无
机
化
学
电
子
教
案
第十七章 铜、锌副族
§ 17.1 铜族元素
§ 17.2 锌族元素
铜锌副族元素在
周期表中的位置
Copper
Silver
Gold
Cadmium
Mercury
Zinc
铜族元素
铜族元素的通性
铜族元素的单质
铜族元素的化合物
水溶液中铜族元素的离子及反应
周期表 ds区 Ⅰ B族包含铜 (Cu)、银 (Ag)、金 (Au) 。
铜、银主要以硫化物和氧化物矿的形式存在。例如辉铜矿
Cu2S,黄铜矿 CuFeS2,赤铜矿 Cu2O、孔雀石 Cu2(OH)2CO3
，闪银矿 Ag2S以及角银矿 AgCl等。
铜、银、金均有以单质状态存在的矿物。金以单质形式
散存于岩石 (岩脉金 )或砂砾 (冲积金 )中。世界上 南非金矿资
源最丰富,其次是 前苏联和美国,它们共占世界总储量的
76.3%。我国黄金矿藏遍布 26省、自治区，主要分布在 山东
、河南、甘肃、黑龙江和新疆 等地。
1 铜族元素的通性
Cu(I)FeS2,CuCO3.Cu(OH)2,Cu(I)2S
黄铜矿 孔雀石 辉铜矿
? 与同周期的碱金属相比，活泼性较小。 Cu和 Au离子均
容易歧化而不够稳定。
? 铜族元素价层电子构型为 (n-1)d10ns1,氧化数有 +1,+2
,+3，而碱金属只有 +1。铜、银、金最常见的氧化数
分别为 +2,+1,+3。
? 铜族元素的标准电极电势比碱金属为正，在水溶液中
的化学活泼性小于碱金属。活泼性从 Cu到 Au降低。
? 与碱金属相比，铜族金属离子具有较强的极化力，本
身变形性又大,所以它们的二元化合物一般有相当程
度的共价性，易形成配合物。
铜族元素原子的性质
1.物理性质
(1) 特征颜色,Cu(紫红 ),Ag(白 ),Au(黄 )
(2) 它们的密度都大于 5，都是重金属，其中金的
密度最大，为 19.3g·cm-3。
(3) 溶、沸点较其它过渡金属低
(4) 导电性、导热性好，且 Ag>Cu>Au
(5) 延展性好,1g金可以拉成长达 3.4km的金线，
也能碾压成 0.0001mm厚的金箔。
(6) 能与许多金属形成合金，其中铜的合金品种最
多，金易生成汞齐。
铜族元素的单质
2.化学性质
(1) 与 O2作用
)(CO( O H )Cu
COOHO2 C u
)2 C u O (O2 C u
322
222
2
绿
黑
? ?????
? ???
?
?
碱式碳酸铜
Au Ag不与 O2发生反应，
当有沉淀剂或配合剂存在时，可反应。
所以不可用铜器盛氨水！
O2HS2 A gOS2H2 A g 2222 ?? ????
??
???
?? ?????
?? ?????
?
OH)(])4 [ C u ( N H8 N HO2HO4 C u
4 O H]4 [ M ( C N )8 C NO2HO4M
AuA g,C u,M
23322
222
无色
)(])[ C u ( N H 243 蓝?
O2
(2) 与 X2作用
? ???
? ???
? ???
2
2
2
ClAu
ClAg
ClCu
常温下反应
常温下反应 较慢
只能在 加热条件 下进行
活泼性,Cu>Ag>Au
( g )H])2C u [ C S ( N H)4C S ( N H2H2C u
( g )H2A g I4I2H2A g
( g )HS ( s )AgSH2A g
222222
2
-
2
222
?? ????
?? ????
?? ???
??
??
HCl
硫脲
(3) 与酸作用
? Cu,Ag,Au不能置换稀酸中的 H+（还原性差）
? 生成难溶物或配合物，使单质还原能力增强
③ Cu,Ag,Au可溶于氧化性酸
O4H 2 N O)3 C u ( N O)(8 H N O3 C u
O2H2 N O)C u ( N O)(4 H N OCu
2233
22233
???? ???
???? ???
稀
浓
OHNO]H [ A u C l
)(H N O)4H C l (Au
O2HSO( s )SOAg)(SO2H2A g
O2HSOC u S O)(SO2HCu
OHNOA g N O)(2H N OAg
24
3
224242
22442
2233
??
? ????
??? ???
??? ???
??? ???
?
?
?
?
浓浓
浓
浓
浓
铜的冶炼、金的提取、银的回收
1,铜的冶炼
矿石种类的不同，冶炼方法不同。如氧化物矿可直接
用碳还原；也可用, 湿法, 冶炼，酸性矿用硫酸溶解铜，
碱性矿用氨水溶解铜，然后用电解或铁置换，析出铜。硫
化物矿的冶炼过程比较复杂，下面简单介绍黄铜矿制精铜
。
(1) 富集 低品位矿石冶炼前预先浮选富集，成为 精矿 。
(2) 焙烧 在沸腾炉中通空气氧化焙烧、脱硫 (成 SO2)，同时除
去挥发性杂质，如 As2O3,Sb2O3等，并使部分硫化物变成氧
化物：
2CuFeS2 + O2 ─→ Cu2S + 2FeS + SO2↑
2FeS + 3O2 ─→ 2FeO + 2SO2↑
(3) 除渣 形成熔渣 FeSiO3,因其密度小而浮在上层，而 Cu2S和
剩余的 FeS熔在一起生成所谓“冰铜”，并沉于熔体下层,
FeO + SiO2 ─→ FeSiO3(渣 ) mCu2S + nFeS ─→ 冰铜
(4) 顶吹还原 把冰铜放入转炉，鼓风熔炼：
2Cu2S + 3O2 ─→ 2Cu2O + SO2↑
2Cu2O + Cu2S ─→ 6Cu + SO2↑此粗铜又称 泡铜 。
(5) 精炼 阳极反应, Cu(粗 )- 2e- ─→ Cu2+
阴极反应, Cu2+ + 2e- ─→ Cu (精铜,99.95%)
浮选
工业炼铜
2,金的提取
氰化法提取金,用稀 NaCN(0.03～ 0.2%溶液 )处理粉碎后的
精金矿，通入空气，使 Au(或 Ag)溶解，残渣分离后，用 Zn或
Al将 Au置换出来，其化学反应如下：
3,银的回收
仍用氰化法浸取，然后用 Zn或 Al将 Ag置换出来，反应如下：
4Au + 8CN- + O2 + 2H2O → 4[Au(CN)2]- + 4OH-
2[Au(CN)2]- + Zn → 2Au↓+ 2[Au(CN)4]2-
然后用电解法精炼，可以制得纯度为 99.95%的金。
4Ag + 8CN- + O2 + 2H2O → 4[Ag(CN)2]- + 4OH-
Ag2S + 4CN- → 2[Ag(CN)2]- + S2-
2[Ag(CN)2]- + Zn ─→ 2Ag↓+ 2[Au(CN)4]2-
The thin gold leaf
coating protects the
structure beneath
from corrosion.
俄国大教堂顶
2 铜族元素的化合物
1° Cu(I)化合物的 氧化还原性
一 M(I)化合物
Cu(I)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。比如 Cu2O 的热稳
定性比 CuO 还高。
(1) 氧化还原性
Cu2+ Cu+ Cu0.5210.152
2Cu+ →Cu2++Cu Kq =1.0× 106
Cu(I) 有还原性，在空气中 CuCl可被氧化
4CuCl+O2+4H2O = 3CuO·CuCl2·3 H2O + 2HCl
Cu(I) 也有氧化性 2CuI(白 ) + 2Hg = Hg2I2 ( 黄 ) + 2Cu
将涂有白色 CuI 的纸条挂在室内，若常温下 3小时白色不变,表
明空气中汞的含量不超标。
2° Ag(I) 的氧化还原性
Ag+在水溶液中不歧化，也很难被氧化成 Ag2+。
Ag2+ Ag+ Ag0.7991.980
Ag+有 氧化性, Ag(I) 和醛基之间有银镜反应,Ag+可以氧化
H3PO3, N2H4, NH2OH 等。
在碱性介质中 Ag(I) 的氧化性增强
2NH2OH + 2AgBr = N2? + 2Ag? + 2HBr + 2H2O
5N2H4 + 4Ag+ = N2? + 4Ag? + 4N2H5+
2Ag+ + 2Mn(OH)2 + 2OH- = 2Ag↓+ MnO(OH)2 + H2O
Cu(OH) 尚未制得，常见的 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 才稳定存在，温度稍高，则分解 。
2AgOH ( 白 ) ＝ Ag2O (棕 黑 ) + H2?
(2) 热稳定性
AgCl,AgBr 和 Ag I 都有感光性，是感光材料，用于照相业。
Cu(I)的配合物
I) B r,C l,(X X2A g2A g X
O4A gC300O2A g
O2N O2A gC4402A g N O
2
h
22
223
??? ??
???? ?? ?
????? ?? ?
?
??
?
配合物,CuCl2-,CuBr2-,CuI2-,Cu(SCN)2-,Cu(CN)2-
小 大
Cu(I)的配合物 多为 2配位
稳定性
(3) 配合物
例如,)(2 C u C l)4 H C l (CuCu -
22 泥黄色浓 ? ???? ??
)C uC l(s,白
H2O
Cu(NH3)2+不稳定，易被空气氧化而非歧化。
4[Cu(NH3)2]+ + O2 + 8NH3 + 2H2O→4[Cu(NH3)4]2+ + 4OH-
无色 深蓝色
0.01 - 0.12[Cu(NH3)4]2+ [Cu(NH3)2] + Cu
例如,[Cu(NH
2CH2CH2OH)2]+ + C2H4 ?
[Cu(NH2CH2CH2OH)2(C2H4)]+
[Cu(NH3)2]+ + CO ? [Cu(NH3)2(CO)]+
上述反应是可逆的，受热时放出 C2H4和 CO,前一反应用
于从石油气中分离出 C2H4；后一反应用于合成氨工业铜洗
工段吸收可使催化剂中毒的 CO气体。
多数 Cu(I)配合物的溶液具有吸收烯烃、炔烃和 CO的能力，
其稳定性也按上面顺序增强。
生成配合物后,使 M+/M的电极电势降低,M 变活泼。
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
Ag ( I ) 的配合物经常是直线形的, sp 杂化，如
Ag ( I ) 的配合物
4Ag + O2 + 8CN- + 2H2O = 4Ag(CN)2- + 4OH-
2Cu + 8CN- + 2H2O = 2Cu(CN)43- + H2↑+ 2OH-
AgCl2- < Ag(NH3)2+ <Ag(S2O3)23- < Ag(CN)2-
CuCl CuBr CuI CuSCN CuCN Cu2S
白 白 或 淡黄 灰白 白 黑
spK
大 小
(4) 难溶物
AgCl AgBr AgI Ag2O AgCrO4 Ag2S
白 浅黄 黄 褐 砖红 黑
3Cu2S + 16HNO3(浓 )＝ 6Cu(NO3)2 + 3S ?+ 4NO? + 8H2O
3Ag2S + 8HNO3(浓 )＝ 6AgNO3 + 3S ?+ 2NO? + 4H2O
M2S + 4CN- ＝ 2[M(CN)2]- + S 2-
Cu(II)化合物
(1) 氯化铜
二 M(II)化合物
共价化合物
易溶于水、
乙醇、丙酮
无水 CuCl2
呈 棕黄 色
CuCl2加热可分解：
2CuCl2====2CuCl+Cl2↑
在浓盐酸溶液中 CuCl2 是 黄色 的，这是由于生成 CuCl42-
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
(2) Cu(II)的氧化－还原性
C uC u 2+ C u +0, 1 5 3 V 0, 5 2 V 0, 5 3 5 VI 2 I -
Cu2+ Cu+ Cu0.521
0.337
0.152
从以上数据上看 Cu2+不能氧化 I-，实际反应是：
生成 CuI,[Cu+] 降低，电位升高，将 I- 氧化成 I2 。产物是
Cu(I) 的难溶盐或稳定配离子时,Cu(II)有较好的氧化性。
又如,
CN-既是还原剂，又是沉淀剂；若 CN- 过量，反应则变为,
这里的 CN-既是还原剂，又是 Cu＋ 的络合剂。
??? ???? 2-2 ( C N))2 C u C N( s,4 C N2 C u 白
??? ???? 2-23-2 ( CN )]2 [ C u ( CN )8 C N2 C u
22 I)2 C u I ( s,4I2 C u ?? ??? ?? 白
???? ?????? ??????? ?? 2422 C u ( O H )),(OH( s )C u ( O H ))(OHCu 浓过量适量
?? ????? ??????? ?? 243342232 )C u ( N H)(NH( s )SO( O H )Cu )(NHCu 过量适量
浅蓝 深蓝
?? ????? ??????? ?? 6272-472722-4722 )OCu ( P)(OP)(OPCu)(OPCu 过量适量 s
)(C u C l)(4 C lCu -242 黄浓 ? ??? ??
浅蓝 深蓝
浅蓝 蓝
)(O)Cu ( H 242 蓝?
H2O
Cu(II)的配合物 多为 4配位
(3) 配合物
?
?
???
? ?? ??
4 O HO2HOHCO ( s )Cu
OHC]2 [ C u ( O H )
271262
6126
2
4
检验糖尿病,红色为有病,蓝色 没有病
4
C258
24
C113
24
C102
24
C u S OOHC u S O
O3HC u S OO5HC u S O
?? ???
?? ????? ???
?
??
对 [Cu(H2O)4]SO4·H 2O结构的解释有两种：
胆矾
O5HC u S O 24 ? OH] S OO)[ C u ( H 2442 ?也是配合物
S
S
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
O
O
O
O
O O
O
O
Cu Cu
[Cu(H2O)4]SO4·H 2O
结构的另一种解释
Cu(OH)2不稳定,Cu(OH)2 ＝ CuO + H2O 353K
CuO较稳定 4CuO ＝ 2Cu2O + O2(气体 ) (温度 >1273K)
Cu2O 比 CuO稳定。
Cu(OH)2两性，以 碱性 为主，略有 酸性 。
Cu(OH)2 + H2SO4 ＝ CuSO4 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2NaOH ＝ Na2[Cu(OH)4]
向 CuSO4溶液中加少量 NH3·H 2O，得碱式盐 Cu2(OH)2SO4
浅蓝色,继续加入 NH3·H 2O 时,得 深蓝色 [Cu(NH3)4]2+ 。
(4) 稳定性
(5) Cu(OH)2的两性
3CuS + 2NO3- + 8H+＝ 3Cu2+ + 3S ?+ 2NO? + 4H2O
(6) CuS 的难溶性
Cu2+ 离子溶液中通入 H2S，生成黑色 CuS沉淀，不溶于
稀酸，只能溶于热的稀硝酸或浓氰化钠溶液：
2CuS + 10CN- ＝ 2[Cu(CN)4]3- + 3S 2- + (CN)2 ?
三 M(III)化合物
Ag主要是一价,Cu主要是二价,M(III)主要是指 Au。
*易歧化, 3 Au+ ＝ Au3+ + 2Au
*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，为二聚
体的 Au2Cl6，平面正方形结构。 AuCl3易水解,
AuCl3 + H2O ＝ H[AuCl3(OH)]
*用下面的方法可制得 Cu(III) 及 Ag(III)
过氧化钾与氧化铜共热,
2CuO + 2KO2 ＝ 2KCuO2 + O2(气体 )
硝酸银、氯化钾与氟共热,
AgNO3 + 2KCl + 2F2 ＝ KAgF4 + KNO3 + Cl2
几种常见的铜的化合物
氧化态 +2 +2 +2 +2 +1
化合物 氧化铜
C uO
硫酸铜
C u SO
4
· 5H
2
O
硝酸铜
C u( N O
3
)
2
·
3H
2
O
氯化铜
C u C l
2
· 2H
2
O
氯化亚铜
C u C l
颜色和状态 棕黑色粉末 蓝色晶体 蓝色晶体 绿色晶体 白色四面体晶体
密度 ( g/ cm
- 2
) 6.32~ 6.43 2.29 2.05 2.50 3.53~ 3.68
熔点 / ℃
受热时的情
况
1 148
1000 ℃ 时分
解为，加热时
能被 H
2
,CO
还原为 Cu
2
O
或 Cu
260 ℃ 以上变
为无水白色
C u SO
4
粉末，
653 ℃ 以上分
解为 C uO 和
SO
3
1 14, 5 ℃ 熔
化，强热时分
解为碱式盐。
后变为。用和
乙醇溶液浸
湿的纸，干后
可自燃
在 14 0~1 50 ℃
时在干燥的
H C l 气流中
加热可得无
水 C uC l
2
，呈
黄褐色，比重
为 3.05
425 ℃ 熔化约 1 000
℃ 沸腾
溶解度
( g/ 100gH
2
O)
( 无水盐 )
几乎不溶于
水 ( 2.3 ×
10
- 3
%),易溶
于氨水
20.7,无水
C u SO
4
易吸
水
137.8( 0 ℃ ) 在
湿空气中易
潮解，能溶于
乙醇
77.0,能溶于
乙醚和丙醇
中，易溶于甲
醇和乙醇中
1, 5 （ 25 ℃ ），难溶
于水。在空气中吸
湿后变绿，溶于氨
水
几种银和金的常见化合物
氧化银 硝酸银 硫酸银 三氯化金
颜色和状态 暗棕色粉末 无色菱形片状晶
体
白色晶体 深红色吸水性固
体
密度 ( g/ cm
- 2
) 7.52 4.355 5.40 2.44
熔点 / ℃
受热时的变化
300 ℃ 以上即分
解为 Ag 和 O
2
208.5,强热时分
解，混有机物时
见光变黑
660, 108 5 ℃ 时分
解为 Ag, SO
2
和
O
2
196
溶解度
(g/ 100g H
2
O)
0.002 ~ 0.00 5
(20 ℃ ),微溶于
水，呈碱性，易
溶于 HN O 3 和 NH 3
水中
2.22(20 ℃ ),水
溶液呈中性，易
溶于甘油，可溶
于乙醇，几乎不
溶 于浓 H NO 3
0.75(18 ℃ ), 1,4
（ 100 ℃），易溶
于 NH 3 水，不溶
与醇类，较易溶
于浓 H 2 SO 4 中
溶于少量水中呈
红棕色，在大量
水中呈红黄色，
易溶于醇、醚中，
在酸性溶液中稳
定，中性溶液中
则析出 Au
(1) Cu2+的氧化性 (Cu2+的鉴定 )
3 水溶液中铜族元素的离子及反应
22 I)2 C u I ( s,4I2 C u ?? ??? ?? 白
) 色 无(Cu I -2
I-
2-2 ( C N))2 C u C N( s,4 C N2 C u ?? ???? 白
?][ Cu ( CN ) 2
CN-
OHCuC u S OSOHOCu 24422 ??? ???
a,水溶液中：稳定性 Cu(I)<Cu(II)
E (右 ) > E (左 ), Cu+易歧化，不稳定
2Cu+ ? Cu2++Cu K =1.0× 106
(2) Cu(II)与 Cu(I)的转化
Cu2+ Cu+ Cu0.5210.152
Cu2+ 0.859V CuI - 0.185V Cu
Cu2+ 0.438V CuCl2- 0.241V Cu
Cu2+ 0.509V CuCl 0.171V Cu
Cu(NH3)42+ 0.013V Cu(NH3)2+ -0.128V Cu
OH2 C u C l ( s )2 H C lOCu 22 ?? ???
b,有配合剂、沉淀剂存在时 Cu(I)稳定性提高
c,高温，固态时：稳定性 Cu(I)>Cu(II)
22 Cl2 Cu Cl ( s )( s )2 Cu Cl
C990 ???? ?? ?
22
22322
O)O ( s,2 C uC1 0 0 04 C u O ( s )
OHCO)2 C u O ( s,C200CO( O H )Cu
????? ?? ??
????? ?? ?
暗红
棕黑
2O4 C u ( s ) ?
1800oC
-
23232
4223
22
-
2O H)2A g ( N HOH4N HOAg
2N HO ( s )AgOH2N H2A g
OH)O ( s,Ag2O H2A g
?? ????
?? ????
?? ???
?
??
? 褐
银镜反应
OH4 N H2 A gOHC
2 O HOHC)2 A g ( N H
O2H4 N H2 A gH C O O
3 O HH C H O)2 A g ( N H
237126
-
612623
23
-
-
23
?????
? ????
?????
? ????
?
?
(3) Ag(I)离子的 反应
-3
232
2
32
2322
-2
32
-2
423342
422
-2
72
])O[ A g ( S)(OSAg
)S( s,Ag)( s,OSAg)(OSAg
C r O)2 A g ( N H4 N HC r OAg
2H( s )C r O2 A gOHOCr4
O
2
H
? ???
?? ??? ???
?? ???
?? ????
??
?
?
??
过量
黑白少量
鉴定 S2O32-
)S ( s,AgSOH OH)( s,OSAg 2422322 黑白 ???
(4) Ag+ 沉淀溶解序列
?Ag AgCl ?23 )A g(N H AgBr(s)
?3232 )OA g (SAgI(s)?2A g(CN )S(s)Ag 2
3HNO
HCl 3NH -Br
?332OS
-I
-2AgI
?CN-2S -I
(5) Ag+的鉴定
Cl)A g ( N H
NH
)A g C l ( s,
H C l
Ag
23
3?? ??
?? ???
323
423
233
2 N HA g I ( s )I)A g ( N H
2 N HA g C l ( s )Cl2H)A g ( N H
Cl)A g ( N H2 N HA g C l
ClA g C l ( s )H C lAg
?? ???
?? ????
?? ???
?? ???
??
????
??
??
)A g C l( s,白
),A g I ( s 黄
I-
HNO3
锌族元素
锌族元素的通性
锌族元素的单质
锌族元素的化合物
1 锌族元素的通性
周期表 ds区 Ⅱ B族 (锌分族 )包括锌 (Zn)、镉 (Cd)
、汞 (Hg) 。
锌族元素的价层电子构型为 (n-1)d10ns2,由于 (n-
1)d电子未参与成键，故锌族元素的性质与典型过
渡元素有较大区别，而与 p区 (四、五、六周期 )元
素接近，如氧化数主要为 +2，汞有 +1(总是以双聚
离子 [-Hg-Hg-]2+形式存在 ),离子无色，金属键较
弱而硬度、熔点较低等。
? 锌族元素的 金属活泼性比铜族强,活泼性依
Zn-Cd-Hg次序减弱,Zn和 Cd化学性质较接近
，汞和它们相差较大，类似于铜族元素。
? 锌族元素的 M2+均 无色,所以它们的许多化合
物也 无色 。
? 由于 M2+具有 18电子构型外壳，其极化能力和
变形性依 Zn2+→Cd2+ →Hg2+ 的顺序而增强，
以致 Cd2+ 特别是 Hg2+ 与易变形的阴离子形成
的化合物,往往显色并具有较低的溶解度 。
? 锌族元素一般都能形成 较稳定的配合物 。
性质
(1) 低熔点：既比 IIA族低，也比 IB族低
Zn,419oC 闪锌矿, ZnS 红锌矿,ZnO 菱锌矿,ZnCO3
Cd,321oC Hg,-39oC 辰砂,HgS
汞是室温下唯一的液态金属
(2) 易形成合金
黄铜,Cu-Zn 汞齐,Na-Hg,Au-Hg,Ag-Hg
用于提取贵金属
2 锌族元素的单质
化学性质
(1) 与 O2的作用：（在干燥空气中稳定）
碱式碳酸锌
3 Z n ( O H )Z n C OO3HCO2O4 Z n 23222 ?????
物理性质
潮湿：
(2) 与 S的作用
M+S MS
ZnS(白 )
CdS(黄 )
HgS(红，朱砂 ) (黑，辰砂 )
由于液体 Hg和硫粉反应，面积大，故比 Zn,Cd 还容
易些，可用这个反应处理洒落的汞液体。和卤素的反应
也有类似的现象，即 Hg比 Cd还活泼些。 Hg 为液体,接触
面积大，反应活性高。
)2 C d O ( s,O2 C d
)2 Z n O ( s,O2 Z n
2
2
棕灰色
白
? ???
? ???
稳
定
性
下
降360oC470oC )2 H g O ( s,O2 H g
2 红、黄?
加热：
? Hg化合物，特别是有机化合物 剧毒 ！ (1952年
在日本 Minimata，因含 Hg化合物工业废水泄
漏进浅海造成 52人死亡。在海水中,Hg被变
成 CH3HgCH3,被鱼吸收，而鱼是当地居民的
主要食物。 )
? Hg蒸气是阴毒，因其效应是累积的。经常暴
露于低水平的 Hg蒸气下会使 Hg在体内积累。
其效应包括 记忆丧失 。
Hg及其化合物的毒性
(3) 与酸反应
O4H2N O
)( N O3H g)(8H N O)6H g (
O4H2N O)3H g ( N O),(8H N O3H g
O2H2N O)H g ( N O)(4H N OHg
O2HSOH g S O)(SO2HHg
C d)Z n,(M HM)(2HM
2
2323
2233
22233
22442
2
2
???
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???? ???
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???? ???
???? ???
??
冷
稀过量
过量稀
浓
浓
稀
(4) 锌与 OH-,NH3反应
??
?
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??? ????
2 O HH)Z n ( N HO2H4 N HZn
HZ n ( O H )O2H2 O HZn
2
2
4323
2
-2
42
锌、汞的冶炼
锌主要以氧化物或硫化物存在于自然界。我国锌矿资
源丰富，著名的锌矿产地为湖南长宁水口山和临湘桃林。
焙烧 2ZnS + 3O2 ─→ 2ZnO + 2SO2↑
热还原 2C + O2 ─→ 2CO
ZnO + CO ─→ Zn + CO2↑
―全湿法”工艺：
2ZnS + 2H2SO4 + O2 ─→ 2ZnSO4 + 2H2O + 2S↑
99.9%
将辰砂直接或与 Fe或 CaO共同焙烧都可得到 Hg：
焙烧 HgS + O2 ─→ Hg ↑ + SO2↑
HgS + Fe ─→ Hg ↑ + FeS
4HgS + 4CaO ─→ 4Hg ↑ + 3CaS + CaSO4
汞的冶炼
锌的冶炼
锌的重要化合物
1.氧化锌和氢氧化锌
氧化锌 (ZnO)，俗称锌白，可做白色颜料。对热稳定，微
溶于水，显两性，溶于酸、碱分别形成锌盐和锌酸盐。
用作催化剂,橡胶填料及油漆颜料，软膏、橡皮膏等。
Zn(OH)2 + 2OH- ─→ [Zn(OH)4]2-
Zn(OH)2能溶于氨水，形成配合物：
Zn(OH)2 + 4NH3 ─→ [Zn(NH3)4]2+ + 2OH-
)2 C d O ( s,O H )(Cd
OH )Z n O ( s,O H )(Zn
2
22 红棕色白? ?? ?? ??
?
?
Zn(OH)2受热易分解，形成氧化物：
ZnO 较难分解
在锌盐溶液中，加入适量的碱可析出 Zn(OH)2沉淀。
Zn(OH)2也显两性，溶于酸成锌盐，溶于碱成锌酸盐：
3 锌族元素的化合物
2,氯化锌
ZnCl2吸水性很强，其水溶液由于 Zn2+的水解而显酸性：
Zn2+ + H2O ─→ Zn(OH)+ + H+
ZnCl2的浓溶液中，由于 形成配合酸 H[ZnCl2(OH)] 而使
溶液具有显著的酸性 (如 6mol·L-1ZnCl2溶液的 pH=1)能溶解
金属氧化物：
ZnCl2 + H2O ─→ H[ZnCl2(OH)]
Fe2O3 + 6H[ZnCl2(OH)] ─→ 2Fe[ZnCl2(OH)]3 + 3H2O
无水氯化锌为白色固体，可由锌与氯气反应，或在 700℃
下用干燥的氯化氢通过金属锌可制得。
因此在用锡焊接金属之前，常用 ZnCl2浓溶液 清除金属表面的氧化
物，焊接时它不损害金属表面，当水分蒸发后，熔盐覆盖在金属表面
，使之不再氧化，能保证焊接金属的直接接触。
制无水 ZnCl2，可将含水 ZnCl2和 SOCl2一起加热：
ZnCl2·xH2O + xSOCl2 ─→ ZnCl2 + 2xHCl + xSO2
ZnCl2主要用作有机合成工业的脱水剂、缩合剂及催化剂，以
及印染业的媒染剂，也用作石油净化剂和活性炭活化剂。此外,ZnCl2
还用于干电池、电镀、医药、木材防腐和农药等方面。
制备无水 ZnCl2：
用途：
3,硫化锌
ZnS是常见的难溶硫化物中唯一呈白色的，可用作白色颜料，它
同 BaSO4共沉淀所形成的混合物晶体 ZnS·BaSO4叫做锌钡白 (俗称立德
粉，是一种优良的白色颜料 )。无定形 ZnS在 H2S气氛中灼烧可以转变
为晶体 ZnS。若在 ZnS晶体中加入微量 Cu,Mn,Ag作活化剂，经光
照射后可发出不同颜色的荧光，这种材料可作荧光粉，制作荧光屏。
Zn2+ + H2S ─→ ZnS↓(白色 )+ 2H+制备：
4,配合物
Zn2+与氨水、氰化钾等能形成无色的四配位的配离子：
Zn2+ + 4NH3 [Zn(NH3)4]2+
Zn2+ + 4CN- [Zn(CN)4]2-
[Zn(CN)4]2-用于电镀工艺。例如它和 [Cu(CN)4]3-的混
合液用于镀黄铜 (Cu-Zn合金）。由于
[Cu(CN)4]3- + e- Cu + 4CN-,Eθ = -1.27 V
[Zn(CN)4]2-+ 2e- Zn + 4CN-,Eθ = -1.34 V
铜、锌配合物有关电对的标准电极电势接近，它们的
混合液在电解时,Zn,Cu在阴极可同时析出,
二苯硫腙
(CCl4溶液 )
绿色
粉红色 (水层 )上
棕色 (CCl4)层下
5 Zn2+的鉴定（碱性条件）
Zn
ZnX2
[Zn(OH)4]2–
ZnO
Zn2+
ZnS
ZnO
Δ
Cd(OH)2，基本显碱性,也有极弱的酸性。
O2H)C d( N H2N H2N HC d( O H )
2N HC d( O H )OH2N HCd
C d( O H )2O HCd
2
2
43342
4223
2
2
-2
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??? ????
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??
?
镉的化合物
氢氧化物
Cd2+,d10结构，有强的极化作用,Cd(OH)2 不稳定：
OH )2 C d O ( s,O H )(Cd
OH )Z n O ( s,O H )(Zn
22
22
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?
?
棕灰色
白CdO 较难分解
的特征反应。为鉴定
溶于
稀酸性条件沉淀完全，黄
?
?
?
? ???
2
1-
2
2
Cd
H C lLm o l6
)C d S( s,SHCd
硫化物
汞的重要化合物
汞能形成氧化值为 +1,+2的化合物。在锌族 M(I)的化合
物中，以 Hg(I)的化合物最为重要。
1,氧化汞
氧化汞 (HgO)有红、黄两种变体，都不溶于水，有毒。
500℃ 时分解为汞和氧气。在汞盐溶液中加入碱，可得到
黄色 HgO。这是由于生成的 Hg(OH)2极不稳定，立即脱水
分解。红色的 HgO一般是由硝酸汞受热分解而制得：
Hg2+ + 2OH- ─→ HgO↓(黄 ) + H2O
2Hg(NO3)2 2HgO↓(红 ) + 4NO2↑+ O2↑
HgO是制备许多汞盐的原料，还用作医药制剂、分析试剂
、陶瓷颜料等。
2,氯化汞和氯化亚汞
HgCl2可在过量的氯气中加热金属汞而制得。
HgCl2为共价型化合物，氯原子以共价键与汞原子结
合成直线型分子 Cl—Hg—Cl。 HgCl2熔点较低（ 280℃ ）,
易升华，因而俗名升汞。 HgCI2略溶于水,在水中解离度
很小，主要以 HgCl2分子形式 存在，所以 HgCl2有 假盐 之称
。 HgCl2在水中稍有水解：
HgCl2 + H2O Hg(OH)Cl + HCl
HgCl2与稀氨水反应则生成难溶解的 氨基氯化汞,
HgCl2 + 2NH3 ─→ Hg(NH2)Cl↓(白色 )+ NH4Cl
HgCl2还可与碱金属氯化物反应形成 四氯合汞 (Ⅱ )配离子
[HgCl4]2-，使 HgCl2的溶解度增大,
HgCl2 + 2Cl- ─→ [HgCl4]2-
HgCl2在酸性溶液中有氧化性，适量的 SnCl2可将之还原
为难溶于水的白色氯化亚汞 Hg2Cl2。
2HgCl2+ SnCl2 ─→ Hg2Cl2白 ↓+ SnCl4
如 SnCl2过量,Hg2Cl2可进一步被还原为汞,使沉淀变黑,
Eθ(HgCl2/Hg2Cl2)=0.63V Eθ(Sn4+/Sn2+)=0.154V Eθ(Hg2Cl2/Hg)=0.2682V
Hg2Cl2 + SnCl2 ─→ 2Hg↓ + SnCl4
在分析化学中利用此反应鉴定 Hg(Ⅱ )或 Sn(Ⅱ )。 HgCl2的稀溶液有
杀菌 作用，外科上用作 消毒剂 。 HgCl2也用作有机反应的 催化剂 。
金属汞与 HgCl2固体一起研磨，可制得 Hg2Cl2:
HgCl2 + Hg ─→ Hg2Cl2
Hg2Cl2分子结构为直线形 (Cl-Hg-Hg-Cl)，白色固体，
难溶于水。少量的无毒，因为略甜，俗称甘汞。常用于制
作甘汞电极。见光易分解：
Hg2Cl2 HgCl2+ Hg
因此应把它保存在棕色瓶中。
为什么氯化亚汞分子式要写成 Hg2Cl2
而不能写成 HgCl？
Hg 原子电子构型为 5d106s2,若氯化亚汞分子式写成 HgCl
，则意味着在氯化亚汞的分子中,汞还存在着一个未成对电子,
这是一种很难存在的不稳定构型；另外,它又是反磁性的,这与
5d106s2 的电子构型相矛盾, 因此,写
成 Cl – Hg – Hg – Cl 才与分子磁性一致，试验证明其中的汞离
子是 {Hg-Hg}2+,而不是 Hg+,
这一结论可以通过很多实验方法证明,例如，平衡常数法,
浓差电池法,电导法,拉曼光谱法,X-射线衍射法等,
Question
Hg2Cl2与氨水反应可生成氨基氯化汞和汞，使沉淀显 灰色,
Hg2Cl2 +2NH3 →Hg(NH2)Cl↓(白色 ) + Hg↓(黑色 )+ NH4Cl
此反应可用于鉴定 Hg(I)。 在医药上用作泻剂和利尿剂。
在配制 Hg(NO3)2 和 Hg2(NO3)2 溶液时，应先溶于稀硝酸中。
在 Hg(NO3)2溶液中加入 KI可产生 桔红色 HgI2 沉淀，后者
溶于过量 KI中，形成无色 [HgI4]2-∶
Hg2+ + 2I- ─→ HgI2↓
HgI2 + 2I- ─→ [HgI4]2-
同样，在 Hg2(NO3)2 溶液中加入 KI，先生成 浅绿色
Hg2I2沉淀，继续加 KI溶液则形成 [HgI4]2-，同时有汞析出：
Hg22+ + 2I- ─→ Hg2I2 ↓
Hg2I2 + 2I- ─→ [HgI4]2- + Hg↓
3,硝酸汞和硝酸亚汞
硝酸汞 [Hg(NO3)2]和硝酸亚汞 [Hg2(NO3)2]都溶于水，并水
解生成 碱式盐沉淀,
2Hg(NO3)2+ H2O ─→ HgO·Hg(NO3)2↓+ HNO3
Hg2(NO3)2+ H2O ─→ Hg2(OH)NO3↓+ HNO3
在 Hg(NO3)2 溶液中加入氨水，可得 碱式氨基硝酸汞 白
色 沉淀：
2Hg(NO3)2+ 4NH3 + H2O = HgO·NH2HgNO3↓+ 3NH4NO3
而在硝酸亚汞溶液中加入氨水，不仅有上述白色沉淀
产生，同时有 汞 析出：
2Hg2(NO3)2 + 4NH3 + H2O → HgO·NH2HgNO3 (白色 )↓
+2Hg(黑色 )↓+ 3NH4NO3
)( a q,H g ( S C N )2 S C NH g ( S C N )
( s )H g ( S C N )2 S C NHg
-2
4
-
2
2
-2
无色? ???
? ????
Hg2(NO3)2 2HgO + 2NO2?
Hg2(NO3)2 受热易分解,
Hg(NO3)2 是实验室制备其它汞化合物的常用试剂。 如：
可在 Hg2(NO3)2 溶液中加入少量金属汞，使所生成的
Hg2+ 被还原为 Hg22+：
Hg2+ + Hg ─→ Hg22+
除此之外，汞还能形成许多稳定的有机化合物，如甲
基汞 Hg(CH3)2,乙基汞 Hg(C2H5)2等。这些化合物中都含有
C-Hg-C 共价键直线结构，较易挥发、且毒性较大，在 空气
和水中相当稳定 。
所以 Hg2(NO3)2溶液与空气接触时易被氧化为 Hg(NO3)2：
Hg2(NO3)2 + O2 + 4HNO3 ─→ 4Hg(NO3)2 + 2H2O
Eθ(Hg2+/Hg22+)=0.911V，
O2 + 4H+ + 4e- →2H2O c(H+)=1mol·L-1 时,Eθ(O2/H2O)=1.229V
汞的重要反应
2 与 S2-的反应
HgH g SSHg
)H g S ( s,SHg
-22
2
22
?? ???
? ???
?
?? 黑
1 与 OH-的反应
HgH g O ( s ))O ( s,HgOHHg
O
2
1
H g ( s )
C400
)H g O ( s,
OH
Hg
2
2
2
2
2
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???? ??
?
?? ??
??
?
?
褐
黄
若 Hg2+是由 Hg(NO3)2溶液提供，则：
-
3
-2
23
23
2-
3
2
2 N O)3 H g S ( s,S2 H g S)H g ( N O
)( s,2 H g S)H g ( N O2S2 N O3 H g
?? ????
?? ???? ??
黑
黄色
-2
2
-2
2423
H g SSH g S
O4H3S2 N O][ H g Cl3H1 2 H C l2 H N O3 H g S
? ???
?????? ????
O3H7I I ( s )HN
Hg
Hg
O4 O H]2 [ H g INH
:NHN e s s l e rH g I
2
-
2
--2
44
4
-2
4
???
?
?
?
?
?
????
?试剂，用于鉴定为
3 与 [HgI4]2-的反应
Hg2(NO3)2?2H2O
Hg
HgS
Hg(NO3)2?H2O
Hg2Cl2
Hg(红 )
HgCl2 Hg(黄 )
HgSO4
如何能促进反应 Hg22+(aq) = Hg(l) + Hg2+(aq)
向右进行？
Question
由于该反应的平衡常数很小，意味着平衡易于向两个方向
移动，故只有在 Hg 22+离子的溶液中加入 Hg 2+ 离子的沉淀剂如
OH -,NH3,S2-,CO32-等或配合剂如 I -,CN -等时，上述反应才向
右进行,如：
Hg 22+ + 2 OH - HgO + Hg + H2O
Hg 22+ + H2S HgS + Hg + 2 H+
Hg 22+ + 4 I - HgI42- + Hg
小 结
一,Cu(I) — Cu(II)互相转化；
Cu(I) 被适当氧化剂氧化：
例,Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]+ + 2OH-
1,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
例 1,2Cu2+(aq) + 5I-(aq) ══ 2CuI(s) + I3-(aq)
例 2,2 CuS(s) +10 CN- = 2 [Cu(CN)4]3- + (CN)2↑+2S2-
例 3,2Cu2＋ (aq) + 10 CN- = 2 [Cu(CN)4]3- + (CN)2↑
沉淀剂 难溶化合物
Hg(I) + → Hg(II) + Hg(l)
配位体 稳定配合物
例 1,Hg2Cl2+NH3·H 2O ═H2N-Hg-Cl+Hg(l) +NH4Cl +2H2O
(氯化氨基汞 )白色 + 黑色 → 灰黑色
检定 Hg22+
例 2,2Hg22+ + H2S = Hg2S + 2H+
Hg2S → HgS↓+ Hg(l)
例 3,Hg2Cl2 + 2I- = Hg2I2↓ + 2Cl-
Hg2I2 + 2I- (过量 ) = [HgI4]2- + Hg(l)
合并,Hg2Cl2 + 4I- = [HgI4]2- + Hg(l) + 2Cl-
K稳 = 6.8× 1029
二,Hg(I) — Hg(II)互相转化
P855～ P857：
1,2,(1) (2) (4);
3,4,6,7,9,10,13
作 业
The End!
机
化
学
电
子
教
案
第十七章 铜、锌副族
§ 17.1 铜族元素
§ 17.2 锌族元素
铜锌副族元素在
周期表中的位置
Copper
Silver
Gold
Cadmium
Mercury
Zinc
铜族元素
铜族元素的通性
铜族元素的单质
铜族元素的化合物
水溶液中铜族元素的离子及反应
周期表 ds区 Ⅰ B族包含铜 (Cu)、银 (Ag)、金 (Au) 。
铜、银主要以硫化物和氧化物矿的形式存在。例如辉铜矿
Cu2S,黄铜矿 CuFeS2,赤铜矿 Cu2O、孔雀石 Cu2(OH)2CO3
，闪银矿 Ag2S以及角银矿 AgCl等。
铜、银、金均有以单质状态存在的矿物。金以单质形式
散存于岩石 (岩脉金 )或砂砾 (冲积金 )中。世界上 南非金矿资
源最丰富,其次是 前苏联和美国,它们共占世界总储量的
76.3%。我国黄金矿藏遍布 26省、自治区，主要分布在 山东
、河南、甘肃、黑龙江和新疆 等地。
1 铜族元素的通性
Cu(I)FeS2,CuCO3.Cu(OH)2,Cu(I)2S
黄铜矿 孔雀石 辉铜矿
? 与同周期的碱金属相比，活泼性较小。 Cu和 Au离子均
容易歧化而不够稳定。
? 铜族元素价层电子构型为 (n-1)d10ns1,氧化数有 +1,+2
,+3，而碱金属只有 +1。铜、银、金最常见的氧化数
分别为 +2,+1,+3。
? 铜族元素的标准电极电势比碱金属为正，在水溶液中
的化学活泼性小于碱金属。活泼性从 Cu到 Au降低。
? 与碱金属相比，铜族金属离子具有较强的极化力，本
身变形性又大,所以它们的二元化合物一般有相当程
度的共价性，易形成配合物。
铜族元素原子的性质
1.物理性质
(1) 特征颜色,Cu(紫红 ),Ag(白 ),Au(黄 )
(2) 它们的密度都大于 5，都是重金属，其中金的
密度最大，为 19.3g·cm-3。
(3) 溶、沸点较其它过渡金属低
(4) 导电性、导热性好，且 Ag>Cu>Au
(5) 延展性好,1g金可以拉成长达 3.4km的金线，
也能碾压成 0.0001mm厚的金箔。
(6) 能与许多金属形成合金，其中铜的合金品种最
多，金易生成汞齐。
铜族元素的单质
2.化学性质
(1) 与 O2作用
)(CO( O H )Cu
COOHO2 C u
)2 C u O (O2 C u
322
222
2
绿
黑
? ?????
? ???
?
?
碱式碳酸铜
Au Ag不与 O2发生反应，
当有沉淀剂或配合剂存在时，可反应。
所以不可用铜器盛氨水！
O2HS2 A gOS2H2 A g 2222 ?? ????
??
???
?? ?????
?? ?????
?
OH)(])4 [ C u ( N H8 N HO2HO4 C u
4 O H]4 [ M ( C N )8 C NO2HO4M
AuA g,C u,M
23322
222
无色
)(])[ C u ( N H 243 蓝?
O2
(2) 与 X2作用
? ???
? ???
? ???
2
2
2
ClAu
ClAg
ClCu
常温下反应
常温下反应 较慢
只能在 加热条件 下进行
活泼性,Cu>Ag>Au
( g )H])2C u [ C S ( N H)4C S ( N H2H2C u
( g )H2A g I4I2H2A g
( g )HS ( s )AgSH2A g
222222
2
-
2
222
?? ????
?? ????
?? ???
??
??
HCl
硫脲
(3) 与酸作用
? Cu,Ag,Au不能置换稀酸中的 H+（还原性差）
? 生成难溶物或配合物，使单质还原能力增强
③ Cu,Ag,Au可溶于氧化性酸
O4H 2 N O)3 C u ( N O)(8 H N O3 C u
O2H2 N O)C u ( N O)(4 H N OCu
2233
22233
???? ???
???? ???
稀
浓
OHNO]H [ A u C l
)(H N O)4H C l (Au
O2HSO( s )SOAg)(SO2H2A g
O2HSOC u S O)(SO2HCu
OHNOA g N O)(2H N OAg
24
3
224242
22442
2233
??
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??? ???
??? ???
??? ???
?
?
?
?
浓浓
浓
浓
浓
铜的冶炼、金的提取、银的回收
1,铜的冶炼
矿石种类的不同，冶炼方法不同。如氧化物矿可直接
用碳还原；也可用, 湿法, 冶炼，酸性矿用硫酸溶解铜，
碱性矿用氨水溶解铜，然后用电解或铁置换，析出铜。硫
化物矿的冶炼过程比较复杂，下面简单介绍黄铜矿制精铜
。
(1) 富集 低品位矿石冶炼前预先浮选富集，成为 精矿 。
(2) 焙烧 在沸腾炉中通空气氧化焙烧、脱硫 (成 SO2)，同时除
去挥发性杂质，如 As2O3,Sb2O3等，并使部分硫化物变成氧
化物：
2CuFeS2 + O2 ─→ Cu2S + 2FeS + SO2↑
2FeS + 3O2 ─→ 2FeO + 2SO2↑
(3) 除渣 形成熔渣 FeSiO3,因其密度小而浮在上层，而 Cu2S和
剩余的 FeS熔在一起生成所谓“冰铜”，并沉于熔体下层,
FeO + SiO2 ─→ FeSiO3(渣 ) mCu2S + nFeS ─→ 冰铜
(4) 顶吹还原 把冰铜放入转炉，鼓风熔炼：
2Cu2S + 3O2 ─→ 2Cu2O + SO2↑
2Cu2O + Cu2S ─→ 6Cu + SO2↑此粗铜又称 泡铜 。
(5) 精炼 阳极反应, Cu(粗 )- 2e- ─→ Cu2+
阴极反应, Cu2+ + 2e- ─→ Cu (精铜,99.95%)
浮选
工业炼铜
2,金的提取
氰化法提取金,用稀 NaCN(0.03～ 0.2%溶液 )处理粉碎后的
精金矿，通入空气，使 Au(或 Ag)溶解，残渣分离后，用 Zn或
Al将 Au置换出来，其化学反应如下：
3,银的回收
仍用氰化法浸取，然后用 Zn或 Al将 Ag置换出来，反应如下：
4Au + 8CN- + O2 + 2H2O → 4[Au(CN)2]- + 4OH-
2[Au(CN)2]- + Zn → 2Au↓+ 2[Au(CN)4]2-
然后用电解法精炼，可以制得纯度为 99.95%的金。
4Ag + 8CN- + O2 + 2H2O → 4[Ag(CN)2]- + 4OH-
Ag2S + 4CN- → 2[Ag(CN)2]- + S2-
2[Ag(CN)2]- + Zn ─→ 2Ag↓+ 2[Au(CN)4]2-
The thin gold leaf
coating protects the
structure beneath
from corrosion.
俄国大教堂顶
2 铜族元素的化合物
1° Cu(I)化合物的 氧化还原性
一 M(I)化合物
Cu(I)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。比如 Cu2O 的热稳
定性比 CuO 还高。
(1) 氧化还原性
Cu2+ Cu+ Cu0.5210.152
2Cu+ →Cu2++Cu Kq =1.0× 106
Cu(I) 有还原性，在空气中 CuCl可被氧化
4CuCl+O2+4H2O = 3CuO·CuCl2·3 H2O + 2HCl
Cu(I) 也有氧化性 2CuI(白 ) + 2Hg = Hg2I2 ( 黄 ) + 2Cu
将涂有白色 CuI 的纸条挂在室内，若常温下 3小时白色不变,表
明空气中汞的含量不超标。
2° Ag(I) 的氧化还原性
Ag+在水溶液中不歧化，也很难被氧化成 Ag2+。
Ag2+ Ag+ Ag0.7991.980
Ag+有 氧化性, Ag(I) 和醛基之间有银镜反应,Ag+可以氧化
H3PO3, N2H4, NH2OH 等。
在碱性介质中 Ag(I) 的氧化性增强
2NH2OH + 2AgBr = N2? + 2Ag? + 2HBr + 2H2O
5N2H4 + 4Ag+ = N2? + 4Ag? + 4N2H5+
2Ag+ + 2Mn(OH)2 + 2OH- = 2Ag↓+ MnO(OH)2 + H2O
Cu(OH) 尚未制得，常见的 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 才稳定存在，温度稍高，则分解 。
2AgOH ( 白 ) ＝ Ag2O (棕 黑 ) + H2?
(2) 热稳定性
AgCl,AgBr 和 Ag I 都有感光性，是感光材料，用于照相业。
Cu(I)的配合物
I) B r,C l,(X X2A g2A g X
O4A gC300O2A g
O2N O2A gC4402A g N O
2
h
22
223
??? ??
???? ?? ?
????? ?? ?
?
??
?
配合物,CuCl2-,CuBr2-,CuI2-,Cu(SCN)2-,Cu(CN)2-
小 大
Cu(I)的配合物 多为 2配位
稳定性
(3) 配合物
例如,)(2 C u C l)4 H C l (CuCu -
22 泥黄色浓 ? ???? ??
)C uC l(s,白
H2O
Cu(NH3)2+不稳定，易被空气氧化而非歧化。
4[Cu(NH3)2]+ + O2 + 8NH3 + 2H2O→4[Cu(NH3)4]2+ + 4OH-
无色 深蓝色
0.01 - 0.12[Cu(NH3)4]2+ [Cu(NH3)2] + Cu
例如,[Cu(NH
2CH2CH2OH)2]+ + C2H4 ?
[Cu(NH2CH2CH2OH)2(C2H4)]+
[Cu(NH3)2]+ + CO ? [Cu(NH3)2(CO)]+
上述反应是可逆的，受热时放出 C2H4和 CO,前一反应用
于从石油气中分离出 C2H4；后一反应用于合成氨工业铜洗
工段吸收可使催化剂中毒的 CO气体。
多数 Cu(I)配合物的溶液具有吸收烯烃、炔烃和 CO的能力，
其稳定性也按上面顺序增强。
生成配合物后,使 M+/M的电极电势降低,M 变活泼。
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
Ag ( I ) 的配合物经常是直线形的, sp 杂化，如
Ag ( I ) 的配合物
4Ag + O2 + 8CN- + 2H2O = 4Ag(CN)2- + 4OH-
2Cu + 8CN- + 2H2O = 2Cu(CN)43- + H2↑+ 2OH-
AgCl2- < Ag(NH3)2+ <Ag(S2O3)23- < Ag(CN)2-
CuCl CuBr CuI CuSCN CuCN Cu2S
白 白 或 淡黄 灰白 白 黑
spK
大 小
(4) 难溶物
AgCl AgBr AgI Ag2O AgCrO4 Ag2S
白 浅黄 黄 褐 砖红 黑
3Cu2S + 16HNO3(浓 )＝ 6Cu(NO3)2 + 3S ?+ 4NO? + 8H2O
3Ag2S + 8HNO3(浓 )＝ 6AgNO3 + 3S ?+ 2NO? + 4H2O
M2S + 4CN- ＝ 2[M(CN)2]- + S 2-
Cu(II)化合物
(1) 氯化铜
二 M(II)化合物
共价化合物
易溶于水、
乙醇、丙酮
无水 CuCl2
呈 棕黄 色
CuCl2加热可分解：
2CuCl2====2CuCl+Cl2↑
在浓盐酸溶液中 CuCl2 是 黄色 的，这是由于生成 CuCl42-
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
(2) Cu(II)的氧化－还原性
C uC u 2+ C u +0, 1 5 3 V 0, 5 2 V 0, 5 3 5 VI 2 I -
Cu2+ Cu+ Cu0.521
0.337
0.152
从以上数据上看 Cu2+不能氧化 I-，实际反应是：
生成 CuI,[Cu+] 降低，电位升高，将 I- 氧化成 I2 。产物是
Cu(I) 的难溶盐或稳定配离子时,Cu(II)有较好的氧化性。
又如,
CN-既是还原剂，又是沉淀剂；若 CN- 过量，反应则变为,
这里的 CN-既是还原剂，又是 Cu＋ 的络合剂。
??? ???? 2-2 ( C N))2 C u C N( s,4 C N2 C u 白
??? ???? 2-23-2 ( CN )]2 [ C u ( CN )8 C N2 C u
22 I)2 C u I ( s,4I2 C u ?? ??? ?? 白
???? ?????? ??????? ?? 2422 C u ( O H )),(OH( s )C u ( O H ))(OHCu 浓过量适量
?? ????? ??????? ?? 243342232 )C u ( N H)(NH( s )SO( O H )Cu )(NHCu 过量适量
浅蓝 深蓝
?? ????? ??????? ?? 6272-472722-4722 )OCu ( P)(OP)(OPCu)(OPCu 过量适量 s
)(C u C l)(4 C lCu -242 黄浓 ? ??? ??
浅蓝 深蓝
浅蓝 蓝
)(O)Cu ( H 242 蓝?
H2O
Cu(II)的配合物 多为 4配位
(3) 配合物
?
?
???
? ?? ??
4 O HO2HOHCO ( s )Cu
OHC]2 [ C u ( O H )
271262
6126
2
4
检验糖尿病,红色为有病,蓝色 没有病
4
C258
24
C113
24
C102
24
C u S OOHC u S O
O3HC u S OO5HC u S O
?? ???
?? ????? ???
?
??
对 [Cu(H2O)4]SO4·H 2O结构的解释有两种：
胆矾
O5HC u S O 24 ? OH] S OO)[ C u ( H 2442 ?也是配合物
S
S
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
H2O
O
O
O
O
O O
O
O
Cu Cu
[Cu(H2O)4]SO4·H 2O
结构的另一种解释
Cu(OH)2不稳定,Cu(OH)2 ＝ CuO + H2O 353K
CuO较稳定 4CuO ＝ 2Cu2O + O2(气体 ) (温度 >1273K)
Cu2O 比 CuO稳定。
Cu(OH)2两性，以 碱性 为主，略有 酸性 。
Cu(OH)2 + H2SO4 ＝ CuSO4 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2NaOH ＝ Na2[Cu(OH)4]
向 CuSO4溶液中加少量 NH3·H 2O，得碱式盐 Cu2(OH)2SO4
浅蓝色,继续加入 NH3·H 2O 时,得 深蓝色 [Cu(NH3)4]2+ 。
(4) 稳定性
(5) Cu(OH)2的两性
3CuS + 2NO3- + 8H+＝ 3Cu2+ + 3S ?+ 2NO? + 4H2O
(6) CuS 的难溶性
Cu2+ 离子溶液中通入 H2S，生成黑色 CuS沉淀，不溶于
稀酸，只能溶于热的稀硝酸或浓氰化钠溶液：
2CuS + 10CN- ＝ 2[Cu(CN)4]3- + 3S 2- + (CN)2 ?
三 M(III)化合物
Ag主要是一价,Cu主要是二价,M(III)主要是指 Au。
*易歧化, 3 Au+ ＝ Au3+ + 2Au
*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，为二聚
体的 Au2Cl6，平面正方形结构。 AuCl3易水解,
AuCl3 + H2O ＝ H[AuCl3(OH)]
*用下面的方法可制得 Cu(III) 及 Ag(III)
过氧化钾与氧化铜共热,
2CuO + 2KO2 ＝ 2KCuO2 + O2(气体 )
硝酸银、氯化钾与氟共热,
AgNO3 + 2KCl + 2F2 ＝ KAgF4 + KNO3 + Cl2
几种常见的铜的化合物
氧化态 +2 +2 +2 +2 +1
化合物 氧化铜
C uO
硫酸铜
C u SO
4
· 5H
2
O
硝酸铜
C u( N O
3
)
2
·
3H
2
O
氯化铜
C u C l
2
· 2H
2
O
氯化亚铜
C u C l
颜色和状态 棕黑色粉末 蓝色晶体 蓝色晶体 绿色晶体 白色四面体晶体
密度 ( g/ cm
- 2
) 6.32~ 6.43 2.29 2.05 2.50 3.53~ 3.68
熔点 / ℃
受热时的情
况
1 148
1000 ℃ 时分
解为，加热时
能被 H
2
,CO
还原为 Cu
2
O
或 Cu
260 ℃ 以上变
为无水白色
C u SO
4
粉末，
653 ℃ 以上分
解为 C uO 和
SO
3
1 14, 5 ℃ 熔
化，强热时分
解为碱式盐。
后变为。用和
乙醇溶液浸
湿的纸，干后
可自燃
在 14 0~1 50 ℃
时在干燥的
H C l 气流中
加热可得无
水 C uC l
2
，呈
黄褐色，比重
为 3.05
425 ℃ 熔化约 1 000
℃ 沸腾
溶解度
( g/ 100gH
2
O)
( 无水盐 )
几乎不溶于
水 ( 2.3 ×
10
- 3
%),易溶
于氨水
20.7,无水
C u SO
4
易吸
水
137.8( 0 ℃ ) 在
湿空气中易
潮解，能溶于
乙醇
77.0,能溶于
乙醚和丙醇
中，易溶于甲
醇和乙醇中
1, 5 （ 25 ℃ ），难溶
于水。在空气中吸
湿后变绿，溶于氨
水
几种银和金的常见化合物
氧化银 硝酸银 硫酸银 三氯化金
颜色和状态 暗棕色粉末 无色菱形片状晶
体
白色晶体 深红色吸水性固
体
密度 ( g/ cm
- 2
) 7.52 4.355 5.40 2.44
熔点 / ℃
受热时的变化
300 ℃ 以上即分
解为 Ag 和 O
2
208.5,强热时分
解，混有机物时
见光变黑
660, 108 5 ℃ 时分
解为 Ag, SO
2
和
O
2
196
溶解度
(g/ 100g H
2
O)
0.002 ~ 0.00 5
(20 ℃ ),微溶于
水，呈碱性，易
溶于 HN O 3 和 NH 3
水中
2.22(20 ℃ ),水
溶液呈中性，易
溶于甘油，可溶
于乙醇，几乎不
溶 于浓 H NO 3
0.75(18 ℃ ), 1,4
（ 100 ℃），易溶
于 NH 3 水，不溶
与醇类，较易溶
于浓 H 2 SO 4 中
溶于少量水中呈
红棕色，在大量
水中呈红黄色，
易溶于醇、醚中，
在酸性溶液中稳
定，中性溶液中
则析出 Au
(1) Cu2+的氧化性 (Cu2+的鉴定 )
3 水溶液中铜族元素的离子及反应
22 I)2 C u I ( s,4I2 C u ?? ??? ?? 白
) 色 无(Cu I -2
I-
2-2 ( C N))2 C u C N( s,4 C N2 C u ?? ???? 白
?][ Cu ( CN ) 2
CN-
OHCuC u S OSOHOCu 24422 ??? ???
a,水溶液中：稳定性 Cu(I)<Cu(II)
E (右 ) > E (左 ), Cu+易歧化，不稳定
2Cu+ ? Cu2++Cu K =1.0× 106
(2) Cu(II)与 Cu(I)的转化
Cu2+ Cu+ Cu0.5210.152
Cu2+ 0.859V CuI - 0.185V Cu
Cu2+ 0.438V CuCl2- 0.241V Cu
Cu2+ 0.509V CuCl 0.171V Cu
Cu(NH3)42+ 0.013V Cu(NH3)2+ -0.128V Cu
OH2 C u C l ( s )2 H C lOCu 22 ?? ???
b,有配合剂、沉淀剂存在时 Cu(I)稳定性提高
c,高温，固态时：稳定性 Cu(I)>Cu(II)
22 Cl2 Cu Cl ( s )( s )2 Cu Cl
C990 ???? ?? ?
22
22322
O)O ( s,2 C uC1 0 0 04 C u O ( s )
OHCO)2 C u O ( s,C200CO( O H )Cu
????? ?? ??
????? ?? ?
暗红
棕黑
2O4 C u ( s ) ?
1800oC
-
23232
4223
22
-
2O H)2A g ( N HOH4N HOAg
2N HO ( s )AgOH2N H2A g
OH)O ( s,Ag2O H2A g
?? ????
?? ????
?? ???
?
??
? 褐
银镜反应
OH4 N H2 A gOHC
2 O HOHC)2 A g ( N H
O2H4 N H2 A gH C O O
3 O HH C H O)2 A g ( N H
237126
-
612623
23
-
-
23
?????
? ????
?????
? ????
?
?
(3) Ag(I)离子的 反应
-3
232
2
32
2322
-2
32
-2
423342
422
-2
72
])O[ A g ( S)(OSAg
)S( s,Ag)( s,OSAg)(OSAg
C r O)2 A g ( N H4 N HC r OAg
2H( s )C r O2 A gOHOCr4
O
2
H
? ???
?? ??? ???
?? ???
?? ????
??
?
?
??
过量
黑白少量
鉴定 S2O32-
)S ( s,AgSOH OH)( s,OSAg 2422322 黑白 ???
(4) Ag+ 沉淀溶解序列
?Ag AgCl ?23 )A g(N H AgBr(s)
?3232 )OA g (SAgI(s)?2A g(CN )S(s)Ag 2
3HNO
HCl 3NH -Br
?332OS
-I
-2AgI
?CN-2S -I
(5) Ag+的鉴定
Cl)A g ( N H
NH
)A g C l ( s,
H C l
Ag
23
3?? ??
?? ???
323
423
233
2 N HA g I ( s )I)A g ( N H
2 N HA g C l ( s )Cl2H)A g ( N H
Cl)A g ( N H2 N HA g C l
ClA g C l ( s )H C lAg
?? ???
?? ????
?? ???
?? ???
??
????
??
??
)A g C l( s,白
),A g I ( s 黄
I-
HNO3
锌族元素
锌族元素的通性
锌族元素的单质
锌族元素的化合物
1 锌族元素的通性
周期表 ds区 Ⅱ B族 (锌分族 )包括锌 (Zn)、镉 (Cd)
、汞 (Hg) 。
锌族元素的价层电子构型为 (n-1)d10ns2,由于 (n-
1)d电子未参与成键，故锌族元素的性质与典型过
渡元素有较大区别，而与 p区 (四、五、六周期 )元
素接近，如氧化数主要为 +2，汞有 +1(总是以双聚
离子 [-Hg-Hg-]2+形式存在 ),离子无色，金属键较
弱而硬度、熔点较低等。
? 锌族元素的 金属活泼性比铜族强,活泼性依
Zn-Cd-Hg次序减弱,Zn和 Cd化学性质较接近
，汞和它们相差较大，类似于铜族元素。
? 锌族元素的 M2+均 无色,所以它们的许多化合
物也 无色 。
? 由于 M2+具有 18电子构型外壳，其极化能力和
变形性依 Zn2+→Cd2+ →Hg2+ 的顺序而增强，
以致 Cd2+ 特别是 Hg2+ 与易变形的阴离子形成
的化合物,往往显色并具有较低的溶解度 。
? 锌族元素一般都能形成 较稳定的配合物 。
性质
(1) 低熔点：既比 IIA族低，也比 IB族低
Zn,419oC 闪锌矿, ZnS 红锌矿,ZnO 菱锌矿,ZnCO3
Cd,321oC Hg,-39oC 辰砂,HgS
汞是室温下唯一的液态金属
(2) 易形成合金
黄铜,Cu-Zn 汞齐,Na-Hg,Au-Hg,Ag-Hg
用于提取贵金属
2 锌族元素的单质
化学性质
(1) 与 O2的作用：（在干燥空气中稳定）
碱式碳酸锌
3 Z n ( O H )Z n C OO3HCO2O4 Z n 23222 ?????
物理性质
潮湿：
(2) 与 S的作用
M+S MS
ZnS(白 )
CdS(黄 )
HgS(红，朱砂 ) (黑，辰砂 )
由于液体 Hg和硫粉反应，面积大，故比 Zn,Cd 还容
易些，可用这个反应处理洒落的汞液体。和卤素的反应
也有类似的现象，即 Hg比 Cd还活泼些。 Hg 为液体,接触
面积大，反应活性高。
)2 C d O ( s,O2 C d
)2 Z n O ( s,O2 Z n
2
2
棕灰色
白
? ???
? ???
稳
定
性
下
降360oC470oC )2 H g O ( s,O2 H g
2 红、黄?
加热：
? Hg化合物，特别是有机化合物 剧毒 ！ (1952年
在日本 Minimata，因含 Hg化合物工业废水泄
漏进浅海造成 52人死亡。在海水中,Hg被变
成 CH3HgCH3,被鱼吸收，而鱼是当地居民的
主要食物。 )
? Hg蒸气是阴毒，因其效应是累积的。经常暴
露于低水平的 Hg蒸气下会使 Hg在体内积累。
其效应包括 记忆丧失 。
Hg及其化合物的毒性
(3) 与酸反应
O4H2N O
)( N O3H g)(8H N O)6H g (
O4H2N O)3H g ( N O),(8H N O3H g
O2H2N O)H g ( N O)(4H N OHg
O2HSOH g S O)(SO2HHg
C d)Z n,(M HM)(2HM
2
2323
2233
22233
22442
2
2
???
? ???
???? ???
???? ???
???? ???
???? ???
??
冷
稀过量
过量稀
浓
浓
稀
(4) 锌与 OH-,NH3反应
??
?
???? ????
??? ????
2 O HH)Z n ( N HO2H4 N HZn
HZ n ( O H )O2H2 O HZn
2
2
4323
2
-2
42
锌、汞的冶炼
锌主要以氧化物或硫化物存在于自然界。我国锌矿资
源丰富，著名的锌矿产地为湖南长宁水口山和临湘桃林。
焙烧 2ZnS + 3O2 ─→ 2ZnO + 2SO2↑
热还原 2C + O2 ─→ 2CO
ZnO + CO ─→ Zn + CO2↑
―全湿法”工艺：
2ZnS + 2H2SO4 + O2 ─→ 2ZnSO4 + 2H2O + 2S↑
99.9%
将辰砂直接或与 Fe或 CaO共同焙烧都可得到 Hg：
焙烧 HgS + O2 ─→ Hg ↑ + SO2↑
HgS + Fe ─→ Hg ↑ + FeS
4HgS + 4CaO ─→ 4Hg ↑ + 3CaS + CaSO4
汞的冶炼
锌的冶炼
锌的重要化合物
1.氧化锌和氢氧化锌
氧化锌 (ZnO)，俗称锌白，可做白色颜料。对热稳定，微
溶于水，显两性，溶于酸、碱分别形成锌盐和锌酸盐。
用作催化剂,橡胶填料及油漆颜料，软膏、橡皮膏等。
Zn(OH)2 + 2OH- ─→ [Zn(OH)4]2-
Zn(OH)2能溶于氨水，形成配合物：
Zn(OH)2 + 4NH3 ─→ [Zn(NH3)4]2+ + 2OH-
)2 C d O ( s,O H )(Cd
OH )Z n O ( s,O H )(Zn
2
22 红棕色白? ?? ?? ??
?
?
Zn(OH)2受热易分解，形成氧化物：
ZnO 较难分解
在锌盐溶液中，加入适量的碱可析出 Zn(OH)2沉淀。
Zn(OH)2也显两性，溶于酸成锌盐，溶于碱成锌酸盐：
3 锌族元素的化合物
2,氯化锌
ZnCl2吸水性很强，其水溶液由于 Zn2+的水解而显酸性：
Zn2+ + H2O ─→ Zn(OH)+ + H+
ZnCl2的浓溶液中，由于 形成配合酸 H[ZnCl2(OH)] 而使
溶液具有显著的酸性 (如 6mol·L-1ZnCl2溶液的 pH=1)能溶解
金属氧化物：
ZnCl2 + H2O ─→ H[ZnCl2(OH)]
Fe2O3 + 6H[ZnCl2(OH)] ─→ 2Fe[ZnCl2(OH)]3 + 3H2O
无水氯化锌为白色固体，可由锌与氯气反应，或在 700℃
下用干燥的氯化氢通过金属锌可制得。
因此在用锡焊接金属之前，常用 ZnCl2浓溶液 清除金属表面的氧化
物，焊接时它不损害金属表面，当水分蒸发后，熔盐覆盖在金属表面
，使之不再氧化，能保证焊接金属的直接接触。
制无水 ZnCl2，可将含水 ZnCl2和 SOCl2一起加热：
ZnCl2·xH2O + xSOCl2 ─→ ZnCl2 + 2xHCl + xSO2
ZnCl2主要用作有机合成工业的脱水剂、缩合剂及催化剂，以
及印染业的媒染剂，也用作石油净化剂和活性炭活化剂。此外,ZnCl2
还用于干电池、电镀、医药、木材防腐和农药等方面。
制备无水 ZnCl2：
用途：
3,硫化锌
ZnS是常见的难溶硫化物中唯一呈白色的，可用作白色颜料，它
同 BaSO4共沉淀所形成的混合物晶体 ZnS·BaSO4叫做锌钡白 (俗称立德
粉，是一种优良的白色颜料 )。无定形 ZnS在 H2S气氛中灼烧可以转变
为晶体 ZnS。若在 ZnS晶体中加入微量 Cu,Mn,Ag作活化剂，经光
照射后可发出不同颜色的荧光，这种材料可作荧光粉，制作荧光屏。
Zn2+ + H2S ─→ ZnS↓(白色 )+ 2H+制备：
4,配合物
Zn2+与氨水、氰化钾等能形成无色的四配位的配离子：
Zn2+ + 4NH3 [Zn(NH3)4]2+
Zn2+ + 4CN- [Zn(CN)4]2-
[Zn(CN)4]2-用于电镀工艺。例如它和 [Cu(CN)4]3-的混
合液用于镀黄铜 (Cu-Zn合金）。由于
[Cu(CN)4]3- + e- Cu + 4CN-,Eθ = -1.27 V
[Zn(CN)4]2-+ 2e- Zn + 4CN-,Eθ = -1.34 V
铜、锌配合物有关电对的标准电极电势接近，它们的
混合液在电解时,Zn,Cu在阴极可同时析出,
二苯硫腙
(CCl4溶液 )
绿色
粉红色 (水层 )上
棕色 (CCl4)层下
5 Zn2+的鉴定（碱性条件）
Zn
ZnX2
[Zn(OH)4]2–
ZnO
Zn2+
ZnS
ZnO
Δ
Cd(OH)2，基本显碱性,也有极弱的酸性。
O2H)C d( N H2N H2N HC d( O H )
2N HC d( O H )OH2N HCd
C d( O H )2O HCd
2
2
43342
4223
2
2
-2
?? ????
??? ????
?? ???
??
??
?
镉的化合物
氢氧化物
Cd2+,d10结构，有强的极化作用,Cd(OH)2 不稳定：
OH )2 C d O ( s,O H )(Cd
OH )Z n O ( s,O H )(Zn
22
22
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?
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棕灰色
白CdO 较难分解
的特征反应。为鉴定
溶于
稀酸性条件沉淀完全，黄
?
?
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2
1-
2
2
Cd
H C lLm o l6
)C d S( s,SHCd
硫化物
汞的重要化合物
汞能形成氧化值为 +1,+2的化合物。在锌族 M(I)的化合
物中，以 Hg(I)的化合物最为重要。
1,氧化汞
氧化汞 (HgO)有红、黄两种变体，都不溶于水，有毒。
500℃ 时分解为汞和氧气。在汞盐溶液中加入碱，可得到
黄色 HgO。这是由于生成的 Hg(OH)2极不稳定，立即脱水
分解。红色的 HgO一般是由硝酸汞受热分解而制得：
Hg2+ + 2OH- ─→ HgO↓(黄 ) + H2O
2Hg(NO3)2 2HgO↓(红 ) + 4NO2↑+ O2↑
HgO是制备许多汞盐的原料，还用作医药制剂、分析试剂
、陶瓷颜料等。
2,氯化汞和氯化亚汞
HgCl2可在过量的氯气中加热金属汞而制得。
HgCl2为共价型化合物，氯原子以共价键与汞原子结
合成直线型分子 Cl—Hg—Cl。 HgCl2熔点较低（ 280℃ ）,
易升华，因而俗名升汞。 HgCI2略溶于水,在水中解离度
很小，主要以 HgCl2分子形式 存在，所以 HgCl2有 假盐 之称
。 HgCl2在水中稍有水解：
HgCl2 + H2O Hg(OH)Cl + HCl
HgCl2与稀氨水反应则生成难溶解的 氨基氯化汞,
HgCl2 + 2NH3 ─→ Hg(NH2)Cl↓(白色 )+ NH4Cl
HgCl2还可与碱金属氯化物反应形成 四氯合汞 (Ⅱ )配离子
[HgCl4]2-，使 HgCl2的溶解度增大,
HgCl2 + 2Cl- ─→ [HgCl4]2-
HgCl2在酸性溶液中有氧化性，适量的 SnCl2可将之还原
为难溶于水的白色氯化亚汞 Hg2Cl2。
2HgCl2+ SnCl2 ─→ Hg2Cl2白 ↓+ SnCl4
如 SnCl2过量,Hg2Cl2可进一步被还原为汞,使沉淀变黑,
Eθ(HgCl2/Hg2Cl2)=0.63V Eθ(Sn4+/Sn2+)=0.154V Eθ(Hg2Cl2/Hg)=0.2682V
Hg2Cl2 + SnCl2 ─→ 2Hg↓ + SnCl4
在分析化学中利用此反应鉴定 Hg(Ⅱ )或 Sn(Ⅱ )。 HgCl2的稀溶液有
杀菌 作用，外科上用作 消毒剂 。 HgCl2也用作有机反应的 催化剂 。
金属汞与 HgCl2固体一起研磨，可制得 Hg2Cl2:
HgCl2 + Hg ─→ Hg2Cl2
Hg2Cl2分子结构为直线形 (Cl-Hg-Hg-Cl)，白色固体，
难溶于水。少量的无毒，因为略甜，俗称甘汞。常用于制
作甘汞电极。见光易分解：
Hg2Cl2 HgCl2+ Hg
因此应把它保存在棕色瓶中。
为什么氯化亚汞分子式要写成 Hg2Cl2
而不能写成 HgCl？
Hg 原子电子构型为 5d106s2,若氯化亚汞分子式写成 HgCl
，则意味着在氯化亚汞的分子中,汞还存在着一个未成对电子,
这是一种很难存在的不稳定构型；另外,它又是反磁性的,这与
5d106s2 的电子构型相矛盾, 因此,写
成 Cl – Hg – Hg – Cl 才与分子磁性一致，试验证明其中的汞离
子是 {Hg-Hg}2+,而不是 Hg+,
这一结论可以通过很多实验方法证明,例如，平衡常数法,
浓差电池法,电导法,拉曼光谱法,X-射线衍射法等,
Question
Hg2Cl2与氨水反应可生成氨基氯化汞和汞，使沉淀显 灰色,
Hg2Cl2 +2NH3 →Hg(NH2)Cl↓(白色 ) + Hg↓(黑色 )+ NH4Cl
此反应可用于鉴定 Hg(I)。 在医药上用作泻剂和利尿剂。
在配制 Hg(NO3)2 和 Hg2(NO3)2 溶液时，应先溶于稀硝酸中。
在 Hg(NO3)2溶液中加入 KI可产生 桔红色 HgI2 沉淀，后者
溶于过量 KI中，形成无色 [HgI4]2-∶
Hg2+ + 2I- ─→ HgI2↓
HgI2 + 2I- ─→ [HgI4]2-
同样，在 Hg2(NO3)2 溶液中加入 KI，先生成 浅绿色
Hg2I2沉淀，继续加 KI溶液则形成 [HgI4]2-，同时有汞析出：
Hg22+ + 2I- ─→ Hg2I2 ↓
Hg2I2 + 2I- ─→ [HgI4]2- + Hg↓
3,硝酸汞和硝酸亚汞
硝酸汞 [Hg(NO3)2]和硝酸亚汞 [Hg2(NO3)2]都溶于水，并水
解生成 碱式盐沉淀,
2Hg(NO3)2+ H2O ─→ HgO·Hg(NO3)2↓+ HNO3
Hg2(NO3)2+ H2O ─→ Hg2(OH)NO3↓+ HNO3
在 Hg(NO3)2 溶液中加入氨水，可得 碱式氨基硝酸汞 白
色 沉淀：
2Hg(NO3)2+ 4NH3 + H2O = HgO·NH2HgNO3↓+ 3NH4NO3
而在硝酸亚汞溶液中加入氨水，不仅有上述白色沉淀
产生，同时有 汞 析出：
2Hg2(NO3)2 + 4NH3 + H2O → HgO·NH2HgNO3 (白色 )↓
+2Hg(黑色 )↓+ 3NH4NO3
)( a q,H g ( S C N )2 S C NH g ( S C N )
( s )H g ( S C N )2 S C NHg
-2
4
-
2
2
-2
无色? ???
? ????
Hg2(NO3)2 2HgO + 2NO2?
Hg2(NO3)2 受热易分解,
Hg(NO3)2 是实验室制备其它汞化合物的常用试剂。 如：
可在 Hg2(NO3)2 溶液中加入少量金属汞，使所生成的
Hg2+ 被还原为 Hg22+：
Hg2+ + Hg ─→ Hg22+
除此之外，汞还能形成许多稳定的有机化合物，如甲
基汞 Hg(CH3)2,乙基汞 Hg(C2H5)2等。这些化合物中都含有
C-Hg-C 共价键直线结构，较易挥发、且毒性较大，在 空气
和水中相当稳定 。
所以 Hg2(NO3)2溶液与空气接触时易被氧化为 Hg(NO3)2：
Hg2(NO3)2 + O2 + 4HNO3 ─→ 4Hg(NO3)2 + 2H2O
Eθ(Hg2+/Hg22+)=0.911V，
O2 + 4H+ + 4e- →2H2O c(H+)=1mol·L-1 时,Eθ(O2/H2O)=1.229V
汞的重要反应
2 与 S2-的反应
HgH g SSHg
)H g S ( s,SHg
-22
2
22
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? ???
?
?? 黑
1 与 OH-的反应
HgH g O ( s ))O ( s,HgOHHg
O
2
1
H g ( s )
C400
)H g O ( s,
OH
Hg
2
2
2
2
2
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?
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??
?
?
褐
黄
若 Hg2+是由 Hg(NO3)2溶液提供，则：
-
3
-2
23
23
2-
3
2
2 N O)3 H g S ( s,S2 H g S)H g ( N O
)( s,2 H g S)H g ( N O2S2 N O3 H g
?? ????
?? ???? ??
黑
黄色
-2
2
-2
2423
H g SSH g S
O4H3S2 N O][ H g Cl3H1 2 H C l2 H N O3 H g S
? ???
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O3H7I I ( s )HN
Hg
Hg
O4 O H]2 [ H g INH
:NHN e s s l e rH g I
2
-
2
--2
44
4
-2
4
???
?
?
?
?
?
????
?试剂，用于鉴定为
3 与 [HgI4]2-的反应
Hg2(NO3)2?2H2O
Hg
HgS
Hg(NO3)2?H2O
Hg2Cl2
Hg(红 )
HgCl2 Hg(黄 )
HgSO4
如何能促进反应 Hg22+(aq) = Hg(l) + Hg2+(aq)
向右进行？
Question
由于该反应的平衡常数很小，意味着平衡易于向两个方向
移动，故只有在 Hg 22+离子的溶液中加入 Hg 2+ 离子的沉淀剂如
OH -,NH3,S2-,CO32-等或配合剂如 I -,CN -等时，上述反应才向
右进行,如：
Hg 22+ + 2 OH - HgO + Hg + H2O
Hg 22+ + H2S HgS + Hg + 2 H+
Hg 22+ + 4 I - HgI42- + Hg
小 结
一,Cu(I) — Cu(II)互相转化；
Cu(I) 被适当氧化剂氧化：
例,Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]+ + 2OH-
1,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
例 1,2Cu2+(aq) + 5I-(aq) ══ 2CuI(s) + I3-(aq)
例 2,2 CuS(s) +10 CN- = 2 [Cu(CN)4]3- + (CN)2↑+2S2-
例 3,2Cu2＋ (aq) + 10 CN- = 2 [Cu(CN)4]3- + (CN)2↑
沉淀剂 难溶化合物
Hg(I) + → Hg(II) + Hg(l)
配位体 稳定配合物
例 1,Hg2Cl2+NH3·H 2O ═H2N-Hg-Cl+Hg(l) +NH4Cl +2H2O
(氯化氨基汞 )白色 + 黑色 → 灰黑色
检定 Hg22+
例 2,2Hg22+ + H2S = Hg2S + 2H+
Hg2S → HgS↓+ Hg(l)
例 3,Hg2Cl2 + 2I- = Hg2I2↓ + 2Cl-
Hg2I2 + 2I- (过量 ) = [HgI4]2- + Hg(l)
合并,Hg2Cl2 + 4I- = [HgI4]2- + Hg(l) + 2Cl-
K稳 = 6.8× 1029
二,Hg(I) — Hg(II)互相转化
P855～ P857：
1,2,(1) (2) (4);
3,4,6,7,9,10,13
作 业
The End!
