Свойства элементов подгруппы титана
| Атомный номер | Название | Электронная конфигурация | ρ г/см3 | ЭО | Атомный радиус, нм | Степень окисления |
| Титан Ti | [Ar] 3d24s2 | 4,51 | 1,32 | 0,149 | +2,+3,+4 | |
| Цирконий Zr | [Kr] 4d25s2 | 6,45 | 1,22 | 0,158 | +2,+3,+4 | |
| Гафний Hf | [Xe] 4f145d26s2 | 13,2 | 1,23 | 0,157 | +2,+3,+4 |
Получение
В свободном состоянии элементы подгруппы титана обычно получают путем восстановления их хлоридов магнием по схеме:
ЭСl4 + 2Mg → 2MgCl2 + Э
Реакция проводится при нагревании исходных веществ до 900° С в атмосфере инертного газа (под давлением). По физическим свойствам элементы подгруппы титана являются типичными металлами, имеющими вид стали. Чистые металлы хорошо поддаются механической обработке. Однако даже следы поглощенных газов сообщают им хрупкость.
Химические свойства титана, циркония гафния
В обычных условиях элементы подгруппы титана вполне устойчивы по отношению к воздуху и воде. С соляной, серной и азотной кислотами взаимодействует только титан, тогда как HF и царская водка растворяют все три металла, например:
Zr + 6HF → H2[ZrF6 ] + 2Н2
3Zr + 12НСl + 4HNO3 → 3ZrCl4 + 4NO + 8H2O
При высоких температурах Ti, Zr и Hf химически активны. В этих условиях они энергично соединяются не только с галоидами, кислородом и серой, но и с углеродом и азотом. Практическое значение Ti и Zr особенно
велико для металлургии. Присадка титана придает стали твердость и эластичность, а присадка циркония значительно повышает ее твердость и вязкость.
Соединения подгруппы титана.
Химические свойства.
Во всех своих важнейших и наиболее характерных производных элементы подгруппы титана четырехвалентны. Сам титан сравнительно легко образует малоустойчивые соединения, в которых он трехвалентен. Производные двухвалентного титана немногочисленны и весьма неустойчивы. То же относится к производным трех– и двухвалентного циркония, а также гафния, соединения которого по химическим свойствам очень близки к соответствующим соединениям циркония. Таким образом, в ряду Ti– Zr – Hf идет понижение устойчивости соединений с металлами в низших степенях окисления. При накаливании элементов подгруппы титана в атмосфере кислорода они сгорают, с образованием белых диоксидов (ЭО2). Последние очень тугоплавки и практически нерастворимы в воде, в разбавленных растворах кислот и щелочей.
|
|
ПОДГРУППА ЦИНКА
Свойства элементов II группы побочной подгруппы (подгруппы цинка)
| Атомный номер | Название | Электронная конфигурация | Атомный радиус, нм | ρ г/см3 | ЭО | Степени окисления |
| Цинк Zn | [Ar]3d104s2 | 0,132 | 7,13 | 1,6 | +2 | |
| Кадмий Cd | [Kr]4d105s2 | 0,148 | 8,64 | 1,7 | +2 | |
| Ртуть Hg | [Xe]4f145d106s2 | 0,15 | 13,59 | 1,9 | +1,+2 |
Физические свойства
Сходство элементов главной и побочной подгрупп во II группе значительно больше, чем в I группе.
Химические свойства
· Химическая активность уменьшается с увеличением атомной массы (в главной подгруппе – наоборот).
· Хорошие комплексообразователи (в отличие от элементов главной подгруппы).
Цинк и его соединения
Цинк - металл серебристо-белого цвета. В соединениях проявляет только одну степень окисления +2; соединения цинка неокрашены.
Стандартный окислительно-восстановительный потенциал в кислой среде Е0Zn2+ / Zn равен - 0,76 в, а в щелочной среде Е (ZnO22 - / Zn) = - 1,22 В. Поэтому цинк растворяется в разбавленных растворах кислот и щелочей:
|
|
Zn + 2НCl → ZnCl2 + H2↑; Zn + H2SO4(разб) → ZnSO4 + H2↑;
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2↑
Цинк не разлагает воду, т.к. в водном растворе он быстро покрывается защитной пленкой оксида, которая предохраняет его от коррозии.
Цинк - сильный восстановитель и вытесняет менее активные металлы (стоящие справа в ряду напряжений) из растворов их солей:
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu
Оксид цинка проявляет амфотерный характер, растворяясь как в кислотах, так и в растворах щелочей:
ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O; ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4]
При нагревании комплексный тетрагидроксицинкат-анион дегидратирует:
[Zn(OH)4]2 - → ZnO22 - + 2H2O
Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства. Он нерастворим в воде, но растворяется в кислотах и щелочах:
Zn(OH)2 + 2HCl → ZnCl2 + 2H2O; Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4]
Ион Zn2+ является энергичным комплексообразователем с координационным числом 4. В отличие от гидроксида алюминия гидроксид цинка растворяется в водном растворе аммиака:
Zn(OH)2 + 4NH3 → [Zn(NH3)4](OH)2
Кадмий и его соединения
Кадмий - белый, блестящий, мягкий, ковкий металл; очень мало растворяется в неокисляющих кислотах, хорошо растворяется в разбавленной HNO3 (стандартный потенциал Е(Cd / Cd 2+) = - 0,40 В).
Кадмий образует только один ряд соединений, в которых он проявляет степень окислений +2. Ион Сd 2+ - бесцветен. Оксид кадмия СdО (коричневого цвета) и гидроксид кадмия Сd(ОН)2 (белого цвета) проявляют основный характер, растворяясь только в кислотах:
СdO + 2HCl → CdCl2 + H2O; CdO + 2H+ → Cd2+ + H2O;
Cd(OH)2 + 2HCl → CdCl2 + 2H2O; Cd(OH)2 + 2H+ → Cd 2+ + 2H2O
Кадмий является хорошим комплексообразователем (координационное число 4). Гидроксид кадмия растворяется в водном растворе аммиака:
|
|
Cd(OH)2 + 4NH3 → [Cd(NH3)4](OH)2
Ртуть и ее соединения
Ртуть - серебристо-белый, блестящий, единственный жидкий при комнатной температуре металл; обладает низкой электропроводностью (она составляет 1,7% от электропроводности серебра) и большим коэффициентом термического расширения. На воздухе проявляет устойчивость. Реагирует с серой и галогенами:
Hg + S → HgS; Hg + Br2→ HgBr2
Со многими металлами дает сплавы (амальгамы) (экзотермическое образование). Пары и соединения чрезвычайно ядовиты (накапливаются в организме).
Ртуть не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах (в ряду напряжений металлов ртуть находится после водорода; стандартный электродный потенциал Е 0Hg / Hg 2+ = + 0,85 В. Ртуть легко растворяется в концентрированной азотной кислоте:
Hg + 4HNO3→ Hg(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
При растворении ртути в разбавленной азотной кислоте образуется нитрат ртути (I): 6Hg + 8HNO3→ 3Hg2(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
При растворении ртути в горячей концентрированной серной кислоте в зависимости от избытка ртути или кислоты образуются соли одновалентной или двухвалентной ртути:
Hg + 2H2SO4 → HgSO4 + SO2↑ + 2H2O;
2Hg + 2H2SO4 → Hg2SO4 + SO2↑ + 2H2O
Ртуть растворяется в царской водке:
3Hg + 2HNO3 + 6HCl → 3HgCl2 + 2NO↑ + 4H2O
Оксид ртути (II) HgO; красный кристаллический или желтый аморфный порошок; плохо растворим в воде; раствор имеет слабо щелочную реакцию.
Химические свойства HgO
Легко восстанавливается; при нагревании разлагается на ртуть и кислород. Реагирует с кислотами с кислотами с образованием солей и воды.
Сульфид ртути (II) HgS (киноварь) – ярко-красный нерастворимый в воде порошок.
Получение: Hg + S → HgS; Hg2+ + S2 - → HgS
Галогениды ртути (II)
Получение:
Hg + Br2 → HgBr2; HgO + 2HCl → HgCl2(сулема) + H2O
Сулему также получают растворением ртути в царской водке.
Химические свойства галогенидов:
HgI2 + 2KI → K2[HgI4] (реактив Несслера)
Реактив Несслера используется в качестве очень чувствительного аналитического реагента для обнаружения иона NH4+:
Сульфат ртути (II) и нитрат ртути (II). Получают растворением ртути или оксида ртути (II) в концентрированных серной или азотной кислотах соответственно:
Hg + 2H2SO4(горячая, конц.) → HgSO4 + SO2 + 2H2O;
HgO + H2SO4 → HgSO4 + H2O;
3Hg + 8HNO3(конц.) → 3Hg(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O;
HgO + 2HNO3 → Hg(NO3)2 + H2O
Более активные металлы легко вытесняют ртуть из ее солей:
Cu + Hg(NO3)2 → Cu(NO3)2 + Hg
ПОДГРУППА МЕДИ