厦门大学无机化学第12章ds区元素.doc
无机化学ds区、d区和f区过度元素
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● 酸碱性 过渡元素氧化物的水合物的酸碱性变化规律和主族相似 ，对同一元素而言，一般是低价显碱性，高价显酸性。 Mn(OH)2 弱碱；HMnO4 强酸（Φ=Z/r） ● 参与工业催化过程和酶催化过程的能力强 d 区元素较高的催化活性椐认为与电子容易失去,容易得 到,或容易由一种能级迁移至另一能级的事实有关；例如， V2O5催化 SO2 氧化的反应，可能涉及到 V(+5) 与V(+4) 氧 化态之间的转换： 1/2 O2 + 2 V(Ⅳ) = O 2- + 2 V(Ⅴ) +) SO2 + 2 V(Ⅴ) + O 2- = 2 V(Ⅳ) + SO3 1/2 O2 + SO2 = SO3
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f 区元素的价层电子构型为(n-2)f0～14(n-1)d0～2ns2, 其特 征是随着核电荷的增加，电子依次填入外数第三层 (n-2)f 轨道，因而又统称内过渡元素。 f 区元素包括周期系中的镧系元素（原子序数57～71共 15种元素）和锕系元素(原子序数89～103共15种元素)。 镧系元素中只有钷是人工合成的，具有放射性。 锕系元素均有放射性，铀后元素为人工合成元素，称超 铀元素。
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铬化合物毒性浅析 绝大多数三价铬化合物不溶于水，无毒、无害，但水 溶性无机三价铬盐极易在酸性环境下水解，形成的游离酸 对人体有剌激作用。 六价铬毒性主要是由于强氧化性对有机体的腐蚀与破坏， 可以通过吸入、接触、口服造成人体中毒。吸入六价铬将 引起呼吸道感染，粘膜溃疡，甚至鼻穿孔；皮肤接触六价 铬可能引发皮炎，伤口若接触六价铬将出现铬疮；口服大 剂量六价铬化合物将引起消化系统腐烂，出现肾损伤。流 行病学研究证实，长期暴露在高浓度六价铬的气雾中的工 人，呼吸系统癌症（主要是肺癌）发病率高于平均值，其 潜伏期超过15年。
12ds区元素
第一节 铜族元素 第二节 锌族元素
ds 区元素
无机化学
第一节
一、铜族元素概述 二、铜的重要化合物 三、银的重要化合物
铜族元素
无机化学
一、铜族元素概述
第 11 族元素包括铜、银、金三种元素，通常 称为铜族元素。
(一) 铜族元素的通性
铜族元素的外层电子组态为 (n-1)d10ns1。由于 18 电子层组态对原子核的屏蔽效应比 8 电子层组态 要小，因此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，铜族元素单质的化学性质远不如相应的碱金属 元素的单质活泼。
无机化学
3. 硫酸铜 五水合硫酸铜俗称胆矾或蓝矾。CuSO4 ·5H2O 是蓝色晶体，受热后逐步脱水，最后生成无水硫酸 铜：
CuSO4 5H2 O
无机化学
375 K
CuSO4 3H2 O
386 K
CuSO 4 H 2 O
531 K
CuSO4
在 CuSO4 ·5H2O 中，五个 H2O 的结合力是不 2 SO 同的。其中四个 H2O 和两个 4 位于变形八面体 的六个顶点，四个 H2O 处于平面正方形的四个角 上，两个 SO2 4 位于平面正方形的上方和下方，第 五个 H2O 以氢键与两个配位 H2O 和两个 SO2 4 结 合。加热时，先失去两个非氢键水分子，再失去 另外两个氢键水分子，最后失去以氢键与 SO2 4 结 合的水分子。
-582 -2121
2083
-485 ─ 285 1.9
1987
-644 ─ 约 385 2.4
无机化学实验报告
碘络合物
红棕色
a)k2[hgi 4]和KOH(纳氏试剂)的混合溶液可用于鉴别痕量NH4。b)汞：可溶于盐酸
5d 0.2molL-1Hg(NO3)20.1molL-1KSCN
-
白色2 2SCN=Hg (SCN) 2溶解2 4SCN=Hg (SCN) 42
-
-
-
白↓→KSCN
无机化学实验报告
无机化学实验报告
2021
以下是第一模联网整理收集的无机化学实验报告，仅供参考。
无机化学实验报告1
Ds区元素(铜、银、锌、镉、汞)
[学习目标]
认知目标：掌握铜、银、锌、镉、汞的氢氧化物或氧化物的酸碱性，硫化物的溶解性和配位性。技术目标：掌握Cu \ Cu2与Hg22 \ Hg2的相互转化条件，正确使用汞；
思想目标：培养学生观察现象和思考问题的能力。
[教学安排]
1课时安排：3课时
两个实验点：1。铜、银、锌、镉和汞的氢氧化物或氧化物的形成和性质；
2.锌、镉和汞硫化物的形成和性质；
3.铜、银、锌和汞的络合物；
4.铜、银、汞的氧化还原性。
【重点和难点】
Cu \ Cu2和Hg22 \ Hg2的转化条件；
这些元素的氢氧化物或氧化物的酸性和碱性，以及硫化物的溶解性和配位性。
操作：0.5ml0.1mol l-1 gno 32mol l-1 nah2mol l-1 HNO 3(2mol l-1 NH 3 H2O)
:0.5毫升0.2摩尔升-1汞(NO3) 2 2摩尔升-1氢氧化钠2摩尔升-1硝酸(40%氢氧化钠)指南：
离子实验现象银的解释和原理
Ag2O棕色
硝酸溶解无色
氨是可溶的，氢氧化钠是不可溶的
无机化学实验报告-DS区元素
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＋I2将CuCl2溶液与铜屑混合，加⼊浓盐酸，加热可得黄褐⾊[CuCl2]－的溶液。
将溶液稀释，得⽩⾊CuCl沉淀：Cu ＋Cu2+ ＋4Cl－＝2[CuCl2]－[CuCl2]－←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 ＋2NH3 ＝[Ag(NH)2]+ ＋Cl-红⾊HgI2难溶于⽔，但易溶于过量KI中，形成四碘合汞(II)配离⼦：HgI2 ＋2I- ＝[HgI4]2－黄绿⾊Hg2I2与过量KI反应时，发⽣歧化反应，⽣成[HgI4]2－和Hg：Hg2I2＋2I- ＝[HgI4]2-＋Hg↓⿊三、实验内容1、氧化物的⽣成和性质（1）Cu2O的⽣成和性质Cu2+＋2OH-＝Cu(OH)2↓蓝⾊Cu(OH)2＋2OH- = [Cu(OH)4]-2-蓝⾊2[Cu(OH)4]2-＋C6H12O6(葡萄糖) ＝Cu2O↓(红) ＋4OH-＋C16H12O7＋2H2O或：2Cu2+ + 5OH- +C6H12O6 = Cu2O↓+ C6H11O7- + 3H2O （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。
厦门大学无机化学第12章-ds区元素
第十二章ds区元素12.1 铜族元素 (1)12.2 锌族元素 (10)12.1 铜族元素12.1.1 铜族元素通性铜族元素1.铜族元素通性铜族元素的氧化态有＋1，＋2，＋3三种，这是由于铜族元素最外层ns电子和次外层(n-1)d电子能量相差不大。
有人认为在本族元素中，元素第二电离能与第一电离能的差值越小，它的常见氧化值就越高。
对于Cu、Ag、Au，Δ(I2-I1)Au < Δ(I2-I1)Cu < Δ(I2-I1)Ag所以常见氧化态物＋3，＋2，＋1。
铜、银、金的标准电势图如下所示：12.1.2 铜族元素金属单质2.铜族元素金属单质(1).物理性质铜和金是所有金属中仅有的呈现特殊颜色的二种金属，铜族元素的熔点、沸点、硬度均比相应的碱金属高。
这可能与d电子也参与形成金属键有关。
由于铜族金属均是面心立方晶体（如下图），它们不仅堆积最密而且存在较多可以滑动的高密度原子层，因而比相应的碱金属（多为体心立方晶体）密度高得多，且有很好的延展性，其中以金最佳。
铜族元素的导电性和传热性在所有金属中都是最好的，银占首位，铜次之。
(2).化学性质铜族元素的化学活性远较碱金属低，并按Cu--Ag--Au的顺序递减。
在潮湿的空气中放久后，铜表面会慢慢生成一层铜绿。
铜绿可防止金属进一步腐蚀，其组成是可变的。
银和金不会发生该反应。
空气中如含有H2S气体与银接触后，银的表面上很快生成一层Ag2S的黑色薄膜而使银失去银白色光泽。
()在电位序中，铜族元素都在氢以后，所以不能置换稀酸中的氢。
但当有空气存在时，铜可缓慢溶解于这些稀酸中：浓盐酸在加热时也能与铜反应，这是因为Cl－和Cu＋形成了较稳定的配离子[CuCl4]3-，使Cu == Cu+＋e-的平衡向右移动：铜易为HNO3、热浓硫酸等氧化性酸氧化而溶解银与酸的反应与铜相似，但更困难一些；而金只能溶解在王水中：铜、银、金在强碱中均很稳定。
12.1.3 铜族元素重要化合物3.铜族元素重要化合物(1).氧化物与氢氧化物a.氧化铜、氧化亚铜和氢氧化铜铜可以形成黑色的氧化铜(CuO)和红色的氧化亚铜(Cu2O)，氧化铜和氧化亚铜均不溶于水。
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。
无机化学第五版第十二章s区元素2
《无机化学Inorganic Chemistry 》 第二章 热化学 CAI 课件
对于碱金属，若不考虑 △ rSm 的差异， 可用△fHm(M+,aq )代替△f Gm (M+,aq )近似 估计E (M+/ M )的相对大小。
M (s) △fHm(M+,aq ) M+(aq)
△ subHm M (g)
△fHm(M+,g) △h Hm (M+,g)
I1
M+(g)
△fHm(M+,aq ) = △ subHm + I1 +△ h Hm (M+,g)
《无机化学Inorganic Chemistry 》 第二章 热化学 CAI 课件
△fHm(M+,aq ) = △ subHm + I1 +△ h Hm (M+,g)
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《无机化学Inorganic Chemistry 》 第二章 热化学 CAI 课件
第2章 热化学-化学热力学基础
§2.1 热力学术语和基本概念 §2.2 热力学第一定律 §2.3 化学反应的热效应 §2.4 Hess定律 §2.5 反应热的求算
《无机化学Inorganic Chemistry 》 第二章 热化学 CAI 课件
《无机化学Inorganic Chemistry 》 第二章 热化学 CAI 课件
化学的意义与研究对象
第三篇
《无机化学Inorganic Chemistry 》 第二章 热化学 CAI 课件
元素化学
第十二章 s区元素
§12.1 s区元素概述
§12.2 s区元素的单质
§12.3 s区元素的化合物
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第十二章ds区元素12.1 铜族元素 (1)12.2 锌族元素 (12)12.1 铜族元素12.1.1 铜族元素通性铜族元素1.铜族元素通性铜族元素的氧化态有＋1，＋2，＋3三种，这是由于铜族元素最外层ns电子和次外层(n-1)d电子能量相差不大。
有人认为在本族元素中，元素第二电离能与第一电离能的差值越小，它的常见氧化值就越高。
对于Cu、Ag、Au，Δ(I2-I1)Au < Δ(I2-I1)Cu < Δ(I2-I1)Ag所以常见氧化态物＋3，＋2，＋1。
铜、银、金的标准电势图如下所示：12.1.2 铜族元素金属单质2.铜族元素金属单质(1).物理性质铜和金是所有金属中仅有的呈现特殊颜色的二种金属，铜族元素的熔点、沸点、硬度均比相应的碱金属高。
这可能与d电子也参与形成金属键有关。
由于铜族金属均是面心立方晶体（如下图），它们不仅堆积最密而且存在较多可以滑动的高密度原子层，因而比相应的碱金属（多为体心立方晶体）密度高得多，且有很好的延展性，其中以金最佳。
铜族元素的导电性和传热性在所有金属中都是最好的，银占首位，铜次之。
(2).化学性质铜族元素的化学活性远较碱金属低，并按Cu--Ag--Au的顺序递减。
在潮湿的空气中放久后，铜表面会慢慢生成一层铜绿。
铜绿可防止金属进一步腐蚀，其组成是可变的。
银和金不会发生该反应。
空气中如含有H2S气体与银接触后，银的表面上很快生成一层Ag2S的黑色薄膜而使银失去银白色光泽。
在电位序中，铜族元素都在氢以后，所以不能置换稀酸中的氢。
但当有空气存在时，铜可缓慢溶解于这些稀酸中：浓盐酸在加热时也能与铜反应，这是因为Cl－和Cu＋形成了较稳定的配离子[CuCl4]3-，使Cu == Cu+＋e-铜易为HNO3、热浓硫酸等氧化性酸氧化而溶解银与酸的反应与铜相似，但更困难一些；而金只能溶解在王水中：铜、银、金在强碱中均很稳定。
12.1.3 铜族元素重要化合物3.铜族元素重要化合物(1).氧化物与氢氧化物a.氧化铜、氧化亚铜和氢氧化铜铜可以形成黑色的氧化铜(CuO)和红色的氧化亚铜(Cu2O)，氧化铜和氧化亚铜均不溶于水。
加热氢氧化铜、碱式碳酸铜、硝酸盐都能得到氧化铜；选用温和的还原剂如葡萄糖、羟氨、酒石酸钾钠或亚硫酸钠在碱性溶液中还原Cu(II)盐，可得到氧化亚铜：2Cu2++SO32―+4OH― ==== Cu2O↓+SO42―+2H2O2Cu2++4OH―+C6H12O6 ==== Cu2O↓+C6H11O7+3H2O【问题1】该反应有什么用途？该反应在医疗上用于诊断糖尿病，分析化学上利用这个反应测定醛。
Cu2O在酸性溶液中立即歧化为Cu2+和Cu。
当溶于氨水中形成无色的Cu(NH3)+，它会很快被空气中的氧氧化为蓝色的Cu(NH3)42+。
Cu2++2OH―=Cu(OH)2【问题2】Cu(OH)2是两性吗？它微显两性，以碱性为主，能溶于较浓的强碱形成Cu(OH)42―。
Cu(OH)2 +4NH3·H2O = Cu(NH3)42+ + 4H2O。
Cu(NH3)42+的溶液简称铜氨液，它有溶解纤维的能力，在溶解了纤维的溶液中加水或酸，纤维又可沉淀析出。
纺织工业利用这种性质来制造人造丝。
b.氧化银和氢氧化银将碱金属氢氧化物同硝酸银反应，可以得到棕黑色Ag2O。
(为什么？)由于Ag+极化能力较强，所以一般不生成氢氧化物，而生成氧化物。
在温度低于－45℃，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。
潮湿的氧化银具有弱碱性，它容易从大气中吸收CO2；当溶于碳酸铵、氰化钠和氰化钾溶液分别生成[Ag(NH3)2]2CO3、Na[Ag(CN)2]和K[Ag(CN)2]。
2Ag++S2O82―+2H2O ===== 2AgO+4H++2SO42―Ag2O是构成银锌蓄电池的重要原材料；Ag2O和MnO2，Cr2O3，CuO等的混合物能在室温下将CO迅速氧化成CO2，用于防毒面具中。
(2).盐类a.卤化物CuCl2·2H2O所以无水CuCl2是在HCl气流中，将CuCl2·2H2O加热到412～423K下制得的，X射线测定表明CuCl2是共价化合物，具有含平面CuCl4单元的链状结构:CuCl2不但易溶于水，而且易溶于乙醇和丙酮。
它在很浓的溶液中呈黄绿色，在较浓溶液中显绿色，在稀溶液中显蓝色。
(为什么？)黄色是由于[CuCl4]2-配离子存在，蓝色是由于[Cu(H2O)6]2+配离子存在，两者并存时显绿色。
但也有人认为在溶液中，随着Cl-离子浓度增大，由于H2O被Cl-取代而将荷移谱带由紫外光区移到可见光区，故溶液由蓝变绿。
卤化银只有AgF易溶于水，在湿空气中潮解，其余均微溶于水，而且依Cl－Br－I的顺序溶解度降低，颜色加深。
AgI有α、β、γ等多种晶型，在419K β-AgI转变为a-AgI，导电性增大近万倍。
在常温下Ag＋导电能力较强，其中以a-AgI为主要成分的常温型固体电解质电池已广泛应用。
(详细资料)在这种电池中，负极为银，正极用含碘或其它银的化合物，其电极反应为：此电池本身放电少，适合长期保存，理论寿命可达10年之久。
金的卤化物具有明显的共价性，如AuCl3，无论在固态或气态都是二聚体，它基本上是平面正方形结构：Au＋在水溶液中易歧化为Au3+和Au,因而Au+在水溶液中不能存在，即使溶解度很小的AuCl也要歧化。
只有当Au＋形成配合物如[Au(CN)2]－才能在水溶液中稳定。
b.硫酸铜CuSO4·5H2O(俗称胆矾)可用铜屑或氧化铜溶于硫酸中制得。
硫酸铜用在铜的电解精炼、电镀、丹尼尔电池、颜料的制造，纺织工业的媒染剂等。
CuSO4·5H2O在不同温度下可逐步失水，最后分解为CuO。
可见各个水分子的结合力不完全一样，实验证明，四个水分子（配位水）以平面四边形配位在Cu2+周围，第五个水分子（阴离子水）以氢键与二个配位水分子和SO4２-结合，SO4２-在平行四边形的上下，形成一个不规则的八面体。
CuSO·5H2O可写成[Cu(H2O)4]SO4·H2O，4其结构如下图所示：加热失水时，先失去Cu2+的两个非氢键配位水，再失去两个氢键配位水，最后失去阴离子水。
无水硫酸铜为白色粉末，吸湿性很强，不溶于乙醇、乙醚。
吸水后有特征蓝色，利用这一性质可检验乙醇、乙醚中的少量水，在有机合成中用作干燥剂。
c.硝酸银AgNO3晶体加热或受日光直接照射时，均能逐渐分解：因此，AgNO3晶体或溶液都应保存在棕色玻璃瓶中。
AgNO3是一种氧化剂（E Ag+/Ag=0.7992Ｖ），即使在室温，许多有机物都能将它还原为黑色的银粉，例如皮肤与布与之接触后均会生成黑色的银。
大量硝酸银可用于制造照相底片上卤化银。
AgNO3还是重要的分析试剂。
12.1.4 铜族元素主要配合物4.铜族元素主要配合物(1).铜的配合物Cu+为d10电子构型，易与NH3、S2O32-，CN-等易变形的配体形成配离子，如[CuX n]-(n-1)、[Cu(CN)2]-、[Cu(CN)4]3-、[Cu(NH3)2]+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，正好与过渡金属离子八面体配合物的光谱化学序列相反。
(为什么？)这符合硬软酸碱原理的软亲软原则的。
[Cu(NH3)2]+溶液可用来定量吸收合成氨原料气中的CO，减压加热后CO可放出。
Cu2+离子为d9构型，比Cu+更容易形成配合物,常见配位数为4、6，配位数为2的很稀少。
Cu(II)配离子多为四短两长键的变形八面体，或平面正方形结构。
如：[Cu(H2O)6]2+、[Cu(NH3)4(H2O)2]2+如：[Cu(en)2]2+（蓝紫色）、CuCl42-由于[Cu(NH3)4]2+的稳定性，大多数微溶的Cu(II)化合物都能被氨水所溶解。
Cu2+为交界酸，它与OH-、Cl-等硬碱离子形成的配离子均不够稳定。
Cu2+还具有一定的氧化性，与还原性阴离子如CN-、I-反应时并不形成Cu(II)的配离子，而是得到较稳定的Cu(I)化合物。
通常认为Cu(III)是罕见的，它非常容易还原，但最近发现其与某些生物过程有关，因而受到重视。
已知的Cu III配合物除K3CuF6为高自旋（两个未成对电子）以外，其它均为低自旋抗磁性，大部分为平面正方形结构，因为Cu III类似于Ni II为d8电子构型。
例如Cu II被碱性ClO-氧化成Cu III配合物：(2).银的配合物Ag+易形成配合物，常见的配位数为2，可与Cl-、NH3、S2O32-、CN-等形成稳定程度不同的配离子。
利用Ag+离子易于形成某些配离子的性质，可使某些难溶银（I）盐溶解。
例如，由于各种AgX的溶解度不同，银的各种配合物的稳定性不同，可发生如下反应：如何判断AgX形成配合物的难易程度？根据K=K sp·K可判断AgX沉淀转化的难易及完全程度，因此，AgCl溶于氨水，AgBr 能溶于浓氨水而AgI难溶；同理可说明AgBr易溶于Na2S2O3，而AgI难溶于Na2S2O3却易溶于KCN溶液中。
Ag2S在所有银的化合物中是最难溶的。
银的配合物广泛应用于电镀工业、照相技术等方面，利用[Ag(NH3)2]+能均匀释放出Ag+而被甲醛或葡萄糖还原，生成银镜的反应，在分析化学上可鉴定醛类。
(3).金的配合物当把Au溶于王水，将AuCl3溶于盐酸中或将含有[AuCl4]-配离子溶液蒸发时，我们可以得到黄色的氯金(IV)酸水合晶体H[AuCl4]·H2O。
黄色的Na[AuCl4]·2H2O，无色片状K[Au(CN)4]·3/2H2O，均易溶于水。
12.1.5 Cu(I)与Cu(II)的相互转化5.Cu(I)与Cu(II)的相互转化Cu(I)与Cu(II)的相互转化涉及到热力学上的歧化稳定性问题。
从铜族元素的电势图ssss 可知Cu+(d10)在水溶液中易歧化为Cu２+(d9)和Cu。
具有d10相对稳定构型的Cu+在水溶液中反而不稳定(为什么？)这主要是Cu2+离子(电荷高、半径小、与水的静电作用大，并有晶体场作用能的额外贡献)的水合热(2121KJ/mol)比Cu+的(582KJ/mol)大得多，补偿了Cu+气态时歧化反应焓变的正值(881KJ/mol)和一价铜的去水合热，足以破坏Cu+的d10相对稳定的电子构型，使之向d9电子构型的Cu2+转变。
在水溶液中若要Cu(II)转化为Cu(I)，一方面应有还原剂存在，另一方面生成物应是难溶物或配合物，使溶液中的Cu+浓度降低到非常小，才有利于平衡向左移动。
实验室制备CuCl可采用往热的CuCl2的浓盐酸溶液中加入铜屑的方法，再加热至溶液转变为深棕色，深棕色是由于产生包括Cu+及Cu2+的配合物所致（包括两种氧化态的混配化合物，因此颜色加深），稀释后即得白色CuCl。