Există o mulțime de reprezentanți ai fiecăruia dintre ei, dar oxizii ocupă, fără îndoială, poziția de lider. Un element chimic poate avea mai mulți compuși binari diferiți cu oxigen simultan. De asemenea, cuprul are această proprietate. Are trei oxizi. Să le privim mai detaliat.

Oxid de cupru (I).

Formula sa este Cu 2 O. În unele surse, acest compus poate fi numit hemioxid de cupru, oxid de dicupru sau oxid cupros.

Proprietăți

Este substanță cristalină având o culoare maro-roșie. Acest oxid este insolubil în apă și etanol. Se poate topi fără a se descompune la o temperatură de puțin peste 1240 ° C. Această substanță nu interacționează cu apa, dar poate fi transferată în soluție dacă participanții la reacția cu ea sunt acid clorhidric concentrat, alcali, acid azotic, hidrat de amoniac, săruri de amoniu, acid sulfuric.

Obținerea oxidului de cupru (I)

Poate fi obținut prin încălzirea cuprului metalic, sau într-un mediu în care oxigenul are o concentrație scăzută, precum și în flux de anumiți oxizi de azot și împreună cu oxid de cupru (II). În plus, poate deveni un produs de reacție al descompunerii termice a acestuia din urmă. Oxidul de cupru (I) se va obține și dacă sulfura de cupru (I) este încălzită într-un curent de oxigen. Mai sunt altele moduri dificile producerea acestuia (de exemplu, reducerea unuia dintre hidroxizii de cupru, schimbul de ioni a oricărei săruri a cuprului monovalent cu alcalii etc.), dar se practică numai în laboratoare.

Aplicație

Necesar ca pigment la vopsirea ceramicii, sticlei; componentă a vopselelor care protejează partea subacvatică a vasului de murdărie. Folosit și ca fungicid. Supapele cu oxid de cupru nu pot face fără el.

Oxid de cupru (II).

Formula sa este CuO. În multe surse poate fi găsit sub denumirea de oxid de cupru.

Proprietăți

Este cel mai mare oxid de cupru. Substanța are aspectul unor cristale negre, care sunt aproape insolubile în apă. Reacționează cu acidul și în timpul acestei reacții formează sarea corespunzătoare a cuprului divalent, precum și apă. Când se topește cu alcalii, produșii de reacție sunt reprezentați de cuprați. Descompunerea oxidului de cupru (II) are loc la o temperatură de aproximativ 1100 o C. Amoniacul, monoxidul de carbon, hidrogenul și cărbunele sunt capabili să extragă cuprul metalic din acest compus.

Chitanță

Poate fi obținut prin încălzirea cuprului metalic în aer într-o singură condiție - temperatura de încălzire trebuie să fie sub 1100 ° C. Oxidul de cupru (II) poate fi obținut și prin încălzirea carbonatului, nitratului, hidroxidului de cupru divalent.

Aplicație

Cu ajutorul acestui oxid, smalțul și sticla sunt colorate în verde sau albastru și se produce și o varietate cupru-rubin a acestuia din urmă. În laborator, acest oxid este folosit pentru a descoperi proprietățile reducătoare ale substanțelor.

Oxid de cupru (III).

Formula sa este Cu 2 O 3. Are un nume tradițional, care probabil sună puțin neobișnuit - oxid de cupru.

Proprietăți

Are aspectul unor cristale roșii care nu se dizolvă în apă. Descompunerea acestei substanțe are loc la o temperatură de 400 ° C, produșii acestei reacții sunt oxid de cupru (II) și oxigen.

Chitanță

Se poate obține prin oxidarea hidroxidului de cupru divalent cu peroxidisulfat de potasiu. O condiție necesară pentru reacție este un mediu alcalin în care trebuie să apară.

Aplicație

Această substanță nu este utilizată de la sine. În știință și industrie, mai mult utilizare largă găsiți produsele descompunerii sale - oxid de cupru (II) și oxigen.

Concluzie

Sunt toți oxizi de cupru. Există mai multe dintre ele datorită faptului că cuprul are o valență variabilă. Există și alte elemente care au mai mulți oxizi, dar despre ele vom vorbi altă dată.

Proprietăți chimice oxid de cupru (II).

Scurtă descriere a oxidului de cupru (II):

oxid de cupru(II) – substanță anorganică neagră.

2. reacția oxidului de cupru (II) cu carbonul:

CuO + C → Cu + CO (t = 1200 o C).

carbon.

3.reacția oxidului de cupru(II) cu gri:

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

Reacția are loc în vid. Ca rezultat al reacției, se formează cupru și oxid sulf.

4. reacția oxidului de cupru(II) cu aluminiu:

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

Ca rezultat al reacției, se formează cupru și oxid aluminiu.

5.reacția oxidului de cupru(II) cu cupru:

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

Ca rezultat al reacției, se formează oxid de cupru (I).

6. reacția oxidului de cupru(II) Cu oxid de litiu:

CuO + Li2O → Li2CuO2 (t = 800-1000 o C, O2).

Reacția are loc într-un flux de oxigen. Ca rezultat al reacției, se formează cuprat de litiu.

7. reacția oxidului de cupru(II) cu oxid de sodiu:

CuO + Na2O → Na2CuO2 (t = 800-1000 o C, O2).

Reacția are loc într-un flux de oxigen. Ca rezultat al reacției, se formează cuprat de sodiu.

8.reacția oxidului de cupru(II) cu monoxid de carbon:

CuO + CO → Cu + CO 2.

Ca rezultat al reacției, se formează cupru și monoxid de carbon (dioxid de carbon).

9. reacția oxidului de cupru(II) cu oxid glandă:

CuO + Fe 2 O 3 → CuFe 2 O 4 (t o).

Ca rezultat al reacției, se formează o sare - ferită de cupru. Reacția are loc atunci când amestecul de reacție este calcinat.

10. reacția oxidului de cupru(II) cu acid fluorhidric:

CuO + 2HF → CuF2 + H2O.

În urma unei reacții chimice, se obține o sare - fluorură de cupru și apă.

11.reacția oxidului de cupru(II) cu acid azotic:

CuO + 2HNO3 → 2Cu(NO3)2 + H2O.

În urma unei reacții chimice, se obține o sare - nitrat de cupru și apă .

Oxidul de cupru reacţionează similar(II) si cu alti acizi.

12. reacția oxidului de cupru(II) cu bromură de hidrogen (bromură de hidrogen):

CuO + 2HBr → CuBr2 + H2O.

În urma unei reacții chimice, se obține o sare - bromură de cupru și apă .

13. reacția oxidului de cupru(II) cu hidrogen iod:

CuO + 2HI → CuI2 + H2O.

În urma unei reacții chimice, se obține o sare - iodură de cupru și apă .

14. reacția oxidului de cupru(II) Cu hidroxid de sodiu :

CuO + 2NaOH → Na2CuO2 + H2O.

În urma unei reacții chimice, se obține o sare - cuprat de sodiu și apă .

15.reacția oxidului de cupru(II) Cu hidroxid de potasiu :

CuO + 2KOH → K2CuO2 + H2O.

În urma unei reacții chimice, se obține o sare - cuprat de potasiu și apă .

16.reacția oxidului de cupru(II) cu hidroxid de sodiu și apă:

CuO + 2NaOH + H2O → Na22 (t = 100 o C).

Hidroxidul de sodiu este dizolvat în apă. O soluție de hidroxid de sodiu în apă 20-30%. Reacția are loc la fierbere. Ca urmare a unei reacții chimice, se obține tetrahidroxocuprat de sodiu.

17.reacția oxidului de cupru(II) cu superoxid de potasiu:

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

În urma unei reacții chimice, se obține o sare - cuprat de potasiu (III) și

Ca toate elementele d, viu colorate.

La fel ca și cu cuprul, se observă scufundarea electronilor- de la s-orbital la d-orbital

Structura electronică a atomului:

În consecință, există 2 stări de oxidare caracteristice ale cuprului: +2 și +1.

Substanță simplă: metal auriu-roz.

Oxizi de cupru:Сu2O oxid de cupru (I) \ oxid de cupru 1 - culoare roșu-portocaliu

CuO oxid de cupru (II) \ oxid de cupru 2 - negru.

Alți compuși ai cuprului Cu(I), cu excepția oxidului, sunt instabili.

Compușii de cupru Cu (II) - în primul rând, sunt stabili și, în al doilea rând, sunt de culoare albastră sau verzuie.

De ce monedele de cupru devin verzi? Cuprul reacționează cu dioxidul de carbon în prezența apei pentru a forma CuCO3, o substanță verde.

Un alt compus colorat de cupru, sulfura de cupru (II), este un precipitat negru.

Cuprul, spre deosebire de alte elemente, stă după hidrogen, deci nu îl eliberează din acizi:

• Cu Fierbinte acid sulfuric: Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• Cu rece acid sulfuric: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• cu concentrat:
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
• cu acid azotic diluat:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Un exemplu de sarcină a examenului C2 opțiunea 1:

Azotat de cupru a fost calcinat, precipitatul solid rezultat a fost dizolvat în acid sulfuric. Hidrogenul sulfurat a fost trecut prin soluție, precipitatul negru rezultat a fost calcinat și reziduul solid a fost dizolvat prin încălzire în acid azotic.

2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Precipitatul solid este oxid de cupru (II).

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Sulfura de cupru (II) este un precipitat negru.

„Ars” înseamnă că a existat o interacțiune cu oxigenul. A nu se confunda cu „calcinarea”. Aprindeți - căldură, în mod natural, la o temperatură ridicată.

2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Reziduul solid este CuO dacă sulfura de cupru a reacționat complet, CuO + CuS dacă parțial.

СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

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

este posibilă și o altă reacție:

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

Un exemplu de sarcină a examenului C2 opțiunea 2:

Cuprul a fost dizolvat în acid azotic concentrat, gazul rezultat a fost amestecat cu oxigen și dizolvat în apă. Oxidul de zinc a fost dizolvat în soluția rezultată, apoi a fost adăugat un exces mare de soluție de hidroxid de sodiu la soluție.

Ca rezultat al reacției cu acidul azotic, se formează Cu(NO3)2, NO2 și O2.

NO2 amestecat cu oxigen înseamnă oxidat: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Amestecat cu apă: N2O5 + H2O = 2HNO3.

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

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

Cerere

Cuprul (Cu) aparține elementelor d și este situat în grupa IB a tabelului periodic al lui D.I. Mendeleev. Configuratie electronica atomul de cupru în starea fundamentală este scris ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 în loc de formula așteptată 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Cu alte cuvinte, în cazul unui atom de cupru, se observă așa-numitul „salt de electroni” de la subnivelul 4s la subnivelul 3d. Pentru cupru, pe lângă zero, sunt posibile stările de oxidare +1 și +2. Starea de oxidare +1 este predispusă la disproporționare și este stabilă numai în compuși insolubili precum CuI, CuCl, Cu20 etc., precum și în compuși complecși, de exemplu, CI și OH. Compușii de cupru în starea de oxidare +1 nu au o culoare specifică. Deci, oxidul de cupru (I), în funcție de mărimea cristalelor, poate fi roșu închis (cristale mari) și galben (cristale mici), CuCl și CuI sunt albe, iar Cu 2 S este negru-albastru. Mai stabilă din punct de vedere chimic este starea de oxidare a cuprului, egală cu +2. Sărurile care conțin cupru într-o stare de oxidare dată sunt de culoare albastră și albastru-verde.

Cuprul este un metal foarte moale, maleabil și ductil, cu o conductivitate electrică și termică ridicată. Culoarea cuprului metalic este roșu-roz. Cuprul este în seria de activitate a metalelor la dreapta hidrogenului, adică. se referă la metale slab active.

cu oxigen

În condiții normale, cuprul nu interacționează cu oxigenul. Căldura este necesară pentru ca reacția dintre ele să continue. În funcție de excesul sau lipsa de oxigen și condițiile de temperatură, poate forma oxid de cupru (II) și oxid de cupru (I):

cu sulf

Reacția sulfului cu cuprul, în funcție de condițiile de desfășurare, poate duce la formarea atât a sulfurei de cupru (I) cât și a sulfurei de cupru (II). Când un amestec de cu pulbere și S este încălzit la o temperatură de 300-400 ° C, se formează sulfură de cupru (I):

Cu o lipsă de sulf și reacția se efectuează la o temperatură mai mare de 400 ° C, se formează sulfură de cupru (II). Cu toate acestea, o modalitate mai simplă de a obține sulfură de cupru (II) din substanțe simple este interacțiunea cuprului cu sulful dizolvat în disulfură de carbon:

Această reacție ruleaza la temperatura camerei.

cu halogeni

Cuprul reacţionează cu fluor, clor şi brom pentru a forma halogenuri cu formula generala CuHal 2, unde Hal este F, Cl sau Br:

Cu + Br 2 = CuBr 2

În cazul iodului, cel mai slab agent oxidant dintre halogeni, se formează iodura de cupru (I):

Cuprul nu interacționează cu hidrogenul, azotul, carbonul și siliciul.

cu acizi neoxidanţi

Aproape toți acizii sunt acizi neoxidanți, cu excepția acidului sulfuric concentrat și a acidului azotic de orice concentrație. Deoarece acizii neoxidanți sunt capabili să oxideze doar metalele care se află în seria de activitate până la hidrogen; aceasta înseamnă că cuprul nu reacționează cu astfel de acizi.

cu acizi oxidanţi

- acid sulfuric concentrat

Cuprul reacţionează cu acidul sulfuric concentrat atât când este încălzit, cât şi la temperatura camerei. Când este încălzită, reacția se desfășoară în conformitate cu ecuația:

Deoarece cuprul nu este un agent reducător puternic, sulful este redus în această reacție doar la starea de oxidare +4 (în SO2).

- cu acid azotic diluat

Reacția cuprului cu HNO 3 diluat duce la formarea azotatului de cupru (II) și a monoxidului de azot:

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

- cu acid azotic concentrat

HNO3 concentrat reacționează ușor cu cuprul în condiții normale. Diferența dintre reacția cuprului cu acidul azotic concentrat și interacțiunea cu acidul azotic diluat constă în produsul reducerii azotului. În cazul HNO 3 concentrat, azotul este redus într-o măsură mai mică: în locul oxidului de azot (II), se formează oxidul de azot (IV), care este asociat cu o competiție mai mare între moleculele de acid azotic din acidul concentrat pentru electronii agent reducător (Cu):

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

cu oxizi nemetalici

Cuprul reacţionează cu unii oxizi nemetalici. De exemplu, cu oxizi precum NO2, NO, N2O, cuprul este oxidat la oxid de cupru (II), iar azotul este redus la starea de oxidare 0, adică. se formează o substanță simplă N 2:

În cazul dioxidului de sulf, în locul unei substanțe simple (sulf), se formează sulfură de cupru (I). Acest lucru se datorează faptului că cuprul cu sulful, spre deosebire de azot, reacționează:

cu oxizi metalici

La sinterizarea cuprului metalic cu oxid de cupru (II) la o temperatură de 1000-2000 ° C, se poate obține oxid de cupru (I):

De asemenea, cuprul metalic poate reduce oxidul de fier (III) la calcinare la oxid de fier (II):

cu săruri metalice

Cuprul înlocuiește metalele mai puțin active (în dreapta acestuia în seria de activități) din soluțiile sărurilor lor:

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

Are loc și o reacție interesantă, în care cuprul este dizolvat într-o sare a unui metal mai activ - fier în starea de oxidare +3. Cu toate acestea, nu există contradicții, pentru că cuprul nu înlocuiește fierul din sarea sa, ci doar îl restabilește din starea de oxidare +3 la starea de oxidare +2:

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

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

Ultima reacție este utilizată în producția de microcircuite în stadiul de gravare a plăcilor de cupru.

Coroziunea cuprului

Cuprul se corodează în timp atunci când este expus la umiditate, dioxid de carbon și oxigen atmosferic:

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

Ca rezultat al acestei reacții, produsele de cupru sunt acoperite cu o acoperire liberă de culoare albastru-verde de hidroxocarbonat de cupru (II).

Proprietățile chimice ale zincului

Zincul Zn este în grupa IIB din perioada a IV-a. Configurația electronică a orbitalilor de valență ai atomilor unui element chimic în starea fundamentală 3d 10 4s 2 . Pentru zinc, este posibilă o singură stare de oxidare, egală cu +2. Oxidul de zinc ZnO și hidroxidul de zinc Zn(OH) 2 au proprietăți amfotere pronunțate.

Zincul se patează atunci când este depozitat în aer, devenind acoperit cu un strat subțire de oxid de ZnO. Oxidarea are loc deosebit de ușor la umiditate ridicată și în prezența dioxidului de carbon datorită reacției:

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

Vaporii de zinc ard în aer și o fâșie subțire de zinc, după ce strălucește într-o flacără de arzător, arde în ea cu o flacără verzuie:

Când este încălzit, zincul metalic interacționează și cu halogenii, sulful, fosforul:

Zincul nu reacționează direct cu hidrogenul, azotul, carbonul, siliciul și borul.

Zincul reacţionează cu acizii neoxidanţi pentru a elibera hidrogen:

Zn + H2S04 (20%) → ZnS04 + H2

Zn + 2HCI → ZnCl2 + H2

Zincul industrial este deosebit de ușor solubil în acizi, deoarece conține impurități ale altor metale mai puțin active, în special cadmiu și cupru. Din anumite motive, zincul de înaltă puritate este rezistent la acizi. Pentru a accelera reacția, o probă de zinc de înaltă puritate este adusă în contact cu cuprul sau se adaugă o cantitate mică de sare de cupru la soluția acidă.

La o temperatura de 800-900 o C (caldura rosie), zincul metalic, fiind in stare topit, interactioneaza cu vaporii de apa supraincalziti, eliberand hidrogen din acesta:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

Zincul reacționează și cu acizii oxidanți: sulfuric și azotic concentrat.

Zincul ca metal activ poate forma dioxid de sulf, sulf elementar și chiar hidrogen sulfurat cu acid sulfuric concentrat.

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

Compoziția produselor de reducere a acidului azotic este determinată de concentrația soluției:

Zn + 4HNO 3 (conc.) = 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 + 10HNO3 (0,5%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Direcția procesului este, de asemenea, afectată de temperatură, cantitatea de acid, puritatea metalului și timpul de reacție.

Zincul reacționează cu soluțiile alcaline pentru a se forma tetrahidroxozincațiiși hidrogen:

Zn + 2NaOH + 2H2O \u003d Na2 + H2

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

Cu alcalii anhidre, se formează zinc, atunci când este fuzionat zincaţiși hidrogen:

Într-un mediu foarte alcalin, zincul este un agent reducător extrem de puternic, capabil să reducă azotul din nitrați și nitriți la amoniac:

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

Datorită complexării, zincul se dizolvă încet într-o soluție de amoniac, reducând hidrogenul:

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

Zincul restabilește, de asemenea, metalele mai puțin active (în dreapta acestuia în seria de activități) din soluțiile apoase ale sărurilor lor:

Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4

Proprietățile chimice ale cromului

Cromul este un element al grupului VIB al tabelului periodic. Configurația electronică a atomului de crom este scrisă ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, adică. în cazul cromului, precum și în cazul atomului de cupru, se observă așa-numita „alunecare a electronilor”.

Cele mai frecvente stări de oxidare ale cromului sunt +2, +3 și +6. Ele trebuie amintite și, în cadrul programului USE în chimie, putem presupune că cromul nu are alte stări de oxidare.

În condiții normale, cromul este rezistent la coroziune atât în ​​aer, cât și în apă.

Interacțiunea cu nemetale

cu oxigen

Încălzit la o temperatură de peste 600 o C, cromul metalic sub formă de pulbere arde în oxigen pur pentru a forma oxid de crom (III):

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

cu halogeni

Cromul reacţionează cu clorul şi fluorul la temperaturi mai scăzute decât cu oxigenul (250, respectiv 300 o C):

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

2Cr + 3Cl2 = o t=> 2CrCl 3

Cromul reacționează cu bromul la o temperatură de căldură roșie (850-900 o C):

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

cu azot

Cromul metalic interacționează cu azotul la temperaturi peste 1000 o C:

2Cr + N2 = ot=> 2CrN

cu sulf

Cu sulf, cromul poate forma atât sulfură de crom (II) cât și sulfură de crom (III), în funcție de proporțiile de sulf și crom:

Cr+S= o t=> CRS

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

Cromul nu reacționează cu hidrogenul.

Interacțiunea cu substanțe complexe

Interacțiunea cu apa

Cromul aparține metalelor cu activitate medie (situate în seria de activități a metalelor între aluminiu și hidrogen). Aceasta înseamnă că reacția are loc între cromul înroșit și vaporii de apă supraîncălziți:

2Cr + 3H20 = o t=> Cr2O3 + 3H2

Interacțiunea cu acizii

Cromul este pasivizat în condiții normale cu acizi sulfuric și azotic concentrați, cu toate acestea, se dizolvă în ei în timpul fierberii, în timp ce este oxidat la o stare de oxidare de +3:

Cr + 6HNO3 (conc.) = la=> Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

2Cr + 6H2S04 (conc) = la=> Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

În cazul acidului azotic diluat, principalul produs al reducerii azotului este o substanță simplă N 2:

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

Cromul este situat în seria de activitate la stânga hidrogenului, ceea ce înseamnă că este capabil să elibereze H 2 din soluțiile de acizi neoxidanți. În cursul unor astfel de reacții, în absența accesului la oxigenul atmosferic, se formează săruri de crom (II):

Cr + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2

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

Când se efectuează reacția în aer liber, cromul divalent este oxidat instantaneu de oxigenul conținut în aer până la o stare de oxidare de +3. În acest caz, de exemplu, ecuația cu acidul clorhidric va lua forma:

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

Când cromul metalului este fuzionat cu agenți oxidanți puternici în prezența alcalinelor, cromul este oxidat la o stare de oxidare de +6, formând cromații:

Proprietățile chimice ale fierului

Fier Fe, element chimic, care se află în grupa VIIIB și are numărul de serie 26 în tabelul periodic. Distribuția electronilor într-un atom de fier este următoarea 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , adică fierul aparține elementelor d, deoarece subnivelul d este umplut în cazul său. Este cel mai caracteristic pentru două stări de oxidare +2 și +3. Oxidul de FeO și hidroxidul de Fe(OH) 2 sunt dominate de proprietățile de bază, oxidul de Fe 2 O 3 și hidroxidul de Fe(OH) 3 sunt semnificativ amfoter. Deci, oxidul și hidroxidul de fier (llll) se dizolvă într-o oarecare măsură atunci când sunt fierte în soluții concentrate de alcaline și, de asemenea, reacţionează cu alcalii anhidre în timpul fuziunii. Trebuie remarcat faptul că starea de oxidare a fierului +2 este foarte instabilă și trece cu ușurință în starea de oxidare +3. Compușii de fier sunt cunoscuți și într-o stare de oxidare rară de +6 - ferați, săruri ale inexistentei „acid de fier” H 2 FeO 4. Acești compuși sunt relativ stabili doar în stare solidă sau în soluții puternic alcaline. Cu o alcalinitate insuficientă a mediului, ferrații oxidează rapid chiar și apa, eliberând oxigen din aceasta.

Interacțiunea cu substanțe simple

Cu oxigen

Când este ars în oxigen pur, fierul formează așa-numitul fier scară, având formula Fe 3 O 4 şi reprezentând de fapt un oxid mixt, a cărui compoziţie poate fi reprezentată condiţionat de formula FeO∙Fe 2 O 3 . Reacția de ardere a fierului are forma:

3Fe + 2O 2 = la=> Fe 3 O 4

Cu sulf

Când este încălzit, fierul reacționează cu sulful formând sulfură feroasă:

Fe+S= la=> FeS

Sau cu un exces de sulf disulfură de fier:

Fe + 2S = la=> FeS2

Cu halogeni

Cu toți halogenii, cu excepția iodului, fierul metalic este oxidat la o stare de oxidare de +3, formând halogenuri de fier (lll):

2Fe + 3F 2 = la=> 2FeF 3 - fluorură de fier (lll)

2Fe + 3Cl2 = la=> 2FeCl 3 - clorură de fier (lll)

Iodul, ca cel mai slab agent oxidant dintre halogeni, oxidează fierul doar la starea de oxidare +2:

Fe + I 2 = la=> FeI 2 - iodură de fier (ll)

Trebuie remarcat faptul că compușii fierului feric oxidează cu ușurință ionii de iodură într-o soluție apoasă pentru a elibera iod I 2 în timp ce revin la starea de oxidare +2. Exemple de reacții similare de la banca 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

Cu hidrogen

Fierul nu reacționează cu hidrogenul (doar hidrogenul din metale reacționează cu hidrogenul). Metale alcalineși pământuri alcalino-pământoase):

Interacțiunea cu substanțe complexe

Interacțiunea cu acizii

Cu acizi neoxidanți

Deoarece fierul este situat în seria de activitate la stânga hidrogenului, aceasta înseamnă că este capabil să înlocuiască hidrogenul din acizii neoxidanți (aproape toți acizii, cu excepția H 2 SO 4 (conc.) și HNO 3 de orice concentrație):

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

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2

Este necesar să acordați atenție unui astfel de truc în USE sarcini, ca o întrebare pe tema în ce grad de oxidare va fi oxidat fierul sub acțiunea acidului clorhidric diluat și concentrat asupra acestuia. Răspunsul corect este de până la +2 în ambele cazuri.

Capcana constă aici în așteptarea intuitivă a unei oxidări mai profunde a fierului (până la s.o. +3) în cazul interacțiunii sale cu acidul clorhidric concentrat.

Interacțiunea cu acizii oxidanți

În condiții normale, fierul nu reacționează cu acizii sulfuric și azotic concentrați datorită pasivării. Cu toate acestea, reacționează cu ele când este fiert:

2Fe + 6H2S04 = o t=> Fe2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3 = o t=> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Vă rugăm să rețineți că diluat acid sulfuric oxidează fierul la o stare de oxidare de +2 și se concentrează la +3.

Coroziunea (ruginirea) fierului

În aer umed, fierul ruginește foarte repede:

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

Fierul nu reacționează cu apa în absența oxigenului nici în condiții normale, nici când este fiert. Reacția cu apa are loc numai la o temperatură peste temperatura căldurii roșii (> 800 ° C). acestea..