МЕТАЛЛЫ

 

ПОДГРУППА ЦИНКА

 

Свойства элементов II группы

побочной подгруппы (подгруппы цинка)

 

Атомный
номер

Название

Электронная
конфигурация

Атомный
радиус,
нм

r
г/см3

t╟пл.
╟С

t╟кип.
╟С

ЭО

Степени
окисления

30

Цинк Zn

[Ar]3d104s2

0,132

7,13

419,4

907

1,6

+2

48

Кадмий Cd

[Kr]4d105s2

0,148

8,64

320,9

767

1,7

+2

80

Ртуть Hg

[Xe]4f145d106s2

0,15

13,59

-38,8

357

1,9

+1,+2
 

Физические═ свойства

 

1.      Сходство элементов главной и побочной подгрупп во II группе больше, чем в I группе.

2.      Значения плотности r и атомного объема повышаются с увеличением атомной массы.

 

Химические свойства

 

1.      Химическая активность уменьшается с увеличением атомной массы (в главной подгруппе √наоборот).

2.      Хорошие комплексообразователи (в отличие от элементов главной подгруппы).═════════

 

Цинк и его соединения

 

Цинк - металл серебристо-белого цвета. В соединениях проявляет только одну степень окисления +2;═ соединения цинка неокрашены.

Нормальный окислительно-восстановительный потенциал в кислой среде системы══ Zn2+ / Zn═ равен═ -0,76 в, а в щелочной среде системы══ ZnO22- / Zn═══ равен═ -1,22 в.══ Поэтому цинк растворяется в══ разбавленных кислотах и щелочах

 

Zn + 2НCl ╝ ZnCl2 + H2 ╜

Zn + H2SO4(разб) ╝ ZnSO4 + H2 ╜

Zn + 2NaOH + 2H2O ╝ Na2[Zn(OH)4] + H2╜

 

Цинк не разлагает воду, т.к. в водном растворе он быстро покрывается защитной пленкой оксида, которая предохраняет его от коррозии.

Цинк - сильный восстановитель и вытесняет менее активные металлы (стоящие справа в ряду напряжений) из растворов их солей

═

Zn + CuSO4 ╝ ZnSO4 + Cu

 

Оксид цинка проявляет амфотерный характер, растворяясь как в кислотах, так и в растворах щелочей:

 

ZnO + H2SO4 ╝ ZnSO4 + H2O

ZnO + 2NaOH + H2O ╝ Na2[Zn(OH)4]

═

При нагревании комплексный тетрагидроксицинкат-анион═ дегидратируется:

 

[Zn(OH)4]2- ╝ ZnO22- + 2H2O

══════

Гидроксид═ цинка══ также проявляет амфотерные свойства. Он нерастворим в воде, но растворяется в кислотах и щелочах;

 

Zn(OH)2 + 2HCl ╝ ZnCl2 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH ╝ Na2[Zn(OH)4]

 

Ион Zn2+ является энергичным комплексообразователем с координационным числом 4.═ В отличие от гидроксида алюминия гидроксид цинка растворяется в водном растворе аммиака:

 

Zn(OH)2 + 2NH3 ╝ [Zn(NH3)4](OH)2

 

Кадмий═ и═ его═ соединения

 

Кадмий - белый, блестящий, мягкий, ковкий металл; очень мало растворяется в неокисляющих кислотах, хорошо растворяется в разбавленной═ HNO3═ (нормальный потенциал═ Cd / Cd 2+ = -0,40 в).

Кадмий образует только один ряд соединений, где он двухвалентен. Ион═ Сd 2+═ - бесцветен.

Оксид кадмия═ СdО═ (коричневого цвета)═ и═ гидроксид кадмия Сd(ОН)2 (белого цвета)═ проявляют основной характер, растворяясь только в кислотах.

 

CdO + 2HCl ╝ CdCl2 + H2O

(CdO + 2H+ ╝ Cd2+ + H2O)

Cd(OH)2 + 2HCl ╝ CdCl2 + 2H2O

(Cd(OH)2 + 2H+ ╝ Cd 2+ + 2H2O)

 

Кадмий является хорошим комплексообразователем (координационное число 4).═ Гидроксид кадмия растворяется в водном растворе аммиака:

 

Cd(OH)2 + 4NH3 ╝ [Cd(NH3)4](OH)2

 

Ртуть═ и═ ее═ соединения

 

Ртуть -═ серебристо-белый, блестящий, единственный жидкий при комнатной температуре металл; обладает низкой электропроводностью (она составляет 1,7% от электропроводности серебра) и большим коэффициентом термического расширения. На воздухе проявляет устойчивость. Реагирует с серой и галогенами:

 

Hg + S ╝ HgS

Hg + Br2 ╝ HgBr2

 

Со многими металлами дает сплавы (амальгамы) (экзотермическое образование). Пары и соединения чрезвычайно ядовиты (накапливаются в организме).

Ртуть не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах (в ряду напряжений металлов ртуть находится после водорода;═ нормальный═ потенциал══ Hg / Hg 2+═ = +0,85 в).═ Ртуть легко растворяется в концентрированной азотной кислоте √ образуется нитрат ртути (II):

 

Hg + 4HNO3 ╝ Hg(NO3)2 + 2NO2╜ + 2H2O

 

При растворении ртути в разбавленной═ азотной кислоте образуется нитрат ртути (I),

 

6Hg + 8HNO3 ╝ 3Hg2(NO3)2 + 2NO╜ + 4H2O

 

При растворении ртути в горячей концентрированной серной кислоте в зависимости от избытка ртути или кислоты образуются соли одновалентной или двухвалентной ртути:

 

Hg + 2H2SO4═ ╝ HgSO4 + SO2╜ + 2H2O

2Hg + 2H2SO4 ╝ Hg2SO4 + SO2╜ + 2H2O

 

Ртуть растворяется в царской водке:

 

3Hg + 2HNO3 + 6HCl ╝ 3HgCl2 + 2NO╜ + 4H2O

 

Оксид ртути (II) HgO; красный кристаллический или желтый аморфный порошок; плохо растворим в воде;═ раствор имеет слабо щелочную реакцию.

 

Получение

 

 

3000 C

 

2Hg + O2

╛√√╝

2HgO

 

4000 C

 

Hg2(NO3)2 ╝ 2HgO + 2NO2╜

2Hg(NO3)2 ╝ 2HgO + 4NO2╜ + O2╜

Hg 2+ + 2OH- ╝ HgO + H2O

 

 

Химические свойства.

 

Легко восстанавливается;═ при нагревании═ разлагается═ на ртуть и кислород. Реагирует с кислотами с кислотами с образованием солей и воды.

Сульфид ртути (II) HgS (киноварь) √ ярко-красный нерастворимый в воде порошок.

 

Hg + S ╝ HgS

Hg2+ + S2- ╝ HgS

 

Галогениды ртути (II)

═

Получение

 

Hg + Br2 ╝ HgBr2

HgO + 2HCl(сулема) ╝ HgCl2 + H2O

 

Сулему также получают растворением ртути в царской водке.

 

Химические свойства:

 

HgI2 + 2KI ╝ K2[HgI4](реактив Несслера)

 

Реактив Несслера используется в качестве очень чувствительного аналитического реагента для обнаружения иона═ NH4+:

 

2[HgI4]2- + NH4+ + 4OH- ╝ []+(коричневый осадок) I-¯ + 7I- + 3H2O

 

Сульфат ртути (II) и нитрат ртути (II). Получают растворением ртути или оксида ртути (II)═ в концентрированных серной или азотной кислотах соответственно.

 

Hg + 2H2SO4(горячая,конц.) ╝ HgSO4 + SO2 + 2H2O

HgO + H2SO4 ╝ HgSO4 + H2O

3Hg + 8HNO3(конц.) ╝ 3Hg(NO3)2 + 2NO ╜+ 4H2O

HgO + 2HNO3═ ╝═ Hg(NO3)2 + H2O

 

Более активные металлы легко вытесняют ртуть из═ ее солей:

 

Cu + Hg(NO3)2 ╝ Cu(NO3)2 + Hg

 

 

НАЗАД

МЕНЮ

МЕНЮ: ПОДРАЗДЕЛ

 

 

КОНЕЦ РАЗДЕЛА