Экзаменационный гид

Свойства элементов II группы
побочной подгруппы (подгруппы цинка)

Физические  свойства

1.      Сходство элементов главной и побочной подгрупп во II группе больше, чем в I группе.
2.      Значения плотностиr и атомного объема повышаются с увеличением атомной массы.

Химические свойства

1.      Химическая активность уменьшается с увеличением атомной массы (в главной подгруппе –наоборот).
2.      Хорошие комплексообразователи (в отличие от элементов главной подгруппы).         

Цинк и его соединения

 
Цинк — металл серебристо-белого цвета. В соединениях проявляет только одну степень окисления +2;  соединения цинка неокрашены.
Нормальный окислительно-восстановительный потенциал в кислой среде системы   Zn²⁺ / Zn  равен  -0,76 в, а в щелочной среде системы   ZnO₂^2- / Zn    равен  -1,22 в.   Поэтому цинк растворяется в   разбавленных кислотах и щелочах
 

Zn + 2НCl ® ZnCl₂ + H₂ ­
Zn + H₂SO₄(разб) ® ZnSO₄ + H₂ ­
Zn + 2NaOH + 2H₂O ® Na₂[Zn(OH)₄] + H₂­

 
Цинк не разлагает воду, т.к. в водном растворе он быстро покрывается защитной пленкой оксида, которая предохраняет его от коррозии.
Цинк — сильный восстановитель и вытесняет менее активные металлы (стоящие справа в ряду напряжений) из растворов их солей
 

Zn + CuSO₄ ® ZnSO₄ + Cu

 
Оксид цинка проявляет амфотерный характер, растворяясь как в кислотах, так и в растворах щелочей:
 

ZnO + H₂SO₄ ® ZnSO₄ + H₂O
ZnO + 2NaOH + H₂O ® Na₂[Zn(OH)₄]

 
При нагревании комплексный тетрагидроксицинкат-анион  дегидратируется:
 

[Zn(OH)₄]^2- ® ZnO₂^2- + 2H₂O

      
Гидроксид  цинка   также проявляет амфотерные свойства. Он нерастворим в воде, но растворяется в кислотах и щелочах;
 

Zn(OH)₂ + 2HCl ® ZnCl₂ + 2H₂O
Zn(OH)₂ + 2NaOH ® Na₂[Zn(OH)₄]

 
Ион Zn²⁺ является энергичным комплексообразователем с координационным числом 4.  В отличие от гидроксида алюминия гидроксид цинка растворяется в водном растворе аммиака:
 

Zn(OH)₂ + 2NH₃ ® [Zn(NH₃)₄](OH)₂

Кадмий  и  его  соединения

 
Кадмий — белый, блестящий, мягкий, ковкий металл; очень мало растворяется в неокисляющих кислотах, хорошо растворяется в разбавленной  HNO₃  (нормальный потенциал  Cd / Cd ²⁺ = -0,40 в).
Кадмий образует только один ряд соединений, где он двухвалентен. Ион  Сd ²⁺  — бесцветен.
Оксид кадмия  СdО  (коричневого цвета)  и  гидроксид кадмия Сd(ОН)₂ (белого цвета)  проявляют основной характер, растворяясь только в кислотах.
 

CdO + 2HCl ® CdCl₂ + H₂O
(CdO + 2H⁺ ® Cd²⁺ + H₂O)
Cd(OH)₂ + 2HCl ® CdCl₂ + 2H₂O
(Cd(OH)₂ + 2H⁺ ® Cd ²⁺ + 2H₂O)

 
Кадмий является хорошим комплексообразователем (координационное число 4).  Гидроксид кадмия растворяется в водном растворе аммиака:
 

Cd(OH)₂ + 4NH₃ ® [Cd(NH₃)₄](OH)₂

Ртуть  и  ее  соединения

 
Ртуть —  серебристо-белый, блестящий, единственный жидкий при комнатной температуре металл; обладает низкой электропроводностью (она составляет 1,7% от электропроводности серебра) и большим коэффициентом термического расширения. На воздухе проявляет устойчивость. Реагирует с серой и галогенами:
 

Hg + S ® HgS
Hg + Br₂ ® HgBr₂

 
Со многими металлами дает сплавы (амальгамы) (экзотермическое образование). Пары и соединения чрезвычайно ядовиты (накапливаются в организме).
Ртуть не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах (в ряду напряжений металлов ртуть находится после водорода;  нормальный  потенциал   Hg / Hg ²⁺  = +0,85 в).  Ртуть легко растворяется в концентрированной азотной кислоте – образуется нитрат ртути (II):
 

Hg + 4HNO₃ ® Hg(NO₃)₂ + 2NO₂­ + 2H₂O

 
При растворении ртути в разбавленной  азотной кислоте образуется нитрат ртути (I),
 

6Hg + 8HNO₃ ® 3Hg₂(NO₃)₂ + 2NO­ + 4H₂O

 
При растворении ртути в горячей концентрированной серной кислоте в зависимости от избытка ртути или кислоты образуются соли одновалентной или двухвалентной ртути:
 

Hg + 2H₂SO₄ ® HgSO₄ + SO₂­ + 2H₂O
2Hg + 2H₂SO₄ ® Hg₂SO₄ + SO₂­ + 2H₂O

 
Ртуть растворяется в царской водке:
 

3Hg + 2HNO₃ + 6HCl ® 3HgCl₂ + 2NO­ + 4H₂O

 
Оксид ртути (II) HgO; красный кристаллический или желтый аморфный порошок; плохо растворим в воде;  раствор имеет слабо щелочную реакцию.
 

Получение

Hg₂(NO₃)₂ ® 2HgO + 2NO₂­
2Hg(NO₃)₂ ® 2HgO + 4NO₂­ + O₂­
Hg ²⁺ + 2OH^— ® HgO + H₂O

Химические свойства.

 
Легко восстанавливается;  при нагревании  разлагается  на ртуть и кислород. Реагирует с кислотами с кислотами с образованием солей и воды.
Сульфид ртути (II) HgS (киноварь) – ярко-красный нерастворимый в воде порошок.
 

Hg + S ® HgS
Hg²⁺ + S^2- ® HgS

Галогениды ртути (II)
 
Получение

Hg + Br₂ ® HgBr₂
HgO + 2HCl(сулема) ® HgCl₂ + H₂O

 
Сулему также получают растворением ртути в царской водке.

 
Химические свойства:

HgI₂ + 2KI ® K₂[HgI₄](реактив Несслера)

 
Реактив Несслера используется в качестве очень чувствительного аналитического реагента для обнаружения иона  NH₄⁺:
  2[HgI₄]^2- + NH₄⁺ + 4OH^— ® []⁺(коричневый осадок) I^—¯ + 7I^— + 3H₂O  
Сульфат ртути (II) и нитрат ртути (II). Получают растворением ртути или оксида ртути (II)  в концентрированных серной или азотной кислотах соответственно.
 

Hg + 2H₂SO₄(горячая,конц.) ® HgSO₄ + SO₂ + 2H₂O
HgO + H₂SO₄ ® HgSO₄ + H₂O
3Hg + 8HNO₃(конц.) ® 3Hg(NO₃)₂ + 2NO ­+ 4H₂O
HgO + 2HNO₃  ®  Hg(NO₃)₂ + H₂O

 
Более активные металлы легко вытесняют ртуть из  ее солей:
 

Cu + Hg(NO₃)₂ ® Cu(NO₃)₂ + Hg