Caracteristicile generale ale zincului, reacția sa cu acid sulfuric diluat și concentrat. Zincul - caracteristicile generale ale elementului, proprietățile chimice ale zincului și ale compușilor săi II. Chimie anorganică

Este situat în a doua grupă, un subgrup secundar al tabelului periodic al lui Mendeleev și este un metal de tranziție. Numărul de serie al elementului este 30, masa este 65,37. Configurația electronică a stratului exterior al atomului este 4s2. Singura și constantă este „+2”. Metalele de tranziție se caracterizează prin formarea de compuși complecși în care acționează ca un agent de complexare cu numere de coordonare diferite. Acest lucru este valabil și pentru zinc. Există 5 izotopi stabili în natură, cu numere de masă de la 64 la 70. Mai mult, izotopul 65Zn este radioactiv, timpul său de înjumătățire este de 244 de zile.

Zincul este un metal de culoare albastru-argintiu care, atunci când este expus la aer, devine rapid acoperit cu o peliculă de oxid de protecție, ascunzându-și strălucirea. Când pelicula de oxid este îndepărtată, zincul prezintă proprietățile metalelor - strălucire și o strălucire strălucitoare caracteristică. În natură, zincul se găsește în multe minerale și minereuri. Cele mai comune: cleiofan, blenda de zinc (sfalerita), wurtzita, marmatita, calamina, smithsonita, willemita, zincita, franklinita.

Smithsonite

Ca parte a minereurilor mixte, zincul își întâlnește însoțitorii constanti: taliu, germaniu, indiu, galiu și cadmiu. Scoarta terestra contine 0,0076% zinc, iar 0,07 mg/l din acest metal se gaseste in apa de mare sub forma de saruri. Formula zincului ca substanță simplă este Zn, legătura chimică este metalică. Zincul are o rețea cristalină densă hexagonală.

Proprietățile fizice și chimice ale zincului

Punctul de topire al zincului este de 420 °C. În condiții normale, este un metal fragil. Când este încălzit la 100-150 °C, maleabilitatea și ductilitatea zincului crește și este posibil să se producă sârmă din metal și folie rulată. Punctul de fierbere al zincului este de 906 °C. Acest metal este un conductor excelent. Începând de la 200 °C, zincul este ușor măcinat în pulbere gri și își pierde plasticitatea. Metalul are o conductivitate termică bună și o capacitate termică bună. Parametrii fizici descriși permit utilizarea zincului în compuși cu alte elemente. Alama este cel mai cunoscut aliaj de zinc.

Instrumente de suflat din alamă

În condiții normale, suprafața zincului este acoperită instantaneu cu oxid sub forma unui strat de acoperire alb-gri. Se formează datorită faptului că oxigenul din aer oxidează o substanță pură. Zincul ca substanță simplă reacționează cu calcogeni, halogeni, oxigen, alcalii, acizi, amoniu (sărurile sale), . Zincul nu interacționează cu azotul, hidrogenul, borul, carbonul și siliciul. Zincul pur chimic nu reacționează cu soluțiile de acizi și alcaline. - metalul este amfoter, iar în reacțiile cu alcalii formează compuși complecși - hidroxinați. Faceți clic pentru a afla ce experimente pentru a studia proprietățile zincului se pot face acasă.

Reacția acidului sulfuric cu zincul și producerea de hidrogen

Reacția acidului sulfuric diluat cu zincul este principala metodă de laborator pentru producerea hidrogenului. În acest scop, se folosește zinc pur granulat (granulat) sau zinc tehnic sub formă de resturi și așchii.

Dacă se iau zinc și acid sulfuric foarte pur, hidrogenul este eliberat lent, mai ales la începutul reacției. Prin urmare, se adaugă uneori puțină soluție de sulfat de cupru la soluția care s-a răcit după diluare. Cupru metal depus pe suprafața zincului accelerează reacția. Modul optim de a dilua un acid pentru a produce hidrogen este diluarea acidului sulfuric concentrat cu o densitate de 1,19 cu apă într-un raport de 1:1.

Reacția acidului sulfuric concentrat cu zincul

În acidul sulfuric concentrat, agentul de oxidare nu este cationul hidrogen, ci un agent oxidant mai puternic - ionul sulfat. Nu se manifestă ca un agent oxidant în acid sulfuric diluat datorită hidratării puternice și, ca urmare, mobilității scăzute.

Modul în care acidul sulfuric concentrat va reacționa cu zincul depinde de temperatură și concentrație. Ecuații de reacție:

Zn + 2H₂SO₄ = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O

3Zn + 4H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O

4Zn + 5H₂SO₄ = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Acidul sulfuric concentrat este un agent oxidant puternic datorită stării de oxidare a sulfului (S⁺⁶). Interacționează chiar și cu metale slab active, adică cu metale înainte și după hidrogen și, spre deosebire de acidul diluat, nu eliberează niciodată hidrogen în timpul acestor reacții. În reacțiile acidului sulfuric concentrat cu metale, se formează întotdeauna trei produse: sare, apă și un produs de reducere a sulfului. Acidul sulfuric concentrat este un agent oxidant atât de puternic încât chiar oxidează unele nemetale (cărbune, sulf, fosfor).

Zincul este un reprezentant tipic al grupului de elemente metalice și are întreaga gamă a caracteristicilor acestora: luciu metalic, ductilitate, conductivitate electrică și termică. Cu toate acestea, proprietățile chimice ale zincului diferă oarecum de reacțiile de bază inerente majorității metalelor. Un element se poate comporta ca un nemetal în anumite condiții, de exemplu, reacționează cu alcalii. Acest fenomen se numește amfoteritate. În articolul nostru vom studia proprietățile fizice ale zincului și vom lua în considerare, de asemenea, reacțiile tipice caracteristice metalului și compușilor săi.

Poziția elementului în tabelul periodic și distribuția în natură

Metalul este situat într-un subgrup secundar al celui de-al doilea grup al tabelului periodic. Pe lângă zinc, conține cadmiu și mercur. Zincul aparține elementelor d și se află în a patra perioadă. În reacțiile chimice, atomii săi renunță întotdeauna la electroni de ultimul nivel de energie, prin urmare, în compuși ai elementului precum oxidul, sărurile intermediare și hidroxidul, metalul prezintă o stare de oxidare de +2. Structura atomului explică toate proprietățile fizice și chimice ale zincului și ale compușilor săi. Conținutul total de metal din sol este de aproximativ 0,01 greutate. %. Se găsește în minerale precum galmea și blenda de zinc. Deoarece conținutul de zinc din ele este scăzut, rocile sunt mai întâi supuse îmbogățirii, care se realizează în cuptoare cu arbore. Majoritatea mineralelor care conțin zinc sunt sulfuri, carbonați și sulfați. Acestea sunt săruri de zinc, ale căror proprietăți chimice stau la baza proceselor lor de prelucrare, cum ar fi prăjirea.

Producția de metal

Reacția de oxidare severă a carbonatului sau sulfurei de zinc produce oxidul acestuia. Procesul are loc într-un pat fluidizat. Aceasta este o metodă specială bazată pe contactul strâns al mineralelor fin măcinate și a unui flux de aer cald care se mișcă cu viteză mare. Apoi, oxidul de zinc ZnO este redus cu cocs și vaporii de metal rezultați sunt îndepărtați din sfera de reacție. O altă metodă de producere a metalului, bazată pe proprietățile chimice ale zincului și ale compușilor săi, este electroliza unei soluții de sulfat de zinc. Este o reacție redox care are loc sub influența curentului electric. Metalul de înaltă puritate este depus pe electrod.

Caracteristici fizice

Un metal albăstrui-argintiu, fragil în condiții normale. În intervalul de temperatură de la 100° la 150°, zincul devine flexibil și poate fi rulat în foi. Când este încălzit peste 200°, metalul devine neobișnuit de fragil. Sub influența oxigenului atmosferic, bucățile de zinc sunt acoperite cu un strat subțire de oxid, iar la oxidarea ulterioară se transformă în hidroxicarbonat, care joacă rolul de protector și previne interacțiunea ulterioară a metalului cu oxigenul atmosferic. Proprietățile fizice și chimice ale zincului sunt interdependente. Să luăm în considerare acest lucru folosind exemplul interacțiunii unui metal cu apa și oxigenul.

Oxidare severă și reacție cu apa

Când sunt încălzite puternic în aer, pilitura de zinc ard cu o flacără albastră, formând oxid de zinc.

Prezintă proprietăți amfotere. În vaporii de apă încălziți la o temperatură roșie, metalul înlocuiește hidrogenul din moleculele de H 2 O, în plus, se formează oxid de zinc. Proprietățile chimice ale substanței dovedesc capacitatea sa de a interacționa atât cu acizii, cât și cu alcalii.

Reacții redox care implică zinc

Deoarece elementul vine înaintea hidrogenului în seria de activitate a metalelor, este capabil să-l înlocuiască din moleculele de acid.

Produșii de reacție dintre zinc și acizi vor depinde de doi factori:

• tip de acid
• concentrarea acestuia

Oxid de zinc

O pulbere poroasă albă care devine galbenă când este încălzită și revine la culoarea inițială când este răcită este un oxid de metal. Proprietățile chimice ale oxidului de zinc și ecuațiile de reacție pentru interacțiunea acestuia cu acizi și alcalii confirmă natura amfoterică a compusului. Astfel, substanța nu poate reacționa cu apa, ci interacționează atât cu acizii, cât și cu alcalii. Produșii de reacție vor fi săruri medii (în cazul interacțiunii cu acizi) sau compuși complecși - tetrahidroxocinați.

Oxidul de zinc este utilizat în producția de vopsea albă, care se numește alb de zinc. În dermatologie, substanța este inclusă în unguente, pulberi și paste care au efect antiinflamator și de uscare asupra pielii. Majoritatea oxidului de zinc produs este folosit ca umplutură pentru cauciuc. Continuând să studiem proprietățile chimice ale zincului și ale compușilor săi, să luăm în considerare hidroxidul de Zn(OH)2.

Natura amfoteră a hidroxidului de zinc

Precipitatul alb care cade sub acțiunea alcalinei asupra soluțiilor de săruri metalice este baza de zinc. Compusul se dizolvă rapid atunci când este expus la acizi sau baze. Primul tip de reacție se termină cu formarea de săruri medii, al doilea - zincați. Sărurile complexe - hidroxicinații - sunt izolate sub formă solidă. O caracteristică specială a hidroxidului de zinc este capacitatea sa de a se dizolva într-o soluție apoasă de amoniac pentru a forma hidroxid de zinc tetraaminiu și apă. Baza de zinc este un electrolit slab, prin urmare atât sărurile sale medii, cât și zincații din soluții apoase sunt hidrolizabile, adică ionii lor reacţionează cu apa și formează molecule de hidroxid de zinc. Soluțiile de săruri metalice precum clorura sau nitratul vor fi acide din cauza acumulării de ioni de hidrogen în exces.

Caracteristicile sulfatului de zinc

Proprietățile chimice ale zincului pe care le-am examinat mai devreme, în special, reacțiile sale cu acid sulfat diluat, confirmă formarea unei sări medii - sulfat de zinc. Acestea sunt cristale incolore, care, atunci când sunt încălzite la 600° și peste, pot produce oxosulfați și trioxid de sulf. Odată cu încălzirea suplimentară, sulfatul de zinc este transformat în oxid de zinc. Sarea este solubilă în apă și glicerină. Substanța este izolată din soluție la temperaturi de până la 39°C sub formă de hidrat cristalin, a cărui formulă este ZnSO 4 × 7H 2 O. În această formă se numește sulfat de zinc.

În intervalul de temperatură 39°-70°, se obține o sare hexahidrat, iar peste 70° doar o moleculă de apă rămâne în hidratul cristalin. Proprietățile fizico-chimice ale sulfatului de zinc fac posibilă utilizarea acestuia ca înălbitor în producția de hârtie, ca îngrășământ mineral în producția de culturi și ca îngrășământ în dieta animalelor domestice și a păsărilor de curte. În industria textilă, compusul este utilizat la producția de țesături de viscoză și la vopsirea chintzului.

Sulfatul de zinc este, de asemenea, inclus în soluția de electrolit utilizată în procesul de acoperire galvanică a produselor din fier sau oțel cu un strat de zinc folosind metoda difuză sau metoda galvanizării la cald. Un strat de zinc protejează astfel de structuri de coroziune pentru o lungă perioadă de timp. Având în vedere proprietățile chimice ale zincului, trebuie menționat că în condiții de salinitate ridicată a apei, fluctuații semnificative de temperatură și umiditate a aerului, galvanizarea nu dă efectul dorit. Prin urmare, aliajele metalice cu cupru, magneziu și aluminiu sunt utilizate pe scară largă în industrie.

Aplicarea aliajelor care conțin zinc

Transportul multor substanțe chimice, cum ar fi amoniacul, prin conducte necesită cerințe speciale pentru compoziția metalului din care sunt fabricate conductele. Sunt realizate pe bază de aliaje de fier cu magneziu, aluminiu și zinc și au rezistență ridicată la coroziune la medii chimice agresive. În plus, zincul îmbunătățește proprietățile mecanice ale aliajelor și neutralizează efectele nocive ale impurităților precum nichelul și cuprul. Aliajele de cupru și zinc sunt utilizate pe scară largă în procesele industriale de electroliză. Cisternele sunt folosite pentru transportul produselor petroliere. Sunt construite din aliaje de aluminiu care conțin, pe lângă magneziu, crom și mangan, o proporție mare de zinc. Materialele din această compoziție nu numai că au proprietăți anti-coroziune ridicate și rezistență crescută, ci și rezistență criogenică.

Rolul zincului în corpul uman

Conținutul de Zn în celule este de 0,0003%, deci este clasificat ca microelement. Proprietățile și reacțiile chimice ale zincului și ale compușilor săi joacă un rol important în metabolism și menținerea unui nivel normal de homeostazie, atât la nivelul celulei, cât și la nivelul întregului organism. Ionii metalici fac parte din enzime importante și alte substanțe biologic active. De exemplu, se știe că zincul are un efect grav asupra formării și funcțiilor sistemului reproducător masculin. Face parte din coenzima hormonului testosteron, care este responsabil de fertilitatea lichidului seminal și de formarea caracteristicilor sexuale secundare. Partea neproteică a unui alt hormon important, insulina, produsă de celulele beta ale insulelor Langerhans din pancreas, conține și un oligoelement. Starea imunitară a organismului este, de asemenea, direct legată de concentrația în celule a ionilor de Zn +2, care se găsesc în hormonul timusului - timulină și timopoietină. O concentrație mare de zinc este înregistrată în structurile nucleare - cromozomi care conțin acid dezoxiribonucleic și participă la transmiterea informațiilor ereditare ale celulei.

În articolul nostru, am studiat funcțiile chimice ale zincului și ale compușilor săi și, de asemenea, am determinat rolul acestuia în viața corpului uman.

Proprietăți chimice

Configurația electronică externă a atomului de Zn este 3d 10 4s 2. Starea de oxidare în compuși este +2. Potențialul redox normal de 0,76 V caracterizează zincul ca un metal activ și un agent reducător energetic. În aer la temperaturi de până la 100 °C, zincul se pătează rapid, devenind acoperit cu o peliculă de suprafață de carbonați bazici. În aer, zincul este acoperit cu o peliculă subțire de oxid de ZnO. Când este încălzit puternic, arde pentru a forma oxid alb amfoter ZnO.

2Zn + O2 = 2ZnO

Fluorul uscat, clorul și bromul nu reacționează cu zincul la rece, dar în prezența vaporilor de apă metalul se poate aprinde, formând, de exemplu, ZnCl 2. Un amestec încălzit de pulbere de zinc și sulf dă sulfură de zinc ZnS. Sulfura de zinc precipită atunci când hidrogenul sulfurat acționează asupra soluțiilor apoase slab acide sau amoniacale de săruri de Zn. Hidrura de ZnH2 se obţine prin reacţia LiAlH4 cu Zn(CH3)2 şi alţi compuşi de zinc; o substanță asemănătoare metalului care se descompune în elemente când este încălzită.

Nitrură Zn 3 N 2 - pulbere neagră, se formează atunci când este încălzită la 600 ° C într-un curent de amoniac; stabil în aer până la 750 °C, apa îl descompune. Carbura de zinc ZnC2 a fost obţinută prin încălzirea zincului într-un curent de acetilenă. Acizii minerali puternici dizolvă puternic zincul, mai ales atunci când sunt încălziți, pentru a forma sărurile corespunzătoare. Când interacționează cu HCI diluat și H2S04, H2 este eliberat, iar cu HNO3, în plus, NO, NO2, NH3. Zincul reacţionează cu HCI concentrat, H2SO4 şi HNO3, eliberând H2, SO2, NO şi respectiv NO2. Soluțiile și topiturile de alcali oxidează zincul, eliberând H2 și formând zinciți solubili în apă. Intensitatea acțiunii acizilor și alcalinelor asupra zincului depinde de prezența impurităților în acesta. Zincul pur este mai puțin reactiv față de acești reactivi datorită supratensiunii ridicate de hidrogen. În apă, sărurile de zinc se hidrolizează când sunt încălzite, eliberând un precipitat alb de hidroxid de Zn(OH)2. Sunt cunoscuți compuși complecși care conțin zinc, de exemplu SO4 și alții.

Oxidul de zinc reacționează atât cu soluțiile acide:

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

și cu alcalii:

ZnO + 2NaOH (fuziune) = Na2ZnO2 + H2O

Zincul de puritate obișnuită reacționează activ cu soluțiile acide:

Zn + 2HCI = ZnCl2 + H2

Zn + H2S04 = ZnS04 + H2

și soluții alcaline:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

formând hidroxinați. Zincul foarte pur nu reacționează cu soluțiile de acizi și alcaline. Interacțiunea începe atunci când se adaugă câteva picături de soluție de sulfat de cupru CuSO4.

Când este încălzit, zincul reacţionează cu nemetale (cu excepţia hidrogenului, carbonului şi azotului). Reacționează activ cu acizii:

Zn + H2S04 (diluat) = ZnS04 + H2

Zincul este singurul element al grupului care se dizolvă în soluții apoase de alcalii pentru a forma 2– ioni (hidroxicinați):

Zn + 2OH – + 2H 2 O = 2– + H 2

Când zincul metalic este dizolvat într-o soluție de amoniac, se formează un complex de amoniac:

Zn + 4NH 3 H 2 O = (OH) 2 + 2H 2 O + H 2

Cuprul (Cu) aparține elementelor d și este situat în grupa IB din tabelul periodic al lui 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 atomului de cupru, se observă un așa-numit „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, Cu20 etc., precum și în compuși complecși, de exemplu, CI și OH. Compușii de cupru în starea de oxidare +1 nu au o culoare specifică. Astfel, oxidul de cupru (I), în funcție de mărimea cristalelor, poate fi roșu închis (cristale mari) și galben (cristale mici), CuCl și CuI sunt albe, iar Cu 2 S este negru și albastru. Starea de oxidare a cuprului egală cu +2 este mai stabilă din punct de vedere chimic. Sărurile care conțin cupru în această stare de oxidare 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 situat în seria de activitate a metalelor la dreapta hidrogenului, adică. aparține metalelor slab active.

cu oxigen

În condiții normale, cuprul nu interacționează cu oxigenul. Căldura este necesară pentru ca reacția dintre ele să aibă loc. În funcție de excesul sau deficiența de oxigen și condițiile de temperatură, oxidul de cupru (II) și oxidul de cupru (I) pot forma:

cu sulf

Reacția sulfului cu cuprul, în funcție de condiții, 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 o C, se formează sulfură de cupru (I):

Dacă există o lipsă de sulf și reacția se realizează la temperaturi peste 400 o C, se formează sulfură de cupru (II). Cu toate acestea, o modalitate mai simplă de a obține sulfură 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 iodură 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 din 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 conform ecuației:

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 HNO 3 diluat duce la formarea azotatului de cupru (II) și a monoxidului de azot:

3Cu + 8HNO 3 (diluat) = 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

- cu acid azotic concentrat

HNO 3 concentrat reacționează ușor cu cuprul în condiții normale. Diferența dintre reacția cuprului cu acidul azotic concentrat și reacția 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 azotic (II), se formează oxidul azotic (IV), care se datorează concurenței mai mari dintre moleculele de acid azotic din acidul concentrat pentru agent reducător (Cu ) electroni:

Cu + 4HNO 3 = 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 substanței simple (sulful) se formează sulfură de cupru(I). Acest lucru se datorează faptului că cuprul și sulful, spre deosebire de azot, reacționează:

cu oxizi metalici

Când cuprul metalic este sinterizat cu oxid de cupru (II) la o temperatură de 1000-2000 o C, se poate obține oxid de cupru (I):

De asemenea, cuprul metalic poate reduce oxidul de fier (III) la oxid de fier (II) la calcinare:

cu săruri metalice

Cuprul înlocuiește metalele mai puțin active (în dreapta acestuia în seria de activități) din soluțiile sărurilor lor:

Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓

Are loc și o reacție interesantă în care cuprul se dizolvă în sarea unui metal mai activ - fierul în starea de oxidare +3. Cu toate acestea, nu există contradicții, pentru că cuprul nu înlocuiește fierul din sarea sa, ci doar îl reduce de la starea de oxidare +3 la starea de oxidare +2:

Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cu = 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 circuite din cupru.

Coroziunea cuprului

Cuprul se corodează în timp în contact cu umiditatea, dioxidul de carbon și oxigenul atmosferic:

2Cu + H2O + CO2 + O2 = (CuOH)2CO3

Ca rezultat al acestei reacții, produsele de cupru sunt acoperite cu un strat liber albastru-verde de hidroxicarbonat de cupru (II).

Proprietățile chimice ale zincului

Zincul Zn este în grupa IIB din perioada IV. Configurația electronică a orbitalilor de valență ai atomilor unui element chimic în starea fundamentală este 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 mai ales ușor la umiditate ridicată și în prezența dioxidului de carbon datorită reacției:

2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3

Vaporii de zinc ard în aer, iar o fâșie subțire de zinc, după ce a fost incandescentă într-o flacără de arzător, arde cu o flacără verzuie:

Când este încălzit, zincul metalic interacționează și cu halogenii, sulful și 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 tehnic 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 puțină sare de cupru la soluția acidă.

La o temperatură de 800-900 o C (căldură roșie), metalul zinc, fiind în stare topit, interacționează cu vaporii de apă supraîncălziți, eliberând hidrogen din acesta:

Zn + H2O = ZnO + H2

Zincul reacționează și cu acizii oxidanți: sulfuric și azotic concentrat.

Zincul ca metal activ poate forma dioxid de sulf, sulf elementar și chiar hidrogen sulfurat cu acid sulfuric concentrat.

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Compoziția produșilor de reducere ai 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, influențată de temperatură, cantitatea de acid, puritatea metalului și timpul de reacție.

Zincul reacționează cu soluțiile alcaline pentru a se forma tetrahidroxicinatiși hidrogen:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

Zn + Ba(OH)2 + 2H2O = Ba + H2

Când este fuzionat cu alcalii anhidre, se formează zinc 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 în soluție de amoniac, reducând hidrogenul:

Zn + 4NH 3 H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O

Zincul reduce, de asemenea, metalele mai puțin active (în dreapta acestuia în seria de activități) din soluțiile apoase ale sărurilor lor:

Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2

Zn + FeSO4 = Fe + ZnSO4

Proprietățile chimice ale cromului

Cromul este un element din grupa VIB a 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 „scurgere de electroni”

Cele mai frecvente stări de oxidare ale cromului sunt +2, +3 și +6. Ele trebuie amintite și, în cadrul programului de examinare unificată de stat în chimie, se poate 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

Încălzită la o temperatură mai mare de 600 o C, cromul metal sub formă de pulbere arde în oxigen pur formând oxid de crom (III):

4Cr + 3O2 = 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 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), care depinde 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 este un metal cu activitate medie (situat în seria de activitate a metalelor între aluminiu și hidrogen). Aceasta înseamnă că reacția are loc între cromul înroșit și vaporii de apă supraîncălziți:

2Cr + 3H2O = o t=> Cr2O3 + 3H2

Interacțiunea cu acizii

Cromul în condiții normale este pasivizat de acizi sulfuric și azotic concentrați, totuși, se dizolvă în ei la fierbere, în timp ce se oxidează la starea de oxidare +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 substanța simplă N2:

10Cr + 36HNO 3(dil) = 10Cr(NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2O

Cromul este situat în seria de activitate la stânga hidrogenului, ceea ce înseamnă că este capabil să elibereze H2 din soluțiile de acizi neoxidanți. În timpul unor astfel de reacții, în absența accesului la oxigenul atmosferic, se formează săruri de crom (II):

Cr + 2HCI = CrCI2 + H2

Cr + H2S04 (diluat) = CrS04 + H2

Când reacția este efectuată în aer liber, cromul divalent este oxidat instantaneu de oxigenul conținut în aer până la starea de oxidare +3. În acest caz, de exemplu, ecuația cu acidul clorhidric va lua forma:

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O

Când cromul metalic este fuzionat cu agenți oxidanți puternici în prezența alcalinelor, cromul este oxidat la starea de oxidare +6, formând cromații:

Proprietățile chimice ale fierului

Fier Fe, un element chimic situat în grupa VIIIB și având numărul de serie 26 în tabelul periodic. Distribuția electronilor în atomul 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. Se caracterizează cel mai mult prin două stări de oxidare +2 și +3. Oxidul de FeO și hidroxidul de Fe(OH) 2 au proprietăți de bază predominante, în timp ce oxidul de Fe 2 O 3 și hidroxidul de Fe(OH) 3 au proprietăți semnificativ amfotere. Astfel, 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. De asemenea, sunt cunoscuți compușii de fier în stare de oxidare rară +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. Dacă alcalinitatea mediului este insuficientă, 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 și reprezentând de fapt un oxid mixt, a cărui compoziție poate fi reprezentată convențional prin 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 sulf în exces bisulfură de fier:

Fe + 2S = la=> FeS 2

Cu halogeni

Fierul metalic este oxidat de toți halogenii, cu excepția iodului, la starea de oxidare +3, formând halogenuri de fier (lll):

2Fe + 3F 2 = la=> 2FeF 3 – fluorură de fier (lll)

2Fe + 3Cl2 = la=> 2FeCl 3 – clorură ferică (lll)

Iodul, ca cel mai slab agent de oxidare 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 la iod liber I 2 în timp ce se reduc 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 = 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 + H2S04 (diluat) = FeS04 + H2

Fe + 2HCI = FeCI2 + H2

Trebuie să acordați atenție unui astfel de truc în sarcinile de examinare unificată de stat ca o întrebare pe tema până la ce grad de oxidare se va oxida fierul atunci când este expus la acid clorhidric diluat și concentrat. Răspunsul corect este de până la +2 în ambele cazuri.

Capcana constă aici în așteptarea intuitivă a unei oxidări mai profunde a fierului (la d.o. +3) în cazul interacțiunii sale 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=> Fe2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3 = o t=> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Vă rugăm să rețineți că acidul sulfuric diluat oxidează fierul la o stare de oxidare de +2, iar acidul sulfuric concentrat la +3.

Coroziunea (ruginirea) fierului

În aer umed, fierul de călcat ruginește foarte repede:

4Fe + 6H2O + 3O2 = 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 temperaturi peste căldura roșie (>800 o C). acestea..