8_ds区元素化合物的性质
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。
元素化学ds区元素
色、黄色、黑色），它们的溶解度依次降低。根据它们
溶度积的差别，控制溶液的pH值，可将Zn、Cd分离。 HgS是溶解度最小的金属硫化物，只能溶于王水 3HgS＋12HCl＋2HNO3— →3H2[HgCl4]+3S↓+2NO↑+4H2O 还可溶于浓Na2S溶液中，生成二硫合汞酸钠： HgS+Na2S（浓溶液）—→Na2[HgS2]
19-2 锌族元素
19-2-1 锌族元素概述
锌族元素的通性
（1） 锌族位于周期系的IIB族，包括锌、镉、汞三 种元素。 （2）IIB族的价电子结构为(n-1)d10ns2。最外层电子
数虽然与IIA族相同但性质上却没有多少共同之处。
11-2 锌族元素
锌族元素概述
电荷）高，故第一电离势比碱土金属的高、半 径小。
于稀酸和浓盐酸： 2Cu+2H2SO4+O2→2CuSO4+2H2O
2Cu+8HCl（浓）→2H3[CuCl4]+H2↑
铜在常温下不与干燥空气中的氧化合，加热时 能产生黑色的氧化铜。银、金在加热时也不与空气中 的氧化合。在潮湿的空气中放久后铜的表面会慢慢生 成一层铜绿 2Cu+O2+H2O+CO2→Cu（OH）→Cu（OH）2· CuCO3 银、金则不发生这个反应。铜、银能和H2S、S反 应： 4Ag+2H2S+O2→2Ag2S+2H2O 金则不能。
铜和银的用途很广，除用作钱币、饰物外，铜 大量用来制造电线、电缆，广泛用于电子工业和航 天工业及各种化工设备。铜合金主要用于制造齿轮 等机械零件、热电偶、刀具等。铜还是生命必需的 微量元素, 有 “生命元素” 之称。银主要用于电 镀、制镜、感光材料等。 金主要作为黄金储备、铸币、电子工业及制造 首饰。为使金饰品变得坚硬且价格便宜，常把金与 适量银、铜熔炼成合金，其中金的质量分数用 “K” 表示，1 K 表示金的质量分数为 4.166%，纯金为 24 K 金。
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。
d区ds区重要化合物的性质
d区ds区重要化合物的性质化合物是由不同元素组成的物质，其性质在科学研究和工业应用中具有重要的意义。
在d区和ds区，许多化合物由过渡金属元素和其他元素组成，具有特殊的性质和应用。
本文将探讨d区和ds区重要化合物的性质。
一、配合物的性质配合物是由一个或多个中心金属离子与配体（通常是有机分子或无机阴离子）形成的化合物。
在d区和ds区，配合物具有许多重要的性质。
1. 水合作用许多金属离子在溶液中结合水分子形成水合物。
这种水合作用使得配合物具有溶解度和溶解度的变化，因此在溶液中具有良好的稳定性。
2. 配合物的颜色由于d电子的存在和转移，许多配合物具有明显的颜色。
这是由于d电子的跃迁引起的电子的吸收和发射，从而产生可见光谱。
3. 配合物的磁性许多配合物具有不同的磁性。
在配合物中，d电子的自旋和轨道运动导致了不同的磁性行为，如顺磁性和反磁性。
4. 配合物的光谱性质配合物的d电子在吸收或发射光时，产生特定的吸收光谱或发射光谱。
这些光谱可以被用来研究配合物的结构和性质。
二、过渡金属氧化物的性质过渡金属氧化物是由过渡金属元素和氧元素组成的化合物。
它们在许多重要领域具有广泛的应用。
1. 磁性过渡金属氧化物中的过渡金属离子具有未成对的d电子，因此具有磁性。
这使得它们在磁性材料和磁性存储器中具有重要作用。
2. 催化性能由于过渡金属氧化物表面具有特殊的化学性质，因此它们在催化剂中起着重要作用。
它们能够促进化学反应，提高反应速率。
3. 电子导电性过渡金属氧化物具有良好的电子导电性，因此它们在电池和电子器件中被广泛应用。
4. 光催化性能一些过渡金属氧化物具有光催化性能，能够吸收光能，催化光化学反应。
这对于环境保护和能源开发具有重要意义。
三、金属盐的性质金属盐是由金属离子和阴离子组成的化合物，其性质在生活和工业中具有重要意义。
1. 溶解度金属盐在溶液中具有不同的溶解度。
这是由于金属的化合价和盐的晶体结构等因素所决定的。
2. 导电性金属盐在溶液中能够电离成金属离子和阴离子，从而具有良好的电导性。
Ds区元素重要化合物的性质实验
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Ag2O。
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Hg2O(I)。
易形成配合物是这两副族的特性，Cu2+、Ag+、Zn2+、Cd2+与过量的氨水反应时分别生成[Cu(NH3)4]2+、[Ag(NH3)2]+、[Zn(NH3)4]2+、[Cd(NH3)4]2+。
但是Hg2+和Hg22+与过量氨水反应时，如果没有大量的NH4+存在，并不生成氨配离子。
如：HgCl2 ＋2NH3＝Hg(NH2)Cl↓白＋2 NH4ClHg2Cl2＋2NH3＝Hg(NH2)Cl↓白＋Hg↓黑＋NH4Cl （观察为灰色）Cu2+具有氧化性，与I－反应，产物不是CuI2，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(NH3)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。
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
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DS区元素化合物的性质实验报告引言DS区元素是化学中的一类重要元素，其化合物具有丰富的性质和广泛的应用。
本实验旨在通过一系列实验方法，探究DS区元素化合物的性质，为进一步研究和应用提供实验依据。
实验一：DS区元素化合物的溶解性在本实验中，我们选择了几种常见的DS区元素化合物，包括DS1、DS2和DS3。
首先，我们在不同的溶剂中分别加入这些化合物，并观察它们的溶解情况。
结果显示，DS1在水中能够完全溶解，而在有机溶剂中溶解性较差；DS2在水和有机溶剂中均能溶解，但溶解度较低；DS3在水中几乎不溶解，但在有机溶剂中溶解度较高。
通过这些实验结果，我们可以初步判断DS区元素化合物的溶解性与其分子结构和化学键的性质有关。
实验二：DS区元素化合物的热稳定性为了研究DS区元素化合物的热稳定性，我们对DS1、DS2和DS3进行了热分解实验。
实验结果表明，DS1在高温下分解产生有毒气体，说明其热稳定性较差；DS2在一定温度范围内稳定，但超过该温度后会发生分解；DS3在高温下能够稳定存在，不会发生分解。
这些实验结果提示我们，在应用DS区元素化合物时需要考虑其热稳定性，以避免潜在的安全风险。
实验三：DS区元素化合物的电化学性质电化学性质是DS区元素化合物中一项重要的性质。
我们选取了DS1、DS2和DS3，通过电化学实验研究它们的电导率和电极反应。
实验结果表明，DS1和DS2在溶液中具有一定的电导率，且能够参与电极反应；DS3的电导率较低，几乎没有电极反应。
这些实验结果揭示了DS区元素化合物的电化学性质与其分子结构和电子能级有关，对于研究其电化学行为和应用于电化学领域具有重要意义。
实验四：DS区元素化合物的光学性质光学性质是DS区元素化合物的又一重要性质。
我们选择了DS1、DS2和DS3，通过紫外可见光谱实验研究它们的吸收特性。
实验结果显示，DS1和DS2在一定波长范围内有明显的吸收峰，而DS3则几乎没有吸收峰。
ds区金属元素实验报告
ds区金属元素实验报告ds区金属元素实验报告引言：金属元素是化学中的重要组成部分，它们具有良好的导电性、导热性和延展性等特点，广泛应用于工业生产和科学研究中。
本次实验旨在研究ds区金属元素的性质和特点，以期对其应用领域和未来发展方向有更深入的了解。
实验方法：1. 实验器材准备：试剂瓶、试管、电子天平、酒精灯、显微镜等。
2. 实验步骤：a. 依据实验需求，选取ds区金属元素进行研究。
b. 使用电子天平准确称量所需金属元素。
c. 将金属元素置于试管中，加热至一定温度，观察其物理性质变化。
d. 利用显微镜观察金属元素的晶体结构。
e. 进行相关实验数据的记录和分析。
实验结果与讨论：1. 物理性质变化观察：a. 随着温度的升高，金属元素逐渐熔化，并呈现出液态状态。
不同金属元素的熔点各异，这是由其原子结构和相互作用力决定的。
b. 在一定温度范围内，金属元素呈现出流动性和可塑性，可以通过挤压、拉伸等方式改变其形状，这是金属元素的延展性和塑性的表现。
c. 通过显微镜观察，我们可以发现金属元素的晶体结构呈现出规则的排列和重复性，这是由于金属元素中的原子具有相似的尺寸和电子排布特点所致。
2. 实验数据分析：a. 通过实验测得的金属元素的熔点和密度等数据，我们可以对其物理性质进行定量分析和比较，从而了解不同金属元素之间的差异。
b. 结合实验结果和已有的相关知识，我们可以进一步探讨金属元素的导电性、导热性等特点，以及其在电子、材料等领域的应用。
结论：通过本次实验，我们对ds区金属元素的性质和特点有了更深入的了解。
金属元素具有良好的导电性、导热性和延展性等特点，这使得它们在电子、材料等领域有着广泛的应用前景。
未来，我们可以进一步研究和开发ds区金属元素的新型应用，以满足社会发展的需求。
致谢：感谢实验中提供的相关设备和材料，以及指导老师的指导和帮助。
本次实验取得了较好的结果，也让我们对金属元素有了更加深入的认识和理解。
《工程化学》d区ds区元素的基本性质及分析实验
《工程化学》d区ds区元素的基本性质及分析实验一、实验目的掌握铬、锰主要氧化态间的转化反应及其条件；掌握铬、锰、铁、钴、镍的配合物和硫化物的生成与性质。
掌握铜、银、锌、镉、汞几种金属元素氧化物和氢氧化物的性质；掌握铜、银、锌、镉、汞的配合物生成与性质。
二、实验原理第四周期d区元素主要有钛（Ti）、钒（V）、铬（Cr）、锰（Mn）、铁（Fe）、钴（Co）、镍（Ni）几种金属元素，它们都能形成多种氧化值的化各物。
Cr3+和Fe3+都易水解，Fe3+有一定氧化性，而Cr3+和Mn2+在酸性溶液有较弱的还原性。
强氧化剂能将它们氧化为Cr2O72-和MnO4-。
在碱性溶液中，[Cr(OH)4]-可被H2O2氧化为CrO42-。
CrO42-在酸性溶液中转变为Cr2O72-。
重铬酸盐溶解度较铬酸盐大，因此，它们与Ag+、Pb+、Ba2+等离子在一起时，常生成铬酸盐沉淀。
Cr2O72-和MnO4-都具强氧化性，Cr2O72-在酸性溶液中被还原为Cr3+。
MnO4-在酸性、中性、强碱性溶液中，还原产物分别为Mn2+、MnO2和MnO42-。
MnO2和MnO4-在碱性环境下反应，也能得MnO4-。
而在酸性及近中性溶液中，MnO42易歧化为MnO2和MnO4-。
铬、锰、铁、钴、镍都易形成多种配合物。
当Co2+和Ni2+分别与过量氨水反应后得[Co(NH3)6]2+和[Ni(NH3)5]2+。
[Co(NH3)6]2+易被空气中O2氧化成[Co(NH3)6]3+。
Fe2+与[Fe(CN)6]3-反应，或Fe3+与[Fe(CN)6]4-反应，都生成蓝色沉淀配合物。
Fe3+与SCN-在酸性溶液中，反应得红色的多级配合物。
Co2+也能与SCN-反应得[Co(SCN)4]2-，该配离子易溶于有机溶剂中呈现蓝色。
ds区元素，包括铜（Cu）、银（Ag）、金（Au）、锌（Zn）、镉（Cd）、汞（Hg）几种金属元素。
其中，铜在化合物中，常见氧化数为+2和+1。
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。
8 ds区、d区和f区
8.4 锰的重要化合物 价层电子构型为 (n-1)d5ns2 ，锰也许是氧化态最多的元 素，除多种正氧化态外还显示多种负氧化态(例如-1，-2和3氧化态), 最常见的则是+7、+2和+4氧化态。 单质锰主要用于合金钢 Mn(Ⅱ)盐： Mn(Ⅱ)强酸盐均溶于水，只有少数弱酸盐如MnS、 MnCO3难溶。 Mn(Ⅱ)盐从溶液中结晶出来时，常带结晶水的粉红色 晶体，如MnSO4· 7H2O，水溶液浓度大时为粉红色，少时 几乎为无色。 Mn2+（3d5）稳定，只有强氧化剂如NaBiO3、 (NH4)2S2O8、PbO2等才能将Mn2+氧化为MnO4-等： 2Mn2++14H++NaBiO3→2MnO4-+5Bi3++5Na++7H2O 此反应用于鉴定Mn2+。
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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。
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Ag2O 和 MnO2、Cr2O3、CuO 的混合物能在室温下， 将 CO 迅速氧化成 CO2，可用于防毒面具中。 Ag2O＋CO—→2Ag＋CO2 Ag+，Cu2+，Zn2+盐溶液加入适量氨水，生成沉淀，但 都能溶于过量氨水中。 8.2.3 重要的盐类 CuSO4： CuSO4· 5H2O实际为[Cu(H2O)4]SO4· H2O 无水CuSO4为白色粉末，吸水性强，吸水后显兰色， 可用于检验有机液体中的水分，也可作干燥剂，从有机液 体中除去水分。 2Cu2++4I-→2CuI+I2 铜盐含量的定量分析法。
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。
性质实验-d区及ds区元素
3.配合物的生成与离子鉴定 (1) Fe的配合物：
Fe2+ + K++ [Fe(CN)6]3- → KFe[Fe(CN)6] ↓
赤血盐Biblioteka (滕氏蓝)Fe3+ + K++ [Fe(CN)6]4- → KFe[Fe(CN)6] ↓
黄血盐
[Ni(NH3)6]2+在空气中静置稳定 ② 镍离子遇到丁二酮肟会产生红色沉淀，可用
于鉴定镍离子。
(4) Cu的配合物：
铜离子能与氨水形成铜氨络离子。
(5) Hg的配合物：
①汞离子与氨水反应生成HgO沉淀，不形成配合物。 ②氨离子与奈斯勒试剂可形成特殊的红色沉淀。
(普鲁士蓝)
Fe3+ + nSCN- → [Fe(SCN)n]3-n (n：1~6，n增加其血红色变深)
Fe2+ 氨水 白↓→灰绿↓→红棕↓
Fe3+
红棕↓
过量 氨水
不溶
(2) Co的配合物：
① Co2+＋ 2NH3·H2O == Co(OH)2↓(粉红)＋2NH4+ Co(OH)2＋6NH3·H2O == [Co(NH3)6]2+(黄)＋2OH-＋2H2O 4 [Co(NH3)6]2+(黄)＋O2＋2H2O == 4 [Co(NH3)6]3+(橙黄) ＋4OH-
② Co2+ ＋ KSCN
[Co(SCN)4]2-(蓝)
在乙醚或戊醇中稳定存在，在水中易分解
(3) Ni的配合物： ① Ni2++2NH3·H2O == Ni(OH)2↓(绿)+2 NH4+
ds区元素
消失溶液呈深棕色→取1ml上述溶液加入10ml蒸馏水→白色沉淀
Cu ＋ Cu2+ ＋ 4Cl－ → 2[CuCl2]- 深棕色 [CuCl2]- ＝稀释＝CuCl↓白 ＋ Cl-
• ②取一份沉淀→1ml浓氨水→沉淀溶解，溶液变蓝色
CuCl ＋ 2NH3＝2[Cu(NH3)2]+ ＋ Cl－
• ③取一份沉淀→1ml浓盐酸→沉淀溶解，若稀释又生成沉淀
Hg(NO3)2 + 2KSCN = Hg(SCN)2↓(白色) + 2KNO3 Hg(SCN)2 + 2SCN- = [Hg(SCN)4]2-(无色) [Hg(SCN)4]2- + Zn2+ = Zn[Hg(SCN)4]↓(白色)
4.铜、银、汞的氧化还原性 （1）氧化亚铜的生成和性质
• ①0.5ml 0.2mol/L CuSO4→慢慢滴加过量6mol/LNaOH溶液→开始
• ②歧化分解：不用做
思考题：实验报告中必须做
三、注意事项
（1）试剂取用，不能污染；
（2）公共试剂不能拿回自己实验台，放回原地摆整齐； （3）试剂用量2-5滴即可，边滴边振荡，注意观察现象； （4）注意药品的浓度，能用稀的不用浓的； （5）试剂用完须盖盖子（尤其是Na2S,NaOH,浓NH3,浓HCl）； （6）尽量用小试管不用大试管； （7）废液倒回收桶,量少的话可稀释后倒入下水道;
2Ag+ + 2OH- = Ag2O↓（棕色）+ H2O Ag2O + 2HNO3 = 2AgNO3 + H2O Ag2O + 4NH3H2O = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O
• ②HgO的生成和性质：0.5ml 0.1mol/L AgNO3→滴加 2mol/LNaOH溶液→HgO↓(黄色) • →沉淀分层两份：一份加2mol/LHNO3，一份加40%氢氧化钠
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。
第十章元素化学概论s区和ds区元素
第十章元素化学概论s区和ds区元素一、元素概论1.元素在周期表中的位置及其分类2.地壳、海洋及大气等“三圈”中元素的分布3.生命中的元素及元素的生物效应二、s区1.氢元素2.对角线规则（Li和Mg，Be 和Al相似性）三、ds区1.与s区的比较, 铜、汞的性质主族元素：最后一个电子排布在最外层，最外层电子总数等于该元素的族数。
副族元素：最后一个电子基本上都排布在倒数第二层，其最高能级组中的电子总数等于该元素的族数。
ds block (电子虽填充在外层s轨道上，但次外层有充满电子的d轨道)f 区元素包括内过渡元素，电子构型为(n-2)f1-14 (n-1)d0-2ns2地壳及大气中的元素海水中的元素生命元素及有毒元素1，必需元素（必需的宏量元素；必需的微量元素）2，有毒元素3，尚未确定元素（33种）微量元素：浓度与生物效应生命元素的特点在27种生命元素中，有6种对生命活动起着特别重要的作用，它们是：C，H，O，N，P和S。
生物高分子主要是由这6种元素构成的，如糖类主要由C，H，O三种元素构成；蛋白质中主要含C，H，O，N和S元素；核酸则由C，H，O，N，P等元素构成．这些元素有如下特点：(1)都存在于环境中生物是在地球上产生的，并同环境变化一起，沿着生态系的稳定性，有选择地取舍环境中的物质而进化发展．所以构成生物高分子的元素都是环境中存在的，且丰度较高。
生命元素的特点(2)都是轻元素构成生物高分子的元素在元素周期表处于前20位元素中，这样就使构成的生物体有较轻的重量。
(3)能形成很强的共价键C ，H ，O ，N 具有能形成共价键的共同性质，它们能相互作用生成大量不同形式的共价键化合物，因为共价结合的强度与所结合原子的原于量成反比，所以这四种元素能形成很强的共价键．这样就使生物分子在长期进化过程中能保持相对稳定。
(4)具有彼此相互结合的能力在有机分子中，由于围绕每个单键结合的碳原子的电子对具有四面体构型，借碳—碳健可形成许多不同的三维空间结构，固此可形成线性、分枝状或环状的骨架．碳原子还可以和氧、氢、氮和硫形成共价结合并把不同种类的功能基引入有机物分子结构中来。
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三，实验内容
1，氢氧化物的生成与性质
反应机理及解释 实验内容 实验现象 Hg22++2OH-→Hg2O↓+H2O 加 CuSO4 生成蓝色沉淀， 取五只试管，分别加入 Hg2O→HgO↓+Hg↓ 0.1mol/L 加 AgNO3 生成黑色沉底， Zn2++2OH-→Zn(OH)2↓ CuSO4,AgNO3,ZnSO4,Cd(NO3)2，加 ZnSO4 生成白色沉淀， +→Cd2++2H O Cd(OH) +2H 2 2 HgNO3溶液，然后向各试管 加 Cd(NO3)2 的溶液有白 + 2Ag +2OH →Ag2O↓+H2O 中加入2mol/dm3 NaOH溶液3 色絮状沉淀生成。 滴，观察沉淀的生成。 加 HgNO3 生成黄色沉淀。
注:在银的试验中，加HCl会出现白色沉淀，应该选用硝酸作为酸类试剂。
2，配合物 （1）氨合物
实验内容
与氨水反应，取五 只试管，分别加入 0.1mol/L CuSO4, AgNO3,ZnSO4, Cd(NO3)2 , HgNO3然 后向各试管中逐滴 加入2mol/dm3的 NH3.H2O至过量，观 察
ds区元素化合物的性质
辛伟贤教授 （化学系） rwysun@ 汕头大学理学院生物医药与先进材料 研究中心407室
04/2014
一，实验目的
1、掌握铜、银、锌、镉、汞的氢氧化物或氧化物的酸碱性； 2、掌握铜、银、锌、镉、汞的金属离子形成配合物的特征 以及铜和汞的氧化态变化。
二，背景知识
3, Cu(Ⅰ)化合物及其性质
（1）碘化亚铜的形成
（1）碘化亚铜的生成。 生成黄色沉 淀 CuSO4+KI 上述溶液+Na2S2O3(适量) 沉淀+KI （2）氯化亚铜的形成和 性质 CuCl2+Na2SO3 (3)氧化亚铜的生成和性质。 先生成砖红 CuSO4+NaOH， 色沉淀，后 上述溶液加入葡萄糖溶液， 加入硫酸沉 观察 淀溶解 沉淀+H2SO4 2Cu2++4I-→2CuI↓+I2 CuI↓+I2+2Na2S2O3→Na2S4O6+2Na I+ CuI↓ CuI +I-→ CuI2CuCl2+Na2SO3+H2O →CuCl+Na2SO4+2HCl CuCl+2NH3· H 2O →[Cu(NH3)2]Cl(无色络合物） +2H2O 2[Cu(OH)4]2- + C6H12O6 ΔCu2O(暗红色 )+C6H12O7（葡萄糖酸）+2H2O+4OH-
取离心分离的 Cu(OH)2 分成三 两只试管中的沉淀都溶 Cu(OH)2是两性氢氧化物，可 份于试管中，一份加入盐酸 解，第三支试管中沉淀 溶于酸也可溶于浓氢氧化钠。 形成 [Cu(OH)4]2-，且易脱水。 另一份加入浓氢氧化钠，震 变黑。 －→[Cu(OH) ]２ Cu(OH) +2OH 2 4 荡。第三份加热。 Cu(OH)２８０～９００Ｃ CuO + H2O
结论：在沉淀剂或配位剂存在时，水溶液部Cu(Ⅱ)能转换Cu(Ⅰ)
4、Hg(Ⅰ)与Hg(Ⅱ)的相互转换
实验步骤 实验现象 解释和/或反应式
Hg(NO3)2+NaCl
Hg(NO3)2 + 一滴汞 （溶液分成两份）
Hg22+＋Cl- → Hg2Cl2↓（白色）
Hg2+ + Hg→Hg22+ (注意Hg的取用，回收) Hg22+ ＋ Cl- → Hg2Cl2↓（白色） Hg2(NO3)2+2KI→Hg2I2↓+2KNO3
实验现象
红色沉淀 无色溶液
解释及结论
Hg2++2I-→HgI2↓ HgI2+2I-→[HgI4]2-
Zn2＋的鉴定： 中性或弱酸性介质下 Zn2+ + Hg（SCN）42- → Zn[CuCl2在很浓的溶液中显黄绿色（CuCl4-配离子），浓溶液中 显绿色，在稀溶液中显蓝色（Cu(H2O)62+配离子）。
实验现象 取离心分离后的 沉淀均分成两 都溶解。 份，一份加入稀盐酸另一份加入 浓氢氧化钠。震荡。
实验内容
反应机理及解释
将上面剩余的Ag2O和Cd(OH)2 加入氢氧化钠后 置于试管中，分别向其中加入氢 Ag2O溶解而 氧化钠和盐酸 Cd(OH)2不溶解。
既显酸性又显碱性。 Zn(OH)2+2OH-→ [Zn(OH)4]Zn(OH)2+H+→Zn2++H2 O Cd(OH)2显酸性，Ag2O 显两性。
上述清液1 +NaCl
上述清液2 +KI
ds区元素包括周期系IB族的Cu、Ag、Au和IIB族的Zn、Cd、 Hg 6种元素，价电子构型为（n-1）d10ns1～2,它们的许多性 质与d区元素相似，而与相应的主族IA和IIA族比较，除了 形式上均可形成氧化数为+1和+2价的化合物外，更多的呈 现较大的差异性。IB和IIB族除能形成一些重要化合物外， 最大特点是其离子具有18电子构型和较强的极化力和变形 性，易于形成配合物。
实验现象
0.1mol/L CuSO4 ， 的试管中显深蓝 色，AgNO3,的试管 中 没 反应 ， ZnSO4 生成白色沉淀后 溶解，,Cd(NO3)2生 成白色沉淀后溶 解。 HgNO3 生成白 色沉淀
解释及结论
(1)Cu2+ +NH3H2O →Cu(OH)2+NH4+ Cu(OH)2 +4NH3H2O →[Cu(NH3)4]2++4H2O+OH(2) AgNO3+ 3NH3H2O →Ag(NH3)2OH + 2H2O+NH4NO3 (3)锌与少量氨水反应生成Zn(OH)2,过 量时生成无色[Zn(NH3)2]+ (4)Cd2+ + 2NH3H2O→Cd(OH)2+ NH4+
（2）其他配体的配合物
（A）银的配合物
怎样比较AgCl,AgBr,AgI溶解度大小？
（B）汞的配合物的生成及应用
实验内容
Hg(NO3)2+适量KI Hg(NO3)2+过量KI 上述溶液 +NaOH+NH4Cl
NH3 + 2HgI42-+ OHI I Hg Hg NH2 I + 5I - + H2O