1,2H 2SO 4 (conc.) + Cu \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2O

sulfat de cupru

H 2SO 4 (dil.) + Zn \u003d ZnSO 4 + H 2
sulfat de zinc
2. FeO + H 2 \u003d Fe + H 2O
CuSO 4 + Fe \u003d Cu ↓ + FeSO 4

3. Să compunem sărurile acidului azotic:
formula acidului azotic HNO3 reziduu de acid NO3- - azotat
Să compunem formulele de sare:
Na + NO3- Conform tabelului de solubilitate, determinăm sarcinile ionilor. Deoarece ionul de sodiu și ionul de nitrat au sarcini "+" și respectiv "-", indicii din această formulă sunt inutili. Obțineți următoarea formulă:
Na + NO3- - azotat de sodiu
Ca2 + NO3- - Conform tabelului de solubilitate, determinăm sarcinile ionilor. Să aranjăm indicii în conformitate cu regula crucii, dar din moment ce ionul nitrat este un ion complex cu o sarcină "-", acesta trebuie să fie inclus între paranteze:
Ca2 + (NO3) -2 - azotat de calciu
Al3 + NO3- - Conform tabelului de solubilitate, determinăm sarcinile ionilor. Vom aranja indicii în conformitate cu regula crucii, dar din moment ce ionul nitrat este un ion complex cu o sarcină "-", atunci acesta trebuie să fie inclus între paranteze:
Al3 + (NO3) -3 - azotat de aluminiu
alte metale
clorură de zinc ZnCl2
azotat de aluminiu Al (NO3) 3

Aliajul de zinc cu cupru - alamă - era cunoscut în Grecia Antică, Egiptul Antic, India (sec. VII), China (sec. XI). Pentru o lungă perioadă de timp nu a fost posibilă izolarea zincului pur. În 1746, A.S. Marggraf a dezvoltat o metodă pentru obținerea zincului pur prin calcinarea unui amestec din oxidul său cu cărbune fără acces la aer în retortele refractare de argilă, urmată de condensarea vaporilor de zinc în frigidere. La scară industrială, topirea zincului a început în secolul al XVII-lea.
Latinul zincum se traduce prin „floare albă”. Originea acestui cuvânt nu a fost stabilită cu precizie. Probabil, provine din persanul „cheng”, deși acest nume nu se referă la zinc, ci la pietre în general. Cuvântul „zinc” se găsește în lucrările lui Paracelsus și ale altor cercetători din secolele XVI și XVII. și se întoarce, posibil, la vechiul „zinc” germanic - un raid, un ochi. Numele de „zinc” a devenit folosit în mod obișnuit abia în anii 1920.

Fiind în natură, obținând:

Cel mai frecvent mineral de zinc este sfalerita sau blenda de zinc. Componenta principală a mineralului este sulfura de zinc ZnS, iar diverse impurități conferă acestei substanțe tot felul de culori. Aparent, pentru aceasta, mineralul se numește blendă. Blendul de zinc este considerat mineralul primar din care s-au format alte minerale ale elementului nr. 30: smithsonite ZnCO 3, zincite ZnO, calamină 2ZnO · SiO 2 · H 2 O. În Altai, puteți găsi adesea minereu „șmecher” cu dungi - un amestec de blendă de zinc și spargere maro. O bucată de astfel de minereu de la distanță arată într-adevăr ca un animal ascuns cu dungi.
Separarea zincului începe prin concentrarea minereului prin metode de sedimentare sau de flotație, apoi se prăjește pentru a forma oxizi: 2ZnS + 3О 2 \u003d 2ZnО + 2SO 2
Oxidul de zinc este prelucrat electrolitic sau redus cu cocs. În primul caz, zincul este levigat din oxidul brut cu o soluție diluată de acid sulfuric, impuritatea de cadmiu este precipitată cu praf de zinc, iar soluția de sulfat de zinc este supusă electrolizei. Metalul 99,95% pur se depune pe catodii de aluminiu.

Proprietăți fizice:

În forma sa pură, este un metal alb-argintiu destul de ductil. Este fragil la temperatura camerei; când placa este îndoită, se aude o fisură din fricțiunea cristalitelor (de obicei mai puternică decât „strigătul de staniu”). La 100-150 ° C, zincul este ductil. Impuritățile, chiar și cele minore, cresc brusc fragilitatea zincului. Punct de topire - 692 ° C, punct de fierbere - 1180 ° C

Proprietăți chimice:

Metal amfoteric tipic. Potențialul standard al electrodului este de -0,76 V, în seria potențialelor standard este situat înainte de fier. În aer, zincul este acoperit cu o peliculă subțire de oxid de ZnO. Arde când este încălzit. Când este încălzit, zincul reacționează cu halogeni, cu fosfor, formând fosfide Zn 3 P 2 și ZnP 2, cu sulf și analogii săi, formând diverse calcogenide, ZnS, ZnSe, ZnSe 2 și ZnTe. Zincul nu reacționează direct cu hidrogen, azot, carbon, siliciu și bor. Nitrura de Zn 3 N 2 este produsă prin reacția zincului cu amoniacul la 550-600 ° C.
Zincul de puritate normală reacționează activ cu soluțiile de acizi și alcali, formând în acest din urmă caz \u200b\u200bhidroxozincate: Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2
Zincul foarte pur nu reacționează cu soluțiile de acizi și alcali.
Zincul se caracterizează prin compuși cu starea de oxidare: +2.

Cele mai importante conexiuni:

Oxid de zinc - ZnO, alb, amfoteric, reacționează atât cu soluții acide, cât și cu alcalii:
ZnO + 2NaOH \u003d Na2 ZnO2 + H20 (fuziune).
Hidroxid de zinc - se formează sub forma unui precipitat alb gelatinos când se adaugă alcalii la soluțiile apoase de săruri de zinc. Hidroxid amfoteric
Săruri de zinc... Substanțe cristaline incolore. În soluții apoase, ionii de zinc Zn 2+ formează complexe acvatice 2+ și 2+ și suferă o hidroliză puternică.
Zincuri format prin interacțiunea oxidului de zinc sau a hidroxidului cu alcalii. În timpul fuziunii, se formează metazincate (de exemplu, Na2ZnO2), care se dizolvă în apă și se transformă în tetrahidroxozincate: Na2ZnO2 + 2H2O \u003d Na2. Când se acidifică soluțiile, precipită hidroxid de zinc.

Cerere:

Producerea de acoperiri anticorozive. - Zincul metalic sub formă de bare este utilizat pentru a proteja produsele din oțel de coroziune în contact cu apa de mare. Aproximativ jumătate din zincul produs este utilizat pentru producerea oțelului galvanizat, o treime pentru zincarea la cald a produselor finite, restul pentru benzi și sârmă.
- Aliaje de zinc - alama (cuprul plus 20-50% zinc) au o mare importanță practică. Pentru turnarea sub presiune, pe lângă alamă, se utilizează un număr în creștere rapidă de aliaje speciale de zinc.
- Un alt domeniu de aplicare este producția de baterii uscate, deși în ultimii ani a scăzut semnificativ.
- Telurura de zinc ZnTe este utilizată ca material pentru fotorezistoare, detectoare cu infraroșu, dozimetre și contoare de radiații. - Acetat de zinc Zn (CH 3 COO) 2 este utilizat ca fixativ pentru vopsirea țesăturilor, conservant pentru lemn, agent antifungic în medicină, catalizator în sinteza organică. Acetatul de zinc este o componentă a cimenturilor dentare și este utilizat la fabricarea glazurilor și a porțelanului.

Zincul este unul dintre cele mai importante elemente biologic active și este esențial pentru toate formele de viață. Rolul său se datorează în principal faptului că face parte din mai mult de 40 de enzime importante. A fost stabilită funcția zincului în proteinele responsabile de recunoașterea secvenței de bază în ADN și, prin urmare, reglarea transferului de informații genetice în timpul replicării ADN-ului. Zincul este implicat în metabolismul glucidic cu ajutorul unui hormon care conține zinc - insulina. Vitamina A acționează numai în prezența zincului. Zincul este, de asemenea, necesar pentru formarea oaselor.
În același timp, ionii de zinc sunt toxici.

Bespomestnykh S., Ștanova I.
Universitatea de Stat KhF Tyumen, grupul 571.

Surse: Wikipedia:

Cuprul (Cu) aparține elementelor d și este situat în grupul IB din tabelul periodic al lui Mendeleev. Configurația electronică a unui atom de cupru în stare de bază este scrisă ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 în loc de formula presupusă 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2. Cu alte cuvinte, în cazul unui atom de cupru, se observă așa-numita „alunecare de electroni” de la subnivelul 4s la subnivelul 3d. Pentru cupru, pe lângă zero, sunt posibile stări de oxidare +1 și +2. Starea de oxidare +1 este predispusă la disproporționare și este stabilă numai în compuși insolubili precum CuI, CuCl, Cu2O etc., precum și în compuși complecși, de exemplu, Cl și OH. Compușii de cupru în starea de oxidare +1 nu au o culoare specifică. Deci, oxidul de cupru (I), în funcție de mărimea cristalelor, poate fi roșu închis (cristale mari) și galben (cristale mici), CuCl și CuI - alb și Cu 2 S - negru-albastru. Starea de oxidare a cuprului este mai stabilă chimic, egală cu +2. Sărurile care conțin cupru într-o anumită stare de oxidare sunt de culoare albastră și albastru-verde.

Cuprul este un metal foarte moale, ductil și ductil, cu conductivitate electrică și termică ridicată. Culoarea cuprului metalic este roșu-roz. Cuprul se află în linia activității metalice din dreapta hidrogenului, adică se referă la metale cu activitate scăzută.

cu oxigen

În condiții normale, cuprul nu interacționează cu oxigenul. Pentru ca reacția să aibă loc între ele, este necesară încălzirea. În funcție de excesul sau lipsa de oxigen și de condițiile de temperatură, poate forma oxid de cupru (II) și oxid de cupru (I):

cu gri

Reacția sulfului cu cuprul, în funcție de condițiile de funcționare, poate duce la formarea atât a sulfurii de cupru (I), cât și a sulfurii de cupru (II). Când un amestec de pulbere de Cu și S este încălzit la o temperatură de 300-400 ° C, se formează sulfură de cupru (I):

Cu o lipsă de sulf și reacția se efectuează la o temperatură mai mare de 400 ° C, se formează sulfură de cupru (II). Cu toate acestea, o modalitate mai ușoară de a obține sulfură de cupru (II) din substanțe simple este interacțiunea cuprului cu sulful dizolvat în disulfură de carbon:

Această reacție are loc la temperatura camerei.

cu halogeni

Cuprul reacționează cu fluor, clor și brom, formând halogenuri cu formula generală CuHal 2, unde Hal este F, Cl sau Br:

Cu + Br 2 \u003d CuBr 2

În cazul iodului, cel mai slab agent oxidant dintre halogeni, iodura de cupru (I) se formează:

Cuprul nu interacționează cu hidrogen, azot, carbon și siliciu.

cu acizi neoxidanți

Aproape toți acizii sunt acizi neoxidanți, cu excepția acidului sulfuric concentrat și a acidului azotic de orice concentrație. Deoarece acizii neoxidanți sunt capabili să oxideze numai metalele care se află în intervalul de activitate la hidrogen; aceasta înseamnă că cuprul nu reacționează cu astfel de acizi.

cu acizi oxidanti

- acid sulfuric concentrat

Cuprul reacționează cu acidul sulfuric concentrat atât la încălzire, cât și la temperatura camerei. Când este încălzită, reacția se desfășoară în conformitate cu ecuația:

Deoarece cuprul nu este un agent de reducere puternic, sulful este redus în această reacție doar la starea de oxidare +4 (în SO 2).

- cu acid azotic diluat

Reacția cuprului cu HNO3 diluat duce la formarea azotatului de cupru (II) și a monoxidului de azot:

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

- cu acid azotic concentrat

HNO 3 concentrat reacționează ușor cu cuprul în condiții normale. Diferența dintre reacția cuprului cu acidul azotic concentrat și reacția cu acidul azotic diluat constă în produsul reducerii azotului. În cazul HNO3 concentrat, azotul este redus într-o măsură mai mică: în locul oxidului nitric (II), se formează oxid nitric (IV), care este asociat cu o concurență mai mare între moleculele de acid azotic din acid concentrat pentru electronii agentului reducător (Cu)

Cu + 4HNO3 \u003d Cu (NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O

cu oxizi nemetali

Cuprul reacționează cu niște oxizi nemetalici. De exemplu, cu oxizi precum NO2, NO, N20, cuprul este oxidat la oxid de cupru (II), iar azotul este redus la starea de oxidare 0, adică se formează o substanță simplă N 2:

În cazul dioxidului de sulf, sulfura de cupru (I) se formează în locul unei substanțe simple (sulf). Acest lucru se datorează faptului că cuprul cu sulf, spre deosebire de azot, reacționează:

cu oxizi metalici

La sinterizarea cuprului metalic cu oxid de cupru (II) la o temperatură de 1000-2000 ° C, se poate obține oxid de cupru (I):

De asemenea, cuprul metalic poate reduce oxidul de fier (III) la oxidul de fier (II) atunci când este calcinat:

cu săruri metalice

Cuprul deplasează metalele mai puțin active (la dreapta în rândul de activitate) din soluțiile sărurilor lor:

Cu + 2AgNO3 \u003d Cu (NO3) 2 + 2Ag ↓

O reacție interesantă are loc, de asemenea, în care cuprul se dizolvă în sarea unui metal mai activ - fierul în starea de oxidare +3. Cu toate acestea, nu există contradicții, deoarece cuprul nu deplasează fierul din sare, ci îl restabilește doar din starea de oxidare +3 în starea de oxidare +2:

Fe 2 (SO 4) 3 + Cu \u003d CuSO 4 + 2FeSO 4

Cu + 2FeCl 3 \u003d CuCl 2 + 2FeCl 2

Ultima reacție este utilizată la fabricarea microcircuitelor în stadiul de gravare a plăcilor de cupru.

Coroziunea cuprului

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

2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 \u003d (CuOH) 2 CO 3

Ca urmare a acestei reacții, produsele din cupru sunt acoperite cu o floare liberă albastru-verde de hidroxicarbonat de cupru (II).

Proprietăți chimice ale zincului

Zincul Zn se află în grupul IIB al perioadei a IV-a. Configurația electronică a orbitalilor de valență ai atomilor unui element chimic în stare fundamentală este 3d 10 4s 2. Pentru zinc, este posibilă o singură stare de oxidare, egală cu +2. Oxidul de zinc ZnO și hidroxidul de zinc Zn (OH) 2 au proprietăți amfotere pronunțate.

Când este depozitat în aer, zincul se murdărește, acoperit cu un strat subțire de oxid de ZnO. Oxidarea se desfășoară în special cu ușurință la umiditate ridicată și în prezența dioxidului de carbon datorită reacției:

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

Vaporii de zinc ard în aer, iar o fâșie subțire de zinc, după încălzirea într-o flacără a arzătorului, arde în ea cu o flacără verzuie:

Când este încălzit, zincul metalic interacționează și cu halogeni, sulf, fosfor:

Zincul nu reacționează direct cu hidrogen, azot, carbon, siliciu și bor.

Zincul reacționează cu acizii neoxidanți pentru a produce hidrogen:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Zincul tehnic este deosebit de ușor solubil în acizi, deoarece conține impurități ale altor metale mai puțin active, în special, cadmiu și cupru. Zincul de înaltă puritate este rezistent la acizi din anumite motive. Pentru a accelera reacția, o probă de zinc de înaltă puritate este adusă în contact cu cuprul sau puțină sare de cupru este adăugată la soluția acidă.

La o temperatură de 800-900 o C (căldură roșie), zincul metalic, fiind în stare topită, interacționează cu abur supraîncălzit, eliberând hidrogen din acesta:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

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

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

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

Compoziția produselor de reducere a acidului azotic este determinată de concentrația soluției:

Zn + 4HNO3 (conc.) \u003d Zn (NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O

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 + 5H 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

Direcția procesului este, de asemenea, influențată de temperatură, cantitatea de acid, puritatea metalului și timpul de reacție.

Zincul reacționează cu soluții alcaline pentru a se forma tetrahidroxozincat și hidrogen:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2

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

Cu alcalii anhidri, se formează aliaj de zinc zincate și hidrogen:

Într-un mediu foarte alcalin, zincul este un agent de reducere extrem de puternic capabil să reducă azotul din nitrați și nitriți în amoniac:

4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3

Datorită complexării, zincul se dizolvă încet în soluție de amoniac, reducând hidrogenul:

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

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

Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4

Proprietățile chimice ale cromului

Cromul este un element al grupului VIB al tabelului periodic. Configurația electronică a atomului de crom este scrisă ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, adică în cazul cromului, precum și în cazul atomului de cupru, se observă așa-numita „alunecare de electroni”

Cele mai frecvente stări de oxidare ale cromului sunt +2, +3 și +6. Ar trebui amintite și, în cadrul programului USE în chimie, se poate presupune că cromul nu are alte stări de oxidare.

În condiții normale, cromul este rezistent la coroziune atât în \u200b\u200baer, cât și în apă.

Interacțiunea cu nemetalele

cu oxigen

Pulberea de crom metalic încălzită la o temperatură mai mare de 600 o C arde în oxigen pur pentru a forma oxid de crom (III):

4Cr + 3O 2 \u003d o t\u003d\u003e 2Cr 2 O 3

cu halogeni

Cromul reacționează cu clorul și fluorul la temperaturi mai scăzute decât cu oxigenul (respectiv 250 și 300 o C):

2Cr + 3F 2 \u003d o t\u003d\u003e 2CrF 3

2Cr + 3Cl2 \u003d o t\u003d\u003e 2CrCl3

Cromul reacționează cu brom la temperatura căldurii roșii (850-900 o C):

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

cu azot

Cromul metalic interacționează cu azotul la temperaturi peste 1000 o С:

2Cr + N 2 \u003d ot\u003d\u003e 2CrN

cu gri

Cu sulf, cromul poate forma atât sulfură de crom (II), cât și sulfură de crom (III), care depinde de proporțiile de sulf și crom:

Cr + S \u003d o t\u003d\u003e CrS

2Cr + 3S \u003d o t\u003d\u003e Cr 2 S 3

Cromul nu reacționează cu hidrogenul.

Interacțiunea cu substanțe complexe

Interacțiunea cu apa

Cromul aparține metalelor cu activitate medie (situate în rândul activității metalice dintre aluminiu și hidrogen). Aceasta înseamnă că reacția are loc între cromul fierbinte și vaporii de apă supraîncălziți:

2Cr + 3H 2 O \u003d o t\u003d\u003e Cr2O3 + 3H2

5interacțiuni cu acizii

Cromul în condiții normale este pasivat cu acizi sulfurici și azotici concentrați, cu toate acestea, se dizolvă în ele în timpul fierberii, în timp ce se oxidează la starea de oxidare +3:

Cr + 6HNO3 (conc.) \u003d la\u003d\u003e Cr (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4 (conc) \u003d la\u003d\u003e Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

În cazul acidului azotic diluat, principalul produs al reducerii azotului este substanța simplă N 2:

10Cr + 36HNO3 (diluat) \u003d 10Cr (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O

Cromul este situat în rândul de activitate din stânga hidrogenului, ceea ce înseamnă că este capabil să elibereze H 2 din soluții de acizi neoxidanți. În cursul acestor reacții în absența accesului la oxigen din aer, se formează săruri de crom (II):

Cr + 2HCl \u003d CrCl2 + H2

Cr + H2S04 (dil.) \u003d CrSO4 + H2

La efectuarea reacției în aer liber, cromul bivalent este oxidat instantaneu de oxigenul conținut în aer până la starea de oxidare +3. În acest caz, de exemplu, ecuația cu acid clorhidric va lua forma:

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

La alierea cromului metalic cu oxidanți puternici în prezența alcalinilor, cromul se oxidează la starea de oxidare +6, formând cromati:

Proprietăți chimice ale fierului

Fe de fier, un element chimic din grupul VIIIB și având un număr de serie 26 în tabelul periodic. Distribuția electronilor în atomul de fier este după cum urmează 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, adică fierul aparține elementelor d, deoarece subnivelul d este umplut în cazul său. Se caracterizează cel mai mult prin două stări de oxidare +2 și +3. În oxidul FeO și hidroxidul Fe (OH) 2, proprietățile principale predomină, în oxidul Fe2O3 și hidroxidul Fe (OH) 3 proprietățile amfotere sunt exprimate în mod vizibil. Astfel, oxidul și hidroxidul de fier (lll) se dizolvă într-o oarecare măsură în timpul fierberii în soluții alcaline concentrate și, de asemenea, reacționează cu alcalii anhidri în timpul fuziunii. Trebuie remarcat faptul că starea de oxidare a fierului +2 este foarte instabilă și se transformă cu ușurință în starea de oxidare +3. De asemenea, sunt cunoscuți compușii de fier într-o stare de oxidare rară +6 - ferați, sărurile inexistente ale "acidului de fier" H 2 FeO 4. Acești compuși sunt relativ stabili numai în stare solidă sau în soluții puternic alcaline. Cu alcalinitatea insuficientă a mediului, ferații oxidează destul de repede chiar și apa, eliberând oxigen din aceasta.

Interacțiunea cu substanțe simple

Cu oxigen

Când este ars în oxigen pur, fierul formează așa-numitul fier scară, având formula Fe 3 O 4 și reprezentând de fapt un oxid mixt, a cărui compoziție poate fi reprezentată în mod convențional prin formula FeO ∙ Fe 2 O 3. Reacția de ardere a fierului este:

3Fe + 2O 2 \u003d la\u003d\u003e Fe 3 O 4

Cu gri

Când este încălzit, fierul reacționează cu sulf pentru a forma sulfură feroasă:

Fe + S \u003d la\u003d\u003e FeS

Sau cu un exces de sulf disulfură de fier:

Fe + 2S \u003d la\u003d\u003e FeS 2

Cu halogeni

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

2Fe + 3F 2 \u003d la\u003d\u003e 2FeF 3 - fluorură de fier (lll)

2Fe + 3Cl 2 \u003d la\u003d\u003e 2FeCl 3 - clorură ferică (lll)

Iodul, ca cel mai slab agent oxidant dintre halogeni, oxidează fierul doar la starea de oxidare +2:

Fe + I 2 \u003d la\u003d\u003e FeI 2 - iodură de fier (ll)

Trebuie remarcat faptul că compușii de fier feric oxidează cu ușurință ionii de iodură într-o soluție apoasă la iodul liber I 2 reducând în același timp la starea de oxidare +2. Exemple de reacții similare de la banca FIPI:

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

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

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

Cu hidrogen

Fierul nu reacționează cu hidrogenul (numai metalele alcaline și metalele alcalino-pământoase reacționează cu hidrogenul din metale):

Interacțiunea cu substanțe complexe

5interacțiuni cu acizii

Cu acizi neoxidanți

Deoarece fierul este situat în rândul de activitate din stânga hidrogenului, aceasta înseamnă că este capabil să deplaseze hidrogenul din acizi neoxidanți (aproape toți acizii, cu excepția H 2 SO 4 (conc.) Și HNO 3 de orice concentrație):

Fe + H2S04 (dil.) \u003d FeSO4 + H2

Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2

Este necesar să se acorde atenție unui astfel de truc în sarcinile examenului, ca întrebare pe subiectul la ce grad de oxidare fierul va oxida atunci când este expus la acid clorhidric diluat și concentrat. Răspunsul corect este de până la +2 în ambele cazuri.

Capcana se află aici în așteptarea intuitivă a unei oxidări mai profunde a fierului (până la s.d. +3) în cazul interacțiunii sale cu acidul clorhidric concentrat.

Interacțiunea cu acizii oxidanți

Fierul nu reacționează cu acizii sulfurici și nitrici concentrați în condiții normale din cauza pasivării. Cu toate acestea, reacționează cu ele la fiert:

2Fe + 6H 2 SO 4 \u003d o t\u003d\u003e Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO3 \u003d o t\u003d\u003e Fe (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

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

Coroziunea (ruginirea) fierului

Ruginirea fierului foarte repede în aerul umed:

4Fe + 6H 2 O + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3

Fierul nu reacționează cu apa în absența oxigenului nici în condiții normale, nici în timpul fierberii. Reacția cu apa are loc numai la temperaturi peste temperatura căldurii roșii (\u003e 800 o C). acestea..

I. V. TRIGUBCHAK

Manual de tutore chimie

Continuare. Pentru început, vezi nr. 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

LECȚIA 24

clasa a 10-a (primul an de studiu)

Zincul și compușii săi

1. Poziția în tabelul lui DI Mendeleev, structura atomului.

2. Originea numelui.

3. Proprietăți fizice.

4. Proprietăți chimice.

5. A fi în natură.

6. Metode de bază de obținere.

7. Oxid și hidroxid de zinc - proprietăți și metode de producție.

Zincul este situat într-un subgrup secundar al grupei II din tabelul lui Mendeleev. Formula sa electronică 1 s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2. Zincul este d-element, prezintă în compuși singura stare de oxidare +2 (deoarece al treilea nivel de energie din atomul de zinc este complet umplut cu electroni). Fiind un element amfoteric cu o predominanță a proprietăților metalice, în compuși zincul este mai des inclus în cation, mai rar în anion. De exemplu,

Se crede că numele de zinc provine de la vechiul cuvânt germanic „zinc” (alb, ghimpe). La rândul său, acest cuvânt se întoarce la arabul „harasin” (metal din China), care indică locul de producție a zincului, adus în Europa din China în Evul Mediu.

PROPRIETĂȚI FIZICE

Zincul este un metal alb; în aer se acoperă cu un film de oxid, iar suprafața sa se estompează. La rece este un metal destul de fragil, dar la o temperatură de 100-150 ° C, zincul este ușor de prelucrat și formează aliaje cu alte metale.

Proprietăți chimice

Zincul este un metal cu activitate chimică medie, dar este mai activ decât fierul. După distrugerea filmului de oxid, zincul prezintă următoarele proprietăți chimice.

Zn + H 2 ZnH 2.

2Zn + O 2 2ZnO.

Metale (-).

Nemetale (+):

Zn + Cl 2 ZnCl 2,

3Zn + 2P Zn 3 P 2.

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

Oxizi bazici (-).

Oxizi acizi (-).

Motive (+):

Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2,

Zn + 2NaOH (topit) \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2.

Acizi neoxidanți (+):

Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2.

Acizi oxidanți (+):

3Zn + 4H 2 SO 4 (conc.) \u003d 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O.

4Zn + 5H 2 SO 4 (conc.) \u003d 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O,

4Zn + 10HNO3 (foarte dil.) \u003d 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Săruri (+/–): *

Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2,

Zn + NaCI fără reacție.

Într-un fel, zincul apare sub formă de compuși, dintre care cei mai importanți sunt sfalerita sau blenda de zinc (ZnS), smithsonita sau zinc spar (ZnCO3), minereul de zinc roșu (ZnO).

În industrie, pentru producția de zinc, minereul de zinc este prăjit pentru a obține oxid de zinc, care este apoi redus cu carbon:

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

2ZnO + C2Zn + CO 2.

Cei mai importanți compuși ai zincului sunt o o la s și d (ZnO) și g și dro la c și d (Zn (OH) 2). Acestea sunt substanțe cristaline albe care prezintă proprietăți amfotere:

ZnO + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2 O,

ZnO + 2NaOH + H 2 O \u003d Na 2,

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

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

Oxidul de zinc poate fi obținut prin oxidarea zincului, descompunerea hidroxidului de zinc sau calcinarea amestecului de zinc:

Zn (OH) 2 ZnO + H 2 O,

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

Hidroxidul de zinc este produs printr-o reacție de schimb între o soluție de sare de zinc și un alcalin:

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

Acești compuși trebuie amintiți: blendă de zinc (ZnS), sulfat de zinc (ZnSO 4 7H 2 O).

Test pe tema „Zincul și compușii săi”

1. Suma coeficienților din ecuația pentru reacția zincului cu acid azotic foarte diluat:

a) 20; b) 22; c) 24; d) 29.

2. Zincul dintr-o soluție concentrată de carbonat de sodiu înlocuiește:

a) hidrogen; b) monoxid de carbon;

c) dioxid de carbon; d) metan.

3. Soluțiile alcaline pot reacționa cu următoarele substanțe (sunt posibile mai multe răspunsuri corecte):

a) sulfat de cupru și clor;

b) oxid de calciu și cupru;

c) hidrogen sulfat de sodiu și zinc;

d) hidroxid de zinc și hidroxid de cupru.

4. Densitatea unei soluții de hidroxid de sodiu 27,4% este de 1,3 g / ml. Concentrația molară de alcali din această soluție este:

a) 0,0089 mol / ml; b) 0,0089 mol / l;

c) 4 mol / l; d) 8,905 mol / l.

5. Pentru a obține hidroxid de zinc, trebuie:

a) adăugați soluție de hidroxid de sodiu prin picurare la soluția de clorură de zinc;

b) adăugați soluția de clorură de zinc prin picurare la soluția de hidroxid de sodiu;

c) se adaugă un exces de soluție de hidroxid de sodiu la soluția de clorură de zinc;

d) adăugați soluția de hidroxid de sodiu prin picurare la soluția de carbonat de zinc;

6. Eliminați conexiunea „suplimentară”:

a) H2 ZnO2; b) ZnCI2; c) ZnO; d) Zn (OH) 2.

7. Un aliaj de cupru și zinc cu greutatea de 24,12 g a fost tratat cu un exces de acid sulfuric diluat. În acest caz, au fost eliberați 3,36 litri de gaz (n.u.). Fracția de masă a zincului din acest aliaj este (în%):

a) 59,58; b) 40,42; c) 68,66; d) 70.4.

8. Granulele de zinc vor interacționa cu o soluție apoasă (pot exista mai multe răspunsuri corecte):

a) acid clorhidric; b) acid azotic;

c) hidroxid de potasiu; d) sulfat de aluminiu.

9. Dioxidul de carbon cu un volum de 16,8 litri (NU) a fost absorbit de 400 g de soluție de hidroxid de potasiu 28%. Fracția de masă a substanței din soluție este (în%):

a) 34,5; b) 31,9; c) 69; d) 63.7.

10. Masa unei probe de carbonat de zinc, care conține 4,816 10 24 atomi de oxigen, este (în g):

a) 1000; b) 33,3; c) 100; d) 333.3.

Cheia testului

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
b	și	a, în	r	și	b	b	a B C D	b	r

Sarcini și exerciții metalice amfotere

Lanțuri de transformare

1. Zinc -\u003e oxid de zinc -\u003e hidroxid de zinc -\u003e sulfat de zinc -\u003e clorură de zinc -\u003e azotat de zinc -\u003e sulfură de zinc -\u003e oxid de zinc -\u003e zincat de potasiu.

2. Oxid de aluminiu -\u003e tetrahidroxoaluminat de potasiu -\u003e clorură de aluminiu -\u003e hidroxid de aluminiu -\u003e tetrahidroxoaluminat de potasiu.

3. Sodiu -\u003e hidroxid de sodiu -\u003e bicarbonat de sodiu -\u003e carbonat de sodiu -\u003e hidroxid de sodiu -\u003e hexahidroxocromat de sodiu (III).

4. Crom -\u003e clorură de crom (II) -\u003e clorură de crom (III) -\u003e hexahidroxocromat de potasiu (III) + brom + hidroxid de potasiu -\u003e cromat de potasiu -\u003e dicromat de potasiu -\u003e oxid de crom (VI).

5. Sulfură de fier (II) -\u003e X 1 -\u003e oxid de fier (III) -\u003e X 2 -\u003e sulfură de fier (II).

6. Clorură de fier (II) -\u003e A -\u003e B -\u003e C -\u003e D -\u003e E -\u003e clorură de fier (II) (toate substanțele conțin fier; în schemă există doar trei reacții redox la rând).

7. Crom -\u003e X 1 -\u003e sulfat de crom (III) -\u003e X 2 -\u003e dicromat de potasiu -\u003e X 3 -\u003e crom.

NIVELUL A

1. Pentru a dizolva 1,26 g de aliaj de magneziu cu aluminiu, s-au utilizat 35 ml dintr-o soluție de acid sulfuric 19,6% (densitate - 1,14 g / ml). Excesul de acid a reacționat cu 28,6 ml dintr-o soluție de bicarbonat de potasiu 1,4 mol / L. Determinați compoziția aliajului original și volumul de gaz (n.v.) eliberat în timpul dizolvării aliajului.

Răspuns.57,6% Mg; 42,4% Al; 1,34 L H 2.

2. Un amestec de calciu și aluminiu cântărind 18,8 g a fost calcinat în absența aerului cu un exces de pulbere de grafit. Produsul de reacție a fost tratat cu acid clorhidric diluat, în timp ce s-au dezvoltat 11,2 litri de gaz (NU). Determinați compoziția amestecului original.

Decizie

Ecuații de reacție:

Să (Ca) \u003d x mol, (Al) \u003d 4 y cârtiță.

Apoi: 40 x + 4 27y = 18,8.

În funcție de starea problemei:

v (C2H2 + CH4) \u003d 11,2 l.

Prin urmare,

(C2H2 + CH4) \u003d 11,2 / 22,4 \u003d 0,5 mol.

Conform ecuației reacției:

(C2H2) \u003d (CaC2) \u003d (Ca) \u003d x cârtiță,

(CH 4) \u003d 3/4 (Al) \u003d 3 y cârtiță,

x + 3y = 0,5.

Rezolvăm sistemul:

x = 0,2, y = 0,1.

Prin urmare,

(Ca) \u003d 0,2 mol,

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

În amestecul original:

m(Ca) \u003d 0,2 40 \u003d 8 g,

(Ca) \u003d 8 / 18,8 \u003d 0,4255, sau 42,6%;

m(Al) \u003d 0,4 27 \u003d 10,8 g,

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

Răspuns... 42,6% Ca; 57,4% Al.

3. Interacțiunea a 11,2 g de metal din grupa VIII a tabelului periodic cu clor a format 32,5 g de clorură. Identificați metalul.

Răspuns... Fier.

4. În timpul prăjirii cu pirită, s-au eliberat 25 m 3 de dioxid de sulf (temperatura 25 ° C și presiunea 101 kPa). Calculați masa solidului rezultat.

Răspuns. 40,8 kg Fe 2 O 3.

5. La calcinarea a 69,5 g de sulfat feric cristalin hidrat, se formează 38 g de sare anhidră. Determinați formula hidratului cristalin.

Răspuns. Heptahidrat FeSO 4 7H 2 O.

6. Sub acțiunea unui exces de acid clorhidric pe 20 g dintr-un amestec care conține cupru și fier, a fost eliberat un gaz cu un volum de 3,36 L (NU). Determinați compoziția amestecului original.

Răspuns. 58% Cu; 42% Fe.

Nivelul B

1. Ce volum dintr-o soluție de hidroxid de potasiu 40% (densitate - 1,4 g / ml) ar trebui adăugat la 50 g dintr-o soluție de clorură de aluminiu 10% pentru ca precipitatul precipitat inițial să se dizolve complet?

Răspuns. 15 ml.

2. Metalul a fost ars în oxigen cu formarea a 2,32 g de oxid, pentru a cărui reducere la metal este necesar să se cheltuiască 0,896 litri (standard) de monoxid de carbon. Metalul redus a fost dizolvat în acid sulfuric diluat și soluția rezultată a dat un precipitat albastru cu sare de sânge roșie. Determinați formula oxidului.

Răspuns:Fe 3 O 4.

3. Ce volum dintr-o soluție de hidroxid de potasiu 5,6 M este necesar pentru a dizolva complet 5 g dintr-un amestec de crom (III) și hidroxizi de aluminiu dacă fracția de masă a oxigenului din acest amestec este de 50%?

Răspuns. 9,3 ml.

4. Sulfura de sodiu a fost adăugată la o soluție de 14% de azotat de crom (III), soluția rezultată a fost filtrată și fiartă (fără pierderi de apă), în timp ce fracția de masă a sării de crom a scăzut la 10%. Determinați fracțiile de masă ale substanțelor rămase în soluția rezultată.

Răspuns. 4,38% NaNO3.

5. Un amestec de clorură de fier (II) cu dicromat de potasiu a fost dizolvat în apă și soluția a fost acidulată cu acid clorhidric. După un timp, un exces de soluție de hidroxid de potasiu a fost adăugat prin picurare la soluție, precipitatul format a fost filtrat și calcinat la greutate constantă. Masa reziduului uscat este de 4,8 g. Găsiți masa amestecului inițial de săruri, luând în considerare faptul că fracțiile de masă ale clorurii de fier (II) și dicromatului de potasiu din acesta sunt 3: 2.

Răspuns. 4,5 g

6. 139 g de sulfat feros s-au dizolvat în apă la o temperatură de 20 ° C și s-a primit o soluție saturată. Când această soluție a fost răcită la 10 ° C, s-a format un precipitat de sulfat feros. Găsiți masa precipitatului și fracția de masă a sulfatului de fier (II) în soluția rămasă (solubilitatea sulfatului de fier (II) la 20 ° C este de 26 g și la 10 ° C - 20 g).

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

Sarcini calitative

1. O substanță simplă ușoară alb-argintie, care are o bună conductivitate termică și electrică, reacționează atunci când este încălzită cu o altă substanță simplă B. Solidul rezultat se dizolvă în acizi cu eliberarea gazului C, când este trecut printr-o soluție de acid sulfuric, precipită un precipitat al substanței B. substanțe, scrieți ecuațiile reacției.

Răspuns.Substanțe: A - Al, B - S, C - H 2 S.

2. Există două gaze, A și B, ale căror molecule sunt triatomice. Când fiecare dintre ele este adăugat la soluția de aluminat de potasiu, se formează un precipitat. Sugerați posibile formule pentru gazele A și B, având în vedere că aceste gaze sunt binare. Scrieți ecuațiile de reacție. Cum pot fi distinse chimic aceste gaze?

Decizie

Gaz A - CO 2; gaz B - H 2 S.

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

2KAlO 2 + H 2 S + 2H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + K 2 S.

3. Compusul maro A, insolubil în apă, se descompune la încălzire pentru a forma doi oxizi, dintre care unul este apă. Un alt oxid, B, este redus de carbon pentru a forma metalul C, al doilea metal cel mai comun în natură. Identificați substanțele, scrieți ecuațiile reacției.

Răspuns.Substanțe: A - Fe (OH) 3,
B - Fe 2 O 3, C - Fe.

4. Sarea A este formată din două elemente; atunci când este arsă în aer, se formează doi oxizi: B - solid, maro și gazos. Oxidul B intră într-o reacție de substituție cu metalul alb-argintiu C (când este încălzit). Identificați substanțele, scrieți ecuațiile reacției.

Răspuns.Substanțe: A - FeS 2, B - Fe 2 O 3, C - Al.

* Semnul +/– înseamnă că această reacție nu are loc cu toți reactivii sau în condiții specifice.

Va urma

Zincul este un element al unui subgrup secundar al celui de-al doilea grup, a patra perioadă a sistemului periodic al elementelor chimice ale lui D. I. Mendeleev, cu numărul atomic 30. Este desemnat prin simbolul Zn (latin Zincum). Substanța simplă zinc în condiții normale este un metal fragil de tranziție de culoare alb-albăstrui (se pătează în aer, fiind acoperit cu un strat subțire de oxid de zinc).

În a patra perioadă, zincul este ultimul element d, electronii săi de valență 3d 10 4s 2. La formarea legăturilor chimice participă doar electronii de nivelul energiei externe, deoarece configurația d10 este foarte stabilă. În compușii pentru zinc, starea de oxidare este +2.

Zincul este un metal activ chimic, cu proprietăți de reducere pronunțate și are o activitate inferioară metalelor alcalino-pământoase. Afișează proprietăți amfotere.

Interacțiunea zincului cu nemetalele
Când este încălzit puternic în aer, acesta arde cu o flacără albăstruie strălucitoare pentru a forma oxid de zinc:
2Zn + O 2 → 2ZnO.

Când este aprins, reacționează puternic cu sulf:
Zn + S → ZnS.

Reacționează cu halogeni în condiții normale în prezența vaporilor de apă ca catalizator:
Zn + Cl 2 → ZnCl 2.

Sub acțiunea vaporilor de fosfor asupra zincului, se formează fosfuri:
Zn + 2P → ZnP 2 sau 3Zn + 2P → Zn 3 P 2.

Zincul nu interacționează cu hidrogen, azot, bor, siliciu, carbon.

Interacțiunea zincului cu apa
Reacționează cu vapori de apă la căldură roșie pentru a forma oxid de zinc și hidrogen:
Zn + H 2 O → ZnO + H 2.

Interacțiunea zincului cu acizii
În seria electrochimică a tensiunilor metalice, zincul se găsește înainte de hidrogen și îl îndepărtează de acizii neoxidanți:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2.

Reacționează cu acid azotic diluat pentru a forma azotat de zinc și azotat de amoniu:
4Zn + 10HNO 3 → 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Reacționează cu acizi sulfurici și nitrici concentrați pentru a forma săruri de zinc și produse de reducere a acidului:
Zn + 2H 2 SO 4 → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
Zn + 4HNO 3 → Zn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Interacțiunea zincului cu alcalii
Reacționează cu soluții alcaline pentru a forma hidroxo complexe:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2

când fuziunea formează zincate:
Zn + 2KOH → K 2 ZnO 2 + H 2.

Interacțiunea cu amoniacul
Formează nitrură de zinc cu amoniac gazos la 550-600 ° C:
3Zn + 2NH 3 → Zn 3 N 2 + 3H 2;
se dizolvă într-o soluție apoasă de amoniac, formând hidroxid de tetraamminezinc:
Zn + 4NH 3 + 2H 2 O → (OH) 2 + H 2.

Interacțiunea zincului cu oxizi și săruri
Zincul deplasează metalele din seria de tensiune din dreapta acestuia din soluțiile de săruri și oxizi:
Zn + CuSO 4 → Cu + ZnSO 4;
Zn + CuO → Cu + ZnO.

Oxid de zinc (II) ZnO - cristalele albe, atunci când sunt încălzite, capătă o culoare galbenă. Densitate 5,7 g / cm 3, temperatura de sublimare 1800 ° C. La temperaturi peste 1000 ° C, este redus la zinc metalic de carbon, monoxid de carbon și hidrogen:
ZnO + C → Zn + CO;
ZnO + CO → Zn + CO 2;
ZnO + H 2 → Zn + H 2 O.

Nu interacționează cu apa. Prezintă proprietăți amfotere, reacționează cu soluții de acizi și alcali:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H20;
ZnO + 2NaOH + H20 → Na2.

Când fuziunea cu oxizii metalici formează zincate:
ZnO + CoO → CoZnO 2.

Atunci când interacționează cu oxizi nemetali, formează săruri, unde este un cation:
2ZnO + SiO 2 → Zn 2 SiO 4,
ZnO + B 2 O 3 → Zn (BO 2) 2.

Hidroxid de zinc (II) Zn (OH) 2 - o substanță incoloră cristalină sau amorfă. Densitatea 3,05 g / cm 3, la temperaturi peste 125 ° C se descompune:
Zn (OH) 2 → ZnO + H 2 O.

Hidroxidul de zinc prezintă proprietăți amfotere, se dizolvă ușor în acizi și alcali:
Zn (OH) 2 + H2S04 → ZnSO4 + 2H20;
Zn (OH) 2 + 2NaOH → Na2;

de asemenea, se dizolvă cu ușurință în amoniac apos pentru a forma hidroxid de tetraamminezinc:
Zn (OH) 2 + 4NH 3 → (OH) 2.

Se obține sub forma unui precipitat alb atunci când sărurile de zinc reacționează cu alcalii:
ZnCl 2 + 2NaOH → Zn (OH) 2 + 2NaCl.