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本课件围绕第二十二章 ds区金属展开，依次说明铜族元素、卤化铜的一些物理性质列表与配离子有等内容，并给出相关概念的定义、计算示例与性质规律，便于按页对照图示与文字版阅读
第二十二章ds区金属
22-1铜族元素22-1-1铜族元素的通性•铜族元素的氧化数有+1、+2、+3三种，而碱金属的氧化数只有+1一种。 这是由于铜族元素最外层的ns电子和次外层的(n-1)d电子的能量相差不大的缘故，如铜的第一电离能为750kJ/mol，第二电离能为1970kJ/mol，它与其它元素反应时，不仅s电子能参加反应
铜族元素的第一电离势比碱金属高得多，铜族元素的标准电极电势比碱金属的数值大。 本族元素性质变化的规律和所有副族元素一样，从上到下即按Cu、Ag、Au的顺序金属活泼性递减，与碱金属从Na到Cs的顺序恰好相反。 这是计么原因呢？ 从表20-l的一些数据分可以得到一些解释：从Cu→Au
由于18电子层结构的离子，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性化合物。 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金属单质•一、存在和冶炼存在金属中铜、银和金是为人类最早熟悉的，因其化学性质不活泼，所以它门在自然界中有游离的单质存在。 自然铜(游离铜)的矿床很少，主要铜矿有辉铜矿(Cu2S)、黄铜矿(CuFeS2)、斑铜矿(Cu3FeS4)、赤铜矿(Cu2O)、蓝铜矿“(2CuCO3·Cu(OH)2)和孔雀石
金矿主要是自然金，自然金有岩脉金(散布在岩石中)和冲积金(存在于砂砾中)两种。 我国黑龙江和新疆都盛产金。
冶炼铜主要从黄铜矿提炼。 在冶炼过程大致分为：1.富集：将硫化物矿进行浮选。
2.焙烧：把得到的精矿进行焙烧，除去部分的硫和挥发性杂质如三氧化二砷等，并使部分硫化物变成氧化物。 主要反应如下
二、性质和用途铜、银、金依次是紫红色、银白色和黄色的金属。 它们的重要物理性质见下表20-3。
铜族单质具有密度较大，熔沸点较高，优良的导电、传热性等共同特性，它们为延展性很好。 特别是金，1克全能抽成长达3公里金丝，或压成厚约0.0001毫米的金箔。
铜的导电性能仅次银居第二位。 铜在电气工业中有着广泛的
铜是人类历史上最早使用的金属。 我国是最早使用铜器的国家之一，并且是青铜、黄铜和白铜等合金的首创者。 据考证，在三千多年前(殷代)已能从孔雀石中炼出铜来，而且铸铜的技术也达到相当高的水平，当时许多铜器都是古铜的。 在公元前二世纪(汉代)发明了黄铜和白铜，直到十八世纪才传入欧洲，我国劳动人民在很早以前就在铜的冶
铜族元素都能和卤素反应，但反应程度按Cu—Ag—Au的顺序逐渐下降。 铜在常温下就能与卤素作用，银作用很慢，金则须在加热时才同干燥的卤素起作用。 在电位序中，铜族元素都在氢以后，所以不能置换稀酸中的氢。 但当有空气存在时，铜可缓慢溶解于这些稀酸中：2Cu+4HCl+O2＝2CuCl2+2H2O2Cu+2H2SO4+O2＝
银与酸的反应与铜相似，但更困难一些：2Ag+2H2SO4(浓)=Ag2SO4+SO2+2H2O而金只能溶解在王水中：4Au+4HCl+HNO3＝HAuCl4+ NO+2H2O铜、银、金在强碱中均很稳定。
22-1-3铜族元素的主要化合物•一、铜的化合物铜的特征氧化数为+2，也有氧化数为+
分析化学上利用这个反应测定醛，医学上用这个反应来检查糖尿病。 由于制备方法和条件的不同，Cu2O晶粒大小各异，而呈现多种颜色，如黄、桔黄、鲜红或深棕。 Cu2O溶于稀疏酸，立即发生歧化反应Cu2O+H2SO4＝Cu2SO4+H2Cu2SO4＝CuSO4+CuCu2O对热十分稳定，在1508K时熔化而不分解。 Cu2O不
合成氨工业今常用醋酸二氨合铜(I)[Cu(NH3)2]Ac溶液吸收对氨合成催化剂有毒害的CO气体：[Cu(NH3)2]Ac+CO+NH3=[Cu(NH3)2]Ac•CO这是一个放热和体积减小的反应，降温、加压有利于吸收CO。 吸收CO以后的醋酸铜氨液，经减压和加热，又能将气体放出而再生，继续循环使用：[Cu(NH3)2]Ac•
(2)卤化物往硫酸铜溶液中逐滴加入KI溶液，可以看到生成白色的碘化亚铜沉淀和棕色的碘：2Cu2++4I-＝2CuI+I2由于CuI是沉淀，所以在碘离子存在时，Cu2+的氧化性大大增强，这时下列半电池反应的为：Cu2++I-+e=CuI E0＝0.86伏I2+2e＝2I-E0＝0.536伏所以Cu2+能氧化I-
CuCl2或CuBr2的热溶液与各种还原剂知SO2、SnCl2等反应可以得到白色CuCl或CuBr沉淀：2CuCl2+SO2+2H2O＝2CuCl+H2SO4+2HCl在热、浓盐酸中，用Cu将CuCl2还原，也可以制得CuCl：Cu+CuCl2＝2CuCl氯化亚铜在不同浓度的KCl溶液中，可以形成[CuCl2]-
2．氧化数为+2的化合物(1)氧化铜和氢氧化炯在硫酸调溶液中加入强碱，就生成淡蓝色的氢氧化铜沉淀：氢氧化铜(II的热稳定性比碱金属氢氧化物差得多。 受热易分解，溶液中加热至353K，Cu(OH)2脱水变为黑褐色的CuO：CuO
这个铜氨溶液具有溶解纤维的性能，在所得的纤维溶液中再加酸时，纤维可沉淀析出。 工业上利用这种性质来创造人造丝。 先将棉纤维溶于铜氨液中，然后从很细的喷丝嘴中将溶解了棉纤维的铜氨溶液喷注于稀酸中，纤维素以细长而具有蚕丝光泽的细丝从稀酸中沉淀出来。
(2)卤化铜除碘化铜(II)不存在外，其它卤化铜都可借氧化铜和氢卤酸反应来制备，例：CuO+2HCl＝CuCl2+H2O卤化铜的一些物理性质列表20-4。 卤化铜随阴离子变形性增大，颜色加深。 CuCl2在很浓的溶液中显黄绿色，在浓溶液中显绿色，在稀溶液中显蓝色。 黄色是由于[CuCl4]2-配离的存在，而蓝色是由于
所以制备无水CuCl2时，要在HCl气流中，CuCl2·2H2O加热到413—423K的条件下进行。 无水CuCl2进一步受热，则按下式进行分解。 2CuCl2=CuCl+C12(3)硫酸铜五水硫酸铜俗名胆矾或蓝矾，是蓝色斜方晶体。 它是用热浓硫酸溶解铜屑，或在氧气存在时用稀热硫酸与铜屑反应而制得
在蓝色的五水硫酸铜中，四个水分子以平面四边形配位在Cu2+的周围，第五个水分子以氢键与硫酸根结合，SO42-离子在平面四边形的上和下，形成一个不规则的八面体。 无水硫酸铜为白色粉末，不溶于乙醇和乙醚，其吸水性很强，吸水后显出特征的蓝色。 可利用这一性质来检验乙醇、乙醚等有机溶剂中的微量水分。 也可以用无水硫酸铜从这些有机物中除去少且水分(
(6)配合物Cu2+离子的外层电子构型为3s23p63d9。 Cu2+离子带有两个正电荷，因此，比Cu+更容易形成配合物。 Cu2+配位数为2、4、6的配离子，配位数为2的很稀少。 当Cu2+盐溶解在过量的水中时，形成蓝包的水分离子[Cu(H2O)6]2+。 在[Cu(H2O)6]2+中加入氨水，容易生成深蓝色的
Cu2+离子还能与由素、羟基、焦磷酸根离子形成稳定程度不同的配离子。 Cu2+与卤素离子都能形成[MX4]2-型的配合物，但它们在水溶液中稳定性较差。 Cu+也能形成许多配合物。 其配体数可以为2、3、4。 配位数为2的配离子，用sp杂化轨道成qvfp，几何构型为直线型，如CuCl2-
3．Cu2+和Cu+的相互转化铜有氧化数为+1和+2的化合物。 从离子结构来说，Cu+的结构是3d10。 应比Cu2+(3d9)稳定。 铜的第二电离能(1970kJ/mol)较高，故在气态时Cu+的化合物是稳定的。 但在水溶液中，Cu2+(电荷高、半径小)的水合热(2121kJ/mol)比Cu+的(582kJ/mol)
由于Cu2+的极化作用比Cu+强，在高温下，Cu2+化合物变得不稳定，受热变成稳定的Cu+化合物。 例如氧化铜加热到1273K以上就分解为O2和Cu2O。 其它如CuS、CuCl2、CuBr2加热至至有些化合物如CuI2、Cu(CN)2在普通常温下，就不能存在，要分解为Cu+化合物。 可见两种氧化数
二、银的化合物银的化介物主要是氧化数为+1的化合物，氧化数为+2的化合物很少，如AgO、AgF2，一般不稳定，是极强的氧化剂。 氧化数为+3的化合物极少，如Ag2O3。 银盐的一个特点是多数难溶于水，能溶的只有硝酸银、硫酸银、氟化银、高氯酸银等少数几种。 Ag+和Cu2+离子相似，形成配合物的倾向很大，把难溶
1．氧化银在AgNO3溶液中加NaOH，反应首先析出白色AgOH。 常温下AgOH极不稳定，立即脱水生成暗棕色Ag2O沉淀。 Ag2O微溶于水，293K时，1升水能溶13mg，所以溶液呈微碱性。 但如分别用溶于90%酒精的硝酸争持和KOH，在低于228K下，小心进行沉淀，可将到白色AgOH沉淀。
硝酸银熔点为48l.5K、加热到713K时分解。 如有微量的有机物存在或日光直接照射即逐渐分解。 因此硝酸银晶体或它的溶液应当装在棕色玻璃瓶中。 硝酸银遇到蛋白质即生成黑色蛋白银，因此它对有机组织有破坏作用，使用时不要使皮肤接触它。
氟化银可由氢氟酸和氧化银或碳酸银反应制得：Ag2O+2HF＝2AgF+H2OAgC1、AgBr、AgI都不溶于稀硝酸。 AgI有α、β、γ等多种晶型，在419Kβ-AgI转变为α-AgI，晶体由六方密堆积变为体心立方堆积，导电性迅速增大近万倍。 在室温下银离了表现出较强的离子导电性，其中以α-AgI
AgBr→Ag+Br•底片在摄影机中瞬时光照下外观没有发生变化，但是底片上实际已有了被摄物体的“隐像”了，为了使这种隐像显现出来，需经过显影的手续。 即将感光后的底片于暗室中用有机还原剂如对苯二酚、米吐尔(硫酸对甲基苯酚)等将含有银核的AgBr进一步还原为很，感光后的底片，随感光程度AgBr
22-1-4 IB族与IA族元素性质的对比碱金属和铜族元素性质简要对比如下：•一、物理性质由于碱金属的原了半径比相应的铜族元素要小，在固体金属中碱金属每个原子仅有一个s电子参加金属键，质点间的引力不强，所以碱金属的熔点、沸点都较低，硬度、密度也较小 而铜族元素除s电子外，还有一些(n-1)d
三、氧化数、化合物的键型等碱金属在化合物中总是呈+1氧化态，它们所形成的化合物大多是离子型的。 碱金属离子一般是无色的，极难被还原，铜族元素最外层的s电子和次外层(n-1)d能量相差不大，在与共它元素化合时，不仅失去一个s电子形成氧化数为+1的化合物，还可以再失去一个或两个d电子，表现为+2或+3
§22-2锌族元素•22-2-1锌族元素的概述•锌族元素包括锌、镉、汞三种元素，是周期系IIB族元素。 锌族元素的原子最外层和碱土金属一样，只有二个电子，但是碱土金属都只有一个s电子。 但是碱金属次外层为8个电子(铍只有2个电子)。 而锌族元素具18个电子，由于18电子层结构对核的屏蔽效应比8电子结构小得多，即锌族
由于(n-1)d电子末参与成键，故锌族元素的性质与典型过渡元素有较大差别，如氧化态主要为+2（汞有+1），离子无色，金属键较弱而硬度、熔点较低等。 锌族单质的熔点、沸点、熔化热和气化热等不仅比碱土金属低，而且比铜族金属低，这可能是由于最外层s电子成对后的稳定性的缘故。 而且这种稳定性随原子序数的增
锌族元素的标淮电极电势比同周期的铜族元素更负，所以锌族元素比铜族元素活泼。 从能丛变化上分析，虽然锌族元素的电离能高得多，但升华热较小，而离子水合热又高得多(数值更负)。 所以铜没有锌活泼，铜族与锌族元素的金属活泼次序是：•Zn＞Cd＞H＞Cu＞Hg＞Ag＞Au•
汞的蒸气在电孤中能导电，并辐射高强度的可见光和紫外光线，可作太阳灯，用于医疗方面。 汞和它的化合物有毒，使用时必须非常小心，不许将汞滴撒在实验桌上或地面上，因汞撒开后，表面积增大，汞蒸气散布于空气中被吸入人体会产生慢性中毒。 如果不小心把汞撤在地上或桌上、必须尽可能收集起来。 对遗留在缝隙处的汞，可盖以硫黄粉使生成难溶的HgS
但Hg2++Hg=Hg22+可逆反应的方向，在不同条件下是可以改变的。 如果加入一种试剂同Hg2+离子形成沉淀或配合物从而大大降低Hg2+离子的浓度，就会显著加速Hg22+歧化反应的进行。 例如，在Hg22+溶液中加入强碱或硫化氢时，就发生下列反应：•Hg22++2OH-＝Hg2(OH)2＝Hg+HgO+H2O•Hg22++H2S＝Hg2S+2H+•HgS+Hg
22-2-4锌族元素与碱土金属的对比•锌族元素的次层为18电子层结构对核电荷的屏蔽效应较小，因此锌族元素原子最外层的一对s电子所受核的引力较强，原子半径和离子半径比相应钙、锶、钡为小，所以它们的电离势比碱土金属高。 由于是18电子层结构，所以本族元素的离子且将很强的极化力和
成键能力锌族元素在形成共价化合物和配离子的倾向上比碱土金属强得多。 氢氧化物的酸碱性及其变化规律锌的氢氧化物显两性，镉、汞的氢气化物是弱碱性的。 本族内从上到下，它们氢氧化物的碱性增强，而金属活泼性从上到下是减弱的。 碱土金属的金属活泼性以及它们氢氧化物的碱
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