Bakar (II) oksid, svojstva, proizvodnja, hemijske reakcije. Bakar i njegova jedinjenja Bakar oksid 2 hemijska formula
Hemijska svojstva bakar(II) oksid
Kratak opis bakrenog oksida (II):
bakar oksid(ii)- neorganske materije crne boje.
2. reakcija bakrenog (II) oksida sa ugljikom:
CuO + C → Cu + CO (t = 1200 o C).
ugljenik.
3.reakcija bakrenog oksida(II) sa sivom:
CuO + 2S → Cu + S 2 O (t = 150-200 o C).
Reakcija se odvija u vakuumu. Kao rezultat reakcije nastaju bakar i oksid sumpor.
4. reakcija bakrenog oksida(II) sa aluminijumom:
3CuO + 2Al → 3Cu + Al 2 O 3 (t = 1000-1100 o C).
Kao rezultat reakcije nastaju bakar i oksid aluminijum.
5.reakcija bakrenog oksida(II) sa bakrom:
CuO + Cu → Cu 2 O (t = 1000-1200 o C).
Kao rezultat reakcije nastaje bakar (I) oksid.
6. reakcija bakrenog oksida(II) With litijum oksid:
CuO + Li 2 O → Li 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C, O 2).
Reakcija se odvija u protoku kiseonika. Kao rezultat reakcije nastaje litijum kuprat.
7. reakcija bakrenog oksida(II) sa natrijum oksidom:
CuO + Na 2 O → Na 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C, O 2).
Reakcija se odvija u protoku kiseonika. Kao rezultat reakcije nastaje natrijum kuprat.
8.reakcija bakrenog oksida(II) sa ugljičnim monoksidom:
CuO + CO → Cu + CO 2.
Kao rezultat reakcije nastaju bakar i ugljični monoksid (ugljični dioksid).
9. reakcija bakrenog oksida(II) sa oksidom žlezda:
CuO + Fe 2 O 3 → CuFe 2 O 4 (t o).
Kao rezultat reakcije nastaje sol - bakreni ferit. Reakcija se nastavlja kada je reakciona smjesa kalcinirana.
10. reakcija bakrenog oksida(II) sa fluorovodoničnom kiselinom:
CuO + 2HF → CuF 2 + H 2 O.
Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se sol - bakar fluorid i voda.
11.reakcija bakrenog oksida(II) sa azotnom kiselinom:
CuO + 2HNO 3 → 2Cu(NO 3) 2 + H 2 O.
Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se sol - bakreni nitrat i vode .
Bakar oksid reaguje slično(II) i sa drugim kiselinama.
12. reakcija bakrenog oksida(II) sa bromovodonikom (bromovodonikom):
CuO + 2HBr → CuBr 2 + H 2 O.
Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se sol - bakar bromid i vode .
13. reakcija bakrenog oksida(II) sa jodom vodonikom:
CuO + 2HI → CuI 2 + H 2 O.
Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se sol - bakar jodid i vode .
14. reakcija bakrenog oksida(II) With natrijev hidroksid :
CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.
Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se sol - natrijum kuprat i vode .
15.reakcija bakrenog oksida(II) With kalijum hidroksida :
CuO + 2KOH → K 2 CuO 2 + H 2 O.
Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se sol - kalijev kuprat i vode .
16.reakcija bakrenog oksida(II) sa natrijum hidroksidom i vodom:
CuO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 2 (t = 100 o C).
Natrijum hidroksid se rastvara u vodi. Rastvor natrijum hidroksida u vodi 20-30%. Reakcija se nastavlja pri ključanju. Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se natrijum tetrahidroksokuprat.
17.reakcija bakrenog oksida(II) sa kalijum superoksidom:
2CuO + 2KO 2 → 2KCuO 2 + O 2 (t = 400-500 o C).
Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se sol - kalijev kuprat (III) i
Aplikacija
Ima puno predstavnika svakog od njih, ali oksidi nesumnjivo zauzimaju vodeću poziciju. Jedan hemijski element može imati nekoliko različitih binarnih jedinjenja sa kiseonikom odjednom. Bakar takođe ima ovo svojstvo. Ona ima tri oksida. Pogledajmo ih detaljnije.
Bakar(I) oksid
Njegova formula je Cu 2 O. U nekim izvorima, ovo jedinjenje se može nazvati bakar hemioksid, dibakar oksid ili bakrov oksid.
Svojstva
To je kristalna supstanca smeđe-crvene boje. Ovaj oksid je nerastvorljiv u vodi i etanolu. Može se rastopiti bez raspadanja na temperaturi od nešto više od 1240°C. Ova supstanca ne stupa u interakciju sa vodom, ali se može prevesti u rastvor ako su učesnici u reakciji sa njom koncentrisana hlorovodonična kiselina, alkalije, azotna kiselina, amonijak hidrat, amonijum soli, sumporna kiselina.
Dobivanje bakrenog oksida (I)
Može se dobiti zagrijavanjem metalnog bakra, ili u okruženju gdje kisik ima nisku koncentraciju, kao i u struji određenih dušikovih oksida i zajedno sa bakrovim (II) oksidom. Osim toga, može postati produkt reakcije termičke razgradnje potonjeg. Bakar (I) oksid će se takođe dobiti ako se bakar (I) sulfid zagreje u struji kiseonika. Postoje i drugi, složeniji načini za dobivanje (na primjer, redukcija jednog od bakrenih hidroksida, ionska izmjena bilo koje monovalentne bakrene soli sa alkalijom, itd.), ali se praktikuju samo u laboratorijama.
Aplikacija
Potreban kao pigment pri farbanju keramike, stakla; sastavni dio boja koje štite podvodni dio plovila od prljanja. Koristi se i kao fungicid. Ventili od bakarnog oksida ne mogu bez toga.
Bakar(II) oksid
Njegova formula je CuO. U mnogim izvorima može se naći pod imenom bakreni oksid.
Svojstva
To je najveći bakrov oksid. Supstanca ima izgled crnih kristala, koji su gotovo netopivi u vodi. Reaguje sa kiselinom i tokom te reakcije formira odgovarajuću so dvovalentnog bakra, kao i vodu. Kada se spoji sa alkalijom, produkti reakcije su predstavljeni kupratima. Raspadanje bakarnog oksida (II) odvija se na temperaturi od oko 1100 o C. Amonijak, ugljen monoksid, vodonik i ugalj mogu izvući metalni bakar iz ovog jedinjenja.
Potvrda
Može se dobiti zagrijavanjem metalnog bakra na zraku pod jednim uvjetom - temperatura zagrijavanja mora biti ispod 1100°C. Bakar (II) oksid se može dobiti i zagrijavanjem karbonata, nitrata, dvovalentnog bakar hidroksida.
Aplikacija
Ovaj oksid se koristi za bojenje zelene ili Plava boja emajla i stakla, a proizvode i bakarno-rubinske sorte potonjeg. U laboratoriji se ovaj oksid koristi za otkrivanje redukcijskih svojstava supstanci.
Bakar(III) oksid
Njegova formula je Cu 2 O 3. Ima tradicionalno ime, koje vjerojatno zvuči malo neobično - bakreni oksid.
Svojstva
Ima izgled crvenih kristala koji se ne rastvaraju u vodi. Razgradnja ove tvari događa se na temperaturi od 400 ° C, proizvodi ove reakcije su bakar (II) oksid i kisik.
Potvrda
Može se dobiti oksidacijom dvovalentnog bakar hidroksida sa kalijum peroksidisulfatom. Neophodan uslov reakcije - alkalna sredina u kojoj bi se to trebalo dogoditi.
Aplikacija
Ova supstanca se ne koristi sama. U nauci i industriji proizvodi njegovog raspadanja - bakrov (II) oksid i kiseonik - imaju širu upotrebu.
Zaključak
To su sve bakreni oksidi. Ima ih nekoliko zbog činjenice da bakar ima promjenjivu valencu. Postoje i drugi elementi koji imaju nekoliko oksida, ali o njima ćemo drugi put.
Bakar (Cu) pripada d-elementima i nalazi se u IB grupi periodnog sistema D. I. Mendeljejeva. Elektronska konfiguracija atoma bakra u osnovnom stanju zapisuje se kao 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 umjesto očekivane formule 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Drugim rečima, u slučaju atoma bakra primećuje se takozvani „skok elektrona“ sa 4s podnivoa na 3d podnivo. Za bakar, pored nule, moguća su oksidaciona stanja +1 i +2. Oksidacijsko stanje +1 je sklono disproporcionalnosti i stabilno je samo u nerastvorljivim jedinjenjima kao što su CuI, CuCl, Cu 2 O itd., kao iu kompleksnim jedinjenjima, na primjer, Cl i OH. Jedinjenja bakra u +1 oksidacionom stanju nemaju određenu boju. Dakle, bakar (I) oksid, ovisno o veličini kristala, može biti tamnocrven (veliki kristali) i žuti (mali kristali), CuCl i CuI su bijeli, a Cu 2 S je crno-plav. Hemijski stabilnije je oksidaciono stanje bakra, jednako +2. Soli koje sadrže bakar u datom oksidacionom stanju su plave i plavo-zelene boje.
Bakar je veoma mekan, savitljiv i duktilan metal visoke električne i toplotne provodljivosti. Boja metalnog bakra je crveno-ružičasta. Bakar je u nizu aktivnosti metala desno od vodonika, tj. odnosi se na niskoaktivne metale.
sa kiseonikom
U normalnim uslovima, bakar ne stupa u interakciju sa kiseonikom. Toplina je potrebna da bi se reakcija između njih odvijala. Ovisno o višku ili nedostatku kisika i temperaturni uslovi može formirati bakar(II) oksid i bakrov(I) oksid:
sa sumporom
Reakcija sumpora sa bakrom, u zavisnosti od uslova izvođenja, može dovesti do stvaranja i bakar (I) sulfida i bakar (II) sulfida. Kada se mješavina Cu i S u prahu zagrije na temperaturu od 300-400 ° C, nastaje bakar (I) sulfid:
Uz nedostatak sumpora i reakcija se odvija na temperaturi većoj od 400 ° C, formira se bakar (II) sulfid. Međutim, više na jednostavan način Dobivanje bakrovog (II) sulfida iz jednostavnih supstanci je interakcija bakra sa sumporom otopljenim u ugljičnom disulfidu:
Ova reakcija se odvija u sobnoj temperaturi.
sa halogenima
Bakar reaguje sa fluorom, hlorom i bromom, formirajući halide opšte formule CuHal 2, gde je Hal F, Cl ili Br:
Cu + Br 2 = CuBr 2
U slučaju joda, najslabijeg oksidansa među halogenima, nastaje bakar (I) jodid:
Bakar ne stupa u interakciju sa vodonikom, azotom, ugljenikom i silicijumom.
sa neoksidirajućim kiselinama
Gotovo sve kiseline su neoksidirajuće kiseline, osim koncentrirane sumporne kiseline i dušične kiseline bilo koje koncentracije. Pošto neoksidirajuće kiseline mogu oksidirati samo metale koji su u nizu aktivnosti do vodonika; to znači da bakar ne reaguje sa takvim kiselinama.
sa oksidirajućim kiselinama
- koncentrovana sumporna kiselina
Bakar reaguje sa koncentrovanom sumpornom kiselinom i pri zagrevanju i na sobnoj temperaturi. Kada se zagrije, reakcija se odvija u skladu s jednačinom:
Pošto bakar nije jak redukcioni agens, sumpor se u ovoj reakciji redukuje samo do +4 oksidacionog stanja (u SO 2).
- sa razblaženom azotnom kiselinom
Reakcija bakra sa razrijeđenim HNO 3 dovodi do stvaranja bakar (II) nitrata i dušikovog monoksida:
3Cu + 8HNO 3 (dif.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
- sa koncentrovanom azotnom kiselinom
Koncentrovani HNO 3 lako reaguje sa bakrom u normalnim uslovima. Razlika između reakcije bakra s koncentriranom dušičnom kiselinom i interakcije s razrijeđenom dušičnom kiselinom leži u produktu redukcije dušika. U slučaju koncentriranog HNO 3, dušik se reducira u manjoj mjeri: umjesto dušikovog oksida (II) nastaje dušikov oksid (IV), što je povezano s većom konkurencijom između molekula dušične kiseline u koncentrovanoj kiselini za elektrone redukciono sredstvo (Cu):
Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
sa nemetalnim oksidima
Bakar reaguje sa nekim oksidima nemetala. Na primjer, kod oksida kao što su NO 2 , NO, N 2 O, bakar se oksidira u bakrov (II) oksid, a dušik se reducira u oksidacijsko stanje 0, tj. nastaje jednostavna tvar N 2:
U slučaju sumpor-dioksida, umjesto jednostavne tvari (sumpora), nastaje bakar (I) sulfid. To je zbog činjenice da bakar sa sumporom, za razliku od dušika, reagira:
sa metalnim oksidima
Prilikom sinterovanja metalnog bakra sa bakrenim oksidom (II) na temperaturi od 1000-2000 ° C, može se dobiti bakrov oksid (I):
Također, metalni bakar može reducirati željezo (III) oksid nakon kalcinacije u željezo (II) oksid:
sa metalnim solima
Bakar istiskuje manje aktivne metale (desno od njega u nizu aktivnosti) iz rastvora njihovih soli:
Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag ↓
Događa se i zanimljiva reakcija u kojoj se bakar rastvara u soli aktivnijeg metala - gvožđa u +3 oksidacionom stanju. Međutim, nema kontradiktornosti, jer bakar ne istiskuje željezo iz njegove soli, već ga samo vraća iz +3 oksidacijskog stanja u +2 oksidacijsko stanje:
Fe 2 (SO 4) 3 + Cu \u003d CuSO 4 + 2FeSO 4
Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2
Posljednja reakcija se koristi u proizvodnji mikro krugova u fazi jetkanja bakrenih ploča.
Korozija bakra
Bakar vremenom korodira kada je izložen vlazi, ugljičnom dioksidu i atmosferskom kisiku:
2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 \u003d (CuOH) 2 CO 3
Kao rezultat ove reakcije, bakreni proizvodi su prekriveni labavim plavo-zelenim premazom bakar (II) hidroksokarbonata.
Hemijska svojstva cinka
Cink Zn je u IIB grupi IV perioda. Elektronska konfiguracija valentnih orbitala atoma kemijskog elementa u osnovnom stanju 3d 10 4s 2 . Za cink je moguće samo jedno stanje oksidacije, jednako +2. Cink oksid ZnO i cink hidroksid Zn(OH) 2 imaju izražene amfoterna svojstva.
Cink tamni kada se čuva na vazduhu, prekrivajući se tankim slojem ZnO oksida. Oksidacija se posebno lako odvija pri visokoj vlažnosti i u prisustvu ugljičnog dioksida zbog reakcije:
2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3
Para cinka gori u zraku, a tanka traka cinka, nakon što usija u plamenu gorionika, gori u njoj zelenkastim plamenom:
Kada se zagrije, metalni cink također stupa u interakciju s halogenima, sumporom, fosforom:
Cink ne reaguje direktno sa vodonikom, azotom, ugljenikom, silicijumom i borom.
Cink reaguje s neoksidirajućim kiselinama i oslobađa vodik:
Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
Industrijski cink je posebno lako rastvorljiv u kiselinama, jer sadrži nečistoće drugih manje aktivnih metala, posebno kadmija i bakra. Cink visoke čistoće je iz određenih razloga otporan na kiseline. Da bi se reakcija ubrzala, uzorak cinka visoke čistoće dovodi se u kontakt sa bakrom ili se u kiseli rastvor dodaje mala količina soli bakra.
Na temperaturi od 800-900 o C (crvena toplota), metalni cink, koji je u rastopljenom stanju, stupa u interakciju sa pregrijanom vodenom parom, oslobađajući iz nje vodik:
Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2
Cink također reagira s oksidirajućim kiselinama: koncentriranom sumpornom i dušičnom.
Cink kao aktivni metal može formirati sumpor-dioksid, elementarni sumpor, pa čak i sumporovodik sa koncentriranom sumpornom kiselinom.
Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Sastav proizvoda redukcije dušične kiseline određuje se koncentracijom otopine:
Zn + 4HNO 3 (konc.) = 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
Na smjer procesa također utiču temperatura, količina kiseline, čistoća metala i vrijeme reakcije.
Cink reaguje sa rastvorima alkalija i nastaje tetrahidroksozinkata i vodonik:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2
Zn + Ba (OH) 2 + 2H 2 O \u003d Ba + H 2
Sa bezvodnim alkalijama nastaje cink, kada se stapa cinkati i vodonik:
U visoko alkalnoj sredini, cink je izuzetno jak redukcioni agens, sposoban da redukuje azot u nitratima i nitritima u amonijak:
4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3
Zbog kompleksiranja, cink se polako otapa u otopini amonijaka, redukujući vodik:
Zn + 4NH 3 H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O
Cink također obnavlja manje aktivne metale (desno od njega u nizu aktivnosti) iz vodenih otopina njihovih soli:
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4
Hemijska svojstva hroma
Krom je element VIB grupe periodnog sistema. Elektronska konfiguracija atoma hroma je zapisana kao 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, tj. u slučaju hroma, kao i kod atoma bakra, uočava se tzv.
Najčešća oksidaciona stanja hroma su +2, +3 i +6. Treba ih zapamtiti, a u okviru USE programa iz hemije možemo pretpostaviti da hrom nema druga oksidaciona stanja.
U normalnim uslovima, hrom je otporan na koroziju i na vazduhu iu vodi.
Interakcija sa nemetalima
sa kiseonikom
Zagrijan na temperaturu veću od 600 o C, metalni hrom u prahu sagorijeva u čistom kisiku i nastaje krom (III) oksid:
4Cr + 3O 2 = o t=> 2Cr 2 O 3
sa halogenima
Krom reaguje sa hlorom i fluorom na niske temperature nego sa kiseonikom (250 i 300 o C, respektivno):
2Cr + 3F 2 = o t=> 2CrF 3
2Cr + 3Cl 2 = o t=> 2CrCl 3
Krom reaguje sa bromom na temperaturi crvene toplote (850-900 o C):
2Cr + 3Br 2 = o t=> 2CrBr 3
sa azotom
Metalni hrom stupa u interakciju sa dušikom na temperaturama iznad 1000 o C:
2Cr + N 2 = ot=> 2CrN
sa sumporom
Sa sumporom, krom može formirati i krom (II) sulfid i krom (III) sulfid, ovisno o omjeru sumpora i hroma:
Cr+S= o t=> CRS
2Cr+3S= o t=> Cr 2 S 3
Krom ne reaguje sa vodonikom.
Interakcija sa složenim supstancama
Interakcija sa vodom
Krom spada u metale srednje aktivnosti (nalazi se u nizu aktivnosti metala između aluminijuma i vodonika). To znači da se reakcija odvija između usijanog hroma i pregrijane vodene pare:
2Cr + 3H 2 O = o t=> Cr 2 O 3 + 3H 2
Interakcija sa kiselinama
Krom se pasivizira u normalnim uvjetima koncentriranom sumpornom i dušičnom kiselinom, međutim, otapa se u njima tijekom ključanja, dok se oksidira do oksidacijskog stanja od +3:
Cr + 6HNO 3 (konc.) = t o=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
2Cr + 6H 2 SO 4 (konc) = t o=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
U slučaju razrijeđene dušične kiseline, glavni proizvod redukcije dušika je jednostavna tvar N 2:
10Cr + 36HNO 3 (razb) \u003d 10Cr (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O
Krom se nalazi u nizu aktivnosti lijevo od vodonika, što znači da je u stanju da oslobađa H 2 iz otopina neoksidirajućih kiselina. U toku takvih reakcija, u nedostatku pristupa atmosferskom kiseoniku, nastaju soli hroma (II):
Cr + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2
Cr + H 2 SO 4 (razb.) \u003d CrSO 4 + H 2
Prilikom provođenja reakcije na na otvorenom, dvovalentni hrom se trenutno oksidira kiseonikom koji se nalazi u vazduhu do oksidacionog stanja od +3. U ovom slučaju, na primjer, jednadžba sa klorovodičnom kiselinom imat će oblik:
4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O
Kada je metalni hrom fuzionisan sa jakim oksidacionim agensima u prisustvu alkalija, hrom se oksidira do oksidacionog stanja od +6, formirajući hromati:
Hemijska svojstva gvožđa
Gvožđe Fe, hemijski element u grupi VIIIB i ima serijski broj 26 u periodnom sistemu. Raspodjela elektrona u atomu gvožđa je sledeća 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , odnosno gvožđe pripada d-elementima, pošto je u njegovom slučaju popunjen d-podnivo. Najkarakterističniji je za dva oksidaciona stanja +2 i +3. FeO oksidom i Fe(OH) 2 hidroksidom dominiraju bazna svojstva, Fe 2 O 3 oksid i Fe(OH) 3 hidroksid su izrazito amfoterni. Dakle, oksid i hidroksid gvožđa (lll) se u izvesnoj meri otapaju kada se kuvaju u koncentrisanim rastvorima alkalija, a takođe reaguju sa bezvodnim alkalijama tokom fuzije. Treba napomenuti da je oksidaciono stanje gvožđa +2 vrlo nestabilno i lako prelazi u oksidaciono stanje +3. Poznata su i jedinjenja gvožđa u retkom oksidacionom stanju +6 - ferata, soli nepostojeće „gvozdene kiseline“ H 2 FeO 4. Ova jedinjenja su relativno stabilna samo u čvrstom stanju ili u jako alkalnim rastvorima. Uz nedovoljnu alkalnost medija, ferati brzo oksidiraju čak i vodu, oslobađajući kisik iz nje.
Interakcija sa jednostavnim supstancama
Sa kiseonikom
Kada se sagori u čistom kiseoniku, gvožđe stvara tzv gvožđe skala, koji ima formulu Fe 3 O 4 i zapravo predstavlja mješoviti oksid, čiji sastav se uslovno može predstaviti formulom FeO∙Fe 2 O 3 . Reakcija sagorevanja gvožđa ima oblik:
3Fe + 2O 2 = t o=> Fe 3 O 4
Sa sumporom
Kada se zagrije, gvožđe reaguje sa sumporom i formira željezni sulfid:
Fe+S= t o=> FeS
Ili sa viškom sumpora gvožđe disulfid:
Fe + 2S = t o=> FeS2
Sa halogenima
Sa svim halogenima osim joda, metalno željezo se oksidira do oksidacijskog stanja od +3, stvarajući željezne halogenide (lll):
2Fe + 3F 2 = t o=> 2FeF 3 - željezo fluorid (lll)
2Fe + 3Cl 2 = t o=> 2FeCl 3 - gvožđe hlorid (lll)
Jod, kao najslabiji oksidant među halogenima, oksidira željezo samo do +2 oksidacijskog stanja:
Fe + I 2 = t o=> FeI 2 - gvožđe jodid (ll)
Treba napomenuti da jedinjenja feri željeza lako oksidiraju jodidne ione u vodenoj otopini do slobodnog joda I 2 dok se vraćaju u +2 oksidacijsko stanje. Primjeri sličnih reakcija iz FIPI banke:
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
Sa vodonikom
Gvožđe ne reaguje sa vodonikom (samo alkalni i zemnoalkalni metali reaguju sa vodonikom iz metala):
Interakcija sa složenim supstancama
Interakcija sa kiselinama
Sa neoksidirajućim kiselinama
Budući da se željezo nalazi u nizu aktivnosti lijevo od vodika, to znači da je sposobno istisnuti vodik iz neoksidirajućih kiselina (skoro sve kiseline osim H 2 SO 4 (konc.) i HNO 3 bilo koje koncentracije):
Fe + H 2 SO 4 (dif.) \u003d FeSO 4 + H 2
Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2
Potrebno je obratiti pažnju na takav trik USE zadatke, kao pitanje na temu do kojeg stepena oksidacije će se željezo oksidirati pod djelovanjem razrijeđene i koncentrirane hlorovodonične kiseline na njega. Tačan odgovor je do +2 u oba slučaja.
Zamka ovdje leži u intuitivnom očekivanju dublje oksidacije željeza (do s.o. +3) u slučaju njegove interakcije s koncentriranom hlorovodoničnom kiselinom.
Interakcija sa oksidirajućim kiselinama
U normalnim uslovima, gvožđe ne reaguje sa koncentrisanom sumpornom i azotnom kiselinom zbog pasivacije. Međutim, reaguje s njima kada se prokuha:
2Fe + 6H 2 SO 4 = o t=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Fe + 6HNO 3 = o t=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
Imajte na umu da je razrijeđen sumporna kiselina oksidira željezo do oksidacijskog stanja od +2, a koncentrira se do +3.
Korozija (rđanje) gvožđa
Na vlažnom vazduhu, gvožđe vrlo brzo rđa:
4Fe + 6H 2 O + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3
Gvožđe ne reaguje sa vodom u odsustvu kiseonika ni u normalnim uslovima ni kada je prokuvano. Reakcija s vodom se odvija samo na temperaturi iznad temperature crvene topline (> 800 °C). one..
Kuprum (Cu) je jedan od nisko aktivnih metala. Karakterizira ga stvaranje hemijskih jedinjenja sa oksidacionim stanjima +1 i +2. Tako, na primjer, dva oksida, koji su spoj dva elementa Cu i kisika O: sa oksidacijskim stanjem +1 - bakrov oksid Cu2O i oksidacijskim stanjem +2 - bakrov oksid CuO. Iako se sastoje od istih hemijski elementi, ali svaki od njih ima svoje posebne karakteristike. Na hladnoći, metal vrlo slabo stupa u interakciju s atmosferskim kisikom, prekrivajući se filmom, koji je bakrov oksid, koji sprječava dalju oksidaciju bakra. Kada se zagrije, ova jednostavna tvar sa serijskim brojem 29 u periodnom sistemu potpuno se oksidira. U ovom slučaju nastaje i bakar (II) oksid: 2Cu + O2 → 2CuO.
Dušikov oksid je smeđkastocrvena čvrsta supstanca sa molarnom masom od 143,1 g/mol. Jedinjenje ima tačku topljenja od 1235°C, tačku ključanja od 1800°C. Nerastvorljiv je u vodi, ali je rastvorljiv u kiselinama. Bakar (I) oksid se razblaži (koncentruje) i formira se bezbojni kompleks + koji se lako oksidira na vazduhu u plavo-ljubičasti amonijumski kompleks 2+, koji se rastvara u hlorovodoničnoj kiselini i formira CuCl2. U istoriji fizike poluprovodnika, Cu2O je jedan od najviše proučavanih materijala.
Bakar(I) oksid, poznat i kao hemioksid, ima osnovna svojstva. Može se dobiti oksidacijom metala: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Nečistoće kao što su voda i kiseline utiču na brzinu ovog procesa, kao i na dalju oksidaciju u dvovalentni oksid. Bakar oksid se može rastvoriti u ovom obliku čistog metala i soli: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. Prema sličnoj shemi, oksid sa stupnjem +1 stupa u interakciju s drugim kiselinama koje sadrže kisik. U interakciji hemioksida sa kiselinama koje sadrže halogene nastaju monovalentne soli metala: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.
Oksid bakra (I) se u prirodi javlja u obliku crvene rude (ovo je zastarjeli naziv, zajedno s rubin Cu), koji se naziva mineral "Cuprite". Njegovo obrazovanje zahteva dugo vrijeme. Može se proizvesti umjetno na visokim temperaturama ili pod visokim pritiskom kisika. Hemioksid se obično koristi kao fungicid, kao pigment, kao sredstvo protiv obrastanja u podvodnim ili morskim bojama i kao katalizator.
Međutim, dejstvo ove supstance sa hemijskom formulom Cu2O na organizam može biti opasno. Ako se udiše, uzrokuje dispneju, kašalj i ulceraciju i perforaciju respiratornog trakta. Nadražuje kada se proguta gastrointestinalnog trakta praćeno povraćanjem, bolom i proljevom.
H2 + CuO → Cu + H2O;
CO + CuO → Cu + CO2.
Bakar(II) oksid se koristi u keramici (kao pigment) za proizvodnju glazure (plave, zelene i crvene, a ponekad i ružičaste, sive ili crne). Takođe se primenjuje kao aditiva za hranu kod životinja za smanjenje nedostatka bakra u tijelu. To je abrazivni materijal koji je neophodan za poliranje optičke opreme. Koristi se za proizvodnju suhih ćelija, za proizvodnju drugih Cu soli. CuO spoj se također koristi u zavarivanju legura bakra.
Izlaganje hemijskom jedinjenju CuO takođe može biti opasno za ljudski organizam. Izaziva iritaciju pluća ako se udiše. Bakar(II) oksid može izazvati groznicu metalne pare (MFF). Cu oksid izaziva promjenu boje kože, mogu se pojaviti problemi s vidom. Kada se proguta, kao i hemioksid, dovodi do trovanja, koje je praćeno simptomima u vidu povraćanja i boli.