Нахождение в природе
Массовая доля цинка в земной коре составляет 5.10-3 %. Он встречается только в составе соединений, например ZnО –цинкит, ZnS – сфалерит (цинковая обманка), ZnСО3 – смитсонит (цинковый шпат)
Получение
При получении цинка его руды подвергают обжигу:
2ZnS + 3O2= 2ZnO + 2SO2
ZnСО3 = ZnO + СО2
Далее оксид цинка восстанавливают углем:
ZnO + С = Zn + CO
Для получения более чистого металла оксид цинка растворяют в серной кислоте и выделяют электролизом.
Физические свойства
Цинк - серебристо-белый металл. На воздухе цинк покрывается защитной пленкой оксидов и карбонатов, которая ослабляет его металлический блеск и предохраняет от дальнейшего окисления.
При комнатной температуре довольно хрупкий, но при 100-1500Сон хорошо гнется и прокатывается в листы, обладает хорошей электро- и теплопроводнocтью.
Химические свойства
Цинк - химически активный металл.
1. Легко окисляется кислородом:
2Zn + О2 = 2ZnO
2. При нагревании легко взаимодействует с неметаллами (серой, хлором):
Zn + S = ZnS
3. Вода почти не действует на цинк, хотя он и стоит в ряду напряжения металлов значительно раньше водорода. Это объясняется образующейся на поверхности цинка защитной пленки.
4. Растворяется в разбавленных и концентрированных кислотах HCl, H2SО4, НNО3 и в водных растворах; щелочей, например:
Zn + 2НCI = ZnCl2 + Н2
4Zn + 10НNО3 (разб.) = 4Zn(NО3)2 + NН4NОз + 3H2O
Zn + 2NaOН + 2Н2О = Nа2[Zn(ОН)4] + Н2
Соединения цинка
В соединениях цинк проявляет степень окисления +2.
Оксид цинка ZnO - белое вещество, желтеющее при нагревании, но при охлаждении снова становится белым. Практически нерастворим в воде.
Оксид цинка является амфотерным соединением, он peагирует с кислотами и щелочами:
ZnO + 2НСI = ZnCl2 + Н2О
ZnO + 2КОН + Н2О = K2 [Zn(OH)4]
Гидроксид цинка Zn(OH)2 выпадает в виде белого студенистого осадка при действии щелочей на растворы солей цинка:
ZnSO4 + 2NaOH = Zn(OH)2↓
Zn2+ + 2ОН- = Zn(OH)2↓
Данная реакция является качественной на катион Zn2+.
Гидроксид цинка - амфотерное соединение. Осадок легко растворяется в кислотах с образованием солей цинка и в избытке щелочей:
Zn(ОН)2 +2HCl = ZnCl 2 + 2Н2О
Zn(ОН)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2Н2О - в расплавах
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] - в водных растворах
Гидроксид цинка растворяется также в водном растворе аммиака. При этом образуются комплексные ионы [Zn(NН3)4]2+:
Zn(ОН)2 + 4NН3 = [Zn(NН3)4](OН)2
Zn(OH)2 - слабый электролит. Поэтому все соли цинка, в том числе и цинкаты, в водной среде гидролизуются:
Zn(NO3)2 ↔ Zn2+ + 2NO3-
Zn2+ + Н+ОН- ↔ ZnОН+ + Н+ кислая среда, рН < 7
Zn(NO3)2 + Н2О ↔ ZnОНNO3 + HNO3
Ртуть. Соединения ртути.
Нахождение в природе
Ртуть мало распространена в природе; содержание ее в земной коре составляет всего около 10-6 % (масс). Изредка ртуть встречается в самородном виде, вкрапленная в горные породы; но главным образом она находится в природе в виде ярко-красного сульфида ртути HgS, или киновари.
Получение
Из киновари металлическую ртуть получают обжигом руды. При этом ртуть выделяется в виде паров и конденсируется в охлаждаемом приемнике:
HgS + O2 = Hg + SO2
Физические свойства
Ртуть - единственный металл, находящийся при комнатной температуре в жидком состоянии, это тяжелая жидкость серебристо-белого цвета.
Ртуть обладает способностью растворять в себе многие металлы, образуя с ними частью жидкие, частью твердые сплавы, называемые а мальгамами. Особенно легко образуется амальгама золота, вследствие чего золотые изделия не должны соприкасаться с ртутью. Железо не образует амальгамы, поэтому ртуть можно перевозить в стальных сосудах.
Пары ртути очень ядовиты и могут вызвать тяжелое отравление.Для этого достаточно даже того ничтожного количества паров, которое образуется при комнатной температуре. Поэтому при всех работах с ртутью необходимо быть очень осторожным. Не следует держать открытыми сосуды с ртутью, все работы с ней надо проводить на эмалированных или железных подносах. Очень опасна ртуть, пролитая на пол. При падении она разбивается на множество мелких капель, которые попадают в щели и могут в течение длительного времени отравлять атмосферу. Поэтому, если ртуть пролилась на пол, необходимо немедленно и тщательно собрать ее. Для удаления ртути можно пользоваться также специальными реактивами (демеркуризаторами). В качестве последних применяют порошок серы, 20%-ный раствор FеСlз, эмульсию из минерального масла и воды, содержащую порошкообразные серу и йод, 10%-ый раствор КМnO4, подкисленный соляной кислотой.
Химические свойства
Из металлов подгруппы цинка ртуть наименее активна вследствие высокой энергии ионизации ее атомов.
1. На воздухе ртуть при комнатной температуре не окисляется.
При температуре выше 300°С окисляется кислородом, образуя красный оксид ртути (II) HgO, который при более сильном нагревании снова распадается на ртуть и кислород. В этом соединении степень окисления ртути равна +2:
2Hg + О2 = 2HgO
2HgO =2Hg + О2
Известен и другой оксид ртути черного цвета, в котором степень окисления ртути равна + 1, оксид ртути(I) Hg2O.
2. Очень легко взаимодействует с серой:
Hg + S = HgS
3. При нагревании взаимодействует с галогенами:
Hg + Cl2 = HgCl2
4. В электрохимическом ряду напряжений металлов ртуть находится после водорода. Соляная и разбавленная серная кислота, а также щелочи не действуют на ртуть.
Растворяется в разб. и конц. азотной кислоте и конц. серной кислоте:
Hg + 4HNO3 (конц.) = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
6Hg + 8HNO3 (разб.) = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Hg + 2H2SO4 = HgSO4 + SO2 + 2H2O
5. Взаимодействие с солями
Ртуть взаимодействует с солями ртути (II) с образованием солей ртути (I):
Hg + Hg(NO3)2 = Hg2(NO3)2
Hg + HgCl2 = Hg2Cl2
Другие металлы, из-за малой активности, вытеснять из растворов не может.
Соединения ртути
Во всех соединениях ртути (I) атомы ртути связаны между собой, образуя двухвалентные группы – Hg2 – (– Hg – Hg –).
Следовательно, ртуть двухвалентна и в этих соединениях, но одна единица валентности каждого атома ртути затрачивается здесь на связь с другим атомом ртути. Эта связь сохраняется и в растворах солей ртути (I), которые содержат ионы ртути. Таким образом, состав солей ртути (I),
содержащих одновалентный кислотный остаток R, следует изображать не эмпирической формулой HgR, а формулой Hg2R2 (например, Hg2CI2).
Одна из особенностей ртути заключается в том, что для нее неизвестны гидроксиды. В тех случаях, когда можно было бы ожидать их образования, получаются безводные оксиды.
Так, при действии щелочей на растворы солей ртути (I) получается буровато-черный осадок оксида ртути (I):
Нg2(NО3)2 + 2NaOH =Hg2О↓ + 2NаNО3 + Н2О
Hg22+ + 2ОН- = Hg2O↓ + Н2О
Точно так же из растворов солей ртути (II) щелочи осаждают оксид ртути (II):
Hg2+ + 2ОН- = HgO↓ + Н2О.
Образующийся осадок имеет желтый цвет, но при нагревании переходит в красную модификацию оксида ртути (II). Данная реакция является качественной на катион ртути Hg2+
Соли ртути
Нитрат ртути (I) Нg2(NО3)2 - одна из немногих растворимых солей ртути (I). Получается при действии разбавленной холодной азотной кислоты на избыток ртути:
6Hg + 8НNО3 = 3 Нg2(NО3)2 + 2NO↑ + 4Н2О.
Хлорид ртути(I) Hg2C12, или каломель, представляет собой белый, нерастворимый в воде порошок. Его получают, нагревая смесь HgCl2 с ртутью:
HgC12 + Hg = Hg2C12
Каломель может быть получена также действием соляной кислоты или хлорида натрия на растворимые соли ртути (I):
Hg22+ + 2Сl- = Hg2Cl2
Нитрат ртути (II) Нg(NО3)2 получается при действии избытка горячей азотной кислоты на ртуть:
Hg + 4HNO3 (конц.) = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Хорошо растворим в воде. В разбавленных растворах при отсутствии свободной кислоты гидролизуется с образованием белого осадка основной соли НgО ∙ Нg(NО3)2. При нагревании с большим количеством воды основная соль также разлагается, в результате чего получается оксид ртути (II).
Хлорид ртути (II), или сулема, HgC12 может быть получен непосредственным взаимодействием ртути с хлором. Это бесцветное вещество, сравнительно мало растворимое в холодной воде (6,6 г в 100 г воды при 200С). Однако с повышением температуры растворимость сулемы сильно возрастает, достигая при 1000C58 г в 100 г воды. Из раствора HgC12 кристаллизуется в виде длинных блестящих призм. Обычно эту соль получают, нагревая сульфат ртути (II) с хлоридом натрия:
HgSО4 + 2NaCl = Na2SО4 + HgC12
Образующаяся сулема сублимируется; от последнего слова она и получила свое название. Водный раствор сулемы практически не проводит электрического тока. Таким образом, сулема - одна из немногих солей, которые почти не диссоциируют в водном растворе на ионы.
Сулема, как и все растворимые, соли ртути - сильный яд.Она используется для протравливания семян, дубления кожи, получения других соединений ртути, при крашении тканей, как катализатор в органическом синтезе и как дезинфицирующее средство.
Йодид ртути (II) HgI2 выпадает в виде красивого оранжево-красного осадка при действии раствора йодида калия на соли ртути (II):
Hg2+ + 2I- = HgI2 ↓
В избытке йодида калия соль легко растворяется, образуя бесцветный раствор комплексной соли K2[HgI4]:
HgI2 + 2КI = K2[HgI4]
Реакция часто используется для обнаружения ионов Hg2+, фармакопейная.
Сульфид ртути (II) HgS встречается в природе Искусственно он может быть получен в виде вещества черного цвета прямым соединением серы со ртутью или действием сероводорода на растворы солей ртути (II):
Hg + S= HgS
Нg(NО3)2 + H2S = НgS↓ + 2HNО3
При нагревании без доступа воздуха черный сульфид ртути (II) превращается в красное кристаллическое видоизменение - киноварь.
Задания для самоконтроля:
1. К какому электронному семейству относятся элементы IIВ группы?
2. Как доказать амфотерные свойства оксида и гидроксида цинка?
3. Какие реакции являются качественными на катион ртути Hg2+?
4. К каким элементам –переходным или непереходным относят цинк, кадмий, ртуть? Назовите основные сходные черты этих металлов с переходными и непереходными элементами.
5. Как и почему изменяется термическая устойчивость и кислот-но-основные свойства гидроксидов в ряду Zn(OH)2–Hg(OH)2?
6. Чем можно объяснить, что для ртути, в отличие от цинка и кадмия, характерна переменная степень окисления (+ 1 и + 2)? Какова валентность ртути в соответствующих соединениях?
7. Что представляют собой сулема и каломель?
8. Как следует собирать разлитую в помещении ртуть и обезвреживать ее следы?
9. Что такое амальгамы, как их можно получить? В чем заключается химическая причина того факта, что амальгамы щелочных и щелочно-земельных металлов спокойно без взрыва контактируют с водой. Что наблюдается при этом?
Задания для самостоятельной работы:
1. Киноварь и каломель растворяются в «царской водке». Какие продукты при этом получаются? Напишите уравнения соответствующих реакций.
2. Как реагируют цинк, кадмий и ртуть с разбавленными и кон-центрированными а) серной, 2) азотной, в) соляной кислотами. Напишите уравнения соответствующих реакций.
3. Составьте электронную формулу атома ртути в степени окисления +1 и сделайте вывод о парамагнетизме атома. Однако известно, что катионы ртути(I) в водном растворе диамагнитны. Объясните этот факт с учетом состава и строения катиона ртути(I).
4. Написать уравнения реакций, протекающих при добавлении щелочи к растворам нитратов ртути(I) и ртути(II). Изменятся ли продукты реакций, если вместо щелочи использовать водный раствор аммиака?
5. Напишите уравнения реакций, иллюстрирующих амфотерность гидроксида цинка(II).
6. Смесь оксидов цинка и магния массой 0.3 г растворили в 1 М растворе соляной кислоты объемом 17 мл. Избыток кислоты нейтрализовали 0.5 М раствором гидроксида натрия объемом 8 мл. Вычислите массовую долю оксида цинка в смеси.
7. Составьте уравнения следующих реакций с участием цинка:
а) Zn+ Н2О + OH-→б) Zn+ Н2SO4(разб.)→
в) Zn+ NН3·H2O(конц.)→г) Zn+ H++ MnO4-→
д) Zn+ ОН-+ NO3-→е) Zn+ НNO3(конц.)→ NO2+
ж) Zn + НNO3(разб.)→ N2O +з) Zn + НNO3(разб.)→ N2+
Какие химические свойства цинка проявляются в этих реакциях? Предложите способы химической идентификации образующихся в этих реакциях газов.
8. Определите, к каким соединениям цинка, кадмия и ртути относятся следующие тривиальные и минералогические названия: сулема, киноварь, каломель, цинковые белила, цинковый купорос, госларит, кадмиевые шениты, гремучая ртуть. Напишите их химические формулы.
9. В лаборатории оказались без этикеток банки с твердыми солями ZnCl2, CdCl2и HgCl2. Все эти вещества имеют одинаковую окраску (укажите какую). Какой способ идентификации этих веществ Вы можете предложить, если в Вашем распоряжении имеются только вода и аналитические весы.
10. Составьте уравнения следующих реакций, протекающих в водном растворе.
а) Hg2(NО3)2+ KBr→б) Hg(NО3)2+ KBr(изб.)→
в) HgS+ HCl+ HNО3 →г) HgS+ НNO3(конц.)→
д) Hg2CrO4+ Н+→е) Hg2(NО3)2+ HCl(разб.)→
ж) Hg(NО3)2+ HCl(конц.)→з) Hg2(NО3)2+ НNO3(конц.)→
и) HgCl2+ H2O + SO2→ к) HgCl2+ H2O + H3PO2→.
Какие химические свойства соединений ртути(I) и ртути(II) проявляются в этих реакциях?
11. Какова масса ZnSO4∙7H2O, полученного при взаимодействии цинка с 200 мл 20% раствора H2SO4 (ρ = 1,14 г/см).
12. Массу сулемы 10,8 г обработали 200 мл раствора аммиака концентрации 0,2 моль/ дм3. Вычислите массу осадка, выделившегося в результате реакции.
Подготовьте доклад, реферат или презентацию на тему:
· Важнейшие соединения цинка и его аналогов.
· Комплексные соединения цинка, кадмия и ртути.
· Биологическая роль и применение в фармации и медицине соединений d-элементов.
· Соединения ртути. Оксиды ртути. Соли ртути.
· Качественные реакции на катионы цинка. Качественные реакции на катионы ртути.
· Биологическая роль цинка, влияние соединений ртути на живые организмы. Применение соединений ртути и цинка в медицине, в народном хозяйстве.
· Комплексные соединения цинка. Биологическая роль цинксодержащих ферментов.
Список рекомендуемой литературы:
1. Пустовалова Л.М., Никанорова И.Е. Неорганическая химия. Ростов-н/Д. Феникс, 2005
2. Бабков, А.В. Общая и неорганическая химия [Текст]: учебник / А.В. Бабков, Т.И. Барабанова, В.А. Попков. – М.: ГЭОТАР-Медиа, 2014. – 384 с.
Тема 2.10. Побочная подгруппа VI группы
Содержание учебного материала: Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменение по группе атомных радиусов и ионизационных потенциалов. Валентность и степени окисления атомов. Окислительно-восстановительные свойства соединений в разных степенях окисления атомов. Характер химических связей в соединениях.Соединения хрома. Оксиды, гидроксиды. Хроматы. Дихроматы. Окислительные свойства соединений хрома (VI).Биологическая роль хрома. Применение соединений хрома.
Основные понятия: химический элемент, атом, химическая связь, электроотрицательность, валентность,степень окисления, основные типы реакций в неорганической химии; комплексные соединения.
Основные законы химии: Периодический закон Д.И. Менделеева.
Основные теории химии: Теории строения атома, химической связи, строения неорганических соединений
Методические рекомендации: При изученииматериала необходимо отметить, какие элементы относятся к побочной подгруппе VI группы. Обратите внимание на строение электронных уровней элементов. Также рассмотрите физические и химические свойства соединений элементов.
Краткое изложение теоретических вопросов:
