18铜锌
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第十九章铜锌副族本章摘要1.铜副族单质M ( I ) 化合物M ( II) 化合物M ( III) 化合物2.锌副族单质M(II)化合物M(I)化合物存在铜Cu 单质铜，黄铜矿CuFeS2，辉铜矿Cu2S 0.007 % 第26 位银Ag 单质银，闪银矿Ag2S ，角银矿AgCl金Au 单质金，以分散形式分布于岩石中。
锌Zn 闪锌矿ZnS 0.008 % 第25 位镉Cd 极少单独存在，以CdS 形式存在于闪锌矿中。
汞Hg 辰砂HgS ( 又名朱砂)§1.铜副族一.单质1.物理性质人们曾获得的天然金银铜块最大的分别重：金112 公斤（黄色），银13.5 吨（白色），铜42 吨（红色）密度较大；熔点沸点较高；硬度较小；导电性好；延展性好；金易生成合金。
2. 化学性质化学活性明显不如IA族元素1°在空气中的稳定性Cu 在常温下不与干燥的空气中的O2反应，加热时生成CuO2Cu + O2 (空气) === 2CuO(黑)Cu 在常温下与潮湿的空气反应2Cu + O2 + H2O + CO2 ==== Cu(OH)2·CuCO3 ( 铜绿)Au、Ag 加热时也不与空气中的O2反应。
2 °与非氧化性酸的反应Cu、Ag、Au不与H2O和稀盐酸反应，但有氧时，Cu、Ag可缓慢溶于稀盐酸。
2 Cu + 4HCl + O2 === 2 CuCl2 + 2H2O4 Ag + 4HCl + O2 === 4 AgCl(沉淀) + 2H2O2 Cu + 2H2SO4( 稀) + O2 === 2 CuSO4 + 2H2OCu 可与溶解于热浓盐酸和浓KCN 溶液中2 Cu + 8HCl ( 浓) === 2H3[CuCl4] + H2(气体)3°和氧化性酸反应Cu和Ag可与氧化性酸如HNO3、H2SO4（浓）反应，但Ag难些。
Au 只能溶于王水中:4 °Cu、Ag、Au 在碱中稳定3 金的冶炼：一般用氰化法用稀NaCN 溶液处理粉碎的金矿石，金溶入水相(此法称为堆浸法) :用Zn 还原[Au(CN)2]ˉ得Au最后电解精炼，得较纯的金。
两种方法都要防止环境污染.二M(I)化合物1 氧化还原性1°Cu(I) 的氧化还原性在水溶液中不能稳定存在，要发生歧化反应。
红色的Cu2O 不溶于H2O ，但溶于稀酸，之后歧化Cu2O + H2SO4 ==== CuSO4 + Cu + H2O但在固相中Cu(I) 很稳定，Cu+ d10稳定结构。
比如Cu2O 的热稳定性比CuO 还高。
2°Ag(I) 的氧化还原性在水溶液中Ag+不歧化，也很难被氧化成Ag2+。
Ag+有氧化性：Ag(I) 和醛基之间有银镜反应，Ag+可以氧化H3PO2、H3PO3、N2H4、NH2OH 等。
在碱性介质中Ag(I) 的氧化性强2 热稳定性Cu(OH) 尚未制得，经常见到的Cu(I) 含氧化合物是Cu2O(红)，Cu2O 加热到1508 K 时熔化而不分解。
AgOH 必须低于228 K 才能稳定存在，温度稍高，则分解。
2AgOH ( 白) —— Ag2O (棕黑) + H2OAgCl 、AgBr 和Ag I 都有感光性，是感光材料。
照相业上使用。
3 配合物Cu(I)的配合物Ag ( I ) 的配合物经常是直线形的，sp 杂化，如组态，经常是外轨络合物。
因为生成配合物, 使M+/M的电极电势降低，使M 活泼例如: Ag和O2不发生反应，但在KCN 溶液中，则发生反应:而Cu 在NaCN 溶液中可被H2O 氧化，放出H2三M(II)化合物1 化合物的颜色在浓盐酸溶液中CuCl2是黄色的，这是由于生成配离子；稀溶液中由于水分子多，CuCl2变为[Cu(H2O)4]Cl2，由于水合，显蓝色, 二者混合, 呈绿色。
各种情况下配体场强不同，d - d 跃迁的能量不一样，故颜色不同。
深蓝色，而无色。
2 氧化－还原性从以上数据上看不能氧化I-，实际反应是：*由于生成CuI，[Cu+] 的值降低，使的电位升高，于是将I-氧化成I2。
产物是Cu(I) 的难溶盐或稳定的配离子。
这时Cu(II)的氧化性就很好地表现出来。
*又如:这里的CN-既是还原剂，又是Cu(I)的沉淀剂；*若CN-过量，反应则变为:这里的CN-既是还原剂，又是Cu(I) 的络合剂。
*还原剂和沉淀剂(配合剂)也可以是两种物质3. 稳定性*Cu(OH)2不稳定Cu(OH)2===CuO + H2OCuO较稳定4CuO ===2Cu2O + O2(气体) (温度>1273K)*Cu2O 比CuO稳定。
4. Cu(OH)2的两性Cu(OH)2两性，以碱性为主，略有酸性。
Cu(OH)2 + H2SO4 ===CuSO4 + 2H2OCu(OH)2 + 2NaOH ===Na2[Cu(OH)4]小结:在溶液中Cu+不稳定，要歧化生成Cu2+和Cu，在沉淀物和配合物中Cu(I)稳定。
四M(III)化合物Ag主要是一价，Cu主要是二价，M(III)主要是指Au。
* Au+易歧化: 3 Au+=== Au3+ + 2Au* Au+在水溶液中不稳定，但可以配离子的状态存在。
*在473K时Au与Cl2作用生成红褐色晶体AuCl3，AuCl3易水解:AuCl3 + H2O===H[AuCl3(OH)]§2.锌副族一.单质1.物理性质熔点低，既比IIA族低，也比IB族低，并依Zn、Cd、Hg次序下降，Hg是金属中熔点最低的。
Zn 青白色，Cd 灰白色，Hg 银白色汞易与某些金属生成汞齐，钠汞齐既保持Hg 的情性, 又保持Na的活性。
银汞齐和金汞齐可用于提取贵金属银和金。
2.化学性质常温下，IIB族元素单质都很稳定。
1°和非金属的反应*加热下，Zn、Cd、Hg 均可与O2反应，生成MO 式氧化物。
2Zn + O2 === 2ZnO2Cd + O2 ==== 2CdO (褐色)2Hg + O2 === 2HgO (红色)* Hg + S == HgS由于液体Hg和硫粉反应，面积大，故比Zn、Cd 还易些。
用* 在潮湿的空气中，Zn将生成碱式盐4Zn + 2O2 + CO2 + 3H2O=== ZnCO3·3Zn(OH)22 °和酸碱的反应*Zn、Cd都能与稀HCl、稀硫酸反应放出H2，Hg不能。
Hg与氧化性酸反应得汞盐。
Hg + 2H2SO4(浓)=== HgSO4 + SO2(g) + H2OHg + 8HNO3=== 3Hg(NO3) + 2NO2(g) + 4H2O*冷硝酸与过量的汞反应生成亚汞6Hg + 8HNO3 ===3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O*Zn在碱性溶液中，可将H2O还原，Cd、Hg不和碱反应。
Zn + 2NaOH + 2H2O === Na2[Zn(OH)4] + H2(g)3.锌与铜的活性比较Cu、Zn 在周期表中相邻，只差一个电子，Zn的第一电势能比Cu大得多，为什么Cu 却这不如Zn 活泼？整个过程可以分解为:两级电离能相加后，差别不大，水合热也相近。
关键是Zn 的升华能小，的热效应是Zn 的吸热少。
项是主要的，故Zn转变的小，所以, Zn电势比Cu的小得多。
4. 锌的冶炼主要矿物是闪锌矿ZnS，(常见时含有CdS)2ZnS + 3O2 ===2ZnO(s) + 2SO2(g)焙烧得到的SO2, 可以用于制硫酸。
ZnO + C === Zn(g) + CO(g) (1000度以上)其中Cd 的沸点低，先挥发出，Zn后挥发出，冷却得Zn粉。
挥发出的Cd 是粗Cd，溶于盐酸中，用Zn 置换之，得较纯的Cd。
若将焙烧得到的ZnO 溶于H2SO4中，加Zn 粉除杂(主要是Cd2+)，再电解可得99.97% 的Zn。
二M(II)化合物1.酸碱性Zn(OH)2和ZnO 均显两性，平衡反应为:* 在酸中，H+多，平衡右移，显碱性；在碱中，OH-多，平衡左移，显酸性。
* Cd(OH)2，显碱性。
其实，在碱中也有一定的溶解性，比水中大，生成，也可以说有极弱的酸性，HgO、Ag2O 在浓碱中的溶解度也比在水中大，不过我们仍然称Cd(OH)2是碱性氧化物。
许多碱性氧化物都有这个特点。
2. 热稳定性结构，有强的极化作用，故Zn(OH)2、Cd(OH)2均不稳定。
尤其是Hg(OH)2不稳定，难存在，直接分解:HgO可继续分解2HgO === 2Hg + O2(气体)(673K)而ZnO 和CdO 较难分解。
3. 水解性*溶于水时易生成碱式盐，配制Hg(NO3)2溶液时要用稀硝酸抑制水解。
*HgCl2在水中溶解度较小(易溶于热水), 在水中稍有水解, 显酸性:HgCl2, 易升华，俗名升汞，剧毒！*和水解一样，HgCl2可以和氨之间发生氨解反应，形成*脱水时有水解发生，故制备无水盐, 用HCl气氛保护。
4. 配合物* 和均为无色的氨配合物，主要形成2 配位的直线形配合物和4 配位的四面体配合物，如:等。
*与卤素离子形成配合物的倾向依Cl-、Br-、I-次序增强。
沉淀溶解.*K2[HgI4] 和KOH 的混合液称奈斯勒试剂(Nessler)，可用以验证出微量的:*IIB族M(II)配合物一般是外轨型配合物，无d-d跃迁。
当配体大时，相互极化导致电荷跃迁显色，如HgI2, 为红色。
三M(I)化合物一价化合物主要是Hg(I)1. 与Ag(I)的相似性1°难溶盐AgCl(白) AgBr(浅黄) AgI(黄)Hg2Cl2(白) Hg2Br2(白) Hg2I2(黄)Hg2Cl2氯化亚汞，有甜味, 无毒, 称甘汞。
写法Hg2Cl2: 应有顺磁性, 而实验测得是反磁性的，故认为以二聚存在，写成Hg22+，实验结果也如此。
2°氯化物不稳定3°氢氧化物不稳定氢氧化物和氯化物均易分解。
2. 与Ag(I)的不同1 °与NH3的作用而:Hg2Cl2 + 2NH3 ---- Hg(黑) + Hg(NH2)Cl(白) + NH4Cl2 °对氧化剂的作用Hg2Cl2 + Cl2 === 2HgCl2Hg2(NO3)2 + 4HNO3(浓)=== 2Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O3. Hg(I) 和Hg(II)的相互转化上面看到的反应, 都涉及Hg(0) , Hg(I) 和Hg(II)的电势:在酸中游离的并不歧化。
1°Hg(I) →Hg(II)由于E右和E左相差0.1V 多，只要改变和的存在状态，则可以发生歧化的。
存在Hg(II) 的沉淀剂、络合剂时, 发生歧化:另外, 用氧化剂可以将Hg(I)氧化成Hg(II):Hg2Cl2 + Cl2 === 2HgCl2固相中的分解反应:Hg2CO3 === Hg + HgO + CO2Hg2Cl2 === Hg + HgCl22°由Hg(II) →Hg(I)在还原剂的作用下2HgCl2 + SnCl2 + 2HCl === Hg2Cl2 + H2SnCl6逆歧化:。
