无机化学：第十一章 ds区元素选述.

第11章ds区元素选述
(I B、II B族: Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg)
一、铜分族、锌分族通性（掌握）
101-2
1、
影响原子半径的因素：①电子层数；②有效核电荷；③核外电子排斥力。

2、
A
B
IVB …… VIII IB IIB IIIA
Al
Z* 显著↗，主导
Ti Cu Zn Ga r↗，次要
Zr Ag Cd In ∴金属性渐弱
Hf Au Hg Tl
（周期性）
副族(IVB ~ VIII)和IIIA主族(铝分族)金属性由上到下依次减弱(Z*因素占主导地位)，与其它主族和IIIB族(Sc，Y，镧系，锕系)( r因素占主导地位）规律相反！
主族(除IIIA外)和IIIB族金属性、：上→下金
→。

3、熔沸点与升华热、颜色的比较：
A、熔沸点与升华热
熔沸点：IB >IIB IB>IA IIB<IIA
升华热：IB >IIB IB>IA IIB<IIA
B、颜色(d-d跃迁引起)
IB(+1) ：3d104d10 5d10 Cu +，Ag +，Au + 均无色
IB(+2) ：Cu2+ 3d9，Ag3+ 4d8，Au3+ 5d8 有色
蓝色棕色棕色
IIB：Zn2+ 3d10 、Cd2+ 4d10 、Hg2+ 5d10 均无色
d1 - d9化合物或配离子有颜色(d-d跃迁引起);
d0和d10化合物或配离子多数无色。

特例：HgI2黄色：O2—→ Hg2+ 电荷迁移跃迁引起。

[Hg(II) d10]
金属性：
同周期：IB＜IIB
同族：上→下：渐弱(有效核电荷Z*因素占优)
1、与酸反应
A、非氧化性酸（如HCl，H3PO4，稀H2SO4……）
Zn ZnCl 2+H 2↑
+ HCl ＝
Cd CdCl 2+H 2↑
而Cu 、Ag 、Au 、Hg 不反应。

B 、氧化性酸（如HNO 3， 浓H 2SO 4……）
M + HNO 3→M(NO 3)2+NO 2、NO 、NH 4+ (M=Zn)
M + H 2SO 4∆−−→MSO 4 + SO 2↑+ H 2O （M ＝Cu 、Ag 、Zn 、Cd 、Hg ，但Au 不反应。

） ✓ Hg 只能溶于氧化性酸；Hg 与氧化合较慢，而与硫、卤素则很容易反应，分别生成
HgO 、HgS 、HgX 2。

✓ Au 可溶于“王水”： Au(s) + HNO 3 + 4HCl ＝H[AuCl 4] + NO↑+ 2H 2O
K 稳(AuCl 4 - )= 1×1026 四氯合金（III ）酸 (强酸)
✓ Cu 、Ag 若生成稳定配合物，或难溶化合物，可使有关E ↓，从而放出H 2：
生成沉淀后电极电势发生变化，sp K →∞0E ⇒→。

生成配合物后电极电势发生了变化，f K →∞0E ⇒→。

2、与碱溶液反应——只有Zn 反应
E B Ө（H 2O/H 2）= -0.829V E B Ө（Zn(OH)42—/Zn ）= -0.829V
Zn(s) +2OH —+2H 2O ＝Zn(OH)42—+ H 2(g)
Zn(s)＋4NH 3＋2H 2O ＝[Zn(NH 3)4]2+＋H 2(g)＋2OH —
3、水溶液中，Ag + 、Hg 2+作氧化剂 (Zn 2+、Cd 2+氧化性极弱)
2Ag + + 2Mn(OH)2+ 2OH —＝2Ag↓+ MnO(OH)2+ H 2O “锰盐法”鉴定Mn 2+
SnCl 2+HgCl 2＝SnCl 4+Hg (l) 鉴定Hg 2+或Hg 22+
四、Cu （Ⅰ）与 Cu （Ⅱ）互相转化 (重点)
1、Cu （Ⅰ）→ Cu （Ⅱ）
酸性溶液中，Cu +歧化：2Cu +＝Cu 2++ Cu(s)
E A Ө（Cu 2+/Cu +）=0.153 V E A Ө（Cu +/Cu ）=0.521 V Cu 2SO 4
(s) CuSO 4(aq) + Cu↓
白色 蓝色
K sp 很小的Cu （Ⅰ）化合物可以在水溶液中稳定存在。

例如：CuI (s) K sp = 5.06×10-12 ；Cu 2S (s) K sp = 2.5×10-50
Cu （Ⅰ）的还原性体现在空气中的O 2可以将CuCl 氧化：
4CuCl(s) +O 2(g) +4H 2O ＝3CuO ·CuCl 2·3H 2O(s) + 2HCl
8CuCl(s) +O 2＝2Cu 2O(s) +4Cu 2+ +8Cl —
Cu （Ⅰ）被适当氧化剂氧化：
例：Cu 2O(s) + 4NH 3(aq) + H 2O(l)＝2[Cu(NH 3)2]+ + 2OH —(aq)
红色 无色
4[Cu(NH 3)2]+ + O 2+ 8NH 3 + 2H 2O ＝4[Cu(NH 3)4]2+ + 2OH —
∴ 可用[Cu(NH 3)2 ] +(aq) 除去混合气体中的O 2.
[Cu(NH 3)4]2+遇强还原剂，可被还原：
2[Cu(NH 3)4]2+ + S 2O 42—+ 4OH —＝2[Cu(NH 3)2]+ + 2SO 32—+ 2NH 3 • H 2O + 2NH 3
（Na 2S 2O 4 连二亚硫酸钠，“保险粉”）
水溶液中Cu （Ⅰ）的歧化是有条件的、相对的：
①[Cu +]较大时，平衡向生成Cu 2+方向移动，发生歧化；
②[Cu +]降低到非常低时，(如生成难溶盐，稳定的配离子等)，反应将发生倒转(用逆歧化表示)： H 2O
2Cu +(aq)−−−→←−−−歧化
逆歧化Cu 2+(aq)+Cu(s) 2、Cu （Ⅱ）→ Cu （Ⅰ）
Cu （Ⅱ）+还原剂→Cu （Ⅰ）
或/和沉淀剂→Cu （Ⅰ）难溶化合物
或/和络合剂→Cu （Ⅰ）稳定配合物
2Cu 2+(aq) + 5I —(aq) ══2CuI(s) +I 3—(aq) K sp (CuI) = 5.06 ×10-12
（I —还原剂+沉淀剂） 可视为“反应耦联”。

用于碘量法测定Cu 2+含量。

2 CuS(s) +10 CN —＝2 [Cu(CN)4]3—+ (CN)2↑+2S 2— K f [Cu(CN)43-] = 2.0×1030
还原剂 + 配体
2Cu 2＋(aq) + 10 CN —＝2 [Cu(CN)4]3—+ (CN)2↑
CN — 拟卤素阴离子， I —；
(CN)2 拟卤素， 似I 2
CuCl 2和Cu(s)在热、浓HCl 中逆歧化： CuCl 2+ Cu （s ） 2 CuCl （逆歧化） CuCl + 2 HCl(浓) H 2[CuCl 3] 强酸
固态高温 Cu （Ⅱ）→ Cu （Ⅰ） 2 CuO(s) Cu 2O(s) + 1/2 O 2(g) ∆r G m Ө298 = +108 kJ·mol -1＞0
∆r H m Ө298 =+143.7 kJ·mol -1＞0
∆r S m Ө298 298 =0.119 kJ·mol -1·K -1＞0
⇒熵驱动的反应！T ↑，∆r G m Ө↓，由Gibbs 方程得，T ＞1208 K, 上述正反应自发进行。

注: R.T. CuO(s)、Cu 2O 都稳定，高温Cu 2O 更稳定。

Cu 2O (s)＝CuO(s) + Cu(s) ∆r G m Ө =113.4 kJ · mol –1
高温时，固态Cu （Ⅱ）化合物能分解为固态Cu （Ⅰ）化合物，说明固态Cu （Ⅰ）化合物比固态Cu （Ⅱ）化合物稳定：
2CuCl 2(s) 2↑
4CuO(s) 2Cu 2O(s) + O 2↑
2CuS(s) Cu 2S(s) + S
五、Hg （Ⅱ）↔ Hg （Ⅰ）的互相转化 （重点）
1、Hg （Ⅰ）的存在形式
Hg 2Cl 2 Hg +：6s 1 应具有顺磁性，实际上为逆磁性。

∴Hg （Ⅰ）为双聚体Hg 22+ [Hg-Hg]2+ 6s 1-6s 1 （对比Cu +为单体）
2、 Hg （Ⅱ）→ Hg （Ⅰ）
A 、酸性溶液中，逆歧化：Hg 2++Hg(l)＝Hg 22+ K =166
对比：Cu +(aq) 歧化：2Cu +(aq)＝Cu 2+(aq) + Cu(s) K = 1.73×106
逆歧化：Hg (l) + Hg 2+(aq)＝2 Hg 22+ (aq) K Ө＝1.66×102
歧化：2 Hg 22+ (aq)＝Hg (l) + Hg 2+(aq) K Ө＝6.02×10-3
由于Hg 22+在水溶液中可以稳定存在，歧化趋势很小，因此，常利用Hg 2+与Hg 逆歧化反应制备亚汞盐，如：
Hg(NO 3)2(aq)＋Hg(l) Hg 2(NO 3)2 (aq) K Ө= 166
HgCl 2(s)＋Hg (l)
Hg 2Cl 2 (s)
3、Hg （Ⅰ）→ Hg （Ⅱ）
∆ ∆ 1000℃773K 1273K 728K 振荡研磨
沉淀剂难溶化合物
Hg（Ⅰ）+ → Hg（Ⅱ）+ Hg(l)
配位剂稳定配合物
Hg22++2OH—＝Hg↓+Hg(OH)2↓OH—为沉淀剂
Hg22++4I—＝Hg↓+[HgI4]—I—为配位剂
固态中的分解反应，也可以实现由Hg（Ⅰ）到Hg（Ⅱ）的转化：
Hg2CO3
Hg+HgO+CO2↑
检定Hg22+：Hg2Cl2 + NH3·H2O＝H2N-Hg-Cl + Hg (l) + NH4Cl + 2H2O
(氯化氨基汞) 白色+ 黑色→ 灰黑色
六、铜锌分族重要化合物
1、氧化物
A
Cu2O CuO Ag2O ZnO CdO HgO 颜色红色黑色暗棕色白色棕红色黄红色酸碱性弱碱两性碱性两性碱性碱性稀H2SO4歧化溶解Ag2SO4 溶解溶解溶解氨水中[Cu(NH3)4]2+[Cu(NH3)4]2+[Ag(NH3)2]+[Zn(NH3)4]2+[Cd(NH3)4]2+不反应氧化性有有有无无有B
d电
子数
1 2 3 4 5 6 7 8 9
颜色Ti3+
紫色Ti2+
黑色
V2+
紫色
Cr2+
灰蓝色
Mn2+
肉色
Fe2+
绿色
Co2+
粉红色
Ni2+
绿色
Cu2+
蓝色
f电
子数
1 2 3 4 5 6 7 8 9
颜色Ce3+
无色
Pr3+
黄绿色
Nd3+
红紫色
Pm3+
粉红色
Sm3+
淡黄色
Eu3+
粉红色
Gd3+
无色
Tb3+
粉红色
Dy3+
淡黄色
R.T.白R.T.棕红
↓△↓△
浅黄深灰（制变色温度计）
CuO中Cu2+为d 9，d-d跃迁产生颜色；其余M+或M2+均为d10，无d-d跃迁，化合物的颜色由“荷移跃迁（电荷跃迁）”引起。

AgCl、AgBr、AgI颜色依次加深
阳离子相同，阴离子变形性不同，阴离子变形性越大，化合物越容易发生“电荷迁移跃迁”；
吸收光谱向长波(低波数)方向移动，表现出来较深的颜色。

Cd2+: d10 CdS（黄色）Cd2+← S2—∆E = 2.4 eV
ZnS（白色）Zn2+← S2—∆E > 3.9 eV
可见光E
光子
＝1.7 - 3.1 eV (λ = 400 – 760 nm)
MnO4—紫色：O2—hv
−−→Mn(VII) (d 0) “电荷迁移跃迁”；
主族元素含氧酸根不显颜色，O2—→中心离子跃迁能量超出可见光区, 不显颜色。

C、一些重要氧化物的性质
hv
ZnO 、CuO 两性，其余氧化物碱性。

ZnO 受热时是黄色的，但冷时是白色的。

ZnO 俗名锌白，常用作白色颜料。

ZnCO 3
ZnO+CO 2↑
CdO 在室温下是黄色的，加热最终为黑色，冷却后复原。

这是因为晶体缺陷（金属过量
缺陷）造成的。

CdCO 3 CdO+CO 2↑
黄色HgO 在低于573 K 加热时可转变成红色HgO 。

两者晶体结构相同，颜色不同仅是
晶粒大小不同所致。

黄色晶粒较细小，红色晶粒粗大。

2HgO 2Hg(l) ＋O 2(g)
Ag 2O 和MnO 2、Cr 2O 3 、CuO 等的混合物能在室温下将CO 迅速氧化成CO 2，因此可用
于防毒面具中。

2Ag + + 2OH —＝Ag O + H 2O 2
✓ 在温度低于-45 o C ，用碱金属氢氧化物和硝酸银的90%乙醇溶液作用，则可能得到白色
的AgOH 沉淀。

✓ Ag 2O 是构成银锌蓄电池的重要材料。

银锌电池以Ag 2O 为正极，Zn 为负极，用KOH 做
电解质，电极反应：
负极： Zn ＋2OH —＝Zn(OH)2＋2e —
正极： Ag 2O ＋4e —＋2H 2O ＝2Ag + 4OH — 总反应： Ag 2O + 2Zn + 2H 2O −−−→←−−−充电放电
2Ag + 2Zn(OH)2 电池符号：(-) Zn(s) |Zn(OH)2(s) | OH –(c 1) || OH –(c 2) | Ag 2O(s) | Ag (s) (+)
银锌电池的蓄电量是1.57 A·min·kg -1 ，比铅蓄电池（蓄电量为0.29A·min·kg -1）高得多，所以银锌电池常被称为高能电池。

D 、氧化性
CuO 、Ag 2O 、HgO 有一定氧化性。

例如“银镜反应”：Ag 2O + 4NH 3·H 2O ＝2[Ag(NH 3)2]+ + 2OH —+ 3H 2O
2[Ag(NH 3)2]+ + RCHO + 2OH —＝RCOONH 4+ + 2Ag↓+ 2NH 3↑+ H 2O
羧酸铵 （“化学镀银”）
✓ 银氨溶液在气温较高时，一天内可形成强爆炸的氮化银： Ag(NH 3)2+ → Ag 3N
可加盐酸回收： Cl —浓度足够大 ：Ag(NH 3)2++2H ++ Cl —＝AgCl↓+2NH 4+
2、氢氧化物——2、Zn(OH)2、Cd(OH)2
A 、酸碱性
Zn(OH)2典型两性 BA （似Al(OH)3) Zn 2+H +←−−Zn(OH)2OH −−−→—Zn(OH)42- Zn(OH)2+ NH 3·H 2O →Zn(NH 3)42+
Cu(OH)2也是BA ，在NH 3·H 2O 中→Cu(NH 3)42+ Cu 2+H +←−−Cu(OH)2OH −−−→
—浓Cu(OH)42— Zn 2+(Cd 2+) + OH —＝Zn(OH)2 (Cd(OH)2)
Hg 2+ + 2OH –＝HgO + H 2O
Zn(OH)2 、Cd(OH)2 、HgO 碱性依次增强
B 、Cu （Ⅱ）氧化性
Cu(OH)42—+ C 6H 12O 6＝CuOH+ H 2O+ C 6H 12O 7
2CuOH ＝Cu 2O(s) + H 2O 用于检验糖尿病。

（红色）
568K 600K 573K
C 、形成配合物
M(OH)n →M(NH 3)x n + (M n += Cu +、Cu 2+、Ag +、Zn 2+、Cd 2+；ds 区M n + (18e)更易形成配合物) 分离Zn 2+和Al 3+：用氨水Zn(NH 3)42+、Al(OH)3↓。

但HgO 与NH 3·H 2O 不反应。

3、
酸溶反应可用“多重平衡原理”定量计算：
MS(s) +2H +(aq)＝M 2+(aq) + H 2S (aq) 1222(M S )
=(H S )(H S )
sp a a
K K K K ⋅ 可见：K sp （MS ）↗, 则K ↗， MS 酸溶倾向↗
据此，可得：
①ZnS(s)溶于2mol·dm -3HCl
②CdS(s)溶于6mol·dm -3HCl
Cu 2S 不溶于HCl ，但溶于HNO 3
CuS Cu 2+ (Ag +) + S↓+ NO 2、NO
Ag 2S
HgS 不溶于HCl 、HNO 3，但溶于Na 2S(aq) 或HCl-KI 溶液或王水中：
（1）HgS(s) +S 2—＝HgS 22— K
2-2
5352(HgS)(HgS )4109.510 3.8sp K K K -=⨯=⨯⨯⨯= HgS 是IB 和IIB 族硫化物中唯一溶于Na 2S (aq) 的硫化物
（2）HgS(s) +2H ++ 4I —＝HgI 42—+H 2S K
24
225329(HgS)(HgI )27151(H S)2(H S)410 6.810 2.910131010
sp f a a K K K K K -----⨯⨯⨯⨯===⨯⨯⨯⨯ （3）3HgS + 12HCl + 2HNO 3＝3H 2[HgCl 4] + 3S ↓+ 2NO+ 4H 2O K
24
2233(HgS)(HgCl )'3431(H S)2(H S)[][] 1.0510[]sp f a a K K K K K K -⨯=⨯=⨯⨯ （其中24
15(HgCl ) 1.2610f K -=⨯） CuS 溶于KCN(aq)，而CdS(s)不溶：2CuS(s) +10CN —＝2[Cu(CN)4]3—+ (CN)2(g) +2S 2—
3-4
3-423'(CuS) Cu(CN)36
(CuS)30 Cu(CN)[][]610=2.010sp f sp f K K K K K K -=⨯⨯=⨯⨯
K' 对应于： 2Cu 2++ 2CN —＝2Cu + + (CN)2 (g)
CdS(s) + 4CN —＝Cd(CN)42—+ S 2—, K
3-4
17188(CdS) Cd(CN)[][]8107.110 5.710sp f K K K -=⨯=⨯⨯⨯=⨯
利用硫化物上述溶解性差异，可以方便地设计出分离不同MS （M 2S ）的方法。

重要硫化物的应用
ZnS 可用作白色颜料，它同BaSO 4共沉淀所形成的混合晶体ZnS·BaSO 4叫做锌钡白或立德粉，是一种优良的白色颜料。

ZnSO 4(aq)＋BaS(aq)＝ZnS·BaSO 4(s)
在晶体ZnS 中加入微量的金属作活化剂， 经光照后能发出不同颜色的荧光 ，这种材料叫荧光粉，可制作荧光屏、夜光表等，如：
加银为蓝色 加铜为黄绿色 加锰为橙色
CdS 用做黄色颜料，称为镉黄。

纯的镉黄可以是CdS ，也可以是 CdS·ZnS 的共熔体。

七、卤化物
键型
氟化物 氯化物 溴化物 碘化物
离子化合物 共价性↑
①CuX 、AgX 、Hg 2X 2（X = Cl 、Br 、I ）不溶于水
②CuX 2、ZnX 2、CdX 2易溶于水，但无CuI 2
2Cu 2++4I —＝2CuI(s) + I 2(s)
1、HgCl 2
HgCl 2俗称“升汞”。

极毒，内服0.2～0.4 g 可致死，微溶于水，在水中很少电离，主要以HgCl 2分子形式存在。

HgCl 2稀水溶液可用于手术器械消毒。

2、Hg 2Cl 2
味甜，通常称为“甘汞”，无毒，不溶于水的白色固体。

由于Hg(I)无成对电子，因此Hg 2Cl 2有抗磁性。

对光不稳定。

Hg 2Cl 2 + SnCl 2 = 2Hg(l) + SnCl 4 （作氧化剂）
黑
Hg 2Cl 2常用来制做甘汞电极，电极反应为： Hg 2Cl 2 + 2e —＝2Hg(l) + 2Cl —
3、ZnCl 2 氯化锌溶液蒸干 ：ZnCl 2＋H 2O Zn(OH)Cl ＋HCl↑
氯化锌的浓溶液形成如下的配合酸：
ZnCl 2＋H 2O ＝H[ZnCl 2(OH)]
该配合物具有显著的酸性，能溶解金属氧化物：
FeO ＋2H[ZnCl 2(OH)]＝Fe[ZnCl 2(OH)]2＋H 2O
4、卤化铜和卤化亚铜
A 、CuCl 2
不但溶于水，而且溶于乙醇和丙酮。

CuCl 2在很浓的溶液中呈绿色，在稀溶液中显蓝色。

CuCl 2 · 2H 2O Cu(OH)2 · CuCl 2 + 2HCl + 2H 2O
所以制备无水CuCl 2时，要在HCl 气流中加热脱水，无水CuCl 2进一步受热分解为CuCl 和Cl 2 。

B 、卤化亚铜：共价化合物
∆ ∆
卤化亚铜都是白色的难溶化物，其溶解度依Cl 、Br 、I 顺序减小。

拟卤化铜也是难溶物，如：CuCN K sp = 3.2×10–20
C 、卤化铜→卤化亚铜的转化
卤化铜−−−→还原剂卤化亚铜
2CuCl 2 + SnCl 2＝2CuCl↓+SnCl 4
2CuCl 2 + SO 2+ 2H 2O ＝2CuCl↓+H 2SO 4+2HCl
CuCl 2 +Cu ＝2CuCl↓
CuI 可由Cu 2+ 与 I –直接反应制得：2Cu 2+ + 2I —＝ 2CuI + I 2
干燥的CuCl 在空气中比较稳定，但湿的CuCl 在空气中易发生水解和氧化：
4CuCl + O 2+ 4H 2O ＝3CuO · CuCl 2 · 3H 2O + 2HCl
8CuCl + O 2＝Cu 2O+ 4Cu 2+ + 8Cl –
CuCl 易溶于盐酸，由于形成配离子，溶解度随盐酸浓度增加而增大。

用水稀释氯化亚铜的浓盐酸溶液则又析出CuCl 沉淀：
CuCl 32–+ CuCl 2–−−−→←−−−冲稀
浓盐酸2CuCl↓+ 3Cl – 5、金的化合物
Au （III ）是金的常见的氧化态，如：AuF 3，AuCl 3，AuCl 4–，AuBr 3，Au 2O 3 · H 2O 等 AuCl 3无论在气态或固态，它都是以二聚体Au 2Cl 6的形式存在，基本上是平面正方形结构。

AuCl
3 AuCl + Cl 2
八、铜、锌族配合物
与IA 、ⅡA 相比，IB 、ⅡB 族M 更易形成各种配合物。

因为：
①M n+ 18e (Zn 2+、Cd 2+)、9-17e (Cu 2+) 结构，极化力大和明显的变形性；
②M n+ 的（n -1）d 与ns 、np 轨道能量相近，易杂化成键。

1、Cu +的配合物 （掌握）
4Cu(NH 3)2+ + O 2 + 2H 2O + 8NH 3＝4Cu(NH 3)42++ 2OH — Cu(NH 3)2+显强还原性（可除去O 2） 无色 空气 深蓝
2 Cu 2++ 10CN —＝2 [Cu(CN)4]3—+(CN)2↑ CN —作还原剂、络合剂 同理：2 Cu 2++4I —＝2 CuI↓ + I 2↓ I —作还原剂、沉淀剂
2、Cu 2+的配合物 （掌握）
Cu 2++ 4 NH 3＝Cu(NH 3)42+
铜（Ⅱ）配合物的配位数和结构
Cu 2+的配位数有2，4，6等，常见配位数为4。

Cu （Ⅱ）八面体配合物中，如Cu(H 2O)62+、 CuF 64–、[Cu(NH 3)4(H 2O)2]2+等，大多为四短两长键的拉长八面体，只有少数为压扁的八面体，这是由于姜-泰勒效应引起的。

电子在简并轨道中的不对称占据会导致分子的几何构型发生畸变， 从而降低分子的对称性和轨道的简并度， 使体系的能量进一步下降， 这种效应称为姜－泰勒效应。

Cu(NH 3)42+ 等则为平面正方形(Cu 2+ dsp 2杂化)。

CuX 42– (X=Cl —，Br —)为压扁的四面体(Cu 2+ sp 3杂化) 。

3、银的配合物
Ag +通常以sp 杂化轨道与配体如Cl –、NH 3、CN – 、S 2O 32–等形成稳定性不同的配离子。

2Ag(NH 3)2+ + HCHO + 2OH —＝2Ag↓+ HCOO —+ NH 4+ + 3NH 3 + H 2O
4Ag + 8NaCN + 2H 2O + O 2＝4Na[Ag(CN)2] + 4NaOH
2Ag(CN)2—+ Zn ＝Ag + Zn(CN)42—
∆
4、金的配合物
HAuCl4 · H2O(或NaAuCl4 · 2H2O)和KAu(CN)2是金的典型配合物。

2Au + 4CN—+ 1/2O2+ H2O＝2Au(CN)2–+ 2OH—
2Au(CN)2—+ Zn＝2Au + Zn(CN)42—
5、Hg2+、Hg22+的配合物
A、Hg2+、Hg22+不形成氨配合物，而是发生“氨解反应”：
Cl-Hg-Cl+ H-NH2＝H2N-Hg-Cl↓+ H+ + Cl—
对比HgCl2水解：Cl-Hg-Cl + H-OH＝HO-Hg-Cl + H+ + Cl—
Hg2Cl2在氨解的同时发生“歧化”：Cl-Hg-Hg-Cl + H-NH2 = H2N-Hg-Cl↓+ Hg(l) + H+ + Cl –
(Hg2Cl2)
因为Hg2+、Hg22+极化力强！
B、Hg2+与CNˉ、Iˉ的反应
不生成Hg(I) 的CNˉ或Iˉ配合物！
Hg22++ 4CN—＝Hg(CN)42- + Hg(l)
Hg22+ +4I—＝HgI42—+ Hg(l)
Hg2+与过量的KI反应，首先产生红色碘化汞沉淀，然后沉淀溶于过量的KI中，生成无色的碘配离子：
Hg2+＋2I—＝HgI2(s) 红色
HgI2(s)＋2I—＝[HgI4]2—无色
Hg2+离子可以与卤素离子和SCN—离子形成一系列配离子：
Hg2+ + 4 Cl—＝[HgCl4]2—
Hg2+ + 4I—＝[HgI4]2—
Hg2+ + 4SCN—＝[Hg(SCN)4]2—
、[HgCl3]
配离子的组成同配位体的浓度有密切关系，在0.1 mol /L Cl－离子溶液中，HgCl
－和[HgCl4]2－的浓度大致相等；在1 mol/L Cl－离子的溶液中主要存在的是[HgCl4]2－离子。

Hg2+与卤素离子形成配合物的稳定性，依Cl―Br―I顺序增强。

6、Nessler’s reagent（奈斯勒试剂）：[Hg(NO3)2 + KI + KOH] 混合溶液（重点）
K2[HgI4]和KOH的混合溶液，称为“奈斯勒试剂”，如溶液中有微量NH4+离子存在时，滴入试剂立刻生成特殊的红棕色的碘化氨基·氧合二汞(Ⅱ)沉淀：。