实验二十：ds区金属（铜、银、锌、镉、汞）
〔实验目的〕
1.了解铜、银、锌、镉、汞氧化物或氢氧化物的酸碱性，硫化物的溶解性；
2.掌握Cu(Ⅰ)、Cu(Ⅱ)重要化合物的性质及相互转化条件；单面铜基板
3.试验并熟悉铜、银、锌、镉、汞的配位能力，以及Hg22+和Hg2+的转化。
〔实验原理〕
铜族元素包括铜、银、金，位于周期表ⅠB族；锌族元素包括锌、镉、汞，位于周期表ⅡB 族。由于铜、锌族元素价电子层构型为(n-1)d10ns1、(n-1)d10ns2，都属ds区，故一并进行讨论。 一、铜族元素
已知铜族元素价电子构型为(n-1)d10ns1，铜族元素原子不仅可以失去ns电子，也可进一步失去部分d电子。因此铜族元素都有+1、+2、+3三种氧化态。但由于其稳定性不同，铜常见的氧化态为+2，银为+1，金为+3。
1．铜的化合物
①Cu(Ⅰ)的化合物：
Cu(Ⅰ)的化合物在固态晨稳定性高于Cu(Ⅱ)，但在溶液中容易被氧化为Cu(Ⅱ)。Cu溶液为无。几乎所有的Cu(Ⅰ)化合物都难溶于水，其溶解度顺序为：CuCl＞CuBr＞CuI＞CuSCN＞CuCN＞Cu2S
物质颜溶解性化学性质
Cu2O 红不溶于水。弱碱性；对热稳定。
CuOH 黄或橙不溶于水。不稳定，生成后立即分解为Cu2O。
CuX 白
CuCl、CuBr、CuI都不溶
于水，溶解度按顺序降低Cu2+ + 2Cl- + Cu = 2CuCl→H[CuCl2] CuCl + CO + HCl → Cu(CO)Cl5H2O
Cu2S 黑在盐Cu(Ⅰ)中是最小的
3Cu2S+16HNO3(浓)=6Cu(NO3)2+4NO+8H2O+3S
Cu2S + 4CN- = 2[Cu(CN)2]-+ S2-
配合物无
溶于水，由于为d10型离
子，因此一般为无。[Cu(NH3)2]+ + O2→[Cu(NH3)4]+ [Cu(NH3)2]+ + CO → [Cu(NH3)2(CO)]+
②Cu(Ⅱ)的化合物：
Cu(Ⅱ)为ｄ9构型，它的化合物或配合物因Cu2+可发生ｄ－ｄ跃迁而呈现颜。Cu(Ⅱ)的化合物在固态或水溶液中都稳定，且易溶于水。
物质颜制备化学性质
CuO 黑 Cu(OH)2 = CuO + H2O 2CuO = Cu2O + O2(＞1273K)
Cu(OH)2淡蓝 Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2Cu(OH)2 + 2OH- = [Cu(OH)4]2-
CuCl2棕黄CuCO3+2HCl = CuCl2+ H2O+ CO22CuCl2 = 2CuCl + Cl2(773K)
CuSO4•5H2O 蓝2Cu+2H2SO4(稀)+O2=2CuSO4+2H2O CuSO4•5H2O=5H2O+CuSO4=CuO+ SO3
3CuS+2NO3-+8H+ = 3Cu2++2NO+S+4H2O CuS 黑 Cu2+ + S2- = CuS
2CuS+10CN-=2[Cu(CN)4]3-+3S2-+(CN)2③Cu2+的氧化性、Cu2+和Cu+的互相转化：
Cu2+是弱氧化剂，只有形成难溶的亚铜化合物或亚铜的配合物时才被还原。 例如：2Cu2+ + 4I- = 2CuI + I2
Cu + CuCl2 = 2CuCl CuCl + HCl = HCuCl2
④溶液中Cu2+的重要反应：
OH－△
⇌ Cu(OH)2(浅蓝)→CuO(黑)
H＋OH-过量↘[Cu(OH)4]2-(深蓝)
NH3 NH3过量Cu
→ Cu2(OH)2SO4(s)→[Cu(NH3)4]2+→[Cu(NH3)4]+
OH-过量 + 葡萄糖H＋
————→Cu2O → Cu2+ + Cu
H2S
→ CuS(s)
CO32-
→ Cu2(OH)2CO3(s)
Cu+HCl 足量水
→ [CuCl2]-→ CuCl(s)
I-I-过量
→ CuI(s)→[CuI2]-
CN-迅速分解
→ [Cu(CN)4]2-——→[Cu(CN)2]- + (CN)2
SCN-SCN-过量
→CuSCN(s) ——→[Cu(SCN)2]-
S2O32-
→ Cu2S + S + SO42-
CrO42-
→ CuCrO4(s)小功率电磁炉
[Fe(CN)6]4-
→ Cu2[Fe(CN)6](s)(红棕)
2．银的化合物
① 银(Ⅰ)的化合物
物质物理性质制备化学性质
Ag2O 棕黑 2AgNO3+2NaOH= Ag2O+2NaNO3+H2O Ag2O = Ag + O2 (573K)
AgOH 白沉淀 Ag+ + OH- = AgOH 中强碱，2AgOH = Ag2O + H2O
AgNO3无晶体Ag + 2HNO3(浓) = AgNO3 + NO2 + H2O强氧化剂，2AgNO3 = 2Ag + O2 + NO2 AgX 黄到白 Ag+ + X- =AgX(AgF除外) AgX = Ag + 1/2X2(AgF除外)
3Ag2S+8HNO3(浓)=6AgNO3+2NO+4H2O+3S Ag2S 黑沉淀 Ag+ + S2- =Ag2S
Ag2S + 4CN- = 2[Ag(CN)2]-+ S2-
Ag+的氧化性：Ag+在酸性溶液中是中强的氧化剂，它可被许多中强或强还原剂还原成单质银：2NH2OH + 2AgBr = N2 + 2Ag + 2HBr + 2H2O
5N2H4 + 4Ag+ = N2 + 4Ag + 4N2H5+
H3PO3 + 2AgNO3 + H2O = H3PO4 + 2Ag + 2HNO3
②溶液中Ag+ 的重要反应：
四爪螺母CO32-或HCO3-
⇌ Ag2CO3(s)
OH-OH-过量
→ Ag2O(s) →无反应
NH3 NH3过量→ Ag + HCOONH4 (HCHO)
→Ag2O(s) → [Ag(NH3)2]+→→ (AgN3) (放置)
H2S↙H2S→ Ag2C2(s) (C2H2)
→ Ag2S(s)
X-(Cl-、Br－、I－)光
———→ AgX(s) → Ag + 1/2X2
X-(Cl-、Br－、I－)过量↘[AgX2]-
S2O32-S2O32-过量
→ Ag2S2O3(s) → [Ag(S2O3)2]3-
放置↘Ag2S(s)(白→黄→棕→黑)
CN-CN-过量
→ AgCN(s) → [Ag(CN)2]-
SCN-SCN-过量
→ AgSCN(s) →[Ag(SCN)2]-
CrO42- NH3
→ Ag2CrO4(s)(砖红)→[Ag(NH3)2]+
HSO3-
→ Ag2SO3(白)
C2H4
→ [Ag(C2H4)]+
二、锌族元素
锌族元素价电子构型为(n-1)d10ns2，由于d电子与s电子的电离势相差较大，较难从已滿的d轨道中失去电子，只能失去s电子而呈+2的氧化态。因此锌族元素的特征氧化数为+2，镉和
汞还能形成氧化态为+1(Hg22+，Cd22+)的化合物。
本族的M2＋为18电子型离子，均为无。但由于按Zn2＋、Cd2＋、Hg2＋顺序，离子极化和变形性逐渐增强，以致Cd2＋、Hg2＋易与变形的阴离子S2－、I－等形成共价型的化合物，呈现很深的颜和较低的溶解度。 1．锌的化合物
物质物理性质制备化学性质
ZnO 棕黑 Zn(OH)2 = ZnO + H2O (可用于制造药膏、收敛剂)
Zn(OH)2白 Zn2+ + 2OH- = Zn(OH)2两性，可溶于酸、碱，受热分解
ZnCl2无晶体（是固体盐中溶解度最大的）ZnCl2 + H2O = Zn(OH)Cl + HCl
ZnCl2 + H2O = H[ZnCl2(OH)](配合酸) FeO+H[ZnCl2(OH)]= Fe[ZnCl2(OH)]2+ H2O
ZnS 白 Zn2+ + H2S =ZnS ZnS
+
2H+(稀) = Zn2+ + H2S（不溶于HAc）
配合物
多为无
溶液Zn2+ + 4NH3 = Zn(NH)42+
Zn2+ + 4CN- = Zn(CN)42-
形成四配位的配合离子，稳定性较大，但与卤素
离子形成的配合离子都不稳定
注：溶液中Zn2+ 的重要反应：
OH－OH-过量
⇌ Zn(OH)2(s) ⇌ [Zn(OH)4]2-
NH3 NH3过量
→ Zn(OH)2(s)→[Zn(NH3)4]2+
CN-CN-过量
→ Zn(CN)2(s)→[Zn(CN)4]2-
CO32-
⇌ xZnCO3•yZn(OH)2
HCO3-
⇌ ZnCO3
HPO42-
→ Zn3(PO4)2(s)
K4[Fe(CN)6]
——→ K2Zn3[Fe(CN)6]2(s)(白)
[Fe(CN)6]3-
——→Zn3[Fe(CN)6]2(s)(黄褐)
H2S
⇌ZnS(s) (c(H+)＜0.3mol•L-1)
F-
→ ZnF2(s)
2．镉的化合物
张力器物质物理性质制备化学性质
Cd(OH)2白 Cd2+ + 2OH- = Cd(OH)2碱性，可溶于酸，受热分解
CdS 黄 Cd 2+ + H2S = Cd S 溶于浓盐酸、浓硫酸、热稀硝酸反应同CuS 镉其它化合物性质同锌。
注：溶液中Cd2+ 的重要反应：
OH－
⇌ Cd(OH)2(s)
NH3 NH3过量
→ Cd(OH)2(s)→[Cd(NH3)4]2+
CN-CN-过量
→ Cd(CN)2(s)→[Cd(CN)4]2-
CO32-
⇌xCdCO3•yCd(OH)2
HCO3-
⇌ CdCO3
I-过量
→ [CdI4]2-
Br-过量
→ [CdBr4]2-
SCN-过量
→ [Cd(SCN)4]3-
本地摄像头
S2O32-过量
→ [Cd(S2O3)4]6-
H2S
→ CdS(s)( 黄)
3．汞的化合物
物质物理性质制备化学性质黄 Hg2+ + 2OH- = HgO + H2O
HgO
红 2Hg(NO3)2= 2HgO + 4NO2 + O2
HgCl2
白，能
升华HgSO4 + 2NaCl = HgCl2 + Na2SO4
HgCl2 + H2O = Hg(OH)Cl + HCl
HgCl2 + 2NH3 = HgNH2Cl + NH4Cl
HgCl2 + 2Cl- = [HgCl4]2-（其余见后）
HgS 黑 Hg2+ + H2S =ZnS
3HgS+8H++2NO3-+12Cl-=3HgCl42-+3S+2NO+4H2O
HgS + Na2S = Na2[HgS2]
配合物
多为无
溶液
Hg2+ + 4Br- = HgBr42-
Hg 2+ + 4CN- = Hg(CN)42-
形成四配位的配合离子，稳定性较大，可与
卤素离子形成稳定的配合离子。
①Hg2+和Hg22+的相互转化：
Hg2+和Hg22+在一条件下可以互相转化，见下具体反应。
②溶液中Hg2+的重要反应：
OH－
⇌ HgO(s)
CO32-
⇌碱式碳酸汞（s）
NH3 (Cl-)
→ NH2HgCl(s)
NH3 + HCl NH3过量
——→ [Hg(NH3)2Cl2] →[Hg(NH3)4]2+
SO42-
→HgSO4(s)
H2S → [HgCl4]2- (王水)
→HgS(s) →→ [HgS2]2-(S2-)
SnCl2 →Sn2+
→ Hg2Cl2 (s) → Hg
I- I-过量
→ HgI2(s)(金黄) → [HgI4]2-
Br-过量SCN-SCN-过量
→ [HgBr4]2- → Hg(SCN)2 (s) →[Hg(SCN)4]3-CN-过量
→ [Hg(CN)4]2-
Hg
→ Hg22+
C2H4
→ [Hg(C2H4)]2+
③溶液中Hg22+的重要反应：
OH－光
→ Hg2O(s) → HgO + Hg
CO32- 光
→ Hg2CO3（s）(黄) → HgO + Hg
NH3 (Cl-) 光
→ NH2Hg2Cl(s) → NH2HgCl + Hg
NH3 + HCl(NH3过量)
—————→ [Hg(NH3)4]2+ + Hg
SO42- 光
→ Hg2SO4(s) → HgSO4(s) + Hg
H2S 光
→ Hg2S(s) → HgS (s) + Hg
Cl-
→ Hg2Cl2(s)
Sn2+
→ Hg
I- 光
→ Hg2I2(s)(绿) → HgI2 + Hg
CN-光
→ Hg2(CN)2(s) → Hg(CN)2 + Hg
CrO42-
→ Hg2CrO4(s)(红)
NH3（NO3-）
→ HgO•NH2HgNO3(s)(白)+ Hg
>乌苏里蝮
豫公网安备41160202000603
站长QQ:729038198
关于我们
投诉建议