Неорганическая химия. неорганическая химия (часть 2) химики спец._. Лекция Элементы главной подгруппы vii группы. Галогены. Общая характеристика

• Название: Лекция Элементы главной подгруппы vii группы. Галогены. Общая характеристика
• Анкор: Неорганическая химия
• Дата: 25.11.2020
• Размер: 289.6 Kb.
• Имя файла: неорганическая химия (часть 2) химики спец._.docx
• Тип: Лекция; #153851
• страница: 9 из 14

Получение
Сырьем для получения цинка являются полиметаллические руды (содержат 1-3% Zn, а также Pb и Cu). Полученный после обогащения концентрат цинка (48-58% Zn) подвергают обжигу:

2ZnS + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂↑
Далее цинк либо восстанавливают коксом (1250-1350⁰С):
ZnO + C → Zn + CO↑

Причем выделяющийся в виде пара цинк конденсируется в приемниках (пирометаллургический способ), либо ZnO растворяют в кислоте (разбавленная H₂SO₄):
ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O
Полученный раствор ZnSO₄ подвергают электролизу (цинк выделяется на катоде).
Применение
Технический цинк довольно хрупок, поэтому обычно его применяют в виде сплавов (латунь и др.). Цинком покрывают изделия из железа для защиты их от коррозии (за счет образования защитной пленки ZnO). Из цинка изготавливают аноды в химических источниках тока.


Соединения цинка
Оксид (ZnO) и гидроксид (Zn(OH)₂) цинка проявляют амфотерные свойства. Нерастворимые в воде, они взаимодействуют с кислотами:
ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O

белый
Zn(OН)₂ + 2HCI = ZnCI₂ + 2H₂O

белый

и щелочами:
ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₂]


Zn(OН)₂ + 2NaOH_р-р = Na₂[Zn(OH)₂]
Zn(OН)₂ + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + 2Н₂О↑

цинкат натрия
Гидроксид растворяется также в водном растворе аммиака:
Zn(OН)₂ + 4NH₃ + 2H₂O = [Zn(NH₃)₄(H₂O)₂](OH)₂
Соли цинка бесцветны и хорошо растворимы в воде (кроме ZnF₂, ZnS, ZnCO₃). Наиболее важны ZnCI₂, ZnSO₄∙7H₂O и ZnS.

Хлорид цинка («травленая кислота») применяется для пропитки дерева (предохранение от гниения) и в производстве пергамента. Расплавленный ZnCI₂ легко растворяет оксиды других металлов и поэтому применяется в качестве флюса при пайке металлов. При взаимодействии ZnCI₂ с водой образуется малораствормый гидроксохлорид:

ZnCI₂ + H₂O = Zn(ОН)CI + НCI
Сульфид цинка ZnS входит в состав белой краски (литопона). Он образуется по реакции:

ZnSO₄ + BaS = BaSO₄↓ + ZnS↓.
ZnS используют в качестве люминофора для покрытия экранов телевизоров.

Цинковый купорос ZnSO₄∙7H₂O используют как протраву при крашении тканей, а также в качестве лекарственного средства.
Ртуть
Распространенность в природе
Ртуть была известна еще древним грекам. Ртуть («серебряная вода», по Аристотелю) была известна в древнем Китае, там ее препаратами лечили больных проказоой еще за 3000 лет до н.э.

Ртуть является редким (рассеянным) элементом, основной ее минерал киноварь HgS. Иногда ртуть встречается в свободном состоянии, чаще в виде амальгам (сплавов) с Au, Ag и Pd.

Природная ртуть состоит из смеси 7 изотопов с массовыми числами 196, 198-202, больше всего изотопа ²⁰²Hg (29,8%).

Ртуть и ее соединения очень ядовиты, причем она не выводится из организма. Соединения цинка менее ядовиты.
Физические свойства
Ртуть – самый легкоплавкий и летучий металл (в обычном состоянии это единственный жидкий металл), вместе с тем – это самая тяжелая из всех известных жидкостей; она серебристо-белого цвета, обладает ярким металлическим блеском. Тепло- и электропроводность ртути весьма мала (в 50 раз меньше, чем у Ag), а теплоемкость очень высока: она нагревается быстро, при этом сильно расширяясь (ртутные термометры). Энергия атомизации Hg очень мала (отсюда низкие температуры плавления и кипения, летучесть). В электрическим разряде пары ртути излучают голубовато-зеленоватый, богатый ультрафиолетом свет. Твердая ртуть (t < - 38,9⁰С) легко режется ножом. Основные константы ртути приведены в табл. 1 (выше).
Химические свойства
Химическая активность металлов подгруппы в ряду Zn – Cd – Hg уменьшается. Химическая активность ртути ниже, чем у цинка – говорят, что ртуть «благороднее» цинка. В соединениях ртуть проявляет степень окисления +2 и – формально – степень окисления +1, давая такие соединения, как Hg₂CI₂ или Hg₂O. В подобных соединениях атомы ртути соединены между собой – Hg – Hg –, причем при диссоциации образуется кластерный двухзарядный катион Hg₂²⁺ , устойчивый в водном растворе.

1. 
   Ртуть малоактивный металл. Вступает в реакции с неметаллами. При обычной температуре ртуть с кислородом воздуха не взаимодействует. Медленно окисляется до оксида ртути (II), который при более сильном нагревании разлагается на элементы (Hg и O₂):
   

2Hg + O₂ = 2HgO
При растирании с серой образуется соответствующий сульфид. Hg с серой (при растирании) взаимодействует на холоду. Сравнительно большая химическая активность ртути объясняется ее жидким агрегатным состоянием:
Hg + S → HgS

черный
Hg + S → HgS

красный

(киноварь)
С галогенами ртуть реагирует без нагревания (ртуть легче цинка т.к. она жидкая):
Hg + CI₂ = HgCI₂

хлорид ртути

(сулема)
С водородом ртуть, как и цинк, не реагирует.

2. 
   Ртуть с цинком, а также с другими металлами, легко образует сплавы. Особое значение имеют сплавы ртути – так называемые амальгамы – многие из которых жидкие или тестообразные.
   
3. 
   В обычных условиях ртуть в воде нерастворима, так как малоактивна.
   
4. 
   Ртуть в кислотах растворяется. В ряду напряжений металлов стоит правее водорода и не вытесняет его из кислот-неокислителей. Азотная и концентрированная серная кислоты растворяют ртуть:
   

Hg + 4HNO_{3 конц.} = Hg(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O
Интересно, что в избытке кислоты образуются соли Hg²⁺, а в недостатке – соли Hg₂²⁺:
2Hg + 2H₂SO_{4 конц.} = Hg₂SO₄ + SO₂↑ + 2H₂O
6Hg + 8HNO_3.разб.. = 3Hg₂(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

5. 
   Ртуть (II) в хлориде HgCI₂ восстанавливается металлической ртутью до ртути (I):
   

HgCI₂ + Hg = Hg₂CI₂

каломель
Получение
Ртуть получают обжигом сульфида ртути (киноварь) при температуре 700-800⁰С в токе воздуха:

Hg + O₂ → Hg↑ + SO₂↑
Заметим, что оксид ртути в реакции не образуется, т.к. при нагревании он легко разлагается. Пары ртути конденсируются в специальных холодильниках ( t = 356,7⁰С). От механических примесей ртуть очищают фильтрованием. Ртуть высокой чистоты получают вакуумной дистилляцией.
Применение
Ртуть используют в качестве материала катода при производстве щелочи и хлора. Широко используются амальгамы. Амальгаму цинка используют для извлечения из растворов кадмия и индия, амальгаму свинца используют для извлечения из растворов золота и серебра (при гидрометаллургическом методе получения металлов):
Zn(в Hg) + Me²⁺_(р) → Me(в Hg) + Zn²⁺_(р)
Амальгаму натрия используют в органическом синтезе (восстановитель), из амальгамы серебра делают пломбы для зубов. Амальгамы ртути применяются в качестве восстановителей.

Ртуть используют при изготовлении термометров, барометров и других измерительных приборов. Парами ртути заполняют люминесцентные лампы дневного света и ртутные кварцевые лампы. Значительные количества ртути используются в электрохимической промышленности (ртутные катоды) и полярографии. Ртуть применяют также в производстве красок, гремучей ртути, ртутных мазей против кожных заболеваний.
Соединения ртути
Известны два бинарных соединений ртути с кислородом: HgO и Hg₂O

из которых более устойчив оксид ртути (II).
Оксид ртути - неамфотерный основной оксид. Это кристаллическое вещество красного цвета (мелкодисперсный HgO с диаметром кристалла < 4 мкм желтого цвета) образуется из элементов, а также при прокаливании солей (нитратов и карбонатов) Hg(II) или при действии щелочей на растворы солей Hg²⁺:
2Hg(NO₃)₂ → 2Hg O + 4NO₂↑ + O₂↑

красный
2Hg(NO₃)₂ + 2КОН = 2Hg O↓ + 3КNO₃ + Н₂О

желтый
Красный оксид ртути (II) входит в состав краски для подводных частей морских судов (HgO губительно действует на морские организмы). Желтый HgO используют в качестве лекарственного средства (компонент мазей).
Гидроксид ртути (II) отщепляет воду в момент образования. Гидроксид ртути (I) также неустойчив и тоже разлагается на HgO, Hg и воду.

Ртуть образует два ряда солей, им соответствуют катионы Hg²⁺ и Hg₂²⁺.

Сулему HgCI₂ получают при нагревании смеси сульфата ртути (II) с хлоридом натрия:
HgSO₄ + 2NaCI → HgCI₂ + Na₂SO₄
В холодной воде сулема нерастворима, однако растворяется в водном растворе аммиака:

HgCI₂ + 2NH₃ = [H₂NHg]CI + NH₄CI
Сулема легко восстанавливается: сначала Hg²⁺ восстанавливается до Hg₂²⁺, затем – до Hg⁰:

2HgCI₂ + SnCI₂ = Hg₂CI₂↓ + SnCI₄
Hg₂CI₂ + SnCI₂ = 2Hg↓ + SnCI₄
Сулема очень ядовита. При нагревании сулемы с ртутью образуется каломель:
HgCI₂ + Hg₂CI₂ → Hg₂CI₂
Каломель не ядовита.
Интересен сульфид ртути. Это очень устойчивое соединение растворяют только сильные окислители, например царская водка:
3HgS + 8HNO₃ + 6HCI = 3HgCI₂ + 3H₂SO₄ + 8NO↑ + 4H₂O
Ртуть так же, как и цинк, способна к образованию комплексных соединений. Например, при взаимодействии HgS с сульфидами щелочных металлов образуются желтые растворимые комплексы:
HgS + Me₂S = Me₂[HgS₂]
Соли ртути применяются в основном как катализаторы многих химических процессов. Так, сулема HgCI₂ катализирует реакцию гидрохлорирования ацетилена:
HC ≡ CH + HCI → H₂C ═ CHCI


Сульфат ртути HgSO₄ применяется как катализатор при гидратации ацетилена по реакции Кучерова:

HC ≡ CH + H₂О → СН₃ – СНО
Труднорастворимая каломель Hg₂CI₂ используется при изготовлении стандартных электродов электрометрических приборов.
Кадмий
Распространенность в природе
По распространенности в природе кадмий значительно уступает цинку; содержание кадмия в земной коре составляет всего около 10^-5% (масс.). Основные минералы: CdS - гринокит, CdCO₃ – отавит, CdO - монтепонит.

Физические свойства
Кадмий представляет собой серебристо-белый, мягкий, ковкий, блестящий металл.
Химические свойства
Химическая активность металлов в подгруппе сверху вниз падает: Zn и Cd стоят в электрохимическом ряду напряжений до водорода, а ртуть далеко за ним:
…Zn Cd Sn Pb (H₂)… Cu Ag Hg Au.

1. 
   Реакции с неметаллами. Кадмий устойчив на воздухе к окислению благодаря оксидной пленке.
   

При нагревании кадмий сгорает в кислороде с образованием оксида, активно

взаимодействует с расплавленной серой, образуя сульфид, а при реакциях со все-

ми галогенами образует галогениды кадмия.
2Cd + O₂ → 2CdO
Cd + S → CdS
Cd + CI₂ → CdCI₂

2. 
   Взаимодействие с кислотами. Кадмий при взаимодействии с разбавленными кислотами образует соответствующие соли и вытесняет водород:
   

Cd + H₂SO_{4 разб.} = CdSO₄ + H₂↑
При действии концентрированных кислот на Cd вместо водорода выделяются

в случае серной H₂S, S, SO₂ и азотной NO₂, NO, N₂, NH₃.
Получение

1. 
   Кадмий получают из отходов цинкового производства путем обработки последних серной кислотой с последующим выделением металлического кадмия цинком:
   

CdSO₄ + Zn _(пыль) = Cd + ZnSO₄

2. 
   Металлический кадмий выделяют электролизом.
   

Применение
Кадмий сильно поглощает медленные нейтроны. Поэтому кадмиевые стержни применяют в ядерных реакторах для урегулирования скорости цепной реакции. Кадмий используется в щелочных аккумуляторах, входит как компонент в некоторые сплавы. Несмотря на сравнительно высокую стоимость, кадмий применяется для кадмирования стальных изделий, так как он несет на своей поверхности оксидную пленку, обладающую защитным действием. В морской воде и в некоторых других условиях кадмированные стальные изделия более эффективно противостоит коррозии, чем оцинкованные.

Сульфид кадмия применяется для изготовления желтой краски и цветных стекол.
Оксид и гидроксид кадмия
Оксид кадмия (коричневый) – твердое вещество, не взаимодействующее с водой; возгоняется, не плавясь.

Получение: 2Cd + O₂ → 2CdO
CdCO₃ → CdO + CO₂↑
Cd(OH)₂ → CdO + H₂O
Химические свойства. Оксид кадмия обладает амфотерными свойствами с очень сильным преобладанием основных свойств.

1. 
   Оксид кадмия легко растворяется в разбавленных кислотах:
   

CdO + 2HCI _разб. = CdCI₂ + H₂O

2. 
   Оксид кадмия сплавляется с щелочами с образованием кадматов:
   

CdO + 2NaOH _. = Na₂[CdO₂] + H₂O
Гидроксид кадмия
Гидроксид кадмия Cd(OH)₂ в отличие от гидроксида цинка не обладает заметно выраженными кислотными свойствами и практически не растворяется в щелочах. Химические свойства гидроксида кадмия аналогичны оксиду кадмия:
Cd(OH)₂ + 2HCI → CdCI₂ + 2H₂O
Cd(OH)₂ + 4NaOH _(конц.) → Na₄[Cd(OH)₆]
В водном растворе аммиака гидроксид кадмия растворяется с образованием комплекса:
Cd(OH)₂ + 4NH₄OH _(конц.) → [Cd(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O
Соли кадмия
Нитрат, сульфат, хлорат и перхлорат кадмия хорошо растовримы в воде. Сульфид, карбонат, ортофосфат малорастворимы.
Получение. 1. Сульфид кадмия осаждается по обменной реакции из водных растворов:

CdSO₄ + Na₂S → CdS↓ + 2Na₂SO₄

Желтый
2. Галогенид кадмия получают прямым синтезом по обменной реакции:
CdO + 2HI = CdI₂ + H₂O
3. Нитрат кадмия получают взаимодействием металла с азотной кислотой:
4Cd + 10HNO_{3 (разб.)} = 4Cd(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O
Все растворимые в воде и в разбавленных кислотах соединения кадмия ядовиты. Весьма опасно также вдыхание воздуха, содержащего «дым» оксида кадмия.

Большинство комплексных соединений кадмия бесцветны.

Лекция. Подгруппа хрома
План:

1. 
   Общая характеристика подгруппы хрома.
   
2. 
   Хром. Нахождение в природе. Получение.
   
3. 
   Физические и химические свойства хрома.
   
4. 
   Оксиды и гидроксиды хрома.
   
5. 
   Хроматы и дихроматы.
   
6. 
   Применение хрома, его сплавов и соединений.
   
7. 
   Молибден. Вольфрам.
   

1. Побочную подгруппу VI группы составляют хром Cr, молибден Мо и вольфрам W. Они относятся к d-элементам. Их атомы на внешнем энергетическом уровне содержат у хрома и молибдена по одному электрону, у вольфрама – два электрона, что обусловливает их металлический характер и отличие от элементов главной подгруппы. В соответствии с числом валентных электронов они проявляют максимальную степень окисления +6 и образуют оксиды типа RO₃, к которым соответствуют кислоты общей формулы H₂RO₄. Сила кислот закономерно падает от хромовой до вольфрамовой. Большинство солей этих кислот в воде малорастворимо, однако хорошо растворяются соли щелочных металлов и аммония.

Элементы подгруппы хрома проявляют также степени окисления +5, +4, +3, +2. Но наиболее типичны соединения высшей степени окисления, которые во многом весьма похожи на соответствующие соединения серы. С водородом элементы подгруппы хрома соединений не образуют.

С ростом порядкового номера в подгруппе возрастает температура плавления металлов. Вольфрам плавится при 3390⁰С. Это самый тугоплавкий металл. Поэтому его используют для изготовления нитей в электрических лампочках накаливания.

Металлы подгруппы хрома в обычных условиях весьма устойчивы на воздухе и в воде. При нагревании взаимодействуют с кислородом, галогенами, азотом, фосфором, углем, кремнием и др. Известны их многочисленные сплавы с другими металлами. Сплавы и сами металлы – весьма ценные материалы современной техники.

По химическим и химическим свойствам молибден и вольфрам похожи и несколько отличаются от хрома. Химическая активность металлов в ряду хром-молибден-вольфрам заметно понижается.