Vask(II)oksiid, omadused, tootmine, keemilised reaktsioonid. Vask ja selle ühendid Vaskoksiid 2 keemiline valem
Keemilised omadused vask(II)oksiid
Vaskoksiidi (II) lühikirjeldus:
vaskoksiid(ii)- anorgaaniline aine must värv.
2. vask(II)oksiidi reaktsioon süsinikuga:
CuO + C → Cu + CO (t = 1200 o C).
süsinik.
3.vaskoksiidi reaktsioon(II) halliga:
CuO + 2S → Cu + S 2 O (t = 150-200 o C).
Reaktsioon toimub vaakumis. Reaktsiooni tulemusena moodustub vask ja oksiid väävel.
4. vaskoksiidi reaktsioon(II) alumiiniumiga:
3CuO + 2Al → 3Cu + Al 2O 3 (t = 1000-1100 o C).
Reaktsiooni tulemusena moodustub vask ja oksiid alumiiniumist.
5.vaskoksiidi reaktsioon(II) vasega:
CuO + Cu → Cu 2 O (t = 1000-1200 o C).
Reaktsiooni tulemusena moodustub vask(I)oksiid.
6. vaskoksiidi reaktsioon(II) Koos liitiumoksiid:
CuO + Li 2 O → Li 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C, O 2).
Reaktsioon toimub hapnikuvoolus. Reaktsiooni tulemusena moodustub liitiumkupraat.
7. vaskoksiidi reaktsioon(II) naatriumoksiidiga:
CuO + Na 2 O → Na 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C, O 2).
Reaktsioon toimub hapnikuvoolus. Reaktsiooni tulemusena moodustub naatriumkupraat.
8.vaskoksiidi reaktsioon(II) süsinikmonooksiidiga:
CuO + CO → Cu + CO 2.
Reaktsiooni tulemusena moodustub vask ja süsinikoksiid (süsinikdioksiid).
9. vaskoksiidi reaktsioon(II) oksiidiga nääre:
CuO + Fe 2 O 3 → CuFe 2 O 4 (t o).
Reaktsiooni tulemusena moodustub sool - vaskferriit. Reaktsioon kulgeb reaktsioonisegu kaltsineerimisel.
10. vaskoksiidi reaktsioon(II) vesinikfluoriidhappega:
CuO + 2HF → CuF 2 + H 2 O.
Keemilise reaktsiooni tulemusena saadakse sool - vaskfluoriid ja vesi.
11.vaskoksiidi reaktsioon(II) lämmastikhappega:
CuO + 2HNO3 → 2Cu(NO3)2 + H2O.
Keemilise reaktsiooni tulemusena saadakse sool - vasknitraat ja vesi .
Vaskoksiid reageerib sarnaselt(II) ja teiste hapetega.
12. vaskoksiidi reaktsioon(II) vesinikbromiidiga (vesinikbromiid):
CuO + 2HBr → CuBr2 + H2O.
Keemilise reaktsiooni tulemusena saadakse sool - vaskbromiid ja vesi .
13. vaskoksiidi reaktsioon(II) vesinikjoodiga:
CuO + 2HI → CuI 2 + H2O.
Keemilise reaktsiooni tulemusena saadakse sool - vaskjodiid ja vesi .
14. vaskoksiidi reaktsioon(II) Koos naatriumhüdroksiid :
CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.
Keemilise reaktsiooni tulemusena saadakse sool - naatriumkupraat ja vesi .
15.vaskoksiidi reaktsioon(II) Koos kaaliumhüdroksiid :
CuO + 2KOH → K 2 CuO 2 + H2O.
Keemilise reaktsiooni tulemusena saadakse sool - kaaliumkupraat ja vesi .
16.vaskoksiidi reaktsioon(II) naatriumhüdroksiidi ja veega:
CuO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 2 (t = 100 o C).
Naatriumhüdroksiid lahustatakse vees. Naatriumhüdroksiidi lahus vees 20-30%. Reaktsioon kulgeb keemise ajal. Keemilise reaktsiooni tulemusena saadakse naatriumtetrahüdroksokupraat.
17.vaskoksiidi reaktsioon(II) kaalium superoksiidiga:
2CuO + 2KO 2 → 2KCuO 2 + O 2 (t = 400-500 o C).
Keemilise reaktsiooni tulemusena saadakse sool - kaaliumkupraat (III) ja
Rakendus
Igaühe neist on palju esindajaid, kuid oksiidid on kahtlemata juhtival kohal. Ühel keemilisel elemendil võib olla korraga mitu erinevat kahekomponentset ühendit hapnikuga. Vasel on ka see omadus. Tal on kolm oksiidi. Vaatame neid üksikasjalikumalt.
Vask(I)oksiid
Selle valem on Cu 2 O. Mõnes allikas võib seda ühendit nimetada vasehemioksiidiks, divaskoksiidiks või vaskoksiidiks.
Omadused
See on pruunikaspunase värvusega kristalne aine. See oksiid ei lahustu vees ja etanoolis. See võib sulada lagunemata temperatuuril veidi üle 1240 ° C. See aine ei interakteeru veega, kuid võib lahusesse üle kanda, kui sellega reaktsioonis osalevad kontsentreeritud vesinikkloriidhape, leelis, lämmastikhape, ammoniaakhüdraat, ammooniumisoolad, väävelhape .
Vaskoksiidi (I) saamine
Seda saab saada metallilise vase kuumutamisel või keskkonnas, kus hapniku kontsentratsioon on madal, samuti teatud lämmastikoksiidide voolus ja koos vask(II)oksiidiga. Lisaks võib sellest saada viimase termilise lagunemise reaktsiooniprodukt. Vask(I)oksiidi saadakse ka siis, kui vask(I)sulfiidi kuumutatakse hapnikuvoolus. Selle saamiseks on ka teisi, keerulisemaid viise (näiteks ühe vaskhüdroksiidi redutseerimine, mis tahes monovalentse vasesoola ioonivahetus leelisega jne), kuid neid kasutatakse ainult laborites.
Rakendus
Vajalik pigmendina keraamika, klaasi värvimisel; värvide komponent, mis kaitseb anuma veealust osa saastumise eest. Kasutatakse ka fungitsiidina. Vaskoksiidi ventiilid ei saa ilma selleta hakkama.
Vask(II)oksiid
Selle valem on CuO. Paljudes allikates võib seda leida vaskoksiidi nimetuse all.
Omadused
See on kõrgeim vaskoksiid. Aine on mustade kristallide välimusega, mis on vees peaaegu lahustumatud. See reageerib happega ja selle reaktsiooni käigus moodustub vastav kahevalentse vase sool, samuti vesi. Kui see on sulatatud leelisega, on reaktsioonisaadused kujutatud kupraatidena. Vaskoksiidi (II) lagunemine toimub temperatuuril umbes 1100 o C. Ammoniaak, süsinikoksiid, vesinik ja kivisüsi suudavad sellest ühendist eraldada metallilist vaske.
Kviitung
Seda saab metallilise vase kuumutamisel õhus ühel tingimusel - kuumutamistemperatuur peab olema alla 1100 ° C. Vask(II)oksiidi võib saada ka karbonaadi, nitraadi, kahevalentse vaskhüdroksiidi kuumutamisel.
Rakendus
Seda oksiidi kasutatakse rohelise värvimiseks või Sinine värv emaili ja klaasi ning toodavad viimast ka vase-rubiini sorti. Laboris kasutatakse seda oksiidi ainete redutseerivate omaduste avastamiseks.
Vask(III)oksiid
Selle valem on Cu2O3. Sellel on traditsiooniline nimi, mis ilmselt kõlab veidi ebaharilikult – vaskoksiid.
Omadused
Sellel on punased kristallid, mis ei lahustu vees. Selle aine lagunemine toimub temperatuuril 400 ° C, selle reaktsiooni produktid on vask(II)oksiid ja hapnik.
Kviitung
Seda saab saada kahevalentse vaskhüdroksiidi oksüdeerimisel kaaliumperoksüdisulfaadiga. Vajalik seisukord reaktsioonid – leeliseline keskkond, milles see peaks toimuma.
Rakendus
Seda ainet ei kasutata iseenesest. Teaduses ja tööstuses kasutatakse laialdasemalt selle lagunemissaadusi - vask(II)oksiidi ja hapnikku.
Järeldus
See on kõik vaskoksiidid. Neid on mitu tänu sellele, et vasel on muutuv valents. On ka teisi elemente, millel on mitu oksiidi, kuid neist räägime teine kord.
Vask (Cu) kuulub d-elementide hulka ja asub D.I. Mendelejevi perioodilisuse tabeli IB rühmas. Vase aatomi elektrooniline konfiguratsioon põhiolekus kirjutatakse eeldatava valemi 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 asemel kujul 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 . Teisisõnu, vase aatomi puhul täheldatakse nn “elektronide hüpet” 4s alamtasandilt 3d alamtasandile. Vase puhul on lisaks nullile võimalikud oksüdatsiooniastmed +1 ja +2. Oksüdatsiooniaste +1 on kalduvus disproportsioonile ja on stabiilne ainult lahustumatutes ühendites, nagu CuI, CuCl, Cu2O jne, aga ka kompleksühendites, näiteks Cl ja OH. Oksüdatsiooniastmes +1 vaseühenditel puudub spetsiifiline värvus. Niisiis võib vask(I)oksiid olenevalt kristallide suurusest olla tumepunane (suured kristallid) ja kollane (väikesed kristallid), CuCl ja CuI on valged ning Cu 2 S on mustjassinine. Keemiliselt stabiilsem on vase oksüdatsiooniaste, mis on võrdne +2-ga. Antud oksüdatsiooniastmes vaske sisaldavad soolad on sinist ja sinakasrohelist värvi.
Vask on väga pehme, tempermalmist ja plastist kõrge elektri- ja soojusjuhtivusega metall. Metallilise vase värvus on punakasroosa. Vask on metallide aktiivsusreas vesinikust paremal, s.o. viitab madala aktiivsusega metallidele.
hapnikuga
Normaaltingimustes ei suhtle vask hapnikuga. Nendevahelise reaktsiooni kulgemiseks on vaja soojust. Olenevalt hapniku liig- või puudusest ja temperatuuri tingimused võib moodustada vask(II)oksiidi ja vask(I)oksiidi:
väävliga
Väävli reaktsioon vasega võib sõltuvalt teostamistingimustest viia nii vask(I)sulfiidi kui ka vask(II)sulfiidi moodustumiseni. Kui pulbrilise Cu ja S segu kuumutatakse temperatuurini 300–400 ° C, moodustub vask (I) sulfiid:
Väävli puudumisel ja reaktsioon viiakse läbi temperatuuril üle 400 ° C, moodustub vask (II) sulfiid. Siiski rohkem lihtsal viisil vask(II)sulfiidi saamine lihtsatest ainetest on vase interaktsioon süsinikdisulfiidis lahustunud väävliga:
See reaktsioon toimub kell toatemperatuuril.
halogeenidega
Vask reageerib fluori, kloori ja broomiga, moodustades halogeniide üldvalemiga CuHal 2, kus Hal on F, Cl või Br:
Cu + Br 2 = CuBr 2
Halogeenide seas nõrgima oksüdeeriva aine, joodi puhul moodustub vask(I)jodiid:
Vask ei suhtle vesiniku, lämmastiku, süsiniku ja räniga.
mitteoksüdeerivate hapetega
Peaaegu kõik happed on mitteoksüdeerivad happed, välja arvatud kontsentreeritud väävelhape ja mis tahes kontsentratsiooniga lämmastikhape. Kuna mitteoksüdeerivad happed on võimelised oksüdeerima ainult metalle, mis on aktiivsusreas kuni vesinikuni; see tähendab, et vask ei reageeri selliste hapetega.
oksüdeerivate hapetega
- kontsentreeritud väävelhape
Vask reageerib kontsentreeritud väävelhappega nii kuumutamisel kui ka toatemperatuuril. Kuumutamisel kulgeb reaktsioon vastavalt võrrandile:
Kuna vask ei ole tugev redutseerija, taandub väävel selles reaktsioonis ainult oksüdatsiooniastmeni +4 (SO 2-s).
- lahjendatud lämmastikhappega
Vase reaktsioon lahjendatud HNO 3-ga põhjustab vask(II)nitraadi ja lämmastikmonooksiidi moodustumist:
3Cu + 8HNO3 (erinev) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
- kontsentreeritud lämmastikhappega
Kontsentreeritud HNO 3 reageerib normaalsetes tingimustes kergesti vasega. Erinevus vase reaktsioonil kontsentreeritud lämmastikhappega ja vastastikmõjul lahjendatud lämmastikhappega seisneb lämmastiku redutseerimise produktis. Kontsentreeritud HNO 3 puhul väheneb lämmastik vähemal määral: lämmastikoksiidi (II) asemel moodustub lämmastikoksiid (IV), mis on seotud kontsentreeritud happes sisalduvate lämmastikhappemolekulide suurema konkurentsiga lämmastikoksiidi elektronide pärast. redutseerija (Cu):
Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
mittemetallide oksiididega
Vask reageerib mõnede mittemetallide oksiididega. Näiteks oksiididega, nagu NO 2, NO, N 2 O, oksüdeeritakse vask vask(II)oksiidiks ja lämmastik redutseeritakse oksüdatsiooniastmeni 0, s.o. moodustub lihtaine N 2:
Vääveldioksiidi puhul tekib lihtaine (väävli) asemel vask(I)sulfiid. See on tingitud asjaolust, et erinevalt lämmastikust reageerib vask väävliga:
metallioksiididega
Metallilise vase paagutamisel vaskoksiidiga (II) temperatuuril 1000–2000 ° C võib saada vaskoksiidi (I):
Samuti võib metalliline vask redutseerida raud(III)oksiidi kaltsineerimisel raud(II)oksiidiks:
metallisooladega
Vask tõrjub välja vähemaktiivsed metallid (aktiivsusreas sellest paremal) nende soolade lahustest:
Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag ↓
Toimub ka huvitav reaktsioon, kus vask lahustatakse aktiivsema metalli soolas - oksüdatsiooniastmes +3 raud. Siiski pole vastuolusid, sest vask ei tõrju rauda soolast välja, vaid ainult taastab selle +3 oksüdatsiooniastmest oksüdatsiooniolekusse +2:
Fe 2 (SO 4) 3 + Cu \u003d CuSO 4 + 2FeSO 4
Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2
Viimast reaktsiooni kasutatakse mikroskeemide tootmisel vaskplaatide söövitamise etapis.
Vase korrosioon
Vask korrodeerub aja jooksul niiskuse, süsinikdioksiidi ja õhuhapniku mõjul:
2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 \u003d (CuOH) 2 CO 3
Selle reaktsiooni tulemusena kaetakse vasktooted lahtise sinakasrohelise vask(II)hüdroksokarbonaadi kattega.
Tsingi keemilised omadused
Tsink Zn on IV perioodi IIB rühmas. Keemilise elemendi aatomite valentsorbitaalide elektrooniline konfiguratsioon põhiolekus 3d 10 4s 2 . Tsingi puhul on võimalik ainult üks oksüdatsiooniaste, mis on võrdne +2-ga. Tsinkoksiid ZnO ja tsinkhüdroksiid Zn(OH) 2 on väljendunud amfoteersed omadused.
Tsink tuhmub õhu käes hoidmisel, kaetakse õhukese ZnO oksiidi kihiga. Oksüdatsioon toimub reaktsiooni tõttu eriti kergesti kõrge õhuniiskuse ja süsinikdioksiidi juuresolekul:
2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3
Tsingi aur põleb õhus ja õhuke tsingiriba põleb pärast põleti leegis hõõgumist selles roheka leegiga:
Kuumutamisel interakteerub metalliline tsink ka halogeenide, väävli ja fosforiga:
Tsink ei reageeri otseselt vesiniku, lämmastiku, süsiniku, räni ja booriga.
Tsink reageerib mitteoksüdeerivate hapetega, vabastades vesiniku:
Zn + H2SO4 (20%) → ZnSO4 + H2
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
Tööstuslik tsink lahustub eriti hästi hapetes, kuna see sisaldab teiste vähemaktiivsete metallide, eriti kaadmiumi ja vase lisandeid. Kõrge puhtusastmega tsink on teatud põhjustel hapetele vastupidav. Reaktsiooni kiirendamiseks viiakse kõrge puhtusastmega tsingi proov kontakti vasega või lisatakse happelahusele väike kogus vasesoola.
Temperatuuril 800-900 o C (punane kuumus) interakteerub sulas olekus metalliline tsink ülekuumenenud veeauruga, vabastades sellest vesiniku:
Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2
Tsink reageerib ka oksüdeerivate hapetega: kontsentreeritud väävel- ja lämmastikhape.
Tsink kui aktiivne metall võib kontsentreeritud väävelhappega moodustada vääveldioksiidi, elementaarväävlit ja isegi vesiniksulfiidi.
Zn + 2H 2SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Lämmastikhappe redutseerimisproduktide koostise määrab lahuse kontsentratsioon:
Zn + 4HNO 3 (konts.) = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3Zn + 8HNO3 (40%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Zn + 10HNO3 (20%) = 4Zn (NO 3) 2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3 (6%) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO3 (0,5%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Protsessi suunda mõjutavad ka temperatuur, happe hulk, metalli puhtus ja reaktsiooniaeg.
Tsink reageerib leeliselahustega, moodustades tetrahüdroksosinkaadid ja vesinik:
Zn + 2NaOH + 2H 2O \u003d Na2 + H2
Zn + Ba (OH) 2 + 2H 2O \u003d Ba + H2
Veevaba leelisega tekib tsink sulamisel tsinkaadid ja vesinik:
Väga leeliselises keskkonnas on tsink äärmiselt tugev redutseerija, mis on võimeline redutseerima nitraatides ja nitritites sisalduva lämmastiku ammoniaagiks:
4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O → 4Na2 + NH3
Komplekside moodustumise tõttu lahustub tsink aeglaselt ammoniaagilahuses, redutseerides vesiniku:
Zn + 4NH3H2O → (OH)2 + H2 + 2H2O
Tsink taastab ka vähemaktiivseid metalle (aktiivsussarjas sellest paremal) nende soolade vesilahustest:
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4
Kroomi keemilised omadused
Kroom on perioodilisuse tabeli VIB rühma element. Kroomiaatomi elektrooniline konfiguratsioon on kirjutatud kujul 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, s.o. kroomi, aga ka vase aatomi puhul täheldatakse nn "elektronide libisemist"
Kroomi kõige sagedamini esinevad oksüdatsiooniastmed on +2, +3 ja +6. Neid tuleks meeles pidada ja keemiaprogrammi USE raames võime eeldada, et kroomil pole muid oksüdatsiooniastmeid.
Normaaltingimustes on kroom korrosioonikindel nii õhus kui ka vees.
Koostoime mittemetallidega
hapnikuga
Temperatuurini üle 600 °C kuumutatud pulbriline metallikroom põleb puhtas hapnikus, moodustades kroom(III)oksiidi:
4Cr + 3O 2 = o t=> 2Cr2O3
halogeenidega
Kroom reageerib kloori ja fluoriga temperatuuril madalad temperatuurid kui hapnikuga (vastavalt 250 ja 300 o C):
2Cr + 3F 2 = o t=> 2CrF 3
2Cr + 3Cl 2 = o t=> 2CrCl 3
Kroom reageerib broomiga punase kuumuse temperatuuril (850-900 o C):
2Cr + 3Br 2 = o t=> 2CrBr 3
lämmastikuga
Metallkroom interakteerub lämmastikuga temperatuuril üle 1000 o C:
2Cr + N2 = ot=> 2CrN
väävliga
Väävliga võib kroom moodustada nii kroom(II)sulfiidi kui ka kroom(III)sulfiidi, olenevalt väävli ja kroomi vahekorrast:
Cr+S= o t=> CRS
2Cr+3S= o t=> Cr 2 S 3
Kroom ei reageeri vesinikuga.
Koostoime keeruliste ainetega
Koostoime veega
Kroom kuulub keskmise aktiivsusega metallide hulka (asub alumiiniumi ja vesiniku vahelises metallide aktiivsusreas). See tähendab, et reaktsioon kulgeb kuuma kroomi ja ülekuumendatud veeauru vahel:
2Cr + 3H2O = o t=> Cr2O3 + 3H2
Koostoime hapetega
Kroom passiveeritakse tavatingimustes kontsentreeritud väävel- ja lämmastikhappega, kuid see lahustub neis keemise ajal, oksüdeerides samal ajal oksüdatsiooniastmeni +3:
Cr + 6HNO3 (konts.) = t o=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
2Cr + 6H2S04 (konts.) = t o=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Lahjendatud lämmastikhappe puhul on lämmastiku redutseerimise põhiproduktiks lihtaine N 2:
10Cr + 36HNO 3 (razb) \u003d 10Cr (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O
Kroom asub aktiivsusreas vesinikust vasakul, mis tähendab, et see on võimeline vabastama H 2 mitteoksüdeerivate hapete lahustest. Selliste reaktsioonide käigus tekivad õhuhapniku juurdepääsu puudumisel kroom(II) soolad:
Cr + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2
Cr + H 2 SO 4 (razb.) \u003d CrSO 4 + H 2
Reaktsiooni läbiviimisel õues, kahevalentne kroom oksüdeerub õhus sisalduva hapniku toimel koheselt oksüdatsiooniastmeni +3. Sel juhul on näiteks võrrand vesinikkloriidhappega järgmiselt:
4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O
Kui kroommetall sulatatakse leeliste juuresolekul tugevate oksüdeerivate ainetega, oksüdeeritakse kroom oksüdatsiooniastmeni +6, moodustades kromaadid:
Raua keemilised omadused
Raud Fe, VIIIB rühma keemiline element, mille perioodilisustabelis on seerianumber 26. Elektronide jaotus rauaaatomis on järgmine 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ehk raud kuulub d-elementide hulka, kuna d-alamtase on selle korpuses täidetud. See on kõige iseloomulikum kahele oksüdatsiooniastmele +2 ja +3. FeO oksiidil ja Fe(OH) 2 hüdroksiidil domineerivad aluselised omadused, Fe 2 O 3 oksiid ja Fe(OH) 3 hüdroksiid on märgatavalt amfoteersed. Seega lahustuvad raua oksiid ja hüdroksiid (lll) mingil määral, kui neid keedetakse leeliste kontsentreeritud lahustes, ning reageerivad sulamise ajal ka veevaba leelistega. Tuleb märkida, et raua oksüdatsiooniaste +2 on väga ebastabiilne ja läheb kergesti oksüdatsiooniolekusse +3. Rauaühendid on tuntud ka haruldases oksüdatsiooniastmes +6 - ferraadid, olematu "raudhappe" H 2 FeO 4 soolad. Need ühendid on suhteliselt stabiilsed ainult tahkes olekus või tugevalt leeliselistes lahustes. Söötme ebapiisava leeliselisuse korral oksüdeerivad ferraadid kiiresti isegi vett, vabastades sellest hapnikku.
Koostoime lihtsate ainetega
Hapnikuga
Puhtas hapnikus põletades moodustab raud nn raud kaal, mille valem on Fe 3 O 4 ja mis tegelikult kujutab endast segaoksiidi, mille koostist saab tinglikult esitada valemiga FeO∙Fe 2 O 3 . Raua põlemisreaktsioon on järgmine:
3Fe + 2O 2 = t o=> Fe3O4
Väävliga
Kuumutamisel reageerib raud väävliga, moodustades raudsulfiidi:
Fe+S= t o=> FeS
Või liigse väävliga rauddisulfiid:
Fe + 2S = t o=> FeS2
Halogeenidega
Kõigi halogeenidega, välja arvatud jood, oksüdeeritakse metalliline raud oksüdatsiooniastmeni +3, moodustades raudhalogeniidid (lll):
2Fe + 3F 2 = t o=> 2FeF 3 - raudfluoriid (lll)
2Fe + 3Cl 2 = t o=> 2FeCl 3 – raudkloriid (lll)
Jood kui halogeenide seas nõrgim oksüdeerija, oksüdeerib rauda ainult kuni +2 oksüdatsiooniastmeni:
Fe + I 2 = t o=> FeI 2 - raudjodiid (ll)
Tuleb märkida, et raua rauaühendid oksüdeerivad vesilahuses kergesti jodiidioone vabaks joodiks I 2, taastudes samal ajal oksüdatsiooni olekusse +2. Näited FIPI panga sarnastest reaktsioonidest:
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I 2 + 2KCl
2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H2O
Fe 2 O 3 + 6HI \u003d 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O
Vesinikuga
Raud ei reageeri vesinikuga (metallide vesinikuga reageerivad ainult leelismetallid ja leelismuldmetallid):
Koostoime keeruliste ainetega
Koostoime hapetega
Mitteoksüdeerivate hapetega
Kuna raud asub vesinikust vasakul aktiivsusreas, tähendab see, et ta suudab vesinikku välja tõrjuda mitteoksüdeerivatest hapetest (peaaegu kõik happed, välja arvatud H 2 SO 4 (konts.) ja HNO 3 mis tahes kontsentratsiooniga):
Fe + H 2 SO 4 (erinevus) \u003d FeSO 4 + H 2
Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2
Sellisele trikile tuleb tähelepanu pöörata KASUTADA ülesandeid, küsimusena teemal, millise oksüdatsiooniastmeni raud oksüdeerub sellele lahjendatud ja kontsentreeritud soolhappe toimel. Õige vastus on mõlemal juhul kuni +2.
Lõks peitub siin intuitiivses ootuses raua sügavamale oksüdatsioonile (kuni s.o. +3) selle interaktsiooni korral kontsentreeritud vesinikkloriidhappega.
Koostoime oksüdeerivate hapetega
Normaaltingimustes ei reageeri raud passiveerumise tõttu kontsentreeritud väävel- ja lämmastikhappega. Kuid see reageerib nendega keetmisel:
2Fe + 6H2SO4 = o t=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Fe + 6HNO3 = o t=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
Pange tähele, et lahjendatud väävelhape oksüdeerib raua oksüdatsiooniastmeni +2 ja kontsentreerib +3.
Raua korrosioon (roostetamine).
Niiskes õhus roostetab raud väga kiiresti:
4Fe + 6H 2O + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3
Raud ei reageeri hapniku puudumisel veega ei tavatingimustes ega ka keetmisel. Reaktsioon veega toimub ainult temperatuuril, mis on kõrgem kui punase kuumuse temperatuur (> 800 ° C). need..
Kupum (Cu) on üks madala aktiivsusega metalle. Seda iseloomustab keemiliste ühendite moodustumine oksüdatsiooniastmetega +1 ja +2. Näiteks kaks oksiidi, mis on kahe elemendi Cu ja hapniku O ühend: oksüdatsiooniastmega +1 - vaskoksiid Cu2O ja oksüdatsiooniaste +2 - vaskoksiid CuO. Kuigi need koosnevad samast keemilised elemendid, kuid igal neist on oma eripärad. Külma käes interakteerub metall väga nõrgalt õhuhapnikuga, kattub kilega, milleks on vaskoksiid, mis takistab vase edasist oksüdeerumist. Kuumutamisel oksüdeerub see lihtne aine perioodilisuse tabeli seerianumbriga 29 täielikult. Sel juhul tekib ka vask(II)oksiid: 2Cu + O2 → 2CuO.
Dilämmastikoksiid on pruunikaspunane tahke aine molaarmassiga 143,1 g/mol. Ühendi sulamistemperatuur on 1235 °C, keemistemperatuur 1800 °C. See on vees lahustumatu, kuid lahustub hapetes. Vask(I)oksiid lahjendatakse (kontsentreeritud) ja moodustub värvitu kompleks +, mis õhu käes kergesti oksüdeerub sinakasvioletseks ammooniumikompleksiks 2+, mis lahustub vesinikkloriidhappes, moodustades CuCl2. Pooljuhtide füüsika ajaloos on Cu2O üks enim uuritud materjale.
Vask(I)oksiidil, tuntud ka kui hemioksiidil, on põhilised omadused. Seda saab saada metalli oksüdeerimisel: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Lisandid, nagu vesi ja happed, mõjutavad nii selle protsessi kiirust kui ka edasist oksüdeerumist kahevalentseks oksiidiks. Vaskoksiid võib sellisel kujul lahustuda puhta metalli ja soolana: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. Sarnase skeemi kohaselt interakteerub oksiid kraadiga +1 teiste hapnikku sisaldavate hapetega. Hemioksiidi interaktsioonis halogeeni sisaldavate hapetega tekivad ühevalentsed metallisoolad: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.
Vaseoksiid (I) esineb looduses punase maagi kujul (see on vananenud nimi koos näiteks rubiin Cu), mida nimetatakse mineraaliks "Cuprite". Tema haridus nõuab kaua aega. Seda saab kunstlikult toota kõrgel temperatuuril või kõrge hapnikurõhu all. Hemioksiidi kasutatakse tavaliselt fungitsiidina, pigmendina, saastumisvastase ainena vee- või merevärvides ning katalüsaatorina.
Selle keemilise valemiga Cu2O aine mõju kehale võib aga olla ohtlik. Sissehingamisel põhjustab see hingeldust, köha ning hingamisteede haavandeid ja perforatsiooni. Allaneelamisel ärritav seedetrakti millega kaasneb oksendamine, valu ja kõhulahtisus.
H2 + CuO → Cu + H2O;
CO + CuO → Cu + CO2.
Vask(II)oksiidi kasutatakse keraamikas (pigmendina) glasuuride (sinise, rohelise ja punase ning mõnikord roosa, halli või musta) tootmiseks. Seda rakendatakse ka kui toidu lisaaine loomadel vasepuuduse vähendamiseks organismis. See on abrasiivne materjal, mis on vajalik optiliste seadmete poleerimiseks. Seda kasutatakse kuivade rakkude tootmiseks, teiste Cu soolade tootmiseks. CuO ühendit kasutatakse ka vasesulamite keevitamisel.
Keemilise ühendi CuO kokkupuude võib olla ohtlik ka inimorganismile. Sissehingamisel põhjustab kopsude ärritust. Vask(II)oksiid võib põhjustada metalliaurupalavikku (MFF). Cu oksiid kutsub esile nahavärvi muutuse, võivad ilmneda nägemishäired. Allaneelamisel põhjustab see sarnaselt hemioksiidiga mürgistust, millega kaasnevad sümptomid oksendamise ja valu kujul.
