Подгруппа цинка (цинк кадмий ртуть коперниций)

Подгруппа цинка

К элементам подгруппы цинка относятся металлы: цинк Zn, кадмий Cd, ртуть Hg и коперниций Cn.

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.).

Валентными в атомах элементов в данной подгруппе являются лишь электроны внешнего электронного слоя.

Электроны пред внешнего слоя в образовании валентных связей не участвуют в отличие от элементов побочной подгруппы I группы.

Таблица распределения электронов по энергетическим уровням элементов побочной подгруппы II группы

Элемент	Заряд ядра	Число электронов на энергетических уровнях							Радиус атома A
		K	L	M	N	O	P	Q
Цинк Zn	+ 30	2	8	18	2				1.33
Кадмий Cd	+48	2	8	18	18	2			1.49
Ртуть Hg	+80	2	8	18	32	18	2		1,50

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. 2.

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.

Это металл серебристо-голубоватого цвета. В соединениях проявляет степень окисления +2. Из девяти радиоактивных изотопов важнейший изотоп 65Zn с периодом полураспада 250 дней.

Важнейший минерал цинка — сфалерит (цинковая обманка). В виде соединений цинк находится в полиметаллических рудах, содержащих свинец, медь и железо.

Если смешать тонкий порошок металлического цинка с мелко растертой серой и нагреть, то происходит бурная реакция, сопровождающаяся яркой вспышкой, образуется сульфид цинка белого цвета.

Например:

Zn + S = ZnS

С галогенами цинк реагирует без нагревания:

Zn + Cl₂ = ZnCl₂

Взаимодействие цинка 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 цинка Zn с соляной кислотой НСl 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.

Например:

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 (цинкат натрия) + H₂↑

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)

Оксид и гидроксид цинка

Окись цинка ZnO с водой в реакцию не вступает, однако обладая амфотерным характером, может вступать в реакцию как с кислотами.

Пример:

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 амфотерное, нерастворимое в воде, но хорошо растворимое как в кислотах.

Например:

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.

Соли цинка

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.

Например:

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)

---

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 пред внешнего слоя атома ртути. Объясните, почему среди металлов группы цинка ртуть проявляет наименьшую восстановительную активность. (См. Ответ)

Соединения ртути

Ртуть легко образует с другими металлами сплавы, которые называются амальгамами.

Ртуть химически малоактивна и на воздухе без изменений может храниться довольно долго.

При длительном слабом нагревании ртути с кислородом (воздухом) 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.

Получение

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)

---

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:

➡️ 38. Изобразите электронную конфигурацию внешнего и пред внешнего слоев и распределение электронов по орбиталям.

Незавершенностью d-орбиталей пред внешнего слоя объясняется то, что в образовании валентных связей участвуют не только два электрона внешнего слоя, но и два электрона пред внешнего 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.

Свойства

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 (титановая кислота) + NO

Ti + H₂SO₄ → Ti(SO₄) (сульфат титана) + SO₂

▷ 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:

1. Титанат железа FeTiO₃.
2. Титанат кальция CaTiO₃.

При сплавлении ТiO₂, с некоторыми основными окислами, например с СаО, образуются соответствующие титанаты:

СаО + ТiO₂ = CaTiO₃

Распространение получение применение титана

В природе титан довольно распространен. Он встречается 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)

Статья на тему Цинк. Подгруппа цинка