Тема 11. III-IV группы ПСЭ

Ртуть

Цинк и кадмий

Побочная подгруппа II группы

Строение внешнего электронного уровня выражается общей электронной формулой...(n - 1)s²p⁶d¹⁰ns².

Химическая активность уменьшается от цинка к ртути. Цинк и кадмий вытесняют водород из разбавленных кислот, ртуть не вытесняют водород.

Гидроксид цинка Zn(OH)₂ амфотерен, гидроксид кадмия Cd(OH)₂ - слабое основание. Гидроксиды ртути HgOH и Hg(OH)₂ тоже основные; разлагаются в момент образования.

Цинк и кадмий образуют на воздухе плотную пленку оксида, ртуть на воздухе не окисляется. Пары кадмия и ртути очень ядовиты.

В природе встречаются в виде сульфидных руд: ZnS – цинковая обманка, ZnS ^. CdS – гринокит, ZnCO₃ – галмей. Процесс получения цинка и кадмия из руд проводят в две стадии. Сначала обжигом на воздухе переводят сульфид в оксид, а затем восстанавливают оксид металла углем:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

ZnO + C = CO ­ + Zn

Образующиеся в процессе последней реакции пары металла увлекаются током СО и сгущаются в конденсаторах.

Помимо восстановления оксида цинка углем для выделения металла часто пользуются электролизом. В этом случае полученный обжигом оксид растворяют в серной кислоте. Образующийся раствор ZnSO₄ и служит электролитом, из которого осаждают цинк на катоде.

Химические свойства

1. Цинк и кадмий - активные металлы. Реагируют с галогенами, кислородом, серой. Не взаимодействуют с азотом, водородом, углеродом.

2. Легко растворяются в разбавленных кислотах:

4Zn + 10HNO₃ = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

3. В щелочах растворяется только цинк:

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂ ­

4. Оксиды цинка и кадмия - тугоплавкие белые порошки, плохо растворимые в воде. Получаются термическим разложением гидроксидов или карбонатов:

Cd(OH)₂ = CdO + H₂O

5. Гидроксид цинка амфотерен:

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄]

6. Соли цинка и кадмия в основном бесцветны, кроме сульфида кадмия CdS (ярко-желтого цвета), который используется в качестве краски. Получение CdS:

CdCl₂ + Na₂S = CdS + 2NaCl

В качестве белой краски используется смесь ZnS + BaSO₄ – литопон и цинковые белила – ZnO. Zn и Cd используются в сплавах (бронзы, латуни) и в качестве защитных покрытий на сталях.

В природе встречается в виде минерала HgS – киноварь и в самородном состоянии. Получается обжигом сульфида:

HgS + O₂ = Hg + SO₂

Пары ртути очень ядовиты, их ПДК в воздухе 0,005 мг/м³.

Химические свойства

1. Малоактивный металл. Относительно легко вступает в реакции только с серой и галогенами.

2. Все соединения Hg(II) ядовиты (например, HgCl₂ – сулема). Соединения Hg(I) значительно менее токсичны. Hg₂Cl₂ (каломель) входит в состав желудочных таблеток.

3. Соединения одно- и двухвалентной ртути легко переходят друг в друга в ходе окислительно-восстановительных реакций:

Hg₂Cl₂ + Cl₂ = 2HgCl₂

2HgCl₂ + SO₂ + 2H₂O = Hg₂Cl₂ + 2HCl + H₂SO₄

4. Оксиды ртути можно получить только косвенным путем:

Hg₂(NO₃)₂ + 2NaOH = Hg₂O + 2NaNO₃ + H₂O

Hg(NO₃)₂ + 2NaOH = HgO + 2NaNO₃ + H₂O

Оксид ртути (I) неустойчив и начинает разлагается уже при комнатной температуре:

Hg₂O = Hg + HgO

5. Ртуть легко взаимодействует с азотной кислотой:

6Hg + 8HNO_{3 (разб)} = 3Hg₂(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

6. Ртуть образует множество комплексных соединений, многие из которых окрашены в яркие цвета.

В чистом виде ртуть используется в лампах дневного света, в термометрах, в различных физических приборах.

Из соединений ртути используются:

- в качестве детонатора Hg(OCN)₂ – гремучая ртуть,

- в медицине Hg₂Cl₂ – каломель.

Дата добавления: 2014-12-16