Физични и химични свойства - Студопедия
Живакът е сребристо-бял метал, безцветен в пари. Единственият метал, който е течен при стайна температура. Твърдият живак е безцветни октаедрични кристали, които съществуват в две кристални модификации. Течният живак не мокри стъклото и е практически неразтворим във вода.
Кислородът и сухият въздух не окисляват живака при нормални условия. Влажен въздух и кислород при ултравиолетово облъчване или електронно бомбардиране окисляват живака от повърхността, за да образуват оксиди. Живакът се окислява от атмосферния кислород при температури над 300°C, образувайки червен живачен оксид HgO: 2Hg + O2 = 2HgO. Над 340°C този оксид се разлага на прости вещества.
При стайна температура живакът се окислява от озон.Живакът не реагира с разредени киселини, носе разтваря в царска вода и азотна киселина. Освен това, в случай на киселина, реакционният продукт зависи от концентрацията на киселината и съотношението между живак и киселина. При излишък на живак, на студено, реакцията протича: 6Hg + 8HNO3 разреден. = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
При излишък на киселина: 3Hg + 8HNO3 = 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
С халогени живакът активно взаимодейства с образуването на халогениди. Когато живакът реагира със сяра, селен и телур, се образуват халкогениди HgS, HgSe, HgTe. Тези халкогениди са практически неразтворими във вода. Сплавите на живак с метали се наричат амалгами. Амалгама (от средата на века лат. amalgama - сплав) - течни или твърди сплави на живак с други метали. Също така амалгамата може да бъде разтвор на йонни комплекси (например амоний), които се държат като метали.Получаване Получава се от взаимодействието на метал с живак (при намокряне на повърхността на метала с живак) при нормалнотемператури или нагряване, електролитно утаяване на метален или катионен комплекс върху живачен катод или по други начини. Много метали образуват стабилни съединения с живака.
Свойства Когато медни, сребърни, златни и др. амалгами се нагряват, живакът се дестилира.
Желязото не образува амалгама, така че живакът може да се транспортира в стоманени съдове.
Приложение Амалгамата се използва при позлатяване на метални изделия, при производството на огледала и във флуоресцентни лампи, включително компактни енергоспестяващи флуоресцентни лампи и индукционни лампи. Амалгамите на алкални метали и цинк се използват в химията като редуциращи агенти. Амалгаматасе използва за студено заваряване в микроелектрониката. Преди това сребърната амалгама се използва в стоматологията като материал за зъбни пломби. Устойчивите на амалгамиране метали са желязо, ванадий, молибден, волфрам, ниобий и тантал. С много метали живакът образува интерметални съединения - меркуриди. Живакът образува два оксида:живачен (II) оксид HgO и нестабилен на светлина и при нагряванеживачен (I) оксид Hg2O (черни кристали). HgO образува две модификации - жълта и червена, различаващи се по размер на кристалите. Червената модификация се образува, когато към разтвора на солта Hg2+ се добави алкал: Hg(NO3)2 + 2NaOH = HgOЇ + 2NaNO3 + H2O.
Жълтата форма е химически по-активна, става червена при нагряване. Червената форма става черна при нагряване, но се връща към предишния си цвят при охлаждане. Когато се добави алкал към разтвор на живачна (I) сол, се образува живачен оксид (I) Hg2O: Hg2(NO3)2 + 2NaOH = Hg2O + H2O + 2NaNO3.
На светлина Hg2O се разлага на живак и HgO, давайки черна утайка.
Съединенията на живак(II) се характеризират с образуването на стабилни комплексни съединения:
2KI + HgI2 = K2[HgI4],
2KCN + Hg(CN)2 = K2[Hg(CN)4].
Живачните(I) соли съдържат групата Hg22+ с връзката –Hg–Hg–. Тези съединения се получават чрез редуциране на живачни (II) соли с живак: HgSO4 + Hg + 2NaCl = Hg2Cl2 + Na2SO4,
HgCl2 + Hg = Hg2Cl2.
В зависимост от условията живачните (I) съединения могат да проявяват както окислителни, така и редуциращи свойства: Hg2Cl2 + Cl2 = 2HgCl2,
Hg2Cl2 + SnCl2 = 2Hg + SnCl4.
HgO2 пероксид - кристали; нестабилен, експлодира при нагряване и удар.
Живачен(II) оксид е бинарно съединение на живак и кислород с формула HgO. Този твърд, крехък при нормални условия, в зависимост от дисперсията на червен или оранжев (жълт) цвят, е основният и най-важен живачен оксид и практически не се среща в природата, с изключение на редкия минерал монтридит.
Приготвяне Червеният живачен оксид се получава чрез нагряване на живак до 350 °C или чрез пиролиза на живачен нитрат. Жълтият оксид се получава чрез утаяване на живачни (II) соли с алкали, например: Разликата в цвета се дължи на размера на частиците, двете форми имат една и съща структура - верига от линейни единици от състава O-Hg-O, свързани под ъгъл от 108 °. Размерът на частиците на жълтия живачен оксид е до 4 микрона, червения - повече от 8 микрона.
Свойства Жълтият HgO е по-реактивен, разлага се при 332oC, става червен при нагряване. Червеният HgO се разлага при 500 и при нагряване обратимо променя цвета си на черен Живачен (II) оксид е слабо разтворим във вода. Показва слаби основни свойства.
Разтворим в концентрирани алкални разтвори. Жълтият HgO реагира с NH3, за да образува основа на Millon:
Оксиди и хидроксиди на цинк и кадмий. Касова бележка. Киселинно-базови свойства. Сол.Кристални хидрати. Цинкови соли в катионни и анионни форми. Хидролиза на цинкови и кадмиеви соли. Цинкати и кадмати. Комплексни съединения на цинк и кадмий.
Цинков оксид (II) ZnO - бели кристали, при нагряване стават жълти на цвят, кристализират в хексагонална сингония. Плътност 5,7 g/cm3, температура на сублимация 1800°C. При температури над 1000 ° C се редуцира до метален цинк с въглерод, въглероден оксид и водород:
ZnO + CO = Zn + CO2;
ZnO + H2 = Zn + H2O.
Не взаимодейства с вода. Показва амфотерни свойства, реагира с разтвори на киселини и основи:
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O;
ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4].
Когато се слее с метални оксиди, образува цинкати: ZnO + CoO = CoZnO2.
При взаимодействие с неметални оксиди образува соли, където е катион:
2ZnO + SiO2 = Zn2SiO4,
ZnO + B2O3 = Zn(BO2)2.
Получава се чрез изгаряне на метален цинк: 2Zn + O2 = 2ZnO;
при термично разлагане на соли: ZnCO3 = ZnO + CO2.
Цинков (II) хидроксид Zn(OH)2 е безцветно кристално или аморфно вещество, съществува в пет полиморфни модификации, само орторомбичният ε-Zn(OH)2 е стабилен. Плътност 3,05 g/cm3, разлага се при температура над 125°C:
Zn(OH)2 = ZnO + H2O.
Цинковият хидроксид проявява амфотерни свойства, лесно разтворим в киселини и основи:
Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O;
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4];
също лесно разтворим във воден разтвор на амоняк за образуване на тетраамицинков хидроксид:
Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4](OH)2.
Получава се под формата на бяла утайка, когато цинковите соли реагират с основи:
ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl.Образуване на автокомплекс.
Кадмиев оксид и хидроксид:
а) оксид (CdO). Прахът е повече или по-малко кафяво-жълт на цвят, в зависимост от температурата на калциниране по време на получаването му от карбонат или хидроксид. Използва се в производството на керамика и като катализатор;
б) хидроксид (Cd (OH) 2). Бяла пудра.
Не намерихте това, което търсихте? Използвайте търсачката:
Деактивирайте adBlock! и обновете страницата (F5)наистина е необходимо