无机化学实验报告：Ds区元素(铜、银、锌、镉、汞)

Hg2+＋4SCN ＝Hg (SCN) 42
－ －
－
Zn2++Hg (SCN) 42 ＝Zn[Hg (SCN) 4]↓
） （反应速度相当缓慢，如有Zn2+存在时，Co2+与试剂的反应加快。
四、铜、银、汞的氧化还原性。 内容 操作 现象 解释
0.5 mL 0.2 mol·L-1 CuSO4 →过量 6 mol·L-1 NaOH→ → 1mL 10% 葡 萄糖溶液△→ ↓→ 两份 (黄↓→红↓) 2 mol·L-1 H2SO4 →静置→△ 1mL 浓氨水→静 置
［问题讨论］ 1、使用汞应注意什么？为什么要用水封存？
1、 选用什么试剂溶解？ 物质 试剂 Cu(OH)2 稀 HCl CuS 热稀HNO3 CuBr2 氨水 AgI Na2S2O3
4、区别：Hg(NO3)2 、Hg2(NO3)2、AgNO3 物质 KI 液 过量氨水 Hg(NO3)2 红色↓ 白色↓ Hg2(NO3)2 灰色↓ 灰黑色↓ AgNO3 黄色↓ 先产生白色↓后溶解
2、Hg2+ 转化为Hg22+ 0.2 mol·L-1 Hg2+ →1 滴金属汞 清夜→0.2 mol·L-1NaCl 清夜→0.2 mol·L-1NH3·H2O
金属汞溶解 白色↓ 灰色↓
Hg2+ + Hg＝Hg22+ Hg22+ +2Cl ＝Hg2Cl2↓白色
－
Hg22++2NH3+NO3－=[ NH2 Hg] NO3↓＋2Hg↓+NH4+
Ag+
Ag2O 褐↓
HNO3 溶 溶 无色
氨水 溶 NaOH 不溶
Ag2O+ 4NH3 + H2O =2Ag(NH3)2+ +2OH
－
Hg2+ 结论
HgO 黄↓
HgO + 2H+＝Hg2+ +H2O
AgOH、Hg(OH)2沉淀极不稳定，脱水生成成碱性的Ag2O、HgO。
二、锌、镉、汞硫化物的生成和性质； 操作： :0.5 mL 0.2 mol·L-1 ZnSO4、CdSO4、Hg(NO3)2→1 mol·L-1Na2S→ (浓 HCl、王水)。 指导： 离子 溶解性 Zn2+ Cd2+ Hg2+ 结论 结论 溶解性 硫化物 CuS Ag2S ZnS CdS HgS 颜色 黑 黑 白 黄 黑 稀 HCl 不溶 溶 溶 溶 不溶 浓 HCl 不溶 溶 溶 溶 不溶 浓HNO3 溶（△） 溶 溶 溶 不溶 王水 溶 溶 溶 溶 溶 Ksp 1.6×10 2×10 6×10
2+
【重点、难点】
实验指导、演示、启发
实验现象
H2SO4 NaOH 溶
解释及原理 Cu2+ +OH－＝Cu(OH)2↓ Cu(OH)2+2H+＝Cu2++2H2O Cu(OH)2++OH－＝［Cu(OH)4］2－
浅蓝↓
溶
Zn
2+
白↓
Zn2+ +OH－＝Zn(OH)2↓方程式同上
溶 溶
Cd2+ 结论
白↓
浅蓝↓ ↓溶 红 ↓ 溶 解，有红 色固体 Cu ↓溶，深 蓝色
Cu2+ +OH－＝Cu(OH)2↓ Cu(OH)2+OH－＝［Cu(OH)4］22 [Cu(OH)4]2- + C6H12O6= Cu2O↓+ C6H12O7 +4OH－+2H2O
Cu2O
被O2氧化成Cu(Ⅱ)
c) 10 mL 0.5 mol·L-1 CuCl2→3mLHCl浓 、 Cu屑→ △至绿色消失→几滴＋10 mL H2O→如有白↓→ 全部倾入 100mLH2O，洗涤至无蓝色。 CuCl 3mL 浓氨水 白↓分两份 3mLHCl浓 [指导]： ↓溶解 ↓溶解 CuCl + 2NH3＝Cu(NH3)2+ + Cl
－5
→↓→2 mol·L-1HCl
实验现象 HCl稀 溶 溶 不溶 HCl浓 溶 溶 不溶 王水 溶 溶 溶
－
解释及原理 M2+ + S2 ＝MS↓ MS + H+ ＝ M2+ + H2S
ZnS 白↓ CdS 黄↓ HgS 黑↓
臭↑（H2S） ，CuS、CdS易溶于酸，最难溶的是HgS，须用王水溶解。
－
银镜反应
3、CuI 的生成和性质 操作 0.5 mL 0.2 mol·L CuSO4 → 0.2 mol·L-1 KI → 棕黄色 →0.5 mol·L-1 Na2S2O3 4、汞（Ⅱ）和汞（Ⅰ）的转化 操作 1、Hg 的氧化性 0.2 mol·L-1 Hg(NO3)2 →0.2 mol·L-1SnCl2
溶
不溶
Cd2+ +OH－＝Cd(OH)2↓
Zn(OH)2、Cu(OH)2具有两性，以碱性为主，能溶于浓的强碱中生成四羟基合M（Ⅱ）酸根配离子。 Cd(OH)2碱性比Zn(OH)2强，仅能缓慢溶于热浓强碱。
2、银、汞氧化物的生成和性质 操作： :0.5 mL 0.1 mol·L-1 AgNO3 →2 mol·L-1NaOH→ →↓+ 2 mol·L-1HNO3(2 mol·L-1 NH3·H2O) :0.5 mL 0.2 mol·L-1 Hg(NO3)2 → 2 mol·L-1NaOH→ →↓+ 2 mol·L-1HNO3(40% NaOH) 指导： 离子 实验现象 解释及原理
－
Ag+
2+
Ag2O↓褐
溶Ag(NH3)2+ 溶 Zn(NH3)42+无色 不溶
Ag2O+ 4NH3 + H2O =2Ag(NH3)2+ +2OH Zn2++2OH ＝Zn(OH)2↓
－
－
Zn 2、汞 合 物 和 应
↓白 ↓白
Zn(OH)2 + 4NH3＝Zn(NH3)42+ +2OH
－
Hg
2+
结论 内容 操作
橙红↓ ↓溶
HgI2＋2KI＝K2[HgI4]（无色）
碘 配 合 物
红棕↓
a) b)
K2[HgI4]与KOH混合溶液（奈斯勒试剂）可用于鉴出微量的NH4+。 在 HCl 下可溶解 HgS: 白↓ ↓溶 白↓ Hg2+＋2SCN ＝Hg (SCN) 2↓
－
5d 0.2mol·L-1Hg(NO3)2 →0.1mol·L-1 KSCN 白↓→ KSCN → ZnSO4（可用于鉴定Zn2+） SCN 配 合 物 结论
－49 －36 －28
7.1×10 2×10
－52
三、铜、银、锌、汞的配合物 1、氨配和物的生成 操作： :0.5 mL 0.2 mol·L-1 CuSO4、AgNO3、ZnSO4、Hg(NO3)2 →2mol·L-1氨水→2mol·L-1氨水。
离子 注意： Cu2+
氨水 ↓浅蓝 溶
过量
－
解释及方程式 Cu2++2OH ＝Cu(OH)2↓ Cu(OH)2 + 4NH3＝Cu(NH3)42+ +2OH
Cu2+ 、Ag+、Zn2+可生成氨配合物。Hg2+ Hg22+与氨会生成溶解度很小的氨基硝 酸汞（或氨基氯化汞） ，所以它们不形成氨基配合物。 现象
-1 -1
的 配 生 成 用
解释 Hg2+＋2I ＝HgI2↓
－
0.5 mL 0.2 mol·L Hg(NO3)2 →0.2mol·L KI →↓→KI 固体至↓溶解 → 40% KOH→ 氨水 （可用于鉴定NH4+） 结论
(由适量→过量)
2+ -1
现象 棕黄色 白色↓
2+
－
解释及方程式 2Cu +4I ＝2CuI↓+I2 2S2O32 +I2＝S4O62 +2 I (碘量法测定Cu2+的基础)
－ － －
现象
适量: 白色↓ 过量: 灰黑↓
4+
解释及方程式 Sn 量少 － Hg2+ + Sn2++4Cl = Hg2Cl2↓白色＋SnCl62Sn4+量多 Hg2Cl2+Sn2++4Cl = 2Hg↓黑色+ SnCl62－
实验九
【学习目标】
Ds 区元素（铜、银、锌、镉、汞）
认知目标：掌握铜、银、锌、镉、汞的氢氧化物或氧化物的酸碱性，硫化物的溶解性及配位性。 技能目标：掌握Cu+ \ Cu2+及Hg22+\ Hg2+相互转化条件，正确使用汞； 思想目标：培养学生观察现象、思考问题的能力。 【教学安排】 一 二 课时安排：3 课时 实验要点：1、铜、银、锌、镉、汞氢氧化物或氧化物的生成和性质； 2、锌、镉、汞硫化物的生成和性质； 3、铜、银、锌、汞的配合物； 4、铜、银、汞的氧化还原性。 Cu+ \ Cu2+及Hg22+\ Hg2+相互转化条件； 这些元素的氢氧化物或氧化物的酸碱性，硫化物的溶解性及配位性。 【教学方法】 【实验指导】 一、铜、银、锌、镉、汞氢氧化物或氧化物的生成和性质 1、铜、锌、镉 操作：0.5mL 0.2 mol·L-1MSO4→2 mol·L-1NaOH→↓ →2 mol·L-1H2SO4; ↓→2 mol·L-1 NaOH 指导： 离子 Cu