ЭЛЕКТРОННЫЙ УЧЕБНИК ПО ХИМИИ.Элементы подгруппы цинка.

39.ЭЛЕМЕНТЫ ПОДГРУППЫ ЦИНКА.

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	Атомный радиус, нм	ρ г/см3	t⁰пл. ⁰С	t⁰кип. ⁰С	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

-Сходство элементов главной и побочной подгрупп во II группе больше, чем в I группе.
-Значения плотности r 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 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- + 2H₂^O

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

Cd(OH)₂ + 2HCl CdCl₂ + 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 + 8HNO₃3Hg₂(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 + 2H₂SO₄HgSO₄ + SO₂+ 2H₂O
2Hg + 2H₂SO₄ Hg₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O

Ртуть растворяется в царской водке:

3Hg + 2HNO₃ + 6HCl3HgCl₂ + 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

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.

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⁺:

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