أكسيد النحاس الثنائي ، الخصائص ، الإنتاج ، التفاعلات الكيميائية. النحاس ومركباته الصيغة الكيميائية أكسيد النحاس 2
الخواص الكيميائيةأكسيد النحاس الثنائي
وصف موجز لأكسيد النحاس (II):
أكسيد النحاس(2) - مادة غير عضويةلون أسود.
2. تفاعل أكسيد النحاس الثنائي مع الكربون:
CuO + C → Cu + CO (ر = 1200 درجة مئوية).
كربون.
3.تفاعل أكسيد النحاس(الثاني) باللون الرمادي:
CuO + 2S → Cu + S 2 O (ر = 150-200 درجة مئوية).
يحدث التفاعل في الفراغ. نتيجة التفاعل يتكون النحاس وأكسيد كبريت.
4. تفاعل أكسيد النحاس(الثاني) بالألمنيوم:
3CuO + 2Al → 3Cu + Al 2 O 3 (ر = 1000-1100 درجة مئوية).
نتيجة التفاعل يتكون النحاس وأكسيد الألومنيوم.
5.تفاعل أكسيد النحاس(الثاني) بالنحاس:
CuO + Cu → Cu 2 O (ر = 1000-1200 درجة مئوية).
نتيجة التفاعل يتكون أكسيد النحاس (الأول).
6. تفاعل أكسيد النحاس(الثاني) مع أكسيد الليثيوم:
CuO + Li 2 O → Li 2 CuO 2 (ر = 800-1000 درجة مئوية ، يا 2).
يحدث التفاعل في تدفق الأكسجين. نتيجة للتفاعل ، يتم تشكيل كبريتات الليثيوم.
7. تفاعل أكسيد النحاس(الثاني) مع أكسيد الصوديوم:
CuO + Na 2 O → Na 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C ، O 2).
يحدث التفاعل في تدفق الأكسجين. نتيجة للتفاعل ، يتم تشكيل كبريتات الصوديوم.
8.تفاعل أكسيد النحاس(الثاني) مع أول أكسيد الكربون:
CuO + CO → Cu + CO 2.
نتيجة التفاعل يتكون النحاس وأول أكسيد الكربون (ثاني أكسيد الكربون).
9. تفاعل أكسيد النحاس(الثاني) مع أكسيد غدة:
CuO + Fe 2 O 3 → CuFe 2 O 4 (t o).
نتيجة التفاعل يتكون الملح - الفريت النحاسي. يستمر التفاعل عندما يتم تحميص خليط التفاعل.
10. تفاعل أكسيد النحاس(الثاني) بحمض الهيدروفلوريك:
CuO + 2HF → CuF 2 + H 2 O.
نتيجة لتفاعل كيميائي ، يتم الحصول على ملح - فلوريد النحاس والماء.
11.تفاعل أكسيد النحاس(الثاني) بحمض النيتريك:
CuO + 2HNO 3 → 2Cu (NO 3) 2 + H 2 O.
نتيجة لتفاعل كيميائي ، يتم الحصول على ملح - نترات النحاس و ماء .
أكسيد النحاس يتفاعل بالمثل(الثاني) ومع الأحماض الأخرى.
12. تفاعل أكسيد النحاس(الثاني) مع بروميد الهيدروجين (بروميد الهيدروجين):
CuO + 2HBr → CuBr 2 + H 2 O.
نتيجة لتفاعل كيميائي ، يتم الحصول على ملح - بروميد النحاس و ماء .
13. تفاعل أكسيد النحاس(الثاني) مع اليود الهيدروجين:
CuO + 2HI → CuI 2 + H 2 O.
نتيجة لتفاعل كيميائي ، يتم الحصول على ملح - يوديد النحاس و ماء .
14. تفاعل أكسيد النحاس(الثاني) مع هيدروكسيد الصوديوم :
CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.
نتيجة لتفاعل كيميائي ، يتم الحصول على ملح - كبريتات الصوديوم و ماء .
15.تفاعل أكسيد النحاس(الثاني) مع هيدروكسيد البوتاسيوم :
CuO + 2KOH → K 2 CuO 2 + H 2 O.
نتيجة لتفاعل كيميائي ، يتم الحصول على ملح - كبريتات البوتاسيوم و ماء .
16.تفاعل أكسيد النحاس(الثاني) مع هيدروكسيد الصوديوم والماء:
CuO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 2 (ر = 100 درجة مئوية).
يذوب هيدروكسيد الصوديوم في الماء. محلول هيدروكسيد الصوديوم في الماء 20-30٪. يستمر التفاعل عند الغليان. نتيجة لتفاعل كيميائي ، يتم الحصول على رباعي هيدروكسوكوبريت الصوديوم.
17.تفاعل أكسيد النحاس(الثاني) مع فوق أكسيد البوتاسيوم:
2CuO + 2KO 2 → 2KCuO 2 + O 2 (ر = 400-500 درجة مئوية).
نتيجة لتفاعل كيميائي ، يتم الحصول على ملح - نوبات البوتاسيوم (III) و
طلب
يوجد الكثير من الممثلين لكل منهم ، لكن الأكاسيد بلا شك تحتل مكانة رائدة. يمكن أن يحتوي عنصر كيميائي واحد على عدة مركبات ثنائية مختلفة مع الأكسجين في وقت واحد. النحاس أيضا له هذه الخاصية. لديها ثلاثة أكاسيد. دعونا ننظر إليهم بمزيد من التفصيل.
أكسيد النحاس (الأول)
صيغته هي Cu 2 O. في بعض المصادر ، يمكن أن يُطلق على هذا المركب اسم ثاني أكسيد النحاس ، أو أكسيد ديكوبر ، أو أكسيد النحاس.
ملكيات
إنها مادة بلورية لها لون بني أحمر. هذا الأكسيد غير قابل للذوبان في الماء والإيثانول. يمكن أن تذوب دون أن تتحلل عند درجة حرارة تزيد قليلاً عن 1240 درجة مئوية.لا تتفاعل هذه المادة مع الماء ، ولكن يمكن نقلها إلى محلول إذا كان المشاركون في التفاعل معها هم حمض الهيدروكلوريك المركز ، القلويات ، حمض النيتريك ، هيدرات الأمونيا ، أملاح الأمونيوم ، حمض الكبريتيك.
الحصول على أكسيد النحاس (I)
يمكن الحصول عليها عن طريق تسخين النحاس المعدني ، أو في بيئة يكون فيها الأكسجين منخفض التركيز ، وكذلك في تيار من أكاسيد نيتروجين معينة ومع أكسيد النحاس (II). بالإضافة إلى ذلك ، يمكن أن يصبح نتاج تفاعل للتحلل الحراري للأخير. سيتم أيضًا الحصول على أكسيد النحاس (I) إذا تم تسخين كبريتيد النحاس (I) في تيار من الأكسجين. هناك طرق أخرى أكثر تعقيدًا للحصول عليها (على سبيل المثال ، تقليل أحد هيدروكسيدات النحاس ، والتبادل الأيوني لأي ملح نحاسي أحادي التكافؤ مع القلويات ، وما إلى ذلك) ، ولكنها تُمارَس فقط في المختبرات.
طلب
مطلوب كصبغة عند طلاء السيراميك والزجاج ؛ مكون من الدهانات التي تحمي الجزء الموجود تحت الماء من الوعاء من التلوث. تستخدم أيضا كمبيد للفطريات. لا يمكن لصمامات أكسيد النحاس الاستغناء عنها.
أكسيد النحاس الثنائي
صيغته هي CuO. في العديد من المصادر يمكن العثور عليها تحت اسم أكسيد النحاس.
ملكيات
إنه أعلى أكسيد النحاس. تحتوي المادة على شكل بلورات سوداء ، تكاد تكون غير قابلة للذوبان في الماء. يتفاعل مع الحمض وخلال هذا التفاعل يتكون الملح المقابل من النحاس ثنائي التكافؤ ، وكذلك الماء. عندما يتم دمجها مع القلويات ، يتم تمثيل نواتج التفاعل بواسطة النحاسيات. يحدث تحلل أكسيد النحاس (II) عند درجة حرارة حوالي 1100 درجة مئوية ، حيث تستطيع الأمونيا وأول أكسيد الكربون والهيدروجين والفحم استخراج النحاس المعدني من هذا المركب.
إيصال
يمكن الحصول عليها عن طريق تسخين النحاس المعدني في الهواء تحت شرط واحد - يجب أن تكون درجة حرارة التسخين أقل من 1100 درجة مئوية.يمكن أيضًا الحصول على أكسيد النحاس (II) عن طريق تسخين الكربونات والنترات وهيدروكسيد النحاس ثنائي التكافؤ.
طلب
يستخدم هذا الأكسيد للتلوين باللون الأخضر أو لون ازرقالمينا والزجاج ، وكذلك إنتاج مجموعة متنوعة من النحاس والياقوت الأخير. في المختبر ، يستخدم هذا الأكسيد لاكتشاف الخصائص المختزلة للمواد.
أكسيد النحاس الثلاثي
صيغته هي Cu 2 O 3. له اسم تقليدي ، والذي ربما يبدو قليلاً غير عادي - أكسيد النحاس.
ملكيات
له مظهر بلورات حمراء لا تذوب في الماء. يحدث تحلل هذه المادة عند درجة حرارة 400 درجة مئوية ، ومنتجات هذا التفاعل هي أكسيد النحاس (II) والأكسجين.
إيصال
يمكن الحصول عليها عن طريق أكسدة هيدروكسيد النحاس ثنائي التكافؤ مع بيروكسيد سلفات البوتاسيوم. شرط ضروريالتفاعلات - البيئة القلوية التي يجب أن تحدث فيها.
طلب
هذه المادة لا تستخدم من تلقاء نفسها. في العلم والصناعة ، يتم استخدام منتجات تحللها - أكسيد النحاس (II) والأكسجين - على نطاق واسع.
خاتمة
هذا كل شيء أكاسيد النحاس. هناك العديد منهم بسبب حقيقة أن النحاس له تكافؤ متغير. هناك عناصر أخرى بها عدة أكاسيد ، لكننا سنتحدث عنها مرة أخرى.
ينتمي النحاس (Cu) إلى العناصر d ويقع في مجموعة IB في الجدول الدوري لـ D.I. Mendeleev. تتم كتابة التكوين الإلكتروني لذرة النحاس في الحالة الأرضية بالشكل 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 بدلاً من الصيغة المتوقعة 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2. بعبارة أخرى ، في حالة ذرة النحاس ، لوحظ ما يسمى "قفزة الإلكترون" من المستوى الفرعي 4s إلى المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد. بالنسبة للنحاس ، بالإضافة إلى الصفر ، من الممكن حدوث حالات الأكسدة +1 و +2. حالة الأكسدة +1 عرضة لعدم التناسب وهي مستقرة فقط في المركبات غير القابلة للذوبان مثل CuI و CuCl و Cu 2 O وما إلى ذلك ، وكذلك في المركبات المعقدة ، على سبيل المثال ، Cl و OH. مركبات النحاس في حالة الأكسدة +1 ليس لها لون محدد. لذلك ، يمكن أن يكون أكسيد النحاس (I) ، اعتمادًا على حجم البلورات ، أحمر داكن (بلورات كبيرة) وأصفر (بلورات صغيرة) ، و CuCl و CuI أبيضان ، و Cu 2 S أسود - أزرق. أكثر استقرارًا كيميائيًا هو حالة أكسدة النحاس ، والتي تساوي +2. الأملاح التي تحتوي على النحاس في حالة أكسدة معينة هي زرقاء وزرقاء وخضراء اللون.
النحاس معدن شديد النعومة وقابل للطرق ولطيف وله موصلية كهربائية وحرارية عالية. لون النحاس المعدني أحمر-وردي. يقع النحاس في سلسلة نشاط المعادن على يمين الهيدروجين ، أي يشير إلى المعادن منخفضة النشاط.
بالأكسجين
في ظل الظروف العادية ، لا يتفاعل النحاس مع الأكسجين. الحرارة مطلوبة لاستمرار التفاعل بينهما. اعتمادا على زيادة أو نقص الأكسجين و ظروف درجة الحرارةيمكن أن تشكل أكسيد النحاس (II) وأكسيد النحاس (I):
بالكبريت
يمكن أن يؤدي تفاعل الكبريت مع النحاس ، اعتمادًا على ظروف التنفيذ ، إلى تكوين كل من كبريتيد النحاس (I) وكبريتيد النحاس (II). عندما يتم تسخين خليط من مسحوق Cu و S إلى درجة حرارة 300-400 درجة مئوية ، يتشكل كبريتيد النحاس (I):
مع نقص الكبريت ويتم التفاعل عند درجة حرارة تزيد عن 400 درجة مئوية ، يتم تكوين كبريتيد النحاس (II). ومع ذلك ، أكثر بطريقة بسيطةالحصول على كبريتيد النحاس (II) من مواد بسيطة هو تفاعل النحاس مع الكبريت المذاب في ثاني كبريتيد الكربون:
رد الفعل هذا يحدث في درجة حرارة الغرفة.
مع الهالوجينات
يتفاعل النحاس مع الفلور والكلور والبروم مكونًا هاليدات بالصيغة العامة CuHal 2 ، حيث يكون Hal هو F أو Cl أو Br:
النحاس + Br 2 = CuBr 2
في حالة اليود ، أضعف عامل مؤكسد بين الهالوجينات ، يتكون يوديد النحاس (I):
لا يتفاعل النحاس مع الهيدروجين والنيتروجين والكربون والسيليكون.
مع الأحماض غير المؤكسدة
جميع الأحماض تقريبًا هي أحماض غير مؤكسدة ، باستثناء حمض الكبريتيك المركز وحمض النيتريك بأي تركيز. نظرًا لأن الأحماض غير المؤكسدة قادرة على أكسدة المعادن الموجودة في سلسلة النشاط حتى الهيدروجين ؛ هذا يعني أن النحاس لا يتفاعل مع هذه الأحماض.
مع الأحماض المؤكسدة
- حامض الكبريتيك المركز
يتفاعل النحاس مع حامض الكبريتيك المركز عند تسخينه وفي درجة حرارة الغرفة. عند التسخين ، يستمر التفاعل وفقًا للمعادلة:
نظرًا لأن النحاس ليس عامل اختزال قويًا ، يتم تقليل الكبريت في هذا التفاعل فقط إلى حالة الأكسدة +4 (في SO 2).
- مع حمض النيتريك المخفف
يؤدي تفاعل النحاس مع HNO 3 المخفف إلى تكوين نترات النحاس (II) وأول أكسيد النيتروجين:
3Cu + 8HNO 3 (فرق) = 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
- بحمض النيتريك المركز
يتفاعل HNO 3 المركز بسهولة مع النحاس في الظروف العادية. يكمن الاختلاف بين تفاعل النحاس مع حمض النيتريك المركز والتفاعل مع حمض النيتريك المخفف في ناتج اختزال النيتروجين. في حالة تركيز HNO 3 ، يتم تقليل النيتروجين إلى حد أقل: بدلاً من أكسيد النيتريك (II) ، يتم تكوين أكسيد النيتريك (IV) ، والذي يرتبط بمنافسة أكبر بين جزيئات حمض النيتريك في الحمض المركز لإلكترونات عامل الاختزال (Cu):
النحاس + 4HNO 3 \ u003d النحاس (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
مع أكاسيد غير معدنية
يتفاعل النحاس مع بعض الأكاسيد غير المعدنية. على سبيل المثال ، مع أكاسيد مثل NO 2 ، NO ، N 2 O ، يتأكسد النحاس إلى أكسيد النحاس (II) ، ويتم تقليل النيتروجين إلى حالة الأكسدة 0 ، أي تتكون مادة بسيطة N 2:
في حالة ثاني أكسيد الكبريت ، يتم تكوين كبريتيد النحاس (I) بدلاً من مادة بسيطة (الكبريت). هذا يرجع إلى حقيقة أن النحاس مع الكبريت ، على عكس النيتروجين ، يتفاعل:
مع أكاسيد المعادن
عند تلبيد النحاس المعدني بأكسيد النحاس (II) عند درجة حرارة 1000-2000 درجة مئوية ، يمكن الحصول على أكسيد النحاس (I):
أيضًا ، يمكن للنحاس المعدني أن يقلل أكسيد الحديد (III) عند التكليس إلى أكسيد الحديد (II):
بأملاح معدنية
يزيح النحاس المعادن الأقل نشاطًا (على يمينها في سلسلة النشاط) من محاليل أملاحها:
النحاس + 2AgNO 3 \ u003d النحاس (NO 3) 2 + 2Ag ↓
يحدث أيضًا تفاعل مثير للاهتمام ، حيث يذوب النحاس في ملح معدن أكثر نشاطًا - الحديد في حالة الأكسدة +3. ومع ذلك ، لا توجد تناقضات ، لأن لا يحل النحاس محل الحديد من ملحه ، ولكنه يعيده فقط من حالة الأكسدة +3 إلى حالة الأكسدة +2:
Fe 2 (SO 4) 3 + Cu \ u003d CuSO 4 + 2FeSO 4
Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2
يستخدم التفاعل الأخير في إنتاج الدوائر الدقيقة في مرحلة حفر الألواح النحاسية.
تآكل النحاس
يتآكل النحاس بمرور الوقت عند تعرضه للرطوبة وثاني أكسيد الكربون والأكسجين الجوي:
2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 \ u003d (CuOH) 2 CO 3
نتيجة لهذا التفاعل ، يتم تغطية المنتجات النحاسية بطبقة خضراء مزرقة فضفاضة من النحاس (II) هيدروكسوكربونات.
الخواص الكيميائية للزنك
Zinc Zn موجود في مجموعة IIB من الفترة الرابعة. التكوين الإلكتروني لمدارات التكافؤ لذرات عنصر كيميائي في الحالة الأرضية 3d 10 4s 2. بالنسبة للزنك ، تكون حالة أكسدة واحدة فقط ممكنة ، تساوي +2. وقد أعلن أكسيد الزنك ZnO وهيدروكسيد الزنك Zn (OH) 2 خصائص مذبذبة.
يتلاشى الزنك عند تخزينه في الهواء ، ويصبح مغطى بطبقة رقيقة من أكسيد ZnO. تتم عملية الأكسدة بسهولة خاصة في ظل الرطوبة العالية وفي وجود ثاني أكسيد الكربون بسبب التفاعل:
2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3
يحترق بخار الزنك في الهواء ، وتحترق شريحة رقيقة من الزنك بعد توهجها في لهب الموقد بلهب أخضر:
عند تسخينه ، يتفاعل الزنك المعدني أيضًا مع الهالوجينات والكبريت والفوسفور:
لا يتفاعل الزنك بشكل مباشر مع الهيدروجين والنيتروجين والكربون والسيليكون والبورون.
يتفاعل الزنك مع الأحماض غير المؤكسدة لإطلاق الهيدروجين:
Zn + H 2 SO 4 (20٪) → ZnSO 4 + H 2
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
الزنك الصناعي قابل للذوبان بشكل خاص في الأحماض ، لأنه يحتوي على شوائب من معادن أخرى أقل نشاطًا ، على وجه الخصوص ، الكادميوم والنحاس. الزنك عالي النقاء مقاوم للأحماض لأسباب معينة. لتسريع التفاعل ، تتلامس عينة من الزنك عالي النقاء مع النحاس ، أو تضاف كمية صغيرة من ملح النحاس إلى المحلول الحمضي.
عند درجة حرارة 800-900 درجة مئوية (حرارة حمراء) ، يتفاعل الزنك المعدني ، كونه في حالة منصهرة ، مع بخار الماء شديد السخونة ، ويطلق الهيدروجين منه:
Zn + H 2 O \ u003d ZnO + H 2
يتفاعل الزنك أيضًا مع الأحماض المؤكسدة: الكبريتيك المركز والنتريك.
يمكن للزنك كمعدن نشط أن يشكل ثاني أكسيد الكبريت والكبريت الأولي وحتى كبريتيد الهيدروجين مع حمض الكبريتيك المركز.
Zn + 2H 2 SO 4 \ u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
يتم تحديد تركيبة منتجات تقليل حمض النيتريك من خلال تركيز المحلول:
Zn + 4HNO 3 (conc.) = Zn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3Zn + 8HNO 3 (40٪) = 3Zn (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
4Zn + 10HNO 3 (20٪) = 4Zn (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
5Zn + 12HNO 3 (6٪) = 5Zn (NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O
4Zn + 10HNO 3 (0.5٪) = 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
يتأثر اتجاه العملية أيضًا بدرجة الحرارة وكمية الحمض ونقاء المعدن ووقت التفاعل.
يتفاعل الزنك مع المحاليل القلوية لتشكيل تتراهيدروكسوزينكاتوالهيدروجين:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O \ u003d Na 2 + H 2
Zn + Ba (OH) 2 + 2H 2 O \ u003d Ba + H 2
مع القلويات اللامائية ، والزنك ، عندما تنصهر ، تتشكل زنكوالهيدروجين:
في بيئة شديدة القلوية ، يعتبر الزنك عامل اختزال قوي للغاية ، قادر على تقليل النيتروجين في النترات والنتريت إلى أمونيا:
4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3
بسبب التعقيد ، يذوب الزنك ببطء في محلول الأمونيا ، مما يقلل الهيدروجين:
Zn + 4NH 3 H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O
يستعيد الزنك أيضًا المعادن الأقل نشاطًا (على يمينها في سلسلة النشاط) من المحاليل المائية لأملاحها:
Zn + CuCl 2 \ u003d Cu + ZnCl 2
Zn + FeSO 4 \ u003d Fe + ZnSO 4
الخصائص الكيميائية للكروم
الكروم هو عنصر من عناصر مجموعة VIB في الجدول الدوري. تتم كتابة التكوين الإلكتروني لذرة الكروم كـ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 ، أي في حالة الكروم ، وكذلك في حالة ذرة النحاس ، لوحظ ما يسمى "زلة الإلكترون"
حالات الأكسدة الأكثر شيوعًا للكروم هي +2 و +3 و +6. يجب أن نتذكرها ، وفي إطار برنامج الاستخدام في الكيمياء ، يمكننا أن نفترض أن الكروم ليس له حالات أكسدة أخرى.
في ظل الظروف العادية ، يكون الكروم مقاومًا للتآكل في كل من الهواء والماء.
التفاعل مع اللافلزات
بالأكسجين
يسخن إلى درجة حرارة تزيد عن 600 درجة مئوية ، يحترق الكروم المعدني المسحوق في الأكسجين النقي لتكوين أكسيد الكروم (III):
4Cr + 3O 2 = ا ر=> 2Cr 2 O 3
مع الهالوجينات
يتفاعل الكروم مع الكلور والفلور عند درجات الحرارة المنخفضةمن الأكسجين (250 و 300 درجة مئوية ، على التوالي):
2Cr + 3F 2 = ا ر=> 2CrF 3
2Cr + 3Cl 2 = ا ر=> 2CrCl 3
يتفاعل الكروم مع البروم عند درجة حرارة حمراء (850-900 درجة مئوية):
2Cr + 3Br 2 = ا ر=> 2CrBr 3
بالنيتروجين
يتفاعل الكروم المعدني مع النيتروجين عند درجات حرارة أعلى من 1000 درجة مئوية:
2Cr + N 2 = ار=> 2CrN
بالكبريت
مع الكبريت ، يمكن أن يشكل الكروم كلاً من كبريتيد الكروم (II) وكبريتيد الكروم (III) ، اعتمادًا على نسب الكبريت والكروم:
Cr + S = س ر=> CRS
2Cr + 3S = س ر=> Cr 2 S 3
لا يتفاعل الكروم مع الهيدروجين.
التفاعل مع المواد المعقدة
التفاعل مع الماء
ينتمي الكروم إلى معادن النشاط المتوسط (الموجودة في سلسلة نشاط المعادن بين الألومنيوم والهيدروجين). هذا يعني أن التفاعل يستمر بين الكروم الأحمر الساخن وبخار الماء شديد السخونة:
2 كر + 3 س 2 س = س ر=> Cr 2 O 3 + 3H 2
التفاعل مع الأحماض
يتم تخميل الكروم في الظروف العادية باستخدام أحماض الكبريتيك والنتريك المركزة ، ومع ذلك ، فإنه يذوب فيها أثناء الغليان ، بينما يتأكسد إلى حالة الأكسدة +3:
Cr + 6HNO 3 (conc.) = ل=> Cr (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
2Cr + 6H 2 SO 4 (conc) = ل=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
في حالة حمض النيتريك المخفف ، فإن المنتج الرئيسي لخفض النيتروجين هو مادة بسيطة N 2:
10Cr + 36HNO 3 (razb) \ u003d 10Cr (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O
يقع الكروم في سلسلة النشاط على يسار الهيدروجين ، مما يعني أنه قادر على إطلاق H 2 من محاليل الأحماض غير المؤكسدة. في سياق هذه التفاعلات ، في حالة عدم الوصول إلى الأكسجين الجوي ، تتشكل أملاح الكروم (II):
Cr + 2HCl \ u003d CrCl 2 + H 2
Cr + H 2 SO 4 (razb.) \ u003d CrSO 4 + H 2
عند إجراء رد فعل على في الهواء الطلق، يتأكسد الكروم ثنائي التكافؤ على الفور بواسطة الأكسجين الموجود في الهواء إلى حالة الأكسدة +3. في هذه الحالة ، على سبيل المثال ، ستأخذ المعادلة بحمض الهيدروكلوريك الشكل:
4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O
عندما يندمج معدن الكروم بعوامل مؤكسدة قوية في وجود القلويات ، يتأكسد الكروم إلى حالة أكسدة +6 ، مكونًا كرومات:
الخواص الكيميائية للحديد
الحديد Fe ، عنصر كيميائي في المجموعة VIIIB وله الرقم التسلسلي 26 في الجدول الدوري. يكون توزيع الإلكترونات في ذرة حديد على النحو التالي 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ، أي أن الحديد ينتمي إلى عناصر d ، حيث يتم ملء المستوى الفرعي d في علبته. هو أكثر ما يميز حالتي أكسدة +2 و +3. أكسيد الحديد و Fe (OH) 2 هيدروكسيد تهيمن عليها الخصائص الأساسية ، وأكسيد Fe 2 O 3 و Fe (OH) 3 هيدروكسيد مذبذب بشكل ملحوظ. لذلك يذوب أكسيد وهيدروكسيد الحديد إلى حد ما عند غليه في محاليل مركزة من القلويات ، ويتفاعل أيضًا مع القلويات اللامائية أثناء الاندماج. وتجدر الإشارة إلى أن حالة أكسدة الحديد +2 غير مستقرة للغاية ، وتنتقل بسهولة إلى حالة الأكسدة +3. مركبات الحديد معروفة أيضًا في حالة أكسدة نادرة +6 - حديدي ، أملاح "حمض الحديد" غير الموجود H 2 FeO 4. هذه المركبات مستقرة نسبيًا فقط في الحالة الصلبة أو في المحاليل القلوية القوية. مع وجود قلوية غير كافية للوسط ، يؤكسد الحبار بسرعة حتى الماء ، ويطلق الأكسجين منه.
التفاعل مع المواد البسيطة
بالأكسجين
عندما يحترق في الأكسجين النقي ، يشكل الحديد ما يسمى حديد حجم، لها الصيغة Fe 3 O 4 وتمثل فعليًا أكسيدًا مختلطًا ، يمكن تمثيل تكوينه بشكل مشروط بالصيغة FeO ∙ Fe 2 O 3. تفاعل احتراق الحديد له الشكل:
3Fe + 2O 2 = ل=> Fe 3 O 4
بالكبريت
عند تسخينه ، يتفاعل الحديد مع الكبريت لتكوين كبريتيد الحديدوز:
Fe + S = ل=> FeS
أو مع وجود فائض من الكبريت ثاني كبريتيد الحديد:
Fe + 2S = ل=> FeS2
مع الهالوجينات
مع جميع الهالوجينات باستثناء اليود ، يتأكسد الحديد المعدني إلى حالة أكسدة +3 ، مكونًا هاليدات الحديد (lll):
2Fe + 3F 2 = ل=> 2FeF 3 - فلوريد الحديد (lll)
2Fe + 3Cl 2 = ل=> 2FeCl 3 - كلوريد الحديد (lll)
اليود ، باعتباره أضعف عامل مؤكسد بين الهالوجينات ، يؤكسد الحديد فقط إلى حالة الأكسدة +2:
Fe + I 2 = ل=> FeI 2 - يوديد الحديد (ليرة لبنانية)
وتجدر الإشارة إلى أن مركبات الحديد الحديديك تؤكسد بسهولة أيونات اليوديد في محلول مائي لتحرير اليود I 2 أثناء التعافي إلى حالة الأكسدة +2. أمثلة على ردود الفعل المماثلة من بنك FIPI:
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl
2Fe (OH) 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 6H 2 O
Fe 2 O 3 + 6HI \ u003d 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O
مع الهيدروجين
لا يتفاعل الحديد مع الهيدروجين (فقط الفلزات القلوية والمعادن الأرضية القلوية تتفاعل مع الهيدروجين من المعادن):
التفاعل مع المواد المعقدة
التفاعل مع الأحماض
مع أحماض غير مؤكسدة
نظرًا لوجود الحديد في سلسلة النشاط على يسار الهيدروجين ، فهذا يعني أنه قادر على إزاحة الهيدروجين من الأحماض غير المؤكسدة (تقريبًا جميع الأحماض باستثناء H 2 SO 4 (conc.) و HNO 3 من أي تركيز):
Fe + H 2 SO 4 (فرق) \ u003d FeSO 4 + H 2
Fe + 2HCl \ u003d FeCl 2 + H 2
من الضروري الانتباه إلى هذه الحيلة واجبات الاستخدام، كسؤال حول الموضوع إلى أي درجة من أكسدة الحديد سوف يتأكسد تحت تأثير حمض الهيدروكلوريك المخفف والمركّز عليه. الإجابة الصحيحة تصل إلى +2 في كلتا الحالتين.
تكمن المصيدة هنا في التوقع البديهي لأكسدة أعمق للحديد (حتى +3) في حالة تفاعله مع حمض الهيدروكلوريك المركز.
التفاعل مع الأحماض المؤكسدة
في ظل الظروف العادية ، لا يتفاعل الحديد مع أحماض الكبريتيك والنتريك المركزة بسبب التخميل. ومع ذلك ، فإنه يتفاعل معها عند الغليان:
2Fe + 6H 2 SO 4 = س ر=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Fe + 6HNO 3 = س ر=> Fe (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
يرجى ملاحظة أن المخفف حامض الكبريتيكيؤكسد الحديد إلى حالة أكسدة +2 ، ويتركز حتى +3.
تآكل (صدأ) الحديد
في الهواء الرطب يصدأ الحديد بسرعة كبيرة:
4Fe + 6H 2 O + 3O 2 \ u003d 4Fe (OH) 3
لا يتفاعل الحديد مع الماء في غياب الأكسجين سواء في الظروف العادية أو عند الغليان. يستمر التفاعل مع الماء فقط عند درجة حرارة أعلى من درجة حرارة الحرارة الحمراء (> 800 درجة مئوية). أولئك..
Cuprum (Cu) هو أحد المعادن منخفضة النشاط. يتميز بتكوين مركبات كيميائية مع حالات الأكسدة +1 و +2. لذلك ، على سبيل المثال ، اثنان من الأكاسيد ، وهما مركب من عنصرين Cu والأكسجين O: مع حالة أكسدة +1 - أكسيد النحاس Cu2O وحالة الأكسدة +2 - أكسيد النحاس CuO. على الرغم من أنها مكونة من نفس الشيء العناصر الكيميائية، لكن لكل منهم خصائصه الخاصة. في البرد ، يتفاعل المعدن بشكل ضعيف جدًا مع الأكسجين الجوي ، ويصبح مغطى بغشاء ، وهو أكسيد النحاس ، مما يمنع أكسدة الكبرم. عند تسخينها ، تتأكسد تمامًا هذه المادة البسيطة التي تحمل الرقم التسلسلي 29 في الجدول الدوري. في هذه الحالة ، يتكون أكسيد النحاس (II) أيضًا: 2Cu + O2 → 2CuO.
أكسيد النيتروز مادة صلبة حمراء بنية اللون كتلتها المولية 143.1 جم / مول. يحتوي المركب على درجة انصهار تبلغ 1235 درجة مئوية ، ونقطة غليان تبلغ 1800 درجة مئوية. إنه غير قابل للذوبان في الماء ، ولكنه قابل للذوبان في الأحماض. يتم تخفيف أكسيد النحاس (I) في (مركز) ، ويتم تكوين مركب عديم اللون ، والذي يتأكسد بسهولة في الهواء إلى مركب أمونيوم أزرق بنفسجي 2+ ، والذي يذوب في حمض الهيدروكلوريك ليشكل CuCl2. في تاريخ فيزياء أشباه الموصلات ، يعد Cu2O أحد أكثر المواد التي تمت دراستها.
أكسيد النحاس (الأول) ، المعروف أيضًا باسم نصف أكسيد ، له خصائص أساسية. يمكن الحصول عليها عن طريق أكسدة المعادن: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. تؤثر الشوائب مثل الماء والأحماض على معدل هذه العملية بالإضافة إلى المزيد من الأكسدة للأكسيد ثنائي التكافؤ. يمكن لأكسيد النحاس أن يذوب في هذا الشكل من المعدن النقي والملح: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. وفقًا لمخطط مماثل ، يتفاعل أكسيد بدرجة +1 مع الأحماض الأخرى المحتوية على الأكسجين. في تفاعل الهيموكسيد مع الأحماض المحتوية على الهالوجين ، تتشكل أملاح معدنية أحادية التكافؤ: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.
يحدث أكسيد النحاس (I) في الطبيعة على شكل خام أحمر (هذا اسم قديم ، إلى جانب حجر ياقوتي) ، ويسمى المعدن "Cuprite". يتطلب تعليمه منذ وقت طويل. يمكن إنتاجه صناعياً في درجات حرارة عالية أو تحت ضغط أكسجين مرتفع. يستخدم الهيموكسيد بشكل شائع كمبيد للفطريات ، كصبغة ، كعامل مضاد للحشف في الطلاء تحت الماء أو البحري ، وكمحفز.
ومع ذلك ، فإن تأثير هذه المادة بالصيغة الكيميائية Cu2O على الجسم يمكن أن يكون خطيرًا. إذا تم استنشاقه ، فإنه يسبب ضيق التنفس والسعال وتقرح وثقب في الجهاز التنفسي. مزعج عند البلع الجهاز الهضمييترافق مع قيء وألم وإسهال.
H2 + CuO → Cu + H2O ؛
CO + CuO → Cu + CO2.
يستخدم أكسيد النحاس (II) في السيراميك (كصبغة) لإنتاج مواد التزجيج (الأزرق والأخضر والأحمر وأحيانًا الوردي أو الرمادي أو الأسود). يتم تطبيقه أيضًا باسم المضافات الغذائيةفي الحيوانات لتقليل النقص في الجسم. إنها مادة كاشطة ضرورية لتلميع المعدات البصرية. يتم استخدامه لإنتاج الخلايا الجافة ، لإنتاج أملاح النحاس الأخرى. يستخدم مركب CuO أيضًا في لحام سبائك النحاس.
يمكن أن يكون التعرض للمركب الكيميائي CuO أيضًا خطيرًا على جسم الإنسان. يسبب تهيج الرئة إذا استنشق. يمكن أن يسبب أكسيد النحاس (II) حمى بخار المعدن (MFF). يسبب أكسيد النحاس تغيرًا في لون الجلد ، وقد تظهر مشاكل في الرؤية. عند تناوله ، مثله مثل الهيموكسيد ، يؤدي إلى التسمم الذي يصاحبه أعراض على شكل قيء وألم.
