Лабораторная работа 19 Металлы подгрупп меди и цинка

Цель работы: изучить химические свойства соединений металлов подгрупп меди и цинка.

Задание: получить гидроксид меди (II), исследовать его свойства; провести рекции взаимодействия солей цинка, кадмия и ртути со щелочью; получить комплексные соединения цинка и кадмия; убедиться на опыте, что соединения ртути (II) являются окислителями. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Теоретическое введение

Медь, серебро, золото расположены в побочной подгруппе I группы, относятся к d-металлам. Электронная структура атомов этих элементов выражается формулой (n-1)d¹⁰ns¹. Наиболее характерные степени окисления: для меди +2, для серебра +1, для золота +3.

Медь, а особенно, серебро и золото – малоактивные металлы. В ряду напряжений эти металлы стоят после водорода, поэтому не вытесняют его из разбавленных кислот. Медь и серебро растворимы в концентрированной H₂SO₄ при нагревании, а также в азотной кислоте любой концентрации. Золото достаточно легко растворяется в смеси кислот.

Медь образует нерастворимые в воде оксиды: Cu₂O – красного цвета и CuO – чёрного цвета. Гидроксиды меди CuOH и Cu(ОН)₂ – нерастворимые в воде вещества соответственно жёлтого и голубого цвета, легко разлагаются при нагревании на оксид и воду. Cu(ОН)₂ наряду с основными свойствами в слабой степени проявляет кислотные свойства; он растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием мало прочных купритов Na₂[Cu(OH)₄], K₂[Cu(OH)₄].

Оксид серебра получается только косвенным путём, при взаимодействии соли серебра со щёлочью:

2AgNO₃ + 2NaOH = Ag₂O↓ + 2NaNO₃ + H₂O

Большинство соединений меди, серебра и золота являются окислителями.

Цинк, кадмий и ртуть образуют побочную подгруппу II группы. Это d- металлы. Электронная структура атомов этих элементов может быть выражена формулой (n-1)d¹⁰ns². Цинк и кадмий проявляют степень окисления +2, ртуть +1 и +2.

В подгруппе цинка наблюдается резкое падение химической активности металлов при переходе сверху вниз. В ряду напряжений цинк и кадмий стоят до водорода, а ртуть – после. Цинк – химически активный металл, легко растворяется в HCl и разбавленной H₂SO₄ с выделением водорода. Вследствие амфотерности его оксида он растворяется также в концентрированных растворах щелочей. Кадмий в щелочах практически не растворяется, а в кислотах – менее энергично, чем цинк. Ртуть растворима только в кислотах-окислителях: HNO₃ и концентрированной H₂SO₄:

Hg + 2H₂SO₄ (конц.) = HgSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Hg + 4HNO₃ (конц.) = Hg(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

При действии разбавленной азотной кислоты на избыток ртути образуется Hg₂(NO₃)₂, где каждый атом ртути имеет степень окисления +1:

6Hg + 8HNO₃ (разб.) = 3Hg₂(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Во всех соединениях ртути (I) атомы ртути связаны между собой попарно, образуя двухвалентные группы –Hg–Hg−. Поэтому формулу нитрата ртути (I) следует писать Hg₂(NO₃)₂, а не HgNO₃, также Hg₂Cl₂, а не HgCl. Диссоциация солей ртути (I) идёт с образованием ионов Hg₂²⁺. Соединения Hg₂²⁺ в зависимости от условий могут быть окислителями и восстановителями. Например, в реакции Hg₂Cl₂ + Cl₂ = 2HgCl₂ Hg₂Cl₂ – восстановитель, а в реакции Hg₂Cl₂ + SnCl₂ = 2Hg + SnCl₄ Hg₂Cl₂ − окислитель.

Все металлы подгруппы цинка устойчивы на воздухе, так как на поверхности цинка и кадмия при обычной температуре образуется тончайшая оксидная плёнка, защищающая эти металлы от дальнейшего окисления, а ртуть на воздухе при комнатной температуре не окисляется. При нагревании все металлы образуют с кислородом нерастворимые оксиды: ZnO – белого, CdO – коричневого, HgO – жёлтого или красного, Hg₂O – чёрного цвета.

Гидроксиды цинка и кадмия нерастворимы в воде и получаются при взаимодействии их солей с растворами щелочей. Zn(OH)₂обладает амфотерными свойствами, аCd(OH)₂, главным образом, − основными. Оба эти гидроксида легко растворяются в избыткеNH₄ОН с образованием комплексных аммиакатов. При взаимодействии растворов солей ртути со щелочами образуются оксиды, так как гидроксиды неустойчивы и разлагаются в момент образования.

Элементы подгрупп меди и цинка проявляют склонность к комплексообразованию, координационное число их ионов равно 4.