Tlenek miedzi(II), właściwości, wytwarzanie, reakcje chemiczne. Miedź i jej związki Wzór chemiczny tlenku miedzi 2
Właściwości chemiczne tlenek miedzi(II).
Krótki opis tlenku miedzi (II):
tlenek miedzi(ii)- materia nieorganiczna czarny kolor.
2. reakcja tlenku miedzi (II) z węglem:
CuO + C → Cu + CO (t = 1200 o C).
węgiel.
3.reakcja tlenku miedzi(II) z szarym:
CuO + 2S → Cu + S 2 O (t = 150-200 o C).
Reakcja zachodzi w próżni. W wyniku reakcji powstaje miedź i tlenek siarka.
4. reakcja tlenku miedzi(II) z aluminium:
3CuO + 2Al → 3Cu + Al 2 O 3 (t = 1000-1100 o C).
W wyniku reakcji powstaje miedź i tlenek aluminium.
5.reakcja tlenku miedzi(II) z miedzią:
CuO + Cu → Cu 2 O (t = 1000-1200 o C).
W wyniku reakcji powstaje tlenek miedzi (I).
6. reakcja tlenku miedzi(II) Z tlenek litu:
CuO + Li 2 O → Li 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C, O 2).
Reakcja zachodzi w przepływie tlenu. W wyniku reakcji powstaje miedzian litu.
7. reakcja tlenku miedzi(II) z tlenkiem sodu:
CuO + Na 2 O → Na 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C, O 2).
Reakcja zachodzi w przepływie tlenu. W wyniku reakcji powstaje miedzian sodu.
8.reakcja tlenku miedzi(II) z tlenkiem węgla:
CuO + CO → Cu + CO2.
W wyniku reakcji powstaje miedź i tlenek węgla (dwutlenek węgla).
9. reakcja tlenku miedzi(II) z tlenkiem gruczoł:
CuO + Fe 2 O 3 → CuFe 2 O 4 (t o).
W wyniku reakcji powstaje sól - ferryt miedzi. Reakcja przebiega po kalcynowaniu mieszaniny reakcyjnej.
10. reakcja tlenku miedzi(II) z kwasem fluorowodorowym:
CuO + 2HF → CuF 2 + H 2 O.
W wyniku reakcji chemicznej otrzymuje się sól - fluorek miedzi i wodę.
11.reakcja tlenku miedzi(II) z kwasem azotowym:
CuO + 2HNO 3 → 2Cu(NO 3) 2 + H 2 O.
W wyniku reakcji chemicznej otrzymuje się sól - azotan miedzi i woda .
Tlenek miedzi reaguje podobnie(II) i z innymi kwasami.
12. reakcja tlenku miedzi(II) z bromowodorem (bromowodorem):
CuO + 2HBr → CuBr 2 + H 2 O.
W wyniku reakcji chemicznej otrzymuje się sól - bromek miedzi i woda .
13. reakcja tlenku miedzi(II) z jodem wodorowym:
CuO + 2HI → CuI 2 + H 2 O.
W wyniku reakcji chemicznej otrzymuje się sól - jodek miedzi i woda .
14. reakcja tlenku miedzi(II) Z wodorotlenek sodu :
CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.
W wyniku reakcji chemicznej otrzymuje się sól - miedzian sodu i woda .
15.reakcja tlenku miedzi(II) Z wodorotlenek potasu :
CuO + 2KOH → K 2 CuO 2 + H 2 O.
W wyniku reakcji chemicznej otrzymuje się sól - miedzian potasu i woda .
16.reakcja tlenku miedzi(II) z wodorotlenkiem sodu i wodą:
CuO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 2 (t = 100 o C).
Wodorotlenek sodu rozpuszcza się w wodzie. Roztwór wodorotlenku sodu w wodzie 20-30%. Reakcja przebiega we wrzeniu. W wyniku reakcji chemicznej otrzymuje się tetrahydroksocupran sodu.
17.reakcja tlenku miedzi(II) z nadtlenkiem potasu:
2CuO + 2KO 2 → 2KCuO 2 + O 2 (t = 400-500 o C).
W wyniku reakcji chemicznej otrzymuje się sól - miedzian (III) potasu i
Aplikacja
Przedstawicieli każdego z nich jest wielu, ale niewątpliwie wiodącą pozycję zajmują tlenki. Jeden pierwiastek chemiczny może mieć jednocześnie kilka różnych związków binarnych z tlenem. Miedź również ma tę właściwość. Ma trzy tlenki. Przyjrzyjmy się im bardziej szczegółowo.
Tlenek miedzi(I).
Jego wzór to Cu 2 O. W niektórych źródłach związek ten można nazwać półtlenkiem miedzi, tlenkiem dimiedzi lub tlenkiem miedziawym.
Nieruchomości
Jest substancją krystaliczną o brązowo-czerwonej barwie. Tlenek ten jest nierozpuszczalny w wodzie i etanolu. Może topić się bez rozkładu w temperaturze nieco ponad 1240 ° C. Substancja ta nie wchodzi w interakcję z wodą, ale można ją przenieść do roztworu, jeśli uczestnikami reakcji z nią są stężony kwas solny, zasada, kwas azotowy, hydrat amoniaku, sole amonowe, kwas siarkowy.
Otrzymywanie tlenku miedzi (I)
Można go otrzymać przez ogrzewanie metalicznej miedzi lub w środowisku o niskim stężeniu tlenu, a także w strumieniu niektórych tlenków azotu i razem z tlenkiem miedzi (II). Ponadto może stać się produktem reakcji rozkładu termicznego tego ostatniego. Tlenek miedzi (I) otrzyma się także, jeśli siarczek miedzi (I) zostanie podgrzany w strumieniu tlenu. Istnieją inne, bardziej złożone sposoby jego uzyskania (na przykład redukcja jednego z wodorotlenków miedzi, wymiana jonowa dowolnej jednowartościowej soli miedzi na alkalia itp.), Ale są one praktykowane tylko w laboratoriach.
Aplikacja
Potrzebny jako pigment przy malowaniu ceramiki, szkła; składnik farb zabezpieczających podwodną część statku przed zanieczyszczeniem. Stosowany również jako środek grzybobójczy. Zawory z tlenku miedzi nie mogą się bez tego obejść.
Tlenek miedzi(II).
Jego wzór to CuO. W wielu źródłach występuje pod nazwą tlenku miedzi.
Nieruchomości
Jest to najwyższy tlenek miedzi. Substancja ma wygląd czarnych kryształów, które są prawie nierozpuszczalne w wodzie. Reaguje z kwasem i podczas tej reakcji tworzy odpowiednią sól miedzi dwuwartościowej oraz wodę. Po stopieniu z zasadą produkty reakcji są reprezentowane przez miedziany. Rozkład tlenku miedzi (II) zachodzi w temperaturze około 1100 o C. Amoniak, tlenek węgla, wodór i węgiel są w stanie wyekstrahować z tego związku metaliczną miedź.
Paragon
Można go otrzymać przez ogrzewanie metalicznej miedzi w powietrzu pod jednym warunkiem - temperatura ogrzewania musi być niższa niż 1100 ° C. Tlenek miedzi (II) można również otrzymać przez ogrzewanie węglanu, azotanu, dwuwartościowego wodorotlenku miedzi.
Aplikacja
Tlenek ten służy do barwienia na zielono lub Kolor niebieski emalię i szkło, a także wytwarzają miedziano-rubinową odmianę tego ostatniego. W laboratorium tlenek ten służy do odkrywania właściwości redukujących substancji.
Tlenek miedzi(III).
Jego wzór to Cu 2 O 3. Ma tradycyjną nazwę, która zapewne brzmi trochę nietypowo – tlenek miedzi.
Nieruchomości
Ma wygląd czerwonych kryształów, które nie rozpuszczają się w wodzie. Rozkład tej substancji następuje w temperaturze 400 ° C, produktami tej reakcji są tlenek miedzi (II) i tlen.
Paragon
Można go otrzymać przez utlenienie dwuwartościowego wodorotlenku miedzi nadtlenodisiarczanem potasu. Warunek konieczny reakcje - środowisko zasadowe, w którym powinno zachodzić.
Aplikacja
Substancja ta nie jest stosowana samodzielnie. W nauce i przemyśle produkty jego rozkładu - tlenek miedzi (II) i tlen - są coraz szerzej stosowane.
Wniosek
To wszystko tlenki miedzi. Jest ich kilka ze względu na to, że miedź ma zmienną wartościowość. Istnieją inne pierwiastki, które mają kilka tlenków, ale porozmawiamy o nich innym razem.
Miedź (Cu) należy do pierwiastków d i znajduje się w grupie IB układu okresowego D.I. Mendelejewa. Konfigurację elektronową atomu miedzi w stanie podstawowym zapisuje się jako 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 zamiast oczekiwanego wzoru 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Innymi słowy, w przypadku atomu miedzi obserwuje się tzw. „przeskok elektronów” z podpoziomu 4s do podpoziomu 3d. W przypadku miedzi oprócz zera możliwe są stopnie utlenienia +1 i +2. Stopień utlenienia +1 jest podatny na dysproporcjonowanie i jest stabilny tylko w związkach nierozpuszczalnych, takich jak CuI, CuCl, Cu2O itp., A także w związkach złożonych, na przykład Cl i OH. Związki miedzi na stopniu utlenienia +1 nie mają określonej barwy. Zatem tlenek miedzi (I), w zależności od wielkości kryształów, może być ciemnoczerwony (duże kryształy) i żółty (małe kryształy), CuCl i CuI są białe, a Cu2S jest czarnoniebieskie. Bardziej stabilny chemicznie jest stopień utlenienia miedzi równy +2. Sole zawierające miedź na danym stopniu utlenienia mają barwę niebieską i niebiesko-zieloną.
Miedź jest bardzo miękkim, kowalnym i ciągliwym metalem o wysokiej przewodności elektrycznej i cieplnej. Kolor metalicznej miedzi jest czerwono-różowy. Miedź należy do szeregu aktywności metali po prawej stronie wodoru, tj. odnosi się do metali niskoaktywnych.
z tlenem
W normalnych warunkach miedź nie wchodzi w interakcję z tlenem. Aby reakcja między nimi mogła zachodzić, potrzebne jest ciepło. W zależności od nadmiaru lub braku tlenu i warunki temperaturowe może tworzyć tlenek miedzi (II) i tlenek miedzi (I):
z siarką
Reakcja siarki z miedzią, w zależności od warunków prowadzenia, może prowadzić do powstania zarówno siarczku miedzi (I), jak i siarczku miedzi (II). Po podgrzaniu mieszaniny sproszkowanego Cu i S do temperatury 300–400 ° C powstaje siarczek miedzi (I):
Przy braku siarki i reakcję prowadzi się w temperaturze wyższej niż 400 ° C, powstaje siarczek miedzi (II). Jednak więcej w prosty sposób otrzymywanie siarczku miedzi (II) z prostych substancji polega na oddziaływaniu miedzi z siarką rozpuszczoną w dwusiarczku węgla:
Reakcja ta zachodzi o godz temperatura pokojowa.
z halogenami
Miedź reaguje z fluorem, chlorem i bromem, tworząc halogenki o ogólnym wzorze CuHal 2, gdzie Hal oznacza F, Cl lub Br:
Cu + Br2 = CuBr2
W przypadku jodu, najsłabszego utleniacza spośród halogenów, powstaje jodek miedzi (I):
Miedź nie wchodzi w interakcję z wodorem, azotem, węglem i krzemem.
z kwasami nieutleniającymi
Prawie wszystkie kwasy są kwasami nieutleniającymi, z wyjątkiem stężonego kwasu siarkowego i kwasu azotowego o dowolnym stężeniu. Ponieważ kwasy nieutleniające są w stanie utleniać tylko metale należące do szeregu aktywności aż do wodoru; oznacza to, że miedź nie reaguje z takimi kwasami.
z kwasami utleniającymi
- stężony kwas siarkowy
Miedź reaguje ze stężonym kwasem siarkowym zarówno po podgrzaniu, jak i w temperaturze pokojowej. Po podgrzaniu reakcja przebiega zgodnie z równaniem:
Ponieważ miedź nie jest silnym środkiem redukującym, w tej reakcji siarka ulega redukcji tylko do stopnia utlenienia +4 (w SO2).
- z rozcieńczonym kwasem azotowym
Reakcja miedzi z rozcieńczonym HNO 3 prowadzi do powstania azotanu miedzi (II) i podtlenku azotu:
3Cu + 8HNO 3 (różnica) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
- ze stężonym kwasem azotowym
Stężony HNO 3 łatwo reaguje z miedzią w normalnych warunkach. Różnica pomiędzy reakcją miedzi ze stężonym kwasem azotowym a reakcją z rozcieńczonym kwasem azotowym polega na produkcie redukcji azotu. W przypadku stężonego HNO 3 azot ulega redukcji w mniejszym stopniu: zamiast tlenku azotu (II) powstaje tlenek azotu (IV), co wiąże się z większą konkurencją pomiędzy cząsteczkami kwasu azotowego w stężonym kwasie o elektrony środek redukujący (Cu):
Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
z tlenkami niemetali
Miedź reaguje z niektórymi tlenkami niemetali. Na przykład w przypadku tlenków, takich jak NO 2 , NO, N 2 O, miedź utlenia się do tlenku miedzi (II), a azot redukuje się do stopnia utlenienia 0, tj. powstaje prosta substancja N2:
W przypadku dwutlenku siarki zamiast prostej substancji (siarki) powstaje siarczek miedzi (I). Wynika to z faktu, że miedź z siarką, w przeciwieństwie do azotu, reaguje:
z tlenkami metali
Podczas spiekania metalicznej miedzi z tlenkiem miedzi (II) w temperaturze 1000-2000 ° C można otrzymać tlenek miedzi (I):
Ponadto metaliczna miedź może redukować tlenek żelaza (III) po kalcynacji do tlenku żelaza (II):
z solami metali
Miedź wypiera metale mniej aktywne (na prawo od niej w szeregu aktywności) z roztworów ich soli:
Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag ↓
Zachodzi także ciekawa reakcja, podczas której miedź rozpuszcza się w soli bardziej aktywnego metalu – żelaza na stopniu utlenienia +3. Nie ma jednak sprzeczności, ponieważ miedź nie wypiera żelaza z soli, a jedynie przywraca je ze stopnia utlenienia +3 do stopnia utlenienia +2:
Fe 2 (SO 4) 3 + Cu \u003d CuSO 4 + 2FeSO 4
Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2
Tę ostatnią reakcję wykorzystuje się przy produkcji mikroukładów na etapie trawienia płytek miedzianych.
Korozja miedzi
Miedź z czasem ulega korozji pod wpływem wilgoci, dwutlenku węgla i tlenu atmosferycznego:
2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 \u003d (CuOH) 2 CO 3
W wyniku tej reakcji wyroby miedziane pokrywają się luźną niebiesko-zieloną powłoką wodorowęglanu miedzi(II).
Właściwości chemiczne cynku
Cynk Zn należy do grupy IIB IV okresu. Konfiguracja elektronowa orbitali walencyjnych atomów pierwiastka chemicznego w stanie podstawowym 3d 10 4s 2 . W przypadku cynku możliwy jest tylko jeden stopień utlenienia, równy +2. Wyraźne są tlenek cynku ZnO i wodorotlenek cynku Zn(OH) 2 właściwości amfoteryczne.
Cynk matowieje pod wpływem powietrza, pokrywając się cienką warstwą tlenku ZnO. Utlenianie przebiega szczególnie łatwo przy dużej wilgotności i w obecności dwutlenku węgla w wyniku reakcji:
2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3
Opary cynku spalają się w powietrzu, a cienki pasek cynku po rozżarzeniu się płomieniem palnika pali się w nim zielonkawym płomieniem:
Po podgrzaniu metaliczny cynk oddziałuje również z halogenami, siarką, fosforem:
Cynk nie reaguje bezpośrednio z wodorem, azotem, węglem, krzemem i borem.
Cynk reaguje z nieutleniającymi kwasami, wydzielając wodór:
Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
Cynk przemysłowy jest szczególnie łatwo rozpuszczalny w kwasach, ponieważ zawiera zanieczyszczenia innymi mniej aktywnymi metalami, w szczególności kadmem i miedzią. Cynk o wysokiej czystości jest z pewnych powodów odporny na kwasy. Aby przyspieszyć reakcję, próbkę cynku o wysokiej czystości kontaktuje się z miedzią lub do roztworu kwasu dodaje się niewielką ilość soli miedzi.
W temperaturze 800-900 o C (czerwone ciepło) cynk metaliczny znajdujący się w stanie stopionym oddziałuje z przegrzaną parą wodną, uwalniając z niej wodór:
Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2
Cynk reaguje także z kwasami utleniającymi: stężonym siarkowym i azotowym.
Cynk jako metal aktywny może tworzyć dwutlenek siarki, siarkę elementarną, a nawet siarkowodór ze stężonym kwasem siarkowym.
Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Skład produktów redukcji kwasu azotowego określa się na podstawie stężenia roztworu:
Zn + 4HNO 3 (stęż.) = 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 4NO 3 + 3H 2 O
Na kierunek procesu wpływa także temperatura, ilość kwasu, czystość metalu i czas reakcji.
Cynk reaguje z roztworami alkalicznymi, tworząc tetrahydroksoziniany i wodór:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2
Zn + Ba (OH) 2 + 2H 2 O \u003d Ba + H 2
W przypadku bezwodnych zasad po stopieniu tworzy się cynk cynkany i wodór:
W środowisku silnie zasadowym cynk jest niezwykle silnym środkiem redukującym, zdolnym do redukcji azotu zawartego w azotanach i azotynach do amoniaku:
4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3
Ze względu na kompleksowanie cynk powoli rozpuszcza się w roztworze amoniaku, redukując wodór:
Zn + 4NH3H2O → (OH)2+H2+2H2O
Cynk przywraca również mniej aktywne metale (po prawej stronie w szeregu aktywności) z wodnych roztworów ich soli:
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4
Właściwości chemiczne chromu
Chrom jest pierwiastkiem grupy VIB układu okresowego. Konfigurację elektronową atomu chromu zapisuje się jako 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, tj. w przypadku chromu, jak i atomu miedzi obserwuje się tzw. „poślizg elektronów”
Najczęściej spotykane stopnie utlenienia chromu to +2, +3 i +6. Należy o nich pamiętać i w ramach programu USE z chemii możemy przyjąć, że chrom nie posiada innych stopni utlenienia.
W normalnych warunkach chrom jest odporny na korozję zarówno w powietrzu, jak i w wodzie.
Oddziaływanie z niemetalami
z tlenem
Podgrzany do temperatury ponad 600 o C, sproszkowany metaliczny chrom spala się w czystym tlenie, tworząc tlenek chromu (III):
4Cr + 3O2 = o T=> 2Cr 2 O 3
z halogenami
Chrom reaguje z chlorem i fluorem w temp niskie temperatury niż z tlenem (odpowiednio 250 i 300 o C):
2Cr + 3F2 = o T=> 2CrF 3
2Cr + 3Cl2 = o T=> 2CrCl 3
Chrom reaguje z bromem w temperaturze czerwonego ciepła (850-900 o C):
2Cr + 3Br2 = o T=> 2CrBr 3
z azotem
Chrom metaliczny oddziałuje z azotem w temperaturach powyżej 1000 o C:
2Cr + N2 = oT=> 2CrN
z siarką
W przypadku siarki chrom może tworzyć zarówno siarczek chromu (II), jak i siarczek chromu (III), w zależności od proporcji siarki i chromu:
Cr+S= ot=> KRS
2Cr+3S= ot=> Cr 2 S 3
Chrom nie reaguje z wodorem.
Interakcja z substancjami złożonymi
Interakcja z wodą
Chrom należy do metali o średniej aktywności (umiejscowionych w szeregu aktywności metali pomiędzy aluminium i wodorem). Oznacza to, że reakcja przebiega pomiędzy rozżarzonym do czerwoności chromem i przegrzaną parą wodną:
2Cr + 3H2O = ot=> Cr2O3 + 3H2
Interakcja z kwasami
Chrom w normalnych warunkach ulega pasywacji stężonymi kwasami siarkowym i azotowym, jednak podczas wrzenia rozpuszcza się w nich, utleniając się do stopnia utlenienia +3:
Cr + 6HNO3 (stężony) = Do=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
2Cr + 6H2SO4 (stężony) = Do=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
W przypadku rozcieńczonego kwasu azotowego głównym produktem redukcji azotu jest prosta substancja N 2:
10Cr + 36HNO 3 (razb) \u003d 10Cr (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O
Chrom znajduje się w szeregu aktywności na lewo od wodoru, co oznacza, że ma zdolność uwalniania H2 z roztworów kwasów nieutleniających. W trakcie takich reakcji, przy braku dostępu tlenu atmosferycznego, powstają sole chromu (II):
Cr + 2HCl \u003d CrCl2 + H2
Cr + H 2 SO 4 (razb.) \u003d CrSO 4 + H 2
Podczas przeprowadzania reakcji na na dworze, dwuwartościowy chrom jest natychmiast utleniany przez tlen zawarty w powietrzu do stopnia utlenienia +3. W tym przypadku na przykład równanie z kwasem solnym będzie miało postać:
4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O
Kiedy chrom metaliczny stapia się z silnymi utleniaczami w obecności zasad, chrom utlenia się do stopnia utlenienia +6, tworząc chromiany:
Właściwości chemiczne żelaza
Żelazo Fe, pierwiastek chemiczny z grupy VIIIB, mający w układzie okresowym numer seryjny 26. Rozkład elektronów w atomie żelaza jest następujący 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , czyli żelazo należy do d-pierwiastków, gdyż podpoziom d jest w jego przypadku wypełniony. Jest to najbardziej charakterystyczne dla dwóch stopni utlenienia +2 i +3. Tlenek FeO i wodorotlenek Fe(OH) 2 mają właściwości zasadowe, tlenek FeO 3 i wodorotlenek Fe(OH) 3 są wyraźnie amfoteryczne. Tak więc tlenek i wodorotlenek żelaza (III) rozpuszczają się w pewnym stopniu po ugotowaniu w stężonych roztworach zasad, a także reagują z bezwodnymi zasadami podczas stapiania. Należy zauważyć, że stopień utlenienia żelaza +2 jest bardzo niestabilny i łatwo przechodzi do stopnia utlenienia +3. Związki żelaza znane są również na rzadkim stopniu utlenienia +6 - nadżelaziany, sole nieistniejącego „kwasu żelazawego” H 2 FeO 4. Związki te są stosunkowo trwałe tylko w stanie stałym lub w roztworach silnie zasadowych. Przy niewystarczającej zasadowości podłoża nadżelaziany szybko utleniają nawet wodę, uwalniając z niej tlen.
Interakcja z substancjami prostymi
Z tlenem
Żelazo spalane czystym tlenem tworzy tzw żelazo skala, mający wzór Fe 3 O 4 i faktycznie reprezentujący tlenek mieszany, którego skład można warunkowo przedstawić wzorem FeO∙Fe 2 O 3 . Reakcja spalania żelaza ma postać:
3Fe + 2O2 = Do=> Fe3O4
Z siarką
Po podgrzaniu żelazo reaguje z siarką, tworząc siarczek żelazawy:
Fe+S= Do=> FeS
Lub z nadmiarem siarki dwusiarczek żelaza:
Fe + 2S = Do=> FeS2
Z halogenami
W przypadku wszystkich halogenów z wyjątkiem jodu, metaliczne żelazo utlenia się do stopnia utlenienia +3, tworząc halogenki żelaza (III):
2Fe + 3F2 = Do=> 2FeF 3 - fluorek żelaza (lll)
2Fe + 3Cl2 = Do=> 2FeCl 3 - chlorek żelaza (lll)
Jod, jako najsłabszy utleniacz spośród halogenów, utlenia żelazo jedynie do stopnia utlenienia +2:
Fe + Ja 2 = Do=> FeI 2 - jodek żelaza (ll)
Należy zauważyć, że związki żelaza(III) łatwo utleniają jony jodkowe w roztworze wodnym do wolnego jodu I 2, powracając do stopnia utlenienia +2. Przykłady podobnych reakcji ze strony banku 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
Z wodorem
Żelazo nie reaguje z wodorem (tylko metale alkaliczne i metale ziem alkalicznych reagują z wodorem z metali):
Interakcja z substancjami złożonymi
Interakcja z kwasami
Z kwasami nieutleniającymi
Ponieważ żelazo znajduje się w szeregu aktywności na lewo od wodoru, oznacza to, że jest w stanie wyprzeć wodór z nieutleniających kwasów (prawie wszystkie kwasy z wyjątkiem H 2 SO 4 (stęż.) i HNO 3 o dowolnym stężeniu):
Fe + H 2 SO 4 (różnica) \u003d FeSO 4 + H 2
Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2
Należy zwrócić uwagę na taką sztuczkę WYKORZYSTAJ zadania, jako pytanie na ten temat, w jakim stopniu utlenienia żelazo zostanie utlenione pod działaniem na nie rozcieńczonego i stężonego kwasu solnego. Prawidłowa odpowiedź wynosi do +2 w obu przypadkach.
Pułapka polega tutaj na intuicyjnym oczekiwaniu głębszego utlenienia żelaza (do ok. +3) w przypadku jego oddziaływania ze stężonym kwasem solnym.
Interakcja z kwasami utleniającymi
W normalnych warunkach żelazo nie reaguje ze stężonymi kwasami siarkowymi i azotowymi w wyniku pasywacji. Jednak reaguje z nimi po ugotowaniu:
2Fe + 6H2SO4 = ot=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Fe + 6HNO3 = ot=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
Należy pamiętać, że rozcieńczony Kwas Siarkowy utlenia żelazo do stopnia utlenienia +2 i zatęża do +3.
Korozja (rdzewienie) żelaza
W wilgotnym powietrzu żelazo rdzewieje bardzo szybko:
4Fe + 6H 2 O + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3
Żelazo nie reaguje z wodą przy braku tlenu ani w normalnych warunkach, ani po ugotowaniu. Reakcja z wodą przebiega dopiero w temperaturze wyższej od temperatury czerwonego ciepła (>800°C). te..
Miedź (Cu) jest jednym z metali o niskiej aktywności. Charakteryzuje się tworzeniem związków chemicznych o stopniach utlenienia +1 i +2. I tak na przykład dwa tlenki, które są związkiem dwóch pierwiastków Cu i tlenu O: o stopniu utlenienia +1 - tlenek miedzi Cu2O i stopniu utlenienia +2 - tlenek miedzi CuO. Mimo, że składają się z tego samego pierwiastki chemiczne, ale każdy z nich ma swoje specyficzne cechy. Na zimno metal bardzo słabo oddziałuje z tlenem atmosferycznym, pokrywając się warstwą tlenku miedzi, która zapobiega dalszemu utlenianiu miedzi. Po podgrzaniu ta prosta substancja o numerze seryjnym 29 w układzie okresowym ulega całkowitemu utlenieniu. W tym przypadku powstaje również tlenek miedzi (II): 2Cu + O2 → 2CuO.
Podtlenek azotu jest brązowawo-czerwonym ciałem stałym o masie molowej 143,1 g/mol. Związek ma temperaturę topnienia 1235°C, temperaturę wrzenia 1800°C. Jest nierozpuszczalny w wodzie, ale rozpuszczalny w kwasach. Tlenek miedzi (I) rozcieńcza się (zatęża) i tworzy bezbarwny kompleks +, który łatwo utlenia się na powietrzu do niebiesko-fioletowego kompleksu amonowego 2+, który rozpuszcza się w kwasie solnym tworząc CuCl2. W historii fizyki półprzewodników Cu2O jest jednym z najlepiej zbadanych materiałów.
Tlenek miedzi(I), znany również jako półtlenek, ma podstawowe właściwości. Można go otrzymać poprzez utlenianie metali: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Zanieczyszczenia takie jak woda i kwasy wpływają na szybkość tego procesu, a także dalsze utlenianie do tlenku dwuwartościowego. Tlenek miedzi może rozpuścić w tej postaci czysty metal i sól: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. Zgodnie z podobnym schematem tlenek o stopniu +1 oddziałuje z innymi kwasami zawierającymi tlen. W reakcji półtlenku z kwasami zawierającymi halogen powstają sole metali jednowartościowych: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.
Tlenek miedzi (I) występuje w przyrodzie w postaci czerwonej rudy (jest to nazwa przestarzała, podobnie jak np. rubin Cu), zwanej minerałem „Cuprite”. Wymaga tego jego edukacja długi czas. Można go wytwarzać sztucznie w wysokich temperaturach lub pod wysokim ciśnieniem tlenu. Półtlenek jest powszechnie stosowany jako środek grzybobójczy, jako pigment, jako środek przeciwporostowy w farbach podwodnych lub morskich oraz jako katalizator.
Jednak wpływ tej substancji o wzorze chemicznym Cu2O na organizm może być niebezpieczny. Wdychanie powoduje duszność, kaszel oraz owrzodzenie i perforację dróg oddechowych. Działa drażniąco po połknięciu przewód pokarmowy towarzyszą wymioty, ból i biegunka.
H2 + CuO → Cu + H2O;
CO + CuO → Cu + CO2.
Tlenek miedzi(II) jest stosowany w ceramice (jako pigment) do wytwarzania szkliw (niebieskich, zielonych i czerwonych, a czasami różowych, szarych lub czarnych). Jest również stosowany jako dodatek do żywności u zwierząt w celu zmniejszenia niedoboru miedzi w organizmie. Jest materiałem ściernym niezbędnym do polerowania sprzętu optycznego. Stosowany jest do produkcji ogniw suchych, do produkcji innych soli Cu. Związek CuO stosuje się także do spawania stopów miedzi.
Narażenie na związek chemiczny CuO może być również niebezpieczne dla organizmu ludzkiego. Powoduje podrażnienie płuc w przypadku wdychania. Tlenek miedzi(II) może powodować gorączkę oparów metali (MFF). Tlenek Cu powoduje zmianę koloru skóry, mogą pojawić się problemy ze wzrokiem. Połknięcie, podobnie jak półtlenek, prowadzi do zatrucia, któremu towarzyszą objawy w postaci wymiotów i bólu.
