Daný zinek měď oxid zinečnatý. Zinek - obecná charakteristika prvku, chemické vlastnosti zinku a jeho sloučenin
I.V. TRIGUBCHAK
Výhoda učitele chemie
Pokračování. Pro začátek viz č. 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
LEKCE 24
10. třída(první ročník studia)
Zinek a jeho sloučeniny
1. Pozice v tabulce DI Mendělejeva, struktura atomu.
2. Původ jména.
3. Fyzikální vlastnosti.
4. Chemické vlastnosti.
5. Pobyt v přírodě.
6. Základní metody získávání.
7. Oxid a hydroxid zinečnatý - vlastnosti a způsoby výroby.
Zinek se nachází v sekundární podskupině skupiny II Mendělejevovy tabulky. Jeho elektronický vzorec 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2. Zinek je d-prvek, vykazuje ve sloučeninách jediný oxidační stav +2 (protože třetí energetická hladina v atomu zinku je zcela vyplněna elektrony). Jako amfoterní prvek s převahou kovových vlastností je ve sloučeninách zinek častěji obsažen v kationtu, méně často v aniontu. Například,
Předpokládá se, že název zinku pochází ze starověkého germánského slova „zink“ (bílý, trn). Toto slovo se zase vrací k arabskému „harasin“ (kov z Číny), který označuje místo výroby zinku, který byl do Evropy přivezen z Číny ve středověku.
FYZIKÁLNÍ VLASTNOSTI
Zinek je bílý kov; na vzduchu se pokryje oxidovým filmem a jeho povrch vybledne. Za studena je to dosti křehký kov, ale při teplotě 100–150 °C se zinek snadno zpracovává a tvoří slitiny s jinými kovy.
Chemické vlastnosti
Zinek je kov průměrné chemické aktivity, ale je aktivnější než železo. Po destrukci oxidového filmu vykazuje zinek následující chemické vlastnosti.
Zn + H2ZnH2.
2Zn + O 2 2ZnO.
Kovy (-).
Nekovy (+):
Zn + Cl 2 ZnCl 2,
3Zn + 2P Zn 3 P 2.
Zn + 2H20 Zn(OH)2 + H2.
Zásadité oxidy (-).
Kyselé oxidy (-).
Důvody (+):
Zn + 2NaOH + 2H20 = Na2 + H2,
Zn + 2NaOH (tavenina) = Na2Zn02 + H2.
Neoxidační kyseliny (+):
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.
Oxidující kyseliny (+):
3Zn + 4H2S04 (konc.) = 3ZnS04 + S + 4H20.
4Zn + 5H2S04 (konc.) = 4ZnS04 + H2S + 4H20,
4Zn + 10HNO3 (velmi zředěný) = 4Zn (NO 3) 2 + NH4NO3 + 3H20.
Soli (+/–): *
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2,
Zn + NaCl žádná reakce.
Obecně se zinek vyskytuje ve formě sloučenin, z nichž nejvýznamnější jsou sfalerit, neboli směs zinku (ZnS), smithsonit, nebo zinkový spar (ZnCO 3), červená zinková ruda (ZnO).
V průmyslu se pro výrobu zinku zinková ruda praží, aby se získal oxid zinečnatý, který se pak redukuje uhlíkem:
2ZnS + 3O 2 2ZnO + 2SO 2,
2ZnO + C2Zn + CO2.
Nejdůležitějšími sloučeninami zinku jsou jeho o až s a d (ZnO) a g a dro až c a d (Zn (OH) 2). Jedná se o bílé krystalické látky, které vykazují amfoterní vlastnosti:
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H20,
ZnO + 2NaOH + H20 = Na2,
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20,
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2.
Oxid zinečnatý lze získat oxidací zinku, rozkladem hydroxidu zinečnatého nebo spalováním směsi zinku:
Zn(OH)2ZnO + H20,
2ZnS + 3O 2 2ZnO + 3SO 2.
Hydroxid zinečnatý se vyrábí výměnnou reakcí mezi roztokem zinečnaté soli a alkálií:
ZnCl 2 + 2NaOH (nedostatek) = Zn (OH) 2 + 2NaCl.
Je třeba mít na paměti tyto sloučeniny: směs zinku (ZnS), síran zinečnatý (ZnSO 4 7H 2 O).
Test na téma "Zinek a jeho sloučeniny"
1. Součet koeficientů v rovnici pro reakci zinku s velmi zředěnou kyselinou dusičnou:
a) 20; b) 22; c) 24; d) 29.
2. Zinek z koncentrovaného roztoku uhličitanu sodného vytěsňuje:
a) vodík; b) oxid uhelnatý;
c) oxid uhličitý; d) metan.
3. Alkalické roztoky mohou reagovat s následujícími látkami (je možných několik správných odpovědí):
a) síran měďnatý a chlor;
b) oxid vápenatý a měď;
c) hydrogensíran sodný a zinek;
d) hydroxid zinečnatý a hydroxid měďnatý.
4. Hustota 27,4% roztoku hydroxidu sodného je 1,3 g/ml. Molární koncentrace alkálie v tomto roztoku je:
a) 0,0089 mol/ml; b) 0,0089 mol/l;
c) 4 mol/l; d) 8,905 mol/l.
5. Chcete-li získat hydroxid zinečnatý, musíte:
a) přidat roztok hydroxidu sodného po kapkách k roztoku chloridu zinečnatého;
b) přidání roztoku chloridu zinečnatého po kapkách k roztoku hydroxidu sodného;
c) přidání přebytku roztoku hydroxidu sodného k roztoku chloridu zinečnatého;
d) přidání roztoku hydroxidu sodného po kapkách k roztoku uhličitanu zinečnatého;
6. Eliminujte „extra“ připojení:
a) H2Zn02; b) ZnCl2; c) ZnO; d) Zn (OH) 2.
7. Slitina mědi a zinku o hmotnosti 24,12 g byla ošetřena přebytkem zředěné kyseliny sírové. Současně bylo uvolněno 3,36 litru plynu (n.u.). Hmotnostní podíl zinku v této slitině je (v %):
a) 59,58; b) 40,42; c) 68,66; d) 70,4.
8. Zinkové granule budou interagovat s vodným roztokem (je možných několik správných odpovědí):
a) kyselina chlorovodíková; b) kyselina dusičná;
c) hydroxid draselný; d) síran hlinitý.
9. Oxid uhličitý o objemu 16,8 litrů (NU) byl absorbován 400 g 28% roztoku hydroxidu draselného. Hmotnostní zlomek látky v roztoku je (v %):
a) 34,5; b) 31,9; c) 69; d) 63,7.
10. Hmotnost vzorku uhličitanu zinečnatého, který obsahuje 4 816 10 24 atomů kyslíku, je (v g):
a) 1000; b) 33,3; c) 100; d) 333,3.
Klíč ke zkoušce
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 |
| b | A | a, v | G | A | b | b | abeceda | b | G |
Úkoly a cvičení pro amfoterní kovy
Řetězce transformace
1. Zinek -> oxid zinečnatý -> hydroxid zinečnatý -> síran zinečnatý -> chlorid zinečnatý -> dusičnan zinečnatý -> sulfid zinečnatý -> oxid zinečnatý -> zinečnan draselný.
2. Oxid hlinitý -> tetrahydroxoaluminát draselný -> chlorid hlinitý -> hydroxid hlinitý -> tetrahydroxoaluminát draselný.
3. Sodík -> hydroxid sodný -> hydrogenuhličitan sodný -> uhličitan sodný -> hydroxid sodný -> hexahydroxochromát sodný (III).
4. Chrom -> chlorid chromitý -> chlorid chromitý -> hexahydroxochromát draselný (III) + brom + hydroxid draselný -> chroman draselný -> dichroman draselný -> oxid chromitý (VI).
5. Sulfid železitý -> X 1 -> oxid železitý -> X 2 -> sulfid železitý.
6. Chlorid železitý -> A -> B -> C -> D -> E -> chlorid železitý (všechny látky obsahují železo; ve schématu jsou pouze tři redoxní reakce za sebou).
7. Chrom -> X 1 -> síran chromitý -> X 2 -> dichroman draselný -> X 3 -> chrom.
ÚROVEŇ A
1. K rozpuštění 1,26 g slitiny hořčíku s hliníkem bylo použito 35 ml 19,6% roztoku kyseliny sírové (hustota - 1,14 g/ml). Přebytek kyseliny reagoval s 28,6 ml 1,4 mol/l roztoku hydrogenuhličitanu draselného. Určete složení výchozí slitiny a objem plynu (n.o.) uvolněného při rozpouštění slitiny.
Odpovědět. 57,6 % Mg; 42,4 % AI; 1,34 L H2.
2. Směs vápníku a hliníku o hmotnosti 18,8 g byla kalcinována v nepřítomnosti vzduchu s přebytkem grafitového prášku. Na reakční produkt se působí zředěným roztokem kyselina chlorovodíková, přičemž bylo uvolněno 11,2 litru plynu (n.u.). Určete složení původní směsi.
Řešení
Reakční rovnice:
Nechť (Ca) = X mol, (AI) = 4 y krtek.
Pak: 40 X + 4 27y = 18,8.
Podle stavu problému:
v (C2H2 + CH4) = 11,2 1.
Proto,
(C2H2 + CH4) = 11,2 / 22,4 = 0,5 mol.
Podle reakční rovnice:
(C2H2) = (CaC2) = (Ca)= X krtek,
(CH4) = 3/4 (AI) = 3 y krtek,
X + 3y = 0,5.
Řešíme systém:
X = 0,2, y = 0,1.
Proto,
(Ca) = 0,2 mol,
(Al) = 4 0,1 = 0,4 mol.
V původní směsi:
m(Ca) = 0,2 40 = 8 g,
(Ca) = 8/18,8 = 0,4255 nebo 42,6 %;
m(Al) = 0,4 27 = 10,8 g,
(Al) = 10,8 / 18,8 = 0,5744, neboli 57,4 %.
Odpovědět... 42,6 % Ca; 57,4 % Al.
3. Když 11,2 g kovu skupiny VIII periodického systému interagovalo s chlorem, vytvořilo se 32,5 g chloridu. Identifikujte kov.
Odpovědět... Žehlička.
4. Vypalováním pyritu vzniklo 25 m 3 oxidu siřičitého (teplota 25 °C a tlak 101 kPa). Vypočítejte hmotnost výsledné pevné látky.
Odpovědět. 40,8 kg Fe 2 O 3.
5. Kalcinací 69,5 g krystalického hydrátu síranu železnatého se vytvoří 38 g bezvodé soli. Určete vzorec pro krystalický hydrát.
Odpovědět. Heptahydrát FeSO 4 7H 2 O.
6. Působením přebytku kyseliny chlorovodíkové na 20 g směsi obsahující měď a železo se uvolnil plyn o objemu 3,36 L (NU). Určete složení původní směsi.
Odpovědět. 58 % Cu; 42 % Fe.
Úroveň B
1. Jaký objem 40% roztoku hydroxidu draselného (hustota - 1,4 g / ml) je třeba přidat k 50 g 10% roztoku chloridu hlinitého, aby se úplně rozpustila původně vysrážená sraženina?
Odpovědět. 15 ml
2. Kov byl spálen v kyslíku za vzniku 2,32 g oxidu, na jehož redukci na kov je potřeba vynaložit 0,896 l (NU) oxidu uhelnatého. Redukovaný kov byl rozpuštěn ve zředěné kyselině sírové, výsledný roztok poskytuje modrou sraženinu s červenou krevní solí. Určete vzorec oxidu.
Odpovědět: Fe 3 O 4.
3. Jaký objem 5,6M roztoku hydroxidu draselného je potřeba k úplnému rozpuštění 5 g směsi hydroxidu chromitého (III) a hlinitého, je-li hmotnostní podíl kyslíku v této směsi 50 %?
Odpovědět. 9,3 ml.
4. Sulfid sodný byl přidán do 14% roztoku dusičnanu chromitého, výsledný roztok byl zfiltrován a povařen (bez ztráty vody), přičemž hmotnostní podíl soli chromu klesl na 10 %. Určete hmotnostní zlomky zbývajících látek ve výsledném roztoku.
Odpovědět. 4,38 % NaNO3.
5. Směs chloridu železitého s dvojchromanem draselným se rozpustí ve vodě a roztok se okyselí kyselinou chlorovodíkovou. Po nějaké době se k roztoku po kapkách přidal přebytek roztoku hydroxidu draselného, vytvořená sraženina se odfiltrovala a kalcinovala do konstantní hmotnosti. Hmotnost sušiny je 4,8 g. Určete hmotnost výchozí směsi solí s přihlédnutím k tomu, že hmotnostní podíly chloridu železitého a dvojchromanu draselného v ní jsou v poměru 3:2.
Odpovědět. 4,5 g
6. 139 g síranu železnatého se rozpustilo ve vodě při teplotě 20 °C a získalo se nasycený roztok. Když se tento roztok ochladí na 10 °C, vysráží se sraženina síranu železnatého. Najděte hmotnost sraženiny a hmotnostní zlomek síran železnatý ve zbývajícím roztoku (rozpustnost síranu železnatého při 20 °C je 26 g a při 10 °C - 20 g).
Odpovědět. 38,45 g FeS04.7H20; 16,67 %.
Kvalitativní úkoly
1. Stříbřitě bílá světlá jednoduchá látka A, která má dobrou tepelnou a elektrickou vodivost, reaguje při zahřívání s jinou jednoduchou látkou B. Vzniklá pevná látka se při průchodu roztokem kyseliny siřičité rozpouští v kyselinách za uvolňování plynu C, vysráží se sraženina látky B. látky, napište reakční rovnice.
Odpovědět. Látky: A - Al, B - S, C - H2S.
2. Existují dva plyny, A a B, jejichž molekuly jsou tříatomové. Když se každý z nich přidá k roztoku hlinitanu draselného, vytvoří se sraženina. Navrhněte možné vzorce pro plyny A a B, protože tyto plyny jsou binární. Zapište reakční rovnice. Jak lze tyto plyny chemicky odlišit?
Řešení
plyn A - C02; plyn B - H2S.
2KAlO2 + CO2 + 3H20 = 2Al (OH)3 + K2CO3,
2KA102 + H2S + 2H20 = 2Al (OH)3 + K2S.
3. Hnědá sloučenina A, nerozpustná ve vodě, se zahříváním rozkládá za vzniku dvou oxidů, z nichž jeden je voda. Další oxid, B, je redukován uhlíkem za vzniku kovu C, druhého nejběžnějšího kovu v přírodě. Určete látky, zapište reakční rovnice.
Odpovědět. Látky: A - Fe (OH) 3,
B - Fe 2 O 3, C - Fe.
4. Sůl A je tvořena dvěma prvky, při spalování na vzduchu vznikají dva oxidy: B - pevný, hnědý a plynný. Oxid B vstupuje do substituční reakce se stříbřitě bílým kovem C (při zahřívání). Určete látky, zapište reakční rovnice.
Odpovědět. Látky: A - FeS 2, B - Fe 2 O 3, C - Al.
* Znaménko +/– znamená, že tato reakce neprobíhá se všemi reagenciemi nebo za specifických podmínek.
Pokračování příště
Napište reakční rovnice podle pozhaaaluistických schémat 1) fosforečnan vápenatý + chlorid barnatý = fosforečnan barnatý + chlorid vápenatý 2) uhličitan sodný + dusičnan draselný = uhličitanvápník + dusičnan sodný 3) Kyselina sírová + hydroxid hořečnatý = síran hořečnatý + foda 4) Oxid lithný + kyselina chlorovodíková = chlorid lithný + voda 5) Oxid sírový (V1) + hydroxid sodný = síran sodný + voda 6) Hliník + kyselina bromovodíková = bromid hlinitý + vodík 7) Dusičnan olovnatý (11) + sulfid sodný = sulfid olovnatý (11) + kyselina křemičitá 8) Křemičitan draselný + kyselina fosforečná = fosforečnan draselný + kyselina křemičitá 9) hydroxid zinečnatý-kyselina jodovodíková = jodid zinečnatý + voda 10) Oxid dusnatý (V) + hydroxid sodný = netrát draselný + voda 11) Dusičnan barnatý + kyselina sírová = síran barnatý + kyselina dusičná 12) Oxid uhelnatý (1V) -hydroxid vápenatý = uhličitan vápenatý + voda 13) Oxid sírový (1V) + oxid draslík = síran draselný 14) Oxid hořečnatý + oxid fosforečný (V) = fosforečnan hořečnatý 15) Kyselina dusičná + oxid chromitý (111) = dusičnan chromitý (111) + voda 16) Kyselina sirovodík + netrát stříbrný = sulfid stříbrný + kyselina dusičná 17 ) Oxid železitý (111) + vodík = železo + voda 18) Dusičnan měďnatý (11) + hliník = měď + dusičnan hlinitý 19) Hydroxid hlinitý = oxid hlinitý + voda
a) sodík --- hydroxid sodný - sulfid sodný --- chlorid sodný --- síran sodný b) hořečnatý --- síran hořečnatý --- hydroxid hořečnatý --- oxid hořečnatý - chlorid hořečnatýc) oxid olovnatý - oxid olovnatý - dusičnan olovnatý - hydroxid olovnatý - oxid olovnatý - síran olovnatý g) síra --- sirovodík --- siřičitan draselný - - chlorid draselný - chlorid draselný - kyselina chlorovodíková e) vápník - hydroxid vápenatý - uhličitan vápenatý - dusičnan vápenatý - kyselina dusičná f) hliník - síran hlinitý - hydroxid hlinitý - oxid hlinitý - dusičnan hlinitý g) síra - oxid sírový (IV) - kyselina siřičitá -- - siřičitan sodný - kyselina siřičitá h) kyslík - oxid hlinitý - síran hlinitý - hydroxid hlinitý - metahlinitan sodný j) hliník - chlorid hliník - dusičnan hlinitý - hydroxid hlinitý - síran hlinitý l) měď - chlorid měďnatý - měď - měď ( II) oxid - dusičnan měďnatý (II) m) železo - chlorid železa (II) - železnatý (II) hydroxid - síran železnatý - železo n) železo - chlorid železitý - železo (III) dusičnan - železo ( III) síran - železo
1.Reaguje s vodným roztokem uhličitanu sodného1) síran draselný 3) sulfid měďnatý
2) oxid uhelnatý (IV) 4) kyselina křemičitá
2.Reaguje s roztokem chloridu barnatého
1) hydroxid vápenatý 3) síran sodný
2) hydroxid měďnatý (II) 4) Vodík
3.Reaguje s roztokem dusičnanu vápenatého
1) uhličitan sodný 3) křemík
2) zinek 4) kyselina bromovodíková
4.vzniká interakce 1 mol a 2 mol KoH
1) střední sůl 3) kyselá sůl
2) zásaditá sůl 4) látky nereagují
5. V důsledku reakce křemičitanu sodného s kyselinou chlorovodíkovou,
1) silicid sodný 3) kyselina křemičitá
2) křemík 4) oxid křemičitý
1. Sůl a alkálie vznikají interakcí roztoků
1)
2.Reaguje s roztokem dusičnanu barnatého
1) chlorid sodný 3) uhličitan draselný
2) měď 4) uhličitan vápenatý
3.Reaguje s roztokem dusičnanu barnatého
1) síran sodný 3) železo
2) chloridová slova 4) měď
4. Reaguje s roztokem síranu zinečnatého
1) hořčík 3) síra
2) oxid křemičitý 4) hydroxid hlinitý
5. Mezi nimi je možná chemická reakce (v roztoku).
6) Mezi jakými látkami probíhá chemická reakce?
1) uhličitan vápenatý a dusičnan sodný
2) křemičitan hořečnatý a fosforečnan draselný
3) síran železnatý a sulfid olovnatý
4) chlorid barnatý a síran zinečnatý
Slitina zinku s mědí - mosaz - byla známá ve starověkém Řecku, starověkém Egyptě, Indii (VII století), Číně (XI století). Dlouhou dobu nebylo možné izolovat čistý zinek. V roce 1746 vyvinul A.S.Marggraf metodu získávání čistého zinku kalcinací směsi jeho oxidu s uhlím bez přístupu vzduchu v jílových žáruvzdorných retortách, po které následovala kondenzace zinkových par v lednicích. V průmyslovém měřítku začala tavba zinku v 17. století.
Latinské zincum se překládá jako „bílý květ“. Původ tohoto slova nebyl přesně stanoven. Pravděpodobně pochází z perského „cheng“, i když tento název neodkazuje na zinek, ale na kameny obecně. Slovo „zinek“ se nachází ve spisech Paracelsa a dalších badatelů ze 16. a 17. století. a možná se vrací ke starogermánskému „cinku“ – nájezdu, bolení očí. Název „zinek“ se začal běžně používat až ve 20. letech 20. století.
Být v přírodě, získat:
Nejběžnějším minerálem zinku je sfalerit nebo směs zinku. Hlavní složkou minerálu je sulfid zinečnatý ZnS a různé nečistoty dávají této látce všechny druhy barev. Zjevně se proto minerál nazývá směs. Zinková směs je považována za primární minerál, ze kterého vznikly další minerály prvku 30: smithsonit ZnCO 3, zincit ZnO, calamin 2ZnO · SiO 2 · H 2 O. Na Altaji často najdete pruhovanou „čipmunkovou“ rudu – směs zinková směs a hnědá jiskra. Kousek takové rudy z dálky opravdu vypadá jako skryté pruhované zvíře.
Separace zinku začíná koncentrací rudy sedimentačními nebo flotačními metodami, poté se praží za vzniku oxidů: 2ZnS + 3О 2 = 2ZnО + 2SO 2
Oxid zinečnatý se zpracovává elektrolyticky nebo redukuje koksem. V prvním případě se zinek ze surového oxidu vyluhuje zředěným roztokem kyseliny sírové, nečistota kadmia se vysráží zinkovým prachem a roztok síranu zinečnatého se podrobí elektrolýze. Kov o čistotě 99,95 % je nanesen na hliníkové katody.
Fyzikální vlastnosti:
Ve své čisté podobě je to spíše tažný stříbřitě bílý kov. Na pokojová teplota křehký, při ohýbání desky je slyšet praskání od tření krystalitů (většinou silnější než "výkřik cínu"). Zinek je tažný při 100-150 °C. Nečistoty, byť nepatrné, prudce zvyšují křehkost zinku. Bod tání - 692 ° C, bod varu - 1180 ° C
Chemické vlastnosti:
Typický amfoterní kov. Standardní elektrodový potenciál je -0,76 V, v řadě standardních potenciálů se nachází před železem. Na vzduchu je zinek pokryt tenkým filmem oxidu ZnO. Při zahřátí vyhoří. Při zahřívání zinek reaguje s halogeny, s fosforem za vzniku fosfidů Zn 3 P 2 a ZnP 2, se sírou a jejími analogy za vzniku různých chalkogenidů, ZnS, ZnSe, ZnSe 2 a ZnTe. Zinek přímo nereaguje s vodíkem, dusíkem, uhlíkem, křemíkem a borem. Nitrid Zn3N2 se vyrábí reakcí zinku s amoniakem při 550-600 °C.
Zinek běžné čistoty aktivně reaguje s roztoky kyselin a zásad, přičemž v druhém případě tvoří hydroxozinkaty: Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
Velmi čistý zinek nereaguje s roztoky kyselin a zásad.
Zinek je charakterizován sloučeninami s oxidačním stavem: +2.
Nejdůležitější spojení:
Oxid zinečnatý- ZnO, bílý, amfoterní, reaguje s kyselými roztoky i zásadami:
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H20 (fúze).
Hydroxid zinečnatý- vzniká ve formě želatinové bílé sraženiny po přidání alkálie do vodných roztoků solí zinku. Amfoterní hydroxid
Soli zinku... Bezbarvé krystalické látky. Ve vodných roztocích tvoří zinkové ionty Zn 2+ akvakomplexy 2+ a 2+ a podléhají silné hydrolýze.
Zinkáty vznikají interakcí oxidu nebo hydroxidu zinečnatého s alkáliemi. Při fúzi vznikají metazinkaty (například Na 2 ZnO 2), které se rozpuštěním ve vodě přeměňují na tetrahydroxozinkaty: Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O = Na 2. Při okyselení roztoků se vysráží hydroxid zinečnatý.
Aplikace:
Výroba antikorozních nátěrů. - Kovový zinek ve formě tyčí se používá k ochraně ocelových výrobků před korozí při styku s mořskou vodou. Asi polovina veškerého vyrobeného zinku se používá na výrobu pozinkované oceli, třetina na žárové zinkování hotových výrobků a zbytek na pásy a dráty.
- Velký praktický význam mají slitiny zinku - mosaz (měď plus 20-50% zinku). Pro tlakové lití se kromě mosazi používá rychle rostoucí počet speciálních slitin zinku.
- Další oblastí použití je výroba suchých baterií, i když v minulé roky výrazně klesla.
- Telurid zinku ZnTe se používá jako materiál pro fotorezistory, infračervené detektory, dozimetry a čítače záření. - Octan zinečnatý Zn (CH 3 COO) 2 se používá jako fixátor pro barvení tkanin, konzervační prostředek na dřevo, protiplísňový prostředek v lékařství, katalyzátor v organické syntéze. Octan zinečnatý je součástí dentálních cementů a používá se při výrobě glazur a porcelánu.
Zinek je jedním z nejdůležitějších biologicky aktivních prvků a je nezbytný pro všechny formy života. Jeho role je dána především tím, že je součástí více než 40 důležitých enzymů. Byla stanovena funkce zinku v proteinech odpovědná za rozpoznání sekvence bází v DNA, a tedy za regulaci přenosu genetické informace během replikace DNA. Zinek se podílí na metabolismu sacharidů pomocí hormonu obsahujícího zinek – inzulinu. Vitamin A působí pouze v přítomnosti zinku.Zinek je také potřebný pro stavbu kostí.
Ionty zinku jsou přitom toxické.
Bespomestnykh S., Shtanova I.
Státní univerzita KhF Tyumen, skupina 571.
Zdroje: Wikipedie:
Měď (Cu) patří k d-prvkům a nachází se ve skupině IB Mendělejevovy periodické tabulky. Elektronová konfigurace atomu mědi v základním stavu je zapsána ve tvaru 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 místo předpokládaného vzorce 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2. Jinými slovy, v případě atomu mědi je pozorován takzvaný „elektronový skluz“ z podúrovně 4s do podúrovně 3d. U mědi jsou kromě nuly možné oxidační stavy +1 a +2. Oxidační stav +1 je náchylný k disproporcionaci a je stabilní pouze v nerozpustných sloučeninách, jako je CuI, CuCl, Cu 2 O atd., jakož i v komplexních sloučeninách, například Cl a OH. Sloučeniny mědi v oxidačním stavu +1 nemají specifickou barvu. Takže oxid měďnatý, v závislosti na velikosti krystalů, může být tmavě červený (velké krystaly) a žlutý (malé krystaly), CuCl a CuI - bílý a Cu 2 S - černý a modrý. Chemicky stabilnější je oxidační stav mědi, rovný +2. Soli obsahující měď v tomto oxidačním stavu mají modrou a modrozelenou barvu.
Měď je velmi měkký, tažný a tažný kov s vysokou elektrickou a tepelnou vodivostí. Barva metalické mědi je červeno-růžová. Měď je v linii aktivity kovu vpravo od vodíku, tzn. se vztahuje na kovy s nízkou aktivitou.
s kyslíkem
Za normálních podmínek měď neinteraguje s kyslíkem. Aby mezi nimi proběhla reakce, je zapotřebí zahřívání. V závislosti na přebytku nebo nedostatku kyslíku a teplotních podmínkách může tvořit oxid měďnatý (II) a oxid měďnatý (I):
s šedou
Reakce síry s mědí může v závislosti na provozních podmínkách vést ke vzniku jak sulfidu měďného (I) tak sulfidu měďnatého (II). Když se směs práškové Cu a S zahřeje na teplotu 300-400 °C, vytvoří se sulfid měďný:
Při nedostatku síry a při teplotě vyšší než 400 °C vzniká sulfid měďnatý (II). Nicméně více jednoduchým způsobem získávání sulfidu měďnatého (II) z jednoduchých látek je interakce mědi se sírou rozpuštěnou v sirouhlíku:
Tato reakce probíhá při teplotě místnosti.
s halogeny
Měď reaguje s fluorem, chlorem a bromem za vzniku halogenidů s obecným vzorcem CuHal2, kde Hal je F, Cl nebo Br:
Cu + Br2 = CuBr2
V případě jódu, nejslabšího oxidačního činidla mezi halogeny, vzniká jodid měďný:
Měď neinteraguje s vodíkem, dusíkem, uhlíkem a křemíkem.
s neoxidačními kyselinami
Téměř všechny kyseliny jsou neoxidační kyseliny, kromě koncentrované kyseliny sírové a kyseliny dusičné v jakékoli koncentraci. Protože neoxidační kyseliny jsou schopny oxidovat pouze kovy, které jsou v rozsahu aktivity vodíku; to znamená, že měď s takovými kyselinami nereaguje.
s oxidačními kyselinami
- koncentrovaná kyselina sírová
Měď reaguje s koncentrovanou kyselinou sírovou jak při zahřívání, tak při pokojové teplotě. Při zahřívání probíhá reakce podle rovnice:
Protože měď není silné redukční činidlo, síra se při této reakci redukuje pouze do oxidačního stavu +4 (v SO 2).
- se zředěnou kyselinou dusičnou
Reakce mědi se zředěnou HNO 3 vede ke vzniku dusičnanu měďnatého a oxidu dusnatého:
3Cu + 8HNO3 (zřed.) = 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H20
- s koncentrovanou kyselinou dusičnou
Koncentrovaná HNO 3 za normálních podmínek snadno reaguje s mědí. Rozdíl mezi reakcí mědi s koncentrovanou kyselinou dusičnou a reakcí se zředěnou kyselinou dusičnou spočívá v produktu redukce dusíku. V případě koncentrované HNO 3 je dusík redukován v menší míře: místo oxidu dusnatého (II) vzniká oxid dusnatý (IV), což je spojeno s větší soutěží mezi molekulami kyseliny dusičné v koncentrované kyselině o elektrony redukujícího agent (Cu):
Cu + 4HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
s oxidy nekovů
Měď reaguje s některými oxidy nekovů. Například u takových oxidů, jako je NO 2, NO, N 2 O, se měď oxiduje na oxid měďnatý (II) a dusík se redukuje na oxidační stav 0, tzn. vzniká jednoduchá látka N 2:
V případě oxidu siřičitého vzniká místo jednoduché látky (síry) sulfid měďný. To je způsobeno skutečností, že měď se sírou, na rozdíl od dusíku, reaguje:
s oxidy kovů
Při slinování kovové mědi oxidem měďnatým při teplotě 1000-2000 °C lze získat oxid měďnatý:
Taky kovová měď může při kalcinaci redukovat oxid železitý na oxid železitý:
se solemi kovů
Měď vytlačuje méně aktivní kovy (vpravo v řadě aktivity) z roztoků jejich solí:
Cu + 2AgNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2Ag ↓
Zajímavá je také reakce, při které se měď rozpouští v soli aktivnějšího kovu - železa v oxidačním stavu +3. Neexistují však žádné rozpory, protože měď nevytlačuje železo ze své soli, ale pouze ho obnovuje z oxidačního stavu +3 do oxidačního stavu +2:
Fe 2 (SO 4) 3 + Cu = CuSO 4 + 2FeSO 4
Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2
Posledně jmenovaná reakce se používá při výrobě mikroobvodů ve fázi leptání měděných desek.
Koroze mědi
Měď v průběhu času koroduje, když se dostane do kontaktu s vlhkostí, oxidem uhličitým a kyslíkem ve vzduchu:
2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 = (CuOH) 2 CO 3
V důsledku této reakce jsou měděné produkty pokryty volným modrozeleným výkvětem hydroxykarbonátu měďnatého (II).
Chemické vlastnosti zinku
Zinek Zn je ve skupině IIB IV. období. Elektronová konfigurace valenčních orbitalů atomů chemického prvku v základním stavu je 3d 10 4s 2. U zinku je možný pouze jeden jediný oxidační stav, rovný +2. Oxid zinečnatý ZnO a hydroxid zinečnatý Zn (OH) 2 mají výrazné amfoterní vlastnosti.
Zinek při skladování na vzduchu bledne a je pokryt tenkou vrstvou oxidu ZnO. Oxidace probíhá obzvláště snadno při vysoké vlhkosti a v přítomnosti oxidu uhličitého v důsledku reakce:
2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3
Páry zinku hoří na vzduchu a tenký proužek zinku po zahřátí v plameni hořáku v něm hoří nazelenalým plamenem:
Při zahřátí kovový zinek také interaguje s halogeny, sírou, fosforem:
Zinek přímo nereaguje s vodíkem, dusíkem, uhlíkem, křemíkem a borem.
Zinek reaguje s neoxidačními kyselinami a uvolňuje vodík:
Zn + H2S04 (20 %) -> ZnS04 + H2
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
Technický zinek je zvláště snadno rozpustný v kyselinách, protože obsahuje nečistoty jiných méně aktivních kovů, zejména kadmia a mědi. Vysoce čistý zinek je z určitých důvodů odolný vůči kyselinám. Pro urychlení reakce se vzorek vysoce čistého zinku uvede do kontaktu s mědí nebo se do kyselého roztoku přidá trochu soli mědi.
Při teplotě 800-900 o C (červené teplo), kovový zinek, který je v roztaveném stavu, interaguje s přehřátou párou a uvolňuje z ní vodík:
Zn + H20 = ZnO + H2
Zinek také reaguje s oxidačními kyselinami: koncentrovanou sírovou a dusičnou.
Zinek jako aktivní kov může s koncentrovanou kyselinou sírovou vytvářet oxid siřičitý, elementární síru a dokonce i sirovodík.
Zn + 2H2S04 = ZnSO4 + S02 + 2H20
Složení produktů redukce kyseliny dusičné je určeno koncentrací roztoku:
Zn + 4HNO 3 (konc.) = Zn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H20
3Zn + 8HN03 (40 %) = 3Zn (N03)2 + 2NO + 4H20
4Zn + 10HN03 (20 %) = 4Zn (N03)2 + N20 + 5H20
5Zn + 12HN03 (6 %) = 5Zn (N03)2 + N2 + 6H20
4Zn + 10HN03 (0,5 %) = 4Zn (N03)2 + NH4NO3 + 3H20
Směr procesu je také ovlivněn teplotou, množstvím kyseliny, čistotou kovu a reakční dobou.
Zinek reaguje s alkalickými roztoky za vzniku tetrahydroxozinkátů a vodík:
Zn + 2NaOH + 2H20 = Na2 + H2
Zn + Ba (OH)2 + 2H20 = Ba + H2
Při legování s bezvodými alkáliemi vzniká zinek zinkáty a vodík:
Ve vysoce alkalickém prostředí je zinek extrémně silné redukční činidlo schopné redukovat dusík v dusičnanech a dusitanech na amoniak:
4Zn + NaN03 + 7NaOH + 6H20 → 4Na2 + NH3
Díky komplexaci se zinek pomalu rozpouští v roztoku amoniaku a redukuje vodík:
Zn + 4NH3H20 → (OH)2 + H2 + 2H20
Zinek také redukuje méně aktivní kovy (napravo od něj v řadě aktivity) z vodných roztoků jejich solí:
Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2
Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4
Chemické vlastnosti chrómu
Chrom je prvek skupiny VIB periodické tabulky prvků. Elektronová konfigurace atomu chrómu se zapisuje jako 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, tzn. v případě chrómu, stejně jako v případě atomu mědi, je pozorován tzv. "elektronový skluz".
Nejběžnější oxidační stavy chrómu jsou +2, +3 a +6. Je třeba na ně pamatovat a v rámci programu USE v chemii lze předpokládat, že chrom nemá žádné další oxidační stavy.
Za normálních podmínek je chrom odolný vůči korozi jak na vzduchu, tak ve vodě.
Interakce s nekovy
s kyslíkem
Práškový kovový chrom zahřátý na teplotu vyšší než 600 o C hoří v čistém kyslíku za vzniku oxidu chromitého:
4Cr + 302= Ó t=> 2Cr203
s halogeny
Chrom reaguje s chlorem a fluorem při nižších teplotách než s kyslíkem (250, resp. 300 o C):
2Cr + 3F2 = Ó t=> 2CrF 3
2Cr + 3Cl2= Ó t=> 2CrCl 3
Chrom reaguje s bromem při teplotě červeného žáru (850-900 o C):
2Cr + 3Br2= Ó t=> 2CrBr 3
s dusíkem
Kovový chrom interaguje s dusíkem při teplotách nad 1000 o С:
2Cr + N2= Ót=> 2CrN
s šedou
Se sírou může chrom tvořit jak sulfid chromitý, tak sulfid chromitý, což závisí na poměrech síry a chrómu:
Cr + S = o t=> CrS
2Cr + 3S = o t=> Cr2S3
Chrom nereaguje s vodíkem.
Interakce s komplexními látkami
Interakce s vodou
Chrom označuje kovy s průměrnou aktivitou (nachází se v řadě aktivity kovu mezi hliníkem a vodíkem). To znamená, že reakce probíhá mezi rozžhaveným chrómem a přehřátou párou:
2Cr + 3H20= o t=> Cr203 + 3H2
5interakce s kyselinami
Chrom je za normálních podmínek pasivován koncentrovanými kyselinami sírovými a dusičnými, během varu se v nich však rozpouští, přičemž oxiduje na oxidační stupeň +3:
Cr + 6HN03 (konc.) = t o=> Cr (N03)3 + 3N02 + 3H20
2Cr + 6H2S04 (konc) = t o=> Cr2(S04)3 + 3S02 + 6H20
V případě zředěné kyseliny dusičné je hlavním produktem redukce dusíku jednoduchá látka N 2:
10Cr + 36HNO3 (zředěný) = 10Cr (N03)3 + 3N2 + 18H20
Chrom se nachází v řadě aktivity nalevo od vodíku, což znamená, že je schopen uvolňovat H 2 z roztoků neoxidačních kyselin. V průběhu takových reakcí bez přístupu vzdušného kyslíku se tvoří soli chrómu (II):
Cr + 2HCl = CrCl2 + H2
Cr + H2S04 (zředěný) = CrSO4 + H2
Když se reakce provádí na vzduchu, dvojmocný chrom je okamžitě oxidován kyslíkem obsaženým ve vzduchu do oxidačního stavu +3. V tomto případě bude mít například rovnice s kyselinou chlorovodíkovou tvar:
4Cr + 12HCl + 302 = 4CrCl3 + 6H20
Při legování kovového chrómu se silnými oxidačními činidly v přítomnosti alkálií se chrom oxiduje na oxidační stupeň +6, čímž vzniká chromany:
Chemické vlastnosti železa
Železo Fe, chemický prvek ve skupině VIIIB a mající pořadové číslo 26 v periodické tabulce. Rozložení elektronů v atomu železa je následující 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, tedy železo patří k d-prvkům, neboť d-podhladina je v jeho případě vyplněna. Nejvíce se vyznačuje dvěma oxidačními stavy +2 a +3. U oxidu FeO a hydroxidu Fe (OH) 2 převažují vlastnosti zásadité, u oxidu Fe 2 O 3 a hydroxidu Fe (OH) 3 jsou výrazně vyjádřeny vlastnosti amfoterní. Oxid a hydroxid železitý (III) se tedy do určité míry rozpouštějí během varu v koncentrovaných alkalických roztocích a také reagují s bezvodými alkáliemi během tavení. Je třeba poznamenat, že oxidační stav železa +2 je velmi nestabilní a snadno se přemění na oxidační stav +3. Známé jsou také sloučeniny železa ve vzácném oxidačním stavu +6 - feráty, soli neexistující "kyseliny železa" H 2 FeO 4. Tyto sloučeniny jsou relativně stabilní pouze v pevném stavu nebo v silně alkalických roztocích. Při nedostatečné alkalitě média feráty poměrně rychle oxidují i vodu a uvolňují z ní kyslík.
Interakce s jednoduchými látkami
S kyslíkem
Železo při spalování v čistém kyslíku tvoří tzv žehlička měřítko, mající vzorec Fe 3 O 4 a je vlastně směsným oxidem, jehož složení může být běžně reprezentováno vzorcem FeO ∙ Fe 2 O 3. Spalovací reakce železa má podobu:
3Fe + 202 = t o=> Fe304
S šedou
Při zahřátí železo reaguje se sírou za vzniku sulfidu železnatého:
Fe + S = t o=> FeS
Nebo s přebytkem síry disulfid železa:
Fe + 2S = t o=> FeS 2
S halogeny
Se všemi halogeny, s výjimkou jódu, se kovové železo oxiduje na oxidační stupeň +3 za vzniku halogenidů železa (III):
2Fe + 3F2 = t o=> 2FeF 3 - fluorid železitý (lll)
2Fe + 3Cl2= t o=> 2FeCl 3 - chlorid železitý (lll)
Jód, jako nejslabší oxidační činidlo mezi halogeny, oxiduje železo pouze do oxidačního stavu +2:
Fe + I 2 = t o=> FeI 2 - jodid železitý (ll)
Je třeba poznamenat, že sloučeniny trojmocného železa snadno oxidují jodidové ionty ve vodném roztoku na volný jód I 2, přičemž se redukují na oxidační stav +2. Příklady podobných reakcí z banky FIPI:
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl
2Fe (OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H20
Fe203 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 3H20
S vodíkem
Železo nereaguje s vodíkem (s vodíkem z kovů reagují pouze alkalické kovy a kovy alkalických zemin):
Interakce s komplexními látkami
5interakce s kyselinami
S neoxidačními kyselinami
Protože se železo nachází v řadě aktivity nalevo od vodíku, znamená to, že je schopno vytěsnit vodík z neoxidačních kyselin (téměř všechny kyseliny kromě H 2 SO 4 (konc.) a HNO 3 jakékoli koncentrace):
Fe + H2S04 (zředěný) = FeSO4 + H2
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
V úlohách zkoušky je třeba věnovat pozornost takovému triku, jako je otázka na téma, do jaké míry oxidace železo zoxiduje, když je vystaveno zředěné a koncentrované kyselině chlorovodíkové. Správná odpověď je v obou případech až +2.
Past zde spočívá v intuitivním očekávání hlubší oxidace železa (až s.d. +3) v případě jeho interakce s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou.
Interakce s oxidujícími kyselinami
Železo za normálních podmínek nereaguje s koncentrovanou kyselinou sírovou a dusičnou v důsledku pasivace. Při vaření s nimi však reaguje:
2Fe + 6H2S04= o t=> Fe2(S04)3 + 3S02 + 6H20
Fe + 6HN03= o t=> Fe (N03)3 + 3N02 + 3H20
Vezměte prosím na vědomí, že zředěná kyselina sírová oxiduje železo na oxidační stupeň +2 a koncentrované železo na +3.
Koroze (rezivění) železa
Železo ve vlhkém vzduchu velmi rychle zreziví:
4Fe + 6H20 + 302 = 4Fe (OH) 3
Železo nereaguje s vodou v nepřítomnosti kyslíku ani za normálních podmínek, ani během varu. Reakce s vodou probíhá až při teplotách nad teplotou červeného žáru (> 800 o C). ty..
1,2H 2SO 4 (konc.) + Cu = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2O
síran měďnatý
H2SO4 (zředěný) + Zn = ZnSO4 + H2
síran zinečnatý
2. FeO + H2 = Fe + H20
CuSO 4 + Fe = Cu ↓ + FeSO 4
3. Složme soli kyseliny dusičné:
vzorec kyseliny dusičné HNO3 zbytek kyseliny NO3- - dusičnan
Pojďme sestavit vzorce soli:
Na + NO3- Podle tabulky rozpustnosti určíme náboje iontů. Protože sodíkový iont a dusičnanový iont mají náboje "+" a "-", indexy v tomto vzorci jsou zbytečné. Získáte následující vzorec:
Na + NO3- - dusičnan sodný
Ca2 + NO3- - Podle tabulky rozpustnosti určíme náboje iontů. Uspořádejme indexy podle pravidla kříže, ale protože dusičnanový iont je komplexní iont s nábojem "-", musí být uzavřen v závorkách:
Ca2 + (NO3) -2 - dusičnan vápenatý
Al3 + NO3- - Podle tabulky rozpustnosti určíme náboje iontů. Uspořádejme indexy podle pravidla kříže, ale protože dusičnanový iont je komplexní iont s nábojem "-", musí být uzavřen v závorkách:
Al3 + (NO3) -3 - dusičnan hlinitý
další kovy
chlorid zinečnatý ZnCl2
dusičnan hlinitý Al (NO3) 3
