Ch2_8-55 (Химические таблицы)
Описание файла
Файл "Ch2_8-55" внутри архива находится в папке "Хим Таблицы". Документ из архива "Химические таблицы", который расположен в категории "". Всё это находится в предмете "химия" из 1 семестр, которые можно найти в файловом архиве МАИ. Не смотря на прямую связь этого архива с МАИ, его также можно найти и в других разделах. Архив можно найти в разделе "остальное", в предмете "химия" в общих файлах.
Онлайн просмотр документа "Ch2_8-55"
Текст из документа "Ch2_8-55"
МЕТАЛЛЫ
ПОДГРУППА ЦИНКА
Свойства элементов II группы
побочной подгруппы (подгруппы цинка)
| Атомный | Название | Электронная | Атомный | | tпл. | tкип. | ЭО | Степени |
| 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
-
Сходство элементов главной и побочной подгрупп во II группе больше, чем в I группе.
-
Значения плотности и атомного объема повышаются с увеличением атомной массы.
Химические свойства
-
Химическая активность уменьшается с увеличением атомной массы (в главной подгруппе –наоборот).
-
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
