Но при повышенном содержании солей золота в организме проявляется их токсичное действие, сходное с действием ртути.

Цинк является d-элементом с полностью заполненными d- орбиталями. Во всех соединениях их степень окисления равна +2.В отличие от щелочноземельных металлов, у Zn предвнешний энергетический уровень содержит не 8, а 18 электронов. Это приводит к существенному отличию свойств рассматриваемых элементов от свойств щелочноземельных металлов. Ввиду того, что на внешнем уровне атомы элементов подгруппы цинка, как и атомы щелочноземельных металлов, имеют по два s-электрона, существует некоторое сходство между этими элементами и щелочноземельными металлами. Атомы (и ионы) элементов IIБ группы имеют меньшие размеры, чем атомы (и ионы) s-элементов. Поэтому у цинка химическая активность выражена в меньшей степени: при обычной температуре они труднее окисляются и не взаимодействуют с водой. Плотность этих металлов возрастает от цинка (7,13 г/см3) к ртути (13,6 г/см3), а температуры плавления и кипения, а также твёрдость – понижаются. Цинк плавится при 419,40С, а ртуть при -38,90С.

Кадмий является довольно редким элементом, самостоятельных руд не образует.

Цинк, кадмий непосредственно взаимодействуют с галогенами, серой, образуя соединения ЭГ2 и ЭS. Сульфиды указанных элементов в воде практически не растворимы. Сульфид цинка ZnS растворяется в минеральных кислотах, сульфид кадмия CdS – в тёплой азотной и кипящей серной кислотах, сульфид ртути HgS растворим в «царской водке».

Металлическая ртуть и соединения цинка, кадмия и ртути ядовиты.

Рассмотрим подробнее химию цинка.

Цинк белый с голубоватым оттенком металл, мягкий, хрупкий. Во влажном воздухе покрывается устойчивой гидроксидно-карбонатной плёнкой. В воде пассивируется, реагирует при температуре 8000С: Zn + H2O(пар) = ZnO + H2.

Цинк реагирует с кислотами и щелочами:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑; Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑;

Zn + 5H2SO4 (конц.) = 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O,

Zn + 4HNO3 (конц. гор.) = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O,

4Zn + 10HNO3 (разб. гор.) = 4Zn(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O,

4Zn + 10HNO3 (очень разб. гор.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

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

Цинк сильный восстановитель, реагирует с кислородом, галогенами, серой, фосфором:

2Zn + O2 = 2ZnO; Zn + Cl2 = ZnCl2; Zn + S = ZnS; Zn + P = Zn3P2.

Оксид цинка ZnO

Белое вещество, термически устойчивое, не реагирует с водой, не восстанавливается водородом, проявляет амфотерные свойства:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O; ZnO + 2NaOH (60%) + H2O = Na2[Zn(OH)4].

Восстановить цинк из оксида можно при 1200С действием кокса:

 С + ZnO = Zn + CO.

ZnO проявляет свойства антисептика (цинковая мазь).

Гидроксид цинка Zn(OH)2

Гидроксид цинка – белое аморфное или кристаллическое вещество, практически не растворимо в воде. Проявляет амфотерные свойства:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O; Zn(OH)2 + 2NaOH(кон.) = Na2[Zn(OH)4];

Zn(OH)2 + 2KOH(твёрд.) = K2ZnO2 + 2H2O (сплавление)

Вступает в реакции комплексообразования.

Например:

Zn(OH)2 + 4NH4OH = [Zn(NH3)4](OH)2 + 4H2O.

При нагревании (t = 1500C) разлагается: Zn(OH)2 = ZnO + H2O.

Применение цинка в медицине.
Цинк влияет на активность тройных гормонов гипофиза, участвует в реализации биологического действия инсулина, обладает липотропными свойствами, нормализуя жировой обмен, повышая интенсивность распада жиров в организме и предотвращая жировую дистрофию печени. Есть данные об участии цинка в кроветворении; цинк необходим для нормального функционирования гипофиза, поджелудочной железы, семенных пузырьков и предстательной железы.

Соединения цинка в медицине используют в качестве лекарственных средств. Недостаток или избыток в организме цинка вызывает нарушение синтеза и свойств соответствующих металлопротеидов, а также других, необходимых организму металлорганических соединений. Многие соединения цинка применяют в качестве инсектицидов, фунгицидов, консервантов для древесины, присадок к смазочным маслам, составных частей ряда красителей, люминофоров и др. Цинк является компонентом латуни, нейзильбера, томпака и других сплавов, используется для антикоррозийного покрытия (цинкования) стали и чугуна. На производствах, связанных с получением и применением цинка и его соединений, он может представлять профвредность.

Кадмий.
Менее активен химически, чем цинк. В ряду напряжений находится рядом с железом. Цинк вытесняет кадмий из солей.
CdSO4 +Zn=Cd↓+ZnSO4
По способности образовывать комплексные соединения кадмий близок к цинку, но его гидрокомплекс [Cd(OH)4] менее устойчив, чем соответствующий комплекс цинка, вследствие чего гидроксид кадмия в избытке щёлочи не растворяется, то есть не проявляет амфотерности.

Характерные реакции обнаруживающие присутствии ионов кадмия в растворе, является образования жёлтого осадка сульфида кадмия.
Cd+S=CdS↓

Вопрос №75. Ртуть. Общая характеристика, отличительные от цинка и кадмия свойства: пониженная химическая активность простого вещества, ковалентность образуемых связей с мягкими лигандами, образование связи между атомами ртути. Окисления ртути серой и азотной кислотой. Соединение ртути(1) и ртути(2) их КО и ОВ характеристика, способность ртути(1) и ртути(2)к комплексообразованию. Химизм токсического действия соединений кадмия и ртути. Химические основы применения соединений ртути в медицине и фармации.

Ртуть

Ртуть единственный металл, находящийся при комнатной температуре в жидком состоянии.

Из металлов IIБ группы ртуть наименее активна. Ртуть не окисляется в сухом воздухе,покрывается серой оксидной плёнкой во влажном воздухе, не реагирует с водой, кислотами - неокислителями, щелочами, гидратом аммиака. Ртуть слабый восстановитель, реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами. «царской водкой», галогенами, серой:

Hg + 2H2SO4 (конц.) = HgSO4 + SO2↑ + 2H2O,

Hg + 4HNO3(КОНЦ. ГОРЯЧ.) = Hg(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O,

3Hg + 2HNO3 (КОНЦ.) + 6HCl (КОНЦ.) = 3HgCl2 + 2NO↑ + 4H2O,

Hg + Cl2 = HgCl2,

Hg + S = HgS.

В своих соединениях ртуть обычно проявляет степень окисления +2, но есть соединения в которых она формально имеет степень окисления +1. Это определяется очень ярко выраженной тенденцией ионов ртути Hg2+ образовывать ковалентные связи, что приводит к образовании группировки Hg : Hg (или – Hg – Hg - ). Каждый атом ртути в этом комплексе имеет степень окисления +1. Например, при действии разбавленной азотной кислоты на избыток ртути образуется нитрат ртути (I):

6Hg + 8HNO3 = 3Hg2(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O.

Окислители легко повышают степень окисления ртути (Hg2Cl2 + Cl2 = 2HgCl2), а восстановители переводят Hg2+ в Hg22+ и далее в металлическую ртуть:

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

2HgCl2 + SnCl2 = Hg2Cl2 + SnCl4,

Hg2Cl2 + SnCl2 = 2Hg + SnCl4

Соли ртути

Нитрат ртути (II) образуется при растворении ртути в горячей концентрированной азотной кислоте. Это соединение гидролизуется при разбавлении, если раствор не содержит избытка кислоты. В результате гидролиза образуется основной нитрат ртути в виде белого осадка, имеющего формулу HgNO3OH.

Хлорид ртути (II) (сулема) – HgCl2 - белое кристаллическое вещество, обычно получаемое растворением ртути в горячей концентрированной серной кислоте с последующим нагреванием сухого сульфата ртути с хлоридом натрия. В результате этого сублимируется летучий хлорид ртути (II):

Hg + 2H2SO4 = HgSO4 + SO2 + 2H2O

HgSO4 + 2NaCl = Na2SO4 + HgCl2

Разбавленный раствор хлорида ртути (II) (≈0,1%) применяют в качестве дезинфицирующего средства. С этой целью можно применять любую растворимую соль ртути, если ион ртути не будет гидролизоваться в растворе и осаждаться в виде основных солей.

Хлорид ртути (II), подобно другим растворимым солям ртути, попадая в организм, оказывает сильное отравляющее действие. Ион ртути прочно соединяется с белками; в человеческом организме он действует преимущественно на ткани почек. В результате этого почки теряют способность удалять из крови продукты распада. В случае отравления ртутью следует принимать яичный белок и молоко, так как, содержащиеся в этих продуктах белки осаждают ртуть в области желудка.

С NH4OH сулема образует белый осадок

HgCl2 + 2NH3 = HgNH2Cl ↓ + NH41+ + Cl‾.

HgCl2 реагирует сощелочами:

HgCl2 + 2NaOH = HgO↓ +2NaCl + H2O.

Хлорид ртути (I) – Hg2Cl2 – нерастворимое белое кристаллическое вещество, образующееся при добавлении раствора, содержащего хлорид-ион, к раствору нитрата ртути (I): Hg2+ + 2Cl‾ → Hg2Cl2↓.

Это соединение находит применение в медицине под названием каломель. Молекулы хлорида ртути (I) имеют линейную ковалентную структуру Cl-Hg-Hg-Cl.

Осаждение хлорида ртути (I) и изменение его цвета от белого до чёрного при добавлении гидроксида аммония служит качественной реакцией на ион Hg22+. При действии гидроксида аммония идёт реакция самоокисления – самовосстановления с образованием мельчайших частиц ртути (чёрного цвета) и аминохлорида ртути (белого цвета):

Hg2Cl2 + 2NH3 → Hg↓ + HgNH2Cl↓ + NH41+ + Cl‾.

Гидроксиды ртути

Гидроксиды ртути очень неустойчивы: разлагаются на оксид и воду уже в момент своего образования, поэтому щёлочь осаждает из растворов солей ртути соответствующие оксиды:

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

Hg2(NO3)2 + 2NaOH = Hg2O↓ + 2NaNO3 + H2O

Ртуть, подобно цинку и кадмию, склонна к образованию комплексных соединений. Так, если к раствору нитрата ртути (II) прилить небольшое количество раствора KI, то образуется красный осадок йодида ртути HgI2. Этот осадок растворяется в избытке раствора KI за счёт образования комплексного соединения:

Hg2+ + 2I = HgI2↓; HgI2 + 2I‾ = [HgI4] (тетрайодомеркурат- ион)

При действии избытка KI на раствор нитрата ртути (I) сначала выпадает желтый осадок йодида ртути (I), который сразу же распадается с образовавнием йодида ртути (II) и металлической ртути:

Hg2(NO3)2 + 2KI = Hg2I2↓ + KNO3 Hg2I2 = Hg + HgI2

Ртуть легко взаимодействует с порошкообразной серой, образуя очень прочное соединение – сульфид ртути (II): S + Hg = HgS. Эту реакцию используют для связывания разлитой ртути: место, где предполагают наличие разлитой ртути, посыпают порошком серы.

Применение.

Металлическая ртуть применяется в различных приборах (термометры, кварцевые лампы, регуляторы давления, диффузионные вакуумные насосы и др.). Ртуть применяется в химической промышленности в качестве катода («- «) при электролизе раствора хлорида натрия, в качестве катализатора и т.д.

Вопрос №76. Общая характеристика группы. Электронная дефицитность и её влияние на свойства элементов и их соединений. Изменение устойчивости соединений со степенями окисления +3 и +1 в группе р-элементов 3й группы .
Галогены
Подгруппу VII A элементов составляют фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), йод (I) и астат (At). Эти элементы получили название галогены (солеобразователи) потому, что способны с металлами непосредственно (без участия кислорода) давать соли.

Сходство и различия галогенов обусловлены электронной конфигурацией их атомов. Фтор и хлор относятся к типичным элементам, а бром, йод и астат объединяют в подгруппу брома. Отметим, что астат получен искусственным путём, он радиоактивен. Наиболее долго живущий его изотоп имеет период полураспада 8,3 часа.

Атомы галогенов на внешнем уровне имеют 7 электронов: ns2np5. Отсутствие d-подуровня у атома фтора является причиной ряда особенностей в физических и химических свойствах этого элемента по сравнению с другими галогенами. У всех других элементов имеется d-подуровень, поэтому при переходе их атомов в возбуждённое состояние возможно увеличение числа неспаренных электронов до 7.

В соединениях все элементы этой подгруппы могут проявлять отрицательную степень окисления -1, а хлор, бром, йод и астат - ещё и положительные от +1 до +7 в зависимости от числа образующихся при возбуждении атома неспаренных электронов.

Наиболее устойчивой степенью окисления для всех галогенов является -1. Из положительных устойчивы нечётные: +1, +3, +5, +7.

Радиусы атомов галогенов увеличиваются от фтора к йоду, энергии ионизации, относительная электроотрицательность, убывают от фтора к астату. Температуры плавления и кипения увеличиваются от фтора к астату.

Отметим, что в пределах каждого периода галогены являются наиболее электроотрицательными элементами. Галогены – элементы с ярко выраженными неметаллическими свойствами.