Oksidi i bakrit (II), vetitë, prodhimi, reaksionet kimike. Bakri dhe përbërjet e tij Formula kimike e oksidit të bakrit 2
Vetitë kimike oksid bakri (II).
Përshkrim i shkurtër i oksidit të bakrit (II):
oksid bakri(ii) - lëndë inorganike Ngjyra e zezë.
2. reagimi i oksidit të bakrit (II) me karbonin:
CuO + C → Cu + CO (t = 1200 o C).
karbonit.
3.reaksioni i oksidit të bakrit(II) me gri:
CuO + 2S → Cu + S 2 O (t = 150-200 o C).
Reagimi zhvillohet në vakum. Si rezultat i reaksionit, formohen bakri dhe oksidi squfuri.
4. reaksioni i oksidit të bakrit(II) me alumin:
3CuO + 2Al → 3Cu + Al 2 O 3 (t = 1000-1100 o C).
Si rezultat i reaksionit, formohen bakri dhe oksidi alumini.
5.reaksioni i oksidit të bakrit(II) me bakër:
CuO + Cu → Cu 2 O (t = 1000-1200 o C).
Si rezultat i reaksionit, formohet oksidi i bakrit (I).
6. reaksioni i oksidit të bakrit(II) Me oksid litiumi:
CuO + Li 2 O → Li 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C, O 2).
Reagimi zhvillohet në një rrjedhë oksigjeni. Si rezultat i reagimit, formohet kuprati i litiumit.
7. reaksioni i oksidit të bakrit(II) me oksid natriumi:
CuO + Na 2 O → Na 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C, O 2).
Reagimi zhvillohet në një rrjedhë oksigjeni. Si rezultat i reagimit, formohet cuprat natriumi.
8.reaksioni i oksidit të bakrit(II) me monoksid karboni:
CuO + CO → Cu + CO 2.
Si rezultat i reaksionit, formohen bakri dhe monoksidi i karbonit (dioksidi i karbonit).
9. reaksioni i oksidit të bakrit(II) me oksid gjëndër:
CuO + Fe 2 O 3 → CuFe 2 O 4 (t o).
Si rezultat i reagimit, formohet një kripë - ferrit bakri. Reaksioni vazhdon kur përzierja e reaksionit kalcinohet.
10. reaksioni i oksidit të bakrit(II) me acid hidrofluorik:
CuO + 2HF → CuF 2 + H 2 O.
Si rezultat i një reaksioni kimik, merret një kripë - fluor bakri dhe ujë.
11.reaksioni i oksidit të bakrit(II) me acid nitrik:
CuO + 2HNO 3 → 2Cu(NO 3) 2 + H 2 O.
Si rezultat i një reaksioni kimik, merret një kripë - nitrat bakri dhe ujë .
Oksidi i bakrit reagon në mënyrë të ngjashme(II) dhe me acide të tjera.
12. reaksioni i oksidit të bakrit(II) me brom hidrogjeni (hidrogjen bromid):
CuO + 2HBr → CuBr 2 + H 2 O.
Si rezultat i një reaksioni kimik, merret një kripë - brom bakri dhe ujë .
13. reaksioni i oksidit të bakrit(II) me jod hidrogjen:
CuO + 2HI → CuI 2 + H 2 O.
Si rezultat i një reaksioni kimik, merret një kripë - jodur bakri dhe ujë .
14. reaksioni i oksidit të bakrit(II) Me hidroksid natriumi :
CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.
Si rezultat i një reaksioni kimik, merret një kripë - cuprat natriumi dhe ujë .
15.reaksioni i oksidit të bakrit(II) Me hidroksid kaliumi :
CuO + 2KOH → K 2 CuO 2 + H 2 O.
Si rezultat i një reaksioni kimik, merret një kripë - cuprate kaliumi dhe ujë .
16.reaksioni i oksidit të bakrit(II) me hidroksid natriumi dhe ujë:
CuO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 2 (t = 100 o C).
Hidroksidi i natriumit shpërndahet në ujë. Një zgjidhje e hidroksidit të natriumit në ujë 20-30%. Reagimi vazhdon në momentin e zierjes. Si rezultat i një reaksioni kimik, përftohet tetrahidroksokuprat natriumi.
17.reaksioni i oksidit të bakrit(II) me superoksid kaliumi:
2CuO + 2KO 2 → 2KCuO 2 + O 2 (t = 400-500 o C).
Si rezultat i një reaksioni kimik, merret një kripë - kuprati i kaliumit (III) dhe
Aplikacion
Ka shumë përfaqësues të secilit prej tyre, por oksidet padyshim që zënë pozitën udhëheqëse. Një element kimik mund të ketë disa komponime të ndryshme binare me oksigjen në të njëjtën kohë. Këtë pronë e ka edhe bakri. Ajo ka tre okside. Le t'i shikojmë ato në mënyrë më të detajuar.
Oksid bakri (I).
Formula e tij është Cu 2 O. Në disa burime, kjo përbërje mund të quhet hemoksid bakri, oksid dibakri ose oksid bakri.
Vetitë
Është një substancë kristalore që ka një ngjyrë kafe-të kuqe. Ky oksid është i patretshëm në ujë dhe etanol. Mund të shkrihet pa u dekompozuar në një temperaturë prej pak më shumë se 1240 ° C. Kjo substancë nuk ndërvepron me ujin, por mund të transferohet në tretësirë nëse pjesëmarrësit në reaksion me të janë acid klorhidrik i përqendruar, alkali, acid nitrik, hidrat amoniaku, kripërat e amonit, acidi sulfurik.
Marrja e oksidit të bakrit (I)
Mund të merret duke ngrohur bakrin metalik, ose në një mjedis ku oksigjeni ka një përqendrim të ulët, si dhe në një rrjedhë oksidesh të caktuara të azotit dhe së bashku me oksidin e bakrit (II). Përveç kësaj, ai mund të bëhet një produkt reaksioni i dekompozimit termik të kësaj të fundit. Oksidi i bakrit (I) do të merret gjithashtu nëse sulfidi i bakrit (I) nxehet në një rrjedhë oksigjeni. Ka mënyra të tjera, më komplekse për ta përftuar atë (për shembull, reduktimi i njërit prej hidroksideve të bakrit, shkëmbimi jonik i çdo kripe njëvalente të bakrit me alkalin, etj.), por ato praktikohen vetëm në laboratorë.
Aplikacion
Nevojitet si pigment gjatë lyerjes së qeramikës, xhamit; komponent i bojrave që mbrojnë pjesën nënujore të anijes nga ndotja. Përdoret gjithashtu si fungicid. Valvulat e oksidit të bakrit nuk mund të bëjnë pa të.
Oksid bakri (II).
Formula e tij është CuO. Në shumë burime mund të gjendet nën emrin e oksidit të bakrit.
Vetitë
Është oksidi më i lartë i bakrit. Substanca ka pamjen e kristaleve të zeza, të cilat janë pothuajse të patretshme në ujë. Ai reagon me acidin dhe gjatë këtij reaksioni formon kripën përkatëse të bakrit dyvalent, si dhe ujin. Kur shkrihet me alkali, produktet e reaksionit përfaqësohen nga cuprates. Zbërthimi i oksidit të bakrit (II) ndodh në një temperaturë prej rreth 1100 o C. Amoniaku, monoksidi i karbonit, hidrogjeni dhe qymyri janë në gjendje të nxjerrin bakrin metalik nga ky përbërës.
Faturë
Mund të merret duke ngrohur bakrin metalik në ajër nën një kusht - temperatura e ngrohjes duhet të jetë nën 1100 ° C. Oksidi i bakrit (II) mund të merret gjithashtu duke ngrohur karbonatin, nitratin, hidroksidin dyvalent të bakrit.
Aplikacion
Ky oksid përdoret për ngjyrosjen e gjelbër ose Ngjyra blu smalt dhe qelq, dhe gjithashtu prodhojnë një varietet bakri-rubini të këtij të fundit. Në laborator, ky oksid përdoret për të zbuluar vetitë reduktuese të substancave.
Oksid bakri (III).
Formula e tij është Cu 2 O 3. Ka një emër tradicional, i cili ndoshta tingëllon pak i pazakontë - oksid bakri.
Vetitë
Ka pamjen e kristaleve të kuqe që nuk treten në ujë. Zbërthimi i kësaj substance ndodh në një temperaturë prej 400 ° C, produktet e këtij reagimi janë oksidi i bakrit (II) dhe oksigjeni.
Faturë
Mund të merret duke oksiduar hidroksidin dyvalent të bakrit me peroksidisulfat kaliumi. Kusht i domosdoshëm reaksionet - mjedisi alkalik në të cilin duhet të ndodhë.
Aplikacion
Kjo substancë nuk përdoret në vetvete. Në shkencë dhe industri, produktet e dekompozimit të tij - oksidi i bakrit (II) dhe oksigjeni - përdoren më gjerësisht.
konkluzioni
Këto janë të gjitha oksidet e bakrit. Ka disa prej tyre për faktin se bakri ka një valencë të ndryshueshme. Ka elementë të tjerë që kanë disa okside, por ne do të flasim për to një herë tjetër.
Bakri (Cu) i përket elementeve d dhe ndodhet në grupin IB të tabelës periodike të D.I. Mendeleev. Konfigurimi elektronik i atomit të bakrit në gjendjen bazë është shkruar si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 në vend të formulës së pritur 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Me fjalë të tjera, në rastin e një atomi bakri, vërehet i ashtuquajturi "kërcim elektronik" nga nënniveli 4s në nënnivelin 3d. Për bakrin, përveç zeros, janë të mundshme edhe gjendjet e oksidimit +1 dhe +2. Gjendja e oksidimit +1 është e prirur për disproporcion dhe është e qëndrueshme vetëm në përbërjet e patretshme si CuI, CuCl, Cu 2 O, etj., Si dhe në përbërjet komplekse, për shembull, Cl dhe OH. Përbërjet e bakrit në gjendjen e oksidimit +1 nuk kanë një ngjyrë specifike. Pra, oksidi i bakrit (I), në varësi të madhësisë së kristaleve, mund të jetë i kuq i errët (kristale të mëdha) dhe i verdhë (kristale të vogla), CuCl dhe CuI janë të bardha, dhe Cu 2 S është i zi-blu. Më e qëndrueshme kimikisht është gjendja e oksidimit të bakrit, e barabartë me +2. Kripërat që përmbajnë bakër në një gjendje të caktuar oksidimi kanë ngjyrë blu dhe blu-jeshile.
Bakri është një metal shumë i butë, i lakueshëm dhe duktil me përçueshmëri të lartë elektrike dhe termike. Ngjyra e bakrit metalik është e kuqe-rozë. Bakri është në serinë e aktivitetit të metaleve në të djathtë të hidrogjenit, d.m.th. i referohet metaleve me aktivitet të ulët.
me oksigjen
Në kushte normale, bakri nuk ndërvepron me oksigjenin. Nxehtësia kërkohet që reagimi ndërmjet tyre të vazhdojë. Varësisht nga teprica ose mungesa e oksigjenit dhe kushtet e temperaturës mund të formojë oksid bakri (II) dhe oksid bakri (I):
me squfur
Reagimi i squfurit me bakër, në varësi të kushteve të kryerjes, mund të çojë në formimin e sulfurit të bakrit (I) dhe sulfurit të bakrit (II). Kur një përzierje e pluhurit Cu dhe S nxehet në një temperaturë prej 300-400 ° C, formohet sulfuri i bakrit (I):
Me mungesë squfuri dhe reagimi kryhet në një temperaturë prej më shumë se 400 ° C, formohet sulfuri i bakrit (II). Megjithatë, më shumë në një mënyrë të thjeshtë Marrja e sulfurit të bakrit (II) nga substanca të thjeshta është ndërveprimi i bakrit me squfurin e tretur në disulfid karboni:
Ky reagim ndodh në temperatura e dhomës.
me halogjene
Bakri reagon me fluorin, klorin dhe bromin, duke formuar halide me formulën e përgjithshme CuHal 2, ku Hal është F, Cl ose Br:
Cu + Br 2 = CuBr 2
Në rastin e jodit, agjenti oksidues më i dobët midis halogjenëve, formohet jodidi i bakrit (I):
Bakri nuk ndërvepron me hidrogjenin, azotin, karbonin dhe silicin.
me acide jooksiduese
Pothuajse të gjitha acidet janë acide jo oksiduese, përveç acidit sulfurik të përqendruar dhe acidit nitrik të çdo përqendrimi. Meqenëse acidet jooksiduese janë në gjendje të oksidojnë vetëm metalet që janë në serinë e aktivitetit deri në hidrogjen; kjo do të thotë se bakri nuk reagon me acide të tilla.
me acide oksiduese
- acid sulfurik i koncentruar
Bakri reagon me acidin sulfurik të koncentruar si kur nxehet ashtu edhe në temperaturën e dhomës. Kur nxehet, reagimi vazhdon në përputhje me ekuacionin:
Meqenëse bakri nuk është një agjent i fortë reduktues, squfuri reduktohet në këtë reagim vetëm në gjendjen e oksidimit +4 (në SO 2).
- me acid nitrik të holluar
Reagimi i bakrit me HNO 3 të holluar çon në formimin e nitratit të bakrit (II) dhe monoksidit të azotit:
3Cu + 8HNO 3 (ndryshim) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
- me acid nitrik të koncentruar
HNO 3 i koncentruar reagon lehtësisht me bakër në kushte normale. Dallimi midis reaksionit të bakrit me acidin nitrik të përqendruar dhe ndërveprimit me acidin nitrik të holluar qëndron në produktin e reduktimit të azotit. Në rastin e HNO 3 të përqendruar, azoti reduktohet në një masë më të vogël: në vend të oksidit nitrik (II), formohet oksidi nitrik (IV), i cili shoqërohet me konkurrencë më të madhe midis molekulave të acidit nitrik në acidin e përqendruar për elektronet e agjent reduktues (Cu):
Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
me okside jometale
Bakri reagon me disa okside jometale. Për shembull, me okside të tilla si NO 2, NO, N 2 O, bakri oksidohet në oksid bakri (II) dhe azoti reduktohet në gjendjen e oksidimit 0, d.m.th. formohet një substancë e thjeshtë N 2:
Në rastin e dioksidit të squfurit, në vend të një lënde të thjeshtë (squfuri), formohet sulfuri i bakrit (I). Kjo për faktin se bakri me squfur, ndryshe nga azoti, reagon:
me okside metali
Kur shkrihet bakri metalik me oksid bakri (II) në një temperaturë prej 1000-2000 ° C, oksidi i bakrit (I) mund të merret:
Gjithashtu, bakri metalik mund të reduktojë oksidin e hekurit (III) pas kalcinimit në oksid hekuri (II):
me kripëra metalike
Bakri zhvendos metalet më pak aktive (në të djathtë të tij në serinë e aktivitetit) nga tretësirat e kripërave të tyre:
Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag ↓
Gjithashtu zhvillohet një reagim interesant, në të cilin bakri shpërndahet në një kripë të një metali më aktiv - hekuri në gjendjen e oksidimit +3. Megjithatë, nuk ka kontradikta, sepse bakri nuk e zhvendos hekurin nga kripa e tij, por vetëm e rikthen atë nga gjendja e oksidimit +3 në gjendjen e oksidimit +2:
Fe 2 (SO 4) 3 + Cu \u003d CuSO 4 + 2FeSO 4
Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2 FeCl 2
Reaksioni i fundit përdoret në prodhimin e mikroqarqeve në fazën e gdhendjes së pllakave të bakrit.
Korrozioni i bakrit
Bakri gërryhet me kalimin e kohës kur ekspozohet ndaj lagështirës, dioksidit të karbonit dhe oksigjenit atmosferik:
2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 \u003d (CuOH) 2 CO 3
Si rezultat i këtij reagimi, produktet e bakrit mbulohen me një shtresë të lirshme blu-jeshile të hidroksokarbonatit të bakrit (II).
Vetitë kimike të zinkut
Zinku Zn është në grupin IIB të periudhës së IV-të. Konfigurimi elektronik i orbitaleve valente të atomeve të një elementi kimik në gjendjen bazë 3d 10 4s 2 . Për zinkun, vetëm një gjendje e vetme oksidimi është e mundur, e barabartë me +2. Oksidi i zinkut ZnO dhe hidroksidi i zinkut Zn(OH) 2 kanë theksuar vetitë amfoterike.
Zinku njollos kur ruhet në ajër, duke u mbuluar me një shtresë të hollë oksidi ZnO. Oksidimi vazhdon veçanërisht lehtë në lagështi të lartë dhe në prani të dioksidit të karbonit për shkak të reagimit:
2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3
Avulli i zinkut digjet në ajër, dhe një rrip i hollë zinku, pasi shkëlqen në një flakë djegëse, digjet në të me një flakë të gjelbër:
Kur nxehet, zinku metalik ndërvepron edhe me halogjenet, squfurin, fosforin:
Zinku nuk reagon drejtpërdrejt me hidrogjenin, azotin, karbonin, silicin dhe borin.
Zinku reagon me acide jo-oksiduese për të lëshuar hidrogjen:
Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
Zinku industrial është veçanërisht lehtësisht i tretshëm në acide, pasi përmban papastërti të metaleve të tjera më pak aktive, në veçanti, kadmiumit dhe bakrit. Zinku me pastërti të lartë është rezistent ndaj acideve për arsye të caktuara. Për të përshpejtuar reaksionin, një mostër e zinkut me pastërti të lartë vihet në kontakt me bakër, ose një sasi e vogël kripe bakri i shtohet tretësirës së acidit.
Në një temperaturë prej 800-900 o C (nxehtësia e kuqe), zinku metalik, duke qenë në gjendje të shkrirë, ndërvepron me avujt e ujit të mbinxehur, duke lëshuar hidrogjen prej tij:
Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2
Zinku gjithashtu reagon me acidet oksiduese: sulfurik dhe nitrik të koncentruar.
Zinku si një metal aktiv mund të formojë dioksid squfuri, squfur elementar dhe madje edhe sulfur hidrogjeni me acid sulfurik të koncentruar.
Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Përbërja e produkteve të reduktimit të acidit nitrik përcaktohet nga përqendrimi i tretësirës:
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
Drejtimi i procesit ndikohet gjithashtu nga temperatura, sasia e acidit, pastërtia e metalit dhe koha e reagimit.
Zinku reagon me tretësirat alkaline për të formuar tetrahidroksozinkatet dhe hidrogjeni:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2
Zn + Ba (OH) 2 + 2H 2 O \u003d Ba + H 2
Me alkalet anhydrous, zinku, kur shkrihet, formohet zinkatet dhe hidrogjeni:
Në një mjedis shumë alkalik, zinku është një agjent reduktues jashtëzakonisht i fortë, i aftë për të reduktuar azotin në nitrate dhe nitrite në amoniak:
4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3
Për shkak të kompleksitetit, zinku shpërndahet ngadalë në një zgjidhje amoniaku, duke reduktuar hidrogjenin:
Zn + 4NH 3 H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O
Zinku gjithashtu rikthen metalet më pak aktive (në të djathtë të tij në serinë e aktivitetit) nga tretësirat ujore të kripërave të tyre:
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4
Vetitë kimike të kromit
Kromi është një element i grupit VIB të tabelës periodike. Konfigurimi elektronik i atomit të kromit shkruhet si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, d.m.th. në rastin e kromit, si dhe në rastin e atomit të bakrit, vërehet e ashtuquajtura "rrëshqitje e elektroneve".
Gjendjet më të shpeshta të oksidimit të kromit janë +2, +3 dhe +6. Ato duhet të mbahen mend, dhe në kuadrin e programit USE në kimi, mund të supozojmë se kromi nuk ka gjendje të tjera oksidimi.
Në kushte normale, kromi është rezistent ndaj korrozionit si në ajër ashtu edhe në ujë.
Ndërveprimi me jometalet
me oksigjen
I nxehur në një temperaturë prej më shumë se 600 o C, kromi metalik pluhur digjet në oksigjen të pastër për të formuar oksid kromi (III):
4Cr + 3O 2 = o t=> 2Cr 2 O 3
me halogjene
Kromi reagon me klorin dhe fluorin në temperaturat e ulëta sesa me oksigjen (përkatësisht 250 dhe 300 o C):
2Cr + 3F 2 = o t=> 2CrF 3
2Cr + 3Cl 2 = o t=> 2CrCl 3
Kromi reagon me bromin në një temperaturë të kuqe të nxehtësisë (850-900 o C):
2Cr + 3Br 2 = o t=> 2CrBr 3
me nitrogjen
Kromi metalik ndërvepron me azotin në temperatura mbi 1000 o C:
2Cr + N 2 = ot=> 2CrN
me squfur
Me squfurin, kromi mund të formojë si sulfurin e kromit (II) ashtu edhe sulfidin e kromit (III), në varësi të përmasave të squfurit dhe kromit:
Cr+S= o t=> CRS
2Cr+3S= o t=> Cr 2 S 3
Kromi nuk reagon me hidrogjenin.
Ndërveprimi me substanca komplekse
Ndërveprimi me ujin
Kromi i përket metaleve me aktivitet mesatar (i vendosur në serinë e aktivitetit të metaleve midis aluminit dhe hidrogjenit). Kjo do të thotë që reagimi vazhdon midis kromit të nxehtë dhe avullit të ujit të mbinxehur:
2Cr + 3H 2 O = o t=> Cr 2 O 3 + 3H 2
Ndërveprimi me acidet
Kromi pasivohet në kushte normale me acide sulfurik dhe nitrik të përqendruar, megjithatë, ai tretet në to gjatë zierjes, ndërsa oksidohet në një gjendje oksidimi +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
Në rastin e acidit nitrik të holluar, produkti kryesor i reduktimit të azotit është një substancë e thjeshtë N 2:
10Cr + 36HNO 3 (razb) \u003d 10Cr (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O
Kromi ndodhet në serinë e aktivitetit në të majtë të hidrogjenit, që do të thotë se është në gjendje të çlirojë H2 nga tretësirat e acideve jooksiduese. Gjatë reaksioneve të tilla, në mungesë të aksesit në oksigjenin atmosferik, formohen kripërat e kromit (II):
Cr + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2
Cr + H 2 SO 4 (razb.) \u003d CrSO 4 + H 2
Gjatë kryerjes së një reagimi ndaj jashtë, kromi bivalent oksidohet menjëherë nga oksigjeni që gjendet në ajër në një gjendje oksidimi +3. Në këtë rast, për shembull, ekuacioni me acid klorhidrik do të marrë formën:
4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O
Kur metali i kromit shkrihet me agjentë të fortë oksidues në prani të alkaleve, kromi oksidohet në një gjendje oksidimi +6, duke formuar kromatet:
Vetitë kimike të hekurit
Hekuri Fe, një element kimik në grupin VIIB dhe që ka numrin serik 26 në tabelën periodike. Shpërndarja e elektroneve në një atom hekuri është si më poshtë 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, domethënë, hekuri i përket elementeve d, pasi në kasën e tij është e mbushur nënniveli d. Është më karakteristik për dy gjendje oksidimi +2 dhe +3. Oksidi FeO dhe hidroksidi Fe(OH) 2 mbizotërohen nga vetitë bazë, oksidi Fe 2 O 3 dhe hidroksidi Fe(OH) 3 janë dukshëm amfoterikë. Pra, oksidi dhe hidroksidi i hekurit (lll) treten në një farë mase kur zihen në tretësira të përqendruara të alkaleve, dhe gjithashtu reagojnë me alkalet anhidër gjatë shkrirjes. Duhet të theksohet se gjendja e oksidimit të hekurit +2 është shumë e paqëndrueshme, dhe kalon lehtësisht në gjendjen e oksidimit +3. Komponimet e hekurit njihen gjithashtu në një gjendje të rrallë oksidimi prej +6 - ferrate, kripëra të "acidit të hekurit" joekzistent H 2 FeO 4. Këto komponime janë relativisht të qëndrueshme vetëm në gjendje të ngurtë ose në tretësirë fort alkaline. Me alkalinitet të pamjaftueshëm të mediumit, ferratet oksidojnë shpejt edhe ujin, duke çliruar oksigjen prej tij.
Ndërveprimi me substanca të thjeshta
Me oksigjen
Kur digjet në oksigjen të pastër, hekuri formon të ashtuquajturin hekuri shkallë, që ka formulën Fe 3 O 4 dhe në fakt përfaqëson një oksid të përzier, përbërja e të cilit mund të përfaqësohet me kusht me formulën FeO∙Fe 2 O 3 . Reagimi i djegies së hekurit ka formën:
3Fe + 2O 2 = t o=> Fe 3 O 4
Me squfur
Kur nxehet, hekuri reagon me squfurin për të formuar sulfur hekuri:
Fe+S= t o=> FeS
Ose me një tepricë të squfurit disulfidi i hekurit:
Fe + 2S = t o=> FeS2
Me halogjene
Me të gjithë halogjenët përveç jodit, hekuri metalik oksidohet në një gjendje oksidimi +3, duke formuar halogjene hekuri (lll):
2Fe + 3F 2 = t o=> 2FeF 3 - fluor hekuri (lll)
2Fe + 3Cl 2 = t o=> 2FeCl 3 - klorur hekuri (lll)
Jodi, si agjenti oksidues më i dobët midis halogjenëve, oksidon hekurin vetëm në gjendjen e oksidimit +2:
Fe + I 2 = t o=> FeI 2 - jodur hekuri (ll)
Duhet të theksohet se komponimet e hekurit ferrik oksidojnë lehtësisht jonet e jodit në një tretësirë ujore për të liruar jodin I 2 ndërsa kthehen në gjendjen e oksidimit +2. Shembuj të reagimeve të ngjashme nga banka 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
Me hidrogjen
Hekuri nuk reagon me hidrogjen (vetëm metalet alkaline dhe metalet alkaline tokësore reagojnë me hidrogjenin nga metalet):
Ndërveprimi me substanca komplekse
Ndërveprimi me acidet
Me acide jooksiduese
Meqenëse hekuri ndodhet në serinë e aktivitetit në të majtë të hidrogjenit, kjo do të thotë se ai është në gjendje të zhvendosë hidrogjenin nga acidet jooksiduese (pothuajse të gjitha acidet përveç H 2 SO 4 (konc.) dhe HNO 3 të çdo përqendrimi):
Fe + H 2 SO 4 (ndryshim) \u003d FeSO 4 + H 2
Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2
Është e nevojshme t'i kushtohet vëmendje një mashtrimi të tillë në PËRDORIMI i detyrave, si pyetje mbi temën se në çfarë shkalle oksidimi do të oksidohet hekuri nën veprimin e acidit klorhidrik të holluar dhe të koncentruar mbi të. Përgjigja e saktë është deri në +2 në të dyja rastet.
Kurthi këtu qëndron në pritjen intuitive të një oksidimi më të thellë të hekurit (deri në s.o. +3) në rastin e ndërveprimit të tij me acid klorhidrik të përqendruar.
Ndërveprimi me acidet oksiduese
Në kushte normale, hekuri nuk reagon me acidet sulfurik dhe nitrik të koncentruar për shkak të pasivimit. Megjithatë, ajo reagon me to kur zihet:
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
Ju lutemi vini re se holluar acid sulfurik oksidon hekurin në një gjendje oksidimi +2, dhe përqendrohet në +3.
Korrozioni (ndryshkja) e hekurit
Në ajrin e lagësht, hekuri ndryshket shumë shpejt:
4Fe + 6H 2 O + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3
Hekuri nuk reagon me ujin në mungesë të oksigjenit as në kushte normale, as kur zihet. Reagimi me ujë vazhdon vetëm në një temperaturë mbi temperaturën e nxehtësisë së kuqe (> 800 ° C). ato..
Cuprum (Cu) është një nga metalet me pak aktiv. Karakterizohet nga formimi i përbërjeve kimike me gjendje oksidimi +1 dhe +2. Kështu, për shembull, dy okside, të cilat janë një përbërje e dy elementeve Cu dhe oksigjenit O: me gjendje oksidimi +1 - oksid bakri Cu2O dhe gjendje oksidimi +2 - oksid bakri CuO. Edhe pse përbëhen nga e njëjta gjë elementet kimike, por secila prej tyre ka karakteristikat e veta të veçanta. Në të ftohtë, metali ndërvepron shumë dobët me oksigjenin atmosferik, duke u mbuluar me një film, i cili është oksid bakri, i cili parandalon oksidimin e mëtejshëm të bakrit. Kur nxehet, kjo substancë e thjeshtë me numër serik 29 në tabelën periodike oksidohet plotësisht. Në këtë rast formohet edhe oksidi i bakrit (II): 2Cu + O2 → 2CuO.
Oksidi i azotit është një lëndë e ngurtë e kuqe kafe me një masë molare prej 143.1 g/mol. Përbërja ka një pikë shkrirjeje prej 1235°C, një pikë vlimi prej 1800°C. Është i patretshëm në ujë, por i tretshëm në acide. Oksidi i bakrit (I) hollohet në (i përqendruar) dhe formohet një kompleks pa ngjyrë +, i cili oksidohet lehtësisht në ajër në një kompleks amoniumi blu-vjollcë 2+, i cili tretet në acid klorhidrik për të formuar CuCl2. Në historinë e fizikës së gjysmëpërçuesve, Cu2O është një nga materialet më të studiuara.
Oksidi i bakrit (I), i njohur gjithashtu si hemioksid, ka veti themelore. Mund të merret nga oksidimi i metaleve: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Papastërtitë si uji dhe acidet ndikojnë në shpejtësinë e këtij procesi si dhe në oksidimin e mëtejshëm në oksidin dyvalent. Oksidi i bakrit mund të tretet në këtë formë metali të pastër dhe kripë: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. Sipas një skeme të ngjashme, një oksid me një shkallë +1 ndërvepron me acide të tjera që përmbajnë oksigjen. Në bashkëveprimin e hemioksidit me acidet që përmbajnë halogjen, formohen kripërat e metaleve monovalente: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.
Oksidi i bakrit (I) shfaqet në natyrë në formën e mineralit të kuq (ky është një emër i vjetëruar, së bashku me të tillë si rubin Cu), i quajtur minerali "Cuprite". Edukimi i tij kërkon kohe e gjate. Mund të prodhohet artificialisht në temperatura të larta ose nën presion të lartë të oksigjenit. Hemioksidi përdoret zakonisht si fungicid, si pigment, si agjent kundër ndotjes në bojën nënujore ose detare dhe si katalizator.
Megjithatë, efekti i kësaj substance me formulën kimike Cu2O në trup mund të jetë i rrezikshëm. Nëse thithet, shkakton dispne, kollë dhe ulçerë dhe perforim të traktit respirator. Irritues kur gëlltitet traktit gastrointestinal shoqëruar me të vjella, dhimbje dhe diarre.
H2 + CuO → Cu + H2O;
CO + CuO → Cu + CO2.
Oksidi i bakrit (II) përdoret në qeramikë (si pigment) për të prodhuar lustër (blu, jeshile dhe të kuqe, dhe nganjëherë rozë, gri ose të zezë). Aplikohet edhe si aditiv ushqimor te kafshët për të reduktuar mungesën e bakrit në trup. Është një material gërryes që është i nevojshëm për lustrimin e pajisjeve optike. Përdoret për prodhimin e qelizave të thata, për prodhimin e kripërave të tjera Cu. Komponimi CuO përdoret gjithashtu në saldimin e lidhjeve të bakrit.
Ekspozimi ndaj përbërjes kimike CuO mund të jetë gjithashtu i rrezikshëm për trupin e njeriut. Shkakton acarim të mushkërive nëse thithet. Oksidi i bakrit (II) mund të shkaktojë ethe të avullit metalik (MFF). Oksidi Cu provokon një ndryshim në ngjyrën e lëkurës, mund të shfaqen probleme me shikimin. Kur gëlltitet, ashtu si hemioksidi, çon në helmim, i cili shoqërohet me simptoma në formën e të vjellave dhe dhimbjes.
