厦门大学无机化学知识第12章ds区元素doc.docx
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第十二章ds区元素
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:
铜、银、金在强碱中均很稳定。
12.1.3铜族元素重要化合物
3.铜族元素重要化合物
(1).氧化物与氢氧化物
a.氧化铜、氧化亚铜和氢氧化铜
铜可以形成黑色的氧化铜(CuO)和红色的氧化亚铜(Cu2O),氧化铜和氧化亚铜均不溶于水。
加热氢氧化铜、碱式碳酸铜、硝酸盐都能得到氧化铜;选用温和的还原剂如葡萄糖、羟氨、酒石酸钾钠或亚硫酸钠在碱性溶液中还原Cu(II)盐,可得到氧化亚铜:
2Cu2++SO32―+4OH―====Cu2O↓+SO42―+2H2O
2Cu2++4OH―+C6H12O6====Cu2O↓+C6H11O7+3H2O
【问题1】该反应有什么用途?
该反应在医疗上用于诊断糖尿病,分析化学上利用这个反应测定醛。
Cu2O在酸性溶液中立即歧化为Cu2+和Cu。
当溶于氨水中形成无色的Cu(NH3)+,它会很快被空气中的氧氧化为蓝色的Cu(NH3)42+。
Cu2++2OH―=Cu(OH)2
【问题2】Cu(OH)2是两性吗?
它微显两性,以碱性为主,能溶于较浓的强碱形成Cu(OH)42―。
Cu(OH)2+4NH3·H2O=Cu(NH3)42++4H2O。
Cu(NH3)42+的溶液简称铜氨液,它有溶解纤维的能力,在溶解了纤维的溶液中加水或酸,纤维又可沉淀析出。
纺织工业利用这种性质来制造人造丝。
b.氧化银和氢氧化银
将碱金属氢氧化物同硝酸银反应,可以得到棕黑色Ag2O。
(为什么?
)
由于Ag+极化能力较强,所以一般不生成氢氧化物,而生成氧化物。
在温度低于-45℃,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。
潮湿的氧化银具有弱碱性,它容易从大气中吸收CO2;当溶于碳酸铵、氰化钠和氰化钾溶液分别生成[Ag(NH3)2]2CO3、Na[Ag(CN)2]和K[Ag(CN)2]。
2Ag++S2O82―+2H2O=====2AgO+4H++2SO42―
Ag2O是构成银锌蓄电池的重要原材料;Ag2O和MnO2,Cr2O3,CuO等的混合物能在室温下将CO迅速氧化成CO2,用于防毒面具中。
(2).盐类
a.卤化物
CuCl2·2H2O受热时,按下式分解:
所以无水CuCl2是在HCl气流中,将CuCl2·2H2O加热到412~423K下制得的,X射线测定表明CuCl2是共价化合物,具有含平面CuCl4单元的链状结构:
CuCl2不但易溶于水,而且易溶于乙醇和丙酮。
它在很浓的溶液中呈黄绿色,在较浓溶液中显绿色,在稀溶液中显蓝色。
(为什么?
)
黄色是由于[CuCl4]2-配离子存在,蓝色是由于[Cu(H2O)6]2+配离子存在,两者并存时显绿色。
但也有人认为在溶液中,随着Cl-离子浓度增大,由于H2O被Cl-取代而将荷移谱带由紫外光区移到可见光区,故溶液由蓝变绿。
卤化银只有AgF易溶于水,在湿空气中潮解,其余均微溶于水,而且依Cl-Br-I的顺序溶解度降低,颜色加深。
AgI有α、β、γ等多种晶型,在419Kβ-AgI转变为a-AgI,导电性增大近万倍。
在常温下Ag+导电能力较强,其中以a-AgI为主要成分的常温型固体电解质电池已广泛应用。
(详细资料)
在这种电池中,负极为银,正极用含碘或其它银的化合物,其电极反应为:
此电池本身放电少,适合长期保存,理论寿命可达10年之久。
金的卤化物具有明显的共价性,如AuCl3,无论在固态或气态都是二聚体,它基本上是平面正方形结构:
Au+在水溶液中易歧化为Au3+和Au,
因而Au+在水溶液中不能存在,即使溶解度很小的AuCl也要歧化。
只有当Au+形成配合物如[Au(CN)2]-才能在水溶液中稳定。
b.硫酸铜
CuSO4·5H2O(俗称胆矾)可用铜屑或氧化铜溶于硫酸中制得。
硫酸铜用在铜的电解精炼、电镀、丹尼尔电池、颜料的制造,纺织工业的媒染剂等。
CuSO4·5H2O在不同温度下可逐步失水,最后分解为CuO。
可见各个水分子的结合力不完全一样,实验证明,四个水分子(配位水)以平面四边形配位在Cu2+周围,第五个水分子(阴离子水)以氢键与二个配位水分子和SO42-结合,SO42-在平行四边形的上下,形成一个不规则的八面体。
CuSO4·5H2O可写成[Cu(H2O)4]SO4·H2O,其结构如下图所示:
加热失水时,先失去Cu2+的两个非氢键配位水,再失去两个氢键配位水,最后失去阴离子水。
无水硫酸铜为白色粉末,吸湿性很强,不溶于乙醇、乙醚。
吸水后有特征蓝色,利用这一性质可检验乙醇、乙醚中的少量水,在有机合成中用作干燥剂。
c.硝酸银
AgNO3晶体加热或受日光直接照射时,均能逐渐分解:
因此,AgNO3晶体或溶液都应保存在棕色玻璃瓶中。
AgNO3是一种氧化剂(EAg+/Ag=0.7992V),即使在室温,许多有机物都能将它还原为黑色的银粉,例如皮肤与布与之接触后均会生成黑色的银。
大量硝酸银可用于制造照相底片上卤化银。
AgNO3还是重要的分析试剂。
12.1.4铜族元素主要配合物
4.铜族元素主要配合物
(1).铜的配合物
Cu+为d10电子构型,易与NH3、S2O32-,CN-等易变形的配体形成配离子,如[CuXn]-(n-1)、[Cu(CN)2]-、[Cu(CN)4]3-、[Cu(NH3)2]+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,正好与过渡金属离子八面体配合物的光谱化学序列相反。
(为什么?
)
这符合硬软酸碱原理的软亲软原则的。
[Cu(NH3)2]+溶液可用来定量吸收合成氨原料气中的CO,减压加热后CO可放出。
Cu2+离子为d9构型,比Cu+更容易形成配合物,常见配位数为4、6,配位数为2的很稀少。
Cu(II)配离子多为四短两长键的变形八面体,或平面正方形结构。
如:
[Cu(H2O)6]2+、[Cu(NH3)4(H2O)2]2+
如:
[Cu(en)2]2+(蓝紫色)、CuCl42-
由于[Cu(NH3)4]2+的稳定性,大多数微溶的Cu(II)化合物都能被氨水所溶解。
Cu2+为交界酸,它与OH-、Cl-等硬碱离子形成的配离子均不够稳定。
Cu2+还具有一定的氧化性,与还原性阴离子如CN-、I-反应时并不形成Cu(II)的配离子,而是得到较稳定的Cu(I)化合物。
通常认为Cu(III)是罕见的,它非常容易还原,但最近发现其与某些生物过程有关,因而受到重视。
已知的CuIII配合物除K3CuF6为高自旋(两个未成对电子)以外,其它均为低自旋抗磁性,大部分为平面正方形结构,因为CuIII类似于NiII为d8电子构型。
例如CuII被碱性ClO-氧化成CuIII配合物:
(2).银的配合物
Ag+易形成配合物,常见的配位数为2,可与Cl-、NH3、S2O32-、CN-等形成稳定程度不同的配离子。
利用Ag+离子易于形成某些配离子的性质,可使某些难溶银(I)盐溶解。
例如,由于各种AgX的溶解度不同,银的各种配合物的稳定性不同,可发生如下反应:
如何判断AgX形成配合物的难易程度?
根据K=Ksp·K可判断AgX沉淀转化的难易及完全程度,因此,AgCl溶于氨水,AgBr能溶于浓氨水而AgI难溶;同理可说明AgBr易溶于Na2S2O3,而AgI难溶于Na2S2O3却易溶于KCN溶液中。
Ag2S在所有银的化合物中是最难溶的。
银的配合物广泛应用于电镀工业、照相技术等方面,利用[Ag(NH3)2]+能均匀释放出Ag+而被甲醛或葡萄糖还原,生成银镜的反应,在分析化学上可鉴定醛类。
(3).金的配合物
当把Au溶于王水,将AuCl3溶于盐酸中或将含有[AuCl4]-配离子溶液蒸发时,我们可以得到黄色的氯金(IV)酸水合晶体H[AuCl4]·H2O。
黄色的Na[AuCl4]·2H2O,无色片状K[Au(CN)4]·3/2H2O,均易溶于水。
12.1.5Cu(I)与Cu(II)的相互转化
5.Cu(I)与Cu(II)的相互转化
Cu(I)与Cu(II)的相互转化涉及到热力学上的歧化稳定性问题。
从铜族元素的电势图ssss可知Cu+(d10)在水溶液中易歧化为Cu2+(d9)和Cu。
具有d10相对稳定构型的Cu+在水溶液中反而不稳定(为什么?
)
这主要是Cu2+离子(电荷高、半径小、与水的静电作用大,并有晶体场作用能的额外贡献)的水合热(2121KJ/mol)比Cu+的(582KJ/mol)大得多,补偿了Cu+气态时歧化反应焓变的正值(881KJ/mol)和一价铜的去水合热,足以破坏Cu+的d10相对稳定的电子构型,使之向d9电子构型的Cu2+转变。
在水溶液中若要Cu(II)转化为Cu(I),一方面应有还原剂存在,另一方面生成物应是难溶物或配合物,使溶液中的Cu+浓度降低到非常小,才有利于平衡向左移动。
实验室制备CuCl可采用往热的CuCl2的浓盐酸溶液中加入铜屑的方法,再加热至溶液转变为深棕色,深棕色是由于产生包括Cu+及Cu2+的配合物所致(包括两种氧化态的混配化合物,因此颜色加深),稀释后即得白色CuCl。
由于Cu2+的极化作用比Cu+强,在高温和干态下,Cu(II)化合物变得不稳定,受热变成稳定的Cu(I)化合物。
例如:
从地壳里辉铜矿(Cu2S)、赤铜矿(Cu2O)矿石分布比CuS、CuO多也证实了Cu(I)化合物在干态下的稳定性。
赤铜矿
Cu(I)与Cu(II)的相对稳定性还与溶剂性质有关,在非水、非络合溶剂中,若溶剂极性小可大大减弱Cu(II)的溶剂化作用,则Cu(I)可稳定性存在,如在CH3CN溶剂中即如此。
可见铜的两种氧化态的化合物各以一定条件存在,当条件变化时,又相到转化。
请总结Cu(I)、Cu(II)在何种状态下稳定。
(详细资料)
一般来说,在气态、高温、干态和溶剂极性小时,Cu(I)稳定;在强极性溶剂中Cu2+稳定。
当水溶液中有其它配体在时,如果配体与铜离子间的静电作用大,或螯合能力强,Cu(II)稳定;若链的共价成份大,则Cu(I)稳定,故在水溶液中Cu(I)可以难溶物或稳定性较大的配合物形成存在。
12.1.6IB族与IA族元素比较
6.IB族与IA族元素比较
现在将IA与IB族的物理化学性质如下对比:
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IB低,金属键较弱
较IA高,金属键较强
导电、导热及延展性
不如IB
很好
第一电离能、升华热水合能
较IB低
较IA高
第二、三电离能
较IB高
较IA低
化学活泼性和性质变化规律
是极活泼的轻金属,活泼性自上而下增强。
是不活泼的重金属,活泼性自上而下减弱。
标准电极电位
很负
较正
化合物键型、颜色和还原性
离子键居多、M+无色,极难被还原
有离子键,如Cu2SO4,CuSO4;不少为共价键如CuI、AgI、M+(aq)无色,其他多为有色,金属离子易被还原。
主要氧化态
+1
有变价,如+1+2(CuCl,AgCl,AgF,CuSO4);+3(Ag2O3,KCuO2,AuCl3)
单质在空气中的稳定性
迅速被氧化生成M2O2,M2O和MO2
铜生成铜锈Cu2(OH)2CO3,银生成Ag2S
盐类溶解情况
绝大多数易溶
绝大多数难溶
与水作用
剧烈
无反应
与非氧化性、非配合性酸作用
剧烈
无作用
与卤素作用
反应迅速,生成离子型化合物
反应缓慢,且要加热,化合物有一定共价性
氢氧化物碱性及稳定性
强碱,稳定
弱碱,不稳定容易脱水
配合能力
较弱
较强
12.2锌族元素
12.2.1锌族元素通性
锌族元素
1.锌族元素通性
本族元素都有完整的d电子壳层,它们一般不参予成键。
当它们失去二个最外层S电子后就生成二价化合物,因而+2氧化态是本族元素的特征价态。
本族也存在+1氧化态,其中最重要的是Hg(I)的化合物,他们常以二聚体Hg22+形式存在。
(
)
与其它的d区元素不同,本族中Zn和Cd很相似而同Hg有很大差别。
这可从锌族元素的标准电势图看出。
12.2.2锌族元素金属单质
2.锌族元素金属单质
汞的密度大(13.546g/cm3)蒸气压又低,可以用来制造压力计。
锌、镉、汞均是银白色金属,为畸变的六方紧密堆积,原子层间距比理想的约大15%,相互作用力小,而且没有d电子参与成键,因此升华热小,熔、沸点比铜族金属要低多。
在所有金属中,汞的熔点最低,常温下是液体,人们称它为低熔点金属。
锌在含有CO2的潮湿空气中生成一层碱式碳酸锌,这层膜很致密,可起到保护作用。
Zn和Cd易溶于非氧化性酸,且在加热时直接与氧、硫、磷和卤素化合。
锌具有两性还可溶于强碱溶液与氨水。
Hg只能溶于氧化性酸,汞与氧化合较慢,而与硫、卤素则很容易反应。
锌是制造干电池的重要材料.(详细资料)
12.2.3锌族元素重要化合物
(1)
3.锌族元素重要化合物
锌和镉在常见的化合物中氧化数为+2,汞有+1和+2两种氧化数。
多数盐类含有结晶水,形成配合物倾向也大。
(1).氢化物与氢氧化物
锌、镉、汞的氧化物可以通过锌、镉、汞加热时与氧反应制得;锌、镉的碳酸盐加热分解也可制得ZnO和CdO。
这些氧化物几乎不溶于水。
ZnO、CdO的生成热较大,较稳定,加热升华而不分解。
HgO加热到573K时,分解为汞和氧:
ZnO俗名锌白,,常用作白色颜料,它的优点是遇到H2S气体不变黑,因为ZnS也是白色的。
但与TiO2比遮盖力稍低。
Zn2+有收敛性和一定的杀菌能力,医药上常调制成软膏应用。
(详细资料)
在锌盐、镉盐和汞盐的可溶性溶液中加入适量碱,可得到白色的Zn(OH)2,Cd(OH)2和黄色的HgO沉淀,因为Hg(OH)2不稳定,立即分解为HgO。
本族氧化物和氢氧化物的碱性按锌、镉、汞顺序递增。
ZnO和Zn(OH)2是两性的。
溶于强酸成锌盐,溶于强碱成为四羟基合锌配离子,也称为锌酸盐。
Cd(OH)2的酸性很弱,难溶于强碱中,只缓慢溶于热浓的酸碱中。
Zn(OH)2和Cd(OH)2还溶于氨水中,生成氨配离子。
Zn(OH)2,Cd(OH)2加热易脱水生成ZnO和CdO。
锌、镉、汞的氧化物和氢氧化物都是共价型化合物,共价性依Zn、Cd、Hg的顺序而增强。
(2).硫化物
在Zn2+、Cd2+、Hg2+溶液中,分别通入H2S,便会产生相应的硫化物沉淀.
往中性的锌盐溶液中通入H2S气体,ZnS沉淀不完全,因在沉淀过程中,生成的[H+]浓度增加,导致[S2-]浓度降低,阻碍了ZnS的进一步沉淀。
ZnS可用作白色颜料,它同BaSO4共沉淀所形成的混合晶体ZnS·BaSO4叫做锌钡白,也叫立德粉,是一种优良的白色颜料。
ZnS在H2S气氛中灼烧,即转变为晶体ZnS。
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(加银为蓝色,加铜为黄绿色,加锰为橙色)这种材料叫荧光粉,可制作荧光屏、夜光表等。
ZnS还有些有趣的光学性质,受到紫外线照射时可变成灰色(可能是由于部分分解为单质)。
阴极射线,X射线能使ZnS发出各种颜色的荧光或冷光,通过添加微量的各种金属或用Cd取代Zn,用Se取代S还可以扩大其颜色范围。
因此,ZnS广泛用于制造阴极射线管和雷达屏幕。
在橡胶、塑料、玻璃和造纸工业等领域也有广泛的应用。
CdS用做黄色颜料,称为镉黄。
纯的镉黄可以是CdS,也可以是CdS·ZnS的共熔体。
CdS主要用作半导体材料、搪瓷、陶瓷、玻璃及油画着色,也可用作涂料、塑料行业等。
黑色的HgS加热到659K转变为比较稳定的红色变体。
12.2.3锌族元素重要化合物
(2)
(3).卤化物
a.ZnCl2
氯化锌是用Zn或ZnO或ZnCO3与盐酸反应,经过浓缩冷却制得ZnCl2晶体。
要制备无水ZnCl2必须在干燥的HCl气氛中加热脱水。
如果将氯化锌溶液蒸干只能得到碱式氯化锌而得不到无水氯化锌(
)
无水氯化锌是白色易潮解且易溶解的固体,吸水性很强,有机化学中常用它作去水剂和催化剂。
ZnCl2溶液用作木材防腐剂。
氯化锌的浓溶液形成如下的配合酸:
这个配合物具有显著的酸性,能溶解金属氧化物,如氧化亚铁。
在焊接金属时,要用ZnCl2浓溶液清除金属表面上的氧化物(
)
b.Zn3(PO4)2·nH2O
无水磷酸锌熔点为1173K,基本上不溶于水和乙醇,但溶于稀酸、氨水和碳酸铵溶液。
c.HgCl2
HgCl2白色针状晶体,在热水中溶解度较大,在水中很少电离。
它是共价型分子,熔融时不导电,易升华,俗称升汞。
极毒,内服0.2~0.4g可致死,具有杀菌作用,在外科上用作消毒剂。
HgCl2在水中稍为水解:
HgCl2在氨水中可以发生氨解:
在酸性溶液中HgCl2是较强的氧化剂,在分析化学上常用HgCl2和SnCl2反应来检验Hg2+或Sn2+。
d.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为抗磁性。
Hg2Cl2常用来制做甘汞电极,电极反应为:
从元素电势图和歧化反应平衡常数看出,Hg22+较Hg2+、Hg更稳定一些。
12.2.4Hg(I)与Hg(II)的相互转化
4.Hg(I)与Hg(II)的相互转化
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:
研钵
但是当改变条件,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:
用氨水与Hg2Cl2反应,由于Hg2+同NH3生成了比Hg2Cl2溶解度更小的氨基化合物HgNH2Cl,使Hg2Cl2发生歧化反应
可溶性Hg2(NO3)2也发生氨解:
因此,可用氨水来鉴别Hg22+与Hg2+。
也可以利用还原剂,使Hg(I)与Hg(II)发生转化:
2HgCl2+SO2+2H2O=Hg2Cl2↓+H2SO4+2HCl
综上所述,Hg22+在溶液中能稳定存在,但是当条件改变,有使Hg2+浓度大大降低的沉淀剂和配合剂时,则Hg22+可发生歧化反应,生成Hg(II)的难溶物或配合物。
因此,Hg(I)与Hg(II)离子之间的相互转化,取决于反应条件的控制。
12.2.5锌族元素主要配合物
5.锌族元素主要配合物
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或6。
难以形成配合物,但能与配体发生歧化,生成稳定的Hg2+的配合物。
1.氨配合物
Zn2+、Cd2+离子与氨水反应,生成稳定的氨配合物:
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:
3.其它配合物
Hg2+离子可以与卤素离子和SCN-离子形成一系列配离子,如HgCl2在过量Cl-中溶解度变大:
HgCl2+2Cl-=[HgCl4]2-
配离子的组成同配位体的浓度有密切关系。
在0.1molCl-离子溶液中,HgCl2、[HgCl3]-和[HgCl4]2-的浓度大致相等,在1molCl-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。
问题:
向Hg2+溶液中滴加KI,说明现象,写出反应式。
开始出现沉淀,继续滴加,红色沉淀消失为无色溶液:
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:
这个反应常用来鉴定NH4+或Hg2+离子。
12.2.6IIB族与IIA族元素比较
6.IIB族与IIA族元素比较
ⅡB族元素的最外层电子数和ⅡA族一样,有两个s电子,其次外层不同,ⅡB族离子具有很强的极化力和明显的变形性。
这导致ⅡB与ⅡA性质不同。
(1)熔沸点:
ⅡB族金属的熔、沸点比ⅡA族金属低,汞常温下是液体。
(2)化学活泼性:
ⅡB族元素化学活泼性比ⅡA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。
ⅡB族元素的电极电势比ⅡA族元素高的多,它们在常温下和在干燥的空气中都不发生变化,都不能从水中置换出氢气。
在稀酸中,锌易溶解,镉溶解度较小,汞完全不溶。
(3)键型和配位能力:
ⅡB族元素在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:
(5)盐的性质:
两族元素的硝酸盐都易溶于水,ⅡB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。
ⅡB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。
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