7. Загальна характеристика елементів iib-підгрупи періодичної системи

Цинк, Кадмій і Меркурій, які утворюють ІІВ-підгрупу періодичної сис-теми, закінчують декади d-елементів четвертого, п’ятого і шостого пері-одів. Електронна конфігурація їх атомів d¹⁰s². Схожість елементів ІІВ і ІІА-підгруп полягає у тому, що атоми цих елементів мають по два s-електро-ни на зовнішньому рівні. Однак на передостанньому рівні у атомів лужно-земельних металів по вісім електронів (s²p⁶), а у металів ІІВ-підгрупи – по вісімнадцять.

Передостанній електронний рівень атомів Цинку, Кадмію і Меркурію на відміну від атомів ІВ-підгрупи стабільний і електронів не віддає. Тому у здійсненні хімічних зв’язків беруть участь не лише s-електрони зовніш-нього енергетичного рівня атомів цих елементів. Цинк, Кадмій і Меркурій у сполуках мають ступінь окиснення +2 (для Меркурію можливий ступінь окиснення і +1).

Ці метали діамагнітні. Від Цинку до Меркурію густини зростають, а температури плавлення і кипіння знижуються. Радіуси атомів цих металів менші, а іонізаційні потенціали вищі, ніж у металів ІІА-підгрупи. Тому відновна активність виражена у них значно слабше і знижується при переході від Цинку до Меркурію.

Для металів ІІВ-підгрупи характерні оксиди типу ЕО (Меркурій має також меркурій(І) оксид Hg₂O). З галогенами ці метали утворюють гало-геніди ЕГ₂. Цинк і Кадмій реагують з водою з утворенням на їх поверхні захисної плівки відповідних гідроксидів:

Е + 2Н₂О  Е(ОН)₂ + Н₂.

На відміну від Меркурію Цинк і Кадмій витісняють Гідроген із кислот (Додаток 4). Цинк та кадмій гідроксиди амфотерні. Більшість солей цих металів малорозчинні, але хлориди, сульфати і нітрати добре розчинні у воді, легко гідролізують у розчинах.

Цинк, Кадмій і Меркурій утворюють комплексні сполуки з галогенід- і ціанід-іонами, а також з молекулами амоніаку, які виступають у ролі лі-гандів. Для Меркурію характерне координаційне число 4, для Цинку і Кадмію – 4 і 6.

8. Цинк

Вміст Цинку в літосфері становить 1,5  10^-3 мас. %. Головні природні сполуки Цинку, з яких його добувають, – мінерали галмей ZnCO₃ та цин-кова обманка ZnS.

Більшість його руд містять невелику кількість Цинку, тому їх попе-редньо збагачують. Добутий збагаченням цинковий концентрат випа-люють; при цьому цинк сульфід перетворюється в оксид:

2ZnS + 3O₂  2ZnO + 2SO₂.

З оксиду цинк відновлюють коксом (воднем чи іншими відновниками):

ZnO + C  Zn + CO.

Електролітичний метод отримання цинку полягає у тому, що цинк оксид обробляють сульфатною кислотою і отриманий розчин цинк суль-фату піддають електролізу.

Цинк – блакитно-сріблястий метал. При кімнатній температурі він до-сить крихкий, але при 373-423 К його можна легко гнути і прокатувати в листи. При нагріванні вище 473 К цинк стає дуже крихким. На повітрі він вкривається тонким шаром оксиду або гідроксид карбонату, які захища-ють його від подальшого окиснення.

Цинк легко розчиняється в розбавлених розчинах кислот з утворенням відповідних солей:

Zn + H₂SO₄  ZnSO₄ + H₂

і при нагріванні взаємодіє з лугами:

Zn + 2NaOH + 2H₂O  Na₂[Zn(OH)₄] + H₂.

При високих температурах цинк реагує з галогенами, сіркою і фос-фором, розкладає воду. При нагріванні цинкового пилу (873 К) в атмосфері амоніаку утворюється цинк нітрид:

3Zn + 2NH₃  Zn₃N₂ + 3H₂,

а з ацетиленом – цинк карбід:

Zn + C₂H₂  ZnC₂ + H₂.

Цинк карбід розкладається водою і кислотами (аналогічно до кальцій карбіду):

ZnC₂ + 2H₂O  Zn(OH)₂ + C₂H₂;

ZnC₂ + 2HCl  ZnCl₂ + C₂H₂.

Цинк – сильний відновник, здатний заміщувати метали (Mn, Fe, Ni, Cu, Cd) у їх солях. Він легко витісняє водень із розведених розчинів кислот (Додаток 4):

Zn + 2HCl  ZnCl₂ + H₂.

При взаємодії з розведеною нітратною кислотою Цинк утворює нітроген (І) оксид або амонійну сіль:

Zn + 10HNO₃  4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O;

4Zn + 10HNO₃  4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

Цинк нітрат і сульфат розчинні у воді, але з часом підлягають гідролізу з утворенням погано розчинних основних солей:

2ZnSO₄ + 2H₂O  [Zn(OH)]₂SO₄ + H₂SO₄ (pH  7).

Цинк карбонати, фосфати і силікати – малорозчинні у воді солі.

При безпосередній взаємодії цинку з киснем утворюється цинк оксид ZnO – пухкий білий порошок, який при нагріванні жовтіє, а при охолод-женні знову стає білим. Він також амфотерний, розчиняється в кислотах:

ZnО + 2HCl  ZnCl₂ + H₂O

і в лугах:

ZnO + 2NaOH + H₂O  Na₂[Zn(OH)₄].

Цинк гідроксид Zn(OH)₂ випадає у вигляді білого осаду при дії лугів на розчини солей цинку:

ZnSO₄ + 2NaOH  Zn(OH)₂ + Na₂SO₄.

Цинк гідроксид – амфотерна сполука, він легко розчиняється в кислотах з утворенням солей цинку:

Zn(OH)₂ + 2HCl  ZnCl₂ + 2H₂O

і в надлишку лугів з утворенням цинкатів:

Zn(OH)₂ + 2NaOH  Na₂ZnO₂ + 2H₂O.

Цинк здатний до комплексоутворення. При розчиненні цинк гідроксиду у водному розчині амоніаку утворюється комплексний іон [Zn(NH₃)₄]²⁺:

Zn(OH)₂ + 4NH₃  [Zn(NH₃)₄]²⁺ + 2OH^-.

Для Цинку характерні координаційні числа 4 та 6, що відповідає sp³- і sp³d²-гібридизації орбіталей. Повна заповненість 3d-підрівня означає, що комплексоутворення у катіона Zn²⁺ не супроводжується ефектом стабілі-зації полем лігандів. Для комплексних сполук Цинку з координаційним числом 4 характерне тетраедричне розташування лігандів, а для комп-лексів з числом 6 – октаедричне.

Реакції цинк-іона Zn²⁺.

1. Гідроген сульфід H₂S осаджує цинк-іон у вигляді білого цинк суль-фіду:

ZnCl₂ + H₂S _{ZnS + 2HCl.}

Однак осадження не може бути повним, оскільки цинк сульфід част-ково розчиняється у хлоридній кислоті. Для повного осадження до розчину додають натрій ацетат і таким чином замінюють сильну кислоту слабкою, у якій цинк сульфід нерозчинний:

HCl + CH₃COONa  CH₃COOH + NaCl.

Інколи після пропускання гідроген сульфіду у розчині з’являється білувата муть сірки:

2H₂S + O₂  2H₂O + 2S.

Сірка, на відміну від цинк сульфіду, нерозчинна у хлоридній кислоті.

2. Луги (NаOH і KOH) та NH₄OH дають із цинк-іоном Zn²⁺ білий аморфний осад цинк гідроксиду Zn(OH)₂, що має амфотерні властивості:

Zn(OH)₂ + 2H⁺  Zn²⁺ + 2H₂O, H₂ZnO₂ + 2OH^-  + 2H₂O.

Цинк оксид та цинк сульфід належать до групи речовин, які мають здатність люмінесціювати – випромінювати холодне свічення внаслідок дії на них променистої енергії або електронів і використовуються для виго-товлення люмінесцентних ламп та екранів. Значні кількості металічного цинку використовуються на виготовлення оцинкованого заліза і сплавів (мельхіору, латуні). Крім того, цинк застосовують для виготовлення цин-ково-вугільних, марганцево-цинкових та повітряно-цинкових гальванічних елементів. Розчин цинк хлориду ZnCl₂ застосовують для травлення мета-лів; при паянні він сприяє видаленню оксидів із поверхні металу в момент паяння. Для цієї ж мети під час паяння і зварювання металів застосовують комплексну сполуку цинку (NH₄)₂[ZnCl₄].

Біологічна роль Цинку. Цинк – один із сільськогосподарських мікро-елементів: при нестачі його у ґрунті у рослин порушується обмін вугле-водів, може понизитись вміст хлорофілу. Як складова частина ферментів вуглеводного обміну Цинк активує їх і сприяє підвищенню інтенсивності фотосинтезу.

Цинк впливає на синтез нуклеїнових кислот і бере активну участь у зберіганні і передачі генетичної інформації.

Дефіцит Цинку викликає уповільнення росту тварин, розлад статевої функції, скорочення життя. Встановлено, що Цинк необхідний для під-тримки нормальної концентрації вітаміну А у плазмі.

В організмі тварини і людини Цинк є незамінним металокомпонентом більш ніж 40 ферментних систем, входить до складу гормону інсуліну.

Порушення обміну Цинку в організмі людини пов’язане з такими за-хворюваннями, як лейкемія, атеросклероз, ендемічний зоб та ін.

Здатність Цинку підвищувати загальний рівень енергетичних процесів і захисні реакції організму розкриває перспективи біотичних кількостей цього елемента як стимулятора фізіологічних процесів у сільськогоспо-дарських тварин.