第13章过渡元素一 铜族和锌族元素.docx
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第13章过渡元素一铜族和锌族元素
第十三章 过渡元素
（一）铜族和锌族
【内容】
13.1过渡元素的通性
13.2铜族元素
13.3锌族元素
13.4应用微量元素与人体健康（选学内容）
【要求】
1．掌握铜、银、锌、汞单质、氧化物、氢氧化物、重要盐类及配合物的生成、性质和用途。
2．掌握Cu（Ⅰ）、Cu（Ⅱ）；Hg（Ⅰ）、Hg（Ⅱ）之间的相互转化。
3．了解ⅠA和ⅠB；ⅡA和ⅡB族元素的性质对比。
周期表中ⅠBⅧB族，即ds区和d区元素称为过渡元素，（见表13﹣1）。
它们位于周期表中部，处在s区和p区之间，故而得名，它们都是金属，也称过渡金属。
表13-1过渡元素
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
ⅧB
ⅠB
ⅡB
Sc
Ti
V
Cr
Mn
FeCoNi
Cu
Zn
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
RuRhPd
Ag
Cd
La
Hf
Ta
W
Re
OsIrPt
Au
Hg
Ac
Rf
Db
Sg
Bh
HsMt
通常按周期将过渡元素分成三个过渡系列：
位于第4周期的ScZn称第一过渡系元素；第5周期的YCd为第二过渡系元素；第6周期的LaHg为第三过渡系元素。
过渡元素有许多共同性质，本章先讨论它们的通性，然后介绍ⅠB及ⅡB族元素。
13.1过渡元素的通性
1.价层电子构型
过渡元素原子的最后一个电子排布在次外层的d轨道（ⅡB除外）中，最外层有12个s（Pd除外）电子，它们的价层电子构型为（n-1）d1~10ns1~2。
2.原子半径
过渡元素原子半径（如图13-1所示）一般比同周期主族元素的小，同周期元素从左到右原子半径缓慢减小，到铜族前后又稍增大。
同族元素从上往下原子半径增大，但第二、第三过渡系（除ⅢB外）由于镧系收缩使同族元素原子半径十分接近，导致元素性质相似。
图13-1过渡元素原子半径
3.氧化态
过渡元素有多种氧化态，因其最外层s电子和次外层部分或全部d电子都可作为价电子参与成键，一般可由+2依次增加到与族数相同的氧化态（Ⅷ族除Ru、Os外，其它元素尚无Ⅷ氧化态），这种氧化态的显著特征以第一过渡系最为典型。
表13-2第一过渡系元素的氧化数
元素
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
价电子构型
3d14s2
3d24s1
3d34s2
3d54s1
3d64s2
3d104s2
3d74s2
3d84s2
3d104s1
3d104s2
氧
化
数
+3
1
1
1
1
+2
+3
+4
1
1
1
+2
+3
+4
+5
1
1
+2
+3
1+4
+6
+6+1
+2
+3
+4
1+5
+6
+7
+2
+3
1
1
+6
1
+2
+3
1
1
1
+2
+3
+4
1
1
1
+2
+1
+2
（下划线表示常见的氧化态）
由13-2表可看出随着原子序数的增加，氧化数先是逐渐升高，后又逐渐降低。
这种变化主要是由于开始时3d轨道中价电子数增加，氧化数逐渐升高，当3d轨道中电子数达到5或超过5时，3d轨道逐渐趋向稳定。
因此高氧化态逐渐不稳定（呈现强氧化性），随后氧化数又逐渐降低。
不少过渡元素的氧化数呈连续变化。
例如，Mn有﹢2，﹢3，﹢4，+5，﹢6，﹢7等。
而主族元素的氧化数通常是跳跃式的变化。
例如Sn，Pb为﹢2，﹢4；Cl为﹢1，﹢3，﹢5，﹢7等。
大多过渡元素的最高氧化数等于其所在族数，这一点和主族元素相似。
第二、第三过渡系元素的氧化数从左到右的变化趋势与第一过渡系元素是一致的。
不同的只是这两系元素的最高氧化数呈现稳定态势，而低氧化数化合物并不常见。
过渡元素的氧化数，同一周期从左到右，先逐浙升高，后逐渐降低。
同一族从上向下高氧化数趋向于稳定。
而主族元素从上到下低氧化数趋于稳定，因为主族元素价电子层的ns电子从上到下表现为惰性电子对而不易参加成键的趋势增强。
4.物理性质
过渡元素都是金属，是热和电的良导体。
与主族金属单质相比，过渡金属单质的硬度要大得多，其中最硬的是铬（莫氏9）。
此外，过渡元素原子半径较小，有较大的密度，其中第三过渡系元素几乎都具有特别大的密度，如锇、铱、铂的密度分别为22.57g.cm-3、22.42g.cm-3和21.45g.cm-3,大多数过渡元素都有较高的熔点和沸点,如钨的熔点为3407℃,是所有金属中最难熔的。
这些性质都和它们具有较小的原子半径,次外层d电子参加成键,金属键强度较大密切相关。
许多过渡金属及其化合物有顺磁性。
这是因为它们具有未成对d电子所引起的。
过渡元素的纯金属有较好的延展性和机械加工性，并且能彼此间以及与非过渡金属组成具有多种特征的合金。
因此它们在工程材料方面有着广泛的应用。
5.化学性质
钪、钇和镧是过渡元素中最活泼的金属，在空气中能迅速被氧化，与水反应放出氢，也能溶于酸，它们的次外层d轨道中仅一个电子，该电子对它们性质的影响不显著，所以它们的性质较活拨并接近于碱土金属。
其它过渡金属在通常情况下不与水作用。
从标准电极电势（表13-3）看，过渡金属一般都可以从稀酸中置换出氢，其标准电极电势基本上从左到右逐渐增大，这和它们的金属性逐渐减
表13-3第一过渡系元素的标准电极电势
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
（M2+/M）/V
-
-1.63
-1.18
-0.91
-1.19
-0.473
-0.277
-0.232
+0.345
-0.762
（M3+/M）/V
-2.0
-0.74
弱是一致的，其中锰的数值比铬还低，显得有些例外，这和锰失去2个4s电子后形成更稳定的3d5构型有关。
与第一过渡系元素相比（ⅢB族除外），第二、三过渡系元素的活泼性都较弱。
即同一族自上而下，活泼性依次减弱，这与ⅠA、ⅡA族不同。
可从它们的核电荷和原子半径来考虑，而核电荷因素在这里起着主导作用。
因为同一族中自上而下原子半径增加不大，而核电荷却增加较多，对外层电子的吸引力增强，特别是第三过渡系元素，它们与相应的第二过渡系元素相比原子半径增加很少（镧系收缩的影响），所以其化学性质显得更不活泼。
6.氧化物的酸碱性
过渡元素氧化物（氢氧化物或水合氧化物）的碱性，同一周期从左到右逐渐减弱；在高氧化态时表现为从碱到酸。
例如Sc2O3为碱性氧化物，TiO2为具有两性的氧化物，CrO3是较强的酸酐（铬酸酐），而Mn2O7在水溶液中已成强酸了。
Fe，Co和Ni不能生成稳定的高氧化态的氧化物。
同一族自上而下，氧化态相同，酸性减弱，而碱性逐渐增强。
如Ti，Zr，Hf的氢氧化物M（OH）4（或H2MO3）中，Ti（OH）4碱性较弱。
这种有规律的变化是和过渡元素高氧化态离子半径有规律的变化相一致的。
此外，同一元素在高氧化态时酸性较强，随着氧化态的降低而酸性减弱，碱性增强。
例如，不同氧化态锰的氧化物的酸碱性变化，如表13-4所示。
表13-4锰的氧化物的酸碱性
锰的氧化态
+Ⅱ
+Ⅲ
+Ⅳ
+Ⅵ
+Ⅶ
氧化物
MnO
Mn2O3
MnO2
MnO3
Mn2O7
酸碱性
碱性
弱碱性
两性
酸性
酸性
7.水合离子的颜色
过渡元素的水合离子往往具有颜色（表13-5），这种现象与许多过渡金属离子具有未成对的d电子有关，电子的跃迁能级一般在可见光的范围。
Cu+，Ag+，Zn2+，Cd2+，Hg2+等离子无未成对d电子，所以都是无色的。
这也是过渡元素离子区别于s区金属离子（Na+，Ca2+等）的一个重要特征。
表13-5第一过渡系元素低氧化态离子的颜色
水合
离子
Ti2+
V2+
V3+
Cr3+
Mn2+
Fe2+
Fe3+
Co2+
Ni2+
Cu2+
Zn2+
颜色
紫红
紫
绿
蓝紫
肉色
浅绿
淡紫
粉红
绿
蓝
无
8.配合物的形成体
过渡元素的原子或离子具有（n-1）dnsnp或nsnpnd共9个价电子轨道。
对过渡元素离子而言，其nsnpnd轨道是空的，（n-1）d轨道为部分空或者全空，它们的原子也存在空的np轨道和部分填充的（n-1）d轨道。
这种电子构型都具有接受配位体孤电子对的条件。
另外过渡元素的离子半径较小，并有较大的有效核电荷，故对配体有较强的吸引力。
因此它们的离子和原子（Fe，Ni等）都有形成配合物的倾向。
例如过渡元素一般都容易形成氟配合物、氰配合物、草酸根配合物和羰基配合物等。
13.2铜族元素
13.2.1铜族元素的通性和单质
1.铜族元素的通性
铜族元素价电子构型为（n-1）d10ns1，铜族元素原子不仅可以失去ns电子，也可进一步失去部分d电子。
因此铜族元素有+1、+2、+3三种氧化态，由于其稳定性不同，铜常见的氧化态为+2，银为+1，金为+3。
由于铜族元素次外层具有18个电子，它对核的屏蔽作用小于次外层为8电子的碱金属，使得铜族元素的有效核电荷较大，因此铜族元素具有较小的原子半径和较大的电离能，活泼性较低。
由于离子属于18电子构型，有很强的极化力和明显的变形性，所以除少数氟化物、硝酸盐、硫酸盐等是离子型化合物外，一般容易形成共价化合物。
另外，铜族元素离子的d、s、p轨道能量相差不大，能级较低的空轨道较多，又有较多的d电子，有利于形成σ键和反馈π键。
所以铜族元素形成配合物的倾向比较显著。
氧化数为+1的以形成二配位的直线型配合物为主，如[Ag（NH3）2]+、[Au（CN）2]-等。
氧化数为+2、+3的主要形成四配位的平面正方形配合物，如[[Au（CN）4]-、[Cu（CN）4]2-等。
配位数为三及六的配合物也已发现。
铜族元素的一些基本性质列于表13-6。
表13-6铜族元素的一些基本性质
性质
铜Cu
银Ag
金Au
原子序数
29
47
79
相对原子质量
63.55
107.87
196.97
价电子构型
3d104s1
4d105s1
5d106s1
常见氧化态
+1，+2
+1
+1，+3
I1/kJ.mol-1
745.3
730.8
889.9
原子半径/pm
128
144
144
电负性
1.90
1.93
2.54
熔点/℃
1083
962
1064
沸点/℃
2570
2155
2808
密度/（gcm-3）20℃
8.95
10.49
19.32
（M+/M）/V
0.521
0.799
1.68
（M2+/M）/V
0.337
―
（M3+/M）=1.50V
2.铜族元素的单质
铜、银、金是人类发现和使用最早的金属。
由于它们有锐目的外观和能长期保持其美丽色泽之特点，很早就用来作钱币和饰物，所以被称为“钱币金属”。
黄金、白银和紫铜为“五金”（金、银、铜、铁、锡）之首，并称“唯金三品”。
铜、银、金都可以以单质状态存在于自然界中。
铜在自然界分布很广，属丰产元素。
自然铜（游离铜）的矿床很少，铜多以硫化物矿和氧化物矿存在，还分散于铅、锌、镍等金属的硫化物矿中，主要铜矿有辉铜矿Cu2S、黄铜矿CuFeS2、斑铜矿Cu3FeS4、赤铜矿Cu2O、蓝铜矿2CuCO4•Cu（OH）2和孔雀石CuCO4•Cu（OH）2等。
银除较少的闪银矿Ag2S外，常以硫化银与方铅矿PbS共生。
我国含银的铅锌矿非常丰富。
金因其化学性质不活拨，以游离态单质存在于自然界中。
金的分布很广，但通常含量很低。
金矿主要是自然金，存在于岩石（岩脉金）和砂砾（冲积金）中。
我国金矿资源丰富，现在已成为世界主要产金国家之一。
铜、银、金的熔点和沸点都不太高（比相应的碱金属高），它们的延展性、导电性和导热性比较突出（它们的导电和导热性在所有的金属中是最好的，银第一，铜第二，金第三），都是热和电的良导体，都是电子和电气工业的重要物资。
铜银金很柔软，有极好的延展性和可塑性，金的延展性最好，1g金可碾压成只有230个原子厚度，约1m2的薄片，拉成直径20μm长达165m的金线。
铜银金有特征颜色，分别为：
紫红、银白、金黄。
铜和金是所有金属中呈现特殊颜色的2种金属，容易形成合金。
常见的铜合金有黄铜（锌40%），青铜（锡15%，锌5%）和白铜（镍13%-15%），分别用作仪器零件和刀具。
铜在生命系统中有重要作用，人体中有30多种蛋白质和酶含有铜。
现已知铜最重要的生理功能是人血清中的铜蓝蛋白，有协同铁的功能。
铜族元素的化学活泼性远较碱金属低，并按Cu、Ag、Au的顺序递减，这主要表现在与空气中氧的反应及与酸的反应上，常温它们不与非氧化性酸反应。
铜、银、金都不能与稀盐酸或稀硫酸作用放出氢气，但有空气存在时铜可以缓慢溶解于稀酸中，铜还可溶于热的浓盐酸中；铜和银溶于硝酸或热的浓硫酸，而金只能溶于王水（硝酸做氧化剂，盐酸做配位剂）。
2Cu+2H2SO4+O2==2CuSO4+2H2O
2Cu+8HCl（浓，热）==2H3[CuCl4]+H2↑
Cu+2H2SO4（浓）==CuSO4+2H2O+SO2↑
3Ag+4HNO3==3AgNO3+2H2O+NO↑
Au+4HCl+HNO3==HAuCl4+2H2O+NO↑
铜在干燥空气中稳定，在潮湿空气中它先变成棕色，形成一层很薄而牢固粘附于铜表面的氧化物或硫化物膜。
长期放置能缓慢地被腐蚀生成一层碱式碳酸铜的绿色膜层，称为“铜绿”。
反应如下：
2Cu+O2+H2O+CO2==Cu2（OH）2CO3
与非金属反应：
铜、银、金都能与卤素反应。
铜在常温下便能与卤素反应，加热的铜在氯气中燃烧生成CuCl。
银与卤素作用缓慢，金必须在加热时才能与干燥的卤素作用。
铜与氟反应时，在铜表面生成一层氟化物薄膜，能防止铜进一步被腐蚀，所以铜可以作为电解法制备氟的电极材料。
铜、银在加热时能与硫直接化合生成CuS和Ag2S，金不能直接生成硫化物。
空气中若含有H2S气体，与银接触后，银的表面很快会生成一层Ag2S黑色薄膜而使银失去银白色光泽。
这是由于Ag+是软酸，它与软碱结合特别稳定，所以银对S和H2S很敏感。
反应如下：
4Ag+2H2S+O2==2Ag2S+2H2O（银为亲硫元素）
铜在空气中加热时可与氧发生反应生成黑色氧化铜，而金、银加热也不与氧作用。
反应如下：
2Cu+O2
2CuO（黑色）
4CuO
2Cu2O（黄或红色）+O2↑
13.2.2铜的化合物
铜的常见化合物的氧化数为+1和+2。
Cu（Ⅰ）为d10构型，没有d-d跃迁，其化合物一般是白色或无色的。
Cu（Ⅱ）为d9构型，其化合物常因Cu2+发生d-d跃迁而呈现颜色。
一般说来，在高温、固态时，Cu（Ⅰ）的化合物比Cu（Ⅱ）的化合物稳定。
在水溶液中，Cu（Ⅰ）易被氧化为Cu（Ⅱ），水溶液中Cu（Ⅱ）的化合物较稳定。
Cu（Ⅰ）的化合物
1.氧化亚铜Cu2O
含有酒石酸钾钠的硫酸钠碱性溶液或碱性铜酸盐Na2Cu（OH）4溶液用葡萄糖还原，可以得到棕红色Cu2O沉淀。
反应如下：
2[Cu（OH）4]2-+C6H12O6==Cu2O↓+C6H11O7-+3OH-+3H2O
（葡萄糖）棕红色（葡萄糖酸根）
分析化学上利用这个反应测定醛，由于制备方法和条件的不同，Cu2O晶粒大小各异，而呈现多种颜色，如黄、桔黄、鲜红或深棕。
Cu2O溶于稀硫酸，立即发生歧化反应，反应如下：
Cu2O+H2SO4==Cu2SO4+H2O
Cu2SO4==CuSO4+Cu
Cu2O对热十分稳定，在1508K时熔化而不分解。
Cu2O不溶于水，具有半导体性质，常用它和铜装成亚铜整流器。
Cu2O溶于氨水和氢卤酸，分别形成稳定的无色配合物[Cu（NH3）2]+和[CuX2]-，[Cu（NH3）2]+很快被空气中的O2氧化成蓝色的[Cu（NH3）4]2+，利用这个反应可以除去气体中的O2，反应如下：
Cu2O+2NH3•H2O==2[Cu（NH3）2]++2OH-+H2O
4[Cu（NH3）2]++8NH3•H2O+O2==4[Cu（NH3）4]2++4OH-+6H2O
合成氨工业常用醋酸二氨合铜（I）[Cu（NH3）2]Ac溶液吸收原料气中对催化剂有毒害的CO气体：
[Cu（NH3）2]Ac+CO==[Cu（NH3）2]Ac•CO
这是一个放热和体积减小的反应，降温、加压有利于吸收CO。
吸收CO以后的醋酸铜氨溶液，经减压和加热，又能将气体放出而再生，继续循环使用：
[Cu（NH3）2]Ac•CO==[Cu（NH3）2]Ac+CO↑
2.卤化亚铜CuX
往硫酸铜溶液中逐滴加入KI溶液，可以看到生成白色的碘化亚铜沉淀和棕色的碘：
2Cu2++4I-==2CuI↓+I2↓
由于CuI是沉淀，所以在碘离子存在时，Cu2+的氧化性大大增强，这时半电池反应式：
Cu2++I-+e==CuI
＝+0.86V
I2+2e==2I-
＝+0.536V
所以Cu2+能氧化I-离子。
由于这个反应能迅速定量进行，反应析出的碘能用Na2S2O3标准溶液滴定：
2Na2S2O3+I2==Na2S4O6+2NaI
所以分析化学常用此反应定量测定铜。
在含有CuSO4及KI的热溶液中，通入SO2，由于溶液中棕色的碘与SO2反应而褪色，白色CuI沉淀就看得更清楚，其反应为：
2Cu2++4I-==2CuI+I2
I2+SO2+2H2O==H2SO4+2HI
CuCl2或CuBr2的热溶液与各种还原剂如SO2、SnCl2等反应可以得到白色CuCl或CuBr沉淀：
2CuCl2+SO2+2H2O==2CuCl+H2SO4+2HCl
在热、浓盐酸中，用Cu将CuCl2还原，也可以制得CuCl：
Cu+CuCl2==CuCl
氯化亚铜在不同浓度的KCl溶液中，可以形成[CuCl2]-、[CuCl3]2-及[CuCl3]3-等配离子。
3.硫化亚铜Cu2S
硫化亚铜是难溶的黑色物质，它可由过量的铜和硫加热制得：
2Cu+S==Cu2S
在CuSO4溶液中，加入Na2S2O3溶液，加热，也能生成Cu2S沉淀，分析化学中常用此反应除去铜：
2Cu2++2S2O32-+2H2O==Cu2S↓+S↓+2SO42-+4H+
Cu（Ⅱ）的化合物
4.氧化铜CuO和氢氧化铜Cu（OH）2
在CuSO4溶液中加入强碱，生成淡蓝色的Cu（OH）2沉淀，Cu（OH）2的热稳定性比碱金属氢氧化物差得多，受热易分解，溶液加热至353K，脱水变为黑褐色的CuO，CuO对热是稳定的，加热到1273K时才开始分解为Cu2O和O2。
CuO是碱性氧化物，加热时易被H2、C、CO、NH3等还原为铜。
反应如下：
CuO+H2==Cu+H2O
3CuO+2NH3==3Cu+3H2O+N2
Cu（OH）2微显两性，既溶于酸，又溶于过量的浓碱溶液中：
Cu（OH）2+H2SO4==CuSO4+2H2O
Cu（OH）2+2NaOH==Na2[Cu（OH）4]
向CuSO4溶液中加入少量氨水，得到的不是氢氧化铜，而是浅蓝色的碱式硫酸铜沉淀：
2CuSO4+2NH3·H2O==（NH4）2SO4+Cu2（OH）2SO4
若继续加入氨水，碱式硫酸铜沉淀就溶解，得到深蓝色的四氨合铜配离子：
Cu2（OH）2SO4+8NH3==2[Cu（NH3）4]2++SO42-+2OH-
5.卤化铜CuX2
除碘化铜不存在外，其它卤化铜都可用CuO和氢卤酸反应来制备：
CuO+2HCl==CuCl2+H2O
CuCl2在很浓的溶液中显黄绿色，在浓溶液中显绿色，在稀溶液中显蓝色。
黄色是由于[CuCl4]2-配离子的存在，而蓝色是由于[Cu（H2O）4]2+配离子的存在，两者并存时显绿色。
CuCl2在空气中易潮解，它不但易溶于水，而且易溶于乙醇和丙酮。
CuCl2与碱金属氯化物反应，生成M[CuCl3]或M2[CuCl4]型配盐，与盐酸反应生成H2[CuCl4]配酸，由于Cu2+卤配离子不够稳定，只能存在过量卤离子时形成。
CuCl2吸收水分后变为含水盐CuCl2·2H2O，它受热时分解形成碱式盐：
2CuCl2·2H2O==Cu（OH）2•CuCl2+2HCl+2H2O
所以制备无水CuCl2时，要将CuCl2·2H2O在HCl气流中，加热到413423K条件下进行。
如果无水CuCl2进一步受热，加热到773K则按下式进行分解。
2CuCl2==CuCl+C12↑
6.硫酸铜CuSO4
五水硫酸铜俗名胆矾或蓝矾，是蓝色斜方晶体。
它是用热浓硫酸溶解铜屑，或在氧气存在下，用热稀硫酸与铜屑作用而制得：
Cu+2H2SO4（浓）==CuSO4+SO2+2H2O
2Cu+2H2SO4（稀）+O2==2CuSO4+2H2O
实验室中常用CuO与稀硫酸反应来制取硫酸铜，生成的粗硫酸铜经蒸发浓缩可得到五水硫酸铜。
硫酸铜在不同温度下，可以逐步脱水发生下列变化：
CuSO4•5H2OCuSO4•3H2OCuSO4•H2OCuSO4CuO
无水硫酸铜为白色粉末，不溶于乙醇和乙醚，其吸水性很强，吸水后显出特征的蓝色。
可利用这一性质来检验乙醇、乙醚等有机溶剂中的微量水分。
也可以用作这些溶剂的脱水剂。
无水硫酸铜加热到923K时，即分解为CuO：
2CuSO4==2CuO+2SO2↑+O2↑
硫酸铜是制备其它铜化合物的重要原料。
硫酸铜与石灰乳混合制成的“波尔多”液，可以用作果树的杀虫剂及杀菌剂。
通常配方是：
CuSO4•5H2O﹕CaO﹕H2O=1﹕1﹕100。
在储水池或游泳池中加入少量CuSO4•5H2O可以阻止藻类生长。
7.硝酸铜Cu（NO3）2
硝酸铜的水合物Cu（NO3）2•nH2O，n=1，6，9。
将Cu（NO3）2•3H2O加热到443K时，得到碱式盐Cu（NO3）2•Cu（OH）2，进一步加热到473K则分解为CuO。
制备Cu（NO3）2是将铜溶于乙酸乙酯的N2O4溶液中，从溶液中结晶出Cu（NO3）2N2O4。
将它加热到363K，得到蓝色的Cu（NO3）2，Cu（NO3）2在真空中加热到473K，升华但不分解。
8.硫化铜CuS
向硫酸铜溶液中通入H2S，即有黑色CuS沉淀析出。
CuS不溶于水（Ksp=6.3×10-36），也不溶于稀酸，但溶于热的稀HNO3中：
3CuS+8HNO3==3Cu（NO3）2+2NO↑+3S↓+4H2O
CuS溶于KCN溶液中，生成Cu（CN）4]3-，在这一反应中CN-既是配位剂又是
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