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过渡元素的性质及其应用无机与分析化学
过渡元素的性质
及其应用
过度元素小组
2004年04月
摘要
过度元素是化学走棋表中元素最多的一部分鉴于人员有限和个人兴趣我们主要介绍了钛、锰、铂、铁四种元素。
首先我们从总体上对化学元素进行了一些介绍，即为第一章；第二章是钛，元素钛（Ti）是一种过渡金属，从20世纪40年代以后，钛及其化合物被广泛应用于制造、催化以及石油化工等领域。
本文将就其重要性质、工业制取及应用作出阐述；第三章是锰，主要介绍了二氧化锰的吸附性；第四章对铁的化合物进行了较为系统的介绍。
而第五章主要介绍了铂的化学性质和铂在催化，只要等方面的应用。
第二章是本报告的重点。
目录
第一章过度元素简介与性质1
第二章钛金属的性质和应用2
第三章锰的性质及应用6
第四章铁及其化合物的应用7
第五章铂的性质及应用9
第六章附言10
词汇表
词汇。
过渡元素
外过渡元素（d-过渡元素）
内过渡元素（f-过渡元素）
钛的性质、制取、应用、钛粉的应用
氨冷凝器
复合半导体
零点电荷
螯和作用
第一章、过渡元素简介与性质
一、简介
（1）过渡元素是位于周期表中央的金属元素（接于碱土族之后），不象一般的典型金属元素（A族元素），同一行有相似的化学性质，其化学性质相差很大。
（2）过渡元素分为两类
外过渡元素（d-过渡元素）：
最后一个电子填入d轨道；
内过渡元素（f-过渡元素）：
最后一个电子填入f轨道。
1.2 性质
过渡元素均为金属元素，具有金属光泽，并为电、热的良导体。
（1）除ⅡB族的锌、镉、汞因ns及（n-1）d价轨道已完全填满，阳离子电荷密度小，故金属键较弱导致熔点、沸点，汽化热低外，其余的过渡元素均为高熔点、高沸点及高汽化热。
（2）具有多种氧化态，可形成各种化合物，如锰具+2、+3、+4、+6及+7氧化数：
钴具有+2，+3氧化数；铁具+2，+3氧化数等。
化合物中的过渡元素大都具有未填满电子的d轨道及未成对电子
具有颜色
二、过渡元素的性质
1. 过渡元素：
Sc、Ti、V、Cr、Mn、Fe、Co、Ni、Cu、Zn等
价电子组态：
3d1-104s2（Cu、Cr例外）
Cr→3d54s1
Cu→3d104s1
2. 原子量随原子序增大而增大（例外：
Co>Ni）
3. 地壳存量：
以铁最丰富；铜之活性较小，可以游离态存在
4. 原子半径及离子半径由Sc至Ni大致随原子序增大而减小，但变化不大
5. 游离能不高，相近
IE1最大：
Zn；IE2最大：
Cu；IE3最大：
Zn
而IE1、IE2及IE3最小者均为Sc。
6. 除锌外，熔点、沸点、汽化热均高。
7. 密度：
除锌外，大致随原子序数的增加而增大。
8. 标准还原电位大致随原子序数的增加而增大
除Cu外，其余皆为负值
9. 氧化数：
随原子序的增加而先增后减
Sc（+3）、Ti（+4）、V（+5）、Cr（+6）、Mn（+7）、Fe（+3）、Co（+2）、Ni（+4）、Cu（2+）、Zn（+2）
第一列过渡元素在高氧化态时均非以其阳离子的水合离子存在（即无V5+（aq）、Cr6+（aq）、Mn7+（aq）），而以共价性的含氧离子存在，如VO2+、CrO42-及MnO4-，最大氧化数不超过最外层3d与4s轨道的价电子总数
第一列过渡元素的典型氧化数如下表
符号
代表之化合物
氧化数
价电子数
（3d，4s）
Sc
Sc2O3
+3
3
Ti
TiO、Ti2O3、TiO2
+2、+3、+4
4
V
VO、V2O3、VO2、V2O5
+2、+3、+4、+5
5
Cr
CrO、Cr2O3、CrO3
+2、+3、+6
6
Mn
MnO、Mn2O3、MnO2、K2MnO4、KMnO4
+2、+3、+4、+6、+7
7
Fe
FeO、Fe2O3
+2、+3
8
Co
CoO、Co2O3
+2、+3
9
Ni
NiO、Ni2O3
+2、+3
10
Cu
Cu2O、CuO
+1、+2
11
Zn
ZnO
+2
12
10．常见过渡元素离子与化合物的颜色
离子
颜色
化合物
颜色
化合物
颜色
化合物
颜色
Cu2+
蓝
CuO、CuS
黑
FeSCN2+
血红
Fe（OH）3
红褐
Mn2+
水红
Cu2O
红
Fe（CN）64-
黄
Fe（OH）2
白
Cr3+
绿
Cu（NH3）42+
深蓝
Fe（CN）63-
红
MnS
粉红
Cr2+
蓝
CuSO4
白
CrO42-
黄
KMnO4
紫
Fe3+
浅黄
CuSO4.5H2O
蓝
Cr2O72-
橙
K2MnO4
绿
Fe2+
绿
Cu（OH）2
蓝
Cr2O3
绿
Ag2CrO4
砖红
Co2+
无色
Cu2[Fe（CN）6]
红
CoCl42-
蓝
MnO2
黑褐
Cu+
无色
Zn3[Fe（CN）6]2
白
Co（H2O）62+
红
AgCl
白
三、过度元素用途
1.由于过渡金属大多都有很高的熔沸点，使得很多过渡金属单质及其化合物在耐火，耐高温材料中应用广泛，如锆，铪及其氧化物都被广泛地应用于耐火砖，耐火管及陶瓷等耐高温的材料中；
2.过渡金属中许多如钛，钒，锆，铪等因自身优良的耐腐蚀性能而被大量用于耐腐蚀的仪器设备的制备；
3.钒，钛，铁，锰，铂等金属元素的许多化合物都可以作为催化剂，催化大量的无机，有机反应。
第二章、钛金属的性质和应用
一、钛的性质：
钛呈银白色，外观似不锈钢，粉末钛呈灰色，钛的熔点高密度小（比钢轻43%），属轻金属，或列为难熔金属。
纯钛具有塑性，易机械加工，纯度越高，塑性越大，但强度越低。
钛的主要物理常数有：
原子序数22，原子量47.90，原子的电子分布［Ar］3d24s2，第一电离能I1=661KJ·mol-1，熔点1668±4℃，沸点3260±20℃，密度25℃时，α-钛4.506g·cm-3；900℃时，β-钛4.400g·cm-3
钛位于元素周期表中的IVB族。
钛原子的价层电子构型为3d24s2，它的d电子可以部分或全部作为价电子出现，因此，钛可形成氧化态为+4，+3，+2的化合物。
钛作为过渡元素，由于原子及离子半径较小、离子电荷较多，且具有成键能力较强的（n-1）d空轨道，所以钛能形成大量的配合物和有机钛化合物，此外钛与部分过渡元素一样，还能形成不太稳定的低氧化态（+1，0，-1等）的配合物。
钛有两种同素异形体：
α-钛属密集六方晶系，为低温（< 882.5℃）稳定态；β-钛属体心立方晶系，为高温稳定态。
常温下钛的化学活性很小，仅能于氟氢氟酸等几种物质起作用。
但在较高温度下，钛可与多种单质和化合物发生反应。
各种元素，按其与钛发生不同反应可分为四类：
第一类：
钛与卤素和氧族元素形成离子化合物
常温下即可与氟反应，150C时反应激烈进行：
Ti+2F2=TiF4
加热条件下，钛与氯碘可发生如下反应：
Ti+2Cl2=TiCl4>350C
Ti+2I2=TiI4>400C
第二类：
钛与过渡元素氢铍硼族碳族及氮族元素形有限固溶体和金属间化合物
钛与氧气的反应，取决于钛的形态和温度条件。
钛粉或海绵钛的活性表面较大，常温下在空气中摩擦或撞击便可着火燃烧：
Ti+O2=TiO2
2Ti+1.5O2=Ti2O3
致密钛表面能形成一层致密氧化膜，以防止代进一步被氧化。
但超过700C表层氧化膜便失去保护作用，氧化反应加剧，纯氧中钛在500-600C时就开始燃烧。
钛与氮气在常温下不反应，高于800C时在氮气中燃烧（氮也能被钛吸收形成Ti-N固溶体）：
2Ti+N2=2TiN>800C
钛在空气中主要是吸氧，钛的良好吸气性使它可用作吸气剂。
钛和氢气除了可反应生成TiH,、TiH2外还能形成Ti-H固溶体，且可逆
钛与碳在高温下反应生成碳化钛：
Ti+C=TiC1800~4200C
碳化钛熔点3140C，硬度大，可用于生产硬质合金，也能形成Ti-C固溶体。
第三类：
锆、铪、钒族、铬族、钪元素与钛生成无限固溶体；
第四类：
惰性气体、碱金属、碱土金属、稀土元素（除钪外），锕、钍等不与钛发生反应或基本上不发生反应。
二、钛的制取
钛在1791年被发现，而第一次制得纯净的钛却是在1910年，中间经历了一百余年。
原因在于：
钛在高温下性质十分活泼，很易和氧、氮、碳等元素化合，要提炼出纯钛需要十分苛刻的条件。
工业上常用硫酸分解钛铁矿的方法制取二氧化钛，再由二氧化钛制取金属钛。
浓硫酸处理磨碎的钛铁矿（精矿），发生下面的化学反应：
FeTiO3+3H2SO4==Ti（SO4）2+FeSO4+3H2O
FeTiO3+2H2SO4==TiOSO4+FeSO4+2H2O
FeO+H2SO4==FeSO4+H2O
Fe2O3+3H2SO4==Fe2（SO4）3+3H2O
为了除去杂质Fe2（SO4）3，加入铁屑，Fe3+还原为Fe2+，然后将溶液冷却至273K以下，使得FeSO4·7H2O（绿矾）作为副产品结晶析出。
Ti（SO4）2和TiOSO4水解析出白色的偏钛酸沉淀，反应是：
Ti（SO4）2+H2O==TiOSO4+H2SO4
TiOSO4+2H2O==H2TiO3+H2SO4
锻烧偏钛酸即制得二氧化钛：
H2TiO3==TiO2+H2O
工业上制金属钛采用金属热还原法还原四氯化钛。
将TiO2（或天然的金红石）和炭粉混合加热至1000～1100K，进行氯化处理，并使生成的TiCl4，蒸气冷凝。
TiO2＋2C＋2Cl2＝TiCl4＋2CO
在1070K用熔融的镁在氩气中还原TiCl4可得多孔的海绵钛：
TiCl4＋2Mg＝2MgCl2＋Ti
这种海绵钛经过粉碎、放入真空电弧炉里熔炼，最后制成各种钛材
三、钛粉的火灾危险
•理化性钛粉是深灰色的发亮的无定性粉末,或硬的钢色立方体结晶,不对盐水有抗腐蚀性,能被硝酸氧化成钛酸,高温是与卤素,氧,硫,氮化物,是唯一能与氮气在空气中反应的元素之一,其作用约在800度开始,在100度时能分解水,放出氢气.
•危险特性：
钛粉的极细粉末在受热，遇明火或接触氧化剂时会引起火灾，也能在二氧化碳或氮气中燃烧。
只有氩气和氦气才可以控制钛粉的燃烧，根据燃烧学我们知，在加工和处理金属粉末时，通常会产生粉尘云，如果粉尘云与空气混合后比例适当，达到了爆炸极限范围之内，遇外界明火，打火，静电放火，即可引燃金属粉尘，
四、钛材在真空制盐设备上的应用
•用钛管代替氨冷凝器中铸铁管
氨冷凝器是纯碱生产过程中，将蒸馏塔蒸出的氨气冷凝的设备。
由两个冷却箱组成，箱内装有φ63mm*6mm*2986mm铸铁管214根。
管内外均用热固性酚醛清漆防腐，管外介质为NH3，C02、H2O蒸汽，温度在95℃左右，管内介质NH4Cl母液，与管外介质换热。
在此条件下，铸铁管腐蚀严重，使用1年即有部分管子腐蚀穿孔，两年时间，已腐蚀损坏严重,在蒸馏塔3年大修时，氨冷凝器内的铸铁管全部换新。
钛管耐腐蚀，传热效率保持良好（铸铁管在3年期间，其传热效率前期好，中期差，后期失效），管内NH4Cl母液预热回收热量，提高了母液进入蒸馏塔的温度，可节约大量蒸汽，经济效益明显
•换热管与管板的连接
五、TiO2光催化处理有机污染物的研究现状与展望
1．半导体多相光催化反应机理
半导体材料，以TiO2为例，当吸收了波长小于或等于387.5nm的光子后，价带中的电子就会被激发到导带，形成带负电的高活性电子e-，同时在价带上产生带正电的空穴h+。
在电场的作用下，电子与空穴发生分离，迁移到粒子表面的不同位置。
热力学理论表明，分布在表面的h+可以将吸附在TiO2表面OH-和H2O分子氧化成·OH自由基，而·OH自由基的氧化能力是水体中存在的氧化剂中最强的，能氧化大多数的有机污染物及部分无机污染物，并将其最终降解为CO2、H2O等无害物质。
由于·OH自由基对反应物几乎无选择性，因而在光催化氧化中起着决定性的作用。
此外，许多有机物的氧化电位较TiO2的价带电位更负一些，能直接为h+所氧化。
而TiO2表面高活性的e-则具有很强的还原能力，可以还原去除水体中金属离子。
2．光催化剂的选择纳米TiO2作为光催化剂的优点
半导体催化剂光活性的先决条件是其带隙能Eg区间包含H2O/·OH对和（或）O2/HO2·对的氧化还原电位。
一般说来，价带空穴的电位越正，导带电子的电位越负，则越易生成·OH自由基或过氧自由基，也就越容易催化氧化有机物。
目前采用的TiO2光催化剂的晶粒尺寸之所以多为纳米数量级，是从反应机理的角度加以考虑而确定的。
首先，从光催化机理上看，物质的降解速率必然与光生载流子e-和h+的浓度有关，而纳米级的TiO2随着粒径的减小，表面原子迅速增加，光吸收效率随之提高，从而增加表面光生载流子的浓度。
计算表明晶粒尺寸大小对光生载流子的复合率有很大影响。
粒径为1μm的TiO2粒子中，电子从体内扩散到表面需10-7s，而10nm的TiO2仅需10-11s。
因此粒子越小，电子空穴在粒子内的复合几率就越小，而且，只有吸附在催化剂表面的粒子才能与高活性的e-和h+进行反应。
随着晶粒尺寸的减小，比表面增大，表面键态和电子态与颗粒内部不同，表面原子的配位不全导致表面活性位置增多，因而与体材料相比，活性更高，更有利于反应物的吸附，从而增加反应几率。
同时，从能带理论上看，半导体价带的能级代表半导体空穴的氧化电位的极限，任何氧化电位在半导体价带位置以上的物质原则上都可以被光生空穴氧化；同理，任何还原电位在半导体导带以下的物质，原则上都可以被光生电子还原。
TiO2是n型半导体材料，当其尺寸小于50nm时，就会产生与单晶半导体不同的性质，原因在于产生了尺寸量子效应，即半导体的载流子被限制在一个小尺寸的势阱中，从而导致能隙增大，导带能级负移，价带能级正移，从而使导带电位更负，价带电位更正，增强了TiO2的氧化还原能力，提高光催化活性。
3．TiO2光催化氧化的研究现状
TiO2有锐钛矿型（Anatase），金红石型（Rutile）和无定型三种。
多数的研究证明[2]，锐钛矿型的催化活性最高，而且在一般光催化研究中使用的DegussaP25TiO2中，70%是锐钛矿。
可见，锐钛矿型TiO2是应用研究的主要对象。
•TiO2光催化剂的制备
目前制备TiO2多采用液相法，其中最具代表性的是金属醇盐水解法和沉淀法。
前者常被设计为溶胶—凝胶法，它是以醇钛盐（钛酸酯）为原料，无水醇为有机溶剂，加入一定量的酸和水，酸起抑制水解和分散剂的作用。
用这种方法，控制各反应物的不同配比，可制得两种性质截然不同的溶胶：
颗粒溶胶或聚合溶胶。
共沉淀法所用的反应物为无机物，如TiCl4、Ti（SO4）2、TiOSO4该方法是最经济的方法，但要防止钛盐反应前的强烈水解。
以上两种方法工艺简单、操作便利、成本较低、且获得TiO2粉末粒度小，分散性好。
•TiO2的改性
1.添加金属离子或进行表面修饰和掺杂
0年代初，Nerwey等发现在半导体中掺杂不同价态的金属离子后，半导体的催化性质被改变。
后来人们又发现，直接向反应体系中添加金属离子也能达到提高催化效率的目的。
2.复合半导体
近年来，人们对二元半导体复合进行了许多研究，如TiO2-CdS、TiO2-SnO2、TiO2-WO3、TiO2-MoO3、TiO2-ZrO2。
这些复合半导体几乎都表现出高于单个半导体的光催化性质，如TiO2-SnO2降解染料的效率提高了10倍[14]，TiO2-WO3对1,4-二氯苯的催化降解效率也高于单个半导体。
3.投加氧化剂
氧化剂是导带电子强有力的俘获剂。
由于氧化剂的加入，极大的减少了光致电子与空穴简单复合的几率。
常用的氧化剂有O2，H2O2，过硫酸盐，高碘酸盐等。
4．对该成果的研究展望
用纳米TiO2光催化分解环境污染物，方法简单，占地面积小，无传统处理方法产生的二次污染的问题，是一种很有发展前途的污染治理技术，但目前所取得的研究成果与将该技术投入实际应用仍有一段距离，尚有许多工作要做。
未来的研究将集中于以下几个方面：
（1）在基础理论方面对有机污染物的降解机理研究有待加强。
有机物分子的结构十分复杂，清楚有机物分子的降解机理，将为提高催化剂活性和催化效率等方面铺平道路。
（2）对催化剂进行改性，研制出新型高效实用的光催化剂。
（3）寻找合适的载体和固定方法，在不影响催化性能的基础上制备负载型催化剂。
（4）研究设计实用高效的光化学反应器，尽量利用日光能，降低处理成本。
（5）重点研究对含复杂成分的废水处理，去除其中无机有毒离子，继续探索对饮用水的深度处理，去除其中的微量有机污染物。
对空气的净化处理进行试验研究。
六、钛的应用：
在应用方面，钛银亮，轻盈，坚牢。
在化学上，由于有优异的抗酸碱腐蚀性；若把钛加到不锈钢中，只加百分之一左右，就大大提高抗锈本领。
常温时钛在空气中稳定；因为钛具有密度小、耐高温、耐腐蚀等优良的特性，钛合金强度高，它密度小，强度大，密度是钢铁的一半而强度和钢铁差不多；钛既耐高温，又耐低温。
在-253℃~500℃这样宽的温度范围内都能保持高强度。
这些优点正是太空金属所必备的。
钛的合金是制做火箭发动机的壳体及人造卫星、宇宙飞船的好材料。
钛有“太空金属”之称。
由于钛有这些优点，所以５０年代以来，一跃成为突出的稀有金属。
钛是一种纯性金属，物质和它接触的时候，不会产生化学反应。
也就是说，因为钛的耐腐蚀性、稳定性高，使它在和人长期接触以后也不影响其本质，所以不会造成人的过敏，它是唯一对人类植物神经和味觉没有任何影响的金属。
钛又被人们称为“亲生物金属”。
所以钛在医学上也有着独特的用途。
用钛制的“人造骨胳”将使骨科技术完全改观。
在骨头损伤处，用钛片和钛螺丝钉固定好，过几个月，骨头就会长在钛片上和螺丝钉的螺纹里。
新的肌肉纤维就包在钛的薄片上，钛骨骼宛如真正的骨骼一样和血肉相联，起到支撑和加固作用。
现在它已开始应用于膝关节、肩关节、肋关节、头盖骨、主动心瓣、骨骼固定夹等方面。
在炼钢工业中，少量钛是良好的脱氧、除氮及除硫剂。
此外，目前冶炼的钛70%左右用在制造飞机、导弹、航天飞机、人造卫星，军事工业等方面。
第三章、锰的性质及应用
一、锰的物化性质
锰有四种同素异形体,其物理性质各不相同。
锰化学性质较为活波,可与大多数非金属反应；在最高氧化态时表现出与卤素相似的性质；锰的单质及化态性质与铁相似。
锰主要用于炼钢、烧砖、电池、生命等领域。
二、二氧化锰水合物的吸附原理
零点电荷（ZPC）:
二氧化锰大概在（2.8~4.5）
一般的正常天然水PH值大于4.5,所以Mn（OH）4胶体一般带正电荷．
Mn（OH）4与金属离子是以螯合形式结合的,怎么判定的？
滴定氢离子．
为什么会带有电荷呢？
一个无水二氧化锰与水接触时，锰原子上会吸附上水分子，如果这些水分子失去氢离子，就产生了带有负电荷的胶体离子（形成羟基化的表面）；如果水分子中的氧原子得到一个氢离子，就产生了带有正电荷的胶体离子．可见，胶体带正电荷还是负电荷取决于介质中氢离子的浓度，并随PH值的改变而改变．但是，对于金属氧化物来说，失去氢离子是主要的变化（形成羟基化的表面）
如Mn（OH）4:
Mn（OH）4（s）==[MnO（OH）3]-+H+
二氧化锰在水溶液中对水分子存在化学吸附作用：
MnO2+H2O==Mn（OH）4
二氧化锰水合物在水溶液中以胶状体的形式存在，本身带有一定的电荷
三、四价锰的氧化物（MnO2）水合物金属离子的吸附作用
固体表面吸附原理
一种金属氧化物Mo,它表面的金属离子相当于不饱和的路易斯酸，当它和水分子结合的时候，水分子中的氧原子就提供孤对电子使它饱和：
Mo+H2O==M（OH）2
金属氧化物的表面就形成了羟基化的表面，金属离子在可以在这种表面上进行络合：
M—OH+MtZ+==M—OMt（Z-1）+
或者发生螯合作用：
M—OHM—O
+MtZ+==Mt（Z-2）+2H+
M—OHM—O
四、二氧化锰的吸附性
吸附剂是二价锰离子和高锰酸根作用生成二氧化锰悬浊液（新制产物的吸附性更佳）。
吸附对象:
Mg2+,Ca2+,Sr2+,Ba2+和Mn2+，吸附的最大容量从大到小的顺序为Ba2+,Sr2+,Ca2+,Mg2+,观察到它们的离子半径同样以这个顺序递减．这是由他们的离子电荷密度（电荷／离子半径）和水合性。
金属离子在水溶液中对水分子有一定的吸附作用.水合性强，吸引水分子，增大离子半径，在吸附过程中形成空间位阻，吸附容量小．
五、应用
环保：
特别是吸附重金属
分析化学：
用EDTA在不同的条件下测量相关离子的浓度
硬水的软化：
吸附Ga2+,Mg2+离子，达到饱和时，可用EDTA替换下离子，做到循环使用.
第四章、铁及其化合物的应用
一、单质
铁是许多金属材料的主要成分。
铁在生物系统中也十分重要，如载氧的血红蛋白，电子传递剂细胞色素和酶系统的固氮酶都含铁。
所以它对人体有十分重要的作用。
用还原铁的氧化物或热分解五羰基铁都可以得到铁。
它与卤素在200ºC—300ºC反应。
细粉状铁在空气易着火。
二，铁（
）的化合物
1.氧化物与氢氧化物
铁主要以+2，+3氧化态出现。
FeO黑Fe2O3砖红
Fe2O3具有两种不同的构型。
有顺磁性的，也有铁磁性的。
Fe2O3为难溶于水的两性氧化物，但以碱性为主，它可溶于酸生成相应盐，也能与碱共熔生成铁酸盐。
氧化铁（
）可在真空中分解草酸铁（
）制得，黑色粉末状的氧化铁能自燃。
氧化铁（
）具有NaCl型结构，通常是非计量的。
碱与铁（
）盐作用得到白色氢氧化亚铁Fe（OH）2，它迅速吸收氧变为暗绿色，而后为棕色，产物分别是Fe（
）与Fe（
）氢氧化物的混合物及水合Fe2O3。
这种氢氧化物迅速转变为水合氧化物。
Fe（OH）2不仅溶于酸，也溶于浓氢氧化钠，从碱性溶液中能结晶出蓝绿色羟基配合物Na[Fe（OH）6]。
2.配合物
FeF2与气态氨反应，形成含有Fe（NH3）62+离子的盐，该离子在水溶液中分解并生成Fe（OH）2沉淀。
Fe（
）与乙二胺（en）2，2一联吡啶或1，10一二氮菲（phen）形成的配合物在水溶液中稳定。
黄色K4[Fe（CN）6]3H2O，六氰合铁（
）酸钾，俗称黄血盐。
[Fe（CN）6]4-是一个沉淀剂，可沉淀Cu2+，Cd2+，Co2+，Mn2+，Pb2+与Zn2+等。
3.难溶盐
铁（
）的碳酸盐，草酸盐，硫化物等是难溶盐，其性质与镁，锰（
）盐相似。
将Fe与S共溶得黑色固体FeS，向Fe2+溶液中加（NH3）2S也得到黑色FeS沉淀。
硫铁矿的主要成分是FeS2，其中Fe的氧化态为+2，S2为-2。
三、铁（
）的化合物
1.卤化物
FeF3白色固体，FeCl3几乎是黑色固体，在300ºC升华，两者均可在相应的卤素中加热制得。
FeCl3微溶于水，它同碱金属氯化物形成一系列配合物。
三氯化铁的六水合物FeCl3·6H2O呈橘黄色，易溶与水。
Fe（
）盐能以盐的形式从浓盐酸溶液中萃取到各种有机溶剂，如酮，醛，醚，酯等。
Fe3+离子外层电子结构为3S23P63D5，有未充满的d轨道，易形成配合物。
Fe3+与F-离子形成配合物的趋势相当强。
Fe3+易形成配位数为6的配合物。
*氰配合
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