Цинкът взаимодейства с разтвор на всяко от веществата. Цинк - обща характеристика на елемента, химични свойства на цинка и неговите съединения
Тестови задачи на тема: "Кислород, сяра и техните съединения"
1. Елемент, разположен в Периодичната система химични елементиД. И. Менделеев в 4-ти период на групата VIA, се нарича:
1) селен
2) кислород
3) телур)
4) сяра
2. Зарядът на ядрото и броят на валентните електрони в кислородния атом са съответно равни:
1) +8 и 6
2)+8 и 2
3)+16 и 2
4)+16 и 6
3 Сярата проявява същата валентност като кислорода във всяко от двете съединения:
1)SO2,Na2S
2)Al2S3,SO3
3)H2S, CaS
4)MgS,SO2
4. Химическа връзка между атоми на елементи с поредни номера 6 и 16:
1) йонна
2) ковалентен неполярн
3) водород
4) ковалентен полярен
5. Степента на окисление на +6 сярата има в съединението:
1)H2SO4
2)H2SO3
3)H2S
4)CS2
6. Серният оксид (IV) е:
1) основен
2) кисели
3) амфотерни
4) несолеобразуващи
7. Всички вещества, посочени в серията, взаимодействат със серен оксид (VI):
1)H2O,O2,NaCl
2) Cu(OH)2, NaCl, CaO
3)Ca(OH)2,CO2,K2O
4) NaOH, H2O, BaO
8. С образуването на утайка се получава реакция между разтворите:
1)Na2 и KCL
2) H2SO4 и BaCl2
3) H2SO4 и CuCl2
4) CuSO4 и HCl
9. Коефициентът пред редуктора в уравнението за реакцията между сероводород и кислород е:
1)4
2)3
3)2
4)1
10. Правилни ли са следните преценки за свойствата на сярата:
а) в химична реакциясярата проявява както свойствата на окислител, така и свойствата на редуциращ агент;
б) с кислород сярата образува само киселинни оксиди
1) само а е вярно
2) само b е вярно
3) и двете твърдения са верни
4) и двете съждения са погрешни
11. Установете съответствие между уравнението на химичната реакция и нейния тип:
Реакционно уравнение:
Тип реакция:
1) KMnO4 \u003d K2MnO4 + MnO2 + O2 A) йонен обмен
Б) връзки
Б) заместване
Г) неутрализация
Г) окислително-редукционна
2)Pb(NO3)2+K2S=PbS+2KNO3
3) H2S+Ba(OH)2=BaS+2H2O
4) SO2+CaO=CASO3
12. Установете съответствие между схемата на химичната реакция и изменението на степента на окисление на окислителя в нея.
Схема на реакция:
1)H2S+O2=SO2+H2O
2) H2SO4(конц.)+Zn=ZnSO4+H2S+H2O
3)CuSO4=CuO+SO2+O2
4)H2SO4(конц.)+C=H2O+CO2+SO2
Промяна в степента на окисление:
A)S(+6)=S(+4)
B)S(+4)=S(0)
B)S(2)=S(0)
D)S=S
E)S(+4)=S(+6)
E)S(-2)=S(+4)
13. Практически осъществими реакции между разтвор на натриев сулфит и разтвори:
А) калциев хидроксид
Б) литиев нитрат
Б) натриев хлорид
Г) амониев нитрат
Г) азотна киселина
E) меден (II) хлорид
14. Съставете уравненията на реакциите, чиято схема е:
H2SO4()+Fe=Fe2(SO4)3+.....+H2O
Определете окислителя и редуктора.
15. Определете масата на серен оксид (IV), която ще се получи при взаимодействие на 71 g натриев сулфит с 0,5 mol сярна киселина.
2) Може ли повърхността от неръждаема стоманатретирани с пясък, съдържащ оксидни примеси?
3) Железни и цинкови плочи се потапят в съд с разтвор на сярна киселина, така че да не се допират. Какви процеси ще протичат на повърхността на плочите, ако: а) плочите не са свързани една с друга б) плочите са свързани, в) плочите са свързани към полюсите на източника на ток 1) цинков катод; 2) цинков анод?
Проверете отговорите с електрохимични уравнения
с натриев оксид?
3. Магнезият взаимодейства с разтвор на 1) NA2SO4 2) CACL2 3) CuSO4 4) KCL
Някой може ли да ми помогне)) За пълно взаимодействие с разтвор на бариев нитрат с обем 28 ml и концентрация на моларна сол 0,2 mol / lизисква се разтвор на калиев карбонат с концентрация на моларна сол от 0,05 mol / l с минимален обем (ml):
А. 20 Б. 40 В. 60 Г. 80
№1 Веществата X и Y в схемата на трансформациите Mg + X-> Y + H2S + H2O са съответно: 1) H2SO4 (конц) и MgSO4.2) H2SO3 и MgSO3.№ 2 Бутаналът и метилетил кетонът са: 1) хомолози, 2) структурни изомери, 3) геометрични изомери, 4) едно и също вещество 3) бутен-2,4) 1-метилпропанол-1 № 4 Взаимодействат помежду си: 1) диетилов етер и натрий, 2) етилацетат и хлороводород, 3) етанал и меден хидроксид 2,4) етанол и железен хлорид 3 № 5 Реакционното уравнение е практически осъществимо в воден разтворима формата: 1)Ba(NO3)2+2NaOH=2NaNO3+(BaOH)2 2 . NaNO3 + HC1 = NaCl + HNO3 3. CuSO4 + 2KOH = K2SO4 + Cu(OH) 2 4. Fe2(SO4)3 + 6HNO3 = 2Fe(NO3)3 + 3H2SO4
Химия...Проверете дали съм прав...и получих най-добрия отговор
Отговор от Надежда Лютова[гуру]
Не, аргументът е напълно погрешен. Представени са и уравнения на реакциите. Според лекотата на отката на електроните, металите са разположени в серията на активността. Na, Ca, Mg - са по-активни от Zn. Следователно по-малко активният метал (Zn) не може да измести по-активния метал от солевия разтвор. Това означава, че реакциите 2,3,4 не вървят.
Реакция 1 е възможна, тъй като Cu е по-малко активен метал вдясно от водорода в серията активност. Zn, като по-активен метал, измества Cu от солевите разтвори.
Zn + CuSO4 = ZnsO4 + Cu.
Моля, запомнете: 1) Всеки метал от серия от дейности измества (възстановява) всички метали, следващи го от разтвори на техните соли.
2) Колкото по-наляво е металът в серията активности, толкова по-голяма е неговата способност за намаляване ...
Отговор от Алексей Галушко[гуру]
отговорът е правилен, но напълно заблудени разсъждения (без обида)
Потенциалът Cu/Cu(2+) е по-висок от Zn/Zn(2+), а който има по-голям потенциал, е окислителят. Ще има тази реакция:
CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu
Цинкът е типичен представител на групата метални елементи и притежава пълния набор от характеристики: метален блясък, пластичност, електрическа и топлопроводимост. въпреки това Химични свойствацинк са малко по-различни от основните реакции, присъщи на повечето метали. Елемент при определени условия може да се държи като неметал, например да реагира с алкали. Това явление се нарича амфотерично. В нашата статия ще проучим физичните свойства на цинка, както и ще разгледаме типичните реакции, характерни за метала и неговите съединения.
Позицията на елемента в периодичната система и разпространението в природата
Металът се намира в странична подгрупа на втората група на периодичната система. Освен цинк, той включва кадмий и живак. Цинкът принадлежи към d-елементите и е в четвъртия период. При химичните реакции неговите атоми винаги даряват електрони от последното енергийно ниво, следователно в такива съединения на елемент като оксид, средни соли и хидроксид, металът проявява степен на окисление +2. Структурата на атома обяснява всички физикохимични свойства на цинка и неговите съединения. Общото съдържание на метал в почвата е приблизително 0,01 тегл. %. Той е част от минерали, например, като камбуз и цинкова смес. Тъй като съдържанието на цинк в тях е ниско, скалите първо се подлагат на обогатяване, което се извършва в шахтови пещи. Повечето цинк-съдържащи минерали са сулфиди, карбонати и сулфати. Това са цинкови соли, чиито химични свойства са в основата на техните процеси на обработка, като печене, например.
Получаване на метал
Тежката реакция на окисление на цинков карбонат или цинков сулфид води до неговия оксид. Процесът се извършва в кипящ слой. Това е специален метод, базиран на тесния контакт на фино смлян минерал и движеща се струя горещ въздух висока скорост. След това цинковият оксид ZnO се редуцира с кокс и образуваните метални пари се отстраняват от реакционната сфера. Друг начин за получаване на метал въз основа на химичните свойства на цинка и неговите съединения е електролизата на разтвор на цинков сулфат. Това е окислително-редукционна реакция, която протича под въздействието на електрически ток. След това металът с висока чистота се отлага върху електрода.
Физическа характеристика
синкаво сребро, нормални условиякрехък метал. В температурен диапазон от 100° до 150° цинкът става гъвкав и може да се навива на листове. При нагряване над 200° металът става необичайно крехък. Под действието на атмосферния кислород парчетата цинк се покриват с тънък слой оксид и при по-нататъшно окисляване той се превръща в хидроксокарбонат, който играе ролята на протектор и предотвратява по-нататъшното взаимодействие на метала с атмосферния кислород. Физичните и химичните свойства на цинка са взаимосвързани. Нека разгледаме това, използвайки примера на взаимодействието на метал с вода и кислород.
Силно окисление и реакция с вода
При силно нагряване на въздух цинковите стърготини изгарят със син пламък, образувайки цинков оксид.
Проявява амфотерни свойства. Във водна пара, нагрята до гореща температура, металът измества водорода от молекулите на H 2 O, освен това се образува цинков оксид. Химичните свойства на веществото доказват способността му да взаимодейства както с киселини, така и с основи.
Редокс реакции с участието на цинк
Тъй като елементът в поредицата от активност на металите идва преди водорода, той е в състояние да го измести от киселинните молекули.
Продуктите на реакцията между цинк и киселини ще зависят от два фактора:
- вид киселина
- неговата концентрация
цинков оксид
Бял порест прах, който пожълтява при нагряване и се връща към първоначалния си цвят при охлаждане е метален оксид. Химичните свойства на цинковия оксид, уравненията на реакциите на неговото взаимодействие с киселини и основи потвърждават амфотерната природа на съединението. Така че веществото не може да реагира с вода, но взаимодейства както с киселини, така и с основи. Продуктите на реакцията ще бъдат средни соли (в случай на взаимодействие с киселини) или комплексни съединения - тетрахидроксоцинкати.
Цинковият оксид се използва при производството на бяла боя, която се нарича цинкова бяла. В дерматологията веществото е част от мехлеми, прахове и пасти, които имат противовъзпалително и изсушаващо действие върху кожата. По-голямата част от получения цинков оксид се използва като пълнител за каучук. Продължавайки да изучаваме химичните свойства на цинка и неговите съединения, помислете за хидроксида Zn(OH) 2 .
Амфотерен характер на цинковия хидроксид
Бялата утайка, която се утаява под действието на алкали върху разтвори на метални соли, е основата на цинка. Съединението се разтваря бързо под действието на киселини или основи. Първият тип реакция завършва с образуването на средни соли, вторият - цинкати. В твърда форма са изолирани комплексни соли - хидроксоцинкати. Характеристика на цинковия хидроксид е способността му да се разтваря във воден разтвор на амоняк, за да образува тетрааминцинков хидроксид и вода. Цинковата основа е слаб електролит, следователно както средните му соли, така и цинкати във водни разтвори са податливи на хидролиза, тоест техните йони взаимодействат с вода и образуват молекули на цинков хидроксид. Разтворите на метални соли като хлорид или нитрат ще бъдат киселинни поради натрупването на излишни водородни йони.
Характеристики на цинковия сулфат
Химичните свойства на цинка, разгледани от нас по-рано, по-специално неговите реакции с разредена сулфатна киселина, потвърждават образуването на средна сол - цинков сулфат. Това са безцветни кристали, при нагряване на които до 600 ° и повече, можете да получите оксосулфати и серен триоксид. При допълнително нагряване цинковият сулфат се превръща в цинков оксид. Солта е разтворима във вода и глицерин. Веществото се изолира от разтвор при температури до 39 ° C под формата на кристален хидрат, чиято формула е ZnSO 4 × 7H 2 O. В тази форма се нарича цинков сулфат.
В температурния диапазон 39°-70° се получава хексахидратна сол, а над 70° в състава на кристалния хидрат остава само една молекула вода. Физико-химичните свойства на цинковия сулфат позволяват използването му като белина при производството на хартия, като минерален тор в растениевъдството, като подправка в диетата на домашни животни и домашни птици. В текстилната промишленост съединението се използва при производството на вискозна тъкан, при боядисването на чинц.
Цинковият сулфат също е част от електролитния разтвор, използван в процеса на галванично покритие с цинков слой на продукти от желязо или стомана по дифузен метод или чрез горещо поцинковане. Цинковият слой предпазва такива конструкции от корозия за дълго време. Като се имат предвид химичните свойства на цинка, трябва да се отбележи, че при условия на висока соленост на водата, значителни колебания в температурата и влажността на въздуха, поцинковането не дава желания ефект. Следователно металните сплави с мед, магнезий и алуминий са намерили широко приложение в индустрията.
Използването на сплави, съдържащи цинк
За транспортирането на много химикали, като амоняк, по тръбопроводи, се изискват специални изисквания към състава на метала, от който са направени тръбите. Изработени са на базата на сплави на желязо с магнезий, алуминий и цинк и имат висока антикорозионна устойчивост на действието на агресивна химическа среда. Освен това, цинкът подобрява механичните свойства на сплавите и елиминира вредното въздействие на примеси като никел и мед. Медните и цинковите сплави се използват широко в процесите на промишлена електролиза. За транспортиране на рафинирани продукти се използват танкери. Те са построени от алуминиеви сплависъдържащи освен магнезий, хром и манган, голяма част от цинк. Материалите от този състав имат не само високи антикорозионни свойства и повишена якост, но и криогенна устойчивост.
Ролята на цинка в човешкото тяло
Съдържанието на Zn в клетките е 0,0003%, така че е класифициран като микроелемент. Химичните свойства, реакциите на цинка и неговите съединения играят важна роля в метаболизма и поддържането на нормално ниво на хомеостаза, както на ниво клетка, така и на целия организъм. Металните йони са част от важни ензими и други биологично активни вещества. Например, известно е за сериозния ефект на цинка върху формирането и функционирането на мъжката полова система. Той е част от коензима на хормона тестостерон, който е отговорен за плодовитостта на семенната течност и образуването на вторични полови белези. Непротеиновата част на друг важен хормон - инсулин, произвеждан от бета-клетките на островчетата на Лангерханс на панкреаса, също съдържа микроелемент. Имунният статус на организма също е пряко свързан с концентрацията на Zn +2 йони в клетките, които се намират в тимусния хормон – тимулин и тимопоетин. Висока концентрация на цинк се регистрира в структурите на ядрото - хромозоми, съдържащи дезоксирибонуклеинова киселина и участващи в трансфера на наследствена информация на клетката.
В нашата статия изследвахме химичните функции на цинка и неговите съединения, а също така определихме ролята му в живота на човешкото тяло.
Медта (Cu) принадлежи към d-елементите и се намира в IB групата на периодичната таблица на Д. И. Менделеев. Електронната конфигурация на медния атом в основно състояние се записва като 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 вместо очакваната формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . С други думи, в случай на меден атом се наблюдава т. нар. „електронен скок“ от 4s подниво към 3d подниво. За мед, освен нула, са възможни степени на окисление +1 и +2. Степента на окисление +1 е склонна към диспропорциониране и е стабилна само в неразтворими съединения като CuI, CuCl, Cu 2 O и др., както и в комплексни съединения, например Cl и OH. Медните съединения в степен на окисление +1 нямат специфичен цвят. И така, медният (I) оксид, в зависимост от размера на кристалите, може да бъде тъмночервен (големи кристали) и жълт (малки кристали), CuCl и CuI са бели, а Cu 2 S е черно-син. По-химично стабилно е степента на окисление на медта, равно на +2. Солите, съдържащи мед в дадено окислително състояние, са сини и синьо-зелени на цвят.
Медта е много мек, ковък и пластичен метал с висока електрическа и топлопроводимост. Цветът на металната мед е червено-розов. Медта е в редицата на активността на металите вдясно от водорода, т.е. се отнася до нискоактивни метали.
с кислород
При нормални условия медта не взаимодейства с кислорода. Необходима е топлина, за да протече реакцията между тях. В зависимост от излишъка или липсата на кислород и температурни условия, той може да образува меден (II) оксид и меден (I) оксид:
със сяра
Реакцията на сяра с мед, в зависимост от условията на провеждане, може да доведе до образуването както на меден (I) сулфид, така и на меден (II) сулфид. Когато смес от прахообразен Cu и S се нагрява до температура 300-400 ° C, се образува меден (I) сулфид:
При липса на сяра и реакцията се извършва при температура над 400 ° C, се образува меден (II) сулфид. Въпреки това, повече по прост начинполучаването на меден (II) сулфид от прости вещества е взаимодействието на мед със сяра, разтворена във въглероден дисулфид:
Тази реакция протича при стайна температура.
с халогени
Медта реагира с флуор, хлор и бром, за да образува халогениди обща формула CuHal 2, където Hal е F, Cl или Br:
Cu + Br 2 = CuBr 2
В случай на йод, най-слабият окислител сред халогените, се образува меден (I) йодид:
Медта не взаимодейства с водород, азот, въглерод и силиций.
с неокисляващи киселини
Почти всички киселини са неокисляващи киселини, с изключение на концентрирана сярна киселина и азотна киселина с всякаква концентрация. Тъй като неокисляващите киселини са в състояние да окисляват само метали, които са в серия на активност до водород; това означава, че медта не реагира с такива киселини.
с окислителни киселини
- концентрирана сярна киселина
Медта реагира с концентрирана сярна киселина както при нагряване, така и при стайна температура. При нагряване реакцията протича в съответствие с уравнението:
Тъй като медта не е силен редуктор, сярата се редуцира в тази реакция само до +4 степен на окисление (в SO 2).
- с разредена азотна киселина
Реакцията на мед с разредена HNO 3 води до образуването на меден (II) нитрат и азотен монооксид:
3Cu + 8HNO 3 (диф.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
- с концентрирана азотна киселина
Концентрираната HNO 3 лесно реагира с мед при нормални условия. Разликата между реакцията на медта с концентрирана азотна киселина и взаимодействието с разредена азотна киселина се състои в продукта на редукция на азота. При концентрирана HNO 3 азотът се редуцира в по-малка степен: вместо азотен оксид (II) се образува азотен оксид (IV), което е свързано с по-голяма конкуренция между молекулите на азотната киселина в концентрирана киселина за електроните на редуциращ агент (Cu):
Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
с неметални оксиди
Медта реагира с някои неметални оксиди. Например, с оксиди като NO 2 , NO, N 2 O, медта се окислява до меден (II) оксид, а азотът се редуцира до степен на окисление 0, т.е. образува се просто вещество N 2:
При серен диоксид вместо просто вещество (сяра) се образува меден (I) сулфид. Това се дължи на факта, че медта със сярата, за разлика от азота, реагира:
с метални оксиди
При синтероване на метална мед с меден оксид (II) при температура 1000-2000 ° C може да се получи меден оксид (I):
Също така, металната мед може да редуцира железния (III) оксид при калциниране до железен (II) оксид:
с метални соли
Медта измества по-малко активните метали (вдясно от него в серията активности) от разтворите на техните соли:
Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag ↓
Протича и интересна реакция, при която медта се разтваря в сол на по-активен метал – желязо в степен на окисление +3. Няма обаче противоречия, т.к медта не измества желязото от неговата сол, а само го възстановява от +3 степен на окисление до +2 степен на окисление:
Fe 2 (SO 4) 3 + Cu \u003d CuSO 4 + 2FeSO 4
Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2
Последната реакция се използва при производството на микросхеми на етапа на ецване на медни плочи.
Корозия на медта
Медта корозира с течение на времето, когато е изложена на влага, въглероден диоксид и атмосферен кислород:
2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 \u003d (CuOH) 2 CO 3
В резултат на тази реакция медните продукти са покрити с рохкаво синьо-зелено покритие от меден (II) хидроксокарбонат.
Химични свойства на цинка
Цинк Zn е в групата IIB на IV период. Електронна конфигурация на валентни орбитали на атоми на химичен елемент в основно състояние 3d 10 4s 2 . За цинка е възможно само едно състояние на окисление, равно на +2. Цинковият оксид ZnO и цинковият хидроксид Zn(OH) 2 имат изразени амфотерни свойства.
Цинкът потъмнява, когато се съхранява на въздух, като се покрива с тънък слой ZnO оксид. Окислението протича особено лесно при висока влажност и в присъствието на въглероден диоксид поради реакцията:
2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3
Цинковата пара изгаря във въздуха и тънка ивица цинк, след като свети в пламък на горелка, изгаря в нея със зеленикав пламък:
При нагряване металният цинк също взаимодейства с халогени, сяра, фосфор:
Цинкът не реагира директно с водород, азот, въглерод, силиций и бор.
Цинкът реагира с неокисляващи киселини за освобождаване на водород:
Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
Индустриалният цинк е особено лесно разтворим в киселини, тъй като съдържа примеси от други по-малко активни метали, по-специално кадмий и мед. Цинкът с висока чистота е устойчив на киселини по определени причини. За да се ускори реакцията, проба от цинк с висока чистота се привежда в контакт с мед или се добавя малко количество медна сол към киселинния разтвор.
При температура 800-900 o C (червена топлина), металният цинк, който е в разтопено състояние, взаимодейства със прегрята водна пара, освобождавайки водород от нея:
Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2
Цинкът също реагира с окислителни киселини: концентрирана сярна и азотна.
Цинкът като активен метал може да се образува с концентрирана сярна киселина серен диоксид, елементарна сяра и дори сероводород.
Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Съставът на продуктите на редукция на азотна киселина се определя от концентрацията на разтвора:
Zn + 4HNO 3 (конц.) = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3Zn + 8HNO 3 (40%) = 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
4Zn + 10HNO 3 (20%) = 4Zn (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
5Zn + 12HNO 3 (6%) = 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O
4Zn + 10HNO 3 (0,5%) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Посоката на процеса също се влияе от температурата, количеството киселина, чистотата на метала и времето за реакция.
Цинкът реагира с алкални разтвори, за да се образува тетрахидроксоцинкатии водород:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2
Zn + Ba (OH) 2 + 2H 2 O \u003d Ba + H 2
С безводни основи се образува цинк, когато се стопи цинкатии водород:
В силно алкална среда цинкът е изключително силен редуктор, способен да редуцира азота в нитрати и нитрити до амоняк:
4Zn + NaNO 3 + 7 NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3
Поради комплексообразуването, цинкът бавно се разтваря в разтвор на амоняк, намалявайки водорода:
Zn + 4NH 3 H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O
Цинкът също така възстановява по-малко активните метали (вдясно от него в серията активности) от водни разтвори на техните соли:
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4
Химични свойства на хрома
Хромът е елемент от VIB групата на периодичната таблица. Електронната конфигурация на атома на хрома се записва като 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, т.е. при хрома, както и при медния атом се наблюдава т. нар. "електронно приплъзване"
Най-често срещаните степени на окисление на хрома са +2, +3 и +6. Те трябва да се запомнят и в рамките на програмата USE по химия можем да предположим, че хромът няма други състояния на окисление.
При нормални условия хромът е устойчив на корозия както във въздуха, така и във водата.
Взаимодействие с неметали
с кислород
Загрят до температура над 600 o C, прахообразният метален хром изгаря в чист кислород, за да образува хром (III) оксид:
4Cr + 3O 2 = о т=> 2Cr 2 O 3
с халогени
Хромът реагира с хлор и флуор при по-ниски температури, отколкото с кислород (съответно 250 и 300 o C):
2Cr + 3F 2 = о т=> 2CrF 3
2Cr + 3Cl 2 = о т=> 2CrCl 3
Хромът реагира с бром при температура на червена топлина (850-900 o C):
2Cr + 3Br 2 = о т=> 2CrBr 3
с азот
Металният хром взаимодейства с азота при температури над 1000 o C:
2Cr + N 2 = от=> 2CrN
със сяра
Със сярата хромът може да образува както хром (II) сулфид, така и хром (III) сулфид, в зависимост от пропорциите на сярата и хрома:
Cr+S= о т=> CRS
2Cr+3S= о т=> Cr 2 S 3
Хромът не реагира с водород.
Взаимодействие със сложни вещества
Взаимодействие с вода
Хромът принадлежи към металите със средна активност (намира се в редицата на активността на металите между алуминий и водород). Това означава, че реакцията протича между нажежен до червено хром и прегрята водна пара:
2Cr + 3H2O = о т=> Cr2O3 + 3H2
Взаимодействие с киселини
Хромът се пасивира при нормални условия с концентрирани сярна и азотна киселини, но се разтваря в тях по време на кипене, докато се окислява до степен на окисление +3:
Cr + 6HNO3 (конц.) = да се=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H2O
2Cr + 6H2SO4 (конц.) = да се=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H2O
В случай на разредена азотна киселина, основният продукт на редукция на азота е просто вещество N 2:
10Cr + 36HNO 3 (razb) \u003d 10Cr (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O
Хромът се намира в серия на активност отляво на водорода, което означава, че е в състояние да отделя Н2 от разтвори на неокисляващи киселини. В хода на такива реакции, при липса на достъп до атмосферен кислород, се образуват соли на хром (II):
Cr + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2
Cr + H 2 SO 4 (razb.) \u003d CrSO 4 + H 2
При провеждане на реакцията на открито, двувалентният хром моментално се окислява от кислорода, съдържащ се във въздуха до степен на окисление +3. В този случай, например, уравнението с солна киселинаще приеме формата:
4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O
Когато металният хром се стопи със силни окислители в присъствието на алкали, хромът се окислява до степен на окисление +6, образувайки хромати:
Химични свойства на желязото
Желязо Fe, химичен елемент от група VIIIB и имащ сериен номер 26 в периодичната таблица. Разпределението на електроните в атома на желязото е както следва 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , тоест желязото принадлежи към d-елементите, тъй като d-поднивото е запълнено в неговия случай. Най-характерно е за две степени на окисление +2 и +3. FeO оксидът и Fe(OH) 2 хидроксидът са доминирани от основните свойства, Fe 2 O 3 оксидът и Fe(OH) 3 хидроксидът са подчертано амфотерни. Така оксидът и хидроксидът на желязото (III) се разтварят до известна степен, когато се варят в концентрирани разтвори на алкали, а също така реагират с безводни алкали по време на топене. Трябва да се отбележи, че степента на окисление на желязото +2 е много нестабилна и лесно преминава в степен на окисление +3. Железните съединения са известни и в рядко окислително състояние на +6 - ферати, соли на несъществуващата "желязна киселина" H 2 FeO 4. Тези съединения са относително стабилни само в твърдо състояние или в силно алкални разтвори. При недостатъчна алкалност на средата, фератите бързо окисляват дори вода, освобождавайки кислород от нея.
Взаимодействие с прости вещества
С кислород
При изгаряне в чист кислород желязото образува т.нар желязо мащаб, с формула Fe 3 O 4 и всъщност представляващ смесен оксид, чийто състав може условно да бъде представен с формулата FeO∙Fe 2 O 3 . Реакцията на горене на желязото има формата:
3Fe + 2O 2 = да се=> Fe 3 O 4
Със сяра
При нагряване желязото реагира със сяра, за да образува железен сулфид:
Fe+S= да се=> FeS
Или с излишък на сяра железен дисулфид:
Fe + 2S = да се=> FeS2
С халогени
С всички халогени с изключение на йод металното желязо се окислява до степен на окисление +3, образувайки железни халогениди (lll):
2Fe + 3F 2 = да се=> 2FeF 3 - железен флуорид (lll)
2Fe + 3Cl 2 = да се=> 2FeCl 3 - железен хлорид (lll)
Йодът, като най-слабият окислител сред халогените, окислява желязото само до степен на окисление +2:
Fe + I 2 = да се=> FeI 2 - железен йодид (ll)
Трябва да се отбележи, че съединенията на фери желязото лесно окисляват йодидни йони във воден разтвор до свободен йод I 2, докато се възстановяват до +2 окислително състояние. Примери за подобни реакции от банката 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
С водород
Желязото не реагира с водород (само алкалните и алкалоземните метали реагират с водород от метали):
Взаимодействие със сложни вещества
Взаимодействие с киселини
С неокисляващи киселини
Тъй като желязото се намира в серията активност вляво от водорода, това означава, че то е в състояние да измести водорода от неокисляващи киселини (почти всички киселини с изключение на H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3 с всякаква концентрация):
Fe + H 2 SO 4 (диф.) = FeSO 4 + H 2
Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2
Необходимо е да се обърне внимание на такъв трик в задачите на изпита, като въпрос по темата до каква степен на окисление ще се окисли желязото, когато е изложено на разредена и концентрирана солна киселина. Правилният отговор е до +2 и в двата случая.
Капанът тук е в интуитивното очакване на по-дълбоко окисление на желязото (до s.o. +3) в случай на взаимодействието му с концентрирана солна киселина.
Взаимодействие с окислителни киселини
При нормални условия желязото не реагира с концентрирана сярна и азотна киселини поради пасивиране. Той обаче реагира с тях при варене:
2Fe + 6H2SO4 = о т=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H2O
Fe + 6HNO3 = о т=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H2O
Имайте предвид, че разредената сярна киселина окислява желязото до степен на окисление +2 и концентрирана до +3.
Корозия (ръждясване) на желязото
Във влажен въздух желязото ръждясва много бързо:
4Fe + 6H 2 O + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3
Желязото не реагира с вода при липса на кислород нито при нормални условия, нито при варене. Реакцията с вода протича само при температура над температурата на червената топлина (> 800 ° C). тези..
Цинкът е елемент от странична подгрупа от втора група, четвърти период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 30. Означава се със символа Zn (лат. Zincum). Обикновеното вещество цинк при нормални условия е крехък синкав преходен метал бял цвят(потъмнява на въздух, покрит с тънък слой цинков оксид).
В четвъртия период цинкът е последният d-елемент, неговите валентни електрони 3d 10 4s 2 . В образованието химически връзкиучастват само електрони от външното енергийно ниво, тъй като конфигурацията d 10 е много стабилна. В съединенията цинкът има степен на окисление +2.
Цинкът е реактивен метал, има изразени редуциращи свойства, по активност е по-нисък от алкалоземните метали. Показва амфотерни свойства.
Взаимодействие на цинк с неметали
Когато се нагрява силно на въздух, той изгаря с ярък синкав пламък, за да образува цинков оксид:
2Zn + O2 → 2ZnO.
При запалване реагира енергично със сяра:
Zn + S → ZnS.
Реагира с халогени при нормални условия в присъствието на водна пара като катализатор:
Zn + Cl 2 → ZnCl 2 .
Под действието на фосфорните пари върху цинка се образуват фосфиди:
Zn + 2P → ZnP 2 или 3Zn + 2P → Zn 3 P 2 .
Цинкът не взаимодейства с водород, азот, бор, силиций, въглерод.
Взаимодействие на цинк с вода
Реагира с водна пара при червена топлина, за да образува цинков оксид и водород:
Zn + H 2 O → ZnO + H 2.
Взаимодействието на цинка с киселините
В електрохимичната серия от напрежения на металите цинкът е преди водорода и го измества от неокисляващи киселини:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2;
Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2.
Реагира с разредена азотна киселина за образуване на цинков нитрат и амониев нитрат:
4Zn + 10HNO 3 → 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.
Реагира с концентрирани сярна и азотна киселини за образуване на цинкова сол и продукти за редукция на киселина:
Zn + 2H 2 SO 4 → ZnSO 4 + SO2 + 2H2O;
Zn + 4HNO 3 → Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Взаимодействие на цинк с алкали
Реагира с алкални разтвори за образуване на хидроксо комплекси:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
когато се слее, образува цинкати:
Zn + 2KOH → K 2 ZnO 2 + H 2 .
Взаимодействие с амоняк
С газообразен амоняк при 550–600°C образува цинков нитрид:
3Zn + 2NH 3 → Zn 3 N 2 + 3H 2;
разтваря се във воден разтвор на амоняк, образувайки тетрааминцинков хидроксид:
Zn + 4NH 3 + 2H 2 O → (OH) 2 + H 2.
Взаимодействие на цинк с оксиди и соли
Цинкът измества металите в реда на напрежението вдясно от него от разтвори на соли и оксиди:
Zn + CuSO 4 → Cu + ZnSO 4;
Zn + CuO → Cu + ZnO.
Цинков(II) оксид ZnO
- белите кристали при нагряване придобиват жълт цвят. Плътност 5,7 g/cm 3, температура на сублимация 1800°C. При температури над 1000 ° C се редуцира до метален цинк с въглерод, въглероден оксид и водород:
ZnO + C → Zn + CO;
ZnO + CO → Zn + CO 2 ;
ZnO + H 2 → Zn + H 2 O.
Не взаимодейства с вода. Показва амфотерни свойства, реагира с разтвори на киселини и основи:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O;
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2.
Когато се слее с метални оксиди, той образува цинкати:
ZnO + CoO → CoZnO 2 .
Когато взаимодейства с неметални оксиди, той образува соли, където е катион:
2ZnO + SiO 2 → Zn 2 SiO 4,
ZnO + B 2 O 3 → Zn(BO 2) 2.
Цинков (II) хидроксид Zn(OH) 2
- безцветно кристално или аморфно вещество. Плътност 3,05 g / cm 3, при температури над 125 ° C се разлага:
Zn(OH) 2 → ZnO + H 2 O.
Цинковият хидроксид проявява амфотерни свойства, лесно разтворим в киселини и основи:
Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2H2O;
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2;
също лесно разтворим във воден амоняк за образуване на тетрааминцинков хидроксид:
Zn(OH) 2 + 4NH 3 → (OH) 2.
Получава се под формата на бяла утайка, когато цинковите соли реагират с основи:
ZnCl 2 + 2NaOH → Zn(OH) 2 + 2NaCl.