Железо с кислородом с серой и хлором

Окислительно восстановительные реакции с железом

Развитие чёрной металлургии, куда включаются железо, сталь, чугун и марганец, является показателем технического и культурного прогресса страны, основой её независимости и обороноспособности.

При изучении химических свойств железа рассматриваются окислительно-восстановительные реакции:

1. Соединение железа с неметаллами: кислородом, серой, хлором и др.

2. Взаимодействие железа с разбавленными и концентрированными кислотами, при этом подчёркивается, в каких случаях железо подвергается коррозии.

3. Процесс коррозии железа на основе реакции вытеснения железом других металлов из их соединений.

Ржавление железа на воздухе в присутствии воды и углекислого газа. Этот процесс можно представить себе по фазам так:

б) далее происходит окислительно-восстановительная реакция между железом и ионами водорода угольной кислоты:

в) карбонат закисного железа, как соль слабой кислоты и слабого основания, подвергается гидролизу:

г) в присутствии воды гидрат закиси железа окисляется кислородом воздуха:

Гидрат закиси железа подвергается дальнейшим изменениям и получается ржавчина, имеющая переменный состав.

На основе положения железа в ряду активности металлов и имеющихся у учащихся сведений о гальванических элементах в десятых классах можно дать понятие об электрохимической коррозии железа с проведением указанной ниже лабораторной работы.

Центральным местом в металлургии железа является доменный процесс.

Доменная печь работает непрерывно в течение нескольких лет. Сырые материалы — руду, топливо и флюсы — загружают сверху порциями. В доменной печи при направлении сверху вниз происходят процессы: высушивание сырых материалов, восстановление руды, обуглероживание железа, плавление чугуна, горение топлива, образование жидкого шлака.

Расплавленный чугун стекает в металла приёмник, находится там под слоем жидкого шлака и периодически выпускается через особое отверстие — лётку. Уравнение реакции сгорания топлива в доменной печи можно записать так:

Неполное сгорание углерода объясняется тем, что между углекислым газом и окисью углерода существует равновесие:

При повышении температуры равновесие сдвигается вправо, при понижении температуры — влево, для каждой температуры существует строго определённое процентное соотношение углекислого газа и угарного газа; при 1100° С может существовать преимущественно окись углерода. В горне доменной печи развивается температура до 1800° С, поэтому как бы мы ни хотели полностью сжечь топливо до углекислого газа — этого сделать не сможем. Но в этом и нет необходимости, так как в печи должна быть создана восстановительная атмосфера, а такими свойствами обладает окись углерода.

Реакция окиси и закиси железа являются экзотермическими, реакция же восстановления магнитной окиси железа является эндотермической реакцией.

Железо окислитель для некоторых веществ, восстанавливается в доменной печи не только окисью углерода, но и водородом, который получается в печи за счёт разложения паров воды, всегда имеющейся во влажном топливе или в руде.

Окислы железа восстанавливаются водородом при более высокой температуре, чем окисью углерода. Окислительно-восстановительные реакции в доменной печи при участии водорода.

Конечный тепловой эффект окислительно-восстановительных реакций при участии водорода является отрицательным. Это существенно отличает их от реакций восстановления окислов железа окисью углерода, которые дают в общем итоге положительный тепловой эффект.

В современной металлургии стремятся к тому, чтобы ускорить химические процессы в различных её областях, в частности при получении чугуна. Это достигается вдуванием в доменную печь кислорода или воздуха, обогащенного кислородом, о возможностях чего ещё в 1899 г. писал наш великий Д. И. Менделеев и что впервые в мире было осуществлено в полузаводском масштабе у нас на Чернореченском химическом комбинате ещё в 1932 г.

Опыты, проведённые на Днепровском заводе, показали, что при применении кислородного дутья с концентрацией кислорода 21—33% производительность доменной печи увеличивается в 1,23—1,56 раза и расход кокса уменьшается до 32%.

В доменной печи, помимо основного процесса восстановления железа из его окислов, протекает целый ряд других восстановительных процессов. К ним можно отнести восстановление марганца из пиролюзита МnO₂, который прибавляется в шихту для получения чугуна с повышенным содержанием марганца. Реакции протекают согласно следующим уравнениям:

3) 3 МnО + 3С = 3Мn + 3СО — 183 990 кал

3МnO₂ + 3С = 3Мn + 3СO₂ — 81 495 кал

Следовательно, восстановление марганца в общем итоге является процессом эндотермическим.

Из кремнезёма, находящегося в пустой породе руды, происходит восстановление кремния по уравнению:

SiO₂ + 2C = Si + 2CO.

Данная реакция протекает при температуре не ниже 1460° С.

Статья на тему Железо окислитель восстановитель

Как железо взаимодействует с кислородом

Железо — средний по химической активности металл. Входит в состав многих минералов: магнетита, гематита , лимонита, сидерита, пирита.

Химические и физические свойства железа

При нормальных условиях и в чистом виде железо — твердое вещество серебристо-серого цвета с ярким металлическим блеском. Железо — хороший электро- и теплопроводник. Это можно ощутить, дотронувшись в холодном помещении к железному предмету. Так как металл быстро проводит тепло, за короткий отрезок времени железо забирает большую часть тепла из человеческой кожи, поэтому во время прикосновения к нему ощущается холод.

Температура плавления железа — 1538 °С, температура кипения — 2862 °С. Характерные свойства железа — хорошая пластичность и легкоплавкость.

Железо реагирует с простыми веществами: кислородом, галогенами (бромом, йодом, фтором, хлором), фосфором, серой. При сжигании железа образуются оксиды металла. В зависимости от условий проведения реакции и пропорций между двумя участниками, оксиды железа могут быть разнообразными. Уравнения реакций:

Подобные реакции идут при высоких температурах. Здесь вы узнаете, какие опыты на изучение свойств железа можно провести дома.

Реакция железа с кислородом

Для реакции железа с кислородом необходимо предварительное нагревание. Железо сгорает ослепительным пламенем, разбрасывая искры — раскаленные частицы железной окалины Fe₃O₄. Такая же реакция железа и кислорода происходит и на воздухе, когда сталь при механической обработке сильно нагревается от трения.

При сгорании железа в кислороде (или на воздухе) образуется железная окалина. Уравнение реакции:

3Fe + 2O₂ = FeO • Fe₂O₃.

Железная окалина — соединение, в котором железо имеет разные значения валентности.

Получение оксидов железа

Оксиды железа — это продукты взаимодействия железа с кислородом. Наиболее известные из них — FeO, Fe₂O₃ и Fe₃O₄.

Оксид железа (III) Fe₂O₃ — оранжево-красный порошок, образующийся при окислении железа на воздухе.

Вещество образуется при разложении соли трехвалентного железа на воздухе при высокой температуре. В фарфоровый тигель насыпается немного сульфата железа (III), а затем прокаливается на огне газовой горелки. При термическом разложении сульфат железа распадется на оксид серы и оксид железа.

Оксид железа (II, III) Fe₃O₄ образуется при сжигании порошкообразного железа в кислороде или на воздухе. Для получения оксида в фарфоровый тигель насыпается немного смешанного с нитратом натрия или калия тонкого железного порошка. Смесь поджигается газовой горелкой. При нагревании нитраты калия и натрия разлагаются с выделением кислорода. Железо в кислороде горит, образуя оксид Fe₃O₄. После окончания горения полученный оксид остается на дне фарфоровой чашки в виде железной окалины.

Внимание! Не пытайтесь повторить эти опыты самостоятельно!

Оксид железа (II) FeO — это черный порошок, который образуется при разложении оксалата железа в инертной атмосфере.

Реакции, взаимодействие железа. Уравнения реакции железа с веществами.

Железо реагирует, взаимодействует с неметаллами, оксидами, кислотами, основаниями, солями и пр. веществами.

Реакции, взаимодействие железа с неметаллами. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия железа и серы :

Fe + S → FeS (t = 600-950 °C),

Fe + 2S → FeS₂ (t серы происходит с образованием в первом случае – сульфида железа (II), во втором – дисульфида железа (II).

2. Реакция взаимодействия железа и красного фосфора:

Fe + 3P → Fe₃P (t = 600-700 °C).

Реакция взаимодействия железа и красного фосфора происходит с образованием фосфида железа . Также образуются Fe₂P, FeP, FeP₂.

3. Реакция взаимодействия железа и селена :

Fe + Se → FeSe (t = 600-950 °C).

Реакция взаимодействия железа и селена происходит с образованием селенида железа.

4. Реакция взаимодействия железа и кремния :

2Si + Fe → FeSi₂ (t o ).

Реакция взаимодействия железа и кремния происходит с образованием силицида железа. Реакция протекает при сплавлении реакционной смеси.

5. Реакция взаимодействия железа, кремния и кислорода:

2Fe + 2Si + 3O₂ → 2FeSiO₃ (t = 1100-1300 °C).

Реакция взаимодействия железа, кремния и кислорода происходит в первом случае – с образованием ортосиликата железа, во втором – метасиликата железа.

6. Реакция взаимодействия железа и кислорода:

2Fe + O₂ → 2FeO (t o ),

Реакция взаимодействия железа и кислорода происходит в первом случае – с образованием оксида железа (II, III), во втором – оксида железа (II), в третьем – оксида железа (III). Первая и третья реакции представляют собой сгорание железа на воздухе . Вторая реакция происходит при продувании воздуха через расплавленный чугун.

7. Реакция взаимодействия железа и углерода :

Реакция взаимодействия железа и углерода происходит с образованием карбида железа.

8. Реакция взаимодействия железа и фтора :

Реакция взаимодействия железа и фтора происходит с образованием фторида железа.

9. Реакция взаимодействия железа и хлора:

Реакция взаимодействия железа и хлора происходит с образованием хлорида железа.

10. Реакция взаимодействия железа и брома:

Реакция взаимодействия железа и брома происходит с образованием бромида железа.

11. Реакция взаимодействия железа и йода :

Реакция взаимодействия железа и йода происходит с образованием йодида железа.

12. Реакция взаимодействия железа и бора:

Реакция взаимодействия железа и бора происходит с образованием борида железа.

Реакции, взаимодействие железа с оксидами. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия железа и воды:

2. Реакция взаимодействия железа, воды и кислорода:

Реакция взаимодействия железа, воды и кислорода происходит с образованием гидроксида железа. Реакция протекает медленно и представляет собой коррозию железа.

3. Реакция взаимодействия железа, воды и пероксида калия:

Реакция взаимодействия железа, воды и пероксида калия происходит с образованием феррата железа и гидроксида калия . Реакция протекает медленно в концентрированном растворе гидроксида калия.

4. Реакция взаимодействия железа и оксида железа (II, III):

Реакция взаимодействия железа и оксида железа (II, III) происходит с образованием оксида железа (II).

5. Реакция взаимодействия железа и оксида железа (III):

Реакция взаимодействия железа и оксида железа (III) происходит с образованием оксида железа (II).

6. Реакция взаимодействия железа и оксида углерода (II):

Fe + 5CO → [Fe(CO)₅] (t = 150-200 °C, р = 1·10 7 -2·10 7 Па).

Реакция взаимодействия железа и оксида углерода (II) происходит с образованием пентакарбонилжелеза. В ходе реакции железо нагревается в струе СО.

7. Реакция взаимодействия железа и оксида серы:

Реакция взаимодействия железа и оксида серы происходит с образованием сульфита железа и тиосульфата железа. Реакция медленно протекает при комнатной температуре.

Реакции, взаимодействие железа с солями. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия железа и нитрата меди:

Реакция взаимодействия нитрата меди и железа происходит с образованием нитрата железа и меди.

2. Реакция взаимодействия железа и нитрата серебра:

Реакция взаимодействия нитрата серебра и железа происходит с образованием нитрата железа и серебра .

3. Реакция взаимодействия железа и сульфата меди:

Реакция взаимодействия сульфата меди и железа происходит с образованием сульфата железа и меди.

4. Реакция взаимодействия железа и хлорида меди:

Реакция взаимодействия хлорида меди и железа происходит с образованием меди и хлорида железа.

5. Реакция взаимодействия железа и хлорида железа (III):

Реакция взаимодействия хлорида железа (III) и железа происходит с образованием хлорида железа (II). Реакция протекает при кипении в тетрагидрофуране.

Реакции, взаимодействие железа с кислотами. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия железа и азотной кислоты:

Реакция взаимодействия железа и азотной кислоты происходит с образованием нитрата железа, оксида азота и воды. В ходе реакции используется концентрированная азотная кислота.

2. Реакция взаимодействия железа и ортофосфорной кислоты:

Реакция взаимодействия железа и ортофосфорной кислоты происходит с образованием гидроортофосфата железа, ортофосфата железа и водорода. В ходе реакции используется разбавленный раствор ортофосфорной кислоты.

Аналогичные реакции протекают и с другими минеральными кислотами.

Реакции, взаимодействие железа с основаниями. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия железа, гидроксида натрия и воды:

Реакция взаимодействия железа, гидроксида натрия и воды происходит с образованием тетрагидроксоферрата натрия и водорода. Реакция протекает при кипении раствора в атмосфере азота.

2. Реакция электролиза железа, водного раствора гидроксида калия:

Реакция взаимодействия железа и водного раствора гидроксида калия происходит с образованием феррата калия и водорода.

Реакции, взаимодействие железа с водородсодержащими соединениями. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия железа и бромоводорода:

Fe + 2HBr → FeBr₂ + H₂ (t = 800-900 °C).

Реакция взаимодействия железа и бромоводорода происходит с образованием бромида железа и водорода.

2. Реакция взаимодействия железа и фтороводорода:

Реакция взаимодействия железа и фтороводорода происходит с образованием фторида железа и водорода. В ходе реакции используется разбавленный раствор фтороводорода.

В химическом отношении железо, кобальт и никель относятся к металлам средней активности. В электрохимическом ряду напряжений металлов они располагаются левее водорода, между цинком и оловом. Чистые металлы при комнатной температуре довольно устойчивы, их активность сильно увеличивается при нагревании, особенно если они находятся в мелкодисперсном состоянии. Наличие примесей значительно снижает устойчивость металлов.

Взаимодействие с неметаллами

При нагревании на воздухе выше 200 °С железо взаимодействует с кислородом, образуя оксиды нестехиометрического состава Fe_xO, мелкодисперсное железо сгорает с образованием смешанного оксида железа (II, III):

Кобальт и никель реагируют с кислородом при более высоких температурах, образуя в основном оксиды двухвалентных элементов, имеющие переменный состав в зависимости от условий получения:

С галогенами металлы реагируют, образуя галогениды :

Металлы довольно устойчивы к действию фтора, никель не разрушается фтором даже при температуре красного каления.

При взаимодействии с азотом при невысокой температуре железо, кобальт и никель образуют нитриды различного состава, например:

Взаимодействие с серой экзотермично и начинается при слабом нагревании, в результате образуются нестехиометрические соединения, которые имеют состав, близкий к ЭS:

С водородом металлы триады железа не образуют стехиометрических соединений, но они поглощают водород в значительных количествах.

С углеродом, бором, кремнием, фосфором также при нагревании образуют соединения нестехиометрического состава, например:

Взаимодействие с водой

В воде в присутствии кислорода железо медленно окисляется кислородом воздуха (корродирует):

При температуре 700–900 °С раскаленное железо реагирует с водяным паром:

Кобальт и никель с водой не взаимодействуют.

Взаимодействие с кислотами

Железо реагирует с разбавленными растворами соляной и серной кислот, образуя соли железа (II):

с разбавленной азотной кислотой образует нитрат железа (III) и продукт восстановления азотной кислоты, состав которого зависит от концентрации кислоты, например:

При обычных условиях концентрированные (до 70 мас. %) серная и азотная кислоты пассивируют железо. При нагревании возможно взаимодействие с образованием солей железа (III):

По отношению к кислотам кобальт и никель устойчивее железа, медленно реагируют с неокисляющими кислотами с образованием солей кобальта (II) и никеля (II) и водорода. С разбавленной азотной кислотой образуют нитраты кобальта (II) и никеля (II) и продукт восстановления азотной кислоты, состав которого зависит от концентрации кислоты:

При обычных условиях концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют кобальт и никель, хотя в меньшей степени, чем железо. При нагревании возможно взаимодействие с образованием солей железа двухвалентных металлов:

Взаимодействие со щелочами

Разбавленные растворы щелочей на металлы триады железа не действуют. Возможно только взаимодействие железа с щелочными расплавами сильных окислителей:

Для кобальта и никеля взаимодействие с расплавами щелочей не характерно.

Восстановительные свойства

Железо, кобальт и никель вытесняют металлы, которые расположены правее в электрохимическом ряду напряжений их растворов солей:

Образование карбонилов

Для металлов триады железа характерно образование карбонилов, в которых железо, кобальт и никель имеют степень окисления, равную 0. Карбонилы железа и никеля получаются при обычном давлении и температуре 20–60 °С:

Карбонилы никеля образуются при давлении 2·10 7 – 3·10 7 Па и температуре 150–200 °С:

Сера является не только важным компонентом множества химических соединений, но и непосредственно экзамена ОГЭ.

Она часто встречается в заданиях разного типа и уровня, и все возможные задания, в которых рассматриваются особенности серы, мы и пройдем в рамках этого урока.

Задание 1:

Выберите два высказывания, в которых говорится о сере как о простом веществе:

1) При горении серы на воздухе образуется сернистый газ;

2) Сера в природных водах встречается в основном в виде сульфат - иона;

3) Сера входит в состав некоторых аминокислот;

4) В состав ядра атома серы входит 16 протонов;

5) Серный цвет - это мелкий порошок серы, применяющийся в качестве средства защиты растений.

Решение:

Для начала, нужно понять само определение "простое вещество".

Простое вещество - это вещество, которое состоит из атомов одного химического элемента. В противовес простому веществу обычно указывают понятие "химический элемент".

Химический элемент - это определенный вид атомов.

Соответственно, для решения этого задания необходимо выбрать те варианты ответа, где указаны физические и химические свойства серы.

1) При горении серы на воздухе образуется SO₂ (сернистый газ) - подходит, так как здесь сера обладает химическими свойствами и показана как простое вещество. Кстати, вот эта реакция:

2) Сера в природных водах встречается в виде сульфат - ионов - не подходит, так как ионы не обладают свойствами простых веществ;

3) Сера входит в состав некоторых аминокислот - не подходит, почему? Дело в том, что в данном варианте ответа сера не обладает самостоятельными свойствами, а только входит в состав аминокислот в виде иона;

4) В состав ядра серы входит 16 протонов - не подходит, здесь речь идет о химическом элементе серы;

5) Серный цвет - это мелкий порошок серы, применяющийся в качестве средства защиты растений - подходит, в этом варианте ответа сера представлена как простое вещество.

Задание 2:

Степень окисления серы в высшем оксиде равна степени окисления серы в веществе:

Решение:

Сера расположена в 6А группе, поэтому имеет высшую степень окисления равной номеру своей группы, ее высший оксид - SO₃ , в котором она проявляет степень окисления +6.

Поэтому, для решения этого задания необходимо выбрать вещество со степенью окисления +6.

1) H₂SO₃ (сернистая кислота) - здесь у серы +4, не подходит;

2) (NH₄)₂SO₄ (сульфат аммония) - когда ты видишь в формуле сложного вещества остаток SO₄ (это кислотный остаток - сульфат), то запомни, что в сульфат - ионе степень окисления серы равна +6, подходит;

3) K₂S - это вещество называется сульфид калия, нужно помнить, что у калия в классической химии нет отрицательной степени окисления, а так как в молекуле сложного вещества должно быть равное количество катионов и анионов, значит, отрицательную степень будет проявлять сера, в данном случае, -2, ответ не подходит;

4) SCl₂ (дихлорид серы) - сера и хлор это два неметалла, причем оба достаточно активные, однако, хлор сильнее проявляет электроотрицательность,поэтому в бескислородных солях у хлора степень окисления равна -1, значит, у серы будет +2; не подходит.

Задание 3:

Железо при обычных условиях реагирует с

2) оксидом углерода (4);

3) сульфатом меди (2);

Решение:

Как понять, при каких условиях элемент реагирует с различными веществами? На самом деле, не так и сложно.

Например, в данном задании у нас железо, мы знаем, как выглядит этот элемент в природе, он не так активен, как калий или литий, из -за пленки с кислородом при окислении на воздухе.

Однако, и железо при обычных условиях может взаимодействовать с теми веществами, с которыми возможна реакция замещения.

А этот тип реакций возможен

Иными словами, смотрим на ряд активности:

K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au

Итак, анализируем каждый вариант ответа:

1) с водой - если кинуть железную арматуру в воду, ничего не произойдет, только постепенно железо начнет покрываться ржавчиной.

P.S. Ржавчина не имеет четкой химической формулы, это смесь оксидов и гидроксидов железа.

Поэтому, данный вариант ответа нам не подходит.

2) с углекислым газом (CO₂) - этот газ всегда присутствует в воздухе, так как является его непосредственным компонентом.

Углекислый газ выделяют большинство органических существ в реакциях энергетического обмена.

Но, с железом реакции нет, ответ не подходит.

3) с сульфатом меди (2) - это как раз тот случай, когда нам нужно воспользоваться рядом активности металлов (РАМ) (смотри выше).

Медь находится в РАМ после железа, поэтому Fe с легкостью вытеснит его из сульфата, причем, без нагревания; ответ подходит.

4) с серой - железо взаимодействует с S, но определенно не при обычных условиях; ответ не подходит.

Итак, верный ответ в этом вопросе - 3.

Задание 4:

Какие два утверждения верны для характеристики как углерода, так и серы?

1) на внешнем слое находится шесть электронов;

2) соответствующее простое вещество существует в твердом агрегатном состоянии;

3) химический элемент образует простое вещество - металл;

4) значение электроотрицательности меньше, чем у фосфора;

5) химический элемент образует оксид с общей формулой ЭО₂.

Решение:

В этом вопросе нужно найти общие черты углерода и серы; хотя эти два элемента совершено разные по своим химическим свойствам и другим критериям, все же, они имеют схожие данные.

Смотрим на первый вариант ответа: на внешнем слое находится шесть электронов - количество электронов на внешнем подуровне численно равно номеру группы, в которой находится элемент (это правило касается элементов главных подгрупп !)

В ПСЭ сера находится в 6А группе, у нее шесть электронов на внешнем подуровне, а углерод - в 4А, и у него четыре электрона, значит, этот вариант ответа не подходит.

Второй вариант: соответствующее простое вещество существует в твердом агрегатном состоянии - да, это именно так.

И сера, и углерод в природе являются твердыми веществами (несмотря на то, что оба образуют газообразные оксиды при взаимодействии с кислородом) - ответ подходит.

В третьем варианте ответа - химический элемент образует простое вещество - металл, ты наверняка понимаешь, что это неверное утверждение.

Сера и углерод - это типичные Неметаллы, ответ не подходит.

Значение электроотрицательности меньше, чем у фосфора - четвертый ответ требует наличия ряда электроотрицательности неметаллов (РЭН):

H As I Si P Se C S Br Cl N O F

Здесь хорошо видно, что и углерод, и сера стоят после фосфора (P), значит, их показатели электроотрицательности выше, чем у элемента, входящего в состав АТФ. Ответ не подходит.

Пятый пункт: химический элемент образует оксид с общей формулой ЭО₂ - для этого необходимо вспомнить степени окисления углерода и серы, а также оксиды, которые они образуют.

Углерод в имеет много степеней окисления (особенно в органической химии), но оксиды образует только в двух вариациях - CO и CO_2.

Сера также как углерод имеет не одну степень окисления, и ее оксиды - SO₂ и SO₃.

Этот вариант нам подходит, так как и сера, и углерод образуют оксиды с общей формулой ЭО₂ .

Химические свойства меди

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.

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):

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 избытке 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 фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal₂, где Hal – F, Cl или Br:

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

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

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.

Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления +4 (в SO₂).

Реакция меди с разбавленной HNO₃ приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:

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):

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:

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):

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

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:

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

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

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:

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:

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:

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.

Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

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:

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:

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

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

Химические свойства хрома

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.

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

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

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

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

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

С водородом хром не реагирует.

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:

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

В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N₂:

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):

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:

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

Химические свойства железа

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:

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

Либо же при избытке серы дисульфид железа:

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

2Fe + 3F₂ =t o => 2FeF₃ – фторид железа (lll)

2Fe + 3Cl₂ =t o => 2FeCl₃ – хлорид железа (lll)

2Fe + 3Br₂ =t o => 2FeBr₃ – бромид железа (lll)

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

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:

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

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):

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.

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

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

На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

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.:

Читайте также: