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

сульфат міді

H 2SO 4 (разб.) + Zn \u003d ZnSO 4 + H 2
сульфат цинку
2. FeO + H 2 \u003d Fe + H 2O
CuSO 4 + Fe \u003d Cu ↓ + FeSO 4

3. Сотавом солі азотної кислоти:
формула азотної кислоти HNO3 кислотний залишок NO3- - нітрат
Складемо формули солей:
Na + NO3- По таблиці розчинності визначимо заряди іонів. Так як іон натрію і нітрат-іон мають заряди «+» і «-» відповідно, то індекси в цій формулі непотрібні. Вийде така формула:
Na + NO3- - нітрат натрію
Ca2 + NO3- - По таблиці розчинності визначимо заряди іонів. За правилом хреста розставимо індекси, але так як нітрат-іон це складний іон із зарядом «-«, то його необхідно взяти в дужки:
Ca2 + (NO3) -2 - нітрат кальцію
Al3 + NO3- - По таблиці розчинності визначимо заряди іонів. За правилом хреста розставимо індекси, але так як нітрат-іон це складний іон із зарядом «-«, то його необхідно взяти в дужки:
Al3 + (NO3) -3 - нітрат алюмінію
далі метали
хлорид цинку ZnCl2
нітрат алюмінію Al (NO3) 3

Сплав цинку з міддю - латунь - був відомий ще в Стародавній Греції, Стародавньому Єгипті, Індії (VII ст.), Китаї (XI ст.). Довгий час не вдавалося виділити чистий цинк. У 1746 А. С. Маргграф розробив спосіб отримання чистого цинку шляхом прожарювання суміші його оксиду з вугіллям без доступу повітря в глиняних вогнетривких ретортах з подальшою конденсацією парів цинку в холодильниках. У промисловому масштабі виплавка цинку почалася в XVII в.
Латинське zincum перекладається як "білий наліт". Походження цього слова точно не встановлено. Імовірно, воно йде від перського "ченг", хоча ця назва відноситься не до цинку, а взагалі до каменів. Слово "цинк" зустрічається в працях Парацельса і інших дослідників 16-17 вв. і сходить, можливо, до древнегерманском "цинко" - наліт, більмо на оці. Загальновживаним назва "цинк" стало тільки в 1920-х рр.

Знаходження в природі, одержання:

Найбільш поширений мінерал цинку - сфалерит, чи цинкова обманка. Основний компонент мінералу - сульфід цинку ZnS, а різноманітні домішки надають цієї речовини різноманітні кольору. Мабуть, за це мінерал і називають обманкою. Цинкову обманку вважають первинним мінералом, з якого утворилися інші мінерали елемента № 30: смітсоніт ZnCO 3, цинкит ZnO, каламін 2ZnO · SiO 2 · Н 2 O. На Алтаї нерідко можна зустріти смугасту "бурундучную" руду - суміш цинкової обманки і бурого шпату. Шматок такий руди видали справді нагадує зачаївся смугастого звіра.
Виділення цинку починається з концентрування руди методами седиментації або флотації, потім її обпалюють до утворення оксидів: 2ZnS + 3О 2 \u003d 2ZnО + 2SO 2
Оксид цинку переробляють електролітичним методом або відновлюють коксом. У першому випадку цинк витравлюють з сирого оксиду розведеним розчином сірчаної кислоти, домішка кадмію осаджують цинковим пилом і розчин сульфату цинку піддають електролізу. Метал 99,95% -ної чистоти осідає на алюмінієвих катодах.

Фізичні властивості:

У чистому вигляді - досить пластичний сріблясто-білий метал. При кімнатній температурі крихкий, при згинанні пластинки чути тріск від тертя кристалітів (зазвичай сильніше, ніж "крик олова"). При 100-150 ° C цинк пластичний. Домішки, навіть незначні, різко збільшують крихкість цинку. Температура плавлення - 692 ° C, температура кипіння - 1180 ° C

Хімічні властивості:

Типовий амфотерний метал. Стандартний електродний потенціал -0,76 В, в ряду стандартних потенціалів розташований до заліза. На повітрі цинк покривається тонкою плівкою оксиду ZnO. При сильному нагріванні згоряє. При нагріванні цинк реагує з галогенами, з фосфором, утворюючи фосфіди Zn 3 P 2 і ZnP 2, з сіркою і її аналогами, утворюючи різні халькогеніди, ZnS, ZnSe, ZnSe 2 і ZnTe. З воднем, азотом, вуглецем, кремнієм і бором цинк безпосередньо не реагує. Нітрид Zn 3 N 2 отримують реакцією цинку з аміаком при 550-600 ° C.
Цинк звичайної чистоти активно реагує з розчинами кислот і лугів, утворюючи в останньому випадку гідроксоцінкати: Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2
Дуже чистий цинк розчинами кислот і лугів не реагує.
Для цинку характерні з'єднання зі ступенем окислення: +2.

Найважливіші сполуки:

Оксид цинку - ZnО, білий, амфотерний, реагує як з розчинами кислот, так і з лугами:
ZnO + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + Н 2 О (сплав).
гідроксид цинку - утворюється у вигляді драглистого білого осад при додаванні лугу до водних розчинів солей цинку. амфотерний гідроксид
солі цинку. Безбарвні кристалічні речовини. У водних розчинах іони цинку Zn 2+ утворюють Аквакомплекси 2+ і 2+ і піддаються сильному гідролізу.
цинкати утворюються при взаємодії оксиду або гідроксиду цинку з лугами. При сплаві утворюються метацінкати (напр. Na 2 ZnO 2), які розчиняючись у воді переходять в тетрагідроксоцінкати: Na 2 ZnO 2 + 2Н 2 О \u003d Na 2. При підкисленні розчинів в осад випадає гідроксид цинку.

застосування:

Виробництво антикорозійного покриття. - Металевий цинк у вигляді брусків використовують для захисту від корозії сталевих виробів, що стикаються з морською водою. Приблизно половина всього виробленого цинку використовується для виробництва оцинкованої сталі, одна третина - в гарячого цинкування готових виробів, решта - для смуги і дроту.
- Велике практичне значення мають сплави цинку - латуні (мідь плюс 20-50% цинку). Для лиття під тиском, крім латуні, використовується швидко зростаюче число спеціальних сплавів цинку.
- Ще одна область застосування - виробництво сухих батарей, хоча в останні роки воно істотно скоротилося.
- теллурід цинку ZnTe використовується як матеріал для фоторезисторів, приймачів інфрачервоного випромінювання, дозиметрів і лічильників радіоактивного випромінювання. - Ацетат цинку Zn (CH 3 COO) 2 його використовують як фіксатор при фарбуванні тканин, консервант деревини, протигрибковий засіб в медицині, каталізатор в органічному синтезі. Ацетат цинку входить до складу зубних цементів, використовується при виробництві глазурі та порцеляни.

Цинк - один з найбільш важливих біологічно активних елементів і необхідний для всіх форм життя. Його роль обумовлена, в основному, тим, що він входить до складу більше 40 важливих ферментів. Встановлено функція цинку в білках, що відповідають за розпізнавання послідовності підстав в ДНК і, отже, що регулюють перенесення генетичної інформації в ході реплікації ДНК. Цинк бере участь у вуглеводному обміні за допомогою цінксодержащіх гормону - інсуліну. Тільки в присутності цинку діє вітамін А. Необхідний цинк і для формування кісток.
У той же час іони цинку токсичні.

Безмаєтних С., Штанова І.
ХФ ТюмГУ, 571 група.

Джерела: Вікіпедія:

Мідь (Cu) відноситься до d-елементів та 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, в разі атома міді спостерігається так званий «проскакування електрона» з 4s-підрівні на 3d-підрівень. Для міді, крім нуля, можливі ступені окислення +1 і +2. Ступінь окислення +1 схильна до диспропорціонування і стабільна лише в нерозчинних з'єднаннях типу CuI, CuCl, Cu 2 O і т. Д., А також в комплексних з'єднаннях, наприклад, Cl і OH. Сполуки міді в ступені окислення +1 не мають конкретної забарвлення. Так, оксид міді (I) в залежності від розмірів кристалів може бути темно-червоний (великі кристали) і жовтий (дрібні кристали), CuCl і CuI - белиe, а Cu 2 S - чорно-синій. Більш хімічно стійкою є ступінь окислення міді, рівна +2. Солі, що містять мідь в даній ступеня окислення, мають синю і синьо-зелене забарвлення.

Мідь є дуже м'яким, ковким і пластичним металом з високою електро- і теплопровідністю. Забарвлення металевої міді червоно-рожева. Мідь знаходиться в ряду активності металів правіше водню, тобто відноситься до малоактивним металам.

з киснем

У звичайних умовах мідь з киснем не взаємодіє. Для протікання реакції між ними потрібно нагрів. Залежно від надлишку або нестачі кисню і температурних умов може утворити оксид міді (II) і оксид міді (I):

з сіркою

Реакція сірки з міддю в залежності від умов проведення може призводити до утворення як сульфіду міді (I), так і сульфіду міді (II). При нагріванні суміші порошкоподібних Cu і S до температури 300-400 ° С утворюється сульфід міді (I):

При нестачі сірки і проведенні реакції при температурі понад 400 ° С утворюється сульфід міді (II). Однак, більш простим способом отримання сульфіду міді (II) з простих речовин є взаємодія міді з сіркою, розчиненої в сероуглероде:

Дана реакція протікає при кімнатній температурі.

з галогенами

З фтором, хлором і бромом мідь реагує, утворюючи галогеніди із загальною формулою CuHal 2, де Hal - F, Cl або Br:

Cu + Br 2 \u003d CuBr 2

У випадку з йодом - найслабшим окислювачем серед галогенів - утворюється йодид міді (I):

З воднем, азотом, вуглецем і кремнієм мідь не взаємодіє.

з кислотами-неокислителях

Кислотами-неокислителях є практично все кислоти, крім концентрованої сірчаної кислоти і азотної кислоти будь-якої концентрації. Оскільки кислоти-неокислителях в стані окислити тільки метали, що знаходяться в ряду активності до водню; це означає, що мідь з такими кислотами не реагує.

з кислотами-окислювачами

- концентрованої сірчаної кислотою

З концентрованої сірчаної кислотою мідь реагує як при нагріванні, так 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 окислення +4 (в SO 2).

- з розведеною азотною кислотою

Реакція міді з розведеною HNO 3 призводить до утворення нітрату міді (II) і монооксиду азоту:

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

- з концентрованою азотною кислотою

Концентрована HNO 3 легко реагує з міддю при звичайних умовах. Відмінність реакції міді з концентрованою азотною кислотою від взаємодії з розведеною азотною кислотою полягає в продукті відновлення азоту. У разі концентрованої HNO 3 азот відновлюється в меншій мірі: 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 \u003d 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 окислення 0, тобто утворюється проста речовина N 2:

У разі діоксиду сірки, замість простого речовини (сірки) утворюється сульфід міді (I). Пов'язано це з тим, що мідь із сіркою, на відміну від азоту, реагує:

з оксидами металів

При спіканні металевої міді з оксидом міді (II) при температурі 1000-2000 ° С може бути отриманий оксид міді (I):

Також металева мідь може відновити при прожаренні оксид заліза (III) до оксиду заліза (II):

з солями металів

Мідь витісняє менш активні метали (правіше неї в ряду активності) з розчинів їх солей:

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

Також має місце цікава реакція, в якій мідь розчиняється в солі більш активного металу - заліза в ступені окислення +3. Однак протиріч немає, тому що мідь витісняють залізо з його солі, а лише відновлює його зі ступенем окислення +3 до ступеня окислення +2:

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

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

Остання реакція використовується при виробництві мікросхем на стадії травлення мідних плат.

корозія міді

Мідь з часом піддається корозії при контакті з вологою, вуглекислим газом і киснем повітря:

2Cu + H 2 O + СО 2 + О 2 \u003d (CuOН) 2 СО 3

В результаті протікання даної реакції мідні вироби покриваються пухким синьо-зеленим нальотом гідроксокарбоната міді (II).

Хімічні властивості цинку

Цинк Zn знаходиться в IIБ групи IV-го періоду. Електронна конфігурація валентних орбіталей атомів хімічного елемента в основному стані 3d 10 4s 2. Для цинку можлива тільки одна єдина ступінь окислення, що дорівнює +2. Оксид цинку ZnO і гідроксид цинку Zn (ОН) 2 володіють яскраво вираженими амфотерними властивостями.

Цинк при зберіганні на повітрі тьмяніє, покриваючись тонким шаром оксиду ZnO. Особливо легко окислення протікає при високій вологості і в 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'я пальника згорає в ньому зеленуватим полум'ям:

При нагріванні металевий цинк також взаємодіє з галогенами, сіркою, фосфором:

З воднем, азотом, вуглецем, кремнієм і бором цинк безпосередньо не реагує.

Цинк реагує з кислотами-неокислителях з виділенням водню:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Особливо легко розчиняється в кислотах технічний цинк, оскільки містить в собі домішки інших менш активних металів, зокрема, кадмію і міді. Високочистий цинк з певних причин стійкий до впливу кислот. Для того щоб прискорити реакцію, зразок цинку високого ступеня чистоти призводять до зіткнення з міддю або додають в розчин кислоти трохи солі міді.

При температурі 800-900 o C (червоне каління) металевий цинк, перебуваючи в розплавленому стані, взаємодіє з перегрітою водяною парою, виділяючи з нього водень:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

Цинк реагує також і з кислотами-окислювачами: сірчаної концентрованої і азотної.

Цинк як активний метал може утворювати з концентрованої сірчаної кислотою сірчистий газ, елементарну сірку і навіть сірководень.

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

Склад продуктів відновлення азотної кислоти визначається концентрацією розчину:

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 + 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

На напрям протікання процесу впливають також температура, кількість кислоти, чистота металу, час проведення реакції.

Цинк реагує з розчинами лугів, при цьому утворюються тетрагідроксоцінкати і водень:

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

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

З безводними лугами цинк при сплаву утворює цинкати і водень:

У лужної середовищі цинк є вкрай сильним відновником, здатним відновлювати азот в нітрати і нітриті до аміаку:

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

Завдяки комплексообразованию цинк повільно розчиняється в розчині аміаку, відновлюючи водень:

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

Також цинк відновлює менш активні метали (правіше нього в ряду активності) з водних розчинів їх солей:

Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 \u003d 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 в разі хрому, також як і в випадку атома міді, спостерігається так званий «проскакування електрона»

Найбільш часто їх виявляють ступенями окислення хрому є значення +2, +3 і +6. Їх слід запам'ятати, і в рамках програми ЗНО з хімії можна вважати, що інших ступенів окислення хром не має.

При звичайних умовах хром стійкий до корозії як на повітрі, так і у воді.

Взаємодія з неметалами

з киснем

Розпечений до температури понад 600 o С порошкоподібний металевий хром згорає в чистому кисні утворюючи окcід хрому (III):

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

з галогенами

З хлором і фтором хром реагує при більш низьких температурах, ніж з киснем (250 і 300 o C відповідно):

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

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

З бромом ж хром реагує при температурі червоного розжарювання (850-900 o C):

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

з азотом

З азотом металевий хром взаємодіє при температурах понад 1000 o С:

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

з сіркою

З сірої хром може утворювати як сульфід хрому (II) так і сульфід хрому (III), що залежить від пропорцій сірки і хрому:

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

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

З воднем хром не реагує.

Взаємодія зі складними речовинами

Взаємодія з водою

Хром відноситься до металів середньої активності (розташований в ряду активності металів між алюмінієм і воднем). Це означає, що реакція протікає між розпеченим до червоного розжарювання хромом і перегрітою водяною парою:

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

Взаємодія з кислотами

Хром при звичайних умовах пассивируется концентрованими сірчаної та азотної кислотами, проте, розчиняється в них при кип'ятінні, при цьому окислюючись до ступеня окислення +3:

Cr + 6HNO 3 (конц.) \u003d t o\u003d\u003e Cr (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4 (конц) \u003d t o\u003d\u003e 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 (разб) \u003d 10Cr (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O

Хром розташований в ряду активності лівіше водню, а це значить, що він здатний виділяти H 2 з розчинів кислот-неокислителях. В ході таких реакцій за відсутності доступу кисню повітря утворюються солі хрому (II):

Cr + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2

Cr + H 2 SO 4 (разб.) \u003d CrSO 4 + H 2

При проведенні ж реакції на відкритому повітрі, двовалентний хром миттєво окислюється містяться в повітрі киснем до ступеня окислення +3. При цьому, наприклад, рівняння з соляною кислотою набуде вигляду:

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

При сплаві металевого хрому з сильними окислювачами у присутності лугів хром окислюється до ступеня окислення +6, утворюючи хромати:

Хімічні властивості заліза

Залізо Fe, хімічний елемент, що знаходиться в VIIIB групі і має порядковий номер 26 в 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 заповнюються в його випадку є d-підрівень. Для нього найбільш характерні два ступені окислення +2 і +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) в деякій мірі розчиняються при кип'ятінні в концентрованих розчинах лугів, а також реагують з безводними лугами при сплаву. Слід зазначити що ступінь окислення заліза +2 дуже нестійка, і легко переходить в ступінь окислення +3. Також відомі сполуки заліза в рідкісної ступеня окислення +6 - ферати, солі неіснуючої «залізної кислоти» H 2 FeO 4. Зазначені сполуки відносно стійкі лише в твердому стані, або в сільнощелочних розчинах. При недостатній лужності середовища ферати досить швидко окислюють навіть воду, виділяючи з 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 представляє собою змішаний оксид, склад якого умовно можна представити формулою FeO ∙ Fe 2 O 3. Реакція горіння заліза має вигляд:

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

З сірої

При нагріванні залізо реагує з сіркою, утворюючи сульфід двухвалентен заліза:

Fe + S \u003d t o\u003d\u003e FeS

Або ж при надлишку сірки дисульфид заліза:

Fe + 2S \u003d t o\u003d\u003e FeS 2

З галогенами

Всіма галогенами крім йоду металеве залізо окислюється до ступеня окислення +3, утворюючи галогеніди заліза (lll):

2Fe + 3F 2 \u003d t o\u003d\u003e 2FeF 3 - фторид заліза (lll)

2Fe + 3Cl 2 \u003d t o\u003d\u003e 2FeCl 3 - хлорид заліза (lll)

Йод ж, як найбільш слабка окислювач серед галогенів, окисляє залізо лише до ступеня окислення +2:

Fe + I 2 \u003d t o\u003d\u003e FeI 2 - йодид заліза (ll)

Слід зазначити, що сполуки тривалентного заліза легко окислюють йодид-іони у водному розчині до вільного йоду I 2 при цьому відновлюючись до ступеня окислення +2. Приклади, подібних реакцій з банку ФІПІ:

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

З воднем

Залізо з воднем не реагує (з воднем з металів реагують тільки лужні метали і лужноземельні):

Взаємодія зі складними речовинами

Взаємодія з кислотами

З кислотами-неокислителях

Так як залізо розташоване в ряду активності лівіше водню, це означає, що воно здатне витісняти водень з кислот-неокислителях (майже всі кислоти крім H 2 SO 4 (конц.) І HNO 3 будь-якої концентрації):

Fe + H 2 SO 4 (разб.) \u003d FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2

Потрібно звернути увагу на такий прийом в завданнях ЄДІ, як питання на тему того до якої міри 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 більш глибокого окислення заліза (до С.О. +3) в разі його взаємодії з концентрованою соляною кислотою.

Взаємодія з кислотами-окислювачами

З концентрованими сірчаної та азотної кислотами в звичайних умовах залізо не реагує через пасивації. Однак, реагує з ними при кип'ятінні:

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

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

Зверніть увагу на те, що розбавлена \u200b\u200bсірчана кислота окисляє залізо до ступеня окислення +2, а концентрована до +3.

Корозія (іржавіння) заліза

На вологому повітрі залізо дуже швидко піддається іржавіння:

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

З водою під час відсутності кисню залізо не реагує ні в звичайних умовах, ні при кип'ятінні. Реакція з водою протікає лише при температурі вище температури червоного розжарювання (\u003e 800 о С). т.е ..

І.В.ТРІГУБЧАК

Посібник-репетитор з хімії

Продовження. Початок див. У № 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

ЗАНЯТТЯ 24

10-й клас (Перший рік навчання)

Цинк і його сполуки

1. Положення в таблиці Д. І. Менделєєва, будова атома.

2. Походження назви.

3. Фізичні властивості.

4. Хімічні властивості.

5. Знаходження в природі.

6. Основні методи отримання.

7. Оксид і гідроксид цинку - властивості і методи отримання.

Цинк розташований в побічної підгрупи II групи таблиці Д. І. Менделєєва. Його електронна формула 1 s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2. цинк є d-елементом, проявляє в з'єднаннях єдину ступінь окислення +2 (тому що третій енергетичний рівень в атомі цинку повністю заповнений електронами). Будучи амфотерним елементом з переважанням металевих властивостей, в з'єднаннях цинк частіше входить до складу катіона, рідше - аніону. наприклад,

Припускають, що назва цинку відбувається від древнегерманского слова «цинко» (білий, більмо). У свою чергу, це слово походить від арабського «харасін» (метал з Китаю), що вказує на місце вироблення цинку, завезеного в середні століття до Європи з Китаю.

Фізичні властивості

Цинк - метал білого кольору; на повітрі покривається оксидною плівкою, і його поверхня тьмяніє. На холоді це досить крихкий метал, але при температурі 100-150 ° С цинк легко обробляється, утворює сплави з іншими металами.

Хімічні властивості

Цинк - метал середньої хімічної активності, проте він більш активний, ніж залізо. Цинк після руйнування оксидної плівки проявляє наступні хімічні властивості.

Zn + H 2 ZnH 2.

2Zn + O 2 2ZnO.

Метали (-).

Неметали (+):

Zn + Cl 2 ZnCl 2,

3Zn + 2P Zn 3 P 2.

Zn + 2H 2 O Zn (OH) 2 + H 2.

Основні оксиди (-).

Кислотні оксиди (-).

Підстави (+):

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

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

Кислоти-неокислителях (+):

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2.

Кислоти-окислювачі (+):

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

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

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

Солі (+/-): *

Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2,

Zn + NaCl немає реакції.

У п р и р о д е цинк зустрічається у вигляді сполук, найважливішими з яких є сфалерит, чи цинкова обманка (ZnS), смітсоніт, або цинковий шпат (ZnCO 3), червона цинкова руда (ZnO).

У промисловості д л я п про л у ч е н і я цинку виробляють випал цинкової руди з метою отримання оксиду цинку, який потім відновлюють вуглецем:

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

2ZnO + C2Zn + CO 2.

До найважливіших сполук цинку відносяться його о к с і д (ZnO) і г і д р о к с і д (Zn (OH) 2). Це кристалічні речовини білого кольору, проявляють амфотерні властивості:

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 Na 2.

Оксид цинку можна отримати окисленням цинку, розкладанням гідроксиду цинку або випалюванням цинкової обманки:

Zn (OH) 2 ZnO + H 2 O,

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

Гідроксид цинку отримують реакцією обміну між розчином солі цинку і луги:

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

Ці сполуки н а д о з а п о м н і т ь: цинкова обманка (ZnS), цинковий купорос (ZnSO 4 7H 2 O).

Тест по темі «Цинк і його сполуки»

1. Сума коефіцієнтів в рівнянні реакції цинку з дуже розведеною азотною кислотою:

а) 20; б) 22; в) 24; г) 29.

2. Цинк з концентрованого розчину карбонату натрію витісняє:

а) водень; б) чадний газ;

в) вуглекислий газ; г) метан.

3. Розчини лугів можуть реагувати з наступними речовинами (можливо кілька правильних відповідей):

а) сульфатом міді і хлором;

б) оксидом кальцію і міддю;

в) гидросульфатом натрію і цинком;

г) гідроксидом цинку і гідроксидом міді.

4. Щільність 27,4% -го розчину гідроксиду натрію становить 1,3 г / мл. Молярна концентрація лугу в цьому розчині становить:

а) 0,0089 моль / мл; б) 0,0089 моль / л;

в) 4 моль / л; г) 8,905 моль / л.

5. Для отримання гідроксиду цинку необхідно:

а) по краплях доливати розчин гідроксиду натрію до розчину хлориду цинку;

б) по краплях доливати розчин хлориду цинку до розчину гідроксиду натрію;

в) долити надлишок розчину гідроксиду натрію до розчину хлориду цинку;

г) по краплях додавати розчин гідроксиду натрію до розчину карбонату цинку;

6. Виключіть «зайве» з'єднання:

а) H 2 ZnO 2; б) ZnCl 2; в) ZnO; г) Zn (OH) 2.

7. Сплав міді і цинку масою 24,12 г обробили надлишком розбавленої сірчаної кислоти. При цьому виділилося 3,36 л газу (н.у.). Масова частка цинку в цьому сплаві дорівнює (в%):

а) 59,58; б) 40,42; в) 68,66; г) 70,4.

8. Гранули цинку будуть взаємодіяти з водним розчином (можливо кілька правильних відповідей):

а) соляної кислоти; б) азотної кислоти;

в) гідроксиду калію; г) сульфату алюмінію.

9. Вуглекислий газ обсягом 16,8 л (н.у.) був поглинений 400 г 28% -го розчину гідроксиду калію. Масова частка речовини, що знаходиться в розчині, становить (у%):

а) 34,5; б) 31,9; в) 69; г) 63,7.

10. Маса зразка карбонату цинку, в якому міститься 4,816 10 24 атомів кисню, дорівнює (в г):

а) 1000; б) 33,3; в) 100; г) 333,3.

Ключ до тесту

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
б	а	а, в	г	а	б	б	а Б В Г	б	г

Завдання і вправи на амфотерні метали

ланцюжки перетворень

1. Цинк -\u003e оксид цинку -\u003e гідроксид цинку -\u003e сульфат цинку -\u003e хлорид цинку -\u003e нітрат цинку -\u003e сульфід цинку -\u003e оксид цинку -\u003e цинкат калію.

2. Оксид алюмінію -\u003e тетрагідроксоалюмінат калію -\u003e хлорид алюмінію -\u003e гідроксид алюмінію -\u003e тетрагідроксоалюмінат калію.

3. Натрій -\u003e гідроксид натрію -\u003e гідрокарбонат натрію -\u003e карбонат натрію -\u003e гідроксид натрію -\u003e гексагідроксохромат (III) натрію.

4. Хром -\u003e хлорид хрому (II) -\u003e хлорид хрому (III) -\u003e гексагідроксохромат (III) калію + бром + гідроксид калію -\u003e хромат калію -\u003e Дихромат калію -\u003e оксид хрому (VI).

5. Сульфід заліза (II) -\u003e X 1 -\u003e оксид заліза (III) -\u003e X 2 -\u003e сульфід заліза (II).

6. Хлорид заліза (II) -\u003e А -\u003e Б -\u003e В -\u003e Г -\u003e Д -\u003e хлорид заліза (II) (всі речовини містять залізо; в схемі тільки три окислювально-відновні реакції поспіль).

7. Хром -\u003e Х 1 -\u003e сульфат хрому (III) -\u003e Х 2 -\u003e Дихромат калію -\u003e Х 3 -\u003e хром.

У р о в е н ь А

1. Для розчинення 1,26 г сплаву магнію з алюмінієм використано 35 мл 19,6% -го розчину сірчаної кислоти (щільність - 1,14 г / мл). Надлишок кислоти вступив в реакцію з 28,6 мл розчину бікарбонату калію з концентрацією 1,4 моль / л. Визначте склад вихідної сплаву і обсяг газу (н.у.), що виділився при розчиненні сплаву.

Відповідь.57,6% Mg; 42,4% Al; 1,34 л H 2.

2. Суміш кальцію і алюмінію масою 18,8 г прожарили без доступу повітря з надлишком порошку графіту. Продукт реакції обробили розведеною соляною кислотою, при цьому виділилося 11,2 л газу (н.у.). Визначте склад вихідної суміші.

Рішення

Рівняння реакцій:

Нехай (Ca) \u003d x моль, (Al) \u003d 4 y моль.

Тоді: 40 x + 4 27y = 18,8.

За умовою завдання:

v (С 2 Н 2 + СH 4) \u003d 11,2 л.

отже,

(З 2 Н 2 + СH 4) \u003d 11,2 / 22,4 \u003d 0,5 моль.

За рівняння реакції:

(З 2 Н 2) \u003d (СAC 2) \u003d (Сa) \u003d х моль,

(СH 4) \u003d 3/4 (Al) \u003d 3 y моль,

x + 3y = 0,5.

Вирішуємо систему:

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

отже,

(Ca) \u003d 0,2 моль,

(Al) \u003d 4 0,1 \u003d 0,4 моль.

У вихідній суміші:

m(Ca) \u003d 0,2 40 \u003d 8 г,

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

m(Al) \u003d 0,4 27 \u003d 10,8 г,

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

відповідь. 42,6% Ca; 57,4% Al.

3. При взаємодії 11,2 г металу VIII групи періодичної системи з хлором утворилося 32,5 г хлориду. Визначте метал.

відповідь. Залізо.

4. При випалюванні піриту виділилося 25 м 3 сірчистого газу (температура 25 ° С і тиск 101 кПа). Обчисліть масу утворився при цьому твердої речовини.

Відповідь. 40,8 кг Fe 2 O 3.

5. При прожаренні 69,5 г кристалогідрату сульфату заліза (II) утворюється 38 г безводної солі. Визначте формулу кристалогідрату.

Відповідь. Гептагідрат FeSO 4 7H 2 O.

6. При дії надлишку соляної кислоти на 20 г суміші, що містить мідь і залізо, виділився газ об'ємом 3,36 л (н.у.). Визначте склад вихідної суміші.

Відповідь. 58% Cu; 42% Fe.

У р о в е н ь Б

1. Який обсяг 40% -го розчину гідроксиду калію (щільність - 1,4 г / мл) слід додати до 50 г 10% -го розчину хлориду алюмінію для того, щоб спочатку випав осад повністю розчинився?

Відповідь. 15 мл.

2. Метал спалили в кисні з утворенням 2,32 г оксиду, для відновлення якого до металу необхідно затратити 0,896 л (н.у.) чадного газу. Відновлений метал розчинили в розведеної сірчаної кислоти, отриманий розчин дає синій осад з червоною кров'яною сіллю. Визначте формулу оксиду.

відповідь:Fe 3 O 4.

3. Який обсяг 5,6 М розчину гідроксиду калію потрібно для повного розчинення 5 г суміші гідроксидів хрому (III) і алюмінію, якщо масова частка кисню в цій суміші дорівнює 50%?

Відповідь. 9,3 мл.

4. До 14% -му розчину нітрату хрому (III) додали сульфід натрію, отриманий розчин відфільтрували і прокип'ятили (без втрати води), при цьому масова частка солі хрому зменшилася до 10%. Визначте масові частки інших речовин в отриманому розчині.

Відповідь. 4,38% NaNO 3.

5. Суміш хлориду заліза (II) з дихроматом калію розчинили у воді і підкислити розчин соляної кислотою. Через деякий час до розчину по краплях додали надлишок розчину гідроксиду калію, який випав осад відфільтрували і прожарили до постійної маси. Маса сухого залишку дорівнює 4,8 г. Знайдіть масу вихідної суміші солей, враховуючи, що масові частки хлориду заліза (II) і дихромата калію в ній ставляться як 3: 2.

Відповідь. 4,5 м

6. 139 г залізного купоросу розчинили у воді при температурі 20 ° С і отримали насичений розчин. При охолодженні цього розчину до 10 ° С випав осад залізного купоросу. Знайдіть масу випав осаду і масову частку сульфату заліза (II) в останньому розчині (розчинність сульфату заліза (II) при 20 ° С дорівнює 26 г, а при 10 ° С - 20 г).

Відповідь. 38,45 г FeSO 4 7H 2 O; 16,67%.

якісні завдання

1. Сріблястий-біле легке проста речовина А, що володіє хорошою тепло- і електропровідністю, реагує при нагріванні з іншим простим речовиною В. Утворюється тверда речовина розчиняється в кислотах з виділенням газу С, при пропущенні якого через розчин сірчаної кислоти випадає осад речовини В. Визначте речовини, напишіть рівняння реакцій.

Відповідь.Речовини: А - Al, В - S, C - H 2 S.

2. Є два газу - А і В, молекули яких трехатомного. При додаванні кожного з них до розчину алюмінату калію випадає осад. Запропонуйте можливі формули газів А та В, враховуючи, що ці гази бінарні. Напишіть рівняння реакцій. Як хімічним шляхом можна розрізнити ці гази?

Рішення

Газ А - СО 2; газ В - Н 2 S.

2KAlO 2 + СО 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. Нерозчинний у воді з'єднання А бурого кольору при нагріванні розкладається з утворенням двох оксидів, один з яких - вода. Інший оксид - В - відновлюється вуглецем з утворенням металу С, другим за поширеністю в природі серед металів. Визначте речовини, напишіть рівняння реакцій.

Відповідь.Речовини: А - Fe (OH) 3,
В - Fe 2 O 3, C - Fe.

4. Сіль А утворена двома елементами, при випалюванні її на повітрі утворюються два оксиду: В - твердий, бурого кольору, і газоподібний. Оксид У вступає в реакцію заміщення з сріблясто-білим металом С (при нагріванні). Визначте речовини, напишіть рівняння реакцій.

Відповідь.Речовини: А - FeS 2, В - Fe 2 O 3, C - Al.

* Знак +/- означає, що дана реакція протікає не з усіма реагентами або в специфічних умовах.

Далі буде

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 при нормальних умовах - тендітний 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'язків беруть участь тільки електрони зовнішнього енергетичного рівня, оскільки конфігурація d 10 є дуже стійкою. У з'єднаннях для цинку характерна ступінь окислення +2.

Цинк - хімічно активний метал, має виражені відновні властивості, за активністю поступається лужно-земельних металів. Виявляє амфотерні властивості.

Взаємодія цинку з неметалами
При сильному нагріванні на повітрі згорає яскравим блакитним полум'ям з утворенням оксиду цинку:
2Zn + O 2 → 2ZnO.

При підпалюванні енергійно реагує з сіркою:
Zn + S → ZnS.

З галогенами реагує при звичайних умовах в присутності парів води в якості каталізатора:
Zn + Cl 2 → ZnCl 2.

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 розжарювання з утворенням оксиду цинку і водню:
Zn + H 2 O → ZnO + H 2.

Взаємодія цинку з кислотами
В електрохімічному ряді напруг металів цинк знаходиться до водню і витісняє його з неокисляющих кислот:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2;
Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2.

Взаємодіє з розведеною азотною кислотою, утворюючи нітрат цинку і нітрат амонію:
4Zn + 10HNO 3 → 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Реагує з концентрованими сірчаної та азотної кислотами з утворенням солі цинку і 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 з лугами
Реагує з розчинами лугів з утворенням гідроксокомплексів:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2

при сплаву утворює цинкати:
Zn + 2KOH → K 2 ZnO 2 + H 2.

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

Взаємодія цинку з оксидами і солями
Цинк витісняє метали, що стоять в ряду напруги правіше нього, з розчинів солей і оксидів:
Zn + CuSO 4 → Cu + ZnSO 4;
Zn + CuO → Cu + ZnO.

Оксид цинку (II) ZnO - білі кристали, під час нагрівання набувають жовте забарвлення. Щільність 5,7 г / см 3, температура сублімації 1800 °. При температурі вище 1000 ° С відновлюється до металевого цинку вуглецем, чадним газом і воднем:
ZnO + C → Zn + CO;
ZnO + CO → Zn + CO 2;
ZnO + H 2 → Zn + H 2 O.

З водою не взаємодіє. Виявляє амфотерні властивості, реагує з розчинами кислот і лугів:
ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O;
ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2.

При сплаві 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 аморфне речовина. Щільність 3,05 г / см 3, при температурі вище 125 ° С розкладається:
Zn (OH) 2 → ZnO + H 2 O.

Гідроксид цинку проявляє амфотерні властивості, легко розчиняється в кислотах і 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 тетрааммінцінка:
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.