s2

氧化值+1、+2、+3、+4、+5、+6、+7。常見+2、+3、+4、+6、+7氧化值的化合物,如MnO、Mn2O3

、MnO2

、MnO42-、

MnO4-KMnO4是常見的氧化劑，介質酸度影響氧化性強弱還原產物例如；KMnO4紫紅

Mn2+肉色

MnO2棕黑色

MnO42

-綠色H+H2OOH-KMnO4其氧化性及被還原產物均與溶液的PH值有關酸性：MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2Oφθ=1.507(V)中性：MnO4-+2H2O+3e-=MnO2↓（棕色）+4OH-

φθ=0.588(V)堿性：MnO4-+e-=MnO42-

（綠色）

φθ=0.564(V)在酸性溶液中氧化能力最強。2MnO4-+5SO32-+6H+=2Mn2++5SO42-+3H2O2MnO4-+3SO32-+H2O=2MnO2(s)+3SO42-+2OH-2MnO4-+SO32-+2OH-=2MnO42-+SO42-+H2O（2）K2Cr2O7

2CrO42-+2H+Cr2O72-+H2O

黃橙酸性溶液中以Cr2O72-存在，堿性溶液中以CrO42-存在Cr2O72-+14H++6e=2Cr3++7H2Oφθ=1.23(V)

橙蘭綠CrO42-+2H2O+3e=CrO2-+4OH-φθ=-0.12(V)在酸性介質中作氧化劑，而堿性介質中CrO2-作還原劑。Cr2O72-+6Fe2++14H+=2Cr3++6Fe2++7H2O(3)亞硝酸鹽：即可作氧化劑，又可作還原劑HNO2+H++e-=NO(g)+H2O(l)φθ

（HNO2

/NO）

=0.983(V)

（I2

/I-）=0.5355V2NO2-+2I-+4H+=2NO(g)+I2+2H2ONO3-+3H++2e-=HNO2(g)+H2O(l)φθ

（NO3-/HNO2）

=0.934(V)

（Cr2O7

2

-

/Cr3+）=1.232VCr2O72-+3NO2-+8H+=2Cr3++3NO3-+4H2O（4）過氧化氫H2O2,既具有氧化性又具還原性，

還有歧化作用歧化作用:2H2O2=2H2O+O23％H2O2可作消毒劑還原性:O2+2H++2e=H2O2φθ=0.695(V)H2O2與強氧化劑作用（KMnO4，K2Cr2O7）充當還原劑生成O2如：2MnO4-+5H2O2+6H+=2Mn2++5O2+8H2O氧化性：H2O2+2H++2e=2H2Oφθ

=1.776(V)H2O2與還原劑作用表現氧化性生成H2O如：H2O2+H2S=S↓+2H2O6.4.2酸堿性

1、氧化物及其水合物的酸堿性遞變規律：（a）同周期從左到右.以第4周期主族為例:ⅠAⅡAⅢAⅣA ⅤA ⅥAⅦA K2OCaOGa2O3GeO2As2O5SeO3Br2O7

KOHCa(OH)Ga(OH)3Ge(OH)4H3AsO4H2SeO4HBrO4強堿中強堿兩性兩性中強酸強酸強酸 堿性減弱，酸性增強副族大致與主族變化趨勢同，但較緩慢。

Sc2O3TiO2V2O5CrO3Mn2O7Sc(OH)3Ti(OH)4HVO3H2CrO4HMnO4（堿性）（兩性）（弱酸）（中強酸）（強酸）

堿性減弱，酸性增強（b）同族：從上到下，酸性減弱堿性增強N2O3HNO2

酸性P2O3H3PO3

酸性As2O3H3AsO3

兩性偏酸Sb2O3Sb(OH)3

兩性偏堿Bi2O3Bi(OH)3

堿性H2CrO4

中強酸H2MoO4

弱酸H2WO4

弱酸酸性減弱堿性增強酸性減弱（c）同一元素不同價態,高價態酸性比低價態強

HClOHClO2HClO3HClO4

弱酸中強酸強酸極強酸

CrOCr2O3CrO3

堿性兩性酸性

ZnOZn(OH)2

兩性CdOCd(OH)2

兩性偏堿HgOHg(OH)2堿性堿性增強隨價態升高、酸性增強，堿性減弱2、R-OH規則：無論是酸、是堿均可寫成R(OH)n

的形式以第三周期為例NaOHMg(OH)2Al(OH)3Si(OH)4P(OH)5S(OH)6H2SiO3·H2OH3PO4·H2OH2SO4·H2OR(OH)n的酸堿性，主要取決于Rn+電荷的多少和半徑的大小R┊O┊H化學鍵在Ⅰ處斷裂為堿性，Ⅱ處斷裂為酸性

ⅠⅡRn+電荷越多，半徑越小，Rn+與O2-吸引力越強，則易在Ⅱ處斷鍵。Rn+電荷越少，半徑越大，Rn+與O2-吸引力越弱，則易在Ⅰ處斷鍵。以第三周期為例：Na+Mg2+Al3+Si4+P5+S6+Cl7+

從左向右電荷增加，半徑減小從Ⅰ處斷鍵過渡到Ⅱ處斷鍵

3．氯化物與水的作用氯化物水解的一般規律：（1）活潑金屬的氯化物：不水解。如：NaCl

KClBaCl2

（2）一般金屬的氯化物：分級水解。以一級水解為主。如：MgCl2

、FeCl2、FeCl3

、ZnCl2

、CrCl3

、CuCl2

、AlCl3如：MgCl2+H2O=Mg(OH)Cl+HCl

鎂氧水泥成分（建筑材料、磨料、砂輪）同周期+3價比+2價金屬氯化物的水解程度大。如：FeCl3>FeCl2

，AlCl3>MgCl2（3）某些高價態的金屬氯化物：水解可進行到底。如：GeCl4+4H2O=Ge(OH)4+4HClGeO2.2H2O（膠狀沉淀）（4）某些非金屬氯化物水解生成相應的含氧酸。如：SiCl4

、PCl3

、PCl5

PCl5+4H2O=H3PO4+5HClSiCl4+3H2O=H2SiO3↓+4HCl（5）p區的SnCl2SbCl3BiCl3水解生成的堿式鹽難溶于水。SnCl2+H2O=Sn(OH)Cl↓+HClSbCl3+H2O=SbOCl

↓

+HClBiCl3+H2O=BiOCl

↓

+HCl配制時先加HCl后加水稀釋。配制此類鹽溶液，例如：SnCl2水溶液;

加適量酸（HCl）抑制水解加少量錫粒;防止Sn2+被氧化。

6.5配位化合物6.5.1配位化合物的組成和結構按結構特征配位化合物分三類：簡單配位化合物，螯合物，羰合物1、簡單配位化合物：如：[Ag(NH3)2]Cl，[Cu(H2O)4]SO4，H[AuCl4]即由一個簡單的正離子和幾個中性分子或負離子結合形成的復雜離子叫配離子，含有配離子的化合物叫配位化合物。內界（配離子）：[Ag(NH3)2]+,[Cu(H2O)4]2+,[AuCl4]-外界：Cl-,SO42-,H+中心離子：Ag+,Cu2+,Au3+

位于配離子的中心，金屬及其離子均可作中心離子，其中以ⅠB、ⅡB、Ⅷ族的金屬離子形成的配離子最穩定。配位體：NH3,H2O,Cl-配位原子：與中心離子直接結合的原子。如,N、

O、Cl配位數：配位原子的數目。一般為：２、４、６一般講：中心離子的電荷越多，吸引配體的能力越大，配位數越高。中心離子電荷：+1+2+3+4

常見配位數：2466單齒配體：每一個配位體只能提供一個配位原子的配位體稱為單齒配體。如：F-,Cl-,Br-,I-,OH-(羥基),SCN-(硫氰根),CN-，S2O32-，H2O，NH32、螯合物：多齒配體：每一個配體含二個或二個以上的配位原子的配體。如，乙二胺：H2NCH2CH2NH2

乙二胺四乙酸（EDTA）根離子：無機酸根：C2O42-

、P2O74-

[Cu(en)2]2+H2C-NH2NH2-CH22+

Cu2+

H2C-NH2NH2-CH2

[M(C2O4)2]2-M:Cu2+,Co3+,Cd2+,Al3+因是環狀結構所以配離子叫螯合離子,多齒配體稱螯合劑。3、羰合物：Ni(CO)4Fe(CO)5

中心形成體為中性原子，配體為CO分子4、配位化合物的命名：（1）內外界間服從一般無機化合物的命名原則：外界為復雜離子（如：SO42-

、CO32-

、Ac-）則叫某酸某。外界為簡單離子（如：Cl-

、OH-、S2-）則叫某化某。（2）配離子的命名順序：配位體數目—配位體—合—中心離子—中心離子的氧化值（中心離子后用羅馬數字標明化合價）。在每種配位體前用二、三、四等數字表示配位體的數目。如：K4[Fe(CN)6]六氰合鐵（Ⅱ）酸鉀（3）當配體不止一種時，不同配體之間用園點（?）分開，配位體的命名次序是：①先無機后有機；②先負離子后中性分子；③同類配位體的名稱，按配位原子元素符號的英文字母順序排列。例如：[CoCl(NH3)5]Cl2

二氯化氯?五氨合鈷（Ⅲ）[CoCl(NH3)2(H2O)2]OH氫氧化一氯?二氨?二水合鈷（Ⅲ）[CoCl3(NH3)3]三氯三氨合鈷（Ⅲ）[PtCl(NO2)(NH3)4]CO3

碳酸氯?硝基?四氨合鉑(Ⅳ)K[PtCl3(C2H4)三氯.乙烯合鉑（Ⅱ）酸鉀[Cu(en)2]SO4

硫酸二乙二胺合銅（Ⅱ）[Cr(NH3)3(H2O)Cl2]OH[Fe(CO)5]Na2[Zn(OH)4]氫氧化二氯三氨一水合鉻（Ⅲ）五羰基合鐵四羥基合鋅（Ⅱ）酸二鈉K[PtCl3NH3]三氯一氨合鉑（Ⅱ）酸鉀

寫出下列物質分子式：習題:p31212,14,16,17預習:6.5配位化合物

5、價鍵理論價鍵理論認為配合物的中心離子（或原子）與配位體間的化學鍵是配位鍵。價鍵理論基本要點如下：（a）中心離子（或原子）有空的價電子軌道可接受由配位體的配位原子提供的孤對電子而形成配位鍵（ML）CoNH3NH3NH3NH3NH33+NH3例如;Co3+:3S23P63d6(4S04P04d0)價電子軌道通常為(n-1)dnsnp軌道常見的中心離子為d區，ds區的離子：ⅤBⅥBⅦBⅧBⅠBⅡBVCrMnFeCoNiCuZnMoTcRuRhRdAgCdWReOsIrPtAuHg常見的配體：F-,Cl-,Br-,I-,OH-,SCN-,CN-,S2O32-

，H2O,NH3

例如：①[Ag(NH3)2]+Ag+：4S24P64d10(5S05P0)（b）形成配合物時，中心離子所提供的空軌道進行雜化，形成各種類型的雜化軌道，從而使配合物具有一定的空間構型。sp雜化

4d5s5pFe3+：3d4s4p4d②[FeF6]3-

3d4s4p4dsp3d2雜化3d54S04P04d0八面體型[Ag(NH3)2]+[Ni(CN)4]2-[Zn(NH3)4]2+[Co(NH3)6]3+[Co(NH3)6]3+[Co(en)3]3+6.5.2

配離子的解離平衡

(p127)1.配離子解離平衡配鹽在水中充分解離:如:[Ag（NH3）2]Cl

[Ag(NH3)2]++Cl-配離子在水溶液中的解離類似弱電解質:如:[Ag(NH3)2]+

Ag++2NH3其解離常數為:簡化為：對于同一類型的配離子來說，Ki越大，配離子越不穩定，Ki(K不穩)稱為不穩定常數。配離子生成反應的平衡常數：Ag++2NH3

[Ag(NH3)2]+對于同一類型的配離子來說，

Kf越大，配離子越穩定。Kf稱為穩定常數。2.配離子解離平衡的移動①生成更穩定的配離子[Fe(CNS)6]3-

Fe3++6CNS-Kf=103.17（血紅色）+加入NaF6F-

[FeF6]3-Kf=1014.31(無色)平衡向生成更穩定的配離子的方向移動。同類型的配離子可據Kf或Ki來判斷反應的方向例如：

[HgCl4]2-+4I-

[HgI4]2-+4Cl-Ki

：

8.55×10-161.48×10-30Kf=1.17×1015Kf

=6.76×1029

平衡③改變溶液的酸度，形成難解離物質[Cu(NH3)4]2+

Cu2++4NH3

加酸（例硫酸）

（深蘭）（淺蘭）+平衡

4H+

4NH4+②生成難溶解物質[Cu(NH3)4]2+

Cu2++4NH3

平衡（深蘭）+

S2-→CuS（S）（黑色）例如：

Fe3+6.5.3配位化合物的應用1.利用配合反應使某些物質溶解:

例如:AgBr+2S2O32-=[Ag(S2O3)2]3-+Br-2.離子的定性鑒定和定量分析:

利用配離子特殊顏色用配合反應鑒定溶液中離子SCN_-[Fe(CN)6]3-[Fe(SCN)]2+（血紅）Fe4[Fe(CN)6]3(S)(蘭)

3、電鍍工業如：鍍銅時鍍液不用CuSO4,而用K4P2O7,可使鍍層細膩。Cu2++2P4O74-=[Cu(P4O7)2]6-4、稀有元素濃縮、富集、分離、提取和純化用專門配合劑通過萃取從海水中提取金、銅、鈾。5、離子的掩蔽習題:p3123(2),18,19,20,預習:6.6無機材料

6.6無機材料

6.6.1金屬和合金材料1.輕質合金：由鎂、鋁、鈦、鋰等金屬形成的合金（1）鋁合金:鋁中加入Mg.Cu.Zn.Mn.Si

（2）鈦合金:鈦中加入Al.Cr.VMn.Mo.Fe2.耐熱合金：VB~VIIB.VIII高熔點元素形成的合金。合金鋼和硬質合金：d區金屬具有熔點高、硬度大的特點，它們作為合金元素加入碳鋼制成合金鋼。常用鈦、鋯、釩、鈮以及p區的鋁、硅等。3.

低熔合金：常用的低熔金屬及其合金有汞、錫、鉛、鉍等。4.金屬電子材料：銅、鋁及其合金

超導材料：Nb4Ge;Y-Ba-Cu-O。5.形狀記憶合金

形狀記憶合金是近代新興功能材料,用它制造的零件變形后,經過一定溫度,能夠恢復先前的形狀,顧名思義被稱作形狀記憶合金

形狀記憶合金具有與普通合金不同的特性——可逆的熱彈性。塑性形變是不可逆轉的永久性形變，而形記金屬卻能在發生塑性變形后，稍加溫便象“記住”了自己原有的形狀而自動復原。其之所以有形狀記憶功能，決定于其晶體內部具有的特殊結構。形記合金不僅具有奇異的形狀記憶功能，且具有強度高、剛度大、無磁性、耐腐蝕、生物相容性好及低溫柔韌等優良性能。因而具有許多特殊應用價值

形狀記憶材料被譽為奇妙的功能性材料，形狀記憶合金的研究、發現至今為止已有十幾種記憶合金體系。包括Au-Cd、Ag-Cd、Cu-Zn、Cu-Zn-Al、Cu-Zn-Sn、Cu-Zn-Si、Cu-Sn、Cu-Zn-Ga、In-Ti、Au-Cu-Zn、NiAl、Fe-Pt、Ti-Ni、Ti-Ni-Pd、Ti-Nb、U-Nb和Fe-Mn-Si等。而在這些合金系中，目前僅有Ti-Ni、Cu-Zn-Al及鐵基合金得到廣泛的應用。

NiTi形狀記憶合金:已廣泛用于牙科、骨科和臨床介入等。例如形狀記憶合金系列骨科器械

Cu-Zn-Al形狀記憶合金是一種含Zn1837%、Al2～8%、余者為銅的具有形狀記憶效應和偽彈性的合金。Ti-Ni形狀記憶合金其成分為49-51at%Ni，Ti-Ni形狀記憶合金具有很高的塑性,具有較高記憶壽命，TiNi記憶合金還包括TiNi-Cu、TiNi-Co、TiNi-Fe和TiNi-Nb等具有較高的實用價值的記憶合金，其中Ti50Ni47Fe3合金是制造管接頭等緊固件的良好材料。

貴金屬功能材料

(貴金屬指性質穩定地殼中含量少，開采提取困難，故價格高，金、銀、鉑系。)貴金屬功能材料：包括（1）貴金屬特種功能材料：貴金屬復合材料、電子材料、測溫材料、焊料、釬料、精密管棒材、電接觸材料、鉑合金網；（2）貴金屬信息功能材料：銀粉、銀漿，玻璃漿，金、鉑漿，釕漿、銀鈀漿；（3）貴金屬環境及催化功能材料：貴金屬基礎化合物、催化劑、催化傳感材料等6.6.2無機非金屬材料

1、半導體材料：單質半導體GeSiSe

化合物半導體Ⅲ-Ⅴ族化合物GaAs，

Ⅱ-Ⅵ族化合物ZnS、SeS2、低溫材料：冰、液氨、CS2、CCl43、保護氣體：CO2、N2、Ar4、耐火材料：SiC、Si3N4、C（石墨）、SiO2、MgO、Cr2O35、耐熱高強結構材料：SiC、BN、Si3N4氮化硅

硅和氮氣在1300℃中反應合成：其主要反應

3Si+2N2

=Si3N4氮化硅基陶瓷(陶瓷是以多晶聚集體為基本結構的無機非金屬材料)具有密度小、高強、高硬、高韌性、耐磨損、耐腐蝕、抗氧化、抗熱震、地膨脹、自潤滑、隔熱、電絕緣等一系列優良性能，在航空、航天、電子、冶金、機械、石油、華工、能源、交通、電器等領域有著廣泛的應用前景。氮化硼氮化硼俗稱白石墨，特性與石墨相似而質地潔白，存在兩種晶型：六方與立方，但通常呈六方結構。在高溫與超高壓的特殊條件下，可將六方結構晶型轉化為立方晶型。粉末由硼，鹵化硼或硼酸、硼砂、氧化硼和含氮鹽類在氮氣或氨氣氛中反應合成。其主要反應式為：

Na2B4O7+NH4Cl+2NH3=4BN+2NaCl+7H2O氮化硼制品的主要特性與用途：氮化硼使用范圍廣泛，其粉末可作優良的潤滑劑與脫模劑，而陶瓷可用作熔煉蒸發金屬的坩堝、舟皿、液態金屬輸送管、火箭噴口，大功率器件底座，半導體元件摻雜源，以及各種高溫（高壓、高頻）絕緣散熱部件。而立方氮化硼則為近似于金剛石的超硬材料。采用熱壓法制成的氮化硼制品，在Ｎ２或Ａｒ氣氛中最高使用溫度高達２８００℃，而無明顯熔點，。但在氧化氣氛中穩定性差，使用溫度僅在９００℃以下。氮化硼還具有諸多特殊的性能，僅在耐火材料使用方面可用作高溫熱電偶保護管，熔煉金屬的器皿及宇宙航行中熱屏蔽材料等。總之，氮化硼制品在未來高科技產品開發方面顯示出廣闊的前景。

7.光導纖維光導纖維（簡稱“光纖”）是一種能利用光的全反射作用來傳導光線的透光度極高的光學玻璃纖維。如果將許多根經過技術處理的光纖繞在一起就制得我們常說的光纜﹑它能將光的明暗﹑光點的明滅變化等信號從一端傳送到另一端。光導纖維是由兩種或兩種以上折射率不同的透明材料通過特殊復合技術制成的復合纖維。它的基本類型是由實際起著導光作用的芯材和能將光能閉合于芯材之中的皮層構成。6.6.3納米材料和碳納米管納米是什么?納米（nm）如同厘米、分米和米一樣，是度量長度的單位，一納米等于十億分之一納米科技(納米技術)：在1~100nm范圍內研究原子、分子結構特征，通過直接操作和安排原子、分子，將其組裝成具有特定功能和結構的一門高新型技術和前沿科學。納米材料：21世紀最有前途的新型材料。納米效應

納米材料具有傳統材料所不具備的奇異或反常的物理、化學特性，如原本導電的銅到某一納米級界限就不導電，原來絕緣的二氧化硅、晶體等，在某一納米級界限時開始導電。這是由于納米材料具有顆粒尺寸小、比表面積大、表面能高、表面原子所占比例大等特點----表面效應和體積效應

納米材料的應用

納米材料大致可分為納米粉末、納米纖維、納米膜、納米塊體等四類。其中納米粉末開發時間最長、技術最為成熟，是生產其他三類產品的基礎。納米粉末：

又稱為超微粉或超細粉，一般指粒度在100納米以下的粉末或顆粒，是一種介于原子、分子與宏觀物體之間處于中間物態的固體顆粒材料。可用于：高密度磁記錄材料；吸波隱身材料；磁流體材料；防輻射材料；單晶硅和精密光學器件拋光材料；微芯片導熱基片與布線材料；微電子封裝材料；光電子材料；先進的電池電極材料；太陽能電池材料；高效催化劑；高效助燃劑；敏感元件；高韌性陶瓷材料（摔不裂的陶瓷，用于陶瓷發動機等）；人體修復材料；抗癌制劑等。納米纖維：

指直徑為納米尺度而長度較大的線狀材料。可用于：微導線、微光纖（未來量子計算機與光子計算機的重要元件）材料；新型激光或發光二極管材料等。納米膜：

納米膜分為顆粒膜與致密膜。顆粒膜是納米顆粒粘在一起，中間有極為細小的間隙的薄膜。致密膜指膜層致密,但晶粒尺寸為納米級的薄膜。可用于：氣體催化（如汽車尾氣處理）材料；過濾器材料；高密度磁記錄材料；光敏材料；平面顯示器材料；超導材料等。納米塊體：

是將納米粉末高壓成型或控制金屬液體結晶而得到的納米晶粒材料。主要用途為：超高強度材料；智能金屬材料等。納米碳管

納米碳管(Carbonnanotube)是1991年才被發現的一種碳結構。理想納米碳管是由碳原子形成的石墨烯片層卷成的無縫、中空的管體。石墨烯的片層一般可以從一層到上百層，含有一層石墨烯片層的稱為單壁納米碳管(Singlewalledcarbonnanotube,SWNT)，多于一層的則稱為多壁納米碳管(Multi-walledcarbonnanotube,MWNT)。

SWNT的直徑一般為1－6nm，最小直徑大約為0.5nm，長度則可達幾百納米到幾個微米。因為SWNT的最小直徑與富勒烯分子類似，故也有人稱其為巴基管或富勒管。MWNT的層間距約為0.34納米，直徑在幾個納米到幾十納米，長度一般在微米量級，最長者可達數毫米。由于納米碳管具有較大的長徑比，所以可以把其看成為準一維納米材料。碳納米管

碳納米管既可作為最細的導線被用在納米電子學器件中,也可以被制成新一代的量子器件,還可用作掃描隧道顯微鏡或原子力顯微鏡的探針。尤其是碳納米管的頂端很銳,有利于電子的發射,它可用做電子發射源,