实验二十一ds区金属
ds区元素
1ds区元素1.1 本章学习要求(1)掌握铜和银的重要化合物的性质，Cu(Ⅰ)和Cu(Ⅱ)的相互转化。
(2)掌握锌和汞的重要化合物的性质，Hg(Ⅰ)和Hg(Ⅱ)的相互转化。
(3)了解镉的重要化合物性质。
(4)了解含汞、镉废水的处理。
ds区元素包括铜族元素(铜、银、金)和锌族元素(锌、镉、汞)。
这两族元素原子的价电子构型与其它过渡元素有所不同，为(n-1)d10n s1~2。
由于它们的次外层d能级有10个电子(全满结构)，而最外层的电子构型又和s区相同，所以称为ds区。
1.2 铜族元素通性和单质1.2.1概述ⅠB族元素包括铜(Cu)、银(Ag)、金(Au)三种元素，通常称为铜族元素。
铜族元素原子的价电子构型为(n-1)d10n s1。
最外层与碱金属相似，只有1个电子，而次外层却有18个电子(碱金属有8个电子)。
因此与同周期的ⅠA族元素相比，铜族元素原子作用在最外层电子上的有效核电荷较多，最外层的s电子受原子核的吸引比碱金属元素原子要强得多，所以铜族元素的电离能比同周期碱金属元素显著增大，原子半径也显著减小，铜族元素单质都是不活泼的重金属，而相应的碱金属元素的单质都是活泼的轻金属。
表 1.2-1 碱金属与铜族元素比较自然界的铜、银主要以硫化矿存在，如辉铜矿(Cu2S)，黄铜矿(CuFe S2)，孔雀石[Cu2(OH)2C O3]等；银有闪银矿(Ag2S)；金主要以单质形式分散在岩石或沙砾中，我国江南、甘肃、云南、新疆、山东和黑龙江等省都蕴藏着丰富的铜矿和金矿。
铜族元素密度较大，熔点和沸点较高，硬度较小，导电性好，延展性好，尤其是金。
1克金可抽3公里长的金丝，可压成0.1微米的金箔，500张的总厚度比头发的直径还薄些。
金易生成合金，尤其是生成汞齐。
铜是宝贵的工业材料，它的导电能力虽然次于银，但比银便宜得多。
目前世界上一半以上的铜用在电器、电机和电讯工业上。
铜的合金如黄铜(Cu-Zn)、青铜(Cu-Sn)等在精密仪器、航天工业方面都有广泛的应用。
ds 区 元 素
ds 区 元 素
2. 锌族元素的重要化合物
（1）锌的化合物。 锌的化合物主要有锌的氧化物、 氢氧化物和卤化物等。
①氧化锌（ZnO）。ZnO是白色粉末状不溶于水的两性 化合物，它既能溶于酸，又能溶于碱：
ZnO+2HCl →ZnCl2+H2O ZnO+2NaOH →Na2ZnO2+H2O
ds 区 元 素
由表可知，卤化银中只有AgF易溶于水，其余 均微溶于水，且溶解度按AgCl→AgBr→AgI的顺序 降低，它们的颜色也依此顺序加深。这种变化趋势 与从AgF到AgI键型的变化有关，即以离子键为主变 成以共价键为主结合。
ds 区 元 素
（2）二价化合物。 铜族元素中氧化态为+2的 只有铜，铜的化合物最重要的有CuO、Cu(OH)2、 CuSO4·5H2O等。
ds 区 元 素
氧化亚铜(Cu2O)是红色固体，很稳定，在自然界中以赤铜 矿形式存在，当灼烧氧化铜达1273~1473 K时，分解出氧，生 成氧化亚铜：
ds 区 元 素
因此，AgNO3晶体或溶液都应在棕色玻璃瓶内保存。AgNO3可溶 于水，其水溶液与卤化物作用，生成卤化银。固体AgNO3或其溶液都是 氧化剂，即使在室温下，许多的有机物都能将它还原成黑色的银粉。
2Cu+H2O+CO2+O2 → Cu2(OH)2CO3
ds 区 元 素
2. 铜族元素的重要化合物
铜、银、金都可以形成氧化数为+1、+2、+3的化合 物，其中，Cu(+2)、Ag(+1) Au(+1) 态。不同氧化数的铜族元素离子能与CN-等简单配体形成稳 定配合物。
无机化学实验报告-D
无机化学实验报告-DS区元素实验11 ds 区元素（铜、银、锌、镉、汞）的性质一、实验目的1、掌握铜、锌氢氧化物的酸碱性；2、掌握铜、银、锌、汞的配合物的生成和性质； 6、掌握铜、银、锌、汞离子的分离与鉴定方法。
二、实验原理IB IIBCu Zn Cu （＋2，＋1） Zn(+2) Ag Cd Ag （＋1） Cd(+2) Au Hg Au （＋1，＋3） Hg(+2，＋1) 蓝色的Cu(OH)2呈现两性，在加热时易脱水而分解为黑色的CuO 。
AgOH 在常温下极易脱水而转化为棕色的Ag 2O 。
Zn(OH)2呈两性，Cd(OH)2显碱性，Hg(I, II)的氢氧化物极易脱水而转变为黄色的HgO(II)和黑色的Hg 2O(I)。
易形成配合物是这两副族的特性，Cu 2+、Ag +、Zn 2+、Cd 2+与过量的氨水反应时分别生成[Cu(NH 3)4]2+、[Ag(NH 3)2]+、[Zn(NH 3)4]2+、[Cd(NH 3)4]2+。
但是Hg 2+和Hg 22+与过量氨水反应时，如果没有大量的NH 4+存在，并不生成氨配离子。
如：HgCl 2 ＋ 2NH 3 ＝ Hg(NH 2)Cl↓白＋ 2 NH 4Cl Hg 2Cl 2 ＋ 2NH 3 ＝ Hg(NH 2)Cl↓白＋ Hg↓黑＋NH 4Cl（观察为灰色）Cu 2+具有氧化性，与I －反应，产物不是CuI 2，而是白色的CuI ：Cu2+＋ I - ＝ 2CuI↓白 ＋ I 2将CuCl 2溶液与铜屑混合，加入浓盐酸，加热可得黄褐色[CuCl 2]－的溶液。
将溶液稀释，得白色CuCl 沉淀：Cu ＋ Cu2+＋ 4Cl － ＝ 2[CuCl 2]－[CuCl 2]－←稀释→CuCl↓白 ＋ Cl －卤化银难溶于水，但可利用形成配合物而使之溶解。
例如：AgCl ＋ 2NH 3 ＝ [Ag(NH 3)2]+＋ Cl -红色HgI 2难溶于水，但易溶于过量KI 中，形成四碘合汞(II)配离子：HgI 2 ＋ 2I -＝ [HgI 4]2－黄绿色Hg 2I 2与过量KI 反应时，发生歧化反应，生成[HgI 4]2－和Hg ：Hg 2I 2＋ 2I - ＝ [HgI 4]2-＋ Hg↓黑三、实验内容 1、氧化物的生成和性质（1） C u 2O 的生成和性质Cu 2+ ＋ 2OH - ＝Cu(OH)2↓ 蓝色 Cu(OH)2 ＋ 2OH - = [Cu(OH)4]-2- 蓝色2[Cu(OH)4]2-＋ C 6H 12O 6 (葡萄糖) ＝Cu 2O↓(红) ＋ 4OH -＋C 16H 12O 7＋2H 2O或：2Cu 2+ + 5OH - +C 6H 12O 6 = Cu 2O↓+ C 6H 11O 7- + 3H 2O （须加热）分析化学上利用此反应测定醛，医学上利用此反应检查糖尿病。
ds区元素化合物的性质实验报告
ds区元素化合物的性质实验报告实验目的：通过实验，探究DS区元素化合物的性质，理解其化学性质和物理性质。
实验原理：DS区元素化合物是指以硫、硒、碲为主元素所形成的化合物。
DS区元素具有典型的金属和非金属的特征，同时也具有一定的半导体特性。
DS区元素化合物的性质与其化学键的性质密切相关。
硫化物中的硫原子具有六个孤对电子，形成-2 价离子和两性离子；碲化物中的碲原子具有四个孤对电子，形成 +2 价离子和 -2 价离子；硒化物中的硒原子则可以彩蝶为+2 价或-2 价离子，也可以形成六配位的复合离子。
实验步骤：1、实验前准备将所需的DS区元素化合物样品称取好，准备好所需的实验设备和试剂。
2、测量熔点取一定量的DS区元素化合物样品，放入实验室专用的熔融点测定仪中，升温至样品融化，记录下样品的熔点。
3、测量电导率将一定量的DS区元素化合物样品溶解在水中，用电导仪测定其电导率。
记录下测得的电导率值。
4、测量硬度取一定量的DS区元素化合物样品，用硬度仪进行硬度测量。
记录下所测得的硬度值。
实验结果：以硫、碲、硒为主元素所形成的DS区元素化合物，其熔点各不相同。
这些化合物一般都是固体，不易溶于水，但它们的电导性却存在一定的差异。
硫化物具有较佳的电导性，碲化物的电导性极低，而硒化物的电导性介于它们之间。
此外，不同的DS区元素化合物具有不同的硬度。
硫化物比较硬，碲化物则相对较软。
硒化物的硬度介于它们之间。
实验结论：DS区元素化合物具有一定的半导体特性，其电导性能与硫、碲、硒之间的化学键种类密切相关。
DS区元素化合物的物理性质也各有不同，其硬度值与其它硫族元素化合物差别不大。
DS区元素化合物的性质实验结果为我们深入了解这类元素化合物提供了具体的实验数据支持。
实验二十一 ds区金属（铜、银、锌、镉、汞）
与s区元素相比，离子有较强的极化力，变 形性大，其化合物有一定的共价性。
φ /V
A
CuO+
AgO+ Au3+
1.8 2.1 ~1.41
Cu2+
Ag2+ Au+
0.152 1.98 ~1.68
Cu+
Ag+ Au
0.521 0.799
Cu
Ag
ds ⅡB族 区
Zn
锌
Cd
铬
Hg
汞
价层电子构型 3d104s2
HNO3
NH3∙H2O或 NaOH
浓HNO3: 浓HCl 二、锌、镉、汞硫化物的生成和性质 = 1:3
颜色 CuS Ag2S ZnS CdS HgS
稀HCl 浓HCl 浓HNO3 王水
三、铜、银、锌、汞的配合物 1. 氨合物的生成
2. 汞配合物的生成和应用
（1）不能加入过量的KI固体； （ K2[HgI4]+KOH称为“奈斯勒试剂”，是 用于检验NH4+的方法之一。）
< -0.2 0.789
Cd Hg
2+
易发生： Hg2+ + Hg → Hg22+
实验内容
一、铜、银、锌、镉、汞氢氧化物或氧化 物的生成和性质 1. 铜、锌、镉氢氧化物的生成和性质
Cu(OH)2 Zn(OH)2 Cd(OH)2
颜色
H2SO4 NaOH
2. 银、汞氧化物的生成和性质
AgOH Ag2O 颜色 Hg(OH) HgO 2
思考题
• Cu(I)和Cu(II)稳定存在和转化的条件是 什么？ • 在AgNO3中加入NaOH为什么得不到 AgOH？ • 用平衡移动原理说明在Hg2(NO3)2溶液中 通入H2S气体会生成什么沉淀？
ds区金属铜银锌镉汞
实验 ds 区金属（铜、银、锌、镉、汞）一、实验目的：1、了解铜、银、锌、镉、汞的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。
3、试验并熟悉铜、银、锌、镉、汞的配位能力，以及Hg2 2+ 和Hg 2+ 的转化。
二、实验用品：仪器：试管、烧杯、离心机、离心试管固体药品：碘化钾、铜屑液体药品： HCl(2mol/L、 浓)、 H2SO4(2mol/L)、 HNO3(2mol/L、 浓)、 NaOH(2mol/L、 6mol/L、 40%)、氨水(2mol/L、浓)、CuSO4(0.2mol/L)、ZnSO4(0.2mol/L)、CdSO4(0.2mol/L)、 CuCl2(0.5mol/L) 、 Hg(NO3)2(0.2mol/L) 、 SnCl2(0.2mol/L) 、 AgNO3(0.1mol/L) 、 Na2S(0.1mol/L)、KI(0.2mol/L)、KSCN(0.1mol/L)、Na2S2O3(0.5mol/L)、NaCl(0.2mol/L)、 金属汞、葡萄糖溶液（10%）材料：pH试纸、玻璃棒三、实验内容：（一）铜、银、锌、镉、汞氧化物或氢氧化物的生成和性质1、铜、锌、镉氢氧化物的生成和性质在分别装有 0.5mL0.2mol/L CuSO4、ZnSO4、CdSO4 溶液的三支试管中滴加新配制 的2mol/L NaOH溶液，观察溶液颜色及状态。
将各沉淀分成两份：分别加入2mol/L H2SO4 和2mol/L NaOH，观察现象。
CuSO4 + 2NaOH === Cu(OH)2↓(兰)+ Na2SO4ZnSO4 + 2NaOH === Zn(OH)2↓(白) + Na2SO4CdSO4 + 2NaOH === Cd(OH)2↓(白)+ Na2SO4Cu(OH)2 + H2SO4 === CuSO4 + 2H2OCu(OH)2 + 2NaOH === Na2[Cu(OH)4]Zn(OH)2 + H2SO4 === ZnSO4 + 2H2OZn(OH)2 + 2NaOH === Na2[Zn(OH)4]Cd(OH)2 + H2SO4 === CdSO4 + 2H2OCd(OH)2 酸性特别弱，不易溶于强碱中，只缓慢溶于热、浓的强碱中。
ds区金属
黄铜矿
蓝铜矿
孔 雀 石
银矿石
金矿石
二、冶炼 1、火法炼铜 、 富集-----------焙烧 焙烧-----------制冰铜 制冰铜-----------制泡铜 制泡铜--------制精铜 富集 焙烧 制冰铜 制泡铜 制精铜 15-20% Cu2S,FeO,FeS mCu2S.nFeS Cu 98% Cu99.5-99.7% 石胆能化铁为铜
1-2、单质 、
一、存在：铜主要以金属、硫化物、砷化物、氯化物和碳 存在：铜主要以金属、硫化物、砷化物、 酸盐的形式广泛分布。 酸盐的形式广泛分布。 辉铜矿（ 辉铜矿（Cu2S）黄铜矿（CuFeS2） ）黄铜矿（ 蓝铜矿2CuCO3.Cu(OH)2 蓝铜矿 孔雀石CuCO3.Cu(OH)2 孔雀石 银主要以金属、硫化物、砷化物、 银主要以金属、硫化物、砷化物、氯化物的形式广泛 分布，常由铅矿、铜矿的加工过程中来回收。 分布，常由铅矿、铜矿的加工过程中来回收。 金以单质形式存在。 金以单质形式存在。 它们都可形成许多合金。 它们都可形成许多合金。
三种金属不溶于稀盐酸及稀硫酸中。 三种金属不溶于稀盐酸及稀硫酸中。但当有空气或 配位剂存在时，铜能溶于稀酸和浓盐酸： 配位剂存在时，铜能溶于稀酸和浓盐酸： 2Cu+2H2SO4+O2→2CuSO4+2H2O 2Cu+8HCl（浓）→2H3[CuCl4]+H2↑ （
铜与银很容易溶解在硝酸或热的浓硫酸中： 铜与银很容易溶解在硝酸或热的浓硫酸中： Cu+2H2SO4（浓）= CuSO4+SO2↑+2H2O 3Ag+4HNO3 （稀）= 3AgNO3+NO↑+2H2O 金只能溶于王水中： 金只能溶于王水中： Au+4HCl+HNO3 = HAuCl4+NO↑+2H2O
ds区金属(铜、银、锌、镉、汞).ppt
0.5 mL 0.1 mol ·L-1 AgNO3+2 mol ·L-1NaOH 棕↓
2 mol ·L-1HNO3 棕↓溶解
2 AgNO3 +2 NaOH→Ag2O(s)+ 2Na NO3 +H2O
Ag2O(s)+2 HNO3→2AgNO3+ H2O
2 mol ·L-1氨水 棕↓溶
Hale Waihona Puke Ag2O(s)+ 4NH3+ H2O →2[Ag(NH3)2]+ +2 OH-
❖ 在所得的溶液中，滴入几滴40％KOH溶液， 再与氨水反应，观察沉淀的颜色。
0.5 mL 0.2 mol·L1Hg(NO3)2滴加0.2 mol·L-1KI溶液
金红↓ Hg2++2I-→Hg I 2(s)
之后溶 解
Hg I 2(s) +2I- → [Hg I 4]2-
滴入几滴40％KOH溶 液再与氨水反应
无色 CuCl (s) + 2NH3 →[ Cu (NH3)2]+ 溶液
3 mL浓盐酸
？溶 液
CuCl (s) + HCl(浓) → [CuCl2]-+H-
3. 碘化亚铜的生成和性质
❖ 在盛有0.5 mL 0.2 mol ·L-1CuSO4溶液的试管中，边滴加0.2 mol ·L-1 KI溶液边振荡，溶液变为棕黄色(CuI为白色沉淀、 I2溶于KI呈黄色)。再滴加适量0.5 mol ·L-1 Na2S2O3溶液，以 除去反应中生成的碘。观察产物的颜色和状态，写出反应式。
在0.5mL 0.2 mol ·L-1 Hg(NO3)2溶液， 滴入1滴金属汞
Hg2+ +Hg → Hg22+
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实验二十一ds 区金属
一、实验目的
1、掌握铜、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；
3、试验铜、银、锌、镉、汞的配位能力以及亚汞离子和汞离子的转化。
二、实验内容
（一）、铜、银、锌、镉、汞氢氧化物或氧化物的生成和性质： 1 、 铜、锌、镉氢氧化物的生成和性质
（1） Ag 2O 的生成和性质：
Ag ++OH - ===AgOH↓白色→Ag 2O+H 2O Ag 2O+2HNO 3===2AgNO 3+H 2O
Ag 2O+2NH 3.H 2O==2[Ag （NH 3）2]++2OH -+H 2O
Ag 2O 微溶于水，溶液呈微碱性。
它的△f H m ﹩
很小，不稳定，加热易分解，具有氧化性。
（2）HgO 的生成和性质
Hg 2++2OH -==Hg （OH ）2==HgO↓+H 2O HgO+2HNO 3==Hg （NO 3）2+H 2O HgO+NaOH （40℅）-----不溶
HgO 有黄色和红色变体，结构相同，颜色差别完全是由于其颗粒的大小不同所致,黄色HgO 晶粒较细小,红色颗粒较大。
（二）、铜、银、锌、镉、汞硫化物的生成和溶解
说明：
1.生成的CdS中，个别学生得到的沉淀是黄色中夹有白色沉淀，有可能是CdS晶形不一样，或有可能是生成Cd（OH）2白色沉淀。
补充：CdS沉淀颜色变化与溶液的酸度及温度有很大关系。
在冷氨性、中性或弱酸性溶液中，其沉淀为淡黄；若H+浓度增大，则沉淀将加变为深黄色。
2.在Hg（NO3）2中加入Na2S，开始生成白色沉淀，再加Na2S后变黑。
对白色沉淀再加热也不会再变化。
个别学生得到白中带有黄色的沉淀。
在中性或酸性汞盐溶液中加入S2-，即首先形成一个白色的复合物（HgCl2·2HgS）：
3Hg2++2Cl-+2S2-====HgCl2·2HgS
若再加S2-，则白色沉淀→ 黄色→ 棕色→ 黑色：
2HgCl·2HgS+S2-====3HgS+2Cl-
此沉淀不溶与其它，只溶于王水、Na2S。
将HgS与稀HNO3长时煮沸使之转变为一白色化合物，浓HNO3也有相同作用。
HgS在浓HNO3中长时煮沸才溶：
5HgS+8NO3-+8H+=====3Hg(NO3)2·2HgS+3S+2NO+4H2O
（三）、铜、银、锌、汞的配合物
1、氨合物的生成
1)CuSO4+NH3•H2O====Cu2(OH)2SO4(浅蓝色)+(NH4)2SO4
Cu2(OH)2SO4+8NH3====2[Cu(NH3)4]2++SO42-+2OH-
2）2Ag++2NH3.H2O====Ag2O+2NH4++H2O
Ag2O+2NH3.H2O====2Ag(NH3)2++2OH-+H2O
3）Zn2++NH3H2O====Zn（OH）2+2NH4+
Zn（OH）2+4NH3H2O====[Zn(NH3)4]2++2OH-+4H2O
2、汞配合物的生成和性质
（1）、Hg（NO3）2+2I-====HgI2↓（红色）+2NO3-
HgI2+2I-====[HgI4]2-（无色）
奈斯勒试剂-----K2[HgI4]+KOH
NH4++2K2[HgI4]+4KOH====Hg2NI·H2O↓（红棕色）+7KI+K++3H2O
(2)、Hg（NO3）2+2SCN-====Hg（SCN）2↓（白色）+2NO3-
Hg（SCN）2+2SCN-====[Hg（SCN）4]2-（无色）
Zn2++[Hg（SCN）4]2-=====Zn[Hg（SCN）4] ↓（白色，在中性或微酸性溶液中稳定）（四）、铜、银、汞的氧化还原性
１、Cu2O的生成和性质：
2[Cu（OH）4]2-+CH2OH(CHOH)4CHO=====Cu2O↓+CH2OH(CHOH)4COOH+4OH-+2H2O Cu2O晶粒大小不同而呈现多种颜色，例如黄色、红色、深棕色，Cu2O为共价化合物，呈弱碱性，对热十分稳定。
在实验中大多数学生得到“铜镜”。
加稀HCl溶解。
（1）、Cu2O+H2SO4====Cu2SO4+H2O
Cu2SO4====CuSO4+Cu
(2)、Cu2O+4NH3·H2O===2[Cu(NH3)2]+（无色）+2OH-+3H2O
2[Cu(NH3)2]++4NH3·H2O+1/2 O2====2[Cu（NH3）4]2++2OH-+3H2O
2、CuCl的生成和性质
Cu2++Cu+2Cl-====CuCl↓（白色）
CuCl+HCl====H[CuCl2]
当Cu作还原剂时，由于难溶的CuCl附着在Cu的表面，影响了反应的继续进行。
因此需加入浓HCl使CuCl溶解生成配离子[CuCl2]-，使溶液中的Cu2+浓度降低到非常小，可使反应进行到完全程度。
再者，浓HCl还抑制CuCl的水解。
加水后稀释了溶液，[CuCl2]-被破坏而析出大量CuCl。
CuCl+2NH3·H2O====Cu（NH3）2+(无色)+Cl-+2H2O
↓ →蓝色[Cu（NH3）4]2+
CuCl+HCl====H[CuCl2]
3、CuI的生成和性质
2Cu2++4I-====2CuI+I2
I-即是还原剂又是沉淀剂，因为CuI是沉淀剂，所以在I-存在时Cu2+的氧化性大大增强：Cu2++I-+e=====CuI Φө==0.86V
I2+2e =====2I- Φө==0.536V
加Na2S2O3溶液应适量，将I2还原。
若Na2S2O3加过量：
2CuI+2S2O32-（过量）====[Cu（S2O3）2]2-+2I-
有的学生加Na2S2O3后，上部溶液显黄绿色，是因为CuSO4加过量。
4、Hg（Ⅰ）与Hg（Ⅱ）的相互转化
（1）、Hg2+的氧化性
Hg（NO3）2+SnCl2（适量）=====Hg2Cl2 ↓（白色）+Sn（NO3）4
Hg2Cl2+SnCl2（过量）====2Hg↓（黑色）+H2SnCl6
在酸性溶液中Hg（Ⅱ）是一个较强的氧化剂。
（2）、Hg2+转化为Hg2+2和Hg2+2的歧化分解
Hg（NO3）2+Hg====Hg2（NO3）2
Hg2(NO3)2+2NaCl====Hg2Cl2↓（白色）+2NaNO3
Hg2(NO3)2+2NH3=====HgNH2NO3↓（白色）+Hg↓（黑色）+NH4NO3。