第十四章过渡元素
汞的重要化合物
无机化学天津大学无机化学教学团队第十四章过渡元素(二)第二节锌族元素氧化汞变体红色HgO黄色HgO制取Hg(NO)2分解汞盐中加碱32 Hg(NO3)2 →2HgO+ 4NO2+ O2Hg2+ + 2OH-→ HgO+ H2O为制造汞盐的主要原料，也可作医疗、分析试剂、陶瓷颜料等。
氯化汞和氯化亚汞HgCl2(升汞)Hg2Cl2(甘汞)剧毒(用于手术器具消毒)无毒,味甜(少量作泻药)熔点低,易升华制取Hg+Cl2→HgCl2HgCl2+Hg→Hg2Cl2颜色白色白色类型共价化合物分子构型Cl—Hg—Cl Cl—Hg—Hg—Cl 氧化数+2+1氯化汞和氯化亚汞HgCl 2(升汞)Hg 2Cl 2(甘汞)剧毒(用于手术器具消毒)无毒,味甜(少量作泻药)熔点低,易升华制取Hg+Cl 2→HgCl 2HgCl 2+Hg→Hg 2Cl 2颜色白色白色类型共价化合物分子构型Cl —Hg —Cl Cl —Hg —Hg —Cl氧化数+2+11.为弱电解质，在水中主要以分子形式存在，有“假盐”之称2. 在水中稍有水解：HgCl 2+ H 2O Hg(OH)Cl + HClHgCl2(升汞)Hg2Cl2(甘汞)稳定性较稳定见光分解与稀氨水反应Hg(NH2)Cl↓ (白色)(氨基氯化汞)Hg(NH2)Cl↓+ Hg↓(白色) (黑色)与SnCl2适量Hg2Cl2↓(白色)Hg↓(黑色)反应过量Hg↓(黑色)与KCl反应[HgCl4]2-——氯化汞和氯化亚汞HgCl2+ 2NH3 →Hg(NH2)Cl + NH4ClHg2Cl2+2NH3 →Hg(NH2)Cl + Hg +NH4ClHgCl2(升汞)Hg2Cl2(甘汞)稳定性较稳定见光分解与稀氨水反应Hg(NH2)Cl(白色)(氨基氯化汞)Hg(NH2)Cl↓+ Hg↓(白色) (黑色)与SnCl2适量Hg2Cl2↓(白色)Hg↓(黑色)反应过量Hg↓(黑色)与KCl反应[HgCl4]2-——氯化汞和氯化亚汞2HgCl2+ SnCl2 →Hg2Cl2+ SnCl4Hg2Cl2 + SnCl2 →2Hg + SnCl4HgCl2(升汞)Hg2Cl2(甘汞)稳定性较稳定见光分解与稀氨水反应Hg(NH2)Cl↓ (白色)(氨基氯化汞)Hg(NH2)Cl↓+ Hg↓(白色) (黑色)与SnCl2适量Hg2Cl2↓(白色)Hg↓(黑色)反应过量Hg↓(黑色)与KCl反应[HgCl4]2-——氯化汞和氯化亚汞HgCl2+ 2Cl-→[HgCl4]2-配制HgCl2溶液时, 可加入KCl , 以增加HgCl2的溶解度HgCl2(升汞)Hg2Cl2(甘汞)稳定性较稳定见光分解与稀氨水反应Hg(NH2)Cl↓(白色)(氨基氯化汞)Hg(NH2)Cl↓+ Hg↓(白色) (黑色)与SnCl2适量Hg2Cl2↓(白色)Hg↓(黑色)反应过量Hg↓(黑色)与KCl反应[HgCl4]2-——氯化汞和氯化亚汞Hg2Cl2HgCl2+ Hg∴Hg2Cl2 应保存在棕色瓶中光硝酸汞和硝酸亚汞Hg(NO 3)2Hg 2(NO 3)2制取HgO;Hg+过量HNO 3过量Hg+HNO 3; Hg(NO 3)2+Hg溶解性易溶(Hg 2+)易溶(Hg 2 )易水解HgO·Hg(NO 3)2Hg 2(OH)NO 3与KI 反应适量HgI 2 (橘红色)Hg 2I 2(浅绿色)过量[HgI 4]2-[HgI 4]2-+ Hg 与氨水反应HgO·NH 2HgNO 3HgO·NH 2HgNO 3+Hg与O 2反应\\\\\\\\Hg(NO 3)22+硝酸汞和硝酸亚汞Hg(NO3)2Hg2(NO3)2制取HgO;Hg+过量HNO3过量Hg+HNO3; Hg(NO3)2+Hg溶解性易溶(Hg2+)易溶(Hg2)易水解HgO·Hg(NO3)2Hg2(OH)NO3与KI反应适量HgI2(橘红色)Hg2I2(浅绿色)过量[HgI4]2-[HgI4]2-+ Hg 与氨水反应HgO·NH2HgNO3HgO·NH2HgNO3+Hg与O2反应\\\\\\\\Hg(NO3)22+HgO + 2HNO3→ Hg(NO3)2+ H2OHg+4HNO3(过量) → Hg(NO3)2+2NO2+ 2H2O6Hg(过量)+8HNO3→3Hg2(NO3)2+2NO +4H2OHg(NO3)2 + Hg → Hg2(NO3)2硝酸汞和硝酸亚汞Hg(NO 3)2Hg 2(NO 3)2制取HgO;Hg+过量HNO 3过量Hg+HNO 3;Hg(NO 3)2+Hg溶解性易溶(Hg 2+)易溶(Hg 2 )易水解HgO·Hg(NO 3)2Hg 2(OH)NO 3与KI 反应适量HgI 2 (橘红色)Hg 2I 2(浅绿色)过量[HgI 4]2-[HgI 4]2-+ Hg 与氨水反应HgO·NH 2HgNO 3HgO·NH 2HgNO 3+Hg 与O 2反应\\\\\\\\Hg(NO 3)2热稳定性HgO + NO + O HgO + NO 2+2Hg(NO 3)2+ H 2O → HgO·Hg(NO 3)2 +2HNO 3(白色)Hg 2(NO 3)2 + H 2O → Hg 2(OH)NO 3 + HNO 3( 浅黄色）配制Hg(NO 3)2、Hg 2(NO 3)2 溶液时, 应先溶于稀硝酸中硝酸汞和硝酸亚汞Hg(NO 3)2Hg 2(NO 3)2制取HgO;Hg+过量HNO 3过量Hg+HNO 3; Hg(NO 3)2+Hg溶解性易溶(Hg 2+)易溶(Hg 2 )易水解HgO·Hg(NO 3)2Hg 2(OH)NO 3与KI 反应适量HgI 2 (橘红色)Hg 2I 2(浅绿色)过量[HgI 4]2-[HgI 4]2-+ Hg 与氨水反应HgO·NH 2HgNO 3HgO·NH 2HgNO 3+Hg 与O 2反应\\\\\\\\Hg(NO 3)2热稳定性HgO + NO + O HgO + NO 2+适量KI Hg 2+ + 2 I -→ HgI 2 ↓（橘红色）Hg 2 + 2 I -→ Hg 2I 2↓（浅绿色）2+硝酸汞和硝酸亚汞Hg(NO 3)2Hg 2(NO 3)2制取HgO;Hg+过量HNO 3过量Hg+HNO 3; Hg(NO 3)2+Hg溶解性易溶(Hg 2+)易溶(Hg 2 )易水解HgO·Hg(NO 3)2Hg 2(OH)NO 3与KI 反应适量HgI 2 (橘红色)Hg 2I 2(浅绿色)过量[HgI 4]2-[HgI 4]2-+ Hg ↓与氨水反应HgO·NH 2HgNO 3HgO·NH 2HgNO 3+Hg 与O 2反应\\\\\\\\Hg(NO 3)2热稳定性HgO + NO + O HgO + NO 2+[HgI 4]2-可用于检验NH 42[HgI 4]2-+4OH -+NH 4 →OHg 2NH 2I +7I -+3H 2O (奈斯勒试剂) (红棕色)++过量KI HgI 2 + 2I -→ [HgI 4]2-(无色) Hg 2I 2 + 2I -→ [HgI 4]2-+ Hg硝酸汞和硝酸亚汞Hg(NO 3)2Hg 2(NO 3)2制取HgO;Hg+过量HNO 3过量Hg+HNO 3;Hg(NO 3)2+Hg溶解性易溶(Hg 2+)易溶(Hg 2 )易水解HgO·Hg(NO 3)2Hg 2(OH)NO 3与KI 反应适量HgI 2 (橘红色)Hg 2I 2(浅绿色)过量[HgI 4]2-[HgI 4]2-+ Hg与氨水反应HgO·NH 2HgNO 3HgO·NH 2HgNO 3+Hg 与O 2反应\\\\\\\\Hg(NO 3)2热稳定性HgO + NO + O HgO + NO 2+2Hg(NO 3)2+4NH 3+H 2O → HgO·NH 2HgNO 3 + 3NH 4NO 3（白色，碱式氨基硝酸汞）2Hg 2(NO 3)2+4NH 3+H 2O → HgO·NH 2HgNO 3 +2 Hg +3NH 4NO 3（黑色）（白色）硝酸汞和硝酸亚汞Hg(NO 3)2Hg 2(NO 3)2制取HgO;Hg+过量HNO 3过量Hg+HNO 3;Hg(NO 3)2+Hg溶解性易溶(Hg 2+)易溶(Hg 2 )易水解HgO·Hg(NO 3)2Hg 2(OH)NO 3与KI 反应适量HgI 2 (橘红色)Hg 2I 2(浅绿色)过量[HgI 4]2-[HgI 4]2-+ Hg 与氨水反应HgO·NH 2HgNO 3HgO·NH 2HgNO 3+Hg 与O 2反应\\\\\\\\Hg(NO 3)2热稳定性HgO + NO + O HgO + NO 2+2Hg 2(NO 3)2+O 2+4HNO 3→4Hg(NO 3)2+2H 2O 为防止Hg 2(NO 3)2被空气氧化，可在其溶液中加入少量金属Hg : Hg 2++ Hg → Hg 22+硝酸汞和硝酸亚汞Hg(NO 3)2Hg 2(NO 3)2制取HgO;Hg+过量HNO 3过量Hg+HNO 3; Hg(NO 3)2+Hg溶解性易溶(Hg 2+)易溶(Hg 2 )易水解HgO·Hg(NO 3)2Hg 2(OH)NO 3与KI 反应适量HgI 2 (橘红色)Hg 2I 2(浅绿色)过量[HgI 4]2-[HgI 4]2-+ Hg 与氨水反应HgO·NH 2HgNO 3HgO·NH 2HgNO 3+Hg 与O 2反应\\\\\\\\Hg(NO 3)2热稳定性HgO + NO + O HgO + NO 2+2Hg(NO 3)22HgO + 4NO 2 + O 2Hg 2(NO 3)2 2HgO + 2NO 2慢加热Δ配合物☐Hg(Ⅰ)形成配合物的倾向较小☐Hg(Ⅱ)可形成稳定配合物，如稳定性增强配位数配离子K fCl -4[HgCl 4]2- 1.17×1015I -[HgI 4]2- 6.76×1029SCN -[Hg(SCN)4]2- 1.698×1021CN -[Hg(CN)4]2- 2.51×1041Hg(Ⅱ)与Hg(Ⅰ)的相互转化Hg(Ⅱ) → Hg(Ⅰ)1. HgHg(NO 3)2 + Hg → Hg 2(NO 3)2HgCl 2 + Hg → Hg 2Cl 2Hg 2+ Hg 2Hg0.991 0.79602+Hg 2+ + Hg Hg 22+c (Hg 2 )c (Hg 2+)K =≈ 882+Hg(Ⅱ) → Hg(Ⅰ)的转化条件：Hg 2 Hg 2+ + Hg ，降低c ( Hg 2+) 即可2+Hg 2Cl 2+ 2NH 3→ Hg(NH 2)Cl +Hg +NH 4Cl 2+Hg 2 + 2OH -→ HgO + Hg + H 2O2+Hg 2 + S 2-→ HgS + HgHg 2 + 2CN -→ Hg(CN)2+ Hg 2+Hg 2 + 4I -→ [HgI 4]2-+ Hg2+ Hg(Ⅱ)与Hg(Ⅰ)的相互转化Hg(Ⅰ) → Hg(Ⅱ) 的转化条件Hg(I)→Hg(II)的转化实例Hg 2 、Hg 2+的鉴定☐Hg 2 ——SnCl 22+ Hg 2 + Sn 2++ 4Cl -→ 2Hg + SnCl 4(黑色)2+☐Hg 2+——SnCl 2适量2Hg 2++Sn 2++6Cl -→ Hg 2Cl 2+ SnCl 4(白色)过量Hg 2Cl 2+Sn 2++ 2Cl -→ 2Hg + SnCl 4(黑色)2+问题为什么锌族元素的化合物大多是无色？而镉与汞的硫化物与碘化物却有颜色？问题为什么锌族元素的化合物大多是无色？而镉与汞的硫化物与碘化物却有颜色？锌和镉在常见化合物中氧化数为+2，汞有+1和+2两种氧化数。
过渡元素
铜的重要化合物 银的重要化合物 金的重要化合物
氧化物与氢氧化物 在Cu2+离子的溶液中加入强碱，即生成淡蓝色的氢 氧化铜Cu(OH)2絮状沉淀： Cu2+ + 2OH- == Cu(OH)2↓ Cu(OH)2受热分解变成黑色的氧化铜CuO： Cu(OH)2 ===== CuO + H2O Cu(OH)2微显两性，既能溶于酸，也能溶于浓NaOH： Cu(OH)2 + H2SO4 == CuSO4 + 2H2O Cu(OH)2 + 2OH-(浓) == [Cu(OH)4]2-
单质铜的化学性质 在电位顺序中，铜在氢之后，所以铜不能与稀 盐酸或稀硫酸作用放出氢气。但铜容易被硝酸或热 浓硫酸等氧化性酸氧化而溶解： 3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+4H2O Cu + 4HNO3(浓) == Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O Cu + 2H2SO4(浓) ===== CuSO4 + SO2↑+ 2H2O
Ag2O是氧化剂，它容易被CO或H2O2还原： Ag2O + CO = 2Ag + CO2 Ag2O和MnO2、Co2O3、CuO的混合物能在室温 下，将CO迅速氧化成CO2，因此常用于防毒面 具中。
硝酸银 硝酸银AgNO3 是最重要的可溶性的银盐，是一 种重要的化学试剂，它的制法是：将银溶于硝酸， 然后蒸发并结晶即可得到无色透明的斜方晶体 AgNO3： Ag + 2HNO3(浓) = AgNO3 + NO2↑ + H2O 3Ag + 4HNO3(稀) = 3AgNO3 + NO↑ + 2H2O
过渡元素
σ成键
Re3+ ↑ ↑ ↑ ↑ —— dz2 dxy dyz dxz dx2-y2
π成键
点击，观看动画
δ键
σ
Re3+
δ
π
↑ ↑ ↑ ↑ —— dz2 dxy dyz dxz dx2-y2 | 头 碰 头 | 面 对 面 | 肩 并 肩
d 区元素的化学性质
氧化还原性 酸碱性 配位性 稳定性 各元素特异性
在标准态下的任何温度反应都不能自发进行。 mol K mol 加入C： △H=－72.1 kJ· －1 △S=220 J· －1· －1，
任何温度均自发，实际温度1173~1273K。
(2)直接用C还原可行否？
TiO2+2C == Ti(s)+2CO(g)
热力学是可行的，但温度高：Ti + C == TiC
d→p π反馈键。
协同成键作用加强了金属与N2分子的作用力，但却削弱 了N2分子内部的键，相当于活化了N2分子。过渡金属双氮配
合物的出现为常温、常压下固氮提供了途径 。
2. 一氧化氮配合物（亚硝酰配合物）
NO作为配位体（NO+为亚硝酰离子） 与过渡金属原子通常 有三种键合方式： 直线型端基配位、 弯曲型端基配位和桥基配 位。
x
点击，观看动画
给予Ni的sp3杂化轨道
一方面，CO把一对电子填入Ni的sp3杂化轨道中形成σ键， 一方面又以空的π2p*轨道接受来自Ni d轨道的电子，形成π键， 从而增加配合物的稳定性，但削弱了CO内部成键，活化CO了 分子。
2. 羰基簇合物
过渡元素能和CO形成许多羰基簇合物。 羰基簇合物中金属原子多为低氧化态并具有适宜的d轨道。 双核和多核羰基簇合物中金属原子与羰基的结合方式有： 端基（1个CO和1个成簇原子相连）；边桥基（1个CO与2个成 簇原子相连）；面桥基（1个CO与3个成簇原子相连）。
《过渡元素概述》课件
1 鼠标悬停
当鼠标悬停在元素上时，使用过渡元素可以 实现平滑的鼠标移入效果，为网页添加互动 性。
2 点击事件
当元素被点击时，使用过渡元素可以实现点 击后的过渡动画，让用户感知到元素被点击 的反馈。
3 属性变化
当元素的属性发生变化时，使用过渡元素可 以使属性的变化平滑过渡，使网页的交互更 加自然。
4 页面加载
过渡元素的注意事项
性能 浏览器兼容性
过渡元素的性能较差，不宜过度使用。
不同浏览器上的过渡元素表现可能会有所不同， 需考虑兼容性问题。
当页面加载时，使用过渡元素可以实现页面 的平滑过渡效果，给用户更好的视觉体验。
如Байду номын сангаас使用过渡元素？
CSS属性transition
使用transition属性来指定需要过渡的属性以及过渡 时长。可以控制过渡效果的速度曲线和循环播放。
CSS属性transform-origin
使用transform-origin属性来规定3D变换的基点，可 以控制元素转换的中心点位置。
《过渡元素概述》PPT课 件
过渡元素指的是在CSS中，可以在不同状态之间实现平滑过渡效果的元素。 通过过渡元素可以让网页更加丰富、更加生动。
过渡元素是什么？
过渡元素是CSS中能够实现平滑过渡效果的元素。通过改变元素的属性，我们可以在不同状态之间实现流畅 的过渡效果，从而增加网页的动感和吸引力。
过渡元素的使用场景
副族元素
第 20 章
过渡元素 (I)
Chapter 20
The transition elements (I)
20.1.1 过渡区元素简介
过渡元素在元素周期表中的位置
过渡元素
. 过渡元素包括 d 区和 ds 区元素，即周期系第 IIIB ~
VIIB，VIII，IB ~ IIB 元素，不包括镧系和锕系元素。 其在周期表中位于 s 区元素和 p 区元素之间，均为金属， 因此也称为过渡金属。
第一过渡系元素 第二过渡系元素 第三过渡系元素
20.1.4 过渡元素单质的化学性质
过渡元素单质的化学性质概述 过渡金属第一过渡系（四周期）：较活泼的轻过渡金属； 过渡金属第二、三过渡系（五、六周期）：不活泼的重 过渡金属（原因也是由于“镧系收缩”的结果）。 同一周期元素：从左向右过渡，总的变化趋势是电极电势 E (M2+/M) 值逐渐变大，即其活泼性逐渐减弱。 钝化作用的影响：金属的表面性质，如一些金属的表面易 形成致密的氧化膜，也影响其化学活性。
d6
[Fe(H2O)6]2+ 淡绿色
d2
[V(H2O)6]3+ 绿色
d6
[Co(H2O)6]3+ 蓝色
d3
[Cr(H2O)6]3+ 紫色
d7
[Co(H2O)6]2+ 粉红色
d3
[V(H2O)6]2+ 紫色
d8
[Ni(H2O)6]2+ 绿色
d4
[Cr(H2O)6]2+ 蓝色
d9
[Cu(H2O)6]2+ 蓝色
. 过渡金属元素的原子的价电子层构型 ：
(n-1)d1-10 ns1-2 （Pd 为 5s0）
化学中的过渡元素
化学中的过渡元素
过渡元素是化学元素周期表中3到12族元素的总称，它们在化学性质上表现
出许多独特的特征。
过渡元素在化学反应中常常扮演催化剂的角色，对催化反应具有重要影响。
在自然界中，过渡元素广泛存在于矿物、岩石和生物体系中。
过渡元素的特性
1.电子结构复杂：过渡元素的原子内电子结构相对较为复杂，其中的
电子填充到d轨道中，形成不同的电子排布。
2.多价态：过渡元素常常呈现不同的氧化态，由于d轨道的电子容易
失去或获得，使其能在不同的氧化态之间转变。
3.催化活性：过渡元素常常表现出良好的催化活性，对于许多化学反
应中的反应速率有显著影响。
过渡元素的应用
1.合金制备：过渡元素常用于合金的制备中，如钛合金、钨合金等，
合金常常具有优良的机械性能和耐高温性能。
2.催化剂：过渡元素广泛应用于化学工业中的催化剂制备，如铂、钯、
铁等元素在氢化反应、氧化反应中发挥着重要作用。
3.生物体系：过渡元素在生物体系中也扮演着重要角色，如铁元素在
血液中的氧气运输、锌元素在酶活性中的作用等。
过渡元素的周期表分布
过渡元素在周期表中主要分布在3到12族之间，包括铁系、铬系、锰系、镍
系等，它们的物理化学性质各有不同，但都具有过渡元素的共同特征。
总之，过渡元素在化学中扮演着重要角色，其多样的化学性质和广泛的应用使
其成为化学领域中不可或缺的一部分。
希望通过对过渡元素的研究和应用，能够推动化学技术的发展和创新。
《过渡元素化学》课件
化学工业：用 航空航天工业： 于制造催化剂、 用于制造耐高 染料、农药等 温、耐腐蚀的
合金材料
核工业：用于 制造核燃料和 核反应堆的部
件
环保工业：用 于处理废水、 废气等污染物
过渡元素在生物体内 的作用：如铁、铜、 锌等在血液、骨骼、 神经等系统中的作用
过渡元素在药物中 的应用：如铁、铜、 锌等在药物中的作 用
汇报人：
原子结构：过渡元素原子核外电子排布具有周期性规律 电子排布：过渡元素原子核外电子排布具有周期性规律 电子排布特点：过渡元素原子核外电子排布具有周期性规律 电子排布规律：过渡元素原子核外电子排布具有周期性规律
金属性：过渡元素中，金属性最强的是铼，最弱的是铋 非金属性：过渡元素中，非金属性最强的是铋，最弱的是铼 电离能：过渡元素中，电离能最高的是铼，最低的是铋 过渡元素的物理性质与其金属性和非金属性有关，电离能是衡量元素化学性质的重要指标
磁性：过渡 元素具有磁 性，其中铁、 钴、镍等元 素具有较强 的磁性
热导率：过 渡元素的热 导率较高， 其中铜、银 等元素具有 较高的热导 率
电导率：过 渡元素的电 导率较高， 其中铜、银 等元素具有 较高的电导 率
熔点：过 渡元素的 熔点较高， 其中钨、 钼等元素 具有较高 的熔点
硬度：过 渡元素的 硬度较高， 其中钨、 钼等元素 具有较高 的硬度
应用：氧化物和氢氧化物在工业、化学实验和日常生活中有广泛的应用，如催化剂、颜料、药物等
盐类：过渡元素与 酸或碱反应生成的 化合物，如氯化铁、 硫酸铜等
络合物：过渡元素 与有机配体形成的 化合物，如铁氰化 钾、铜氨络合物等
性质：盐类和络合物 具有不同的物理和化 学性质，如颜色、溶 解度、稳定性等
第十四章过渡元素
（ 1 ） 在空气中的稳定性
Cu 在常温下不与干燥空气中的 O2 反应，加热时生成黑色的 CuO
2 Cu + O2 —△— 2 CuO Au，Ag 加热时也不与空气中的 O2 反应 。
Cu 在常温下与潮湿的空气反 应，生成绿色 Cu（OH）2•CuCO3
2 Cu + O2 + H2O + CO2 —— Cu（OH）2•CuCO3
（ 2 ） Ag（I）的氧化还原性
Ag2+
1.980 V
Ag+
0.799 V
Ag
从银的元素电势图看出，在水 溶液中 Ag+ 不歧化，也很难被氧化 成 Ag2+ 。
Ag2+
1.980 V
Ag+
0.799 V
Ag
Ag（I）有氧化性，它和醛基 之间的银镜反应，就是将醛基氧化 成羧基，自身被还原成单质银。
Cu2 + + Cu + 6 Cl－ —— 2 [ CuCl3 ]2－ 还原剂 Cu，络合剂 Cl－。 由于 Cl－ 的浓度不同，配离子
也可能是 [ CuCl2 ]－ 或 [ CuCl4 ]3－。
Cu2 + + Cu + 6 Cl－ —— 2 [ CuCl3 ]2－ 加大量水稀释时，生成 CuCl
例如 Ag 和 O2 不发生反应，但 在 KCN 溶液中 ，则 Ag 可以被氧化
4 Ag + O2 + 8 CN－ + 2 H2O —— 4 [ Ag（CN）2 ]－ + 4 OH－
而 Cu 在 NaCN 溶液中可被 H2O 氧化，放出 H2
2 Cu + 8 CN－ + 2 H2O —— 2 [ Cu（CN）4 ]3－ + H2 + 2 OH－
第十四章过渡元素ⅣB-ⅦBⅧ-资料
( n=0 )
( n=2 )
（不稳定）
Fe2+ Fe3+无此配合物
.
无机化学
Thank you
1–3. 过渡元素的氧化态.
由于d电子的部分或全部参加成键,所以过渡 元素的氧化态一般从+Ⅱ~与族数
相同的最高氧化态.见p1049 表21–8. 同一周期.从左→右 氧化态↑ ⅦB 最高,然后
↓. 同一族.自上而下,高氧化态比较稳定,而主族
低氧化态比较稳定;
无机化学
六、资产配置
• 资产配置的定义、类别 • 战略资产配置：主要针对各资产大类 • 战术资产配置：主要针对各资产子类、行业
与酸反应 Cr( 无氧化膜 ), 可溶于稀 HN Mo、W可溶于HNO3+HF 与非金属反应. 易形成合金
无机化学
3-2.重要化合物
1.CrO3 2.Cr2O3 3.重铬酸盐 4.铬酸盐(CrO24- ) 5.钼酸盐.
无机化学
4-2.
Hale Waihona Puke .1.Mn(Ⅱ)2.MnO2 3.KMnO4
1.Mn(Ⅱ)
Mn(Ⅱ)具有还原性
2Mn2++5S2O
2Mn(OH)2+O2=2MnO(OH)2↓
白色
棕褐色
2.MnO2
MnO2黑色粉末具有氧化性 MnO2+4HCl D= MnCl2+Cl2+2H2O 2MnO2+4KOH+O2=2K2MnO4+2H2O pH>14预定
3MnO +4H+=2MnO+MnO2+H2O
无机化学
1-1. 过渡元素的价电子层结构.
(n-1)d1~10ns1~2 (Pd:4d105s0) d电子数较多.d电子可部分或全部成键. d轨道未充满可接受孤电子
过渡元素(化校)
4）离子半径的规律与原子半径相似，d5半充满有例外。
3、过渡元素的通性
过渡元素的通性主要表现为： (1)全部是金属 (2) 有多变的氧化态 (3)水溶液中的离子往往有颜色 (4)易形成配合物
1）过渡元素都是金属
六 La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg 七 Ac
第一过渡系 第二过渡系 第三过渡系
2－2 过渡元素的价电子层结构
过渡元素价电子层结构：(n-1)d 1-10 ns 1-2 (Pd:4d105s0) 为了便于学习和理解，我们又把过渡元素分成两大类：
（1）从ⅢB族—Ⅷ族元素 其结构特点是：最后一个电子依次填充在次外层的d
★不同 周期
第四周期：第一过渡系，又称轻过渡元素； 第五、第六周期：第二、三过渡系，又称重过渡元素。
★电子进 第一、第二和第三过渡系总称为“主过渡元素”; 入轨道 f区元素称为“内过渡元素”。
在此我们只介绍根据元素在周期的不同的分类：
第一过渡系（轻过渡系）：对应第四周期，从钪（Sc）— 锌（Zn）10种元素
第一过渡系元素的常见氧化数
族序
ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ Ⅷ Ⅷ ⅠB ⅡB
元素符号 Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
价电子构型 3d14S2 3d24S2 3d34S2 3d54S1 3d54S2 3d64S2 3d74S2 3d84S2 3d104S1 3d104S2
2、原子结构特征
（1）原子半径和离子半径：
ⅢB—ⅡB元素的原子半径/pm
ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB
Ⅷ
ⅠB ⅡB
元素周期表中的过渡元素
元素周期表中的过渡元素在化学的广袤世界里，元素周期表就像是一座神秘的宝库，而其中的过渡元素则是宝库中璀璨夺目的明珠。
过渡元素以其独特的性质和多样的用途，在化学、材料科学、生物学等众多领域发挥着至关重要的作用。
让我们先来了解一下什么是过渡元素。
过渡元素是指元素周期表中d 区的一系列元素，包括了从第 3 族到第 12 族的元素。
它们的最外层电子构型通常为（n 1）d 1 10 ns 1 2 。
这一特殊的电子构型赋予了过渡元素许多与众不同的化学性质。
过渡元素的一个显著特点是它们具有多种氧化态。
这是因为其 d 轨道上的电子可以参与成键，并且在不同的条件下，d 轨道上电子的得失相对较为容易。
比如铁元素，常见的氧化态有＋2 价和＋3 价；锰元素则有＋2、＋4、＋6、＋7 等多种氧化态。
这种多氧化态的特性使得过渡元素在化学反应中表现出丰富的化学行为。
由于存在未充满的 d 轨道，过渡元素常常形成配合物。
配合物是由中心原子或离子与围绕它的一组分子或离子（称为配体）通过配位键结合而成的化合物。
例如，铜离子可以与氨分子形成深蓝色的四氨合铜离子Cu(NH 3 ） 4 2+ 。
这些配合物在生物体内也具有重要意义，例如血红蛋白中的铁离子与卟啉环形成的配合物，能够实现氧气的运输。
过渡元素的物理性质也颇具特色。
它们大多具有较高的熔点和沸点，这是由于过渡元素原子之间存在较强的金属键。
此外，过渡元素的金属往往具有良好的导电性、导热性和延展性。
在实际应用中，过渡元素的身影无处不在。
在催化领域，过渡元素可谓是“明星选手”。
许多重要的化学反应都需要催化剂来加速反应进程，而过渡金属及其化合物常常充当着这一关键角色。
例如，在工业生产中，铂、钯等过渡金属常用于催化加氢反应；在汽车尾气处理中，铂和铑等元素的催化剂能够将有害气体转化为无害物质。
材料科学中，过渡元素也功不可没。
钛合金由于其高强度、低密度和良好的耐腐蚀性，被广泛应用于航空航天领域；不锈钢中加入铬、镍等过渡元素，大大提高了其抗腐蚀性能。
过渡元素半径变化规律及解释
过渡元素半径变化规律及解释过渡元素半径变化规律，其实听起来有点复杂，但我们一起来聊聊，让它变得轻松些。
大家知道，过渡元素就是那些在元素周期表中间，像个明星一样闪闪发光的家伙，它们包括铁、铜、镍等等。
说起它们的半径变化，哎，真的是个有趣的话题。
想象一下，一条过渡元素的长河，随着元素的不同，水位时高时低，真是让人忍不住想要跳进去游泳。
先说说元素的周期性变化。
一般来说，元素的半径随着原子序数的增加而逐渐减小。
这就好比一个越来越紧凑的派对，原本你在一个宽敞的大厅里，后来慢慢变成了一个小房间，大家都挤在一起，空间变小了，但每个人的热情却丝毫不减。
这是因为随着原子序数增加，原子核的正电荷也增加，这种电荷吸引电子，让电子跑得更近，更贴心。
所以，半径就像是被施了魔法，越来越小。
然后，我们再聊聊这个现象背后的原因。
就像一位无形的导演，控制着舞台上的每一个角色。
过渡元素中，d轨道的电子逐渐填充，这可真是个神奇的过程。
当我们看着电子们在不同轨道中舞动时，会发现，d轨道的电子并不特别想参与进来，反而让周围的s轨道电子变得更加紧张，产生了一种“电子间的竞争”，这时候，原子半径就更小了，简直是心机满满。
不能忽视的是，随着我们从左到右移动，元素的电负性也是在悄悄变化的。
电负性就像一个强势的女王，慢慢提升了大家的自我要求。
在这种情况下，元素对电子的吸引力增加，导致了半径的进一步缩小。
这种变化，就像生活中一个人从懵懂青涩到成熟稳重，越是走向成熟，越能吸引到其他人靠近。
再说到纵向变化，也就是从上到下的变化。
纵向上，元素的半径可就大不相同了。
想象一下，从高处往下看，感觉一览众山小，但实际情况是，越往下走，空间越大，半径也随之变大。
这主要是因为能级的增加。
就像楼房越盖越高，住的人自然得往上搬，电子们也得在新的层次上安家。
于是，半径就越来越大，就像一个在聚会上越吃越多的小伙伴，身材也自然跟着水涨船高。
有趣的是，过渡元素的半径变化还跟它们的化学性质密切相关。
过渡元素的结构化学i -回复
过渡元素的结构化学i -回复什么是过渡元素的结构化学？如何计算过渡元素的电子排布？过渡元素的结构化学对于化学反应有什么影响？本文将分步解答这些问题，并深入探讨过渡元素的结构化学。
1. 什么是过渡元素的结构化学？过渡元素是指位于周期表中3d, 4d和5d区的元素，它们由于具备一些特殊的结构和电子排布而被称为过渡元素。
过渡元素的结构化学研究的是这些元素的化学性质和反应机制，以及它们的结构和构型如何影响这些性质和反应。
2. 如何计算过渡元素的电子排布？过渡元素的电子排布可以通过填充d轨道和s轨道上的电子来确定。
为了简化计算，我们可以使用元素的原子序数来确定这个排布。
例如，咱们来看一下铁元素（Fe，原子序数26）的电子排布：首先，填充1s轨道上的2个电子。
然后填充2s轨道上的2个电子。
接下来，填充2p轨道上的6个电子。
然后，填充3s轨道上的2个电子。
接着，填充3p轨道上的6个电子。
然后，填充4s轨道上的2个电子。
最后，填充3d轨道上的6个电子。
3. 过渡元素的结构化学对于化学反应有什么影响？过渡元素的结构和电子排布对于其化学性质和反应机制有着重要的影响。
以下是一些常见的影响因素：- 价态变化：过渡元素通常可以在反应中改变氧化态。
这是由于过渡金属中心的d电子可以相互转移和重排，从而产生不同的氧化态。
- 反应速率：过渡金属通常具有较高的反应活性，这是由于其d电子层的特殊结构和构型。
这些电子可以参与反应中的电子传递和配位作用，从而加速化学反应的速率。
- 配位化学：过渡金属通常可以形成配合物，这是由于其d电子层可以与其他分子或离子发生配位作用。
这种配位作用可以影响化学反应的机理和产物。
- 光谱性质：过渡金属通常具有丰富的光谱性质，这是由于其d电子的能级结构和跃迁性质。
这些光谱性质可以用于研究过渡金属的结构和反应机制。
综上所述，过渡元素的结构化学涉及到过渡金属的电子排布和化学性质之间的关系。
通过了解过渡元素的电子结构和构型，我们可以更好地理解和预测其化学性质和反应行为。
过渡元素-杨静2015化学竞赛夏令营江苏
一、过渡元素的通性
6、过渡元素易形成配合物
过渡元素中心原子半径小，电荷高，有几个能级相差不大的（n－1）d，ns，np轨道
例题：
某元素A有不同氧化态，A在配位化学发展中起过极为重要的作用，1798年，法国分析化学家塔索尔特（Tassaert）发现将A的蓝色无水盐B放在NH4Cl和NH3∙H2O溶液中，并与空气接触可制得橘黄色的盐C，直至1893年，瑞士化学家Alfred Werner发现往C中加入Ag(NO3)3能沉淀出3个氯离子，再根据此类化合物的结构分析、电导研究等，Werner进一步提出了具有革命意义的配位理论，奠定的现代配位化学的基础。
（2）化学性质－金属活性 同周期，从左到右，金属活性减弱 同 族，从上到下，金属活性降低
一、过渡元素的通性
4、过渡元素离子的颜色
过渡元素的水合离子以及与其它配体形成的配离子，往往具有特征的颜色，这是区别于S区和P区金属离子的重要特征。d－d跃迁是显色的一个重要原因。
（1）第一过渡系水合离子的颜色
420
907
133
912.6
2
第二过渡系
价层电子结构
熔点/℃
沸点/℃
原子半径
第一电离能
氧化值
pm
kJ· mol-1
Y
4d15s2
1522
3345
181
606.4
3
Zr
4d25s2
1852
3577
160
642.6
2, 3, 4
Nb
4d45s1
2468
4860
143
642.3
2, 3, 4, 5
Mo
4d55s1
用方程式表示：在酸性介质中用锌粒还原Cr2O72-离子，溶液颜色经绿色变成天蓝色，放置后溶液又变为绿色。
第14章过渡元素(二)
5．盐的溶解度及水解 两族元素的硝酸盐都易溶于水。II B族元素的硫酸盐易溶，而 钙、锶、 钡的硫酸盐则是微溶。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、锶和 钡的盐则不水解。 6．某些性质的变比规律 II B族元素的金属活泼性自上而下减弱，但它们的氢氧化物 碱性则自上而下增强。 而IIA族元素的金属活泼性以及它们的氢氧化物碱性，自上而 下一致增强。
的共价性，不管在程度上或范围上都比IIA族元素的化合物所表 现的共价性为大。IIB族金属离子形成配合物的倾向比IIA族金 属离子强得多。
4．氢氧化物的酸碱性 II B族元素的氢氧化物是弱碱性的，且易脱水分解。 IIA的氢氧化物则是强碱性的，不易脱水分解。 而Be(OH)2和Zn(OH)2都是两性的。
黄血盐
Cu2[Fe(CN)6] 红棕色
第三节 锌族元素的重要化合物 一、锌族元素的通性
1.阶层电子构型：Zn
Cd
3d104s2 4d105s2
Hg 5d106s2
2.氧化态：他们均可形成氧化数为+2的化合物。Hg还 可形成氧化数为+1的化合物，两个Hg以共价键相连
3.金属活泼性： Zn
Cd
Hg
M 2
淡黄色
[Ag(S2O3)2]3-
I- AgI CN- [Ag(CN)2]-
黄色
S2- Ag2S
黑
4.Cu(Ⅰ)与Cu(Ⅱ)的相互转化
(1)Cu(Ⅰ) Cu(Ⅱ)
A
: Cu 2
0.170
Cu
0.522
Cu
高温、干态时，Cu(Ⅰ)的盐稳定，水溶液中Cu+ 歧化分解为Cu2+及Cu。
BChap过渡元素全解
橙黄色；强碱性下无色
36
Ti(III)化合物
TiO2和TiCl4用H2或活泼金属还原，可得 Ti2O3和TiCl3
Ti(III)化合物一般均有色
[Ti(H2O)6]3+紫，[TiCl2(H2O)6]+绿
Nb和Ta存在镧系收 缩效应
V易形成多酸（类似 于Si、P）
39
氧化态和存在形式
氧化态
V
Nb
Ta
+2、+3
+4、+5
+5
+5
自然界存在形式
钒铅矿Pb5(VO4)3Cl、钒铀矿K(UO2)VO4、 绿硫钒石VS2
铌铁矿、钽钛矿FeM2O6
40
1. 单质
物理性质
均为银白色，熔沸点高，有较大的熔化热和 气化热
可降低Ti(IV)/Ti电极电势（次要原因） 破环氧化膜：TiO2+6HF=H2TiF6+2H2O 氧化膜破坏后，Ti极易溶解 Ti易溶于很稀的HF+HAc混酸中
26
化学性质
高温下Ti等很活泼 TiCl4
TiH2
600K
1000K
500K
Ti
TiO2
பைடு நூலகம்
1300K
TiB
1300K
TiC
TiN
精炼
Ti + 2I2 ~100oC TiI4，TiI4 >700oC Ti + 2I2
28
2. 化合物
+4
TiO2、TiOSO4、TiO32 TiCl4 TiF62-、TiCl62-、Ti(NH3)64+、Ti(NO3)4 ZrO2、HfO2、ZrF62-、ZrF73-
过渡元素半径变化规律及解释
过渡元素半径变化规律及解释过渡元素在化学中扮演着重要的角色，通过其半径的变化，我们可以深入了解周期表中元素性质的变化规律。
本文将对过渡元素的半径变化规律及其解释进行详细探讨。
过渡元素的半径变化规律在周期表中，过渡元素的原子半径随着周期数的增加呈现出规律性的变化。
一般来说，同一周期内，原子序数越大的元素，其原子半径越小；而在同一族内，原子序数越大的元素，其原子半径也越小。
以3d过渡元素为例，从左到右逐渐增加周期数，我们可以观察到原子半径先减小后增大的变化趋势。
这是因为在向右移动时，正电荷核子数量增加，电子壳层中的电子数量也增加，使得电子云密度增大，原子半径减小；而在某个点之后，电子的屏蔽效应开始发挥作用，使得原子半径逐渐增大。
过渡元素半径变化规律的解释过渡元素半径变化规律的背后是原子结构的变化。
原子的半径主要受到原子核中的正电荷数量、外层电子数目以及电子云的屏蔽效应等因素的影响。
随着周期表中元素周期数的增加，原子核中的正电荷数量增加，电子云受到更强的吸引力，原子半径减小。
然而，电子排布的规律性也会对半径变化产生影响。
在同一周期内，电子层次的变化导致原子半径呈现出周期性的增减。
另外，屏蔽效应也是影响原子半径的重要因素。
随着电子层次的增多，内层电子对外层电子产生屏蔽效应，减弱了外层电子与核子的相互作用力，使得原子半径逐渐增大。
总而言之，过渡元素的半径变化规律是受多种因素相互作用的结果，只有综合考虑这些因素，才能全面解释过渡元素半径的变化趋势。
结论通过本文的探讨，我们了解到过渡元素的半径变化规律具有一定的周期性。
这种周期性变化不仅反映了原子结构的特点，也为我们理解元素的性质和化学反应过程提供了重要的参考。
更深入的研究过渡元素半径的变化规律，将有助于我们在化学领域取得更多的科研成果和应用发展。
在实际应用中，通过对过渡元素半径变化规律的研究，我们可以合理设计材料结构、优化工艺流程，提高材料性能和化学反应的效率，为科学技术的进步做出更大的贡献。
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13-6 铜族元素13-6-1 铜族元素概述一、铜族元素通性1.价层电子构型为(n-1)d10n s1,氧化数有+1、+2、+3，铜、银、金最常见的氧化数分别为+2、+1、+3 。
2.铜族金属离子具有较强的极化力，本身变形性又大，所以它们的二元化合物一般有相当程度的共价性。
3.与其它过渡元素类似，易形成配合物。
二、铜族元素单质1.它们的密度大，都是重金属，其中金的密度最大，为19.3g·cm-3。
2.硬度小、有极好的延展性和可塑性，金更为突出，3.导热、导电能力极强，尤以银为最，铜是最通用的导体。
4.铜、银、金能与许多金属形成合金。
5.铜、银、金的化学活泼性较差。
铜：在干燥空气中铜很稳定，有二氧化碳及湿气存在，则表面上生成绿色的碱式碳酸铜2Cu + O2 + H2O + CO2─→ Cu2(OH)2CO3金：在高温下唯一不与氧气起反应的金属，在自然界中仅与碲形成天然化合物(碲化金)。
银：在室温下不与氧气、水作用，即使在高温下也不与氢、氮或碳作用，与卤素反应较慢，但即使在室温下与含有H2S的空气接触时，表面因蒙上一层Ag2S而发暗，这是银币和银首饰变暗的原因。
4Ag + 2H2S + O2─→ 2Ag2S + 2H2O铜、银不溶于非氧化性稀酸，能与硝酸、热的浓硫酸作用：Cu + 4HNO3(浓)─→ Cu(NO3)2 + NO2↑+ 2H2O3Cu + 8HNO3(稀)─→ 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2OCu + 2H2SO4(浓) ─→ CuSO4 + SO2↑+ 2H2O2Ag + 2H2SO4(浓) ─→ Ag2SO4 + SO2↑ + 2H2OAg + 2HNO3(65%) ─→ AgNO3 + NO2↑+ H2O金不溶于单一的无机酸中，但金能溶于王水(浓HCl:浓HNO3 = 3:1的混合液)中：Au + HNO3+ 4HCl ─→ H[AuCl4] + NO↑ + 2H2O而银遇王水因表面生成AgCl薄膜而阻止反应继续进行。
13-6-2 铜的重要化合物一、氧化物和氢氧化物1. CuO和Cu(OH)2CuO它不溶于水，但可溶于酸。
CuO的热稳定性很高，加热到1000℃才开始分解为暗红色的Cu2O：4CuO2Cu2O +O2Cu2+ + 2OH-─→ Cu(OH)2↓Cu(OH)2CuO + H2OCu(OH)2显两性(但以弱碱性为主)，Cu(OH)2 + 2H+─→ Cu2+ + 2H2OCu(OH)2 + 2OH-─→ [Cu(OH)4]2-[Cu(OH)4]2-配离子可被葡萄糖还原为暗红色的Cu2O:[Cu(OH)4]2- + C6H12O6─→ Cu2O↓ + C6H12O7 + 4OH- + 2H2O(葡萄糖)(葡萄糖酸)医学上用此反应来检查糖尿病。
Cu(OH)2也易溶与氨水，生成深蓝色的[Cu(NH3)4]2+。
2.Cu2O对热很稳定，在1235℃熔化也不分解，难溶于水，但易溶于稀酸，并立即歧化为Cu和Cu2+:Cu2O + 2H+─→ 2Cu++ Cu↓+ H2O与盐酸反应形成难溶于水的CuCl：Cu2O + 2HCl ─→ 2CuCl↓(白色)+ H2O此外，它还能溶于氨水形成无色配离子[Cu(NH3)2]+Cu2O + 4NH3 + H2O → 2[Cu(NH3)2]+ + 2OH-但[Cu(NH3)2]+遇到空气则被氧化为深蓝色的[Cu(NH3)4]2+：4[Cu(NH3)2]+ + O2 + 8NH3 + 2H2O → 4[Cu(NH3)4]2+ + 4OH-Cu2O主要用作玻璃、搪瓷工业的红色颜料。
此外，由于Cu2O具有半导体性质，可用它和铜制造亚铜整流器。
CuOH极不稳定，至今尚未制得CuOH。
1.盐类(1)氯化亚铜(CuCl)在热的浓盐酸溶液中，用铜粉还原CuCl2，生成[CuCl2]-，用水稀释即可得到难溶于水的白色CuCl沉淀：Cu2+ + Cu + 4 Cl-─→ 2[CuCl2]-(无色)2[CuCl2]-2CuCl↓ + 2Cl-总反应为：Cu2+ + Cu + 2Cl-─→ 2CuCl↓CuCl的盐酸溶液能吸收CO，形成氯化羰基亚铜[CuCl(CO)]·H2O，此反应在气体分析中可用于测定混合气体中CO的含量。
在有机合成中CuCl用作催化剂和还原剂。
(2) 氯化铜铜(Ⅱ)的卤化物中，只有氯化铜较重要。
无水氯化铜(CuCl2)为棕黄色固体，可由单质直接化合而成，它是共价化合物，其结构为由CuCl4平面组成的长链(如图13-8 所示)：CuCl2不但易溶于水，而且易溶于一些有机溶剂(如乙醇、丙酮)中。
在CuCl2很浓的水溶液中，可形成黄色的[CuCl4]2-：Cu2+ + 4Cl-─→ [CuCl4]2而CuCl2的稀溶液为浅蓝色，原因是水分子取代了[CuCl4]2-中的Cl-，形成[Cu(H2O)4]2+：[CuCl4]2-(黄) + 4H2O ─→[Cu(H2O)4]2+(浅蓝)+ 4Cl-CuCl2的浓溶液通常为黄绿色或绿色，这是由于溶液中同时含有[CuCl4]2-和[Cu(H2O)4]2+之故。
氯化铜用于制造玻璃、陶瓷用颜料、消毒剂、媒染剂和催化剂。
(3) 硫酸铜无水硫酸铜(CuSO4)为白色粉末，但从水溶液中结晶时，得到的是蓝色五水合硫酸铜(CuSO4·5H2O)晶体，俗称胆矾，其结构式为[Cu(H2O)4]SO4·H2O。
无水CuSO4易溶于水，吸水性强，吸水后即显出特征的蓝色，可利用这一性质检验有机液体中的微量水分，也可用作干燥剂，从有机液体中除去水分。
CuSO4溶液由于Cu2+水解而显酸性。
CuSO4为制取其它铜盐的重要原料，在电解或电镀中用作电解液和配制电镀液、纺织工业中用作媒染剂。
CuSO4由于具有杀菌能力，用于蓄水池、游泳池中可防止藻类生长。
硫酸铜和石灰乳混合而成的“波尔多液”可用于消灭植物病虫害。
3. 配合物(1) Cu(I)配合物常见的Cu(I)配离子有：配离子[CuCl2]-[Cu(SCN)2]-[Cu(NH3)2]+[Cu(S2O3)2]3-[Cu(CN)2]-3.16×105 1.51×105 7.24×1010 1.66×1012 1.0×1024多数Cu(I)配合物的溶液具有吸收烯烃、炔烃和CO 的能力，例如：[Cu(NH2CH 2CH 2OH)2]+ + C 2H 4[Cu(NH 2CH 2CH 2OH)2(C 2H 4)]+； <0[Cu(NH3)2]+ + CO [[Cu(NH 3)2(CO)]+； <0 上述反应是可逆的，受热时放出C 2H 4和CO,前一反应用于从石油气中分离出C 2H 4；后一反应用于合成氨工业铜洗工段吸收可使催化剂中毒的CO 气体。
(2) Cu(Ⅱ)配合物Cu 2+与单齿配体一般形成配位数为4的正方形配合物。
例如已介绍过的[Cu(H 2O)4]2+，[CuCl 4]2-，[Cu(NH 3)4]2+等。
我们熟悉的深蓝色的[Cu(NH 3)4]2+，它是由过量氨水与Cu(Ⅱ)盐溶液反应而形成： [Cu(H 2O)4]2+(浅蓝) + 4NH 3 ─→ [Cu(NH 3)4]2+(深蓝) + 4H 2O此外，Cu 2+还可和一些有机配合剂(如乙二胺等)形成稳定的螯合物。
2. 铜(Ⅰ)和铜(Ⅱ)的相互转化从Cu +的价层电子结构(3d 10)看，Cu(Ⅰ)化合物应该是稳定的，自然界中也确有含Cu 2O 和Cu 2S 的矿物存在。
但在水溶液中，Cu +易发生歧化反应，生成Cu 2+和Cu 。
由于Cu 2+所带的电荷比Cu +多，半径比Cu +小，Cu 2+ 的水合焓(-2100 kJ ·mol -1)比Cu +(-593 kJ ·mol -1)的代数值小得多，因此在水溶液中Cu +不如Cu 2+稳定。
由铜的电势图可知，在酸性溶液中，Cu +易发生歧化反应：2Cu + ss Cu 2+ +CuK θ=)Cu (c )Cu (c 22++= 2×106 Cu +歧化反应的平衡常数相当大，反应进行得很彻底。
为使Cu(Ⅱ)转化为Cu(Ⅰ)，必须有还原剂存在；同时要降低溶液中的Cu +的浓度，使之成为难溶物或难解离的配合物。
前面提到的CuCl 的制备就是其中一例，由下列电势图：Cu 2+(aq) +0.559 CuCl(s) +0.12 Cu(s)可知E θ(Cu 2+/CuCl)大于E θ(CuCl/Cu)，故Cu 2+可将Cu 氧化为CuCl 。
若用SO 2代替铜作还原剂，则可发生下列反应：2Cu 2+ + SO 2 + 2Cl - + 2H 2O ─→ 2CuCl↓+ SO 42- + 4H +2Cu 2+ + 4I- ─→ 2CuI↓+ I 22Cu2+ + 4CN- ─→ 2CuCN↓+ (CN)2↑CuCN + (x-1)CN-─→ [Cu(CN)x]1-x (x=2～4)总之，在水溶液中凡能使Cu+生成难溶盐或稳定Cu(I)配离子时，则可使Cu(Ⅱ)转化为Cu(I)化合物。
在水溶液中，Cu+的化合物除了不溶解或配离子外都是不稳定的，但在固体中Cu+的化合物比Cu(Ⅱ)的化合物稳定。
13-6-3 银的重要化合物1．卤化银卤化银中只有AgF易溶于水，其余的卤化银均难溶于水。
硝酸银与可溶性卤化物反应，生成不同颜色的卤化银沉淀。
卤化银的颜色依Cl一Br—I的顺序加深，溶解度依次降低。
卤化银有感光性。
在光照下被分解为单质(先变为紫色，最后变为黑色)：2AgX 2Ag + X2基于卤化银的感光性，可用它作照相底片上的感光物质。
例如照相底片上敷有一层含有AgBr胶体粒子的明胶，在光照下，AgBr被分解为“银核”(银原子)：AgBr Ag + Br 然后用显影剂(主要含有有机还原剂如对苯二酚)处理，使含有银核的AgBr粒子被还原为金属而变为黑色，最后在定影液(主要含有Na2S2O3)作用下，使未感光的AgBr形成[Ag(S2O3)2]3-而溶解，晾干后就得到“负像”(俗称底片)：AgBr + 2S2O32-─→ [Ag(S2O3)2]3- + Br印相时，将负像放在照相纸上再进行曝光，经显影、定影，即得“正像”。
AgI在人工降雨中用作冰核形成剂。
作为快离子导体(固体电解质)，AgI已用于固体电解质电池和电化学器件中。
2．硝酸银AgNO3是最重要的可溶性银盐。
将Ag溶于热的65%硝酸，蒸发、结晶，制得无色菱片状硝酸银晶体。
AgNO3受热不稳定，加热到713K，按下式分解：2AgNO32Ag + 2NO2 + O2在日光照射下，AgNO3也会按上式缓慢地分解，因此必须保存在棕色瓶中。