第 18 章 铜族与锌族元素

18.1 铜族元素18.1.1 铜族元素通性

性质 元素符号

价电子构型

常见氧化态

第一电离势 /(kJ · mol–1)

第二电离势 /(kJ · mol–1)

铜 Cu 3d104s1 +1 ， +2 750 1970

银 Ag 4d105s1 +1 735 2083

金 Au 5d106s1 +1 ， +3 895 1987

2Cu+4HCl+O2 ==

2Cu+O2+CO2+H2O == Cu(OH)2 · CuCO3

4Ag+2H2S+O2 == 2Ag2S+2H2O

2CuCl2+2H2O

Au+4HCl+HNO3 == HAuCl4+NO+2H2O

2Cu+8HCl( 浓 ) ==2H2[CuCl 4] +H2↑△

18.1.2 铜族金属单质

18.1.3 铜族元素化合物1. 氧化铜和氧化亚铜

2Cu2++5OH–+C6H12O6 == Cu2O↓+C6H11O7–+3H2O

CuO 和 Cu2O 都不溶于水

Cu(OH)2 → CuO + CO2 + H2O

Cu2O ↘

2. 卤化铜和卤化亚铜

CuCl2

不但溶于水，而且溶于乙醇和丙酮。

在很浓的溶液中呈绿色，在稀溶液中显蓝色。

CuCl2 · 2H2O △

Cu(OH)2 · CuCl2+2HCl+2H2O

所以制备无水 CuCl2 时，要在 HCl 气流中加

热脱水，无水 CuCl2 进一步受热分解为 CuCl 和

Cl2 。

卤化亚铜都是白色的难溶化物，其溶解度依 Cl 、 Br 、 I 顺序减小。

拟卤化铜也是难溶物，如：

CuCN 的 Ksp = 3.2×10–20

CuSCN 的 Ksp = 4.8×10–15

卤化亚铜是共价化合物

用还原剂还原卤化铜可以得到卤化亚铜：

2CuCl2+SnCl2 == 2CuCl↓+SnCl4

2CuCl2+SO2+2H2O == 2CuCl↓+H2SO4+2HCl

CuCl2+Cu == 2CuCl↓

2Cu2++2I– == 2CuI + I2

CuI 可由和直接反应制得：

干燥的 CuCl 在空气中比较稳定，但湿的 CuCl

在空气中易发生水解和氧化：

4CuCl + O2+ 4H2O == 3CuO · CuCl2 · 3H2O + 2HCl

8CuCl + O2 == Cu2O + 4Cu2+ + 8Cl–

CuCl 易溶于盐酸，由于形成配离子，溶解度随盐酸浓度增加而增大。 用水稀释氧化亚铜的浓盐酸溶液则又析出 CuCl 沉淀：

CuCl32–+ CuCl2

– 冲稀

浓 HCl 2CuCl↓+ 3Cl–

3. 硫酸铜CuSO4 俗称胆矾。可用铜屑或氧化物溶于硫酸中制得。

CuSO4 · 5H2O 在不同温度下可逐步失水。375K

CuSO4 · 5H2O CuSO4 · 3H2O+2H2O

CuSO4 · 3H2O CuSO4 · H2O+2H2O 386K

531KCuSO4 · H2O CuSO4+H2O

加热 CuSO4 ，高于 600 oC ，分解为 CuO 、 SO2 、 SO3 和

O2 。 无水硫酸铜为白色粉末，不溶于乙醇和乙醚，吸水性很强，吸水后呈蓝色，利用这一性质可检验乙醇和乙醚等有机溶剂中的微量水，并可作干燥剂。

4. 氧化银和氢氧化银

在温度低于– 45oC ，用碱金属氢氧化物和硝酸银的90% 酒精溶液作用，则可能得到白色的 AgOH 沉淀。

Ag2O 是构成银锌蓄电池的重要材料 , 充放电反应为：

2Ag++2OH– Ag2O+H2O

Ag+O2 △

放电充电

AgO+Zn+H2O Ag+Zn(OH)2

Ag2O 和 MnO2 、 Cr2O3 、 CuO 等的混合物能在

室温下将 CO 迅速氧化成 CO2 ，因此可用于防毒面具中。

5. 卤化银Ag++X– == AgX↓ （ X=Cl 、 Br 、 I ）

Ag2O+2HF == 2AgF+H2O↓ （蒸发，可制 AgF ）

颜色 溶度积 键型 晶格类型

AgF 白 – 离子 NaCl

AgCl 白 1.8×10–10 过渡 NaCl

AgBr 黄 5.0 ×10–13 过渡 NaCl

AgI 黄 8.9×10–17 共价 ZnS

AgX 的某些性质

AgCl 、 AgBr 、 AgI 都有感光分解的性质，可作感光材料。

2AgX 2Ag+X2 hν

AgX银核AgX

hν 对苯二酚 AgAgX

Na2S2O3 定影 Ag

α-AgI 是一种固体电解质。把 AgI 固体加热，在 418K时发生相变，这种高温形态 α-AgI 具有异常高的电导率，比室温时大四个数量级。实验证实 AgI 晶体中， I– 仍保持原先位置，而 Ag+ 离子的移动，只需一定的电场力作用就可发生迁移而导电。

米吐尔

6. 硝酸银

AgNO3 见光分解 ，痕量有机物促进其分解，

因此把 AgNO3 保存在棕色瓶中。

AgNO3 和某些试剂反应，得到难溶的化合物，

如：白色 Ag2CO3 、黄色 Ag3PO4 、浅黄色 Ag4Fe(C

N)6 、桔黄色 Ag3Fe(CN)6 、砖红色 Ag2CrO4 。

AgNO3 是一种氧化剂，即使室温下，许多有

机物都能将它还原成黑色的银粉。

7. 金的化合物Au （Ⅲ）是金的常见的氧化态，如：

AuCl3 无论在气态或固态，它都是以二聚体 Au2

Cl6 的形式存在，基本上是平面正方形结构。

AuF3 ， AuCl3 ， AuCl4– ， AuBr3 ， Au2O3 · H2O 等

AuCl3

△AuCl+Cl2

18.1.4 铜族元素的配合物 铜族元素的离子具有 18e 结构，既呈较大的极化力，又有明显的变形性，因而化学键带有部分共价性；

可以形成多种配离子，大多数阳离子以 sp 、sp2 、 sp3 、 dsp2 等杂化轨道和配体成键；

易和 H2O 、 NH3 、 X– （包括拟卤离子）等形成配合物。

1. 铜（Ⅰ）配合物

Cu+ 为 d10 电子构型，具有空的外层 sp轨道，它能以 sp 、 sp2 或 sp3 等杂化轨道和 X–

（除 F外）、 NH3 、 S2O32– 、 CN– 等易变形

的配体形成配合物，如 CuCl32– 、 Cu(NH3)2

+ 、

Cu(CN)43– 等，大多数 Cu(I) 配合物是无色的。

Cu+ 为 d10 电子构型，具有空的外层 sp轨道，它能以 sp 、 sp2 或 sp3 等杂化轨道和 X–

（除 F外）、 NH3 、 S2O32– 、 CN– 等易变形

的配体形成配合物，如 CuCl32– 、 Cu(NH3)2

+ 、

Cu(CN)43– 等，大多数 Cu(I) 配合物是无色的。

Cu+ 的卤配合物的稳定性顺序为 I>Br>Cl 。

[Cu(NH3)2]Ac 用于合成氨工业中的铜洗工序 :

[Cu(NH3)2]Ac + CO + NH3

加压降温减压加热

若向 Cu2+ 溶液中加入 CN– ，则溶液的蓝色消失

Cu2+ + 5CN– == Cu(CN)43– + 1/2(CN)2

Cu2O + 4NH3 · H2O == 2Cu(NH3)2+ + 2OH– + 3H2O

2Cu(NH)32+ + 4NH3 · H2O + 1/2O2 == 2Cu(NH3)4

2++ 2OH– + 3H2O

[Cu(NH3)2]Ac · CO

2 . 铜（Ⅱ）配合物 Cu2+ 的配位数有 2 ， 4 ， 6 等，常见配位数为 4 。

Cu(II)八面体配合物中，如 Cu(H2O)62+ 、 CuF6

4– 、[Cu(NH3)4(H2O)2]2+ 等，大多为四短两长键的拉长八面体，只有少数为压扁的八面体，这是由于姜泰勒效应引起的。

Cu(NH3)42+ 等则为平面正方形。 CuX4

2– （ X=Cl – ，

Br – ）为压扁的四面体。

3. 银的配合物 Ag+ 通常以 sp杂化轨道与配体如 Cl– 、 NH3 、 CN–

、 S2O32– 等形成稳定性不同的配离子。

AgCl Ksp 1.8×10–10

Ag(NH3)2+

K 稳 1.1×107

NH3 · H2O

AgBr Ksp 5.0×10–13

Br –

S2O32–Ag(S2O2)2

3–

K 稳 4.0×1013

I–AgI Ksp 8.9×10–17

CN–

Ag(CN)2 –

K 稳 1.3×1021

S2– Ag2S

Ksp 2×10–49

2Ag(NH3)2+ + HCHO + 2OH– ==

2Ag↓+ HCOO– + NH4+ + 3NH3 + H2O

4Ag + 8NaCN + 2H2O + O2 == 4Na[Ag(CN)2] + 4NaOH

2Ag(CN)2– + Zn == Ag + Zn(CN)4

2–

HAuCl4 · H2O( 或 NaAuCl4 · 2H2O) 和 KAu(CN)2 是金的典型配合物。

4. 金的配合物

2Au + 4CN– + 1/2O2+ H2O == 2Au(CN)2– + 2OH–

2Au(CN)2– + Zn == 2Au + Zn(CN)4

2–

18.1.5 Cu(I) 与 Cu(II)的相互转化 铜的常见氧化态为 +1 和 +2 ，同一元素不同氧化态之间可以相互转化。这种转化是有条件的、相对的，这与它们存在的状态、阴离子的特性、反应介质等有关。

1. 气态时， Cu+(g)比 Cu2+(g)稳定，由△ rGm 的大小可以看出这种热力学的倾向。

2Cu+(g) == Cu2+(g) + Cu(s) △rGm = 897 kJ · mol–1

2. 常温时，固态 Cu(I)和 Cu(II)的化合物都很稳定。Cu2O(s) == CuO(s)+Cu(s) △rGm = 113.4 kJ · mol–1

3. 高温时，固态的 Cu(II)化合物能分解为 Cu(I)化合物，说明 Cu(I)的化合物比 Cu(II)稳定。

2CuCl2(s)773K

4CuO(s) 1273K

2CuS(s) 728K

2CuCl(s) + Cl2↑

2Cu2O(s) + O2↑

Cu2S(s) + S

4. 在水溶液中，简单的 Cu+ 离子不稳定，易发生歧化反应，产生 Cu2+ 和 Cu 。

Cu+

0.153Cu2

+

0.521

Cu

2Cu+ == Cu + Cu2+

1×(0.521－0.153)0.0592

= 6.23lgK=n(E+－E–)0.0592

K=

[Cu2+]

[Cu+]2

=1.70×106

=

水溶液中 Cu( )Ⅰ 的歧化是有条件的相对的：[Cu+] 较大时，平衡向生成 Cu2+ 方向移动，发生歧化；

[Cu+] 降低到非常低时， ( 如生成难溶盐，稳定的配离子 等 ) ，反应将发生倒转 ( 用反歧化表示 ) 。

2Cu+ Cu2++Cu歧化

反歧化

在水溶液中，要使 Cu(I) 的歧化朝相反方向进行，必须具备两个条件 :

有还原剂存在 ( 如 Cu 、 SO2 、 I–

等 )。有能降低 [Cu+]的沉淀剂或配合剂 ( 如 Cl– 、 I– 、 CN–

等 )。

将 CuCl2 溶液、浓盐酸和铜屑共煮 Cu2++Cu+2Cl–

△

CuCl2–

CuCl2–

CuCl↓+Cl–

CuSO4 溶液与 KI 溶液作用可生成 CuI 沉淀： 2Cu2++4I– ==2CuI↓+I2

工业上可用 CuO 制备氯化亚铜。工业上可用 CuO 制备氯化亚铜。

CuO+2HCl+2NaCl ==

NaCuCl2 == CuCl↓+NaCl

2NaCuCl2+2H2O

Cu( )Ⅰ 与 Cu( )Ⅱ 的相对稳定性还与溶剂有关。在非水、非络合溶剂中，若溶剂的极性小可大大减弱 Cu

（Ⅱ）的溶剂作用，则 Cu （Ⅱ）可稳定存在。

Cu( )Ⅰ 与 Cu( )Ⅱ 的相对稳定性还与溶剂有关。在非水、非络合溶剂中，若溶剂的极性小可大大减弱 Cu

（Ⅱ）的溶剂作用，则 Cu （Ⅱ）可稳定存在。

18.1.6 ⅠB 族元素性质与Ⅰ A 族元素性质的对比ⅠB 族元素与Ⅰ A 族元素的对比

物理化学性质 ⅠA ⅠB

电子构型 ns1 (n-1)d10ns1

密度、熔、沸点及金属键 较Ⅰ B 低，金属 键较弱

较Ⅰ A 高，金属键较强

导电导热及延展性 不如Ⅰ B 很好

第一电离能、升华热水和能 较Ⅰ B 低 较Ⅰ A 高

第二、三电离能 较Ⅰ B 高 较Ⅰ A 低

18.2 锌族元素 18.2.1 锌族元素通性

锌族元素包括锌、镉、汞三个元素，它们价电子构型为 (n -1)d10 ns2 ，锌族元素基本性质如下：

熔点/K

沸点/K

第一电离能 /(kJ/mol)

第二电离能 /(kJ/mol)

第三电离能 /(kJ/

mol)

M2+(g)水合热 /(kJ/mo

l)

氧化态

Zn 6931182

915 1743 3837－

2054+2

Cd 5941038

873 1641 3616－

1316+2

Hg 234 648 1013 1820 3299－

1833+1, +2

与其他的 d区元素不同，本族中 Zn和 Cd很相似而同 Hg 有很大差别：

锌族元素的标准电势图 E0

A

Zn2+ Zn –0.7628

Cd2+ Cd22+ Cd > –0.6 < –0.2

----- ---–0.403

HgCl2 Hg2Cl2 Hg +0.63 +0.26

E0B

ZnO22- Zn

–1.216

Cd(OH)2 Cd –0.809

HgO Hg +0.0984

18.2.2 单质 锌、镉、汞为银白色金属，锌表面因有一层ZnCO3·3Zn(OH)2 而略显蓝灰色，锌在加热条件下可和绝大多数的非金属发生化学反应，与含 CO2 的潮湿空气接触，可生成碱式碳酸盐：

锌是两性金属，既溶于酸也溶于碱，与氨能形成配离子溶于氨水：

4Zn ＋ 2O2 ＋ 3H2O ＋ CO2 == ZnCO3·3Zn(O

H)2

Zn+2NaOH+2H2O== Na2[Zn(OH)4]＋ H2

Zn＋ 4NH3＋ 2H2O ==[Zn(NH3)4]2+＋ H2↑＋ 2OH-

汞与氧化合较慢，而与硫、卤素则容易反应， Hg 只能溶于氧化性酸

3Hg＋ 8HNO3 ==3Hg(NO3)2＋ 2NO↑＋ 4H2O

6Hg(过 )＋ 8HNO3(冷、稀 ) ==3Hg2(NO3)2＋ 2NO↑＋ 4H2O

汞蒸气吸入人体会产生慢性中毒，因此使用汞必须非常小心，如不慎将汞洒落在实验桌上或地面上，必须尽量收集起来，对于遗留在缝隙处的汞，可撒盖硫磺粉使生成难溶的 HgS ，可用涂有 CuI

的纸条检测空气中 Hg 的含量：

4CuI + Hg = Cu2HgI4 + 2Cu 一定时间内，白色 CuI

变为黄或红色。 锌、镉、汞都能与其他各种金属形成合金，汞的合金称为汞齐。利用汞能溶解金银的性质，在冶金中用汞齐法提炼贵重金属。

18.2.3 锌族元素的主要化合物： 由于锌族 M2+ 离子为 18 电子构型，均无色，因而锌族元素一般化合物也无色，但是因为阳离子的极化作用和变形性依 Zn2+ 、 Cd2+ 、 Hg2+ 顺序增强，而使镉与汞的硫化物与碘化物却有颜色，并有较低的溶解度。锌和镉在常见的化合物中氧化数为＋ 2 。汞有＋ 1 和＋ 2两种氧化态。 多数盐类含有结晶水，形成配合物倾向也大。

1. 氧化物与氢氧化物：

Zn + O2 = 2ZnO ZnCO3 == ZnO＋ CO2↑ 568K

ZnO 是白色粉末，难溶于水，俗名锌白，常用作白色颜料 。 ZnO 是两性化合物，溶于酸形成锌（ II ）盐，溶于碱形成锌酸盐如 [Zn(OH)4]

2- ，在

锌盐和镉盐溶液中加入适量强碱，可以得到它们的氢氧化物。

Zn （ OH ） 2 是两性氢氧化物， Zn(OH)2 和 C

d(OH)2均可溶于氨水生成氨配离子：

Zn2+(Cd2+)+2OH– == Zn(OH)2 （ Cd(OH)2 ） Zn(O

H)2＋ 2OH- =[Zn(OH)4]2-

Zn(OH)2＋ 4NH3 == [Zn(NH3)4]2+＋ 2OH －

Cd(OH)2 ＋ 4NH3 == [Cd(NH3)4]2+ + 2OH-

当汞盐溶液与碱作用时，得到的不是 Hg(OH)2 ，因不稳定，立即分解成黄色的 HgO ，黄色 HgO 在低于 573K 加热时可转变成红色 HgO 。两者晶体结构相同，颜色不同仅是晶粒大小不同所致。黄色晶粒较细小，红色晶粒粗大。 Hg2++2OH – == HgO+H2O

下列反应可产生红色 HgO ：

Hg （ NO3 ） 2 HgO + NO2 +1/2O2

Na2CO3 + Hg （ NO3 ） 2 = HgO + CO2 + 2NaNO3

Zn(OH)2 Cd(OH)2 HgO

碱性增强

△

2. 硫化物 Ksp 颜 色 溶解情况

HgS 3.5×10 － 53 黑 溶于王水与 Na2

S

CdS 3.6×10 － 29 黄 溶于 6mol/L HCl

ZnS 1.2×10 － 23 白 溶于 2mol/L HCl

3HgS＋ 8H+＋ 2NO3－＋ 12Cl － == 3HgCl4

2 －＋ 3S↓＋ 2NO↑＋4H2O

HgS ＋ Na2S == Na2[HgS2] （ 二硫合汞酸钠）

黑色的 HgS 加热到 659K转变为比较稳定的红色变体。

ZnS 溶于稀 HCl ，也可溶于碱：

ZnS +4OH- = Zn （ OH ） 42- +S2- 可用作白色颜料，它同 B

aSO4共沉淀所形成的混合晶体 ZnS·BaSO4叫做锌钡白或立德粉，是一种优良的白色颜料。

ZnSO4(aq)＋ BaS(aq) == ZnS·BaSO4↓

在晶体 ZnS 中加入微量的金属作活化剂， 经光照后能发出不同颜色的荧光 ，这种材料叫荧光粉，可制作荧光屏、夜光表等，如：

加银为蓝色 加铜为黄绿色 加锰为橙色

CdS 用做黄色颜料，称为镉黄。

3. 卤化物 (1)ZnCl2 是固体盐中溶解度最大的（ 283K ， 333g/100g

水），

溶于水有少量水解，如将氯化锌溶液蒸干 ：

ZnCl2 ＋ H2O Zn(OH)Cl ＋ HCl↑

氯化锌的浓溶液形成如下的配合酸：

ZnCl2＋ H2O == H[ZnCl2(OH)]

这个配合物具有显著的酸性，能溶解金属氧化物

FeO ＋ 2H[ZnCl2(OH)] == Fe[ZnCl2(OH)]2 ＋ H2O

ZnCl2 吸水性强，可在有机合成上用作脱水剂

△

（ 2 ） HgCl2 HgCl2熔点低（ 549K ），加热能升华，俗称升汞。极毒，内服 0.2～ 0.4g 可致死，微溶于水，在水中很少电离，主要以 HgCl2 分子形式存在 ，在过

量 Cl- 存在下而溶解： HgCl2 + 2Cl- = [HgCl4]2-

HgCl2NH3Hg(NH2)Cl↓ H2O Hg(OH)Cl↓ + HCl

SnCl2

Hg2Cl2 + SnCl4

SnCl2

Hg↓+ SnCl4

( 3)Hg2Cl2

Hg2Cl2

味甜，通常称为甘汞，无毒

不溶于水的白色固体

由于 Hg(I) 无成对电子，因此 Hg2Cl2 有抗磁性。 对光不稳定 ： Hg2Cl2 光 HgCl2 + Hg

Hg2Cl2 常用来制做甘汞电极，电极反应为：

Hg2Cl2 + 2e == 2Hg(l) + 2Cl －

18.2.4 Hg(I)与 Hg(II) 相互转化

HgCl2 0.63 Hg2Cl2 0.26 Hg 从元素电势图和 K0歧

可以看出 Hg22+ 在水溶液中可以稳定存在，歧化

趋势很小，因此，常利用 Hg2+与 Hg 反应制备亚汞盐，如：

HgCl2 0.63 Hg2Cl2 0.26 Hg 从元素电势图和 K0歧

可以看出 Hg22+ 在水溶液中可以稳定存在，歧化

趋势很小，因此，常利用 Hg2+与 Hg 反应制备亚汞盐，如：

Hg(NO3)2＋Hg

振荡 Hg2(NO3)2

HgCl2＋ Hg 研磨 Hg2Cl2

Hg22+ == Hg + Hg2+ K0

歧＝ 8.36×10 － 3

当改变条件，使 Hg2+ 生成沉淀或配合物大大降低 Hg2+

浓度，歧化反应便可以发生，如：

Hg22+＋ S2 －

==HgS↓(黑 )＋ Hg↓

Hg22+＋ 4CN －

==[Hg(CN)4]2 － ＋ Hg↓

Hg22+＋ 4I － ==Hg↓＋ [HgI4]

2 －

Hg22+＋ 2OH －

==Hg↓ ＋ HgO↓ ＋ H2O

用氨水与 Hg2Cl2 反应，由于 Hg2+ 同 NH3 生成了比 Hg2Cl

2 溶解度更小的氨基化合物 HgNH2Cl ，使 Hg2Cl2 发生歧化反应： Hg2Cl2 ＋ 2NH3 ==HgNH2Cl2↓( 白 ) ＋ Hg↓( 黑 ) ＋ NH4Cl

18.2.5 配合物 由于锌族的离子为 18 电子层结构，具有很强的极化力与明显的变形性，因此比相应主族元素有较强的形成配合物的倾向。在配合物中，常见的配位数为 4 ， Zn2+ 的配位数为 4

或 6 。1. 氨配合物

Zn2+ 、 Cd2+ 离子与氨水反应，生成稳定的氨配合物：

Zn2+＋ 4NH3

==

[Zn(NH3)4]2+ K 稳＝ 1.0×1016

Cd2+＋ 4NH3 == [Cd(NH3 )4]2+ K 稳＝ 1.3×1018

2. 氰配合物 Zn2+ 、 Cd2+ 、 Hg2+ 离子与氰化钾均能生成很稳定的氰配合物：

Zn2+ ＋ 4CN － ==[Zn(CN)4]

2 － K 稳＝ 1.0×1016

Cd2+ ＋ 4CN － ==[Cd(CN)4]2 － K 稳＝ 1.3×1018

Hg2+ ＋ 4CN － ==[Hg(CN)4]2 － K 稳＝ 3.3×1041

Hg22+ 离子形成配离子的倾向较小。

3. 其他配合物 Hg2+ 离子可以与卤素离子和 SCN －离子形成一系列配离子：

Hg2+＋ 4Cl － ==

[HgCl4]2 － K 稳＝ 1.6×1015

Hg2+＋ 4I － ==[HgI4]2 － K 稳＝ 7.2×1029

Hg2+＋ 4SCN － ==[Hg(SCN)4]2 －K 稳＝ 7.7×1021

配离子的组成同配位体的浓度有密切关系，在 0.1mol /L

Cl －离子溶液中， HgCl2 、 [HgCl3] －和 [HgCl4]2 －的浓度大致相

等 ; 在 1 mol/L Cl －离子的溶液中主要存在的是 [HgCl4]2 －离子。

Hg2+与卤素离子形成配合物的稳定性依 Cl―Br―I 顺序增强。

Hg2+与过量的 KI 反应，首先产生红色碘化汞沉淀，然后沉淀溶于过量的 KI 中，生成无色的碘配离子：

Hg2+＋ 2I － == HgI2↓ 红色

HgI2＋ 2I － == [HgI4]2 － 无色

K2[HgI4] 和 KOH 的混合溶液，称为奈斯勒试剂，如溶

液中有微量 NH4+ 离子存在时，滴入试剂立刻生成特殊的

红棕色的碘化氨基 · 氧合二汞 ( )Ⅱ 沉淀：

K2[HgI4] 和 KOH 的混合溶液，称为奈斯勒试剂，如溶

液中有微量 NH4+ 离子存在时，滴入试剂立刻生成特殊的

红棕色的碘化氨基 · 氧合二汞 ( )Ⅱ 沉淀：

NH4Cl ＋ 2K2[HgI4] ＋ 4KOH

==

[ O NH2]I ＋ KCl ＋ 7KI ＋ 3H2

O

Hg

Hg

这个反应常用来鉴定 NH4+ 或 Hg2+ 离子。

18.2.6 ⅡB 族元素与Ⅱ A 族元素性质对比

1 ．熔沸点：Ⅱ B 族金属的熔、沸点比Ⅱ A 族金属低， 汞常温下是液体。

2 ．化学活泼性：Ⅱ B 族元素化学活泼性比Ⅱ A 族元素低，它们的金属性比碱土金属弱， 并按 Zn―Cd―

Hg 的顺序减弱，与碱土金属递变的方向相反。

3 ．键型和配位能力：Ⅱ B 族元素形成共价化合物和配离子的倾向比碱土金属强得多。

4 ．氢氧化物的酸碱性及变化规律： Zn(OH)2 Cd(OH)2 HgO

两 性 弱 碱 弱 碱 碱 性 增 强

Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2

强 碱 强 碱 强 碱

碱 性 增 强 5 ． 盐的性质：两族元素的硝酸盐都易溶于水，Ⅱ B 族元素的硫酸盐是易溶的，而钙、锶、钡的硫酸盐则是微溶的。两族元素的碳酸盐又都难溶于水。Ⅱ B 族元素的盐在溶液中都有一定程度的水解，而钙、锶、钡盐则不水解。