Презентация на тему Металлы II, побочной подгруппы ПСХЭ

2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2

+48Cd . . .

4d10 5s2

+80Hg . . . 5d10 6s2

* Степень окисления

Zn +2
Cd +2, +1
Hg +2, +1

Сверху вниз уменьшаются металлические свойства, основные свойства их гидроксидов

в виде смеси шести стабильных изотопов.


Первое

место в мире по добыче (16,5% мировой добычи, 1113 тыс. т ) и запасам цинка занимает Канада. Кроме того, богатые месторождения цинка сосредоточены в Китае (13,5%), Австралии (13%), Перу (10%), США (10%), Ирландии (около 3%).
Добыча цинка ведется в 50 странах. В России цинк извлекается из медноколчеданных месторождений Урала, а также из полиметаллических месторождений в горах Южной Сибири и Приморья. Крупные запасы цинка сосредоточены в Рудном Алтае (Восточный Казахстан), на долю которого приходится более 50% добычи цинка в странах СНГ. Цинк добывают также в Азербайджане, Узбекистане (месторождение Алмалык) и Таджикистане.

гексагональную решетку с параметрами а = 0,266нм, с =

0,494нм.
tпл= 419,58°C; tкип =906,2°C; плотность 7,133 кг/дм3.
При комнатной температуре- хрупок. При 100—150°C пластичен. Стандартный электродный потенциал –0,76 В, в ряду стандартных потенциалов расположен до железа, Fe.
Степень окисления + 2; энергия ионизации переходе 17,96 эВ;
сродство к электрону 0,09 эВ; электроотрицательность 1,66;
атомный радиус 0,139 нм.

оксида ZnO. При сильном нагревании сгорает с образованием амфотерного

белого оксида ZnO: 2Zn + O2 = 2ZnO Оксид цинка реагирует как с растворами кислот: ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O так и щелочами: ZnO + 2NaOH (сплавление)= Na2ZnO2 + Н2О Цинк обычной чистоты активно реагирует с растворами кислот: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 и растворами щелочей: Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2, образуя гидроксоцинкаты. С растворами кислот и щелочей очень чистый цинк не реагирует. Взаимодействие начинается при добавлении нескольких капель раствора сульфата меди CuSO4.

галогенидов. С фосфором цинк образует фосфиды Zn3P2 и ZnP2.

Нитрид Zn3N2получают реакцией цинка с аммиаком NH3 при 550—600°C. С серой и ее аналогами — селеном и теллуром — различные халькогениды, ZnS, ZnSe, ZnSe2и ZnTe. С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.
В водных растворах ионы цинка Zn2+ образуют аквакомплексы [Zn(H2O)4]2+ и [Zn(H2O)6]2+.

обманка. Основной
компонент минерала — сульфид цинка, ZnS, а
разнообразные примеси

придают этому веществу
всевозможные цвета, за это минерал называют обманкой. Цинковую обманку считают первичным минералом, из которого образовались другие минералы элемента № 30.
Свойства сфалерита- жёлтый, красновато-оранжевый, зеленовато-жёлтый, серый, тёмно-серый, почти бесцветный; блеск алмазный; неровный, хрупкий; плотность - 4,08 - 4,10 г/см³.

Важнейшие соединения

Кристалл сфалерита

Огранённый сфалерит из Испании

розовый; перламутровый блеск, неровный, хрупкий, плотность - 3 -

4,5 г/см³

Аурихальцит
Формула — (ZnCu)5(CO3)2(OH)6
Цвет - бледнозелёный до зеленовато-синего и небесно-голубого;
блеск - шелковистый до перламутрового;
плотность - 3,64 г/см³

- голубой, розовый, зеленый, бесцветный; стеклянный блеск; хрупок; плотность

- 3,4 - 3,5 г/см³

Цинкит
Формула — ZnO, имеет примеси MgO, PbO, FeO.
Цвет - красный, оранжевый, буровато-красный; блеск алмазный, хрупок; плотность - 5,4 - 5,7 г/см³

Виллемит
Формула — Zn2[SiO4], имеет примеси Са, Fe, Mg,Mn.
Цвет - жёлтый, зеленоватый, красно-коричневый;
блеск смолоподобный, хрупок, неровный, плотность 3,89 — 4,18 г/см³.

сульфида, который обжигают:
2ZnS+ 3O2= 2ZnO+ 2SO2
а) Пирометаллургический метод

ZnO + C = Zn + CO (1200—1300°C) б) Гидрометаллургический метод.
ZnO + H2SO4= ZnSO4 + H2O Из полученного сульфатного раствора удаляют примеси, осаждая их цинковой пылью. Очищенный раствор подвергают электролизу. Цинк осаждается на алюминиевых катодах. Чистота электролитного цинка 99,95%. Для получения цинка высокой чистоты применяют зонную плавку.

коррозии;
*Сплавы меди с цинком применяются в технике;
*Многие соединения цинка

являются люминофорами, например, три основных цвета на экране кинескопа зависят от ZnS·Ag (синий цвет), ZnSe·Ag (зеленый цвет) и Zn3(PO4)2·Mn (красный цвет);
*Цинк используется в качестве материала для отрицательного электрода в химических источниках тока, т. е. в батарейках и аккумуляторах, в аккумуляторах для компьютеров (ноутбуки), в цинк-воздушных аккумуляторах;
*интенсивно разрабатываются аккумуляторы на основе системы цинк-воздух — для пуска двигателей (220—300 Вт/час/кг) и для электромобилей (пробег до 900 км).

П р и м е н е н и е

содержится в виде изоморфной
примеси во многих минералах и всегда

в
минералах цинка. Известно всего лишь 6
редких кадмиевых минералов, например,
хоулиит, ксантохроит CdS(H2O)х (77,2 % Cd) кадмоселит CdSe (47 % Cd), гринокит GdS, отавит CdCO3 , монтепонит CdO.

Кадмий накапливается в полиметаллических рудах: сфалерите (0,01-5%), галените (0,02%), халькопирите (0,12%), пирите (0,02%), блеклых рудах и станнине (до 0,2%).Кадмий способен накапливаться в растениях (больше всего в грибах) и живых организмах (особенно в водных), по этой причине кадмий можно обнаружить в морских осадочных породах — сланцах (Мансфельд, Германия). Общие мировые ресурсы кадмия оцениваются в 20 млн тонн, промышленные — в 600 тыс. тонн.

гексагональной решеткой (а = 0,2979, с = 0,5618 нм).

tпл= 321,1 °C, tкип= 766,5 °C, плотность 8,65 кг/дм3. Ковкий и тягучий — он отлично прокатывается
в листы и протягивается в проволоку, без особых проблем поддается полировке.
При нагреве выше 80 °C кадмий теряет свою упругость, причем настолько, что его легко можно истолочь в порошок. Если кадмиевую палочку изгибать, то можно услышать слабый треск — это трутся друг о друга микрокристаллики металла,
однако любые примеси в металле уничтожают
этот эффект. Стандартный электродный
потенциал кадмия —0,403 В, в ряду
стандартных потенциалов он расположен
до водорода. В сухой атмосфере кадмий устойчив, во влажной постепенно покрывается пленкой оксида CdO.

образованием оксида CdO бурого
цвета: 2Сd + O2 = 2CdO

Пары кадмия реагируют с парами воды с
образованием водорода: Cd + H2O = CdO + H2 По сравнению со своим соседом по группе IIB
— Zn кадмий медленнее реагирует с кислотами: Сd + 2HCl = CdCl2 + H2
Легче всего реакция протекает с азотной кислотой: 3Cd + 8HNO3 = 3Cd(NO3)2 + 2NO + 4H2O С щелочами кадмий не реагирует. В реакциях может выступать в качестве мягкого восстановителя, например в концентрированных растворах он способен восстанавливать нитрат аммония до нитрита NH4NO2: NH4NO3 + Cd = NH4NO2 + CdO Кадмий окисляется растворами солей Cu (II) или Fe (III): Cd + CuCl2 = Cu + CdCl2; 2FeCl3 + Cd = 2FeCl2 + CdCl2

образованием галогенидов: Cd + Cl2 = CdCl2 С серой

и другими халькогенами образует халькогениды: Cd + S = CdS
С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором кадмий не реагирует. Нитрид Cd3N2 и гидрид CdH2 получают косвенными путями. В водных растворах ионы кадмия Cd2+ образуют аквакомплексы [Cd(H2O)4]2+ и [Cd(H2O)6]2+. Гидроксид кадмия Cd(OH)2 получают добавлением к раствору соли кадмия щелочи: СdSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cd(OH)2 Гидроксид кадмия в щелочах практически не растворяется, хотя при длительном кипячении в очень концентрированных растворах щелочей зафиксировано образование гидроксидных комплексов [Cd(OH)6]2–. Таким образом, амфотерные свойства оксида CdO и гидроксида Cd(OH)2 кадмия выражены гораздо слабее, чем у соответствующих соединений цинка. Гидроксид кадмия Cd(OH)2 за счет комплексообразования легко растворяется в водных растворах аммиака NH3: Cd(OH)2 + 6NH3 = [Cd(NH3)6](OH)2

и красноватого; блеск- стеклянный до алмазного; плотность- 4,96 г/см³.
Цвет-

канареечно-
жёлтый, оранжево-
жёлтый, тёмно-
оранжевый переходящий в
красный; полупрозрачный; блеск алмазный, иногда смоляной; хрупкий;
плотность - 4.8 - 4.9 г/см³.

Гринокит GdS

и золотисто-желтый; плотность- 4900-5200 кг/м3. На поверхности Земли пирит

неустойчив, легко окисляется кислородом воздуха и грунтовыми водам; блеск сильный, металлический; присутствует в изверженных породах.

Цвет халькопирита зеленовато- или латунно-желтый; мягкий, легко царапается ножом; плотность 4,3 г/см³; блеск металлический. В качестве примесей в минерале присутствуют благородные металлы.

Цвет свинцово-серый; блеск металлический, минерал сравнительно мягкий; плотность — 7,5 г/см³

е
Основные источники кадмия — промежуточные продукты цинкового производства, пыль

свинцовых и медеплавильных заводов. Сырье обрабатывают концентрированной серной кислотой и получают СdSO4 в растворе. Из раствора Cd выделяют, используя цинковую пыль: CdSO4 + Zn = ZnSO4 + Cd Полученный металл очищают переплавкой под слоем щелочи для удаления примесей цинка и свинца. Кадмий высокой чистоты получают электрохимическим рафинированием с промежуточной очисткой электролита или методом зонной плавки.

Чистый кадмий

Гранулированный кадмий

и е
- 40% производимого кадмия используется для нанесения антикоррозионных

покрытий на металлы.
- 20% кадмия идет на изготовление кадмиевых электродов, применяемых в аккумуляторах, нормальных элементах Вестона. Кадмиевое покрытие надежно предохраняет железные и стальные изделия от атмосферной коррозии.
- Порядка 20 % кадмия (в виде соединений) используется для производства неорганических красящих веществ. Сульфид кадмия CdS — важный минеральный краситель, ранее называвшийся кадмиевой желтью.

Нормальный элемент Вестона

Изделие из стали

CdS

в Земной
коре, но её содержание почти в семнадцать раз
больше,

чем золота или платины. Основная
форма нахождения ртути в природе —
рассеянная и только 0,02 % её заключено в
месторождениях. Важнейшим минералом
является — киноварь HgS с содержанием ртути 86 %.
К второстепенным рудным минералам можно отнести метациннабарит (β-сульфид ртути), самородную ртуть (в виде мельчайших капелек), ливингстонит (HgSb4S7), кордероит (Hg3S2Cl2), тиманит (HgSe), колорадоит (HgTe) и блеклые ртутьсодержащие руды. Всего в мире обнаружено более пяти тысяч ртутных месторождений, рудных участков и рудопроявлений, получивших самостоятельное название.

бесцветный. Единственный жидкий при комнатной температуре металл.
tпл = 38,87°C,

tкип=356,58°C. Плотность жидкой ртути при 20°C = 13,5457 г/см3 , твердой ртути при -38,9°C = 14,193 г/см3. Твердая ртуть — бесцветные кристаллы октаэдрической формы, существующая в двух кристаллических модификациях: «высокотемпературная» модификация и «низкотемпературная модификация». Жидкая ртуть не смачивает стекло и практически не растворяется в воде.

300°C, образуя оксид ртути HgO красного цвета: 2Hg +

O2 = 2HgO Ртуть не взаимодействует с азотом, фосфором, мышьяком, углеродом, кремнием, бором, германием. С разбавленными кислотами (кроме азотной) ртуть не реагирует, но растворяется в царской водке и в азотной кислоте. Причем, в случае с кислотой продукт реакции зависит от концентрации кислоты и соотношения ртути и кислоты. При избытке ртути, на холоду, протекает реакция: 6Hg + 8HNO3 разбавл. = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O При избытке кислоты: 3Hg + 8HNO3 = 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O С галогенами ртуть активно взаимодействует с образованием галогенидов. При реакциях ртути с серой, селеном и теллуром возникают халькогениды- HgS, HgSe, HgTe. Эти халькогениды практически не растворимы в воде.

Hg2+ щелочи: Hg(NO3)2 + 2NaOH = HgO + 2NaNO3

+ H2O При добавлении щелочи к раствору соли ртути(I) образуется оксид
ртути (I) Hg2O: Hg2(NO3)2 + 2NaOH = Hg2O + H2O + 2NaNO3 Для соединений ртути(II) характерно образование устойчивых комплексных соединений: 2KI + HgI2 = K2[HgI4], 2KCN + Hg(CN)2 = K2[Hg(CN)4]
Получают эти соединения, восстанавливая соли ртути(II) ртутью: HgSO4 + Hg + 2NaCl = Hg2Cl2 + Na2SO4, HgCl2 + Hg = Hg2Cl2 В зависимости от условий, соединения ртути(I) могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства: Hg2Cl2 + Cl2 = 2HgCl2, Hg2Cl2 + SnCl2 = 2Hg + SnCl4

Имеет алую окраску, на свежем сколе напоминает пятна крови.

На воздухе постепенно окисляется с поверхности, покрываясь тонкой плёнкой; плотность 8,09-8,20 г/см³. Легко плавится, при нагревании на воздухе до 200 °C полностью улетучивается с образованием паров ртути и сернистого газа. Растворима только в царской водке.

МЕТАЦИННАБАРИТ — β-HgS- цвет чёрный, серовато-чёрный, коричнево-чёрный; блеск металлический; непрозрачен; разлагается в царской водке и хлором.

САМОРОДНАЯ РТУТЬ- минерал, природная металлическая ртуть. Иногда содержит примесь серебра и золота.

е
Первоначально ртуть получали из киновари, помещая ее куски

в вязанки хвороста и обжигая киноварь в кострах. В настоящее время ртуть получают
окислительно-восстановительным обжигом
руд или концентратов при 700—800оС в печах кипящего слоя, трубчатых или муфельных.
Условно процесс может быть выражен: HgS + O2 = Hg + SO2 Выход ртути при таком способе составляет
около 80%. Более эффективен способ
получения ртути путем нагревания руды с Fe
и CaO: HgS + Fe = Hg + FeS, 4HgS + 4CaO = 4Hg + 3CaS + CaSO4

и е
- для изготовления катодов.
- при нанесении золотых покрытий

и при добычи золота из руды.
- HgS применяют для лечения глазных и кожных и венерических заболеваний, также используют для приготовления чернил и красок. В древности из киновари готовили румяна. Каломель используется в ветеринарии в качестве слабительного средства.

др. измерительных приборах;
* парами ртути заполняют лампы дневного света;
*

в органичесхих соединениях- как катализатор.

ртути накапливаясь в организме человека, сорбируются легкими, попадают в

кровь, нарушают обмен веществ и поражают нервную систему. Признаки ртутного отравления проявляются уже при содержании ртути в концентрации 0.0002–0.0003 мг/л. Пары ртути фитотоксичны, ускоряют старение растений. При работе с ртутью и ее соединениями следует предотвращать ее попадание в организм через дыхательные пути и кожу. Хранят в закрытых сосудах.

Пары кадмия и его соединения токсичны, причем кадмий может накапливаться в организме. В питьевой воде ПДК для кадмия 10 мг/м3. Симптомы острого отравления солями кадмия — рвота и судороги. Растворимые соединения кадмия после всасывания в кровь поражают центральную нервную систему, печень и почки, нарушают фосфорно-кальциевый обмен. Хроническое отравление приводит к анемии и разрушению костей.

Это должен знать каждый !