副族元素性質(zhì)ppt課件

1、第八章 副族元素,競賽基本要求,1. 掌握鈦、釩、鉻、錳、鐵、鈷、鎳、銅、銀、金、鋅、汞、鉬、鎢等元素重要化合物的基本性質(zhì)。 2. 熟悉 d區(qū)、ds區(qū)元素的通性與電子層結(jié)構(gòu)的關(guān)系。制備單質(zhì)的一般方法。 3.靈活運用化合物組成比、電荷平衡、物料平衡、質(zhì)量平衡關(guān)系以及物質(zhì)的特性和原子結(jié)與分子結(jié)構(gòu)理論來推測未知物,一、通論 d區(qū)元素是指IIIBVIII族元素，ds區(qū)元素是指IB、IIB族元素。d區(qū)元素的外圍電子構(gòu)型是(n1)d110ns12（Pd例外），ds區(qū)元素的外圍電子構(gòu)型是(n1)d10ns12。它們分布在第4、5、6周期之中，而我們主要討論第4周期的d區(qū)和ds區(qū)元素,1. 部分副族元素的基本

2、性質(zhì),2,3,1）它們都是金屬，硬度大，熔、沸點較高。第4周期d區(qū)元素都是比較活潑的金屬，能置換酸中的氫；而第5、6周期較不活潑，很難和酸作用。 （2）除少數(shù)例外，它們都存在多種氧化態(tài)。第4周期d區(qū)元素最高氧化態(tài)的化合物一般不穩(wěn)定；而第5、6周期d區(qū)元素最高氧化態(tài)的化合物則比較穩(wěn)定，且最高氧化態(tài)化合物主要以氧化物、含氧酸或氟化物的形式存在，如WO3、WF6、MnO4-、FeO42-、CrO42-等，最低氧化態(tài)的化合物主要以配合物形式存在，如Cr(CO)52。 （3）它們的水合離子和酸根離子常呈現(xiàn)一定的顏色。這與它們存在未成對的d電子發(fā)生躍遷有關(guān)。 （4）它們的原子或離子形成配合物的傾向都較大,

3、4. 同一周期的d區(qū)或ds區(qū)元素性質(zhì)的相似性,5. 某些d區(qū)元素水合離子的顏色,二、d區(qū)元素,1、鈦副族元素的基本性質(zhì) 鈦副族元素原子的價電子層結(jié)構(gòu)為(n1)d2ns2，所以鈦、鋯和鉿的最穩(wěn)定氧化態(tài)是+4，其次是+3，+2氧化態(tài)則比較少見。鋯、鉿生成低氧化態(tài)的趨勢比鈦小。它們的M()化合物主要以共價鍵結(jié)合。在水溶液中主要以MO2+形式存在，并且容易水解。由于鑭系收縮，鉿的離子半徑與鋯接近，因此它們的化學(xué)性質(zhì)極相似，造成鋯和鉿分離上的困難。 2、鈦及其化合物 （1）鈦 鈦是活潑的金屬，在高溫下能直接與絕大多數(shù)非金屬元素反應(yīng)。在室溫下，鈦不與無機酸反應(yīng)，但能溶于濃、熱的鹽酸和硫酸中： 2Ti +

4、6HCl(濃) = 2TiCl3 + 3H2 2Ti + 3H2SO4(濃) = 2Ti2(SO4)3 + 3H2 鈦易溶于氫氟酸或含有氟離子的酸中： Ti + 6HF = TiF62-+ 2H+ + 2H2,一）鈦分族,2）二氧化鈦 二氧化鈦在自然界以金紅石為最重要，不溶于水，也不溶于稀酸，但能溶于氫氟酸和熱的濃硫酸中： TiO2 + 6HF = H2TiF6+ 2H2O TiO2 + 2H2SO4 = 2Ti (SO4)2 + 2H2O TiO2 + H2SO4 = 2Ti OSO4 + H2O （3）四氯化鈦 四氯化鈦是鈦的一種重要鹵化物，以它為原料，可以制備一系列鈦化合物和金屬鈦。它在

5、水中或潮濕空氣中都極易水解將它暴露在空氣中會發(fā)煙： TiCl4 + 2H2O = TiO2 + 4HCl （4）鈦()的配位化合物 鈦()能夠與許多配合劑形成配合物，如TiF62、TiCl62、TiO(H2O2)2+ 等，其中與H2O2的配合物較重要。利用這個反應(yīng)可進(jìn)行鈦的比色分析，加入氨水則生成黃色的過氧鈦酸H4TiO6沉淀，這是定性檢出鈦的靈敏方法,鈦的配位數(shù)為6，氧的配位數(shù)3,二）釩分族 1、釩副族元素基本性質(zhì) 釩副族包括釩、鈮、鉭三個元素，它們的價電子層結(jié)構(gòu)為(n-1)d3ns2，5個價電子都可以參加成鍵，因此最高氧化態(tài)為 +5，相當(dāng)于d0的結(jié)構(gòu)，為釩族元素最穩(wěn)定的一種氧化態(tài)。按V、N

6、b、Ta順序穩(wěn)定性依次增強，而低氧化態(tài)的穩(wěn)定性依次減弱。鈮鉭由于半徑相近，性質(zhì)非常相似。 2、釩及其化合物 （1）釩 金屬容易呈鈍態(tài)，因此在常溫下活潑性較低。塊狀釩在常溫下不與空氣、水、苛性堿作用，也不與非氧化性的酸作用，但溶于氫氟酸，也溶于強氧化性的酸（如硝酸和王水）中。在高溫下，釩與大多數(shù)非金屬元素反應(yīng)，并可與熔融苛性堿發(fā)生反應(yīng),V2O5可通過加熱分解偏釩酸銨或三氯氧化釩的水解而制得： 2NH4VO3 = V2O5 + 2NH3 + H2O 2VOCl3 + 3H2O = V2O5 + 6HCl 在工業(yè)上用氯化焙燒法處理釩鉛礦，提取五氧化二釩。 V2O5比TiO2具有較強的酸性和氧化性，主

7、要顯酸性，易溶于堿： V2O5 + 6NaOH = 2Na3VO4 + 3H2O 也能溶解在強酸中（pH1）生成VO2+ 離子。V2O5是氧化劑： V2O5 + 6HCl = 2VOCl2 + Cl2 + 3H2O （3）釩酸鹽和多釩酸鹽 釩酸鹽有偏釩酸鹽MVO3、正釩酸鹽M3VO4和多釩酸鹽（M4V2O7、M3V3O9）等。只有當(dāng)溶液中釩的總濃度非常稀（低于104 molL1）且溶液呈強堿性（pH13）時，單體的釩酸根才能在溶液中穩(wěn)定存在；當(dāng)pH下降，溶液中釩的總濃度小于104 molL1時，溶液中以酸式釩酸根離子形式存在，如HVO42-、H2VO4-；當(dāng)溶液中釩的總濃度大于104 molL

8、1時，溶液中存在一系列聚合物（多釩酸鹽）如V2O74-、V3O93-、V4O124-、V10O286-等,2）五氧化二釩,V2O5可通過加熱分解偏釩酸銨或三氯氧化釩的水解而制得： 2NH4VO3 = V2O5 + 2NH3 + H2O 2VOCl3 + 3H2O = V2O5 + 6HCl 在工業(yè)上用氯化焙燒法處理釩鉛礦，提取五氧化二釩。 V2O5比TiO2具有較強的酸性和氧化性，主要顯酸性，易溶于堿： V2O5 + 6NaOH = 2Na3VO4 + 3H2O 也能溶解在強酸中（pH1）生成VO2+ 離子。V2O5是氧化劑： V2O5 + 6HCl = 2VOCl2 + Cl2 + 3H2O

9、 （3）釩酸鹽和多釩酸鹽 釩酸鹽有偏釩酸鹽MVO3、正釩酸鹽M3VO4和多釩酸鹽（M4V2O7、M3V3O9）等。只有當(dāng)溶液中釩的總濃度非常?。ǖ陀?04 molL1）且溶液呈強堿性（pH13）時，單體的釩酸根才能在溶液中穩(wěn)定存在；當(dāng)pH下降，溶液中釩的總濃度小于104 molL1時，溶液中以酸式釩酸根離子形式存在，如HVO42-、H2VO4-；當(dāng)溶液中釩的總濃度大于104 molL1時，溶液中存在一系列聚合物（多釩酸鹽）如V2O74-、V3O93-、V4O124-、V10O286-等,2）五氧化二釩,三）鉻分族,1）鉻 鉻比較活潑，能溶于稀HCl、H2SO4，起初生成藍(lán)色Cr2+ 溶液，而后

10、為空氣所氧化成綠色的Cr3+ 溶液： Cr + 2HCl = CrCl2 + H2 4CrCl2 + 4HCl + O2 = 4CrCl3 + 2H2O 鉻在冷、濃HNO3中鈍化。 （2）鉻(III)的化合物 向Cr3+ 溶液中逐滴加入2 moldm3 NaOH，則生成灰綠 色Cr(OH)3沉淀。Cr(OH)3具有兩性： Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O Cr(OH)3 +OH= Cr(OH)4- (亮綠色) 鉻(III)的配合物配位數(shù)都是6（少數(shù)例外），其單核配合物的空間構(gòu)型為八面體，Cr3+ 離子提供6個空軌道，形成六個d2sp3雜化軌道,3、鉻及其化合物的性質(zhì),6)

11、關(guān)于Cr()化合物的結(jié)構(gòu),X光分析數(shù)據(jù)表明， Cr()的周圍有4個配體呈四面體排布，在乙醚介質(zhì)中存在的藍(lán)色物質(zhì)過氧化鉻CrO5分子實際上還有1分子(C2H5)2O與之鍵合，化學(xué)式為CrO(O2)2(C2H5)2O，過氧基離子O22-是一種配位體，它與重鉻酸根離子Cr2O72-, 過氧重鉻酸根離子Cr2O122- 或?qū)憺?Cr2O2(O2)52-)的結(jié)構(gòu)圖如下,Cr2O72-的結(jié)構(gòu),CrO(O2)2(C2H5)2O的結(jié)構(gòu),Cr2O122-的結(jié)構(gòu),7)關(guān)于Cr()化合物的中心原子雜化軌道類型,關(guān)于Cr()化合物的中心原子雜化軌道類型，因為Cr是過渡元素，次外層的d軌道電子參與成鍵，我們只能按價層電

12、子對互斥理論推斷可能的雜化軌道類型,根據(jù)參與成鍵的電子來源，參與雜化的原子軌道應(yīng)是外層的s軌道和次外層的d軌道。故可能的雜化軌道類型是： CrO42-與Cr2O72-中，Cr原子為d3s雜化， CrO5中，Cr原子為d4s雜化,CrO5的正方錐結(jié)構(gòu),d3sp為三角雙錐，d4s為正方錐，d4sp為三方棱柱，d3sp3為五角雙錐，d4sp3為正十二面體,d4sp3為 正十二面體,d3sp為 三角雙錐,d4s與d2sp2為正方錐,d4sp為 三方棱柱,d3sp3為 五角雙錐,8)鉻的鹵氧化物(摘自高等無機化學(xué),鉻酰氯CrO2Cl2：深紅色液體(沸點117)。 CrO3+HCl CrO2Cl2 + H

13、2O K2Cr2O7 + 4KCl +H2SO4(濃) 2CrO2Cl2 + 3K2SO4 + 3H2O,鉻酰氟CrO2F2：紅棕色氣體?？捎梅疌rO2Cl2或用無水HF與CrO3反應(yīng)制得,其它鹵氧化物如CrO2ClF、CrOF4都有報道，用CrO3與羧酸酐反應(yīng)可以制得氟代羧酸鹽，例如CrO2(OCOCF3)2,4、鉬和鎢的重要化合物 （1）鉬、鎢的氧化物 MoO3、WO3和CrO3不同，它們不溶于水，僅能溶于氨水和強堿溶液生成相應(yīng)的合氧酸鹽。 （2）鉬、鎢的含氧酸及其鹽 鉬酸、鎢酸與鉻酸不同，它們是難溶酸，酸性、氧化性都較弱，鉬和鎢的含氧酸鹽只有銨、鈉、鉀、銣、鋰、鎂、銀和鉈(I)的鹽溶于

14、水，其余的含氧酸鹽都難溶于水。氧化性很弱，在酸性溶液中只能用強還原劑才能將它們還原到+3氧化態(tài),四）錳分族,3、錳副族的基本性質(zhì) B族包括錳、锝和錸三個元素。其中只有錳及其化合物有很大實用價值。從Mn到Re高氧化態(tài)趨向穩(wěn)定。以Mn2+ 為最穩(wěn)定。 4、錳及其化合物 （1）錳是活潑金屬，在空氣中表面生成一層氧化物保護(hù)膜。錳在水中，因表面生成氫氧化錳沉淀而阻止反應(yīng)繼續(xù)進(jìn)行。錳和強酸反應(yīng)生成Mn(II)鹽和氫氣。但和冷濃H2SO4反應(yīng)很慢（鈍化,2）錳(II)的化合物酸性Mn2+ 穩(wěn)定。堿性Mn(II)極易氧化成Mn(IV)化合物。Mn(OH)2為白色難溶物，Ksp = 4.01014，極易被空氣氧

15、化，水中少量氧氣能將其氧化成褐色MnO(OH)2沉淀。 2Mn(OH)2 + O2 = 2 MnO(OH)2 Mn2+在酸性介質(zhì)中只有遇強氧化劑(NH4)2S2O8、NaBiO3、PbO2、H5IO6時才被氧化。 2Mn2+ + 5S2O82-+ 8H2O = 2MnO4-+ 10SO42-+ 16H+ 2Mn2+ + 5NaBiO3 + 14H+ = 2MnO4-+5Bi3+ + 5Na+ + 7H2O,3）錳(IV)的化合物 最重要的Mn(IV)化合物是MnO2，二氧化錳在中性介質(zhì)中很穩(wěn)定，在堿性介質(zhì)中傾向于轉(zhuǎn)化成錳()酸鹽；在酸性介質(zhì)中是一個強氧化劑，傾向于轉(zhuǎn)化成Mn2+。 2MnO2

16、+ 2H2SO4 (濃) = 2MnSO4+ O2+ 2H2O MnO2 + 4HCl(濃) = MnCl2 + Cl2+ 2H2O 簡單的Mn(IV)鹽在水溶液中極不穩(wěn)定，或水解生成水合二氧化錳MnO(OH)2，或在濃強酸中和水生成氧氣和Mn(II)。 （4）錳(VI)的化合物 最重要的Mn(VI)化合物是錳酸鉀K2MnO4。在熔融堿中MnO2被氧氣、KNO3和KClO3等氧化生成K2MnO4。 2MnO2 + O2 + 4KOH = 2K2MnO4 (墨綠色) + 2H2O 在酸性、中性及弱堿性介質(zhì)中，K2MnO4發(fā)生歧化反應(yīng)： 3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2

17、 + 4KOH 錳酸鉀是制備高錳酸鉀（KMnO4）的中間體。 2MnO42-+ 2H2O = 2MnO4- + 2OH+ H2,5,五）鐵系元素,三、ds區(qū)元素 （一）銅族元素 1、銅族元素的基本性質(zhì) 銅族元素包括銅、銀、金，屬于I B族元素，位于周期表中的ds區(qū)。銅族元素結(jié)構(gòu)特征為(n-1)d10ns1，從最外層電子說，銅族和IA族的堿金屬元素都只有1個電子，失去s電子后都呈現(xiàn)+1氧化態(tài)；但由于I B族元素的次外層比I A族元素多出10個d電子，它們性質(zhì)有顯著的差異。如： （1）與同周期的堿金屬相比，銅族元素的原子半徑較小，第一電離勢較大：I A族單質(zhì)金屬的熔點、沸點、硬度均低；而I B族金

18、屬具有較高的熔點和沸點，有良好的延展性、導(dǎo)熱性和導(dǎo)電性。 （2）化學(xué)活潑性：銅族元素的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢比堿金屬為正。IB族都是不活潑的重金屬，在空氣中比較穩(wěn)定，與水幾乎不起反應(yīng)，同族內(nèi)的活潑性自上而下減小。 （3）IA族的氫氧化物都是極強的堿，并且非常穩(wěn)定；IB族氫氧化物堿性較弱，不穩(wěn)定，易脫水形成氧化物,2、銅、銀、金及其化合物 （1）銅、銀和金 銅族元素的化學(xué)活性從Cu至Au降低，主要表現(xiàn)在與空氣中氧的反應(yīng)和與酸的反應(yīng)上。室溫時，在純凈干燥的空氣中，銅、銀、金都很穩(wěn)定。在加熱時銀和金不與空氣中的氧化合。在含有CO2的潮濕空氣中放久后，表面會慢慢生成一層綠色的銅銹： 2Cu + O2 + H2O

19、 + CO2 = Cu(OH)2CuCO3 銀和金不發(fā)生上述反應(yīng)。銅、銀可以被硫腐蝕，特別是銀對硫及硫化物（H2S）極為敏感，這是銀器暴露在含有這些物質(zhì)的空氣中生成一層Ag2S的黑色薄膜而使銀失去白色光澤的主要原因。金不與硫直接反應(yīng)。銅在常溫下就能與鹵素反應(yīng)，銀反應(yīng)很慢，金必須加熱才能與干燥的鹵素起反應(yīng)。銅可溶于熱濃鹽酸中： 2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl2 + 2H2O 2Cu + 2H2SO4 + O2 = 2CuSO4 + 2H2O 2Cu + 8HCl（濃）= 2H3CuCl4 + H2 金只能溶于王水（這時HNO3做氧化劑，HCl做配位劑）： Au + 4HCl +

20、HNO3 = HAuCl4+ NO+ 2H2O,2）銅的化合物 Cu(I) 的化合物 在酸性溶液中Cu+ 離子易于歧化而不能在酸性溶液中穩(wěn)定存在。 2Cu+ = Cu + Cu2+ K = 1.2106（293K） 但必須指出，Cu+ 在高溫及干態(tài)時比Cu2+ 離子穩(wěn)定。Cu2O和Ag2O都是共價型化合物，不溶于水。Ag2O在573K分解為銀和氧；而Cu2O對熱穩(wěn)定。CuOH和AgOH均很不穩(wěn)定，很快分解為M2O。 用適量的還原劑（如SO2、Sn2+、Cu ）在相應(yīng)的鹵素離子存在下還原Cu2+ 離子，可制得CuX。如： Cu2+ + 2Cl+ Cu = 2CuCl(白) 【濃鹽酸】=HCuCl

21、2 2Cu2+ + 4I = 2CuI(白) + I2 Cu+ 為d10型離子，具有空的外層s、p軌道，能和X（F 除外）、NH3、S2O32-、CN 等配體形成穩(wěn)定程度不同的配離子。無色的Cu(NH3)2+ 在空氣中易于氧化成深藍(lán)色的Cu(NH3)42+ 離子,Cu() 的化合物 +2氧化態(tài)是銅的特征氧化態(tài)。在Cu2+ 溶液中加入強堿，即有藍(lán)色Cu(OH)2絮狀沉淀析出，它微顯兩性，既溶于酸也能溶于濃NaOH溶液，形成藍(lán)紫色Cu(OH)42 離子： Cu(OH)2 + 2OH= Cu(OH)42 Cu(OH)2 加熱脫水變?yōu)楹谏獵uO。 在堿性介質(zhì)中，Cu2+ 可被含醛基的葡萄糖還原成紅色的

22、Cu2O，用以檢驗糖尿病。最常見銅鹽是CuSO45H2O（膽礬），它是制備其他銅化合物的原料。 Cu2+ 為d9構(gòu)型，絕大多數(shù)配離子為四短兩長鍵的細(xì)長八面體，有時干脆成為平面正方形結(jié)構(gòu)。如Cu(H2O)42+（藍(lán)色）、Cu(NH3)42+（深藍(lán)色）、Cu(en)22+（深藍(lán)紫）、(NH4)2CuCl4（淡黃色）中的CuCl42-離子等均為平面正方形。由于Cu2+ 有一定的氧化性，所以與還原性陰離子，如I、CN 等反應(yīng)，生成較穩(wěn)定的CuI及Cu (CN)2 ，而不是CuI2和Cu (CN)4 2,3）銀的化合物 氧化態(tài)為 +I的銀鹽的一個重要特點是只有AgNO3、AgF和AgClO4等少數(shù)幾種鹽

23、溶于水，其它則難溶于水。非常引人注目的是，AgClO4和AgF的溶解度高得驚人（298K時分別為5570 gL1和1800 gL1）。 Cu(I)不存在硝酸鹽，而AgNO3卻是一個最重要的試劑。固體AgNO3極其溶液都是氧化劑可被氨、聯(lián)氨、亞磷酸等還原成Ag。 2NH2OH + 2AgNO3 = N2+ 2Ag+ 2HNO3 + 2H2O N2H4 + 4AgNO3 = N2+ 4Ag+ 4HNO3 H3PO3 + 2AgNO3 + H2O = H3PO4 + 2Ag+ 2HNO3 Ag+ 和Cu2+ 離子相似，形成配合物的傾向很大，把難溶銀鹽轉(zhuǎn)化成配合物是溶解難溶銀鹽的重要方法,4）金的化合

24、物 Au(III)化合物最穩(wěn)定，Au+ 像Cu+ 離子一樣容易發(fā)生歧化反應(yīng)，298K時反應(yīng)的平衡常數(shù)為1013。 3Au+ = Au3+ + 2Au 可見Au+(aq) 離子在水溶液中不能存在。Au+ 像Ag+ 一樣，容易形成二配位的配合物，例如Au(CN)2。在最穩(wěn)定的+III氧化態(tài)的化合物中有氧化物、硫化物、鹵化物及配合物。 堿與Au3+ 水溶液作用產(chǎn)生一種沉淀物，這種沉淀脫水后變成棕色的Au2O3。Au2O3溶于濃堿形成含Au(OH)4 離子的鹽。 將H2S通入AuCl3的無水乙醚冷溶液中，可得到Au2S3，它遇水后很快被還原成Au(I) 或Au。 金在473K時同氯氣作用，可得到褐紅色

25、晶體AuCl3。在固態(tài)和氣態(tài)時，該化合物均為二聚體（類似于Al2Cl6）。AuCl3易溶于水，并水解形成一羥三氯合金(III)酸： AuCl3 + H2O = HAuCl3OH 將金溶于王水或?qū)u2Cl6溶解在濃鹽酸中，然后蒸發(fā)得到黃色的氯代金酸HAuCl44H2O。由此可以制得許多含有平面正方形離子AuX4 的鹽（X = F，Cl，Br，I，CN，SCN，NO3,二）鋅族元素 1、鋅族元素的基本性質(zhì) 鋅族元素結(jié)構(gòu)特征為(n-1)d10ns2，由于是18電子層結(jié)構(gòu)，所以本族元素的離子具有很強的極化力和明顯的變形性。 （1）主要物理性質(zhì)：熔、沸點都比II A族低。II A族和II B族金屬的導(dǎo)

26、電性、導(dǎo)熱性、延展性較差（只有鎘）。 （2）化學(xué)活潑性：較堿土金屬差。不從水中置換出氫，在稀鹽酸或硫酸中，鎘較難，汞則不溶。 （3）化合物的鍵型及形成配合物的傾向：共價性為大。IIB族金屬離子形成配合物的傾向比IIA族金屬離子強得多。 （4）氫氧化物的酸堿性：II B族元素的氫氧化物是弱堿性的，且易脫水分解，IIA的氫氧化物則是強堿性的，不易脫水分解。而Be(OH)2和Zn(OH)2都是兩性的。 （5）鹽的溶解度及水解情況：II B族硫酸鹽易溶，碳酸鹽都難溶于水。IIB族元素的鹽在溶液中都有一定程度的水解。 （6）某些性質(zhì)的變比規(guī)律：II B族元素的金屬活潑性自上而下減弱，但它們的氫氧化物的堿

27、性卻自上而下增強,2、鋅、汞及其化合物 （1）鋅和汞 在含有CO2的潮濕空氣中很快變暗，生成堿式碳酸鋅，一層較緊密的保護(hù)膜：4Zn + 2O2 + 3H2O + CO2 = ZnCO33Zn(OH)2 鋅在加熱條件下，可以與絕大多數(shù)非金屬反應(yīng)，在1273 K時鋅在空氣中燃燒生成氧化鋅；而汞在約620 K時與氧明顯反應(yīng)，但在約670 K以上HgO又分解為單質(zhì)汞。鋅粉與硫磺共熱可形成硫化鋅。汞與硫磺粉研磨即能形成硫化汞。這種反常的活潑性是因為汞是液態(tài)，研磨時汞與硫磺接觸面增大，反應(yīng)就容易進(jìn)行。 鋅既可以與非氧化性的酸反應(yīng)又可以與氧化性的酸反應(yīng)，而汞在通常情況下只能與氧化性的酸反應(yīng)。 3Hg + 8

28、HNO3 = 3Hg(NO3)2 + 2NO+ 4H2O 用過量的汞與冷的稀硝酸反應(yīng)，生成硝酸亞汞： 6Hg+ 8HNO3 = 3Hg2(NO3)2 + 2NO+ 4H2O 和汞不同，鋅與鋁相似，都是兩性金屬，能溶于強堿溶液中： Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2Zn(OH)4 + H2 鋅和鋁又有區(qū)別，鋅溶于氨水形成氨配離子，而鋁不溶于氨水形成配離子：Zn + 4NH3 + 2H2O = Zn(NH3)42+ + H2+ 2OH,2）鋅、汞的化合物 Zn2+ 和Hg2+ 離子均為18電子構(gòu)型，均無色，故一般化合物也無色。但Hg2+ 離子的極化力和變形性較強，與易變形的S2、I 形

29、成的化合物往往顯共價性，呈現(xiàn)很深的顏色和較低的溶解度。如ZnS（白色、難溶）、HgS（黑色或紅色，極難溶）；ZnI2（無色、易溶）、HgI2（紅色或黃色，微溶）。 Zn2+ + 2OH = Zn (OH)2(白色) Hg2+ + 2OH = HgO(黃色) + H2O Zn (OH)2為兩性，既可溶于酸又可溶于堿。受熱脫水變?yōu)閆nO。Hg (OH)2在室溫不存在，只生成HgO。HgO也不夠穩(wěn)定，受熱分解成單質(zhì)。ZnCl2是溶解度最大且在濃溶液中形成配合酸： ZnCl2 + H2O = HZnCl2 (OH) 這種酸有顯著的酸性，能溶解金屬氧化物： FeO + 2 HZnCl2 (OH) = F

30、e ZnCl2 (OH)2 + H2O 故ZnCl2的濃溶液用作焊藥。HgCl2（熔點549K）加熱能升華，常稱升汞，有劇毒！稍有水解，但易氨解： HgCl2 + 2H2O = Hg (OH)Cl + H3O+ + Cl HgCl2 + 2NH3 = Hg (NH2)Cl(白色) + NH4+ Cl,可被SnCl2還原成Hg2Cl2（白色沉淀）： 2HgCl2 + SnCl2 + 2HCl = Hg2Cl2 + H2SnCl6 Hg2Cl2 + SnCl2 + 2HCl = 2Hg2Cl2(黑色) + H2SnCl6 紅色HgI2可溶于過量I 溶液中： Hg2+ + 2I= HgI2 ；HgI

31、2 + 2I= HgI42(無色) K2HgI4和KOH的混合液稱奈斯勒試劑用以檢驗NH4+或NH3。 NH4Cl + 2 K2HgI4 +4KOH = Hg2NIH2O(紅色) + KCl + 7KI + 3H2O Hg2Cl2俗稱甘汞，微溶于水，無毒，無味，但見光易分解： Hg2Cl2 = HgCl2 + Hg,在氨水中發(fā)生歧化反應(yīng)： Hg2Cl2 +2NH3 = HgNH2Cl(白色) + Hg(黑色) + NH4Cl 此反應(yīng)可用以檢驗Hg22+離子,例題1】鉻的化學(xué)性質(zhì)豐富多彩實驗結(jié)果常出人意料。將過量30%的H2O2加入(NH4)2CrO4的氨水溶液，加熱至50后冷卻至 0，析出暗棕紅色晶體A。元素分析報告：A含Cr 31.1%，N 25.1%，H 5.4%。在極性溶劑中A不導(dǎo)電。紅外圖譜證實A有NH鍵，且與游離氨分子鍵能相差不太大，還證實A中鉻原子周圍有7個配位原子提供孤對電子與鉻原子形成配位鍵，呈五角雙錐構(gòu)型。 （1）以上信息表明A的化學(xué)式為 ，畫出A的可能結(jié)構(gòu)式。 （2）A中鉻的氧化數(shù)是多少？ （3）預(yù)期A最特征的化學(xué)性質(zhì)是什