Tomáš BENÍČEK
380441
PRVKY 12. SKUPINY – ZINEK, KADMIUM, RTUŤ, KOPERNICIUM
(Prvky skupiny zinku)
Prvek Značka Protonové číslo Elektronegativita El. konfigurace
ZINEK Zn 30 1,7 [Ar]3d10
4s2
KADMIUM Cd 48 1,5 [Kr]4d10
5s2
RTUŤ Hg 80 1,4 [Xe] 4f14
5d10
6s2
KOPERNICIUM Cn 112 - [Rn] 5f14 6d10 7s2
Obecná charakteristika:
 prvky 12. skupiny následují v PSP bezprostředně za přechodnými kovy, ale svými vlastnostmi se od
nich výrazně liší
 elektronová konfigurace prvků skupiny zinku je (n-1)d10
ns2
 jelikož mají zcela zaplněné d orbitaly, nevyhovují definici přechodných kovů (historicky se k nim ale
řadí)
 zcela zaplněné d orbitaly jsou velmi stabilní elektronovou konfigurací, a proto se elektrony
z d orbitalů nepodílejí na chemických vazbách
 nejstabilnější konfigurace nastává po odtržení elektronů z orbitalů s, za vzniku stabilních iontů Zn2+
,
Cd2+
, Hg2+
,
2
2Hg = dimerní iont (neobsahuje jednomocné kationy Hg+
, ale dvojmocné dvouatomové
ionty
2
2Hg stabilizované vazbou kov - kov
 rtuťnaté a rtuťné soli silných kyselin jsou bezbarvé
 všechny tři kovy mají poměrně nízké body tání, které s rostoucím protonovým číslem klesají (rtuť je
za běžné teploty jediným kapalným kovem)
 větší náboj jádra - menší poloměr, (vyšší hustota zejména u rtuti 13,6)
 s vodou nereagují ani za tepla, ochotně reagují se sírou za vzniku nerozpustných sulfidů, hydroxidy
jeví slabě zásaditý charakter a jsou nerozpustné ve vodě
 uhličitany se snadno rozkládají teplem na oxidy a CO2 (HgCO3 až na Hg, CO2, O2)
 zinek a kadmium patří mezi neušlechtilé kovy rtuť je kov ušlechtilý
 schopnost tvořit komplexní sloučeniny
ZINEK
 Poprvé připraven ve 13. století v Indii, ale jeho slitina s mědí (mosaz) byla známa už dříve
 Obsah v zemské kůře asi 76 ppm
Výskyt:
 α-ZnS – sfalerit (blejno zinkové), β -ZnS - wurtzit
 ZnO - zinkit
 ZnCO3 - smithsonit (kalamín)
Výroba:
 Redukcí ZnO (připraveného ze ZnS nebo smithsonitu) koksem, případně elektrolyticky v kyselině
sírové (Zinek se vyloučí na hliníkové elektrodě). Redukce se provádí za vysokých teplot.
2 ZnS + 3 O2  2 ZnO + 2 SO2
ZnO + C  Zn + CO
 Vzniklé zinkové páry jsou prudce ochlazovány kapalným olovem. Zinek se pak od olova odděluje
jako kapalina a dočišťuje se destilací (při destilaci se odstraňuje kadmium - příměs v rudě)
Vlastnosti:
 modrobílý lesklý amfoterní neušlechtilý kov
 vlivem vlhkého vzduchu oxiduje a tím ztrácí lesk
 dobře vede teplo a elektrický proud.
 je kujný a tažný pouze v rozmezí teplot 100 až 150°C - mimo toto rozmezí je značně křehký
(zejména při teplotách nad 200°C, kdy ho lze rozetřít na prášek)
 biogenní prvek (součást enzymu savčích erytrocytů), katalyzuje reakci:
CO2 + H2O plíce krev
HCO3
+
H+
 Snadno se rozpouští ve zředěných kyselinách, reaguje s halogeny, sírou i hydroxidy
 Reakce: Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2
4 Zn + 10 HNO3  4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O
Zn + 2 NaOH + 2 H2O  Na2[Zn(OH)4] + H2
Zn + 2 H2SO4  ZnSO4 + 2 H2O + SO2
Použití:
 Pokovování oceli (pozinkovaný plech), slitiny
 redukční činidlo
 výroba elektrod suchých článků, akumulátory
Sloučeniny:
ZnH2- hydrid zinečnatý
 získává se reakcí zinečnatého halogenidu s hydridem alkalického kovu
ZnO - oxid zinečnatý – nejvýznamnější průmyslově vyráběná sloučenina zinku
 bílý, ve vodě nerozpustný prášek, rozpustný v kyselinách i hydroxidech (amfoterní)
ZnO + 2 HCl  ZnCl2 + H2O
ZnO + 2OH+
H2O  [Zn(OH)4]2
Připravuje se spalováním kovu nebo rozkladem sloučenin:
2ZnS + 3O2  2 ZnO + 2SO2
ZnCO3 t
2ZnO + 4NO2 + O2
Zn(NO3)2 t
ZnO + H2O
 používá se při výrobě pryže, barev (zinková běloba), laků, tmelů, kosmetických pudrů, zásypů,
mýdel a zinkových ferritů
ZnS - sulfid zinečnatý
 krystalizuje jako kubický sfalerit nebo hexagonální wurtzit
 bílý prášek nerozpustný ve vodě
 slouží jako bílý pigment, zpravidla ve směsi se síranem barnatým - litophon
Halogenidy – ve většině sloučenin převažuje kovalentní vazba a jsou dobře rozpustné ve vodě. Z roztoků
pak krystalizují jako hydráty. Pouze iontové fluoridy jsou ve vodě málo rozpustné
ZnCl2.2 H2O - dihydrát chloridu zinečnatého
 bezbarvá, hygroskopická, krystalická látka. Připravuje se rozpouštěním zinku v HCl
ZnCO3 + 2 HCl  ZnCl2 + CO2 + H2O
Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2
ZnCl2 - chlorid zinečnatý (bezvodý)
 příprava reakcí bezvodého HCl se zinkem
ZnBr2, ZnI2 - bromid a jodid zinečnatý
 příprava přímou syntézou daných prvků
Zn(OH)2 – hydroxid zinečnatý
 bílá, ve vodě nepatrně rozpustná amfoterní látka.
 připravuje se srážením zinečnatých solí roztoky hydroxidů
Zn(NO3) 2 + 2 NaOH  Zn(OH)2 + 2 NaNO3
 je rozpustný s kyselinách, hydroxidech i amoniaku (na stabilní aminokomplexy)
Zn(OH)2 + 4 NH3  [Zn(NH3)4](OH)2
ZnSO4.7 H2O - 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 H2SO4.
Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2
ZnO + H2SO4  ZnSO4 + H2O
KADMIUM
 Poprvé izolováno v 19. stol. Stromeyerem z minerálu smithsonitu (dříve kadmeia)
Výskyt:
 β-CdS – greenockit
Výroba:
 Vzniká při výrobě zinku, převedením smithsonitu na oxid a jeho následnou redukcí a destilací, při níž
se odděluje kadmium (viz výroba zinku)
Vlastnosti:
 stříbrolesklý, měkký neušlechtilý kov, který se dá krájet nožem, velmi toxický, vodivý
 vlastnostmi se podobá zinku, s neoxidujícími kyselinami reaguje za vzniku vodíku, oxidující kyseliny
redukuje. Na vzduchu se oxiduje na CdO
 reaguje s halogeny, sírou i dalšími nekovy
Sloučeniny:
 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 – oxid kademnatý
 hnědý, nerozpustný prášek vznikající spalováním kadmia, má kubickou strukturu
Cd(OH)2 - hydroxid kademnatý
 bílá látka, ve vodě téměř nerozpustná, nereaguje s hydroxidy, rozpustný v amoniaku
CdS – sulfid kademnatý (kadmiová žluť)
RTUŤ
 izolována za rumělky před 2500 lety, používala se k extrakci kovů amalgací
Výskyt:
 HgS - cinabarit (rumělka)
Výroba:
 pražením rumělky a kondenzaci vznikajících par (v důsledku termické nestálosti HgO)
HgS + O2 600°C
 Hg + SO2
 rtuťnaté rudy se zpracovávají pražením železným šrotem nebo oxidem vápenatým
HgS + Fe  Hg + FeS
Vlastnosti:
 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).
 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.
 ušlechtilý kov. Rozpouští se pouze v kyselinách, které mají oxidační účinky.
Hg + H2SO4(konc)  HgSO4 + SO2 + 2 H2O
6 Hg + 8 HNO3(zřed)  3 Hg2(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
Hg + 4 HNO3(konc)  Hg(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
Použití:
 náplň teploměrů, manometrů, extrakce zlata a stříbra, do výbojek, třaskavá rtuť, slitiny, elektrody
(polarografie), zrcadla, sloučeniny na zubní výplně
Sloučeniny Hg:
HgO - oxid rtuťnatý
 jediný oxid rtuti se vyskytuje ve dvou modifikacích dělených podle způsobu výroby:
 kromě přímé syntézy jej lze připravit srážením rozpustných rtuťných a rtuťnatých solí hydroxidy
alkalických kovů (žlutá modifikace) nebo termickým rozkladem dusičnanu rtuťnatého (červená
modifikace)
a) červený 2 Hg + O2 t
2 HgO (přímá syntéza)
2 Hg(NO3)2 t
2 HgO + 4 NO2 + O2 (termický rozklad dusičnanu)
b) žlutý HgCl2 + 2 NaOH  HgO + 2NaCl + H2O (srážení solí)
HgS - sulfid rtuťnatý
 nejedovatý, v přírodě se vyskytuje ve dvou modifikacích, rozpustný v lučavce královské
a) černá modifikace – silně nerozpustná, získává se srážením roztoků rtuťnatých solí sulfanem.
Hg(NO3)2 + H2S  HgS + 2 HNO3 (srážení)
b) červená modifikace (v přírodě jako minerál rumělka) vzniká sublimací černé formy HgS)
HgCl2 - chlorid rtuťnatý (žíravý sublimát)
 lze jej připravit sublimací ze směsi síranu rtuťnatého a chloridu sodného nebo reakcí oxidu rtuťného
s HCl. Rozpustný ve vodě i mnoha org. rozpouštědlech (etanol)
HgSO4 + 2 NaCl  HgCl2 + Na2SO4
 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 např.
jodidem draselným. Ve formě masti se používá k léčbě kožních chorob.
HgCl2 + 2 KI  HgI2 + 2KCl
(V přebytku roztoku KI se rozpouští na světle žlutý K2[HgI4]. Směs K2[HgI4] a NaOH tvoří tzv. Nesslerovo činidlo používané
v analytické chemii k důkazu amonných iontů a NH3 - při reakci vzniká žlutohnědá sraženina.)
Hg2Cl2 - chlorid rtuťný (kalomel)
 bílý prášek nerozpustný ve vodě a ve zředěných kyselinách. Dříve užíván v lékařství jako projímadlo.
Dnes se používá k výrobě kalomelových elektrod (elektrochemie)
Hg2(NO3)2 - dusičnan rtuťný
Hg(NO3)2 - dusičnan rtuťnatý je
 velmi jedovatý, je to bezbarvá krystalická látka používaná v analytické chemii jako tzv. Millonovo
činidlo (k důkazu bílkovin a fenolů).
KOPERNICIUM
 uměle získaný prvek, v přírodě se nevyskytuje
 pojmenován podle Mikuláše Koperníka
 poprvé syntetizováno skupinou vědců okolo S. Hofmanna v roce 1996 v Německu
 bylo připraveno (izotop 277
Cn) srážkami atomů olova 208
Pb a zinku 70
Zn