Bakrov (II) oksid, svojstva, dobivanje, kemijske reakcije. Bakar i njegovi spojevi Bakrov oksid 2 kemijska formula
Kemijska svojstva bakrov(II) oksid
Kratak opis bakrenog oksida (II):
bakreni oksid(ii)- anorganske tvari Crna boja.
2. reakcija bakrovog (II) oksida s ugljikom:
CuO + C → Cu + CO (t = 1200 o C).
ugljik.
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) s aluminijem:
3CuO + 2Al → 3Cu + Al 2 O 3 (t = 1000-1100 o C).
Kao rezultat reakcije nastaju bakar i oksid aluminij.
5.reakcija bakrenog oksida(II) s bakrom:
CuO + Cu → Cu 2 O (t = 1000-1200 o C).
Kao rezultat reakcije nastaje bakrov (I) oksid.
6. reakcija bakrenog oksida(II) S litijev oksid:
CuO + Li 2 O → Li 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C, O 2).
Reakcija se odvija u struji kisika. Kao rezultat reakcije nastaje litijev kuprat.
7. reakcija bakrenog oksida(II) s natrijevim oksidom:
CuO + Na 2 O → Na 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C, O 2).
Reakcija se odvija u struji kisika. Kao rezultat reakcije nastaje natrijev kuprat.
8.reakcija bakrenog oksida(II) s ugljikovim monoksidom:
CuO + CO → Cu + CO 2.
Kao rezultat reakcije nastaju bakar i ugljikov monoksid (ugljični dioksid).
9. reakcija bakrenog oksida(II) s oksidom žlijezda:
CuO + Fe 2 O 3 → CuFe 2 O 4 (t o).
Kao rezultat reakcije nastaje sol - bakreni ferit. Reakcija se odvija kada se reakcijska smjesa kalcinira.
10. reakcija bakrenog oksida(II) s fluorovodičnom kiselinom:
CuO + 2HF → CuF 2 + H 2 O.
Kao rezultat kemijske reakcije dobiva se sol - bakreni fluorid i voda.
11.reakcija bakrenog oksida(II) s dušičnom kiselinom:
CuO + 2HNO 3 → 2Cu(NO 3) 2 + H 2 O.
Kao rezultat kemijske reakcije dobiva se sol - bakrov nitrat i voda .
Bakrov oksid reagira slično(II) i s drugim kiselinama.
12. reakcija bakrenog oksida(II) s hidrogen bromidom (bromovodik):
CuO + 2HBr → CuBr 2 + H 2 O.
Kao rezultat kemijske reakcije dobiva se sol - bakrov bromid i voda .
13. reakcija bakrenog oksida(II) s hidrogen jodom:
CuO + 2HI → CuI 2 + H 2 O.
Kao rezultat kemijske reakcije dobiva se sol - bakrov jodid i voda .
14. reakcija bakrenog oksida(II) S natrijev hidroksid :
CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.
Kao rezultat kemijske reakcije dobiva se sol - natrijev kuprat i voda .
15.reakcija bakrenog oksida(II) S kalij hidroksid :
CuO + 2KOH → K 2 CuO 2 + H 2 O.
Kao rezultat kemijske reakcije dobiva se sol - kalijev kuprat i voda .
16.reakcija bakrenog oksida(II) s natrijevim hidroksidom i vodom:
CuO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 2 (t = 100 o C).
Natrijev hidroksid se otapa u vodi. Otopina natrijevog hidroksida u vodi 20-30%. Reakcija se odvija pri vrenju. Kao rezultat kemijske reakcije dobiva se natrijev tetrahidroksokuprat.
17.reakcija bakrenog oksida(II) s kalijevim superoksidom:
2CuO + 2KO 2 → 2KCuO 2 + O 2 (t = 400-500 o C).
Kao rezultat kemijske reakcije dobiva se sol - kalijev kuprat (III) i
Primjena
Postoji mnogo predstavnika svakog od njih, ali oksidi nedvojbeno zauzimaju vodeće mjesto. Jedan kemijski element može imati nekoliko različitih binarnih spojeva s kisikom odjednom. Bakar također ima ovo svojstvo. Ona ima tri oksida. Pogledajmo ih detaljnije.
Bakrov(I) oksid
Njegova formula je Cu 2 O. U nekim se izvorima ovaj spoj može zvati bakrov hemioksid, dibakrov oksid ili bakrov oksid.
Svojstva
To je kristalna tvar smeđe-crvene boje. Ovaj oksid je netopljiv u vodi i etanolu. Može se rastopiti bez raspadanja na temperaturi od nešto više od 1240 ° C. Ova tvar ne stupa u interakciju s vodom, ali se može prenijeti u otopinu ako su sudionici u reakciji s njom koncentrirana klorovodična kiselina, lužina, dušična kiselina, amonijak hidrat, amonijeve soli, sumporna kiselina.
Dobivanje bakrenog oksida (I)
Može se dobiti zagrijavanjem metalnog bakra, ili u okruženju s niskom koncentracijom kisika, kao iu struji određenih dušikovih oksida i zajedno s bakrovim (II) oksidom. Osim toga, može postati produkt reakcije toplinske razgradnje potonjeg. Bakrov (I) oksid će se također dobiti ako se bakrov (I) sulfid zagrijava u struji kisika. Postoje i drugi, složeniji načini dobivanja (na primjer, redukcija jednog od bakrenih hidroksida, ionska izmjena bilo koje jednovalentne bakrene soli s alkalijom itd.), ali se prakticiraju samo u laboratorijima.
Primjena
Potreban kao pigment kod bojanja keramike, stakla; komponenta boja koje štite podvodni dio plovila od obraštanja. Također se koristi kao fungicid. Ventili bakrenog oksida ne mogu bez njega.
Bakrov(II) oksid
Njegova formula je CuO. U mnogim izvorima može se naći pod nazivom bakreni oksid.
Svojstva
To je najviši bakreni oksid. Tvar ima izgled crnih kristala, koji su gotovo netopljivi u vodi. Reagira s kiselinom i tijekom te reakcije stvara odgovarajuću sol dvovalentnog bakra, kao i vodu. Kada se stopi s alkalijama, produkti reakcije su kuprati. Razgradnja bakrenog oksida (II) odvija se na temperaturi od oko 1100 o C. Amonijak, ugljikov monoksid, vodik i ugljen mogu izdvojiti metalni bakar iz ovog spoja.
Priznanica
Može se dobiti zagrijavanjem metalnog bakra na zraku pod jednim uvjetom - temperatura zagrijavanja mora biti ispod 1100 °C. Bakar (II) oksid se također može dobiti zagrijavanjem karbonata, nitrata, dvovalentnog bakrenog hidroksida.
Primjena
Ovaj oksid se koristi za bojanje zelene ili Plava boja emajl i staklo, a također proizvode bakreno-rubinsku varijantu potonjeg. U laboratoriju se ovaj oksid koristi za otkrivanje redukcijskih svojstava tvari.
Bakrov(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 otapaju u vodi. Razgradnja ove tvari događa se na temperaturi od 400 ° C, proizvodi ove reakcije su bakrov (II) oksid i kisik.
Priznanica
Može se dobiti oksidacijom dvovalentnog bakrenog hidroksida s kalijevim peroksidisulfatom. Neophodan uvjet reakcije – alkalna sredina u kojoj bi se trebala dogoditi.
Primjena
Ova tvar se ne koristi sama. U znanosti i industriji sve se više koriste produkti njegove razgradnje - bakrov (II) oksid i kisik.
Zaključak
To su svi bakreni oksidi. Ima ih nekoliko zbog činjenice da bakar ima promjenjivu valenciju. Postoje i drugi elementi koji imaju nekoliko oksida, ali o njima ćemo drugi put.
Bakar (Cu) pripada d-elementima i nalazi se u IB skupini periodnog sustava D. I. Mendeljejeva. Elektronska konfiguracija atoma bakra u osnovnom stanju piše 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 riječima, u slučaju atoma bakra opaža se tzv. “skok elektrona” s podrazine 4s na podrazinu 3d. Za bakar su uz nulu moguća oksidacijska stanja +1 i +2. Oksidacijsko stanje +1 sklono je disproporcioniranju i stabilno je samo u netopljivim spojevima kao što su CuI, CuCl, Cu 2 O itd., kao iu složenim spojevima, na primjer, Cl i OH. Spojevi bakra u oksidacijskom stanju +1 nemaju određenu boju. Dakle, bakrov (I) oksid, ovisno o veličini kristala, može biti tamnocrven (veliki kristali) i žut (mali kristali), CuCl i CuI su bijeli, a Cu 2 S crno-plavi. Kemijski stabilnije je oksidacijsko stanje bakra, jednako +2. Soli koje sadrže bakar u određenom oksidacijskom stanju su plave i plavozelene boje.
Bakar je vrlo mekan, savitljiv i duktilan metal s visokom električnom i toplinskom vodljivošću. Boja metalnog bakra je crveno-ružičasta. Bakar je u nizu aktivnosti metala desno od vodika, tj. odnosi se na nisko aktivne metale.
s kisikom
U normalnim uvjetima bakar ne stupa u interakciju s kisikom. Za odvijanje reakcije između njih potrebna je toplina. Ovisno o višku ili nedostatku kisika i temperaturni uvjeti mogu tvoriti bakrov(II) oksid i bakrov(I) oksid:
sa sumporom
Reakcija sumpora s bakrom, ovisno o uvjetima izvođenja, može dovesti do stvaranja i bakrova (I) sulfida i bakrova (II) sulfida. Kada se smjesa praha Cu i S zagrijava na temperaturu od 300-400 ° C, nastaje bakar (I) sulfid:
S nedostatkom sumpora i reakcijom koja se provodi na temperaturi višoj od 400 ° C, nastaje bakrov (II) sulfid. Međutim, više na jednostavan način dobivanje bakrova (II) sulfida iz jednostavnih tvari je interakcija bakra sa sumporom otopljenim u ugljikovom disulfidu:
Ova reakcija se odvija na sobna temperatura.
s halogenima
Bakar reagira s fluorom, klorom i bromom, stvarajući halogenide opće formule CuHal 2, gdje je Hal F, Cl ili Br:
Cu + Br 2 = CuBr 2
U slučaju joda, najslabijeg oksidansa među halogenima, nastaje bakrov (I) jodid:
Bakar ne stupa u interakciju s vodikom, dušikom, ugljikom i silicijem.
s neoksidirajućim kiselinama
Gotovo sve kiseline su neoksidirajuće kiseline, osim koncentrirane sumporne kiseline i dušične kiseline bilo koje koncentracije. Budući da neoksidirajuće kiseline mogu oksidirati samo metale koji su u nizu aktivnosti do vodika; to znači da bakar ne reagira s takvim kiselinama.
s oksidirajućim kiselinama
- koncentrirana sumporna kiselina
Bakar reagira s koncentriranom sumpornom kiselinom i pri zagrijavanju i pri sobnoj temperaturi. Kada se zagrijava, reakcija se odvija u skladu s jednadžbom:
Budući da bakar nije jako redukcijsko sredstvo, sumpor se u ovoj reakciji reducira samo do +4 oksidacijskog stanja (u SO 2).
- s razrijeđenom dušičnom kiselinom
Reakcija bakra s razrijeđenom HNO 3 dovodi do stvaranja bakrovog (II) nitrata i dušikovog monoksida:
3Cu + 8HNO 3 (razl.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
- s koncentriranom dušičnom kiselinom
Koncentrirana HNO 3 lako reagira s bakrom u normalnim uvjetima. Razlika između reakcije bakra s koncentriranom dušičnom kiselinom i interakcije s razrijeđenom dušičnom kiselinom leži u produktu redukcije dušika. U slučaju koncentrirane HNO 3 dušik se reducira u manjoj mjeri: umjesto dušikovog oksida (II) nastaje dušikov oksid (IV), što je povezano s većom kompeticijom između molekula dušične kiseline u koncentriranoj kiselini za elektrone redukcijskog agensa (Cu):
Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
s oksidima nemetala
Bakar reagira s nekim oksidima nemetala. Na primjer, s oksidima kao što su NO 2 , NO, N 2 O, bakar se oksidira u bakrov (II) oksid, a dušik se reducira do oksidacijskog stanja 0, tj. nastaje jednostavna tvar N 2:
U slučaju sumpornog dioksida umjesto jednostavne tvari (sumpora) nastaje bakrov (I) sulfid. To je zbog činjenice da bakar sa sumporom, za razliku od dušika, reagira:
s metalnim oksidima
Sinteriranjem metalnog bakra s bakrenim oksidom (II) na temperaturi od 1000-2000 ° C može se dobiti bakreni oksid (I):
Također, metalni bakar može reducirati željezov (III) oksid nakon kalcinacije u željezov (II) oksid:
s metalnim solima
Bakar istiskuje manje aktivne metale (desno od njega u nizu aktivnosti) iz otopina njihovih soli:
Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag ↓
Također se odvija zanimljiva reakcija u kojoj se bakar otapa u soli aktivnijeg metala - željeza u oksidacijskom stanju +3. Međutim, nema nikakvih proturječja, jer bakar ne istiskuje željezo iz njegove soli, već ga samo vraća iz oksidacijskog stanja +3 u oksidacijsko stanje +2:
Fe 2 (SO 4) 3 + Cu \u003d CuSO 4 + 2FeSO 4
Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2
Posljednja reakcija koristi se u proizvodnji mikro krugova u fazi jetkanja bakrenih ploča.
Korozija bakra
Bakar s 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 labavom plavo-zelenom prevlakom bakrovog (II) hidroksokarbonata.
Kemijska 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 jedino oksidacijsko stanje, jednako +2. Cink oksid ZnO i cink hidroksid Zn(OH) 2 imaju izraženu amfoterna svojstva.
Cink potamni kada se skladišti na zraku, prekrivajući se tankim slojem ZnO oksida. Oksidacija se posebno lako odvija pri visokoj vlažnosti i u prisutnosti 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 zažari u plamenu plamenika, gori u njemu zelenkastim plamenom:
Kada se zagrijava, metalni cink također stupa u interakciju s halogenima, sumporom, fosforom:
Cink ne reagira izravno s vodikom, dušikom, ugljikom, silicijem i borom.
Cink reagira s neoksidirajućim kiselinama i oslobađa vodik:
Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
Industrijski cink posebno je lako topiv u kiselinama, budući da sadrži nečistoće drugih manje aktivnih metala, posebice kadmija i bakra. Cink visoke čistoće otporan je na kiseline iz određenih razloga. Da bi se reakcija ubrzala, uzorak cinka visoke čistoće se dovodi u kontakt s bakrom ili se u kiselu otopinu dodaje mala količina bakrene soli.
Na temperaturi od 800-900 o C (crvena toplina), metalni cink, budući da je u rastaljenom stanju, stupa u interakciju s 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 s koncentriranom sumpornom kiselinom stvarati sumporov dioksid, elementarni sumpor, pa čak i sumporovodik.
Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Sastav produkata redukcije dušične kiseline određen je 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 + 10HNO3 (20%) = 4Zn (NO3)2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3 (6%) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO 3 (0,5%) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Na smjer procesa također utječu temperatura, količina kiseline, čistoća metala i vrijeme reakcije.
Cink reagira s otopinama lužina i nastaje tetrahidroksocinkati i vodik:
Zn + 2NaOH + 2H2O \u003d Na2 + H2
Zn + Ba (OH) 2 + 2H 2 O \u003d Ba + H 2
S bezvodnim alkalijama, cink, kada se stopi, nastaje cinkati i vodik:
U visoko alkalnom okruženju, cink je izuzetno jak redukcijski agens, sposoban reducirati dušik u nitratima i nitritima u amonijak:
4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3
Uslijed kompleksiranja, cink se polako otapa u otopini amonijaka, reducirajući vodik:
Zn + 4NH 3 H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O
Cink također obnavlja manje aktivne metale (desno od njega u seriji aktivnosti) iz vodenih otopina njihovih soli:
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4
Kemijska svojstva kroma
Krom je element VIB skupine periodnog sustava elemenata. Elektronska konfiguracija atoma kroma zapisana je kao 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, tj. kod kroma, kao i kod atoma bakra, uočava se tzv. "klizanje elektrona"
Najčešća oksidacijska stanja kroma su +2, +3 i +6. Treba ih zapamtiti, au okviru USE programa iz kemije možemo pretpostaviti da krom nema drugih oksidacijskih stanja.
U normalnim uvjetima, krom je otporan na koroziju i na zraku i u vodi.
Međudjelovanje s nemetalima
s kisikom
Zagrijan na temperaturu veću od 600 o C, metalni krom u prahu izgara u čistom kisiku pri čemu nastaje kromov (III) oksid:
4Cr + 3O 2 = o t=> 2Cr 2 O 3
s halogenima
Krom reagira s klorom i fluorom na niske temperature nego s kisikom (250 odnosno 300 o C):
2Cr + 3F 2 = o t=> 2CrF 3
2Cr + 3Cl 2 = o t=> 2CrCl 3
Krom reagira s bromom na temperaturi crvene topline (850-900 o C):
2Cr + 3Br 2 = o t=> 2CrBr 3
s dušikom
Metalni krom stupa u interakciju s 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 udjelima sumpora i kroma:
Cr+S= o t=> CRS
2Cr+3S= o t=> Cr 2 S 3
Krom ne reagira s vodikom.
Interakcija sa složenim tvarima
Interakcija s vodom
Krom spada u metale srednje aktivnosti (nalazi se u nizu aktivnosti metala između aluminija i vodika). To znači da se reakcija odvija između užarenog kroma i pregrijane vodene pare:
2Cr + 3H2O = o t=> Cr2O3 + 3H2
Interakcija s kiselinama
Krom se u normalnim uvjetima pasivizira koncentriranom sumpornom i dušičnom kiselinom, ali se u njima otapa tijekom vrenja, dok se oksidira do oksidacijskog stanja +3:
Cr + 6HNO3 (konc.) = t o=> Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
2Cr + 6H2SO4 (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 vodika, što znači da je sposoban oslobađati H 2 iz otopina neoksidirajućih kiselina. U tijeku takvih reakcija, u odsutnosti pristupa atmosferskom kisiku, nastaju soli kroma (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 krom trenutno se oksidira kisikom sadržanim u zraku do oksidacijskog stupnja od +3. U ovom slučaju, na primjer, jednadžba sa klorovodičnom kiselinom će imati oblik:
4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O
Kada se metalni krom stopi s jakim oksidacijskim sredstvima u prisutnosti lužina, krom se oksidira do oksidacijskog stanja od +6, tvoreći kromati:
Kemijska svojstva željeza
Željezo Fe, kemijski element u skupini VIIIB i koji ima redni broj 26 u periodnom sustavu. Raspodjela elektrona u atomu željeza je sljedeća 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , odnosno željezo pripada d-elementima, budući da je u njegovom slučaju d-podrazina popunjena. Najkarakterističnija su za dva oksidacijska stanja +2 i +3. FeO oksid i Fe(OH) 2 hidroksid imaju bazična svojstva, Fe 2 O 3 oksid i Fe(OH) 3 hidroksid su izrazito amfoterni. Tako se oksid i hidroksid željeza (lll) donekle otapaju kada se kuhaju u koncentriranim otopinama lužina, a također reagiraju s bezvodnim lužinama tijekom taljenja. Treba napomenuti da je oksidacijsko stanje željeza +2 vrlo nestabilno, te lako prelazi u oksidacijsko stanje +3. Poznati su i spojevi željeza u rijetkom oksidacijskom stanju +6 - ferati, soli nepostojeće "željezne kiseline" H 2 FeO 4. Ovi spojevi su relativno stabilni samo u čvrstom stanju ili u jako alkalnim otopinama. Uz nedovoljnu alkalnost medija, ferati brzo oksidiraju čak i vodu, oslobađajući kisik iz nje.
Interakcija s jednostavnim tvarima
S kisikom
Sagorijevanjem u čistom kisiku željezo stvara tzv željezo mjerilo, koji ima formulu Fe 3 O 4 i zapravo predstavlja miješani oksid, čiji se sastav može uvjetno prikazati formulom FeO∙Fe 2 O 3 . Reakcija izgaranja željeza ima oblik:
3Fe + 2O 2 = t o=> Fe 3 O 4
Sa sumporom
Kada se zagrije, željezo reagira sa sumporom i nastaje željezni sulfid:
Fe+S= t o=> FeS
Ili s viškom sumpora željezni disulfid:
Fe + 2S = t o=> FeS2
S halogenima
Sa svim halogenima osim joda, metalno željezo se oksidira do oksidacijskog stupnja +3, stvarajući željezove halogenide (lll):
2Fe + 3F 2 = t o=> 2FeF 3 - željezni fluorid (lll)
2Fe + 3Cl 2 = t o=> 2FeCl 3 - željezni klorid (lll)
Jod, kao najslabiji oksidans među halogenima, oksidira željezo samo do +2 oksidacijskog stanja:
Fe + I 2 = t o=> FeI 2 - željezni jodid (ll)
Treba napomenuti da spojevi feri željeza lako oksidiraju jodidne ione u vodenoj otopini do slobodnog joda I 2 dok se vraćaju u oksidacijsko stanje +2. Primjeri sličnih reakcija 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
S vodikom
Željezo ne reagira s vodikom (samo alkalijski metali i zemnoalkalijski metali reagiraju s vodikom iz metala):
Interakcija sa složenim tvarima
Interakcija s kiselinama
S neoksidirajućim kiselinama
Budući da se željezo nalazi u nizu aktivnosti lijevo od vodika, to znači da može istisnuti vodik iz neoksidirajućih kiselina (gotovo sve kiseline osim H 2 SO 4 (konc.) i HNO 3 bilo koje koncentracije):
Fe + H 2 SO 4 (razl.) \u003d FeSO 4 + H 2
Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2
Potrebno je obratiti pozornost na takav trik u USE zadaci, kao pitanje na temu do kojeg će stupnja oksidacije željezo oksidirati pod djelovanjem razrijeđene i koncentrirane klorovodične kiseline na njega. Točan 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 solnom kiselinom.
Interakcija s oksidirajućim kiselinama
U normalnim uvjetima željezo ne reagira s koncentriranom sumpornom i dušičnom kiselinom zbog pasivizacije. Međutim, reagira s njima kada se kuha:
2Fe + 6H 2 SO 4 = 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
Imajte na umu da razrijeđen sumporne kiseline oksidira željezo do oksidacijskog stupnja +2, a koncentrirano do +3.
Korozija (hrđanje) željeza
Na vlažnom zraku željezo vrlo brzo hrđa:
4Fe + 6H 2 O + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3
Željezo ne reagira s vodom u odsutnosti kisika ni u normalnim uvjetima ni kad se kuha. Reakcija s vodom odvija se samo na temperaturi iznad temperature crvene topline (> 800 ° C). oni..
Bakar (Cu) spada u niskoaktivne metale. Karakterizira ga stvaranje kemijskih spojeva s oksidacijskim stupnjem +1 i +2. Tako, na primjer, dva oksida, koji su spoj dva elementa Cu i kisika O: s oksidacijskim stanjem +1 - bakrov oksid Cu2O i oksidacijskim stanjem +2 - bakrov oksid CuO. Iako su sastavljeni od istog kemijski elementi, ali svaki od njih ima svoje posebne karakteristike. Na hladnoći, metal vrlo slabo komunicira s atmosferskim kisikom, prekrivajući se filmom, koji je bakreni oksid, koji sprječava daljnju oksidaciju bakra. Kada se zagrije, ova jednostavna tvar s rednim brojem 29 u periodnom sustavu potpuno oksidira. U tom slučaju nastaje i bakrov (II) oksid: 2Cu + O2 → 2CuO.
Dušikov oksid je smećkasto crvena krutina molarne mase 143,1 g/mol. Spoj ima talište na 1235°C, vrelište na 1800°C. Netopljiv je u vodi, ali topiv u kiselinama. Bakrov (I) oksid se razrijedi (koncentrira) i nastaje bezbojni kompleks +, koji se na zraku lako oksidira u plavoljubičasti amonijev kompleks 2+, koji se otapa u klorovodičnoj kiselini i stvara CuCl2. U povijesti fizike poluvodiča, Cu2O je jedan od najviše proučavanih materijala.
Bakrov(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 utječu na brzinu ovog procesa kao i na daljnju oksidaciju u dvovalentni oksid. Bakar oksid može otopiti u ovom obliku čisti metal i sol: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. Prema sličnoj shemi, oksid sa stupnjem +1 komunicira s drugim kiselinama koje sadrže kisik. U interakciji hemioksida s kiselinama koje sadrže halogen nastaju soli jednovalentnih metala: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.
Oksid bakra (I) se u prirodi pojavljuje u obliku crvene rude (ovo je zastarjelo ime, zajedno s rubinom Cu), koja se naziva mineral "Cuprite". Njegovo obrazovanje zahtijeva Dugo vrijeme. Može se proizvoditi umjetno na visokim temperaturama ili pod visokim tlakom kisika. Hemioksid se obično koristi kao fungicid, kao pigment, kao sredstvo protiv obraštanja u podvodnim ili morskim bojama i kao katalizator.
Međutim, učinak ove tvari kemijske formule Cu2O na tijelo može biti opasan. Ako se udiše, uzrokuje dispneju, kašalj te ulceraciju i perforaciju dišnog trakta. Nadražuje kada se proguta gastrointestinalni trakt praćeno povraćanjem, bolovima i proljevom.
H2 + CuO → Cu + H2O;
CO + CuO → Cu + CO2.
Bakrov(II) oksid se koristi u keramici (kao pigment) za proizvodnju glazura (plava, zelena i crvena, a ponekad i ružičasta, siva ili crna). Također se primjenjuje kao dodatak hrani 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. Spoj CuO također se koristi u zavarivanju bakrenih legura.
Izloženost kemijskom spoju CuO također može biti opasna za ljudski organizam. Uzrokuje iritaciju pluća ako se udiše. Bakrov(II) oksid može uzrokovati groznicu metalnih para (MFF). Cu oksid izaziva promjenu boje kože, mogu se pojaviti problemi s vidom. Kada se proguta, poput hemioksida, dovodi do trovanja, koje je popraćeno simptomima u obliku povraćanja i boli.
