Кадмий. Металлический кадмий, его получение, свойства и применение.

Кадмий – очень ковкий и тягучий металл в чистом состоянии, серебристо-белый. Единственный минерал, который представляет интерес в получении кадмия — гринокит, так называемая «кадмиевая обманка». Его добывают вместе со сфалеритом при разработке цинковых руд. В ходе переработки кадмий концентрируется в побочных продуктах процесса, откуда его потом извлекают. Также его извлекают из образующихся при гидрометаллургическом производстве растворов азотной кислоты.

Кадмий не взаимодействует с водой даже при кипячении, т.к. на воздухе покрывается тонкой защитной пленкой гидроксида. Однако при очень высоких температурах кадмий энергично взаимодействует с водой с образованием водорода:

Cd + 2H₂O = Cd(OH)₂ + H₂

Восстановительные свойства кадмия выражены слабее, чем у цинка. В щелочах кадмий не растворяется, а медленно окисляется при нагревании в разбавленной серной и соляной кислотах:

Cd + H₂SO₄ = CdSO₄ + H₂

Cd + HCl = CdCl₂ + H₂

С углеродом кадмий не взаимодействует и карбидов не образует. Также реакция не идет с Н₂, N₂, Si и В. Косвенными путями получены легко разлагающиеся при нагревании гидрид CdH₂ и нитрид Cd₃N₂.

Металлический Кадмий применяют в ядерных реакторах, для антикоррозионных и декоративных покрытий, в аккумуляторах. Кадмий служит основой некоторых подшипниковых сплавов, входит в состав легкоплавких сплавов (например, сплав Вуда). Легкоплавкие сплавы применяют для спайки стекла с металлом, в автоматических огнетушителях, для тонких и сложных отливок в гипсовых формах и других. Сульфид Кадмия (кадмиевая желтая) - краска для живописи. Сульфат и амальгама Кадмия используются в нормальном элементе Вестона.

Оксид и гидроксид кадмия. Комплексные соединения.

При сильном накаливании кадмий сгорает и превращается в бурый оксид кадмия. С другой стороны, оксид кадмия получают прокаливанием гидроксида или разложением нитрата или карбоната кадмия:

2Cd(NO₃)₂ = 2CdO + 4NO₂ + O₂

Легко взаимодействует с кислотами:

CdO + H₂SO₄ = CdSO₄ + H₂O

Поглощает CO₂ из воздуха:

CdO + CO₂ = CdCO₃

С расплавами щелочей образует соли – кадматы:

CdO + 2NaOH_{(расплав)} = Na₂CdO₂ + H₂O

Легко восстанавливается водородом (при 300 °С):

CdO + H₂ = Cd + H₂O

СО (выше – 350 °С):

CdO + CO = Cd + CO₂

С (выше ~ 500 °С):

CdO + C = Cd + CO

Известен пероксид кадмия CdO₂ – кристаллы с кубической решеткой.

Соответствующий оксиду кадмия гидроксид Cd(OH)₂ известен в трех модификациях: неустойчивой скрытокристаллической (), содержащей избыток воды; гексагональной () и моноклинной ().

Реагирует с жидким аммиаком:

Cd(OH)₂ + 4NH₄OH = [Cd(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O

Растворами цианидов щелочных металлов:

Cd(OH)₂ + 4KCN = K₂[Cd(CN)₄] + 2KOH

Гидроксид кадмия обладает слабыми амфотерными свойствами, кислотные свойства он проявляет в меньшей степени, чем гидроксид цинка. Однако при его длительном кипячении в концентрированных щелочах образуются гидроксокадматы:

Cd(OH)₂ + 2BaOH = Ba₂[Cd(OH)₆]

Реагирует с кислотами по обменному механизму:

Cd(OH)₂ + H₂SO₄ = CdSO₄ + H₂O

Выше 170°С разлагается до CdO:

Cd(OH)₂ = CdO + H₂O

Получают Cd(OH)₂ действием щелочи или NH₃ на растворы солей Cd, гидролизомамминокомплексов или кадматов, анодным растворением Cd в щелочных р-рах, гидратацией CdO в щелочном р-ре.

Применяют Cd(OH)₂ для получения соединений Cd, как аналитический реагент, компонент активных масс кадмиевых электродов источников тока. Оксид используется как материал электродов, компонент катализаторов орг. синтеза, шихты для получения спец. стекол, смазочных материалов.

Хлориды, бромиды, иодиды и сульфаты кадмия образуют в водных растворах аутокомплексы:

2CdCl₂ = Cd[CdCl₄]

Большинство соединений кадмия бесцветно или белого цвета, за исключением CdO (коричневый) и CdS (желтый). Соли кадмия и сильных кислот токсичны и не склонны к гидролизу.

Ртуть. Получение металлической ртути.

Ртуть является редким элементом и встречается в самородном состоянии. Получают ее обжигом киновари:

HgS + O₂ = Hg + SO₂

От большинства примесей ртуть очищают промывкой 20%-ной HNO₃.

Амальгамы.

Ртуть растворяет многие металлы, образуя твердые или жидкие сплавы, называемые амальгамами. Единственным металлом, не образующим амальгаму, является железо, поэтому ртуть перевозят в железной таре.

При нагревании амальгам ртуть испаряется. Из амальгам металлов с высокой т-рой кипения ртуть можно удалить нагреванием практически полностью. Т.к. растворенный металл в жидкой амальгаме измельчается до атомного состояния и на пов-сти сплава не образуется плотная оксидная пленка металла, большинство амальгам химически очень активно. Так, алюминий в амальгаме, в отличие от компактного металла, быстро реагирует с О₂ воздуха при комнатной т-ре.

Амальгамы низкоплавких металлов (Ga, In, Tl, Sn, Cd и др.) легко образуются при их нагревании с ртутью. Щелочные металлы взаимод. с Hg со значит. выделением тепла, поэтому при получении амальгам их добавляют к ртути небольшими порциями. Золото, на пов-сти к-рого отсутствует оксидная пленка, при соприкосновении с ртутью мгновенно образует амальгаму, к-рую можно удалить действием HNO₃.

Образованию амальгам большинства металлов препятствует оксидная пленка на их пов-сти. Поэтому для приготовления амальгам часто используют электрохим. Выделение металла на ртутном катоде, снятие защитной пленки с помощью разл. реагентов, р-ции вытеснения металлами ртути из р-ров ее солей и др. Так, амальгама алюминия образуется при действии обработанного соляной к-той А1 на р-р Hg(NO₃)₂. Приготовление амальгам (кроме амальгам благородных металлов) целесообразно проводить в инертной атмосфере или под слоем защитной жидкости, т.к. растворенные в ртути металлы легко окисляются О₂воздуха.

При действии амальгамы натрия на конц. р-ры солей аммония и при электролизе этих р-ров с ртутным катодом образуется амальгама аммония, в к-рой нейтральная частица NH⁰₄ ведет себя как атом металла. При комнатной т-ре эта амальгама быстро разлагается с выделением NH₃ и Н₂.