Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла

МЕТАЛЛЫ

ПОДГРУППА ЦИНКА

Свойства элементов II группы

побочной подгруппы (подгруппы цинка)

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	Атомный радиус, нм	 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  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 ZnO₂^2- / 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- ZnO₂^2- + 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⁺ + S^2- 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

Характеристики

Тип файла документ

Документы такого типа открываются такими программами, как Microsoft Office Word на компьютерах Windows, Apple Pages на компьютерах Mac, Open Office - бесплатная альтернатива на различных платформах, в том числе Linux. Наиболее простым и современным решением будут Google документы, так как открываются онлайн без скачивания прямо в браузере на любой платформе. Существуют российские качественные аналоги, например от Яндекса.

Будьте внимательны на мобильных устройствах, так как там используются упрощённый функционал даже в официальном приложении от Microsoft, поэтому для просмотра скачивайте PDF-версию. А если нужно редактировать файл, то используйте оригинальный файл.

Файлы такого типа обычно разбиты на страницы, а текст может быть форматированным (жирный, курсив, выбор шрифта, таблицы и т.п.), а также в него можно добавлять изображения. Формат идеально подходит для рефератов, докладов и РПЗ курсовых проектов, которые необходимо распечатать. Кстати перед печатью также сохраняйте файл в PDF, так как принтер может начудить со шрифтами.

Список файлов учебной работы