Главная / Неорганическая химия / Переходные металлы / Цинк, кадмий и ртуть

Цинк, кадмий и ртуть

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

🧠

Вызов для любознательных!

В самом конце страницы вас ждет уникальная олимпиадная цепочка с запутанной схемой, скрытыми реакциями и расчетом массовой доли. Бросьте вызов своим знаниям неорганической химии!

Важно для ЕГЭ

Цинк — амфотерный металл. Его оксид ZnO и гидроксид Zn(OH)2 реагируют как с кислотами, так и щелочами (в том числе в расплаве и в растворе с образованием комплексов).
Для металлов подгруппы цинка наиболее характерна степень окисления +2.
Ртуть — металл, находящийся при нормальных условиях в жидком состоянии. Для ртути характерны степени окисления +1 и +2. Ртуть не вытесняет водород из кислот.

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

+30Zn: 1s22s22p63s23p63d104s2

+80Hg: [Xe]4f145d106s2

Особенность

Из-за того, что d-подуровень у элементов IIB-группы полностью заполнен (как в атоме, так и в ионах, например, Zn2+), эти металлы иногда не относят к "истинным" переходным элементам. Этим объясняется отсутствие окраски у солей цинка (у цинка нет электронных переходов на d-подуровне).

Вопрос 1: Электронное строение

Проверка

Напишите электронную конфигурацию внешних слоев атома цинка ($Zn$). Чем он отличается от меди, стоящей перед ним?

Ответ: $Zn$: $3d^{10} 4s^2$. В отличие от меди, у цинка полностью заполнены и s-, и d-подуровни, поэтому он не проявляет свойств типичных переходных металлов и имеет единственную постоянную степень окисления +2.

2. Физические свойства

Свойство Цинк (Zn) Кадмий (Cd) Ртуть (Hg)
Агрегатное состояние Твёрдое металл Твёрдый металл Жидкое (единственный жидкий металл)
Цвет Серебристо-белый с синеватым отливом Серебристо-белый, мягкий Серебристо-белый
t° плавления 419°C 321°C –38,8°C
Плотность (г/см³) 7,14 (тяжёлый) 8,65 (тяжёлый) 13,53 (очень тяжёлая)
Цинк
Рис. 1. Кристаллический цинк
Ртуть
Рис. 2. Жидкая ртуть
Металл Содержание и состояние в природе Основные минералы (руды)
Цинк (Zn)
Встречается преимущественно в виде сульфидных руд. Из-за высокой химической активности в самородном виде не встречается.
  • Сфалерит (цинковая обманка) — ZnS (основной)
  • Смитсонит — ZnCO3
  • Цинкит — ZnO
Кадмий (Cd)
Редкий элемент. Не имеет собственных месторождений, является постоянным спутником цинка в его рудах (изоморфно замещает цинк в сфалерите).
  • Гринокит — CdS (очень редкий минерал)
  • Примесь в цинковых рудах (до 0,5%)
Ртуть (Hg)
Относительно редкий элемент, редко встречается в самородном состоянии (в виде мелких капель). С большинством металлов образует сплавы — амальгамы (кроме железа).
  • Киноварь — HgS (главный минерал, красный цвет)

Вопрос 1: Физические свойства

Проверка

Какое уникальное физическое свойство ртути отличает ее от всех остальных металлов?

Ответ: Ртуть — единственный металл, находящийся в жидком агрегатном состоянии при комнатной температуре.

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).

СвойствоУравнения 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)


Zn + I2 H₂O→ ZnI2 (катализируется водой)


2Hg + O2 ~300°C→ 2HgO (красный оксид)
Реакция окисления ртути

Hg + S → HgS (при комн. температуре)
Образование сульфида ртути
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↑


Zn + H2SO4(разб.) → ZnSO4 + H2↑
Реакция цинка с разбавленной серной кислотой
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↑


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


Hg + 2H2SO4(конц.) t°→ HgSO4 + SO2↑ + 2H2O
Реакция ртути с концентрированной серной кислотой
Окислительно-восстановительные
В растворах
Цинк вытесняет менее активные металлы из солей, а в щелочной среде восстанавливает нитраты до аммиака:
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu↓
Вытеснение меди цинком

4Zn + KNO3 + 7KOH + 6H2O → 4K2[Zn(OH)4] + NH3↑

Вопрос 1: Амфотерность цинка (Уравнения)

Проверка

Цинк — амфотерный металл. Допишите уравнения реакций простого вещества цинка с кислотами и щелочами:

  1. $Zn + HCl \rightarrow \dots + \dots\uparrow$
  2. $Zn + NaOH + H_2O \rightarrow \dots + \dots\uparrow$
  3. $Zn + KOH \xrightarrow{t^\circ(сплавление)} \dots + \dots\uparrow$
  4. $Zn + H_2SO_4(разб.) \rightarrow \dots + \dots\uparrow$
  5. $Zn + H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots\uparrow + \dots$

Ответ:

  1. $Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2\uparrow$
  2. $Zn + 2NaOH + 2H_2O \rightarrow Na_2[Zn(OH)_4] + H_2\uparrow$ (тетрагидроксоцинкат натрия)
  3. $Zn + 2KOH \xrightarrow{t^\circ} K_2ZnO_2 + H_2\uparrow$ (цинкат калия)
  4. $Zn + H_2SO_4(разб.) \rightarrow ZnSO_4 + H_2\uparrow$
  5. $Zn + 2H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t^\circ} ZnSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O$

Пояснение: Как амфотерный металл, цинк вытесняет водород не только из разбавленных неокислительных кислот, но и из растворов щелочей.

5. Оксид и гидроксид цинка (амфотерные)

Оба соединения обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

Оксид цинка (ZnO)

Белый тугоплавкий порошок, нерастворимый в воде. Амфотерный оксид.

СвойствоУравнения реакций
Получение
Термическое разложение гидроксида или нитратов:
Zn(OH)2 t°→ ZnO + H2O
2Zn(NO3)2 t°→ 2ZnO + 4NO2↑ + O2↑
Разложение нитрата цинка
С кислотами и кисл. оксидами
основные свойства
Легко реагирует, образуя соли цинка:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
Взаимодействие амфотерного оксида с кислотой

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.

СвойствоУравнения реакций
Амфотерность
Растворяется в растворах кислот и щелочей:
Zn(OH)2 + 2HCl → ZnCl2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4]
Растворение гидроксида цинка в растворе щелочи
Избыток аммиака
Растворяется в водном растворе аммиака, образуя прочный аммиачный комплекс (отличие от алюминия!):
Zn(OH)2 + 4NH3 → [Zn(NH3)4](OH)2
Образование аммиачного комплекса цинка
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

Вопрос 1: Амфотерность соединений цинка (Уравнения)

Проверка

Допишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность $ZnO$ и $Zn(OH)_2$:

  1. $ZnO + HNO_3 \rightarrow \dots + \dots$
  2. $ZnO + NaOH(водн.) \rightarrow \dots$
  3. $ZnO + Na_2CO_3 \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots\uparrow$
  4. $Zn(OH)_2 + HCl \rightarrow \dots + \dots$
  5. $Zn(OH)_2 + KOH(водн.) \rightarrow \dots$

Ответ:

  1. $ZnO + 2HNO_3 \rightarrow Zn(NO_3)_2 + H_2O$
  2. $ZnO + 2NaOH + H_2O \rightarrow Na_2[Zn(OH)_4]$
  3. $ZnO + Na_2CO_3 \xrightarrow{t^\circ} Na_2ZnO_2 + CO_2\uparrow$
  4. $Zn(OH)_2 + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + 2H_2O$
  5. $Zn(OH)_2 + 2KOH \rightarrow K_2[Zn(OH)_4]$

Пояснение: При сплавлении амфотерных оксидов с карбонатами образуются цинкаты, а в водных растворах щелочей — гидроксокомплексы.

6. Соли цинка (цинкаты и сульфид)

Соединение / СвойствоУравнения 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↑
Растворение сульфида цинка в сильной кислоте

ZnS + 8HNO3(конц.) → ZnSO4 + 8NO2↑ + 4H2O
ZnS + 4NaOH + Br2 → Na2[Zn(OH)4] + S↓ + 2NaBr

Вопрос 1: Разрушение гидроксокомплексов (Уравнения)

Проверка

Допишите уравнения разрушения комплекса $Na_2[Zn(OH)_4]$:

  1. Избытком сильной кислоты: $Na_2[Zn(OH)_4] + HCl(изб) \rightarrow \dots$
  2. Недостатком углекислого газа: $Na_2[Zn(OH)_4] + CO_2 \rightarrow \dots\downarrow + \dots$
  3. Избытком углекислого газа: $Na_2[Zn(OH)_4] + CO_2(изб) \rightarrow \dots\downarrow + \dots$

Ответ:

  1. $Na_2[Zn(OH)_4] + 4HCl \rightarrow 2NaCl + ZnCl_2 + 4H_2O$
  2. $Na_2[Zn(OH)_4] + CO_2 \rightarrow Zn(OH)_2\downarrow + Na_2CO_3 + H_2O$
  3. $Na_2[Zn(OH)_4] + 2CO_2(изб) \rightarrow Zn(OH)_2\downarrow + 2NaHCO_3$

Пояснение: В отличие от гидроксида алюминия, $Zn(OH)_2$ можно осадить из комплекса как избытком, так и недостатком $CO_2$ (амфотерный гидроксид цинка не растворяется в углекислоте).

7. Соединения ртути

СоединениеОсобенности 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↑
Разложение оксида ртути
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
Образование желтого оксида ртути
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.

Вопрос 1: Соединения ртути (Уравнения)

Проверка

Допишите уравнения реакций ртути и ее соединений:

  1. $Hg + S \rightarrow \dots$ (демеркуризация при н.у.)
  2. $Hg + HNO_3(конц.) \rightarrow \dots + \dots\uparrow + \dots$
  3. $Hg(NO_3)_2 \xrightarrow{t^\circ} \dots\uparrow + \dots\uparrow + \dots\uparrow$
  4. $Hg(NO_3)_2 + KI \rightarrow \dots\downarrow + \dots$

Ответ:

  1. $Hg + S \rightarrow HgS$ (киноварь)
  2. $Hg + 4HNO_3(конц.) \rightarrow Hg(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 2H_2O$
  3. $Hg(NO_3)_2 \xrightarrow{t^\circ} Hg\uparrow + 2NO_2\uparrow + O_2\uparrow$ (ртуть правее серебра, разлагается до жидкого металла/паров)
  4. $Hg(NO_3)_2 + 2KI \rightarrow HgI_2\downarrow + 2KNO_3$ (красный осадок иодида ртути (II))

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↓
Осадок сульфида цинка
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)
Осадок йодида ртути
Растворение осадка в избытке KI

Вопрос 1: Качественные реакции

Проверка

Что образуется при добавлении щелочи к раствору нитрата цинка? Растворяется ли этот осадок в водном растворе аммиака?

Ответ: Выпадает белый осадок $Zn(OH)_2$. Да, он растворяется в избытке аммиака с образованием бесцветного аммиаката: $Zn(OH)_2 + 4NH_3 \cdot H_2O \rightarrow [Zn(NH_3)_4](OH)_2 + 4H_2O$.

9. Видео эксперименты

Рекомендуем посмотреть опыты с цинком и ртутью на канале Thoisoi:

Олимпиадная задача (Цинк и Ртуть)

Активный амфотерный металл X при сгорании дает белый порошок A (реакция 1), который желтеет при нагревании. Массовая доля металла в A — $80,25\%$. Оксид A может растворяться как в кислотах, так и в щелочах. При растворении A в водном растворе гидроксида натрия образуется комплексная соль B (реакция 2), а при сплавлении A с твердой щелочью — средняя соль C (реакция 3).

Сам металл X легко растворяется в соляной кислоте с образованием соли D (реакция 4), из которой действием щелочи можно осадить амфотерный гидроксид E (реакция 5). Гидроксид E также переходит в комплекс B при избытке щелочи (реакция 6), а при нагревании разлагается обратно в оксид A (реакция 7).

Тяжелый жидкий металл F (ртуть) при растирании с серой дает нерастворимый сульфид G (киноварь) (реакция 8). Если металл F растворить в концентрированной азотной кислоте, образуется соль H (реакция 9). Но если растворять ртуть в разбавленной азотной кислоте при избытке самой ртути, образуется уникальная соль I, содержащая ионы $Hg_2^{2+}$ (реакция 10).

Схема превращений:

+ O₂, t° + NaOH (р-р) + NaOH (тв),t° + HCl + NaOH + NaOH (изб) t° + S + HNO₃ (конц) + HNO₃ (разб, изб Hg) X A B C D E F G H I

Показать решение и уравнения реакций

Ответ

Шаг 1: Белый оксид, желтеющий при нагревании, с $\omega(Me)=80,25\%$ — это ZnO. Проверка: $M = 65 + 16 = 81$. $\omega(Zn) = 65/81 = 0.80246$ ($80,25\%$). X = Zn, F = Hg.

Вещества: A = ZnO, B = $Na_2[Zn(OH)_4]$, C = $Na_2ZnO_2$, D = $ZnCl_2$, E = $Zn(OH)_2$, F = Hg, G = HgS, H = $Hg(NO_3)_2$, I = $Hg_2(NO_3)_2$.

Реакции (10 уравнений):
1. $2Zn + O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2ZnO$
2. $ZnO + 2NaOH + H_2O \rightarrow Na_2[Zn(OH)_4]$
3. $ZnO + 2NaOH \xrightarrow{t^\circ} Na_2ZnO_2 + H_2O$
4. $Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2\uparrow$
5. $ZnCl_2 + 2NaOH \rightarrow Zn(OH)_2\downarrow + 2NaCl$
6. $Zn(OH)_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2[Zn(OH)_4]$
7. $Zn(OH)_2 \xrightarrow{t^\circ} ZnO + H_2O$
8. $Hg + S \rightarrow HgS$
9. $Hg + 4HNO_3(конц) \rightarrow Hg(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 2H_2O$
10. $6Hg(изб) + 8HNO_3(разб) \rightarrow 3Hg_2(NO_3)_2 + 2NO\uparrow + 4H_2O$

📝
Практика по неорганической химии
Проверь свои знания. Задания в формате ЕГЭ с подробными решениями.
📋 Зад. 5 — Классификация ⚗️ Зад. 6 — Свойства 🔬 Зад. 7 — Свойства (2) 🧪 Зад. 8 — Свойства (3) 🔗 Зад. 9 — Цепочки ✍️ Зад. 31 — Уравнения