第11章s、ds、d区常见元素及其主要化合物
11 d区、ds区和f区元素
∆
3、KMnO4 、 • 深紫色晶体，水溶液紫红色。 深紫色晶体，水溶液紫红色。
酸性介质： 酸性介质：Mn2+ 中性介质： • 强氧化剂，还原产物 中性介质：MnO2 强氧化剂， 碱性介质：MnO42碱性介质：
• 2KMnO4(s)+H2SO4(浓)=Mn2O7+K2SO4+H2O 浓 • 不稳定性： 不稳定性： 2KMnO4(s)＝ 2MnO2+K2MnO4+O2 ↑ ＝
4、配位性质 、 • d轨道未充满 可接受配体提供的孤电子对而表 轨道未充满,可接受配体提供的孤电子对而表 轨道未充满 现出较强的配位能力。 现出较强的配位能力。 5、过渡金属及其化合物的磁性 、 • 大多数有磁性。(与其含有未成对 电子有关 大多数有磁性。 与其含有未成对 电子有关) 与其含有未成对d电子有关 • 根据未成对电子数 n可判断配位情况确定高自 可判断配位情况确定高自 旋或低自旋。 旋或低自旋。
• (n-1)d1~10ns1~2 (Pd：4d105s0) ： • d电子数较多，d电子可部分或全部成键 电子数较多， 电子可部分或全部成键 电子数较多 • d轨道未充满 可接受电子 轨道未充满,可接受电子 轨道未充满
中性原子的原子轨道能量随原子序数的变化： 竞争。 中性原子的原子轨道能量随原子序数的变化：n 和 l 竞争。 例外： 例外：Z = 24，41 ~ 46： 能量最低原理” ， ： 能量最低原理” “ 24 Cr 铬 3d54s1 不是 3d44s2 异常 41 Nb 铌 4d45s1 不是 4d35s2 42 Mo 钼 4d55s1 不是 4d45s2 43 Tc 锝 4d65s1 不是 4d55s2 E4 d < E5 s 44 Ru 钌 4d75s1 不是 4d65s2 45 Rh 铑 4d85s1 不是 4d75s2 46 Pd 钯 4d105s0 不是 4d85s2
ds区元素
➢ IB族元素d轨道都是刚好填满10个d电子,由于刚填满的d 电子不很稳定,除失去1个s电子外,还有可能失去1个或2 个d电子而形成+2或+3氧化态;
➢ IIB族元素d轨道电子已比较稳定,只能失去最外层的2个 s电子,呈+2氧化态;
铜
银金
锌
29
47 79
30
3d104s1 4d105s1 5d106s1 3d104s2
117 134 134 125
96 126 137 —
72
——
74
1083 960.5 1063 419.4
2582 2177 2707 907
1.9 1.9 2.4 1.6
745.5 731.0 890.1 906.4
➢Cd主要存在于含锌矿中，Cd主要来自于炼锌副产物。
3.单质的物理性质
(1)特征颜色：Cu(紫红)，Ag(白)，Au(黄)，Zn (白) (2)熔点和沸点较其它过渡金属低, 锌族更低
Zn：419℃； Cd：321℃ Hg：-39℃，是室温下唯一的液态金属 (3)铜族导电性很好：Ag > Cu > Au (4)易形成合金，可用于提取贵金属 黄铜：Cu-Zn；汞齐：Na-Hg, Au-Hg, Ag-Hg (5)铜族延展性好： Au > Ag > Cu (6)Hg慢性中毒；Cd使蛋白酶失活。
➢ 将除去炉渣的焙烧产物移入转炉，顶吹鼓入有限空气将 CuS2转变成Cu和SO2
2Cu2S(s) 3O2 (g) 2Cu2O(s) 2SO2 (g) Cu2S(s) 2Cu2O(s) 6Cu(s) SO2 (g)
元素化学—s区、d区、ds区元素及其重要化合物
锌盐
与S2-的作用 Zn2+ + H2S → ZnS(s,白) ，氨碱性条件下沉淀完全，溶于0.3 mol-1的HCl ZnSO4(aq) BaS(aq) ZnSBaSO4(s,白) 锌钡白(立德粉)
汞盐
为什么氯化亚汞分子式要写成 Hg2Cl2而不能写成 HgCl ？
汞除了形成氧化数为＋2的化合物外，还有氧化数为＋1的化合物。在氧 化数为＋1的汞的化合物中，汞以（—Hg—Hg—）形式存在。Hg（Ⅰ） 的化合物叫亚汞化合物。试验证明其中的汞离子是{Hg-Hg}2+，而不是 Hg+。
2Cd O2 2CdO(s,红棕色)
2Hg O2
360 2HgO(s,红、黄)
470
ห้องสมุดไป่ตู้
潮湿
4Zn 2O2 CO2 3H2O ZnCO3 3Zn(OH)2 碱式碳酸锌
单质的化学性质
(2) 与S的 作用
溶
ZnS(白)
解
度
M+S
MS
CdS(黄)
依 次
HgS (红、黑）
减 小
氧化物与氢氧化物
铜盐
CuSO4·5H2O称为胆矾，呈蓝色
CuSO 4 5H 2O 102C CuSO 4 3H 2O 113C CuSO 4 H 2O 258C CuSO 4
无水CuSO4为白色粉末，易溶于水，吸水性强，吸水后呈蓝色， 可检验有机液体中的微量水分
铜盐
CuSO4溶液中加入氨水，先生成浅蓝色的碱式硫酸铜沉淀： 2Cu2+ + SO42-+ 2NH3∙H2O = Cu2(OH)2SO4(s) + 2NH4+
基 础 化 学
ds区元素
11 d区、ds区和f区元素(铬,锰)
补硒－防癌
缺硒——体内自由基过多——肿瘤产生——硒作为 自由基清除剂或自由基反应抑制剂 高硒——中毒，发育迟缓，脱毛，死亡 食管癌（钼、锌、镁、铁），肝癌，鼻咽癌
头发的色泽与所含的微量元素
金黄色的头发中含有钛；若含钼过多，发 色将成赤褐色；含铜过多，则成绿发 。
1. 铁
人体中含量约为4—5克，主要是参与血红蛋白的 形成而促进造血。在血红蛋白中的含量约为72%。铁 元素在菠菜、瘦肉、蛋黄、动物肝脏中含量较高。 2. 铜
在铬的化合物中，Cr(VI)的生物毒性最
大，Cr(III)次之，Cr(VI)中毒时，能引起肝，肾，
神经系统和血液系统的广乏病变，国家规定排
放废水中的Cr(VI)最大浓度为0.5 mg· -1． L
Cr3＋的鉴定
1. 加入过量的NaOH溶液，再加入H2O2，溶液颜色由
绿色变为黄色： Cr3＋ ＋ 4OH－ ＝ CrO2－＋ 2H2O 2CrO2－＋ 3H2O2 ＋ 2OH－ ＝2 CrO42－黄色＋ 4H2O 2. 在以上反应的基础上，加入Ba2＋，生成BaCrO4黄 色沉淀： CrO42－＋ Ba2＋＝BaCrO4↓
d9
蓝色
当过渡金属的电子由基态跃迁至激发态所需 要的能量在可见光范围时，电子就会吸收某 一波长范围可见光，发生d-d跃迁，从而使化 合物显示特种颜色.
6. 过渡金属与工业催化
d 区元素较高的催化活性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(+4) = O 2- + 2 V(+5) +) SO2 + 2 V(+5) + O 2- = 2 V(+4) + SO3
ds元素
第十一章副族元素化学第十章ds区元素第节素概述第一节ds区元素概述ds 区元素是指元素周期表中的ⅠB 、ⅡB 两族元素包括族元素，包括铜、银、金、锌、镉、汞等6种自然形成的金属元素及两种人工合成元素。
ds 区的名称是因为它们的外层电子构型:ⅠB : (n-1)d 10s 1或ⅡB :(n-1)d 10s 2从广义的角度看，ds区实际上是d区的一部分。
因本区元素次外层(n-1)d轨道已填满电子,而最外电子层构型和区相同，所以满电子,而最外电子层构型和s区相同，所以将此区域元素称为ds区元素。
ds区元素都是过渡金属。
但由于其d层电子是全充满的，所以体现的性质与其他过渡金属有所不同。
如：最高氧化态只能达到+3如：最高氧化态只能达到+3。
3第二节铜族元素（一）铜族元素的单质1.物理性质(1) 特征颜色：Cu(紫红)，Ag(白)，Au(黄)(2) 溶、沸点较其它过渡金属低(3) 导电性、导热性好，且Ag>Cu>Au(3)导电性导热性好且(4)延展性好铜族元素2.化学性质(1)与O 2作用)2CuO(O 2Cu 2黑⎯→⎯+∆)(CO (OH)Cu CO O H O 2Cu 322222绿⎯→⎯+++∆碱式碳酸铜Au 、Ag O 发生反应，当有沉淀剂或g 不与2发生反应，有沉淀剂或配合剂存在时，可发生反应。
5=铜族元素−−−+⎯→⎯+++4OH]4[M(CN)8CN O 2H O 4M AuAg Cu M 222，，−++⎯→⎯+++OH)(])4[Cu(NH 8NH O 2H O 4Cu 23322无色)(])[Cu(NH 243蓝+不可用铜器盛氨水O 2→O2H S 2Ag O S 2H 2Ag 2222+⎯→⎯++6银器年久变黑(2) 与酸作用铜族元素c Cu、Ag、Au不能置换稀酸中的H +d 若生成难溶物或配合物，单质还原能力则增强()2A I 2A (g)H S(s)Ag S H 2Ag 222+⎯→⎯+(g)H 2AgI 4I 2H 2Ag 2-2+⎯→⎯++−+③Cu 、Ag 、Au 可溶于氧化性酸7（二）铜的重要化合物Cu 2O CuO颜色暗红色黑色溶解性难溶于水，易溶于酸热稳定性稳定,1235熔化也不分解高C 加入氨水[Cu(NH 3)2]+(无色)微溶Cu 2O + 2H +→Cu 2++ Cu + H 2OC O +2HCl 2C Cl +H Cu 2O + 2HCl →2CuCl + H 2O 10004CuO Cu O +O C (白色)CuO + 2H +→Cu 2++ H 2O4CuO Cu 2O + O 28（二）铜的重要化合物Cu 2O CuO颜色暗红色黑色溶解性难溶于水，易溶于酸热稳定性稳定,1235 熔化也不分解高C 加入氨水[Cu(NH 3)2]+(无色)微溶Cu 2O+4NH 3+H 2O →2[Cu(NH 3)2]++2OH -在空气中被氧化4[Cu(NH 3)2]++O 2+8NH 3+2H 2O →蓝94[Cu(NH 3)4]2+(深蓝)+4OH -CuOH 不稳定，至今尚未制得为浅蓝色难溶于水2-Cu(OH)2为浅蓝色，难溶于水1.受热易脱水2[Cu(OH)4]+C 6H 12O 6(葡萄糖)→Cu 2O +C 6H 12O 7+4OH -+2H 2O Cu(OH)2 CuO + H 2O 80~90C 两性以碱性为主(葡萄糖酸)2.两性：以碱性为主+2H + →2+ O (用此反应可检查尿糖Cu(OH)2+ 2H Cu +H 2O (浅兰色)Cu(OH)2+ 2OH -→[Cu(OH)4]2-(亮兰色)3. 溶于氨水2++2OH-10Cu(OH)2+4NH 3→[Cu(NH 3)4]2 + 2OH制取:1.,Cu 2+ + Cu + 4Cl -→2[CuCl 2]-1. 在热、浓HCl 溶液中, 用Cu 粉还原CuCl 2(无色)2. 用水稀释-→2CuCl ()+2Cl -总反应：Cu 2+ + Cu + 2Cl -→ 2CuCl2[CuCl 2]2CuCl (白色) + 2Cl 应用：CuCl + CO + HCl →[CuCl(CO)] ·H 2O 11（测CO ）2无水CuCl 2为棕黄色固体,是共价化合物易溶于水和有机溶剂(如乙醇、丙酮)CuCl 2溶液随c (Cl -)不同而呈不同颜色[C Cl 24H O [C (H 2+4Cl [CuCl 4]2-+ 4H 2O [Cu(H 2O)4]2+ + 4Cl -)(12(黄色) (浅蓝色)无水CuSO4为白色粉末，易溶于水，吸水性强，吸水后呈蓝色，可检验有机液体中的微量水分。
无机及分析化学课程
《无机及分析化学》课程教学大纲课程名称：无机及分析化学英文名称：Inorganic and Analytical Chemistry总学时：92 理论学时：92 实验学时：另设总学分：5一、课程的性质、目的及任务无机及分析化学课程是高等工业学校化工、轻工、食品科学和工程、生物化学与生物工程、材料科学、应用化学等有关专业及农林医等院校相近专业必修的第一门化学基础课。
它是培养上述几类专业工程技术人才的整体知识结构及能力结构的重要组成部分，同时也是后继化学课程的基础。
本课程的基本任务，是通过课堂讲授，并与无机及分析化学实验课程密切结合，使学生掌握物质结构的基础理论、化学反应的基本原理及其应用、元素化学的基本知识、化学分析的基本原理与方法，培养学生运用无机及分析化学的理论去解决一般无机及分析化学问题的能力，初步具有查阅和自学一般无机及分析化学书刊、选择正确的分析测试方法，以及正确判断、表达分析测试结果的能力，为解决工农业生产与科学研究的实际问题打下一定的基础。
二、课程教学基本要求1.物质结构初步了解原子能级、波粒二象性、原子轨道（波函数）和电子云等原子核电子运动的近代概念，熟悉四个量子数对核外电子运动状态的描述，熟悉s、p、d原子轨道的形状和伸展方向，掌握原子核外电子分布的一般规律及主族元素、过渡元素价电子层结构的特征。
会从原子半径、电子层构型和有效核电荷来了解元素的性质，熟悉电离能、电子亲合能、电负性的周期性变化。
从价键理论理解化学键的形成、特性（方向性、饱和性）和类型（σ键、π键）。
熟悉杂化轨道类型（sp、sp2、sp3、dsp2、d2sp3、sp3d2）与分子或离子构型的关系，了解分子轨道的概念，并用以说明一些物质的稳定性及磁性。
从自由电子概念理解金属键的形成和特性（无方向性、无饱和性）。
用金属键说明金属的共性（光泽、延展性、导电和导热性）。
理解不同类型晶体的特性。
熟悉三种典型离子晶体的结构特征，理解晶格能对离子化合物熔点、硬度的影响。
s区、d区、ds区重要元素及其化合物
s区、d区、ds区重要元素及其化合物(s Block, ds Block, d Block Elements and Compounds)9.1 s区元素s区元素中锂(Lithium)、钠(Sodium)、钾(Potassium)、铷(Rubidium)、铯(Cesium)、钫(Francium)六种元素被称为碱金属(alkali Metals)元素。
铍（Beryllium）、镁(Magnesium)、钙(Calcium)、锶(Strontium)、钡(Barium)、镭(Radium)六种元素被称为碱土金属(alkaline earth metals)元素。
锂、铷、铯、铍是稀有金属元素，钫和镭是放射性元素。
碱金属和碱土金属原子的价层电子构型分别为ns1和ns2，它们的原子最外层有1～2个电子，是最活泼的金属元素。
9.1.1 通性碱金属和碱土金属的基本性质分别列于表9-1和表9-2中。
表9-1碱金属的性质碱金属原子最外层只有1个ns电子，而次外层是8电子结构(Li的次外层是2个电子)，它们的原子半径在同周期元素中(稀有气体除外)是最大的，而核电荷在同周期元素中是最小的，由于内层电子的屏蔽作用较显著，故这些元素很容易失去最外层的1个s电子，从而使碱金属的第一电离能在同周期元素中最低。
因此，碱金属是同周期元素中金属性最强的元素。
碱土金属的核电荷比碱金属大，原子半径比碱金属小，金属性比碱金属略差一些。
s区同族元素自上而下随着核电荷的增加，无论是原子半径、离子半径，还是电离能、电负性以及还原性等性质的变化总体来说是有规律的，但第二周期的元素表现出一定的特殊性。
例如锂的EΘ(Li+/Li)反常地小。
表9-2碱土金属的性质s区元素的一个重要特点是各族元素通常只有一种稳定的氧化态。
碱金属的第一电离能较小，很容易失去一个电子，故氧化数为＋1。
碱土金属的第一、第二电离能较小，容易失去2个电子，因此氧化数为＋2。
在物理性质方面，s区元素单质的主要特点是：轻、软、低熔点。
无机化学 电子书 免费下载 中文版
无机化学第一篇无机化学基本内容、基本理论第一章绪论第一节化学发展简史一、古代化学二、近代化学三、现代化学第二节无机化学简介一、无机化学的研究内容二、无机化学与药学三、无机化学的发展前景第二章非电解质稀溶液第一节溶液浓度的表示方法一、质量摩尔浓度二、物质的量浓度三、摩尔分数四、其他浓度表示方法(自学)五、各浓度之间的换算(自学)第二节非电解质稀溶液的依数性一、溶液的蒸气压下降二、溶液的沸点升高三、溶液的凝固点降低四、溶液的渗透压五、依数性的应用(阅读)本章小结习题第三章化学平衡第一节化学反应的可逆性和化学平衡一、化学反应的可逆性二、化学平衡第二节标准平衡常数及其计算一、标准平衡常数二、有关化学平衡的计算第三节化学平衡的移动一、浓度对化学平衡的影响二、压力对化学平衡的影响三、温度对化学平衡的影响四、选择合理生产条件的一般原则本章小结习题第四章电解质溶液第一节强电解质溶液理论一、电解质溶液的依数性二、离子氛与离子强度三、活度与活度系数第二节弱电解质的电离平衡一、水的电离与溶液的pH值(自学)二、一元弱酸、弱碱的电离平衡三、多元弱酸的电离第三节缓冲溶液一、缓冲作用原理二、缓冲溶液的pH值计算三、缓冲容量四、缓冲溶液的选择和配制五、血液中的缓冲系和缓冲作用六、缓冲溶液在控制药物稳定性中的应用第四节盐类水解一、各类盐的水解二、影响水解平衡移动的因素第五节酸碱的质子论与电子论(自学)一、酸碱质子论二、酸碱的电子论简介本章小结习题第五章难溶电解质的沉淀-溶解平衡第一节溶度积和溶解度一、溶度积常数二、溶度积和溶解度的关系(课堂讨论)三、溶度积规则第二节沉淀-溶解平衡的移动一、沉淀的生成二、沉淀的溶解三、同离子效应与盐效应第三节沉淀反应的某些应用(阅读)一、在药物生产上的应用二、在药物质量控制上的应用三、沉淀的分离本章小结习题第六章氧化还原反应第一节基本概念(课堂讨论)一、氧化还原反应的实质二、氧化值第二节氧化还原反应方程式的配平一、离子-电子法(半反应法)二、氧化值法(自学)第三节电极电势一、原电池和电极电势二、影响电极电势的因素——能斯特方程式三、电极电势的应用四、氧化还原平衡及其应用五、元素电势图及其应用本章小结习题第七章原子结构与周期系第一节核外电子运动的特征(自学)一、量子化特性二、波粒二象性第二节核外电子运动状态的描述——量子力学原子模型一、薛定谔方程二、波函数和原子轨道(轨函)三、四个量子数四、概率密度和电子云五、波函数和电子云的空间形状第三节原子核外电子排步和元素周期系一、多电子原子的原子轨道能级二、原子核外电子的排布与电子结构三、原子的电子层结构和元素周期系第四节元素某些性质的周期性(自学)一、原子半径二、电离势三、电子亲和势四、元素的电负性本章小结习题第八章化学键与分子结构第一节离子键(自学)一、离子键的形成二、离子键的特征三、离子的特征四、离子晶体第二节现代共价键理论一、价键理论二、杂化轨道理论三、价层电子对互斥理论(阅读)四、分子轨道理论五、键参数(自学)第三节键的极柱与为子的极性(阅读)一、键的极性二、分子的极性和偶极矩第四节分子间的作用力与氢键(课堂讨论)一、分子间的作用力二、氢键第五节禹子的极化(自学)一、离子极化的定义二、离子的极化作用三、离子的变形性四、相互极化作用五、离子极化对化合物性质的影响六、化学键的离子性本章小结习题第九章配位化合物第一节配位化合物的基本概念一、配位化合物的定义二、配合物的组成三、配合物的命名四、配位化合物的类型第二节配合物的化学键理论一、价键理论二、晶体场理论第三节配位化合物的稳定性一、配位化合物的稳定常数二、影响配位化合物稳定性的因素(阅读)三、软硬酸碱规则与配离子稳定性(阅读) 第四节配合平衡的移动一、配合平衡与酸碱电离平衡二、配合平衡与沉淀-溶解平衡三、配合平衡与氧化还原平衡四、配合物的取代反应与配合物的“活动性”第五节配位化合物的应用(自学)一、检验的特效试剂二、作掩蔽剂、沉淀剂三、在医药方面的应用四、在生化方面的应用本章小结习题第二篇元素化学第十章s区和p区元素第一节s区元素(自学)一、碱金属和碱土金属的通性二、碱金属和碱土金属的化合物第二节p区元素一、卤族元素二、氧族元素三、氮族元素四、碳族元素五、硼族元素本章小结习题第十一章d区和ds区元素第一节d区元素一、d区元素的通性二、d区元素的化合物第二节ds区元素一、ds区元素的通性二、ds区元素的化合物本章小结习题第三篇拓展内容第十二章矿物药第一节矿物药的发展简史第二节矿物药的分类第三节矿物药的研究现状及发展前景一、矿物药研究现状二、矿物药的发展前景第十三章金属配合物在医药中的应用第一节金属配合物与疾病一、有害配体毒害作用的产生二、有害物质破坏金属配合物的正常状态三、金属离子间的相互交换反应四、有害金属离子与生物配体的配位作用第二节金属配合物的解毒作用一、巯基类解毒剂二、依地酸二钠钙及其类似物解毒剂三、青霉胺第三节抗肿瘤金属配合物一、铂系金属配合物二、金属茂配合物三、烷基化试剂的金属配合物四、希佛碱-金属配合物五、有机锗配合物六、有机锡配合物第四节抗癌金属配合物的选择与研究第十四章生物无机化学基本知识第一节生物无机化学研究的内容和方法第二节生物体内的重要配体一、氨基酸、肽和蛋白质二、核苷、核苷酸与核酸三、卟啉类化合物四、生物金属螯合物第三节生命元素一、生物体内元素的分类二、生物体内必需元素的生物功能三、微量元素与地方病第四节生物无机化学研究现状与展望一、生物无机化学基本反应规律的研究二、金属离子与细胞的相互作用三、微量元素的生物无机化学研究四、金属蛋白和金属酶的研究五、环境生物无机化学的研究进展第五节中医药微量元素研究与展望第十五章纳米技术、纳米材料与中医药第一节纳米技术与纳米材料一、纳米与纳米技术二、纳米材料三、纳米材料的奇异特性四、纳米材料的制备第二节纳米技术与医药学、中医药一、纳米技术与医药学的发展二、纳米技术与中医药的发展三、纳米中药制剂的设计与生产附录附录一中华人民共和国法定计量单位附录二常用的物理常数和单位换算附录三无机酸、碱在水中的电离常教(298K) 附录四难溶化合物的溶度积(291～298K)附录五标准电极电势表(298K)附录六配离子的稳定常数(293～298K)附录七化学元素相对原子质量(1993年)附录八常用希腊字母的符号及汉语译音。
第十一章 ds区元素
金还可用于火箭、导弹、潜艇、宇宙飞船、核反应堆、超级 金还可用于火箭、导弹、潜艇、宇宙飞船、核反应堆、 集成电路核化学工业。 集成电路核化学工业。 铜除了作为导线，还可以制造合金： 铜除了作为导线，还可以制造合金： 青铜（ ％ 、 ％ 、 ％ ）熔点比铜低， 青铜（80％Cu、15％Sn、5％Zn）熔点比铜低，更硬 黄铜（ ％ 、 ％ 黄铜（60％Cu、40％锌）用于制作仪器零件 白铜（ ～ ％ 、 ～ ％ 、 ～ ％ ） 白铜（50～70％Cu、18～20％Ni、13～15％Zn）主要用作刀 具 铜还是人体所需的微量元素，人体中又 多种蛋白质核酶含 铜还是人体所需的微量元素，人体中又30多种蛋白质核酶含 有铜。已知铜的最重要生理功能是人血清中的铜蓝蛋白， 有铜。已知铜的最重要生理功能是人血清中的铜蓝蛋白，有 协同铁的功能。 协同铁的功能。
4、锌、镉、汞ns轨道已填满，能脱离的自由电子数量不多， 、 轨道已填满， 轨道已填满 能脱离的自由电子数量不多， 因此它们具有较高的比电阻（导电性较差）。 因此它们具有较高的比电阻（导电性较差）。 5、锌族元素的标准电极电势比同周期的铜族元素更负，所以 、锌族元素的标准电极电势比同周期的铜族元素更负， 锌族元素比铜族元素活泼。 锌族元素比铜族元素活泼。 Cu2+
+0.158V
Cu+
+0.522V
Cu Cd2+
Zn2+
>-0.6VFra bibliotek-0.7628V
Zn Cd
+0.522V +0.158V +0.7996V
Cd+
<-0.2V
Ag2+ Cu3+
Ag+ Cu+
11第十一章 ds区元素
Ag 2S2O32 (过量) [Ag(S2O3 )2 ]3-
鉴定S2O32-：
Ag 2S2O 3 (s,白) H 2O
H 2SO 4 Ag 2S(s, 黑)
6.Ag+的鉴定
Ag HCl AgCl(s, )
NH3
Ag(NH
Hg
2
Cl
2
(s,白)
SnCl
26
Hg 2Cl2 (s) Sn 2 4Cl- 2Hg(l, 黑) [SnCl 6 ]2-
反之：可利用HgCl2鉴定Sn2+
NH 2 HgCl(s)
NH
4
Cl -
胺基氯化汞
4.与I-，SCN-的反应
Hg 2 2I HgI 2 2I -
HgI 2 (s, 金红色 )
HgI
2 4
-
(aq,
无色
)
HgI 24-为Nessler 试剂，用于鉴定
NH
4
NH
4
2[HgI
4
]2-
4OH
-
O
Hg Hg
NH 2 I(s, 红棕色 )
Hg
2 2
2I -
7I - 3H 2O
Hg 2 I 2 (s, 草绿色 )
HgI 2 Hg
I-
HgI
24
Hg
Hg 2 2SCN -
Hg(SCN) 2 (s)
Hg(SCN) 2 2SCN -
Hg(SCN)
2 4
-
(aq,
无色
)
5.Hg2+的鉴定
ds区元素
1 ds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)n。
由于它们的次d10s1~2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)n。
最外层与碱金属相似，只有1个电子，d10s1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性质铜族元素碱金属最外层电子数11次外层电子数188氧化值有+1、+2、+3三种只有+1一种高氧化值水合离子都有特征颜色(由于外层有成单d电子)，如水合为蓝色，水合Cu2+为红黄色。
Au3+无色化合物类型多为共价型都是离子型形成配合物易形成配位化合物，较少形成配位化合物自然界的铜、银主要以硫化矿存在，如辉铜矿(S)，黄铜矿(CuFe)，孔Cu2S2Cu2(OH)2O3Ag2雀石[C]等；银有闪银矿(S)；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。
区、d区、ds区重要元素及其化合物
s区、d区、ds区重要元素及其化合物(s Block, ds Block, d Block Elements and Compounds)9.1 s区元素s区元素中锂(Lithium)、钠(Sodium)、钾(Potassium)、铷(Rubidium)、铯(Cesium)、钫(Francium)六种元素被称为碱金属(alkali Metals)元素。
铍（Beryllium）、镁(Magnesium)、钙(Calcium)、锶(Strontium)、钡(Barium)、镭(Radium)六种元素被称为碱土金属(alkaline earth metals)元素。
锂、铷、铯、铍是稀有金属元素，钫和镭是放射性元素。
碱金属和碱土金属原子的价层电子构型分别为ns1和ns2，它们的原子最外层有1～2个电子，是最活泼的金属元素。
9.1.1 通性碱金属和碱土金属的基本性质分别列于表9-1和表9-2中。
表9-1碱金属的性质碱金属原子最外层只有1个ns电子，而次外层是8电子结构(Li的次外层是2个电子)，它们的原子半径在同周期元素中(稀有气体除外)是最大的，而核电荷在同周期元素中是最小的，由于内层电子的屏蔽作用较显著，故这些元素很容易失去最外层的1个s电子，从而使碱金属的第一电离能在同周期元素中最低。
因此，碱金属是同周期元素中金属性最强的元素。
碱土金属的核电荷比碱金属大，原子半径比碱金属小，金属性比碱金属略差一些。
s区同族元素自上而下随着核电荷的增加，无论是原子半径、离子半径，还是电离能、电负性以及还原性等性质的变化总体来说是有规律的，但第二周期的元素表现出一定的特殊性。
例如锂的EΘ(Li+/Li)反常地小。
表9-2碱土金属的性质s区元素的一个重要特点是各族元素通常只有一种稳定的氧化态。
碱金属的第一电离能较小，很容易失去一个电子，故氧化数为＋1。
碱土金属的第一、第二电离能较小，容易失去2个电子，因此氧化数为＋2。
在物理性质方面，s区元素单质的主要特点是：轻、软、低熔点。
ds区元素化合物的性质
ds区元素化合物的性质DS区元素是指周期表中第三行、第四行和第五行的元素，这些元素的化合物在性质上具有一定的共性。
以下将就DS区元素化合物的性质进行详细阐述。
1. 离子化合物的晶体结构：DS区元素的离子化合物主要以电负性较小的金属离子与电负性较大的非金属离子结合而成。
这些化合物的晶体结构多为离子晶体，以正交晶系和立方晶系为主。
2. 共价化合物的性质：DS区元素的共价化合物是其中比较特殊的一类，因为它们的价电子能够形成相对稳定的芳香性环状结构，这种结构的稳定性使得DS区元素的共价化合物较为稳定。
同时，这些共价化合物的性质还包括较好的溶解性和较低的熔点，这使得它们在实际应用中具有广泛的用途。
3. 羧酸的物理性质：DS区元素的羧酸性质在一定程度上与其原子序数有关，但在整体上它们都具备一些共性。
DS区元素的羧酸主要具备以下物理性质：具有较高的水溶性和易溶于极性溶剂，有较好的挥发性和气味，对光强和热稳定性差。
4. DS区元素的氧化数：DS区元素的化合物在氧化还原反应中的氧化数主要集中在+3、+4和+5这三种状态，这也正是由于它们在趋近八个电子规则填充相似的原子状态下，这三种氧化数能够比较稳定地出现。
5. 碳酸盐的化学性质：多数DS区元素与碳酸反应形成碳酸盐。
DS区元素的碳酸盐大体上具有相似的物化性质，即酸度较低、易溶于酸性溶液，难溶于碱性溶液且热不稳定，能够形成相对完整的配合物和多形体。
6. 半导体的特性：DS区元素的某些化合物，如硅、锗、碳化硅、氮化硅等，具有半导体特性。
这些半导体材料具有较好的电学性质和光电性质，可用于制造一些电子元件、光电元件和集成电路等。
无机化学PPT课件 元素化学 s区元素 p区元素 d区元素 ds区元素
第 三 部 分 元 素 化 学•熟悉元素性质与电子层结构的关系 •掌握单质和重要化合物的性质•了解它们在医药中的应用结束无机化学 2014/12/1 §12-15 : 2从上到下 半径增大 电离能减小 电负性减小第一节 s 区元素概述第十一章 s 区元素ⅠA ns 1 Li Na K Rb Cs ⅡA ns 2 Be Mg Ca Sr Ba碱金属 碱土金属从左到右，半径减小电离能增大 电负性增大除Li 和Be 外，多数金属形成离子化合物。
p273结束 无机化学 2014/12/1 §12-15 : 7NaHCO 3：小苏打，用于治疗胃酸过多和酸中毒； CaCO 3： 珍珠、钟乳石、贝壳的主要成分；Na 2SO 4·10H 2O : 中药称芒硝或朴硝，作缓泻剂； Na 2SO 4 ：中药称玄明粉或元明粉，作缓泻剂； BaSO 4: 重晶石，难溶于水、酸、碱，能强烈吸收X 射线，因无毒用作胃肠造影剂之“钡餐”； BaCl 2：剧毒（致死量0.8g ）。
CaSO 4·2H 2O 生石膏，内服清热泻火； CaSO 4· H 2O 熟石膏(煅石膏, 烧石膏)粉末遇水膨胀硬化，石膏绷带，外敷治疗烫伤疥疮等。
MgSO 4·7H 2O ：又称泻盐，作缓泻剂。
四、重要的盐类 p28112结束无机化学 2014/12/1 §12-15 : 8 五、对角线规则 p282在周期表s 区和p 区，某元素与左上方或右下方的元素及其化合物的性质相似。
例如：Be 和Al 的还原性相近； Be(OH)2和Al(OH)3 均为两性；例如：LiCl,、MgCl 2 都是共价化合物； LiOH 、Mg(OH)2都是中强碱，微溶于水Li Be B C Na Mg Al Si结束 无机化学 2014/12/1 §12-15 : 9VIIA 族 n s 2n p 59F 17Cl 35Br 53I 85At一、卤族元素的通性 (p284)（1） 是非极性分子，难溶于水，易溶于有机溶剂及碘化钾溶液中：KI + I 2 = KI 3 碘酒(碘酊)（p306习题3） F 2→I 2 的熔点、沸点、密度增大。
无机化学：第十一章 d区、ds区和f区元素
如何鉴定MnO4- p260
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
常用药物
中药无名异主要成分MnO2, 用于治疗痛肿， 跌打损伤
CrCl3·6H2O治疗糖尿病和动脉粥样硬化症
KMnO4, 消毒防腐剂．强氧化剂，0.005%~0.2%的 溶液外用冲洗粘膜，腔道和伤口．1:1000的溶液用 于有机磷中毒时洗胃，稀溶液也可用于消毒水果．
铁铂
例如，一根螺旋状高温合金，经过高温退火后， 它的形状处于螺旋状态。在室温下，即使用很 大力气把它强行拉直，但只要把它加热到一定 的“变态温度”时，这根合金仿佛记起了什么似 的，立即恢复到它原来的螺旋形态。
原理 某些合金在固态时晶体结构随温度发生变化的规 律
例如，镍-钛合金在40oC以上和40oC以下的晶 体结构是不同的，但温度在40oC上下变化时，合 金就会收缩或膨胀，使得它的形态发生变化。这 里，40oC就是镍-钛记忆合金的“变态温度”。各 种合金都有自己变态温度。
170
原子半径先降低，后增大？
Sc
Hf
160
Zr
Hg
Ta
150 140 130
Ti
Au Cd
Nb V
W
Mo
Re Tc
Os
Mn Ru
Pt Ir
Pd Rh
Ag
Zn
120
Cr
Fe Co Ni Cu
Fig. 1 Atomic radius of transition elements
原因 过渡元素的d轨道未充满，对核的屏蔽作
Mn2+的鉴定
OH-
Mn2+
Mn(OH)2 (white)
O2 MnO(OH)2(brown)
H2O2 + H+
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稳定性: O2- > O2- > O22-
(4)性质:
与 H2O 的作用: M2ⅠO + H2O →2MOH(Li→Cs 剧烈程度↑) (MⅡO + H2O →2M(OH)2(BeO 除外) Na2O2 + 2H2O →2NaOH + H2O2 2KO2 + 2H2O →2KOH + H2O2 + O2 与 CO2 的反应: Li2O + CO2 →LiCO3 2Na2O2 + 2CO2 →2Na2CO3 + O2 4KO2 + 2CO2 →2K2CO3 + 3O2 熔点及硬度:
第 11 章 s、ds、d 区常见元素及其主要化合物
CHAP.11 s,ds,d BLOCK ELEMENTS AND THEIR MAIN COMPOUNDS
11.1 s 区常见元素及其主要化合物
s BLOCK MAIN ELEMENTS THEIR MAIN COMPOUNDS
11.1.1 s 区元素的通性
较典型的是碱土金属氧化物.
BeO MgO CaO SrO BaO
熔点/℃
2530 2852 2614 2430 1918
硬度(金刚石=10) 9 5.5 4.5 3.5 3.3
M-O 核间距/pm 165 210 240 257 277
另外要注意, Na2O2 在熔融时几乎不分解,但遇棉花,木炭以及其它有机物或铝粉等还原性物质时易发生爆 炸.
2.氢氧化物:
LiOH
NaOH
KOH
RbOH
CsOH
中强 强
强
强
强
Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2
两性
中强
强
强
强
(箭头指向) 溶解度增大, 碱性增强
碱土金属溶解度(20℃):
氢氧化物
溶解度 /m ol· L -1
Be(O H )2 8× 10-6
M g(O H )2 5× 10-4
溶、沸点较其它过渡金属低;
导电性、导热性好,且 Ag > Cu > Au;
延展性好;
化学活泼性较差.
2Cu + O2 + H2O + CO2 → Cu2(OH)2CO3(绿) Au、Ag 不与 O2 发生反应,当有沉淀剂或配合剂存在时会发生反应. 如:4Ag + 2H2S + O2 → 2Ag2S(黑) + 2H2O 再如:4M+O2+2H2O+8CN-→4[M(CN)2]-+4OH式中 M = Cu、Ag、Au.
再如:Cu2O + 2HCl → 2CuCl↓ + H2O 4.铜族元素的配合物:
有关电对的电极电势:
Cu2+ Cu2+ Cu2+
0.859V 0.438V 0.509V
CuI - 0.185V Cu CuCl2- 0.241V Cu
CuCl 0.171V Cu
Cu(NH3)42+ 0.013V Cu(NH3)2+ -0.128V Cu
碳酸盐受热分解,产物为相应氧化物.
对角线规则:周期系中,某元素及其化合物的性质与它左上方或右下方元素性质的相似性.
Li
Be
B
C
Na Mg
Al
Si
再如,Be(OH)2 与 Al(OH)3 都是两性氢氧化物. 同一周期最外层电子构型相同的金属离子, 左→右,Z+↑,极化作用↑;同族电荷相同的金属离子,上→下, 离子半径↑,极化作用↓.
11.2 ds 区常见元素及其主要化合物
ds BLOCK MAIN ELEMENTS AND THEIR MAIN COMPOUNDS
11.2 ds 区常见元素及其主要化合物
具有强的极化力.
所形成的二元化合物一般都部分或完全带有共价性.
易形成配合物.
11.2.1 Cu、Ag 及其主要化合物
1.铜、银单质的主要特点:
Ca(O H )2 1.8× 10-2
Sr(O H )2 6.7× 10-2
Ba(O H )2 2× 10-1
3.重要盐类及其性质:
(1) 熔、沸点: 绝大多数是离子晶体,但碱土金属卤化物有一定的共价性;Li+、Be2+极化力强,所形成的盐共价性较强.
熔点 /℃
BeCl2 405
MgCl2 714
CaCl2 7
1.锌族单质的主要特点:
低熔点;
汞是室温下唯一的液态金属.易形成合金;
如黄铜(Cu-Zn);汞齐(Ag-Hg,Na-Hg 等)等.
锌和镉化学性质相似,汞的化学活泼性要差得多;
4Zn + O2 + CO2 + 3H2O→ ZnCO3 .3Zn(OH)2 另外,锌与稀酸的反应难易与锌的纯度有关,越纯越难溶.
由于难溶物或配合物的生成, Cu、Ag 以及 Au 单质的还原性增强,还能从稀酸溶液中置换出氢气. 2Cu+2HCl+4CS(NH2)2→2[Cu(CS(NH2)2)2]+ +H2↑+2Cl再如:2Ag + 2H+ + 4I-→ 2[AgI2]- + H2↑
2. 铜、银主要化合物:
铜、银较主要的化合物有氧化物及氢氧化物、卤化物、硝酸盐以及硫酸盐等.
(3)结构与稳定性:
O2-: s22s22p6
O22-: KK(s2s)2(s *2s)2(s 2px)2(p2p)4(p*2p)4
O2-: KK(s2s)2(s *2s)2(s 2px)2(p2p)4(p*2p)3
键级
键能/ kΦ ·mol-1
O2-:
498
O22-:
1
142
1
O2-:
3/2
398
3
(1) 溶解性:氧化物都是难溶于水的共价型碱性化合物, CuO 略显两性;Cu(OH)2 两性偏碱性: Cu(OH)2 + 2OH- → [Cu(OH)4]2-(亮蓝色) Cu+、Ag+为 18 电子构型,相应的盐大多也难溶于水
如: CuCl CuBr CuI CuSCN CuCN Cu2S 再如卤化银溶解度: AgCl > AgBr > AgI
无水 CuSO4 具强吸水性,可利用其颜色的转变检验或除去有机液体中微量的水. 另外,当有氧存在时,适当加热 Cu2O 能生成 CuO,利用这性质可除去氮气中的微量氧: 2Cu2O(暗红色) + O2→4CuO(黑色) Ag+还有一个典型反应: 2Ag+ + S2O32- → Ag2S2O3↓ Ag2S2O3 + H2O → Ag2S ↓+ H2SO4 注意: Ag+ + 2S2O32-(过量)→ [Ag(S2O3)2]33.Cu(Ⅰ)与 Cu(Ⅱ)的相互转化: Cu+外层价电子构型为 3d10,故高温、固态时 Cu(Ⅰ)化合物稳定性高于 Cu(Ⅱ)化合物的稳定性.
很明显,有沉淀剂或配位剂存在时 Cu(I)稳定性提高
(1)Cu(I) 配合物:
4
Cu(I)的配合物多为 2 配位. 如:CuCl2-,CuBr2-,CuI2-,Cu(SCN)2-,Cu(CN)22[Cu(OH)4]2- + C6H12O6→ Cu2O↓(暗红色) + C6H12O7 + 2H2O + 4OHCu2+ + 2P2O74-(过量)→ [Cu(P2O7)2]6-(蓝色) (3)Ag 配合物:
许多难溶于水的亚汞盐见光或受热易歧化为 Hg(Ⅱ)化合物和单质汞(Hg2Cl2 除外). 如:Hg22+ + 2I-→ Hg2I2 ↓(草绿色) Hg2I2→HgI2↓(金红色) + Hg↓(黑色). HgI2 + 2I-→ [HgI4]2[HgI4]2-称为奈斯勒(Nessler)试剂, 碱性条件下与 NH4+ 生成红棕色沉淀,用于鉴定 NH4+. Hg2Cl2 又称“甘汞”,无毒,见光易分解,是一种直线型共价分子. Hg2Cl2 与氨水生成白色 HgNH2Cl 和黑色的 Hg: HgCl2 易升华,俗称“升汞”,略溶于水,剧毒,其稀溶液能杀菌. HgCl2 分子中 Hg 以 sp 杂化形式与 Cl 结合,也是一种直线型共价分子 HgCl2 与稀氨水作用生成氨基氯化汞: HgCl2 + 2NH3 →NH2HgCl↓(白色) + NH4Cl 若氨水过量: HgCl2 + 4NH3 →[Hg(NH3)4]Cl2 + 2Cl-另外可利用 HgCl2 在酸性溶液中具氧化性来鉴定 Hg2+. 2HgCl2 + SnCl2 →Hg2Cl2↓(白色) + SnCl4 Hg2Cl2 + SnCl2 →2Hg↓(黑色) + SnCl4 ZnCl2 具强吸水性,在水中水解形成配合酸. ZnCl2 + H2O →H[ZnCl2(OH)]
在水溶液中, 稳定性 Cu(Ⅰ) < Cu(Ⅱ) φ θ A/V Cu2+ +0.159 Cu+ +0.52 Cu
显然,Cu+易歧化,不稳定. 2Cu+ =Cu2+ + Cu, K θ=106.12
如:Cu2O + H2SO4 → CuSO4 + Cu↓+ H2O 若要使 Cu(Ⅱ) 转变为 Cu(Ⅰ),必须要有还原剂存在,同时要降低 Cu(Ⅰ)浓度. 如:2Cu2+ + 4I- → 2CuI↓ + I2 当形成沉淀或配离子时,电对发生了变化,其电极电势同时也发生了改变.