.
Вопрос 4. Биологические функции цинка,
кадмия и ртути
■ Цинк – микроэлемент. Он входит в состав фермента карбонангидразы. Этот фермент
ускоряет разложение гидрокарбонатов в крови и тем самым обеспечивает необходимую
скорость процессам дыхания и газообмена. Цинк входит в состав гормона инсулина,
регулирующего уровень сахара в крови. Однако соли цинка обладают заметной
токсичностью и его избыток в организме приводит к негативным последствиям.
■ Соли кадмия (а также пыль металлического кадмия) сильно токсичны.
■ Пары ртути очень ядовиты. При концентрации ртути в воздухе 0,0002 мг/л уже через 6
месяцев пребывания в таком воздухе наблюдается хроническое отравление. Все
соединения ртути также очень токсичны. Так смертельная доза для человека сулемы
(HgCl2) составляет всего 0,2-0,4 грамма.
■ Кадмий и ртуть в обязательном порядке контролируется в продуктах питания. Предельнодопустимые концентрации этих элементов, например, в молоке и молочных продуктах
составляют мг/л: для кадмия 0,03, для ртути 0,005.
■
.
Взаимодействие с солями
Ртуть взаимодействует с солями ртути (II)
с образованием солей ртути (I):
Hg + Hg(NO3)2 = Hg2(NO3)2
Hg + HgCl2 = Hg2Cl2
Другие металлы, из-за малой активности, вытеснять из
растворов не может.
.
ТЕМА: МЕТАЛЛЫ II ГРУППЫ ПОБОЧНОЙ
ПОДГРУППЫ
ТАБЛИЦЫ Д. И. М ЕНДЕЛЕЕВА
Вопросы:
1. Цинк, кадмий, ртуть: нахождение в природе, получение.
2. Физические свойства, химические свойства и соединения.
3. Применение цинка, кадмия, ртути и их соединений.
4. Биологические функции цинка, кадмия и ртути.
.
■ Кадмий мене активный металл, чем цинк. Не реагирует с
водой и щелочами. При высокой температуре реагирует с
кислородом и другими неметаллами. Растворяется медленно в
кислотах не окислителях:
■ Cd + 2HCl = CdCl2 + H2.
■ C разбавленной азотной кислотой
■ 3Cd + 8HNO3(разб) = 2NO +3Cd(NO3)2 + 4H2O.
■ С концентрированной азотной кислотой:
■ Cd + 4HNO3(конц) = 2NO2 +Cd(NO3)2 + 2H2O.
■ С концентрированной серной кислотой:
■ Cd + 2H2SO4(конц) = SO2 +CdSO4 + 2H2O.
.
3. при нормальных условиях реагирует с галогенами
Hg + Cl2 = HgCl2
4. При нагревании с фосфором, образуя фосфид:
3Hg + 2P = Hg3P2
5. С водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом ртуть
не взаимодействует.
.
Нитрат ртути (II) Нg(NО3)2 получается при действии избытка
горячей азотной кислоты на ртуть.
Hg + 4HNO3 (конц.) = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Хорошо растворим в воде.
Хлорид ртути (II), или сулема, HgC12
Бесцветное вещество, сравнительно мало растворимое в холодной
воде, однако с повышением температуры растворимость сулемы
сильно возрастает. Из раствора HgC12 кристаллизуется в виде
длинных блестящих призм.
HgSО4 + 2NaCl = Na2SО4 + HgC12
.
Демеркуриза́ция — удаление ртути и её соединений
физико-химическими или механическими способами
с целью исключения отравления людей и животных.
1. если ртуть пролилась на пол, необходимо немедленно и тщательно её
собрать и поместить в стеклянную банку с холодной водой и плотной
крышкой.
Мелкие капельки можно собрать с помощью шприца, резиновой груши,
двух листов бумаги, лейкопластыря, скотча, мокрой газеты.
2. Провести химическую демеркуризацию.
.
Вопрос 3. Применение цинка, кадмия,
ртути и их соединений
■ Цинк применяют для изготовления предметов домашнего обихода. Его
применяют для защиты стальных изделий от атмосферной коррозии.
Значительные количества цинка расходуется на производство гальванических
элементов и получение сплавов (латунь, томпак). Оксид цинка идет на
изготовление красок (цинковые белила), фторид цинка – для консервирования
древесины. Хлорид и сульфат цинка применяется как антисептик в медицинских
целях, хлорид цинка применяется также для пропитки деревянных шпал. Сульфид
и ортофосфат цинка применяются как пигменты в красках.
■ Кадмий применяется для защиты стальных изделий от коррозии, а также как
компонент сплавов. Значительные количества кадмия идет на производства
аккумуляторов. Сульфид кадмия является основой желтых и оранжевых
пигментов для красок.
■ Ртуть идет на изготовление барометров, термометров, ртутных вакуум-насосов,
ртутных ламп. В металлургии ртуть используется для получения из руд серебра и
золота методом амальгамирования. Некоторые соединения ртути применяют в
медицине.
■ Сульфид ртути (I) (киноварь) – пигмент для красок.
.
Соли ртути
Нитрат ртути (I) Нg2(NО3)2 — одна из немногих растворимых
солей ртути (I). Получается при действии разбавленной холодной
азотной кислоты на избыток ртути:
6Hg + 8НNО3 = 3 Нg2(NО3)2 + 2NO↑ + 4Н2О
Хлорид ртути (I) Hg2C12, или каломель
белый, нерастворимый в воде порошок.
HgC12 + Hg = Hg2C12
Hg22+ + 2Сl- = Hg2Cl2
.
Обработать поверхность
1) теплым мыльно-содовым раствором
(40 г мыла, 30 г соды на 1 л воды)
2) порошок серы
3)20%-ный раствор FеСl3,
4) эмульсию из минерального масла и воды,
содержащую порошкообразные серу и йод,
5) 10%-ый раствор КМnO4, подкисленный соляной кислотой.
.
Получение: обжиг руды
2ZnS +3O2 = 2ZnO + 2SO2
ZnСО3 = ZnO + СО2
далее полученный оксид цинка восстанавливают углем
ZnO + С = Zn + CO
Физические свойства:
Цинк — серебристо-белый металл. При комнатной температуре
довольно хрупкий, но при 100-1500 С
прокатывается.
Обладает
хорошей
хорошо гнется и
электро-
и
теплопроводнocтью. На воздухе покрывается защитной
пленкой оксидов и карбонатов.
.
Сульфид ртути (II) HgS встречается в природе.
Искусственно он может быть получен в виде вещества черного
цвета прямым соединением серы со ртутью или действием
сероводорода на растворы солей ртути (II).
Hg + S = HgS
Нg(NО3)2 + H2S = НgS + 2HNО3
При нагревании без доступа воздуха черный сульфид ртути (II)
превращается в красное кристаллическое видоизменение — киноварь.
.
Гидроксид цинка Zn(OH)2
Получение
Свойства элементов подгруппы азота и простых веществ
Основная статья: Азот
Азот
— бесцветный газ
, не имеющий запаха
, безвреден, не поддерживает дыхание и горение, мало растворим
в воде
(2,3 мл/100г при 0 °C, 0,8 мл/100г при 80 °C).
Также может быть и в жидком состоянии, при температуре кипения (−195,8 °C) — бесцветная жидкость
. При контакте с воздухом
поглощает кислород
.
При температуре в −209,86 °C азот переходит в твердое состояние в виде снега
. При контакте с воздухом поглощает кислород, при этом плавится, образуя раствор
кислорода в азоте.
Фосфор
— неметалл
, в чистом виде имеет 4 аллотропные модификации
:
- Белый фосфор
— самая химически активная модификация фосфора. Имеет молекулярное строение; формула P 4
, форма молекулы — тетраэдр
. По внешнему виду белый фосфор
очень похож на очищенный воск
или парафин
, легко режется ножом
и деформируется от небольших усилий. Температура плавления
44,1 °C, плотность
1823 кг/м³. Чрезвычайно химически активен. Например, он медленно окисляется кислородом
воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией
(иногда ошибочно фосфоресценцией
). Ядовит, летальная доза
белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г. - Красный фосфор
— представляет собой полимер
со сложной структурой. Имеет формулу P n
. В зависимости от способа получения и степени дробления красного фосфора, имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии — тёмно-фиолетовый с медным оттенком металлический блеск. Красный фосфор
на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240—250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки
), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемолюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле
, сероуглероде
и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор. Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек
(составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид
, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту
; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению. - Чёрный фосфор
— это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году
американским физиком П. У. Бриджменом
из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов
, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность
. Для проведения синтеза
чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2×10 9
Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С. Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, совершенно нерастворимое в воде и в органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода
до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток
и имеет свойства полупроводника
. Температура
плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18×10 5
Па
. - Металлический фосфор
. При 8,3×10 10
Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25×10 11
Па — ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток
.
Мышьяк
— химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) четвёртого периода периодической системы; имеет атомный номер
33, обозначается символом
As. Простое вещество
представляет собой хрупкий полуметалл
стального цвета. Чрезвычайно токсичен. Мышьяк существует в нескольких аллотропических модификациях. Наиболее устойчив при обычных условиях и при нагревании металлический или серый мышьяк. Плотность серого мышьяка равна 5,72 г/см 3
. При нагревании под нормальным давлением он сублимируется. В отличие от других модификаций, серый мышьяк обладает металлической электрической проводимостью. В воде мышьяк нерастворим.
Сурьма
— полуметалл
серебристо-белого цвета с синеватым оттенком, грубозернистого строения. Известны четыре металлические аллотропные модификации сурьмы, существующие при различных давлениях, и три аморфные модификации (жёлтая, чёрная и взрывчатая сурьма). Токсична, но в значительно меньшей степени, чем мышьяк. Желтая сурьма образуется при действии кислорода на жидкий SbH 3
. При нагревании, а также при освещении видимым светом переходит в черную сурьму. Черная сурьма обладает полупроводниковыми свойствами. Взрывчатая сурьма — серебристо-белая, обладает металлическим блеском. Образуется при электролизе SbCl 3
при малой плотности тока. Взрывается при ударе и трении. Взрывчатая сурьма при растирании или ударе со взрывом превращается в металлическую сурьму. Сурьму вводят в некоторые сплавы для придания им твердости. Сплав, состоящий из сурьмы, свинца и небольшого количества олова, называется типографским металлом или гартом. В своих соединениях сурьма обнаруживает большое сходство с мышьяком, но отличается от него более сильно выраженными металлическими свойствами.
Висмут — тяжёлый серебристо-белый металл
с розоватым оттенком. Со временем покрывается тёмно-серой оксидной плёнкой. Наряду со свинцом и оловом входит в состав большинства легкоплавких припоев и сплавов
для изготовления плавких предохранителей и элементов пожарной сигнализации. Пары висмута ядовиты. Однако, несмотря на то что висмут является тяжелым металлом, токсичность его соединений весьма низка, например, в сравнении с свинцом. Химические свойства весьма сходны с сурьмой и мышьяком, в основном висмут проявляет свойства типичного металла, однако слабые неметаллические свойства тоже есть.
Московий
( лат.
Moscovium, Mc) — 115-й химический элемент
V группы периодической системы, атомный номер
115, атомная масса
289, наиболее стабильным является нуклид
289
Mc ( период полураспада
оценивается в 156 мс).
.
2. Цинк. Соединения цинка. Амфотерность оксида и гидроксида цинка.
Нахождение в природе
Встречается только в составе соединений
ZnS – сфалерит,
цинковая обманка
ZnО -цинкит
ZnСО3 – смитсонит,
цинковый шпат
.
Восстановительные свойства элементов подгруппы цинка
выражены значительно слабее, чем у элементов главных
подгрупп.
Это объясняется меньшим размером радиуса атомов, и
соответственно, более высокими энергиями ионизации, чем у
элементов главных подгрупп.
В общем, элементы II B (Zn, Cd, Hg) более активны, чем
соответствующие элементы I В (Cu, Ag, Au).
Общая формула оксидов RO, гидроксиды состава R(OН)2. Оксид
и гидроксид цинка проявляют амфотерные свойства.
.
Вопрос 2. Физические свойства, химические свойства
и соединения
■ Цинк голубовато-белый металл с сильным металлическим блеском (тускнеет на
воздухе за счет окисления кислородом и образования оксида цинка); при
температуре до +100оС хрупок, в интервале температур +100 – +150оС тягуч и вязок
(прокатывается в листы и вытягивается в проволоку), выше +200оС снова хрупкий;
плавится при температуре +419,4оС; электропроводность на 40% меньше, чем у
серебра, а теплопроводность – на 60%.
■ Кадмий мягкий (прокатывается в листы и вытягивается в проволоку), белый,
блестящий металл; плавится при температуре +320,9оС; электропроводность и
теплопроводность на 80% меньше, чем у серебра.
■ Ртуть серебристо-белый жидкий металл; плавится при температуре +38,87оС;
электропроводность и теплопроводность на 40% меньше, чем у серебра (при 0оС).
Аммиак
Физические
свойства:
аммиак
(NH3)
–
бесцветный газ с резким запахом, растворим
в воде, в 2 раза легче воздуха; при
охлаждении до -33,4 °C и нормальном давлении
превращается в прозрачную жидкость,
при 77,8 °C затвердевает. Массовая доля
аммиака в концентрированном растворе
– 25 %. Раствор NH3 в воде – аммиачная вода
или нашатырный спирт. Медицинский
нашатырный спирт – 10 %. При низкой
температуре образует в растворе
кристаллогидрат NH3 ? Н2О. Строение
молекулы:
характерна
sp3-гибридизация. В образовании молекулы
участвуют 3 неспаренных р-электрона
азота и 1s – атомов водорода. Молекула
имеет форму правильной пирамиды, в
вершине которой стоят атомы азота, а в
углах – водорода.
1)
при растворении NH3 в воде образуются
гидратированные молекулы аммиака и
частично ионы аммония – NH4+ и ОН-ионы –
водный раствор аммиака имеет слабощелочную
реакцию.
2)
NH3 взаимодействует с кислотами: NH3 + Н2SO4
= NH4НSO4;
3)
аммиак – сильный восстановитель. Из
СuО при нагревании восстанавливает Сu:
3СuО + 2NH3 = Сu + N2 + 3Н2О;
4)
в кислороде NH3 горит желтым пламенем:
4NH3 + 3О2 = 2N2? + 6Н2О;
5)
кислородом воздуха NH3 окисляется в
присутствии катализаторов: Pt, Cr2O3, Rh:
4NH3 + 5О2 = 4NО? + 6Н2О;
6)
при замещении водорода на металлы
образуются амиды: Na + NH3 = NaNH2 + 1/2 Н2;
7)
водород в NH3 может замещаться на галогены.
При действии на раствор хлорида аммония
газообразным хлором образуется хлорид
азота: NH4Cl + 3Cl2 = 4HCl + NCl3.
Получение:
в
промышленности
до концаХ1Х века
аммиак
получали как побочный продукт при
коксовании каменного угля, который
содержит до 1–2 % азота.
В
начале XX
века
были
разработаны новые промышленные способы
получения аммиака, основанные на
связывании или фиксации атмосферного
азота.
В
1904 году
появился
циамидный способ, основанный на
способности азота при высокой температуре
взаимодействовать с карбидом кальция,
образуя циамид кальция CaCN2,
который
при воздействии с водяным паром при
давлении 0,6 МПа легко разлагается на
аммиак и карбонат кальция:
Позднее
появился другой способ получения аммиака
– прямое взаимодействие азота и кислорода
под воздействием электрических разрядов,
но эта реакция была обратимой, пока для
нее не нашли оптимальные условия. Этими
условиями явились высокое давление и
низкая температура, использование
катализаторов – губчатого железа с
добавками активаторов (оксиды алюминия,
калия, кальция, кремния, магния).
.
Пары ртути очень ядовиты
и могут вызвать тяжелое отравление!
1. при всех работах с ртутью необходимо быть очень осторожным.
2. не следует держать открытыми сосуды с ртутью,
все работы с ней надо проводить на эмалированных или железных подносах.
3. Очень опасна ртуть, пролитая на пол.
При падении она разбивается на множество мелких капель,
которые попадают в щели и могут в течение длительного времени
отравлять атмосферу
.
■ Символы цинка, кадмия и ртути: Zn, Cd, Hg. Эти металлы относятся к d–
электронному семейству с полностью заполненными электронами d– и s–
подуровнями. В соединениях они проявляют степень окисления +2.
окислительно-восстановительный потенциал для цинка и кадмия имеет
отрицательное значение, а для ртути – положительное значение.
■
■ Вопрос 1. Цинк, кадмий, ртуть: нахождение в природе, получение
■ Нахождение в природе: ZnS – цинковая обманка, ZnCO3 – благородный
галмей, ZnO – цинкит; CdS – гринокит, CdO – оксид кадмия; HgS – киноварь,
Hg2gal2 – галогениды ртути.
.
3. Ртуть. Соединения ртути
Нахождение в природе
Ртуть мало распространена в природе;
содержание ее в земной коре составляет
всего около 10-6 % (масс.)
Изредка ртуть встречается в
самородном виде, вкрапленная в
горные породы
сульфид ртути HgS, или киноварь
- Nomenclature of Inorganic Chemistry: IUPAC Recommendations 2005 section IR-3.5
(англ.)
/ Edited by N G Connelly and T Damhus (with R M Hartshorn and A T Hutton). — 2005. — ISBN 0-85404-438-8
. Архивировано
4 марта 2009 года.
- Таблица Менделеева
Архивная копия
от 17 мая 2008 на Wayback Machine
на сайте ИЮПАК
- Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы
. Дата обращения: 1 октября 2009.
Архивировано из оригинала
27 марта 2012 года.
.
Химические свойства
Ртуть, в отличие от цинка, малоактивный металл,
в сухом воздухе устойчива, подобно благородным металлам.
Взаимодействие с неметаллами
1. выше 300°С окисляется кислородом, образуя оксид ртути (II)
2Hg + O2 = 2HgO
2. очень легко взаимодействует с серой
Hg + S = HgS
.
Оксид ртути (II)
Получение
Нg(NО3)2 + 2NaOH = 2NаNО3 + HgО↓ + Н2О
Hg2+ + 2ОН- = HgO↓ + Н2О
Образующийся осадок имеет желтый цвет, но при нагревании
переходит в красную модификацию оксида ртути (II).
Данная реакция является качественной на катион ртути Hg2+
.
Побочная подгруппа II группы.
Цинк, ртуть и их соединения
.
Физические свойства
Ртуть –тяжелая жидкость
серебристо-белого цвета,
обладает способностью растворять
в себе многие металлы, образуя
сплавы — амальгамы
Особенно легко образуется амальгама золота,
вследствие чего золотые изделия не должны соприкасаться с
ртутью.
Железо не образует амальгамы, поэтому ртуть можно
перевозить в стальных сосудах.
.
Оксид ртути (I)
Получение
Нg2(NО3)2 + 2NaOH = 2NаNО3 + Hg2О↓ + Н2О
2Hg+ + 2ОН- = Hg2O↓ + Н2О
Образующийся осадок имеет буровато-черный цвет,
.
Гидролиз солей цинка
Zn(OH)2↓ – слабое основание
Zn(NO3)2
HNO3 – сильная кислота
Zn(NO3)2 ↔ Zn2+ + 2NO3Zn2+ + Н+ОН- ↔ ZnОН+ + Н+
кислая среда, рН < 7
Zn(NO3)2 + Н2О ↔ ZnОНNO3 + HNO3
.
Взаимодействие с кислотами
В электрохимическом ряду напряжений металлов ртуть
находится после водорода
Растворяется в разб. и конц. азотной кислоте
и конц. серной кислоте
Hg + 4HNO3 (конц.) = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
6Hg + 8HNO3 (разб.) = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Hg + 2H2SO4 = HgSO4 + SO2 + 2H2O
