Химические таблицы (Ch2_8-55)

Посмотреть архив целиком

МЕТАЛЛЫ


ПОДГРУППА ЦИНКА


Свойства элементов II группы

побочной подгруппы (подгруппы цинка)


Атомный
номер

Название

Электронная
конфигурация

Атомный
радиус,
нм


г/см3

tпл.
С

tкип.
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 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



Случайные файлы

Файл
kursovik.doc
49173.rtf
180054.rtf
ref-20209.doc
124442.rtf




Чтобы не видеть здесь видео-рекламу достаточно стать зарегистрированным пользователем.
Чтобы не видеть никакую рекламу на сайте, нужно стать VIP-пользователем.
Это можно сделать совершенно бесплатно. Читайте подробности тут.