Металлы подгрупп меди и цинка
Цель работы: изучить химические свойства соединений металлов подгрупп меди и цинка.
Задание: получить гидроксид меди (II), исследовать его свойства; провести рекции взаимодействия солей цинка, кадмия и ртути со щелочью; получить комплексные соединения цинка и кадмия; убедиться на опыте, что соединения ртути (II) являются окислителями. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.
Теоретическое введение
Медь, серебро, золото расположены в побочной подгруппе I группы, относятся к d-металлам. Электронная структура внешнего энергетического уровня атомов этих элементов выражается формулой (n-1)d10ns1. Наиболее характерные степени окисления: для меди +2, для серебра +1, для золота +3.
Медь, а особенно, серебро и золото – малоактивные металлы. В ряду напряжений эти металлы стоят после водорода, поэтому не вытесняют его из разбавленных кислот. Медь и серебро растворимы в концентрированной H2SO4 при нагревании, а также в азотной кислоте любой концентрации. Золото достаточно легко растворяется в смеси кислот.
Медь образует нерастворимые в воде оксиды: Cu2O – красного цвета и CuO – черного цвета. Гидроксиды меди CuOH и Cu(ОН)2 – нерастворимые в воде вещества соответственно желтого и голубого цвета, легко разлагаются при нагревании на оксид и воду. Cu(ОН)2 наряду с основными свойствами в слабой степени проявляет кислотные свойства; он растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием мало прочных купритов Na2[Cu(OH)4], K2[Cu(OH)4].
Оксид серебра получается только косвенным путем, при взаимодействии соли серебра со щелочью:
2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O↓ + 2NaNO3 + H2O.
Большинство соединений меди, серебра и золота являются окислителями.
Цинк, кадмий и ртуть образуют побочную подгруппу II группы. Это
d-металлы. Электронная структура внешнего энергетического уровня атомов этих элементов может быть выражена формулой (n-1)d10ns2. Цинк и кадмий проявляют степень окисления +2, ртуть +1 и +2.
В подгруппе цинка наблюдается резкое падение химической активности металлов при переходе сверху вниз. В ряду напряжений цинк и кадмий стоят до водорода, а ртуть – после. Цинк – химически активный металл, легко растворяется в HCl и разбавленной H2SO4 с выделением водорода. Вследствие амфотерности его оксида он растворяется также в концентрированных растворах щелочей. Кадмий в щелочах практически не растворяется, а в кислотах – менее энергично, чем цинк. Ртуть растворима только в кислотах-окислителях – HNO3 и концентрированной H2SO4:
Hg + 2H2SO4 (конц.) = HgSO4 + SO2 + 2H2O;
Hg + 4HNO3 (конц.) = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.
При действии разбавленной азотной кислоты на избыток ртути образуется Hg2(NO3)2, где каждый атом ртути имеет степень окисления +1:
6Hg + 8HNO3 (разб.) = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Во всех соединениях ртути (I) атомы ртути связаны между собой попарно, образуя двухвалентные группы –Hg–Hg−. Поэтому формулу нитрата ртути (I) следует писать Hg2(NO3)2, а не HgNO3, также Hg2Cl2, а не HgCl. Диссоциация солей ртути (I) идет с образованием ионов Hg22+. Соединения Hg22+ в зависимости от условий могут быть окислителями и восстановителями. Например, в реакции Hg2Cl2 + Cl2 = 2HgCl2 Hg2Cl2 – восстановитель,
а в реакции Hg2Cl2 + SnCl2 = 2Hg + SnCl4 Hg2Cl2 − окислитель.
Все металлы подгруппы цинка устойчивы на воздухе, так как на поверхности цинка и кадмия при обычной температуре образуется тончайшая оксидная пленка, защищающая эти металлы от дальнейшего окисления, а ртуть на воздухе при комнатной температуре не окисляется. При нагревании все металлы образуют с кислородом нерастворимые оксиды: ZnO – белого, CdO – коричневого, HgO – желтого или красного, Hg2O – черного цвета.
Гидроксиды Zn и Cd нерастворимы в воде и получаются при взаимодействии их солей с растворами щелочей. Zn(OH)2 обладает амфотерными свойствами, а Cd(OH)2, главным образом, − основными. Оба эти гидроксида легко растворяются в избытке NH4ОН с образованием комплексных аммиакатов. При взаимодействии растворов солей ртути со щелочами образуются оксиды, так как гидроксиды ртути неустойчивы и разлагаются в момент образования.
Элементы подгрупп меди и цинка проявляют склонность к комплексообразованию, координационное число их ионов равно 4.
Выполнение работы
Опыт 1. Получение и свойства гидроксида меди (II)
В четыре пробирки налить по 1–2 мл раствора соли меди (II) и во все добавить раствор щелочи до выпадения осадка. Затем прилить до растворения осадков в первую – раствор HCl, во вторую – раствор аммиака, в третью – концентрированной щелочи. Содержимое четвертой пробирки нагреть до кипения и отметить изменение окраски.
Требования к результатам опыта
1. Написать уравнение реакции получения гидроксида меди (II).
2. Составить уравнения реакций растворения гидроксида меди (II) в:
а) HCl; б) NH4OH; в) концентрированной щелочи.
3. Составить уравнение реакции, происходящей при нагревании Cu(ОН)2.
4. Сделать выводы о кислотно-основных свойствах и термической устойчивости гидроксида меди (II).
Опыт 2. Окислительные свойства соли меди (II)
Налить в пробирку 3–4 мл раствора CuSO4 и прибавить такой же объем раствора KI. Наблюдать образование белого осадка CuI. Дать осадку отстояться и испытать раствор иодкрахмальной бумажкой.
Требования к результатам опыта
1. Закончить уравнение реакции CuSO4 + KI = … и объяснить изменение окраски йодкрахмальной бумажки.
2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах соединений меди (II).
Опыт 3. Получение оксида серебра
В пробирку налить 3–4 капли раствора AgNO3 и добавить 1–2 капли раствора щелочи. Отметить цвет образующегося осадка.
Требование к результату опыта
Составить уравнение реакции образования оксида серебра.
Опыт 4. Действие щелочи на растворы солей металлов подгруппы цинка
Налить в четыре пробирки по 1–2 мл растворов солей цинка, кадмия, ртути (I) и ртути (II). В каждую пробирку по каплям прибавить раствор щелочи до выпадения осадков. Отметить их цвет. Прилить во все пробирки избыток раствора щелочи. Какой из осадков растворяется?
Требования к результатам опыта
1. Составить уравнения реакций взаимодействия вышеперечисленных солей с раствором щелочи.
2. Написать молекулярное и ионные уравнения реакции растворения осадка в избытке щелочи.
Опыт 5. Окислительные свойства солей ртути
В пробирку налить 1–2 мл раствора нитрата ртути (II) и прибавить по каплям раствор SnCl2 до образования белого осадка хлорида ртути (I) Hg2Cl2. К осадку добавить избыток раствора SnCl2. Наблюдать постепенное образование серого осадка металлической ртути.
Требования к результатам опыта
1. Написать уравнения реакций образования Hg2Cl2 и металлической ртути.
2. Сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах солей ртути (II) и (I).
Опыт 6. Комплексные соединения цинка и кадмия
Налить в одну пробирку 1–2 мл раствора соли цинка, в другую 1–2 мл раствора соли кадмия. В обе пробирки добавить по каплям раствор NH4ОН до образования осадков, а затем до полного их растворения.
Требование к результатам опыта
Составить молекулярные и ионные уравнения реакций образования гидроксидов и аммиакатов цинка и кадмия.