- •1. Общая характеристика и химические свойства щелочных металлов.
- •2. Особенности соединений бериллия по сравнению с соединениями щелочно-земельных металлов.
- •3. Общая характеристика и химические свойства бора, его получение.
- •4. Общая характеристика и химические свойства алюминия, индия, галлия и таллия.
- •5. Общая характеристика и химические свойства углерода.
- •6. Общая характеристика и химические свойства кремния.
- •7. Общая характеристика и химические свойства германия, олова и свинца.
- •Получение
- •Химические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •9. Общая характеристика и химические свойства фосфора его получение в промышленности.
- •10. Общая характеристика и химические свойства мышьяка, сурьмы и висмута.
- •11. Получение кислорода и пероксида водорода в промышленности и в лаборатории.
- •12. Общая характеристика и химические свойства серы, селена и теллура.
- •13. Получение водорода в промышленности.
- •14. Общая характеристика и химические свойства галогенов.
- •14. Фториды ксенона: получение, строение молекул и химические свойства.
- •15. Общая характеристика и химические свойства меди, серебра, золота.
- •16. Общая характеристика и химические свойства элементов подгруппы цинка.
- •17. Общая характеристика и химические свойства подгруппы скандия.
- •18. Общая характеристика и химические свойства металлов подгруппы титана.
- •19. Общая характеристика и химические свойства элементов подгруппы ванадия.
- •20. Общая характеристика и химические свойства хрома, молибдена и вольфрама.
- •21. Общая характеристика и химические свойства марганца, технеция и рения.
- •22. Общая характеристика и химические свойства железа, кобальта и никеля.
- •23. Общая характеристика и химические свойства платиновых металлов.
- •26. Получение железа, никеля, хрома и марганца в промышленности.
- •27. Пирометаллургические способы получения металлов (свинец, медь, цинк) из сульфидных руд.
- •28. Окислительное действие нитрата калия и хлората калия при нагревании (сплавлении).
- •29. Образование аммиакатов и гидроксокомплексов металлов и их разрушение кислотами и при нагревании.
- •30. Реакции термического разложения некоторых кислых солей ( NaHco3, NaH2po4, Na2hpo4, NaHso4).
- •31. Гидролиз солей (по катиону, по аниону, одновременный гидролиз двух солей).
16. Общая характеристика и химические свойства элементов подгруппы цинка.
Соли цинка, кадмия и ртути, их гидролиз. Амидные соединения ртути. Соединeния Hg22+: получение и свойства.
Общая характеристика подгруппы цинка, их химические свойства (Zn,Cd,Hg).
В соединениях в основном проявляют степень окисления +2,электроны характеризуются d10-конфигурацией. Исключение проявляют производные иона Hg22+, который формально проявляет степень окисления +1. Для комплексных соединений более характерно КЧ4, однако для кадмия характерно образование соединений с КЧ6. Для ртути характерно образование связей Hg-Hg, образование связей с другими металлами (Hg6[Rh(PM3)3]4, [Os3(CO)11Hg]3).
Получение: Цинк добывают из сульфидных руд:
2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 3SO2
2ZnO + C = 2Zn + CO2
Кадмий получают из побочных продуктов переработки цинковых, свинцово-цинковых и медно-цинковых руд. Эти продукты (содержащие 0,2-7% Кадмия) обрабатывают разбавленной серной кислотой, которая растворяет оксиды Кадмия и цинка. Из раствора осаждают Кадмий цинковой пылью; губчатый остаток (смесь Кадмия и цинка) растворяют в разбавленной серной кислоте и выделяют Кадмий электролизом этого раствора. Электролитический Кадмий переплавляют под слоем едкого натра и отливают в палочки; чистота металла - не менее 99,98%.
Ртуть добывают относительно прямым способом:
HgS + O2 = Hg + SO2.
Химические свойства: Цинк и кадмий довольно похожи, а ртуть несколько отличается. Цинк и кадмий при нагревании взаимодействуют с кислородом, серой, фосфором и галогенами; ртуть не взаимодействует с фосфором. Ни один из металлов не реагирует с водородом, углеродом и азотом.
Сплавы ртути с другими металлами – амальгамы, являются мягкими восстановителями:
2NaHg + 2H2O = 2Hg + 2NaOH + H2
Цинк – более сильный восстановитель, чем кадмий:
Zn 0 + Cd2+ = Zn2+ + Cd0
С разбавленными кислотами:
Zn + H2SO4(разб) = ZnSO4 + H2
С кислотами-окислителями:
Zn + 4HNO3(конц,гор)=Zn(NO3)2 + 2NO2+2H2O
4Zn + 10HNO3(разб,гор)=4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
Ртуть не взаимодействует с разбавленными кислотами, но с концентрированными:
Hg+4HNO3(конц)=Hg(NO3)2 +2NO2 + 2H2O
Hg+2H2SO4(конц,гор)=HgSO4 + SO2 + 2 H2O
Разбавленная азотная образует динитрат ртути:
6Hg+8HNO3 = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Цинк – единственный представитель группы, который растворяется в водн. р-рах щелочей с образованием комплексов:
Zn+2OH- + 2H2O = [Zn(OH)4]2- + H2
Zn + 4NH3*H2O=[Zn(NH3)4](OH)2 + 2H2O + H2.
Соли цинка, кадмия и ртути, их гидролиз
Сульфиды цинка, кадмия и ртути малорастворимы. Сфалерит ZnS – главный источник цинка. Легко растворяется в кислотах с выделением сероводорода
ZnS + 2H3O+ = Zn2+ + H2S + 2H2O
Сульфид кадмия более устойчив, выпадает в осадок даже в кислой среде, устойчив к действию растворов щелочей и большинства кислот. Сульфид кадмия получают:
CdSO4 + BaS = CdS + BaSO4 (камподон – смесь сульфата бария и сульфида кадмия)
Сульфид ртути подвергается действию только концетрированных HBr и HCl или царской водки или царской водки:
3HgS + 8HNO3 + 6 HCl = 3HgCl2 + 3H2SO4 + 8NO + 4H2O
Галогениды – известны все галогениды элементов этой подгруппы, а так же 4 галогенида диртути.
2HgCl2+[SnCl3]- + Cl- = Hg2Cl2 + [SnCl6]2-
Для цинка и кадмия наиболее характерны тетраэдрические комплексы.
Zn(OH)2 + 4NH3*H2O = [Zn(NH3)4](OH)2 + 4H2O, для кадмия и октаэдрические:
Cd(OH)2+6NH3*H2O = [Cd(NH3)6](OH)2 + 6H2O.
Соли ртути в водной среде осаждаются в виде основных солей:
Hg(NO3) + H2O = Hg(OH)(NO3) + HNO3
При поджигании Hg(SCN)2 –«фараоновы змеи»
2Hg(SCN)2 = 2Hgs + C3N2 + CS2+N2
Реактив Несслера – крайне чувствительный реагент на аммиак:
2K2[HgI4] + 3KOH + NH3 = Hg2NI*H2O + 7KI + 2H2O – иодидная соль основания Миллона ([Hg2N(OH)*(H2O)2).
Ртуть образовывает прямые связи с азотом:
HgCl2 + 2NH3 =(HgNH2)Cl + NH4Cl
При избытке NH4+:
HgCl2 + 2NH3 =[Hg(NH3)2)Cl 2].
Соединения Hg22+:
Получение: взаимодействием хлорида ртути(II) и металлической ртути при высокой температуре
HgCl2 + Hg = Hg2Cl2
взаимодействием хлорида ртути(II) с цианидом ртути(II):
HgCl2+Hg(CN)2 = Hg2Cl2 + C2N2
Свойства: катион диртути в водном растворе диспропорционирует
Hg22+ = Hg + Hg2+
Hg22++2OH- = HgO + Hg + H2O
Hg22+ + S2- = HgS + Hg
Большинство солей нерастворимы. ОВР с сильными окислителями и восстановителями
Hg2(NO3)2 + 4 HNO3 = 2Hg(NO3)2 + 2NO + 2H2O
Hg2Cl2 + [SnCl3]- + Cl- = 2Hg + [SnCl6]2-
Гидролиз солей:
ZnSO4 + 2H2O = Zn(OH)2 + H2SO4
Cd(CN)2 + 2H2O = Cd(OH)2 + HCN
От солей цинка к солям ртути гидролиз ослабевает, соли ртути очень слабо диссоциированы.
Т.к. Hg(OH)2 не существует, то при гидролизе:
2Hg(NO3)2 + H2O = Hg2O(NO3)2 + 2HNO3
Аммонийные соединения ртути Только для ртути известны амидные соединения, содержащие связь Hg—N устойчивые в водной среде (другие металлы образуют подобные соединения лишь в неводных растворах).
Для Hg (II):
HgCl2 + 2NH4OH→[HgNH2]Cl2↓ + NH4Cl + 2H2
Для Hg (I)
Hg 2Cl2 + 2NH3→[HgNH2]Cl↓ + NH4Cl + Hg↓