Какими химическими свойствами обладает гидроксид цинка

Ни для кого не секрет, что цинк и гидроксид цинка широко применяются современными учеными. А спектр их использования напрямую зависит от физических и химических свойств.

Интересно, что сплав цинка с медью использовался еще древними египтянами, а после и в Римской империи. Но вот цинк в чистом виде выделить не получалось в течении многих лет. Лишь в 1746 году А. Маргграфф впервые получил этот металл в чистом виде. В семнадцатом веке выплавка цинка уже осуществлялась в промышленных масштабах.

Цинк: химические свойства и краткое описание

Цинк представляет собой металл средней твердости. Интересно, что при низких температурах он довольно хрупок. А вот при температуре от 100 до 150 градусов по Цельсию металл становиться пластичным — из него изготовляют листы или даже фольгу с толщиной гораздо меньше миллиметра.

С химической точки зрения цинк представляет собой атом со степенью окисления +2. Это достаточно активный металл, который участвует в реакциях в качестве восстановителя. Интересно, что на воздухе, при температуре до 100 градусов, цинк быстро тускнеет, его поверхность покрывается тонкой пленкой карбонатов. Если же воздух влажный и содержит в себе большое количество углекислого газа, то металл быстро разрушается.

Цинк сгорает голубым пламенем при наличии кислорода или во время нагревания — в таких случаях процесс горения сопровождается образованием белого дыма (это оксид металла).

Цинк вступает в реакции как с простыми элементами, так и кислотами и некоторыми основаниями, образовывая соли и гидроксид цинка соответственно.

На сегодняшний день известно примерно 66 минералов, которые содержат в себе цинк — именно они и являются основным источником промышленного получения металла. В качестве примера можно привести каламиты, цинкиты, виллемит, франк-линит и смитсонит.

Гидроскид цинка: физические и химические свойства

Цинк (II) гидроксид также имеет большое значение, так как используется в разных отраслях химической промышленности. При нормальных условиях это вещество представляет собой бесцветные небольшие кристаллы, которые практически не растворяются в воде. Формула гидроксида следующая:

Zn (OH)2

Стоит отметить и то, что это вещество обладает сравнительно сильными амфотерными свойствами. Гидроксид цинка активнее реагирует с кислотами, вступая в реакцию нейтрализации и образовывая при этом соли и воду. Например:

Zn (OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 +2 H2O

Тем не менее, гидроксид цинка реагирует и с щелочами, образовывая комплексные соли и воду. К примеру:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O

Стоит отметить, что при нагревании вещество распадается с образованием оксида и воды:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

Что же касается области применения, то гидроксид используется в химической промышленности для получения различных соединений цинка, в частности, его солей.

Цинк и его применение

Ни для кого не секрет, что цинк широко используется в качестве антикоррозийного вещества, которым покрывают сталь и железо. Кроме того, огромное количество добытого металла используется дл производства латуней и бронзы.

Интересно, что в сухих батареях цинк используется в качестве анода, а также выполняет роль контейнера. Кроме того, это металл используется во время отделения благородных металлов (например, золота) от свинца. Некоторые соединения цинка считаются распространенными полупроводниковыми материалами.

Цинк в живом организме

На самом деле трудно переоценить роль цинка в жизнедеятельности любого живого организма, включая и человека. Несмотря на довольно низкое содержание, он входит в состав важных ферментов, участвует в процессе белкового синтеза, клеточного дыхания и т.д. Цинк также отвечает за развитие скелета плода. Доказано, что при недостаточном количестве этого минерала возможна задержка полового развития и появление карликовости.

**

§8.6 Амфотерные основания.

Гидроксид цинка Zn(OH)2 является малорастворимым основанием. Его можно получить, действуя щелочью на какую-нибудь растворимую соль цинка – при этом Zn(OH)2 выпадает в осадок:

ZnCl2 + 2 NaOH = Zn(OH)2↓ + 2 NaCl

Подобно всем другим основаниям, осадок гидроксида цинка легко растворяется при добавлении какой-нибудь кислоты:

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2 H2O

Если же вместо кислоты к осадку гидроксида цинка добавить избыток щелочи, то он также растворяется, чего не происходит с другими гидроксидами. Почему Zn(OH)2 растворяется в щелочи?

Это явление объясняется тем, что в присутствии избытка сильного основания гидроксид цинка способен отдавать атомы водорода, подобно кислоте:

Происходит реакция нейтрализации наподобие той, которая могла бы произойти между NaOH и кислотой. Эта кислота (цинковая кислота H

2ZnO2) и гидроксид цинка Zn(OH)2 являются одним и тем же соединением! Сокращенная (но не структурная) формула этого соединения может быть записана двумя способами:

Zn(OH)2 или H2ZnO2

– это две сокращенные формулы;

H–O–Zn–O–H единственная структурная формула.

Поскольку прочность связей Н–О и O–Zn сравнимы между собой, гидроксид цинка способен быть как основанием в присутствии кислоты, так и кислотой – в присутствии основания:

Данное свойство гидроксидов называется амфотерностью.

Амфотерными называются такие гидроксиды, которые способны отдавать в реакциях с другими соединениями как атомы (ионы) водорода, так и гидрокси-группы (анионы гидроксила).

Помимо гидроксида цинка, амфотерными свойствами обладают гидроксиды некоторых других металлов: Al(OH)3, Cr(OH)3, Be(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)2.

Объяснение проявления амфотерности у одних металлов и отсутствие ее у других следует искать в теории химической связи.

Можно заметить, что амфотерные свойства проявляют те металлы, которые в Периодической таблице находятся наиболее близко к неметаллам. Как известно, неметаллы обладают большей электроотрицательностью (по сравнению с металлами), поэтому их связь с кислородом носит ковалентный характер и отличается значительной прочностью.

Связи между металлами и кислородом, как правило, ионные (из-за низкой электроотрицательности металлов). Такие связи часто менее прочны, чем ковалентные (вспомните атомные кристаллы).

Рассмотрим структурные формулы трех разных соединений: гидроксида бора B(OH)3

, гидроксида алюминия Al(OH)3 и гидроксида кальция Ca(OH)2.

Соединение B(OH)3 имеет внутри молекулы наиболее “ковалентную” связь бора с кислородом, поскольку бор ближе по электроотрицательности к кислороду, чем Al и Сa. Из-за высокой электроотрицательности бору энергетически выгоднее входить в состав отрицательно заряженной частицы – то есть кислотного остатка. Поэтому формулу B(OH)3 чаще записывают как H3BO3:

H3BO3 = 3H+ + BO33- (в растворе)

Кальций – наименее электроотрицательный из этих элементов, поэтому в его молекуле связь Са–О носит ионный характер. Из-за низкой электроотрицательности для кальция выгодно существование в виде катиона Ca2+:

Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH- (в растворе)

В связи с этим в структурных формулах пунктирными линиями отмечены связи, разрыв которых энергетически более выгоден.

Структурные формулы показывают, что соединение B(OH)3 будет легче отдавать ионы водорода, чем ионы гидроксида, т.е. является кислотой (и по традиции должно быть записано сокращенной формулой H3BO3). Напротив, Ca(OH)2 – типичное основание. Гидроксид алюминия, в котором центральный атом имеет промежуточную электроотрицательность, может проявлять как свойства кислоты, так и основания – в зависимости от партнера по реакции нейтрализации. Это наблюдается в действительности. В первой из приведенных ниже реакций Al(OH)3 реагирует как обычное основание, а в следующих – как кислота:

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6 H2O.

Al(OH)3º
H3AlO3 + NaOH = NaH2AlO3 + H2O, причем если реакцию проводить при нагревании, то соль NaH2AlO3 теряет одну молекулу воды и образуется алюминат натрия NaAlO2. В растворе алюминат натрия, наоборот, легко присоединяет воду и существует в виде соли Na[Al(OH)4]. Итак:

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2 H2O (при сплавлении);

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] (при добавлении раствора NaOH без нагревания).

У цинка электроотрицательность практически такая же, как у алюминия (1,65), поэтому гидроксид цинка Zn(OH)2 проявляет похожие свойства. Таким образом, амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с растворами кислот, так и с растворами щелочей.

Задачи.

8.18. Закончите уравнения реакций:

Cr(OH)3 + 6HCl = ?

Cr(OH)3 + NaOH = ?

8.19 (ФМШ). Напишите уравнения реакций, описывающие следующие химические превращения:

а) ZnCl2 + KOH(избыток) → осадок → растворение осадка;

б) Cr(NO3)2 + NaOH(избыток) → осадок → растворение осадка;

в) Be(NO3)2 + LiOH(избыток) → осадок → растворение осадка;

г) Al2(SO4)3 + KOH(избыток) → осадок → растворение осадка;

8.20 (НГУ). Осуществите следующие превращения:

Al2O3 → Al → Al2O3 → NaAlO2 → AlCl3

8.21 (НГУ). Из порошкообразной смеси, содержащей Na2CO3, Fe, Al и BaSO4, выделите химическим путем все соединения в чистом виде. Напишите уравнения реакций и последовательность их проведения (опишите технологию всей работы).

8.22 (НГУ). В трех разных пробирках без этикеток находятся растворы NH4Cl, ZnCl2, MgCl2. С помощью только одного химического реагента установите, какое соединение находится в каждой пробирке.

• К следующему параграфу

_________________

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)

Получение

При получении цинка его руды подвергают обжигу:

2ZnS +3O2= 2ZnO + 2SO2

ZnСО3 = ZnO + СО2

Далее оксид цинка восстанавливают углем:

ZnO + С = Zn + CO

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

Физические свойства

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 100-1500Сон хорошо гнется и прокатывается в листы, обладает хорошей электро- и теплопроводнocтью.

Химические свойства

Цинк – химически активный металл.

1. Легко окисляется кислородом:

2Zn + О2 = 2ZnO

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

Zn + S = ZnS

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:

Zn + 2НCI = ZnCl2 + Н2

4Zn + 10НNО3 (разб.) =   4Zn(NО3)2 + NН4NОз + 3H2O

Zn + 2NaOН + 2Н2О = Nа2[Zn(ОН)4] + Н2

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:

ZnO + 2НСI = ZnCl2 + Н2О

ZnO + 2КОН + Н2О = K2 [Zn(OH)4]

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

ZnSO4 + 2NaOH = Zn(OH)2↓

Zn2+ + 2ОН- = Zn(OH)2↓

Данная реакция является качественной на катион Zn2+.

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

Zn(ОН)2 +2HCl = ZnCl 2 + 2Н2О

Zn(ОН)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2Н2О – в расплавах

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(ОН)2 + 4NН3 = [Zn(NН3)4](OН)2

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

Zn(NO3)2 ↔ Zn2+ + 2NO3-

Zn2+ + Н+ОН- ↔ ZnОН+ + Н+  кислая среда, рН < 7

Zn(NO3)2 + Н2О ↔ ZnОНNO3 + HNO3

Ртуть. Соединения ртути.

Нахождение в природе

Ртуть мало распространена в природе; содержание ее в земной коре составляет всего около 10-6 % (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.

Получение

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

HgS + O2 = Hg + SO2

Физические свойства

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.

Химические свойства

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:

2Hg + О2 = 2HgO

2HgO =2Hg + О2

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

2. Очень легко взаимодействует с серой:

Hg + S = HgS

3. При нагревании взаимодействует с галогенами:

Hg + Cl2 = HgCl2

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:

Hg + 4HNO3 (конц.) = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

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

Hg + 2H2SO4 = HgSO4 + SO2 + 2H2O

5. Взаимодействие с солями

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

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

Hg + HgCl2 = Hg2Cl2

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):

Нg2(NО3)2 + 2NaOH =Hg2О↓ + 2NаNО3 + Н2О

Hg22+ + 2ОН- = Hg2O↓ + Н2О

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

Hg2+ + 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 Hg2+

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:

6Hg + 8НNО3 = 3 Нg2(NО3)2 + 2NO↑ + 4Н2О.

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

HgC12 + Hg = Hg2C12

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

Hg22+ + 2Сl- = Hg2Cl2

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

Hg + 4HNO3 (конц.) = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

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 200С). Однако с повышением температуры растворимость сулемы сильно возрастает, достигая при 1000C58 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:

HgSО4 + 2NaCl = Na2SО4 + HgC12

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):

Hg2+ + 2I- = HgI2 ↓

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

HgI2 + 2КI = K2[HgI4]

Реакция часто используется для обнаружения ионов Hg2+, 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):

Hg + S= HgS

Нg(NО3)2 + H2S = НgS↓ + 2HNО3

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 Hg2+?

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:

а) Zn+ Н2О + OH-→б) Zn+ Н2SO4(разб.)→

в) Zn+ NН3·H2O(конц.)→г) Zn+ H++ MnO4-→

д) Zn+ ОН-+ NO3-→е) Zn+ НNO3(конц.)→ NO2+

ж) Zn + НNO3(разб.)→ N2O +з) Zn + НNO3(разб.)→ N2+

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.

а) Hg2(NО3)2+ KBr→б) Hg(NО3)2+ KBr(изб.)→

в) HgS+ HCl+ HNО3 →г) HgS+ НNO3(конц.)→

д) Hg2CrO4+ Н+→е) Hg2(NО3)2+ HCl(разб.)→

ж) Hg(NО3)2+ HCl(конц.)→з) Hg2(NО3)2+ НNO3(конц.)→

и) HgCl2+ H2O + SO2→           к) HgCl2+ H2O + H3PO2→.

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:

Дата добавления: 2018-11-12; просмотров: 2206 | Нарушение авторских прав | Изречения для студентов

Читайте также:

Рекомендуемый контект:

Поиск на сайте:

© 2015-2020 lektsii.org – Контакты – Последнее добавление