10.Iib группа. Цинк, кадмий, ртуть – химические свойства.

Элементы этой подгруппы характеризуются наличием двух электронов в наружном слое атома и восемнадцати в предыдущем.

Zn – голубовато-серебристый металл. Главные природные соединения из которых его добывают минералы галмей ZnCO₃ и цинковая обманка ZnS. Большинство цинковых руд содержит небольшое количество цинка поэтому их предварительно обогащают, получая цинковый концентрат. Потом подвергают обжигу. Zn проявляет амфотерные свойства: Zn+H₂SO_4(разб)=ZnSO₄+H₂; Zn+H₂SO_4(конц)=ZnSO₄+SO₂/H₂S+H2O; Zn+2H₂O+2KOH=K₂[Zn(OH)₄]+H₂

Zn+4OH^--2e=[Zn(OH)₄]^2-

2HOH+2e=H₂+2OH^-

Cd – серебристо-белый, мягкий, тягучий металл. По своим свойствам сходен с цинком, и обычно содержится как примесь в цинковых рудах. Все растворимые в воде и в разбавленных кислотах соединения кадмия – ядовиты. Проявляет основные свойства. Cd+2HCl_(разб)=CdCl₂+H₂; Cd(OH)₂+NaOH≠

Hg – единственный металл находящийся при комнатной температуре в жидком состоянии. Мало распространена в природе. Главным образом в природе находится в виде ярко-красного сульфида ртути HgS. Гидроксид ртути не известен. Проявляет основные свойства: Hg+4HNO_{3(разб,избток)}=Hg(NO₃)₂+2NO+2H₂O; Hg+4HNO_{3(конц,избыток)}=Hg(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O; Hg+4HNO_{3(недостат)}=Hg₂(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O

11.Азотная кислота – главный компонент кислотных травителей

HNO₃ не отличается прочностью, уже под влиянием света она постепенно разлагается: 4HNO₃=4NO₂↑+O₂↑+H₂O

Степень окисленности N в HNO₃ равна +5. Сильный окислитель, может восстанавливаться до различных продуктов: N⁺⁴O₂, N₂⁺³O₂, N⁺²O, N₂⁺¹O, N₂⁰, NH₄^-3NO₃,

HNO₃ в реакциях с металлами никогда не выделяется H₂

элементы	HNO3 конц	HNO3 разб
Fe, Cr, Au, Al, Pt	≠	Al^+3+NO; Fe^+3+NH4NO3
Me за H	NO2	NO
Ме щел. и щел.-зем.	N2O	NH3(NH4NO3)
неметаллы	NO или NO2	≠

Термическое разложение нитратов

Ме(NO₃)_x → до Mg: Me(NO₂)_x+O₂ → Mg-Cu: Me_xO_y+NO₂+O₂ → после Cu: Me+NO₂+O₂

2KNO₃→2KNO₂+O₂

Кислородные соединения азота

N образует с кислородом ряд оксидов: N₂O, NO, NO₂, N₂O₃, N₂O₅ – все они могут быть получены из азотной кислоты или ее солей. NO₂, N₂O₃, N₂O₅ при взаимодействии с H₂O образуют кислоты.

Азотистая кислота HNO₂ и ее соли.

HNO₂ – слабая кислота N⁺³ известна только в сильно разбавленных водных растворах. При концентрировании раствора или при его нагревании HNO₂ раскладывается: 2HNO₂=NO+NO₂+H₂O

12.Сера. Водородные и кислородные соединения.

Сера встречается в природе как в свободном состоянии так и в различных соединениях (PbS, ZnS,…)

Общее содержание серы в земной коре составляет 0,1%. Важнейшим источником получения серы служит железный колчедан FeS₂

1. S окислитель: S+H₂=H₂S; S+Zn=ZnS

2. S восстановитель: S+3F₂=SF₆; S+O₂=SO₂

3. диспропорционирование: S+2S+6KOH(t)=K₂SO₃+2K₂S+3H₂O

Водородные соединения серы. H₂O H₂S; H₂O₂ H₂S₂ → Fe[S₂] – пирит

H₂S – сероводородная кислота, соли – сульфиды. Восстановитель. 2H₂S+2KMnO₄+3_H2SO₄=5S+K₂SO₄+Mn₂SO₄+4H₂O

Кислородные соединения серы. SO⁺² (KHSO₂ – сульфоксилат калия); SO₂⁺⁴ (H₂SO₃ – сернистая кислота, Na₂SO₃ – сульфит натрия); SO₃⁺⁶ (H₂SO₄ – серная кислота, Na₂SO₄ – сульфат натрия)

SO₂ (диоксид серы) образуется при сжигании серя в воздухе или кислороде. Бесцветный газ с резким запахом. Хорошо растворяется в воде: SO₂+H₂O↔H₂SO₃

SO₃ (триоксид серы) бесцветная жидкость, взаимодействует с водой SO₃+H₂O=H₂SO₄

Серная кислота. Взаимодействие с металлами.

Н₂SO₄ – сильный окислитель. S⁺⁶ у серы высшая степень окисления. Разбавленная реагирует с металлами, которые по ряду напряжения стоят до H₂, с остальными нет. Zn+H₂SO₄=ZnSO₄+H₂;

H₂S₂O₇ – пиросерная кислота, соли - пиросульфаты

H₂S₂O₈ – надсерная кислота, соли – персульфаты

Серни́стая кислота — неустойчивая двухосновная неорганическая кислота средней силы. Химическая формула H₂SO₃

Сернистая кислота и её соли применяют как восстановители, для беления шерсти, шелка и других материалов, которые не выдерживают отбеливания с помощью сильных окислителей (хлора). Сернистую кислоту применяют при консервировании плодов и овощейСоли серной кислоты

13.Кремний — элемент главной подгруппы четвёртой группы третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 14. Обозначается символом Si (лат. Silicium).

В аморфной форме — коричневый порошок, в кристаллической — тёмно-серый, слегка блестящий

Получение кремния высокой частоты

В промышленности кремний технической чистоты получают, восстанавливая расплав SiO2 коксом при температуре около 1800 градусов Цельсия в рудотермических печах шахтного типа. Чистота полученного таким образом кремния может достигать 99,9 % (основные примеси — углерод, металлы)

Химические свойства

Подобно атомам углерода, для атомов кремния является характерным состояние sp3-гибридизации орбиталей. В связи с гибридизацией чистый кристаллический кремний образует алмазоподобную решётку, в которой кремний четырёхвалентен. В соединениях кремний обычно также проявляет себя как четырёхвалентный элемент со степенью окисления +4 или −4. Встречаются двухвалентные соединения кремния, например, оксид кремния (II) SiO

При повышении температуры повышается количество элементов по взаимодействию с кремнием.

Травление кремния и германия в кислотных и щелочных травителях

Для травления кремния могут использоваться водные растворы щёлочей. Травление кремния в щелочных растворах начинается при температуре раствора более 60 °C.

Si+2KOH+H2O=K2SiO3+2H2↑

K2SiO3+2H2O↔H2SiO3+2KOH

Для травления кремния наиболее широко используют смесь плавиковой и азотной кислот. Некоторые специальные травители предусматривают добавку хромового ангидрида и иных веществ. При травлении кислотный травильный раствор быстро разогревается до температуры кипения, при этом скорость травления многократно возрастает.

Si+2HNO3=SiO2+NO+NO2+H2O

SiO2+4HF=SiF4+2H2O

3SiF4+3H2O=2H2SiF6+↓H2SiO3