Zink er et element i den sekundære undergruppe af den anden gruppe, den fjerde periode af det periodiske system af kemiske elementer af D.I. Mendeleev, med atomnummer 30. Det er betegnet med symbolet Zn (lat. Zincum). Det simple stof zink under normale forhold er et skørt overgangsmetal af en blålig-hvid farve (det bliver mat i luften, bliver dækket af et tyndt lag zinkoxid).

I den fjerde periode er zink det sidste d-element, dets valenselektroner 3d 10 4s 2 . Kun elektroner fra det ydre energiniveau deltager i dannelsen af ​​kemiske bindinger, da d 10-konfigurationen er meget stabil. I forbindelser har zink en oxidationstilstand på +2.

Zink er et kemisk aktivt metal, har udtalte reducerende egenskaber og er ringere i aktivitet i forhold til jordalkalimetaller. Udviser amfotere egenskaber.

Interaktion mellem zink og ikke-metaller
Når den opvarmes kraftigt i luft, brænder den med en lys blålig flamme og danner zinkoxid:
2Zn + O2 → 2ZnO.

Når den antændes, reagerer den kraftigt med svovl:
Zn + S → ZnS.

Reagerer med halogener under normale forhold i nærvær af vanddamp som katalysator:
Zn + Cl2 → ZnCl2.

Når fosfordamp virker på zink, dannes der fosphider:
Zn + 2P → ZnP 2 eller 3Zn + 2P → Zn 3 P 2.

Zink interagerer ikke med brint, nitrogen, bor, silicium eller kulstof.

Interaktion mellem zink og vand
Reagerer med vanddamp ved rød varme og danner zinkoxid og brint:
Zn + H20 → ZnO + H2.

Interaktion mellem zink og syrer
I den elektrokemiske spændingsserie af metaller er zink placeret før brint og fortrænger det fra ikke-oxiderende syrer:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Zn + H2S04 -> ZnS04 + H2.

Reagerer med fortyndet salpetersyre og danner zinknitrat og ammoniumnitrat:
4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

Reagerer med koncentreret svovlsyre og salpetersyre og danner zinksalt og syreduktionsprodukter:
Zn + 2H2S04 -> ZnS04 + SO2 + 2H20;
Zn + 4HNO3 → Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Interaktion mellem zink og alkalier
Reagerer med alkaliske opløsninger og danner hydroxokomplekser:
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2

når det er smeltet, danner det zinkater:
Zn + 2KOH → K2Zn02 + H2.

Interaktion med ammoniak
Med gasformig ammoniak ved 550–600°C danner det zinkinitrid:
3Zn + 2NH3 -> Zn3N2 + 3H2;
opløses i en vandig opløsning af ammoniak og danner tetraamminiumzinkhydroxid:
Zn + 4NH3 + 2H20 → (OH)2 + H2.

Interaktion mellem zink og oxider og salte
Zink fortrænger metaller placeret i spændingsserien til højre for det fra opløsninger af salte og oxider:
Zn + CuS04 → Cu + ZnS04;
Zn + CuO → Cu + ZnO.

Zink(II)oxid ZnO – hvide krystaller, ved opvarmning får de en gul farve. Densitet 5,7 g/cm 3, sublimationstemperatur 1800°C. Ved temperaturer over 1000°C reduceres det til metallisk zink med kul, kulilte og brint:
ZnO + C → Zn + CO;
ZnO + CO → Zn + CO2;
ZnO + H2 → Zn + H2O.

Interagerer ikke med vand. Viser amfotere egenskaber, reagerer med opløsninger af syrer og baser:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O;
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2.

Når det smelter sammen med metaloxider, danner det zinkater:
ZnO + CoO → CoZnO2.

Når det interagerer med ikke-metaloxider, danner det salte, hvor det er en kation:
2ZnO + SiO2 → Zn2SiO4,
ZnO + B 2 O 3 → Zn(BO 2) 2.

Zink(II)hydroxid Zn(OH) 2 – et farveløst krystallinsk eller amorft stof. Massefylde 3,05 g/cm 3, nedbrydes ved temperaturer over 125°C:
Zn(OH)2 → ZnO + H2O.

Zinkhydroxid udviser amfotere egenskaber og er letopløseligt i syrer og baser:
Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnS04 + 2H2O;
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2;

opløses også let i en vandig opløsning af ammoniak til dannelse af tetraamminium zinkhydroxid:
Zn(OH)2 + 4NH3 → (OH) 2.

Det opnås i form af et hvidt bundfald, når zinksalte reagerer med alkalier:
ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2 + 2NaCl.

1. 2H 2SO 4 (konc.) + Cu = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2O

kobbersulfat

H2SO4 (fortyndet) + Zn = ZnSO4 + H2
zinksulfat
2. FeO + H2 = Fe + H2O
CuSO 4 + Fe = Cu↓ + FeSO 4

3. Lad os kombinere salte af salpetersyre:
formel for salpetersyre HNO3 syrerest NO3- - nitrat
Lad os lave formlerne for saltene:
Na+NO3- Ved hjælp af opløselighedstabellen bestemmer vi ladningerne af ionerne. Da natriumionen og nitrationen har ladninger henholdsvis "+" og "-", er underskrifterne i denne formel unødvendige. Du får følgende formel:
Na+NO3- - natriumnitrat
Ca2+NO3- - Ved hjælp af opløselighedstabellen bestemmer vi ladningerne af ionerne. I henhold til korsreglen vil vi arrangere indekserne, men da nitrationen er en kompleks ion med en "-" ladning, skal den placeres i parentes:
Ca2+(NO3)-2 - calciumnitrat
Al3+NO3- - Ved hjælp af opløselighedstabellen bestemmer vi ladningerne af ionerne. I henhold til korsreglen vil vi arrangere indekserne, men da nitrationen er en kompleks ion med en "-" ladning, skal den placeres i parentes:
Al3+(NO3)-3 - aluminiumnitrat
yderligere metaller
zinkchlorid ZnCl2
aluminiumnitrat Al(NO3)3

En legering af zink og kobber - messing - var kendt i det antikke Grækenland, det gamle Egypten, Indien (7. århundrede), Kina (11. århundrede). I lang tid var det ikke muligt at isolere rent zink. I 1746 udviklede A. S. Marggraf en metode til fremstilling af ren zink ved at kalcinere en blanding af dens oxid og kul uden adgang til luft i ildfaste lerretorter, efterfulgt af kondensering af zinkdamp i køleskabe. Zinksmeltning begyndte i industriel skala i det 17. århundrede.
Det latinske zincum oversættes som "hvid belægning". Oprindelsen af ​​dette ord er ikke præcist fastslået. Formentlig kommer det fra det persiske "cheng", selvom dette navn ikke refererer til zink, men til sten generelt. Ordet "zink" findes i værker af Paracelsus og andre forskere fra det 16. og 17. århundrede. og går måske tilbage til det gamle tyske "zink" - plak, øjenøm. Navnet "zink" blev først almindeligt brugt i 1920'erne.

At være i naturen, modtage:

Det mest almindelige zinkmineral er sphalerit eller zinkblanding. Hovedbestanddelen af ​​mineralet er zinksulfid ZnS, og forskellige urenheder giver dette stof alle slags farver. Det er tilsyneladende derfor, mineralet kaldes blende. Zinkblanding betragtes som det primære mineral, hvorfra andre mineraler af grundstof nr. 30 blev dannet: smithsonite ZnCO 3, zincit ZnO, calamin 2ZnO·SiO 2 ·H 2 O. I Altai kan du ofte finde stribet "chipmunk" malm - en blanding af zink blende og brun spartel. På afstand ligner et stykke sådan malm virkelig et skjult stribet dyr.
Isolering af zink begynder med koncentrationen af ​​malm ved hjælp af sedimentation eller flotationsmetoder, derefter ristes det, indtil der dannes oxider: 2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2
Zinkoxid behandles elektrolytisk eller reduceres med koks. I det første tilfælde udvaskes zink fra råoxidet med en fortyndet opløsning af svovlsyre, cadmiumurenheden udfældes med zinkstøv, og zinksulfatopløsningen udsættes for elektrolyse. Metal med en renhed på 99,95 % afsættes på aluminiumkatoder.

Fysiske egenskaber:

I sin rene form er det et ret duktilt sølvhvidt metal. Ved stuetemperatur er den skrøbelig, når pladen bøjes, høres en knækkende lyd fra krystallitternes friktion (normalt stærkere end "tinsråbet"). Ved 100-150 °C er zink plastik. Urenheder, selv mindre, øger dramatisk skrøbeligheden af ​​zink. Smeltepunkt - 692°C, kogepunkt - 1180°C

Kemiske egenskaber:

Et typisk amfoterisk metal. Standardelektrodepotentialet er -0,76 V, i området af standardpotentialer er det placeret op til jern. I luft er zink belagt med en tynd film af ZnO-oxid. Det brænder, når det opvarmes for meget. Ved opvarmning reagerer zink med halogener, med fosfor, og danner phosphider Zn 3 P 2 og ZnP 2, med svovl og dets analoger, og danner forskellige chalcogenider, ZnS, ZnSe, ZnSe 2 og ZnTe. Zink reagerer ikke direkte med brint, nitrogen, kulstof, silicium og bor. Zn3N2-nitrid fremstilles ved omsætning af zink med ammoniak ved 550-600°C.
Zink af almindelig renhed reagerer aktivt med opløsninger af syrer og baser og danner i sidstnævnte tilfælde hydroxinater: Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
Meget ren zink reagerer ikke med opløsninger af syrer og baser.
Zink er karakteriseret ved forbindelser med en oxidationstilstand på +2.

De vigtigste forbindelser:

Zinkoxid- ZnO, hvid, amfoter, reagerer med både sure opløsninger og alkalier:
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O (fusion).
Zinkhydroxid- dannes som et gelatinøst hvidt bundfald, når alkali tilsættes til vandige opløsninger af zinksalte. Amfoterisk hydroxid
Zinksalte. Farveløse krystallinske stoffer. I vandige opløsninger danner zinkioner Zn 2+ akvakomplekser 2+ og 2+ og gennemgår en alvorlig hydrolyse.
Zinkater dannes ved interaktion af zinkoxid eller hydroxid med alkalier. Ved sammensmeltning dannes metazinkater (f.eks. Na 2 ZnO 2 ), som i opløsning i vand bliver til tetrahydroxozinkater: Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O = Na 2. Når opløsninger syrnes, udfældes zinkhydroxid.

Ansøgning:

Produktion af anti-korrosionsbelægninger. - Metallisk zink i form af stænger bruges til at beskytte mod korrosion af stålprodukter i kontakt med havvand. Cirka halvdelen af ​​al produceret zink bruges til fremstilling af galvaniseret stål, en tredjedel til varmgalvanisering af færdige produkter og resten til bånd og tråd.
- Zink-messinglegeringer (kobber plus 20-50% zink) er af stor praktisk betydning. Ud over messing anvendes et hastigt voksende antal specielle zinklegeringer til trykstøbning.
- Et andet anvendelsesområde er produktionen af ​​tørcellebatterier, selvom dette er faldet markant de seneste år.
- Zinktellurid ZnTe bruges som materiale til fotomodstande, infrarøde strålingsmodtagere, dosimetre og strålingstællere. - Zinkacetat Zn(CH 3 COO) 2 bruges som fikseringsmiddel til farvning af tekstiler, et træbeskyttelsesmiddel, et svampedræbende middel i medicin og en katalysator i organisk syntese. Zinkacetat er en komponent i dental cement og bruges til fremstilling af glasurer og porcelæn.

Zink er et af de vigtigste biologisk aktive elementer og er essentielt for alle former for liv. Dets rolle skyldes hovedsageligt, at det er en del af mere end 40 vigtige enzymer. Funktionen af ​​zink i proteiner, der er ansvarlige for at genkende sekvensen af ​​baser i DNA og derfor regulere overførslen af ​​genetisk information under DNA-replikation, er blevet fastslået. Zink er involveret i kulhydratmetabolismen ved hjælp af det zinkholdige hormon insulin. A-vitamin er kun effektivt i nærvær af zink. Zink er også nødvendigt for knogledannelse.
Samtidig er zinkioner giftige.

Bespotestnykh S., Shtanova I.
HF Tyumen State University, 571 gruppe.

Kilder: Wikipedia:

Kobber (Cu) hører til d-elementerne og er placeret i gruppe IB i D.I. Mendeleevs periodiske system. Den elektroniske konfiguration af kobberatomet i grundtilstanden skrives som 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 i stedet for den forventede formel 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2. Med andre ord, i tilfælde af kobberatomet observeres et såkaldt "elektronspring" fra 4s underniveau til 3d underniveau. For kobber er udover nul også oxidationstilstande +1 og +2 mulige. +1-oxidationstilstanden er tilbøjelig til at disproportionere og er kun stabil i uopløselige forbindelser såsom CuI, CuCl, Cu 2 O osv., såvel som i komplekse forbindelser, for eksempel Cl og OH. Kobberforbindelser i +1 oxidationstilstand har ikke en bestemt farve. Således kan kobber(I)oxid, afhængig af krystallernes størrelse, være mørkerød (store krystaller) og gul (små krystaller), CuCl og CuI er hvide, og Cu 2 S er sort og blå. Oxidationstilstanden af ​​kobber lig med +2 er mere kemisk stabil. Salte, der indeholder kobber i denne oxidationstilstand, er blå og blågrønne.

Kobber er et meget blødt, formbart og duktilt metal med høj elektrisk og termisk ledningsevne. Farven på metallisk kobber er rød-pink. Kobber er placeret i aktivitetsrækken af ​​metaller til højre for brint, dvs. tilhører lavaktive metaller.

med ilt

Under normale forhold interagerer kobber ikke med ilt. Der kræves varme for at reaktionen mellem dem kan forekomme. Afhængigt af overskud eller mangel på ilt og temperaturforhold kan kobber(II)oxid og kobber(I)oxid danne:

med svovl

Svovls reaktion med kobber kan afhængigt af betingelserne føre til dannelsen af ​​både kobber(I)sulfid og kobber(II)sulfid. Når en blanding af pulveriseret Cu og S opvarmes til en temperatur på 300-400 o C, dannes der kobber(I)sulfid:

Hvis der mangler svovl, og reaktionen udføres ved temperaturer over 400 o C, dannes kobber(II)sulfid. En enklere måde at opnå kobber(II)sulfid fra simple stoffer er imidlertid samspillet mellem kobber og svovl opløst i kulstofdisulfid:

Denne reaktion sker ved stuetemperatur.

med halogener

Kobber reagerer med fluor, klor og brom og danner halogenider med den generelle formel CuHal 2, hvor Hal er F, Cl eller Br:

Cu + Br 2 = CuBr 2

I tilfælde af jod, det svageste oxidationsmiddel blandt halogenerne, dannes kobber(I)iodid:

Kobber interagerer ikke med brint, nitrogen, kulstof og silicium.

med ikke-oxiderende syrer

Næsten alle syrer er ikke-oxiderende syrer, undtagen koncentreret svovlsyre og salpetersyre uanset koncentration. Da ikke-oxiderende syrer kun er i stand til at oxidere metaller i aktivitetsrækken op til brint; det betyder, at kobber ikke reagerer med sådanne syrer.

med oxiderende syrer

- koncentreret svovlsyre

Kobber reagerer med koncentreret svovlsyre både ved opvarmning og ved stuetemperatur. Ved opvarmning forløber reaktionen ifølge ligningen:

Da kobber ikke er et stærkt reduktionsmiddel, reduceres svovl i denne reaktion kun til +4 oxidationstilstanden (i SO 2).

- med fortyndet salpetersyre

Reaktionen af ​​kobber med fortyndet HNO 3 fører til dannelsen af ​​kobber (II) nitrat og nitrogenmonoxid:

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

- med koncentreret salpetersyre

Koncentreret HNO 3 reagerer let med kobber under normale forhold. Forskellen mellem reaktionen af ​​kobber med koncentreret salpetersyre og reaktionen med fortyndet salpetersyre ligger i produktet af nitrogenreduktion. Ved koncentreret HNO 3 reduceres nitrogen i mindre grad: i stedet for nitrogenoxid (II) dannes nitrogenoxid (IV), hvilket skyldes større konkurrence mellem salpetersyremolekyler i koncentreret syre om elektroner af den reducerende agent (Cu):

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

med ikke-metaloxider

Kobber reagerer med nogle ikke-metaloxider. For eksempel med oxider som NO 2, NO, N 2 O oxideres kobber til kobber(II)oxid, og nitrogen reduceres til oxidationstilstand 0, dvs. der dannes et simpelt stof N 2:

Ved svovldioxid dannes der kobber(I)sulfid i stedet for det simple stof (svovl). Dette skyldes det faktum, at kobber og svovl i modsætning til nitrogen reagerer:

med metaloxider

Når metallisk kobber sintres med kobber(II)oxid ved en temperatur på 1000-2000 o C, kan kobber(I)oxid opnås:

Metallisk kobber kan også reducere jern(III)oxid til jern(II)oxid ved kalcinering:

med metalsalte

Kobber fortrænger mindre aktive metaller (til højre for det i aktivitetsserien) fra opløsninger af deres salte:

Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓

En interessant reaktion finder også sted, hvor kobber opløses i saltet af et mere aktivt metal - jern i +3-oxidationstilstanden. Der er dog ingen modsætninger, pga kobber fortrænger ikke jern fra dets salt, men reducerer det kun fra oxidationstilstanden +3 til oxidationstilstanden +2:

Fe 2 (SO 4) 3 + Cu = CuSO 4 + 2FeSO 4

Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2

Sidstnævnte reaktion bruges til fremstilling af mikrokredsløb på stadiet med ætsning af kobberkredsløb.

Kobberkorrosion

Kobber korroderer over tid, når det kommer i kontakt med fugt, kuldioxid og atmosfærisk oxygen:

2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 = (CuOH) 2 CO 3

Som et resultat af denne reaktion er kobberprodukter dækket med en løs blågrøn belægning af kobber(II)hydroxycarbonat.

Zinks kemiske egenskaber

Zink Zn er i gruppe IIB i IV-perioden. Den elektroniske konfiguration af valensorbitaler af et kemisk grundstofs atomer i grundtilstanden er 3d 10 4s 2. For zink er kun én enkelt oxidationstilstand mulig, svarende til +2. Zinkoxid ZnO og zinkhydroxid Zn(OH)2 har udtalte amfotere egenskaber.

Zink anløber, når den opbevares i luft, og bliver dækket af et tyndt lag ZnO-oxid. Oxidation sker især let ved høj luftfugtighed og i nærvær af kuldioxid på grund af reaktionen:

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

Zinkdamp brænder i luften, og en tynd stribe zink, efter at have været glødende i en brænderflamme, brænder med en grønlig flamme:

Ved opvarmning interagerer metallisk zink også med halogener, svovl og fosfor:

Zink reagerer ikke direkte med brint, nitrogen, kulstof, silicium og bor.

Zink reagerer med ikke-oxiderende syrer for at frigive brint:

Zn + H2SO4 (20%) → ZnSO4 + H2

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

Teknisk zink er især letopløseligt i syrer, da det indeholder urenheder af andre mindre aktive metaller, især cadmium og kobber. Zink med høj renhed er resistent over for syrer af visse grunde. For at fremskynde reaktionen bringes en zinkprøve med høj renhed i kontakt med kobber, eller der tilsættes lidt kobbersalt til syreopløsningen.

Ved en temperatur på 800-900 o C (rød varme) interagerer zinkmetal, der er i smeltet tilstand, med overophedet vanddamp og frigiver brint fra det:

Zn + H2O = ZnO + H2

Zink reagerer også med oxiderende syrer: koncentreret svovlsyre og salpetersyre.

Zink som aktivt metal kan danne svovldioxid, elementært svovl og endda svovlbrinte med koncentreret svovlsyre.

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Sammensætningen af ​​reduktionsprodukterne af salpetersyre bestemmes af opløsningens koncentration:

Zn + 4HNO3 (konc.) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3Zn + 8HNO3 (40%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

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

Retningen af ​​processen er også påvirket af temperatur, mængden af ​​syre, metallets renhed og reaktionstid.

Zink reagerer med alkaliske opløsninger til dannelse tetrahydroxycinater og brint:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

Zn + Ba(OH)2 + 2H2O = Ba + H2

Ved sammensmeltning med vandfri alkalier dannes zink zinkater og brint:

I et stærkt alkalisk miljø er zink et ekstremt stærkt reduktionsmiddel, der er i stand til at reducere nitrogen i nitrater og nitritter til ammoniak:

4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O → 4Na2 + NH3

På grund af kompleksdannelse opløses zink langsomt i ammoniakopløsning, hvilket reducerer hydrogen:

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

Zink reducerer også mindre aktive metaller (til højre for det i aktivitetsserien) fra vandige opløsninger af deres salte:

Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2

Zn + FeSO4 = Fe + ZnSO4

Kemiske egenskaber af chrom

Chrom er et grundstof i gruppe VIB i det periodiske system. Den elektroniske konfiguration af chromatomet skrives som 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, dvs. i tilfælde af chrom, såvel som i tilfælde af kobberatomet, observeres den såkaldte "elektronlækage"

De mest almindeligt udstillede oxidationstilstande af chrom er +2, +3 og +6. De skal huskes, og inden for rammerne af Unified State Examination-programmet i kemi kan det antages, at chrom ikke har andre oxidationstilstande.

Under normale forhold er krom modstandsdygtig over for korrosion i både luft og vand.

Interaktion med ikke-metaller

med ilt

Opvarmet til en temperatur på mere end 600 o C brænder pulveriseret chrommetal i ren oxygen og danner chrom(III)oxid:

4Cr + 3O2 = o t=> 2Cr2O3

med halogener

Chrom reagerer med klor og fluor ved lavere temperaturer end med oxygen (henholdsvis 250 og 300 o C):

2Cr + 3F2 = o t=> 2CrF 3

2Cr + 3Cl2 = o t=> 2CrCl3

Chrom reagerer med brom ved en rødglødende temperatur (850-900 o C):

2Cr + 3Br2 = o t=> 2CrBr 3

med nitrogen

Metallisk chrom interagerer med nitrogen ved temperaturer over 1000 o C:

2Cr + N2 = ot=> 2CrN

med svovl

Med svovl kan chrom danne både chrom (II) sulfid og chrom (III) sulfid, hvilket afhænger af proportionerne mellem svovl og chrom:

Cr+S= o t=>CrS

2Cr + 3S = o t=> Cr2S3

Chrom reagerer ikke med brint.

Interaktion med komplekse stoffer

Interaktion med vand

Chrom er et metal med middel aktivitet (placeret i aktivitetsrækken af ​​metaller mellem aluminium og brint). Det betyder, at reaktionen foregår mellem rødglødende krom og overophedet vanddamp:

2Cr + 3H2O = o t=> Cr2O3 + 3H2

Interaktion med syrer

Chrom passiveres under normale forhold af koncentrerede svovl- og salpetersyrer, men det opløses i dem ved kogning, mens det oxideres til oxidationstilstanden +3:

Cr + 6HNO3(konc.) = til=> Cr(NO3)3 + 3N02 + 3H2O

2Cr + 6H2S04(konc) = til=> Cr2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

I tilfælde af fortyndet salpetersyre er hovedproduktet af nitrogenreduktion det simple stof N 2:

10Cr + 36HNO3(dil) = 10Cr(NO3)3 + 3N2 + 18H2O

Chrom er placeret i aktivitetsrækken til venstre for brint, hvilket betyder, at det er i stand til at frigive H2 fra opløsninger af ikke-oxiderende syrer. Under sådanne reaktioner, i mangel af adgang til atmosfærisk oxygen, dannes chrom (II) salte:

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2

Cr + H2SO4 (fortyndet) = CrS04 + H2

Når reaktionen udføres i fri luft, oxideres divalent chrom øjeblikkeligt af ilten i luften til oxidationstilstanden +3. I dette tilfælde vil ligningen med saltsyre for eksempel have formen:

4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O

Når metallisk chrom smeltes sammen med stærke oxidationsmidler i nærværelse af alkalier, oxideres chrom til +6 oxidationstilstanden og danner kromater:

Jerns kemiske egenskaber

Jern Fe, et kemisk grundstof placeret i gruppe VIIIB og med serienummer 26 i det periodiske system. Fordelingen af ​​elektroner i jernatomet er som følger: 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, det vil sige, at jern hører til d-elementerne, da d-underniveauet er udfyldt i dets tilfælde. Det er mest karakteriseret ved to oxidationstilstande +2 og +3. FeO oxid og Fe(OH) 2 hydroxid har overvejende basiske egenskaber, mens Fe 2 O 3 oxid og Fe(OH) 3 hydroxid har mærkbart amfotere egenskaber. Jernoxid og hydroxid (III) opløses således til en vis grad, når de koges i koncentrerede opløsninger af alkalier, og reagerer også med vandfri alkalier under fusion. Det skal bemærkes, at oxidationstilstanden for jern +2 er meget ustabil og let går over i oxidationstilstanden +3. Også kendt er jernforbindelser i en sjælden oxidationstilstand +6 - ferrater, salte af den ikke-eksisterende "jernsyre" H 2 FeO 4. Disse forbindelser er kun relativt stabile i fast tilstand eller i stærkt alkaliske opløsninger. Hvis miljøets alkalinitet er utilstrækkelig, oxiderer ferrater hurtigt selv vand og frigiver ilt fra det.

Interaktion med simple stoffer

Med ilt

Ved forbrænding i ren ilt danner jern den såkaldte jern vægt, der har formlen Fe 3 O 4 og faktisk repræsenterer et blandet oxid, hvis sammensætning konventionelt kan repræsenteres af formlen FeO∙Fe 2 O 3. Forbrændingsreaktionen af ​​jern har formen:

3Fe + 2O2 = til=> Fe 3 O 4

Med svovl

Når det opvarmes, reagerer jern med svovl og danner jernsulfid:

Fe + S = til=>FeS

Eller med overskydende svovl jerndisulfid:

Fe + 2S = til=>FeS 2

Med halogener

Metallisk jern oxideres af alle halogener undtagen jod til +3 oxidationstilstanden og danner jernhalogenider (lll):

2Fe + 3F2 = til=> 2FeF 3 – jernfluorid (lll)

2Fe + 3Cl2 = til=> 2FeCl 3 – ferrichlorid (lll)

Jod, som det svageste oxidationsmiddel blandt halogenerne, oxiderer kun jern til oxidationstilstanden +2:

Fe + I2 = til=> FeI 2 – jerniodid (ll)

Det skal bemærkes, at jern(III)jernforbindelser let oxiderer iodidioner i en vandig opløsning til frit iod I2, mens de reduceres til oxidationstilstanden +2. Eksempler på lignende reaktioner fra FIPI-banken:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl

2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H2O

Fe2O3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 3H2O

Med brint

Jern reagerer ikke med brint (kun alkalimetaller og jordalkalimetaller reagerer med brint fra metaller):

Interaktion med komplekse stoffer

Interaktion med syrer

Med ikke-oxiderende syrer

Da jern er placeret i aktivitetsrækken til venstre for brint, betyder det, at det er i stand til at fortrænge brint fra ikke-oxiderende syrer (næsten alle syrer undtagen H 2 SO 4 (konc.) og HNO 3 i enhver koncentration):

Fe + H 2 SO 4 (fortyndet) = FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Du skal være opmærksom på et sådant trick i Unified State Examination-opgaverne som et spørgsmål om emnet, til hvilken grad af oxidation jern vil oxidere, når det udsættes for fortyndet og koncentreret saltsyre. Det rigtige svar er op til +2 i begge tilfælde.

Fælden her ligger i den intuitive forventning om en dybere oxidation af jern (til d.o. +3) i tilfælde af dets interaktion med koncentreret saltsyre.

Interaktion med oxiderende syrer

Under normale forhold reagerer jern ikke med koncentrerede svovl- og salpetersyrer på grund af passivering. Men det reagerer med dem, når det koges:

2Fe + 6H2S04 = o t=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3 SO 2 + 6H 2 O

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

Bemærk venligst, at fortyndet svovlsyre oxiderer jern til en oxidationstilstand på +2 og koncentreret svovlsyre til +3.

Korrosion (rustning) af jern

I fugtig luft ruster jern meget hurtigt:

4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH) 3

Jern reagerer ikke med vand i fravær af ilt, hverken under normale forhold eller ved kogning. Reaktionen med vand sker kun ved temperaturer over rød varme (>800 o C). de der..

I.V.TRIGUBCHAK

Kemi underviser

Fortsættelse. For begyndelsen, se nr. 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11/2008

LEKTION 24

10. klasse(første studieår)

Zink og dets forbindelser

1. Position i tabellen for D.I. Mendeleev, atomets struktur.

2. Navnets oprindelse.

3. Fysiske egenskaber.

4. Kemiske egenskaber.

5. At være i naturen.

6. Grundlæggende metoder til at opnå.

7. Zinkoxid og hydroxid – egenskaber og fremstillingsmetoder.

Zink er placeret i den sekundære undergruppe af gruppe II af D.I. Mendeleevs tabel. Dens elektroniske formel er 1 s 2 2s 2 s 6 3s 2 s 6 d 10 4s 2. Zink er d-element, udviser en enkelt oxidationstilstand på +2 i forbindelser (da det tredje energiniveau i zinkatomet er fuldstændig fyldt med elektroner). Da det er et amfotert element med en overvægt af metalliske egenskaber, indgår zink i forbindelser ofte i sammensætningen af ​​kationen, sjældnere i anionen. For eksempel,

Det menes, at navnet zink kommer fra det gamle tyske ord "zink" (hvid, torn). Til gengæld går dette ord tilbage til det arabiske "harasin" (metal fra Kina), som angiver produktionsstedet for zink, bragt til Europa fra Kina i middelalderen.

FYSISKE STRUKTURER

Zink er et hvidt metal; Når den udsættes for luft, bliver den dækket af en oxidfilm, og dens overflade bliver mat. I kulden er det et ret skørt metal, men ved temperaturer på 100-150 °C forarbejdes zink let og danner legeringer med andre metaller.

Kemiske egenskaber

Zink er et metal med middel kemisk aktivitet, men det er mere aktivt end jern. Zink udviser efter ødelæggelse af oxidfilmen følgende kemiske egenskaber.

Zn + H2 ZnH2.

2Zn + O22ZnO.

Metaller (–).

Ikke-metaller (+):

Zn + Cl 2 ZnCl 2,

3Zn + 2P Zn3P2.

Zn + 2H2O Zn(OH)2 + H2.

Basiske oxider (–).

Sure oxider (–).

Baser (+):

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2,

Zn + 2NaOH (smelte) = Na2ZnO2 + H2.

Ikke-oxiderende syrer (+):

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.

Oxiderende syrer (+):

3Zn + 4H2S04 (konc.) = 3ZnS04 + S + 4H2O.

4Zn + 5H2SO4 (konc.) = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O,

4Zn + 10HNO3 (ultradilt.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

Salte (+/–):*

Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2,

Zn + NaCl ingen reaktion.

I naturen findes zink i form af forbindelser, hvoraf de vigtigste er sphalerit eller zinkblanding (ZnS), smithsonit eller zinkspat (ZnCO 3), rød zinkmalm (ZnO).

I industrien ristes zinkmalm for at opnå zink for at producere zinkoxid, som derefter reduceres med kulstof:

2ZnS + 3O 2 2ZnO + 2SO 2,

2ZnO + C2Zn + CO2.

De vigtigste zinkforbindelser omfatter zinkoxid (ZnO) og zinkhydroxid (Zn(OH) 2). Disse er hvide krystallinske stoffer, der udviser amfotere egenskaber:

ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O,

ZnO + 2NaOH + H2O = Na2,

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O,

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2.

Zinkoxid kan opnås ved oxidation af zink, nedbrydning af zinkhydroxid eller ristning af zinkblanding:

Zn(OH)2ZnO + H2O,

2ZnS + 3O2 2ZnO + 3SO2.

Zinkhydroxid opnås ved en udvekslingsreaktion mellem en opløsning af zinksalt og alkali:

ZnCl2 + 2NaOH (mangel) = Zn(OH)2 + 2NaCl.

Disse forbindelser skal huskes: zinkblanding (ZnS), zinksulfat (ZnSO 4 7H 2 O).

Test om emnet "Zink og dets forbindelser"

1. Summen af ​​koefficienterne i ligningen for zinks reaktion med meget fortyndet salpetersyre:

a) 20; b) 22; c) 24; d) 29.

2. Zink fra en koncentreret opløsning af natriumcarbonat fortrænger:

a) hydrogen; b) carbonmonoxid;

c) carbondioxid; d) metan.

3. Alkaliske opløsninger kan reagere med følgende stoffer (flere rigtige svar er mulige):

a) kobbersulfat og chlor;

b) calciumoxid og kobber;

c) natriumhydrogensulfat og zink;

d) zinkhydroxid og kobberhydroxid.

4. Densiteten af ​​en 27,4 % natriumhydroxidopløsning er 1,3 g/ml. Den molære koncentration af alkali i denne opløsning er:

a) 0,0089 mol/ml; b) 0,0089 mol/l;

c) 4 mol/l; d) 8,905 mol/l.

5. For at opnå zinkhydroxid har du brug for:

a) tilsæt natriumhydroxidopløsningen dråbe for dråbe til zinkchloridopløsningen;

b) tilsæt zinkchloridopløsningen dråbe for dråbe til natriumhydroxidopløsningen;

c) tilsæt overskydende natriumhydroxidopløsning til zinkchloridopløsningen;

d) tilsæt natriumhydroxidopløsning dråbe for dråbe til zinkcarbonatopløsningen;

6. Fjern den "unødvendige" forbindelse:

a) H2Zn02; b) ZnCl2; c) ZnO; d) Zn(OH) 2.

7. En legering af kobber og zink med en vægt på 24,12 g blev behandlet med et overskud af fortyndet svovlsyre. I dette tilfælde blev der frigivet 3,36 liter gas (n.s.). Massefraktionen af ​​zink i denne legering er lig (i%):

a) 59,58; b) 40,42; c) 68,66; d) 70,4.

8. Zinkgranulat vil interagere med en vandig opløsning (flere rigtige svar er mulige):

a) saltsyre; b) salpetersyre;

c) kaliumhydroxid; d) aluminiumsulfat.

9. Kuldioxid med et volumen på 16,8 liter (n.s.) blev absorberet af 400 g 28% kaliumhydroxidopløsning. Massefraktionen af ​​stoffet i opløsningen er (i%):

a) 34,5; b) 31,9; c) 69; d) 63,7.

10. Massen af ​​en zinkcarbonatprøve indeholdende 4.816 10 24 oxygenatomer er (i g):

a) 1000; b) 33,3; c) 100; d) 333,3.

Nøglen til testen

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
b	EN	a, c	G	EN	b	b	a B C D	b	G

Problemer og øvelser på amfotere metaller

Kæder af transformationer

1. Zink -> zinkoxid -> zinkhydroxid -> zinksulfat -> zinkchlorid -> zinknitrat -> zinksulfid -> zinkoxid -> kaliumzinkat.

2. Aluminiumoxid -> kaliumtetrahydroxoaluminat -> aluminiumchlorid -> aluminiumhydroxid -> kaliumtetrahydroxoaluminat.

3. Natrium -> natriumhydroxid -> natriumbicarbonat -> natriumcarbonat -> natriumhydroxid -> natriumhexahydroxochromat(III).

4. Chrom -> chrom(II)chlorid -> chrom(III)chlorid -> kaliumhexahydroxochromat(III) + brom + kaliumhydroxid -> kaliumchromat -> kaliumdichromat -> chrom(VI)oxid.

5. Jern(II)sulfid -> X 1 -> jern(III)oxid -> X 2 -> jern(II)sulfid.

6. Jern(II)chlorid -> A -> B -> C -> D -> D -> jern(II)chlorid (alle stoffer indeholder jern; der er kun tre redoxreaktioner i træk i skemaet).

7. Chrom -> X 1 -> chrom(III) sulfat -> X 2 -> kaliumdichromat -> X 3 -> chrom.

Niveau A

1. For at opløse 1,26 g magnesium-aluminiumlegering blev der anvendt 35 ml af en 19,6% svovlsyreopløsning (densitet 1,14 g/ml). Den overskydende syre reagerede med 28,6 ml kaliumbicarbonatopløsning med en koncentration på 1,4 mol/l. Bestem sammensætningen af ​​den originale legering og mængden af ​​gas (antal), der frigives, når legeringen er opløst.

Svar. 57,6% Mg; 42,4% Al; 1,34 l H2.

2. En blanding af calcium og aluminium med en vægt på 18,8 g blev calcineret uden luft med et overskud af grafitpulver. Reaktionsproduktet blev behandlet med fortyndet saltsyre, og 11,2 liter gas (n.o.) blev frigivet. Bestem sammensætningen af ​​den oprindelige blanding.

Løsning

Reaktionsligninger:

Lad (Ca) = x mol, (Al) = 4 y muldvarp.

Derefter: 40 x + 4 27y = 18,8.

Ifølge problemet:

v(C2H2 + CH4) = 11,2 1.

Derfor,

(C2H2 + CH4) = 11,2/22,4 = 0,5 mol.

Ifølge reaktionsligningen:

(C2H2) = (CaC2) = (Ca) = x muldvarp,

(CH4) = 3/4 (Al) = 3 y muldvarp,

x + 3y = 0,5.

Vi løser systemet:

x = 0,2, y = 0,1.

Derfor,

(Ca) = 0,2 mol,

(Al) = 4 0,1 = 0,4 mol.

I den originale blanding:

m(Ca) = 0,2 40 = 8 g,

(Ca) = 8/18,8 = 0,4255 eller 42,6%;

m(Al) = 0,4 27 = 10,8 g,

(Al) = 10,8/18,8 = 0,5744 eller 57,4%.

Svar. 42,6% Ca; 57,4% Al.

3. Når 11,2 g af et gruppe VIII-metal fra det periodiske system reagerede med chlor, blev der dannet 32,5 g chlorid. Identificer metallet.

Svar. Jern.

4. Når pyrit blev ristet, blev der frigivet 25 m3 svovldioxid (temperatur 25 °C og tryk 101 kPa). Beregn massen af ​​det dannede faste stof.

Svar. 40,8 kg Fe 2 O 3.

5. Når 69,5 g jern(II)sulfat krystallinsk hydrat kalcineres, dannes 38 g vandfrit salt. Bestem formlen for krystallinsk hydrat.

Svar. Heptahydrat FeSO 4 7H 2 O.

6. Ved udsættelse for overskydende saltsyre på 20 g af en blanding indeholdende kobber og jern blev der frigivet en gas med et volumen på 3,36 l (n.s.). Bestem sammensætningen af ​​den oprindelige blanding.

Svar. 58% Cu; 42% Fe.

Niveau B

1. Hvilket volumen af ​​en 40% opløsning af kaliumhydroxid (densitet - 1,4 g/ml) skal tilsættes til 50 g af en 10% opløsning af aluminiumchlorid, så det oprindeligt aflejrede bundfald er fuldstændigt opløst?

Svar. 15 ml.

2. Metallet blev brændt i ilt til dannelse af 2,32 g oxid, for at reducere hvilket til metal det er nødvendigt at forbruge 0,896 l (n.s.) carbonmonoxid. Det reducerede metal blev opløst i fortyndet svovlsyre, den resulterende opløsning gav et blåt bundfald med rødt blodsalt. Bestem formlen for oxidet.

Svar: Fe304.

3. Hvilket volumen af ​​5,6 M kaliumhydroxidopløsning kræves for fuldstændigt at opløse 5 g af en blanding af chrom(III) og aluminiumhydroxider, hvis massefraktionen af ​​oxygen i denne blanding er 50 %?

Svar. 9,3 ml.

4. Natriumsulfid blev tilsat til en 14% opløsning af chrom(III)nitrat, den resulterende opløsning blev filtreret og kogt (uden tab af vand), og massefraktionen af ​​chromsalt blev reduceret til 10%. Bestem massefraktionerne af de resterende stoffer i den resulterende opløsning.

Svar. 4,38% NaNO3.

5. En blanding af jern(II)chlorid og kaliumdichromat blev opløst i vand, og opløsningen blev syrnet med saltsyre. Efter nogen tid blev et overskud af kaliumhydroxidopløsning tilsat dråbevis til opløsningen, det dannede bundfald blev filtreret og calcineret til en konstant masse. Massen af ​​den tørre rest er 4,8 g. Find massen af ​​den oprindelige blanding af salte under hensyntagen til, at massefraktionerne af jern(II)chlorid og kaliumdichromat i den er i forholdet 3:2.

Svar. 4,5 g.

6. 139 g jernsulfat blev opløst i vand ved en temperatur på 20 °C for at opnå en mættet opløsning. Når denne opløsning blev afkølet til 10 °C, dannedes et bundfald af jernsulfat. Find massen af ​​bundfaldet og massefraktionen af ​​jern(II)sulfat i den resterende opløsning (opløseligheden af ​​jern(II)sulfat ved 20 °C er 26 g og ved 10 °C - 20 g).

Svar. 38,45 g FeS047H20; 16,67 %.

Kvalitative opgaver

1. Et sølvhvidt let simpelt stof A, som har god termisk og elektrisk ledningsevne, reagerer ved opvarmning med et andet simpelt stof B. Det resulterende faste stof opløses i syrer og frigiver gas C, som, når det passerer gennem en opløsning af svovlsyre, udfælder stof B. Identificer stoffer, skriv reaktionsligningerne.

Svar. Stoffer: A – Al, B – S, C – H 2 S.

2. Der er to gasser, A og B, hvis molekyler er triatomiske. Når hver af dem tilsættes til en opløsning af kaliumaluminat, dannes et bundfald. Foreslå mulige formler for gasserne A og B under hensyntagen til, at disse gasser er binære. Skriv reaktionsligningerne. Hvordan kan disse gasser skelnes kemisk?

Løsning

Gas A – CO 2; gas B – H 2 S.

2KAlO 2 + CO 2 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 + K 2 CO 3,

2KAlO2 + H2S + 2H2O = 2Al(OH)3 + K2S.

3. Den brunfarvede forbindelse A, der er uopløselig i vand, nedbrydes ved opvarmning og danner to oxider, hvoraf den ene er vand. Et andet oxid, B, reduceres af kulstof til at danne metal C, det næstmest udbredte metal i naturen. Identificer stoffer, skriv reaktionsligninger.

Svar. Stoffer: A – Fe(OH) 3,
B – Fe 2 O 3, C – Fe.

4. Salt A dannes af to grundstoffer, når det brændes i luft, dannes to oxider: B - fast, brun i farven og gasformig. Oxid B undergår en substitutionsreaktion med sølv-hvidt metal C (når det opvarmes). Identificer stoffer, skriv reaktionsligninger.

Svar. Stoffer: A – FeS 2, B – Fe 2 O 3, C – Al.

* +/– tegnet betyder, at denne reaktion ikke forekommer med alle reagenser eller under specifikke forhold.

Fortsættes