Страницы Список страниц 36 37 38 39 40 · · ·  45                    

§ 111. Подгруппа цинка

К элементам подгруппы цинка относятся металлы: цинк Zn, кадмий Cd, ртуть Hg. Атомные веса: Zn — 65,37, Cd — 112,4, Hg — 200,59.
Электроны по энергетическим уровням распределяются так, что на внешнем энергетическом уровне располагаются 2 электрона, находящихся на s-оболочке (табл. 24).
Валентными в атомах элементов в данной подгруппе являются лишь электроны внешнего электронного слоя. Электроны предвнешнего слоя в образовании валентных

Распределение электронов по энергетическим уровням элементов побочной подгруппы II группы . Таблица 24
Элемент
Заряд ядра
Число электронов на энергетических уровнях
Радиус атома A
K
L
M
N
O
P
Q
+ 30
+48
+80
2
2
2
8
8
8
18
18
18
2
18
32
2
18
2
1,33
1,49
1,50

связей не участвуют в отличие от элементов побочной подгруппы I группы.
С возрастанием заряда ядра от цинка к ртути снижается восстановительная активность. Цинк в ряду напряжений располагается левее водорода.
Физические свойства элементов подгруппы цинка приведены в табл. 25.

Физические свойства элементов подгруппы цинка. Таблица 25
Элемент
Порядковый номер
Атомный вес
Температура плавления, °С
Температура кипения, °С
Плотность, г/смЗ
Цинк Zn
30
48
80
65,3
112,4
200,5
419,4
320,9
-38,84
906
767
356,95
7,1
8,6
14,0

Из элементов подгруппы цинка наибольшее значение имеют цинк и ртуть, поэтому мы в основном остановимся на этих металлах.
23. Сравните величину радиусов атомов щелочноземельных металлов и металлов подгруппы цинка, находящихся в одних и тех же периодах, и объясните, почему при одинаковой структуре внешнего электронного слоя элементы подгруппы цинка проявляют меньшую восстановительную активность.
24. Изобразите электронные конфигурации внешнего и предвнешнего слоя атомов элементов подгруппы цинка и распределение электронов по орбиталям. Отметьте их сходство и различие.

§ 112. Цинк Zn

Цинк Zn — тяжелый цветной металл, химически активен, обладает хорошо выраженными восстановительными свойствами. Подобно алюминию, он покрыт защитной пленкой окиси, однако реагирует с кислородом при нагревании и даже может гореть в кислороде с образованием окиси цинка ZnO:
2Zn + О2 = 2ZnO
В соединениях цинк постоянно двухвалентен.
Если смешать тонкий порошок металлического цинка с мелкорастертой серой и нагреть, то происходит бурная реакция, сопровождающаяся яркой вспышкой, образуется сульфид цинка белого цвета:
Zn + S = ZnS
С галогенами цинк реагирует без нагревания: Zn + Cl2 = ZnCl2
Взаимодействие с водой практически прекращается сразу после начала реакции, так как на поверхности металла образуется плотная пленка гидроокиси цинка, которая прекращает доступ воды к металлу. Однако если вода берется в виде перегретого пара, а цинк — сильно раскаленный, то идет реакция с образованием окиси цинка:
Zn + H2O = ZnO + H2↑
С кислотами цинк активно реагирует с вытеснением водорода. Реакция идет при обычных условиях и служит общеизвестным способом получения водорода в лаборатории:
Zn + 2НСl = ZnCl2 + H2↑

Zn + 2H+ = Zn2+ + H2↑
При взаимодействии с концентрированной серной кислотой цинк в зависимости от концентрации кислоты и других условий может восстанавливать серу до сероводорода, до свободной серы или до двуокиси серы:
Zn + H2SO4 → … (S+4)
Zn + H2SO4 → … (S-2)
Zn + H2SO4 → … (S0)
• Самостоятельно составьте полные уравнения и расставьте коэффициенты на основе электронного баланса.
Особенностью цинка является его амфотерность. Наряду с реакцией между цинком и кислотами легко происходит реакция между цинком и щелочами. При этом цинк вытесняет из щелочей водород и образует соли — цинкаты:
Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2↑
цинкат
натрия
Zn + 2Na+ + 2OH = 2Na+ + ZnO22 + H2↑

Zn + 2OH = ZnO22 + H2↑
■ 25. Перечислите особенности химических свойств цинка, подтвердите их уравнениями реакции и обоснуйте с позиции теории строения атомов. Составьте план изложения этого вопроса. (См. Ответ)
Окись цинка ZnO с водой в реакцию не вступает, однако обладая амфотерным характером, может вступать в реакцию как с кислотами:
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + Н2O
ZnO + 2Н+ + SO24 = Zn2+ + SO24 + H2O
ZnO + 2H+ = Zn2+ + H2O
так и со щелочами:
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2Na+ + 2OH = 2Na+ + ZnO22 + H2O
ZnO + 2OH = ZnO22 + H2O
Окись цинка широко используется для изготовления нетемнеющих цинковых белил.
При сильном нагревании с углем окись цинка может быть восстановлена до свободного цинка:
ZnO + С = Zn + СО
Окись цинка иногда встречается в природе.
Гидроокись цинка Zn(OH)2 — также вещество амфотер-ное, нерастворимое в воде, но хорошо растворимое как в кислотах:
Zn(OH)2 + 2Н+ = Zn2+ + 2Н2O
так и в щелочах:
Zn(OH)2 + 2OН = ZnO22 + 2Н2O
• На основании приведенных сокращенных ионных . уравнений составьте полные ионные и молекулярные уравнения.
Из солей цинка важнейшими являются хлорид ZnCl2 и сульфат ZnSO4.

Сульфат цинка (цинковый купорос) поступает в лаборатории в виде кристаллогидрата ZnSO4-7H2O. Разбавленные растворы применяются как лекарственное средство при некоторых заболеваниях. Как уже указывалось, сульфат цинка используют для получения металлического цинка путем электролиза, а также как протраву при крашении тканей.
Хлорид цинка ZnCl2 — «травленая кислота» применяется при паянии, для пропитки древесины с целью предохранения ее от гниения, в производстве пергамента.
Цинк в природе встречается в виде минерала цинковой обманки ZnS, которая является цинковой рудой. Цинк из нее получают посредством обжига на воздухе с последующим восстановлением полученной окиси углем:
2ZnS + 3O2 = 2SO2 + 2ZnO ZnO + С = Zn + СО
Образовавшуюся окись иногда при наличии дешевой электроэнергии переводят серной кислотой в сульфат, а затем последний подвергают электролизу.
Свободный цинк широко применяется в промышленности. Благодаря способности образовывать на поверхности металла защитную окисную пленку цинком покрывают изделия из железа для защиты от коррозии посредством погружения их в расплавленный цинк (цинкование). Чистый цинк довольно хрупок, поэтому чаще он применяется в составе сплавов, например латуни .
Соединения цинка имеют гораздо более ограниченное применение по сравнению с чистым металлом.
■ 26. Что такое амфотерность и как она проявляется в соединениях цинка? (См. Ответ)
27. Укажите способы получения окиси и гидроокиси цинка.
28. Почему цинковая посуда портится при добавлении в нее при стирке уксуса или щелочи? Можно ли в цинковой посуде держать раствор медного купороса?
29. Каким простейшим способом можно освободить раствор сульфата цинка от примеси раствора сульфата меди? (См. Ответ)

§ 113. Ртуть Hg

Ртуть — единственный металл, находящийся при обычной температуре в жидком состоянии (температуре плавления — 38,8°). Ртуть белого цвета. Она обладает меньшей восстановительной активностью, чем цинк. В ряду напряжений ртуть располагается правее водорода, т. е. не вытесняет его из воды и кислот. Радиус атома ртути почти равен радиусу атома кадмия, а заряд ядра атома значительно больше, поэтому электроны внешнего слоя удерживаются ртутью значительно прочнее.
■ 30. Изобразите электронную конфигурацию внешнего и предв-нешнего слоя атома ртути. Объясните, почему среди металлов группы цинка ртуть проявляет наименьшую восстановительную активность. (См. Ответ)
Ртуть легко образует с другими металлами сплавы, которые называются амальгамами.
Ртуть химически малоактивна и на воздухе без изменений может храниться довольно долго. Однако при длительном слабом нагревании может окисляться, образуя окись ртути:
2Hg + O2 = 2HgO
При растирании в ступке ртуть очень легко взаимодействует с серой, образуя сульфид ртути (II) черного цвета:
Hg + S = HgS
С водой ртуть в реакцию не вступает, но хорошо реагирует с азотной и концентрированной серной кислотами, обладающими сильным окисляющим действием. При этом в зависимости от того, при какой температуре ведется реакция, образуются соли как одновалентной, так и двухвалентной ртути. Ртуть в соединениях может быть одновалентной и двухвалентной. Соединения как одновалентной, так и двухвалентной ртути достаточно устойчивы, хотя и могут превращаться друг в друга.
Следует отметить сильную ядовитость ртути, которая даже при комнатной температуре легко испаряется и может вызвать тяжелые отравления, оказывающие сильное влияние на сердце. При попадании соединений ртути внутрь возникает расстройство деятельности органов пищеварения и почек. Очень ядовиты и соединения ртути, такие, как, например, сулема.
В промышленности применяется как металлическая ртуть, так и некоторые ее соли. Металлическую ртуть используют при изготовлении термометров, барометров и некоторых измерительных приборов, а также при добыче золота для его очистки от примесей, так как ртуть легко образует амальгамы с золотом и некоторыми другими драгоценными металлами. Этим ее свойством пользуются и в зубоврачебной практике для изготовления пломб.

Соли ртути также находят некоторое применение. Например, сулема HgCl2 используется как дезинфицирующее средство, каломель Hg2Cl2(Cl — Hg — Hg — Cl) — как легкое слабительное.
В природе ртуть встречается изредка в самородном жидком состоянии, но чаще в виде соединений, например киновари HgS. Для получения из нее ртути киноварь сначала обжигают:
2HgS + 3O2 = 2HgO + 2SO2
а затем полученную окись ртути HgO разлагают нагреванием:
2HgO = 2Hg + O2
Обычно обе реакции протекают одновременно в едином процессе.
■ 31. Что такое амальгамы? С какой амальгамой вы уже знакомы? (См. Ответ)
32. Перечислите особенности химических свойств ртути.
33. Каково физиологическое действие ртути?
34. Укажите, где применяется металлическая ртуть.
35. Что вам известно о соединениях ртути?
36. В каком виде ртуть может встречаться в природе и как можно получить ее из природных соединений? Подтвердите свой ответ уравнениями реакций.
37. Основываясь на положении ртути в ряду напряжений металлов, опишите отношение ртути к воде, соляной кислоте, разбавленной и концентрированной серной кислоте, разбавленной и концентрированной азотной кислоте. (См. Ответ)

§ 114. Титан Ti (побочная подгруппа IV группы)

Титан Ti — элемент побочной подгруппы IV группы периодической системы. Атомный вес 47,9, заряд ядра + 22. Электроны распределены по четырем энергетическим уровням:

Титан распределение электронов

38. Изобразите электронную конфигурацию внешнего и предвнешнего слоев и распределение электронов по орбиталям.
Незавершенностью d-орбиталей предвнешнего слоя объясняется то, что в образовании валентных связей участвуют не только два электрона внешнего слоя, но и два электрона предвнешнего слоя. B связи с этим титан может быть в соединениях как двухвалентным, так и (гораздо чаще) четырехвалентным. Соединения четырехвалентного титана более устойчивы.

Титан довольно легкий металл с плотностью 4,5. Он плавится при температуре 1670°, а кипит при 3260°. Титан пластичен, обладает хорошей ковкостью.
Чем выше температура, тем сильнее проявляются восстановительные свойства титана. На холоде он сравнительно мало активен, но при нагревании легко взаимодействует с галогенами, кислородом, проявляя при этом степень окисления + 4. Из реакций со сложными веществами следует отметить взаимодействие с перегретым водяным паром:
Ti +2H2O = TiO2 + 2H2↑
Интересно, что титан гораздо активнее реагирует с газообразными галогеноводородами, чем с аналогичными кислотами. Например, с хлористым водородом при нагревании идет реакция:
Ti + 4НСl = TiCl4 + 2H2↑
в то время как соляная кислота действует на титан только в концентрированном виде.
Кислородные кислоты с сильными окислительными свойствами в основном вступают с титаном в окислительно-восстановительные реакции:
Ti + HNO3 → H2TiO3 + NO
титановая кислота
Ti + H2SO4 → Ti(SO4), + SO2
сульфат титана

• Закончите составление уравнений окислительно-восстановительных реакций самостоятельно.
Однако на гладкой поверхности изделий из титана или его сплавов такие кислоты могут образовывать оксидную пленку, защищающую металл от дальнейшего окисления. Высший окисел титана ТiO2 носит в основном кислотный характер. Ему соответствует титановая кислота Н2TiO3, соли которой носят название титанатов, например титанат железа FeTiO3, титанат кальция CaTiO3. При сплавлении ТiO2, с некоторыми основными окислами, например с СаО, образуются соответствующие титанаты:
СаО + ТiO2 = CaTiO3

В природе титан довольно распространен. Он встре-чается в виде минерала рутила, в основе которого двуокись титана ТiO2, а также в виде титанатов кальция и железа. Минералы, содержащие титан, часто сопутствуют железным рудам и редко встречаются в виде крупных самостоятельных месторождений. Получают титан из природных соединений, переводя их в хлорид TiCl4, а затем восстанавливая из хлорида расплавленным магнием:
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2 Это весьма дорогой способ.
Титан применяют в основном в качестве добавок к сплавам, в частности к стали, что придает ей ковкость, жаропрочность, устойчивость к коррозии.

■ 39. Подробно опишите химические свойства титана. Чем титан отличается от цинка и в чем они сходны?
40. Что такое титанаты и как можно их получить?
41. Каким способом можно получить титан из природных соединений?
42. Где применяется титан? (См. Ответ)

38

37 39