Какие продукты образуются при взаимодействии цинка
Содержание статьи
Строение и свойства цинка и его соединений • Химия, Металлы | Фоксфорд Учебник
Цинк – элемент IIБ подгруппы четвертого периода. Цинк относится к семейству d-элементов, поскольку электронное строение цинка отражается конфигурацией (см.рис. справа).
Конфигурация является устойчивой, и в образовании химической связи участвуют лишь внешние электроны -подуровня, поэтому характерная степень окисления цинка- (+2).
Нахождение в природе
В природе встречается только в виде соединений, важнейшим из которых является цинковая обманка. Основной компонент цинковой обманки — 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 цинка:
смитсонит (цинковый шпат)
;
Получение цинка
Выделение цинка начинается с концентрирования руды методами седиментации (осаждение) или флотации (прилипание к пузырькам воздуха и всплывание в виде пены), затем ее обжигают до образования оксидов:
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
Цинк — химически активный металл, обладает выраженными восстановительными свойствами, по активности уступает щелочно-земельным металлам. Проявляет амфотерные свойства. Так же как и хром, используется для нанесения антикоррозионных покрытий («цинкование» кузова автомобиля).
1.Взаимодействие с неметаллами
При сильном нагревании на воздухе сгорает ярким голубоватым пламенем с образованием оксида цинка:
При поджигании энергично реагирует с серой:
С галогенами реагирует при обычных условиях в присутствии паров воды в качестве катализатора:
При действии паров фосфора на цинк образуются фосфиды:
С водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом цинк не взаимодействует.
2. Взаимодействие с водой
Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:
3. Взаимодействие с кислотами
В электрохимическом ряду напряжений металлов цинк находится до водорода и вытесняет его из неокисляющих кислот:
Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой, образуя нитрат цинка и нитрат аммония (или азот или веселящий газ в зависимости от концентрации кислоты):
разбгор
очразбгор
Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами с образованием соли цинка и продуктов восстановления кислот:
конц
конц
4. Взаимодействие со щелочами
Реагирует с растворами щелочей с образованием растворимых гидроксокомплексов:
при сплавлении образует цинкаты:
5. Взаимодействие с оксидами и солями
Цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов:
6. Взаимодействие с аммиаком
С газообразным аммиаком при высокой температуре образует нитрид цинка:
г
В водном растворе аммиака цинк растворяется с образованием гидроксида тетраамминцинка:
Соединения цинка
Оксид цинка (II)
Оксид цинка (II) ZnO – белые кристаллы, при нагревании приобретают желтую окраску.
При температуре выше восстанавливается до металлического цинка типичными восстановителями (углеродом, угарным газом и водородом):
С водой не взаимодействует. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей:
При сплавлении с щелочами (и основными окисдами) образует цинкаты:
При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом:
Гидроксид цинка (II)
Гидроксид цинка — бесцветное кристаллическое или аморфное вещество, существует в пяти полиморфных модификациях, нерастворимо в воде. Получают взаимодействием солей цинка с растворами щелочей: при этом гидроксид цинка выпадает в виде желеообразного белого осадка.
При температуре выше разлагается:
Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:
также легко растворяется в водном растворе аммиака с образованием гидроксида тетраамминцинка:
Источник
Цинк — общая характеристика элемента, химические свойства цинка и его соединений » HimEge.ru
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 3d104s2. В образовании химических связей участвуют только электроны внешнего энергетического уровня, поскольку конфигурация d10 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 + O2 → 2ZnO.
При поджигании энергично реагирует с серой:
Zn + S → ZnS.
С галогенами реагирует при обычных условиях в присутствии паров воды в качестве катализатора:
Zn + Cl2 → ZnCl2.
При действии паров фосфора на цинк образуются фосфиды:
Zn + 2P → ZnP2 или 3Zn + 2P → Zn3P2.
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 + H2O → ZnO + H2.
Взаимодействие цинка с кислотами
В электрохимическом ряду напряжений металлов цинк находится до водорода и вытесняет его из неокисляющих кислот:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2.
Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой, образуя нитрат цинка и нитрат аммония:
4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.
Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами с образованием соли цинка и продуктов восстановления кислот:
Zn + 2H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + 2H2O;
Zn + 4HNO3 → Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Взаимодействие цинка со щелочами
Реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов:
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2
при сплавлении образует цинкаты:
Zn + 2KOH → K2ZnO2 + H2.
Взаимодействие с аммиаком
С газообразным аммиаком при 550–600°С образует нитрид цинка:
3Zn + 2NH3 → Zn3N2 + 3H2;
растворяется в водном растворе аммиака, образуя гидроксид тетраамминцинка:
Zn + 4NH3 + 2H2O → [Zn(NH3)4](OH)2 + H2.
Взаимодействие цинка с оксидами и солями
Цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов:
Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4;
Zn + CuO → Cu + ZnO.
Оксид цинка (II) ZnO – белые кристаллы, при нагревании приобретают желтую окраску. Плотность 5,7 г/см3, 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 + CO2;
ZnO + H2 → Zn + H2O.
С водой не взаимодействует. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O;
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4].
При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты:
ZnO + CoO → CoZnO2.
При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом:
2ZnO + SiO2 → Zn2SiO4,
ZnO + B2O3 → Zn(BO2)2.
Гидроксид цинка (II) Zn(OH)2 – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество. Плотность 3,05 г/см3, при температуре выше 125°С разлагается:
Zn(OH)2 → ZnO + H2O.
Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:
Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2H2O;
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4];
также легко растворяется в водном растворе аммиака с образованием гидроксида тетраамминцинка:
Zn(OH)2 + 4NH3 → [Zn(NH3)4](OH)2.
Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами:
ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2 + 2NaCl.
Источник
Свойства цинка и его взаимодействие с другими веществами
Какими свойствами обладает цинк и как он взаимодействует с другими химическими веществами?
Цинк относят к металлам, он обладает всеми их свойствами. Ему присущи блеск, твердость, пластичность, теплопроводность, электропроводность. Однако в определенных условиях цинк может проявлять свойства неметалла.
Характеристики цинка
Цинк имеет приятный серебристо-голубой цвет. В обычных температурных условиях он гибкий, иногда ломкий. Металл используют для того, чтобы раскатывать его в листы. Через некоторое время на листах возникает оксидный тонкий слой, поэтому цинк перестает взаимодействовать с воздухом. Со временем он начинает немного мутнеть, терять блеск.
В таблице Менделеева химический элемент стоит под 30-м номером. Относится к группе переходных металлов. Обозначается элемент как Zn.
Где содержится цинк?
В 18 веке Уильяму Чемпиону удалось получить чистый цинк. До этого его использовали вместе с медью, называя конечный продукт соединения латунью.
Большое количество цинка содержится в земной коре. Для промышленных целей цинк добывается из термальных источников.
Роль цинка в жизни растений и животных очень велика. Это важный биогенный элемент.
Взаимодействие цинка с водой
Если вода нагрета до высоких температур, то при взаимодействии с ней цинка выделается оксид цинка.
Взаимодействие цинка с кислотами
Конечный продукт реакции цинка с кислотой будет зависеть от двух факторов. Значение имеют вид кислоты, которая участвует в реакции, а также ее концентрация. Обычно, вступая в реакцию с кислотами, цинк вытесняет из них водород.
Технический цинк легко растворяется в кислотах, так как в нем содержатся примеси других активных металлов. Если речь идет о чистом цинке, то он практически не поддается воздействию кислот. Для ускорения реакции в раствор добавляют медь или медные соли.
Взаимодействие цинка со щелочами
Если в реакции участвует щелочь, доведенная до высоких температур, то образуются гидроцинкаты.
Внимание! В сильной щелочной среде цинк начинает демонстрировать свойства восстановителя.
Где применяют цинк?
Цинк активно применяется в современной жизни:
- Цинк часто используется для создания специального покрытия, благодаря которому изделие меньше подвергается ржавчине и разрушению. Такие вещи называют оцинкованными. Этот прием защиты от коррозии активно используется в строительной и автомобильной промышленности.
- Из цинка делают сплавы с другими металлами, что активно применяется в машиностроении.
- Этот металл входит в состав аккумуляторов.
- Цинк добавляют в краски. В продаже имеются цинковые белила, которые используют художники для рисования картин, маляры для покраски помещений. Также эта белая краска используется для смешивания с другими цветами и получения новых оттенков.
- В химической промышленности металл используют, когда необходимо провести реакцию органического синтеза.
- Цинк входит в состав электродов, которые находятся внутри бытовых приборов.
- Металл, измельчённый до порошкообразного состояния (он называется оксидом), используют в фармацевтической промышленности. Он входит в состав мазей, кремов и присыпок, оказывающих противовоспалительное и подсушивающее действие.
- Цинк является наполнителем для резины.
Внимание! В организме цинк играет важную роль, так как поддерживает гомеостаз. Также он отвечает за формирование первичных половых признаков, поддерживает в норме обменные процессы.
Данный металл активно вступает во взаимодействие с кислородом, водой, кислотами и щелочами, водородом, используется в различных сферах человеческой жизни.
Отказ от ответсвенности
Обращаем ваше внимание, что вся информация, размещённая на сайте
Prowellness предоставлена исключительно в ознакомительных целях и не является персональной программой, прямой рекомендацией к действию или врачебными советами. Не используйте данные материалы для диагностики, лечения или проведения любых медицинских манипуляций. Перед применением любой методики или употреблением любого продукта проконсультируйтесь с врачом. Данный сайт не является специализированным медицинским порталом и не заменяет профессиональной консультации специалиста. Владелец Сайта не несет никакой ответственности ни перед какой стороной, понесший косвенный или прямой ущерб в результате неправильного использования материалов, размещенных на данном ресурсе.
Источник
Химические свойства переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа).
Химические свойства меди
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 1s22s22p63s23p63d104s1 вместо предполагаемой формулы 1s22s22p63s23p63d94s2. 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, Cu2O и т. д., а также в комплексных соединениях, например, [Cu(NH3)2]Cl и [Cu(NH3)2]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 Cu2S — 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.
Взаимодействие с простыми веществами
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 300-400оС образуется сульфид меди (I):
При избытке серы и проведении реакции при температуре более 400оС 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 CuHal2, где Hal – F, Cl или Br:
Cu + Br2 = CuBr2
В случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид меди (I):
С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.
Взаимодействие со сложными веществами
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 SO2).
— с разбавленной азотной кислотой
Реакция меди с разбавленной HNO3 приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:
3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
— с концентрированной азотной кислотой
Концентрированная HNO3 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 HNO3 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 + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
с оксидами неметаллов
Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO2, NO, N2O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N2:
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 оС 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 + 2AgNO3 = Cu(NO3)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:
Fe2(SO4)3 + Cu = CuSO4 + 2FeSO4
Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2
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 + H2O + СО2 + О2 = (CuOН)2СO3
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 3d104s2. 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 + H2O + O2 + CO2 → Zn2(OH)2CO3
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 + H2SO4 (20%) → ZnSO4 + H2↑
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑
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 800-900oC (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:
Zn + H2O = ZnO + H2↑
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 + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2↑ + 2H2O
Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:
Zn + 4HNO3(конц.) = 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
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 + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑
Zn + Ba(OH)2 + 2H2O = Ba[Zn(OH)4] + H2↑
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 + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O → 4Na2[Zn(OH)4] + NH3↑
Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:
Zn + 4NH3·H2O → [Zn(NH3)4](OH)2 + H2↑ + 2H2O
Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:
Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2
Zn + FeSO4 = Fe + ZnSO4
Химические свойства хрома
Хром — элемент VIB группы таблицы Менделеева. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s 22s 22p 63s 23p63d54s1, 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 oС порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):
4Cr + 3O2 =ot=> 2Cr2O3
с галогенами
С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 oC соответственно):
2Cr + 3F2 =ot=> 2CrF3
2Cr + 3Cl2 =ot=> 2CrCl3
С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 oC):
2Cr + 3Br2 =ot=> 2CrBr3
с азотом
С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 oС:
2Cr + N2 =ot=> 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 =ot=> CrS
2Cr + 3S =ot=> Cr2S3
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 + 3H2O =ot=> Cr2O3 + 3H2↑
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 + 6HNO3(конц.) =to=> Cr(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O
2Cr + 6H2SO4(конц) =to=> Cr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O
В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N2:
10Cr + 36HNO3(разб) = 10Cr(NO3)3 + 3N2↑ + 18H2O
Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H2 из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):
Cr + 2HCl = CrCl2 + H2↑
Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2↑
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 + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O
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 26Fe1s22s22p63s23p63d64s2, 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 Fe2O3 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» H2FeO4. 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 Fe3O4 и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe2O3. Реакция горения железа имеет вид:
3Fe + 2O2 =to=> Fe3O4
С серой
При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:
Fe + S =to=> FeS
Либо же при избытке серы дисульфид железа:
Fe + 2S =to=> FeS2
С галогенами
Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):
2Fe + 3F2 =to=> 2FeF3 – фторид железа (lll)
2Fe + 3Cl2 =to=> 2FeCl3 – хлорид железа (lll)
2Fe + 3Br2 =to=> 2FeBr3 – бромид железа (lll)
Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2:
Fe + I2 =to=> FeI2 – йодид железа (ll)
Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I2 при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl
2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H2O
Fe2O3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 3H2O
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 H2SO4 (конц.) и HNO3 любой концентрации):
Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2↑
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑
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 + 6H2SO4 = ot=> Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Fe + 6HNO3 =ot=> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
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 + 6H2O + 3O2 = 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 оС). т.е.:
Источник