Transcript 22章ds区金属

第22章 铜、锌副族
Copper and Zinc family
[ 基本要求]
1．掌握铜族和锌族元素单质的性质及用途。
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。
4．掌握IA和IB；IIA和IIB族元素的性质对比。
22-1 铜族元素
ⅠB：Cu、Ag、Au。
价电子构型：(n-1)d10ns1。
与碱金属的电子结构相似。
与碱金属的差异：价电子不同(性质不同)；
最后一个电子的填充轨道不同(周期表中不同
区)。
22-1-1 铜族元素通性
a、原子半径：
Ag、Au半径相差很小。
副族通性：第六周期元素的半径相比于第五
周期元素几乎没有增加。
原因在于“镧系收缩”。
b、氧化态：+1、+2、+3。
稳定氧化态：Cu：+2，Ag：+1，Au：+3。
c、活泼性：
按Cu→Au的顺序，活泼性递减(表22-2)。
副族通性：从上到下元素活泼性递减。
d、键型：
离子键中有相当程度的共价键的成分 (18或917离子)。
e、配位能力：
作为中心原子形成配合物的能力很强。
副族通性：配位能力很强。
原因：
1、ns、np、(n-1)d能量相近，具有空轨道 ；
2、(n-1)d电子部分或全充满，屏蔽作用小，
有效核电荷较大，对配体提供的电子对有较强的
吸引力，形成的配合物很稳定。
22-1-2、金属单质
一、存在与冶炼(自学)
二、性质和用途
Cu、Ag性质较为相似，Au较特殊。
1、物理性质
铜为紫红色、银为银白色、金为黄色。铜族
金属密度大，熔点高，是优良导体。Ag导电第
一。
2、化学性质
铜族金属的化学活性从铜到金逐渐降低.
A、在空气中的反应
在干燥空气中较稳定。
 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)2·CuCO3
Ag、Au则不发生这个反应。
 Cu、Ag能和H2S 、S反应：
4Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O
Au则不
能。
2 Cu+S=Cu2S（加热）
B.铜族金属与卤素均可发生化学反应
C、与酸的反应
Cu、Ag可溶于氧化性酸，Au只溶于王水。
Cu + 2H2SO4（浓）= CuSO4 + SO2 + 2H2O
3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O
Au + 4HCl + HNO3 = HAuCl4 + NO + 2H2O
特殊的溶解性：
a、Cu、Ag很缓慢的溶于稀HCl：
2Cu + 4HCl + O2 → 2CuCl2 + 2H2O
Ag+4HCl+O2→AgCl↓+H2O (HBr、HI)
2Cu+2H2SO4+O2＝2CuSO4+2H2O
b、Cu、Ag、Au在能生成配离子的环境中具
有一定的溶解性：
2Cu+O2 + 8NH3 + 2H2O → 2Cu(NH3) 42++4OH4Cu+O2+8CN-+2H2O→4Cu(CN)2-+4OH- (Ag、Au)
2Cu + 8HCl(浓)
△

2H3[CuCl4] + H2
22-1-3、铜族元素的主要化合物
一、铜的化合物
氧化数：+Ⅱ、+Ⅰ、+Ⅲ。
1、Cu(Ⅰ)的化合物
Cu+ 是d10 结构，故Cu(Ⅰ)的化合物一般无
色，具有抗磁性。
⑴、氧化物
2Cu(OH)42‾ +CH2OH(CHOH)4CHO =
Cu2O + 4OH‾ +CH2OH(CHOH)4COOH + 2H2O
Cu2O是共价型化合物。
a、颜色：
因极化而显色，因晶粒大小各异 ，颜色不
同：黄、桔黄、鲜红、深棕。
b、溶解性：
几乎不溶于水
c. Cu2O对热稳定，溶于稀硫酸，并立即歧化
Cu2O + H2SO4 = Cu2SO4 + H2O
Cu2SO4 = CuSO4 + Cu d、
d、 Cu2O溶于氨水或氢卤酸，分别形成络合物
Cu2O + 2NH3 = [Cu(NH3)2] +
无色
[Cu(NH3)2] + + 4NH3 ·H2O + 1/2O2 =
2[Cu(NH3)4] 2+ + 2OH‾ + H2O
Cu2O + 2 HCl =2H [CuCl2] +H2O
加压降温
[Cu(NH3)2]Ac + CO + NH3 === [Cu(NH3)3]Ac·CO
减压 加热
工业上利用[Cu(NH3)2]Ac吸收CO， P.705
⑵、卤化物
CuX(无CuF)：白色。
制备：Cu2+→Cu+
2Cu2+
2X-
△

+
+ SO2 + 2H2O
2CuX↓ + 4H+ + SO42- (Cl-、Br-)
2Cu2++2X-+Sn2+→2CuX↓+Sn4+ (Cl-、Br-)
2Cu2++4I-→2CuI↓+I2 (书705页有讨论)
氯化亚铜
2 HCl(浓)+Cu+CuCl2== 2[CuCl2]-+2H+
生成物用水稀释则得CuCl白色沉淀。
性质：
CuX不溶于水(溶解度按Cl、Br、I降低)。
CuX与X-形成配离子使溶解度增大：
CuX + (n-1)X- → CuXn(1-n) (n=2、3、4)
n=2时K值：
Cl -：6.6×10-2；
Br -：4.6×10-3；
I - ：6.3×10-4。
CuX中较为重要的是CuCl。
CuCl的盐酸溶液定量地吸收CO气体：
Cu(CO)Cl·H2O。
Cu(CO)Cl·H2O是二聚体(见书705页)。
⑶、硫化亚铜 (自学)
2、氧化数为+Ⅱ的化合物
Cu2+离子具有d9电子构型。
顺磁性，有颜色。
水合离子Cu(H2O)62+是蓝色，常写成
Cu(H2O)42+。
⑴、氧化铜和氢氧化铜
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4
Cu(OH)2 == CuO + H2O
CuO是碱性氧化物，易被还原
3CuO + 2NH3 = 3Cu + 3H2O + N2
Cu(OH)2微显两性
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4]
四羟基铜酸钠，蓝色
CuOH)2 + 4NH3 =[Cu(NH3)4] 2+ + 2OH‾
深蓝色，可溶解纤维
⑵、卤化物
A、制备：
Cu + X2 → CuX2
CuO + HX → CuX2 + H2O
没有CuI2。
CuF2(s,白色)、CuCl2(s,棕色)、CuBr2(s,黑色) 。
B、CuCl2是共价化合物 ,易溶于水、乙醇和丙
酮等
a、结构：
链状，见书707页图22-1。
b、颜色：
在水溶液中，存在平衡：
Cu(H2O)42+(蓝)

2-(黄绿 )
CuCl
  CuCl2(绿)  Cl
4

Cl

很浓的溶液为黄绿色，浓溶液为绿色，稀溶
液为蓝色。
c、热分解：
△
2 CuCl2·2H2O 
Cu(OH)2·CuCl2+2HCl
在HCl气流中加热得到无水的CuCl2。
受热温度低于773K：
CuCl2
  
(3) 硫酸铜
CuSO4·5H2O
773 K
2CuCl + Cl2
胆矾或蓝矾，蓝色斜方晶体。制
法：
Cu + 2H2SO4（浓）== CuSO4 + SO2↑+ 2H2O
2Cu + 2H2SO4(稀) + O2 == 2CuSO4 + 2H2O
CuSO4·5H2O
375K
386K
CuSO4·3H2O
CuSO4·H2O
531K
923K
CuSO4
CuO
CuSO4·5H2O可写成[Cu(H2O)4]SO4·H2O,平面
结构：
水分子结合牢固程度：
有四个氢键水分子>有配键和氢键的两个水分子>
仅有配键结合的两个水分子。
波尔多液： CuSO4·5H2O ‫ ׃‬CaO ‫ ׃‬H2O = 1‫׃‬1‫׃‬100
⑷、硝酸铜
Cu(NO3)2·nH2O，n=3、6、9。
特点：不能完全脱水。
△
△
Cu(NO3)2·9H2O 
Cu(NO3)2·6H2O 
K
K
Cu(NO3)2·3H2O  443
  Cu(NO3)2·Cu(OH)2  473
 
CuO
其分解反应：
2Cu(NO3)2·3H2O    Cu(NO3)2·Cu(OH)2 +
443 K
5H2 + 2NO2
原因：与NO3-相比，H2O作为配体与Cu2+结
合更牢固，受热时失NO3-离子而不失H2O。
过渡金属含结晶水硝酸盐的热分解皆如此。
无水盐的制备：
Cu溶解在含N2O4的乙酸乙脂溶液中得：
Cu(NO3)2·N2O4
受热到363K时 NO[Cu(NO3)3] → Cu(NO3)2。
类似方法得到其它过渡金属的无水硝酸盐。
(5) 硫化铜
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4
CuS，黑色，不溶于水，也不溶于稀酸，但溶于热稀硝
酸，也溶于KCN溶液：
3CuS + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 3S↓ + 4H2O
2CuS + 10CN‾ = 2[Cu(CN)4]3‾ + (CN)2↑ + 2S2‾
3、配合物
Cu(Ⅰ)
3d10
[Cu(NH3)2]+
[ CuCl2]- SP
[Cu(CN)4]3-
SP3
直线型
四面体
Cu(Ⅱ)为3d9型，可形成配位数2、4、6的络
离子
Cu(Ⅱ))络离子有变形八面体或平面正方形，
变形八面体有时也用平面正方形描述。如
[Cu(H2O)4]2+ , [Cu(NH3)4]2+ , [CuCl4]2‾
当它与其它配合剂
相遇时：
A、在水溶液中：
单齿配合剂只能取
代四个短键结合的水分
子。
如：Cu(H2O)62+  NH

  [Cu(H2O)2(NH3)4]2+
3
水合离子也常写成Cu(H2O)42+。
简化： Cu(H2O)42+  NH

  [Cu(NH3)4]2+
3
描述Cu(H2O)42+ 及其相应的配位数为4的
配离子为平面正方形结构。
当配合剂是螯合剂时，可以取代全部六个
水分子，形成配位数是六的配离子。
如：Cu(H2O)62+  [Cu(en)3]2+
en
B、非水溶液中：
单齿配合剂可以得到六配位数的配离子。
如：Cu2+  NH

  [Cu(NH3)6]2+
3
C、常见的配合物：
Cu(NH3)42+、CuX42-(无CuI42-)、Cu(CN)42Cu(CN)42-不稳定 .
Cu2++2CN-(适量) = Cu(CN)2 ↓(棕)
Cu(CN)2 = (CN)2↑ + CuCN↓（白色）
CuCN +3CN- = Cu(CN)43-(无色)
Cu2++5CN- = Cu(CN)43-+1/2(CN)2↑
其它配合物：见书710页图22-3、22-4。
4、Cu2+与Cu+的相互转化
（1）Cu2+ 和Cu+的相对稳定性
从结构上看Cu+为3d10应该比Cu2+的3d9稳定
，并且铜的第二电离势(1990kJ/mol)较高，但
特殊的是Cu2+的水合能(2125kJ/mol)却很大。
因此在干态下Cu(I)的化合物是稳定的，而在
水溶液中Cu(II)化合物是稳定的。
（2）Cu2+ 和Cu+的 相互转化
1） Cu+转Cu2+的方法
A、利用2Cu+ ⇋ Cu+Cu2+ 歧化反应
酸性溶液中，Cu+歧化：
2Cu+ = Cu2+ + Cu(s)
Cu
2

0.152C u 0.521C u
Eθ=0.521-0.152=0.369V
lg K 
n


1  0 . 369
0 . 059
K  1 . 73  10
6

 6 . 239
0 . 059
2
[Cu ]
[Cu

]
2
即平衡时，[Cu2+]占绝对优势
B、利用 氧化剂
Cu2S+HNO3 == Cu(NO3)2 + S + NO + H2O
2） Cu2+转Cu +的方法
A、利用歧化反应的逆过程
如果要使Cu2+转化为Cu+，一方面要有还原
剂存在，另一方面要使Cu+形成难溶物或配合
物。
Cu2++I-===CuI↓+I2
Cu2++5CN- = Cu(CN)43-+1/2(CN)2↑
B、利用Cu2+化合物高温分解
由于Cu2+的极化作用比Cu+大，高温下， Cu2+
的化合物不如Cu+ 的化合物稳定：
4CuO =2Cu2O + O2
CuCl2
  
773 K
2CuCl + Cl2
Cu+在水溶液中_________,容易发生_________所以
Cu+在水溶液中只能以_________和__________的形
式存在.向Cu2+盐溶液中加入过量的CN-,反应生成
________,CN-在反应中既是____,又是 ___.
二、银的化合物
氧化态：+Ⅰ、+Ⅱ、+Ⅲ。
Ag+：4d10结构，无色，抗磁性。
Ag+在水溶液中不存在水合离子。
银盐不存在结晶水。
大部分盐是不溶或难溶。
1、氧化银
制备：Ag+ → AgOH(白色)↓→Ag2O(暗棕色)↓
性质：不稳定性、氧化性。
Ag2O + CO = 2Ag + CO2
Ag2O + H2O2 = 2Ag + H2O + O2↑
2.硝酸银
3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO↑ + 2H2O
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2↑
(分解温度713K)
遇蛋白质生成黑色蛋白银。
3、卤化银
制备： Ag+ + X- → AgX
唯一形成结晶水的银盐：AgF·4H2O。
AgF
AgCl
AgBr
AgI
白色
白色
淡黄
黄色
可溶
难溶
难溶
难溶
X‾离子变形性增大
电子跃迁愈易
吸收波长向长波方向移动
颜色加深
AgF制备
Ag2O + 2HF = 2AgF + H2O
AgCl、AgBr、AgI均不溶于稀硝酸，都具有感光性
hυ
AgBr == Ag + Br
4、配合物
Ag+易与NH3、S2O32‾、CN ‾ 等形成络离子
Ag+ + 2Cl‾ ⇌ [AgCl2]‾
稳
定
性
增
加
Ag+ + 2NH3 ⇌ [Ag(NH3)2]+
Ag+ + 2S2O32‾ ⇌ [Ag(S2O3)2]3‾
Ag+ + 2CN ‾ ⇌ [Ag(CN)2]‾
AgCl
AgBr
AgI
浓氨水
易溶
微溶
不溶
Na2S2O3溶液
易溶
易溶
微溶
KCN溶液
易溶
易溶
易溶
银镜反应
2[Ag(NH3)2]+ + RCHO +2OH‾ = RCOONH4 + 2Ag + 3NH3 + H2O
三、 金的化合物
Au+, Au(Ⅲ)
类似于CuI
稳定
化合物：Au2O3(棕)
Au3+ + OH-
OH-(浓)
Au(OH)4-
AuCl3二聚体
Cl
Au
Au
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
22-1-4 、碱金属与铜族的对比(自学)
22-2 锌族元素
22-2-1、锌族元素概述
一、锌族元素的通性
周期
元素
价电子结构
氧化态
r
I1
升华
热
四
Zn
3d104s2
+2
133.2
915
131
五
Cd
4d105s2
+2
148.9
873
112
六
Hg
5d106s2
+1、+2
160
1013
62
S电子与d电子电离势差较大
1、氧化态：+Ⅱ、+Ⅰ。
+Ⅰ 氧 化 态 存 在 形 式 为 双 聚 或 多 聚 离 子 ：
M22+或Mn2+(n=3-6)。
常见Hgn2+(Hg22+)，极少Cd22+，Zn22+罕见。
+1价汞常以 Hg22+稳定存在 ：[―Hg ‫׃‬Hg―]2+
2、活泼性：
☆ⅡB族与ⅡA族比较：
锌族元素活泼性不如碱土金属
锌族元素活泼性次序从上到下降低，而碱土
金属活性从上到下增强
☆ ⅡB族与ⅠB族比较，锌族比铜族活泼
活泼性 Zn > Cu, Cd > Ag, Hg > Au
锌族和铜族金属活性次序：
Zn > Cd > H > Cu > Hg > Ag > Au
3、键型：离子键中有显著共价键的成分。
4、配位能力：锌族元素形成配合物的能力
很强，但弱于铜族元素。
原因：
a、M2+是d10结构，难于形成内轨型配合物；
b、(n-1)d电子不参与成键，不能形成复键，
也没有羰基、亚硝基、烯烃类配合物。
二、存在和冶炼(自学)
三、单质的物理性质和用途
Zn、Cd性质相似，Hg较特殊。
与铜族元素性质相似性一致，ds区的特性。
金属键弱：只有ns2电子参与成键。
Hg的6s2电子最难参与形成金属键，金属键
最弱。
Hg的物理性质的特殊。
合金：锌族元素的熔点低，使得本族元素
易于形成合金。
汞的合金称为汞齐。
除铁系元素外，所有金属皆可形成相应的
汞齐。
汞齐的特点：若溶解于汞的金属较少，
则形成的汞齐是液态或糊状的。
四、化学性质
锌族重要反应：
+
Zn + H 2
ZnO
2H +
S
O2
X2
Zn
ZnCl 2
N aO H
Ë®ÕôÆø
ZnO
ZnS
¸ß ÎÂ
¿ÕÆøÖÐȼÉÕ
CdSO 4
H 2 SO 4
Cd
CdO
Cd(N O 3 ) 2. 4H 2 O
HNO3
H Cl
N a 2 [Zn(O H ) 4 ]
CdCl 2
H 2S
CdS
H g(N O 3 ) 2 . H 2 O
ÈÈŨ H N O 3
ÓÐÏÞ µÄ C l 2
H g 2 C l2
Hg
¹ý Á¿µÄ Cl 2
ÈÈÏ¡ H N O 3
N aC l
H g 2 (N O 3 ) 2 . 2H 2 O
H gS £¨ ºÚ £©
H 2S
H gC l 2
N aO H
H gO £¨ »Æ£©
Ï¡ H 2 S O 4
£¨ ºì £©H gO
Ï¡ H 2 S O 4
H gS O 4
反应举例：
4Zn + 2O2 + 3H2O + CO2 = ZnCO3· 3Zn(OH)2
3Hg + 8HNO3 = 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O
6Hg + 8HNO3 = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O
过量的汞
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑
Zn + 4NH3 + 2H2O = [Zn(NH3)4]2+ + H2↑+ 2OH¯
22-2-2、锌族元素的重要化合物
A、颜色：
M2+：d10结构，无色，抗磁性。
Hg22+：5d106s1结构，无色，抗磁性。
B、极化：
M2+极化能力、变形性都很强。
从Zn2+→Hg2+，极化作用增强。
结果：同类型化合物，按Zn→Hg顺序颜色
加深，溶解度降低。
C、水合：
M2+和Hg22+离子在水溶液中都以水合离子
的形式存在，因此其化合物一般带有结晶水。
一、氧化物和氢氧化物
皆是共价型化合物。
A、氧化物：
锌、镉、汞与氧反应或碳酸盐热解均可得到氧化物
ZnO
CdO
HgO
颜色
白色
棕灰
红色或黄色
水溶性
不溶
不溶
不溶
热稳定性
稳定
稳定
分解
B、氢氧化物：
a、制备：M2++2OH-→M(OH)2↓ (Zn、Cd)
汞盐与碱作用，得到的是黄色的HgO
Hg2+ + 2OH‾ = HgO↓ + H2O
b、性质：
Zn(OH)2是两性氢氧化物
Zn(OH)2 + 2H+ = Zn2+ + 2H2O
Zn(OH)2 + 2OH‾ = Zn(OH)42‾
Zn(OH)2和Cd(OH)2可溶于氨水
Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4]2+ + 2OH¯
Cd(OH)2 + 4NH3 = [Cd(NH3)4]2+ + 2OH¯
二、硫化物
稀酸
ZnS
CdS
HgS
白
黄
黑
可溶
不溶
不溶
CdS可溶于浓酸， HgS是溶解度最小的金属硫
化物，可 溶于王水 、KI/HCl
3HgS + 12HCl + 2HNO3 =
3[HgCl4]2‾ + 6H+ + 3S↓ + 2NO↑ + 2H2O
HgS还可溶于浓Na2S溶液中，生成二硫合汞酸
钠：
HgS+Na2S（浓溶液）= Na2[HgS2]
三、卤化物
1 . 氯化锌ZnCl2
在水中可水解
ZnCl2 + H2O = Zn(OH)Cl +HCl↑
浓溶液中能生成配合酸
ZnCl2 + H2O = H[ZnCl2 (OH)]
FeO + 2H[ZnCl2 (OH)] = Fe[ZnCl2 (OH)]2 + H2O
2 氯化汞HgCl2
白色针状，微溶于水；有毒，医院手术刀常用消
毒剂
HgO溶于盐酸或HgSO4与NaCl作用均可制得
HgCl2
HgSO4 + 2NaCl = HgCl2 + Na2SO4

HgCl2在水中稍有水解
HgCl2 + H2O = Hg(OH)Cl + HCl
 HgCl2可与氨水作用
HgCl2 + 2NH3 = Hg(NH2)Cl↓ + NH4Cl
白色
 在酸性溶液中是强氧化剂
2HgCl2 + SnCl2 + 2HCl = H2SnCl6 + 2Hg2Cl2↓白色
Hg2Cl2 + SnCl2 + 2HCl = H2SnCl6 + 2Hg↓黑色
（可应用于检验Hg2+、Sn2+ ）
 Hg2+与I‾ 的作用：
2I‾
Hg2+ + 2I‾ == HgI2↓== [HgI4]2‾
奈斯特试剂-----K2[HgI4]与KOH的混合溶
液，该试剂可用于鉴定微量NH4+或Hg2+离子
Hg
2K 2 [H gI 4 ] + 4K O H + NH 4 Cl = O
Hg
N H 2 I + KCl +7K I + 3H 2 O
红棕色
3 氯化亚汞Hg2Cl2
无色，味甜，俗称甘汞，无毒，光照分解
Hg2(NO3)2 + 2HCl = Hg2Cl2↓ + 2HNO3
hν
Hg2Cl2 → Hg + HgCl2
在氨水中歧化：
Hg2Cl2+2NH3→Hg(NH2)Cl↓(白)+Hg↓(黑)+NH4Cl
灰色沉淀的出现可用于鉴定Hg22+离子。
4、Hg2+与Hg22+的互相转化
Hg2+ 0.911 Hg22+
Hg + Hg2+ ⇌ Hg22+
0.796
K =
Hg
[H g 22+ ]
[H g
2+
]
= 6 9.4
Hg22+不易歧化， Hg 和Hg2+基本都转变为Hg22+
如
Hg(NO3)2 + Hg = Hg2(NO3)2
HgCl2 + Hg = Hg2Cl2
某些条件下可促使Hg22+歧化反应的进行
沉
淀
剂
Hg22+ + 2OH‾ = HgO↓ + Hg↓ + H2O
Hg22+ + H2S = HgS↓ + Hg↓ + 2H+
Hg2Cl2 + 2NH3 = Hg(NH2)Cl↓ + Hg↓ + NH4Cl
配位剂
Hg22++4I-=HgI42-+Hg↓
Hg2Cl2 + 2HCl(浓)= H2[HgCl4] + Hg↓
5 配合物
本族离子为18电子层结构，极化能力强，变形性
大，形成配合物的倾向大，能与NH3、X‾ 、CN‾ 、SCN‾
等形成配位离子
 氨配合物
Zn2+ + 4NH3 = [Zn(NH3)4]2+
无色
Cd2+ + 6NH3 = [Cd(NH3)6]2+
无色
 氰配合物
Zn2+ + 4CN‾ = [Zn(CN)4]2‾
Cd2+ + 4CN‾ = [Cd(CN)4]2‾
Hg2+ + 4CN‾ = [Hg(CN)4]2‾
 其它配合物
Hg2+与X‾ 、SCN‾ 形成一系列配合物
Hg2+ + 4SCN‾ = [Hg(SCN)4]2‾
Hg2+ + 4Cl‾ = [HgCl4]2‾
Hg2+ + 2I‾ = HgI2↓
Hg2+ + 4I‾ = [HgI4]2‾
红色
无色
2-4、锌的生物作用和含镉、汞废水的处理（自学）
2-5 IIB族元素和IIA族元素性质的对比
（1）熔点沸点
比碱土金属低
（2）化学活泼性
比碱土金属差
（3）键型及配位能力
共价性及配位倾向比碱土金属
强
（4）氢氧化物的酸碱性及其变化规律
锌的氢氧化物是两性，镉和汞的氢氧化物是弱碱
性，从上到下碱 性增强，而金属活泼性减弱
（5）盐的水解
作业(730页)：
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