1.2H 2SO 4 (конц.) + Cu \u003d CuSO 4 + SO2 + 2H 2O

меден сулфат

H2SO4 (разреден) + Zn \u003d ZnSO4 + H2
цинков сулфат
2. FeO + H2 \u003d Fe + H2O
CuSO 4 + Fe \u003d Cu ↓ + FeSO 4

3. Нека съставим солите на азотната киселина:
формула на азотна киселина HNO3 киселинен остатък NO3- - нитрат
Нека съставим формулите на солта:
Na + NO3- Според таблицата на разтворимостта определяме зарядите на йоните. Тъй като натриевият йон и нитратният йон имат заряди съответно "+" и "-", индексите в тази формула са ненужни. Получавате следната формула:
Na + NO3- - натриев нитрат
Са2 + NO3- - Съгласно таблицата на разтворимостта, ние определяме зарядите на йоните. Ще подредим индексите според правилото за кръстосване, но тъй като нитратният йон е сложен йон със заряд "-", тогава той трябва да бъде заграден в скоби:
Са2 + (NO3) -2 - калциев нитрат
Al3 + NO3- - Според таблицата на разтворимостта, ние определяме зарядите на йоните. Ще подредим индексите според правилото за кръстосване, но тъй като нитратният йон е сложен йон със заряд "-", тогава той трябва да бъде заграден в скоби:
Al3 + (NO3) -3 - алуминиев нитрат
допълнителни метали
цинков хлорид ZnCl2
алуминиев нитрат Al (NO3) 3

Сплав от цинк с мед - месинг - е била известна в Древна Гърция, Древен Египет, Индия (VII век), Китай (XI век). Дълго време не беше възможно да се изолира чист цинк. През 1746 г. А. С. Маргграф разработва метод за производство на чист цинк чрез калциниране на смес от неговия оксид с въглища без достъп на въздух в глинени огнеупорни реторти, последвано от кондензация на цинкови пари в хладилници. В индустриален мащаб топенето на цинк започва през 17 век.
Латински zincum се превежда като "бял цвят". Произходът на тази дума не е точно установен. Предполага се, че идва от персийското "cheng", въпреки че това име не се отнася до цинк, а като цяло до камъни. Думата „цинк“ се среща в трудовете на Парацелз и други изследователи от 16 и 17 век. и се връща, вероятно, към древния германски "цинк" - набег, изгаряне на очите. Името "цинк" става често използвано едва през 20-те години.

Намирайки се сред природата, получавайки:

Най-често срещаният цинков минерал е сфалеритът или цинковата смес. Основният компонент на минерала е цинков сулфид ZnS, а различни примеси придават на това вещество всякакви цветове. Очевидно за това минералът се нарича бленд. Цинковият бленд се счита за първичен минерал, от който са се образували други минерали от елемент No 30: смитсонит ZnCO 3, цинцит ZnO, каламин 2ZnO · SiO 2 · H 2 O. На Алтай често можете да намерите ивица руда от „катерица“ - смес от цинкова бленда и кафяв шпат. Парче такава руда отдалеч наистина прилича на скрито раирано животно.
Отделянето на цинк започва с концентриране на руда чрез седиментация или флотационни методи, след което се изпича, за да се образуват оксиди: 2ZnS + 3О 2 \u003d 2ZnО + 2SO 2
Цинковият оксид се обработва електролитично или се редуцира с кокс. В първия случай цинкът се излугва от суровия оксид с разреден разтвор на сярна киселина, примесът на кадмий се утаява с цинков прах и разтворът на цинков сулфат се подлага на електролиза. Метал 99,95% чист се отлага върху алуминиеви катоди.

Физически свойства:

В чист вид той е доста пластичен сребристо-бял метал. При стайна температура тя е крехка; когато плочата се огъне, се чува пукнатина от триенето на кристалитите (обикновено по-силна от "вика на калай"). При 100-150 ° C цинкът е пластичен. Примесите, дори незначителни, рязко увеличават чупливостта на цинка. Точка на топене - 692 ° C, точка на кипене - 1180 ° C

Химични свойства:

Типичен амфотерен метал. Стандартният електроден потенциал е -0,76 V, в поредицата от стандартни потенциали той е разположен преди желязото. Във въздуха цинкът е покрит с тънък филм от ZnO оксид. Изгаря при нагряване. При нагряване цинкът реагира с халогени, с фосфор, образувайки фосфиди Zn 3 P 2 и ZnP 2, със сяра и нейните аналози, образувайки различни халкогениди, ZnS, ZnSe, ZnSe 2 и ZnTe. Цинкът не реагира директно с водород, азот, въглерод, силиций и бор. Zn 3 N 2 нитридът се получава чрез реакция на цинк с амоняк при 550-600 ° C.
Цинкът с нормална чистота реагира активно с разтвори на киселини и основи, образувайки в последния случай хидроксоцинкати: Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2
Много чистият цинк не реагира с разтвори на киселини и основи.
Цинкът се характеризира със съединения със степен на окисление: +2.

Най-важните връзки:

Цинков оксид - ZnO, бял, амфотерен, реагира както с киселинни разтвори, така и с основи:
ZnO + 2NaOH \u003d Na2 ZnO2 + H20 (сливане).
Цинков хидроксид - образува се под формата на желатинозна бяла утайка при добавяне на алкали към водни разтвори на цинкови соли. Амфотерен хидроксид
Цинкови соли... Безцветни кристални вещества. Във водни разтвори цинковите йони Zn 2+ образуват аква комплекси 2+ и 2+ и се подлагат на силна хидролиза.
Цинкати образуван от взаимодействието на цинков оксид или хидроксид с основи. При сливането се образуват метацинкати (например Na 2 ZnO 2), които се разтварят във вода и се превръщат в тетрахидроксоцинкати: Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O \u003d Na 2. При подкисляване на разтвори цинк хидроксид се утаява.

Приложение:

Производство на антикорозионни покрития. - Металният цинк под формата на пръти се използва за защита на стоманените изделия от корозия в контакт с морска вода. Около половината от целия произведен цинк се използва за производството на поцинкована стомана, една трета за горещо поцинковане на готови продукти, а останалата част за лента и тел.
- Цинкови сплави - месинг (мед плюс 20-50% цинк) са от голямо практическо значение. За леене под налягане, освен месинг, се използват бързо нарастващ брой специални цинкови сплави.
- Друга област на приложение е производството на сухи батерии, въпреки че през последните години тя значително намаля.
- Цинковият телурид ZnTe се използва като материал за фоторезистори, инфрачервени приемници, дозиметри и броячи на лъчение. - Цинковият ацетат Zn (CH 3 COO) 2 се използва като фиксатор за боядисване на тъкани, консервант за дърво, противогъбично средство в медицината, катализатор в органичния синтез. Цинковият ацетат е компонент на зъбните цименти и се използва при производството на глазури и порцелан.

Цинкът е един от най-важните биологично активни елементи и е от съществено значение за всички форми на живот. Ролята му се дължи главно на факта, че е част от над 40 важни ензима. Установена е функцията на цинка в протеините, отговорни за разпознаването на основната последователност в ДНК и следователно за регулиране на трансфера на генетична информация по време на репликацията на ДНК. Цинкът участва във въглехидратния метаболизъм с помощта на цинк-съдържащ хормон - инсулин. Витамин А действа само в присъствието на цинк.Цинкът е необходим и за формирането на костите.
В същото време цинковите йони са токсични.

Bespomestnykh S., Shtanova I.
KhF Тюменски държавен университет, група 571.

Източници: Уикипедия:

Медта (Cu) принадлежи към d-елементите и се намира в група IB на периодичната таблица на 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 приетата 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. „Приплъзване на електрона“ от 4s подниво до 3d подниво. За медта освен нула са възможни степени на окисление +1 и +2. Степента на окисление +1 е склонна към диспропорционалност и е стабилна само в неразтворими съединения като CuI, CuCl, Cu20 и др., Както и в сложни съединения, например Cl и OH. Медните съединения в окислително състояние +1 нямат специфичен цвят. Така че, медният (I) оксид, в зависимост от размера на кристалите, може да бъде тъмночервен (големи кристали) и жълт (малки кристали), CuCl и CuI - бял и Cu 2 S - черен и син. Степента на окисление на медта е по-химически стабилна, равна на +2. Солите, съдържащи мед в дадено състояние на окисление, имат син и синьо-зелен цвят.

Медта е много мек, пластичен и пластичен метал с висока електрическа и топлопроводимост. Цветът на металната мед е червено-розов. Медта е в линията на метална активност вдясно от водорода, т.е. се отнася до нискоактивни метали.

с кислород

При нормални условия медта не взаимодейства с кислорода. За да настъпи реакцията между тях, е необходимо нагряване. В зависимост от излишъка или липсата на кислород и температурните условия, той може да образува меден (II) оксид и меден (I) оксид:

със сиво

Реакцията на сяра с мед, в зависимост от условията на работа, може да доведе до образуването както на меден (I) сулфид, така и на меден (II) сулфид. Когато смес от прах Cu и S се нагрява до температура 300-400 ° C, се образува меден (I) сулфид:

При липса на сяра и реакцията се провежда при температура над 400 ° C се образува меден (II) сулфид. По-лесен начин за получаване на меден (II) сулфид от прости вещества е взаимодействието на медта със сярата, разтворена във въглероден дисулфид:

Тази реакция протича при стайна температура.

с халогени

Медта реагира с флуор, хлор и бром, образувайки халогениди с общата формула CuHal 2, където Hal е F, Cl или Br:

Cu + Br 2 \u003d 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 неокислителните киселини са способни да окисляват само метали, които са в обхвата 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 степента на окисление +4 (в SO 2).

- с разредена азотна киселина

Реакцията на медта с разреден HNO 3 води до образуването на меден (II) нитрат и азотен моноксид:

3Cu + 8HNO 3 (разреден) \u003d 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

- с концентрирана азотна киселина

Концентрираният HNO 3 реагира лесно с мед при нормални условия. Разликата между реакцията на медта с концентрирана азотна киселина и реакцията с разредена азотна киселина се крие в продукта на азотната редукция. В случай на концентриран HNO 3 азотът се редуцира в по-малка степен: вместо азотен оксид (II) се образува азотен оксид (IV), който е свързан с по-голяма конкуренция между молекулите на азотната киселина в концентрирана киселина за електрони на редуциращия агент (Cu):

Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

с оксиди на неметали

Медта реагира с някои неметални оксиди. Например с оксиди като NO 2, NO, N 2 O медта се окислява до меден (II) оксид и азотът се редуцира до степен на окисление 0, т.е. образува се просто вещество N 2:

В случай на серен диоксид, вместо просто вещество (сяра) се образува меден (I) сулфид. Това се дължи на факта, че медта със сяра, за разлика от азота, реагира:

с метални оксиди

При синтероване на метална мед с меден (II) оксид при температура 1000-2000 ° C може да се получи меден (I) оксид:

Също така, металната мед може да бъде редуцирана чрез калциниране на железен (III) оксид до железен (II) оксид:

с метални соли

Медта измества по-малко активните метали (вдясно в реда на действие) от разтвори на техните соли:

Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag ↓

Също така протича интересна реакция, при която медта се разтваря в солта на по-активен метал - желязо в +3 степен на окисление. Няма обаче противоречия, тъй като 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 + 2 FeSO 4

Cu + 2FeCl 3 \u003d 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 влезе в контакт с влага, въглероден диоксид и кислород във въздуха:

2Cu + H2O + CO2 + O2 \u003d (CuOH) 2CO3

В резултат на тази реакция медните продукти са покрити с хлабаво синьо-зелено покритие от меден (II) хидроксикарбонат.

Химични свойства на цинка

Цинкът Zn е в групата IIB от IV-ти период. Електронната конфигурация на валентните орбитали на атомите на химичен елемент в основно състояние е 3d 10 4s 2. За цинка е възможно само едно единично ниво на окисление, равно на +2. Цинковият оксид ZnO и цинковият хидроксид Zn (OH) 2 имат подчертани амфотерни свойства.

Когато се съхранява на въздух, цинкът потъмнява, покрит 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

Цинковите пари изгарят във въздуха и тънка ивица цинк, след нагряване в пламък на горелката, изгаря в нея със зеленикав пламък:

Когато се нагрява, металът цинк взаимодейства и с халогени, сяра, фосфор:

Цинкът не реагира директно с водород, азот, въглерод, силиций и бор.

Цинкът реагира с неокисляващи киселини, като образува водород:

Zn + H2S04 (20%) → ZnSO4 + H2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H2

Техническият 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 довежда в контакт с мед или към киселинния разтвор се добавя малко медна сол.

При температура 800-900 o C (червена топлина) металният цинк, намирайки се в стопено състояние, взаимодейства с прегрята водна пара, отделяйки водород от него:

Zn + H2O \u003d ZnO + H2

Цинкът реагира и с окислителни киселини: концентрирана сярна киселина и азотна киселина.

Цинкът като активен метал може да образува серен диоксид, елементарна сяра и дори сероводород с концентрирана сярна киселина.

Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Съставът на продуктите за редукция на азотна киселина се определя от концентрацията на разтвора:

Zn + 4HNO 3 (конц.) \u003d Zn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3Zn + 8HNO 3 (40%) \u003d 3Zn (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

4Zn + 10HNO 3 (20%) \u003d 4Zn (NO 3) 2 + N 2 O + 5 H 2 O

5Zn + 12HNO 3 (6%) \u003d 5Zn (NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O

4Zn + 10HNO 3 (0,5%) \u003d 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 тетрахидроксоцинкати и водород:

Zn + 2NaOH + 2H2O \u003d Na2 + H2

Zn + Ba (OH) 2 + 2H 2 O \u003d Ba + H2

С безводни основи се образува цинкова сплав цинкате и водород:

В силно алкална среда цинкът е изключително силен редуциращ агент, способен да редуцира азота в нитратите и нитритите до амоняк:

4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O → 4Na2 + NH3

Поради сложността, цинкът бавно се разтваря в амонячен разтвор, намалявайки водорода:

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

Цинкът също така намалява по-малко активните метали (вдясно от него в реда на активност) 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 групата VIB на периодичната таблица. Електронната конфигурация на хромовия атом се записва като 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, т.е. при хром, както при меден атом, се наблюдава т. нар. „изплъзване на електрона“

Най-често срещаните степени на окисление на хрома са +2, +3 и +6. Те трябва да бъдат запомнени и в рамките на програмата USE по химия може да се приеме, че хромът няма други степени на окисление.

При нормални условия хромът е устойчив на корозия както във въздуха, така и във водата.

Взаимодействие с неметали

с кислород

Прахообразният метален хром, нагрят до температура над 600 o C, изгаря в чист кислород, за да образува хром (III) оксид:

4Cr + 302 \u003d o т\u003d\u003e 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 \u003d o т\u003d\u003e 2CrF 3

2Cr + 3Cl 2 \u003d o т\u003d\u003e 2CrCl 3

Хромът реагира с бром при температурата на червения огън (850-900 o C):

2Cr + 3Br 2 \u003d o т\u003d\u003e 2CrBr 3

с азот

Металният хром взаимодейства с азота при температури над 1000 o С:

2Cr + N2 \u003d oт\u003d\u003e 2CrN

със сиво

Със сяра хромът може да образува както хром (II) сулфид, така и хром (III) сулфид, което зависи от пропорциите на сяра и хром:

Cr + S \u003d о т\u003d\u003e CrS

2Cr + 3S \u003d о т\u003d\u003e Cr 2 S 3

Хромът не реагира с водород.

Взаимодействие със сложни вещества

Взаимодействие с вода

Хромът се отнася до метали със средна активност (разположени в реда на метална активност между алуминий и водород). Това означава, че реакцията протича между нажежен хром и прегрята водна пара:

2Cr + 3H20 \u003d о т\u003d\u003e Cr 2 O 3 + 3H 2

5взаимодействия с киселини

Хромът при нормални условия се пасивира с концентрирана сярна и азотна киселини, но той се разтваря в тях по време на кипене, докато се окислява до степен на окисление +3:

Cr + 6HNO3 (конц.) \u003d да се\u003d\u003e Cr (NO3) 3 + 3NO2 + 3H2O

2Cr + 6H2S04 (конц.) \u003d да се\u003d\u003e Cr2 (SO4) 3 + 3SO2 + 6H2O

В случай на разредена азотна киселина, основният продукт за намаляване на азота е простото вещество N 2:

10Cr + 36HNO 3 (разреден) \u003d 10Cr (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O

Хромът е разположен в реда на активност вляво от водорода, което означава, че той е в състояние да освободи H2 от разтвори на неокисляващи киселини. В хода на такива реакции при липса на достъп на кислород във въздуха се образуват соли на хром (II):

Cr + 2HCl \u003d CrCl2 + H2

Cr + H2S04 (разреден) \u003d CrSO4 + H2

Когато се провежда реакцията на открито, двувалентният хром незабавно се окислява от кислорода, съдържащ се във въздуха, до степен на окисление +3. В този случай например уравнението със солна киселина ще приеме формата:

4Cr + 12HCl + 302 \u003d 4CrCl 3 + 6H 2O

При легиране на метален хром със силни окислители в присъствието на основи, хромът се окислява до степен на окисление +6, образувайки хромати:

Химични свойства на желязото

Желязо Fe, химичен елемент от VIIIB група и имащ сериен номер 26 в периодичната таблица. Разпределението на електроните в железния атом 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-много се характеризира с две степени на окисление +2 и +3. В оксид FeO и хидроксид Fe (OH) 2 преобладават основните свойства, в оксид Fe 2 O 3 и хидроксид Fe (OH) 3 амфотерните свойства се изразяват забележимо. По този начин железният оксид и хидроксидът (II) се разтварят до известна степен по време на кипене в концентрирани алкални разтвори и също реагират с безводни алкали по време на сливането. Трябва да се отбележи, че степента на окисление на желязото +2 е много нестабилна и лесно се превръща в степен на окисление +3. Известни са също железни съединения в рядко окислително състояние +6 - ферати, соли на несъществуваща „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 доста бързо окисляват дори водата, освобождавайки кислород от нея.

Взаимодействие с прости вещества

С кислород

При изгаряне в чист кислород желязото образува т.нар желязо мащаб, имащ формула Fe 3 O 4 и всъщност е смесен оксид, чийто състав може да бъде представен конвенционално с формулата FeO ∙ Fe 2 O 3. Реакцията на горене на желязото е:

3Fe + 2O 2 \u003d да се\u003d\u003e Fe 3 O 4

Със сиво

При нагряване желязото реагира със сяра, образувайки железен сулфид:

Fe + S \u003d да се\u003d\u003e FeS

Или с излишък на сяра железен дисулфид:

Fe + 2S \u003d да се\u003d\u003e FeS 2

С халогени

С всички халогени, с изключение на йода, металното желязо се окислява до степен на окисление +3, образувайки железни халогениди (lll):

2Fe + 3F 2 \u003d да се\u003d\u003e 2FeF 3 - железен флуорид (lll)

2Fe + 3Cl 2 \u003d да се\u003d\u003e 2FeCl 3 - железен хлорид (lll)

Йодът, като най-слабото окислително средство сред халогените, окислява желязото само до степента на окисление +2:

Fe + I 2 \u003d да се\u003d\u003e FeI 2 - железен йодид (ll)

Трябва да се отбележи, че съединенията на железното желязо лесно окисляват йодидните йони във воден разтвор до свободен йод I 2, като същевременно намаляват до степента на окисление +2. Примери за подобни реакции от банката FIPI:

2FeCl 3 + 2KI \u003d 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl

2Fe (OH) 3 + 6HI \u003d 2FeI2 + I2 + 6H2O

Fe 2 O 3 + 6HI \u003d 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O

С водород

Желязото не реагира с водород (само алкални метали и алкалоземни метали реагират с водород от метали):

Взаимодействие със сложни вещества

5взаимодействия с киселини

С неокисляващи киселини

Тъй като желязото е разположено в редицата на 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 + H2S04 (разреден) \u003d FeSO4 + H2

Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2

Необходимо е да се обърне внимание на такъв трик в задачите на USE, като въпрос по темата до каква степен на окисление желязото ще се окисли, когато е изложено на разредена и концентрирана солна киселина. Правилният отговор е до +2 и в двата случая.

Капанът тук се крие в интуитивното очакване на по-дълбоко окисление на желязото (до s.d. +3) в случай на взаимодействието му с концентрирана солна киселина.

Взаимодействие с окислителни киселини

Желязото не реагира с концентрирани сярна и азотна киселини при нормални условия поради пасивиране. Той обаче реагира с тях при варене:

2Fe + 6H2SO4 \u003d о т\u003d\u003e Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO3 \u003d о т\u003d\u003e Fe (NO3) 3 + 3NO2 + 3H2O

Имайте предвид, че разредената сярна киселина окислява желязото до +2 степен на окисление и концентрираното желязо до +3.

Корозия (ръжда) на желязото

Във влажен въздух желязото ще ръждясва много бързо:

4Fe + 6H2O + 3O2 \u003d 4Fe (OH) 3

Желязото не реагира с вода при липса на кислород нито при нормални условия, нито по време на кипене. Реакцията с вода протича само при температури над червената температура (\u003e 800 o C). тези..

И. В. ТРИГУБЧАК

Ръководство за преподавател по химия

Продължение. За начало виж № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11/2008

УРОК 24

10 клас (първа година на обучение)

Цинкът и неговите съединения

1. Позиция в таблицата на Д. И. Менделеев, структурата на атома.

2. Произход на името.

3. Физически свойства.

4. Химични свойства.

5. Да си сред природата.

6. Основни методи за получаване.

7. Цинков оксид и хидроксид - свойства и методи на производство.

Цинкът се намира във вторична подгрупа от група II на таблицата на Менделеев. Неговата електронна формула 1 с 2 2с 2 стр 6 3с 2 стр 6 д 10 4с 2. Цинкът е д-елемент, показва в съединенията единственото ниво на окисление +2 (тъй като третото енергийно ниво в цинковия атом е напълно запълнено с електрони). Като амфотерен елемент с преобладаване на метални свойства, в съединенията цинкът често се включва в катиона, по-рядко в аниона. Например,

Смята се, че името на цинка идва от древната германска дума „цинк“ (бял, трън). На свой ред тази дума се връща към арабското „harasin“ (метал от Китай), което показва мястото на производство на цинк, донесен в Европа от Китай през Средновековието.

ФИЗИЧНИ СВОЙСТВА

Цинкът е бял метал; на въздух се покрива с оксиден филм и повърхността му избледнява. В студа това е доста чуплив метал, но при температура 100–150 ° C цинкът лесно се обработва и образува сплави с други метали.

Химични свойства

Цинкът е метал със средна химическа активност, но е по-активен от желязото. След разрушаването на оксидния филм цинкът проявява следните химични свойства.

Zn + H2 ZnH2.

2Zn + O 2 2ZnO.

Метали (-).

Неметали (+):

Zn + Cl2 ZnCl2,

3Zn + 2P Zn 3 P 2.

Zn + 2H2O Zn (OH) 2 + H2.

Основни оксиди (-).

Киселинни оксиди (-).

Причини (+):

Zn + 2NaOH + 2H2O \u003d Na2 + H2,

Zn + 2NaOH (стопилка) \u003d Na2 ZnO2 + H2.

Неоксидиращи киселини (+):

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H2.

Окислителни киселини (+):

3Zn + 4H2S04 (конц.) \u003d 3ZnSO4 + S + 4H2O.

4Zn + 5H2S04 (конц.) \u003d 4ZnSO4 + H2S + 4H2O,

4Zn + 10HNO 3 (много разреден) \u003d 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Соли (+/–): *

Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2,

Zn + NaCl няма реакция.

В един вид цинкът се намира под формата на съединения, най-важните от които са сфалерит или цинкова смес (ZnS), смитсонит или цинкова шпата (ZnCO 3), червена цинкова руда (ZnO).

В производството, за производството на цинк, цинковата руда се пече, за да се получи цинков оксид, който след това се редуцира с въглерод:

2ZnS + 3O 2 2ZnO + 2SO 2,

2ZnO + C2Zn + CO 2.

Най-важните цинкови съединения са неговите o до s и d (ZnO) и g и dro до c и d (Zn (OH) 2). Това са бели кристални вещества, които проявяват амфотерни свойства:

ZnO + H2SO4 \u003d ZnSO4 + H2O,

ZnO + 2NaOH + H2O \u003d Na2,

Zn (OH) 2 + 2HCl \u003d ZnCl 2 + 2H 2 O,

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na2.

Цинковият оксид може да бъде получен чрез окисляване на цинк, разлагане на цинков хидроксид или калциниране на цинкова смес:

Zn (OH) 2 ZnO + H 2 O,

2ZnS + 3O 2 2ZnO + 3SO 2.

Цинковият хидроксид се получава чрез реакция на обмен между разтвор на цинкова сол и алкал:

ZnCl 2 + 2NaOH (дефицит) \u003d Zn (OH) 2 + 2NaCl.

Трябва да се помнят тези съединения: цинкова смес (ZnS), цинков сулфат (ZnSO 4 7H 2 O).

Тест по темата "Цинк и неговите съединения"

1. Сумата от коефициентите в уравнението за реакция на цинк с много разредена азотна киселина:

а) 20; б) 22; в) 24; г) 29.

2. Цинкът от концентриран разтвор на натриев карбонат измества:

а) водород; б) въглероден оксид;

в) въглероден диоксид; г) метан.

3. Алкалните разтвори могат да реагират със следните вещества (възможни са няколко правилни отговора):

а) меден сулфат и хлор;

б) калциев оксид и мед;

в) натриев хидроген сулфат и цинк;

г) цинков хидроксид и меден хидроксид.

4. Плътността на 27,4% разтвор на натриев хидроксид е 1,3 g / ml. Моларната концентрация на алкали в този разтвор е:

а) 0,0089 mol / ml; б) 0,0089 mol / l;

в) 4 mol / l; г) 8,905 mol / l.

5. За да получите цинков хидроксид, трябва:

а) добавете разтвор на натриев хидроксид на капки към разтвора на цинков хлорид;

б) добавете капка по капка разтвор на цинков хлорид към разтвора на натриев хидроксид;

в) добавете излишък от разтвор на натриев хидроксид към разтвора на цинков хлорид;

г) добавете разтвор на натриев хидроксид на капки към разтвора на цинков карбонат;

6. Премахнете "допълнителната" връзка:

а) Н2Zn02; б) ZnCl2; в) ZnO; г) Zn (OH) 2.

7. Сплав от мед и цинк с тегло 24,12 g се обработва с излишък от разредена сярна киселина. В този случай бяха освободени 3.36 литра газ (n.u.). Масовата част на цинка в тази сплав е (в%):

а) 59,58; б) 40,42; в) 68,66; г) 70.4.

8. Цинковите гранули ще взаимодействат с воден разтвор (може да има няколко верни отговора):

а) солна киселина; б) азотна киселина;

в) калиев хидроксид; г) алуминиев сулфат.

9. Въглеродният диоксид с обем 16,8 литра (NU) се абсорбира от 400 g 28% разтвор на калиев хидроксид. Масовата част на веществото в разтвора е (в%):

а) 34,5; б) 31,9; в) 69; г) 63.7.

10. Масата на проба от цинков карбонат, която съдържа 4,816 10 24 кислородни атома, е (в g):

а) 1000; б) 33,3; в) 100; г) 333.3.

Ключът към теста

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
б	а	а, в	r	а	б	б	a B C D	б	r

Амфотерни метални задачи и упражнения

Вериги на трансформация

1. Цинк -\u003e цинков оксид -\u003e цинков хидроксид -\u003e цинков сулфат -\u003e цинков хлорид -\u003e цинков нитрат -\u003e цинков сулфид -\u003e цинков оксид -\u003e калиев цинкат.

2. Алуминиев оксид -\u003e калиев тетрахидроксоалуминат -\u003e алуминиев хлорид -\u003e алуминиев хидроксид -\u003e калиев тетрахидроксоалуминат.

3. Натрий -\u003e натриев хидроксид -\u003e натриев бикарбонат -\u003e натриев карбонат -\u003e натриев хидроксид -\u003e натриев хексахидроксохромат (III).

4. Хром -\u003e хром (II) хлорид -\u003e хром (III) хлорид -\u003e калиев хексахидроксохромат (III) + бром + калиев хидроксид -\u003e калиев хромат -\u003e калиев дихромат -\u003e хром (VI) оксид.

5. Железен (II) сулфид -\u003e X 1 -\u003e железен (III) оксид -\u003e X 2 -\u003e железен (II) сулфид.

6. Железен (II) хлорид -\u003e A -\u003e B -\u003e C -\u003e D -\u003e E -\u003e железен (II) хлорид (всички вещества съдържат желязо; в схемата има само три редокс реакции в един ред).

7. Хром -\u003e X 1 -\u003e хром (III) сулфат -\u003e X 2 -\u003e калиев дихромат -\u003e X 3 -\u003e хром.

НИВО А

1. За разтваряне на 1,26 g магнезиева сплав с алуминий се използват 35 ml 19,6% разтвор на сярна киселина (плътност - 1,14 g / ml). Излишната киселина реагира с 28,6 ml 1,4 mol / L разтвор на калиев бикарбонат. Определете състава на оригиналната сплав и обема на газ (не), отделен по време на разтварянето на сплавта.

Отговор.57,6% Mg; 42,4% Al; 1,34 L H2.

2. Смес от калций и алуминий с тегло 18,8 g се калцинира в отсъствие на въздух с излишък от графитен прах. Реакционният продукт се обработва с разредена солна киселина, докато се отделят 11,2 литра газ (NU). Определете състава на оригиналната смес.

Решение

Уравнения на реакцията:

Нека (Ca) \u003d х mol, (Al) \u003d 4 у къртица.

Тогава: 40 х + 4 27у = 18,8.

По условието на проблема:

v (C2H2 + CH4) \u003d 11.2 l.

Следователно,

(С2Н2 + СН4) \u003d 11,2 / 22,4 \u003d 0,5 mol.

Според реакционното уравнение:

(C2H2) \u003d (CaC2) \u003d (Ca) \u003d х къртица,

(СН 4) \u003d 3/4 (Al) \u003d 3 у къртица,

х + 3у = 0,5.

Ние решаваме системата:

х = 0,2, у = 0,1.

Следователно,

(Ca) \u003d 0,2 mol,

(Al) \u003d 4 0,1 \u003d 0,4 mol.

В оригиналната смес:

м(Са) \u003d 0,2 40 \u003d 8 g,

(Са) \u003d 8 / 18,8 \u003d 0,4255, или 42,6%;

м(Al) \u003d 0,4 27 \u003d 10,8 g,

(Al) \u003d 10,8 / 18,8 \u003d 0,5744 или 57,4%.

Отговор... 42,6% Са; 57,4% Al.

3. Взаимодействието на 11,2 g метал от VIII група на периодичната система с хлор образува 32,5 g хлорид. Идентифицирайте метала.

Отговор... Желязо.

4. При изгарянето на пирит се получават 25 m 3 серен диоксид (температура 25 ° C и налягане 101 kPa). Изчислете масата на полученото твърдо вещество.

Отговор. 40,8 кг Fe 2 O 3.

5. При калциниране 69,5 g от кристалния хидрат на железен (II) сулфат се образуват 38 g безводна сол. Определете формулата за кристалния хидрат.

Отговор. Хептахидрат FeSO 4 7H 2 O.

6. Под действието на излишък от солна киселина върху 20 g смес, съдържаща мед и желязо, се отделя газ с обем 3,36 L (NU). Определете състава на оригиналната смес.

Отговор. 58% Cu; 42% Fe.

Ниво Б

1. Какъв обем от 40% разтвор на калиев хидроксид (плътност - 1,4 g / ml) трябва да се добави към 50 g 10% разтвор на алуминиев хлорид, за да може първоначалната утайка да се разтвори напълно?

Отговор. 15 мл.

2. Металът е изгорен в кислород с образуването на 2,32 g оксид, за редукцията на който до метал е необходимо да се изразходват 0,896 литра (стандарт) въглероден оксид. Редуцираният метал се разтваря в разредена сярна киселина, полученият разтвор дава синя утайка с червена кръвна сол. Определете оксидната формула.

Отговор:Fe 3 O 4.

3. Какъв обем от 5,6 М разтвор на калиев хидроксид ще е необходим за пълно разтваряне на 5 g смес от хром (III) и алуминиеви хидроксиди, ако масовата част на кислорода в тази смес е 50%?

Отговор. 9,3 мл.

4. Натриев сулфид се добавя към 14% разтвор на хром (III) нитрат, полученият разтвор се филтрира и кипва (без загуба на вода), докато масовата част на хромовата сол намалява до 10%. Определете масовите доли на останалите вещества в получения разтвор.

Отговор. 4,38% NaNO3.

5. Смес от железен (II) хлорид с калиев дихромат се разтваря във вода и разтворът се подкислява със солна киселина. След известно време към разтвора се добавя излишък от разтвор на калиев хидроксид, образуваната утайка се филтрира и калцинира до постоянно тегло. Масата на сухия остатък е 4,8 г. Намерете масата на първоначалната смес от соли, като вземете предвид, че масовите фракции на железен (II) хлорид и калиев дихромат в него са в съотношение 3: 2.

Отговор. 4,5 g

6. 139 g железен сулфат се разтварят във вода при температура 20 ° С и се получава наситен разтвор. Когато този разтвор се охлади до 10 ° С, се образува утайка от железен сулфат. Намерете масата на утайката и масовата част на железен (II) сулфат в останалия разтвор (разтворимостта на железен (II) сулфат при 20 ° C е 26 g, а при 10 ° C - 20 g).

Отговор. 38,45 g FeSO 4 7H 2 O; 16,67%.

Качествени задачи

1. Сребристобяла лека проста субстанция А, която има добра топло- и електропроводимост, реагира при нагряване с друго просто вещество В. Полученото твърдо вещество се разтваря в киселини с отделянето на газ С, когато преминава през разтвор на сярна киселина, утайката от вещество В се утаява. вещества, напишете уравненията на реакцията.

Отговор.Вещества: A - Al, B - S, C - H 2 S.

2. Има два газа, А и В, чиито молекули са триатомни. Когато всеки от тях се добави към разтвора на калиев алуминат, се образува утайка. Предложете възможни формули за газове A и B, като се има предвид, че тези газове са двоични. Напишете реакционните уравнения. Как тези газове могат да бъдат разграничени химически?

Решение

Газ A - CO 2; газ B - H 2 S.

2KAlO 2 + CO 2 + 3H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + K 2 CO 3,

2KAlO 2 + H2S + 2H2O \u003d 2Al (OH) 3 + K2 S.

3. Кафявото съединение А, неразтворимо във вода, се разлага при нагряване с образуването на два оксида, единият от които е вода. Друг оксид, В, се редуцира от въглерода, образувайки метал С, вторият най-разпространен метал в природата. Идентифицирайте веществата, напишете уравненията на реакциите.

Отговор.Вещества: A - Fe (OH) 3,
B - Fe 2 O 3, C - Fe.

4. Солта A се образува от два елемента; когато се изстрелва във въздуха, се образуват два оксида: B - твърд, кафяв и газообразен. Оксид В влиза в реакция на заместване със сребристобял метал С (при нагряване). Идентифицирайте веществата, напишете уравненията на реакциите.

Отговор.Вещества: A - FeS 2, B - Fe 2 O 3, C - Al.

* Знакът +/– означава, че тази реакция не протича с всички реагенти или при определени условия.

Следва продължение

Цинкът е елемент от вторична подгрупа на втората група, четвърти период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев, с атомен номер 30. Той е обозначен със символа Zn (латински Zincum). Простото вещество цинк при нормални условия е крехък преходен метал със синкаво-бял цвят (потъмнява във въздуха, покривайки се с тънък слой цинков оксид).

През четвъртия период цинкът е последният d-елемент, валентните му електрони 3d 10 4s 2. Само електроните от външното енергийно ниво участват в образуването на химични връзки, тъй като конфигурацията d 10 е много стабилна. В съединенията за цинк степента на окисление е +2.

Цинкът е химически активен метал с изразени редуциращи свойства и отстъпва по активност на алкалоземните метали. Показва амфотерни свойства.

Взаимодействие на цинк с неметали
Когато се нагрява силно на въздух, той изгаря с ярък синкав пламък, образувайки цинков оксид:
2Zn + O2 → 2ZnO.

Когато се запали, той реагира енергично със сяра:
Zn + S → ZnS.

Той 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 водни пари при нажежени температури, образувайки цинков оксид и водород:
Zn + H2O → ZnO + H2.

Взаимодействие на цинк с киселини
В електрохимичната поредица от метални напрежения цинкът се намира преди водорода и го измества от неокисляващи киселини:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H2;
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2.

Реагира с разредена азотна киселина, образувайки цинков нитрат и амониев нитрат:
4Zn + 10HNO 3 → 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Реагира с концентрирана сярна и азотна киселини, за да образува цинкови соли и продукти за редукция на киселини:
Zn + 2H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + 2H2O;
Zn + 4HNO 3 → Zn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Взаимодействие на цинк с основи
Реагира с алкални разтвори, образувайки хидроксо комплекси:
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2

когато синтезът образува цинкати:
Zn + 2KOH → K 2 ZnO 2 + H 2.

Взаимодействие с амоняк
Образува цинков нитрид с газообразен амоняк при 550–600 ° C:
3Zn + 2NH 3 → Zn 3 N 2 + 3H 2;
разтваря се във воден разтвор на амоняк, образувайки тетрааминцинк 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 той се редуцира до метален цинк от 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. Проявява амфотерни свойства, реагира с разтвори на киселини и основи:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O;
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2.

Когато сливането с метални оксиди образува цинкати:
ZnO + CoO → CoZnO 2.

При взаимодействие с неметални оксиди 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 се разтваря в киселини и основи:
Zn (OH) 2 + H2S04 → ZnS04 + 2H2O;
Zn (OH) 2 + 2NaOH → Na2;

също така лесно се разтваря във воден амоняк, за да образува тетрааминцинк 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.