Металлы II группы побочной подгруппы (Zn, Cd, Hg)

Цинк

Древние металлурги знали, что если минерал галмей (смитсонит ZnCO3) нагреть с углем в присутствии меди, то образуется слиток, по цвету напоминающий золото (впоследствии этот сплав стали называть латунью). Однако в семёрку известных в древности металлов (железо, медь, серебро, ртуть, золото, свинец, олово), цинк не вошел, так как его не удавалось выделить в чистом виде. При прокаливании галмея с углем без меди получался белый порошок – оксид ZnO, образующийся при взаимодействии паров цинка с кислородом воздуха. Металлический цинк люди научились выплавлять только к началу новой эры. Для этого галмей нагревали с углём в закрытых сосудах, а выделяющиеся пары конденсировали в охлаждаемых глиняных ретортах. Технология по тем временам была достаточно сложной, а химической сути процесса тогда не понимали, поэтому к X в. секрет изготовления цинка оказался утрачен. Вновь о цинке вспомнили спустя несколько столетий. Алхимик Андреас Либавий назвал его восьмым металлом, присоединив его к семи металлам древности. А название «цинк» (это слово, вероятно, восходит к нем. Zinke, означающее «зубец», так как кристаллы металлического цинка похожи на иглы) впервые встречается у Парацельса. Выплавку цинка описал Георг Агрикола в своём труде «О горном деле и металлургии». Однако промышленное производство этого металла наладили только в 1743 г. в Бристоле (Англия).

Цинк
Цинк

С тех пор принципиальных изменений способ выделения цинка не претерпел: цинкосодержащую руду обжигают, образовавшийся оксид нагревают с углем в замкнутых печах, и пары цинка конденсируют:

2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2

ZnO + C → Zn↑ + CO↑.

В наше время цинк получают также электролизом раствора сульфата цинка, образующегося при обработке цинковой руды серной кислотой.

Цинк – серебристо-белый металл (tпл = 420оС tкип = 906оС), хрупкий при комнатной температуре. При хранении на воздухе приобретает лёгкий голубоватый оттенок, покрываясь тонкой плёнкой оксида ZnO или основного карбоната ZnCO3∙ Zn(OH)2, предохраняющей его от дальнейшего окисления.

Цинк – активный металл, он вытесняет водород из растворов кислот, а также менее активные металлы из растворов их солей:

Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

Оксид ZnO и гидроксид Zn(OH)2 —  амфотерные вещества. Они реагируют как с кислотами: Zn(OH)2 + HCl = ZnCl2 + 2H2O, так и с растворами щелочей, причём в последнем случае образуется комплексная соль – тетрагидроксоцинкат:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4].

Это же вещество может быть получено при взаимодействии цинка с раствором NaOH:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2

По объёму производства цинк находится на четвертом месте среди металлов, уступая только железу, алюминию и меди.

Основная масса цинка идет на покрытие железа для защиты его от коррозии. Из оцинкованного железа изготовляют кровельные листы, водосточные трубы, вёдра и многие другие изделия.

Часы из латуни
Часы из латуни

Латуни – медно-цинковые сплавы (содержат от 4 до 50% Zn) – гораздо прочнее и дешевле чистой меди, более устойчивы к окислению. Из них отливают скульптуры, чеканят монеты, изготовляют детали приборов.

Сплавы на основе цинка обладают хорошими литейными качествами. Из них, например, легко отлить гайку с уже готовой резьбой. Поэтому такие сплавы активно используют для отливки изделий с очень тонким рельефом поверхности, например типографских шрифтов.

Оксид цинка ZnO (tпл = 1975оС) используется как наполнитель для придания прозрачной пластмассе белого цвета, а в смеси с олифой – в качестве белой краски (цинковые белила). Белый порошок сульфида цинка ZnS, в котором часть атомов Zn замещена на Cd, а S на Se, под действием потока электронов излучает видимый свет – тонкий слой этого вещества наносят на экраны телевизоров, рентгеновские трубки.

В организме взрослого человека содержится около 2,3 г цинка, который входит в состав более 40 ферментов, регулирующих углеводный и энергетический обмен в клетках.

Кадмий

Кадмий
Кадмий

Кадмий практически не образует собственных минералов и встречается только в виде примесей к цинксодержащим рудам.

В 1817 г. магдебургский врач И.Ролов заподозрил, что в оксиде цинка, который производили на шёнебекской фабрике Германа, содержится ядовитая примесь – мышьяк.

И действительно, при пропускании сероводорода через раствор, полученный растворением производимого на фабрике оксида цинка в кислоте, выпадал жёлтый осадок, очень похожий на сульфид мышьяка As2S3. Герман же утверждал, что мышьяка в производимом им веществе нет. Разрешить спор был призван генеральный инспектор ганноверских аптек Ф.Штромейер, который по совместительству занимал кафедру химии Гёттингенского университета. Прокалив карбонат цинка, из которого получали оксид, Штромейер заметил, что вещество имеет слегка желтоватый оттенок. Коричневое вещество, оставшееся после растворения ZnO в щёлочи, оказалось оксидом неизвестного ранее элемента, который был назван кадмием (от греч. «кадмея» — «цинковая руда»). Кадмий – серебристо белый металл, еще более легкоплавкий и летучий (tпл = 321оС tкип = 767оС), чем цинк. Если его раскатать в тонкую фольгу, на просвет она будет зеленой. Сплав кадмия с золотом – единственный металлический сплав зеленого цвета.

Кадмий получают вместе с цинком, а затем отделяют перегонкой. А при использовании электрохимического метода его выделяют перед цинком, подбирая соответствующие условия электролиза.

Кадмий – достаточно активный металл. Он взаимодействует с кислотами с выделением водорода, а при нагревании на воздухе сгорает с образованием коричневого оксида  CdO. Гидроксид кадмия Cd(OH)2, в отличие от амфотерного гидроксида цинка, обладает преимущественно основными свойствами.

Мировое производство кадмия относительно невелико: около 20 тыс. тонн в год. Почти две трети от этого количества используется в никель-кадмиевых аккумуляторах. Эти аккумуляторы надежнее и долговечнее свинцовых, к тому же их легко сделать герметичными, поскольку в них не требуется доливать электролит.

Арсенид кадмия Cd3As2 является полупроводником. Электропроводность этого вещества зависит от давления, поэтому на его основе можно конструировать очень простые датчики давления, не требующие применения мембран.

Ион кадмия способен образовывать прочные связи с сульфогруппами белков, нарушая их конфигурацию и тем самым изменяя свойства. Поэтому соединения кадмия, особенно растворимые, ядовиты.

Ртуть

Ртуть
Ртуть

Ртутное месторождение Монте-Амьята в Италии разрабатывается со времен Древнего Рима. Причина столь ранней известности ртути в том, что добываемая там киноварь (сульфид ртути HgS) легко разлагается при нагревании на воздухе с образованием металлической ртути:

HgS + O2 = Hg + SO2↑.

В древности обжиг киновари проводили в закрытом глиняном сосуде, на крышке которого конденсировалась ртуть. Сейчас для этих целей используют трубчатые печи.

Ртуть (tкип = 357оС) – самая тяжелая из всех известных жидкостей: литр ее при 20 оС весит 13,6 кг. Обычная стеклянная банка под тяжестью ртути может не выдержать и лопнуть. Поэтому большие количества ртути хранят в специальных толстостенных сосудах либо в железных ёмкостях. Низкая температура плавления ртути (-39оС) объясняется тем, что атомы Hg прочно удерживают свои валентные электроны и с трудом предоставляют их в «общее пользование». Таким образом, кристаллическая решетка ртути оказывается неустойчивой. Кстати, поэтому ртуть плохо проводит тепло и электрический ток.

Многие металлы (цинк, натрий, кадмий, золото и другие) хорошо растворяются в ртути с образованием амальгам – жидких или твёрдых сплавов. Раньше этим свойством ртути пользовались для получения зеркал путем нанесения на стекло амальгамы олова. Способность ртути растворять натрий и калий используют при электролитическом получении щелочей.

Жидкая ртуть равномерно расширяется при нагревании, поэтому ею заполняют термометры.

Ртуть, в отличие от своих соседей по подгруппе, — малоактивный металл. Растворить ее можно в царской водке или концентрированной азотной кислоте:

Hg + 4HNO3 = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.

Одно из широко используемых соединений ртути – фульмитат Hg(CNO)2, соль гремучей кислоты HCNO. Его называют также гремучей ртутью. При ударе фульмитат легко детонирует:

Hg(CNO)2 = Hg + N2 + 2CO,

поэтому его используют в капсюлях патронов и снарядов в качестве детонатора, взрыв которого приводит к воспламенению пороха.

Минерал киноварь
Минерал киноварь

Ртуть – единственный металл, способный образовывать устойчивый катион, состоящий из двух атомов, — Hg22+. Содержащие этот катион соединения ртути (I) можно получить взаимодействием металлической ртути с солью ртути (II):

Hg(NO3)2 + Hg = Hg2(NO3)2.

В отличие от других металлов, ртуть образует преимущественно ковалентные связи. Так, например, хлорид ртути (II) HgCl2 в водном растворе существует преимущественно в виде молекул, такой раствор почти не проводит электрический ток. Зато это соединение растворяется в органических растворителях, а при 302оС возгоняется (сублимируется). Недаром алхимики назвали его «сулема» (искаженное от «сублимат»).

Ртуть – один из не многих металлов, не образующих гидроксидов. Гидроксид ртути (II) уже при попытке его выделения отщепляет воду, превращаясь в оксид:

Hg(NO3)2 + 2NaOH = HgO↓ + H2O + 2NaNO3.

А для ртути (I) не удалось получить даже оксида, так как он мгновенно распадается (диспропорционирует) на оксид ртути (II) и металлическую ртуть:

Hg2(NO3)2 + 2NaOH = HgO↓ + Hg↓ + H2O + 2NaNO3.

Ртуть, как никакой другой металл, способна образовывать прочные ковалентные связи с углеродом. Такое соединение получается, например, при кипячении раствора ацетата ртути в бензоле:

C6H6 + Hg(CH3COO)2 = CH3COO-Hg-C6H5 + CH3COOH.

Ртуть входит в десятку наиболее опасных ядов. Особенно токсичны соединения со связью C-Hg, например ион метилртути H3C – Hg+. Любое неорганическое соединение ртути (II), попавшее в организм, под действием витамина В12 превращается в ион метилртути. Все соединения метилртути растворимы в жирах и потому легко проникают через клеточные мембраны. Также опасны и пары ртути.

Токсичность ртути объясняется тем, что она образует очень прочные связи с серой. Ионы ртути реагируют с сульфгидрильными группами белков, превращаясь в весьма устойчивые соединения – тиолаты.

Если белок-фермент образовал связь с ртутью, его форма изменяется, и он утрачивает биологическую активность. Оказавшаяся в организме практически не выводится из него, а постепенно накапливается. Больше всего ртути содержится в телах хищных рыб и птиц, их поедающих. Рыба накапливает ртуть в виде метилртути даже слабо загрязненных ртутью вод. При употреблении в пищу рыбы из таких водоемов люди получают ртути в десятки, а то и сотни раз больше, чем те, кто не ест рыбу.

Сейчас во всех странах применение ртути стремятся ограничить, и ее добыча неуклонно снижается.

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Цинк» Цинк.doc (27 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Кадмий» Кадмий.docx (27 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Ртуть» Ртуть.docx (27 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Ртуть и её соединения» Ртуть-и-её-соединения.docx (23 Загрузки)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Интересные и опасные свойства ртути»  ИНТЕРЕСНЫЕ-И-ОПАСНЫЕ-СВОЙСТВА-РТУТИ.docx (24 Загрузки)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

*на изображении записи минерал киноварь

 

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *