ds区元素.习题
ds 区元素
1、试从原子结构方面说明铜族元素和碱金属元素在化学性质上的差异。
解：铜族元素价电子层结构为（n －1）d 10ns 1，与碱金属元素相比，最外层电子数相同，都是ns 1，而次外层电子数目不同，铜族元素次外层为18电子，而碱金属次外层8个电子，18电子的屏蔽比8电子要小得多，铜族的有效核电荷多，最外层s 电子受核的引力强，不易失去，相应的电离势高，原子半径小。故与碱金属元素在化学性质上有很大的差异。
2、简述：（1）怎样从闪锌矿冶炼金属锌？
（2）怎样从辰砂制金属汞？
解：（1）闪锌矿通过浮选法得到含有ZnS 40—60%的精矿后，加以焙烧使它转化为氧化锌再把氧化锌和焦碳混合，在鼓风机中加热至1473—1573K ，使锌蒸馏出来，主要反应为：
2ZnS + 3O 2 == 2ZnO + 2SO 2
2C + O 2 == 2CO
ZnO + CO == Zn(g) + CO 2
（2）辰砂在空气中焙烧与铁或氧化钙共热都可以得到汞：
HgS + O 2 Hg + SO 2↑
HgS + Fe == FeS + Hg
4HgS + 4CaO == 4Hg + 3CaS + CaSO 4
4、利用金属的电极电势值，说明铜、银、金在碱性氰化物水溶液中被溶解的原因，空气中
的氧对溶解过程有何影响，CN －离子在溶解液中的作用是什么？
答： θ?Cu
/Cu 2+= 0.3402V θ?Cu /Cu += 0.522V θ?Ag /Ag + = 0.799V θ?A u /A u +=1.68V O 2 + 4H +(10－7mol ·L －1) + 4e == 2H 2O
θ?O H /O 22= 0.814V 当溶解液中存在NaCN 时，CN －能与Cu +、Ag +、Au +形成稳定的配离子，Cu +、Ag +、
Au +浓度大大降低，使它们的电势也降低很多，它们的还原能力大为提高，这时空气中的氧就能将它们氧化为配离子而溶解：
[Cu(CN)2]－
+ e == Cu + + 2CN － θE = －0.43V [Ag(CN)2]－ + e == Ag + 2CN －
θE = －0.31V [Au(CN)2]－ + e == Au + 2CN － θE = －0.6V
O 2 + 2H 2O + 4e == 4OH －
θE = 0.401V
溶液中[H +]应根据CN －水解计算，当[CN －]=1mol ·L －
1时，水解得到溶液中的
[H +]=10－12 mol ·L －1，故下面的溶解反应能进行。
2Cu + 4NaOH + H 2O == 2Na[Cu(CN)2] + 2NaOH + H 2↑
4Ag + 8NaCN + 2H 2O + O 2 == 4Na[Ag(CN)2] + 4NaOH
4Au + 8NaCN + 2H 2O + O 2 == 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH
空气中氧气起氧化剂作用，CN －起配位体作用。
6、将黑色的CuO 粉末加热到一定温度以后，就转变为红色Cu 2O ，加热到更高温度时，Cu 2O 又转变为金属铜，试用热力学观点解释这种实验现象，并估计这些变化发生时的温度。 解： 2CuO(s) == Cu 2O(s) +
21O 2(g) (1) Cu 2O(s) == 2Cu(s) +
21O 2(g) (2) （1）θθθθ)
s (CuO f O f 1O Cu f r H 2H H H 22?-?+?=?= －169 + 0－2(－157) = 145kJ ·mol －1 θ
θθC u O f O f 21O Cu f r G 2G G G 22?-?+?=?= －146 + 0－2(－130) = 114 kJ ·mol －1 θ
θθθC u O O 21O Cu r S 2)S S (S 22-+=? = 93.3 +21×205.3－2×42.7 = 110.55J ·K －1·mol －1 K 6.13111155
.0145S H T r r ==??>θθ
（2） Cu 2O(s) == 2Cu(s) + 21
O 2(g)
θθθθO
Cu f )g (O f 21Cu f r 22H H H 2H ?-?+?=?= 2×0 +21×0－(－169)= 169 kJ ·mol －1 θ
θθθO Cu f )g (O f 21Cu f r 22G G G 2G ?-?+?=?= 2×0 +21×0－（－146）= 146 kJ ·mol －1 θ
θθθO Cu O 1Cu r 22S S S 2S -+=?= 2×33 +21×205.03－93.3 = 75.35 J ·K －1·mol －1 K 9.22421035.75169S H T 3r r =?=??>
-θθ
自发进行，第一个反应的ΔH 值比（1）式更正，ΔS 值更小，可见（2）式反应要在更高的温度下进行。
7、铁能使Cu 2+还原，铜能使Fe 3+还原，这两件事实有无矛盾，并说明理由。
解： Fe 2+ + 2e == Fe
θ?= －0.409V Fe 3+ + e == Fe 2+
θ?= 0.77V
Cu 2+ +2e == Cu θ?= 0.337V
0)409.0(337.0E F e
/F e Cu /Cu 22>--=-=++θθθ?? ① ∴反应能进行：铁能使Cu 2+还原， Fe + Cu 2+ == Fe 2+ + Cu
0337.077.0E Cu
/Cu Fe /Fe 223>-=-=+++θθθ?? ② ∴反应能进行：铜能使Fe 3+还原， Cu + 2Fe 3+ == Cu 2+ + 2Fe 2+
通过电极电势可以看出，铁使Cu 2+还原，本身被氧化为Fe 2+，铜使Fe 3+还原，本身被氧化为Cu 2+，Fe 3+被还原为Fe 2+反应可以自发进行，所以无矛盾。
8、以硫酸铜、硝酸银为原料如何制取下列物质：
（1） CuSO 4·5H 2O K
K 531386<>===CuSO 4 + 5H 2O 兰色晶体 白色粉末
（2） 2CuSO 4 + 6KCN == 2K[Cu(CN)2] + (CN)2↑+ 2K 2SO 4
（3） CuSO 4 + 4NH 3 == [Cu(NH 3)4]2+ + SO 42－
（4） 波耳多液：CuSO 4·5H 2O 、CuO 、H 2O 按1∶1∶100比例混合。
（5） CuSO 4 + 2NaOH(适量) == Cu(OH)2↓+ Na 2SO 4
（6） Cu(OH)2 CuO(黑色) + H 2O
以AgNO3制取下列物质：
① AgNO 3 + KCl == AgCl ↓+ KNO 3 AgCl + 2NH 3 == [Ag(NH 3)2]+ + Cl －
② AgNO 3 + KBr == AgBr↓ + KNO 3 AgBr + 2S 2O 32－ == [Ag(S 2O 3)2]3－ + Br －
③ AgNO 3 + KI == AgI ↓+ KNO 3 AgI + 2CN － == [Ag(CN)2]－ + I －
9、用银和硝酸反应制取AgNO 3为了充分利用硝酸，问采用浓硝酸还是稀硝酸有利？ 答： Ag + 2HNO 3(浓) == AgNO 3 + NO 2↑+ H 2O
3Ag + 4HNO 3(稀) == 3AgNO 3 + NO ↑+ 2H 2O
从反应式可见：3molAg 与4mol 稀硝酸反应可制得3molAgNO 3；3molAg 与6mol 浓硝酸反应才可制得3molAgNO 3。要制得等量的硝酸银，如用浓硝酸就要多消耗硝酸，为了充分利用硝酸，用稀硝酸更有利。
10、当含有Cu 2+离子的溶液与含有CN －离子的溶液相混合时，将发生什么变化，若CN －离
子过量时，又出现什么现象，为什么，写出有关反应方程式。
解：Cu 2+不能和CN －形成稳定的配离子，Cu 2+盐溶液中加入NaCN 溶液时，先生成CuCN 白
色沉淀和氰气放出。
2Cu 2+ + 4CN － == 2CuCN ↓+ (CN)2↑
过量的CN －，CuCN 溶解，形成无色的[Cu(CN)4]3－配离子，
CuCN + 3CN － == [Cu(CN)4]3－
11、以AgNO 3滴定氰离子，当加入28.72ml 0.0100 mol ·L －1的AgNO 3溶液时刚刚出现沉淀，
此沉淀是什么物质？产生沉淀以前溶液中的银呈什么状态？问原样品中含NaCN 多少克？
解：此沉淀是AgCN 白色沉淀，沉淀以前溶液中的银以[Ag(CN)2]－形式存在，因为用AgNO 3
滴定CN －时，CN －是过量的，形成的是配合物。
Ag + + 2CN － == [Ag(CN)2]－
反应中，1molAg +与2molCN －相反应，求两者摩尔数关系
NaCN n = 2×28.72×0.01×10－3 = 5.744×10－4mol
nw w NaCN == 5.744×10－4×49.01 = 0.0281g
滴定过程中，滴定剂的摩尔数与被测定物质的摩尔数相等。
12、试扼要列出照相术中的化学反应。
解：照相时，底片上AgBr 感光，AgBr 胶体粒子被光分解成“银核”
AgBr ?→?ν
h Ag + Br
显影：将感光后的底片用有机还原剂（如对苯二酚）处理，使含有“银核”的AgBr 还
原为金属银而显黑色，即底片变黑。 2AgBr++2OH －==2Ag+2H2O+2Br －+ 定影：未曝光部分的AgBr 未被还原而保持无色，然后把底片放入Na 2S 2O 3溶液中，使
AgBr 溶解形成[Ag(S 2O 3)2]3－，剩下的银不再变化
AgBr + 2Na 2S 2O 3 == Na 3[Ag(S 2O 3)2] + NaBr
13、为什么当硝酸与[Ag(NH 3)2]Cl 反应时，会析出沉淀，说明所发生反应的本质。 解：在酸性环境中，进行着下面反应：
[Ag(NH 3)2]+ + 2H + == Ag + + 2NH 4+
由于生成NH 4+，使配离子[Ag(NH 3)2]+离解，使溶液中Ag +与Cl －作用形成AgCl 沉淀，
总反应为：
[Ag(NH 3)2]+ + Cl － + 2H + == AgCl ↓+ 2NH 4+
14、CuCl 、AgCl 、Hg 2Cl 2都是难溶于水的白色粉末。试区别这几种金属氯化物。 解：（1）用NH 3·H 2O 区别
① 白色沉淀先溶解，生成无色溶液，随之即变兰者，原物质为CuCl
CuCl + 2NH 3 == [Cu(NH 3)2]+(无色) + Cl －
2[Cu(NH 3)2]+ + 4NH 3 + H 2O +21O 2 == 2[Cu(NH 3)4]2+(兰色) + 2OH －
② 白色沉淀溶解变为无色透明溶液者，原物质为AgCl
AgCl + 2NH 3 == [Ag(NH 3)2]+ + Cl －
③ 有灰黑色沉淀产生原物质为Hg 2Cl 2
Hg 2Cl 2 + 2NH 3·H 2O == HgNH 2Cl ↓+ Hg + NH 4Cl
（2）用KI 溶液区别：
① 仍有白色沉淀的为CuCl ：
CuCl + KI == CuI ↓(白)+ KCl
② 有黄色沉淀的为AgCl ：
AgCl + KI == AgCl ↓+ KCl
③ 绿色沉淀的为Hg 2Cl 2：
Hg 2Cl 2 + 2KI == Hg 2I 2↓(绿) + 2KCl
15、（1）为什么Cu +不稳定，易歧化，而Hg 22+则较稳定。试用电极电势的数据和化学平衡
的观点加以阐述。
解：铜在酸性溶液中的电势图如下：
Cu 2+158.0Cu +522.0+Cu 0
因为θθ左
右E E >，所以在溶解中Cu +是不稳定的，会发生歧化反应：
2Cu + == Cu 2+ + Cu 622100.1]Cu []
Cu [K ?==++
平衡常数K 很大，说明在平衡时Cu +几乎完全转化成Cu 2+和Cu 。
Hg 22+和Hg 2+存在如下平衡：Hg 2+ + Hg == Hg 22+
汞的电势图为： Hg 2+905.0Hg 22+7986.0Hg
θθ
左右E E <，Hg 22+不易歧化，此反应的平衡常数4.69)Hg (]
Hg [K 222==++
表明在平衡时，Hg 与Hg 2+基本上都转变成Hg 22+离子。
（2）在什么情况下可使Cu 2+转化为Cu +，试各举一个例子。
解：若要使Cu 2+转化为Cu +，可采取在还原剂存在下，设法降低Cu +的浓度，使Cu +形成难
溶化合物或配合物，才有利于Cu 2+转化为Cu +。
如：把CuSO 4溶液、NaCl 和铜屑共热，可得到CuCl 沉淀：
Cu 2+ + Cu + 2Cl －2CuCl ↓(白色)
又如：铜与氯化铜在热浓HCl 中形成[CuCl 2]－的配离子：
CuCl 2 + Cu + 2Cl － == 2[CuCl 2]－
或Cu + CuCl 2 == 2CuCl HCl + CuCl == H[CuCl 2]
就是说Cu +只有形成配离子或形成难溶化合物才是稳定的。
（3）在什么条件下可使Hg(Ⅱ)转化为Hg(Ⅰ)，Hg(Ⅰ)转化Hg(Ⅱ)，试各举三个反应方程式说明之。
解：Hg(Ⅱ)转化为Hg(Ⅰ)，例如在Hg(NO 3)2溶液和Hg 共同振荡，则生成Hg 2(NO 3)2 Hg(NO 3)2 + Hg 振荡
===Hg 2(NO 3)2
要使Hg(Ⅰ)转化Hg(Ⅱ)应设法降低Hg 2+浓度，如在Hg 22+离子的溶液中加入Hg2+的沉淀剂或配位剂等：
Hg 22+ + 2OH － == HgO ↓+ Hg ↓+ H 2O
Hg 22+ + 4I － == HgI 42－ + Hg ↓
17、试选用配位剂分别将下列各种沉淀物溶解并写出反应方程式
解： CuCl + HCl == H[CuCl 2]
2CuS + 10CN － == 2[Cu(CN)4]3－ + (CN)2↑+ 2S 2－
HgC 2O 4 + 4CN － == [Hg(CN)4]2－ + C 2O 42－
HgC 2O 4 + 4Cl － == [HgCl 4]2－ + C 2O 42－
3HgS + 12HCl + 2HNO 3 == 3[HgCl 4]2－ + 3S + 2NO + 6H + + 4H 2O
HgS + Na 2S == Na[HgS 2]
Cu(OH)2 + 4NH 3 == [Cu(NH 3)4]2+ + 2OH －
AgBr + 2S 2O 32－ == [Ag(S 2O 3)2]3－ + Br －
Zn(OH)2 + 4NH 3 == [Zn(NH 3)4]2+ + 2OH －
HgI 2 + 2I － == [HgI 4]2－
18、（1）用一种方法区别锌盐和铝盐。
解：分别加入适量的氨水，均有白色胶状沉淀产生，滴入过量氨水后沉淀溶解的为锌盐，不
溶的为铝盐，
Zn2+ + 2NH3·H2O == Zn(OH)2↓(白) + 2NH4+
Zn(OH)2 + 4NH3 == [Zn(NH3)4]2+ + 2OH－
Al3+ + 3 NH3·H2O == Al(OH)3↓+ 3NH4+
（2）用两种方法区别锌盐和镉盐。
解：（a）分别通入H2S，均有沉淀产生，产生白色沉淀者为锌盐，为黄色沉淀者为镉盐：Zn2+ + 2H2S == ZnS↓(白) + 2H+
Cd2+ + H2S == CdS↓(黄) + 2H+
（b）在溶液中加入适量NaOH溶液，都有白色沉淀，加入过量稀的NaOH溶液，溶解的为锌盐，不溶解的为镉盐：
Zn2+ + 2OH－== Zn(OH)2↓
Zn(OH)2 + 2OH－== [Zn(OH)4]2－
Cd2+ + 2OH－== Cd(OH)2↓
（3）用三种方法区别镁盐和锌盐。
解：（a）加入2N NaOH都生成白色沉淀，加入过量的NaOH，沉淀溶解的为锌盐，不溶者为镁盐：
Zn2+ + 2OH－== Zn(OH)2↓
Zn(OH)2 + 2OH－== [Zn(OH)4]2－
Mg2+ + 2OH－== Mg(OH)2↓(白)
（b）加入氨水都生成白色沉淀，加入过量氨水，沉淀溶解者为锌盐，否则为镁盐。
（c）在分别通入H2S或加入(NH4)2S时，有白色沉淀的为锌盐，否则为镁盐。
19、分离下列各组混合物。
(1)CuSO4和ZnSO4(2)CuSO4和CdSO4 (3)CdS和Hg2S (4)Hg2Cl2与HgCl2
解：（1）（a）在0.3 mol·L－1 HCl溶液中通入H2S
CuSO4 + H2S == CuS↓(黑) + H2SO4
ZnSO4 + H2S→不反应
（b）用过量的2 mol·L－1 NaOH溶液。在混合物中加入适量NaOH，均产生沉淀，当2 mol·L－1 NaOH过量时，Zn(OH)2溶解。过滤分离。可以在沉淀和溶液中分别加入H2SO4重新生成ZnSO4和CuSO4。
2NaOH + CuSO4 == Cu(OH)2↓+ Na2SO4
2NaOH + ZnSO4 == Zn(OH)2↓+ NaSO4
Zn(OH)2 + 2NaOH == Na2[Zn(OH)4]
（2）（a）在1 mol·L－1 HCl溶液中通H2S
CuSO4 + H2S == CuS↓+ H2SO4
CdSO4 + H2S→不反应
（b）用浓的NaOH溶液（过量）
CuSO4 + 2NaOH == Cu(OH)2↓+ Na2SO4
CdSO4 + 2NaOH == Cd(OH)2↓+ Na2SO4
Cd(OH)2只缓慢溶于热的浓碱，在浓碱中它不溶，而Cu(OH)2易溶。
Cu(OH)2 + 2OH－== CuO22－+ 2H2O
（3）用中等浓度的HCl或浓HCl分离，
CdS + 2HCl == CdCl2 + H2S
HgS在HCl中不溶解
（4）（a）用水分离
HgCl2溶于水，Hg2Cl2难溶于水。
（b ）用HCl 分离
HgCl 2和HCl 反应生成[HgCl 4]2－，Hg 2Cl 2不溶于HCl 。
HgCl 2 + 2HCl == H 2[HgCl 4]
20、怎样从Hg(NO 3)2制备：
（1） Hg 2Cl 2 （2）HgO （3）HgCl 2 （4）Hg(NO 3)2 （5）HgSO 4 解：（1）Hg 2Cl 2的制备
Hg(NO 3)2 + Hg == Hg 2(NO 3)2 Hg 2(NO 3)2 + 2HCl == Hg 2Cl 2 + 2HNO 3
（2）HgO 的制备
Hg(NO 3)2 + 2NaOH == HgO ↓(黄) + H 2O + 2NaNO 3
（3）HgCl 2的制备
Hg 2Cl 2 + Cl 2 == 2HgCl 2 HgO + 2HCl == HgCl 2 + H 2O
（4）Hg(NO 3)2的制备
Hg(NO 3)2 + Hg 振荡===Hg 2(NO 3)2
（5）HgSO 4的制备
Hg(NO 3)2 + H 2SO 4(稀) == HgSO 4 + 2HNO 3
22、解释下列实验事实：
（1）加热分解CuCl 2·2H 2O 时得不到无水CuCl 2。
解：CuCl 2·2H 2O 受热分解时，由于水解放出氯化氢，并形成碱式盐，因此得不到无水盐。
2CuCl 2·2H 2O Cu(OH)2·CuCl 2 + 2HCl ↑+ 2H 2O
（2） HgC 2O 4难溶于水，但可溶于含Cl －离子的溶液中。
解：由于生成了[HgCl 4]2－，所以HgC 2O 4能溶于含Cl －的溶液中
HgC 2O 4 + 4Cl － == [HgCl 4]2－ + C 2O 42－
23、比较Hg 22+和Hg 2+离子的特性
解
24、为防止Hg 2(NO 3)2溶液被氧化，常在溶液中加入少量汞，为什么？根据相应的θE 值计
算Hg 2+ + Hg == Hg 22+ 的平衡常数。
解：因为Hg 能与Hg 2+作用，使Hg 2+还原为Hg 22+，使溶液不被氧化变质：
Hg 2+ + Hg == Hg 22+
7986.0Hg /Hg 22=+θ? 905.0222Hg /Hg =++θ?
=θ
E 0.905－0.7986=0.1089（V ）
839.10592.01089
.010592.0nE K lg =?==θ
1.69K =
28、解：根据已知条件可判断出各物质如下：
A B C （HCuCl 2） D E CuO CuCl 2 一价和二价铜的二聚或多聚配离子 CuCl [Cu(NH 3)2]+ F G H I J
[Cu(NH 3)4]2+ [Cu(CN)4]3－ Cu Cu(NO 3)2 Cu(OH)2
各步的反应方程式为：
CuO + 2HCl == CuCl 2 + H 2O
Cu 2+ + Cu + 4Cl － == 2[CuCl 2]－(无色)
2[CuCl 2]－稀释===2CuCl ↓+ 2Cl －
CuCl + 2NH 3 == [Cu(NH 3)2]+ + Cl － [Cu(NH 3)2]+ + 4NH 3·H 2O +
21O 2 == 2[Cu(NH 3)4]2+ + 2OH － + 3H 2O 2[Cu(NH 3)4]2+ + 10CN － == 2[Cu(CN)4]3－ + 8NH 3 + (CN)2↑
2[Cu(CN)4]3－ + Zn == 2Cu + [Zn(CN)4]2－ + 4CN －
3Cu + 8HNO 3 == 3Cu(NO 3)2 + 2NO + 4H 2O
Cu(NO 3)2 + 2NaOH == Cu(OH)2↓+ 2NaNO 3
Cu(OH)2
CuO + H 2O
无机化学实验二十一 ds区元素(铜银锌镉汞)的性质
实验11 ds区元素（铜、银、锌、镉、汞）的性质 一、实验目的 1、掌握铜、锌氢氧化物的酸碱性； 2、掌握铜、银、锌、汞的配合物的生成和性质； 6、掌握铜、银、锌、汞离子的分离与鉴定方法。 二、实验原理 IB IIB Cu Zn Cu（＋2，＋1）Zn(+2) Ag Cd Ag（＋1）Cd(+2) Au Hg Au（＋1，＋3）Hg(+2，＋1) 蓝色的Cu(OH) 2 呈现两性，在加热时易脱水而分解为黑色的CuO。AgOH在常温下极易脱水而转化为棕 色的Ag 2O。Zn(OH) 2 呈两性，Cd(OH) 2 显碱性，Hg(I, II)的氢氧化物极易脱水而转变为黄色的HgO(II)和黑色 的Hg 2 O(I)。 易形成配合物是这两副族的特性，Cu 2+ 、Ag + 、Zn 2+ 、Cd 2+ 与过量的氨水反应时分别生成[Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ 、 [Ag(NH 3) 2 ] + 、[Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ 、[Cd(NH 3 ) 4 ] 2+ 。但是Hg 2+ 和Hg 2 2+ 与过量氨水反应时，如果没有大量的NH 4 + 存在， 并不生成氨配离子。如： HgCl 2 ＋2NH 3 ＝Hg(NH 2 )Cl↓白＋2 NH 4 Cl Hg 2Cl 2 ＋2NH 3 ＝Hg(NH 2 )Cl↓白＋Hg↓黑＋NH 4 Cl （观察为灰色） Cu 2+ 具有氧化性，与I－反应，产物不是CuI 2 ，而是白色的CuI：Cu 2+ ＋I- ＝2CuI↓白＋I 2 将CuCl 2溶液与铜屑混合，加入浓盐酸，加热可得黄褐色[CuCl 2 ]－的溶液。将溶液稀释，得白色CuCl 沉淀： Cu ＋Cu 2+ ＋4Cl－＝2[CuCl 2 ]－ [CuCl 2 ]－←稀释→CuCl↓白＋Cl－ 卤化银难溶于水，但可利用形成配合物而使之溶解。例如： AgCl ＋2NH 3 ＝[Ag(NH 3 ) 2 ] + ＋Cl- 红色HgI 2 难溶于水，但易溶于过量KI中，形成四碘合汞(II)配离子： HgI 2 ＋2I- ＝[HgI 4 ] 2－ 黄绿色Hg 2I 2 与过量KI反应时，发生歧化反应，生成[HgI 4 ] 2－ 和Hg： Hg 2I 2 ＋2I- ＝[HgI 4 ] 2- ＋Hg↓黑 三、实验内容 1、氧化物的生成和性质
ds区元素
1ds区元素 1.1 本章学习要求 (1)掌握铜和银的重要化合物的性质，Cu(Ⅰ)和Cu(Ⅱ)的相互转化。 (2)掌握锌和汞的重要化合物的性质，Hg(Ⅰ)和Hg(Ⅱ)的相互转化。 (3)了解镉的重要化合物性质。 (4)了解含汞、镉废水的处理。 ds区元素包括铜族元素(铜、银、金)和锌族元素(锌、镉、汞)。这两族元素原子的价电子构型与其它过渡元素有所不同，为(n-1)d10n s1~2。由于它们的次外层d能级有10个电子(全满结构)，而最外层的电子构型又和s区相同，所以称为ds区。 1.2 铜族元素通性和单质 1.2.1概述 ⅠB族元素包括铜(Cu)、银(Ag)、金(Au)三种元素，通常称为铜族元素。铜族元素原子的价电子构型为(n-1)d10n s1。最外层与碱金属相似，只有1个电子，而次外层却有18个电子(碱金属有8个电子)。因此与同周期的ⅠA族元素相比，铜族元素原子作用在最外层电子上的有效核电荷较多，最外层的s电子受原子核的吸引比碱金属元素原子要强得多，所以铜族元素的电离能比同周期碱金属元素显著增大，原子半径也显著减小，铜族元素单质都是不活泼的重金属，而相应的碱金属元素的单质都是活泼的轻金属。 表 1.2-1 碱金属与铜族元素比较 自然界的铜、银主要以硫化矿存在，如辉铜矿(Cu2S)，黄铜矿(CuFe S2)，孔
雀石[Cu2(OH)2C O3]等；银有闪银矿(Ag2S)；金主要以单质形式分散在岩石或沙砾中，我国江南、甘肃、云南、新疆、山东和黑龙江等省都蕴藏着丰富的铜矿和金矿。 铜族元素密度较大，熔点和沸点较高，硬度较小，导电性好，延展性好，尤其是金。1克金可抽3公里长的金丝，可压成0.1微米的金箔，500张的总厚度比头发的直径还薄些。金易生成合金，尤其是生成汞齐。铜是宝贵的工业材料，它的导电能力虽然次于银，但比银便宜得多。目前世界上一半以上的铜用在电器、电机和电讯工业上。铜的合金如黄铜(Cu-Zn)、青铜(Cu-Sn)等在精密仪器、航天工业方面都有广泛的应用。 银的导电、传热性居于各种金属之首，用于高级计算器及精密电子仪表中。自20世纪70年代以来，金在工业上的用途已经超过制造首饰和货币。 铜是许多动植物体内所必须的微量元素之一。铜和银的单质及可溶性化合物都有杀菌能力，银作为杀菌药剂更具奇特功效。 1.2.2与空气的反应 Cu在常温下不与干燥的空气中的O2反应，加热时生成CuO： 2Cu+O2(空气)→2CuO(黑色) Cu在常温下与潮湿的空气反应： 2Cu+O2+H2O+C O2→Cu(OH)2·CuC O3(铜绿) Au、Ag加热时也不与空气中的O2反应。银与硫具有较强的亲和作用，和含有H2S的空气接触逐渐变暗： 4Ag+2H2S+O2→2Ag2S(黑色)+2H2O 1.2.3与酸的反应 铜族元素不能从非氧化性稀酸中置换出氢气，铜在加热的条件下能与浓硫酸反应，可以溶于硝酸，银能溶于硝酸，金只能溶于王水。 1.2.4络合反应 铜、银、金都易形成配合物。湿法冶金(用氰化物从Ag、Au的硫化物矿或砂金中提取银和金)就是利用这一性质。例如： 2Ag2S+10NaCN+O2+2H2O→4Na[Ag(CN)2]+4NaOH+2NaCNS
第章ds区元素
第11章ds区元素 【11-1】试从下表所列的几个方面去比较ⅠA和ⅠB族元素的性质： ⅠA ⅠB 价电子构型 原子半径 电离能 化学活泼性 同族元素化学活泼性变化趋势 氧化态 与水作用 氢氧化无的碱性及稳定性 形成配合物的能力 解： 【11-2】试从习题1所列的几个方面去比较ⅡA和ⅡB族元素的性质。 解：
ⅡA （碱金属）和ⅡB （铜族）族元素原子最外层只有一个电子，但铜族元素原子次外层为18电子，ⅠA 原子次外层为8个电子。由于18电子结构的屏蔽效应小于8电子结构，使铜族元素原子有效核电荷数大，因而对最外层的一个s 电子吸引比碱金属强；原子半径、离子半径小而电离能大，金属活动性弱。 【11-3】解释下列现象并写出反应式： （1）埋在湿土中的铜线变绿。 （2）银器在含H 2S 的空气中发黑。 （3）金不溶于浓HCl 或HNO 3中，却溶于此两种酸的混合液中。 解： (2) 4Ag + 2H 2S + O 2 === 2Ag 2S(黑色) + 2H 2O 3. (1) 2Cu + O 2 + CO 2 + H 2O === Cu 2(OH)2CO 3(绿色)(3) Au + 4HCl + HNO 3 === H[AuCl 4] + NO ↑ + 2H 2O 【11-4】以CuSO 4为原料制取下列物质： [Cu(NH 3)4]2+ Cu(OH)2 CuO Cu 2O Na 2[Cu(OH)4] CuI 解： CuSO 4 + 4NH 3 === [Cu(NH 3)4]SO 4 CuSO 4 +2 NaOH === Cu(OH)2↓ + H 2O Cu(OH)2 + 2NaOH === Na 2[Cu(OH)4]2CuSO 4 + 4KI === 2CuI ↓ + I 2 + K 2SO 44CuO === 2Cu 2O + O 2 Cu(OH)2 === CuO + H 2O △ △ 4.
p区元素(二)习题模板
第14章P区元素（二）习题目录 一判断题 1 氧族元素中，只有氧在自然界可以单质状态存在。（） 2 在所有含氧的化合物中，氧的氧化值都是负的。（） 3 氧族元素氢化物还原性强弱的次序为H2O 实验11 ds 区元素（铜、银、锌、镉、汞）的性质 一、实验目的 1、掌握铜、锌氢氧化物的酸碱性； 2、掌握铜、银、锌、汞的配合物的生成和性质； 6、掌握铜、银、锌、汞离子的分离与鉴定方法。 二、实验原理 IB IIB Cu Zn Cu （＋2，＋1） Zn(+2) Ag Cd Ag （＋1） Cd(+2) Au Hg Au （＋1，＋3） Hg(+2，＋1) 蓝色的Cu(OH)2呈现两性，在加热时易脱水而分解为黑色的CuO 。AgOH 在常温下极易脱水而转化为棕色的Ag 2O 。Zn(OH)2呈两性，Cd(OH)2显碱性，Hg(I, II)的氢氧化物极易脱水而转变为黄色的HgO(II)和黑色的Hg 2O(I)。 易形成配合物是这两副族的特性，Cu 2+ 、Ag + 、Zn 2+ 、Cd 2+ 与过量的氨水反应时分别生成[Cu(NH 3)4]2+ 、[Ag(NH 3)2]+ 、[Zn(NH 3)4]2+ 、[Cd(NH 3)4]2+ 。但是Hg 2+ 和Hg 22+ 与过量氨水反应时，如果没有大量的NH 4+ 存在，并不生成氨配离子。如： HgCl 2 ＋ 2NH 3 ＝ Hg(NH 2)Cl↓白＋ 2 NH 4Cl Hg 2Cl 2 ＋ 2NH 3 ＝ Hg(NH 2)Cl↓白＋ Hg↓黑＋ NH 4Cl （观察为灰色） Cu 2+ 具有氧化性，与I － 反应，产物不是CuI 2，而是白色的CuI ： Cu 2+ ＋ I - ＝ 2CuI↓白 ＋ I 2 将CuCl 2溶液与铜屑混合，加入浓盐酸，加热可得黄褐色[CuCl 2] － 的溶液。将溶液稀释，得白色CuCl 沉淀： Cu ＋ Cu 2+ ＋ 4Cl － ＝ 2[CuCl 2]－ [CuCl 2]－ ←稀释→CuCl↓白 ＋ Cl － 卤化银难溶于水，但可利用形成配合物而使之溶解。例如： AgCl ＋ 2NH 3 ＝ [Ag(NH 3)2]+ ＋ Cl - 红色HgI 2难溶于水，但易溶于过量KI 中，形成四碘合汞(II)配离子： HgI 2 ＋ 2I - ＝ [HgI 4]2－ 黄绿色Hg 2I 2与过量KI 反应时，发生歧化反应，生成[HgI 4]2－ 和Hg ： Hg 2I 2＋ 2I - ＝ [HgI 4]2-＋ Hg↓黑 三、实验容 1、 氧化物的生成和性质 （1） Cu 2O 的生成和性质 Cu 2+ ＋ 2OH - ＝Cu(OH)2↓ 蓝色 Cu(OH)2 ＋ 2OH - = [Cu(OH)4]-2- 蓝色 2[Cu(OH)4]2-＋ C 6H 12O 6 (葡萄糖) ＝Cu 2O↓(红) ＋ 4OH -＋C 16H 12O 7＋2H 2O 或：2Cu 2+ + 5OH - +C 6H 12O 6 = Cu 2O↓+ C 6H 11O 7- + 3H 2O （须加热） 分析化学上利用此反应测定醛，医学上利用此反应检查糖尿 P区元素实验习题 p区非金属元素（卤素、氧、硫） ?氯能从含碘离子的溶液中取代碘，碘又能从氯酸钾溶液中取代氯，这两个反应有无矛盾？为什么？ 答：这两个反应无矛盾。因为氯的氧化性强于碘，而碘的氧化性又强于氯酸钾。 ?根据实验结果比较： ①S 2 O 8 2- 与MnO 4 - 氧化性的强弱；②S 2 O 3 2- 与I - 还原性的强弱。 答：因为 S 2 O 8 2- 可以将Mn 2 +氧化为MnO 4 - ，所以S 2 O 8 2- 的氧化性强于MnO 4 - ,S 2 O 3 2- 能将I 2 还原为I - ，S 2 O 3 2- 和还原性强于I - 。 ?硫代硫酸钠溶液与硝酸银溶液反应时，为何有时为硫化银沉淀，有时又为 [Ag(S 2 O 3 ) 2 ] 3- 配离子？ 答：这与溶液的浓度和酸碱性有关，当酸性强时，会生成硫化银沉淀，而在中性条件下就会生成 [Ag(S 2 O 3 ) 2 ] 3- 配离子。 ?如何区别： ①次氯酸钠和氯酸钠； ②三种酸性气体：氯化氢、二氧化硫、硫化氢； ③硫酸钠、亚硫酸钠、硫代硫酸钠、硫化钠。 答：①分别取少量两种固体，放入试管中，然后分别往试管中加入适量水，使固体全部溶解，再分别向两支试管中滴入两滴品红溶液，使品红溶液褪色的试管中放入的固体为次氯酸钠，剩下的一种为氯酸钠。 ②将三种气体分别通入品红溶液中，使品红褪色的是二氧化硫，然后将剩余的两种气体分别通入盛有KMnO 4 溶液的试管中，产生淡蓝色沉淀的是H 2 S，剩下的一种气体是氯化氢。 ③分别取四种溶液放入四支试管中，然后向四支试管中分别加入适量等量的H 2 SO 4 溶液，有刺激性气味气体产生的是亚硫酸钠，产生臭鸡蛋气味气体是的硫化钠，既有刺激性气味气体产生，又有黄色沉淀产生的是硫代硫酸钠，无明显现象的是硫酸钠。 ?设计一张硫的各种氧化态转化关系图。 第13章P区元素（一）（I）习题目录 一判断题 1 硼在自然界主要以含氧化合物的形式存在。（） 2 在硼与氢形成的一系列共价型氢化物中，最简单的是BH3。（） 3 硼酸是三元酸。（） 4 硼砂的化学式为Na2B2O7。（） 5 硼是缺电子原子，在乙硼烷中含有配位键。（） 6 三卤化硼熔点的高低次序为BF3 欢迎来主页下载---精品文档 第十三章p区元素（一）预习提纲 1、p区元素性质概述。 Q：二次周期性主要表现在哪几个方面？ 2、硼的成键特点。 3、硼的氢化物，特别是乙硼烷的结构特点（硼氢桥键）。 4、硼的含氧化合物及硼酸。 5、硼的卤化物结构和性质。 6、铝的氧化物和氢氧化物结构和性质特点。 7、碳的成键特点。 8、碳的化合物，主要为氧化物的结构。 9、碳酸盐热稳定性的规律及解释（离子极化）。 10、硅及其化合物的结构和性质。 11、锡和铅的化合物，主要以硫化物的性质为主。 12、二价锡的还原性和四价铅的氧化性。 第十三章复习题 一、是非题： 1、钻石所以那么坚硬是因为碳原子间都是共价键结合起来的,但它的稳定性在热力学上石 墨要差一些。 2、在B2H6分子中有两类硼氢键,一类是通常的硼氢σ键,另一类是三中心键, 硼与硼之间是 不直接成键的。 3、非金属单质不生成金属键的结构,所以熔点比较低,硬度比较小,都是绝缘体。 4、非金属单质与碱作用都是歧化反应。 二、选择题： 1、硼的独特性质表现在: A、能生成正氧化态化合物如BN,其它非金属则不能 B、能生成负氧化态化合物,其它非金属则不能 C、能生成大分子 D、在简单的二元化合物中总是缺电子的 2、二氧化硅： A、与NaOH共熔反应生成硅酸钠 B、是不溶于水的碱性氧化物 C、单质是分子晶体,与CO2晶体相似 D、属AB2型的化合物,晶体结构属CaF2型 3、下列四种非金属元素中,哪一种不生成象POCl3之类的氯氧分子化合物? A、B B、C C、N D、S 4、C、Si、B都有自相结合成键的能力，但C的自链能力最强,原因是: A、C原子外层4个电子易得或易失形成C4-或C4+ B、C形成的最大共价数为2 C、C单质的化学活性较Si,B活泼 D、C原子半径小,自链成键不受孤对电子键弱化效应的影响 5、CO与金属形成配合物的能力比N2强的原因是： 精品文档 第13章P区元素(一)(I)习题目录 一判断题 1 硼在自然界主要以含氧化合物的形式存在。() 2 在硼与氢形成的一系列共价型氢化物中,最简单的就是BH3。() 3 硼酸就是三元酸。() 4 硼砂的化学式为Na2B2O7。() 5 硼就是缺电子原子,在乙硼烷中含有配位键。() 6 三卤化硼熔点的高低次序为BF3 第10章 p 区元素(一)习题参考答案 1． 解：（1）3Cl 2 + 6KOH(热) KClO 3 + 5KCl + 3H 2O （2）I 2 + 5H 2O 2 2HIO 3 + 4H 2O （3）KClO 3 + 6KI + 3H 2SO 4 KCl + 3I 2 + 3K 2SO 4 + 3H 2O （4）O 3 + 2I ? + H 2O I 2 + O 2 + 2OH ? （5）H 2O 2 + H 2S 2H 2O + S↓ （6）H 2O 2 + 2I ? + 2H + I 2 + 2H 2O （7）2H 2S + H 2SO 3 3S↓+ 3H 2O （8）2S 2O 3? + I 2 S 4O 62? + 2I ? （9）S 2O 32? + 4Cl 2 + 5H 2O 2SO 42? + 8Cl ? + 10H + （10）Al 2O 3 + 3K 2S 2O 7 Al 2(SO 4)3 + 3K 2SO 4 （11）2Mn 2+ + 5S 2O 82? + 8H 2O Ag +2MnO 4? + 10SO 42? + 16H + （12）AgBr + 2S 2O 32? [Ag(S 2O 3)2]3? + Br ? 2． 解：（1）Cl 2(g) + 2I ?2Cl ? + I 2 5Cl 2(g) + I 2 + 6H 2O 2IO 3? + 10Cl ? + 12H + （2）SO 42? + 8I ? + 10H + 4I 2 + H 2S↑+ 4H 2O 3． 解：（1）以食盐为基本原料制备Cl 2、NaOH 、NaClO 、Ca(ClO)2、KClO 3、HClO 4； 2NaCl + 2H 2O 电解2↑+Cl 2 ↑ Cl 2 + 2NaOH(冷) NaClO + NaCl + H 2O 2Cl 2 + 2Ca(OH)2(冷) Ca(ClO)2 + CaCl 2 + 2H 2O 3Cl 2 + 6KOH(热) KClO 3 + 5KCl + 3H 2O 4KClO 3 3KClO 4 + KCl KClO 4 + H 2SO 4(浓) 减压蒸馏KHSO 4 + HClO 4 （2）以萤石(CaF 2)为基本原料制备F 2。 CaF 2 + H 2SO 4(浓) CaSO 4 +2HF↑ KOH + 2HF KHF 2 + H 2O 2KHF 2电解2KF + H 2↑+ F 2↑ 4． 解：（1）FeCl 3与Br 2水能共存。因 E (BrO 3?/Br 2) = 1.5V > E (Fe 3+/Fe 2+) = 0.771V ，所以FeCl 3和Br 2不会发生氧化还原反应，也不发生其它反应，故能共存。 （2）FeCl 3与KI 溶液不能共存。因 E (Fe 3+/Fe 2+) = 0.771V > E (I 2/I ?) = 0.5355V , 故发生反应：2Fe 3+ + 2I ? 2Fe 2+ + I 2 （3）NaBr 与NaBrO 3在酸性溶液中不能共存。因 E (BrO 3?/Br 2) = 1.5V > E (Br 2/Br ?) = 1.065V , 故发生反应：BrO 3? + 5Br ? + 6H + 3Br 2 + 3H 2O （4）KI 与KIO 3在酸性溶液中不能共存。因 E (IO 3?/I 2) = 1.195V > E (I 2/I ?) = 0.5355V , 故发生反应：IO 3? + 5I ? + 6H + 3I 2 + 3H 2O 6． 解：A 为SO 2水溶液。有关反应式如下： （1）SO 2 + H 2O + 2OH ? SO 32? + 2H 2O ds区元素（铜、银、锌、镉、汞）的性质 一、实验目的 1、掌握铜、锌氢氧化物的酸碱性； 2、掌握铜、银、锌、汞的配合物的生成和性质； 6、掌握铜、银、锌、汞离子的分离与鉴定方法。 二、实验原理 IB IIB Cu Zn Cu（＋2，＋1）Zn(+2) Ag Cd Ag（＋1）Cd(+2) Au Hg Au（＋1，＋3）Hg(+2，＋1) 蓝色的Cu(OH) 2 呈现两性，在加热时易脱水而分解为黑色的CuO。AgOH在常温下极易脱水而转化为棕 色的Ag 2O。Zn(OH) 2 呈两性，Cd(OH) 2 显碱性，Hg(I, II)的氢氧化物极易脱水而转变为黄色的HgO(II)和黑色 的Hg 2 O(I)。 易形成配合物是这两副族的特性，Cu 2+ 、Ag + 、Zn 2+ 、Cd 2+ 与过量的氨水反应时分别生成[Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ 、 [Ag(NH 3) 2 ] + 、[Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ 、[Cd(NH 3 ) 4 ] 2+ 。但是Hg 2+ 和Hg 2 2+ 与过量氨水反应时，如果没有大量的NH 4 + 存在， 并不生成氨配离子。如： HgCl 2 ＋2NH 3 ＝Hg(NH 2 )Cl↓白＋2 NH 4 Cl Hg 2Cl 2 ＋2NH 3 ＝Hg(NH 2 )Cl↓白＋Hg↓黑＋NH 4 Cl（观察为灰色） Cu 2+ 具有氧化性，与I－反应，产物不是CuI 2 ，而是白色的CuI：Cu 2+ ＋I-＝2CuI↓白＋I 2 将CuCl 2溶液与铜屑混合，加入浓盐酸，加热可得黄褐色[CuCl 2 ]－的溶液。将溶液稀释，得白色CuCl 沉淀： Cu ＋Cu 2+ ＋4Cl－＝2[CuCl 2 ]－ [CuCl 2 ]－←稀释→CuCl↓白＋Cl－ 卤化银难溶于水，但可利用形成配合物而使之溶解。例如： AgCl＋2NH 3 ＝[Ag(NH 3 ) 2 ] + ＋Cl- 红色HgI 2 难溶于水，但易溶于过量KI中，形成四碘合汞(II)配离子： HgI 2 ＋2I-＝[HgI 4 ] 2－ 黄绿色Hg 2I 2 与过量KI反应时，发生歧化反应，生成[HgI 4 ] 2－ 和Hg： Hg 2I 2 ＋2I-＝[HgI 4 ] 2- ＋Hg↓黑 三、实验内容 实验11 d s 区元素（铜、银、锌、镉、汞）的性质 一、实验目的 1、掌握铜、锌氢氧化物的酸碱性； 2、掌握铜、银、锌、汞的配合物的生成和性质； 6、掌握铜、银、锌、汞离子的分离与鉴定方法。 二、实验原理 IB IIB Cu Zn Cu （＋2，＋1） Zn(+2) Ag Cd Ag （＋1） Cd(+2) Au Hg Au （＋1，＋3） Hg(+2，＋1) 蓝色的Cu(OH)2呈现两性，在加热时易脱水而分解为黑色的CuO 。AgOH 在常温下极易脱水而转化为棕色的Ag 2O 。Zn(OH)2呈两性，Cd(OH)2显碱性，Hg(I, II)的氢氧化物极易脱水而转变为黄色的HgO(II)和黑色的Hg 2O(I)。 易形成配合物是这两副族的特性，Cu 2+、Ag +、Zn 2+、Cd 2+ 与过量的氨水反应时分别生成[Cu(NH 3)4]2+、[Ag(NH 3)2]+ 、[Zn(NH 3)4]2+、[Cd(NH 3)4]2+ 。但是Hg 2+和Hg 22+ 与过量氨水反应时，如果没有大量的NH 4+存在，并不生成氨配离子。如： HgCl 2 ＋ 2NH 3 ＝ Hg(NH 2)Cl↓白＋ 2 NH 4Cl Hg 2Cl 2 ＋ 2NH 3 ＝ Hg(NH 2)Cl↓白＋ Hg↓黑＋NH 4Cl （观察为 灰色） Cu 2+ 具有氧化性，与I － 反应，产物不是CuI 2，而是白色的CuI ： Cu 2+ ＋ I - ＝ 2CuI↓白 ＋ I 2 将CuCl 2溶液与铜屑混合，加入浓盐酸，加热可得黄褐色[CuCl 2]－ 的溶液。将溶液稀释，得白色CuCl 沉淀： Cu ＋ Cu 2+ ＋ 4Cl － ＝ 2[CuCl 2]－ [CuCl 2]－ ←稀释→CuCl↓白 ＋ Cl － 卤化银难溶于水，但可利用形成配合物而使之溶解。例如： AgCl ＋ 2NH 3 ＝ [Ag(NH 3)2]+ ＋ Cl - 红色HgI 2难溶于水，但易溶于过量KI 中，形成四碘合汞(II)配离子： HgI 2 ＋ 2I - ＝ [HgI 4]2－ 黄绿色Hg 2I 2与过量KI 反应时，发生歧化反应，生成[HgI 4]2－ 和Hg ： Hg 2I 2＋ 2I - ＝ [HgI 4]2-＋ Hg↓黑 三、实验内容 1、 氧化物的生成和性质 （1） Cu 2O 的生成和性质 Cu 2+ ＋ 2OH - ＝Cu(OH)2↓ 蓝色 Cu(OH)2 ＋ 2OH - = [Cu(OH)4]-2- 蓝色 2[Cu(OH)4]2-＋ C 6H 12O 6 (葡萄糖) ＝Cu 2O↓(红) ＋ 4OH -＋C 16H 12O 7＋2H 2O 或：2Cu 2+ + 5OH - +C 6H 12O 6 = Cu 2O↓+ C 6H 11O 7- + 3H 2O （须加热） 分析化学上利用此反应测定醛，医学上利用此反应检查糖尿病。由于制备方法和条件的不同，Cu 2O 晶粒大小各异，而呈现多种颜色黄、橙黄、鲜红或深棕。 红色沉淀Cu 2O 离心分离后，分为两份： 一份加酸：Cu 2O + H 2SO 4 ＝ Cu 2SO 4 ＋ H 2O ＝ CuSO 4 ＋ Cu ＋ H 2O 无机化学p区元素习 题 P区元素习题目录 一判断题；二选择题；三填空题；四完成方程式；五计算并回答问题 一判断题 (返回目录) 1 硼在自然界主要以含氧化合物的形式存在。（） 2 在硼与氢形成的一系列共价型氢化物中，最简单的是BH3。（） 3 硼酸是三元酸。（） 4 硼是非金属元素，但它的电负性比氢小。（） 5 由于B-O键键能大，所以硼的含氧化合物很稳定。（） 6 硼砂的化学式为Na2B2O7。（） 7 B2H6为平面形分子。（） 8 硼是缺电子原子，在乙硼烷中含有配位键。（） 9 三卤化硼熔点的高低次序为BF3 20 碳酸盐的溶解度均比酸式碳酸盐的溶解度小。（） 21 Na2CO3比NaHCO3的溶解度大，同理，CaCO3比Ca(HCO3)2的溶解度也大。（） 22 硅在地壳中的含量仅次于氧。（） 23 分子筛是人工合成的硅铝酸盐，具有吸附和催化作用。（） 24 活性炭具有吸附作用，它是颗粒状的石墨。（） 25 金刚石比石墨更稳定，即使在纯氧气中，金刚石也不能燃烧。（） 26 一般情况下，CO2不能助燃，但是镁在二氧化碳气体中能燃烧。（） 27 高纯度的硅和锗是良好的半导体。（） 28 金刚石与石墨是同素异形体，由金刚石转变为石墨的△r H>0。（） 29 用碳酸钠溶液沉淀溶液中的Ca2+，Mg2+，Cu2+时，均得到碳酸盐沉淀。（） 30 水溶液中Cu2+与CO32-作用形成的沉淀是Cu2(OH)2CO3。（） 31 水玻璃可用作不烧砖的粘合剂。（） 32 Na2SiO3·5H2O是高效洗衣粉的助剂，以取代Na5P3O10。（） 33 四卤化硅熔点高低的次序为SiF4 ds 区元素 1、试从原子结构方面说明铜族元素和碱金属元素在化学性质上的差异。 解：铜族元素价电子层结构为（n －1）d 10ns 1，与碱金属元素相比，最外层电子数相同，都是ns 1，而次外层电子数目不同，铜族元素次外层为18电子，而碱金属次外层8个电子，18电子的屏蔽比8电子要小得多，铜族的有效核电荷多，最外层s 电子受核的引力强，不易失去，相应的电离势高，原子半径小。故与碱金属元素在化学性质上有很大的差异。 2、简述：（1）怎样从闪锌矿冶炼金属锌？ （2）怎样从辰砂制金属汞？ 解：（1）闪锌矿通过浮选法得到含有ZnS 40—60%的精矿后，加以焙烧使它转化为氧化锌再把氧化锌和焦碳混合，在鼓风机中加热至1473—1573K ，使锌蒸馏出来，主要反应为： 2ZnS + 3O 2 == 2ZnO + 2SO 2 2C + O 2 == 2CO ZnO + CO == Zn(g) + CO 2 （2）辰砂在空气中焙烧与铁或氧化钙共热都可以得到汞： HgS + O 2 Hg + SO 2↑ HgS + Fe == FeS + Hg 4HgS + 4CaO == 4Hg + 3CaS + CaSO 4 4、利用金属的电极电势值，说明铜、银、金在碱性氰化物水溶液中被溶解的原因，空气中 的氧对溶解过程有何影响，CN －离子在溶解液中的作用是什么？ 答： θ?Cu /Cu 2+= 0.3402V θ?Cu /Cu += 0.522V θ?Ag /Ag + = 0.799V θ?A u /A u +=1.68V O 2 + 4H +(10－7mol ·L －1) + 4e == 2H 2O θ?O H /O 22= 0.814V 当溶解液中存在NaCN 时，CN －能与Cu +、Ag +、Au +形成稳定的配离子，Cu +、Ag +、 Au +浓度大大降低，使它们的电势也降低很多，它们的还原能力大为提高，这时空气中的氧就能将它们氧化为配离子而溶解： [Cu(CN)2]－ + e == Cu + + 2CN － θE = －0.43V [Ag(CN)2]－ + e == Ag + 2CN － θE = －0.31V [Au(CN)2]－ + e == Au + 2CN － θE = －0.6V O 2 + 2H 2O + 4e == 4OH － θE = 0.401V 第十二章ds区元素 12.1 铜族元素 (1) 12.2 锌族元素 (10) 12.1 铜族元素 12.1.1 铜族元素通性 铜族元素 1.铜族元素通性 铜族元素的氧化态有＋1，＋2，＋3三种，这是由于铜族元素最外层ns电子和次外层(n-1)d电子能量相差不大。有人认为在本族元素中，元素第二电离能与第一电离能的差值越小，它的常见氧化值就越高。 对于Cu、Ag、Au，Δ(I2-I1)Au < Δ(I2-I1)Cu < Δ(I2-I1)Ag 所以常见氧化态物＋3，＋2，＋1。 铜、银、金的标准电势图如下所示： 12.1.2 铜族元素金属单质 2.铜族元素金属单质 (1).物理性质 铜和金是所有金属中仅有的呈现特殊颜色的二种金属，铜族元素的熔点、沸点、硬度均比相应的碱金属高。这可能与d电子也参与形成金属键有关。由于铜族金属均是面心立方晶体（如下图），它们不仅堆积最密而且存在较多可以滑动的高密度原子层，因而比相应的 碱金属（多为体心立方晶体）密度高得多，且有很好的延展性，其中以金最佳。铜族元素的导电性和传热性在所有金属中都是最好的，银占首位，铜次之。 (2).化学性质 铜族元素的化学活性远较碱金属低，并按Cu--Ag--Au的顺序递减。 在潮湿的空气中放久后，铜表面会慢慢生成一层铜绿。铜绿可防止金属进一步腐蚀，其组成是可变的。银和金不会发生该反应。 空气中如含有H2S气体与银接触后，银的表面上很快生成一层Ag2S的黑色薄膜而使银失去银白色光泽。() 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： 浓盐酸在加热时也能与铜反应，这是因为Cl－和Cu＋形成了较稳定的配离子[CuCl4]3-，使Cu == Cu+＋e-的平衡向右移动： 铜易为HNO3、热浓硫酸等氧化性酸氧化而溶解 银与酸的反应与铜相似，但更困难一些；而金只能溶解在王水中： 第十一章 ds 区元素 1. ⅠA ⅠB 价电子构型 ns 1 (n-1)d 10ns 1 原子半径 大 小 电离能 小 大 化学活泼性 强 弱 同族元素化学活泼性变化趋势 增强 减弱 氧化态 +1 +1, +2, +3 与水作用 强 弱 氢氧化无的碱性及稳定性 强，稳定 弱, 不稳定 形成配合物的能力 弱 强 2. ⅡA （碱金属）和ⅡB （铜族）族元素原子最外层只有一个电子，但铜族元素原子次外层为18电子，ⅠA 原子次外层为8个电子。由于18电子结构的屏蔽效应小于8电子结构，使铜族元素原子有效核电荷数大，因而对最外层的一个s 电子吸引比碱金属强；原子半径、离子半径小而电离能大，金属活动性弱。 (2) 4Ag + 2H 2S + O 2 === 2Ag 2S(黑色) + 2H 2O 3. (1) 2Cu + O 2 + CO 2 + H 2O === Cu 2(OH)2CO 3(绿色)(3) Au + 4HCl + HNO 3 === H[AuCl 4] + NO ↑ + 2H 2O CuSO 4 + 4NH 3 === [Cu(NH 3)4]SO 4 CuSO 4 +2 NaOH === Cu(OH)2↓ + H 2O Cu(OH)2 + 2NaOH === Na 2[Cu(OH)4]2CuSO 4 + 4KI === 2CuI ↓ + I 2 + K 2SO 44CuO === 2Cu 2O + O 2 Cu(OH)2 === CuO + H 2O △ △ 4. Hg(NO 3)2＋ 4KI === K 2[HgI 4] Hg(NO 3)2 + Hg === Hg 2(NO 3)25. Hg(NO 3)2 + 2NaOH - === HgO ↓（黄色） + 2NaNO 3 + H 2O HgO + 2HCl === HgCl 2 + H 2O HgCl 2 + Hg === Hg 2Cl 2 6. (1) 加入NaOH 溶液，出现白色沉淀，随后又溶解的是锌盐，不溶解的是镁盐。 (2) 分别取三种盐放入试管中，向各试管中加入氨水放置一断时间，有黑色沉淀出现 的是Hg 2Cl 2 ，溶解得到无色溶液的氯化银反应如下： Hg 2Cl 2+2NH 3 == HgNH 2Cl↓+NH 4Cl+Hg↓ AgCl+2NH 3 == 〔Ag(NH 3)2〕+ + Cl - (3) 加入KI 溶液，出现黄绿色沉淀的是甘汞，溶解成无色溶液的是升汞。 Hg 2Cl 2 + 2I - == Hg 2I 2↓ + 2Cl - HgCl 2+4I - == 〔HgI 4〕2-+2Cl - (4) 加入氨水，出现白色沉淀，随后又溶解的是锌盐，不溶解的是铝盐。 2001-2010年十年化学赛题重组卷13 元素化学（d 、ds 区元素） 【初赛要求】 1、离子方程式的正确书写。 2、卤素、氧、硫、氮、磷、碳、硅、锡、铅、硼、铝。碱土金属、碱金属、稀有气体。钛、钒、铬、锰、铁、钴、镍、铜、银、金、锌、汞、钼、钨。过渡元素氧化态。氧化物和氢氧化物的酸碱性和两性。常见难溶盐。氢化物的基本分类和主要性质。常见无机酸碱的形态和基本性质。水溶液中的常见离子的颜色、化学性质、定性检出（不使用特殊试剂）和分离。制备单质的一般方法。 【决赛要求】 元素化学描述性知识达到国际竞赛大纲三级水平。 第1题（5分） 阅读如下信息后回答问题：元素M ，其地壳丰度居第12位，是第3种蕴藏最丰富的过渡元素，是海底多金属结核的主要成分，是黑色金属，主要用途：炼钢，也大量用来制作干电池，还是动植物必需的微量元素。 1．M 的元素符号是 。 2．M 的最重要矿物的化学式是 。 3．M 的三种常见化合物是 、 和 。 第2题（6分） 市场上出现过一种一氧化碳检测器，其外观像一张塑料信用卡，正中有一个直径不到2cm 的小窗口，露出橙红色固态物质。若发现橙红色转为黑色而在短时间内不复原，表明室内一氧 化碳浓度超标，有中毒危险。一氧化碳不超标时，橙红色虽也会变黑却能很快复原。已知检测器的化学成分：亲水性的硅胶、氯化钙、固体酸H 8[Si(Mo 2O 7)6]·28H 2O 、CuCl 2·2H 2O 和PdCl 2·2H 2O （注：橙红色为复合色，不必细究）。 2-1 CO 与PdCl 2·2H 2O 的反应方程式为： 。 2-2 题2-1的产物之一与CuCl 2·2H 2O 反应而复原，化学方程式为： . 2-3 题2-2的产物之一复原的反应方程式为： 。 第3题（6分） 下图摘自一篇新近发表的钒生物化学的论文。回答如下问题： 3-1 此图钒化合物的每一次循环使无机物发生的净反应（的化学方程式）是： 3-2 在上面的无机反应中，被氧化的元素是 ；被还原的元素是 。 3-3 次氯酸的生成被认为是自然界的海藻制造C —Cl 键的原料。请举一有机反应来说明。 3-4 试分析图中钒的氧化态有没有发生变化，简述理由。 Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo 1.008 Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Ac-Lr H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P Cl S K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Rb Cs Fr Sr Ba Ra Y La Lu - 6.941 9.012 22.99 24.31 39.10 40.08 85.47 87.62 132.9 137.3 [223] [226] 44.96 47.88 50.94 52.00 54.94 55.85 58.93 63.55 58.69 65.39 10.81 26.98 69.72 12.01 28.09 72.61 114.8 204.4 118.7 207.2 112.4 200.6 107.9 197.0 106.4 195.1 102.9 192.2 101.1 190.2 98.91 186.2 95.94 183.9 92.91 180.9 91.22 178.5 88.91 14.01 16.00 19.00 30.97 74.92 121.8 209.0 32.07 78.96 127.6 [210] [210] [210 ] 126.9 79.90 35.45 4.003 20.18 39.95 83.80 131.3 [222] He Ne Ar Kr Xe Rn 元素周期表 Rf Db Sg Bh Hs Mt La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr无机化学实验报告-DS区元素
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