- •Общая и неорганическая химия учебно-методическое пособие
- •Введение
- •Основные теории и законы химии
- •Часть I общая химия
- •1. Основные закономерности протекания химических процессов
- •1.1. Энергетика, направление и глубина протекания химических реакций. Химическое равновесие.
- •1.2. Окислительно-восстановительные реакции
- •1.2.1. Типы окислительно-восстановительных реакций.
- •1.2.2. Направление самопроизвольного протекания окислительно-восстановительных реакций
- •1.3. Учение о растворах
- •1.3.1.Растворимость газов
- •1.3.2. Коллигативные свойства растворов
- •1.3.3. Теория электролитической диссоциации.
- •1.3.4. Теория растворов сильных электролитов.
- •1.3.5. Равновесие между раствором и осадком малорастворимого сильного электролита.
- •1.3.6. Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. РН растворов сильных кислот и оснований.
- •1.3.7. Растворы слабых электролитов.
- •1.3.8. Теории кислот и оснований.
- •2. Строение вещества
- •2.1. Строение атома
- •2.1.1. Распределение электронов по орбиталям.
- •2.1.2 Периодический закон.
- •Основные характеристики атомов элементов.
- •Химическая связь.
- •Квантово-механическое описание химической связи.
- •2.2. Комплексные соединения
- •2.2.1. Международная (Женевская) номенклатура комплексных соединений
- •2.2.2. Классификация комплексных соединений.
- •2.2.3. Изомерия комплексных соединений.
- •2.2.4. Свойства комплексных соединений.
- •2.2.5. Образование комплексных соединений.
- •2.2.6. Разрушение комплексных соединений.
- •Часть II химия элементов
- •3.1. Водород
- •3.1.1 Вода как важнейшее соединение водорода.
- •4.1.1. Общая характеристика элементов iiiб группы.
- •4.1.2. Общая характеристика элементов ivб и vб групп.
- •Хром и его соединения.
- •Молибден и вольфрам.
- •4.2.3. Биологическая роль d-элементов VI группы и применение в медицине.
- •4.3.1. Марганец и его соединения.
- •4.4.1. Железо и его соединения.
- •4.4.2. Кобальт и никель.
- •4.4.3. Семейство платины (общая характеристика).
- •4.4.4. Биологическая роль d-элементов VIII группы и применение в медицине.
- •4.5.1. Медь и ее соединения.
- •4.5.2. Серебро и его соединения.
- •4.5.3. Золото и его соединения.
- •4.5.4. Биологическая роль d-элементов I группы и применение в медицине.
- •4.6.1. Цинк и его соединения.
- •4.6.2. Кадмий и его соединения.
- •4.6.4. Ртуть и ее соединения.
- •4.6.4. Биологическая роль d-элементов II группы и применение в медицине.
- •Бор и его соединения.
- •Алюминий и его соединения.
- •Биологическая роль р-элементов III группы и применение в медицине.
- •5.2.1. Углерод и его соединения.
- •5.2.2. Кремний.
- •5.2.3. Элементы подгруппы германия и их соединения.
- •5.2.4. Биологическая роль р-элементов IV группы и применение в медицине.
- •5.3.1. Азот и его соединения.
- •5.3.2. Фосфор и его соединения.
- •5.3.3. Химические свойства важнейших соединений мышьяка, сурьмы и висмута.
- •5.3.4. Биологическая роль р-элементов V группы и применение в медицине.
- •5.4.1. Кислород.
- •5.4.2. Сера и ее соединения.
- •5.4.3. Селен и теллур.
- •5.4.4. Биологическая роль р-элементов VI группы и применение в медицине.
- •5.5.1. Галогены и их соединения.
- •5.5.2. Биологическая роль р-элементов VII группы и применение в медицине.
- •Рекомендуемая литература Основная:
- •Дополнительная:
- •Содержание
4.6.1. Цинк и его соединения.
Цинк — голубовато-серебристый блестящий металл средней твёрдости. При хранении на воздухе тускнеет из-за образования тонкого, но плотного слоя оксида, который защищает металл от дальнейшего окисления.
Цинк широко распространен в природе и встречается в небольших количествах почти во всех породах вулканического происхождения, его содержание в земной коре составляет 1,5 · 10–3 вес. %. Главный минерал – сфалерит [цинковая обманка] ZnS. Обычным спутником цинка является кадмий. Почти все другие формы минералов цинка можно считать продуктами постепенного окисления сульфида: ZnO [цинкит], ZnSO4 · 7H2O [госларит], ZnCO3 [смитсонит], H2Zn2SiO5 [каламин].
Цинк растворяется в минеральных кислотах, причем скорость растворения возрастает в ряду кислот: серная, соляная, азотная. Цинк растворяется также в сильных щелочах и аммиаке. Цинк не разрушается под воздействием сухого воздуха при комнатной температуре, но начиная с 225С скорость окисления быстро возрастает. В атмосфере влажного воздуха, особенно в присутствии СО2 или SO2, цинк разрушается уже при комнатной температуре. Конечным продуктом атмосферной коррозии цинка является основной гидрокарбонат с различным соотношением ZnO : CO2 : H2O.
Вода почти не действует на цинк, хотя он и стоит в ряду напряжений значительно раньше водорода. Это объясняется тем, что образующийся на поверхности цинка при взаимодействии его с водой гидроксид практически нерастворим и препятствует дальнейшему течению реакции.
Цинк — сильный восстановитель, он способен замещать многие двухвалентные металлы [Mg, Mn, Fe, Ni, Cu, Cd] в их солях. Выделением кадмия из растворов цинком [цементация] широко пользуются при получении кадмия.
В азотной кислоте цинк образует не только нитрат, но и восстанавливает ион азота до оксида, элемента и даже до нитрата аммония:
4 Zn + 10 HNO3 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O
В своих соединениях цинк двухвалентен. Ион Zn2+ бесцветен и может существовать в нейтральных и кислых растворах.
При достаточном нагревании на воздухе цинк сгорает голубоватым пламенем, образуя ZnO. Цинка оксид ZnO — бесцветные кристаллы, в воде растворим очень мало, сублимирует при 1800. Оксид цинка амфотерен — растворяется в избытке щелочей и аммиака с образованием цинкатов, например K2ZnO2. ZnO легко растворяется в кислотах с образованием соответствующих солей Zn2+. Химически оксид цинка очень устойчив. В природе ZnO встречается в виде минерала цинкита.
Гидроксид цинка получают при взаимодействии растворимых солей со щелочами с помощью обменных реакций: M2+ + 2OH– M(OH)2. В процессе нейтрализации кислого раствора, содержащего ионы Zn2+, при рН около 6,0 осаждается гидроксид Zn(OH)2, амфотерный с преобладанием основных свойств. В избытке щелочи гидроксид снова растворяется с образованием цинкатов. Некоторые из образующихся цинкатов, например, Na[Zn(OH)3], Na2[Zn(OH)4], Ba2[Zn(OH)6], были выделены в твёрдом состоянии.
Помимо сильных щелочей, Zn(OH)2 растворяется в NH4OH, что обусловлено образованием растворимого аммиаката, характеризующегося константой нестойкости 3·10–10:
Zn(OH)2 + 4 NH3 [Zn(NH3)4](OH)2
Растворение гидроксида цинка в кислотах аналогично реакциям растворения оксида.
Цинк имеет большое сродство к сере и образует с ней нерастворимый сульфид (следует отметить большую прочность связи M–S, в том числе в биологических объектах):
Zn(NO3)2 + Na2S ZnS + 2 NaNO3
Цинк склонен к комплексообразованию. Так, например, крепкие растворы галогенидов цинка имеют кислую реакцию вследствие образования комплексных кислот H[ZnHal2OH] или H3[ZnHal2(OH)2].
Цианид цинка Zn(CN)2 с цианидами других металлов образует комплексный ион [Zn(CN)4]2–.
Тенденция к образованию комплексов цинка с галогенидами возрастает в ряду ZnI2 ZnBr2 ZnCl2; однако для ZnF2 комплексообразование не характерно.
Образующиеся комплексные соли отвечают общим формулам от Me[ZnX3] до Me4[ZnX6], где Ме — одновалентный металл.