Презентация "Переходные металлы IB и IIB подгрупп"

Переходные металлы I и II групп

Медь и ее соединения

Медь. Строение атома

• Медь – один из семи металлов, известных человеку с доисторических времен.
• Латинское название меди «купрум» происходит от названия острова Крит, где древние греки добывали медную руду.
• В четвертом периоде медь является предпоследним d-элементом, её валентные электроны 3d 9 4s 2 , однако вследствие устойчивости d 10 -состояния энергетическим валентные электроны меди имеют следующую конфигурацию: 3d 10 4s 1 . В соединениях для меди характерная степень окисления +2, возможно проявление степеней окисления +1 (более устойчива в нерастворимых соединениях) и +3 (не стабильны).

Распространенность в природе

• Содержание меди в земной коре составляет 5·10 -3 мас. %. Она встречается в природе в самородном состоянии, а также в виде сульфидов и кислородсодержащих соединений. Образует более 250 минералов, наиболее распространенными являются:
• халькопирит CuFeS 2 ,
• ковеллин CuS,
• борнит Cu 5 FeS 4 ,
• халькозин Cu 2 S,
• малахит CuCO 3  · Cu(OH) 2 ,
• хризоколл CuSiO 3  · 2H 2 O и др.
• Медь также содержится в морской и речной воде, участвует в физиологических процессах в живых организмах.

Физические свойства

• пластичный, розовато-красный металл с металлическим блеском.
• Обладает высокой тепло- и электропроводностью, по электропроводности уступает только серебру. Температура плавления 1083°С, температура кипения 2567°С, плотность 8,92 г/см 3 .
• На воздухе медь покрывается плотной зелено-серой пленкой основного карбоната, которая защищает её от дальнейшего окисления.

Химические свойства меди

• В сухом воздухе медь практически не окисляется, с водой не взаимодействует и является довольно инертным металлом.

Взаимодействие с неметаллами

С кислородом в зависимости от температуры взаимодействия медь образует два оксида:

• при 400–500°С образуется оксид меди (II): 2Cu + O 2 = 2CuO;
• При t˚C выше 1000°С получается оксид меди (I).

Cu + O 2 + H 2 O + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3

(зеленый налет на поверхности металла – малахит)

Аналогично реагирует с серой:

• при 400°С образуется сульфид меди (II): Cu + S = CuS;
• при температуры выше 400°С получается сульфид меди (I).

При нагревании с фтором, хлором, бромом образуются галогениды меди (II): Cu + Br 2 = CuBr 2 ;

• с йодом – образуется йодид меди (I): 2Cu + I 2 = 2CuI.
• Медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием.

Взаимодействие с кислотами

• не взаимодействует с растворами разбавленной соляной и серной кислот и щелочей.
• Растворяется в разбавленной азотной кислоте с образованием нитрата меди (II) и оксида азота (II):

3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O.

• Реагирует с концентрированными растворами серной и азотной кислот с образованием солей меди (II) и продуктов восстановления кислот:

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O; Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O .

• С концентрированной соляной кислотой медь реагирует с образованием трихлорокупрата (II) водорода: Cu + 3HCl = H[CuCl 3 ] + H 2 .

2Cu + 4HCl + O 2 = 2CuCl 2 + 2H 2 O

Взаимодействие с аммиаком

• Медь растворяется в водном растворе аммиака в присутствии кислорода воздуха с образованием гидроксида тетраамминмеди (II):

2Cu + 8NH 3 + 2H 2 O + O 2 = 2[Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 .

Восстановительные свойства

• Медь окисляется оксидом азота (IV) и хлоридом железа (III):

2Cu + NO 2 = Cu 2 O + NO; Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2 .

Получение меди

• Для получения меди применяют пиро-, гидро- и электрометаллургические процессы.
• Пирометаллургический процесс получения меди из сульфидных руд типа CuFeS 2 выражается суммарным уравнением:

2CuFeS 2 + 5O 2 + 2SiO 2 = 2Cu + 2FeSiO 3 + 4SO 2 .

• Гидрометаллургические методы получения меди основаны на селективном растворении медных минералов в разбавленных растворах серной кислоты или аммиака, из полученных растворов медь вытесняют металлическим железом:

CuSO 4 + Fe = Cu + FeSO 4 .

• Электролизом получают чистую медь:

2CuSO 4 + 2H 2 O   2Cu + O 2 + 2H 2 SO 4 ;

Оксид и гидроксид меди (I)

• Оксид меди (I) Cu 2 O – красновато-коричневые кристаллы.
• В воде не растворяется и не реагирует с ней.
• Имеет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных.
• Взаимодействует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов:

Cu 2 O + 2NaOH + H 2 O = 2Na[Cu(OH) 2 ].

• В водных растворах аммиака образует гидроксид диамминмеди (I):

Cu 2 O + 4NH 3 + H 2 O = 2[Cu(NH 3 ) 2 ]OH.

• С соляной кислотой взаимодействует с образованием дихлорокупрата (I) водорода:

Cu 2 O + 4HCl = 2H[CuCl 2 ] + H 2 O.

• С бромоводородом и йодоводородом образует соли меди (I):
• Cu 2 O + 2HBr = 2CuBr + H 2 O; Cu 2 O + 2HI = 2CuI + H 2 O.
• В разбавленной серной кислоте диспропорционирует, образуя сульфат меди (II) и металлическую медь:

Cu 2 O + H 2 SO 4 = Cu + CuSO 4 + H 2 O.

• Восстанавливается водородом, угарным газом и активными металлами до металлической меди:
• Cu 2 O + H 2 = 2Cu + H 2 O; Cu 2 O + CO = 2Cu + CO 2 ; Cu 2 O + Mg = 2Cu + MgO.
• При нагревании окисляется кислородом воздуха: 2Cu 2 O + O 2 = 4CuO.

Оксид меди (II)

Оксид меди (II) CuO – кристаллы черного цвета.

При нагревании до 1100°С разлагается:

4CuO = 2Cu 2 O + O 2 .

• В воде не растворяется и не реагирует с ней. Имеет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных.
• В водных растворах аммиака образует гидроксид тетраамминмеди (II):

CuO + 4NH 3 + H 2 O = [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 .

• Легко реагирует с разбавленными кислотами с образованием соли и воды:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O.

• При сплавлении со щелочами образует купраты: CuO + 2KOH = K 2 CuO 2 + H 2 O.
• Восстанавливается водородом, угарным газом и активными металлами до металлической меди:
• CuO + H 2 = Cu + H 2 O; CuO + CO = Cu + CO 2 ; CuO + Mg = Cu + MgO.
• Получается при прокаливании гидроксида меди (II) при 200°С:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

• или при окислении металлической меди на воздухе при 400–500°С:

2Cu + O 2 = 2CuO.

Гидроксид меди (II)

• Гидроксид меди (II) Cu(OH) 2 – вещество голубого цвета,
• при нагревании выше 70°С разлагается:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

• В воде плохо растворим. Имеет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных.
• Легко реагирует с кислотами с образованием солей:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O.

• В водных растворах щелочей образует неустойчивые ярко-синие гидроксокомплексы:

Cu(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Cu(OH) 4 ].

• В растворе аммиака – устойчивые аммиакаты темно-синего цвета:

Cu(OH) 2 + 4NH 3 = [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 .

• Проявляя основные свойства, взаимодействует с углекислым газом  образованием основного карбоната меди (II) – малахита: 2Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O.
• Получается при обменном взаимодействии солей меди (II) и щелочи:

CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl;

• кристаллический гидроксид меди (II) образуется при введении гидроксида натрия или калия в аммиачный раствор сульфата меди (II):

[Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 4NH 3 + Na 2 SO 4 .

Соли меди (I) и (II)

• Соли меди (I) проявляют восстановительные свойства:

2CuCl + Cl 2 = 2CuCl 2

CuCl + FeCl 3 = FeCl 2 + CuCl 2

• Соли меди (II) проявляют слабые окислительные свойства:

2CuCl 2 + 4KI = 2CuI + I 2 + 4KCl

CuCl 2 + Cu = 2CuCl

• При взаимодействии с карбонатами:

2CuCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + 4NaCl + CO 2

Применение меди и её соединений

• Металлическая медь используется при производстве проводов, кабелей, шин, токопроводящих частей электроустановок, применяется в медицине, сельском хозяйстве, в качестве пигментов, катализаторов и др. Широко используются сплавы меди (бронза, латунь, мельхиор и др.) для изготовления художественных изделий.
• Оксид меди (I) применяется в качестве пигмента в производстве стекла, керамики и глазурей. Оксид меди (II) применяется в качестве пигмента для стекла, керамики, эмалей, для приготовления электролитов в гальванотехнике, а также для получения оксидных катализаторов.
• Хлорид меди (I) является поглотителем газов в процессе очистки ацетилена, а также оксида углерода в газовом анализе, катализатором в органической технологии, антиоксидантом для растворов целлюлозы. Хлорид меди (II) применяется в процессах омеднения металлов, в качестве катализатора крекинг-процесса, в процессе крашения тканей.
• Гидроксид меди (II) используется в качестве пигмента для стекла, эмалей, глазурей, протравы в процессе крашения, стабилизатора нейлона и др.
• Пятиводный сульфат меди (II) применяется в качестве протравы в процессе крашения текстильных материалов, компонента электролита при рафинировании металлической меди, пестицида, антисептика и вяжущего лекарственного средства, пигмента в красках и др.

Серебро и его соединения

Серебро. Строение атома

• Серебро – один из семи металлов, известных человеку с доисторических времен.
• Серебро расположено в IB группе Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
• В пятом периоде серебро является предпоследним d-элементом, его валентные электроны 4d 9 5s 2 , однако вследствие устойчивости d 10 -состояния валентные электроны серебра имеют следующую конфигурацию: 4d 10 5s 1 .
• В соединениях для серебра характерна степень окисления +1.

Распространенность в природе. Физические свойства

• Серебро относится к редким элементам
• его содержание в земной коре составляет всего 7·10 -7 мас. %.
• Встречается в виде самородков с примесями золота, ртути и сурьмы. Образует собственные минералы, наиболее важные из которых аргентит («серебряный блеск») Ag 2 S  и роговое серебро AgCl.
• Большее количество серебра извлекается не из собственных минералов, а производится в качестве побочного продукта при получении других металлов, главным образом цинка и меди.
• Серебро – пластичный, серебристо-белый металл с металлическим блеском. Обладает высокой тепло- и электропроводностью, по значению электропроводности превосходит все металлы. Температура плавления 962°С, температура кипения 2167°С, плотность 10,49 г/см 3 .
• На воздухе серебро покрывается плотной темной пленкой сульфида серебра.

Химические свойства серебра

В сухом воздухе серебро практически не окисляется, с водой не взаимодействует, является инертным металлом, сохраняет металлический блеск при действии воздуха, влаги и углекислого газа. Серебро не реагирует с кислородом, водородом, азотом, углеродом и кремнием.

Взаимодействие с неметаллами

• При обычных условиях реагирует с серой, образуя сульфид серебра (I): 2Ag + S = Ag 2 S,
• при нагревании с галогенами образуются галогениды серебра (I): 2Ag + Br 2 = 2AgBr.

Взаимодействие с сероводородом

• Поверхность серебра чернеет на воздухе вследствие взаимодействия с сероводородом:

4Ag + 2H 2 S + O 2 = 2Ag 2 S + 2H 2 O. (анологично с галогеноводородами)

Взаимодействие с хлороводородом

• При высоких температурах реагирует с хлороводородом: 2Ag + 2HCl = 2AgCl + H 2 .

Взаимодействие с кислотами

• В электрохимическом ряду напряжений металлов серебро расположено после водорода, поэтому оно не взаимодействует с растворами разбавленной соляной и серной кислот и щелочей.
• Растворяется в разбавленной азотной кислоте с образованием нитрата серебра (I) и оксида азота (II):

3Ag + 4HNO 3 = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O.

• Реагирует с концентрированными растворами серной и азотной кислот с образованием солей серебра (I) и продуктов восстановления кислот:

2Ag + 2H 2 SO 4 = Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

Ag +2HNO 3 = AgNO 3 + NO 2 + H 2 O.

Оксид и гидроксид серебра (I)

• Оксид серебра (I) Ag 2 O – буро-черные кристаллы.
• Имеет выраженные основные свойства.
• При нагревании до 300°С разлагается на кислород и серебро:

2Ag 2 O = 4Ag + O 2 .

• С щелочами не взаимодействует, в водных растворах аммиака образует гидроксид диамминсеребра (I):

Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O = 2[Ag(NH 3 ) 2 ]OH.

• В разбавленной серной кислоте растворяется, образуя сульфат серебра (I):

Ag 2 O + H 2 SO 4 = Ag 2 SO 4 + H 2 O.

• Оксид серебра (I) получают осторожным нагреванием гидроксида серебра:

2AgOH = Ag 2 O + H 2 O.

• Гидроксид серебра (I) AgOH не выделен в индивидуальном виде, это неустойчивое соединение, из растворов не образуется.
• Ионы серебра (I) в растворе можно обнаружить при приливании раствора, содержащего хлорид-ионы : AgNO 3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO 3 ;
• наблюдается выпадение характерного белого творожистого осадка.

Ag 2 S + 8HNO 3 = Ag 2 SO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

Применение серебра и его соединений

• Металлическое серебро используется для изготовления специального химического оборудования и аппаратуры для пищевой промышленности, идет на покрытие радиодеталей, на серебрение проводов в высокочастотной радиотехнике, стекла, керамики в электронной аппаратуре, на производство серебряно-цинковых аккумуляторов, используется в медицине. Применяется для изготовления ювелирных изделий.
• Бромид серебра (I) используется при изготовлении фотобумаги, кино- и фотопленки.
• Хромат серебра (I) применяется в качестве красителей при изготовлении керамики.

Ртуть и её соединения

Ртуть. Строение атома

• История не знает имени первооткрывателя ртути, это металл, известный с древнейших времен. Ртуть была главным металлом алхимиков, они считали её женским началом, матерью металлов, основой философского камня.
• Латинское название «гидрогениум» происходит от «гидрос» – вода и «аргентим» – серебро и означает «жидкое серебро».
• Ртуть расположена в IIB группе Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
• В шестом периоде ртуть является последним d-элементом, его валентные электроны 5d 10 6s 2 . В образовании химических связей участвуют только электроны внешнего энергетического уровня, поскольку конфигурация d 10 является очень устойчивой. В соединениях для ртути характерны степени окисления +1 и +2.

Распространенность в природе. Физические свойства

• Ртуть принадлежит к числу редких и рассеянных элементов, её содержание в земной коре составляет всего 7·10 -6 мас. %. Иногда встречается самородная ртуть, в виде озер или амальгам с золотом, серебром и палладием. Основной минерал ртуть – киноварь HgS.
• Ртуть – серебристо-белый, единственный жидкий при нормальных условиях металл, очень токсичен. Самая тяжелая из всех жидкостей, её плотность 13,6 г/см 3 . Температура плавления -39 °С, температура кипения 357 °С. Плохо проводит тепло и электрический ток.
• Многие металлы хорошо растворяются в ртути, образуя сплавы – амальгамы .

Химические свойства ртути

Ртуть малоактивный металл, в сухом воздухе устойчива, подобно благородным металлам.

Взаимодействие с неметаллами

• Выше 300°С окисляется кислородом, образуя оксид ртути (II): 2Hg + O 2 = 2HgO.
• Легко взаимодействует с серой с образованием сульфида ртути (II): Hg + S = HgS.
• При нормальных условиях реагирует с галогенами: Hg + Cl 2 = HgCl 2 .
• При нагревании – с фосфором, образуя фосфид: 3Hg + 2P = Hg 3 P 2 .
• С водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом ртуть не взаимодействует.

Взаимодействие с кислотами

• с водой, щелочами и неокисляющими кислотами не взаимодействует. Растворяется в разбавленной и концентрированной азотной кислоте и концентрированной серной кислоте, образуя соли ртути и продукты восстановления кислот:

Hg + 4HNO 3 (конц.) = Hg(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,

6Hg + 8HNO 3 (разб.) = 3Hg 2 (NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O,

Hg + 2H 2 SO 4 = HgSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

• при избытке ртути возможно образование сульфата ртути (I):

2Hg + 2H 2 SO 4 = Hg 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

Взаимодействие с солями

• Ртуть взаимодействует с солями ртути (II) с образованием солей ртути (I):

Hg + Hg(NO 3 ) 2 = Hg 2 (NO 3 ) 2 , Hg + HgCl 2 = Hg 2 Cl 2 .

• Другие металлы, из-за малой активности, вытеснять из растворов не может.

Получение ртути

• Ртуть получают пирометаллургическим методом из ртутного концентрата, содержащего преимущественно сульфид ртути (II). Его подвергают обжигу при 700–800 °С в токе воздуха:

HgS + O 2 = Hg + SO 2 ,

• пары ртути отводят в специальные холодильники и улавливают.
• Ртуть также можно получить при восстановлении её из сульфида более активным металлом:

HgS + Fe = Hg + FeS.

Соединения ртути (I)

• Ртуть – единственный металл, способный образовывать устойчивый двухатомный катион , в котором атомы связаны между собой ковалентной связью –Hg – Hg – . Каждый атом ртути, таким образом, образует две связи, но формально в соединениях  степень окисления ртути принимают равной +1.
• Для ртути (I) известны черный оксид Hg 2 O, галогениды Hg 2 Г 2 (где Г – галоген), некоторые соли. Большинство солей нерастворимо в воде, хорошо растворяется только нитрат ртути (I) Hg 2 (NO 3 ) 2 , который является основным исходным веществом для получения других соединений ртути (I).
• Соединения  в зависимости от условий проявляют окислительные и восстановительные свойства:
• под действием окислителей соединения  легко переходят в производные Hg 2+ :

Hg 2 Cl 2 + Cl 2 = 2HgCl 2 ;

• при воздействии восстановителей соединения восстанавливаются до металлической ртути:

Hg 2 Cl 2 + SO 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + Hg + 2HCl.

• Соединения ртути (I) склонны к диспропорционированию с выделением свободной ртути и образованием соединений ртути (II).
• По этой причине невозможно получить по обменным реакциям Hg 2 S, Hg 2 (CN) 2 . Более устойчивы Hg 2 Cl 2 , Hg 2 SO 4 .
• Практическое значение имеет хлорид ртути (I) Hg 2 Cl 2 – каломель. Её получают по обменной реакции:

Hg 2 (NO 3 ) 2 + 2NaCl = Hg 2 Cl 2 + 2NaNO 3 .

Соединения ртути (II)

• Для ртути (II) известны оксид HgO, галогениды HgГ 2 (где Г – галоген) и соли.
• Оксид ртути (II) HgO существует в двух формах – красной и желтой, цвет зависит от размера кристаллов. Красная форма образуется при осторожном нагревании нитрата ртути (II) при 350 °С:

2Hg(NO 3 ) 2 = 2HgO + 4NO 2 + O 2 .

• Желтая – при добавлении щелочей к раствору соли Hg (II) :

Hg(NO 3 ) 2 + 2NaOH = HgO + 2NaNO 3 + H 2 O.

• Оксид ртути (II) обладает только основными свойствами, растворяется в кислотах:

HgO + 2HNO 3 = Hg(NO 3 ) 2 + H 2 O.

• Гидроксид ртути (II) Hg(OH) 2 не выделен, он разлагается в момент образования на оксид и воду.
• Хлорид ртути (II) HgCl 2 – сулема, бесцветное вещество– образуется при нагревании смеси сульфата ртути (II) с хлоридом натрия:

HgSO 4 + 2NaCl = HgCl 2 + Na 2 SO 4 .

Применение ртути и её соединений

• Металлическая ртуть используется для изготовления катодов при электрохимическом получении едких щелочей и хлора, в производстве люминесцентных ламп, термометров, барометров, манометров и других измерительных приборов.
• Каломель применяется для изготовления каломельных электродов в электрохимии и в медицине, в качестве легкого слабительного.
• Сулема применяется для дезинфекции и для протравливания семян, используется в медицине.
• Фульмиат ртути (II) – взрывчатое вещество, используется в капсюлях патронов и снарядов в качестве детонаторов.
• Соли ртути (II) используют в качестве катализаторов в органическом синтезе.

Цинк и его соединения

Цинк. Строение атома

• Сплав меди и цинка – латунь – был получен намного раньше, чем металлический цинк: самые древние латунные предметы, сделанные примерно в 1500 г. до н.э., найдены при раскопках в Палестине. Цинк входит в состав еще одного древнего сплава – бронзы. Первое промышленное производство цинка началось в 1743 г. в Бристоле.
• Название происходит от латинского слова, означающего «бельмо» или «белый налет».
• Цинк расположен в IIB группе Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
• В четвертом периоде цинк является последним d-элементом, его валентные электроны 3d 10 4s 2 . В образовании химических связей участвуют только электроны внешнего энергетического уровня, поскольку конфигурация d 10 является очень устойчивой. В соединениях для цинка характерна степень окисления +2.

Распространенность в природе. Физические свойства

Содержание цинка в земной коре составляет 7·10 -3 мас. %. В свободном состоянии в природе не встречается. Образует более 70 минералов, например:

• сфалерит (цинковая обманка) ZnS,
• смитсонит ZnCO 3 ,
• каламин Zn 4 (OH) 2 Si 2 O 7  · H 2 O,
• цинкит ZnO, виллемит Zn 2 SiO 4 ,
• франклинит ZnFe 2 O 4 .
• Цинк содержится в океанической воде.
• Цинк – голубовато-белый металл. Цинк хрупкий при комнатной температуре, при нагревании до 100–150 °С становится пластичным и прокатывается в тонкие листы и проволоку, при 200–250 °С снова становится хрупким. Температура плавления 420°С, температура кипения 906°С, плотность 7,13 г/см 3 .
• На воздухе серебро покрывается плотной тонкой пленкой оксида цинка.

Химические свойства цинка

Цинк – химически активный металл, обладает выраженными восстановительными свойствами, по активности уступает щелочно-земельным металлам. Проявляет амфотерные свойства.

Взаимодействие с неметаллами

• При сильном нагревании на воздухе сгорает ярким голубоватым пламенем с образованием оксида цинка:

2Zn + O 2 = 2ZnO.

• При поджигании энергично реагирует с серой:

Zn + S = ZnS.

• С галогенами реагирует при обычных условиях в присутствии паров воды в качестве катализатора:

Zn + Cl 2 = ZnCl 2 .

• При действии паров фосфора на цинк образуются фосфиды:

Zn + 2P = ZnP 2 или 3Zn + 2P = Zn 3 P 2 .

• С водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом цинк не взаимодействует.

Взаимодействие с водой

• Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:

Zn + H 2 O = ZnO + H 2 .

Химические свойства цинка

• Взаимодействие с кислотами В электрохимическом ряду напряжений металлов цинк находится до водорода и вытесняет его из неокисляющих кислот:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ;

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 .

• Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой, образуя нитрат цинка и нитрат аммония:

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

• Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами с образованием соли цинка и продуктов восстановления кислот:

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

Zn + 4HNO 3 = Zn(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

• Взаимодействие со щелочами Реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ] + H 2

• при сплавлении образует цинкаты Zn + 2KOH = K 2 ZnO 2 + H 2 .
• Взаимодействие с аммиаком. С газообразным аммиаком при 550–600°С образует нитрид цинка:

3Zn + 2NH 3 = Zn 3 N 2 + 3H 2 ;

• растворяется в водном растворе аммиака, образуя гидроксид тетраамминцинка:

Zn + 4NH 3 + 2H 2 O = [Zn(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + H 2 .

• Взаимодействие с оксидами и солями. Цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов:

Zn + CuSO 4 = Cu + ZnSO 4 ;

Zn + CuO = Cu + ZnO.

Получение цинка

Для получения металлического цинка используют гидро- и пирометаллургический процесс.

• При переработке цинковых руд в результате их обогащения получают цинковый концентрат, который подвергают обжигу:
• 2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2
• затем из оксида цинка получают металлический цинк двумя способами.
• Пирометаллургический процесс Оксид цинка сплавляют с коксом при температуре 1250–1350°С в огнеупорных ретортах:

ZnO + C = Zn + CO; пары цинка конденсируются.

• Гидрометаллургический процесс Оксид цинка растворяют в серной кислоте:

ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O;

• полученный раствор сульфата цинка подвергают электролизу, на катоде выделяется цинк.

Оксид цинка (II)

• Оксид цинка (II) ZnO – белые кристаллы.

• При температуре выше 1000°С восстанавливается до металлического цинка:

ZnO + C = Zn + CO;

ZnO + CO = Zn + CO 2 ;

ZnO + H 2 = Zn + H 2 O.

• С водой не взаимодействует. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей:

ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O;

ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ].

• При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты:

ZnO + CoO = CoZnO 2 .

• При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом:

2ZnO + SiO 2 = Zn 2 SiO 4 , ZnO + B 2 O 3 = Zn(BO 2 ) 2 .

• Получается при горении металлического цинка:

2Zn + O 2 = 2ZnO;

• при термическом разложении солей:

ZnCO 3 = ZnO + CO 2 .

Гидроксид цинка (II)

• Гидроксид цинка (II) Zn(OH) 2 – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество. При температуре выше 125°С разлагается:

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O.

• Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах :

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O;

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Zn(OH) 4 ];

• также легко растворяется в водном растворе аммиака с образованием гидроксида тетраамминцинка:

Zn(OH) 2 + 4NH 3 = [Zn(NH 3 ) 4 ](OH) 2 .

• Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами:

ZnCl 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 + 2NaCl.

Применение цинка и его соединений

• Металлический цинк используется в качестве антикоррозионного покрытия железа и стали, применяется в аккумуляторах и типографском деле. В металлургии используется для отделения свинца от серебра и золота, для выделения кадмия, индия, золота из растворов, в качестве восстановителя в органическом синтезе.
• Оксид цинка применяется в качестве белого пигмента красок, является активатором вулканизации и наполнителем в резиновой промышленности, используется в косметической промышленности и в медицине.
• Хлорид цинка используется в медицине в качестве антисептика и в виде растворов в соляной кислоте при паянии.
• Сульфид цинка применяется в качестве люминофоров в электронно-лучевых трубках.
• Сульфат цинка применяется в медицине в качестве антисептика.