Гидроксид цинка амфотерен и растворяется как в кислотах. Так и в щелочах
Zn(OH)2 + 2H+ = Zn2+ + 2H2O ,
Zn(OH)2 + 2OH‾ = [Zn(OH)4]2-.
Соли хорошо гидролизуются по катиону:
ZnCl2 + H2O ↔ ZnOHCl + HCl.
Безводные цинкаты многих металлов могут быть получены сплавлением ZnO с оксидами металлов.
BaO + ZnO СПЛАВ. BaZnO2.
Цинкаты,
полученные сухим путем, в воде практически
не растворимы.
Благодаря своим небольшим радиусам и наличию свободных электронных орбиталей ионы Zn2+, Cd2+ , Hg2+ являются хорошими комплексообразователями. Zn и Cd образуют большое число катионных и анионных комплексных соединений, при этом для цинка характерно координацион-ное число 4, для кадмия – 6.
Нитриты, сульфаты, ацетаты, перхлораты цинка, кадмия и ртути (II) хорошо растворимы в воде. Растворимые соединения цинка, кадмия и особенно ртути ядовиты.
Большинство солей иона [Hg2 ]2+ не растворимы. Растворимый нитрат ртути(I)–основной исходный продукт для получения других солей ртути (I):
Hg2(NO3)2 + 2NaCl = Hg2Cl2↓ + 2NaNO3.
Соли ртути (I) можно получить и восстановлением соответствующих солей ртути(II):
+2 +1
2HgCl2 + SnCl2 = Hg2Cl2↓ + SnCl4.
Соединения ртути (I) проявляют, в зависимости от условий реакции, как окислительные, так и восстановительные свойства:
+1 +2
Hg2Cl2 + Cl2 = 2HgCl2
+1
Hg2Cl2 + SnCl2 = + SnCl4 + 2Hg0↓
Соединения ртути (I) склонны к реакциям диспропорционирования:
+1 +2
Hg2(NO3)2 + H2S = Hg0 + HgS + 2HNO3.
Лекция 9
Элементы I группы
В подгруппу входят Cu, Ag и Au. Они находятся в той же группе, что и щелочные металлы. Но общим у них является только то, что они образуют соединения со степенью окисления +1. По свойствам и химическому поведению они резко отличаются от щелочных металлов.
-
Электронная структура
Cu
3d104s1
Ag
4d105s1
Au
5d106s1
Атомная масса
63,55
107,87
196,97
Радиус атома, А0
0,128
0,144
0,144
Валентность
I, II, III
I, II, III
I, II, III
Координационные числа
2, 4, 6
2, 4, 6
2, 4
Потенциалы ионизации, эВ
7,72
7,56
9,22
Распространение в природе.
Это настолько инертные элементы, что все они встречаются в природе в свободном состоянии. Среди минералов меди наиболее важны: халькопирит CuFeS2, ковеллин CuS, куприт Cu2O, малахит CuCO3·Сu(OH)2 и др. Руды серебра Ag2S – аргентиты, серебро также входит в состав сульфидных минералов других металлов (Pd, Zn, Cd и др.). Известно более 20 минералов золота, из которых главный – самородное золото.
Получение.
Для получения меди применяют пиро- и гидрометаллургические процессы. Пирометаллургический процесс извлечения меди из сернистых руд типа CuFeS2 можно выразить следующей суммарной схемой:
2CuFeS2 + 5O2 + 2SiO2 = 2Cu + 2FeSiO3 + 4SO2.
Гидрометаллургические методы получения меди основаны на растворении медных минералов в разбавленных растворах H2SO4 или аммиака. Из полученных растворов медь вытесняют железом или выделяют электролизом.
Лучшим методом отделения самородного золота от пустой породы является цианидный метод: растворение Au в растворе NaCN c образованием Na[Au(CN)2] c последующим вытеснением цинком:
4Au + 8NaCN + O2 + 2H2O = 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH
2Na[Au(CN)2] + Zn = Na2[Zn(CN)4] + 2 Au
Cвойства простых веществ.
Простые вещества Cu, Ag, Au – блестящие металлы красного (Cu), белого (Ag) и жёлтого цвета (Au), обладающие исключительной пластичностью и ковкостью. Они превосходят остальные металлы также по теплопроводности и электрической проводимости.
Химическая активность меди, золота и серебра невелика и убывает с возрастанием порядкового номера элемента.
Cu, Ag и Au способны проявлять переменную степень окисления от +1 до +3, а у золота - до +5. Это единственные элементы, степень окисления которых выше номера их группы. Для меди наиболее характерна степень окисления +2, серебра +1, золота +3.
Металлы легче всего реагируют с галогенами (Cu при обычной температуре, Ag и Au при нагревании), с кислородом непосредственно реагирует только медь:
5000C
Cu + O2 → CuO
8000C
4Cu + O2 → 2Cu2O
3Ag + O3 → 3AgO
Золото и серебро на воздухе не окисляются, но при наличии в воздухе сероводорода на серебре образуется чёрный налёт:
4Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O.
На поверхности меди во влажном воздухе с участием СО2 образуется гидроксокарбонат меди:
2Сu + СО2 + H2O + O2 = (CuOH)2CO3.
Золото растворяется в водных растворах хлора:
2Au + 3Cl2 + 2H2O = 2H2[AuCl3O].
Лучшим растворителем золота является царская водка:
Au + 4HCl + HNO3 = H[AuCl4] + NO + 2H2O.
H[AuCl4] можно выделить в виде желтого кристаллического вещества. С основаниями эта кислота дает соли. При нагревании постепенно выделяет металл:
H[AuCl4] → AuCl3 → Au[AuCl4] → AuCl → Au.
Cu, Ag и Au не реагируют с разбавленными кислотами, но медь растворяется в HCl в присутствии окислителя:
2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl2 +2H2O
Cоединения меди, серебра и золота:
+1 +2 +3
Cu2O CuO, Cu(OH)2 Cu2O3
Ag2O AgO Au2O3, Au(OH)3
Степень окисления +1:
Степень окисления +1 наиболее характерна для серебра. У меди и в особенности у золота она проявляется реже.
2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O ↓+ 2NaNO3 + H2O
2000C
2Ag2O → 4Ag + O2
Гидроксид AgОН неустойчив, является сильным основанием. Аммиачные комплексы значительно более устойчивы и по силе приближаются к щелочам:
Ag2O + 4NH3 + 2H2O = 2[Ag(NH3)2]OH.
Большинство соединений Э(I) при небольшом нагревании и при действии света легко распадаются. Светочувствительность галогенидов серебра используется для приготовления светочувствительных эмульсий.
Степень окисления +2:
Степень окисления +2 характерна только для меди.
Cu(OH)2 – слабоамфотерен:
Cu(OH)2 + 2H+ = Cu 2+ + 2H2O
Cu(OH)2 + 2 OH- (конц. ) = [Cu(OH)4]2-
Соединения Cu(II) в окислительно-восстановительных реакциях могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства:
2Cu(OH)2 + NaClO + 2NaOH = 2NaCuO2 + NaCl + 3H2O
2 Cu(OH)2 – ē + 2OH‾ → CuO2‾ + 2H2O
1 ClO‾ + 2ē + H2O → Cl‾ + 2OH‾
2Cu(OH)2 + 4OH‾ + ClO‾ + H2O → 2CuO2‾ + 4H2O + Cl‾ + 2OH‾
2CuCl2 + 4 KI → 2Cu2I 2+ I2 + 4KCl
1 Cu2+ + 2ē + 2I‾ → Cu2I2
1 2 I‾ - 2ē →I2
|
2Cu2+ + 2I‾ + 2I‾ → Cu2I 2+ I2
Для меди(II) характерно образование как катионных, так и анионных комп-лексы. Так при растворении в воде солей Cu(II) образуются голубые аква-комплексы, а при взаимодействии с аммиаком – фиолетовые аммиакаты: CuSO4 + 5H2O = [Cu(H2O)4]SO4 H2O
CuSO4 + 4NH3 ( конц.) = [Cu(NH3 )4]SO4 Из соединений меди(II) технически наиболее важен медный купорос CuSO4 · 5H2O , который применяется для получения минеральных красок, для борьбы с вредителями и болезнями растений в сельском хозяйстве.
Степень окисления +3: Степень окисления +3 наиболее характерна для золота. Au(OH)3- амфотерный гидроксид с преобладанием кислотных свойств:
Au 3+ + 3 OH- = Au(OH)3↓ Au(OH)3 + OH- = [Au(OH)4]- Au(OH)3 + 4HCl = H[AuCl4] + 3H2O 1500C 2Au(OH)3 → Au2O3 + 3H2O 1600C 2Au2O3 → 4Au + 3O2 Особая склонность Au(III) к образованию анионных комплексов проявляется и при гидролизе его галогенидов: AuCl3 + H2O ↔ H[Au(OH)Cl2] AuCl3 + H2O ↔ H2[AuOCl2] Соединения Cu(III) – куприты – неустойчивы, существуют только в силь-но щелочных растворах: 4NaCuO2 + 12HCl = 4NaCl + 4CuCl2 + 6H2O + O2 4 CuO2‾ + ē + 4H+ → Cu2+ + 2H2O 1 2H2O – 4ē → O2 + 4H+ 4CuO2‾ + 16H+ + 2H 2O → 4Cu2+ + 8H2O + O2 + 4H+ 12 6
|
S - ЭЛЕМЕНТЫ
Все s-элементы на внешнем энергетическом уровне имеют либо один, либо два электрона, которые они легко отдают , образуя ионы с устойчивыми электронными конфигурациями инертных газов. Все они кроме водорода и гелия являются металлами. Металлы первой группы называются щелочными, второй ( за исключением бериллия и магния ) - щелочноземельными. По мере увеличения порядкового номера растут их ионные радиусы и уменьшаются энергии ионизации.
При обычных условиях металлы находятся в твердом состоянии, ни один из них не образует аллотропных модификаций. s-элементы (кроме бериллия) имеют небольшую по сравнению с другими металлами плотность, низкие температуры плавления, что связано с тем, что при образовании нелокализованной связи на обобществление они отдают один или два электрона. Плотность металлов в подгруппах сверху вниз увеличивается, а температура плавления- уменьшается.
Все s- металлы сильные восстановители, значения их стандартных элек-тродных потенциалов ниже 2,0 ( за исключением бериллия).
Химические свойства s-элементов.
Все s- металлы на свежем разрезе имеют блестящую поверхность, однако быстро тускнеют , вступая в контакт с кислородом воздуха, поэтому их , за ис-ключением , бериллия и магния следует хранить под слоем керосина или жидкого парафина. На поверхности бериллия и магния образуется защитный оксидный слой, поэтому они корродируют сравнительно медленнее.
При сгорании при атмосферном давлении могут образовываться оксиды состава Ме2О ( 1-группа ) или МеО ( II группа); пероксиды состава Ме2О2 и МеО 2, соответственно; супероксиды состава МеО 2 и МеО 4. От лития к цезию тенденция к образованию пероксидных соединений увеличивается, при этом с увеличением радиусов ионов устойчивость пероксидов и надпероксидов увеличивается, так при горении лития образуется только оксид, натрий дает пероксид, а калий , рубидий и цезий образуют надпероксиды. Для всех щелочных металлов кроме лития могут образовываться и озониды состава МеО 3. Образование пероксидов и надпероксидов не характерно для бериллия и магния, для остальных щелочноземельных металлов они образуются либо при взаимодействии оксидов с кислородов, либо при взаимодействии гидроксидов с концентрированной перекисью водорода :
Ме(ОН) 2 + Н2О2= МеО 2 + Н2О
Пероксиды и надпероксиды имеют ионную кристаллическую решетку, но не отличаются большой твердостью и устойчивостью, при внесении в воду образуют пероксид водорода :
Ме2О2 + 2Н2О = 2МеОН + Н2О2
2КО 2 + 2Н2О = 2КОН + Н2О2 + О 2
ВаО 2 + 2Н2О = Ва(ОН)2 + Н2О2
Все s- металлы взаимодействуют при нагревании с водородом и галоге-нами, серой , азотом, фосфором, углеродом, например :
Ва + Н2= ВаН2
2К + Cl2 =2KCl
2Mg + 2C = Mg2C2
При взаимодействии с галогенами образуются хорошо растворимые в воде галогениды, также хорошо растворимы нитраты, растворимость нитратов и карбонатов элементов ll группы значительно меньше, чем у элементов l группы. Реакционная способность s- металлов увеличивается в группах с ростом атомного номера.
Кроме бериллия и магния все металлы взаимодействуют с водой, напри-мер:
Ва + Н2О = Ва(ОН)2 + Н2
Щелочи образуются и при растворении в воде оксидов щелочных и щелочноземельных металлов. Оксид магния малорастворим в воде, оксид берилллия в воде нерастворим, его гидроксид проявляет амфотерные свойства.
Все щелочные металлы реагируют с кислотами со взрывом, поэтому в лабораториях такие опыты проводить нельзя.
Щелочи и соли щелочных металлов широко распространены и находят широкое применение, например, в химической промышленности ( NaOH, NaCl, Na2CO3 , NaНCO3 и др. ), в быту (NaCl, Na2CO3 и др. ), в сельском хозяйстве ( KCl, KNO3, K2SO4 ). Важное значение имеют реакции, на первой из которых основано применение Na2O2 для регенерации воздуха в изолированных помещениях :
2 Na2O2 + 2CO2 = 2 Na2 CO3 + O2
Na2O2 + CO = Na2 CO3
Некоторые соли натрия и калия используются в качестве пищевых добавок. В странах Западной Европы на этикетках пищевых продуктов указывают Е – числа, соответствующие определенным добавкам. Так до-бавки от Е 200 до Е 290 обозначают консерванты ( например, Е 221 - Na2SO3 ; Е 250 - NaNO3) ; от 300 до Е 321 - антиоксиданты ( Е 301 –ас- корбат натрия), от Е 322 и выше –эмульгаторы, стабилизаторы и т.д. ( например Е 322 –дигидроцитрат натрия, Е 339 дигидрофосфат натрия.
В организме взрослого человека имеется приблизительно 5 л крови, которая содержит около 0,6 хлорида натрия. Ежедневное выделение хлорида натрия с потом и мочой составляет обычно 15 г. Поэтому в жаркое время года рекомендуется газированная вода , содержащая 0,3 хлорида натрия. Напротив, при повышенном арториальном давлении рекомендуется ограничивать потребление поваренной соли. При перегреве организма равновесие между К и Na нарушается и возникает «калиевый голод».
Отдельные виды растений избирательно извлекают из почвы щелочные металлы Так например, морские водоросли и солончаковые растения содержат большое количество натрия, литий накапливается в некоторых сортах табака, рубидий - в некоторых сортах свеклы.
У животных натрий сосредоточен преимущественно в тканевых соках ( лимфе и крови), а калий в самих тканях. Особенно богаты им некоторые внутренние органы – печень, селезенка и др. В целом, взрослые животные организмы содержат больше калия, чем натрия. Напротив, в зародышах животных натрия больше, чем калия, причем соотношение между обоими элементами приближается к характерному для морской воды.
Магний и кальций являются жизненно необходимыми элементами организмов человека и животных. Бериллий и его соединения очень токсичны.
Соединения кальция постоянно содержатся в почве и природных водах, а также в животных и растительных организмах. Так например озимая рож ( зерно ) содержит 6,6 кг Са на тонну, картофель – 0,2 кг ; сахарная свекла – 0,4 кг ; еще больше Са содержится в табаке, гречихе, клевере.
Человеческий организм содержит 0,7 – 1,4 % ( масс.) кальция. Около 99 % его количества приходится на костную и зубную ткань. Среднесуточная потребность человека в кальции составляет около 1 г, при этом у пожилых людей она больше, чем у молодых. Количество кальция, поступающего в организм существенно зависит от рода пищи : оно сравнительно мало при растительной диете, выше при мясной и особенно велико при молочной. Повышение содержания кальция в пище животных сопровождается лучшим его усвоением и ведет к более быстрому их росту и увеличению прдолжительности жизни.
По приблизительным оценкам содержание стронция в организме человека составляет 10-3 а бария - 10-5 % ( масс.). Стронций концентрируется , в основноь, в костях, частично замещая кальций Избыток стронция приводит к ломкости костей.
Из соединений металлов второй группы наибольшее значение имеет карбонат кальция : из природных соединений получают вяжущие вещества, различные сорта извести и цементов, мрамор и известняки используются как отделочные материалы. Очень малые количества растворимых соединений бария стимулируют деятельность костного мозга, но в больших количествах они сильно ядовиты. При хронических отравлениях малыми дозами соединений бария наблюдаются слабость, воспаление слизистых оболочек, расстройство сердечно сосудистой деятельности, выпадение волос.
Карбонаты в избытке оксида углерода переходят в гидрокарбонаты, которые хорошо растворимые в воде и вызывают так называемую временную жесткость :
СаCO3 + CO2+ Н2O = Са(НCO3)2
Жесткость воды. Жесткость природных вод и их специфические свой-ства определяются содержанием ионов Са2+ и Мg2+ . Согласно принятому в России стандарту жесткость воды выражают числом эквивалентов ионов Са2+ и Мg2+ в 1л воды.
Временная ( карбонатная) жесткость обусловлена присутствием гидро-карбонат ионов НCO3-. Временная жесткость легко удаляется простым кипя-чением:
Са(НCO3)2 == СаCO3 + CO2 + Н2O
Постоянная жесткость воды создается ионами SO42- и Cl- .
Существуют различные методы умягчения воды. Умягчение воды хими-ческими методами :
Са(НCO3)2 + Са(ОН)2 = 2 СаCO3 + 2Н2O
Са(НCO3)2 + Na2 CO3 = СаCO3 + 2 NaНCO3
СаSO4 + Na2CO3 = СаCO3 + Na2 SO4
СаС12 + Na2 CO3 = СаCO3 + 2 NaCl
Мg SO4 + Са(ОН)2 = Мg (ОН)2 + СаSO4
Химические методы умягчения воды громоздки, связаны со значительным расходом реагентов и не устраняют жесткость до требуемой степени. В последние годы широкое распространение получили методы ионного обмена. Иониты ( аниониты и катиониты) – твердые материалы, способные к ионному обмену. Методы ионного обмена применяют как для умягчения воды, так и для ее обессоливания. Пропуская воду последовательно через катионит и анионит можно полностью удалить из нее содержащиеся электролиты. Кроме того, в настоящее время для обработки воды применяются магнитные, ультразвуковые, электрохимические и другие методы.
Химия элементов
(конспект лекций)
Составители: Боковикова Татьяна Николаевна
Марченко Людмила Анатольевна
|
Редактор |
Т.П. Горшкова |
|
|
Технический редактор |
Л.Е. Горячева |
|
|
|
|
|
|
Подписано в печать |
Формат 60х84/16 |
|
|
Бумага офсетная |
Офсетная печать |
|
|
Печ. л. |
Изд. № 314 |
|
|
Усл. печ. л. |
Тираж 100 экз. |
|
|
Уч.-изд.л. |
Цена |
Заказ № |