Нитрат ртути (I) Hg₂(N₃O)₂ получается действием холод­ной разбавленной азотной кислоты на ртуть, взятую в избытке, а также действием на нитрат ртути (II) металлической ртутью:

Hg + Hg(NO₃)₂↔Hg₂(NO₃)₂

Нитрат ртути (I) в присутствии достаточно сильного окис­лителя проявляет восстановительные свойства, например:

Hg₂(NO₃)₂ + 4HNO₃ → 2Hg(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

Нитраты ртути (I) и (II) существуют только в кислых ра­створах, при разбавлении они необратимо гидролизуются с осаж­дением, в конечном счете,оксида ртути (II).

Нитрат ртути (II) Hg(NO₃)₂ получают действием металла на азотную кислоту.

Хлорид ртути (II) HgCl₂, или сулема, получается при на­гревании сульфата ртути с хлоридом натрия с добавлением небольших количеств двуокиси марганца:

HgSO₄ + 2NaCl → Na₂SO₄ + HgCl₂

Реакция идет до конца, так как сулема легко возгоняется и удаляется из сферы реакции. Сулема может быть получена и действием газообразного хлора на ртуть.

С достаточно сильными восстановителями HgCl₂ проявля­ет свойства окислителя, восстанавливаясь сначала до ртути (I), а затем до металлической ртути. Например:

2HgCl₂ + [SnCI₄]^-2 → Hg₂Cl₂ + [SnCl₆]^-2

Hg₂Cl₂ + [SnCl₄]^-2 → 2Hg? + [SnCl₆]^-2

При действии на сулему аммиаком выпадает белый, не пла­вящийся при нагревании осадок хлорида амидортути (II):

HgCl₂ + 2NH₃ → [HgNH₂]Cl + NH₄Cl

 При избытке хлорида аммония этот осадок переходит в бе­лый кристаллический осадок аммиаката ртути:

HgCl₂ + 2NH₃ → [Hg(NH₃)₂]Cl₂

В случае очень концентрированного раствора аммиака об­разуется ион тетрааммина [Hg(NH₃)₄]⁺².

Для соединений двухвалентной ртути характерно координа­ционное число 2, максимальное координационное число — 4.

Сулема - очень сильный яд. Очень разбавленные растворы ее являются хорошим дезинфицирующим средством.

Сульфат ртути (II) HgSO₄ получают взаимодействием рту­ти с концентрированной серной кислотой:

Hg + 2H₂SO_{4 (конц)}→HgSO₄ + SO₂↑ + H₂O

Сульфат ртути используется в качестве катализатора в ряде химических производств.

Иодид ртути (II) может быть получен растиранием ртути с йодом. Иодид плохо растворим в воде и потому осаждается при действии иодида калия на растворы солей ртути:

2I^- + Hg⁺² → HgI₂

С иодидами щелочных металлов иодид ртути образует ра­створимые в воде бесцветные комплексы, тетраиодо (II) меркурат калия:

HgI₂ + 2KI → K₂[HgI₄]

Раствор этого комплекса с добавкой щелочи используется для определения аммиака в аналитической химии.

Сульфид ртути (II) осаждают по обменным реакциям из водных растворов так же, как сульфиды цинка и кадмия:

HgCl₂ + H₂S → HgS↓ + 2НС1

При попытке выделить сульфид ртути (I) последний диспропорционирует:

Hg₂(NO₃)₂ + Na₂S → Hg↓ + HgS↓ + 2NaNO₃

Кристаллические сульфиды ртути (II) существуют в виде двух модификаций, отличающихся типом кристаллической решетки и цветом. Например, черная модификация сульфи­да ртути (II) осаждается по обменным реакциям из водных растворов. При нагревании выше 345 C она превращается в красную модификацию. Минерал киноварь окрашен в ярко-красный цвет за счет высокотемпературной модификации сульфида ртути. Этот минерал используется как пигмент в красках.

Все сульфиды элементов подгруппы цинка малораствори­мы в воде, от цинка к ртути их растворимость и термическая устойчивость падают.

2.6.9.Применение

Основная область использования цинка - антикоррозион­ные покрытия железа и стали. Листы металлического цинка применяют в аккумуляторах и сухих элементах, в типографском деле. Цинк используется в металлургии при рафиниро­вании (очистки) свинца от серебра и золота. Цинк в соляной кислоте и цинковая пыль — восстановители в органическом синтезе. Широко используются сплавы цинка. Оксид цинка -пигмент, на его основе готовят цинковые белила.

Около 40 % кадмия используется для нанесения антикор­розионных покрытий на металлы. Высокая пластичность та­ких покрытий обеспечивает герметичность резьбовых соеди­нений. Кадмиевые электроды применяют в аккумуляторах. Используют кадмий для получения пигментов и специальных припоев, полупроводниковых материалов, стабилизаторов пластмасс (например, поливинилхлорида), как компонент ан­тифрикционных, легкоплавких и ювелирных сплавов, для из­готовления регулирующих и аварийных стержней ядерных реакторов.

Ртуть используют для изготовления катодов при электро­химическом получении щелочей и хлора, а также для полярографов; в производстве ртутных вентилей, газоразрядных ис­точников света (люминесцентных и ртутных ламп), диффузион­ных вакуумных насосов, контрольно-измерительных приборов (термометров, барометров, манометров и др.); для определения чистоты фтора, а также его концентрации в газах.

Цинк в небольших количествах необходим для жизнедея­тельности растений, животных и человека, так как входит в состав некоторых ферментов и гормонов. Потребность чело­века в цинке составляет 15 мг в сутки.

Металлический цинк малотоксичен, но хранить продукты в цинковой посуде не рекомендуется. Некоторые соединения цинка, в частности оксид, фосфид, токсичны. Пары ZnO, а так­же цинковая пыль вызывают так называемую литейную лихо­радку, ее симптомы — озноб, ломота и боль в мышцах, голов­ная боль, кашель. Растворимые соли цинка вызывают рас­стройство пищеварения, раздражение слизистых оболочек.

Пары кадмия и его соединений токсичны, причем кадмий может накапливаться в организме. Симптомы острого отрав­ления солями кадмия — рвота и судороги. Растворимые соединения кадмия после всасывания в кровь поражают централь­ную нервную систему, печень, почки, нарушают фосфорно-кальциевый обмен. Хроническое отравление приводит к ане­мии и разрушению костей.

Металлическая ртуть высокотоксична для любых форм жизни. Пары и соединения ртути чрезвычайно ядовиты, на­капливаются в организме, легко сорбируются легочной тканью, попадают в кровь, подвергаются ферментативному окислению до ионов ртути, которые образуют соединения с молекулами белка, многочисленными ферментами, нарушают обмен ве­ществ, поражают нервную систему. Основная мера предосто­рожности при работе с ртутью и ее соединениями - исключе­ние попадания ртути в организм через дыхательные пути или поверхность кожи.

Естественные источники загрязнения среды - это испаре­ния со всей поверхности суши, возгонка из соединений, нахо­дящихся глубоко в толще земной коры, вулканическая деятель­ность; в результате жизнедеятельности человека - металлур­гия, сжигание органических топлив, производство хлора соды, бытовые отходы (сжигание мусора, сточные воды и т. д.). Экологические последствия проявляются, прежде всего, в водной среде, так как подавляется жизнедеятельность одноклеточных морских водорослей и рыб, нарушается фотосинтез, ассимилируются нитраты, фосфаты, соединения аммония и т. д. Пары ртути фитотоксичны, ускоряют старение растений.

2.7.1 Главная Третья подгруппа периодической системы элементов

2.7.1 Oбщая характеристика элементов

К III группе относятся бор, алюминий, галлий, индии, таллий (главная подгруппа),

На внешнем электронном уровне элементов главной подгруппы имеется по три электрона (s²p'). Они легко отдают эти электроны или образуют три неспаренных электрона за счет перехода одного электрона на р-уровень. Для бора и алюминия характерны соединения только со степенью окисления +3. У элементов подгруппы галлия (галлий, индий, таллий) на внешнем электронном уровне также находится по три электрона, образуя конфигурацию s²p', но они расположены после 18-электронного слоя. Поэтому в отличие от алюминия галлий обладает явно неметаллическими свойствами. Эти свойства в ряду Ga, In, TI ослабевают, а металлические свойства усиливаются.

Элементы III группы находят самое разнообразное применение. Бор был открыт Ж. Гей-Люссаком и Л. Тенаром в 1808 г. Содержание его в земной коре составляет 1,2-10    %.

Соединения бора с металлами (б о р и д ы ) обладают высокой твердостью и термостойкостью. Поэтому их используют для получения сверхтвердых и жаропрочных специальных сплавов. Большой термостойкостью обладают карбид и нитрид бора. Последний применяют в качестве высокотемпературной смазки. Кристаллогидрат тетрабората натрия Na2B₄O7-10H2O (бура) имеет постоянный состав, его растворы применяют в аналитической химии для установления концентрации растворов кислот. Реакция буры с кислотой протекает по уравнению

Na₂B₄O₇ + 2 HC1 + 5 Н₂O = 2 NaCl + 4 H3BO3

Содержание галлия в земной коре составляет 1,9-10%. Он был предсказан Д. И. Менделеевым (экаалюминий) и открыт французским химиком Р. Э. Лекок де Буабодраном  в   1875  г.  Свойства галлия  почти  полностью  совпали  со свойствами экаалюминия, предсказанными Д, И. Менделеевым на основе периодического закона.

Соединения галлия с элементами VI группы (серой, селеном, теллуром) являются         полупроводниками.         Жидким          галлием          наполняют

высокотемпературные термометры.

Индий был открыт Т. Рихтером и Ф. Райхом в 1863 г. Содержание его в земной хоре составляет 2,5-10"³ %. Добавка индия к сплавам меди увеличивает устойчивость последних к действию морской воды. Присадка этого металла к серебру увеличивает блеск серебра и препятствует его тускнению на воздухе. Индиевые покрытия предохраняют металлы от коррозии. Он входит в состав некоторых сплавов, применяющихся в стоматологии, а также некоторых легкоплавких сплавов (сплав индия, висмута, свинца, олова и кадмия плавится при 47 С). Соединения индия с различными неметаллами обладают полупроводниковыми свойствами.

Таллий был открыт У. Круксом в 1861 г. Содержание его в земной коре составляет 10^-4 %. Сплав таллия (10 %) с оловом (20 %) и свинцом (70 %) обладает очень высокой кислотоупорностью, он выдерживает действие смеси серной, соляной и азотной кислот. Таллий повышает чувствительность фотоэлементов к инфракрасному излучению, исходящему от нагретых предметов. Соединения таллия весьма ядовиты и вызывают выпадение волос.

Галлий, индий и таллий относятся к рассеянным элементам. Содержание их в рудах, как правило, не превышает тысячных долей процента.

2.7.2 Аллюминий

Алюминий впервые получен химическим путем датским химиком X. К. Эрстедом в 1825 г. В 1854 г. французский химик А. Э. Сент-Клер Девиль выделил его электрохимическим методом.

Нахождение в природе. Алюминий является самым распространенным в природе металлом. Содержание его в земной коре составляет 8,05 %. Важнейшие природные соединения алюминия — алюмосиликаты, боксит, корунд.

Алюмосиликаты составляют основную массу земной коры. Продукт их выветривания — глина и полевые шпаты (ортоклаз, альбит, анортит). Основу глин составляет каолин Al₂03-2Si0₂-2H₂0.

Боксит — горная порода, из которой получают алюминий. Состоит главным образом из гидратов оксида алюминия А1₂OзnН₂O.

Физические свойства. Алюминий — серебристо-белый легкий металл, плавящийся при 660 С. Очень пластичный, легко вытягивается в проволоку и раскатывается в листы: из него можно изготовить фольгу толщиной менее 0,01 мм. Алюминий обладает очень большой тепло- и электропроводностью. Его сплавы с различными металлами прочны и легки.

Химические свойства. Алюминий — очень активный металл. В ряду напряжений он стоит после щелочных и щелочноземельных металлов. Однако на воздухе он довольно устойчив, так как его поверхность покрывается очень плотной пленкой оксида, предохраняющей металл от контакта с воздухом. Если с алюминиевой проволоки снять защитную оксидную пленку, то алюминий начнет энергично взаимодействовать с кислородом и водяными парами воздуха, превращаясь в рыхлую массу — гидроксид алюминия:

4 А1 + 3O₂ + 6 Н₂O = 4 А1(ОН)₃

Эта реакция сопровождается выделением теплоты.

Очищенный от защитной оксидной пленки алюминий взаимодействует с водой с выделением водорода:

2 А1 + 6 Н₂O = 2 А1(ОН)₃ + 3 Н₂

Алюминий хорошо растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах:

2 А1 + 6 НС1 = 2 А1С1₃ + 3 Н₂

2 А1 + 3 H₂S0₄ = A1₂(S0₄)₃ +3 H₂

Разбавленная азотная кислота на холоду пассивирует алюминий, но при нагревании алюминий растворяется в ней с выделением монооксида азота, гемиоксида азота, свободного азота или аммиака, например:

8 А1 + 3O HNO₃ = 8 A1(NO₃)₃ + 3 N₂O + 15 Н₂O

Концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий.

Так как оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами, алюминий легко растворяется в водных растворах всех щелочей, кроме гидроксида аммония:

2 А1 + 6 КОН + 6 Н₂O = 2 К₃[А1(ОН)₆] + 3 Н₂

Порошкообразный    алюминий    легко    взаимодействует    с    галогенами, кислородом и всеми неметаллами. Для начала реакций необходимо нагревание, затем   они   протекают   очень   интенсивно   и   сопровождаются   выделением большого количества теплоты:

2 А1 + 3 Вг₂ = 2 АlBrз (бромид алюминия)

4 А1 + 3 O₂ = 2 А1₂Oз (оксид алюминия)

2 А1 + 3 S = A1₂S3 (сульфид алюминия)

2 Al + N₂ = 2 A1N (нитрид алюминия)

4 А1 + 3 С = АЦСз (карбид алюминия)

Сульфид алюминия может существовать только в твердом виде. В водных

растворах он подвергается полному гидролизу с образованием  гидроксида

алюминия и сероводорода:

A1₂S₃ + 6 Н₂O = 2 А1(ОН)₃ + 3 H₂S

Алюминий легко отнимает кислород и галогены у оксидов и солей других металлов. Реакция сопровождается выделением большого количества теплоты:

8 А1 + 3 Fe₃O₄ = 9 Fe + 4 A1₂O₃

Процесс восстановления металлов из их оксидов алюминием называется алюмотермией. Алюмотермией пользуются при получении некоторых редких металлов, которые образуют прочную связь с кислородом (ниобий, тантал, молибден, вольфрам и др.), а также для сваривания рельсов. Если с помощью специального запала поджечь смесь мелкого порошка алюминия и магнитного железняка РезСч (термит), то реакция протекает самопроизвольно с разогреванием смеси до 3500 С. Железо при такой температуре находится в расплавленном состоянии.

Получение. Впервые алюминий был получен восстановлением из хлорида алюминия металлическим натрием:

А1С1₃ + 3 Na = 3 NaCl + Al

В настоящее время его получают электролизом расплавленных солей в электролитических ваннах (рис. 46). В качестве электролита служит расплав, содержащий 85-90 % криолита — комплексной соли 3NaFAlF3 (или Na₃А1Рb) и 10-15 % глинозема — оксида алюминия А1₂Oз. Такая смесь плавится при температуре около 1000 С.

При растворении в расплавленном криолите глинозем ведет себя как соль алюминия и алюминиевой кислоты и диссоциирует на катионы алюминия и анионы кислотного остатка алюминиевой кислоты:

А1АlO₃ ↔ А1³⁺ + АlO₃^3-

Криолит также диссоциирует:

Na₃AlF₆ ↔ 3 Na⁺ + A1F₆^3-

Гидроксид алюминия А1(ОН)₃. Представляет собой белое вещество, которое при нагревании теряет воду, превращаясь в оксид алюминия. Гидроксид алюминия обладает амфотерными свойствами. Свежеосажденный гидроксид легко растворяется в кислотах и щелочах (кроме гидроксида аммония):

2 А1(ОН)₃ + 3 H₂SO₄ = A1₂(SO₄)₃ + 6 H₂O

А1(ОН)₃ + 3 КОН = К₃[А1(ОН)₆]

Гидроксид алюминия является слабым основанием и еще более слабой кислотой, поэтому соли алюминия находятся в растворе только в присутствии избытка кислоты, а алюминаты — только в присутствии избытка щелочи. При разбавлении растворов водой эти соединения сильно гидролизованы.

Высушенный гидроксид алюминия, потерявший часть воды, не растворяется ни в кислотах, ни в щелочах и этим напоминает оксид алюминия.