Zinc - o caracteristică generală a elementului, proprietățile chimice ale zincului și ale compușilor săi. Danezi: zinc, cupru, oxid de zinc, monoxid de carbon (lV), carbonat de sodiu, azotat de sodiu, azotat de plumb (II), hidroxid de magneziu Danezi zinc cupru oxid de zinc
1. 2H 2SO 4 (conc.) + Cu \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2O
sulfat de cupru
H 2SO 4 (razb.) + Zn \u003d ZnSO 4 + H 2
sulfat de zinc
2. FeO + H 2 \u003d Fe + H 2O
CuSO 4 + Fe \u003d Cu ↓ + FeSO 4
3. Compunem săruri de acid azotic:
formula acidului azotic HNO3 reziduu acid NO3- - azotat
Să facem formule de săruri:
Na + NO3- Conform tabelului de solubilitate, determinăm sarcinile ionilor. Deoarece ionul de sodiu și ionul de nitrat au sarcinile „+” și respectiv „-”, indicii din această formulă nu sunt necesari. Obtii aceasta formula:
Na + NO3- - azotat de sodiu
Ca2 + NO3- - Conform tabelului de solubilitate, determinăm sarcinile ionilor. Conform regulii crucii, vom aranja indicii, dar deoarece ionul de nitrat este un ion complex cu o sarcină de „-”, acesta trebuie luat între paranteze:
Ca2+(NO3)-2 - azotat de calciu
Al3 + NO3- - Conform tabelului de solubilitate, determinăm sarcinile ionilor. Conform regulii crucii, vom aranja indicii, dar deoarece ionul de nitrat este un ion complex cu o sarcină de „-”, acesta trebuie luat între paranteze:
Al3+(NO3)-3 - azotat de aluminiu
alte metale
clorură de zinc ZnCl2
azotat de aluminiu Al(NO3)3
azotat de calciu + sodiu 3) Acid sulfuric + hidroxid de magneziu = sulfat de magneziu + apă 4) Oxid de litiu + acid clorhidric = clorură de litiu + apă 5) Oxid de sulf (V1) + hidroxid de sodiu = sulfat de sodiu + apă 6) Aluminiu + acid bromhidric = bromură de aluminiu + hidrogen 7) Azotat de plumb (11) + sulfură de sodiu \u003d sulfură de plumb (11) + acid silicic 8) Silicat de potasiu + acid fosforic \u003d fosfat de potasiu + acid silicic 9) hidroxid de zinc-acid iodhidric \u003d zinc iodide apă 10) Oxid de azot (V) + hidroxid de sodiu \u003d netrat de potasiu + apă 11) Azotat de bariu + acid sulfuric \u003d sulfat de bariu + acid azotic 12) Monoxid de carbon (1V) - hidroxid de calciu \u003d carbonat de calciu + apă 13) Sulf oxid (1V) + oxid de potasiu \u003d sulfat de potasiu 14) Oxid de magneziu + fosfor (V) oxid \u003d fosfat de magneziu 15) Acid azotic + hidroxid de crom (111) \u003d crom (111) azotat + acid sulfurat de hidrogen 16) netrat de argint \u003d sulfură de argint + acid azotic 17) Oxid de fier (111) + hidrogen \u003d fier + apă 18) Nitrat de cupru (11) + aluminiu \u003d cupru + azotat de aluminiu 19) Hidroxid de aluminiu \u003d oxid de aluminiu + apă
a) sodiu --- hidroxid de sodiu -- sulfura de sodiu --- clorura de sodiu --- sulfat de sodiu b) magneziu --- sulfat de magneziu --- hidroxid de magneziu --- oxid de magneziu -- clorura de magneziuc) plumb - plumb (II) oxid - plumb (II) azotat - plumb (II) hidroxid - plumb (II) oxid - plumb (II) sulfat d) sulf - - hidrogen sulfurat - - sulfit de potasiu - -clorură de potasiu - potasiu clorura - acid clorhidric e) calciu - hidroxid de calciu - carbonat de calciu - azotat de calciu - acid azotic e) aluminiu - sulfat de aluminiu - hidroxid de aluminiu - oxid de aluminiu - azotat de aluminiu g) sulf - oxid de sulf (IV) - acid sulfuros - - sulfit de sodiu - acid sulfuros h) oxigen - oxid de aluminiu - sulfat de aluminiu - hidroxid de aluminiu - metaaluminat de sodiu j) aluminiu - clorură de aluminiu - azotat de aluminiu - hidroxid de aluminiu - sulfat de aluminiu l) cupru - clorură de cupru (II) - cupru - oxid de cupru (II) - cupru (II) azotat m) fier - fier (II) clorură - fier (II) hidroxid - fier (II) sulfat - fier n) fier - fier (III) clorură - fier (III) azotat - fier (III) sulfat - fier
1. Reacționează cu o soluție apoasă de carbonat de sodiu1) sulfat de potasiu 3) sulfură de cupru (II).
2) monoxid de carbon (IV) 4) acid silicic
2. Reacţionează cu o soluţie de clorură de bariu
1) hidroxid de calciu 3) sulfat de sodiu
2) hidroxid de cupru (II) 4) Hidrogen
3. Reacționează cu o soluție de azotat de calciu
1) carbonat de sodiu 3) siliciu
2) zinc 4) acid bromhidric
4. când 1 mol și 2 moli de KoH interacționează,
1) sare medie 3) sare acra
2) sare bazică 4) substanțele nu reacţionează
5. Ca urmare a reacţiei silicatului de sodiu cu acid clorhidric format
1) siliciură de sodiu 3) acid silicic
2) Siliciu 4) oxid de siliciu
1. Sarea și alcalina se formează prin interacțiunea soluțiilor
1)
2. Reacționează cu o soluție de azotat de bariu
1) clorură de sodiu 3) carbonat de potasiu
2) cupru 4) carbonat de calciu
3. Reacţionează cu o soluţie de azotat de bariu
1) sulfat de sodiu 3) fier
2) cuvânt clorură 4) cupru
4. Reacționează cu soluția de sulfat de zinc
1) magneziu 3) sulf
2) oxid de siliciu 4) hidroxid de aluminiu
5. reacția chimică (în soluție) este posibilă între
6) Între ce substanțe are loc o reacție chimică?
1) carbonat de calciu și azotat de sodiu
2) silicat de magneziu și fosfat de potasiu
3) sulfat de fier (II) și sulfură de plumb
4) clorură de bariu și sulfat de zinc
Zincul este un element al unui subgrup secundar al celui de-al doilea grup, a patra perioadă sistem periodic elemente chimice ale lui D. I. Mendeleev, cu număr atomic 30. Se notează prin simbolul Zn (lat. Zincum). O substanță simplă zinc în condiții normale este un metal de tranziție albăstrui fragil culoare alba(se ternează în aer, acoperit cu un strat subțire de oxid de zinc).
În a patra perioadă, zincul este ultimul element d, electronii săi de valență 3d 10 4s 2 . Doar electronii de la nivelul energetic exterior participă la formarea legăturilor chimice, deoarece configurația d 10 este foarte stabilă. În compuși, zincul are o stare de oxidare de +2.
Zincul este un metal reactiv, are proprietăți reducătoare pronunțate, este inferior în activitate metalelor alcalino-pământoase. Prezintă proprietăți amfotere.
Interacțiunea zincului cu nemetale
Când este încălzit puternic în aer, arde cu o flacără albăstruie strălucitoare pentru a forma oxid de zinc:
2Zn + O2 → 2ZnO.
Când este aprins, reacţionează puternic cu sulful:
Zn + S → ZnS.
Reacționează cu halogenii în condiții normale în prezența vaporilor de apă ca catalizator:
Zn + Cl2 → ZnCl2.
Sub acțiunea vaporilor de fosfor asupra zincului, se formează fosfuri:
Zn + 2P → ZnP 2 sau 3Zn + 2P → Zn 3 P 2 .
Zincul nu interacționează cu hidrogenul, azotul, borul, siliciul, carbonul.
Interacțiunea zincului cu apa
Reacționează cu vaporii de apă la căldură roșie pentru a forma oxid de zinc și hidrogen:
Zn + H2O → ZnO + H2.
Interacțiunea zincului cu acizii
În seria electrochimică a tensiunilor metalelor, zincul este înaintea hidrogenului și îl înlocuiește de acizii neoxidanți:
Zn + 2HCI → ZnCI2 + H2;
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2.
Reacționează cu acidul azotic diluat pentru a forma azotat de zinc și azotat de amoniu:
4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.
Reacționează cu acizii sulfuric și azotic concentrați pentru a forma o sare de zinc și produse de reducere a acidului:
Zn + 2H2S04 → ZnS04 + SO2 + 2H20;
Zn + 4HNO 3 → Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Interacțiunea zincului cu alcalii
Reacționează cu soluțiile alcaline pentru a forma hidroxocomplecși:
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2
atunci când este topită, formează zincați:
Zn + 2KOH → K2ZnO2 + H2.
Interacțiunea cu amoniacul
Cu amoniacul gazos la 550–600°C formează nitrură de zinc:
3Zn + 2NH3 → Zn3N2 + 3H2;
se dizolvă în soluție apoasă amoniac, formând hidroxid de tetraamizinc:
Zn + 4NH3 + 2H2O → (OH)2 + H2.
Interacțiunea zincului cu oxizi și săruri
Zincul înlocuiește metalele din rândul de stres din dreapta acestuia din soluții de săruri și oxizi:
Zn + CuS04 → Cu + ZnS04;
Zn + CuO → Cu + ZnO.
Oxid de zinc(II) ZnO
- cristalele albe, la încălzire, capătă o culoare galbenă. Densitate 5,7 g/cm3, temperatura de sublimare 1800°C. La temperaturi peste 1000 ° C, se reduce la zinc metalic cu carbon, monoxid de carbon și hidrogen:
ZnO + C → Zn + CO;
ZnO + CO → Zn + CO2;
ZnO + H2 → Zn + H2O.
Nu interacționează cu apa. Prezintă proprietăți amfotere, reacționează cu soluții de acizi și alcaline:
ZnO + 2HCI → ZnCI2 + H20;
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2.
Când este fuzionat cu oxizi metalici, formează zincați:
ZnO + CoO → CoZnO 2 .
Când interacționează cu oxizii nemetalici, formează săruri, unde este un cation:
2ZnO + SiO 2 → Zn 2 SiO 4,
ZnO + B 2 O 3 → Zn(BO 2) 2.
Hidroxid de zinc (II) Zn(OH) 2
- o substanță incoloră cristalină sau amorfă. Densitatea 3,05 g/cm 3, la temperaturi peste 125°C se descompune:
Zn(OH)2 → ZnO + H2O.
Hidroxidul de zinc prezintă proprietăți amfotere, ușor solubil în acizi și baze:
Zn(OH)2 + H2S04 → ZnS04 + 2H20;
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2;
de asemenea, ușor solubil în amoniac apos pentru a forma hidroxid de tetraamizinc:
Zn(OH)2 + 4NH3 → (OH)2.
Se obține sub formă de precipitat alb atunci când sărurile de zinc reacţionează cu alcalii:
ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2 + 2NaCl.
Cuprul (Cu) aparține elementelor d și este situat în grupa IB tabelul periodic D.I. Mendeleev. Configurația electronică a atomului de cupru în starea fundamentală este scrisă ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 în loc de formula așteptată 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Cu alte cuvinte, în cazul unui atom de cupru, se observă așa-numitul „salt de electroni” de la subnivelul 4s la subnivelul 3d. Pentru cupru, pe lângă zero, sunt posibile stările de oxidare +1 și +2. Starea de oxidare +1 este predispusă la disproporționare și este stabilă numai în compuși insolubili precum CuI, CuCl, Cu 20 etc., precum și în compuși complecși, de exemplu, Cl și OH. Compușii de cupru în starea de oxidare +1 nu au o culoare specifică. Deci, oxidul de cupru (I), în funcție de dimensiunea cristalelor, poate fi roșu închis (cristale mari) și galben (cristale mici), CuCl și CuI sunt albe, iar Cu 2 S este negru-albastru. Mai stabilă din punct de vedere chimic este starea de oxidare a cuprului, egală cu +2. Sărurile care conțin cupru într-o stare de oxidare dată sunt de culoare albastră și albastru-verde.
Cuprul este un metal foarte moale, maleabil și ductil, cu o conductivitate electrică și termică ridicată. Culoarea cuprului metalic este roșu-roz. Cuprul este în seria de activitate a metalelor la dreapta hidrogenului, adică. se referă la metale slab active.
cu oxigen
În condiții normale, cuprul nu interacționează cu oxigenul. Căldura este necesară pentru ca reacția dintre ele să continue. În funcție de excesul sau lipsa de oxigen și condițiile de temperatură, poate forma oxid de cupru (II) și oxid de cupru (I):
cu sulf
Reacția sulfului cu cuprul, în funcție de condițiile de desfășurare, poate duce la formarea atât a sulfurei de cupru (I) cât și a sulfurei de cupru (II). Când un amestec de cu pulbere și S este încălzit la o temperatură de 300-400 ° C, se formează sulfură de cupru (I):
Cu o lipsă de sulf și reacția se efectuează la o temperatură mai mare de 400 ° C, se formează sulfură de cupru (II). Cu toate acestea, mai mult într-un mod simplu obținerea sulfurei de cupru (II) din substanțe simple este interacțiunea cuprului cu sulful dizolvat în disulfură de carbon:
Această reacție are loc la temperatura camerei.
cu halogeni
Cuprul reacţionează cu fluor, clor şi brom, formând halogenuri cu formula generală CuHal 2, unde Hal este F, Cl sau Br:
Cu + Br 2 = CuBr 2
În cazul iodului, cel mai slab agent oxidant dintre halogeni, se formează iodura de cupru (I):
Cuprul nu interacționează cu hidrogenul, azotul, carbonul și siliciul.
cu acizi neoxidanţi
Aproape toți acizii sunt acizi neoxidanți, cu excepția acidului sulfuric concentrat și a acidului azotic de orice concentrație. Deoarece acizii neoxidanți sunt capabili să oxideze doar metalele care se află în seria de activitate până la hidrogen; aceasta înseamnă că cuprul nu reacționează cu astfel de acizi.
cu acizi oxidanţi
- acid sulfuric concentrat
Cuprul reacţionează cu acidul sulfuric concentrat atât când este încălzit, cât şi la temperatura camerei. Când este încălzită, reacția se desfășoară în conformitate cu ecuația:
Deoarece cuprul nu este un agent reducător puternic, sulful este redus în această reacție doar la starea de oxidare +4 (în SO2).
- cu acid azotic diluat
Reacția cuprului cu HNO3 diluat conduce la formarea azotatului de cupru (II) și monoxidului de azot:
3Cu + 8HNO 3 (dif.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
- cu acid azotic concentrat
HNO3 concentrat reacționează ușor cu cuprul în condiții normale. Diferența dintre reacția cuprului cu acidul azotic concentrat și interacțiunea cu acidul azotic diluat constă în produsul reducerii azotului. În cazul HNO 3 concentrat, azotul este redus într-o măsură mai mică: în locul oxidului de azot (II), se formează oxidul de azot (IV), care este asociat cu o competiție mai mare între moleculele de acid azotic din acidul concentrat pentru electronii agentului reducător ( Cu):
Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
cu oxizi nemetalici
Cuprul reacţionează cu unii oxizi nemetalici. De exemplu, cu oxizi precum NO2, NO, N2O, cuprul este oxidat la oxid de cupru (II), iar azotul este redus la starea de oxidare 0, adică. se formează o substanță simplă N 2:
În cazul dioxidului de sulf, în locul unei substanțe simple (sulf), se formează sulfură de cupru (I). Acest lucru se datorează faptului că cuprul cu sulful, spre deosebire de azot, reacționează:
cu oxizi metalici
La sinterizarea cuprului metalic cu oxid de cupru (II) la o temperatură de 1000-2000 ° C, se poate obține oxid de cupru (I):
De asemenea, cuprul metalic poate reduce oxidul de fier (III) la calcinare la oxid de fier (II):
cu săruri metalice
Cuprul înlocuiește metalele mai puțin active (în dreapta acestuia în seria de activități) din soluțiile sărurilor lor:
Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag ↓
Are loc și o reacție interesantă, în care cuprul este dizolvat într-o sare a unui metal mai activ - fier în starea de oxidare +3. Cu toate acestea, nu există contradicții, pentru că cuprul nu înlocuiește fierul din sarea sa, ci doar îl restabilește din starea de oxidare +3 la starea de oxidare +2:
Fe 2 (SO 4) 3 + Cu \u003d CuSO 4 + 2FeSO 4
Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2
Ultima reacție este utilizată în producția de microcircuite în stadiul de gravare a plăcilor de cupru.
Coroziunea cuprului
Cuprul se corodează în timp atunci când este expus la umiditate, dioxid de carbon și oxigen atmosferic:
2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 \u003d (CuOH) 2 CO 3
Ca rezultat al acestei reacții, produsele de cupru sunt acoperite cu o acoperire liberă de culoare albastru-verde de hidroxocarbonat de cupru (II).
Proprietățile chimice ale zincului
Zincul Zn este în grupa IIB din perioada a IV-a. Configurația electronică a orbitalilor de valență ai atomilor unui element chimic în starea fundamentală 3d 10 4s 2 . Pentru zinc, este posibilă o singură stare de oxidare, egală cu +2. Oxidul de zinc ZnO și hidroxidul de zinc Zn(OH) 2 au proprietăți amfotere pronunțate.
Zincul se patează atunci când este depozitat în aer, devenind acoperit cu un strat subțire de oxid de ZnO. Oxidarea are loc deosebit de ușor la umiditate ridicată și în prezența dioxid de carbon datorita reactiei:
2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3
Vaporii de zinc ard în aer și o fâșie subțire de zinc, după ce strălucește în flacăra unui arzător, arde în ea cu o flacără verzuie:
Când este încălzit, zincul metalic interacționează și cu halogenii, sulful, fosforul:
Zincul nu reacționează direct cu hidrogenul, azotul, carbonul, siliciul și borul.
Zincul reacţionează cu acizii neoxidanţi pentru a elibera hidrogen:
Zn + H2S04 (20%) → ZnS04 + H2
Zn + 2HCI → ZnCl2 + H2
Zincul industrial este deosebit de ușor solubil în acizi, deoarece conține impurități ale altor metale mai puțin active, în special cadmiu și cupru. Din anumite motive, zincul de înaltă puritate este rezistent la acizi. Pentru a accelera reacția, o probă de zinc de înaltă puritate este adusă în contact cu cuprul sau se adaugă o cantitate mică de sare de cupru la soluția acidă.
La o temperatura de 800-900 o C (caldura rosie), zincul metalic, fiind in stare topit, interactioneaza cu vaporii de apa supraincalziti, eliberand hidrogen din acesta:
Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2
Zincul reacționează și cu acizi oxidanți: sulfuric și nitric concentrați.
Zincul ca metal activ poate forma dioxid de sulf, sulf elementar și chiar hidrogen sulfurat cu acid sulfuric concentrat.
Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Compoziția produselor de reducere a acidului azotic este determinată de concentrația soluției:
Zn + 4HNO 3 (conc.) = Zn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3Zn + 8HNO 3 (40%) = 3Zn (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
4Zn + 10HNO3 (20%) = 4Zn (NO3)2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3 (6%) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO3 (0,5%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Direcția procesului este, de asemenea, afectată de temperatură, cantitatea de acid, puritatea metalului și timpul de reacție.
Zincul reacționează cu soluțiile alcaline pentru a se forma tetrahidroxozincațiiși hidrogen:
Zn + 2NaOH + 2H 2O \u003d Na 2 + H 2
Zn + Ba (OH) 2 + 2H 2 O \u003d Ba + H 2
Cu alcalii anhidre, se formează zinc, atunci când este topit zincațiși hidrogen:
Într-un mediu foarte alcalin, zincul este un agent reducător extrem de puternic, capabil să reducă azotul din nitrați și nitriți la amoniac:
4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3
Datorită complexării, zincul se dizolvă încet într-o soluție de amoniac, reducând hidrogenul:
Zn + 4NH 3 H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O
Zincul restabilește, de asemenea, metalele mai puțin active (în dreapta acestuia în seria de activități) din soluțiile apoase ale sărurilor lor:
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4
Proprietățile chimice ale cromului
Cromul este un element al grupului VIB al tabelului periodic. Configurația electronică a atomului de crom este scrisă ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, adică. în cazul cromului, precum și în cazul atomului de cupru, se observă așa-numita „alunecare a electronilor”.
Cele mai frecvente stări de oxidare ale cromului sunt +2, +3 și +6. Ele ar trebui să fie amintite, și în interior UTILIZAȚI programeîn chimie, putem presupune că cromul nu are alte stări de oxidare.
În condiții normale, cromul este rezistent la coroziune atât în aer, cât și în apă.
Interacțiunea cu nemetale
cu oxigen
Încălzit la o temperatură de peste 600 o C, cromul metalic sub formă de pulbere arde în oxigen pur pentru a forma oxid de crom (III):
4Cr + 3O 2 = o t=> 2Cr 2 O 3
cu halogeni
Cromul reacţionează cu clorul şi fluorul la temperaturi mai scăzute decât cu oxigenul (250, respectiv 300 o C):
2Cr + 3F 2 = o t=> 2CrF 3
2Cr + 3Cl2 = o t=> 2CrCl 3
Cromul reacţionează cu bromul la o temperatură de căldură roşie (850-900 o C):
2Cr + 3Br 2 = o t=> 2CrBr 3
cu azot
Cromul metalic interacționează cu azotul la temperaturi peste 1000 o C:
2Cr + N2 = ot=> 2CrN
cu sulf
Cu sulf, cromul poate forma atât sulfură de crom (II) cât și sulfură de crom (III), în funcție de proporțiile de sulf și crom:
Cr+S= o t=> CRS
2Cr+3S= o t=> Cr 2 S 3
Cromul nu reacționează cu hidrogenul.
Interacțiunea cu substanțe complexe
Interacțiunea cu apa
Cromul aparține metalelor cu activitate medie (situate în seria de activități a metalelor dintre aluminiu și hidrogen). Aceasta înseamnă că reacția are loc între cromul înroșit și vaporii de apă supraîncălziți:
2Cr + 3H20 = o t=> Cr2O3 + 3H2
Interacțiunea cu acizii
Cromul este pasivizat în condiții normale cu acizi sulfuric și azotic concentrați, cu toate acestea, se dizolvă în ei în timpul fierberii, în timp ce este oxidat la o stare de oxidare de +3:
Cr + 6HNO3 (conc.) = la=> Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
2Cr + 6H2S04 (conc) = la=> Cr2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
În cazul acidului azotic diluat, principalul produs al reducerii azotului este o substanță simplă N 2:
10Cr + 36HNO 3 (razb) \u003d 10Cr (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O
Cromul este situat în seria de activitate la stânga hidrogenului, ceea ce înseamnă că este capabil să elibereze H 2 din soluțiile de acizi neoxidanți. În cursul unor astfel de reacții, în absența accesului la oxigenul atmosferic, se formează săruri de crom (II):
Cr + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2
Cr + H 2 SO 4 (razb.) \u003d CrSO 4 + H 2
Când se efectuează reacția în aer liber, cromul divalent este oxidat instantaneu de oxigenul conținut în aer până la o stare de oxidare de +3. În acest caz, de exemplu, ecuația cu acidul clorhidric va lua forma:
4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O
Când cromul metalului este fuzionat cu agenți oxidanți puternici în prezența alcalinelor, cromul este oxidat la o stare de oxidare de +6, formând cromații:
Proprietățile chimice ale fierului
Fier Fe, element chimic, care se află în grupa VIIIB și are numărul de serie 26 în tabelul periodic. Distribuția electronilor într-un atom de fier este următoarea 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , adică fierul aparține elementelor d, deoarece subnivelul d este umplut în cazul său. Este cel mai caracteristic pentru două stări de oxidare +2 și +3. Oxidul de FeO și hidroxidul de Fe(OH) 2 sunt dominate de proprietățile de bază, oxidul de Fe 2 O 3 și hidroxidul de Fe(OH) 3 sunt semnificativ amfoter. Deci, oxidul și hidroxidul de fier (llll) se dizolvă într-o oarecare măsură atunci când sunt fierte în soluții concentrate de alcaline și, de asemenea, reacţionează cu alcalii anhidre în timpul fuziunii. Trebuie remarcat faptul că starea de oxidare a fierului +2 este foarte instabilă și trece cu ușurință în starea de oxidare +3. Compușii de fier sunt cunoscuți și într-o stare de oxidare rară de +6 - ferați, săruri ale inexistentei „acid de fier” H 2 FeO 4. Acești compuși sunt relativ stabili doar în stare solidă sau în soluții puternic alcaline. Cu o alcalinitate insuficientă a mediului, ferrații oxidează rapid chiar și apa, eliberând oxigen din aceasta.
Interacțiunea cu substanțe simple
Cu oxigen
Când este ars în oxigen pur, fierul formează așa-numitul fier scară, având formula Fe 3 O 4 şi reprezentând de fapt un oxid mixt, a cărui compoziţie poate fi reprezentată condiţionat de formula FeO∙Fe 2 O 3 . Reacția de ardere a fierului are forma:
3Fe + 2O 2 = la=> Fe 3 O 4
Cu sulf
Când este încălzit, fierul reacționează cu sulful formând sulfură feroasă:
Fe+S= la=> FeS
Sau cu un exces de sulf bisulfură de fier:
Fe + 2S = la=> FeS2
Cu halogeni
Cu toți halogenii, cu excepția iodului, fierul metalic este oxidat la o stare de oxidare de +3, formând halogenuri de fier (lll):
2Fe + 3F 2 = la=> 2FeF 3 - fluorură de fier (lll)
2Fe + 3Cl2 = la=> 2FeCl 3 - clorură de fier (lll)
Iodul, ca cel mai slab agent oxidant dintre halogeni, oxidează fierul doar la starea de oxidare +2:
Fe + I 2 = la=> FeI 2 - iodură de fier (ll)
Trebuie remarcat faptul că compușii fierului feric oxidează cu ușurință ionii de iodură într-o soluție apoasă pentru a elibera iod I 2 în timp ce revin la starea de oxidare +2. Exemple de reacții similare de la banca FIPI:
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl
2Fe(OH) 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 6H 2 O
Fe 2 O 3 + 6HI \u003d 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O
Cu hidrogen
Fierul nu reacționează cu hidrogenul (doar metalele alcaline și metalele alcalino-pământoase reacționează cu hidrogenul din metale):
Interacțiunea cu substanțe complexe
Interacțiunea cu acizii
Cu acizi neoxidanți
Deoarece fierul este situat în seria de activitate la stânga hidrogenului, aceasta înseamnă că este capabil să înlocuiască hidrogenul din acizii neoxidanți (aproape toți acizii, cu excepția H 2 SO 4 (conc.) și HNO 3 de orice concentrație):
Fe + H 2 SO 4 (dif.) \u003d FeSO 4 + H 2
Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2
Este necesar să acordați atenție unui astfel de truc în USE sarcini, ca o întrebare pe tema în ce grad de oxidare va fi oxidat fierul sub acțiunea acidului clorhidric diluat și concentrat asupra acestuia. Răspunsul corect este de până la +2 în ambele cazuri.
Capcana constă aici în așteptarea intuitivă a unei oxidări mai profunde a fierului (până la s.o. +3) în cazul interacțiunii acestuia cu acidul clorhidric concentrat.
Interacțiunea cu acizii oxidanți
În condiții normale, fierul nu reacționează cu acizii sulfuric și azotic concentrați datorită pasivării. Cu toate acestea, reacționează cu ele când este fiert:
2Fe + 6H2S04 = o t=> Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Fe + 6HNO3 = o t=> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Rețineți că acidul sulfuric diluat oxidează fierul la o stare de oxidare de +2 și se concentrează la +3.
Coroziunea (ruginirea) fierului
În aer umed, fierul ruginește foarte repede:
4Fe + 6H 2 O + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3
Fierul nu reacționează cu apa în absența oxigenului nici în condiții normale, nici când este fiert. Reacția cu apa are loc numai la o temperatură peste temperatura căldurii roșii (> 800 ° C). acestea..
