化学奥赛北师大版无机化学课件ds区金属
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无机化学实验报告-DS区元素
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＋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(NH)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。
ds区,d区和f区元素
CrCl3的稀溶液呈紫色，其颜色随温度的升高和Cl－浓度 增大而变绿色，[CrCl(H2O)5]2+（浅绿），[CrCl2(H2O)4]+ （暗绿）。
水解性：Cr3+和亚铬酸盐均易水解： Cr3+ + H2O [Cr(OH)]2+ + H+ 呈酸性。
亚铬酸盐即CrO2-，在碱性溶液中有较强的还原性，能 被H2O2、Na2O2、Cl2、Br2等氧化成铬（Ⅵ）酸盐CrO42而Cr(Ⅲ)在酸性溶液中很稳定，只有在很强的氧化剂 （高锰酸钾等）作用下才能将其氧化。
3. 锌配合物 Zn2+和氨水、KCN等能形成无色的四配位离子： [Zn(NH3)4]2+、[Zn(CN)4]2-、[Zn(CN)4]2-用于电镀中 4. 汞配合物 Hg(I)形成配合物倾向较小。 Hg(II)易和CN-、SCN-、Cl-、Br-、I-离子均生成 [ML4]2-配离子。
Hg2++2I-→HgI2↓(红色)+2I-→[HgI4]2[HgI4]2-与碱混合后叫奈氏试剂，用于鉴定NH4+、
3. 过渡元素的水合离子多具有特征颜色
由主族元素构成的正离子和负离子一般
都是无色的，而过渡元素的水合离子多具
有特征颜色，这与它们的离子具有未成对
的d电子有关。注意p303中一些过渡元素的
水合离子的颜色与未成对d电子的关系。
4. 过渡元素容易形成配合物 过渡元素的离子存在空的ns和np轨道和部分填充 或全空的（n-1）d轨道；过渡元素的原子也存在着 空的np轨道和部分填充的（n-1）d轨道，这样的电
2 H OH
Cu(OH)2也是BA，但 与NH3· 2O→ [Cu(NH3)4]2+ H
无机化学ds区、d区和f区过度元素ppt课件
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8.2 铜族和锌族化合物 8.2.1 概述 价电子构型： (n-1)d10ns1-2 对于铜族元素，又称IB族，可失去s上的电子，又可失 去d上电子，氧化数+1、+2、+3。常见的是：Cu→+2， Ag→+1，Au→+3。 因 IB 族离子具有较强的极化力，变形性也大，故其二 元化合物一般有相当程度的共价性，难溶于水。 对于ⅡB族，只能失去最外层2个电子，形成+2价化合 物。汞有+1（以双聚离子[Hg-Hg]2+形式存在） 从 Zn2+→Cd2+→Hg2+ 极化力和变形性依次增强，当与 易变形的阴离子形成的化合物，有相当程度的共价性， 所以Hg2+的这类化合物溶解度较小，且显色。
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AgNO3： 最重要的可溶性银盐，Ag与65%HNO3，反应后制得， Ag+具有氧化性 。 遇光或加热易分解而析出银，注意保存在棕色瓶中。 2AgNO3→2Ag+2NO2+O2 AgI在人工降雨中作冰核形成剂 HgCl2： Hg取sp杂化，为共价化合物，直线构型。熔点较低 （280℃），易升华，故俗名升汞，能溶于水（25℃， 7g/100g水），有毒，稀溶液可杀菌，∴外科用作手术器 械的消毒剂。
无机化学ds区 、d区和f区过 度元素
8.1 过渡元素概述
8.1.1 基本划区 价电子构型：(n-1)d1-10ns1-2 铜族:货币元素 锌族：低熔点重金属；汞（常温下唯一的一种液体金属） 钒族：酸土元素 铁系元素 铂系元素 镧系元素和锕系元素
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8.1.2 过渡元素的特性 ● 过渡元素都是金属 ● 许多元素形成多种氧化态 除了s电子参与成键，d电子也部分或全部参与成键（ ⅡB族除外） ，从而导致丰富的氧化还原行为。 ● 过渡元素的水合离子多具有特征颜色 过渡元素的离子在水溶液中常呈现一定的颜色，这与该 离子存在未成对d电子有关， d-d跃迁，一般d0， d10没有颜 色。 ● 形成配合物的能力比较强 过渡元素的离子存在空的ns，np和部分填充或全空的(n1)d轨道，可接受配位体的出对孤对电子。
无机化学c8d区、ds区元素
E Hg /Hg 0.852 V
总趋势：从上到下活泼性降低。
E Cd 2 /Cd 0.402 V
六、 d区元素的氧化态
多种氧化态。例如：Mn的氧化态呈连续状，
Mn(CO)5Cl(+1)，Mn(CO)5，NaMn(CO)5(-1)。
注：红色为常见的氧化态。
七、 d区元素离子的颜色
二、 铬的化合物
Cr2O3 (铬绿)
颜色 CrO3 (铬酐) 暗红色
熔点/℃ 受热时的变化 198 250℃分解为 Cr2O3与O2 熔融不分解 熔融不分解 不分解 失去结晶水 失去结晶水
K2CrO4
K2Cr2O7 (红矾) Cr2O3 (铬绿) CrCl3· 2O 6H
黄色
橙红色 绿色 紫色
5
浓H2SO4, SO2 浓HCl
CrCl3· 2O H
(暗红色,针状)
K 2Cr2O7 + H 2SO4 (浓) K 2SO4 + 2CrO 3 (s) + H 2O
(3) Cr(Ⅵ) 含氧酸及其离子在溶液中的转化 •H2Cr2O7, H2CrO4均为强酸,仅存在于稀溶液
HCr2O 7 2 H Cr2O 7
锰单质的性质：
•白色金属，硬而脆 • 活泼金属： (Mn /Mn) 1.182V E
2
Mn 2H 2 O Mn(OH)2 (s) H 2 Mn 2H (稀) Mn 2 H 2
•与氧、卤素等非金属反应： Δ 3Mn + 2O 2 Mn 3 O 4
Mn + X 2 MnX 2 (X ≠ F) Mn + F2 MnF4 和MnF3
K a2 0.85
化学奥赛北师大版无机化学课件ds区金属
2CuCl2+SO2+2H2O = CuCl2+Cu =
2CuCl↓+SnCl4 2CuCl↓+H2SO4+2HCl 2CuCl↓
2Cu2+ + 4I – ==== 2CuI↓+ I2 Ө(Cu2+/CuI)=0.86V； Ө(I2/I–)=0.536V
常用此反应以碘量法定量检测Cu2+含量
18
性质
蓝色 28
3. Cu(II)与Cu(I)的相互转化
•水溶液中：稳定性 Cu(I)<Cu(II)
Cu2+
C0.u1+58V
Cu
0.522V
2020/11/29
Ө(右)＞ Ө(左)，Cu+易歧化，不稳定。 •因此一价铜化合物只存在于较稳定的配合物中或者是存在于难溶物中。
2Cu+ Cu2++Cu ， =1.4×106
溶解无色溶液放置或摇动后无变化的为的为agcl白色难溶物很快转变黑色难溶物的为hg相关的特殊试剂hgcl氯化亚汞hg氯化物氯化亚汞甘汞医药上用作轻泻剂化学上常用作甘汞电极在亚汞化合物中汞式出现氧化数为1是一种不溶于水的白色粉末无毒略甜俗称甘汞两个hg以共价键结合共价数是2hgcl制备
化学奥赛北师大版无机化学课件ds区金属
Ag + 4HNO3(浓) === AgNO3 + NO2 + H2O Cu + 2H2SO4(浓) === CuSO4 + SO2 + 2H2O 2Ag + 2H2SO4(浓) === Ag2SO4(s) + SO2 + 2H2O
Au + 4HCl(浓) + HNO3(浓) === H[AuCl4] + NO(g) + 2H2O
2CuCl↓+SnCl4 2CuCl↓+H2SO4+2HCl 2CuCl↓
2Cu2+ + 4I – ==== 2CuI↓+ I2 Ө(Cu2+/CuI)=0.86V； Ө(I2/I–)=0.536V
常用此反应以碘量法定量检测Cu2+含量
18
性质
蓝色 28
3. Cu(II)与Cu(I)的相互转化
•水溶液中：稳定性 Cu(I)<Cu(II)
Cu2+
C0.u1+58V
Cu
0.522V
2020/11/29
Ө(右)＞ Ө(左)，Cu+易歧化，不稳定。 •因此一价铜化合物只存在于较稳定的配合物中或者是存在于难溶物中。
2Cu+ Cu2++Cu ， =1.4×106
溶解无色溶液放置或摇动后无变化的为的为agcl白色难溶物很快转变黑色难溶物的为hg相关的特殊试剂hgcl氯化亚汞hg氯化物氯化亚汞甘汞医药上用作轻泻剂化学上常用作甘汞电极在亚汞化合物中汞式出现氧化数为1是一种不溶于水的白色粉末无毒略甜俗称甘汞两个hg以共价键结合共价数是2hgcl制备
化学奥赛北师大版无机化学课件ds区金属
Ag + 4HNO3(浓) === AgNO3 + NO2 + H2O Cu + 2H2SO4(浓) === CuSO4 + SO2 + 2H2O 2Ag + 2H2SO4(浓) === Ag2SO4(s) + SO2 + 2H2O
Au + 4HCl(浓) + HNO3(浓) === H[AuCl4] + NO(g) + 2H2O
化学奥赛北师大版无机化学课件第一章-原子结构与元素周期表
25
1913年，波尔总结了当时的最新物理学发现，建 立了氢原子核外电子模型，解释了氢原子光谱， 后人称波尔理论，要点如下： 行星模型 波尔假定，氢原子核外电子是处 在一定的线形轨道上绕核运行的 定态假设 原子在正常或稳定状态时，电子 尽 可 能 处 于 能 量 最 低 的 状 态 — 基 态 （ ground state ），对于 H 原子，电子在 n=1 的轨道上运动 时能量最低—基态，其能量为：
• 宇宙之初 • 氢爆炸 • 氦燃烧 • 碳燃烧 • @过程 • e过程 • 重元素诞生 • 宇宙大爆炸理论的是非
14
1-4 原子结构的玻尔行星模型
1-4-1 氢原子光谱
连续光谱 （自然界）
15
1666年：牛顿光谱 (spectrum)
16
1859年，德国海德堡大学的基尔霍夫和本生发 明了光谱仪，奠定了光谱学的基础，使光谱分析 成为认识物质和鉴定元素的重要手段。 光谱仪可以测量物质发射或吸收光的波长，拍摄 各种光谱图。光谱图就像“指纹”辨人一样，可 以辨别形成光谱的元素。人们用光谱分析发现了 许多元素，如铯、铷、氦、镓、铟等十几种。 直到本世纪初，人们只知道物质在高温或电激励 下会发光，却不知道发光机理；人们知道每种元 素有特定的光谱，却不知道为什么不同元素有不 同光谱。
E1s 1 1
2 2
13 . 6 eV 13 . 6 eV
26
相应的轨道半径为： r = 52.9 pm = a0（玻尔半径） 量子化条件 波尔假设，氢原子核外电子的 轨道是不连续的，在轨道运行的电子具有一定 的角动量
L n h 2 n 1, 2 , 3 , 4 , 5 ,
17
18
氢 氦 锂 钠 钡 汞
无机化学课件：第8章 d区、ds区元素
稳定性增大
2 V2+(aq) + 2 H3O+(aq)
2V3+(aq) + H2(g) + 2 H2O(l)
2 Cr2+(aq) + 2 H3O+(aq) Mn2+(aq)
2 Cr3+(aq) + H2(g) + 2 H2O(l)
Ni和Cu(当然还有Zn)的稳定水合离子只能是二价的
3. 同族元素族氧化态稳定性变化趋势
8.1.1 金属单质的物理性质
(1) 原子的价电子层构型 (n-1)d1-10ns1-2
(2) 原子半径和电离能
总趋势: 同周期 左→右 小→大 同副族 不规律
(3) 金属单质的物理性质 ●熔点、沸点高
熔点最高的单质： 钨(W) 3683±20℃
●硬度大 硬度最大的金属：铬(Cr) 摩氏 9.0
d 区金属自左至右族氧化态稳定性下降和低氧 化态稳定上升的趋势可以理解为核电荷逐渐增加， 对价层电子控制能力逐渐加大的结果。
d 电子组态 d1 d2
d3
d4
d5 d6 d7 d8
d9 d10
M2+(aq) Sc2+ Ti2+ V2+ Cr2+ Mn2+ Fe2+ Co2+ Ni2+ Cu2+ Zn2+
d区元素显示出许多区别于主族元素的性质
● 熔、沸点高，硬度、密度大的金属大都集中在这一区 ● 不少元素形成有颜色的化合物 ● 许多元素形成多种氧化态从而导致丰富的氧化还原行为 ● 形成配合物的能力比较强，包括形成经典的维尔纳配合物
和金属有机配合物 ● 参与工业催化过程和酶催化过程的能力强
北师大版无机化学第22章ds区元素[北]资料
硫酸铜。
制备 热分解
Cu + 2 H2SO4(浓) 2 Cu + 2 H2SO4(稀) + O2
CuSO4 + SO2 + 2 H2O 2 CuSO4 + 2 H2O
CuSO4 ·5 H2O 也算是一个配合物，受热时脱水过程如下：
CuSO 4 5H2O 102CCuSO 4 3H2O 113C
CuSO 4 H2O 258CCuSO 4
H[AuCl 4 ] NO(g) H2O
10
22.1.3 铜族元素的重要化合物
一 铜的化合物
1、氧化态为+I的化合物
氧化物 有两种：黑色氧化铜 (CuO) , 红色氧化亚铜(Cu2O)
自然界对应存在赤铜矿
制备
2 CuSO4 2 Cu(NO3)2 4 CuO
加热 加热
1273K
2 CuO + 2 SO2 + O2 2 CuO + 4 NO2 + O2 2 Cu2O + O2
氧化性 铜在酸性溶液中的拉蒂麦尔图（元素电势图）：
+3 CuO+
1.8
+2
+1
Cu2+ +０.１５８ Cu+
0 +0.52 Cu 0
0.340
[Cu(NH3)4]2+ 0.10 [Cu(NH3)2] + - 0.10 Cu ● 水溶液中的 Cu(Ⅲ)物种是很强的氧化剂，足以将水氧化而本
身还原为Cu(Ⅱ)； ● Cu(I)物种在水溶液中不稳定，歧化产物为Cu(Ⅱ) 和 Cu(0)
Ag和Au在矿石中含量很低(高品位的很少),通常采用氰化法. 4Ag +8NaCN +2H 2O +O2 = 4Na[Ag(CN)2] + 4NaOH Ag2S + NaCN = 2Na[Ag(CN)2] + Na2S
制备 热分解
Cu + 2 H2SO4(浓) 2 Cu + 2 H2SO4(稀) + O2
CuSO4 + SO2 + 2 H2O 2 CuSO4 + 2 H2O
CuSO4 ·5 H2O 也算是一个配合物，受热时脱水过程如下：
CuSO 4 5H2O 102CCuSO 4 3H2O 113C
CuSO 4 H2O 258CCuSO 4
H[AuCl 4 ] NO(g) H2O
10
22.1.3 铜族元素的重要化合物
一 铜的化合物
1、氧化态为+I的化合物
氧化物 有两种：黑色氧化铜 (CuO) , 红色氧化亚铜(Cu2O)
自然界对应存在赤铜矿
制备
2 CuSO4 2 Cu(NO3)2 4 CuO
加热 加热
1273K
2 CuO + 2 SO2 + O2 2 CuO + 4 NO2 + O2 2 Cu2O + O2
氧化性 铜在酸性溶液中的拉蒂麦尔图（元素电势图）：
+3 CuO+
1.8
+2
+1
Cu2+ +０.１５８ Cu+
0 +0.52 Cu 0
0.340
[Cu(NH3)4]2+ 0.10 [Cu(NH3)2] + - 0.10 Cu ● 水溶液中的 Cu(Ⅲ)物种是很强的氧化剂，足以将水氧化而本
身还原为Cu(Ⅱ)； ● Cu(I)物种在水溶液中不稳定，歧化产物为Cu(Ⅱ) 和 Cu(0)
Ag和Au在矿石中含量很低(高品位的很少),通常采用氰化法. 4Ag +8NaCN +2H 2O +O2 = 4Na[Ag(CN)2] + 4NaOH Ag2S + NaCN = 2Na[Ag(CN)2] + Na2S
化学奥赛北师大版无机化学课件d区金属
为什么在由 TiO2 制备TiCl4 时，反应 中要加入 C 而不能直接由 TiO2 和 Cl2 反应 来制取？
单独的氯化反应 TiO2 (s) +2Cl2 (g) = TiCl4(l) + O2 (g) , 在25℃时的 G θ 151kJ mol 1 , 即便增加温度也无济于事，
θ 1 因为它是一个熵减反应， 如果把反应 S -38.3kJ mol 。
23.2.2 氧化态
有多种氧化态。红 色为常见的氧化态。
同
周
期
d 区金属自左至右高氧化态稳定性下降 和低氧化态稳定上升的趋势可以理解为核电 荷逐渐增加，对价层电子控制能力逐渐加大 的结果.
同周期
为什么 p 区元素氧化数的改变往往是 不连续的，而 d 区元素往往是连续的？
● p 区元素除了单个 p 电子首先参与
（3）是较活泼的金属，但表面易形成氧化膜。 TiO2+ 0.10V Ti3+ –0.37V Ti2+ –1.63V Ti | –0.86V | （4）用途广泛：飞机、潜艇材料, 可 增加深度 80%， 达 4500 m 以下； Ni-Ti记忆合金；人造关节等.
时间 1957 1968 45053 1978 104005 1990 210000 2000 420000
HfO2 + 4H+ + 4e-
Hf + 2H2O
Eq = -1.57V
破坏氧化膜 MO2 + 4HF → H2[MF6] + 2H2O 金 属 溶 解 M + 6HF + 4HNO3 → H2[MF6] + 4NO2 + 2H2O
Ө(Ni2+/Ni) =－0.26V
2024版化学竞赛无机化学绝密课件
运用数学方法或化学计算技巧，求解 未知数或验证假设。
根据题目所给信息和所学知识，建立 数学模型或化学方程式。
检查计算过程和结果是否合理和准确， 注意单位换算和有效数字的处理。
05
历年真题回顾与模拟训练
历年真题分析及考点总结
分析历年真题的出题 规律和难度变化趋势， 为学生提供备考方向。
针对历年真题中的易 错点和难点进行深入 剖析，提高学生的解 题能力。
性质、制备方法和应用，如硝酸盐、硫酸盐 等。
非金属及其化合物
非金属的通性
重要的非金属盐
包括氧化性、还原性、与金属反应生 成离子化合物等。
性质、制备方法和应用，如铵盐、磷 酸盐等。
非金属的氧化物和含氧酸
性质、制备方法和应用，如硫酸、硝 酸等。
酸碱反应与沉淀溶解平衡
酸碱反应的定义和分类 包括中和反应、水解反应等。
酸碱指示剂和pH值
酸碱指示剂的变色原理和选择，pH 值的测定方法。
沉淀溶解平衡
溶度积常数和溶解度关系，沉淀的生 成、溶解和转化。
缓冲溶液
缓冲溶液的组成和性质，缓冲作用原 理和缓冲溶液的应用。
03
无机化学实验技能与操作
实验室安全知识与操作规范
实验室安全守则
01
遵守实验室规章制度，正确使用实验器材，注意个人及他人安
元素周期表
周期表的排列规律，各族 元素的性质及变化规律， 如s区、p区、d区、f区元 素的性质特点。
元素性质
金属元素与非金属元素的 性质差异，以及元素性质 与原子结构的关系。
化学键与分子结构
化学键
离子键、共价键（σ键和π 键）、金属键等基本概念 及特点。
分子结构
分子的空间构型、键长、 键角等参数，以及分子的 极性和非极性。
根据题目所给信息和所学知识，建立 数学模型或化学方程式。
检查计算过程和结果是否合理和准确， 注意单位换算和有效数字的处理。
05
历年真题回顾与模拟训练
历年真题分析及考点总结
分析历年真题的出题 规律和难度变化趋势， 为学生提供备考方向。
针对历年真题中的易 错点和难点进行深入 剖析，提高学生的解 题能力。
性质、制备方法和应用，如硝酸盐、硫酸盐 等。
非金属及其化合物
非金属的通性
重要的非金属盐
包括氧化性、还原性、与金属反应生 成离子化合物等。
性质、制备方法和应用，如铵盐、磷 酸盐等。
非金属的氧化物和含氧酸
性质、制备方法和应用，如硫酸、硝 酸等。
酸碱反应与沉淀溶解平衡
酸碱反应的定义和分类 包括中和反应、水解反应等。
酸碱指示剂和pH值
酸碱指示剂的变色原理和选择，pH 值的测定方法。
沉淀溶解平衡
溶度积常数和溶解度关系，沉淀的生 成、溶解和转化。
缓冲溶液
缓冲溶液的组成和性质，缓冲作用原 理和缓冲溶液的应用。
03
无机化学实验技能与操作
实验室安全知识与操作规范
实验室安全守则
01
遵守实验室规章制度，正确使用实验器材，注意个人及他人安
元素周期表
周期表的排列规律，各族 元素的性质及变化规律， 如s区、p区、d区、f区元 素的性质特点。
元素性质
金属元素与非金属元素的 性质差异，以及元素性质 与原子结构的关系。
化学键与分子结构
化学键
离子键、共价键（σ键和π 键）、金属键等基本概念 及特点。
分子结构
分子的空间构型、键长、 键角等参数，以及分子的 极性和非极性。
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Au + 4HCl(浓) + HNO3(浓) === H[AuCl4] + NO(g) + 2H2O
22.1.3 铜族元素的化合物
一. 铜的化合物 Cu可形成+I, +II, (+III)氧化值的化合物。
1. +I价Cu的化合物：
Cu2O(红色)、CuX(白色)、Cu2S(黑色)
制备：
1) Cu2O：
IB
价电子构型
(n-1)d10ns1
次外层电子构型 18e
活泼性(从上到下) 减弱
IA ns1
8e 增强
解释：从Cu→Au，原于半径增加不大，核电荷明显
增加，次外层18电子的屏蔽效应又较小亦即有效核电 荷对价电子的吸引力增大，因而金属活性依次减弱。
另一方面虽然铜、银、金的第一电离势分别为 750、735、895kJ/mol。银比铜稍活泼。如果在水溶 液中反应，就应依电极电势的大小来判断。用玻恩哈 伯循环计算M(s)→M+(aq)能量变化，从固体金属形成 一价水合阳离子所需的能量随Cu—Au的顺序越来越大， 所以从Cu—Au性质越来越不活泼。
4CuO
1273K
=====
2Cu2O(s,暗红)+O2(g)
CH3CHO+2Cu(OH)42– ==CH3COOH+Cu2O↓+2H2O+4OH–
C6H12O6葡萄糖也可发生上述反应。
2) CuX
卤化亚铜是共价化合物除CuF（红色）外均为
白色、难溶物。其溶解度依Cl、Br、I顺序减小。
拟卤化亚铜也是难溶物，如：CuCN的Ksp = 3.2×10–20
[Cu(NH3)4]2+(蓝) 所以不可用铜器盛氨水。
2Ag + 2H2S + O2 === 2Ag2S(黑) + 2H2O
银器年久变黑。
置换反应
black coating
Zn + CuSO4(aq) Cu + ZnSO4
•与X2作用 Cu + Cl2 Ag + Cl2 Au + Cl2
常温下反应 常温下反应较慢 只能在加热条件下进行
主要内容 §22.1 铜族元素 §22.2 锌族元素
铜族元素
锌族元素
价电子： (n-1)d10ns1 价电子：(n-1)d10ns2
d S区元素
本章教学要求
1．掌握铜族和锌族元素的通性及与IA和 IIA族元素性质的差异；
2．掌握铜、银、锌、汞的氧化物、氢氧化 物、重要盐类以及配合物的生成与性质；
3．掌握Cu(I)、Cu(II)；Hg(I)、Hg(II)之 间的相互转化；
22.1 铜族元素
22.1.1 铜族元素的通性 22.1.2 铜族元素的单质 22.1.3 铜族元素的化合物
22.1.1 铜族元素的通性
IB： Cu，Ag，Au
与 I A比较看IB族元素的通性：
IB
IA
价电子构型 (n-1)d10ns1
溶解度相对大小：
CuSCN的Ksp = 4.8×10–15
CuCl＞CuBr＞CuI＞CuSCN＞CuCN＞Cu2S
制备 a .加热分解法
773K
2CuCl2====2CuCl＋Cl2↑
2CuBr2 ===2CuBr+Br2
b .氧化还原法
用还原剂还原卤化铜可以得到卤化亚铜：
2CuCl2+SnCl2 = 2CuCl↓+SnCl4 2CuCl2+SO2+2H2O = 2CuCl↓+H2SO4+2HCl
ns1
氧化数 +1，+2，+3
+1
氧化数差异：铜族元素最外层的ns电子和次外
层的(n-1)d电子的能量相差不大（如铜第一电离 能750kJ/mol，第二电离能1970kJ/mol）s电子能 参加反应，(n-1)d电子在一定条件下还可以失去 一个到二个；碱金属如钠的第一电商能为 499kJ/mol，第二电离能为4591kJ/mol，ns与次 外层(n-1)d能量差很大，在一般条件下很难失去 第二个电子，氧化数只能为+1。
+H2O
+
CO2
△
==
Cu2(OH)2CO[C3(u绿(OH))2CO3
Au，Ag不与O2发生反应，
当有沉淀剂或配合剂存在时，可反应。
4M +O2 + 2H2O + 8CN– === 4[M(CN)2]– + 4OH– M= Cu, Ag, Au
4Cu + O2 + 2H2O + 8NH3 ==== 4[Cu(NH3)2]+(无色) + 4OH– O2
硫脲
HCl
③ Cu,Ag,Au可溶于氧化性酸。
Cu + 4HNO3(浓) == Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Ag + 4HNO3(浓) === AgNO3 + NO2 + H2O Cu + 2H2SO4(浓) === CuSO4 + SO2 + 2H2O 2Ag + 2H2SO4(浓) === Ag2SO4(s) + SO2 + 2H2O
Hale Waihona Puke IBIA价电子构型
(n-1)d10ns1
ns1
次外层电子构型 18e
8e
由于18电子构型的离子，具有很强的极 化力和明显的变形性，
所以本族元素一方面容易形成共价型化 合物。
另一面本族元素离子的d、s、p轨道能量 相差不大，能级较低的空轨道较多，所以 形成配合物的倾向也很显著 .
22.1.2 铜族元素的单质
•与酸作用
①Cu,Ag,Au不能置换稀酸中的H+(还原性差)； ②生成难溶物或配合物,使单质还原能力增强；
2Ag + H2S === Ag2S(s) + H2(g) 2Ag + 2H+ + 4I– === 2AgI2– + H2(g) 2Cu +2H+ +4CS(NH2)2 =2Cu[CS(NH2)2]2+ +H2(g)
IB： Cu，Ag，Au 1.存在和冶炼
2.物理性质 •特征颜色：Cu(紫红)，Ag(白)，Au(黄) •熔点、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
3.化学性质
金属活泼性（还原性）：Cu>Ag>Au
•与O2作用
2Cu
+
O2
△
===
2CuO(黑)
孔雀石
2Cu
+
O2
CuCl2+Cu = 2CuCl↓
2Cu2+ + 4I – ==== 2CuI↓+ I2
Ө(Cu2+/CuI)=0.86V； Ө(I2/I–)=0.536V
常用此反应以碘量法定量检测Cu2+含量
性质
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。 用水稀释氧化亚铜的浓盐酸 溶液则又析出CuCl沉淀：
CuCl2 + Cu + 2HCl(浓)== 2H[CuCl2](无色) H[CuCl2] H2O CuCl ↓ (白色)
22.1.3 铜族元素的化合物
一. 铜的化合物 Cu可形成+I, +II, (+III)氧化值的化合物。
1. +I价Cu的化合物：
Cu2O(红色)、CuX(白色)、Cu2S(黑色)
制备：
1) Cu2O：
IB
价电子构型
(n-1)d10ns1
次外层电子构型 18e
活泼性(从上到下) 减弱
IA ns1
8e 增强
解释：从Cu→Au，原于半径增加不大，核电荷明显
增加，次外层18电子的屏蔽效应又较小亦即有效核电 荷对价电子的吸引力增大，因而金属活性依次减弱。
另一方面虽然铜、银、金的第一电离势分别为 750、735、895kJ/mol。银比铜稍活泼。如果在水溶 液中反应，就应依电极电势的大小来判断。用玻恩哈 伯循环计算M(s)→M+(aq)能量变化，从固体金属形成 一价水合阳离子所需的能量随Cu—Au的顺序越来越大， 所以从Cu—Au性质越来越不活泼。
4CuO
1273K
=====
2Cu2O(s,暗红)+O2(g)
CH3CHO+2Cu(OH)42– ==CH3COOH+Cu2O↓+2H2O+4OH–
C6H12O6葡萄糖也可发生上述反应。
2) CuX
卤化亚铜是共价化合物除CuF（红色）外均为
白色、难溶物。其溶解度依Cl、Br、I顺序减小。
拟卤化亚铜也是难溶物，如：CuCN的Ksp = 3.2×10–20
[Cu(NH3)4]2+(蓝) 所以不可用铜器盛氨水。
2Ag + 2H2S + O2 === 2Ag2S(黑) + 2H2O
银器年久变黑。
置换反应
black coating
Zn + CuSO4(aq) Cu + ZnSO4
•与X2作用 Cu + Cl2 Ag + Cl2 Au + Cl2
常温下反应 常温下反应较慢 只能在加热条件下进行
主要内容 §22.1 铜族元素 §22.2 锌族元素
铜族元素
锌族元素
价电子： (n-1)d10ns1 价电子：(n-1)d10ns2
d S区元素
本章教学要求
1．掌握铜族和锌族元素的通性及与IA和 IIA族元素性质的差异；
2．掌握铜、银、锌、汞的氧化物、氢氧化 物、重要盐类以及配合物的生成与性质；
3．掌握Cu(I)、Cu(II)；Hg(I)、Hg(II)之 间的相互转化；
22.1 铜族元素
22.1.1 铜族元素的通性 22.1.2 铜族元素的单质 22.1.3 铜族元素的化合物
22.1.1 铜族元素的通性
IB： Cu，Ag，Au
与 I A比较看IB族元素的通性：
IB
IA
价电子构型 (n-1)d10ns1
溶解度相对大小：
CuSCN的Ksp = 4.8×10–15
CuCl＞CuBr＞CuI＞CuSCN＞CuCN＞Cu2S
制备 a .加热分解法
773K
2CuCl2====2CuCl＋Cl2↑
2CuBr2 ===2CuBr+Br2
b .氧化还原法
用还原剂还原卤化铜可以得到卤化亚铜：
2CuCl2+SnCl2 = 2CuCl↓+SnCl4 2CuCl2+SO2+2H2O = 2CuCl↓+H2SO4+2HCl
ns1
氧化数 +1，+2，+3
+1
氧化数差异：铜族元素最外层的ns电子和次外
层的(n-1)d电子的能量相差不大（如铜第一电离 能750kJ/mol，第二电离能1970kJ/mol）s电子能 参加反应，(n-1)d电子在一定条件下还可以失去 一个到二个；碱金属如钠的第一电商能为 499kJ/mol，第二电离能为4591kJ/mol，ns与次 外层(n-1)d能量差很大，在一般条件下很难失去 第二个电子，氧化数只能为+1。
+H2O
+
CO2
△
==
Cu2(OH)2CO[C3(u绿(OH))2CO3
Au，Ag不与O2发生反应，
当有沉淀剂或配合剂存在时，可反应。
4M +O2 + 2H2O + 8CN– === 4[M(CN)2]– + 4OH– M= Cu, Ag, Au
4Cu + O2 + 2H2O + 8NH3 ==== 4[Cu(NH3)2]+(无色) + 4OH– O2
硫脲
HCl
③ Cu,Ag,Au可溶于氧化性酸。
Cu + 4HNO3(浓) == Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Ag + 4HNO3(浓) === AgNO3 + NO2 + H2O Cu + 2H2SO4(浓) === CuSO4 + SO2 + 2H2O 2Ag + 2H2SO4(浓) === Ag2SO4(s) + SO2 + 2H2O
Hale Waihona Puke IBIA价电子构型
(n-1)d10ns1
ns1
次外层电子构型 18e
8e
由于18电子构型的离子，具有很强的极 化力和明显的变形性，
所以本族元素一方面容易形成共价型化 合物。
另一面本族元素离子的d、s、p轨道能量 相差不大，能级较低的空轨道较多，所以 形成配合物的倾向也很显著 .
22.1.2 铜族元素的单质
•与酸作用
①Cu,Ag,Au不能置换稀酸中的H+(还原性差)； ②生成难溶物或配合物,使单质还原能力增强；
2Ag + H2S === Ag2S(s) + H2(g) 2Ag + 2H+ + 4I– === 2AgI2– + H2(g) 2Cu +2H+ +4CS(NH2)2 =2Cu[CS(NH2)2]2+ +H2(g)
IB： Cu，Ag，Au 1.存在和冶炼
2.物理性质 •特征颜色：Cu(紫红)，Ag(白)，Au(黄) •熔点、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
3.化学性质
金属活泼性（还原性）：Cu>Ag>Au
•与O2作用
2Cu
+
O2
△
===
2CuO(黑)
孔雀石
2Cu
+
O2
CuCl2+Cu = 2CuCl↓
2Cu2+ + 4I – ==== 2CuI↓+ I2
Ө(Cu2+/CuI)=0.86V； Ө(I2/I–)=0.536V
常用此反应以碘量法定量检测Cu2+含量
性质
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。 用水稀释氧化亚铜的浓盐酸 溶液则又析出CuCl沉淀：
CuCl2 + Cu + 2HCl(浓)== 2H[CuCl2](无色) H[CuCl2] H2O CuCl ↓ (白色)