Лабораторная работа № 2 Элементы II b группы. Цинк

Теоретическая часть.

На внешнем энергетическом уровне нейтральные атомы имеют 2 s-электрона и при химических реакциях теряют их по схеме:

Ме - 2 ē → Ме²⁺,

образуя двухзарядные ионы: Zn²⁺, Hg²⁺, Cd²⁺

Электронная конфигурация предвнешнего энергетического уровня ns²np⁶nd¹⁰ стабильна, электроны этого уровня в образовании химических связей не принимают участия. Это обусловливает некоторое различие в свойствах, по сравнению с щелочно-земельными металлами: ослабление восстановительной активности, повышенная склонность к комплексообразованию и др. Активность металлов уменьшается в подгруппе сверху вниз от цинка к ртути, что видно из положения этих элементов в ряду напряжений:

Zn/Zn²⁺ Cd/Cd²⁺ H2/2H⁺ Hg/Hg²⁺

-0,763 В -0,403 В ±0,00 В +0,85 В

Цинк и кадмий не вытесняют водород из воды, т.к. на поверхности этих металлов образуется слой не растворимого в воде гидроксида. При нагревании цинк и кадмий соединяются с кислородом, образуя устойчивые оксиды ZnO и CdO. Ртуть при слабом нагревании также об­разует оксид HgO, термически неустойчивый. Оксид ZnO амфотерен, а оксиды CdO и HgO обладают основными свойствами, у ртути известен еще оксид Hg₂O, в котором атомы ртути связаны между собой.

Гидроксиды этих металлов нерастворимы в воде. Гидроксид цинка амфотерен, взаимодействует с кислотами и со щелочами, в обоих случаях получаются соли:

Zn(OH)₂ + 2НСl = ZnCl₂ + 2H₂O,

Zn(ОН)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(ОН)₄]

Все три металла растворяются в азотной кислоте; цинк и кадмий рас­творяются также в соляной и серной кислотах. Вследствие небольшого радиуса и наличия электронных уровней ионы Zn²⁺, Cd²⁺ , Hg²⁺ являются хорошими комплексообразователями. В комплексных соединениях ионы данной подгруппы имеют обычно следующие координационные числа:

Zn²⁺ - 4 и 6; Cd²⁺ - 4 и 6; Hg²⁺ - 2 и 4. Из солей металлов данной подгруппы хорошо растворимы в воде сульфаты и нитраты. Карбонаты трудно растворимы в воде. Сульфиды в воде практически не растворяются.

Экспериментальная часть.

Опыт 1. Свойства гидроксида цинка

Налить в пробирку 5...6 капель раствора соли цинка, добавить по каплям раствор NaOH. Гидроксид цинка распределить в две пробирки и подействовать на него в одной из пробирок раствором соляной кислоты, в другой – раствором NaOH или КОН. Написать уравнения ре­акций.

Опыт 2. Действие щелочей на цинк

Поместить в пробирку немного цинковой пыли и налить в нее 2...3 мл 30% раствора NaOH или КОН. Пробирку нагреть. Отметить выделение газа (какого?). Объяснить механизм растворения цинка. Напи­сать уравнения реакций.

Опыт З. Действие кислот на цинк (опыт проводится под тягой!)

В 3 пробирки поместить немного гранулированного цинка и налить в одну из них разбавленную H₂SO₄, во вторую – концентрированную H₂SO₄, в третью – разбавленную HNO₃. Пробирку с концентрированной H₂SO₄ осторожно нагреть.

Наблюдать изменения происходящие в пробирках, и расставить ко­эффициенты в уравнениях реакций:

Zn + H₂SO₄ (конц.) ZnSO₄ + H₂S + Н₂О ;

Zn + HNO₃ Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + Н₂О

Опыт 4. Сульфиды цинка

Налить в 3 пробирки отдельно по 5...6 капель раствора различных солей цинка, подействовать на них несколькими каплями раствора Na₂S или H₂S (под тягой!). Отметить цвет осадков и написать уравнения реакции.

Опыт 5. Цинк в ряду напряжений металлов

Опустить кусочек цинка в чашечку с раствором соли меди. Наблюдать происходящее явление и написать уравнение реакции.

Опыт 6. Обнаружение ионов цинка

6.1. Образование фeрроцианида цинка и калия

Ферроцианид калия K₄[Fe(CN)₆] образует с Zn²⁺ белый осадок двойной соли ферроцианида цинка и калия, растворимый в щелочах:

3ZnSO₄ + 2K₄[Fe(CN)₆] = К₂Zn₃ [Fe(CN)₆]₂ +ЗК ₂SO₄.

6.2. Образование феррицианида цинка

Феррицианид калия K₃[Fe(CN)₆] образует с Zn ²⁺ коричневато-желтый осадок феррицианида цинка, растворимый в НСl и NH₄OH:

3ZnSO₄ + 2K₂[Fe(CN)₆] = Zn₃ [Fe(CN)₆]₂ +ЗК ₂SO₄ .