logo alhimikov.net  алхимиков.нет
главная контакты карта сайта гостевая книга
 
Группы элементов -главные подгруппы
Ia IIa IIIa IVa
Va VIa-VIIa-VIIIa

Побочные подгруппы
Подгруппа меди
Подгруппа цинка
Подгруппа хрома
Подгруппа марганца
Подгруппа железа
">  

Подгруппа цинка – побочная подгруппа II группы
Свойства элементов II группы побочной подгруппы (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   ZnO22- / Zn    равен  -1,22 в.   Поэтому цинк растворяется в   разбавленных кислотах и щелочах

Zn + 2НCl C ZnCl2 + H2 C
Zn + H2SO4(разб) C ZnSO4 + H2 C
Zn + 2NaOH + 2H2O C Na2[Zn(OH)4] + H2C

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 C ZnSO4 + Cu

Оксид цинка проявляет амфотерный характер, растворяясь как в кислотах, так и в растворах щелочей:

ZnO + H2SO4 C ZnSO4 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O CNa2[Zn(OH)4]

При нагревании комплексный тетрагидроксицинкат-анион  дегидратируется:

[Zn(OH)4]2- C ZnO22- + 2H2O

Гидроксид  цинка   также проявляет амфотерные свойства. Он нерастворим в воде, но растворяется в кислотах и щелочах;

Zn(OH)2 + 2HCl C ZnCl2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH CNa2[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 C [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 C CdCl2 + H2O

Cd(OH)2 + 2HCl C CdCl2 + 2H2O

Кадмий является хорошим комплексообразователем (координационное число 4).  Гидроксид кадмия растворяется в водном растворе аммиака:

Cd(OH)2 + 4NH3 C [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 CHgS
Hg + Br2 CHgBr2

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 CHg(NO3)2 + 2NO2C + 2H2O

При растворении ртути в разбавленной  азотной кислоте образуется нитрат ртути (I),

6Hg + 8HNO3C3Hg2(NO3)2 + 2NOC + 4H2O

При растворении ртути в горячей концентрированной серной кислоте в зависимости от избытка ртути или кислоты образуются соли одновалентной или двухвалентной ртути:

Hg + 2H2SO4CHgSO4 + SO2C+ 2H2O
2Hg + 2H2SO4C Hg2SO4 + SO2C + 2H2O

Ртуть растворяется в царской водке:

3Hg + 2HNO3 + 6HClC3HgCl2 + 2NOC+ 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

C

2HgO

 

4000 C

 

Hg2(NO3)2 C 2HgO + 2NO2C
2Hg(NO3)2C 2HgO + 4NO2C + O2C

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 C HgS
Hg2+ + S2- C HgS

Галогениды.

Получение 

Hg + Br2 CHgBr2
HgO + 2HCl(сулема)C HgCl2 + H2O

Сулему также получают растворением ртути в царской водке.

 

Химические свойства:

HgI2 + 2KI C 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.)C HgSO4 + SO2C + 2H2O
HgO + H2SO4 C HgSO4 + H2O
3Hg + 8HNO3(конц.) C3Hg(NO3)2 + 2NO C+ 4H2O
HgO + 2HNO3  C Hg(NO3)2 + H2O

Более активные металлы легко вытесняют ртуть из  ее солей:

Cu + Hg(NO3)2 C Cu(NO3)2 + Hg

 

 
 
Строение всех атомов химических элементов можете посмотреть на странице

">  

Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100 Союз образовательных сайтов Каталог@Mail.ru - каталог ресурсов интернет
© «alhimikov.net» 2006-2008    info@alhimikov.net