Цинк, кадмий и ртуть

Элементы IIB-группы (побочная подгруппа II группы): амфотерный цинк, токсичный кадмий и жидкая ртуть

1. Строение атомов и положение в ПС

Цинк (Zn), кадмий (Cd) и ртуть (Hg) расположены в IIB-группе периодической системы. У этих элементов полностью заполняется предвнешний d-подуровень (d¹⁰), а на внешнем энергетическом уровне находятся два s-электрона (ns²).

Электронные конфигурации

2. Физические свойства

4. Химические свойства простых веществ (Zn, Cd, Hg)

Цинк и кадмий — металлы средней активности (стоят до водорода в ряду напряжений), ртуть — малоактивный (благородный) металл (стоит после водорода).

Свойство	Уравнения реакций и особенности
С неметаллами	Цинк активно реагирует при нагревании, ртуть реагирует с кислородом только около 300°C, а с серой — даже без нагревания (демеркуризация): 2Zn + O2 t°→ 2ZnO (горение пыли) Смотреть видео Свернуть видео Zn + I2 H₂O→ ZnI2 (катализируется водой) Смотреть видео Свернуть видео 2Hg + O2 ~300°C→ 2HgO (красный оксид) Hg + S → HgS (при комн. температуре)
С водой	Только цинк реагирует с парами воды при температуре красного каления: Zn + H2O(пар) t°→ ZnO + H2↑
С кислотами-неокислителями	Цинк (и кадмий) вытесняет водород. Ртуть с ними не реагирует: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑ Смотреть видео Свернуть видео Zn + H2SO4(разб.) → ZnSO4 + H2↑
Со щелочами (амфотерность)	Цинк растворяется в щелочах, выделяя водород (отличие от Cd и Hg). В растворе — комплекс, в расплаве — цинкат: Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2↑ Смотреть видео Свернуть видео Zn + 2NaOH сплавл.→ Na2ZnO2 + H2↑
С кислотами-окислителями	Реагируют все три металла. Цинк может восстанавливать азотную кислоту до различных продуктов (вплоть до N₂O или аммиака): 4Zn + 10HNO3(разб.) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Смотреть видео Свернуть видео Hg + 2H2SO4(конц.) t°→ HgSO4 + SO2↑ + 2H2O
Окислительно-восстановительные В растворах	Цинк вытесняет менее активные металлы из солей, а в щелочной среде восстанавливает нитраты до аммиака: Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu↓ 4Zn + KNO3 + 7KOH + 6H2O → 4K2[Zn(OH)4] + NH3↑

5. Оксид и гидроксид цинка (амфотерные)

Оба соединения обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

Оксид цинка (ZnO)

Белый тугоплавкий порошок, нерастворимый в воде. Амфотерный оксид.

Свойство	Уравнения реакций
Получение	Термическое разложение гидроксида или нитратов: Zn(OH)2 t°→ ZnO + H2O 2Zn(NO3)2 t°→ 2ZnO + 4NO2↑ + O2↑
С кислотами и кисл. оксидами основные свойства	Легко реагирует, образуя соли цинка: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O ZnO + SO3 → ZnSO4
Со щелочами и осн. оксидами кислотные свойства	В расплаве с карбонатами, оксидами или твердыми щелочами образует цинкаты, в водном растворе щелочей — тетрагидроксоцинкаты: ZnO + Na2O t°→ Na2ZnO2 ZnO + 2NaOH(тв) t°→ Na2ZnO2 + H2O ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4]
Восстановление	Углеродом или угарным газом при нагревании: ZnO + C t°→ Zn + CO ZnO + CO t°→ Zn + CO2

Гидроксид цинка (Zn(OH)₂)

Белый студенистый осадок. Растворяется как в кислотах, так и в щелочах.

Свойство	Уравнения реакций
Амфотерность	Растворяется в растворах кислот и щелочей: Zn(OH)2 + 2HCl → ZnCl2 + 2H2O Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4]
Избыток аммиака	Растворяется в водном растворе аммиака, образуя прочный аммиачный комплекс (отличие от алюминия!): Zn(OH)2 + 4NH3 → [Zn(NH3)4](OH)2
Разрушение комплексов получение гидроксида	При действии на тетрагидроксоцинкаты слабых кислот (или избытка CO₂, или недостатка сильных кислот) выпадает осадок гидроксида цинка: Na2[Zn(OH)4] + 2CO2(изб) → Zn(OH)2↓ + 2NaHCO3 Na2[Zn(OH)4] + 2HCl(нед) → Zn(OH)2↓ + 2NaCl + 2H2O

6. Соли цинка (цинкаты и сульфид)

Соединение / Свойство	Уравнения реакций и особенности
Цинкаты и комплексы	При прокаливании гидроксокомплексов образуются средние соли (цинкаты), а при растворении цинкатов в воде — снова комплексы. Избыток кислоты полностью разрушает их: Na2[Zn(OH)4] t°→ Na2ZnO2 + 2H2O↑ Na2ZnO2 + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] K2ZnO2 + 4HCl(изб) → 2KCl + ZnCl2 + 2H2O
Сульфид цинка (ZnS)	Единственный белый сульфид тяжёлых металлов. Важно: он растворяется в сильных кислотах-неокислителях (HCl, H₂SO₄ разбавленная), в отличие от CuS, Ag₂S, HgS: ZnS + 2HCl → ZnCl2 + H2S↑ ZnS + 8HNO3(конц.) → ZnSO4 + 8NO2↑ + 4H2O ZnS + 4NaOH + Br2 → Na2[Zn(OH)4] + S↓ + 2NaBr

7. Соединения ртути

Соединение	Особенности и реакции
Оксид ртути (II) (HgO)	Красный или жёлтый порошок (в зависимости от размера частиц). При нагревании легко разлагается (именно так Лавуазье и Пристли открыли кислород): 2HgO t>400°C→ 2Hg + O2↑
Гидроксид ртути (не существует)	Гидроксид Hg(II) крайне неустойчив. При действии щелочей на соли ртути(II) сразу выпадает желтый осадок её оксида: Hg(NO3)2 + 2NaOH → HgO↓ + 2NaNO3 + H2O
Соли ртути (I)	Ртуть проявляет степени окисления +1 и +2. В степени окисления +1 образуется уникальный двухъядерный ион Hg₂²⁺, где между атомами ртути есть ковалентная связь. Пример: каломель Hg₂Cl₂.

8. Качественные реакции

Zn²⁺

Ион цинка (Zn²⁺)

Действие щелочей

Выпадение белого студенистого осадка Zn(OH)₂, который растворяется в избытке щёлочи (амфотерность, отличие от Mg²⁺).

Zn²⁺ + 2OH⁻ → Zn(OH)₂↓

С сероводородом / сульфидами

Образование белого осадка сульфида цинка (ZnS). Это единственный сульфид тяжелых металлов белого цвета.

Zn²⁺ + S²⁻ → ZnS↓

Hg²⁺

Ион ртути(II) (Hg²⁺)

С йодидом калия (KI)

Образование ярко-красного осадка HgI₂, который растворяется в избытке KI с образованием бесцветного комплекса K₂[HgI₄] (реактив Несслера).

Hg(NO₃)₂ + 2KI → HgI₂↓(красн) + 2KNO₃ HgI₂ + 2KI(изб) → K₂[HgI₄](бесцв)

9. Видео эксперименты

Рекомендуем посмотреть опыты с цинком и ртутью на канале Thoisoi:

• Опыты с цинком (Thoisoi)