Тема 14. Цинк. Кадмій. Меркурій 


Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Тема 14. Цинк. Кадмій. Меркурій



 

Основні теоретичні відомості

 

До побічної підгрупи II групи належать елементи Цинк Zn, Кадмій Сd, Меркурій Hg. Zn, Cd і Hg — повні аналоги, це останні d-елементи, кожен у своєму періоді. В атомах цих елементів повністю стабілізований d10-підрівень передостаннього енергетичного рівня. Завдяки більш високому заряду ядер атомів елементів підгрупи цинку, порівняно з передуючими в періодах атомами Cu, Ag, Аu, зв'язок d-електронів у атомах Zn, Сd, Нg міцніший. Тому Цинк, Кадмій та Меркурій у сполуках виявляють ступінь окиснення не вищий, ніж +2, але Меркурій може утворювати сполуки із ступенем окиснення +1. Мова йде про радикал Hg2+, в якому атоми меркурію пов’язані між собою ковалентним зв’язком Hg —Hg. Як показали дослідження, одновалентного Меркурію не існує.

Наявністю d10-підрівня на передостанньому енергетичному рівні атомів елементів підгрупи цинку спричинена аномальна зміна радіусів їхніх атомів. Активність елементів підгрупи цинку збільшується знизу вгору.

Основні мінерали цих металів: сфалерит ZnS (цинкова обманка), гринокіт СdS, кіновар НgS. Інколи Меркурій зустрічається у вільному стані.

Для одержання цинку та кадмію їх сульфідні руди піддають окислювальному випалюванню:

2ZnS + 3О2 = 2ZnО + 2SО2.

Утворений оксид цинку відновлюють карбоном:

ZnО + С = Zn + СО.

Ртуть одержують випалюванням кіноварі:

НgS + О2 = Нg + SО2.

Цинк — голубувато-сріблястий метал, досить м'який, крихкий, кристалізується в гексагональних ґратках, плавиться за температури 419 °С. Цинк на повітрі вкривається захисною плівкою (плівка містить і карбонат).

Цинк, згідно з його розміщенням у ряду електрохімічних потенціалів, належить до хімічно активних металів.

У зв’язку з тим, що цинк має амфотерні властивості, він розчиняється не лише в кислотах, а і у лугах з утворенням тетрагідроксоцинкат (ІІ)-іону:

4Zn + 10НNО3(дуже розв.) = 4Zn(NО3)2 + NН43+ 3Н2О;

Zn + 2НС1 + 4Н2О = [Zn(H2O)4]Cl2 + Н2↑;

Zn + 2NaOH + 2Н2О = Na2[Zn(OH)4] + Н2↑.

Вода майже не діє на цинк, хоча він стоїть у ряду електрохімічних потенціалів до водню. Пояснюється це тим, що гідроксид цинку, який утворюється на поверхні цинку під час взаємодії його з водою, практично не розчинюється у воді.

Під час нагрівання цинкового пилу в кисні цинк займається і горить зеленкувато-білим полум'ям з утворенням оксиду ZnO білого кольору.

2Zn + O2 = 2ZnO

Оксид цинку досить стійкий проти дії води і повітря, тому його використовують як білу фарбу (цинкове білило), а також вводять до складу пудри. Оксид цинку – амфотерний оксид у воді не розчиняється, але розчиняється у кислотах і лугах:

ZnO + 2НСl = ZnСl2 + Н2О,

ZnO + 2NаОН + Н2О = Nа2[Zn(ОН)4].

Цинк гідроксид Zn(OH)2 одержують дією лугів на розчинні солі цинку:

ZnSО4 + 2NаОН = Zn(OH)2 + Nа24.

Zn(OH)2 – типова амфотерна сполука, яка при взаємодії з лугами у розчинах утворює гідроксоцинкати.

Zn(OH)2 + 2NаОН = Nа2[Zn(ОН)4].

При сплавлені з лугами Zn(OH)2 утворює цинкати:

Zn(OH)2 + 2NаОН = Nа2ZnО2 + 2Н2О.

Цинк здатний до комплексоутворення. Особливо стійкими є комплексні аміакати цинку. Гідроксид цинку розчиняється в аміаку з утворенням комплексного йона [Zn(NH3)4]2+:

Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4](OH)2.

Внаслідок цієї реакції утворюється комплексна основа, яку за ступенем дисоціації можна віднести до лугів.

Цинк виявляє підвищену реакційну здатність до галогенів і сірки.

Галогеніди цинку мають сольову природу і як солі слабкої кислоти у водних розчинах сильно гідролізують.

Хлорид цинку на повітрі розпливається, приєднуючи дві молекули води, і набуває властивостей кислоти:

ZnCl2 + 2Н2О = H2[Zn(OH)2Cl2].

Кислота H2[Zn(OH)2Cl2] здатна розчиняти клітковину, тому концентровані розчини ZnCl2 використовуються у виробництві рослинного пергаменту.

Під дією аміаку на галогеніди цинку утворюються амінокомплекси:

ZnCl2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4]Cl2.

Слід зазначити, що здатність цинку до комплексоутворення нижча, ніж його аналогів — кадмію і меркурію.

Кадмій — сріблясто-білий метал, м'який, ковкий, в'язкий, кристалізується в гексагональних ґратках, плавиться за температури 321 °С. Кадмій стійкий проти дії повітря завдяки наявності оксидної плівки, що утворюється на поверхні металу.

Кадмій досить активний метал, однак його активність нижча, ніж цинку. Кадмій у лугах практично не розчиняється, а в кислотах розчиняється менш енергійно, ніж цинк. У розбавлених розчинах НСl і Н2SO4 кадмій розчиняється з виділенням водню досить повільно.

Cd + 2HCl = CdCl2 + H2↑,

у розбавленому розчині нітратної кислоти - значно краще:

4Cd + 10HNO3 = 4Cd(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O.

Під час нагрівання кадмій інтенсивно взаємодіє з активними неметалами, в атмосфері кисню горить з утворенням оксиду CdО, що забарвлений у коричневий колір. Оксид кадмію у воді не розчиняється, добре розчиняється у кислотах з утворенням солей, виявляє основні властивості.

СdО + Н24 = СdSО4 + H2O.

Під дією лугів на розчинні солі Кадмію утворюється кадмій гідроксид Cd(ОН)2, який виявляє основні властивості і на відміну від Zn(OH)2 в лугах практично не розчиняється.

Cd(ОН)2 – добре розчиняється в кислотах і дуже концентрованих розчинах лугів при кип’ятінні:

Cd(ОН)2 + 2КОН(к) = К2[Cd(ОН)4].

4ОН з йонами Cd2+ утворює осад Cd(ОН)2, здатний розчинятися в надлишку аміаку з утворенням досить стійкого безбарвного комплексного йона [Сd(NН3)4]2+:

Cd(ОН)2 + 4NН3 = [Сd(NН3)4]2+ + 2ОН-.

Здатність Кадмію до комплексоутворення вища ніж Цинку.

Розчинні сполуки Кадмію отруйні.

Ртуть єдиний метал, що за кімнатної температури перебуває у рідкому стані (температура плавлення -38,8 °С), вона має сріблястий блиск, летка. Пара ртуті дуже отруйна; при роботі з ртуттю слід бути дуже обережним!

Ртуть здатна розчиняти багато металів з утворенням рідких або твердих сплавів - амальгам. Часто під час взаємодії металів з ртуттю утворюються хімічні сполуки — інтерметаліди. Натрій з ртуттю утворює сім сполук різного складу.

За властивостями ртуть сильно відрізняється від цинку і кадмію. З металів підгрупи цинку ртуть найменш активна. Внаслідок особливої стійкості 6s2-електронної конфігурації зовнішнього електронного шару атомів Меркурію потенціал йонізації його атомів дуже високий. Тому на відміну від цинку і кадмію сполуки меркурію здебільшого малостійкі. Меркурій — єдиний елемент, що утворює кластерний (багатоядерний) катіон Hg2+, стійкий у водному розчині. Меркурій у сполуках, на відміну від цинку і кадмію, виявляє ступені окиснення +1 і +2. Сполуки зі ступенем окиснення +1 містять катіон Hg22+.

Ртуть у ряду електрохімічних потенціалів розміщена після водню, отже, вона здатна розчинятися тільки в кислотах-окисниках. З кислотами-окисниками в умовах надлишку кислоти Меркурій утворює солі меркурію (ІІ), а при надлишку Меркурію – солі меркурію (І):

Hg + 2Н24(к) = НgSО4 + SО2 + Н2О;

3Hg + 8HNO3 (розб.) = 3Hg(NO3)2 + 2NO↑ + 4Н2О;

6Hg(надлишок) + 8HNO3 (розб.) = 3Hg2(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O.

При нагріванні ртуті на повітрі при незначній температурі одержують меркурію(ІІ) оксид НЛО червоного кольору:

2Hg + О2 = 2HgО.

При подальшому сильному нагріванні HgО знову розкладається на ртуть і кисень:

2HgО = 2Hg + О2

При дії лугів на розчини солей меркурію(ІІ) виділяється дрібнодисперсний жовтий осад HgО:

Hg(NO3)2 + 2KОН = 2KNO3 + HgО↓ + Н2О.

Меркурій (ІІ) гідроксид – сполука нестійка. HgО – основний оксид, однак його основні властивості виражені слабко тому більшість солей Меркурію (ІІ) здатні гідролізу вати. При спробі одержати меркурій (І) гідроксид катіон димеркурію (2+) диспропорціонує:

Hg2(NO3)2 + 2KОН = Hg + HgО + 2KNO3 + Н2О.

Меркурій (І) гідроксид та Меркурій (І) оксид невідомі. Hg2О вже за звичайної температури частково розкладається:

Hg2О = HgО + Hg,

це ж стосується й Меркурій (І) сульфіду.

При введені сульфід йонів у розчин солей меркурію (І) також спостерігається дисмутація катіону Hg22+:

Hg22+ + S2- = Нg + НgS.

Як було зазначено раніше, сполуки меркурію (І) містять катіон димеркурію (2+), в якому два атоми меркурію пов’язані чисто ковалентними зв’язком −Нg−Нg−. Більшість сполук меркурію (І) (Hg2Cl2, Hg2Вr2, Hg2І2, Hg24) малорозчинні у воді. Динітрат димеркурію Hg2(NО3)2 сильний електроліт, добре розчиняється у воді. У кристалічному стані Hg2(NО3)2·2Н2О має вигляд:

2О−Нg−Нg−ОН2](NО3)2.

Hg2(NО3)2, утворюється при відновленні Hg(NО3)2 металічною ртуттю:

Hg + Hg(NО3)2·= Hg2(NО3)2

Ртуть, як і її аналоги, виявляє підвищену активність до дії галогені дів. У разі безпосередньої взаємодії ртуті з галогенами утворюється галогеніди HgГ2.

Меркурію (ІІ) хлорид, або сулема, HgCl2 — це безбарвна речовина, яка порівняно мало розчиняється у холодній воді і добре у киплячій. Сулема HgCl2 легко сублімується.

Меркурію (І) хлорид, або каломель, Hg2Cl2, на відміну від HgCl2 у воді не розчиняється. Його добувають у вигляді білого порошку під час нагрівання суміші HgCl2 з ртуттю:

HgCl2 + Hg = Hg2Cl2.

Під дією йодиду калію на солі меркурію (І) утворюється малорозчинна речовина:

Hg2(NO3)2 +2КІ = Hg2І2 +2КNO3.

При додаванні надлишку КІ осад Hg2І2 диспропорціонує, утворюючи комплекс – калій тетрайодомеркурат (ІІ) та осад ртуті:

Hg2І2 + 2KI = K2[HgI4] + Нg↓.

Особливо активно ртуть взаємодіє з сіркою, реакція відбувається навіть на холоді. Це пояснюється великою міцністю зв’язку Hg — S і рідким агрегатним станом ртуті, що полегшує контакт з сіркою.

Якщо запалити сіль Hg(SCN)2, починає утворюватися й горіти сірковуглець, а теплота, що виділяється при цьому, викликає розкладання решти солі. HgS, що має чорне забарвлення, і C3N4, забарвлений у жовтий колір, виділяються у вигляді дуже об'ємної пухкої маси незвичайної форми («фараонові змії»).

Порівнюючи катіони Hg2+ і Hg2+ за їх здатністю до комплексоутворення, легко помітити, що для Hg2+ вона значно вища, тому сполуки меркурію (І) менш стійкі, ніж сполуки меркурію (ІІ).

 

Сполуки меркурію легко відновлюються. Під час відновлення Hg2+ спочатку утворюється Hg22+, а потім Hg°:

2HgCl2 + SnCl2 = Hg2Cl2↓ + SnCl4;

Hg2Cl2 + SnCl2 = 2Hg↓ + SnCl4.

 

 

Лабораторна робота

 

Дослід 1. Взаємодія з кислотами

a) У дві пробірки внести по 1 шматочку цинку. В одну пробірку додати 5 крапель розбавленої хлоридної кислоти, у другу – таку ж кількість крапель концентрованої хлоридної кислоти. Визначити інтенсивність взаємодії металу з кислотою в кожному випадку.

b) У дві пробірки внести по 1 шматочку цинку. В одну пробірку додати 5 крапель розведеної сульфатної кислоти, у другу – таку ж кількість крапель концентрованої сульфатної кислоти (під тягою!). Пробірки з розчином нагріти на водяній бані. За допомогою смужки фільтрувального папірця, змоченого розчином солі свинцю (П), встановити виділення сірководню в одній з пробірок.

Дослід 2. Взаємодія цинку з лугами

До невеликої кількості порошку цинку в пробірці додати 5-10 крапель концентрованого розчину натрій гідроксиду та підігріти. Спостерігати виділення газу. Написати рівняння реакції. Чому кадмій не розчиняється у розчинах лугів?

Дослід 3. Одержання та властивості цинк і кадмій гідроксидів

В окремі дві пробірки налити по 5-10 крапель розчинів солей цинку і кадмію і додати краплями розчин лугу до утворення осадів і відзначити їх характер. Розчин з кожним осадом розлити у дві пробірки, в одну з яких додати надлишок розчину лугу, а в другу – розчин сульфатної кислоти. Чим відрізняються властивості одержаних гідроксидів? Написати рівняння відповідних реакцій.

Дослід 4. Комплексні сполуки цинку та кадмію

В окремі дві пробірки налити 2-3 краплі розчинів солей цинку і кадмію і додати краплями розчин амоніаку до утворення осаду гідроксиду. До осадів додати надлишок розчину амоніаку до його розчинення. Що при цьому утворюється? Написати рівняння реакцій.

 

Контрольні запитання і задачі

 

1. Напишіть електронні формули атомів Цинку, Кадмію і Меркурію, вкажіть можливі ступені окиснення.

2. Порівняйте відношення Цинка, Кадмія і Ртуті до води, лугів, розведеної та концентрованої сульфатної і нітратної кислот.

3. Чому цинк гідроксид розчиняється і в лугах і в NH4OH тоді як кадмій гідроксид розчиняється тільки в NH4 OH. Складіть йонні і йонно-молекулярні рівняння відповідних реакцій.

4. Поясніть здатність сполук ртуті (І) до реакцій самоокиснення-самовідновлення. Складіть електронні і молекулярні рівняння реакцій каломелі Hg2Cl2: а) з хлором; б) з розчином SnCl2.

5. Написати рівняння реакцій відповідних перетворень:

а) ZnO→ Zn →Na2[Zn(OH)4] → ZnSO4 → [Zn(NH3)4]SO4 →ZnSO4

б) HgS → Hg → Hg(NO3)2 → HgI2 → K2[HgI4].

6. Складіть електронні і молекулярні рівняння реакцій:

а) Zn + NaNO3 + NaOH → NH3 + …

б)Cd + KMnO4 +H2SO4

 

 



Поделиться:


Последнее изменение этой страницы: 2016-12-10; просмотров: 523; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 35.175.172.94 (0.102 с.)