Основные физико-химические свойства металлов. Атомные характеристики элементов Элемент Cu Ag Au Атомный номер Ковалентный радиус

Атомные характеристики элементов

Элемент	Cu	Ag	Au
Атомный номер
Ковалентный радиус, нм	0,117	0,134	0,134
Металлический радиус, нм	0,128	0,144	0,146
Радиус иона, нм Э^+ Э^2+ Э^3+	0,077 0,073 0,054	0,115 0,094 0,075	0,137 – 0,085
Электроотрицательность	1,75	1,42	1,42
Первый потенциал ионизации, В	7,7264	7,5763	9,2258
Степени окисления(выделены наиболее устойчивые сте­пе­ни окисления)	+1,+2,+3	+1,+2,+3	+1,+3

Таблица 4

Металл	Cu	Ag	Au
Тип кристаллической решётки	Кубическая гранецентрированная
Плотность r, г/см^3	8,96	10,50	19,32
Температура плавления, ^оС	1083,6	962,08	1064,58
Стандартный электродный потенциал процессов Е^о, В: Э^++ 1е → Э Э^2++ 2е → Э Э^3++ 3е → Э	0,521 0,337 –	0,799 – –	1,691 – 1,498

Легче всего эти металлы реагируют с галогенами: Cu – при обычной температуре, а Ag и Au – при нагревании. Сухой кислород при обычной температуре на них не действует.

При нагревании до температуры красного каления медь окисляется кислородом до CuO, при более высокой температуре до Cu₂O:

2CuO_(т) ® Cu₂O_(т) + ¹/₂O_2(г);

Серебро и золото не окисляются кислородом и при нагревании. С серой соединяется не только медь, но и серебро. С водородом, азотом и углеродом они не образуют соединений даже при высоких температурах.

В электрохимическом ряду Cu, Ag и Au стоят правее водорода, поэтому они не вытесняют водород из растворов кислот. На медь и серебро действуют только азотная и концентрированная серная кислоты (при нагревании):

_6ē

3Cu_(т) + 2HNO_3(p) + 6HNO_3(p) = 3 Cu(NO₃)_2(в) + 2NO_(г) + 4H₂O_(ж)

Cu_(т) + 2HNO_3(к) + 2HNO_3(к) = Cu(NO₃)_2(в) + 2NO_2(г) + 2H₂O_(ж)

2Ag_(т) + H₂SO_4(к) + H₂SO_4(к) = Ag₂SO_4(в) + SO_2(г) + 2H₂O_(ж)

(в этих кислотах окислителем служат не ионы Н⁺, а ионы NO₃^- и SO₄^2-).

Золото растворяется в селеновой кислоте, «царской водке», хлорной воде и насыщенной хлором хлороводородной кислоте:

2Au_(т) + 6H₂SeO_4(к) = Au(SeO₄)_3(в) + 2SeO_2(г) + 6H₂O

Au_(т) + HNO_3(к) + 4HCl_(к) = H[AuCl₄]_(в) + NO_(г) + 2H₂O

2Au_(т) + 3Cl_2(г) + 2HCl_(к) = 2H[AuCl₄]_(в)

Все три металла легко растворяются в ртути, образуя сплавы-амаль­га­мы. Амальгама серебра, быстро твердеющая сразу же после приготовления, используется в стоматологии для пломбирования зубов.

Медь, серебро и золото образуют многочисленные сплавы друг с другом и с другими металлами. К действию щелочей в отсутствии окислителей они устойчивы. В присутствии CN^- – ионов в водном растворе медь, серебро и золото окисляются кислородом, вследствие комплексообразования, а медь – ионом водорода воды:

4 Au_(т) + 8NaCN_(в) + O_2(г) + 2H₂O_(ж) = 4Na[Au(CN)₂]_(в) + 4NaOH_(в)

4Ag_(т) + 8KCN_(в) + O_2(г) + 2H₂O_(ж) = 4K[Ag(CN)₄]_(в) + 4KOH_(в)

2 Cu_(т + 4KCN_(в) + 2H₂O_(ж) = 2K[Cu(CN)₂]_(в) + 2KOH_(в) + H_2(г)

Ионы металлов обладают окислительными свойствами, усиливающимися от Cu (II) к Au (III), и высоким поляризующим действием, которым обусловлена окраска большинства соединений, способность к образованию комплексов, малая термическая прочность оксидов, гидроксидов и некоторых галогенидов.

Для ионов меди, серебра и золота весьма характерно образование комплексных соединений с анионами кислот, аммиаком, многими органи­чес­кими соединениями. В комплексных соединениях связи металл-лиганд в значительной степени ковалентны. Для Cu (I) и ее аналогов характерны координационные числа 2 (с линейной структурой комплекса) и 4 (тетраэдрическая, иногда искаженная, структура), а для Cu (II) также 6 (октаэдрическая) и возможно 6 (квадратная пирамида, например, в комплексе меди с
b-аланилгистидином, реже – тригональная бипирамида), для Au (III) характерно координационное число – 4.

Оксиды и гидроксиды элементов 1В группы. В соответствии с харак­терными степенями окисления элементы образуют следующие окси­ды: Cu₂O (красный), CuO (черный), Ag₂O (темно-бурый), Au₂O (фиолето­вый), Au₂O₃ (черно-бурый). Они почти всегда нерастворимы в воде и обладают амфотерным характером (с трудом растворяются в концентрированных щелочах и концентрированных кислотах) с преобладанием основных свойств у оксидов меди и серебра и кислотных – у оксидов золота.

Оксиды серебра и золота при нагревании разлагаются с выделением кислорода:

2Ag₂O_(т) = 4Ag_(т) + O_2(г)

Cu₂O образуется при действии восстановителя – глюкозы, формалина, гидразина или гидроксиламина – на щелочной раствор фелинговой жидкости (см. ниже) или сульфата меди (II) при нагревании по схеме:

CuSO_4(в) + 2NaOH_(в) = Cu(OH)_2(т) + Na₂SO_4(в)

O O

Сначала выпадает желтый осадок CuOH, переходящий в красный Cu₂O

2Cu(OH)₂ + C = Cu₂O + C + 2H₂O

H OH

(CHOH)₄ (CHOH)₄

CH₂OH CH₂OH

CuO получают при нагревании меди до 400–800 ^оС в присутствии кислорода. Выше 1100 ^оС оксид разлагается по вышеприведённой схеме:

2CuO_(т) ® Cu₂O_(т) + ¹/₂O_2(г)

CuO легко образуется при термическом разложении основного карбоната меди или гидроксида меди (II):

t

Cu₂(OH)₂CO_3(т) = 8CuO_(т) + H₂O_(ж) + CO_2(г)

t

Cu(OH)_2(т) = CuO_(т) + H₂O_(ж)

Гидроксиды CuOH, Cu(OH)₂, AgOH, AuOH и Au(OH)₃ малорастворимы в воде, термически малоустойчивы, легко отщепляют воду, переходя в оксиды. Поэтому щелочи из раствора соли серебра осаждают бурый оксид серебра (I):

2AgNO_3(в) + 2NaOH_(в) = Ag₂O _(т) + H₂O_(ж) + 2NaNO_3(в).

Cu(OH)₂ осаждается в виде студенистой голубоватой массы при действии щелочи на соли меди (II):

CuSO_4(в) + 2NaOH_(в) = Cu(OH)_2(т) + Na₂SO_4(в).

Он легко растворим в кислотах с образованием аквакомплексов [Cu(H₂O)₆]²⁺ сине-зеленого цвета, и только в сильно концентрированных растворах щелочей – с образованием гидроксокупратов:

Cu(OH)_2(т) + 2NaOH_(конц) = Na₂[Cu(OH)₄] _(в)

Cu(OH)_2(т) + 4NH_3(г) = [Cu(NH₃)₄](OH)_2(в).

Реакция образования комплексного иона [Cu(NH₃)₄]²⁺ темно-синего цвета используется в аналитической химии для обнаружения иона меди (II).

Константа нестойкости аммиаката меди 2,1·10^-13. Молекула аммиака является довольно сильным лигандом и вызывает значительное расщепление d – подуровня меди. Формируется низкоспиновый тетраэдрический парамагнитный комплекс (наличие неспаренных электронов у иона Cu²⁺), с максимумом поглощения видимого света с длиной волны λ = 304 нм, что соответствует энергии расщепления d – подуровня - 349 кДж/моль.

Гидроксид меди (II) хорошо растворяется в многоатомных спиртах (этиленгликоле, глицерине) и в растворах тартратов – солей вино­каменной кислоты, образуя комплексные соединения хелатного типа. Растворы окрашиваются в красивый темно-синий цвет. Например, фелингов раствор, приготовленный из сегнетовой соли KNaC₄H₄O₆, CuSO₄ и NaOH, используется в биохимии для обнаружения и количественного опреде­ления восстановителей: альдегидов, моносахаридов, некоторых витаминов, гормонов. С восстановителями фелингов раствор на холоду выделяет CuOH желтого цвета, а при нагревании выпадает красный осадок Cu₂O:

O O C O O C

H ONa

H-C-OH C – O^– O^– – C H-C-OH COONa

HO-C-H + K₂Na₂H₂ HC – О – Cu – О –CH + NaOH+ H₂O ® HO-C-H + 2HC-OH + Cu₂O

оксид

H-C-OH CH-O^– O^--CH H-C-OH H–C–OH меди(I)

H-C-OH – COO^– – COO^– H-C-OH COOK

CH₂OH CH₂OH

D – глюкоза, Na, K-тартрат–комплексное соединение меди, D – глюконат натрия, Na,K– тартрат

Свойства Сu²⁺ образовывать в щелочной среде окрашенные в
сине-фиолетовый цвет комплексные соединения с белками и биуретом
(NH₂ – CO – NH – CO – NH₂), например:

NH₂ – CO – N – CO – NH₂

Cu²⁺

NH₂ – CO – N – CO – NH₂

– используют в биохимии для обнаружения пептидных связей. Реакция Cu²⁺ с биуретом и белками называется биуретовой.

Au(OH)₃ – бурого цвета – осаждается при действии щелочи на раствор AuCl₃ или H[AuCl₄]. При его высушивании образуется AuO(OH) – мета­зо­лотая кислота, а при осторожном нагревании до 140 – 150 ^оС получается оксид Au₂O₃, который разлагается на Au и О₂ при нагревании выше 160 ^оС.

Гидроксид золота (III) – амфотерное соединение с преобладанием кислотных признаков: Au(OH)₃ легко растворяется в щелочах, образуя тетрагидроксоаураты (III):

Au(OH)_{3 (т)} + NaOH _(в) = Na[Au(OH)₄] _(в)

и в кислотах – с образованием анионных комплексов:

Au(OH)_3(т) + 4HNO_3(р) = H[Au(NO₃)₄]_(в) + 3 H₂O_(ж)

Оксиды и гидроксиды меди и серебра легко растворяются в водном растворе аммиака, образуя устойчивые комплексные основания, по силе приближающейся к щелочам, например:

Ag₂O_(т) + 4 NH_3(в) + H₂O_(ж) = 2[Ag(NH₃)₂](OH)_(в)

Нужно иметь в виду, что при продолжительном стоянии раствора [Ag(NH₃)₂]OH образуется черный осадок гремучего серебра AgN₃ – вещества с очень сильными взрывчатыми свойствами.

В растворах галогеноводородных кислот оксиды и гидроксиды меди и серебра образуют соли типа МеГ или МеГ₂ и ацидокомплексы:

Ag₂O_(т) + 2HCl_(в) = 2AgCl_(т) + H₂O_(ж)

AgCl_(т) + HCl_(в) = H[AgCl₂]_(в).

Соли меди, серебра и золота. Большинство солей одновалентных меди, серебра и золота трудно растворяются в воде. Малорастворимы галогениды, цианиды, сульфиды. Растворимость галогенидов уменьшается от фторидов к иодидам. Например, AgF – растворим в воде, остальные галогениды практически нерастворимы: К_s(AgCl) = 1,6·10^-10, К_s(AgBr) = 4,0·10^-13, а К_s(AgI) = 9.7·10^-17. Комплексные соединения меди, серебра и золота боль­шей частью хорошо растворимы в воде, поэтому реакции комплексообразования часто используют для перевода малорастворимых солей в раствор.

Например, хлориды меди (I) и серебра растворяются в водном растворе аммиака:

AgCl_(т) + 2NH_3(в) = [Ag(NH₃)₂]Cl_(в).

При действии HNO₃ на хлорид диамминсеребра выпадает осадок AgCl вследствие образования из NH₃ иона NH₄⁺:

[Ag(NH₃)₂]Cl_(в) + HNO_3(в) = AgCl_(т) + 2 NH₄NO_3(в).

Галогениды меди (I), серебра (I) и золота (I) легко образуют комплексы с тиосульфат- и цианид- лигандами: [Cu(S₂O₃)₂]^3-, [Ag(S₂O₃)₂]^3-, [Cu(CN)₂]^-, [Ag(CN)₂]^-, [Au(CN)₂]^-, когда константы нестойкости этих комплексов меньше, чем константы растворимости галогенидов, например:

CuI_(т) + 2Na₂S₂O_3(в) = Na₃[Cu(S₂O₃)₂]_(в) + NaI_(в)

AgCN_(т) + KCN_(в) = K[Ag(CN)₂]_(в);

с концентрированными галогеноводородными кислотами дают комплексные анионы [CuГ₂]^-, [Ag Г₂]^-, [Au Г₂]^– и растворяются в галогенидах щелочных металлов:

AgI_(т) + KI_(в) = K[AgI₂]_(в).

Ионы меди, серебра и золота проявляют окислительные свойства, например:

2AgNO_3(в) + H₂O₂ + 2KOH_(в) = 2Ag + O₂ + 2KNO_3(в) + 2H₂O

2Cu(CH₃COO)_2(в) + 4HI_(в) = 4CH₃COOH_(в) + 2CuI +I₂

3Na₂[Sn(OH)₄] _(в) + 2AuCl_3(в) + 6KOH_(в) = 3Na₂[Sn(OH)₆] _(в) + 2Au + 6HCl_(в)

Газообразный диоксид серы – SO₂ восстанавливает Cu²⁺ в Cu⁺ из кипящего концентрированного раствора Cu(CH₃COO)₂ в уксусной кислоте:

3Cu²⁺_(в) + 2SO_2(в) + 3H₂O_(ж) = CuSO_4(в) + 6H⁺_(в) + Cu₂SO_3(т).

Вследствие окислительных свойств соли меди (I), серебра (I) и золота (I) ме­нее устойчивы, чем соли щелочных металлов. Так, галогениды сереб­ра разлагаются на простые вещества при действии света и при нагревании:

2AgГ = 2Ag + Г₂

Соли Cu (I) и Au (I) легко диспропорционируют:

2CuCl = Cu + CuCl₂

3AuCl = 2Au + AuCl₃

Галогениды меди (I) образуются при восстановлении солей меди (II). Например, CuCl получают при нагревании смеси, содержащей CuCl₂, концентрированную хлороводородную кислоту и порошок меди:

CuCl_2(в) + Cu + 2HCl_(в) = 2H[CuCl₂] _(в)

При разбавлении водой малоустойчивый комплекс Н[CuCl₂] диссоциирует на HCl и CuCl, выпадающий в осадок. Иодид меди (I) выделяется при действии иодида калия на сульфат меди (II):

2CuSO_4(в) + 4KI_(в) = 2CuI + I₂ + 2K₂SO_4(в).

Галогениды серебра – AgГ – образуются при непосредственном взаимодействии простых веществ или осаждением из раствора нитрата серебра: Ag⁺ + Г^– = AgГ_(т). Они светочувствительны, т.е. разлагаются (чернеют) на свету с выделением металлического серебра. На этом свойстве основано их применение в фотографии.

Действием восстановителей (формальдегида, глюкозы и др.) на аммиачные растворы солей серебра можно посеребрить стеклянные предметы (реакция «серебряного зеркала»):

O O

H – C + 2[Ag(NH₃)₂]OH = H – C + 2Ag + 4NH₃ + H₂O

H OH

Этим способом изготавливают зеркала, серебрят внутреннюю поверхность в термосах, в сосудах Дьюара – для уменьшения потери теплоты лучеиспусканием. Реакция «серебряного зеркала» – характерная реакция на ион Ag⁺.

Она используется для подтверждения подлинности фармацевтических препаратов с альдегидной группой в молекуле.

Из солей кислородсодержащих кислот растворимыми в воде являются AgNO₃, AgClO₄, AgClO₃, а Ag₂CO₃, Ag₂CrO₄, Ag₂S₂O₃ и др. плохо растворимы.

Хорошо растворимый в воде нитрат серебра получают растворением металлического серебра в азотной кислоте. Бесцветные кристаллы AgNO₃ чернеют под влиянием света вследствие выделения металлического серебра. Гидролизу эта соль не подвергается. Нитрат серебра является исходным продуктом для получения других соединений серебра.

Соли двухвалентной меди получают действием кислот на CuO, Cu(OH)₂, CuCO₃ или Cu₂(OH)₂CO₃. Важнейшими растворимыми в воде солями меди (II) являются CuSO₄·5H₂O, CuCl₂·2H₂O, Cu(NO₃)₂·3H₂O. В нейтральных и кислых растворах ионы меди (II) гидратированы и образуют голубые аквакомплексы [Cu(H₂O)₆]²⁺, которые довольно прочно удерживают молекулы воды. Окраска твердых солей различна. Например, безводный CuSO₄ бесцветен. Он получается при нагревании до температуры 105–120 ^оС синих кристаллов медного купороса CuSO₄·5H₂O. Строение пентагидрата сульфата меди представлено схемой:

O O–

S

O O

H₂O OH₂

Cu

H₂O OH₂

H₂O O O

S

O O

H₂O OH₂

Cu

H₂O OH₂

O O

S

O O–

Четыре молекулы воды в медном купоросе координированы вокруг иона меди (II) в плоскости, два сульфат-иона – по оси, а пятая молекула Н₂О выполняет роль мостика, соединяющего водородными связями молекулы воды и SO₄^2– – группу, как показано на схеме.

Катионы меди – сильные комплексообразователи по отношению к ли­ган­дам, содержащим карбоксильную (–СОО^-), амино (–NH₂), циано- (–CN–), тиольную (–SH) группы. За счёт реакции с тиольными группами белков катионы меди инактивируют ферменты и разрушают нативную конформацию белка – на этом основано их антимикробное действие.

Ионы меди (II) образуют комплексные соединения катионного типа (аквакомплексы, аминокомплексы [Cu(NH₃)₄]²⁺), анионного (гидроксо- и ацидокомплексы) и нейтрального типа. Например, при взаимодействии CuSO₄ с NH₃ происходит реакция с образованием темно-синего раствора:

CuSO_4(в) + 4NH_3(в) = [Cu(NH₃)₄]SO_4(в)

Cu²⁺_(в) + 4NH_3(в) = [Cu(NH₃)₄]²⁺_(в).

Гидроксокомплексы меди (II), содержащие комплексный гидроксокупрат-ион [Cu(OH)₄]^2- сине-фиолетового цвета, получают при растворении Cu(OH)₂ в очень концентрированных растворах щелочей (см. выше). Гидроксокупраты (II) очень нестойки и при разбавлении щелочных растворов водой разлагаются с выделением осадка Cu(OH)₂.

Легко разлагаются при разбавлении водой галогенокупрат (II)-ионы и зеленая окраска переходит в голубую:

[CuCl₄]^2-_(в) + 4H₂O_(ж) ↔ [Cu(H₂O)₄]²⁺_(в) + 4Cl^-_(в)

Ионы меди (II) подвергаются гидролизу и формируют кислую реакцию среды:

Cu²⁺_(в) + НОН_(ж) ↔ CuОН⁺_(в) + Н⁺.

Карбонаты щелочных металлов из растворов солей меди (II) осаждают основной карбонат меди зелено-голубого цвета:

2CuSO_4(в) + 2K₂CO_3(в) + H₂O_(ж) = Cu₂(OH)₂CO_3(т) + 2K₂SO_4(в) + CO_2(г)

Сульфид меди CuS черного цвета нерастворим в воде и растворе HCl.

Из соединений золота (III) известны Au₂O₃, Au(OH)₃, галогениды – AuCl₃, AuBr₃, AuF₃. Они проявляют амфотерные свойства, с преобладанием кислот­ных.

Трихлорид золота – AuCl₃ получают действием хлора на золото. При растворении трихлорида золота в воде образуется гидроксотрихлорзолотая (III) кислота:

AuCl_3(в) + H₂O_(ж) = H[Au(OH)Cl₃] _(в).

При добавлении к AuCl₃ соляной кислоты образуется H[AuCl₄]. Ее
соли – галогенаураты (III) – хорошо растворимы в воде и органических растворителях. AuCl₃ и H[AuCl₄] ּ 4H ₂O используют для получения других соединений золота.

Окислительные свойства Au (III) выражены сильнее, чем у Ag (I) и Cu (II):

H[AuCl₄]_(в) + 3FeSO_4(в) = Au_(т) + Fe₂(SO₄)_3(в) + FeCl_3(в) + HCl_(в)

Соли тяжелых металлов (меди, серебра, золота и др.) токсичны, так как образуют с белками нерастворимые соли, вызывая денатурацию белков. Однако медь является необходимым микроэлементом растительных и животных организмов и содержится в них в небольших количествах – около 100 мг. Она входит в состав белков: гемокупреина, церулоплазмина, купрпротеина, ряда ферментов и концентрируется преимущественно в печени, головном мозге, в крови. Средняя дневная доза потребления меди для человека 4–5 мг. Соединения меди необходимы для синтеза гемоглобина и фосфолипидов. Например, медьсодержащий белок плазмы крови – церулоплазмин (98 % меди, содержащейся в плазме крови) выполняет в организме многопрофильную функцию, выполняя роль не только резервуара для меди, но и транспортную функцию, регулирующую баланс меди в организме. Недостаток меди ведет к развитию анемии (разрушению эритроцитов), нарушению остеогенеза, нарушается нормальное развитие соединительных тканей и кровеносных сосудов, а избыток может повлечь перерождение печени.

Важную физиологическую роль выполняет фермент супероксиддис­му­таза, ускоряющий реакцию разложения супероксид-иона – О₂^-, возникающего в клетках вследствие свободнорадикального окисления веществ.

Не менее важную роль выполняет фермент цитохромоксидаза в дыхательной цепи.

У моллюсков и членистоногих кислород переносится медьсодержащим белком гемоцианином, находящимся только в плазме, а процесс связывания и освобождения кислорода происходит за счёт окисления и восстановления ионов меди (Сu⁺, Cu²⁺) в гемоцианине, что объясняет голубой цвет крови у этих организмов.

Сульфат меди CuSO₄ ·5H₂O применяется в качестве антисептического, вяжущего, прижигающего средства для наружного применения в глазной и урологической практике. При приеме внутрь оказывает рвотное действие. В малых дозах соли меди входят в состав препаратов, улучшающих кроветворение.

В организме взрослого человека обнаруживается около 1 мг серебра. Ионы серебра бактерицидны. Они убивают грамположительные и грамотрицательные микроорганизмы, а также вирусы, инактивируя их ферментативные центры. Бактерицидные свойства серебра использовали еще в Древнем Египте: для лечения ран накладывали на их поверхность металлические серебряные пластины. В настоящее время применяется «серебряная вода», «серебряная марля», нитрат серебра, который обладает антисептическим и прижигающим действием. Последнее обусловлено способностью AgNO₃ свертывать белки, превращая их в нерастворимые соединения при прижигании ран и язв. Для этих целей в медицине применяют нитрат серебра в виде палочек (Stilus Argenti nitrici). В небольших концентрациях раствор нитрата серебра оказывает вяжущее и противовоспалительное действие. В медицине используют коллоидные препараты серебра (колларгол – 70 % Ag, протаргол – 8 % Ag и др.), где мелкодисперсное металлическое серебро связано с белком и лишь частично ионизировано. В них сохраняются дезинфицирующие свойства серебра, но пропадает прижигающее действие. Токсическое действие соединений серебра, как и в случае меди, обусловлено тем, что ионы серебра взаимодействуют с тиольными серо- и азотсодержащими группами белков, нуклеиновых кислот и других биоорганических веществ. При этом образуются биокластеры хелатного типа, вследствие чего белки становятся нерастворимыми, теряют ферментативную активность.

В организме взрослого человека обнаруживается до 10 мг золота. Препараты золота применяют также в качестве эффективных противовоспалительных средств. Золото, как благородный металл, устойчивый к окислению в различных средах, используют в стоматологии для изготовления зубных протезов. Некоторые соедиения золота являются фармпрепаратами.

Все растворимые соединения меди, серебра и золота токсичны, особенно соединения меди.

ЭЛЕМЕНТЫ IIВ ГРУППЫ: Zn, Cd, Hg

Подгруппа цинкавключает три элемента – Zn, Cd, Hg, завершающие семейства d -элементов, каждый в своём периоде. На внешнем энергетическом уровне они имеют по два валентных s - электрона, а на предпоследнем – в отличие от щелочноземельных металлов – 18 электронов. Электронная конфигурация внешних и предвнешних оболочек Zn, Cd, Hg имеет вид:

₃₀Zn[₁₈Ar]3d¹⁰4s²; ₄₈Cd[₃₆Kr]4d¹⁰5s²; ₈₀Hg[₅₄Xe]4f¹⁴5d¹⁰6s²

В образовании связей у элементов подгруппы цинка участвуют два валентных s -электрона, обеспечивающих степень окисления в соеди­нениях +2. В отличие от цинка и кадмия, проявляющих постоянную степень окисления и валентность у ртути существует ряд производных кластерного катиона Hg₂⁺². В этом катионе двухвалентные атомы Hg связаны друг с другом ковалентной связью – Hg – Hg –. В таких соединениях ртути степень окисления (+1) и валентность (2) не совпадают (табл. 5).

Таблица 5

Дата добавления: 2015-05-09