Ima puno predstavnika svakog od njih, ali oksidi nesumnjivo zauzimaju vodeću poziciju. Jedan hemijski element može imati nekoliko različitih binarnih jedinjenja sa kiseonikom odjednom. Bakar takođe ima ovo svojstvo. Ona ima tri oksida. Pogledajmo ih detaljnije.

Bakar(I) oksid

Njegova formula je Cu 2 O. U nekim izvorima, ovo jedinjenje se može nazvati bakar hemioksid, dibakar oksid ili bakrov oksid.

Svojstva

Is kristalna supstanca ima smeđe-crvenu boju. Ovaj oksid je nerastvorljiv u vodi i etanolu. Može se rastopiti bez raspadanja na temperaturi od nešto više od 1240°C. Ova supstanca ne stupa u interakciju sa vodom, ali se može prevesti u rastvor ako su učesnici u reakciji sa njom koncentrisana hlorovodonična kiselina, alkalije, azotna kiselina, amonijak hidrat, amonijum soli, sumporna kiselina.

Dobivanje bakrenog oksida (I)

Može se dobiti zagrijavanjem metalnog bakra, ili u okruženju gdje kisik ima nisku koncentraciju, kao i u struji određenih dušikovih oksida i zajedno sa bakrovim (II) oksidom. Osim toga, može postati produkt reakcije termičke razgradnje potonjeg. Bakar (I) oksid će se takođe dobiti ako se bakar (I) sulfid zagreje u struji kiseonika. Ima ih više teške načine njegova proizvodnja (na primjer, redukcija jednog od hidroksida bakra, ionska izmjena bilo koje soli monovalentnog bakra sa alkalijom, itd.), ali se praktikuju samo u laboratorijama.

Aplikacija

Potreban kao pigment pri farbanju keramike, stakla; sastavni dio boja koje štite podvodni dio plovila od prljanja. Koristi se i kao fungicid. Ventili od bakarnog oksida ne mogu bez toga.

Bakar(II) oksid

Njegova formula je CuO. U mnogim izvorima može se naći pod imenom bakreni oksid.

Svojstva

To je najveći bakrov oksid. Supstanca ima izgled crnih kristala, koji su gotovo netopivi u vodi. Reaguje sa kiselinom i tokom te reakcije formira odgovarajuću so dvovalentnog bakra, kao i vodu. Kada se spoji sa alkalijom, produkti reakcije su predstavljeni kupratima. Raspadanje bakarnog oksida (II) odvija se na temperaturi od oko 1100 o C. Amonijak, ugljen monoksid, vodonik i ugalj mogu izvući metalni bakar iz ovog jedinjenja.

Potvrda

Može se dobiti zagrijavanjem metalnog bakra na zraku pod jednim uvjetom - temperatura zagrijavanja mora biti ispod 1100°C. Bakar (II) oksid se može dobiti i zagrijavanjem karbonata, nitrata, dvovalentnog bakar hidroksida.

Aplikacija

Uz pomoć ovog oksida, emajl i staklo su obojeni zeleno ili plavo, a proizvodi se i bakarno-rubinska sorta potonjeg. U laboratoriji se ovaj oksid koristi za otkrivanje redukcijskih svojstava supstanci.

Bakar(III) oksid

Njegova formula je Cu 2 O 3. Ima tradicionalno ime, koje vjerojatno zvuči malo neobično - bakreni oksid.

Svojstva

Ima izgled crvenih kristala koji se ne rastvaraju u vodi. Razgradnja ove tvari događa se na temperaturi od 400 ° C, proizvodi ove reakcije su bakar (II) oksid i kisik.

Potvrda

Može se dobiti oksidacijom dvovalentnog bakar hidroksida sa kalijum peroksidisulfatom. Neophodan uslov za reakciju je alkalna sredina u kojoj se ona mora odvijati.

Aplikacija

Ova supstanca se ne koristi sama. U nauci i industriji, više široku upotrebu pronaći produkte njegovog raspadanja - bakrov (II) oksid i kiseonik.

Zaključak

To su sve 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.

Hemijska svojstva bakar(II) oksid

Kratak opis bakrenog oksida (II):

bakar oksid(II) – crna neorganska supstanca.

2. reakcija bakrenog (II) oksida sa ugljikom:

CuO + C → Cu + CO (t = 1200 o C).

ugljenik.

3.reakcija bakrenog oksida(II) sa sivom:

CuO + 2S → Cu + S 2 O (t = 150-200 o C).

Reakcija se odvija u vakuumu. Kao rezultat reakcije nastaju bakar i oksid sumpor.

4. reakcija bakrenog oksida(II) sa aluminijumom:

3CuO + 2Al → 3Cu + Al 2 O 3 (t = 1000-1100 o C).

Kao rezultat reakcije nastaju bakar i oksid aluminijum.

5.reakcija bakrenog oksida(II) sa bakrom:

CuO + Cu → Cu 2 O (t = 1000-1200 o C).

Kao rezultat reakcije nastaje bakar (I) oksid.

6. reakcija bakrenog oksida(II) With litijum oksid:

CuO + Li 2 O → Li 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C, O 2).

Reakcija se odvija u protoku kiseonika. Kao rezultat reakcije nastaje litijum kuprat.

7. reakcija bakrenog oksida(II) sa natrijum oksidom:

CuO + Na 2 O → Na 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C, O 2).

Reakcija se odvija u protoku kiseonika. Kao rezultat reakcije nastaje natrijum kuprat.

8.reakcija bakrenog oksida(II) sa ugljičnim monoksidom:

CuO + CO → Cu + CO 2.

Kao rezultat reakcije nastaju bakar i ugljični monoksid (ugljični dioksid).

9. reakcija bakrenog oksida(II) sa oksidom žlezda:

CuO + Fe 2 O 3 → CuFe 2 O 4 (t o).

Kao rezultat reakcije nastaje sol - bakreni ferit. Reakcija se nastavlja kada je reakciona smjesa kalcinirana.

10. reakcija bakrenog oksida(II) sa fluorovodoničnom kiselinom:

CuO + 2HF → CuF 2 + H 2 O.

Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se sol - bakar fluorid i voda.

11.reakcija bakrenog oksida(II) sa azotnom kiselinom:

CuO + 2HNO 3 → 2Cu(NO 3) 2 + H 2 O.

Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se sol - bakreni nitrat i vode .

Bakar oksid reaguje slično(II) i sa drugim kiselinama.

12. reakcija bakrenog oksida(II) sa bromovodonikom (bromovodonikom):

CuO + 2HBr → CuBr 2 + H 2 O.

Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se sol - bakar bromid i vode .

13. reakcija bakrenog oksida(II) sa jodom vodonikom:

CuO + 2HI → CuI 2 + H 2 O.

Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se sol - bakar jodid i vode .

14. reakcija bakrenog oksida(II) With natrijev hidroksid :

CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.

Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se sol - natrijum kuprat i vode .

15.reakcija bakrenog oksida(II) With kalijum hidroksida :

CuO + 2KOH → K 2 CuO 2 + H 2 O.

Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se sol - kalijev kuprat i vode .

16.reakcija bakrenog oksida(II) sa natrijum hidroksidom i vodom:

CuO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 2 (t = 100 o C).

Natrijum hidroksid se rastvara u vodi. Rastvor natrijum hidroksida u vodi 20-30%. Reakcija se nastavlja pri ključanju. Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se natrijum tetrahidroksokuprat.

17.reakcija bakrenog oksida(II) sa kalijum superoksidom:

2CuO + 2KO 2 → 2KCuO 2 + O 2 (t = 400-500 o C).

Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se sol - kalijev kuprat (III) i

Kao i svi d-elementi, jarkih boja.

Kao i kod bakra, primećuje se electron dip- od s-orbitale do d-orbitale

Elektronska struktura atoma:

Prema tome, postoje 2 karakteristična oksidaciona stanja bakra: +2 i +1.

Jednostavna supstanca: zlatno-ružičasti metal.

oksidi bakra: Su2O bakar oksid (I) \ bakar oksid 1 - crveno-narandžasta boja

CuO bakar (II) oksid \ bakar oksid 2 - crna.

Ostala jedinjenja bakra Cu(I), osim oksida, su nestabilna.

Jedinjenja bakra Cu (II) - prvo, stabilna su, a drugo su plave ili zelenkaste boje.

Zašto bakarni novčići postaju zeleni? Bakar reaguje sa ugljen-dioksidom u prisustvu vode i formira CuCO3, zelenu supstancu.

Drugo obojeno jedinjenje bakra, bakar (II) sulfid, je crni talog.

Bakar, za razliku od drugih elemenata, stoji iza vodika, pa ga ne oslobađa od kiselina:

• With vruće sumporna kiselina: Su + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• With hladno sumporna kiselina: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• sa koncentrisanim:
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
• sa razblaženom azotnom kiselinom:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Primjer zadatka ispita C2 opcija 1:

Bakar nitrat je kalciniran, a nastali čvrsti talog je otopljen u sumpornoj kiselini. Vodonik sulfid je propušten kroz rastvor, nastali crni talog je kalcinisan, a čvrsti ostatak je otopljen zagrevanjem u azotnoj kiselini.

2Su(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Čvrsti talog je bakar(II) oksid.

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Bakar(II) sulfid je crni talog.

„Opaljen“ znači da je došlo do interakcije sa kiseonikom. Nemojte brkati sa "kalcinacijom". Zapaliti - zagrijati, prirodno, na visokoj temperaturi.

2SuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Čvrsti ostatak je CuO ako je bakar sulfid reagovao u potpunosti, CuO + CuS ako je delimično.

SuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

CuS + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2S

moguća je i druga reakcija:

SuS + 8HNO3 = Cu(NO3)2 + SO2 + 6NO2 + 4H2O

Primjer zadatka ispita C2 opcija 2:

Bakar je otopljen u koncentrovanoj azotnoj kiselini, nastali gas je pomešan sa kiseonikom i otopljen u vodi. Cink oksid je otopljen u nastaloj otopini, a zatim je u otopinu dodan veliki višak otopine natrijum hidroksida.

Kao rezultat reakcije sa dušičnom kiselinom nastaju Cu(NO3)2, NO2 i O2.

NO2 pomešan sa kiseonikom znači oksidisan: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Pomešano sa vodom: N2O5 + H2O = 2HNO3.

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O

Zn(NO 3) 2 + 4NaOH \u003d Na 2 + 2NaNO 3

Zahtjev

Bakar (Cu) pripada d-elementima i nalazi se u IB grupi periodnog sistema D. I. Mendeljejeva. Elektronska konfiguracija atom bakra u osnovnom stanju zapisuje se kao 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 umjesto očekivane formule 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Drugim rečima, u slučaju atoma bakra primećuje se takozvani „skok elektrona“ sa 4s podnivoa na 3d podnivo. Za bakar, pored nule, moguća su oksidaciona stanja +1 i +2. Oksidacijsko stanje +1 je sklono disproporcionalnosti i stabilno je samo u nerastvorljivim jedinjenjima kao što su CuI, CuCl, Cu 2 O itd., kao i u kompleksnim jedinjenjima, na primjer, Cl i OH. Jedinjenja bakra u +1 oksidacionom stanju nemaju određenu boju. Dakle, bakar (I) oksid, ovisno o veličini kristala, može biti tamnocrven (veliki kristali) i žuti (mali kristali), CuCl i CuI su bijeli, a Cu 2 S je crno-plav. Hemijski stabilnije je oksidaciono stanje bakra, jednako +2. Soli koje sadrže bakar u datom oksidacionom stanju su plave i plavo-zelene boje.

Bakar je veoma mekan, savitljiv i duktilan metal visoke električne i toplotne provodljivosti. Boja metalnog bakra je crveno-ružičasta. Bakar je u nizu aktivnosti metala desno od vodonika, tj. odnosi se na niskoaktivne metale.

sa kiseonikom

U normalnim uslovima, bakar ne stupa u interakciju sa kiseonikom. Toplina je potrebna da bi se reakcija između njih odvijala. U zavisnosti od viška ili nedostatka kiseonika i temperaturnih uslova, može formirati bakar (II) oksid i bakar (I) oksid:

sa sumporom

Reakcija sumpora sa bakrom, u zavisnosti od uslova izvođenja, može dovesti do stvaranja i bakar (I) sulfida i bakar (II) sulfida. Kada se mješavina Cu i S u prahu zagrije na temperaturu od 300-400 ° C, nastaje bakar (I) sulfid:

Uz nedostatak sumpora i reakcija se odvija na temperaturi većoj od 400 ° C, formira se bakar (II) sulfid. Međutim, jednostavniji način za dobivanje bakrovog (II) sulfida iz jednostavnih tvari je interakcija bakra sa sumporom otopljenim u ugljičnom disulfidu:

Ova reakcija radi na sobnoj temperaturi.

sa halogenima

Bakar reaguje sa fluorom, hlorom i bromom i formira halogenide opšta formula CuHal 2, gdje je Hal F, Cl ili Br:

Cu + Br 2 = CuBr 2

U slučaju joda, najslabijeg oksidansa među halogenima, nastaje bakar (I) jodid:

Bakar ne stupa u interakciju sa vodonikom, azotom, ugljenikom i silicijumom.

sa neoksidirajućim kiselinama

Gotovo sve kiseline su neoksidirajuće kiseline, osim koncentrirane sumporne kiseline i dušične kiseline bilo koje koncentracije. Pošto neoksidirajuće kiseline mogu oksidirati samo metale koji su u nizu aktivnosti do vodonika; to znači da bakar ne reaguje sa takvim kiselinama.

sa oksidirajućim kiselinama

- koncentrovana sumporna kiselina

Bakar reaguje sa koncentrovanom sumpornom kiselinom i pri zagrevanju i na sobnoj temperaturi. Kada se zagrije, reakcija se odvija u skladu s jednačinom:

Pošto bakar nije jak redukcioni agens, sumpor se u ovoj reakciji redukuje samo do +4 oksidacionog stanja (u SO 2).

- sa razblaženom azotnom kiselinom

Reakcija bakra sa razrijeđenim HNO 3 dovodi do stvaranja bakar (II) nitrata i dušikovog monoksida:

3Cu + 8HNO 3 (dif.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

- sa koncentrovanom azotnom kiselinom

Koncentrovani HNO 3 lako reaguje sa bakrom u normalnim uslovima. Razlika između reakcije bakra s koncentriranom dušičnom kiselinom i interakcije s razrijeđenom dušičnom kiselinom leži u produktu redukcije dušika. U slučaju koncentriranog HNO 3, dušik se reducira u manjoj mjeri: umjesto dušikovog oksida (II) nastaje dušikov oksid (IV), što je povezano s većom konkurencijom između molekula dušične kiseline u koncentrovanoj kiselini za elektrone redukciono sredstvo (Cu):

Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

sa nemetalnim oksidima

Bakar reaguje sa nekim oksidima nemetala. Na primjer, kod oksida kao što su NO 2 , NO, N 2 O, bakar se oksidira u bakrov (II) oksid, a dušik se reducira u oksidacijsko stanje 0, tj. nastaje jednostavna tvar N 2:

U slučaju sumpor-dioksida, umjesto jednostavne tvari (sumpora), nastaje bakar (I) sulfid. To je zbog činjenice da bakar sa sumporom, za razliku od dušika, reagira:

sa metalnim oksidima

Prilikom sinterovanja metalnog bakra sa bakrenim oksidom (II) na temperaturi od 1000-2000 ° C, može se dobiti bakrov oksid (I):

Također, metalni bakar može reducirati željezo (III) oksid nakon kalcinacije u željezo (II) oksid:

sa metalnim solima

Bakar istiskuje manje aktivne metale (desno od njega u nizu aktivnosti) iz rastvora njihovih soli:

Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag ↓

Događa se i zanimljiva reakcija u kojoj se bakar rastvara u soli aktivnijeg metala - gvožđa u +3 oksidacionom stanju. Međutim, nema kontradiktornosti, jer bakar ne istiskuje željezo iz njegove soli, već ga samo vraća iz +3 ​​oksidacijskog stanja u +2 oksidacijsko stanje:

Fe 2 (SO 4) 3 + Cu \u003d CuSO 4 + 2FeSO 4

Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2

Posljednja reakcija se koristi u proizvodnji mikro krugova u fazi jetkanja bakrenih ploča.

Korozija bakra

Bakar vremenom korodira kada je izložen vlazi, ugljičnom dioksidu i atmosferskom kisiku:

2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 \u003d (CuOH) 2 CO 3

Kao rezultat ove reakcije, bakreni proizvodi su prekriveni labavim plavo-zelenim premazom bakar (II) hidroksokarbonata.

Hemijska svojstva cinka

Cink Zn je u IIB grupi IV perioda. Elektronska konfiguracija valentnih orbitala atoma kemijskog elementa u osnovnom stanju 3d 10 4s 2 . Za cink je moguće samo jedno stanje oksidacije, jednako +2. Cink oksid ZnO i cink hidroksid Zn(OH) 2 imaju izražena amfoterna svojstva.

Cink tamni kada se čuva na vazduhu, prekrivajući se tankim slojem ZnO oksida. Oksidacija se posebno lako odvija pri visokoj vlažnosti i u prisustvu ugljičnog dioksida zbog reakcije:

2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3

Para cinka gori u zraku, a tanka traka cinka, nakon što usija u plamenu gorionika, gori u njoj zelenkastim plamenom:

Kada se zagrije, metalni cink također stupa u interakciju s halogenima, sumporom, fosforom:

Cink ne reaguje direktno sa vodonikom, azotom, ugljenikom, silicijumom i borom.

Cink reaguje s neoksidirajućim kiselinama i oslobađa vodik:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Industrijski cink je posebno lako rastvorljiv u kiselinama, jer sadrži nečistoće drugih manje aktivnih metala, posebno kadmija i bakra. Cink visoke čistoće je iz određenih razloga otporan na kiseline. Da bi se reakcija ubrzala, uzorak cinka visoke čistoće dovodi se u kontakt sa bakrom ili se u kiseli rastvor dodaje mala količina soli bakra.

Na temperaturi od 800-900 o C (crvena toplota), metalni cink, koji je u rastopljenom stanju, stupa u interakciju sa pregrijanom vodenom parom, oslobađajući iz nje vodik:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

Cink također reagira s oksidirajućim kiselinama: koncentriranom sumpornom i dušičnom.

Cink kao aktivni metal može formirati sumpor-dioksid, elementarni sumpor, pa čak i sumporovodik sa koncentriranom sumpornom kiselinom.

Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Sastav proizvoda redukcije dušične kiseline određuje se koncentracijom otopine:

Zn + 4HNO 3 (konc.) = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3Zn + 8HNO 3 (40%) = 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

4Zn + 10HNO 3 (20%) = 4Zn (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

5Zn + 12HNO 3 (6%) = 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O

4Zn + 10HNO 3 (0,5%) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Na smjer procesa također utiču temperatura, količina kiseline, čistoća metala i vrijeme reakcije.

Cink reaguje sa rastvorima alkalija i nastaje tetrahidroksozinkata i vodonik:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2

Zn + Ba (OH) 2 + 2H 2 O \u003d Ba + H 2

Sa bezvodnim alkalijama nastaje cink, kada se stapa cinkati i vodonik:

U visoko alkalnoj sredini, cink je izuzetno jak redukcioni agens, sposoban da redukuje azot u nitratima i nitritima u amonijak:

4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3

Zbog kompleksiranja, cink se polako otapa u otopini amonijaka, redukujući vodik:

Zn + 4NH 3 H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O

Cink također obnavlja manje aktivne metale (desno od njega u nizu aktivnosti) iz vodenih otopina njihovih soli:

Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4

Hemijska svojstva hroma

Krom je element VIB grupe periodnog sistema. Elektronska konfiguracija atoma hroma je zapisana kao 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, tj. u slučaju hroma, kao i kod atoma bakra, uočava se tzv.

Najčešća oksidaciona stanja hroma su +2, +3 i +6. Treba ih zapamtiti, a u okviru USE programa iz hemije možemo pretpostaviti da hrom nema druga oksidaciona stanja.

U normalnim uslovima, hrom je otporan na koroziju i na vazduhu iu vodi.

Interakcija sa nemetalima

sa kiseonikom

Zagrijan na temperaturu veću od 600 o C, metalni hrom u prahu sagorijeva u čistom kisiku i nastaje krom (III) oksid:

4Cr + 3O 2 = o t=> 2Cr 2 O 3

sa halogenima

Krom reaguje sa hlorom i fluorom na nižim temperaturama nego sa kiseonikom (250 odnosno 300 o C):

2Cr + 3F 2 = o t=> 2CrF 3

2Cr + 3Cl 2 = o t=> 2CrCl 3

Krom reaguje sa bromom na temperaturi crvene toplote (850-900 o C):

2Cr + 3Br 2 = o t=> 2CrBr 3

sa azotom

Metalni hrom stupa u interakciju sa dušikom na temperaturama iznad 1000 o C:

2Cr + N 2 = ot=> 2CrN

sa sumporom

Sa sumporom, krom može formirati i krom (II) sulfid i krom (III) sulfid, ovisno o omjeru sumpora i hroma:

Cr+S= o t=> CRS

2Cr+3S= o t=> Cr 2 S 3

Krom ne reaguje sa vodonikom.

Interakcija sa složenim supstancama

Interakcija sa vodom

Krom spada u metale srednje aktivnosti (nalazi se u nizu aktivnosti metala između aluminijuma i vodonika). To znači da se reakcija odvija između usijanog hroma i pregrijane vodene pare:

2Cr + 3H 2 O = o t=> Cr 2 O 3 + 3H 2

Interakcija sa kiselinama

Krom se pasivizira u normalnim uvjetima koncentriranom sumpornom i dušičnom kiselinom, međutim, otapa se u njima tijekom ključanja, dok se oksidira do oksidacijskog stanja od +3:

Cr + 6HNO 3 (konc.) = t o=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4 (konc) = t o=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

U slučaju razrijeđene dušične kiseline, glavni proizvod redukcije dušika je jednostavna tvar N 2:

10Cr + 36HNO 3 (razb) \u003d 10Cr (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O

Krom se nalazi u nizu aktivnosti lijevo od vodonika, što znači da je u stanju da oslobađa H 2 iz otopina neoksidirajućih kiselina. U toku takvih reakcija, u nedostatku pristupa atmosferskom kiseoniku, nastaju soli hroma (II):

Cr + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2

Cr + H 2 SO 4 (razb.) \u003d CrSO 4 + H 2

Prilikom izvođenja reakcije na otvorenom, dvovalentni krom se trenutno oksidira kisikom sadržanim u zraku do oksidacijskog stanja od +3. U ovom slučaju, na primjer, jednadžba sa klorovodičnom kiselinom imat će oblik:

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O

Kada je metalni hrom fuzionisan sa jakim oksidacionim agensima u prisustvu alkalija, hrom se oksidira do oksidacionog stanja od +6, formirajući hromati:

Hemijska svojstva gvožđa

željezo Fe, hemijski element, koji je u grupi VIIIB i ima redni broj 26 u periodnom sistemu. Raspodjela elektrona u atomu gvožđa je sledeća 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , odnosno gvožđe pripada d-elementima, pošto je u njegovom slučaju popunjen d-podnivo. Najkarakterističniji je za dva oksidaciona stanja +2 i +3. FeO oksidom i Fe(OH) 2 hidroksidom dominiraju bazna svojstva, Fe 2 O 3 oksid i Fe(OH) 3 hidroksid su izrazito amfoterni. Dakle, oksid i hidroksid gvožđa (lll) se u izvesnoj meri otapaju kada se kuvaju u koncentrisanim rastvorima alkalija, a takođe reaguju sa bezvodnim alkalijama tokom fuzije. Treba napomenuti da je oksidaciono stanje gvožđa +2 vrlo nestabilno i lako prelazi u oksidaciono stanje +3. Poznata su i jedinjenja gvožđa u retkom oksidacionom stanju +6 - ferata, soli nepostojeće „gvozdene kiseline“ H 2 FeO 4. Ova jedinjenja su relativno stabilna samo u čvrstom stanju ili u jako alkalnim rastvorima. Uz nedovoljnu alkalnost medija, ferati brzo oksidiraju čak i vodu, oslobađajući kisik iz nje.

Interakcija sa jednostavnim supstancama

Sa kiseonikom

Kada se sagori u čistom kiseoniku, gvožđe stvara tzv gvožđe skala, koji ima formulu Fe 3 O 4 i zapravo predstavlja mješoviti oksid, čiji sastav se uslovno može predstaviti formulom FeO∙Fe 2 O 3 . Reakcija sagorevanja gvožđa ima oblik:

3Fe + 2O 2 = t o=> Fe 3 O 4

Sa sumporom

Kada se zagrije, gvožđe reaguje sa sumporom i formira željezni sulfid:

Fe+S= t o=> FeS

Ili sa viškom sumpora gvožđe disulfid:

Fe + 2S = t o=> FeS2

Sa halogenima

Sa svim halogenima osim joda, metalno željezo se oksidira do oksidacijskog stanja od +3, stvarajući željezne halogenide (lll):

2Fe + 3F 2 = t o=> 2FeF 3 - željezo fluorid (lll)

2Fe + 3Cl 2 = t o=> 2FeCl 3 - gvožđe hlorid (lll)

Jod, kao najslabiji oksidant među halogenima, oksidira željezo samo do +2 oksidacijskog stanja:

Fe + I 2 = t o=> FeI 2 - gvožđe jodid (ll)

Treba napomenuti da jedinjenja feri željeza lako oksidiraju jodidne ione u vodenoj otopini do slobodnog joda I 2 dok se vraćaju u +2 oksidacijsko stanje. Primjeri sličnih reakcija iz FIPI banke:

2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl

2Fe(OH) 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 6H 2 O

Fe 2 O 3 + 6HI \u003d 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O

Sa vodonikom

Gvožđe ne reaguje sa vodonikom (samo vodonik iz metala reaguje sa vodonikom). alkalni metali i zemnoalkalne):

Interakcija sa složenim supstancama

Interakcija sa kiselinama

Sa neoksidirajućim kiselinama

Budući da se željezo nalazi u nizu aktivnosti lijevo od vodika, to znači da je sposobno istisnuti vodik iz neoksidirajućih kiselina (skoro sve kiseline osim H 2 SO 4 (konc.) i HNO 3 bilo koje koncentracije):

Fe + H 2 SO 4 (dif.) \u003d FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2

Potrebno je obratiti pažnju na takav trik USE zadatke, kao pitanje na temu do kojeg stepena oksidacije će se željezo oksidirati pod djelovanjem razrijeđene i koncentrirane hlorovodonične kiseline na njega. Tačan odgovor je do +2 u oba slučaja.

Zamka ovdje leži u intuitivnom očekivanju dublje oksidacije željeza (do s.o. +3) u slučaju njegove interakcije s koncentriranom hlorovodoničnom kiselinom.

Interakcija sa oksidirajućim kiselinama

U normalnim uslovima, gvožđe ne reaguje sa koncentrisanom sumpornom i azotnom kiselinom zbog pasivacije. Međutim, reaguje s njima kada se prokuha:

2Fe + 6H 2 SO 4 = o t=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 = o t=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Imajte na umu da je razrijeđen sumporna kiselina oksidira željezo do oksidacijskog stanja od +2, a koncentrira se do +3.

Korozija (rđanje) gvožđa

Na vlažnom vazduhu, gvožđe vrlo brzo rđa:

4Fe + 6H 2 O + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3

Gvožđe ne reaguje sa vodom u odsustvu kiseonika ni u normalnim uslovima ni kada je prokuvano. Reakcija s vodom se odvija samo na temperaturi iznad temperature crvene topline (> 800 °C). one..