金属元素 之 铜族与锌族元素.

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1 金属元素 之 铜族与锌族元素

2 铜族元素 锌族元素 铜族元素通性 铜族金属单质 铜族元素化合物 铜族元素的配合物 锌族元素通性 锌族元素化合物 锌族元素化合物
Cu(I)与Cu(II)的相互转化 ⅠB族元素性质与ⅠA族元素性质的对比 锌族元素通性 锌族元素化合物 锌族元素 锌族元素化合物 锌族元素的配合物 Hg(I)与Hg(II)相互转化 ⅡB族元素与ⅡA族元素性质对比

3 铜族元素的基本性质 性质 铜 银 金 元素符号 Cu Ag Au 原子序 29 47 79 原子量 63.546 107.868
价电子构型 3d104s1 4d105s1 5d106s1 常见氧化态 +1,+2 +1 +1,+3 原子半径/pm(金属半径) 127.8 144.4 144.2 M+离子半径/pm 96 129 137

4 铜族元素的基本性质 性质 铜 银 金 M2+离子半径/pm 72 97 _ 第一电离能/(KJ/mol) 750 735 895
1970 2083 1987 常见氧化态 +1,+2 +1 +1,+3 M+(g)水合热/(KJ/mol) -582 -485 -644 M2+(g)水合热/(KJ/mol) -2121 升华热/(KJ/mol) 340 285 约385 电负性 1.9 1.93 2.54

5 铜银金的物理性质 性质 铜 银 金 颜色 紫红 白 黄 密度/(g/cm3) 8.96 10.50 18.88 导电性(Hg=1) 56.9
59 39.6 硬度(金刚石=10) 2.5~3 2.5~4 熔点/K 1356.4 沸点/K 2840 2485 3353

6 金属单质 1物理性质 在常温下,铜银金都是晶体,纯铜为紫红色，金为黄色，银为银白色。它们的硬度小，熔沸点高，这可能与d电子也参与形成金属键有关；有良好的延展性和优良的导电导热性，在所有金属中，银的导电性最强。 2.化学性质 铜族元素的化学活泼性远较碱金属低，并按Cu，Ag，Au的顺序递减。这与它们的原子半径，外电子结构和有效核电荷有关。

7 铜族元素 1.1 铜族元素通性 性质 元素符号 价电子构型 常见氧化态 第一电离势 /(kJ · mol–1)
1.1 铜族元素通性 性质 元素符号 价电子构型 常见氧化态 第一电离势 /(kJ · mol–1) 第二电离势/(kJ · mol–1) 铜 Cu 3d104s1 +1，+2 750 1970 银 Ag 4d105s1 +1 735 2083 金 Au 5d106s1 +1，+3 895 1987

8 1.2 铜族金属单质 2Cu+O2+CO2+H2O == Cu(OH)2 · CuCO3 4Ag+2H2S+O2 == 2Ag2S+2H2O
1.2 铜族金属单质 2Cu+O2+CO2+H2O == Cu(OH)2 · CuCO3 4Ag+2H2S+O2 == 2Ag2S+2H2O 2Cu+4HCl+O2 == 2CuCl2+2H2O 2Cu+8HCl(浓) == 2H2[CuCl 4] +H2↑ △ Au+4HCl+HNO3 == HAuCl4+NO+2H2O

9 → ↘ 铜族元素化合物 1. 氧化铜和氧化亚铜 Cu(OH)2 CuO + H2O Cu2O 2Cu2++5OH–+C6H12O6 ==
Cu2O↓+C6H11O7–+3H2O CuO和Cu2O都不溶于水

10 2. 卤化铜和卤化亚铜 不但溶于水，而且溶于乙醇和丙酮。 CuCl2 在很浓的溶液中呈黄绿色 较浓溶液中呈绿色 在稀溶液中显蓝色。 △
CuCl2 · 2H2O Cu(OH)2 · CuCl2+2HCl+2H2O 所以制备无水CuCl2时，要在HCl气流中加热脱水，无水CuCl2进一步受热分解为CuCl和Cl2 。

11 卤化亚铜是 共价化合物 卤化亚铜都是白色的难溶化物，其溶解度依Cl、Br、I顺序减小。 拟卤化铜也是难溶物，如： CuCN的Ksp = 3.2×10–20 CuSCN的Ksp = 4.8×10–15

12 用还原剂还原卤化铜可以得到卤化亚铜： 2CuCl2+SnCl2 == 2CuCl↓+SnCl4 2CuCl2+SO2+2H2O == 2CuCl↓+H2SO4+2HCl CuCl2+Cu == 2CuCl↓ CuI可由和直接反应制得： 2Cu2++2I– == 2CuI + I2

13 干燥的CuCl在空气中比较稳定，但湿的CuCl在空气中易发生水解和氧化：
4CuCl + O2+ 4H2O == 3CuO · CuCl2 · 3H2O + 2HCl 8CuCl + O2 == Cu2O + 4Cu2+ + 8Cl– CuCl易溶于盐酸，由于形成配离子，溶解度随盐酸浓度增加而增大。 用水稀释氧化亚铜的浓盐酸溶液则又析出CuCl沉淀： 冲稀 CuCl32–+ CuCl2– 2CuCl↓+ 3Cl– 浓HCl

14 3. 硫酸铜 CuSO4 · 5H2O CuSO4 · 3H2O+2H2O CuSO4 · 3H2O CuSO4 · H2O+2H2O
375K CuSO4 · 5H2O CuSO4 · 3H2O+2H2O CuSO4 · 3H2O CuSO4 · H2O+2H2O 386K 531K CuSO4 · H2O CuSO4+H2O 加热CuSO4 ，高于600 oC ，分解为CuO、SO2 、SO3和O2 。 无水硫酸铜为白色粉末，不溶于乙醇和乙醚，吸水性很强，吸水后呈蓝色，利用这一性质可检验乙醇和乙醚等有机溶剂中的微量水，并可作干燥剂。

15 4. 氧化银和氢氧化银 2Ag++2OH– Ag2O+H2O Ag+O2 △
在温度低于–45oC ，用碱金属氢氧化物和硝酸银的90%酒精溶液作用，则可能得到白色的AgOH沉淀。 Ag2O是构成银锌蓄电池的重要材料,充放电反应为： 放电 充电 AgO+Zn+H2O Ag+Zn(OH)2 Ag2O和MnO2、Cr2O3 、CuO等的混合物能在室温下将CO迅速氧化成CO2，因此可用于防毒面具中。

16 5. 卤化银 Ag++X– == AgX↓ （X=Cl、Br、I） Ag2O+2HF == 2AgF+H2O↓ （蒸发，可制得AgF）
颜色 溶度积 键型 晶格类型 AgF 白 – 离子 NaCl AgCl 1.8×10–10 过渡 AgBr 黄 5.0 ×10–13 AgI 8.9×10–17 共价 ZnS

17 6. 硝酸银 AgNO3见光分解 ，痕量有机物促进其分解，因此把AgNO3保存在棕色瓶中。
AgNO3和某些试剂反应，得到难溶的化合物，如：白色Ag2CO3、黄色Ag3PO4、浅黄色Ag4Fe(CN)6、桔黄色Ag3Fe(CN)6、砖红色Ag2CrO4。

18 AuF3，AuCl3，AuCl4–，AuBr3，Au2O3 · H2O等
7. 金的化合物 Au（Ⅲ）是金的常见的氧化态，如： AuF3，AuCl3，AuCl4–，AuBr3，Au2O3 · H2O等 AuCl3无论在气态或固态，它都是以二聚体Au2Cl6的形式存在，基本上是平面正方形结构。 AuCl3 △ AuCl+Cl2

19 1.4 铜族元素的配合物 铜族元素的离子具有18e结构，既呈较大的极化力，又有明显的变形性，因而化学键带有部分共价性；
1.4 铜族元素的配合物 铜族元素的离子具有18e结构，既呈较大的极化力，又有明显的变形性，因而化学键带有部分共价性； 可以形成多种配离子，大多数阳离子以sp、sp2、sp3、dsp2等杂化轨道和配体成键； 易和H2O、NH3、X–（包括拟卤离子）等形成配合物。

20 1. 铜（Ⅰ）配合物 Cu+为d10电子构型，具有空的外层sp轨道，它能以sp、sp2或sp3等杂化轨道和X–（除F外）、NH3、S2O32–、CN–等易变形的配体形成配合物，如CuCl32–、Cu(NH3)24+、Cu(CN)43–等，大多数Cu(I)配合物是无色的。 Cu+的卤配合物的稳定性顺序为I>Br>Cl。

21 [Cu(NH3)2]Ac用于合成氨工业中的铜洗工序:
Cu2O + 4NH3 · H2O == 2Cu(NH3) OH– + 3H2O 2Cu(NH) NH3 · H2O + 1/2O2 == 2Cu(NH3)42++ 2OH– + 3H2O [Cu(NH3)2]Ac用于合成氨工业中的铜洗工序: 加压降温 减压加热 [Cu(NH3)2]Ac + CO + NH3 [Cu(NH3)2]Ac · CO 若向Cu2+溶液中加入CN–，则溶液的蓝色消失 Cu2+ + 5CN– == Cu(CN)43– + 1/2(CN)2

22 2 . 铜（Ⅱ）配合物 Cu2+的配位数有2，4，6等，常见配位数为4。
Cu(II)八面体配合物中，如Cu(H2O)62+、 CuF64–、[Cu(NH3)4(H2O)2]2+等，大多为四短两长键的拉长八面体，只有少数为压扁的八面体。 Cu(H2O)62+ ， Cu(NH3)42+等则为平面正方形。 CuX42–（X=Cl – ，Br – ）为压扁的四面体。

23 3. 银的配合物 Ag+通常以sp杂化轨道与配体如Cl–、NH3、CN– 、S2O32–等形成稳定性不同的配离子。 I–
AgCl Ksp 1.8×10–10 NH3 · H2O Ag(NH3)2+ K稳 ×107 Br – AgI Ksp 8.9×10–17 I– Ag(S2O2)23– K稳4.0×1013 S2O32– AgBr Ksp 5.0×10–13 CN– Ag(CN)2 – K稳 1.3×1021 S2– Ag2S Ksp 2×10–49

24 4. 金的配合物 2Ag(NH3)2+ + HCHO + 2OH– == 2Ag↓+ HCOO– + NH4+ + 3NH3 + H2O
4Ag + 8NaCN + 2H2O + O2 == 4Na[Ag(CN)2] + 4NaOH 2Ag(CN)2– + Zn == Ag + Zn(CN)42– 4. 金的配合物 HAuCl4 · H2O(或NaAuCl4 · 2H2O)和KAu(CN)2是金的典型配合物。 2Au + 4CN– + 1/2O2+ H2O == 2Au(CN)2– + 2OH– 2Au(CN)2– + Zn == 2Au + Zn(CN)42–

25 Cu(I)与Cu(II)的相互转化 铜的常见氧化态为+1和+2，同一元素不同氧化态之间可以相互转化。这种转化是有条件的、相对的，这与它们存在的状态、阴离子的特性、反应介质等有关。 气态时，Cu+(g)比Cu2+(g)稳定，由△rGm的大小可以看出这种热力学的倾向。 2Cu+(g) == Cu2+(g) + Cu(s) △rGm = 897 kJ · mol–1

26 2. 常温时，固态Cu(I)和Cu(II)的化合物都很稳定。
CuO2(s) == CuO(s)+Cu(s) △rGm = kJ · mol–1 3. 高温时，固态的Cu(II)化合物能分解为Cu(I)化合物，说明Cu(I)的化合物比Cu(II)稳定。 773K 2CuCl2(s) 2CuCl(s) + Cl2↑ 1273K 4CuO(s) 2CuO(s) + O2↑ 728K 2CuS(s) Cu2S(s) + S

27 4. 在水溶液中，简单的Cu+离子不稳定，易发生歧化反应，产生Cu2+和Cu。
0.153 0.521 Cu2+ Cu+ Cu 2Cu+ == Cu + Cu2+ lgK= n(E+－E–) 0.0592 1×(0.521－0.153) 0.0592 = 6.23 = [Cu2+] [Cu+]2 K= =1.70×106

28 水溶液中Cu(Ⅰ)的歧化是有条件的相对的：
[Cu+]较大时，平衡向生成Cu2+方向移动，发生歧化； [Cu+]降低到非常低时，(如生成难溶盐，稳定的配离子等)，反应将发生倒转(用反歧化表示)。 歧化 2Cu Cu2++Cu 反歧化 在水溶液中，要使Cu(I)的歧化朝相反方向进行，必须具备两个条件: 有还原剂存在(如Cu、SO2、I–等)。 有能降低[Cu+]的沉淀剂或配合剂(如Cl–、I–、CN–等)。

29 CuSO4溶液与KI溶液作用可生成CuI沉淀：
将CuCl2溶液、浓盐酸和铜屑共煮 △ Cu2++Cu+2Cl– CuCl2– CuCl2– CuCl↓+Cl– CuSO4溶液与KI溶液作用可生成CuI沉淀： 2Cu2++4I– ==2CuI↓+I2 工业上可用CuO制备氯化亚铜。 CuO+2HCl+2NaCl == 2NaCuCl2+2H2O NaCuCl2 == CuCl↓+NaCl Cu(Ⅰ)与Cu(Ⅱ)的相对稳定性还与溶剂有关。在非水、非络合溶剂中，若溶剂的极性小可大大减弱Cu（Ⅱ）的溶剂作用，则Cu（Ⅱ）可稳定存在。

30 ⅠB族元素性质与ⅠA族元素性质的对比 ⅠB族元素与ⅠA族元素的对比 物理化学性质 ⅠA ⅠB 电子构型 ns1 (n-1)d10ns1
密度、熔、沸点及金属键 较ⅠB低，金属 键较弱 较ⅠA高，金属键较强 导电导热及延展性 不如ⅠB 很好 第一电离能、升华热水和能 较ⅠB低 较ⅠA高 第二、三电离能 较ⅠB高 较ⅠA低

31 锌族元素 2.1 锌族元素通性 锌族元素包括锌、镉、汞三个元素，它们价电子构型为(n-1)d10ns2，锌族元素基本性质如下： 熔点/K
2.1 锌族元素通性 锌族元素包括锌、镉、汞三个元素，它们价电子构型为(n-1)d10ns2，锌族元素基本性质如下： 熔点/K 沸点/K 第一电离势/(kJ/mol) 第二电离势/(kJ/mol) 第三电离势/(kJ/mol) M2+(g)水合热/(kJ/mol) 氧化态 Zn 693 1182 915 1743 3837 －2054 +2 Cd 594 1038 873 1641 3616 －1316 Hg 234 648 1013 1820 3299 －1833 +1, +2

32 锌、镉、汞元素的某些性质 Zn Cd Hg 原子序 30 48 80 原子量 65.38 112.41 200.59 电子组态
3d104s2 4d105s2 5d106s2 电负性 1.6 1.7 1.9 金属半径/pm 134 151 第一电离势/(kJ/mol) 915 873 1013 第二电离势/(kJ/mol) 1743 1641 1820 第三电离势/(kJ/mol) 3837 3616 3299

33 锌、镉、汞元素的某些性质 E(M2+/M)/V Zn Cd Hg -0.7619 -0.4030 +0.8545 熔点/K 693 594
234 沸点/K 1182 1038 648 ∆H熔点/(kJ/mol) 7.28 6.40 2.30 ∆H气化/(kJ/mol) 114.2 100.0 59.1 ∆Hf/(kJ/mol) 129.3 111.9 61.3 氧化态 +2 +1, +2 M2+(g)水合热/(kJ/mol) －2054 －1316 －1833

34 元素的通性 锌、镉、汞的熔点和沸点都比较低 汞：唯一在室温下为液态的金属；蒸汽为单原子单质，剧 毒
汞：唯一在室温下为液态的金属；蒸汽为单原子单质，剧 毒 锌、镉、 汞的结构进本上都是典型的金属六方密堆积，但是有较大畸变 使得金属原子之间相互作用力小，因此升华热小，熔沸点比铜族金属要低的多。

35 Mg2+ < Zn2+ < Cd2+ < Hg2+
锌和镉的化学性质比较相似，汞较特殊 三种元素的第一和第二电离能之和都较小，而第三电离能明显较高。 三种元素很少表现过渡金属的性质，极化作用强 Mg2+ < Zn2+ < Cd2+ < Hg2+ 易形成配合物 导致：这些单质比前面的铜族元素密度小的多，抗拉强度也比较低（d电子稳定性）

36 与其他的d区元素不同，本族中Zn和Cd很相似而同Hg有很大差别：
锌族元素的标准电势图 E0A E0B –0.7628 –1.216 Zn Zn ZnO Zn –0.809 > –0.6 < –0.2 Cd Cd Cd Cd(OH) Cd +0.851 +0.63 +0.26 HgO Hg HgCl Hg2Cl Hg

37 2.2单质 Zn， Cd ， Hg都是白色金属，由于ｄ电子未参与成键，本族元素都较软－汞是常温下唯一的液体金属。
本族元素与其他金属间易形成合金。

38 2.2 单质 4Zn＋2O2＋3H2O＋CO2 == ZnCO3·3Zn(OH)2 Zn＋2NaOH＋2H2O ==
2.2 单质 4Zn＋2O2＋3H2O＋CO2 == ZnCO3·3Zn(OH)2 Zn＋2NaOH＋2H2O == Na2[Zn(OH)4]＋H2↑ Zn＋4NH3＋2H2O == [Zn(NH3)4]2+＋H2↑＋2OH－ Hg只能溶于氧化性酸，汞与氧化合较慢，而与硫、卤素则很容易反应： 3Hg＋8HNO3 == 3Hg(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 6Hg(过)＋8HNO3(冷、稀) == 3Hg2(NO3)2＋2NO↑＋4H2O

39 2.3 锌族元素的主要化合物： 锌和镉在常见的化合物中氧化数为＋2 。 汞有＋1和＋2两种氧化数。 多数盐类含有结晶水，形成配合物倾向也大。

40 1. 氧化物与氢氧化物： ZnCO3 == ZnO＋CO2↑ ZnO受热时是黄色的，但冷时是白色的。ZnO俗名锌白，常用作白色颜料 。
568K ZnCO3 == ZnO＋CO2↑ ZnO受热时是黄色的，但冷时是白色的。ZnO俗名锌白，常用作白色颜料 。 600K CdCO3 == CdO＋CO2↑ 氧化镉在室温下是黄色的，加热最终为黑色，冷却后复原。这是因为晶体缺陷（金属过量缺陷）造成的。 573K 2HgO == 2Hg＋O2↑ 黄色HgO在低于573K加热时可转变成红色HgO 。两者晶体结构相同，颜色不同仅是晶粒大小不同所致。黄色晶粒较细小，红色晶粒粗大。

41 Zn2+(Cd2+)+OH– == Zn(OH)2 ( Cd(OH)2 )
Hg2++2OH – == HgO+H2O Zn(OH) Cd(OH) HgO (两性） （两性偏碱性） 碱性增强 Zn(OH)2＋4NH3 == [Zn(NH3)4]2+＋2OH－ Cd(OH)2＋4NH3 == [Cd(NH3)4]2+＋2OH－

42 2. 硫化物 Ksp 颜 色 溶解情况 HgS 3.5×10－53 黑 溶于王水与Na2S CdS 3.6×10－29 黄
2. 硫化物 Ksp 颜 色 溶解情况 HgS 3.5×10－53 黑 溶于王水与Na2S CdS 3.6×10－29 黄 溶于6mol/L HCl ZnS 1.2×10－23 白 溶于2mol/L HCl 3HgS＋8H+＋2NO3－＋12Cl－ == 3HgCl42－＋3S↓＋2NO↑＋4H2O HgS＋Na2S == Na2[HgS2]（ 二硫合汞酸钠） 黑色的HgS加热到659K转变为比较稳定的红色变体。

43 ZnS可用作白色颜料，它同BaSO4共沉淀所形成的混合晶体ZnS·BaSO4叫做锌钡白或立德粉，是一种优良的白色颜料。
ZnSO4(aq)＋BaS(aq) == ZnS·BaSO4↓ 在晶体ZnS中加入微量的金属作活化剂， 经光照后能发出不同颜色的荧光 ，这种材料叫荧光粉，可制作荧光屏、夜光表等，如： 加银为蓝色 加铜为黄绿色 加锰为橙色 CdS用做黄色颜料，称为镉黄。纯的镉黄可以是CdS，也可以是 CdS·ZnS的共熔体。

44 3. 卤化物 ZnCl2＋H2O == H[ZnCl2(OH)] (1) ZnCl2 △ 氯化锌溶液蒸干 ： ZnCl2＋H2O
3. 卤化物 (1) ZnCl2 △ 氯化锌溶液蒸干 ： ZnCl2＋H2O Zn(OH)Cl＋HCl↑ 必须在HCl气氛中加热脱水 氯化锌的浓溶液形成如下的配合酸： ZnCl2＋H2O == H[ZnCl2(OH)] 这个配合物具有显著的酸性，能溶解金属氧化物 FeO＋2H[ZnCl2(OH)] == Fe[ZnCl2(OH)]2＋H2O

45 HgCl2俗称升汞。极毒，内服0.2～0.4g可致死，微溶于水，在水中很少电离，主要以HgCl2分子形式存在 。
NH3 H2O Hg(NH2)Cl↓ HgCl2 Hg(OH)Cl↓ + HCl SnCl2 Hg2Cl2 + SnCl4 SnCl2 Hg↓+ SnCl4

46 （3）Hg2Cl2 Hg2Cl2 + 2e == 2Hg(l) + 2Cl－ 味甜，通常称为甘汞，无毒 不溶于水的白色固体 Hg2Cl2
由于Hg(I)无成对电子，因此Hg2Cl2有抗磁性。 对光不稳定 Hg2Cl2常用来制做甘汞电极，电极反应为： Hg2Cl2 + 2e == 2Hg(l) + 2Cl－

47 Hg(I)与Hg(II)相互转化 Hg2+ 0.911 Hg22+ 0.796 Hg 2 Hg22+ == Hg + Hg2+
K0歧＝1.14×10－2 Hg22+在水溶液中可以稳定存在，歧化趋势很小，因此，常利用Hg2+与Hg反应制备亚汞盐，如： 振荡 Hg2(NO3)2 Hg(NO3)2＋Hg 研磨 HgCl2＋Hg Hg2Cl2

48 当改变条件，使Hg2+生成沉淀或配合物大大降低Hg2+浓度，歧化反应便可以发生，如：
Hg22+＋S2－ == HgS↓(黑)＋Hg↓ Hg22+＋4CN－ == [Hg(CN)4]2－ ＋Hg↓ Hg22+＋4I－ == Hg↓＋[HgI4]2－ Hg22+＋2OH－ == Hg↓＋ HgO↓＋ H2O 用氨水与Hg2Cl2反应，由于Hg2+同NH3生成了比Hg2Cl2溶解度更小的氨基化合物HgNH2Cl，使Hg2Cl2发生歧化反应： Hg2Cl2＋2NH3 == HgNH2Cl2↓(白)＋Hg↓(黑)＋NH4Cl

49 2.5 配合物 由于锌族的离子为18电子层结构，具有很强的极化力与明显的变形性，因此比相应主族元素有较强的形成配合物的倾向。在配合物中，常见的配位数为4，Zn2+的配位数为4或6。 1. 氨配合物 Zn2+、Cd2+离子与氨水反应，生成稳定的氨配合物： Zn2+＋4NH3 == K稳＝1.0×1016 [Zn(NH)4]2－ Cd2+＋4NH== [Cd(NH)4]2－ K稳＝1.3×1018

50 2. 氰配合物 Zn2+＋4CN－ == [Zn(CN)4]2－ K稳＝1.0×1016 Cd2+＋4CN－ == [Cd(CN)4]2－
Zn2+、Cd2+、Hg2+离子与氰化钾均能生成很稳定的氰配合物： Zn2+＋4CN－ == [Zn(CN)4]2－ K稳＝1.0×1016 Cd2+＋4CN－ == [Cd(CN)4]2－ K稳＝1.3×1018 Hg2+＋4CN－ == [Hg(CN)4]2－ K稳＝3.3×1041 Hg22+离子形成配离子的倾向较小。

51 3. 其他配合物 Hg2+离子可以与卤素离子和SCN－离子形成一系列配离子： Hg2+＋4Cl－ == K稳＝1.6×1015
配离子的组成同配位体的浓度有密切关系，在0.1mol /L Cl－离子溶液中，HgCl2、[HgCl3]－和[HgCl4]2－的浓度大致相等;在1 mol/L Cl－离子的溶液中主要存在的是[HgCl4]2－离子。 Hg2+＋4I－ == [HgI4]2－ K稳＝7.2×1029 Hg2+＋4SCN－ == K稳＝7.7×1021 [Hg(SCN)4]2－ Hg2+与卤素离子形成配合物的稳定性依Cl―Br―I顺序增强。

52 Hg2+与过量的KI反应，首先产生红色碘化汞沉淀，然后沉淀溶于过量的KI中，生成无色的碘配离子：
Hg2+＋2I－ == HgI2↓ 红色 HgI2↓＋2I－ == [HgI4]2－ 无色 K2[HgI4]和KOH的混合溶液，称为奈斯勒试剂，如溶液中有微量NH4+离子存在时，滴入试剂立刻生成特殊的红棕色的碘化氨基·氧合二汞(Ⅱ)沉淀： [ O NH2]I ＋KCl＋7KI＋3H2O Hg NH4Cl＋2K2[HgI4]＋4KOH == 这个反应常用来鉴定NH4+或Hg2+离子。

53 ⅡB族元素与ⅡA族元素性质对比 1．熔沸点：ⅡB族金属的熔、沸点比ⅡA族金属低， 汞常温下是液体。
2．化学活泼性：ⅡB族元素化学活泼性比ⅡA族元素低，它们的金属性比碱土金属弱， 并按Zn―Cd―Hg 的顺序减弱，与碱土金属递变的方向相反。 3．键型和配位能力：ⅡB族元素形成共价化合物和配离子的倾向比碱土金属强得多。

54 4．氢氧化物的酸碱性及变化规律： Zn(OH) Cd(OH) HgO 两 性 弱 碱 弱 碱 碱 性 增 强 Ca(OH) Sr(OH) Ba(OH)2 强 碱 强 碱 强 碱 碱 性 增 强 5． 盐的性质：两族元素的硝酸盐都易溶于水，ⅡB族元素的硫酸盐是易溶的，而钙、锶、钡的硫酸盐则是微溶的。两族元素的碳酸盐又都难溶于水。ⅡB族元素的盐在溶液中都有一定程度的水解，而钙、锶、钡盐则不水解。

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