Цинк, химическая активность, КО и ОВ характеристика соединений цинка. Комплексные соединения. Кадмий и его соединения в сравнении с аналогичными соединениями цинка

Цинк и кадмий входят во IIB или 12 группу элементов. Единственная степень окисления, которую эти элементы проявляют в своих соединениях, является степень окисления +2.

На воздухе цинк и кадмий покрываются оксидной пленкой, которая защищает их от дальнейшего окисления. Оксидная пленка препятствует вытеснению цинком или кадмием водорода из воды, однако, при нагревании такие реакции идут.

В разбавленныхHCl и H2SO4 цинк растворяется легко, а кадмий медленно.

Me + 2H+ → Me2+ + H2

Кислоты – окислители растворяют оба эти металла. При этом Zn восстанавливают серную кислоту до серы или H2S, а Cd — до SO2.

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

Cd + 2H2SO4(конец.) → Cods + SO2↑ + 2H2O

При действии азотной кислоты на металл происходит образование различных продуктов ее восстановления:

Э + 8HNO3(конец.) = Э(NO3)2 + 2NO + 4H2O

4Zn + 10HNO3 (5%.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

3Cd + 8HNO3 (5%.) = 3Cd(NO3)2 + 2N2O + 4H2O

Восстановительные свойства цинка и кадмия проявляются также и при их взаимодействии с сильными окислителями такими, как перманганат калия или ванадат натрия. При взаимодействии с перманганатом калия в кислой среде происходит обесцвечивание раствора в

результатереакции:

5Me + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5MeSO4 + K2SO4 + 8H2O

При взаимодействии цинка или кадмия с ванадатом натрия в кислой среде происходит последовательное восстановление ванадат иона по схеме:

VO3- → VO2+ → V3+ → V2+

Т.е. последовательно идут следующие реакции:

Me + 2NaVO3 + 4H2SO4 = MeSO4 + 2(VO)SO4 + Na2SO4 + 4H2O

Me + 2MeVO3 + 6H2SO4 = V2(SO4)3 + 3MeSO4 + 6H2O

Me + V2(SO4)3 = 2VSO4 + MeSO4

Цвет раствора при этом меняется от желтого (VO3-) до синего (VO2+), затем до зеленого (V3+) и до фиолетового (V2+).

Металлический цинк способен растворяться в концентрированных растворах щелочей вследствие амфотерности своего гидроксида. Кадмий такой способностью не обладает.

Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2

Оксиды MeО цинка и кадмия можно получить не только синтезом из простых веществ, но и термическим разложением гидроксидов, карбонатов или нитратов.

Э(OH)2 = ЭO + H2O↑

ЭCO3 = ЭO + CO2↑

2Э(NO3)2 = 2ЭO + 4NO2↑ + O2↑

Оксид цинка обладает амфотерными свойствами, а оксид кадмия - основными свойствами. Оба оксида при взаимодействии с кислотами образуют аквакомплексы с координационными числами 4 для цинка и 6 для кадмия: [Zn(H2O)4]2+, [Cd(H2O)6]2+. Со щелочами взаимодействует

только оксид цинка с образованием гидроксокомплекса [Zn(OH)4]2-.

Гидроксиды цинка и кадмия получают косвенным путем, при взаимодействии растворимых солей элементов со щелочью:

Э2+ + OH- = Э(OH)2

Гидроксид кадмия обладает основными свойствами и взаимодействует только с кислотами, а гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства и легко растворяется как в кислотах, так и в щелочах, образуя комплексные гидроксоцинкаты [Zn(OH)4]2-.

Гидроксиды цинка и кадмия способны растворяться в водном растворе аммиака за счет

образования комплексов [Zn(NH3)4]2+ или [Cd(NH3)6]2+.

Соли цинка и кадмия гидролизуются. В наибольшей степени гидролизу подвергаются соли цинка. Вследствие этого взаимодействие металлического цинка с подогретым раствором

газообразного водорода.

[Zn(H2O)4 ]2+ + H2O⇔ [ZnOH(H2O)3 ]+ + H3O+

Zn + H3O+ = Zn2+ + H2↑ + H2O

Добавление в растворы солей цинка и кадмия карбонат иона приводит к образованию малорастворимых основных карбонатов цинка или кадмия.

2Э2+ + 2H2O + CO32- = (ЭOH)2CO3↓ + 2H+

Почему HNO3 относится к сильным кислотам окислителям?

Билет №28

1) Закон химического равновесия (действующих масс). Константа химического равновесия. Ее связь со стандартным изменением энергии Гиббса процесса.

Закон действующих масс устанавливает отношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ.

В химической термодинамике ЗДМ определяет константу химического равновесия.

Константа равновесия – это отношение произведения равновесных концентраций продуктов химической реакции на произведение равновесных концентраций исходных веществ, взятые в степенях их стехиометрических коэффициентов.