Медь (Cu) относится к d-элементам и расположена в IB группе периодической таблицы Д.И.Менделеева. Электронная конфигурация атома меди в основном состоянии записывается виде 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 вместо предполагаемой формулы 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Другими словами, в случае атома меди наблюдается так называемый «проскок электрона» с 4s-подуровня на 3d-подуровень. Для меди, кроме нуля, возможны степени окисления +1 и +2. Степень окисления +1 склонна к диспропорционированию и стабильна лишь в нерастворимых соединениях типа CuI, CuCl, Cu 2 O и т. д., а также в комплексных соединениях, например, Cl и OH. Соединения меди в степени окисления +1 не имеют конкретной окраски. Так, оксид меди (I) в зависимости от размеров кристаллов может быть темно-красный (крупные кристаллы) и желтый (мелкие кристаллы), CuCl и CuI — белыe, а Cu 2 S — черно-синий. Более химически устойчивой является степень окисления меди, равная +2. Соли, содержащие медь в данной степени окисления, имеют синюю и сине-зеленую окраску.

Медь является очень мягким, ковким и пластичным металлом с высокой электро- и теплопроводностью. Окраска металлической меди красно-розовая. Медь находится в ряду активности металлов правее водорода, т.е. относится к малоактивным металлам.

с кислородом

В обычных условиях медь с кислородом не взаимодействует. Для протекания реакции между ними требуется нагрев. В зависимости от избытка или недостатка кислорода и температурных условий может образовать оксид меди (II) и оксид меди (I):

с серой

Реакция серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси порошкообразных Cu и S до температуры 300-400 о С образуется сульфид меди (I):

При недостатке серы и проведении реакции при температуре более 400 о С образуется сульфид меди (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II) из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в сероуглероде:

Данная реакция протекает при комнатной температуре.

с галогенами

С фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal 2 , где Hal – F, Cl или Br:

Cu + Br 2 = CuBr 2

В случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид меди (I):

С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.

с кислотами-неокислителями

Кислотами-неокислителями являются практически все кислоты, кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. Поскольку кислоты-неокислители в состоянии окислить только металлы, находящиеся в ряду активности до водорода; это означает, что медь с такими кислотами не реагирует.

с кислотами-окислителями

— концентрированной серной кислотой

С концентрированной серной кислотой медь реагирует как при нагревании, так и при комнатной температуре. При нагревании реакция протекает в соответствии с уравнением:

Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления +4 (в SO 2).

— с разбавленной азотной кислотой

Реакция меди с разбавленной HNO 3 приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:

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

— с концентрированной азотной кислотой

Концентрированная HNO 3 легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO 3 азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):

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

с оксидами неметаллов

Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO 2 , NO, N 2 O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N 2:

В случае диоксида серы, вместо простого вещества (серы) образуется сульфид меди(I). Связано это с тем, что медь с серой, в отличие от азота, реагирует:

с оксидами металлов

При спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 о С может быть получен оксид меди (I):

Также металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до оксида железа (II):

с солями металлов

Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:

Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓

Также имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более активного металла – железа в степени окисления +3. Однако противоречий нет, т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со степени окисления +3 до степени окисления +2:

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

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

Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.

Коррозия меди

Медь со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и кислородом воздуха:

2Cu + H 2 O + СО 2 + О 2 = (CuOН) 2 СO 3

В результате протекания данной реакции медные изделия покрываются рыхлым сине-зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II).

Химические свойства цинка

Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d 10 4s 2 . Для цинка возможна только одна единственная степень окисления, равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН) 2 обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

Цинк при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого газа вследствие протекания реакции:

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

Пар цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:

При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.

Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Особенно легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди. Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.

При температуре 800-900 o C (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:

Zn + H 2 O = ZnO + H 2

Цинк реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.

Цинк как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.

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

Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

Zn + 4HNO 3 (конц.) = 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

На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.

Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Zn + Ba(OH) 2 + 2H 2 O = Ba + H 2

С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

В сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:

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

Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:

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

Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4

Химические свойства хрома

Хром - элемент VIB группы таблицы Менделеева. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 , т.е. в случае хрома, также как и в случае атома меди, наблюдается так называемый «проскок электрона»

Наиболее часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения +2, +3 и +6. Их следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других степеней окисления хром не имеет.

При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.

Взаимодействие с неметаллами

с кислородом

Раскаленный до температуры более 600 o С порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):

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

с галогенами

С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 o C соответственно):

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

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

С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 o C):

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

с азотом

С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 o С:

2Cr + N 2 = o t => 2CrN

с серой

С серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III), что зависит от пропорций серы и хрома:

Cr + S = o t => CrS

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

С водородом хром не реагирует.

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой

Хром относится к металлам средней активности (расположен в ряду активности металлов между алюминием и водородом). Это означает, что реакция протекает между раскаленным до красного каления хромом и перегретым водяным паром:

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

Взаимодействие с кислотами

Хром при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до степени окисления +3:

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

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

В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N 2:

10Cr + 36HNO 3(разб) = 10Cr(NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O

Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H 2 из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2

Cr + H 2 SO 4(разб.) = CrSO 4 + H 2

При проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления +3. При этом, например, уравнение с соляной кислотой примет вид:

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

При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы :

Химические свойства железа

Железо Fe, химический элемент, находящийся в VIIIB группе и имеющий порядковый номер 26 в таблице Менделеева. Распределение электронов в атоме железа следующее 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , то есть железо относится к d-элементам, поскольку заполняемым в его случае является d-подуровень. Для него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH) 2 преобладают основные свойства, у оксида Fe 2 O 3 и гидроксида Fe(OH) 3 заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей, а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» H 2 FeO 4 . Указанные соединения относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах. При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду, выделяя из нее кислород.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину , имеющую формулу Fe 3 O 4 и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe 2 O 3 . Реакция горения железа имеет вид:

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

С серой

При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:

Fe + S =t o => FeS

Либо же при избытке серы дисульфид железа :

Fe + 2S =t o => FeS 2

С галогенами

Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):

2Fe + 3F 2 =t o => 2FeF 3 – фторид железа (lll)

2Fe + 3Cl 2 =t o => 2FeCl 3 – хлорид железа (lll)

Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2:

Fe + I 2 =t o => FeI 2 – йодид железа (ll)

Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I 2 при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:

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

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

Fe 2 O 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O

С водородом

Железо с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные металлы и щелочноземельные):

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с кислотами

С кислотами-неокислителями

Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3 любой концентрации):

Fe + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Нужно обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной и концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до +2 в обоих случаях.

Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более глубокого окисления железа (до с.о. +3) в случае его взаимодействия с концентрированной соляной кислотой.

Взаимодействие с кислотами-окислителями

С концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:

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

Обратите внимание на то, что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени окисления +2, а концентрированная до +3.

Коррозия (ржавление) железа

На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

4Fe + 6H 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

С водой в отсутствие кислорода железо не реагирует ни в обычных условиях, ни при кипячении. Реакция с водой протекает лишь при температуре выше температуры красного каления (>800 о С). т.е..

И.В.ТРИГУБЧАК

Пособие-репетитор по химии

Продолжение. Начало см. в № 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

ЗАНЯТИЕ 24

10-й класс (первый год обучения)

Цинк и его соединения

1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.

2. Происхождение названия.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства.

5. Нахождение в природе.

6. Основные методы получения.

7. Оксид и гидроксид цинка – свойства и методы получения.

Цинк расположен в побочной подгруппе II группы таблицы Д.И.Менделеева. Его электронная формула 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 . Цинк является d -элементом, проявляет в соединениях единственную степень окисления +2 (т.к. третий энергетический уровень в атоме цинка полностью заполнен электронами). Являясь амфотерным элементом с преобладанием металлических свойств, в соединениях цинк чаще входит в состав катиона, реже – аниона. Например,

Предполагают, что название цинка происходит от древнегерманского слова «цинко» (белый, бельмо). В свою очередь, это слово восходит к арабскому «харасин» (металл из Китая), что указывает на место выработки цинка, завезенного в средние века в Европу из Китая.

Ф и з и ч е с к и е с в о й с т в а

Цинк – металл белого цвета; на воздухе покрывается оксидной пленкой, и его поверхность тускнеет. На холоде это довольно хрупкий металл, но при температуре 100–150 °С цинк легко обрабатывается, образует сплавы с другими металлами.

Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а

Цинк – металл средней химической активности, однако он более активен, чем железо. Цинк после разрушения оксидной пленки проявляет следующие химические свойства.

Zn + H 2 ZnH 2 .

2Zn + O 2 2ZnO.

Металлы (–).

Неметаллы (+):

Zn + Cl 2 ZnCl 2 ,

3Zn + 2P Zn 3 P 2 .

Zn + 2H 2 O Zn(OH) 2 + H 2 .

Основные оксиды (–).

Кислотные оксиды (–).

Основания (+):

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2 ,

Zn + 2NaOH (расплав) = Na 2 ZnO 2 + H 2 .

Кислоты-неокислители (+):

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 .

Кислоты-окислители (+):

3Zn + 4H 2 SO 4 (конц.) = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O.

4Zn + 5H 2 SO 4 (конц.) = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O,

4Zn + 10HNO 3 (оч. разб.) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Соли (+/–):*

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2 ,

Zn + NaCl нет реакции.

В п р и р о д е цинк встречается в виде соединений, важнейшими из которых являются сфалерит, или цинковая обманка (ZnS), смитсонит, или цинковый шпат (ZnCO 3), красная цинковая руда (ZnO).

В промышленности д л я п о л у ч е н и я цинка производят обжиг цинковой руды с целью получения оксида цинка, который затем восстанавливают углеродом:

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

2ZnO + C2Zn + CO 2 .

К важнейшим соединениям цинка относятся его о к с и д (ZnO) и г и д р о к с и д (Zn(OH) 2). Это кристаллические вещества белого цвета, проявляют амфотерные свойства:

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

ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2 ,

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O,

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 .

Оксид цинка можно получить окислением цинка, разложением гидроксида цинка или обжигом цинковой обманки:

Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O,

2ZnS + 3O 2 2ZnO + 3SO 2 .

Гидроксид цинка получают реакцией обмена между раствором соли цинка и щелочи:

ZnCl 2 + 2NaOH (недостаток) = Zn(OH) 2 + 2NaCl.

Эти соединения н а д о з а п о м н и т ь: цинковая обманка (ZnS), цинковый купорос (ZnSO 4 7H 2 O).

Тест по теме «Цинк и его соединения»

1. Сумма коэффициентов в уравнении реакции цинка с очень разбавленной азотной кислотой:

а) 20; б) 22; в) 24; г) 29.

2. Цинк из концентрированного раствора карбоната натрия вытесняет:

а) водород; б) угарный газ;

в) углекислый газ; г) метан.

3. Растворы щелочей могут реагировать со следующими веществами (возможно несколько правильных ответов):

а) сульфатом меди и хлором;

б) оксидом кальция и медью;

в) гидросульфатом натрия и цинком;

г) гидроксидом цинка и гидроксидом меди.

4. Плотность 27,4%-го раствора гидроксида натрия составляет 1,3 г/мл. Молярная концентрация щелочи в этом растворе составляет:

а) 0,0089 моль/мл; б) 0,0089 моль/л;

в) 4 моль/л; г) 8,905 моль/л.

5. Для получения гидроксида цинка необходимо:

а) по каплям приливать раствор гидроксида натрия к раствору хлорида цинка;

б) по каплям приливать раствор хлорида цинка к раствору гидроксида натрия;

в) прилить избыток раствора гидроксида натрия к раствору хлорида цинка;

г) по каплям добавлять раствор гидроксида натрия к раствору карбоната цинка;

6. Исключите «лишнее» соединение:

а) H 2 ZnO 2 ; б) ZnCl 2 ; в) ZnO; г) Zn(OH) 2 .

7. Сплав меди и цинка массой 24,12 г обработали избытком разбавленной серной кислоты. При этом выделилось 3,36 л газа (н.у.). Массовая доля цинка в этом сплаве равна (в %):

а) 59,58; б) 40,42; в) 68,66; г) 70,4.

8. Гранулы цинка будут взаимодействовать с водным раствором (возможно несколько правильных ответов):

а) соляной кислоты; б) азотной кислоты;

в) гидроксида калия; г) сульфата алюминия.

9. Углекислый газ объемом 16,8 л (н.у.) был поглощен 400 г 28%-го раствора гидроксида калия. Массовая доля вещества, находящегося в растворе, составляет (в %):

а) 34,5; б) 31,9; в) 69; г) 63,7.

10. Масса образца карбоната цинка, в котором содержится 4,816 10 24 атомов кислорода, равна (в г):

а) 1000; б) 33,3; в) 100; г) 333,3.

Ключ к тесту

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
б	а	а, в	г	а	б	б	а, б, в, г	б	г

Задачи и упражнения на амфотерные металлы

Цепочки превращений

1. Цинк -> оксид цинка -> гидроксид цинка -> сульфат цинка -> хлорид цинка -> нитрат цинка -> сульфид цинка -> оксид цинка -> цинкат калия.

2. Оксид алюминия -> тетрагидроксоалюминат калия -> хлорид алюминия -> гидроксид алюминия -> тетрагидроксоалюминат калия.

3. Натрий -> гидроксид натрия -> гидрокарбонат натрия -> карбонат натрия -> гидроксид натрия -> гексагидроксохромат(III) натрия.

4. Хром -> хлорид хрома(II) -> хлорид хрома(III) -> гексагидроксохромат(III) калия + бром + гидроксид калия -> хромат калия -> дихромат калия -> оксид хрома(VI).

5. Сульфид железа(II) -> X 1 -> оксид железа(III) -> X 2 -> сульфид железа(II).

6. Хлорид железа(II) -> А -> Б -> В -> Г -> Д -> хлорид железа(II) (все вещества содержат железо; в схеме только три окислительно-восстановительные реакции подряд).

7. Хром -> Х 1 -> сульфат хрома(III) -> Х 2 -> дихромат калия -> Х 3 -> хром.

У р о в е н ь А

1. Для растворения 1,26 г сплава магния с алюминием использовано 35 мл 19,6%-го раствора серной кислоты (плотность – 1,14 г/мл). Избыток кислоты вступил в реакцию с 28,6 мл раствора гидрокарбоната калия с концентрацией 1,4 моль/л. Определите состав исходного сплава и объем газа (н.у.), выделившегося при растворении сплава.

Ответ. 57,6% Mg; 42,4% Al; 1,34 л H 2 .

2. Смесь кальция и алюминия массой 18,8 г прокалили без доступа воздуха с избытком порошка графита. Продукт реакции обработали разбавленной соляной кислотой, при этом выделилось 11,2 л газа (н.у.). Определите состав исходной смеси.

Решение

Уравнения реакций:

Пусть (Ca) = x моль, (Al) = 4y моль.

Тогда: 40x + 4 27y = 18,8.

По условию задачи:

v(С 2 Н 2 + СH 4) = 11,2 л.

Следовательно,

(С 2 Н 2 + СH 4) = 11,2/22,4 = 0,5 моль.

По уравнению реакции:

(С 2 Н 2) = (СaC 2) = (Сa) = х моль,

(СH 4) = 3/4(Al) = 3y моль,

x + 3y = 0,5.

Решаем систему:

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

Следовательно,

(Ca) = 0,2 моль,

(Al) = 4 0,1 = 0,4 моль.

В исходной смеси:

m (Ca) = 0,2 40 = 8 г,

(Ca) = 8/18,8 = 0,4255, или 42,6%;

m (Al) = 0,4 27 = 10,8 г,

(Al) = 10,8/18,8 = 0,5744, или 57,4%.

Ответ . 42,6% Ca; 57,4% Al.

3. При взаимодействии 11,2 г металла VIII группы периодической системы с хлором образовалось 32,5 г хлорида. Определите металл.

Ответ . Железо.

4. При обжиге пирита выделилось 25 м 3 сернистого газа (температура 25 °С и давление 101 кПа). Вычислите массу образовавшегося при этом твердого вещества.

Ответ. 40,8 кг Fe 2 O 3 .

5. При прокаливании 69,5 г кристаллогидрата сульфата железа(II) образуется 38 г безводной соли. Определите формулу кристаллогидрата.

Ответ. Гептагидрат FeSO 4 7H 2 O.

6. При действии избытка соляной кислоты на 20 г смеси, содержащей медь и железо, выделился газ объемом 3,36 л (н.у.). Определите состав исходной смеси.

Ответ. 58% Cu; 42% Fe.

У р о в е н ь Б

1. Какой объем 40%-го раствора гидроксида калия (плотность – 1,4 г/мл) следует добавить к 50 г 10%-го раствора хлорида алюминия для того, чтобы первоначально выпавший осадок полностью растворился?

Ответ. 15 мл.

2. Металл сожгли в кислороде с образованием 2,32 г оксида, для восстановления которого до металла необходимо затратить 0,896 л (н.у.) угарного газа. Восстановленный металл растворили в разбавленной серной кислоте, полученный раствор дает синий осадок с красной кровяной солью. Определите формулу оксида.

Ответ: Fe 3 O 4 .

3. Какой объем 5,6 М раствора гидроксида калия потребуется для полного растворения 5 г смеси гидроксидов хрома(III) и алюминия, если массовая доля кислорода в этой смеси равна 50%?

Ответ. 9,3 мл.

4. К 14%-му раствору нитрата хрома(III) добавили сульфид натрия, полученный раствор отфильтровали и прокипятили (без потери воды), при этом массовая доля соли хрома уменьшилась до 10%. Определите массовые доли остальных веществ в полученном растворе.

Ответ. 4,38% NaNO 3 .

5. Смесь хлорида железа(II) с дихроматом калия растворили в воде и подкислили раствор соляной кислотой. Через некоторое время к раствору по каплям добавили избыток раствора гидроксида калия, выпавший осадок отфильтровали и прокалили до постоянной массы. Масса сухого остатка равна 4,8 г. Найдите массу исходной смеси солей, учитывая, что массовые доли хлорида железа(II) и дихромата калия в ней относятся как 3:2.

Ответ. 4,5 г.

6. 139 г железного купороса растворили в воде при температуре 20 °С и получили насыщенный раствор. При охлаждении этого раствора до 10 °С выпал осадок железного купороса. Найдите массу выпавшего осадка и массовую долю сульфата железа(II) в оставшемся растворе (растворимость сульфата железа(II) при 20 °С равна 26 г, а при 10 °С – 20 г).

Ответ. 38,45 г FeSO 4 7H 2 O; 16,67%.

Качественные задачи

1. Серебристо-белое легкое простое вещество А, обладающее хорошей тепло- и электропроводностью, реагирует при нагревании с другим простым веществом В. Образующееся твердое вещество растворяется в кислотах с выделением газа С, при пропускании которого через раствор сернистой кислоты выпадает осадок вещества В. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ. Вещества: А – Al, В – S, C – H 2 S.

2. Имеются два газа – А и В, молекулы которых трехатомны. При добавлении каждого из них к раствору алюмината калия выпадает осадок. Предложите возможные формулы газов А и В, учитывая, что эти газы бинарны. Напишите уравнения реакций. Как химическим путем можно различить эти газы?

Решение

Газ А – СО 2 ; газ В – Н 2 S.

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

2KAlO 2 + H 2 S + 2H 2 O = 2Al(OH) 3 + K 2 S.

3. Нерастворимое в воде соединение А бурого цвета при нагревании разлагается с образованием двух оксидов, один из которых – вода. Другой оксид – В – восстанавливается углеродом с образованием металла С, вторым по распространенности в природе среди металлов. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ. Вещества: А – Fe(OH) 3 ,
В – Fe 2 O 3 , C – Fe.

4. Соль А образована двумя элементами, при обжиге ее на воздухе образуются два оксида: В – твердый, бурого цвета, и газообразный. Оксид В вступает в реакцию замещения с серебристо-белым металлом С (при нагревании). Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ. Вещества: А – FeS 2 , В – Fe 2 O 3 , C – Al.

* Знак +/– означает, что данная реакция протекает не со всеми реагентами или в специфических условиях.

Продолжение следует

Сплав цинка с медью - латунь - был известен еще в Древней Греции, Древнем Египте, Индии (VII в.), Китае (XI в.). Долгое время не удавалось выделить чистый цинк. В 1746 А. С. Маргграф разработал способ получения чистого цинка путём прокаливания смеси его оксида с углём без доступа воздуха в глиняных огнеупорных ретортах с последующей конденсацией паров цинка в холодильниках. В промышленном масштабе выплавка цинка началась в XVII в.
Латинское zincum переводится как "белый налет". Происхождение этого слова точно не установлено. Предположительно, оно идет от персидского "ченг", хотя это название относится не к цинку, а вообще к камням. Слово "цинк" встречается в трудах Парацельса и других исследователей 16-17 вв. и восходит, возможно, к древнегерманскому "цинко" - налет, бельмо на глазу. Общеупотребительным название "цинк" стало только в 1920-х гг.

Нахождение в природе, получение:

Наиболее распространенный минерал цинка - сфалерит, или цинковая обманка. Основной компонент минерала - сульфид цинка ZnS, а разнообразные примеси придают этому веществу всевозможные цвета. Видимо, за это минерал и называют обманкой. Цинковую обманку считают первичным минералом, из которого образовались другие минералы элемента № 30: смитсонит ZnCO 3 , цинкит ZnO, каламин 2ZnO·SiO 2 ·Н 2 O. На Алтае нередко можно встретить полосатую "бурундучную" руду - смесь цинковой обманки и бурого шпата. Кусок такой руды издали действительно похож на затаившегося полосатого зверька.
Выделение цинка начинается с концентрирования руды методами седиментации или флотации, затем ее обжигают до образования оксидов: 2ZnS + 3О 2 = 2ZnО + 2SO 2
Оксид цинка перерабатывают электролитическим методом или восстанавливают коксом. В первом случае цинк выщелачивают из сырого оксида разбавленным раствором серной кислоты, примесь кадмия осаждают цинковой пылью и раствор сульфата цинка подвергают электролизу. Металл 99,95%-ной чистоты осаждается на алюминиевых катодах.

Физические свойства:

В чистом виде - довольно пластичный серебристо-белый металл. При комнатной температуре хрупок, при сгибании пластинки слышен треск от трения кристаллитов (обычно сильнее, чем "крик олова"). При 100-150 °C цинк пластичен. Примеси, даже незначительные, резко увеличивают хрупкость цинка. Температура плавления - 692°C, температура кипения - 1180°C

Химические свойства:

Типичный амфотерный металл. Стандартный электродный потенциал -0,76 В, в ряду стандартных потенциалов расположен до железа. На воздухе цинк покрывается тонкой пленкой оксида ZnO. При сильном нагревании сгорает. При нагревании цинк реагирует с галогенами, с фосфором, образуя фосфиды Zn 3 P 2 и ZnP 2 , с серой и ее аналогами, образуя различные халькогениды, ZnS, ZnSe, ZnSe 2 и ZnTe. С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует. Нитрид Zn 3 N 2 получают реакцией цинка с аммиаком при 550-600°C.
Цинк обычной чистоты активно реагирует с растворами кислот и щелочей, образуя в последнем случае гидроксоцинкаты: Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
Очень чистый цинк растворами кислот и щелочей не реагирует.
Для цинка характерны соединения со степенью окисления: +2.

Важнейшие соединения:

Оксид цинка - ZnО, белый, амфотерный, реагирует как с растворами кислот, так и со щелочами:
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + Н 2 О (сплавление).
Гидроксид цинка - образуется в виде студенистого белого осадок при добавлении щелочи к водным растворам солей цинка. Амфотерный гидроксид
Соли цинка . Бесцветные кристаллические вещества. В водных растворах ионы цинка Zn 2+ образуют аквакомплексы 2+ и 2+ и подвергаются сильному гидролизу.
Цинкаты образуются при взаимодействии оксида или гидроксида цинка со щелочами. При сплавлении образуются метацинкаты (напр. Na 2 ZnO 2), которые растворяясь в воде переходят в тетрагидроксоцинкаты: Na 2 ZnO 2 + 2Н 2 О = Na 2 . При подкислении растворов в осадок выпадает гидроксид цинка.

Применение:

Производство антикоррозионных покрытий. - Металлический цинк в виде брусков используют для защиты от коррозии стальных изделий, соприкасающихся с морской водой. Примерно половина всего производимого цинка используется для производства оцинкованной стали, одна треть - в горячем цинковании готовых изделий, остальное - для полосы и проволоки.
- Большое практическое значение имеют сплавы цинка - латуни (медь плюс 20-50% цинка). Для литья под давлением, помимо латуней, используется быстро растущее число специальных сплавов цинка.
- Еще одна область применения - производство сухих батарей, хотя в последние годы оно существенно сократилось.
- Теллурид цинка ZnTe используется как материал для фоторезисторов, приемников инфракрасного излучения, дозиметров и счетчиков радиоактивного излучения. - Ацетат цинка Zn(CH 3 COO) 2 его используют как фиксатор при крашении тканей, консервант древесины, противогрибковое средство в медицине, катализатор в органическом синтезе. Ацетат цинка входит в состав зубных цементов, используется при производстве глазурей и фарфора.

Цинк - один из наиболее важных биологически активных элементов и необходим для всех форм жизни. Его роль обусловлена, в основном, тем, что он входит в состав более 40 важных ферментов. Установлена функция цинка в белках, отвечающих за распознавание последовательности оснований в ДНК и, следовательно, регулирующих перенос генетической информации в ходе репликации ДНК. Цинк участвует в углеводном обмене с помощью цинксодержащего гормона - инсулина. Только в присутствии цинка действует витамин А. Необходим цинк и для формирования костей.
В то же время ионы цинка токсичны.

Беспоместных С., Штанова И.
ХФ ТюмГУ, 571 группа.

Источники: Википедия:

Напишите уравнения реакций по схемам Пожааалуйста 1)фосфат кальция+хлорид бария=фосфат бария+хлорид кальция 2)Карбонат натрия + нитрат калия=карбонат

кальция+нитрат натрия 3)Серная кислота+гидроксид магния=сульфат магния+фода 4)Оксид лития+соляная кислота=хлорид лития+вода 5)Оксид серы(V1)+гидроксид натрия =сульфат натрия+вода 6)Алюминий +бромоводородная кислота=бромид алюминия+водород 7)Нитрат свинца(11)+сульфид натрия =сульфид свинца(11)+кремнивая кислота 8)Силикат калия+фосфорная кислота=фосфат калия+кремнивая кислота 9)гидроксид цинка-йодоводородная кислота=йодид цинка+вода 10)Оксид азота(V)+гидроксид натрия=нетрат калия+вода 11)Нитрат бария+серная кислота=сульфат бария+азотная кислота 12)Оксид углерода (1V)-гидроксид кальция=карбонат кальция+вода 13)Оксид серы(1V)+оксид калия=сульфат калия 14)Оксид магния+оксид фосфора(V)=фосфат магния 15)Азотная кислота+годроксид хрома(111)=нитрат хрома(111)+вода 16)Сероводородная кислота +нетрат серебра=сульфид серебра+азотная кислота 17)Оксид железа(111)+водород=железо+вода 18)Нитрат меди(11)+алюминий=медь+нитрат алюминия 19)Гидроксид алюминия=оксид алюминия+вода

а)натрий---гидроксид натрия--сульфид натрия---хлорид натрия---сульфат натрия б)магний---сульфат магния---гидроксид магния---оксид магния--хлорид магния

в)свинец--оксид свинца(II)--нитрат свинца(II)--гидроксид свинца(II)--оксид свинца(II)-сульфат свинца(II) г)сера---сероводород---сульфит калия--хлорид калия--хлорид калия--соляная кислота д)кальций--гидроксид кальция---карбонат кальция--нитрат кальция--азотная кислота е)алюминий--сульфат алюминия---гидроксид алюминия---оксид алюминия--нитрат алюминия ж)сера--оксид серы(IV)--cернистая кислота---сульфит натрия--сернистая кислота з)кислород--оксид алюминия--сульфат алюминия--гидроксид алюминия--метаалюминат натрия к)алюминий--хлорид алюминия --нитрат алюминия--гидроксид алюминия--сульфат алюминия л)медь--хлорид меди (II)--медь--оксид меди(II)--нитрат меди(II) м)железо--хлорид железа(II)--гидроксид железа(II)--сульфат железа(II)--железо н)железо--хлорид железа(III)--нитрат железа(III)--сульфат железа(III)--железо

1. С водным раствором карбоната натрия реагирует

1)сульфат калия 3)сульфид меди(II)
2)оксид углерода(IV) 4)кремниевая кислота

2. С раствором хлорида бария реагирует
1)гидроксид кальция 3)сульфат натрия
2)гидроксид меди(II) 4) Водород

3. С раствором нитрата кальция реагирует
1) карбонат натрия 3)кремний
2)цинк 4) бромоводородная кислота

4. при взаимодействии 1 моль и 2 моль KoH образуется
1)средняя соль 3)кислая соль
2)основная соль 4)вещества не реагируют

5. В результате реакции силиката натрия с соляной кислотой образуется
1)силицид натрия 3)кремниевая кислота
2)Кремний 4)оксид кремния

1. Соль и щёлочь образуютс при взаимодействии растворов
1)

2.С раствором нитрата бария реагирует
1)хлорид натрия 3)карбонат калия
2)медь 4)карбонат кальция

3. С раствором нитрата бария реагирует
1)сульфат натрия 3)железо
2)хлорид слова 4)медь

4. С раствором сульфата цинка реагирует
1) магний 3)сера
2) оксид кремния 4)гидроксид аллюминия

5. химическая реакция (в растворе) возможна между

6) Между какими веществами протекает химическая реакция?
1) карбонатом кальция и нитратом натрия
2)силикатом магния и фосфатом калия
3)сульфатом железа (II) и сульфидом свинца
4)хлоридом бария и сульфатом цинка

Цинк - элемент побочной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 30. Обозначается символом Zn (лат. Zincum). Простое вещество цинк при нормальных условиях - хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка).

В четвертом периоде цинк является последним d-элементом, его валентные электроны 3d 10 4s 2 . В образовании химических связей участвуют только электроны внешнего энергетического уровня, поскольку конфигурация d 10 является очень устойчивой. В соединениях для цинка характерна степень окисления +2.

Цинк – химически активный металл, обладает выраженными восстановительными свойствами, по активности уступает щелочно-земельным металлам. Проявляет амфотерные свойства.

Взаимодействие цинка с неметаллами
При сильном нагревании на воздухе сгорает ярким голубоватым пламенем с образованием оксида цинка:
2Zn + O 2 → 2ZnO.

При поджигании энергично реагирует с серой:
Zn + S → ZnS.

С галогенами реагирует при обычных условиях в присутствии паров воды в качестве катализатора:
Zn + Cl 2 → ZnCl 2 .

При действии паров фосфора на цинк образуются фосфиды:
Zn + 2P → ZnP 2 или 3Zn + 2P → Zn 3 P 2 .

С водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом цинк не взаимодействует.

Взаимодействие цинка с водой
Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:
Zn + H 2 O → ZnO + H 2 .

Взаимодействие цинка с кислотами
В электрохимическом ряду напряжений металлов цинк находится до водорода и вытесняет его из неокисляющих кислот:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;
Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 .

Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой, образуя нитрат цинка и нитрат аммония:
4Zn + 10HNO 3 → 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами с образованием соли цинка и продуктов восстановления кислот:
Zn + 2H 2 SO 4 → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
Zn + 4HNO 3 → Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Взаимодействие цинка со щелочами
Реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2

при сплавлении образует цинкаты:
Zn + 2KOH → K 2 ZnO 2 + H 2 .

Взаимодействие с аммиаком
С газообразным аммиаком при 550–600°С образует нитрид цинка:
3Zn + 2NH 3 → Zn 3 N 2 + 3H 2 ;
растворяется в водном растворе аммиака, образуя гидроксид тетраамминцинка:
Zn + 4NH 3 + 2H 2 O → (OH) 2 + H 2 .

Взаимодействие цинка с оксидами и солями
Цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов:
Zn + CuSO 4 → Cu + ZnSO 4 ;
Zn + CuO → Cu + ZnO.

Оксид цинка (II) ZnO – белые кристаллы, при нагревании приобретают желтую окраску. Плотность 5,7 г/см 3 , температура возгонки 1800°С. При температуре выше 1000°С восстанавливается до металлического цинка углеродом, угарным газом и водородом:
ZnO + C → Zn + CO;
ZnO + CO → Zn + CO 2 ;
ZnO + H 2 → Zn + H 2 O.

С водой не взаимодействует. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей:
ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O;
ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 .

При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты:
ZnO + CoO → CoZnO 2 .

При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом:
2ZnO + SiO 2 → Zn 2 SiO 4 ,
ZnO + B 2 O 3 → Zn(BO 2) 2 .

Гидроксид цинка (II) Zn(OH) 2 – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество. Плотность 3,05 г/см 3 , при температуре выше 125°С разлагается:
Zn(OH) 2 → ZnO + H 2 O.

Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:
Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O;
Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ;

также легко растворяется в водном растворе аммиака с образованием гидроксида тетраамминцинка:
Zn(OH) 2 + 4NH 3 → (OH) 2 .

Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами:
ZnCl 2 + 2NaOH → Zn(OH) 2 + 2NaCl.