Jméno a příjmení: Lucie Kopecká (358002) Datum: 8. 12. 2013 prvky skupiny zinku - kovy 12. skupiny (zinek, kadmium, rtuť) Charakteristika: Ø elektronová konfigurace prvků skupiny zinku je (n-1)d^10 ns^2 Ø protože mají zcela zaplněné d orbitaly, nevyhovují definici přechodných kovů (historicky se k nim ale řadí) Ø zcela zaplněné d orbitaly jsou velmi stabilní elektronovou konfigurací, a proto se elektrony z d orbitalů nepodílejí na chemických vazbách Ø nejstabilnější konfigurace nastává po odtržení elektronů z orbitalů s, za vzniku stabilních iontů Zn^2+, Cd^2+, Hg^2+, = dimerní iont (neobsahuje jednomocné kationy Hg^+, ale dvojmocné dvouatomové ionty stabilizované vazbou kov - kov Ø rtuťnaté a rtuťné soli silných kyselin jsou bezbarvé Ø všechny tři kovy mají poměrně nízké body tání, které s rostoucím protonovým číslem klesají (rtuť je za běžné teploty jediným kapalným kovem) Ø větší náboj jádra - menší poloměr, (vyšší hustota zejména u rtuti 13,6) Ø s vodou nereagují ani za tepla, ochotně reagují se sírou za vzniku nerozpustných sulfidů, hydroxidy jeví slabě zásaditý charakter a jsou nerozpustné ve vodě Ø uhličitany se snadno rozkládají teplem na oxidy a CO[2] (HgCO[3] až na Hg, CO[2], O[2]) Ø zinek a kadmium patří mezi neušlechtilé kovy rtuť je kov ušlechtilý Ø schopnost tvořit komplexní sloučeniny ZINEK Výskyt: · α-ZnS - sfalerit · β -ZnS - wurtzit · ZnCO[3] - smithsonit Výroba: Pražením z rud ZnS a ZnCO[3] a jeho redukcí kolem 1000°C 2 ZnS + 3 O[2] ¾® 2 ZnO + 2 SO[2] Redukce ZnO se misí provádět za varu. Při nižších teplotách se provést nedá (zpětná oxidace Zn) ZnO + C ¾® Zn + CO Vyrobený zinkové páry jsou prudce ochlazovány kapalným olovem. Zinek se pak od olova odděluje jako kapalina a dočišťuje se destilací (při destilaci se odstraňuje stopové kadmium - příměs v rudě) Elektrolyticky - při této výrobě se rozpustí ZnO ve zředěné kyselině sírové. Vzniklý roztok ZnSO[4]se elektrolyzuje. Výsledkem je velmi čistý zinek, který se vylučuje na hliníkové katodě. Vlastnosti Zn: Zinek je modrobílý lesklý amfoterní neušlechtilý kov. Vlivem vlhkého vzduchu se povléká vrstvičkou oxidu a tím ztrácí svůj lesk. Dobře vede teplo a elektrický proud. Je kujný a tažný (dá se válcovat na plech a vytahovat v drát) pouze v rozmezí teplot 100 až 150°C. Při teplotách mimo toto rozmezí je značně křehký (zejména při teplotách nad 200°C, kdy ho lze rozetřít na prášek). Patří mezi biogenní prvky, je součástí enzymu, který je v červených krvinkách savců a jehož úkolem je katalyzovat rovnovážnou reakci: CO[2] + H[2]O HCO[3]^- + H^+ Na vzduchu se oxidují na ZnO. Reaguje halogeny, se sírou, s kyselinami i s hydroxidy. Příklady reakcí: Zn + 2 HCl ¾® ZnCl[2] + H[2] 4 Zn + 10 HNO[3] ¾® 4 Zn(NO[3])[2] + NH[4]NO[3] + 3 H[2]O Zn + 2 NaOH + 2 H[2]O ¾® Na[2][Zn(OH)[4]] + H[2] - tetrahydroxozinečnatan-sodný Pozn.: Reakcí zinku s koncentrovanou kyselinou sírovou vzniká síran zinečnatý, oxid siřičitý a voda. Zn + 2 H[2]SO[4] ¾® ZnSO[4] + 2 H[2]O + SO[2] Použití zinku: Pokovování oceli (pozinkovaný plech), slitiny, redukční činidlo, výroba elektrod suchých článků akumulátory, sloučeniny zinku. Sloučeniny zinku: ZnO - oxid zinečnatý - bílý prášek, nerozpustný ve vodě, rozpustný v kyselinách i hydroxidech (má amfoterní povahu) ZnO + 2 HCl ¾® ZnCl[2] + H[2]O ZnO + 2OH^- + H[2]O ¾® [Zn(OH)[4]]^2- Připravuje se spalováním par Zn, nebo rozkladem ZnCO[3] i Zn(OH)[2] Zn + O[2] ¾® 2 ZnO ZnCO[3] ZnO + CO[2] Zn(OH)[2] ZnO + H[2]O použití při výrobě pryže, barev (zinková běloba), laků, tmelů, kosmetických pudrů, zásypů Pozn.: zinková běloba - bílý pigment, který má výhodu v tom, že působením H[2]S vzniká bílý ZnS, takže nedochází k barevným změnám Zn(OH)[2] - je bílá, ve vodě nerozpustná gelovitá amfoterní látka. Vzniká srážením zinečnatých solí roztoky hydroxidů Zn(NO[3])[ 2] + 2 NaOH ¾® Zn(OH)[2 ] + 2 NaNO[3] Je rozpustný s kyselinách i hydroxidech (i v roztoku amoniaku) Zn(OH)[2] + 4 NH[3] ¾® [Zn(NH[3])[4]](OH)[2] ZnCl[2].2 H[2]O - dihydrát chloridu zinečnatéhoje bezbarvá, hygroskopická, krystalická látka. Připravuje se rozpouštěním Zn nebo ZnCO[3] v HCl ZnCO[3] + 2 HCl ¾® ZnCl[2 ] + CO[2 ] + H[2]O Zn + 2 HCl ¾® ZnCl[2 ] + H[2] ZnF[2], ZnCl[2] - bezvodé - příprava reakcí bezvodého HF, HCl se Zn ZnBr[2], ZnI[2] - bezvodé - příprava přímou syntézou daných prvků ZnSO[4].7 H[2]O - heptahydrát síranu zinečnatého (bílá skalice) - bezbarvá sklovitě lesklá krystalická látka, která při prudkém zahřívání taje ve své krystalové vodě. Připravuje se reakcí zinku ZnO se zředěnou H[2]SO[4]. Zn + H[2]SO[4] ¾® ZnSO[4 ] + H[2] ZnO + H[2]SO[4] ¾® ZnSO[4 ] + H[2]O Použití: k pozinkování, impregnaci dřeva, v barvířství k potiskování tkanin, elektrolyt při výrobě zinku elektrolytickou rafinací. Zn(NO[3])[2] - dusičnan zinečnatý tvoří bílé krystaly. Připravuje se rozpouštěním zinku v HNO[3] ZnS - sulfid zinečnatý je bílý prášek nerozpustný ve vodě. Slouží jako bílý pigment, zpravidla ve směsi se síranem barnatým - litopon ZnCO[3] - vznik: ZnO+ 2 H[2]CO[3] ¾® ZnCO[3] + CO[2] + 2 H[2]O KADMIUM Kadmium - je bílý, lesklý, měkký neušlechtilý kov, který se dá krájet nožem. Je tažné a kujné. Vede tepelo a elektricky proud. Svými vlastnostmi se podobá zinku, s neoxidujícími kyselinami reaguje za vzniku vodíku, oxidující kyseliny redukuje. Není amfoterní, tj. nereaguje s roztoky hydroxidů. Na vzduchu se oxiduje na CdO. Reaguje s halogeny, sírou i dalšími nekovy. Sloučeniny kademnaté jsou mimořádně toxické (kadmium je schopné nahradit zinek vázaný v enzymech a tím negativně zasáhne do příslušných metabolických reakcí). Dlouhodobý příjem Cd vede k selhání ledvin. CdO - hnědý, nerozpustný prášek vznikající spalováním kadmia Cd(OH)[2] - hydroxid kademnatý bílá látka, nereaguje s hydroxidy CdS - kadmiová žluť (pigment) Cd^2+ + H[2]S ¾® Cd + 2H^+ rtuť Výskyt: HgS - cinabarit - rumělka Výroba: - pražením rumělky v proudu vzduchu a kondenzaci vznikajících par HgS + O[2] ¾® Hg + SO[2] Čistí se destilací za sníženého tlaku či prokapáváním přes 3% HNO[3] Vlastnosti: Rtuť je těžký (ρ = 13,6 g.cm^-3) stříbrolesklý tekutý kov, tuhne při -39°C, vede elektrický proud, má konstantní objemovou roztažnost, jeho jednoatomové páry jsou prudce jedovaté. S některými kovy (K, Na, Ag, Au, Zn, Cd, Sn, Pb) tvoří tekuté nebo tuhé slitiny tzv. amalgámy. (Mn, Fe, Co, Ni amalgamy netvoří). Mezi významné amalgámy patří amalgam sodíkový NaHg[x], používaný jako silné redukční činidlo, a rychle tuhnoucí amalgam kadmiový, používaný v zubním lékařství. Již za chladu reaguje s halogeny a sírou. Při běžných teplotách nereaguje se vzdušným kyslíkem, za vyšší teploty se oxiduje na červený HgO. Nereaguje s roztoky alkalických hydroxidů. Rtuť je ušlechtilý kov. Rozpouští se pouze v kyselinách, které mají oxidační účinky. konc. H[2]SO[4]: Hg + H[2]SO[4] ¾® HgSO[4] + SO[2] + 2 H[2]O zředěná HNO[3]: 6 Hg + 8 HNO[3] ¾® 3 Hg[2](NO[3])[2] + 2 NO + 4 H[2]O koncentrovaná HNO[3]: Hg + 4 HNO[3] ¾® Hg(NO[3])[2] + 2 NO[2] + 2 H[2]O Pozn. Zda dojde ke vzniku solí rtuťných nebo rtuťnatých, závisí na oxidačních schopnostech použité kyseliny, její koncentraci a také na tom, zda je při reakci v nadbytku rtuť, nebo kyselina. Použití rtuti: Náplň teploměrů, manometrů, extrakce zlata a stříbra, do výbojek, třaskavá rtuť, slitiny, elektrody (polarografie), zrcadla Sloučeniny Hg: 1. Rtuťné - Obsahují dimerní iont . Je pro něj typická stabilizace vazbou kov - kov (Hg - Hg)^2+. Ve vodě jsou většinou nerozpustné (kromě dusičnanu, chlorečnanu a chloristanu), mají silné redukční účinky. Hg[2]Cl[2] - chlorid rtuťný - kalomel. Připravuje se srážením solí chloridy, nebo zahříváním směsi Hg a HgCl[2]. Hg[2](NO[3])[ 2] + 2 NaCl ¾® Hg[2]Cl[2 ] + 2 NaNO[3] Hg + HgCl[2 ] ¾® Hg[2]Cl[2] Bílý prášek nerozpustný ve vodě a ve zředěných kyselinách. Reakcí s hydroxidy poskytuje černý oxid rtuťný Hg[2]O. Používá se k výrobě kalomelových elektrod, měřící technika (elektrochemie), dříve v lékařství jako projímadlo. Hg[2](NO[3])[2] - dusičnan rtuťný. Vzniká rozpouštěním Hg ve 25% HNO[3] 2. RTUŤNATÉ - Hg^2+ se obvykle připravují rozpouštěním HgO v příslušných kyselinách. HgO - oxid rtuťnatý se vyskytuje ve dvou modifikacích (formách) podle způsobu výroby: a) červený připravovaný tepelným rozkladem nebo přímou syntézou 2 Hg(NO[3])[2] 2 HgO + 4 NO[2] + O[2] (byl znám a užíván alchymisty) 2 Hg + O[2] 2 HgO (přímá syntéza) b) žlutý HgCl[2] + 2 NaOH ¾® HgO + 2NaCl + H[2]O (srážení) HgS - sulfid rtuťnatý je nejedovatý, v přírodě se vyskytuje ve dvou modifikacích rozpustných pouze v lučavce královské. V laboratoři lze připravit obě modifikace. a) černá modifikace se připravuje přímou syntézou nebo srážením Hg^2+ + S^2- ¾® HgS (přímá syntéza) Hg(NO[3])[2] + H[2]S ¾® HgS + 2 HNO[3] (srážení) b) červená modifikace (rumělka, čínská červeň) vzniká sublimací černé formy HgS) HgCl[2] - chlorid rtuťnatý zvaný sublimát proto, že se připravoval sublimací ze směsi síranu rtuťnatého a chloridu sodného. HgSO[4] + 2 NaCl ¾® HgCl[2] + Na[2]SO[4] Je to bílý, krystalický, prudce jedovatý prášek rozpustný ve vodě a ethanolu. Používá se k hubení škůdců a moření obilí, v lékařství proti infekčním chorobám. HgI - jodid rtuťnatý je červený krystalický prášek nerozpustný ve vodě. Připravuje se srážením rtuťnatých solí jodidem draselným. Ve formě masti se používá k léčbě kožních chorob. HgCl[2] + 2 KI ¾® HgI[2 ] + 2KCl V přebytku roztoku KI se rozpouští na světle žlutý K[2][HgI[4]]. Směs K[2][HgI[4]] a NaOH tvoří tzv. Nesslerovo činidlo používané v analytické chemii k důkazu iontů a NH[3] - při reakci vzniká žlutohnědá sraženina. Hg(NO[3])[2] - dusičnan rtuťnatý je velmi jedovatý, je to bezbarvá krystalická látka používaná v analytické chemii jako tzv. Millonovo činidlo (k důkazu bílkovin a fenolů).