Общая характеристика элементов II группы

Ко II группе периодической системы элементов относятся бериллий, щелочноземельные металлы: магний, кальций, стронций, барий и радий (главная подгруппа) и подгруппа цинка: цинк, кадмий, ртуть (побочная подгруппа). Своим названием щелочноземельные металлы обязаны тому, что их оксиды (земли) при растворении в воде обра­зуют щелочные растворы.

На внешнем электронном уровня элементов главной и побочной подгрупп находятся по два электрона (nS²), которые они отдают, обра­зуя соединения со степенью окисления +2.

Для всех элементов II группы характерны сравнительно низкая температура плавления и высокая летучесть. У щелочноземельных элементов растворимость гидроксидов увеличивается от магния к барию. Гидроксид магния почти не раство­ряется в воде, гидроксид кальция растворяется слабо, а гидроксид бария — хорошо. Растворимость же многих солей уменьшается от магния к радию. Так, сульфат магния хорошо растворяется в воде, сульфат кальция — плохо, а сульфаты стронция, бария и радия прак­тически нерастворимы. Низкая растворимость сульфата радия исполь­зуется для выделения радия из его концентратов.

В подгруппе цинка амфотерность оксидов уменьшается от цинка к ртути гидроксид цинка хорошо растворяется в щелочах, гидроксид кадмия — значительно хуже, а гидроксид ртути в щелочах нерастворим. Активность элементов в этой подгруппе уменьшается с увеличе­нием их атомной массы. Так, цинк вытесняет кадмий и ртуть из раст­воров их солей, а кадмий вытесняет ртуть.

Бериллий был открыт Л. Н. Вокленом в 1798 г. Содержание его в земной коре составляет 3,8∙10^-4%. Металлический бериллий применяется для изготовления окон к рентгеновским установкам, так как поглощает рентгеновские лучи в 17 раз слабее алюминия. Добавка бериллия к сплавам увеличивает их твердость и электропроводность. Соединения бериллия могут вызывать очень тяжелое заболевание легких.

Стронций впервые был выделен в виде оксида А. Крофордом в 1790 г., а в чистом виде получен Г. Дэви в 1808 г. Содержание его в земной коре составляет 0,034%. Нитрат стронция применяют в пи­ротехнике, а его карбонат и оксид — в сахарной промышленности. При ядерных взрывах образуется стронций-90, излучение которого очень опасно, так как вызывает лучевую болезнь, лейкоз и саркому костей.

Барий был открыт К. В. Шееле в 1774 г. и Г. Дэви в 1808 г выделил его в свободном состоянии. Со­держание его в земной коре составляет 0,065%. Из соединений бария наиболее широко применяются его гидроксид, пероксид и некоторые соли. Гидроксид и хлорид бария используются в лабораторной прак­тике, пероксид бария — для получения пероксида водорода, нитрат и хлорат — в пиротехнике, сульфат бария — в рентгеноскопии орга­нов пищеварения. Соединения бария ядовиты.

Радий открыт М. и П. Кюри совместно с Ж. Бемоном в 1898 г. Содержание его в земной коре составляет 1∙10^-20%. Радий обладает естественной радиоактивностью: при его радиоактивном распаде выде­ляются a-частицы, электроны и образуется радон. Соли радия применяются в исследовательских целях, а также для получения радона, обладающего целебными свойствами.

Кадмий открыл Ф. Штромейер в 1817 г. и независимо от него К. Герман, К. Карстен и В. Мейснер — в 1818 г. Содержание его в земной коре составляет 1,3∙10^-5%. Благодаря способности кадмия покрываться защитной оксидной пленкой он используется как устойчивое антикоррозионное покрытие. Соединения кадмия ядовиты.

Магний

Магний открыт Г. Дэви в 1808 г.

Нахождение в природе. Содержание магния в земной коре состав­ляет 1,87%. Соединения его встречаются в различных минералах. Карбонат магния входит в состав доломита СаСО₃∙MgCO₃ и магнезита MgCO₃, хлорид — в состав карналлита KCl∙MgCl₂∙6Н₂О, сульфат магния — в состав каинита KCl∙MgSO₄∙6Н₂О. Значитель­ное количество солей магния содержится в морской воде, придавая ей горьковатый вкус.

Физические свойства. Магний — серебристо-белый металл с плот­ностью 1,74 г/см³, плавится при 651 °С, кипит при 1110 °С. На холоду магний покрывается оксидной пленкой, которая предохраняет его от дальнейшего окисления кислородом воздуха.

Химические свойства. Магний — активный металл. Если разрушить оксидную пленку на его поверхности, он легко окисляется кис­лородом воздуха. При нагревании магний энергично взаимодействует с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и другими элементами:

2 Mg + O₂ = 2 MgO (оксид магния),

Mg + Cl₂ = MgCl₂ (хлорид магния),

3 Mg + N₂ = Mg₃N₂ (нитрид магния),

3 Mg + 2 Р = Mg₃P₂ (фосфид магния),

2 Mg + Si = Mg₂Si (силицид магния).

Магний не растворяется в воде, однако при нагревании довольно активно взаимодействует с парами воды:

Mg + Н₂О = MgO + Н₂.

Он легко отнимает кислород и галогены у многих металлов, по­этому его используют для получения редких металлов из их соедине­ний:

3 Mg + МоО₃ = 3 MgO + Mo; 2 Mg + ZrCl₄ = 2 MgCl₂ + Zr.

 

Он горит в атмосфере углекислого газа.

Mg + CO₂ = MgO + СО; 2 Mg + СО₂ = 2 MgO + С,

и хорошо растворяется в кислотах

Mg + H₂SO₄ = MgSO₄ + Н₂,

4 Mg + 10 HNO₃ = 4 Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5 H₂O.

Получение. Магний получают электролизом расплавов его солей. Электролитом служит чистый обезвоженный карналлит, анодом — графитовый стержень, катодом — железный. Полученный жидкий магний всплывает на поверхность и его собирают черпалками. В ходе электролиза к электролиту добавляют хлорид магния. В последнее время магний получают также восстановлением его из оксида карбидом кальция, аморфным углеродом или кремнием. Процесс восстанов­ления карбидом протекает при температуре 1200, углеродом — при 2000, а кремнием — при 1200-1300 °С. Во избежание взаимодействия образующихся в ходе реакции металлического магния и SiO₂ в реак­цию вводят не MgO, а обожженный доломит — смесь оксидов кальция и магния:

MgO + СаС₂ CaO + Mg + 2 С

MgO + С  Mg + СО

2 MgO + CaO + Si CaSiO₃ + 2 Mg

Применение. Магний применяется для получения многих легких сплавов, в частности дюралюминия. Добавка магния к чугуну улучшает механические свойства последнего. Магний применяют как вос­становитель при получении редких металлов (Nb, Та, Mo, W, Ti, Zr, Hf и др.) и некоторых неметаллов (например, Si).

Оксид магния MgO. Белое мелкокристаллическое вещество, не­растворимое в воде. Плавится при температуре 2800 °C. Обладает основными свойствами. Хорошо растворяется в кислотах:

MgO + H₂SO₄ = MgSO₄ + Н₂О,

при нагревании реагирует с кислотными оксидами:

MgO + SiO₂ = MgSiO₃.

В лаборатории оксид магния можно получить сжиганием металличе­ского магния или прокаливанием его гидроксида:

Mg(OH)₂ = MgO + Н₂О.

В промышленности MgO получают термическим разложением карбо­ната магния:

MgCO₃ = MgO + СО₂­.

Основная масса оксида магния расходуется строительной промышленностью на изготовление магнезитового цемента и магнезитовых огнеупоров.

Гидроксид магния Mg(OH)₂. Вещество белого цвета, нераствори­мое в воде, но легко растворимое в кислотах:

Mg(OH)₂ + H₂SO₄ = MgSO₄ + 2 Н₂О

При пропускании углекислого газа через суспензию гидроксида маг­ния последний растворяется с образованием гидрокарбоната магния:

Mg(OH)₂ + СO₂ = MgCO₃ + Н₂О

МgСО₃ + СО₂ + Н₂О = Mg(НСО₃)₂

Гидроксид магния получают действием щелочей или аммиака на раст­воры солей магния:

MgCl₂ + 2 КОН = Mg(OH)₂ + 2 KCl,

MgCl₂ + 2 NH₄OH = Mg(OH)₂ + 2 NH₄Cl

Если к раствору, содержащему нерастворимый гидроксид магния, добавлять соли аммония, осадок растворяется. Это объясняется тем, что ионы аммония связывают гидроксильные ионы (образуется малодиссоциированный гидроксид аммония):

Mg(OH)₂ + 2 NH₄⁺ = Mg²⁺ + 2 NH₄OH

Таким образом можно удерживать магний растворенный в аммиаке. Этот раствор называется магнезиальной смесью и используется для качественного и количественного определения ионов фосфорной кис­лоты:

MgCl₂ + 3 NH₄OH + Н₃РO₄ = MgNH₄PO₄¯ + 2 NH₄Cl + 3 Н₂O.

Хорошо растворяются в воде нитрат, хлорид, сульфат, перхлорат, ацетата магния, а также кислые соли многоосновных кислот. Ос­тальные соли магния плохо растворяются в воде.

Кальций

Соли кальция известны человечеству очень давно, но в свободном состоянии этот металл бал получен английским химиком Г. Дэви только в 1808 г.

Нахождение в природе. Содержание кальция в земной коре сос­тавляет 3,3%. Наиболее распространенными его со­единениями явля­ются минерал кальцит СаСО₃ (главная со­ставная часть известняка, мела и мрамора) и прозрачная разновидность кальцита — исландский шпат. Карбонат кальция входит также в состав минерала доломита СаСО₃∙ MgCO₃. Часто встречаются залежи сульфата кальция в виде минерала гипса CaSO₄∙2Н₂О, фосфата кальция — в виде минералов фосфорита Са₃(РO₄)₂ и апатита 3Са₃(РO₄)₂∙CaF₂ (или Са₅(РО₄)₃F), фторида кальция — в виде минерала плавикового шпата CaF₂ и нитрата кальция — в виде кальциевой, норвежской, селитры Ca(NО₃)₂. Кальций входит также в состав многих алюмосиликатов, в частности полевых шпатов.

Физические свойства. Кальций — серебристо-белый ковкий металл, который плавится при температуре 850 °С и кипит при 1482 °С. Он значительно тверже щелочных ме­таллов.

Химические свойства. Кальций — активный металл. Так, при обычных условиях он легко взаимодействует с ки­слородом воздуха и галогенами:

2 Ca + О₂ = 2 CaO (оксид кальция),

Ca + Br₂ = CaBr₂ (бромид кальция).

С водородом, азотом, серой, фосфором, углеродом и дру­гими неметал­лами кальций реагирует при нагревании:

Ca + Н₂ = СаН₂ (гидрид кальция),

3 Ca + N₂ = Ca₃N₂ (нитрид кальция),

Ca + S = CaS (сульфид кальция),

3 Ca + 2 Р = Са₃Р₂ (фосфид кальция),

Ca + 2 С = СаС₂ (карбид кальция).

С холодной водой он взаимодействует медленно, а с горячей — очень энергично:

Ca + 2 Н₂О = Ca(ОН)₂ + Н₂­,

Кальций может отнимать кислород или галогены из ок­сидов и галогенидов менее активных металлов, т. е. обла­дает восстановительными свойствами:

5 Ca + Nb₂O₅ = 5 CaO + 2 Nb, 2 Ca + TiСl₄ = 2 СаСl₂ + Ti.

Получение. Металлический кальций получают электро­лизом его расплавленных солей. Электролитом служит рас­плавленная смесь СаСl₂ и CaF₂ в соотношении 3:1 по массе. Фторид кальция прибавляют для понижения темпе­ратуры плавления смеси.

Применение. Кальций применяют в металлургии для очистки чугуна и стали от оксидов, а также в производстве многих металлов (Ti, Zr, Hf, Nb, Та и др.) как восста­новитель этих металлов из их оксидов и хлоридов. Сплав кальция со свинцом используют для изготовления подшип­ников и оболочек кабелей.

Оксид кальция CaO. Белое вещество, плавящееся при темпера­туре около 3000 °С, с ярко выраженными основными свойствами. Хо­рошо взаимодействует с водой, кислотами и кислотными оксидами:

CaO + H₂O = Ca(ОН)₂;     CaO + 2 HCl = СаСl₂ + Н₂О;

CaO + СО₂ = CaCO₃.

В лабораторных условиях оксид кальция можно получить окислением кальция, а также термическим разложением его карбоната. В промышленности CaO получают обжигом известняка в шахтных или вращающихся трубчатых печах при 1000-1100 °С. Поэтому его называют еще жженой или негашеной известью.

Применяют оксид кальция в промышленности строительных материалов как вяжущее вещество.

Гидроксид кальция Ca (ОН)₂. Твердое белое вещество, плохо раст­воримое в воде (в 1 л воды при 20 °С растворяется 1,56 г Ca(ОН)₂). При обработке оксида кальция горячей водой получается мелкораздробленный гидроксид кальция — пушонка. Насыщенный водный раствор Ca(OH)₂ называется известковой водой. На воздухе он мут­неет вследствие взаимодействия с углекислым газом и образования карбоната кальция.

Гидроксид кальция является щелочью. Он легко реагирует с кислотами, кислотными оксидами и солями:

Ca(ОН)₂ + 2 HCl = СаСl₂ + 2 Н₂О,

Ca(ОН)₂ + СО₂ = CaCO₃ + Н₂О,

3 Ca(ОН)₂ + 2 FeCl₃ = 3 СаСl₂ + 2 Fe(OH)₃.

Процесс взаимодействия оксида кальция с водой называется гашением. Гашеная известь в смеси с песком и водой образует известковый раствор, используемый в строительстве: для скрепления кир­пичей при кладке стен, для штукатурных работ и др. На воздухе гашеная известь поглощает углекислый газ и превращается в карбо­нат кальция.

Гидроксиды калия и натрия — термически устойчивые соединения, гидроксиды металлов IIА-группы нагревании разлагаются:

Mg(ОН)₂ MgO + H₂O,

Ca(ОН)₂ CaO + Н₂О,

Ba(OH)₂ BaO + Н₂O.

Цинк

Цинк — d-элемент, находящийся в IIВ-группе четвертого пе­риода периодической системы. Электронная конфигурация атома 3d¹⁰4s². Цинк в соединениях имеет постоянную степень окисления (+2).

Цинк в сплавах был известен еще в древности. В чистом виде его получили только в конце 18 века.

Нахождение в природе. Содержание цинка в земной коре состав­ляет 8,3∙10^-3%. Его соединения довольно распространены. Чаще других встречается минерал цинковая обманка ZnS, реже — галмей ZnСО₃, кремнецинковая руда Zn₂SiO₄∙H₂O, цинковая шпинель ZnO∙Al₂O₃ и красная цинковая руда, или цинкит, ZnO.

Физические свойства. Цинк — металл белого цвета, температура плавления 420 °С, температура кипения 906 °С, плотность 7,13 г/см³. На воздухе его поверхность покрывается оксидной пленкой и тускнеет. При температуре плавления плотность цинка равна 6,92 г/см³. На холоду цинк довольно хрупок, но при температуре 100-150 °С легко поддается прокатке и вытягиванию. Легко образует сплавы с другими металлами.

Химические свойства. Цинк является довольно активным металлом. Он легко взаимодействует с кислородом, галогенами, серой и фосфором:

2 Zn + О₂ = 2 ZnO (оксид цинка),

Zn + Сl₂ = ZnCl₂ (хлорид цинка),

Zn + S = ZnS (сульфид цинка),

3 Zn + 2 Р = Zn₃P₂ (фосфид цинка).

Цинк окисляется мно­гими оксидами неметаллов, например:

3 Zn + SO₂ = 2 ZnO + ZnS,

Zn + СО₂ = ZnO + СО,

(обе реакции идут при высоких температурах).

При нагревании взаимодействует с аммиаком, в результате чего об­разуется нитрид цинка:

3 Zn + 2 NH₃ = Zn₃N₂ + 3 Н₂,

а также с водой: Zn + Н₂О = ZnO + Н₂,

и сероводородом: Zn + H₂S = ZnS + Н₂.

Образующийся на поверхности цинка сульфид предохраняет его от дальнейшего взаимодействия с сероводородом.

Цинк хорошо растворим в кислотах и щелочах:

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + Н₂,

Zn + Н₃РO_4(конц) = ZnHPO₄¯ + H₂­,

Zn + 4 HNO_3(конц) Zn(NO₃)₂ + 2 NO₂­ + 2 H₂O,

4 Zn + 10 HNO_{3(очень разб)} = 4 Zn(NО₃)₂ + NH₄NO₃ + 3 Н₂О,

Zn + 2 КОН + 2 Н₂О = K₂[Zn(OH)₄] + Н₂­.

В отличие от алюминия цинк растворяется в водном растворе аммиака, так как образует хорошо растворимый аммиакат:

Zn + 4 NH₄OH = [Zn(NН₃)₄](ОН)₂ + Н₂ + 2 Н₂О.

Он вытесняет менее активные металлы из растворов их солей:

CuSO₄ + Zn = ZnSO₄ + Cu; CdSO₄ + Zn = ZnSO₄ + Cd.

Получение. Цинк получают двумя способами: пирометаллургическим и гидрометаллургическим. В обоих способах цинковую руду обжигают с целью переведения сульфида цинка в оксид:

2 ZnS + 3 O₂ = 2 ZnO + 2 SO₂­; ZnCO₃ = ZnO + СО₂­.

Выделяющийся диоксид серы используется в производстве серной ки­слоты. При получении цинка пирометаллургическим способом получен­ный цинковый огарок (продукт обжига цинковой руды) смешивают с коксом и нагревают до 1100-1200 °С. Цинк восстанавливается: ZnO + С = Zn + СО и при 913 °С отгоняется.

Для получения цинка гидрометаллургическим способом цинковый огарок растворяют в серной кислоте, отделяют примеси и электроли­зом сернокислого раствора выделяют цинк (катодом служит алюми­ний, а анодом — свинец).

Применение. Цинк применяют для оцинкования железа с целью предохранения его от коррозии (цинковая жесть), для изготовления гальванических элементов. Цинковую пыль используют как восстановитель при химических процессах. Цинк входит в состав многих спла­вов.

Оксид цинка ZnO. Порошок белого цвета. Плавится при температуре около 2000 °С, плохо растворяется в воде, обладает амфотерными свойствами. Легко растворяется как в кислотах, так и в щелочах, образуя соли цинка и цинкаты:

ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O,

ZnO + 2 KOH + Н₂О = K₂[Zn(OH)₄].

При сплавлении взаимодействует с основными и кислотными оксидами:

ZnO + CaO = CaZnO₂,     ZnO + SiO₂ = ZnSiO₃,

ZnO + ВаСО₃ BaZnO₂ + СО₂ (при сплавлении).

Используется оксид цинка как катализатор во многих химических процессах. Он входит также в состав цинковых белил. Используется в медицине для изготовления кремов и мазей.

Гидроксид цинка Zn(ОН)₂. Обладает амфотерными свойствами, легко растворяется в кислотах и щелочах:

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2 Н₂O,

Zn(OH)₂ + 2 KOH = K₂[Zn(OH)₄].

Он легко растворяется также в аммиаке — образуется аммиакат цинка:

Zn(OH)₂ + 4 NH₄OH = [Zn(NH₃)₄](OH)₂ + 4 Н₂O.

Гидроксид цинка образуется при обработке соли цинка недостатком щелочи (но не аммиаком) или цинката недостатком кислоты:

ZnSO₄ + 2 KOH = K₂SO₄ + Zn(OH)₂¯,

K₂[Zn(OH)₄] + H₂SO₄ = K₂SO₄ + Zn(OH)₂¯ + 2 H₂O.

Соли цинка

Хлорид цинка ZnCl₂ получают растворением цинка или его оксида в соляной кислоте. Он очень хорошо растворим в воде (расплывается на воздухе). Раствор хлорида цинка в соляной кислоте применяют для обработки поверхности металла при паянии (травление). Хлорид цинка образует с соляной кислотой комплексную кислоту H₂ZnCl₄, которая растворяет оксиды металлов, но не металлы. Хлорид цинка применяется в медицине в качестве антисептика.

Сульфид цинка ZnS. Порошок бледно-желтого цвета, труднораст­воримый в воде. Плавится при 1800-1900 °С под давлением (при 1180 °С возгоняется). Легко растворяется в кислотах:

ZnS + 2 HCl = ZnCl₂ + H₂S.

Он входит в состав литопона — минеральной краски, получаемой в результате смешивания сульфида бария с сульфатом цинка:

BaS + ZnSO₄ = BaSO₄ + ZnS.

Литопон значительно дешевле свинцовых белил, но менее устойчив на свету.

Под действием ультрафиолетовых и радиоактивных лучей сульфид цинка светится. Поэтому его используют в качестве люми­нофора в электронно-лучевых трубках. Тонкоизмельченный сульфид цинка (цинкосульфидная серая краска) применяется для покрытий металлических конструкций мостов и деталей машин.

Сульфат цинка ZnSO₄ применяется в медицине в качестве антисептика.

Ртуть

Ртуть была известна еще древним грекам.

Нахождение в природе. Содержание ее в земной коре составляет 8,3∙10^-6%. Самородная ртуть встречается в виде вкраплений в по­роду. Встречается также сульфид ртути HgS, называемый киноварью.

Физические свойства. Ртуть — серебристо-белый жидкий металл, затвердевает при -38,84 °С, кипит при 356,95 °С. В твердом состоянии обладает хорошей ковкостью и эластичностью. В ртути растворяются многие металлы, образуя амальгамы. В них металлы ведут себя, как и в свободном состоянии, но делаются менее активными (образование амальгамы снижает активность аналогично разбавле­нию). Пары ртути очень ядовиты. Ртуть не выводится из организма человека.

Химические свойства. Ртуть является малоактивным металлом. С кислородом она взаимодействует только при нагревании:

2 Hg + О₂ = 2 HgO.

С хлором ртуть взаимодействует на холоду, образуя хлорид ртути (сулему):

Hg + Сl₂ = HgCl₂.

Легко взаимодействует ртуть с порошкообразной серой, образуя очень прочное соединение — сульфид ртути:

Hg + S = HgS.

Эту реакцию используют для связывания разлитой ртути: место, где предполагают наличие разлитой ртути, посыпают порошком серы.

В воде и щелочах ртуть не растворяется. Она растворяется в кислотах-окислителях: в концентрированной серной кислоте при нагревании, а в азотной — на холоду. В зависимости от количества ртути образуются соли ртути в степени окисления +1 и +2:

Hg + 2 H₂SO₄ = HgSO₄ + SO₂­ + 2 Н₂О,

3 Hg + 8 HNO₃ = 3 Hg(NO₃)₂ + 2 NO­ + 4 H₂O,

Hg + Hg(NO₃)₂ = Hg₂(NO₃)₂.

Ртуть(II) в хлориде HgCl₂ восстанавливается металлической ртутью до ртути(I):

HgCl₂ + Hg = Hg₂Cl₂ (каломель).

Получение. Ртуть получают из киновари, прокаливая ее на воздухе либо нагревая с железом или оксидом кальция:

HgS + О₂ = Hg + SO₂,

HgS + Fe = Hg + FeS,

4 HgS + 4 CaO = 4 Hg + 3 CaS + CaSO₄.

Ртуть легко отгоняется.

Применение. Металлическая ртуть применяется в различных при­борах: регуляторы давления, кварцевые лампы, термомет­ры, диффузионные вакуумные насосы и др. Ее используют также для получения красок, гремучей ртути, ртутных мазей против кожных заболеваний. Амальгамы ртути применяются в качестве восстановителей. Значительные количества ртути используются в электрохими­ческой промышленности (ртутные катоды) и полярографии.

Оксид ртути HgO. Вещество желтого или красного цвета. При на­гревании легко разлагается на кислород и ртуть. Оксид ртути обладает только основными свойствами. Он может растворяться в кислотах, с которыми ртуть образует легкорастворимые соли:

HgO + 2 HCl = HgCl₂ + Н₂О,

HgO + 2 HNO₃ = Hg(NO₃)₂ + Н₂O.

В воде оксид ртути не растворяется и при действии щелочей на рас­творы солей ртути(II) выпадает в осадок:

HgCl₂ + 2 КОН = 2 KCl + HgO + Н₂О,

Hg(NO₃)₂ + 2 NaOH = 2 NaNO₃ + HgO + Н₂O.

В соединениях ртути со степенью окисления +1 два атома ртути со­единяются между собой ковалентной связью. При действии щелочей на соли ртути(I) выпадают металлическая ртуть и оксид ртути(II):

Hg₂(NO₃)₂ + 2 КОН = 2 KNO₃ + HgO + Hg + H₂O.

Соли ртути применяются в основном как катализаторы многих химических процессов. Так, сулема HgCl₂ катализирует реакцию гидрохлорирования ацетилена:

HCºCH + HCl H₂C=CHCl.

Сульфат ртути HgSO₄ применяется как катализатор при гидра­тации ацетилена по реакции Кучерова:

НСºСН + H₂O CH₃-СНО.

Труднорастворимая каломель Нg₂Сl₂ используется при изготовлении стандартных электродов электрометрических приборов.

Глава 7.9. ТРЕТЬЯ ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ ЭЛЕМЕНТОВ