Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Лабораторний пр. Химия ч.22.doc
Скачиваний:
0
Добавлен:
03.05.2019
Размер:
1.37 Mб
Скачать

Контрольні запитання та задачі

  1. Напишіть електронні формули атомів Купруму, Аргентуму, Ауруму. Вкажіть можливі ступені окиснення та найбільш характерні ступень окиснення для кожного з цих елементів.

  2. Як змінюються кислотно-основні та окисно-відновні властивості купрум оксидів від Cu2O до Cu2O3?

  3. Складіть рівняння реакцій, які пояснюють потемніння срібляних виробів на повітрі та утворення зеленого нальоту на поверхні мідних виробів.

  4. Визначте добуток розчинності AgCl, якщо у 200 мл розчину при 50о С розчиняється 0,001 г AgCl.

  5. Напишіть рівняння реакцій відповідних перетворень:

а) CuSO4 → Cu → CuSO4 → Cu(OH)2 → CuCl2 → CuCl → HCuCl2

б) AgNO3 → Ag → AgNO3 → Ag2S → Na[Ag(CN)2]

  1. Складіть електронні і молекулярні рівняння реакцій.

  1. Cu + HNO3 (розв.)

  2. Cu + HNO3(конц.)

  3. CuCl + O2 + HCl →

  4. Ag + NaCN + H2O + O2

  5. Au + HNO3 + HCl →

  6. AgNO3

  7. AgBr + Na2S2O3(надлишок)

  8. Au + H2SeO4 (конц.)

  9. Ag2O + H2O2

Тема 14. Цинк. Кадмій. Меркурій

Основні теоретичні відомості

До побічної підгрупи II групи належать елементи Цинк Zn, Кадмій Сd, Меркурій Hg. Zn, Cd і Hg — повні аналоги, це останні d-елементи, кожен у своєму періоді. В атомах цих елементів повністю стабілізований d10-підрівень передостаннього енергетичного рівня. Завдяки більш високому заряду ядер атомів елементів підгрупи цинку, порівняно з передуючими в періодах атомами Cu, Ag, Аu, зв'язок d-електронів у атомах Zn, Сd, Нg міцніший. Тому Цинк, Кадмій та Меркурій у сполуках виявляють ступінь окиснення не вищий, ніж +2, але Меркурій може утворювати сполуки із ступенем окиснення +1. Мова йде про радикал Hg2+, в якому атоми меркурію пов’язані між собою ковалентним зв’язком Hg —Hg. Як показали дослідження, одновалентного Меркурію не існує.

Наявністю d10-підрівня на передостанньому енергетичному рівні атомів елементів підгрупи цинку спричинена аномальна зміна радіусів їхніх атомів. Активність елементів підгрупи цинку збільшується знизу вгору.

Основні мінерали цих металів: сфалерит ZnS (цинкова обманка), гринокіт СdS, кіновар НgS. Інколи Меркурій зустрічається у вільному стані.

Для одержання цинку та кадмію їх сульфідні руди піддають окислювальному випалюванню:

2ZnS + 3О2 = 2ZnО + 2SО2.

Утворений оксид цинку відновлюють карбоном:

ZnО + С = Zn + СО.

Ртуть одержують випалюванням кіноварі:

НgS + О2 = Нg + SО2.

Цинк — голубувато-сріблястий метал, досить м'який, крихкий, кристалізується в гексагональних ґратках, плавиться за температури 419 °С. Цинк на повітрі вкривається захисною плівкою (плівка містить і карбонат).

Цинк, згідно з його розміщенням у ряду електрохімічних потенціалів, належить до хімічно активних металів.

У зв’язку з тим, що цинк має амфотерні властивості, він розчиняється не лише в кислотах, а і у лугах з утворенням тетрагідроксоцинкат (ІІ)-іону:

4Zn + 10НNО3(дуже розв.) = 4Zn(NО3)2 + NН43+ 3Н2О;

Zn + 2НС1 + 4Н2О = [Zn(H2O)4]Cl2 + Н2↑;

Zn + 2NaOH + 2Н2О = Na2[Zn(OH)4] + Н2↑.

Вода майже не діє на цинк, хоча він стоїть у ряду електрохімічних потенціалів до водню. Пояснюється це тим, що гідроксид цинку, який утворюється на поверхні цинку під час взаємодії його з водою, практично не розчинюється у воді.

Під час нагрівання цинкового пилу в кисні цинк займається і горить зеленкувато-білим полум'ям з утворенням оксиду ZnO білого кольору.

2Zn + O2 = 2ZnO

Оксид цинку досить стійкий проти дії води і повітря, тому його використовують як білу фарбу (цинкове білило), а також вводять до складу пудри. Оксид цинку – амфотерний оксид у воді не розчиняється, але розчиняється у кислотах і лугах:

ZnO + 2НСl = ZnСl2 + Н2О,

ZnO + 2NаОН + Н2О = Nа2[Zn(ОН)4].

Цинк гідроксид Zn(OH)2 одержують дією лугів на розчинні солі цинку:

ZnSО4 + 2NаОН = Zn(OH)2 + Nа24.

Zn(OH)2 – типова амфотерна сполука, яка при взаємодії з лугами у розчинах утворює гідроксоцинкати.

Zn(OH)2 + 2NаОН = Nа2[Zn(ОН)4].

При сплавлені з лугами Zn(OH)2 утворює цинкати:

Zn(OH)2 + 2NаОН = Nа2ZnО2 + 2Н2О.

Цинк здатний до комплексоутворення. Особливо стійкими є комплексні аміакати цинку. Гідроксид цинку розчиняється в аміаку з утворенням комплексного йона [Zn(NH3)4]2+:

Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4](OH)2.

Внаслідок цієї реакції утворюється комплексна основа, яку за ступенем дисоціації можна віднести до лугів.

Цинк виявляє підвищену реакційну здатність до галогенів і сірки.

Галогеніди цинку мають сольову природу і як солі слабкої кислоти у водних розчинах сильно гідролізують.

Хлорид цинку на повітрі розпливається, приєднуючи дві молекули води, і набуває властивостей кислоти:

ZnCl2 + 2Н2О = H2[Zn(OH)2Cl2].

Кислота H2[Zn(OH)2Cl2] здатна розчиняти клітковину, тому концентровані розчини ZnCl2 використовуються у виробництві рослинного пергаменту.

Під дією аміаку на галогеніди цинку утворюються амінокомплекси:

ZnCl2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4]Cl2.

Слід зазначити, що здатність цинку до комплексоутворення нижча, ніж його аналогів — кадмію і меркурію.

Кадмій — сріблясто-білий метал, м'який, ковкий, в'язкий, кристалізується в гексагональних ґратках, плавиться за температури 321 °С. Кадмій стійкий проти дії повітря завдяки наявності оксидної плівки, що утворюється на поверхні металу.

Кадмій досить активний метал, однак його активність нижча, ніж цинку. Кадмій у лугах практично не розчиняється, а в кислотах розчиняється менш енергійно, ніж цинк. У розбавлених розчинах НСl і Н2SO4 кадмій розчиняється з виділенням водню досить повільно.

Cd + 2HCl = CdCl2 + H2↑,

у розбавленому розчині нітратної кислоти - значно краще:

4Cd + 10HNO3 = 4Cd(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O.

Під час нагрівання кадмій інтенсивно взаємодіє з активними неметалами, в атмосфері кисню горить з утворенням оксиду CdО, що забарвлений у коричневий колір. Оксид кадмію у воді не розчиняється, добре розчиняється у кислотах з утворенням солей, виявляє основні властивості.

СdО + Н24 = СdSО4 + H2O.

Під дією лугів на розчинні солі Кадмію утворюється кадмій гідроксид Cd(ОН)2, який виявляє основні властивості і на відміну від Zn(OH)2 в лугах практично не розчиняється.

Cd(ОН)2 – добре розчиняється в кислотах і дуже концентрованих розчинах лугів при кип’ятінні:

Cd(ОН)2 + 2КОН(к) = К2[Cd(ОН)4].

4ОН з йонами Cd2+ утворює осад Cd(ОН)2, здатний розчинятися в надлишку аміаку з утворенням досить стійкого безбарвного комплексного йона [Сd(NН3)4]2+:

Cd(ОН)2 + 4NН3 = [Сd(NН3)4]2+ + 2ОН-.

Здатність Кадмію до комплексоутворення вища ніж Цинку.

Розчинні сполуки Кадмію отруйні.

Ртуть єдиний метал, що за кімнатної температури перебуває у рідкому стані (температура плавлення -38,8 °С), вона має сріблястий блиск, летка. Пара ртуті дуже отруйна; при роботі з ртуттю слід бути дуже обережним!

Ртуть здатна розчиняти багато металів з утворенням рідких або твердих сплавів - амальгам. Часто під час взаємодії металів з ртуттю утворюються хімічні сполуки — інтерметаліди. Натрій з ртуттю утворює сім сполук різного складу.

За властивостями ртуть сильно відрізняється від цинку і кадмію. З металів підгрупи цинку ртуть найменш активна. Внаслідок особливої стійкості 6s2-електронної конфігурації зовнішнього електронного шару атомів Меркурію потенціал йонізації його атомів дуже високий. Тому на відміну від цинку і кадмію сполуки меркурію здебільшого малостійкі. Меркурій — єдиний елемент, що утворює кластерний (багатоядерний) катіон Hg2+ , стійкий у водному розчині. Меркурій у сполуках, на відміну від цинку і кадмію, виявляє ступені окиснення +1 і +2. Сполуки зі ступенем окиснення +1 містять катіон Hg22+ .

Ртуть у ряду електрохімічних потенціалів розміщена після водню, отже, вона здатна розчинятися тільки в кислотах-окисниках. З кислотами-окисниками в умовах надлишку кислоти Меркурій утворює солі меркурію (ІІ), а при надлишку Меркурію – солі меркурію (І):

Hg + 2Н24(к) = НgSО4 + SО2 + Н2О;

3Hg + 8HNO3 (розб.) = 3Hg(NO3)2 + 2NO↑ + 4Н2О;

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

При нагріванні ртуті на повітрі при незначній температурі одержують меркурію(ІІ) оксид НЛО червоного кольору:

2Hg + О2 = 2HgО.

При подальшому сильному нагріванні HgО знову розкладається на ртуть і кисень:

2HgО = 2Hg + О2

При дії лугів на розчини солей меркурію(ІІ) виділяється дрібнодисперсний жовтий осад HgО:

Hg(NO3)2 + 2KОН = 2KNO3 + HgО↓ + Н2О.

Меркурій (ІІ) гідроксид – сполука нестійка. HgО – основний оксид, однак його основні властивості виражені слабко тому більшість солей Меркурію (ІІ) здатні гідролізу вати. При спробі одержати меркурій (І) гідроксид катіон димеркурію (2+) диспропорціонує:

Hg2(NO3)2 + 2KОН = Hg + HgО + 2KNO3 + Н2О.

Меркурій (І) гідроксид та Меркурій (І) оксид невідомі. Hg2О вже за звичайної температури частково розкладається:

Hg2О = HgО + Hg,

це ж стосується й Меркурій (І) сульфіду.

При введені сульфід йонів у розчин солей меркурію (І) також спостерігається дисмутація катіону Hg22+:

Hg22+ + S2- = Нg + НgS.

Як було зазначено раніше, сполуки меркурію (І) містять катіон димеркурію (2+), в якому два атоми меркурію пов’язані чисто ковалентними зв’язком −Нg−Нg−. Більшість сполук меркурію (І) (Hg2Cl2, Hg2Вr2, Hg2І2, Hg24) малорозчинні у воді. Динітрат димеркурію Hg2(NО3)2 сильний електроліт, добре розчиняється у воді. У кристалічному стані Hg2(NО3)2·2Н2О має вигляд:

2О−Нg−Нg−ОН2](NО3)2.

Hg2(NО3)2, утворюється при відновленні Hg(NО3)2 металічною ртуттю:

Hg + Hg(NО3)2·= Hg2(NО3)2

Ртуть, як і її аналоги, виявляє підвищену активність до дії галогені дів. У разі безпосередньої взаємодії ртуті з галогенами утворюється галогеніди HgГ2.

Меркурію (ІІ) хлорид, або сулема, HgCl2 — це безбарвна речовина, яка порівняно мало розчиняється у холодній воді і добре у киплячій. Сулема HgCl2 легко сублімується.

Меркурію (І) хлорид, або каломель, Hg2Cl2, на відміну від HgCl2 у воді не розчиняється. Його добувають у вигляді білого порошку під час нагрівання суміші HgCl2 з ртуттю:

HgCl2 + Hg = Hg2Cl2.

Під дією йодиду калію на солі меркурію (І) утворюється малорозчинна речовина:

Hg2(NO3)2 +2КІ = Hg2І2 +2КNO3.

При додаванні надлишку КІ осад Hg2І2 диспропорціонує, утворюючи комплекс – калій тетрайодомеркурат (ІІ) та осад ртуті:

Hg2І2 + 2KI = K2[HgI4] + Нg↓.

Особливо активно ртуть взаємодіє з сіркою, реакція відбувається навіть на холоді. Це пояснюється великою міцністю зв’язку Hg — S і рідким агрегатним станом ртуті, що полегшує контакт з сіркою.

Якщо запалити сіль Hg(SCN)2, починає утворюватися й горіти сірковуглець, а теплота, що виділяється при цьому, викликає розкладання решти солі. HgS, що має чорне забарвлення, і C3N4, забарвлений у жовтий колір, виділяються у вигляді дуже об'ємної пухкої маси незвичайної форми («фараонові змії»).

Порівнюючи катіони Hg2+ і Hg2+ за їх здатністю до комплексоутворення, легко помітити, що для Hg2+ вона значно вища, тому сполуки меркурію (І) менш стійкі, ніж сполуки меркурію (ІІ).

Сполуки меркурію легко відновлюються. Під час відновлення Hg2+ спочатку утворюється Hg22+, а потім Hg°:

2HgCl2 + SnCl2 = Hg2Cl2↓ + SnCl4;

Hg2Cl2 + SnCl2 = 2Hg↓ + SnCl4.

Лабораторна робота

Дослід 1. Взаємодія з кислотами

  1. У дві пробірки внести по 1 шматочку цинку. В одну пробірку додати 5 крапель розбавленої хлоридної кислоти, у другу – таку ж кількість крапель концентрованої хлоридної кислоти. Визначити інтенсивність взаємодії металу з кислотою в кожному випадку.

  2. У дві пробірки внести по 1 шматочку цинку. В одну пробірку додати 5 крапель розведеної сульфатної кислоти, у другу – таку ж кількість крапель концентрованої сульфатної кислоти (під тягою!). Пробірки з розчином нагріти на водяній бані. За допомогою смужки фільтрувального папірця, змоченого розчином солі свинцю (П), встановити виділення сірководню в одній з пробірок.

Дослід 2. Взаємодія цинку з лугами

До невеликої кількості порошку цинку в пробірці додати 5-10 крапель концентрованого розчину натрій гідроксиду та підігріти. Спостерігати виділення газу. Написати рівняння реакції. Чому кадмій не розчиняється у розчинах лугів?

Дослід 3. Одержання та властивості цинк і кадмій гідроксидів

В окремі дві пробірки налити по 5-10 крапель розчинів солей цинку і кадмію і додати краплями розчин лугу до утворення осадів і відзначити їх характер. Розчин з кожним осадом розлити у дві пробірки, в одну з яких додати надлишок розчину лугу, а в другу – розчин сульфатної кислоти. Чим відрізняються властивості одержаних гідроксидів? Написати рівняння відповідних реакцій.

Дослід 4. Комплексні сполуки цинку та кадмію

В окремі дві пробірки налити 2-3 краплі розчинів солей цинку і кадмію і додати краплями розчин амоніаку до утворення осаду гідроксиду. До осадів додати надлишок розчину амоніаку до його розчинення. Що при цьому утворюється? Написати рівняння реакцій.

Тут вы можете оставить комментарий к выбранному абзацу или сообщить об ошибке.

Оставленные комментарии видны всем.