Her birinin çok sayıda temsilcisi var, ancak oksitler şüphesiz lider pozisyonu işgal ediyor. Bir kimyasal element, aynı anda oksijenli birkaç farklı ikili bileşiğe sahip olabilir. Bakır da bu özelliğe sahiptir. Üç oksidi var. Onlara daha ayrıntılı bakalım.

Bakır(I) oksit

Formülü Cu2 O'dur. Bazı kaynaklarda, bu bileşiğe bakır hemioksit, dikopper oksit veya kibar oksit denebilir.

Özellikleri

Dır-dir kristal madde kahverengi-kırmızı bir renge sahip. Bu oksit suda ve etanolde çözünmez. 1240 °C'nin biraz üzerinde bir sıcaklıkta bozulmadan eriyebilir. Bu madde su ile etkileşime girmez, ancak onunla reaksiyona girenlerin konsantre hidroklorik asit, alkali, nitrik asit, amonyak hidrat olması durumunda çözeltiye aktarılabilir, amonyum tuzları, sülfürik asit .

Bakır oksit elde etme (I)

Metalik bakırın ısıtılmasıyla veya oksijenin düşük konsantrasyona sahip olduğu bir ortamda ve ayrıca belirli azot oksitlerin akışında ve bakır (II) oksitle birlikte elde edilebilir. Ek olarak, ikincisinin termal ayrışmasının bir reaksiyon ürünü haline gelebilir. Bakır (I) bakır (I) sülfür bir oksijen akışında ısıtılırsa bakır (I) oksit de elde edilecektir. başkaları daha var zor yollarüretimi (örneğin, bakır hidroksitlerden birinin indirgenmesi, herhangi bir monovalent bakır tuzunun alkali ile iyon değişimi vb.), ancak bunlar yalnızca laboratuvarlarda uygulanmaktadır.

Başvuru

Seramik boyarken pigment olarak gerekli; geminin sualtı kısmını kirletmeden koruyan boyaların bileşeni. Mantar ilacı olarak da kullanılır. Bakır oksit valfleri onsuz yapamaz.

Bakır(II) oksit

Formülü CuO'dur. Birçok kaynakta bakır oksit adı altında bulunabilir.

Özellikleri

En yüksek bakır oksittir. Madde, suda neredeyse çözünmeyen siyah kristaller şeklindedir. Asit ile reaksiyona girer ve bu reaksiyon sırasında su ile birlikte iki değerli bakırın karşılık gelen tuzunu oluşturur. Alkali ile kaynaştığında reaksiyon ürünleri kupratlarla temsil edilir. Bakır oksidin (II) ayrışması yaklaşık 1100 o C sıcaklıkta meydana gelir. Amonyak, karbon monoksit, hidrojen ve kömür bu bileşikten metalik bakır çıkarabilir.

Fiş

Metalik bakırın bir koşulda havada ısıtılmasıyla elde edilebilir - ısıtma sıcaklığı 1100 ° C'nin altında olmalıdır. Bakır (II) oksit ayrıca karbonat, nitrat, iki değerlikli bakır hidroksitin ısıtılmasıyla da elde edilebilir.

Başvuru

Bu oksit yardımıyla, emaye ve cam yeşil veya mavi renklendirilir ve ikincisinin bakır-yakut çeşidi de üretilir. Laboratuvarda bu oksit, maddelerin indirgeme özelliklerini keşfetmek için kullanılır.

Bakır(III) oksit

Formülü Cu2O3'tür. Muhtemelen biraz alışılmadık gelen geleneksel bir adı var - bakır oksit.

Özellikleri

Suda çözünmeyen kırmızı kristaller görünümündedir. Bu maddenin ayrışması 400 ° C sıcaklıkta gerçekleşir, bu reaksiyonun ürünleri bakır (II) oksit ve oksijendir.

Fiş

İki değerlikli bakır hidroksitin potasyum peroksidisülfat ile oksitlenmesiyle elde edilebilir. Reaksiyon için gerekli bir koşul, gerçekleşmesi gereken alkali bir ortamdır.

Başvuru

Bu madde tek başına kullanılmaz. Bilim ve endüstride, daha geniş kullanım ayrışma ürünlerini bulun - bakır (II) oksit ve oksijen.

Çözüm

Hepsi bakır oksitler. Bakırın değişken bir değere sahip olması nedeniyle bunlardan birkaçı vardır. Birkaç oksit içeren başka elementler de var, ama onlardan başka zaman bahsedeceğiz.

Kimyasal özellikler bakır(II) oksit

Bakır oksitin (II) kısa açıklaması:

bakır oksit(II) – siyah inorganik madde.

2. bakır (II) oksidin karbon ile reaksiyonu:

CuO + C → Cu + CO (t = 1200 o C).

karbon.

3.bakır oksit reaksiyonu(II) gri ile:

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

Reaksiyon bir vakumda gerçekleşir. Reaksiyon sonucunda bakır ve oksit oluşur. kükürt.

4. bakır oksit reaksiyonu(II) alüminyum ile:

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

Reaksiyon sonucunda bakır ve oksit oluşur. alüminyum.

5.bakır oksit reaksiyonu(II) bakır ile:

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

Reaksiyon sonucunda bakır (I) oksit oluşur.

6. bakır oksit reaksiyonu(II) İle birlikte lityum oksit:

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

Reaksiyon bir oksijen akışı içinde gerçekleşir. Reaksiyon sonucunda lityum kuprat oluşur.

7. bakır oksit reaksiyonu(II) sodyum oksit ile:

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

Reaksiyon bir oksijen akışı içinde gerçekleşir. Reaksiyon sonucunda sodyum kuprat oluşur.

8.bakır oksit reaksiyonu(II) karbon monoksit ile:

CuO + CO → Cu + CO2.

Reaksiyon sonucunda bakır ve karbon monoksit (karbon dioksit) oluşur.

9. bakır oksit reaksiyonu(II) oksit ile bez:

CuO + Fe 2 O 3 → CuFe 2 O 4 (t o).

Reaksiyonun bir sonucu olarak bir tuz oluşur - bakır ferrit. Reaksiyon karışımı kalsine edildiğinde reaksiyon devam eder.

10. bakır oksit reaksiyonu(II) hidroflorik asit ile:

CuO + 2HF → CuF 2 + H 2 O.

Kimyasal reaksiyon sonucunda bir tuz elde edilir - bakır florür ve su.

11.bakır oksit reaksiyonu(II) nitrik asit ile:

CuO + 2HNO 3 → 2Cu(NO 3) 2 + H 2 O.

Kimyasal reaksiyon sonucunda bir tuz elde edilir - bakır nitrat ve su .

Bakır oksit benzer şekilde reaksiyona girer(II) ve diğer asitlerle.

12. bakır oksit reaksiyonu(II) hidrojen bromür (hidrojen bromür):

CuO + 2HBr → CuBr 2 + H 2 O.

Kimyasal reaksiyon sonucunda bir tuz elde edilir - bakır bromür ve su .

13. bakır oksit reaksiyonu(II) hidrojen iyot ile:

CuO + 2HI → CuI 2 + H 2 O.

Kimyasal reaksiyon sonucunda bir tuz elde edilir - bakır iyodür ve su .

14. bakır oksit reaksiyonu(II) İle birlikte sodyum hidroksit :

CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.

Kimyasal reaksiyon sonucunda bir tuz elde edilir - sodyum kuprat ve su .

15.bakır oksit reaksiyonu(II) İle birlikte Potasyum hidroksit :

CuO + 2KOH → K 2 CuO 2 + H 2 O.

Kimyasal reaksiyon sonucunda bir tuz elde edilir - potasyum kuprat ve su .

16.bakır oksit reaksiyonu(II) sodyum hidroksit ve su ile:

CuO + 2NaOH + H20 → Na 2 2 (t = 100 o C).

Sodyum hidroksit suda çözülür. % 20-30 su içinde bir sodyum hidroksit çözeltisi. Reaksiyon kaynama noktasında ilerler. Kimyasal reaksiyon sonucunda sodyum tetrahidroksocuprat elde edilir.

17.bakır oksit reaksiyonu(II) potasyum süperoksit ile:

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

Kimyasal reaksiyon sonucunda bir tuz elde edilir - potasyum kuprat (III) ve

Tüm d-elemanları gibi, parlak renkli.

Tıpkı bakırda olduğu gibi, gözlenir elektron daldırma- s-yörüngesinden d-yörüngesine

Atomun elektronik yapısı:

Buna göre bakırın 2 karakteristik oksidasyon durumu vardır: +2 ve +1.

Basit madde: altın-pembe metal.

Bakır oksitler:Сu2O bakır oksit (I) \ bakır oksit 1 - kırmızı-turuncu renk

CuO bakır (II) oksit \ bakır oksit 2 - siyah.

Oksit hariç diğer bakır bileşikleri Cu(I) kararsızdır.

Bakır bileşikleri Cu (II) - ilk olarak, kararlıdırlar ve ikincisi, mavi veya yeşilimsi renktedirler.

Bakır paralar neden yeşile döner? Bakır, su varlığında karbon dioksit ile reaksiyona girerek yeşil bir madde olan CuCO3'ü oluşturur.

Başka bir renkli bakır bileşiği, bakır (II) sülfür, siyah bir çökeltidir.

Bakır, diğer elementlerin aksine hidrojenden sonra gelir, bu nedenle onu asitlerden salmaz:

• İle birlikte sıcak sülfürik asit: Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• İle birlikte soğuk sülfürik asit: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• konsantre ile:
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
• seyreltik nitrik asit ile:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

C2 seçeneği 1 sınavının görevine bir örnek:

Bakır nitrat kalsine edildi, elde edilen katı çökelti sülfürik asit içinde çözüldü. Hidrojen sülfür çözeltiden geçirildi, ortaya çıkan siyah çökelti kalsine edildi ve katı tortu, nitrik asit içinde ısıtılarak çözündürüldü.

2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Katı çökelti bakır(II) oksittir.

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Bakır(II) sülfür siyah bir çökeltidir.

“Ateşlendi”, oksijenle etkileşim olduğu anlamına gelir. "Kalsinasyon" ile karıştırmayın. Tutuştur - doğal olarak yüksek sıcaklıkta ısıtın.

2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Bakır sülfür tamamen reaksiyona girerse katı kalıntı CuO, kısmen ise CuO + CuS olur.

СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

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

başka bir reaksiyon da mümkündür:

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

C2 seçeneği 2 sınavının görevine bir örnek:

Bakır konsantre nitrik asit içinde çözüldü, ortaya çıkan gaz oksijenle karıştırıldı ve su içinde çözüldü. Çinko oksit, elde edilen solüsyonda çözündürüldü, daha sonra solüsyona fazla miktarda sodyum hidroksit solüsyonu ilave edildi.

Nitrik asit ile reaksiyonu sonucunda Cu(NO3)2, NO2 ve O2 oluşur.

Oksijenle karıştırılan NO2, oksitlenmiş anlamına gelir: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Su ile karıştırılmış: N2O5 + H2O = 2HNO3.

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

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

Rica etmek

Bakır (Cu), d-elementlerine aittir ve D.I. Mendeleev'in periyodik tablosunun IB grubunda yer alır. Elektronik konfigürasyon Temel durumdaki bakır atomu beklenen formül 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 yerine 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 şeklinde yazılır. Başka bir deyişle, bir bakır atomu durumunda, 4s alt seviyesinden 3d alt seviyesine sözde “elektron sıçraması” gözlenir. Bakır için sıfıra ek olarak +1 ve +2 oksidasyon durumları mümkündür. +1 oksidasyon durumu orantısızlaşmaya eğilimlidir ve yalnızca CuI, CuCl, Cu20 vb. gibi çözünmeyen bileşiklerde ve ayrıca örneğin Cl ve OH gibi karmaşık bileşiklerde kararlıdır. +1 oksidasyon durumundaki bakır bileşiklerinin belirli bir rengi yoktur. Bu nedenle, kristallerin boyutuna bağlı olarak bakır (I) oksit koyu kırmızı (büyük kristaller) ve sarı (küçük kristaller) olabilir, CuCl ve CuI beyazdır ve Cu 2 S siyah-mavidir. Kimyasal olarak daha kararlı, bakırın +2'ye eşit oksidasyon durumudur. Belirli bir oksidasyon durumunda bakır içeren tuzlar mavi ve mavi-yeşil renktedir.

Bakır, yüksek elektriksel ve termal iletkenliğe sahip çok yumuşak, dövülebilir ve sünek bir metaldir. Metalik bakırın rengi kırmızı-pembedir. Bakır, hidrojenin sağında metallerin aktivite serisindedir, yani. düşük aktif metalleri ifade eder.

oksijen ile

Normal koşullar altında bakır oksijen ile etkileşime girmez. Aralarındaki reaksiyonun devam etmesi için ısı gereklidir. Oksijen fazlalığı veya eksikliğine ve sıcaklık koşullarına bağlı olarak bakır (II) oksit ve bakır (I) oksit oluşturabilir:

kükürt ile

Sülfürün bakır ile reaksiyonu, yürütme koşullarına bağlı olarak, hem bakır (I) sülfür hem de bakır (II) sülfür oluşumuna yol açabilir. Toz haline getirilmiş Cu ve S karışımı 300-400 ° C sıcaklığa ısıtıldığında, bakır (I) sülfür oluşur:

Kükürt eksikliği ile reaksiyon, 400 ° C'nin üzerindeki bir sıcaklıkta gerçekleştirilir, bakır (II) sülfür oluşur. Bununla birlikte, basit maddelerden bakır (II) sülfit elde etmenin daha basit bir yolu, bakırın karbon disülfid içinde çözünmüş kükürt ile etkileşimidir:

Bu reaksiyon oda sıcaklığında çalışır.

halojenler ile

Bakır, flor, klor ve brom ile reaksiyona girerek halojenürler oluşturur. Genel formül CuHal 2, burada Hal F, Cl veya Br'dir:

Cu + Br 2 = CuBr 2

Halojenler arasında en zayıf oksitleyici madde olan iyot durumunda, bakır (I) iyodür oluşur:

Bakır hidrojen, nitrojen, karbon ve silikon ile etkileşime girmez.

oksitleyici olmayan asitlerle

Konsantre sülfürik asit ve herhangi bir konsantrasyondaki nitrik asit hariç, hemen hemen tüm asitler oksitleyici olmayan asitlerdir. Oksitleyici olmayan asitler sadece hidrojene kadar olan aktivite serilerinde bulunan metalleri oksitleyebildikleri için; bu, bakırın bu tür asitlerle reaksiyona girmediği anlamına gelir.

oksitleyici asitler ile

- konsantre sülfürik asit

Bakır, hem ısıtıldığında hem de oda sıcaklığında konsantre sülfürik asit ile reaksiyona girer. Isıtıldığında, reaksiyon denkleme göre ilerler:

Bakır güçlü bir indirgeme maddesi olmadığından, bu reaksiyonda kükürt sadece +4 oksidasyon durumuna (SO 2'de) indirgenir.

- seyreltik nitrik asit ile

Bakırın seyreltik HNO 3 ile reaksiyonu, bakır (II) nitrat ve azot monoksit oluşumuna yol açar:

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

- konsantre nitrik asit ile

Konsantre HNO 3, normal koşullar altında bakır ile kolayca reaksiyona girer. Bakırın konsantre nitrik asit ile reaksiyonu ile seyreltik nitrik asit ile etkileşim arasındaki fark, nitrojen indirgeme ürününde yatmaktadır. Konsantre HNO 3 durumunda, nitrojen daha az indirgenir: nitrik oksit (II) yerine nitrik oksit (IV) oluşur, bu da konsantre asitteki nitrik asit molekülleri arasındaki elektronlar için daha büyük rekabet ile ilişkilidir. indirgeyici ajan (Cu):

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

metal olmayan oksitlerle

Bakır bazı metal olmayan oksitlerle reaksiyona girer. Örneğin, NO2, NO, N2O gibi oksitlerle bakır, bakır (II) okside oksitlenir ve nitrojen, oksidasyon durumuna 0, yani. basit bir madde N2 oluşur:

Kükürt dioksit durumunda, basit bir madde (kükürt) yerine bakır (I) sülfür oluşur. Bunun nedeni, azottan farklı olarak kükürtlü bakırın reaksiyona girmesidir:

metal oksitler ile

Metalik bakırı 1000-2000 ° C sıcaklıkta bakır oksit (II) ile sinterlerken, bakır oksit (I) elde edilebilir:

Ayrıca metalik bakır, kalsinasyon üzerine demir (III) oksidi demir (II) okside indirgeyebilir:

metal tuzları ile

Bakır, daha az aktif metalleri (aktivite serisinde sağında) tuzlarının çözeltilerinden uzaklaştırır:

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

Bakırın +3 oksidasyon durumunda daha aktif bir metal - demir tuzu içinde çözüldüğü ilginç bir reaksiyon da gerçekleşir. Ancak çelişki yoktur, çünkü bakır, demiri tuzundan ayırmaz, sadece onu +3 oksidasyon durumundan +2 oksidasyon durumuna geri getirir:

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

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

İkinci reaksiyon, bakır levhaların dağlanması aşamasında mikro devrelerin üretiminde kullanılır.

Bakırın korozyonu

Bakır neme, karbondioksite ve atmosferik oksijene maruz kaldığında zamanla paslanır:

2Cu + H20 + CO2 + O2 \u003d (CuOH) 2 CO3

Bu reaksiyonun bir sonucu olarak, bakır ürünler, gevşek mavi-yeşil bir bakır (II) hidroksokarbonat kaplaması ile kaplanır.

Çinkonun kimyasal özellikleri

Çinko Zn IV. dönemin IIB grubundadır. Temel durumdaki bir kimyasal elementin atomlarının değerlik orbitallerinin elektronik konfigürasyonu 3d 10 4s 2 . Çinko için +2'ye eşit tek bir oksidasyon durumu mümkündür. Çinko oksit ZnO ve çinko hidroksit Zn(OH) 2, belirgin amfoterik özelliklere sahiptir.

Çinko havada saklandığında kararır ve ince bir ZnO oksit tabakasıyla kaplanır. Oksidasyon, reaksiyon nedeniyle yüksek nemde ve karbondioksit varlığında özellikle kolayca ilerler:

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

Çinko buharı havada yanar ve brülör alevinde parladıktan sonra ince bir çinko şeridi yeşilimsi bir alevle yanar:

Isıtıldığında metalik çinko ayrıca halojenler, kükürt, fosfor ile etkileşime girer:

Çinko hidrojen, nitrojen, karbon, silisyum ve bor ile doğrudan reaksiyona girmez.

Çinko, hidrojeni serbest bırakmak için oksitleyici olmayan asitlerle reaksiyona girer:

Zn + H 2 SO 4 (% 20) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H2

Endüstriyel çinko, özellikle kadmiyum ve bakır gibi daha az aktif metallerin safsızlıklarını içerdiğinden asitlerde özellikle kolayca çözünür. Yüksek saflıkta çinko, belirli nedenlerle asitlere karşı dayanıklıdır. Reaksiyonu hızlandırmak için, yüksek saflıkta bir çinko numunesi bakırla temas ettirilir veya asit çözeltisine az miktarda bakır tuzu eklenir.

800-900 o C sıcaklıkta (kırmızı ısı), erimiş halde olan metalik çinko, aşırı ısıtılmış su buharı ile etkileşime girerek ondan hidrojen açığa çıkarır:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

Çinko ayrıca oksitleyici asitlerle reaksiyona girer: konsantre sülfürik ve nitrik.

Aktif bir metal olarak çinko, konsantre sülfürik asit ile kükürt dioksit, elementel kükürt ve hatta hidrojen sülfür oluşturabilir.

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

Nitrik asit indirgeme ürünlerinin bileşimi, çözeltinin konsantrasyonu ile belirlenir:

Zn + 4HNO 3 (kons.) = 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 + 10HNO3 (%0,5) = 4Zn(NO 3) 2 + NH4NO3 + 3H2O

Prosesin yönü ayrıca sıcaklıktan, asit miktarından, metalin saflığından ve reaksiyon süresinden etkilenir.

Çinko, oluşturmak için alkali çözeltilerle reaksiyona girer. tetrahidroksozinkatlar ve hidrojen:

Zn + 2NaOH + 2H20 \u003d Na2 + H2

Zn + Ba (OH) 2 + 2H20 \u003d Ba + H2

Susuz alkalilerle çinko, kaynaştığında oluşur çinkoatlar ve hidrojen:

Oldukça alkali bir ortamda çinko, nitrat ve nitritlerdeki nitrojeni amonyağa indirgeyebilen son derece güçlü bir indirgeyici ajandır:

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

Kompleksleşme nedeniyle çinko, bir amonyak çözeltisinde yavaşça çözülür ve hidrojeni azaltır:

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

Çinko ayrıca, tuzlarının sulu çözeltilerinden daha az aktif metalleri (aktivite serisinde sağında) eski haline getirir:

Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4

Kromun kimyasal özellikleri

Krom, periyodik tablonun VIB grubunun bir elementidir. Krom atomunun elektronik konfigürasyonu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, yani. krom durumunda ve bakır atomunda olduğu gibi, "elektron kayması" gözlenir

Kromun en sık görülen oksidasyon durumları +2, +3 ve +6'dır. Hatırlanmaları gerekir ve kimyada USE programı çerçevesinde kromun başka oksidasyon durumu olmadığını varsayabiliriz.

Normal şartlar altında krom hem havada hem de suda korozyona karşı dayanıklıdır.

Metal olmayanlarla etkileşim

oksijen ile

600 o C'den daha yüksek bir sıcaklığa ısıtılan toz halindeki metalik krom, saf oksijende krom (III) oksit oluşturmak üzere yanar:

4Kr + 3O2 = Ö t=> 2Cr 2 O 3

halojenler ile

Krom, oksijenden daha düşük sıcaklıklarda klor ve flor ile reaksiyona girer (sırasıyla 250 ve 300 o C):

2Kr + 3F 2 = Ö t=> 2CrF3

2Cr + 3Cl2 = Ö t=> 2CrCl3

Krom, brom ile kırmızı ısı sıcaklığında (850-900 o C) reaksiyona girer:

2Kr + 3Br 2 = Ö t=> 2CrBr 3

nitrojen ile

Metalik krom, 1000 o C'nin üzerindeki sıcaklıklarda azot ile etkileşime girer:

2Cr + N2 = Öt=> 2CrN

kükürt ile

Kükürt ile krom, kükürt ve krom oranlarına bağlı olarak hem krom (II) sülfit hem de krom (III) sülfür oluşturabilir:

Cr+S= o t=> CRS

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

Chrome hidrojenle yanıt vermiyor.

Karmaşık maddelerle etkileşim

su ile etkileşim

Krom, orta aktiviteli metallere aittir (alüminyum ve hidrojen arasındaki metallerin aktivite serisinde bulunur). Bu, reaksiyonun kırmızı-sıcak krom ve aşırı ısıtılmış su buharı arasında ilerlediği anlamına gelir:

2Cr + 3H20 = o t=> Cr 2 O 3 + 3H 2

asitlerle etkileşim

Krom, normal koşullar altında konsantre sülfürik ve nitrik asitlerle pasifleştirilir, ancak kaynama sırasında bunlarda çözünür ve +3 oksidasyon durumuna oksitlenir:

Cr + 6HNO3 (kons.) = ile=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4 (kons) = ile=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Seyreltik nitrik asit durumunda, nitrojen indirgemesinin ana ürünü basit bir madde N 2'dir:

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

Krom, hidrojenin solundaki aktivite serisinde bulunur, bu da oksitleyici olmayan asitlerin çözeltilerinden H2'yi serbest bırakabileceği anlamına gelir. Bu tür reaksiyonlar sırasında, atmosferik oksijene erişimin yokluğunda krom (II) tuzları oluşur:

Cr + 2HCl \u003d CrCl2 + H2

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

Reaksiyonu açık havada gerçekleştirirken, iki değerlikli krom, havada bulunan oksijen tarafından anında +3 oksidasyon durumuna oksitlenir. Bu durumda, örneğin, hidroklorik asitli denklem şu şekilde olacaktır:

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

Krom metali, alkalilerin mevcudiyetinde güçlü oksitleyici maddelerle kaynaştırıldığında, krom +6 oksidasyon durumuna oksitlenir ve kromatlar:

Demirin kimyasal özellikleri

demir Fe, kimyasal element VIIIB grubunda yer alan ve periyodik tablodaki seri numarası 26 olan . Bir demir atomundaki elektronların dağılımı aşağıdaki gibidir 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, yani demir, d-alt düzeyi kendi durumunda doldurulduğundan, d-elementlerine aittir. +2 ve +3 olmak üzere iki oksidasyon durumunun en karakteristik özelliğidir. FeO oksit ve Fe(OH) 2 hidroksite temel özellikler hakimdir, Fe 2 O 3 oksit ve Fe(OH) 3 hidroksit belirgin şekilde amfoteriktir. Bu nedenle, demirin oksit ve hidroksiti (III), konsantre alkali çözeltilerinde kaynatıldığında bir dereceye kadar çözülür ve ayrıca füzyon sırasında susuz alkalilerle reaksiyona girer. Demir +2'nin oksidasyon durumunun çok kararsız olduğu ve +3 oksidasyon durumuna kolayca geçtiği belirtilmelidir. Demir bileşikleri ayrıca +6 - ferratların nadir bir oksidasyon durumunda, var olmayan "demir asidi" H2 FeO 4'ün tuzlarında da bilinir. Bu bileşikler, yalnızca katı halde veya kuvvetli alkali çözeltilerde nispeten kararlıdır. Ortamın yetersiz alkaliliği ile, ferratlar suyu bile hızla oksitleyerek ondan oksijeni serbest bırakır.

Basit maddelerle etkileşim

oksijen ile

Saf oksijende yakıldığında demir, sözde ütü ölçek, Fe 3 O 4 formülüne sahip ve aslında bileşimi FeO∙Fe 2 O 3 formülü ile şartlı olarak temsil edilebilen karışık bir oksidi temsil ediyor. Demirin yanma reaksiyonu şu şekildedir:

3Fe + 2O 2 = ile=> Fe3 O 4

kükürt ile

Demir, ısıtıldığında kükürt ile reaksiyona girerek demir sülfür oluşturur:

Fe+S= ile=> FeS

Veya aşırı kükürt ile demir disülfür:

Fe + 2S = ile=> FeS2

halojenler ile

İyot hariç tüm halojenlerle, metalik demir +3 oksidasyon durumuna oksitlenir ve demir halojenürler (lll) oluşturur:

2Fe + 3F 2 = ile=> 2FEF 3 - demir florür (lll)

2Fe + 3Cl2 = ile=> 2FECL 3 - demir klorür (lll)

Halojenler arasında en zayıf oksitleyici ajan olan iyot, demiri sadece +2 oksidasyon durumuna oksitler:

Fe + I 2 = ile=> Fei 2 - demir iyodür (ll)

Ferrik demir bileşiklerinin, +2 oksidasyon durumuna geri kazanılırken sulu bir çözeltideki iyodür iyonlarını serbest iyot I2'ye kolayca oksitlediğine dikkat edilmelidir. FIPI bankasından benzer tepkilere örnekler:

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

hidrojen ile

Demir hidrojen ile reaksiyona girmez (sadece metallerden gelen hidrojen hidrojen ile reaksiyona girer). alkali metaller ve alkali topraklar):

Karmaşık maddelerle etkileşim

asitlerle etkileşim

Oksitleyici olmayan asitler ile

Demir, aktivite serisinde hidrojenin solunda yer aldığından, bu, hidrojeni oksitleyici olmayan asitlerden (H2S04 (kons.) ve herhangi bir konsantrasyondaki HNO3 hariç hemen hemen tüm asitler) değiştirebildiği anlamına gelir:

Fe + H 2 SO 4 (fark) \u003d FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2

Böyle bir hileye dikkat etmek gerekir. atamaları KULLAN, konuyla ilgili bir soru olarak, üzerinde seyreltik ve konsantre hidroklorik asidin etkisi altında demirin ne kadar oksidasyon derecesinde oksitleneceği. Her iki durumda da doğru cevap +2'ye kadardır.

Buradaki tuzak, konsantre hidroklorik asit ile etkileşimi durumunda, daha derin bir demir oksidasyonunun (s.o. +3'e kadar) sezgisel beklentisinde yatmaktadır.

Oksitleyici asitlerle etkileşim

Normal koşullar altında demir, pasivasyon nedeniyle konsantre sülfürik ve nitrik asitlerle reaksiyona girmez. Ancak, kaynatıldığında onlarla reaksiyona girer:

2Fe + 6H 2SO4 = o t=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO3 = o t=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Lütfen seyreltilmiş olduğunu unutmayın sülfürik asit demiri +2 oksidasyon durumuna oksitler ve +3'e konsantre olur.

Demirin korozyonu (paslanması)

Nemli havada demir çok çabuk paslanır:

4Fe + 6H20 + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3

Demir, normal koşullarda veya kaynatıldığında oksijen yokluğunda su ile reaksiyona girmez. Su ile reaksiyon, yalnızca kırmızı ısı sıcaklığının (> 800 ° C) üzerindeki bir sıcaklıkta ilerler. şunlar..