厦门大学无机化学ds区元素.docx

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厦门大学无机化学ds区元素

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。