Презентация на тему "ПОДГРУППА цинка"

Содержание

• 
  Слайд 1

  ПОДГРУППА цинка

• 
  Слайд 2
  

  ЦИНК КАДМИЙ РТУТЬ

• 
  Слайд 3
  

  Строение внешнего электронного уровня выражается общей электронной формулой ...(n - 1)s2p6d10ns2. Химическая активность падает от цинка к ртути, цинк и кадмий вытесняют водород из разбавленных кислот, ртуть взаимодействует только с азотной кислотой. Гидроксид цинка амфотерен, гидроксид кадмия - слабое основание, для ртути гидроксид не установлен. Цинк и кадмий образуют на воздухе плотную пленку оксида, ртуть на воздухе не окисляется. Пары кадмия и ртути очень ядовиты.

• 
  Слайд 4

  ЦИНК

  Сплав цинка с медью — латунь — был известен еще в Древней Греции, Древнем Египте, Индии (VII в.), Китае (XI в.). Долгое время не удавалось выделить чистый цинк. В 1746  году А. С. Маргграф разработал способ получения чистого цинка путём прокаливания смеси его окиси с углём без доступа воздуха в глиняных огнеупорных ретортах с последующей конденсацией паров цинка в холодильниках. В промышленном масштабе выплавка цинка началась в XVII в.

• 
  Слайд 5
  

  Латинское zincum переводится как «белый налет». Происхождение этого слова точно не установлено. Предположительно, оно идет от персидского «ченг», хотя это название относится не к цинку, а вообще к камням. Слово «цинк» встречается в трудах Парацельса и других исследователей 16-17 вв. и восходит, возможно, к древнегерманскому «цинко» — налет, бельмо на глазу. Общеупотребительным название «цинк» стало только в 1920-х гг.

• 
  Слайд 6
  

  Физические свойства В чистом виде — довольно пластичный серебристо-белый металл. При комнатной температуре хрупок, при сгибании пластинки слышен треск от трения кристаллитов (обычно сильнее, чем «крик олова»). При 100—150°C цинк пластичен. Примеси, даже незначительные, резко увеличивают хрупкость цинка.

• 
  Слайд 7
  

  Свидетельством первостепенной важности цинка выступает его дешевизна: на мировом рынке цинк – третий от конца среди всех металлов. Дешевле его лишь железо и свинец. Дешевизна цинка – 1,49 доллара за килограмм – результат больших масштабов его производства. Ведь и карандаш, к примеру, сделать совсем не просто, но изготовляемые миллионами штук карандаши стоят копейки. Так и с цинком: «не хорош, потому что дешев», а «дешев, потому что хорош».

• 
  Слайд 8
  

  Наиболее распространенный минерал цинка – сфалерит, или цинковая обманка ZnS. Разнообразные примеси придают этому веществу всевозможные цвета. Видимо, за это минерал и называют обманкой. Цинковую обманку считают первичным минералом, из которого образовались другие минералы элемента №30: смитсонит ZnCO3, цинкит ZnO, каламин 2ZnO · SiO2 · Н2O. На Алтае нередко можно встретить полосатую «бурундучную» руду – смесь цинковой обманки и бурого шпата. Кусок такой руды издали действительно похож на затаившегося полосатого зверька.

• 
  Слайд 9

  Сфалерит -ZnS

• 
  Слайд 10

  Сфалерит - ZnS

• 
  Слайд 11

  СМИТСОНИТ - ZnCO3

• 
  Слайд 12

  СМИТСОНИТ-ZnCO3

• 
  Слайд 13

  КАЛАМИН - 2ZnO·SiO2·Н2O

• 
  Слайд 14

  Адамин (Zn2AsO4OH) 

• 
  Слайд 15

  Получение цинка

  Процесс получения цинкаиз руд проводят в две стадии: 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2 ZnO + C = CO + Zn образующиеся пары металла увлекаются током СО и сгущаются в конденсаторах. Помимо восстановления оксида цинка углем для выделения металла часто пользуются электролизом. В этом случае полученный обжигом оксид растворяют в серной кислоте, образующийся раствор ZnSO4 и служит электролитом, из которого осаждают цинк.

• 
  Слайд 16
  

  Химические свойства Типичный амфотерный металл. Стандартный электродный потенциал −0,76 В, в ряду стандартных потенциалов расположен до железа. На воздухе цинк покрывается тонкой пленкой оксида ZnO. При сильном нагревании сгорает с образованием амфотерного белого оксида ZnO: 2Zn + O2 = 2ZnO Оксид цинка реагирует как с растворами кислот: ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O так и щелочами: ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + Н2О

• 
  Слайд 17
  

  Цинк обычной чистоты активно реагирует с растворами кислот: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑ Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑ и растворами щелочей: Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑ образуя гидроксоцинкаты. С растворами кислот и щелочей очень чистый цинк не реагирует. Взаимодействие начинается при добавлении нескольких капель раствора сульфата меди CuSO4.

• 
  Слайд 18
  

  При нагревании цинк реагирует с галогенами с образованием галогенидов ZnHal2: Zn + Cl2 = ZnCl2 С фосфором цинк образует фосфиды Zn3P2 и ZnP2: 6Zn + P4 = 2Zn3P2 С серой и ее аналогами — селеном ителлуром — различные халькогениды, ZnS, ZnSe, ZnSe2 и ZnTe: Zn + S = ZnS С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует. Нитрид Zn3N2 получают реакцией цинка с аммиаком при 550—600°C: 3Zn + 2NH3 = Zn3N2+ 3H2 В водных растворах ионы цинка Zn2+ образуют аквакомплексы[Zn(H2O)4]2+ и [Zn(H2O)6]2+.

• 
  Слайд 19
  

  Легко растворяется в разбавленных кислотах: 4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 +NH4NO3 +3H2O и в щелочах: Zn + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] + H2 Гидроксид цинка - рыхлый объемистый осадок, амфотерен: Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] Соли цинка в основном бесцветны. В качестве белой краски используется смесь ZnS + BaSO4 - литопон и цинковые белила - ZnO. В металлическом виде Zn используется в сплавах и в качестве защитного покрытия на сталях.

• 
  Слайд 20
  

  Биологическая роль цинка: необходим для продукции мужских гормонов. необходим для метаболизма витамина E, который является предшественником половых гормонов и включается в продукцию тестостерона. важен для нормальной деятельности простаты. участвует в синтезе разных анаболических гормонов в организме, включая инсулин, тестостерон и гормон роста. Среди продуктов, употребляемых в пищу человеком, наибольшее содержание цинка — в устрицах. Однако в тыквенных семечках содержится всего на 26 % меньше цинка, чем в устрицах. Например, съев 45 грамм устриц, человек получит столько же цинка, сколько содержится в 60 граммах тыквенных семечек.

• 
  Слайд 21
  

  КАДМИЙ

• 
  Слайд 22
  

  Открыт немецким профессором Ф. Штромейером в 1817 году. Провизоры Магдебурга при изучении оксида цинка ZnO заподозрили в нём примесь мышьяка. Штромейер выделил из ZnO коричнево-бурый оксид, восстановил его водородом и получил серебристо-белый металл, который получил название кадмий. Штромейер назвал кадмий по греческому названию руды, из которой в Германии добывали цинк, — καδμεία. В свою очередь, руда получила своё название в честь Кадма, героя древнегреческой мифологии.

• 
  Слайд 23
  

  РЕСУРСЫ КАДМИЯ Собственных его минералов, как говорится, раз-два и обчелся. Достаточно полно изучен лишь один – редкий, не образующий скоплений гринокитCdS. Еще два минерала элемента №48 – отавит CdCO3 и монтепонитCdO – совсем уж редки. Но не собственными минералами «жив» кадмий. Минералы цинка и полиметаллические руды – достаточно надежная сырьевая база для его производства.

• 
  Слайд 24

  ГРИНОКИТ

• 
  Слайд 25
  

  Получение кадмия: Кадмий получают из серосодержащих руд в две стадии. Сначала обжигом на воздухе переводят сульфид в оксид и затем восстанавливают оксид углем: 2CdS + 3O2 = 2CdO + 2SO2 CdO + C = CO + Cd Пары металла увлекаются током СО и сгущаются в конденсаторах.

• 
  Слайд 26
  

  ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Металлический кадмий имеет серебристо-белый цвет синеватым отливом, он мягче цинка, но тверже олова, режется ножом, хорошо кусается, протягивается в проволоку и прокатывается в листы. Чистый кадмий аналогично олову, при изгибании издает характерный треск, утрачиваемый при наличии примесей.

• 
  Слайд 27
  

  Химические свойства По химическим свойствам кадмий близок к цинку. Он хорошо растворяется в азотной кислоте с выделением оксидов азота: 3Cd+8HNO3= 3Cd(NO3)2+2NO+4H2O Растворяется в водном растворе нитрата аммония с образованием метааммина: Cd+H2O = CdO+H2 CdO+4NH4NO3=[Cd(NH3)4](NO3)2+H2O+2HNO3 Значительно хуже растворяется он в серной и соляной кислотах, выделяя водород: Cd+H2SO4=CdSO4+H2 Cd+2HCl=CdCl2+H2

• 
  Слайд 28
  

  Водород в кадмии не растворяется и гидридов не образует. Азот в кадмии также не растворяется, однако образует с ним химическое соединение Cd3N2: 3Cd+N2 = Cd3N2 представляющий собой порошок черного цвета. С углеродом кадмий не взаимодействует и карбидов не образует; с фосфором взаимодействует, образуя Cd3P2: 3Cd+ 3P = Cd3P2 С мышьяком и сурьмой кадмий образует соединения Cd3As2 и CdSb2: 3Cd+ 2As = Cd3As2

• 
  Слайд 29
  

  Кадмий активный металл, реагирует с галогенами, кислородом, серой, не взаимодействуют с азотом, водородом, углеродом. Растворяется в разбавленных кислотах: 4Cd + 10HNO3 = 4Cd(NO3)2 +NH4NO3 +3H2O Оксид кадмия тугоплавкий белый порошок,плохо растворим в воде,получают термическим разложением гидроксида или карбоната: Cd(OH)2 = CdO + H2O Гидроокись хорошо растворяется в кислотах, аммиаке и в растворах цианидов щелочных металлов: Cd(OH)2+4NH4OH=[Cd(NH3)4](OH)2+4H2O

• 
  Слайд 30
  

  Осаждение из растворов Cd(OH)2 начинается при pH=8. В присутствииNH4Cl гидроокись не выпадает вследствие образования тетраамминаCd(NH3)4; винная и лимонная кислоты также препятствуют ее осаждению. Соли кадмия в основном бесцветны, кроме CdS - ярко-желтого цвета, которая используется в качестве краски: CdCl2 + Na2S = CdS + 2NaCl

• 
  Слайд 31
  

  Оксид кадмия восстанавливается водородом, углеродом и окисью углерода.Водород начинает восстанавливать CdO при 250-260° по обратимой реакции: CdO+H2↔ Cd+H2O которая быстро заканчивается при 300°. Оксид кадмия хорошо растворяется в кислотах и в растворе сульфата цинка по обратимой реакции: CdO + H2O+ZnSO4= CdSO4+Zn(OH)2 Реакция 2CdO+3S=2CdS+SO2 начинается при 283° и при 424° проходит с большой скоростью.

• 
  Слайд 32
  

  Аккумулятор АКН и нормальный элемент Вестона Среди применяемых в промышленности химических источников тока заметное место принадлежит кадмийникелевым аккумуляторам (АКН). Отрицательные пластины таких аккумуляторов сделаны из железных сеток с губчатым кадмием в качестве активного агента. Положительные пластины покрыты окисью никеля. Электролитом служит раствор едкого кали. Кадмийникелевые щелочные аккумуляторы отличаются от свинцовых (кислотных) большей надежностью. На основе этой пары делают и очень компактные аккумуляторы для управляемых ракет. Только в этом случае в качестве основы устанавливают не железные, а никелевые сетки.

• 
  Слайд 33
  

  Основные электрохимические процессы Ni-Cd аккумулятора Основной процесс, происходящий на положительном оксидно-никелевом электроде в цикле заряда-разряда аккумуляторов, описывается следующим образом: Ni(OH)2 + OH- → NiOOH + H2O + e- (заряд) NiOOH + H2O + e- → Ni(OH)2 + OH- (разряд) На отрицательном кадмиевом электроде аккумулятора проходит реакция: Cd(OH)2 + 2e- → Cd + 2OH- (заряд) Cd + 2OH- → Cd(OH)2 + 2e- (разряд) Общая реакция в Ni-Cd аккумуляторе имеет вид: 2Ni(OH)2 + Cd(OH)2 → 2NiOOH + Cd + 2H2O (заряд) 2NiOOH + Cd + 2H2O → 2Ni(OH)2 + Cd(OH)2 (разряд) При перезаряде никель-кадмиевых аккумуляторов на положительном электроде идет побочный процесс выделения кислорода: 2OH- → 1/2O2 + H2O + 2e- (перезаряд)

• 
  Слайд 34
  

  Кислород сквозь пористый сепаратор достигает отрицательного электрода и восстанавливается на нем: 1/2O2 + Cd + H2O → Cd(OH)2 (перезаряд) Последняя реакция воплощает в жизнь замкнутый кислородный цикл и обеспечивает стабилизацию давления в герметичном никель-кадмиевом аккумуляторе при его перезаряде. Так же, при перезаряде отрицательного кадмиевого электрода может иметь место реакция выделения водорода: H2O + e- → OH- + 1/2H2 который окисляется на оксидно-никелевом электроде в соответствии с реакцией: NiOOH + 1/2H2 → Ni(OH)2 Реакция образования водорода опасна для герметичного аккумулятора, так как она может привести к накоплению водорода из-за низкой скорости реакции его поглощения. Для того чтобы в стандартной ситуации, условий для протекания реакции выделения водорода не возникало, в герметичном аккумуляторе емкость отрицательного электрода объемно заметно превосходит емкость положительного.

• 
  Слайд 35
  

  РТУТЬ В природе встречается в виде минерала HgS - киноварь и в самородном состоянии. Получают обжигом сульфида: HgS + O2 = Hg + SO2 Пары ртути очень ядовиты - их ПДК в воздухе 0,005 мг/м3. Ртуть — один из двух химических элементов (и единственный металл), простые вещества которых при нормальных условиях находятся в жидком агрегатном состоянии (второй элемент — бром).

• 
  Слайд 36
  

  КИНОВАРЬ

• 
  Слайд 37
  

  Химические свойства Малоактивный металл, вступает в реакции с серой и галогенами. Соединения Hg(II) ядовиты, например HgCl2 - сулема, а соединения Hg(I) не ядовиты, например Hg2Cl2 - каломель (входит в состав желудочных таблеток). Соединения I и II валентной ртути легко переходят друг в друга с помощью окислительно-восстановительных реакций: Hg2Cl2 + Cl2 = 2HgCl2 2HgCl2 + SO2 + 2H2O = Hg2Cl2 +2HCl +H2SO4

• 
  Слайд 38
  

  Оксиды ртути можно получить только косвенным путем: Hg2(NO3)2 + 2NaOH = Hg2O + 2NaNO3 + H2O Hg(NO3)2 + 2NaOH = HgO + 2NaNO3 + H2O Оксид ртути (II) неустойчив и разлагается: Hg2O = Hg + HgO Ртуть легко взаимодействует с азотной кислотой: 6Hg + 8HNO3 = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O

• 
  Слайд 39
  

  Ртуть является малоактивным металлом. С кислородом она взаимодействует только при нагревании: 2 Нg + O2 = 2 НgО С хлором ртуть взаимодействует на холоду, образуя хлорид ртути, или сулему: Нg + Сl2 = НgCl2 Легко взаимодействует ртуть с порошкообразной серой, образуя очень прочное соединение - сульфид ртути: Нg + S = НgS Эту реакцию используют для связывания разлитой ртути: место, где предполагают наличие разлитой ртути, посыпают порошком серы. В воде и щелочах ртуть не растворяется. Она растворяется в кислотах - окислителях; в концентрированной серной кислоте при нагревании, а в азотной - на холоде.

• 
  Слайд 40
  

  В зависимости от количества ртути образуются соли ртути в степени окисления +1 и +2: Нg + 2 Н2SO4 = НgSO4 + SO2 + 2 Н2O 3 Нg + 8 НNО3 = 3 Нg(NО3)2 + 2 NО + 4 Н2О Нg + Нg(NО3)2 = Нg2(NО3)2 Ртуть (II) в хлориде НgСl2, восстанавливается металлической ртутью до ртути (I): НgСl2 + Нg = Нg2Сl2 (каломель)

• 
  Слайд 41
  

  Одновалентной ртути нет! Это утверждение многим покажется неверным. Ведь еще в школе учат, что, подобно меди, ртуть может проявлять валентности 2+ и 1+. Широко известны такие соединения, как черная закись Hg2O или каломель Hg2Cl2. Но ртуть здесь лишь формально одновалентна. Как показали исследования, во всех подобных соединениях содержится группировка из двух атомов ртути: –Hg2– или –Hg–Hg–. Оба атома двухвалентны, но одна валентность каждого из них затрачена на образование цепочки, подобной углеродным цепям многих органических соединений. Ион Hg2+2 нестоек, нестойки и соединения, в которые он входит, особенно гидроокись и карбонат закисной ртути. Последние быстро разлагаются на Hg и HgOи соответственно H2O или CO2.