Цинк взаємодіє з розчином кожної речовини. Цинк - загальна характеристика елемента, хімічні властивості цинку та його сполук
Тестові завдання на тему: "Кисень, сірка та їх сполуки"
1.Елемент, розташований у Періодницькій системі хімічних елементівД.І.Менделєєва в 4-му періоді VIА-групи,називається:
1) селен
2) кисень
3) телур)
4) сірка
2.Заряд ядра та число валентних електронів в атомі кисню відповідно рівні:
1) +8 та 6
2)+8 та 2
3)+16 та 2
4)+16 та 6
3Таку ж валентність, як і кисень, сірка виявляє в кожному з двох з'єднань:
1) SO2, Na2S
2) Al2S3, SO3
3) H2S, CaS
4) MgS, SO2
4.Хімічний зв'язок між атомами елементів з порядковими номерами 6 та 16:
1) іонна
2) ковалентна неполярна
3) воднева
4) ковалентна полярна
5. Ступінь окислення +6 сірка має у поєднанні:
1) H2SO4
2) H2SO3
3) H2S
4) CS2
6.Оксид сірки (IV) є:
1)основним
2) кислотним
3) амфотерним
4) несолетворним
7.З оксидом сірки (VI) взаємодіють усі речовини, зазначені в ряду:
1) H2O, O2, NaCl
2) Cu (OH) 2, NaCl, CaO
3) Ca(OH)2,CO2,K2O
4) NaOH, H2O, BaO
8.З утворенням осаду йде реакція між розчинами:
1) Na2 та KCL
2) H2SO4 та BaCl2
3) H2SO4 та CuCl2
4) CuSO4 та HCl
9.Коефіцієнт перед відновником у рівнянні реакції між сірководнем і киснем дорівнює:
1)4
2)3
3)2
4)1
10. Чи вірні такі міркування про властивості сірки:
а)в хімічних реакціяхсірка виявляє як властивості окислювача, і властивості відновника;
б) з киснем сірка утворює лише кислотні оксиди
1) вірно тільки а
2) вірно тільки б
3) вірні обидва судження
4) обидва судження невірні
11.Встановіть відповідність між рівнянням хімічної реакції та її типом:
Рівняння реакції:
Тип реакції:
1) KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 А) іонного обміну
Б) з'єднання
В)заміщення
Г)нейтралізації
Д) окислення-відновлення
2) Pb (NO3) 2 + K2S = PbS + 2KNO3
3) H2S+Ba(OH)2=BaS+2H2O
4)SO2+CaO=СASO3
12.Встановіть відповідність між схемою хімічної реакції та зміною ступеня окислення окислювача в ній.
Схема реакції:
1)H2S+O2=SO2+H2O
2) H2SO4 (конц.) + Zn = ZnSO4 + H2S + H2O
3) CuSO4 = CuO + SO2 + O2
4) H2SO4 (конц.) + C = H2O + CO2 + SO2
Зміна ступеня окислення:
А) S (+6) = S (+4)
Б) S (+4) = S (0)
В) S (2) = S (0)
Г) S = S
Д) S (+4) = S (+6)
Е)S(-2)=S(+4)
13.Практично здійсненні реакції між розчином сульфіту натрію та розчинами:
А) гідроксиду кальцію
Б) нітрату літію
В)хлориду натрію
Г) нітрату амонію
Д) азотної кислоти
Е)хлориду міді (II)
14.Складіть рівняння реакції, схема якої:
H2SO4()+Fe=Fe2(SO4)3+.....+H2O
Визначити окислювач та відновник.
15.Визначте масу оксиду сірки (IV), яка вийде при взаємодії 71г сульфіту натрію з 0,5 моль сірчаної кислоти.
2) Чи можна поверхню нержавіючої сталіобробляти піском, що містить домішки оксидів?
3) Залізна та цинкова пластини занурені в посудину з розчином сірчаної кислоти так, що вони не стикаються. Які процеси будуть протікати на поверхні пластинок, якщо: а) пластинки не з'єднані один одним; б) пластини з'єднані, в) пластини з'єднані з полюсами джерела струму 1) цинк катод; 2) цинк анод?
Відповіді підтвердити електрохімічними рівняннями
у оксиду натрію?
3.Магній взаємодіє з розчином 1) NA2SO4 2) CACL2 3) CuSO4 4) KCL
Може хтось зможе мені допомогти)) Для повної взаємодії з розчином нітрату барію об'ємом 28 мл та молярною концентрацією солі 0,2 моль/лпотрібно розчин карбонату калію з молярною концентрацією солі 0.05 моль/л мінімальним об'ємом (мл):
А. 20 Б. 40 В. 60 Р. 80
№1Речовинами Х і У у схемі перетворень Mg+X->Y+H2S+H2O є відповідно:1)H2SO4(конц) та MgSO4,2)H2SO3 та MgSO3,3)H2SO4(розб) та MgSO4,4)H2SO3 та№2Бутаналь і метилетилкетон є:1)гомологами,2)структурними ізомерами,3)геометричними ізомерами,4)одною і тією ж речовиною №3Переважаючим продуктом взаємодії водного розчину лугу з 2-хлорбутаном є:1)бутаналь,2)бутанол-2, 3)бутен-2,4)1-метилпропанол-1 №4Взаємодіють між собою:1)діетиловий ефір і натрій,2)етилацетат і хлороводень,3)етаналь і гідроксид міді 2,4)етанол і хлорид заліза 3 №5Рівняння реакції практично здійсненної в водному розчинімає вигляд:1)Ba(NO3)2+2NaOH=2NaNO3+(BaOH)2 2 . NaNO3 + НС1 = NaCl + HNO3 3. CuSO4 + 2KOH = K2SO4 + Cu(OH) 2 4. Fe2(SO4)3 + 6HNO3 = 2Fе(NО3)3 + 3H2SO4
Хімія...Перевірте, чи правильно я міркую... і отримав кращу відповідь
Відповідь від Надія Лютова[гуру]
Ні, міркування зовсім неправильне. Подані рівняння реакцій теж. По легкості віддачі електронів метали розташовуються у активності. Nа, Са, Мg -,активніші, ніж Zn.Тому, менш активний метал (Zn) не може витіснити більш активний метал з розчину солі. Значить, реакції 2,3,4 не йдуть.
Реакція 1 можлива, т. до. Су- менш активний метал, що стоїть праворуч від водню в ряду активності. Zn, як активніший метал, витісняє Сu з розчинів солей.
Zn+CuSО4=ZnsО4+Cu.
Запам'ятай будь ласка: 1) Кожен метал ряду активності витісняє (відновлює) всі наступні за ним метали з розчинів їх солей.
2)Чим лівіше стоїть у ряду активності метал, тим більше його відновлювальна здатність.
Відповідь від Олексій Галушко[гуру]
відповідь правильна, але абсолютно маревні міркування (без образ)
Поленціал Cu/Cu(2+) вище ніж Zn/Zn(2+), а хто має більший потенціал, той і окислювач. Буде така реакція:
CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu
Цинк є типовим представником групи металевих елементів і має весь спектр їх характеристик: металевим блиском, пластичністю, електро- та теплопровідністю. Проте Хімічні властивостіцинку дещо відрізняються від основних реакцій, властивих більшості металів. Елемент за певних умов може поводитися як неметал, наприклад, реагувати з лугами. Таке явище називається амфотерністю. У нашій статті ми вивчимо фізичні властивості цинку, а також розглянемо типові реакції, характерні для металу та його сполук.
Положення елемента в періодичній системі та поширення в природі
Метал розташований у побічній підгрупі другої групи періодичної системи. До неї, крім цинку, входять кадмій та ртуть. Цинк відноситься до d-елементів і знаходиться у четвертому періоді. У хімічних реакціях його атоми завжди віддають електрони останнього енергетичного рівня, тому таких сполуках елемента, як оксид, середні солі і гідроксид, метал виявляє ступінь окислення +2. Будівлею атома пояснюються всі фізико-хімічні властивості цинку та його сполук. Загальний вміст металу у ґрунті становить приблизно 0,01ваг. %. Він входить до складу мінералів, наприклад, таких як галмей та цинкова обманка. Так як вміст цинку в них невисокий, спочатку гірські породи піддаються збагаченню, яке проводиться у шахтних печах. Більшість цинксодержащих мінералів є сульфіди, карбонати і сульфати. Це цинкові солі, хімічні властивості яких лежать в основі процесів їх переробки, наприклад, таких як випал.
Одержання металу
Реакція жорсткого окиснення карбонату або сульфіду цинку призводить до одержання його оксиду. Процес відбувається в киплячому шарі. Це спеціальний метод, заснований на тісному контакті дрібноподрібненого мінералу та струменя гарячого повітря, що рухається з великою швидкістю. Далі оксид цинку ZnO відновлюють коксом і видаляють пари металу зі сфери реакції. Ще один спосіб отримання металу, заснований на хімічних властивостях цинку та його сполук – це електроліз розчину сульфату цинку. Він є окислювально-відновною реакцією, що проходить під дією електричного струму. Метал високої чистоти при цьому тримає в облозі на електроді.
Фізична характеристика
Блакитно-сріблястий, при звичайних умовахкрихкий метал. В інтервалі температур від 100 до 150 цинк стає гнучким і його можна прокатувати в листи. При нагріванні вище 200 ° метал стає надзвичайно крихким. Під дією кисню повітря шматки цинку покриваються тонким шаром оксиду, а при подальшому окисленні він перетворюється на гідроксокарбонат, який грає роль протектора і перешкоджає подальшій взаємодії металу з киснем повітря. Фізичні та хімічні властивості цинку взаємопов'язані. Розглянемо це на прикладі взаємодії металу з водою та киснем.
Жорстке окислення та реакція з водою
При сильному нагріванні повітря цинкові стружки згоряють блакитним полум'ям, у своїй утворюється оксид цинку.
Він виявляє амфотерні властивості. У парах води, розігрітих до температури червоного жару, метал витісняє водень з молекул Н 2 О, крім цього, утворюється оксид цинку. Хімічні властивості речовини доводять його здатність взаємодіяти як із кислотами, і з лугами.
Окисно-відновні реакції за участю цинку
Оскільки елемент у активності металів стоїть перед воднем, він здатний витісняти його з молекул кислот.
Продукти реакції між цинком та кислотами залежатимуть від двох факторів:
- виду кислоти
- її концентрації
Оксид цинку
Білий пористий порошок, що жовтіє при нагріванні і повертає свій початковий колір при охолодженні - це окис металу. Хімічні властивості оксиду цинку, рівняння реакцій його взаємодії з кислотами та лугами підтверджують амфотерний характер сполуки. Так, речовина не може реагувати з водою, але взаємодіє як із кислотами, так і з лугами. Продуктами реакцій будуть середні солі (у разі взаємодії з кислотами) або комплексні сполуки – тетрагідроксоцінкати.
Оксид цинку застосовують у виробництві білої фарби, яку називають цинковими білилами. У дерматології речовина входить до складу мазей, присипок та паст, що надають на шкіру протизапальну та підсушуючу дію. Більша частина виробленого оксиду цинку застосовується як наповнювача для гуми. Продовжуючи вивчати хімічні властивості цинку та його сполук, розглянемо гідроксид Zn(OH) 2 .
Амфотерний характер гідроксиду цинку
Білий осад, що випадає під дією лугу на розчини солей металу, - це основа цинку. З'єднання швидко розчиняється під дією кислот або лугів. Перший тип реакції закінчується утворенням середніх солей, другий – цинкатів. У твердому вигляді виділені комплексні солі – гідроксоцінкати. Особливістю гідроксиду цинку є його здатність розчинятися у водному розчині аміаку з утворенням гідроксиду тетрааммінцинку та води. Основа цинку є слабким електролітом, тому як його середні солі, так і цинкати у водних розчинах піддаються гідролізу, тобто їх іони взаємодіють із водою та утворюють молекули гідроксиду цинку. Розчини таких солей металу, як хлорид чи нітрат, матимуть кислу реакцію внаслідок накопичення надлишку іонів водню.
Характеристика сульфату цинку
Розглянуті нами раніше хімічні властивості цинку, зокрема його реакції з розведеною сульфатною кислотою, підтверджують утворення середньої солі - сірчанокислого цинку. Це безбарвні кристали, які нагрівають до 600° і вище, можна отримати оксосульфати і триокис сірки. При подальшому нагріванні сірчанокислий цинк перетворюється на оксид цинку. Сіль розчинна у воді та гліцерині. Речовину виділяють з розчину при температурі до 39°C у вигляді кристалогідрату, формула якого ZnSO 4 ×7H 2 O. У цьому виді його називають цинковим купоросом.
В інтервалі температур 39°-70° отримують шестиводну сіль, а вище 70° у складі кристалогідрату залишається лише одна молекула води. Фізико-хімічні властивості сульфату цинку дозволяють застосовувати його як відбілювач при виготовленні паперу, у вигляді мінерального добрива в рослинництві, як підживлення в раціоні домашніх тварин та птиці. У текстильній промисловості з'єднання використовують у виробництві віскозної тканини, у фарбуванні ситцю.
Сірчанокислий цинк входить також до складу розчину електроліту, що застосовується в процесі гальванічного покриття шаром цинку сталевих або залізних виробів дифузним способом або методом гарячого оцинкування. Шар цинку протягом тривалого часу захищає такі конструкції від корозії. Враховуючи хімічні властивості цинку, слід зазначити, що в умовах високої солоності води, значних коливань температури та вологості повітря оцинкування не дає бажаного ефекту. Тому в промисловості знайшли широке застосування метали з міддю, магнієм і алюмінієм.
Застосування сплавів, що містять цинк
Для транспортування багатьох хімічних речовин, наприклад, аміаку, трубопроводами, необхідні особливі вимоги до складу металу, з якого виготовлені труби. Вони виготовляються на основі сплавів заліза з магнієм, алюмінієм і цинком і мають високу антикорозійну стійкість до дії агресивного хімічного середовища. Крім цього, цинк покращує механічні властивості сплавів та нівелює шкідливий вплив таких домішок, як нікель та мідь. У процесах промислового електролізу широкого застосування отримали сплави міді та цинку. Для транспортування продуктів нафтопереробки використовують танкери. Вони побудовані з алюмінієвих сплавів, що містять, крім магнію, хрому та марганцю, велику частку цинку. Матеріали такого складу мають не тільки високі антикорозійні властивості і підвищену міцність, але ще й кріогенну стійкість.
Роль цинку в організмі людини
Вміст Zn у клітинах становить 0,0003%, тому його відносять до мікроелементів. Хімічні властивості, реакції цинку та його сполук відіграють важливу роль в обміні речовин та підтримці нормального рівня гомеостазу, як на рівні клітини, так і всього організму загалом. Іони металу входять до складу важливих ферментів та інших біологічно активних речовин. Наприклад, відомо, про серйозний вплив цинку на формування та функції чоловічої статевої системи. Він входить до складу коферменту гормону тестостерону, що відповідає за фертильність насіннєвої рідини та формування вторинних статевих ознак. Небілкова частина ще одного найважливішого гормону - інсуліну, що виробляється бета-клітинами острівців Лангерганса підшлункової залози, також містить мікроелемент. Імунний статус організму теж безпосередньо пов'язаний з концентрацією в клітинах іонів Zn+2, які знаходяться в гормоні тимусу - тимуліні та тимопоетині. Висока концентрація цинку реєструється в структурах ядра - хромосомах, що містять дезоксирибонуклеїнову кислоту та беруть участь у передачі спадкової інформації клітини.
У нашій статті ми вивчили хімічні функції цинку та його сполук, а також визначили його роль у життєдіяльності людини.
Мідь (Cu) відноситься до d-елементів і розташована в IB групі періодичної таблиці Д. І. Менделєєва. Електронна конфігурація атома міді в основному стані записується вигляді 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 замість передбачуваної формули 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Іншими словами, у разі атома міді спостерігається так званий "проскок електрона" з 4s-підрівня на 3d-підрівень. Для міді, крім нуля, можливі ступеня окиснення +1 та +2. Ступінь окислення +1 схильна до диспропорціонування і стабільна лише в нерозчинних сполуках типу CuI, CuCl, Cu 2 O тощо, а також у комплексних сполуках, наприклад, Cl та OH. З'єднання міді в ступені окислення +1 немає конкретного забарвлення. Так, оксид міді (I) залежно від розмірів кристалів може бути темно-червоний (великі кристали) та жовтий (дрібні кристали), CuCl та CuI – білі, а Cu 2 S – чорно-синій. Більш хімічно стійкою є ступінь окислення міді, що дорівнює +2. Солі, що містять мідь у даному ступені окислення, мають синє та синьо-зелене забарвлення.
Мідь є дуже м'яким, ковким та пластичним металом з високою електро- та теплопровідністю. Забарвлення металевої міді червоно-рожеве. Мідь перебуває у низці активності металів правіше водню, тобто. відноситься до малоактивних металів.
з киснем
У звичайних умовах мідь із киснем не взаємодіє. Для протікання реакції між ними потрібне нагрівання. Залежно від надлишку або нестачі кисню та температурних умов може утворити оксид міді (II) та оксид міді (I):
із сірою
Реакція сірки з міддю в залежності від умов проведення може призводити до утворення сульфіду міді (I), так і сульфіду міді (II). При нагріванні суміші порошкоподібних Cu та S до температури 300-400 про С утворюється сульфід міді (I):
При нестачі сірки та проведенні реакції при температурі понад 400 о С утворюється сульфід міді (II). Проте, більше простим способомотримання сульфіду міді (II) з простих речовин є взаємодія міді з сіркою, розчиненою в сірковуглецю:
Ця реакція протікає при кімнатній температурі.
з галогенами
З фтором, хлором та бромом мідь реагує, утворюючи галогеніди з загальною формулою CuHal 2 де Hal - F, Cl або Br:
Cu + Br2 = CuBr2
У випадку з йодом – найслабшим окислювачем серед галогенів – утворюється йодид міді (I):
З воднем, азотом, вуглецем та кремнієм мідь не взаємодіє.
з кислотами-неокислювачами
Кислотами-неокислювачами є практично всі кислоти, крім концентрованої сірчаної кислоти та азотної кислоти будь-якої концентрації. Оскільки кислоти-неокислювачі можуть окислити лише метали, що у ряду активності до водню; це означає, що мідь із такими кислотами не реагує.
з кислотами-окислювачами
- концентрованою сірчаною кислотою
З концентрованою сірчаною кислотою мідь реагує як при нагріванні, і при кімнатній температурі. При нагріванні реакція протікає відповідно до рівняння:
Оскільки мідь не є сильним відновником, сірка відновлюється в даній реакції тільки до ступеня окиснення +4 (SO 2 ).
- з розведеною азотною кислотою
Реакція міді з розведеною HNO 3 призводить до утворення нітрату міді (II) та монооксиду азоту:
3Cu + 8HNO 3 (розб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
- З концентрованою азотною кислотою
Концентрована HNO 3 легко реагує з міддю за звичайних умов. Відмінність реакції міді з концентрованою азотною кислотою від взаємодії з розведеною азотною кислотою полягає у продукті відновлення азоту. У разі концентрованої HNO 3 азот відновлюється меншою мірою: замість оксиду азоту (II) утворюється оксид азоту (IV), що пов'язано з більшою конкуренцією між молекулами азотної кислоти в концентрованій кислоті за електрони відновника (Cu):
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
з оксидами неметалів
Мідь реагує з деякими оксидами неметалів. Наприклад, з такими оксидами, як NO 2 NO, N 2 O мідь окислюється до оксиду міді (II), а азот відновлюється до ступеня окиснення 0, тобто. утворюється проста речовина N 2:
У разі діоксиду сірки замість простої речовини (сірки) утворюється сульфід міді(I). Пов'язано це з тим, що мідь із сіркою, на відміну від азоту, реагує:
з оксидами металів
При спеканні металевої міді з оксидом міді (II) при температурі 1000-2000 про З може бути отриманий оксид міді (I):
Також металева мідь може відновити при прожарюванні оксид заліза (III) до оксиду заліза (II):
із солями металів
Мідь витісняє менш активні метали (правіше за неї в ряду активності) з розчинів їх солей:
Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓
Також має місце цікава реакція, в якій мідь розчиняється в солі активнішого металу - заліза в ступені окислення +3. Проте протиріч немає, т.к. мідь не витісняє залізо з його солі, а лише відновлює його зі ступеня окиснення +3 до ступеня окиснення +2:
Fe 2 (SO 4) 3 + Cu = CuSO 4 + 2FeSO 4
Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2
Остання реакція використовується під час виробництва мікросхем на стадії травлення мідних плат.
Корозія міді
Мідь згодом піддається корозії при контакті з вологою, вуглекислим газом та киснем повітря:
2Cu + H 2 O + СО 2 + О 2 = (CuOН) 2 СO 3
В результаті протікання цієї реакції мідні вироби покриваються пухким синьо-зеленим нальотом гідроксокарбонату міді (II).
Хімічні властивості цинку
Цинк Zn знаходиться у IIБ групі IV-го періоду. Електронна конфігурація валентних орбіталей атомів хімічного елемента в основному стані 3d104s2. Для цинку можливий лише один єдиний ступінь окислення, що дорівнює +2. Оксид цинку ZnO і гідроксид цинку Zn(ОН) 2 мають яскраво виражені амфотерні властивості.
Цинк при зберіганні на повітрі тьмяніє, покриваючись тонким шаром оксиду ZnO. Особливо легко окислення протікає при високій вологості та у присутності вуглекислого газу внаслідок протікання реакції:
2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3
Пар цинку горить на повітрі, а тонка смужка цинку після розжарювання в полум'ю пальника згорає в ньому зеленим полум'ям:
При нагріванні металевий цинк також взаємодіє з галогенами, сіркою, фосфором:
З воднем, азотом, вуглецем, кремнієм та бором цинк безпосередньо не реагує.
Цинк реагує з кислотами-неокислювачами з виділенням водню:
Zn+H2SO4 (20%) → ZnSO4+H2
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
Особливо легко розчиняється в кислотах технічний цинк, оскільки містить домішки інших менш активних металів, зокрема, кадмію і міді. Високочистий цинк з певних причин стійкий до дії кислот. Для того щоб прискорити реакцію, зразок цинку високого ступеня чистоти приводять у дотик з міддю або додають розчин кислоти трохи солі міді.
При температурі 800-900 o C (червоне гартування) металевий цинк, перебуваючи в розплавленому стані, взаємодіє з перегрітою водяною парою, виділяючи з неї водень:
Zn+H2O=ZnO+H2
Цинк реагує також і з кислотами-окислювачами: сірчаною концентрованою та азотною.
Цинк як активний метал може утворювати з концентрованою сірчаною кислотою сірчистий газ, елементарну сірку і навіть сірководень.
Zn+2H2SO4=ZnSO4+SO2+2H2O
Склад продуктів відновлення азотної кислоти визначається концентрацією розчину:
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
На напрямок перебігу процесу впливають також температура, кількість кислоти, чистота металу, час проведення реакції.
Цинк реагує з розчинами лугів, утворюються при цьому тетрагідроксоцінкатита водень:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
Zn + Ba(OH) 2 + 2H 2 O = Ba + H 2
З безводними лугами цинк при сплавленні утворює цинкатита водень:
У сильнолужному середовищі цинк є дуже сильним відновником, здатним відновлювати азот у нітратах та нітритах до аміаку:
4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3
Завдяки комплексоутворенню цинк повільно розчиняється у розчині аміаку, відновлюючи водень:
Zn + 4NH 3 ·H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O
Також цинк відновлює менш активні метали (правіше за нього в ряду активності) з водних розчинів їх солей:
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4
Хімічні властивості хрому
Хром – елемент VIB групи таблиці Менделєєва. Електронна конфігурація атома хрому записується як 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 тобто. у разі хрому, так само як і у випадку атома міді, спостерігається так званий «проскок електрона»
Найчастіше виявленими ступенями окиснення хрому є значення +2, +3 та +6. Їх слід запам'ятати, і в рамках програми ЄДІ з хімії можна вважати, що інших ступенів окиснення хром не має.
За звичайних умов хром стійкий до корозії як у повітрі, і у воді.
Взаємодія з неметалами
з киснем
Розпечений до температури більше 600 o С порошкоподібний металевий хром згоряє в чистому кисні утворюючи оксід хрому (III):
4Cr + 3O 2 = o t=> 2Cr 2 O 3
з галогенами
З хлором і фтором хром реагує за більш низьких температур, ніж з киснем (250 і 300 o C відповідно):
2Cr + 3F 2 = o t=> 2CrF 3
2Cr + 3Cl 2 = o t=> 2CrCl 3
З бромом хром реагує при температурі червоного гартування (850-900 o C):
2Cr + 3Br 2 = o t=> 2CrBr 3
з азотом
З азотом металевий хром взаємодіє при температурах понад 1000 o З:
2Cr + N 2 = ot=> 2CrN
із сірою
З сірою хром може утворювати як сульфід хрому (II) так і сульфід хрому (III), що залежить від пропорцій сірки та хрому:
Cr + S = o t=> CrS
2Cr + 3S = o t=> Cr 2 S 3
З воднем хром не реагує.
Взаємодія зі складними речовинами
Взаємодія із водою
Хром відноситься до металів середньої активності (розташований у ряді активності металів між алюмінієм та воднем). Це означає, що реакція протікає між розпеченою до червоного гартування хромом і перегрітою водяною парою:
2Cr + 3H 2 O = o t=> Cr 2 O 3 + 3H 2
Взаємодія з кислотами
Хром при звичайних умовах пасивується концентрованими сірчаною та азотною кислотами, проте, розчиняється в них при кип'ятінні, при цьому окислюючись до ступеня окиснення +3:
Cr + 6HNO 3(конц.) = t o=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
2Cr + 6H 2 SO 4(конц) = t o=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
У разі розведеної азотної кислоти основним продуктом відновлення азоту є проста речовина N 2:
10Cr + 36HNO 3(розб) = 10Cr(NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O
Хром розташований у низці активності лівіше водню, а це означає, що він здатний виділяти H 2 з розчинів кислот-неокислювачів. У ході таких реакцій без доступу кисню повітря утворюються солі хрому (II):
Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2
Cr + H 2 SO 4(розб.) = CrSO 4 + H 2
При проведенні реакції на відкритому повітрі, двовалентний хром миттєво окислюється киснем, що міститься в повітрі, до ступеня окислення +3. При цьому, наприклад, рівняння з соляною кислотоюнабуде вигляду:
4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O
При сплавленні металевого хрому з сильними окислювачами у присутності лугів хром окислюється до ступеня окиснення +6, утворюючи хромати:
Хімічні властивості заліза
Залізо Fe, хімічний елемент, що знаходиться у VIIIB групі та має порядковий номер 26 у таблиці Менделєєва. Розподіл електронів в атомі заліза наступне 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 тобто залізо відноситься до d-елементів, оскільки заповнюваним у його випадку є d-підрівень. Для нього найбільш характерні два ступені окислення +2 та +3. У оксиду FeO і гідроксиду Fe(OH) 2 переважають основні властивості, у оксиду Fe 2 O 3 і гідроксиду Fe(OH) 3 помітно виражені амфотерні. Так оксид і гідроксид заліза (lll) деякою мірою розчиняються при кип'ятінні в концентрованих розчинах лугів, а також реагують з безводними лугами при сплавленні. Слід зазначити, що ступінь окиснення заліза +2 дуже нестійка, і легко переходить у ступінь окиснення +3. Також відомі сполуки заліза рідко окислення +6 – ферати, солі не існуючої «залізної кислоти» H 2 FeO 4 . Зазначені сполуки відносно стійкі лише у твердому стані, або сильнолужних розчинах. При недостатній лужності середовища ферати досить швидко окислюють навіть воду, виділяючи із неї кисень.
Взаємодія з простими речовинами
З киснем
При згорянні в чистому кисні залізо утворює так звану, залізну окалину, що має формулу Fe 3 O 4 і фактично є змішаний оксид, склад якого умовно можна представити формулою FeO∙Fe 2 O 3 . Реакція горіння заліза має вигляд:
3Fe + 2O 2 = t o=> Fe 3 O 4
Із сірою
При нагріванні залізо реагує із сіркою, утворюючи сульфід двовалентного заліза:
Fe + S = t o=> FeS
Або ж при надлишку сірки дисульфід заліза:
Fe + 2S = t o=> FeS 2
З галогенами
Усіми галогенами крім йоду металеве залізо окислюється до ступеня окиснення +3, утворюючи галогеніди заліза (lll):
2Fe + 3F 2 = t o=> 2FeF 3 – фторид заліза (lll)
2Fe + 3Cl 2 = t o=> 2FeCl 3 – хлорид заліза (lll)
Йод, як найслабший окислювач серед галогенів, окислює залізо лише до ступеня окислення +2:
Fe + I 2 = t o=> FeI 2 - йодид заліза (ll)
Слід зазначити, що з'єднання тривалентного заліза легко окислюють йодид-іони у водному розчині до вільного йоду I 2, при цьому відновлюючись до ступеня окиснення +2. Приклади, подібні до реакцій з банку ФІПІ:
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
З воднем
Залізо з воднем не реагує (з воднем з металів реагують лише лужні метали та лужноземельні):
Взаємодія зі складними речовинами
Взаємодія з кислотами
З кислотами-неокислювачами
Так як залізо розташоване в ряду активності лівіше водню, це означає, що воно здатне витісняти водень з кислот-неокислювачів (майже всі кислоти, крім H 2 SO 4 (конц.) і HNO 3 будь-якої концентрації):
Fe + H 2 SO 4 (розб.) = FeSO 4 + H 2
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Потрібно звернути увагу на такий прийом у завданнях ЄДІ, як питання на тему того до якого ступеня окислення окислиться залізо при дії на нього розведеної та концентрованої соляної кислоти. Правильна відповідь – до +2 в обох випадках.
Пастка тут полягає в інтуїтивному очікуванні глибшого окиснення заліза (до п.о. +3) у разі його взаємодії з концентрованою соляною кислотою.
Взаємодія з кислотами-окислювачами
З концентрованими сірчаною та азотною кислотами у звичайних умовах залізо не реагує через пасивацію. Проте, реагує з ними під час кип'ятіння:
2Fe + 6H 2 SO 4 = o t=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Fe + 6HNO 3 = o t=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
Розбавлена сірчана кислота окислює залізо до ступеня окиснення +2, а концентрована до +3.
Корозія (іржавіння) заліза
На вологому повітрі залізо дуже швидко піддається іржавінню:
4Fe + 6H 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3
З водою без кисню залізо не реагує ні в нормальних умовах, ні при кип'ятінні. Реакція з водою протікає лише за температури вище температури червоного гартування (>800 о С). тобто.
Цинк - елемент побічної підгрупи другої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва з атомним номером 30. Позначається символом Zn (лат. Zincum). Проста речовина цинк за нормальних умов - крихкий перехідний метал голубувато- білого кольору(тьмяніє на повітрі, покриваючись тонким шаром оксиду цинку).
У четвертому періоді цинк є останнім d-елементом, його валентні електрони 3d 10 4s 2 . В освіті хімічних зв'язківберуть участь лише електрони зовнішнього енергетичного рівня, оскільки конфігурація d 10 є дуже стійкою. У сполуках для цинку характерний ступінь окиснення +2.
Цинк – хімічно активний метал, має виражені відновлювальні властивості, по активності поступається лужно-земельним металам. Виявляє амфотерні властивості.
Взаємодія цинку з неметалами
При сильному нагріванні на повітрі згоряє яскравим блакитним полум'ям з утворенням оксиду цинку:
2Zn + O 2 → 2ZnO.
При запаленні енергійно реагує із сіркою:
Zn+S → ZnS.
З галогенами реагує за звичайних умов у присутності парів води як каталізатор:
Zn+Cl2 → ZnCl2.
При дії парів фосфору на цинк утворюються фосфіди:
Zn + 2P → ZnP 2 або 3Zn + 2P → Zn 3 P 2 .
З воднем, азотом, бором, кремнієм, вуглецем цинк не взаємодіє.
Взаємодія цинку з водою
Реагує з парами води при температурі червоного гартування з утворенням оксиду цинку та водню:
Zn+H2O → ZnO+H2.
Взаємодія цинку з кислотами
В електрохімічному ряді напруг металів цинк знаходиться до водню і витісняє його з неокислювальних кислот:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2;
Zn+H2SO4 → ZnSO4+H2.
Взаємодіє з розведеною азотною кислотою, утворюючи нітрат цинку та нітрат амонію:
4Zn + 10HNO 3 → 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.
Реагує з концентрованими сірчаною та азотною кислотами з утворенням солі цинку та продуктів відновлення кислот:
Zn + 2H 2 SO 4 → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
Zn + 4HNO 3 → Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Взаємодія цинку із лугами
Реагує з розчинами лугів із утворенням гідроксокомплексів:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
при сплавленні утворює цинкати:
Zn+2KOH → K2ZnO2+H2.
Взаємодія з аміаком
З газоподібним аміаком при 550-600 ° С утворює нітрид цинку:
3Zn + 2NH 3 → Zn 3 N 2 + 3H 2;
розчиняється у водному розчині аміаку, утворюючи гідроксид тетрааммінцинку:
Zn + 4NH 3 + 2H 2 O → (OH) 2 + H 2 .
Взаємодія цинку з оксидами та солями
Цинк витісняє метали, що стоять у ряді напруги правіше за нього, з розчинів солей і оксидів:
Zn + CuSO 4 → Cu + ZnSO 4;
Zn+CuO → Cu+ZnO.
Оксид цинку (II) ZnO
– білі кристали, при нагріванні набувають жовтого забарвлення. Щільність 5,7 г/см 3 температура сублімації 1800°С. При температурі вище 1000°С відновлюється до металевого цинку вуглецем, чадним газом та воднем:
ZnO+C → Zn+CO;
ZnO + CO → Zn + CO 2;
ZnO+H2 → Zn+H2O.
З водою не взаємодіє. Виявляє амфотерні властивості, реагує з розчинами кислот та лугів:
ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O;
ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 .
При сплавленні з оксидами металів утворює цинкати:
ZnO + CoO → CoZnO 2 .
При взаємодії з оксидами неметалів утворює солі, де є катіоном:
2ZnO + SiO 2 → Zn 2 SiO 4 ,
ZnO + B 2 O 3 → Zn(BO 2) 2 .
Гідроксид цинку (II) Zn(OH) 2
- Безбарвна кристалічна або аморфна речовина. Щільність 3,05 г/см 3 при температурі вище 125°С розкладається:
Zn(OH) 2 → ZnO + H 2 O.
Гідроксид цинку виявляє амфотерні властивості, легко розчиняється в кислотах та лугах:
Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O;
Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2;
також легко розчиняється у водному розчині аміаку з утворенням гідроксиду тетрааммінцинку:
Zn(OH) 2 + 4NH 3 → (OH) 2 .
Виходить у вигляді осаду білого кольору при взаємодії солей цинку з лугами:
ZnCl 2 + 2NaOH → Zn(OH) 2 + 2NaCl.