Оксид и гидроксид цинка уравнение реакции

Оксид цинка

Оксид цинка

Способы получения

Оксид цинка можно получить различными методами :

1. Окислением цинка кислородом:

2Zn + O₂ → 2ZnO

2. Разложением гидроксида цинка при нагревании:

3. Оксид цинка можно получить разложением нитрата цинка :

Химические свойства

Оксид цинка — типичный амфотерный оксид . Взаимодействует с кислотными и основными оксидами, кислотами, щелочами.

1. При взаимодействии оксида цинка с основными оксидами образуются соли-цинкаты.

Например , оксид цинка взаимодействует с оксидом натрия:

2. Оксид цинка взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—цинкаты, а в растворе – комплексные соли . При этом оксид цинка проявляет кислотные свойства.

Например , оксид цинка взаимодействует с гидроксидом натрия в расплаве с образованием цинката натрия и воды:

Оксид цинка растворяется в избытке раствора щелочи с образованием тетрагидроксоцинката:

3. Оксид цинка не взаимодействует с водой.

ZnO + H₂O ≠

4. Оксид цинка взаимодействует с кислотными оксидами . При этом образуются соли цинка. В этих реакциях оксид цинка проявляет основные свойства.

Например , оксид цинка взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата цинка:

5. Оксид цинка взаимодействует с растворимыми кислотами с образованием солей.

Например , оксид цинка реагирует с соляной кислотой:

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O

6. Оксид цинка проявляет слабые окислительные свойства .

Например , оксид цинка при нагревании реагирует с водородом и угарным газом:

ZnO + С_(кокс) → Zn + СО

ZnO + СО → Zn + СО₂

7. Оксид цинка — твердый, нелетучий. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например , из карбоната бария:

Цинк. Соединения цинка. Амфотерность оксида и гидроксида цинка.

Нахождение в природе

Массовая доля цинка в земной коре составляет 5.10 -3 %. Он встречается только в составе соединений, например ZnО –цинкит, ZnS – сфалерит (цинковая обманка) , ZnСО₃ – смитсонит (цинковый шпат)

При получении цинка его руды подвергают обжигу:

Далее оксид цинка восстанавливают углем:

Для получения более чистого металла оксид цинка растворяют в серной кислоте и выделяют электролизом.

Цинк — серебристо-белый металл. На воздухе цинк покрывается защитной пленкой оксидов и карбонатов, которая ослабляет его металлический блеск и предохраняет от дальнейшего окисления.

При комнатной температуре довольно хрупкий, но при 100-150 0 Сон хорошо гнется и прокатывается в листы, обладает хорошей электро- и теплопроводнocтью.

Цинк — химически активный металл.

1. Легко окисляется кислородом:

2. При нагревании легко взаимодействует с неметаллами (серой, хлором):

3. Вода почти не действует на цинк, хотя он и стоит в ряду напряжения металлов значительно раньше водорода. Это объясняется образующейся на поверхности цинка защитной пленки.

4. Растворяется в разбавленных и концентрированных кислотах HCl, H₂SО₄, НNО₃ и в водных растворах; щелочей, например:

Соединения цинка

В соединениях цинк проявляет степень окисления +2.

Оксид цинка ZnO — белое вещество, желтеющее при нагревании, но при охлаждении снова становится белым. Практически нерастворим в воде.

Оксид цинка является амфотерным соединением, он peагирует с кислотами и щелочами:

Гидроксид цинка Zn(OH)₂ выпадает в виде белого студенистого осадка при действии щелочей на растворы солей цинка:

Данная реакция является качественной на катион Zn 2+ .

Гидроксид цинка — амфотерное соединение. Осадок легко растворяется в кислотах с образованием солей цинка и в избытке щелочей:

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄] — в водных растворах

Гидроксид цинка растворяется также в водном растворе аммиака. При этом образуются комплексные ионы [Zn(NН₃)₄] 2+ :

Zn(OH)₂ — слабый электролит. Поэтому все соли цинка, в том числе и цинкаты, в водной среде гидролизуются:

Zn 2+ + Н + ОН — ↔ ZnОН + + Н + кислая среда, рН -6 % (масс). Изредка ртуть встречается в самородном виде, вкрапленная в горные породы; но главным образом она находится в природе в виде ярко-красного сульфида ртути HgS, или киновари.

Из киновари металлическую ртуть получают обжигом руды. При этом ртуть выделяется в виде паров и конденсируется в охлаждаемом приемнике:

Ртуть — единственный металл, находящийся при комнатной температуре в жидком состоянии, это тяжелая жидкость серебристо-белого цвета.

Ртуть обладает способностью растворять в себе многие металлы, образуя с ними частью жидкие, частью твердые сплавы, называемые амальгамами. Особенно легко образуется амальгама золота, вследствие чего золотые изделия не должны соприкасаться с ртутью. Железо не образует амальгамы, поэтому ртуть можно перевозить в стальных сосудах.

Пары ртути очень ядовиты и могут вызвать тяжелое отравление.Для этого достаточно даже того ничтожного количества паров, которое образуется при комнатной температуре. Поэтому при всех работах с ртутью необходимо быть очень осторожным. Не следует держать открытыми сосуды с ртутью, все работы с ней надо проводить на эмалированных или железных подносах. Очень опасна ртуть, пролитая на пол. При падении она разбивается на множество мелких капель, которые попадают в щели и могут в течение длительного времени отравлять атмосферу. Поэтому, если ртуть пролилась на пол, необходимо немедленно и тщательно собрать ее. Для удаления ртути можно пользоваться также специальными реактивами (демеркуризаторами). В качестве последних применяют порошок серы, 20%-ный раствор FеСlз, эмульсию из минерального масла и воды, содержащую порошкообразные серу и йод, 10%-ый раствор КМnO₄, подкисленный соляной кислотой.

Из металлов подгруппы цинка ртуть наименее активна вследствие высокой энергии ионизации ее атомов.

1. На воздухе ртуть при комнатной температуре не окисляется.

При температуре выше 300°С окисляется кислородом, образуя красный оксид ртути (II) HgO, который при более сильном нагревании снова распадается на ртуть и кислород. В этом соединении степень окисления ртути равна +2:

Известен и другой оксид ртути черного цвета, в котором степень окисления ртути равна + 1, оксид ртути(I) Hg₂O.

2. Очень легко взаимодействует с серой:

3. При нагревании взаимодействует с галогенами:

4. В электрохимическом ряду напряжений металлов ртуть находится после водорода. Соляная и разбавленная серная кислота, а также щелочи не действуют на ртуть.

Растворяется в разб. и конц. азотной кислоте и конц. серной кислоте:

5. Взаимодействие с солями

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

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

Соединения ртути

Во всех соединениях ртути (I) атомы ртути связаны между собой, образуя двухвалентные группы – Hg₂ – (– Hg – Hg –).

Следовательно, ртуть двухвалентна и в этих соединениях, но одна единица валентности каждого атома ртути затрачивается здесь на связь с другим атомом ртути. Эта связь сохраняется и в растворах солей ртути (I), которые содержат ионы ртути. Таким образом, состав солей ртути (I),

содержащих одновалентный кислотный остаток R, следует изображать не эмпирической формулой HgR, а формулой Hg₂R₂ (например, Hg₂CI₂).

Одна из особенностей ртути заключается в том, что для нее неизвестны гидроксиды. В тех случаях, когда можно было бы ожидать их образования, получаются безводные оксиды.

Так, при действии щелочей на растворы солей ртути (I) получается буровато-черный осадок оксида ртути (I):

Точно так же из растворов солей ртути (II) щелочи осаждают оксид ртути (II):

Hg 2+ + 2ОН — = HgO↓ + Н₂О.

Образующийся осадок имеет желтый цвет, но при нагревании переходит в красную модификацию оксида ртути (II). Данная реакция является качественной на катион ртути Hg 2+

Соли ртути

Нитрат ртути ( I ) Нg₂(NО₃)₂— одна из немногих растворимых солей ртути (I). Получается при действии разбавленной холодной азотной кислоты на избыток ртути:

Хлорид ртути(I) Hg₂C1₂, или каломель, представляет собой белый, нерастворимый в воде порошок. Его получают, нагревая смесь HgCl₂ с ртутью:

Каломель может быть получена также действием соляной кислоты или хлорида натрия на растворимые соли ртути (I):

Нитрат ртути ( II ) Нg(NО₃)₂ получается при действии избытка горячей азотной кислоты на ртуть:

Хорошо растворим в воде. В разбавленных растворах при отсутствии свободной кислоты гидролизуется с образованием белого осадка основной соли НgО ∙ Нg(NО₃)₂. При нагревании с большим количеством воды основная соль также разлагается, в результате чего получается оксид ртути (II).

Хлорид ртути ( II ), или сулема, HgC1₂ может быть получен непосредственным взаимодействием ртути с хлором. Это бесцветное вещество, сравнительно мало растворимое в холодной воде (6,6 г в 100 г воды при 20 0 С). Однако с повышением температуры растворимость сулемы сильно возрастает, достигая при 100 0 C58 г в 100 г воды. Из раствора HgC1₂ кристаллизуется в виде длинных блестящих призм. Обычно эту соль получают, нагревая сульфат ртути (II) с хлоридом натрия:

Образующаяся сулема сублимируется; от последнего слова она и получила свое название. Водный раствор сулемы практически не проводит электрического тока. Таким образом, сулема — одна из немногих солей, которые почти не диссоциируют в водном растворе на ионы.

Сулема, как и все растворимые, соли ртути — сильный яд.Она используется для протравливания семян, дубления кожи, получения других соединений ртути, при крашении тканей, как катализатор в органическом синтезе и как дезинфицирующее средство.

Йодид ртути ( II ) HgI₂ выпадает в виде красивого оранжево-красного осадка при действии раствора йодида калия на соли ртути (II):

В избытке йодида калия соль легко растворяется, образуя бесцветный раствор ком­плексной соли K₂[HgI₄]:

Реакция часто используется для обнаружения ионов Hg 2+ , фармакопейная.

Сульфид ртути ( II ) HgS встречается в природе Искусственно он может быть получен в виде вещества черного цвета прямым соединением серы со ртутью или действием сероводорода на растворы солей ртути (II):

При нагревании без доступа воздуха черный сульфид ртути (II) превращается в красное кристаллическое видоизменение — киноварь.

Задания для самоконтроля:

1. К какому электронному семейству относятся элементы IIВ группы?

2. Как доказать амфотерные свойства оксида и гидроксида цинка?

3. Какие реакции являются качественными на катион ртути Hg 2+ ?

4. К каким элементам –переходным или непереходным относят цинк, кадмий, ртуть? Назовите основные сходные черты этих металлов с переходными и непереходными элементами.

5. Как и почему изменяется термическая устойчивость и кислот-но-основные свойства гидроксидов в ряду Zn(OH)₂–Hg(OH)₂?

6. Чем можно объяснить, что для ртути, в отличие от цинка и кадмия, характерна переменная степень окисления (+ 1 и + 2)? Какова валентность ртути в соответствующих соединениях?

7. Что представляют собой сулема и каломель?

8. Как следует собирать разлитую в помещении ртуть и обезвреживать ее следы?

9. Что такое амальгамы, как их можно получить? В чем заключается химическая причина того факта, что амальгамы щелочных и щелочно-земельных металлов спокойно без взрыва контактируют с водой. Что наблюдается при этом?

Задания для самостоятельной работы:

1. Киноварь и каломель растворяются в «царской водке». Какие продукты при этом получаются? Напишите уравнения соответствующих реакций.

2. Как реагируют цинк, кадмий и ртуть с разбавленными и кон-центрированными а) серной, 2) азотной, в) соляной кислотами. Напишите уравнения соответствующих реакций.

3. Составьте электронную формулу атома ртути в степени окисления +1 и сделайте вывод о парамагнетизме атома. Однако известно, что катионы ртути(I) в водном растворе диамагнитны. Объясните этот факт с учетом состава и строения катиона ртути(I).

4. Написать уравнения реакций, протекающих при добавлении щелочи к растворам нитратов ртути(I) и ртути(II). Изменятся ли продукты реакций, если вместо щелочи использовать водный раствор аммиака?

5. Напишите уравнения реакций, иллюстрирующих амфотерность гидроксида цинка(II).

6. Смесь оксидов цинка и магния массой 0.3 г растворили в 1 М растворе соляной кислоты объемом 17 мл. Избыток кислоты нейтрализовали 0.5 М раствором гидроксида натрия объемом 8 мл. Вычислите массовую долю оксида цинка в смеси.

7. Составьте уравнения следующих реакций с участием цинка:

Какие химические свойства цинка проявляются в этих реакциях? Предложите способы химической идентификации образующихся в этих реакциях газов.

8. Определите, к каким соединениям цинка, кадмия и ртути относятся следующие тривиальные и минералогические названия: сулема, киноварь, каломель, цинковые белила, цинковый купорос, госларит, кадмиевые шениты, гремучая ртуть. Напишите их химические формулы.

9. В лаборатории оказались без этикеток банки с твердыми солями ZnCl2, CdCl2и HgCl2. Все эти вещества имеют одинаковую окраску (укажите какую). Какой способ идентификации этих веществ Вы можете предложить, если в Вашем распоряжении имеются только вода и аналитические весы.

10. Составьте уравнения следующих реакций, протекающих в водном растворе.

Какие химические свойства соединений ртути(I) и ртути(II) проявляются в этих реакциях?

11. Какова масса ZnSO4∙7H2O, полученного при взаимодействии цинка с 200 мл 20% раствора H2SO4 (ρ = 1,14 г/см).

12. Массу сулемы 10,8 г обработали 200 мл раствора аммиака концентрации 0,2 моль/ дм3. Вычислите массу осадка, выделившегося в результате реакции.

Подготовьте доклад, реферат или презентацию на тему:

· Важнейшие соединения цинка и его аналогов.

· Комплексные соединения цинка, кадмия и ртути.

· Биологическая роль и применение в фармации и медицине соединений d-элементов.

· Соединения ртути. Оксиды ртути. Соли ртути.

· Качественные реакции на катионы цинка. Качественные реакции на катионы ртути.

· Биологическая роль цинка, влияние соединений ртути на живые организмы. Применение соединений ртути и цинка в медицине, в народном хозяйстве.

· Комплексные соединения цинка. Биологическая роль цинксодержащих ферментов.

Список рекомендуемой литературы:

1. Пустовалова Л.М., Никанорова И.Е. Неорганическая химия. Ростов-н/Д. Феникс, 2005

2. Бабков, А.В. Общая и неорганическая химия [Текст]: учебник / А.В. Бабков, Т.И. Барабанова, В.А. Попков. – М.: ГЭОТАР-Медиа, 2014. – 384 с.

Тема 2.10. Побочная подгруппа VI группы

Содержание учебного материала:Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменение по группе атомных радиусов и ионизационных потенциалов. Валентность и степени окисления атомов. Окислительно-восстановительные свойства соединений в разных степенях окисления атомов. Характер химических связей в соединениях.Соединения хрома. Оксиды, гидроксиды. Хроматы. Дихроматы. Окислительные свойства соединений хрома (VI).Биологическая роль хрома. Применение соединений хрома.

Основные понятия: химический элемент, атом, химическая связь, электроотрицательность, валентность,степень окисления, основные типы реакций в неорганической химии; комплексные соединения.

Основные законы химии: Периодический закон Д.И. Менделеева.

Основные теории химии:Теории строения атома, химической связи, строения неорганических соединений

Методические рекомендации: При изученииматериала необходимо отметить, какие элементы относятся к побочной подгруппе VI группы. Обратите внимание на строение электронных уровней элементов. Также рассмотрите физические и химические свойства соединений элементов.

Краткое изложение теоретических вопросов:

Урок №56. Цинк

ЦИНК И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

СТРОЕНИЕ АТОМА

Цинк – элемент IIБ подгруппы четвертого периода. Цинк относится к семейству d-элементов, поскольку электронное строение цинка отражается конфигурацией.

Конфигурация 3d 10 является устойчивой, и в образовании химической связи участвуют лишь внешние электроны 4s — подуровня, поэтому характерная степень окисления цинка- (+2).

Нахождение в природе

В природе встречается только в виде соединений, важнейшим из которых является цинковая обманка — сульфид цинка ZnS — сфалерит .

Цинковую обманку считают первичным минералом, из которого образовались другие минералы цинка:

§ смитсонит ZnCO 3

§ каламин 2ZnO · SiO 2 · Н 2 O

В организме взрослого человека содержится в среднем около 2 г цинка, в виде его соединений, который концентрируется преимущественно в простате, мышцах, печени и поджелудочной железе.

Недостаток цинка в организме приводит к ряду расстройств — раздражительность, утомляемость, потеря памяти, депрессивные состояния, снижение остроты зрения, уменьшение массы тела, снижение уровня инсулина, аллергические заболевания, анемия и др.

ЦИНК

СФАЛЕРИТ

Способы получения

Цинк получают из сульфидной руды. Сульфид цинка обжигают в печи кипящего слоя:

Чистый цинк из оксида получают двумя способами.

При пирометаллургическом способе оксид цинка восстанавливают углём или коксом при 1200—1300 °C:

В настоящее время основной способ получения цинка — электролитический (гидрометаллургический) .

Получаемый раствор сульфата цинка очищают от примесей (осаждением их цинковой пылью) и подвергают электролизу. При электролизе чистый цинк осаждается на алюминиевых катодах, с которых его удаляют и подвергают плавлению в индукционных печах. Таким образом можно получить цинк с высокой чистотой (до 99,95 %).

Качественные реакции

Качественная реакция на ионы цинка — взаимодействие избытка солей цинка с щелочами . При этом образуется белый осадок гидроксида цинка .

При дальнейшем добавлении избытка щелочи амфотерный гидроксид цинка растворяется с образованием комплексной соли тетрагидроксоцинката :

Если поместить соль цинка в избыток раствора щелочи , то белый осадок гидроксида цинка не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения цинка сразу переходят в комплекс :

Химические свойства

Цинк — химически активный металл, обладает выраженными восстановительными свойствами, по активности уступает щелочно-земельным металлам. Проявляет амфотерные свойства. Так же как и хром, используется для нанесения антикоррозионных покрытий («цинкование» кузова автомобиля).

1. Взаимодействие с простыми веществами — неметаллами ( цинк не взаимодействует с водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом )

2. Цинк взаимодействует со сложными веществами:

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

§ с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой и др.).

§ Цинк реагирует с концентрированной серной кислотой . При нагревании в зависимости от условий возможно образование различных продуктов.

§ Аналогично: при нагревании с азотной кислотой образуются различные продукты в зависимости о концентрации кислоты – N 2 O, N 2 и др. :

Цинк – амфотерный металл, он взаимодействует со щелочами . При взаимодействии алюминия с раствором щелочи образуется тетрагидроксоалюминат и водород :

Цинк реагирует с расплавом щелочи с образованием цинката и водорода :

С газообразным аммиаком при 550–600°С образует нитрид цинка:

растворяется в водном растворе аммиака, образуя гидроксид тетраамминцинка:

Цинк вытесняет менее активные металлы из оксидов и солей .

Zn + CuO → Cu + ZnO

Восстановительные свойства с сильными окислителями: нитратами и сульфитами в щелочной среде, перманганатами , соединениями хрома (VI):

Оксид цинка

Способы получения

1. Окислением цинка кислородом:

2. Разложением гидроксида цинка при нагревании:

3. Оксид цинка можно получить разложением нитрата цинка:

Химические свойства

Оксид цинка — типичный амфотерный оксид . Взаимодействует с кислотными и основными оксидами, кислотами, щелочами.

1. При взаимодействии оксида цинка с основными оксидами образуются соли — цинкаты .

2. Оксид цинка взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли — цинкаты, а в растворе – комплексные соли . При этом оксид цинка проявляет кислотные свойства .

Оксид цинка растворяется в избытке раствора щелочи с образованием тетрагидроксоцинката :

3. Оксид цинка не взаимодействует с водой.

4. Оксид цинка взаимодействует с кислотными оксидами . При этом образуются соли цинка. В этих реакциях оксид цинка проявляет основные свойства .

5. Оксид цинка взаимодействует с растворимыми кислотами с образованием солей .

6. Оксид цинка проявляет слабые окислительные свойства .

7. Оксид цинка — твердый, нелетучий. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Гидроксид цинка

Способы получения

1. Гидроксид цинка можно получить пропусканием углекислого газа , сернистого газа или сероводорода через раствор тетрагидроксоцинката натрия:

2. Гидроксид цинка можно получить действием недостатка щелочи на избыток соли цинка .

Химические свойства

1. Гидроксид цинка реагирует с растворимыми кислотами .

2. Гидроксид цинка взаимодействует с кислотными оксидами .

3. Гидроксид цинка взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами).

В расплаве образуются соли — цинкаты:

Гидроксид цинка растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоцинката :

4. Гидроксид цинка разлагается при нагревании:

Соли цинка

Нитрат и сульфат цинка

Нитрат цинка при нагревании разлагается на оксид цинка , оксид азота (IV) и кислород :

Сульфат цинка при сильном нагревании разлагается аналогично — на оксид цинка , сернистый газ и кислород :

Комплексные соли цинка

§ с кислотными оксидами

§ Под действием избытка сильной кислоты осадок не выпадает, т.к. амфотерный гидроксид цинка реагирует с сильными кислотами.

§ Под действием небольшого количества ( недостатка ) сильной кислоты осадок все-таки выпадет, для растворения гидроксида цинка кислоты не будет хватать:

§ Аналогично с недостатком азотной кислоты выпадает гидроксид цинка:

§ Если выпарить воду из раствора комплексной соли и нагреть образующееся вещество, то останется обычная соль-цинкат:

Цинкаты

Соли, в которых цинк образует кислотный остаток (цинкаты) — образуются из оксида цинка при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

§ цинкаты реагируют с кислотами с образованием солей цинка :

§ под действием избытка воды цинкаты переходят в комплексные соли:

Сульфид цинка

Сульфид цинка — так называемый «белый сульфид». В воде сульфид цинка нерастворим, зато минеральные кислоты вытесняют из сульфида цинка сероводород (например, соляная кислота):

Под действием азотной кислоты сульфид цинка окисляется до сульфата:

(в продуктах также можно записать нитрат цинка и серную кислоту).

Концентрированная серная кислота также окисляет сульфид цинка:

При окислении сульфида цинка сильными окислителями в щелочной среде образуется комплексная соль: