МАРК РЕГНЕРУС ДОСЛІДЖЕННЯ: Наскільки відрізняються діти, які виросли в одностатевих союзах
РЕЗОЛЮЦІЯ: Громадського обговорення навчальної програми статевого виховання ЧОМУ ФОНД ОЛЕНИ ПІНЧУК І МОЗ УКРАЇНИ ПРОПАГУЮТЬ "СЕКСУАЛЬНІ УРОКИ" ЕКЗИСТЕНЦІЙНО-ПСИХОЛОГІЧНІ ОСНОВИ ПОРУШЕННЯ СТАТЕВОЇ ІДЕНТИЧНОСТІ ПІДЛІТКІВ Батьківський, громадянський рух в Україні закликає МОН зупинити тотальну сексуалізацію дітей і підлітків Відкрите звернення Міністру освіти й науки України - Гриневич Лілії Михайлівні Представництво українського жіноцтва в ООН: низький рівень культури спілкування в соціальних мережах Гендерна антидискримінаційна експертиза може зробити нас моральними рабами ЛІВИЙ МАРКСИЗМ У НОВИХ ПІДРУЧНИКАХ ДЛЯ ШКОЛЯРІВ ВІДКРИТА ЗАЯВА на підтримку позиції Ганни Турчинової та права кожної людини на свободу думки, світогляду та вираження поглядів Контакти
Тлумачний словник |
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Побічної підгрупи І групиДеякі властивості елементів та простих речовин
Хімічна активність елементів підгрупи Купруму невелика. З киснем реагує тільки мідь; благородні метали срібло і золото не взаємодіють з киснем навіть під час нагрівання. Всі елементи підгрупи Купруму (у водних розчинах) розміщені в ряду електрохімічних потенціалів після водню, тому вони не реагують з кислотами-неокисниками. Мідь і срібло розчиняються в нітратній і концентрованій сульфатній кислоті. Золото може розчинятися в гарячій концентрованій Н2SеО4, однак кращими розчинниками для нього є насичений хлором розчин НС1 і царська вода. Зі збільшенням протонного числа елементів підгрупи Купруму їхня хімічна активність послаблюється. Отже, мідь є найактивнішим металом у своїй підгрупі, а золото — найпасивнішим. Для елементів підгрупи Купруму, як і для елементів інших побічних підгруп, простежується стабілізація вищих їх ступенів окиснення зі збільшенням протонного числа. Так, йони Аu+ у водному розчині існують тільки у вигляді міцних комплексів, наприклад [Аu(CN2]–. Для Купруму та його аналогів характерне комплексоутворення. Зв'язки метал – ліганд у комплексних сполуках цих металів значною мірою ковалентні. Вміст Купруму у земній корі становить 4,7 ∙ 10–10%. Купрум трапляється як у зв'язаному, так і у вільному стані. Маса найбільших самородків міді дося-гає сотень кілограмів. З природних сполук Купруму найбільше значення мають мінерали: мідний колчедан СuFeS2, мідний блиск Сu2S, куприт Сu2О, малахіт (СuОН)2СО3. Природний Купрум складається з двох стабільних нуклідів: 63Сu (69 %) і 65Сu (31 %). Купрум входить до складу тканин живих організмів. До 0,001 % Купруму виявлено у кістках і зубах тварин. Добрива, що містять Купрум, сприяють росту рослин. Мідь добувають із сульфідних руд пірометалургійним способом. Це досить складний процес, який включає такі операції: випалювання, плавлення, конвертування, вогняне й електролітичне рафінування. Спочатку концентрат мідної сульфідної руди випалюють у механічних багатоподових печах. При цьому частина сульфіду феруму окиснюється. Оксиди металів (феруму, цинку тощо), які утворюються під час випалювання, відокремлюють у вигляді шлаку в процесі плавлення. Основний продукт плавлення — рідкий купферштейн, в якому міститься весь Купрум, подають у конвертер. Туди ж добавляють кварцовий пісок і крізь всю масу продувають повітря під тиском, при цьому у шлак переходять рештки заліза. В результаті конвертування оксид купруму(І), що утворився, взаємодіє з рештками сульфіду купруму: 2Сu2О + Сu2S= 6Сu + SО2. Таким способом добувають мідь із ступенем чистоти 95—97 %. Для добування міді дуже високого ступеня чистоти метал конвертерного виплавлення піддають електрохімічному афінажу. Розчин СuSО4 є електролітом, як анод беруть неочищену мідь, а катодом служать пластинки чистої міді. Гідрометалургійні методи добування міді грунтуються на селективному розчиненні мідних мінералів у розбавлених розчинах сульфатної кислоти або аміаку. Із добутих розчинів мідь витісняють залізом або виділяють електролізом. Щорічне світове виробництво міді досягає кількох мільйонів тонн. Чиста мідь — м'який, блискучий метал червонуватого кольору, легко піддається прокатуванню в тонкі листи. Мідь має дуже високі електро- і теплопровідність, тому її широко застосовують в електротехніці (для виготовлення проводів і кабелів). З міді виготовляють різну промислову апаратуру: котли, перегонні куби тощо. Кристали міді мають гранецентровані кубічні ґратки. У газоподібному стані атоми Купруму частково сполучаються у молекули Сu2 (енергія дисоціації молекул становить 174,3 кДж/моль). Завдяки високим тепло- й електропровідності, великому опору на розрив, хімічній стійкості, ковкості, хорошим ливарним якостям мідь широко використовується у промисловості. Близько 50 % усієї добутої міді йде на виготовлення проводів. Широко застосовуються також сплави міді, найважливішими з яких є латуні (сплави міді з 20—50 % цинку, а також іншими металами), бронзи (сплави міді з оловом, берилієм, алюмінієм та іншими металами) і мідно-нікелеві сплави. Усі сплави міді мають високу стійкість проти атмосферної корозії. Мідь — малоактивний метал, у ряду електрохімічних потенціалів вона стоїть після водню, отже, не здатна витісняти водень з розбавлених розчинів кислот. Мідь легко розчиняється в нітратній кислоті: 3Сu+ 8НNO3 (розб.) = 3Сu(NO3)2 + 2NО↑ + 4Н2О. У сполуках Купрум виявляє ступені окиснення +1 і +2, але характернішим для нього є ступінь окиснення +2. Сполуки Купруму зі ступенем окиснення +3 дуже нестійкі. З воднем мідь безпосередньо не взаємодіє, з киснем утворює два оксиди— чорний СuО і червоний Сu2О. Оксид купруму(ІІ) СuО утворюється під час нагрівання міді до 400—500 °С за наявності кисню. СuО внаслідок нагрівання до температури понад 1100 °С розкладається на Си2О і О2. Оксид куп-руму(ІІ) зручно добувати термічним розкладанням основного карбонату купруму (малахіту): t (СuОН)2СО3 = 2СuО + Н2О↑ + СО2↑. Оксид купруму(І) Сu2О можна добути, добавляючи до розчину СuSО4 луг і відновник (глюкозу, гідразин, гідроксиламін) під час нагрівання. Оксид купруму(І) і купруму(ІІ) з водою не взаємодіють, розчиняються у кислотах з утворенням солей Купруму(І) і Купруму(ІІ). Оскільки для Купруму дуже стійкими є амінокомплекси, то Сu2О і СuО легко розчиняються у водному розчині аміаку: Сu2О + 4NН3 + Н2О = 2[Сu(NH3)2]ОН; СuО + 4NН3 + Н2О = [Сu(NH3)4](ОН)2. Під час сплавляння СuО з лугами утворюються темно-сині купрати +1 Ме2СuO2. Під дією лугів на розчини солей Купруму(ІІ) осаджується синій гідроксид Сu(ОН)2. Це слабка основа, що виявляє також слабкі амфотерні властивості, вона розчиняється в концентрованих розчинах лугів з утворенням яскраво-синіх +1 розчинів тетрагідроксокупратів Ме2[Сu(ОН)4] та аміаку з утворенням сильної комплексної основи [Сu(МН3)4](ОН)2 — гідроксиду тетрамінкупруму(П): Сu(ОН)2 + 2NaОН = Nа2[Сu(ОН)4]; Сu(ОН)2 + 4NH3 = [Сu(NH3)4](ОН)2. Всі солі Купруму(ІІ), як солі слабкої основи, здатні сильно гідролізувати. Розчини солей Купруму(П) здебільшого мають кислу реакцію. З слабкими кислотами Купрум утворює основні солі. Сu(ОН)2 під час нагрівання легко розкладається: t Сu(ОН)2 = СuО + Н2О. Мідь, як і її аналоги, краще сполучається з сіркою, ніж із киснем. У парі сірки мідь горить з утворенням чорного, не розчинного у воді сульфіду куп-руму(І) Сu2S. Під дією сірководню на розчинні солі Купруму(П) утворюється чорний осад сульфіду купруму(П) СuS. Осад не розчиняється в розбавлених розчинах хлоридної і сульфатної кислот, але розчиняється під час нагрівання в 2 н розчині HNО3. –2 +5 0 +2 3СuS + 8НNО3 = 3Сu(NО3)2 + 3S↓ + 2NO↑ + 4Н2О. Найлегше мідь сполучається з галогенами, особливо з фтором. СuІ2 розкладається в момент утворення: 2Сu2+ + 4I– = 2(СuІ2) = 2СuI↓ + І2↓ Для похідних Купруму (І) характерні реакції диспропорціонування: +1 0 +2 2СuС1 Сu + СuС12. З галогенідів Купруму (ІІ) можна добути СuF2 — безбарвну, погано розчинну сіль, а також добре розчинні сполуки амфотерної природи — коричневий СuС1 і чорний СuВr2, які кристалізуються з водних розчинів у вигляді кристалогідратів СuС12 ∙ 2Н2О зелено-блакитного кольору і СuВr2 ∙ 2Н2О коричнево-зеленого кольору. Кристалогідрат СuF2 ∙ 2Н2О має блакитне забарвлення. Бінарні сполуки Купруму(Н) можуть утворювати як катіонні, так і аніонні комплекси. Якщо на розчини галогенідів Купруму (ІІ) подіяти надлишком відповідних галогенід-іонів, то можна простежити за зміною забарвлення. Так. зелене забарвлення розчину хлориду купруму (ІІ) зі збільшенням концентрації хлорид-іонів переходить у жовте внаслідок утворення нейтральних [СuСl(Н2О)2] та аніонних [СuСl4]2– комплексів. З таких розчинів можна виділити комплексні сполуки типу К2[СuС14]. Під дією надлишку аміаку на розчини, що містять йони Сu2+, утворюються комплексні йони [Сu(NН3)4(Н2О)2]2+. Темно-сині кристали [Сu(NН3)4]SО4∙Н2О осідають внаслідок добавляння до розчинів СuSО4 і аміаку NH3 етилового спирту, в якому комплексна сполука, що утворюється, мало розчинна. Із солей Купруму(П) практично важливою є сіль СuSО4 ∙ 5Н2О — мідний купорос. Під час нагрівання мідний купорос зневоднюється. Зневоднений СuSО4 — безбарвний. Мідний купорос застосовують у сільському господарстві для боротьби з шкідниками і хворобами рослин, у виробництві мінеральних фарб та органічних барвників, для електролітичного добування міді. Сполуки Купруму отруйні. Вміст Аргентуму у земній корі становить 10–5%. Проста речовина Аргентуму срібло у самородному стані трапляється рідко. У природі Аргентум існує у вигляді сульфідних мінералів: аргентиту Аg2S. піраргіриту Аg3SbS3 інших можна зазначити рогове срібло АgС1. Аргентум має два стабільних природних нукліди: 107Аg (51,35 %) і 109Аg (48,65 %). Більшу частину срібла добувають пірометалургійним способом під час переробки руд, що містять невелику кількість Аргентуму. Срібло виділяють з неочищених металів (міді, свинцю тощо), в рудах яких завжди містяться домішки Аргентуму. Технічний метал очищають електролізом. Електролітом є нітрат аргентуму, катодом служать пластини з чистого срібла, анодом — технічний метал (афінаж). Гідрометалургійний спосіб добування срібла застосовують рідше. Для вилучення срібла з руд та відходів інших виробництв сировину спочатку піддають хлоруючому випалюванню з NаСl, а потім діють на подрібнену масу розчином NaСN (за доступу повітря):
АgCl + 2NаСN = Nа[Аg(CN)2]+NaCl.
Після фільтрування срібло виділяють із ціанідного розчину за допомогою цинкового порошку: 2Na[Аg(СN)2] + Zn = Na2[Zn(СN)4] + 2Аg↓. Чисте срібло — дуже м'який, в'язкий метал білого кольору, досить важкий, густина його становить 10,5 г/см3 Кристали срібла мають гранецентро-вані кубічні ґратки. У газоподібному стані його атоми частково сполучені у молекули (енергія дисоціації молекул становить 157,5 кДж/моль). Срібло краще, ніж інші метали, проводить теплоту й електричний струм. Через м'якість чисте срібло майже не застосовується. Найширше використовуються його сплави з міддю. Срібні сплави застосовуються для виготовлення радіодеталей, лабораторного посуду, ювелірних виробів, монет. Вміст срібла (золота) у сплаві зазначається пробою, яка ставиться на виробі. Метрична проба, яку застосовують у нашій країні, вказує, скільки одиниць маси дорогоцінного металу міститься в 1000 одиниць маси сплаву. Найпоширеніші вироби з срібла мають проби 800 і 875. Срібло — малоактивний метал, в атмосфері кисню не окиснюється навіть під час нагрівання. Під впливом сірководню, який завжди є у повітрі, на поверхні срібла утворюється чорний наліт сульфіду аргентуму Аg2S, внаслідок чого срібні вироби чорніють. Срібло не здатне витісняти водень із розчинів кислот. Розчиняється срібло в нітратній кислоті: 0 +5 +1 +4 Аg+ 2НNOз (конц.) = АgNО3 + NO2↑ + Н2О. У результаті реакції утворюється нітрат арґентуму — найпоширеніша сіль цього металу. Срібло утворює один ряд солей, розчини яких містять безбарвні йони Аg+. Сполуки Аргентуму(П) дуже нестійкі. Під дією лугів на розчини солей Аргентуму випадає бурий осад оксиду аргентуму Аg2О: 2АgNО3 + 2NaOН = Аg2О↓ + 2NaNO3 + Н2О. Випадання осаду Аg2О зумовлено тим, що гідроксид аргентуму АgОН може існувати тільки в дуже розбавлених розчинах, під час виділення він розкладається на Аg2О і Н2О. Оксид аргентуму Аg2О дещо розчинний у воді (0,01 г/л за температури 20°С), розчин має лужну реакцію. Очевидно, в розчині є молекули гідроксиду аргентуму АgОН, що є сильною основою. Це підтверджується тим, що солі Аргентуму(І) не гідролізують. Для Аргентуму(I) характерне комплексоутворення, особливо міцними є амінокомплекси, тому Аg2О добре розчиняється в розчинах аміаку з утворенням сильної комплексної основи: Аg2О + 4NH3 + Н2О = 2[Аg(NН3)2]ОН. Сполука [Аg(NН3)2]ОН значно стійкіша, ніж АgОН, і за силою наближається до лугів. Це пояснюється зменшенням поляризаційної дії йона Аg+ на йони ОН– за рахунок екранування їх молекулами аміаку. Крім оксиду аргентуму(І) Аg2О відомі оксиди АgО і Аg2О3. Оксид Аg2О — бурого кольору, АgО і Аg2O3 — чорного, добути їх можна тільки непрямим способом. Всі ці оксиди належать до солетворних. Кислотно-основна природа їх визначається загальним правилом: від Аg2О до Аg2O3 посилюється кислотна функція, в той час як Аg2О основний, АgО і Аg2O3 — амфотерні. Під час нагрівання срібла з галогенами утворюються галогеніди. Галогеніди аргентуму, за винятком АgF, у воді не розчиняються. Галогеніди аргентуму, подібно до NaС1, мають кубічні кристалічні ґратки. Хлорид аргентуму забарвлений у білий колір, АgВr — у блідо-жовтий, АgI і АgF — у жовтий. У разі безпосереднього сполучення срібла з фтором утворюється тверда сполука АgF2 коричнево-чорного кольору. Хлорид аргентуму утворюється у вигляді білого сирнистого осаду внаслідок взаємодії йонів Аргентуму з хлорид-іонами. АgС1 не розчиняється у воді і кислотах, але добре розчиняється в аміаку з утворенням розчинного, досить стійкого (Kнест= 6,8 ∙ 10–8) комплексного йона [Аg(NH3)2]+: АgС1 + 2NН3 = [Аg(NH3)2]+ + Сl– Під дією кислот аміакат аргентуму руйнується з утворенням стійкішого, [Аg(NH3)2]Сl + 2HNО3 = Аg Сl↓ + 2NH4NO3 АgС1 під час нагрівання помітно розчиняється в концентрованому розчині хлоридної кислоти і в концентрованих розчинах хлоридів лужних металів, ціаніду калію, тіосульфату натрію. Розчинність АgС1 зумовлена утворенням комплексних йонів: [АgСl3]2–, [Аg(СN)2]–, [Аg(S2O3)2]3–. Бромід аргентуму АgВr не розчиняється у воді й нітратній кислоті, погано розчиняється в аміаку і добре у ціаніді калію і тіосульфаті натрію з утворенням аналогічних комплексів. Жовтий йодид аргентуму АgI, на відміну від АgС1, не розчиняється в аміаку, оскільки ДРАgI = 8,5 ∙ 10–17, але добре розчиняється в ціаніді калію і тіосульфаті натрію. Галогеніди аргентуму на світлі розкладаються з виділенням вільного срібла. Світлочутливість галогенідів аргентуму використовується для приготування світлочутливих емульсій. Найлегше срібло сполучається з сіркою. Найстійкішою сполукою Аргентуму є сульфід аргентуму(І) Аg2S. Він утворюється під час взаємодії йонів Аg+ з йонами S2 у розчині, а також під час взаємодії срібла з сірководнем або іншими сульфуровмісними сполуками за наявності кисню: 4Аg + 2Н2S + О2 = 2Аg2S+ 2Н2О. Сульфід аргентуму не розчиняється в аміаку, ціанідах і тіосульфатах лужних металів (ДРAgS= 5,9∙1052), але розчиняється під час нагрівання в нітратній кислоті: –2 +5 0 +2 3Аg2S2 + 8НNО3 = 6АgNО3+ 3S↓ + 2NО↑ +4Н2О. Сполуки Аргентуму легко відновлюються до вільного металу. За певних умов срібло виділяється у вигляді блискучого металу, що міцно закріплюється на поверхні реакційного посуду. В цьому полягає процес сріблення скла. Як відновники беруть різні органічні сполуки, зокрема формальдегід. Йонам Аргентуму властиве пригнічування розвитку бактерій, вони здатні стерилізувати питну воду навіть за дуже низької концентрації (~10–10моль/л). Вміст Ауруму у земній корі становить 5∙10–7%. Аурум трапляється у природі практично тільки в самородному стані у вигляді дрібних зерен, вкраплених у кварц. Золото, так само, як і срібло, трапляється в полімета-лічних рудах. З природних сполук Ауруму найбільш відомий калаверитАuТе2. Аурум — моноізотопний елемент. Із золотих розсипів цей метал добувають відмиванням від пустої породи. Метод добування золота відмиванням ґрунтується на великій відмінності в густині Аu і SіО2. Досить часто відмивання здійснюють одночасно з амальгамуванням. Золото переводять в амальгаму (розчин Аu в Нg), що дає змогу легко відділити його спочатку від пустої породи, а потім і від ртуті (відгонкою останньої). Широко застосовують хімічний спосіб вилучення золота із золотоносного піску, в якому його вміст в середньому становить 2—4 г/т. Цей метод, розроблений російським інженером П. Р. Багратіоном у 1843 р., грунтується на розчиненні золота в розчині ціаніду калію (натрію), внаслідок чого утворюється розчинний ціанідний комплекс: 4Аu + 8NаСN + 2Н2О + О2 = 4Na[Au(CN)2]+4 NaОН Із добутого розчину золото витісняють цинком: 2Na[Аu(СN)2] + Zn = Na2[Zn(СH)4] +2Au↓ Щорічне світове виробництво золота становить тисячі тонн. Золото — яскраво-жовтий, блискучий метал, має гранецентровані кубічні ґратки, досить важке (густина 19,3 г/см:>), м'яке, пластичне, плавиться за температури 1063 °С. Із золота прокатують пластинки завтовшки до 0,0002 мм з 1г золота можна витягнути дріт завдовжки 3,5 км. Золото має високі тепло- й електропровідність (поступається тільки сріблу і міді). Через велику м'якість золото, як правило, сплавляють з міддю і сріблом. Ці сплави використовуються в ювелірній справі (583 і 750 проби), для зубопротезування, у радіоелектроніці і виробництві ЕОМ (деталі радіоламп, струмопідводи в елементах ЕОМ). З хімічної точки зору золото — малоактивний метал, через пасивність він називається благородним (як і срібло). Золото не окиснюється на повітрі навіть під час сильного нагрівання. В підгрупі Купруму золото є найпасивнішим металом. Кислоти не діють на золото, і навіть такий сильний окисник, як НNO3, не розчиняє золото. Його можна розчинити в гарячому концентрованому розчині Н2SеО4 і в царській воді (суміш НС1 і HNО3), в насиченому хлором розчині хлоридної кислоти. Розчинення відбувається за рахунок окиснення золота й утворення аніонного комплексу [АuС14] : 0 +5 +3 +2 Аu + НNO3 + 4НС1 = Н[АuС14] + NO↑ + 2Н2О. У сполуках Аурум може виявляти ступені окиснення +1, +2, +3; найменш характерний для нього ступінь окиснення +2, найбільш характерний+3. +5 Добуто також сполуки Ауруму(V), зокрема Сs[Аu F6]. Відомі оксиди ауруму: сіро-фіолетовий Аu2О, темно-зелений АuО і темно-коричневий Аu2О3. Добути їх можна тільки непрямими способами. Під дією лугів на розчини АuС13 або НАuС14 осаджується бурий гідроксид ауруму(Ш) Аu(ОН)з. У разі його висушування утворюється сполука АuО(ОН), а в разі обережного нагрівання до 140—150 °С — оксид Аu2О3. Під час нагрівання до температури понад 160 °С оксид ауруму(ІІІ) розкладається на Аu і О2. Гідроксид ауруму(Ш) — амфотерна сполука, яка під час взаємодії з лугами утворює гідроксоаурати: Аu(ОН)3 + КОН = К[Аu(ОН)4]. Добуто сполуки, які погано розчиняються у воді К[Аu(ОН)4]∙Н2О (жовтого кольору) та Ва[Аu(ОН)4]2 ∙5Н2О (зеленого кольору). Для Ауруму більш характерним є утворення тригалогенідів. Крім АuСl3 Добуто АuС12 під дією сухого хлору на порошок металу. Однак у разі надлишку хлору завжди утворюється АuС13. Можна добути бромід та йодид ауруму (Ш), однак вони менш стійкі, ніж АuС13. Галогеніди, оксид і гідроксид ауруму(ІІІ) — типові амфотерні сполуки, в яких переважають кислотні властивості. Значно стійкішими, ніж прості галогеніди, є комплексні солі Ауруму. Так, АuІ3 легко розкладається, а за цих самих умов комплексна сіль К[АuІ4] стійка. Під дією галогеноводнів АuГ3 утворюють досить сильні тетрагалогено-ауратні кислоти типу Н[АuС14]. Остання кислота відома у вигляді кристалогідрату Н[АuС14] ∙4Н2О; під назвою «золота кислота» її добувають випарюванням розчину золота у царській воді. Відомі також солі цієї кислоти, серед яких найпоширенішою є «золота» сіль Na[АuС14] ∙ 2Н2О. З інших комплексних кислот і солей Ауруму відомі диселенатоауратна кислота Н[Аu(SеО4)2], яка утворюється під час розчинення золота у гарячому концентрованому розчині Н2SеO4, та погано розчинний кристалогідрат Ва[Аu(ОН)4]2∙Н2О зеленого кольору. Добуто також дисульфатоаурат калію К[Аu(SО4)2] жовтого кольору. Існує ряд сполук Ауруму(І). Крім оксиду ауруму(І) Аu2О добуто АuСl та АuІ. У водному розчині йони Аu+ диспропорціонують на Аu(ІІІ) і Аu(0), проте йони Аu+ стійкі у ряді комплексних сполук, зокрема в сполуці [Аu(СN)2]-. Сполуки Ауруму є окисниками і відновлюються значно легше, ніж сполуки Аргентуму. Усі сполуки Ауруму легко розкладаються під час нагрівання з виділенням металічного золота. Розчинні сполуки Ауруму отруйні. До побічної підгрупи II групи належать елементи Цинк Zn, Кадмій Сd, Меркурій Нg. Zn, Сd і Нg — повні аналоги, це останні d-елементи, кожен у своєму періоді. В атомах цих елементів повністю стабілізований d10-підрівень передостаннього енергетичного рівня. Завдяки більш високому заряду ядер атомів елементів підгрупи Цинку, порівняно з передуючими в періодах атомами Сu, Аg, Аu, зв'язок d-електронів у атомах Zn, Сd, Нg з ядром міцніший. Тому елементи підгрупи Цинку виявляють у сполуках ступінь окиснення не вищий, ніж +2. У табл. 5.2.2 подано деякі властивості елементів побічної підгрупи II групи. Таблиця 5.2.2. Читайте також:
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|