• Гідрологія і Гідрометрія
• Господарське право
• Економіка будівництва
• Економіка природокористування
• Економічна теорія
• Земельне право
• Історія України
• Кримінально виконавче право
• Медична радіологія
• Методи аналізу
• Міжнародне приватне право
• Міжнародний маркетинг
• Основи екології
• Предмет Політологія
• Соціальне страхування
• Технічні засоби організації дорожнього руху
• Товарознавство продовольчих товарів

Побічної підгрупи І групи

Деякі 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[А_g(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+ 2НNO_з (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 (K_нест= 6,8 ∙ 10^–8) комплексного йона [Аg(NH₃)₂]⁺:

АgС1 + 2NН₃ = [Аg(NH₃)₂]⁺ + Сl^–

Під дією кислот аміакат аргентуму руйнується з утворенням стійкішого,
порівняно з [Аg(NН₃)₂]⁺, комплексного йона NH(К_нестNH= 5,4 ∙ 10^–10):

[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 ДР_АgI = 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 (ДР_AgS= 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:

1. Алгоритми групи KWE
2. Важливою ознакою класифікації є принцип побудови перетворювачів кодів, згідно з яким їх можна поділити на чотири групи.
3. Варіанти групи крові
4. Види небажаної (побічної) дії ліків
5. Види небажаної (побічної) дії ліків
6. Вимоги до керівника групи
7. Вимоги до професійних і особистісних якостей керівника групи АСПН
8. Витрати, пов'язані з одержанням освіти, можна розділити на три групи
9. Відмінювання іменників другої відміни. Особливості поділу на групи іменників з основою на –р. Особливості відмінкових закінчень іменників другої відміни родового відмінка.
10. Відновлення металів може проводитись різними методами, які зручно об'єднати в такі групи: пірометалургійні, гідрометалургійні та електрометалургійні.
11. Віковий підхід і взаємодія різних рівнів соціального досвіду в діяльності різновікових дитячих об’єднань. Функції різновікової групи.
12. Властивості елементів підгрупи берилію

Переглядів: 1973