第十四章过渡元素分析.docx
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第十四章过渡元素分析
13-6铜族元素
13-6-1铜族元素概述
一、铜族元素通性
1.价层电子构型为(n-1)d10ns1,氧化数有+1、+2、+3,铜、银、金最常见的氧化数分别为+2、+1、+3。
2.铜族金属离子具有较强的极化力,本身变形性又大,所以它们的二元化合物一般有相当程度的共价性。
3.与其它过渡元素类似,易形成配合物。
二、铜族元素单质
1.它们的密度大,都是重金属,其中金的密度最大,为19.3g·cm-3。
2.硬度小、有极好的延展性和可塑性,金更为突出,
3.导热、导电能力极强,尤以银为最,铜是最通用的导体。
4.铜、银、金能与许多金属形成合金。
5.铜、银、金的化学活泼性较差。
铜:
在干燥空气中铜很稳定,有二氧化碳及湿气存在,则表面上生成绿色的碱式碳酸铜2Cu+O2+H2O+CO2─→Cu2(OH)2CO3
金:
在高温下唯一不与氧气起反应的金属,在自然界中仅与碲形成天然化合物(碲化金)。
银:
在室温下不与氧气、水作用,即使在高温下也不与氢、氮或碳作用,与卤素反应较慢,但即使在室温下与含有H2S的空气接触时,表面因蒙上一层Ag2S而发暗,这是银币和银首饰变暗的原因。
4Ag+2H2S+O2─→2Ag2S+2H2O
铜、银不溶于非氧化性稀酸,能与硝酸、热的浓硫酸作用:
Cu+4HNO3(浓)─→Cu(NO3)2+NO2↑+2H2O
3Cu+8HNO3(稀)─→3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
Cu+2H2SO4(浓)─→CuSO4+SO2↑+2H2O
2Ag+2H2SO4(浓)─→Ag2SO4+SO2↑+2H2O
Ag+2HNO3(65%)─→AgNO3+NO2↑+H2O
金不溶于单一的无机酸中,但金能溶于王水(浓HCl:
浓HNO3=3:
1的混合液)中:
Au+HNO3+4HCl─→H[AuCl4]+NO↑+2H2O
而银遇王水因表面生成AgCl薄膜而阻止反应继续进行。
13-6-2铜的重要化合物
一、氧化物和氢氧化物
1.CuO和Cu(OH)2
CuO它不溶于水,但可溶于酸。
CuO的热稳定性很高,加热到1000℃才开始分解为暗红色的Cu2O:
4CuO
2Cu2O+O2
Cu2++2OH-─→Cu(OH)2↓
Cu(OH)2
CuO+H2O
Cu(OH)2显两性(但以弱碱性为主),
Cu(OH)2+2H+─→Cu2++2H2O
Cu(OH)2+2OH-─→[Cu(OH)4]2-
[Cu(OH)4]2-配离子可被葡萄糖还原为暗红色的Cu2O:
[Cu(OH)4]2-+C6H12O6─→Cu2O↓+C6H12O7+4OH-+2H2O
(葡萄糖) (葡萄糖酸)
医学上用此反应来检查糖尿病。
Cu(OH)2也易溶与氨水,生成深蓝色的[Cu(NH3)4]2+。
2.Cu2O对热很稳定,在1235℃熔化也不分解,难溶于水,但易溶于稀酸,并立即歧化为Cu和Cu2+:
Cu2O+2H+─→2Cu++Cu↓+H2O
与盐酸反应形成难溶于水的CuCl:
Cu2O+2HCl─→2CuCl↓(白色)+H2O
此外,它还能溶于氨水形成无色配离子[Cu(NH3)2]+
Cu2O+4NH3+H2O→2[Cu(NH3)2]++2OH-
但[Cu(NH3)2]+遇到空气则被氧化为深蓝色的[Cu(NH3)4]2+:
4[Cu(NH3)2]++O2+8NH3+2H2O→4[Cu(NH3)4]2++4OH-
Cu2O主要用作玻璃、搪瓷工业的红色颜料。
此外,由于Cu2O具有半导体性质,可用它和铜制造亚铜整流器。
CuOH极不稳定,至今尚未制得CuOH。
1.盐类
(1)氯化亚铜(CuCl)
在热的浓盐酸溶液中,用铜粉还原CuCl2,生成[CuCl2]-,用水稀释即可得到难溶于水的白色CuCl沉淀:
Cu2++Cu+4Cl-─→2[CuCl2]-(无色)
2[CuCl2]-
2CuCl↓+2Cl-
总反应为:
Cu2++Cu+2Cl-─→2CuCl↓
CuCl的盐酸溶液能吸收CO,形成氯化羰基亚铜[CuCl(CO)]·H2O,此反应在气体分析中可用于测定混合气体中CO的含量。
在有机合成中CuCl用作催化剂和还原剂。
(2)氯化铜
铜(Ⅱ)的卤化物中,只有氯化铜较重要。
无水氯化铜(CuCl2)为棕黄色固体,可由单质直接化合而成,它是共价化合物,其结构为由CuCl4平面组成的长链(如图13-8所示):
CuCl2不但易溶于水,而且易溶于一些有机溶剂(如乙醇、丙酮)中。
在CuCl2很浓的水溶液中,可形成黄色的[CuCl4]2-:
Cu2++4Cl-─→[CuCl4]2
而CuCl2的稀溶液为浅蓝色,原因是水分子取代了[CuCl4]2-中的Cl-,形成[Cu(H2O)4]2+:
[CuCl4]2-(黄)+4H2O─→[Cu(H2O)4]2+(浅蓝)+4Cl-
CuCl2的浓溶液通常为黄绿色或绿色,这是由于溶液中同时含有[CuCl4]2-和[Cu(H2O)4]2+之故。
氯化铜用于制造玻璃、陶瓷用颜料、消毒剂、媒染剂和催化剂。
(3)硫酸铜
无水硫酸铜(CuSO4)为白色粉末,但从水溶液中结晶时,得到的是蓝色五水合硫酸铜(CuSO4·5H2O)晶体,俗称胆矾,其结构式为[Cu(H2O)4]SO4·H2O。
无水CuSO4易溶于水,吸水性强,吸水后即显出特征的蓝色,可利用这一性质检验有机液体中的微量水分,也可用作干燥剂,从有机液体中除去水分。
CuSO4溶液由于Cu2+水解而显酸性。
CuSO4为制取其它铜盐的重要原料,在电解或电镀中用作电解液和配制电镀液、纺织工业中用作媒染剂。
CuSO4由于具有杀菌能力,用于蓄水池、游泳池中可防止藻类生长。
硫酸铜和石灰乳混合而成的“波尔多液”可用于消灭植物病虫害。
3.配合物
(1)Cu(I)配合物
常见的Cu(I)配离子有:
配离子
[CuCl2]-
[Cu(SCN)2]-
[Cu(NH3)2]+
[Cu(S2O3)2]3-
[Cu(CN)2]-
3.16×105
1.51×105
7.24×1010
1.66×1012
1.0×1024
多数Cu(I)配合物的溶液具有吸收烯烃、炔烃和CO的能力,例如:
[Cu(NH2CH2CH2OH)2]++C2H4
[Cu(NH2CH2CH2OH)2(C2H4)]+;
<0
[Cu(NH3)2]++CO
[[Cu(NH3)2(CO)]+;
<0
上述反应是可逆的,受热时放出C2H4和CO,前一反应用于从石油气中分离出C2H4;后一反应用于合成氨工业铜洗工段吸收可使催化剂中毒的CO气体。
(2)Cu(Ⅱ)配合物
Cu2+与单齿配体一般形成配位数为4的正方形配合物。
例如已介绍过的[Cu(H2O)4]2+,[CuCl4]2-,[Cu(NH3)4]2+等。
我们熟悉的深蓝色的[Cu(NH3)4]2+,它是由过量氨水与Cu(Ⅱ)盐溶液反应而形成:
[Cu(H2O)4]2+(浅蓝)+4NH3─→[Cu(NH3)4]2+(深蓝)+4H2O
此外,Cu2+还可和一些有机配合剂(如乙二胺等)形成稳定的螯合物。
2.铜(Ⅰ)和铜(Ⅱ)的相互转化
从Cu+的价层电子结构(3d10)看,Cu(Ⅰ)化合物应该是稳定的,自然界中也确有含Cu2O和Cu2S的矿物存在。
但在水溶液中,Cu+易发生歧化反应,生成Cu2+和Cu。
由于Cu2+所带的电荷比Cu+多,半径比Cu+小,Cu2+的水合焓(-2100kJ·mol-1)比Cu+(-593kJ·mol-1)的代数值小得多,因此在水溶液中Cu+不如Cu2+稳定。
由铜的电势图可知,在酸性溶液中,Cu+易发生歧化反应:
2Cu+ss
Cu2++Cu
Kθ=
=2×106
Cu+歧化反应的平衡常数相当大,反应进行得很彻底。
为使Cu(Ⅱ)转化为Cu(Ⅰ),必须有还原剂存在;同时要降低溶液中的Cu+的浓度,使之成为难溶物或难解离的配合物。
前面提到的CuCl的制备就是其中一例,由下列电势图:
Cu2+(aq)+0.559CuCl(s)+0.12Cu(s)
可知Eθ(Cu2+/CuCl)大于Eθ(CuCl/Cu),故Cu2+可将Cu氧化为CuCl。
若用SO2代替铜作还原剂,则可发生下列反应:
2Cu2++SO2+2Cl-+2H2O─→2CuCl↓+SO42-+4H+
2Cu2++4I-─→2CuI↓+I2
2Cu2++4CN-─→2CuCN↓+(CN)2↑
CuCN+(x-1)CN-─→[Cu(CN)x]1-x(x=2~4)
总之,在水溶液中凡能使Cu+生成难溶盐或稳定Cu(I)配离子时,则可使Cu(Ⅱ)转化为Cu(I)化合物。
在水溶液中,Cu+的化合物除了不溶解或配离子外都是不稳定的,但在固体中Cu+的化合物比Cu(Ⅱ)的化合物稳定。
13-6-3银的重要化合物
1.卤化银
卤化银中只有AgF易溶于水,其余的卤化银均难溶于水。
硝酸银与可溶性卤化物反应,生成不同颜色的卤化银沉淀。
卤化银的颜色依Cl一Br—I的顺序加深,溶解度依次降低。
卤化银有感光性。
在光照下被分解为单质(先变为紫色,最后变为黑色):
2AgX
2Ag+X2
基于卤化银的感光性,可用它作照相底片上的感光物质。
例如照相底片上敷有一层含有AgBr胶体粒子的明胶,在光照下,AgBr被分解为“银核”(银原子):
AgBr
Ag+Br
然后用显影剂(主要含有有机还原剂如对苯二酚)处理,使含有银核的AgBr粒子被还原为金属而变为黑色,最后在定影液(主要含有Na2S2O3)作用下,使未感光的AgBr形成[Ag(S2O3)2]3-而溶解,晾干后就得到“负像”(俗称底片):
AgBr+2S2O32-─→[Ag(S2O3)2]3-+Br
印相时,将负像放在照相纸上再进行曝光,经显影、定影,即得“正像”。
AgI在人工降雨中用作冰核形成剂。
作为快离子导体(固体电解质),AgI已用于固体电解质电池和电化学器件中。
2.硝酸银
AgNO3是最重要的可溶性银盐。
将Ag溶于热的65%硝酸,蒸发、结晶,制得无色菱片状硝酸银晶体。
AgNO3受热不稳定,加热到713K,按下式分解:
2AgNO3
2Ag+2NO2+O2
在日光照射下,AgNO3也会按上式缓慢地分解,因此必须保存在棕色瓶中。
硝酸银具有氧化性,遇微量的有机物即被还原为黑色的单质银。
一旦皮肤沾上AgNO3溶液,就会出现黑色斑点。
AgNO3主要用于制造照相底片所需的溴化银乳剂,它还是一种重要的分析试剂。
医药上常用它作消毒剂和腐蚀剂。
3.配合物
常见的Ag(I)的配离子有[Ag(NH3)2]+、[Ag(SCN)2]-、[Ag(S2O3)2]3-、[Ag(CN)2]-,它们的稳定性依次增强。
[Ag(NH3)2]+具有弱氧化性,工业上用它在玻璃或暖水瓶胆上化学镀银:
2[Ag(NH3)2]++RCHO(甲醛或葡萄糖)+3OH-─→2Ag↓+RCOO-+4NH3↑+2H2O
[Ag(NH3)2]+放置过程中会逐渐变成具有爆炸性的Ag2NH和AgNH2。
因此切勿将[Ag(NH3)2]+溶液长期放置,用毕后及时处理。
[Ag(CN)2]-作为镀银电解液的主要成分,在阴极被还原为Ag:
[Ag(CN)2]-+e-─→Ag+2CN-
电镀效果极好,但因氰化物剧毒,近年来逐渐由无毒镀银液(如[Ag(SCN)2]-等)所代替。
13-7锌族元素
13-7-1锌族元素概述
1.锌族元素通性
周期表ds区ⅡB族(锌分组)包括锌(Zn)、镉(Cd)、汞(Hg)及Uub(112号)放射性元素。
锌族元素的价层电子构型为(n-1)d10ns2,由于(n-1)d电子未参与成键,故锌族元素的性质与典型过渡元素有较大区别,而与p区(四、五、六周期)元素接近,如氧化数主要为+2,汞有+1(总是以双聚离子[-Hg-Hg-]2+形式存在),离子无色,金属键较弱而硬度、熔点较低等。
由元素电势图可看出,锌族元素的金属活泼性比铜族强,除Hg外,Zn、Cd是较活泼金属。
活泼性依Zn-Cd-Hg次序减弱,Zn和Cd化学性质较接近,汞和它们相差较大,类似于铜族元素。
锌族元素的M2+均无色,所以它们的许多化合物也无色。
但是,由于M2+具有18电子构型外壳,其极化能力和变形性依Zn2+→Cd2+→Hg2+的顺序而增强,以致Cd2+特别是Hg2+与易变形的阴离子形成的化合物,往往显色并具有较低的溶解度。
锌族元素一般都能形成较稳定的配合物。
2.锌族单质
锌、镉、汞均为银白色金属,其中锌略带蓝白色。
本族元素的单质熔、沸点较低,按Zn-Cd-Hg的顺序降低,这与p区金属类似,而比d区和铜族金属低得多。
常温下,汞是唯一液态金属,有“水银”之称。
汞受热均匀膨胀且不润湿玻璃,故用于制造温度计。
室内空气中即使含有微量的汞蒸气,都有害于人体健康。
若不慎将汞撒落,可用锡箔把它“沾起”(形成锡汞齐),再在可能有残汞的地方撒上硫粉以形成无毒的HgS。
应采用铁罐或厚瓷瓶作容器贮存汞,汞的上面加水封,以防汞蒸发。
Zn、Cd、Hg之间或和其他金属可形成合金。
大量金属锌用于制锌铁板(白铁皮)和干电池,锌与铜形成合金(黄铜)应用也很广泛。
在冶金工业上,锌粉作为还原剂应用于金属镉、金、银的冶炼。
汞能溶解许多金属形成汞齐,汞齐是汞的合金。
钠汞齐与水反应放出氢,在有机合成中常用作还原剂。
利用汞与某些金属形成汞齐的特点,自矿石中提取金、银等;银锡合金用汞溶解制得银锡汞齐,它能在很短的时间内硬化,并有很好的强度,故作补牙的充填材料。
锌和镉的化学性质相似,而汞的化学活泼性差得多。
锌在加热条件下可以和绝大多数非金属发生化学反应,在1000℃时,锌在空气中燃烧生成氧化锌,汞需加热至沸才缓慢与氧作用生成氧化汞,它在500℃以上又重新分解成氧和汞:
2Zn+O2
2ZnO
2HgO+O2
2HgO
锌在潮湿空气中,表面生成的一层致密碱式碳酸盐Zn(OH)2·ZnCO3起保护作用,使锌有防腐蚀的性能,故铜铁等制品表面常镀锌防腐。
2Zn+O2+H2O+CO2─→Zn(OH)2·ZnCO3
锌与铝相似,具有两性,即可溶于酸,也可溶于碱:
Zn+2H+─→Zn2++H2↑
Zn+2OH-+2H2O─→[Zn(OH)4]2-+H2↑
与铝不同的是,锌与氨水能形成配离子而溶解:
Zn+4NH3+2H2O─→[Zn(NH3)4](OH)2+H2↑
汞与硫粉直接研磨时,由于汞呈液态,接触面积较大,且二者亲和力较强,可以形成硫化汞
13-7-2锌的重要化合物
1.氧化锌和氢氧化锌
锌与氧直接化合得白色粉末状氧化锌(ZnO),俗称锌白,它可以做白色颜料。
ZnO对热稳定,微溶于水,显两性,溶于酸、碱分别形成锌盐和锌酸盐。
由于ZnO对气体吸附力强,在石油化工上用作脱氢、苯酚和甲醛缩合等反应的催化剂。
通过适当的热处理,ZnO晶格的空穴可以增殖,因此电导增加,并出现半导体特性,近年来的光催化反应中用ZnO作催化剂。
ZnO大量用作橡胶填料及油漆颜料,医药上用它制软膏、锌糊、橡皮膏等。
Zn(OH)2也显两性
Zn(OH)2+2OH-─→[Zn(OH)4]2-
Zn(OH)2+4NH3─→[Zn(NH3)4]2++2OH-
2.氯化锌
无水氯化锌(ZnCl2)为白色固体,可由锌与氯气反应,或在700℃下用干燥的氯化氢通过金属锌可制得。
ZnCl2吸水性很强,极易溶于水,其水溶液由于Zn2+的水解而显酸性:
Zn2++H2O
Zn(OH)++H+
ZnCl2的浓溶液中,由于形成配合酸H[ZnCl2(OH)]而使溶液具有显著的酸性(如6mol·L-1ZnCl2溶液的pH=1)能溶解金属氧化物:
ZnCl2+H2O─→H[ZnCl2(OH)]
Fe2O3+6H[ZnCl2(OH)]─→2Fe[ZnCl2(OH)]3+3H2O
因此在用锡焊接金属之前,常用ZnCl2浓溶液清除金属表面的氧化物,焊接时它不损害金属表面,当水分蒸发后,熔盐覆盖在金属表面,使之不再氧化,能保证焊接金属的直接接触。
欲制得无水ZnCl2,可将含水ZnCl2和SOCl2(氯化亚砜)一起加热:
ZnCl2·xH2O+xSOCl2─→ZnCl2+2xHCl+xSO2
ZnCl2主要用作有机合成工业的脱水剂、缩合剂及催化剂,以及印染业的媒染剂,也用作石油净化剂和活性炭活化剂。
此外,ZnCl2还用于干电池、电镀、医药、木材防腐和农药等方面。
3.硫化锌
往锌盐溶液中通入H2S时,会生成ZnS:
Zn2++H2S─→ZnS↓(白色)+2H+
ZnS是常见的难溶硫化物中唯一呈白色的,可用作白色颜料,它同BaSO4共沉淀所形成的混合物晶体ZnS·BaSO4叫做锌钡白(俗称立德粉,是一种优良的白色颜料)。
无定形ZnS在H2S气氛中灼烧可以转变为晶体ZnS。
若在ZnS晶体中加入微量Cu、Mn、Ag作活化剂,经光照射后可发出不同颜色的荧光,这种材料可作荧光粉,制作荧光屏。
4.配合物
Zn2+与氨水、氰化钾等能形成无色的四配位的配离子:
Zn2++4NH3
[Zn(NH3)4]2+;
=2.88×109
Zn2++4CN-
[Zn(CN)4]2-;
=5.01×1016
13-7-3汞的重要化合物
汞能形成氧化值为+1、+2的化合物。
在锌族M
(1)的化合物中,以Hg(I)的化合物最为重要。
1.氧化汞
氧化汞(HgO)有红、黄两种变体,都不溶于水,有毒。
500℃时分解为汞和氧气。
Hg2++2OH-─→HgO↓(黄)+H2O
2Hg(NO3)2
2HgO↓(红)+4NO2↑+O2↑
HgO是制备许多汞盐的原料,还用作医药制剂、分析试剂、陶瓷颜料等。
2.氯化汞和氯化亚汞
(1)氯化汞(HgCl2)可在过量的氯气中加热金属汞而制得。
HgCl2为共价型化合物,氯原子以共价键与汞原子结合成直线型分子Cl—Hg—Cl。
HgCl2熔点较低(280℃),易升华,因而俗名升汞。
HgCI2略溶于水,在水中解离度很小,主要以HgCl2分子形式存在,所以HgCl2有假盐之称。
1.HgCl2在水中稍有水解:
HgCI2+H2O
Hg(OH)Cl+HCl
2.HgCl2与稀氨水反应:
HgCl2+2NH3─→Hg(NH2)Cl↓(白色)+NH4Cl
3.HgCl2在酸性溶液中有氧化性
2HgCl2+SnCl2─→Hg2Cl2↓+SnCl4
Hg2Cl2+SnCl2─→2Hg↓+SnCl4
在分析化学中利用此反应鉴定Hg(Ⅱ)或Sn(Ⅱ)。
HgCl2的稀溶液有杀菌作用,外科上用作消毒剂。
HgCl2也用作有机反应的催化剂。
4.HgCl2+2Cl-─→[HgCl4]2-
5.HgCl2+Hg─→Hg2Cl2
(2)Hg2Cl2分子结构为直线形(Cl-Hg-Hg-Cl)。
Hg2Cl2为白色固体,难溶于水。
少量的无毒,因为略甜,俗称甘汞。
常用于制作甘汞电极。
见光易分解:
Hg2Cl2
HgCl2+Hg
因此应把它保存在棕色瓶中。
Hg2Cl2与氨水反应可生成氨基氯化汞和汞,而使沉淀显灰色:
Hg2Cl2+2NH3─→Hg(NH2)Cl↓(白色)+Hg↓(黑色)+NH4Cl
此反应可用于鉴定Hg(I)。
在医药上,Hg2Cl2用作泻剂和利尿剂。
2.硝酸汞和硝酸亚汞
硝酸汞[Hg(NO3)2]和硝酸亚汞[Hg2(NO3)2]都溶于水,并水解生成碱式盐沉淀:
2Hg(NO3)2+H2O─→HgO·Hg(NO3)2↓+HNO3
Hg2(NO3)2+H2O─→Hg2(OH)NO3↓+HNO3
在配制Hg(NO3)2和Hg2(NO3)2溶液时,应先溶于稀硝酸中。
在Hg(NO3)2溶液中加入KI可产生桔红色HgI2沉淀,后者溶于过量KI中,形成无色[HgI4]2-∶
Hg2++2I-─→HgI2↓
HgI2+2I-─→[HgI4]2-
同样,在Hg2(NO3)2溶液中加入KI,先生成浅绿色Hg2I2沉淀,继续加入KI溶液则形成[HgI4]2-,同时有汞析出:
Hg22++2I-─→Hg2I2↓
Hg2I2+2I-─→[HgI4]2-+Hg↓
在Hg(NO3)2溶液中加入氨水,可得碱式氨基硝酸汞白色沉淀:
2Hg(NO3)2+4NH3+H2O─→HgO·NH2HgNO3↓+3NH4NO3
而在硝酸亚汞溶液中加入氨水,不仅有上述白色沉淀产生,同时有汞析出:
2Hg2(NO3)2+4NH3+H2O─→HgO·NH2HgNO3(白色)↓+2Hg(黑色)↓+3NH4NO3
Hg(NO3)2是实验室常用的化学试剂,用它制备汞的其它化合物。
Hg2(NO3)2受热易分解:
Hg2(NO3)2
2HgO+2NO2
由于Eθ(Hg2+/Hg22+)=0.911V,而O2+4H++4e-
2H2O当c(H+)=1mol·L-1时Eθ(O2/H2O)=1.229V,所以Hg2(NO3)2溶液与空气接触时易被氧化为Hg(NO3)2:
Hg2(NO3)2+O2+4HNO3─→4Hg(NO3)2+2H2O
可在Hg2(NO3)2溶液中加入少量金属汞,使所生成的Hg2+被还原为Hg22+:
Hg2++Hg─→Hg22+
除此之外,汞还能形成许多稳定的有机化合物,如甲基汞Hg(CH3)2、乙基汞Hg(C2H5)2等。
这些化合物中都含有C-Hg-C共价键直线结构,较易挥发、且毒性较大,在空气和水中相当稳定。
3.配合物
Hg(Ⅰ)形成配合物的倾向较小,Hg(Ⅱ)易和Cl-、Br-、I-、CN-、SCN-等形成较稳定的配离子,它们的配位数为4。
例如:
配离子
[HgCl4]2-
[HgI4]2-
[Hg(SCN)4]2-
[Hg(CN)4]2-
1.17×1015
6.76×1029
1.698×1021
2.51×1041
碱性溶液中的K2[HgI4](奈斯勒试剂)是鉴定NH4+的特效试剂。
这个反应因试剂和OH-相对量不同,可生成几种颜色不同的沉淀。
4.Hg(Ⅱ)和Hg(Ⅰ)的相互转化
由前面汞的电势图可知,因Eθ(Hg2+/Hg22+)大于Eθ(Hg22+/Hg),故在溶液中Hg2+可氧化Hg而生成Hg22+
Hg2++Hg
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