Дано цинк мідь оксид цинку. Цинк - загальна характеристика елемента, хімічні властивості цинку та його сполук

І.В.ТРИГУБЧАК

Посібник-репетитор з хімії

Продовження. Початок див. у № 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

ЗАНЯТТЯ 24

10-й клас(перший рік навчання)

Цинк та його сполуки

1. Положення в таблиці Д. І. Менделєєва, будова атома.

2. Походження назви.

3. Фізичні характеристики.

4. Хімічні характеристики.

5. Знаходження у природі.

6. Основні методи одержання.

7. Оксид та гідроксид цинку – властивості та методи отримання.

Цинк розташований у побічній підгрупі II групи таблиці Д. І. Менделєєва. Його електронна формула 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 . Цинк є d-Елементом, виявляє в сполуках єдиний ступінь окислення +2 (т.к. третій енергетичний рівень в атомі цинку повністю заповнений електронами). Будучи амфотерним елементом з переважанням металевих властивостей, у сполуках цинк найчастіше входить до складу катіону, рідше – аніону. Наприклад,

Припускають, що назва цинку походить від давньонімецького слова цинко (білий, більмо). У свою чергу, це слово сходить до арабського «Харасін» (метал з Китаю), що вказує на місце вироблення цинку, завезеного в середні віки до Європи з Китаю.

Фізичні властивості

Цинк – метал білого кольору; на повітрі покривається оксидною плівкою, і його поверхня тьмяніє. На холоді це досить тендітний метал, але при температурі 100-150 ° С цинк легко обробляється, утворює сплави з іншими металами.

Хімічні властивості

Цинк – метал середньої хімічної активності, проте він активніший, ніж залізо. Цинк після руйнування оксидної плівки виявляє такі хімічні властивості.

Zn + H 2 ZnH 2 .

2Zn + O 2 2ZnO.

Метали (-).

Неметали (+):

Zn + Cl 2 ZnCl 2 ,

3Zn + 2P Zn 3 P 2 .

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

Основні оксиди (-).

Кислотні оксиди (-).

Підстави (+):

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

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

Кислоти-неокислювачі (+):

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 .

Кислоти-окислювачі (+):

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

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

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

Солі (+/-): *

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Zn + NaCl немає реакції.

У п р і р о д е цинк зустрічається у вигляді сполук, найважливішими з яких є сфалерит, або цинкова обманка (ZnS), смітсоніт, або цинковий шпат (ZnCO 3), червона цинкова руда (ZnO).

У промисловості для одержання цинку виробляють випал цинкової руди з метою отримання оксиду цинку, який потім відновлюють вуглецем:

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

2ZnO + C2Zn + CO 2 .

До найважливіших сполук цинку відносяться його оксид (ZnO) і гідроксид (Zn(OH) 2). Це кристалічні речовини білого кольору, що виявляють амфотерні властивості:

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

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

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

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

Оксид цинку можна отримати окисленням цинку, розкладанням гідроксиду цинку або випалом цинкової обманки:

Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O,

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

Гідроксид цинку одержують реакцією обміну між розчином солі цинку та лугу:

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

Ці сполуки н а д о з а п о м н і т ь: цинкова обманка (ZnS), цинковий купорос (ZnSO 4 7H 2 O).

Тест на тему «Цинк та його сполуки»

1. Сума коефіцієнтів у рівнянні реакції цинку з дуже розбавленою азотною кислотою:

а) 20; б) 22; в) 24; г) 29.

2. Цинк із концентрованого розчину карбонату натрію витісняє:

а) водень; б) чадний газ;

в) вуглекислий газ; г) метан.

3. Розчини лугів можуть реагувати з такими речовинами (можливо кілька правильних відповідей):

а) сульфатом міді та хлором;

б) оксидом кальцію та міддю;

в) гідросульфатом натрію та цинком;

г) гідроксидом цинку та гідроксидом міді.

4. Щільність 27,4% розчину гідроксиду натрію становить 1,3 г/мл. Молярна концентрація лугу в цьому розчині становить:

а) 0,0089 моль/мл; б) 0,0089 моль/л;

в) 4 моль/л; г) 8,905 моль/л.

5. Для отримання гідроксиду цинку необхідно:

а) краплями приливати розчин гідроксиду натрію до розчину хлориду цинку;

б) краплями приливати розчин хлориду цинку до розчину гідроксиду натрію;

в) долити надлишок розчину гідроксиду натрію до розчину хлориду цинку;

г) краплями додавати розчин гідроксиду натрію до розчину карбонату цинку;

6. Виключіть «зайве» з'єднання:

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

7. Сплав міді та цинку масою 24,12 г обробили надлишком розведеної сірчаної кислоти. У цьому виділилося 3,36 л газу (н.у.). Масова частка цинку в цьому сплаві дорівнює (%):

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

8. Гранули цинку взаємодіятимуть з водним розчином (можливо кілька правильних відповідей):

а) соляної кислоти; б) азотної кислоти;

в) гідроксиду калію; г) сульфату алюмінію.

9. Вуглекислий газ об'ємом 16,8 л (н.у.) був поглинений 400 г 28% розчину гідроксиду калію. Масова частка речовини, що знаходиться в розчині, становить (%):

а) 34,5; б) 31,9; в) 69; г) 63,7.

10. Маса зразка карбонату цинку, в якому міститься 4,816 10 24 атомів кисню, дорівнює (г):

а) 1000; б) 33,3; в) 100; г) 333,3.

Ключ до тесту

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

Завдання та вправи на амфотерні метали

Ланцюжки перетворень

1. Цинк -> оксид цинку -> гідроксид цинку -> сульфат цинку -> хлорид цинку -> нітрат цинку -> сульфід цинку -> оксид цинку -> цинкат калію.

2. Оксид алюмінію -> тетрагідроксоалюмінат калію -> хлорид алюмінію -> гідроксид алюмінію -> тетрагідроксоалюмінат калію.

3. Натрій -> гідроксид натрію -> гідрокарбонат натрію -> карбонат натрію -> гідроксид натрію -> гексагідроксохромат(III) натрію.

4. Хром -> хлорид хрому (II) -> хлорид хрому (III) -> гексагідроксохромат (III) калію + бром + гідроксид калію -> хромат калію -> дихромат калію -> оксид хрому (VI).

5. Сульфід заліза(II) -> X 1 -> оксид заліза(III) -> X 2 -> сульфід заліза(II).

6. Хлорид заліза(II) -> А -> Б -> В -> Г -> Д -> хлорид заліза(II) (всі речовини містять залізо; у схемі лише три окислювально-відновні реакції поспіль).

7. Хром -> Х 1 -> сульфат хрому (III) -> Х 2 -> дихромат калію -> Х 3 -> хром.

У р о в н ь А

1. Для розчинення 1,26 г сплаву магнію з алюмінієм використано 35 мл 19,6% розчину сірчаної кислоти (щільність – 1,14 г/мл). Надлишок кислоти вступив у реакцію з 28,6 мл розчину гідрокарбонату калію з концентрацією 1,4 моль/л. Визначте склад вихідного сплаву та об'єм газу (н.у.), що виділився при розчиненні сплаву.

Відповідь. 57,6% Mg; 42,4% Al; 1,34 л H2.

2. Суміш кальцію та алюмінію масою 18,8 г прожарили без доступу повітря з надлишком порошку графіту. Продукт реакції обробили розведеною соляною кислотоюпри цьому виділилося 11,2 л газу (н.у.). Визначте склад вихідної суміші.

Рішення

Рівняння реакцій:

Нехай (Ca) = xміль, (Al) = 4 yміль.

Тоді: 40 x + 4 27y = 18,8.

За умовою завдання:

v(З 2 Н 2 + СH 4) = 11,2 л.

Отже,

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

По рівнянню реакції:

(С 2 Н 2) = (СaC 2) = (Сa) = хміль,

(СH 4) = 3/4 (Al) = 3 yміль,

x + 3y = 0,5.

Вирішуємо систему:

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

Отже,

(Ca) = 0,2 моль,

(Al) = 4 0,1 = 0,4 моль.

У вихідній суміші:

m(Ca) = 0,2 40 = 8 г,

(Ca) = 8/18,8 = 0,4255, або 42,6%;

m(Al) = 0,4 27 = 10,8 г,

(Al) = 10,8/18,8 = 0,5744, або 57,4%.

Відповідь. 42,6% Ca; 57,4% Al.

3. При взаємодії 11,2 г металу VIII групи періодичної системи із хлором утворилося 32,5 г хлориду. Визначте метал.

Відповідь. Залізо.

4. При випаленні піриту виділилося 25 м 3 сірчистого газу (температура 25 ° С та тиск 101 кПа). Обчисліть масу твердої речовини, що при цьому утворилася.

Відповідь. 40,8 кг Fe 2 O 3 .

5. При прожарюванні 69,5 г кристалогідрату сульфату заліза(II) утворюється 38 г безводної солі. Визначте формулу кристалогідрату.

Відповідь.Гептагідрат FeSO 4 7H 2 O.

6. При дії надлишку соляної кислоти на 20 г суміші, що містить мідь та залізо, виділився газ об'ємом 3,36 л (н.у.). Визначте склад вихідної суміші.

Відповідь. 58% Cu; 42% Fe.

У р о в і н Б

1. Який об'єм 40%-го розчину гідроксиду калію (щільність – 1,4 г/мл) слід додати до 50 г 10%-го розчину хлориду алюмінію для того, щоб осад, що спочатку випав, повністю розчинився?

Відповідь. 15мл.

2. Метал спалили в кисні з утворенням 2,32 г оксиду, відновлення якого до металу необхідно витратити 0,896 л (н.у.) чадного газу. Відновлений метал розчинили у розведеній сірчаній кислоті, отриманий розчин дає синій осад із червоною кров'яною сіллю. Визначте формулу оксиду.

Відповідь: Fe 3 O 4 .

3. Який об'єм 5,6 М розчину гідроксиду калію знадобиться для повного розчинення 5 г суміші гідроксидів хрому(III) та алюмінію, якщо масова частка кисню у цій суміші дорівнює 50%?

Відповідь. 9,3мл.

4. До 14% розчину нітрату хрому (III) додали сульфід натрію, отриманий розчин відфільтрували і прокип'ятили (без втрати води), при цьому масова частка солі хрому зменшилася до 10%. Визначте масові частки інших речовин отриманому розчині.

Відповідь. 4,38% NaNO 3 .

5. Суміш хлориду заліза(II) з дихроматом калію розчинили у воді та підкислили розчин соляною кислотою. Через деякий час до розчину по краплях додали надлишок розчину гідроксиду калію, осад, що випав, відфільтрували і прожарили до постійної маси. Маса сухого залишку дорівнює 4,8 г. Знайдіть масу вихідної суміші солей, враховуючи, що масові частки хлориду заліза(II) та дихромату калію в ній відносяться як 3:2.

Відповідь. 4,5 р.

6. 139 г залізного купоросу розчинили у воді за температури 20 °С і отримали насичений розчин. При охолодженні цього розчину до 10 С випав осад залізного купоросу. Знайдіть масу осаду, що випав і масову часткусульфату заліза(II) у розчині, що залишився (розчинність сульфату заліза(II) при 20 °С дорівнює 26 г, а при 10 °С – 20 г).

Відповідь. 38,45 г FeSO 4 7H 2 O; 16,67%.

Якісні завдання

1. Сріблясто-біла легка проста речовина А, що має хорошу тепло- і електропровідність, реагує при нагріванні з іншою простою речовиною В. Тверда речовина, що утворюється, розчиняється в кислотах з виділенням газу С, при пропусканні якого через розчин сірчистої кислоти випадає осад речовини В. Ідентифікуйте речовини, напишіть рівняння реакцій.

Відповідь.Речовини: А – Al, B – S, C – H 2 S.

2. Є два газу – А та В, молекули яких триатомні. При додаванні кожного з них до розчину алюмінію калію випадає осад. Запропонуйте можливі формули газів А та В з огляду на те, що ці гази бінарні. Напишіть рівняння реакцій. Як хімічним шляхом можна розрізнити ці гази?

Рішення

Газ А - 2; газ В - Н 2 S.

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

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

3. Нерозчинна у воді сполука А бурого кольору при нагріванні розкладається з утворенням двох оксидів, один з яких – вода. Інший оксид - В - відновлюється вуглецем з утворенням металу С, другим за поширеністю в природі серед металів. Ідентифікуйте речовини, напишіть рівняння реакцій.

Відповідь.Речовини: А – Fe(OH) 3 ,
В - Fe 2 O 3 C - Fe.

4. Сіль А утворена двома елементами, при випаленні її на повітрі утворюються два оксиди: В – твердий, бурого кольору, та газоподібний. Оксид вступає в реакцію заміщення з сріблясто-білим металом С (при нагріванні). Ідентифікуйте речовини, напишіть рівняння реакцій.

Відповідь.Речовини: А - FeS 2, В - Fe 2 O 3, C - Al.

* Знак +/– означає, що ця реакція протікає не з усіма реагентами або в специфічних умовах.

Далі буде

Напишіть рівняння реакцій за схемами Пожааалуйста 1)фосфат кальцію+хлорид барію=фосфат барію+хлорид кальцію 2)Карбонат натрію + нітрат калію=карбонат

кальцію + нітрат натрію 3) Сірчана кислота + гідроксид магнію = сульфат магнію + фото 4) Оксид літію + соляна кислота = хлорид літію + вода 5) Оксид сірки (V1) + гідроксид натрію = сульфат натрію + вода 6) Алюміній + бромоводнева кислота = бромід алюмінію + водень 7) Нітрат свинцю (11) + сульфід натрію = сульфід свинцю (11) + кремніва кислота 8) Силікат калію + фосфорна кислота = фосфат калію + кремніва кислота 9) гідроксид цинку-йодоводородная кислота = йод Оксид азоту (V) + гідроксид натрію = нетрат калію + вода 11) Нітрат барію + сірчана кислота = сульфат барію + азотна кислота 12) Оксид вуглецю (1V)-гідрокс кальцію = карбонат кальцію + вода 13) Оксид сірки (1V) + оксид калію = сульфат калію 14) Оксид магнію + оксид фосфору (V) = фосфат магнію 15) Азотна кислота + годроксид хрому (111) = нітрат хрому (111) + вода 16) Сірководнева кислота + нетрат срібла = сульфід срібла + азотна кислота Оксид заліза(111)+водень=залізо+вода 18)Нітрат міді(11)+алюміній=мідь+нітрат алюмінію 19)Гідроксид алюмінію=оксид алюмінію+вода

а)натрій---гідроксид натрію--сульфід натрію---хлорид натрію---сульфат натрію б)магній---сульфат магнію---гідроксид магнію---оксид магнію--хлорид магнію

в) свинець - оксид свинцю(II) - нітрат свинцю (II) - гідроксид свинцю (II) - оксид свинцю (II) - сульфат свинцю (II) г) сірка - сірководень - сульфіт калію - -хлорид калію--хлорид калію--соляна кислота д)кальцій--гідроксид кальцію---карбонат кальцію--нітрат кальцію--азотна кислота е)алюміній--сульфат алюмінію---гідрокс алюмінію---оксид алюмінію-- нітрат алюмінію ж)сірка--оксид сірки(IV)--серниста кислота---сульфіт натрію--сірчиста кислота з)кисень--оксид алюмінію--сульфат алюмінію--гідроксід алюмінію--метаалюмінат натрію до)алюміній--хлорид алюмінію --нітрат алюмінію--гідроксід алюмінію--сульфат алюмінію л)мідь--хлорид міді (II)--мідь--оксид міді(II)--нітрат міді(II) м)залізо--хлорид заліза(II) --гідрокс заліза(II)--сульфат заліза(II)--залізо н)залізо--хлорид заліза(III)--нітрат заліза(III)--сульфат заліза(III)--залізо

1. З водним розчином карбонату натрію реагує

1) сульфат калію 3) сульфід міді (II)
2) оксид вуглецю (IV) 4) кремнієва кислота

2. З розчином хлориду барію реагує
1) гідроксид кальцію 3) сульфат натрію
2) гідроксид міді(II) 4) Водень

3. З розчином нітрату кальцію реагує
1) карбонат натрію 3) кремній
2) цинк 4) бромоводнева кислота

4. при взаємодії 1 моль та 2 моль KoH утворюється
1) середня сіль 3) кисла сіль
2)основна сіль 4)речовини не реагують

5. Внаслідок реакції силікату натрію з соляною кислотою утворюється
1) силіцид натрію 3) кремнієва кислота
2) Кремній 4) оксид кремнію

1. Сіль і луг утворюються при взаємодії розчинів
1)

2.З розчином нітрату барію реагує
1)хлорид натрію 3)карбонат калію
2)мідь 4)карбонат кальцію

3. З розчином нітрату барію реагує
1) сульфат натрію 3) залізо
2) хлорид слова 4) мідь

4. З розчином сульфату цинку реагує
1) магній 3) сірка
2) оксид кремнію 4) гідроксид алюмінію

5. хімічна реакція (у розчині) можлива між

6) Між якими речовинами протікає хімічна реакція?
1) карбонатом кальцію та нітратом натрію
2)силікатом магнію та фосфатом калію
3) сульфатом заліза (II) та сульфідом свинцю
4) хлоридом барію та сульфатом цинку

Сплав цинку з міддю – латунь – був відомий ще у Стародавній Греції, Стародавньому Єгипті, Індії (VII ст.), Китаї (XI ст.). Довгий час не вдалося виділити чистий цинк. У 1746 А. С. Маргграф розробив спосіб отримання чистого цинку шляхом прожарювання суміші його оксиду з вугіллям без доступу повітря в глиняних вогнетривких ретортах з подальшою конденсацією парів цинку в холодильниках. У промисловому масштабі виплавка цинку розпочалася XVII в.
Латинське zincum перекладається як "білий наліт". Походження цього слова точно не встановлено. Імовірно, воно йде від перського "ченг", хоча ця назва відноситься не до цинку, а взагалі до каменів. Слово "цинк" зустрічається у працях Парацельса та інших дослідників 16-17 ст. і сходить, можливо, до давньонімецького "цинку" - наліт, більмо на оці. Загальновживаючою назва "цинк" стала лише у 1920-х pp.

Знаходження в природі, отримання:

Найбільш поширений мінерал цинку – сфалерит, або цинкова обманка. Основний компонент мінералу - сульфід цинку ZnS, а різноманітні домішки надають цій речовині всілякі кольори. Очевидно, за це мінерал і називають обманкою. Цинкову обманку вважають первинним мінералом, з якого утворилися інші мінерали елемента № 30: смітсоніт ZnCO 3 , цинкіт ZnO, каламін 2ZnO·SiO 2 ·Н 2 O. На Алтаї нерідко можна зустріти смугасту "бурундучну" руду - суміш цинкової цинкової. Шматок такої руди здалеку справді схожий на смугастого звірка, що причаївся.
Виділення цинку починається з концентрування руди методами седиментації або флотації, потім її обпалюють до утворення оксидів: 2ZnS + 3О 2 = 2ZnО + 2SO 2
Оксид цинку переробляють електролітичним способом або відновлюють коксом. У першому випадку цинк вилуговують з сирого оксиду розведеним розчином сірчаної кислоти, домішка кадмію беруть в облогу цинковим пилом і розчин сульфату цинку піддають електролізу. Метал 99,95% чистоти осідає на алюмінієвих катодах.

Фізичні властивості:

У чистому вигляді – досить пластичний сріблясто-білий метал. При кімнатній температурікрихкий, при згинанні пластинки чути тріск від тертя кристаллітів (зазвичай сильніший, ніж "крик олова"). При 100-150 ° C цинк пластичний. Домішки, навіть незначні, різко збільшують крихкість цинку. Температура плавлення - 692 ° C, температура кипіння - 1180 ° C

Хімічні властивості:

Типовий амфотерний метал. Стандартний електродний потенціал -0,76, ряду стандартних потенціалів розташований до заліза. На повітрі цинк покривається тонкою плівкою оксиду ZnO. При сильному нагріванні згоряє. При нагріванні цинк реагує з галогенами, з фосфором, утворюючи фосфіди Zn 3 P 2 і ZnP 2 з сіркою та її аналогами, утворюючи різні халькогеніди, ZnS, ZnSe, ZnSe 2 і ZnTe. З воднем, азотом, вуглецем, кремнієм та бором цинк безпосередньо не реагує. Нітрид Zn 3 N 2 одержують реакцією цинку з аміаком при 550-600°C.
Цинк звичайної чистоти активно реагує з розчинами кислот та лугів, утворюючи в останньому випадку гідроксоцінкати: Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
Дуже чистий цинк розчинами кислот та лугів не реагує.
Для цинку характерні сполуки зі ступенем окиснення: +2.

Найважливіші сполуки:

Оксид цинку- ZnО, білий, амфотерний, реагує як з розчинами кислот, так і з лугами:
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + Н 2 Про (сплавлення).
Гідроксид цинку- утворюється у вигляді драглистого білого осаду при додаванні лугу до водних розчинів солей цинку. Амфотерний гідроксид
Солі цинку. Безбарвні кристалічні речовини. У водних розчинах іони цинку Zn 2+ утворюють аквакомплекси 2+ та 2+ та піддаються сильному гідролізу.
Цинкатиутворюються при взаємодії оксиду або гідроксиду цинку із лугами. При сплавленні утворюються метацинкати (напр. Na 2 ZnO 2), які розчиняючись у воді переходять у тетрагідроксинкати: Na 2 ZnO 2 + 2Н 2 О = Na 2 . При підкисленні розчинів осад випадає гідроксид цинку.

Застосування:

Виробництво антикорозійних покриттів. - Металевий цинк у вигляді брусків використовують для захисту від корозії сталевих виробів, що торкаються морської води. Приблизно половина всього виробленого цинку використовується для оцинкованої сталі, одна третина - у гарячому цинкування готових виробів, решта - для смуги і дроту.
- Велике практичне значення мають сплави цинку – латуні (мідь плюс 20-50% цинку). Для лиття під тиском, крім латунів, використовується число спеціальних сплавів цинку, що швидко зростає.
- Ще одна сфера застосування - виробництво сухих батарей, хоча в останні рокивоно суттєво скоротилося.
- Телурид цинку ZnTe використовується як матеріал для фоторезисторів, приймачів інфрачервоного випромінювання, дозиметрів та лічильників радіоактивного випромінювання. - Ацетат цинку Zn(CH 3 COO) 2 його використовують як фіксатор при фарбуванні тканин, консервант деревини, протигрибковий засіб у медицині, каталізатор в органічному синтезі. Ацетат цинку входить до складу зубних цементів, використовується при виробництві глазурів та порцеляни.

Цинк - одне з найважливіших біологічно активних елементів і необхідний всіх форм життя. Його роль обумовлена ​​в основному тим, що він входить до складу більш ніж 40 важливих ферментів. Встановлено функцію цинку в білках, які відповідають за розпізнавання послідовності основ у ДНК і, отже, регулюють перенесення генетичної інформації під час реплікації ДНК. Цинк бере участь у вуглеводному обміні за допомогою цинквмісного гормону - інсуліну. Тільки у присутності цинку діє вітамін А. Необхідний цинк і на формування кісток.
У той самий час іони цинку токсичні.

Безпомічних С., Штанова І.
ХФ ТюмГУ, 571 група.

Джерела: Вікіпедія:

Мідь (Cu) відноситься до d-елементів і розташована в IB групі періодичної таблиці Д. І. Менделєєва. Електронна конфігурація атома міді в основному стані записується вигляді 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 замість передбачуваної формули 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Іншими словами, у випадку атома міді спостерігається так званий "проскок електрона" з 4s-підрівня на 3d-підрівень. Для міді, крім нуля, можливі ступені окислення +1 та +2. Ступінь окислення +1 схильна до диспропорціонування і стабільна лише в нерозчинних сполуках типу CuI, CuCl, Cu 2 O і т. д., а також комплексних сполуках, наприклад, Cl і OH. З'єднання міді в ступені окислення +1 немає конкретного забарвлення. Так, оксид міді (I) залежно від розмірів кристалів може бути темно-червоний (великі кристали) та жовтий (дрібні кристали), CuCl та CuI – білі, а Cu 2 S – чорно-синій. Більш хімічно стійкою є ступінь окислення міді, що дорівнює +2. Солі, що містять мідь у цій мірі окислення, мають синє та синьо-зелене забарвлення.

Мідь є дуже м'яким, ковким та пластичним металом з високою електро- та теплопровідністю. Забарвлення металевої міді червоно-рожеве. Мідь перебуває у низці активності металів правіше водню, тобто. відноситься до малоактивних металів.

з киснем

У звичайних умовах мідь із киснем не взаємодіє. Для протікання реакції між ними потрібне нагрівання. Залежно від надлишку або нестачі кисню та температурних умов може утворити оксид міді (II) та оксид міді (I):

із сіркою

Реакція сірки з міддю в залежності від умов проведення може призводити до утворення сульфіду міді (I), так і сульфіду міді (II). При нагріванні суміші порошкоподібних Cu та S до температури 300-400 про С утворюється сульфід міді (I):

При нестачі сірки та проведенні реакції при температурі понад 400 про С утворюється сульфід міді (II). Однак, більше простим способомотримання сульфіду міді (II) з простих речовин є взаємодія міді з сіркою, розчиненою в сірковуглецю:

Ця реакція протікає при кімнатній температурі.

з галогенами

З фтором, хлором і бромом мідь реагує, утворюючи галогеніди із загальною формулою CuHal 2 де Hal – F, Cl або Br:

Cu + Br 2 = CuBr 2

У випадку з йодом – найслабшим окислювачем серед галогенів – утворюється йодид міді (I):

З воднем, азотом, вуглецем та кремнієм мідь не взаємодіє.

з кислотами-неокислювачами

Кислотами-неокислювачами є практично всі кислоти, крім концентрованої сірчаної кислоти та азотної кислоти будь-якої концентрації. Оскільки кислоти-неокислювачі можуть окислити лише метали, що у ряду активності до водню; це означає, що мідь із такими кислотами не реагує.

з кислотами-окислювачами

- Концентрованою сірчаною кислотою

З концентрованою сірчаною кислотою мідь реагує як при нагріванні, і при кімнатній температурі. При нагріванні реакція протікає відповідно до рівняння:

Оскільки мідь не є сильним відновником, сірка відновлюється в цій реакції тільки до ступеня окиснення +4 (SO 2 ).

- з розведеною азотною кислотою

Реакція міді з розведеною HNO 3 призводить до утворення нітрату міді (II) та монооксиду азоту:

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

- З концентрованою азотною кислотою

Концентрована HNO 3 легко реагує з міддю за звичайних умов. Відмінність реакції міді з концентрованою азотною кислотою від взаємодії з розведеною азотною кислотою полягає у продукті відновлення азоту. У разі концентрованої HNO 3 азот відновлюється меншою мірою: замість оксиду азоту (II) утворюється оксид азоту (IV), що пов'язано з більшою конкуренцією між молекулами азотної кислоти в концентрованій кислоті за електрони відновника (Cu):

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

з оксидами неметалів

Мідь реагує з деякими оксидами неметалів. Наприклад, з такими оксидами, як NO 2 NO, N 2 O мідь окислюється до оксиду міді (II), а азот відновлюється до ступеня окислення 0, тобто. утворюється проста речовина N 2:

У разі діоксиду сірки замість простої речовини (сірки) утворюється сульфід міді(I). Пов'язано це з тим, що мідь із сіркою, на відміну від азоту, реагує:

з оксидами металів

При спіканні металевої міді з оксидом міді (II) при температурі 1000-2000 про може бути отриманий оксид міді (I):

Також металева мідьможе відновити при прожарюванні оксид заліза (III) до оксиду заліза (II):

із солями металів

Мідь витісняє менш активні метали (правіше за неї в ряду активності) з розчинів їх солей:

Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓

Також має місце цікава реакція, в якій мідь розчиняється в солі активнішого металу - заліза в ступені окислення +3. Проте протиріч немає, т.к. мідь не витісняє залізо з його солі, а лише відновлює його зі ступеня окиснення +3 до ступеня окиснення +2:

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

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

Остання реакція використовується під час виробництва мікросхем на стадії травлення мідних плат.

Корозія міді

Мідь згодом піддається корозії при контакті з вологою, вуглекислим газом та киснем повітря:

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

В результаті протікання цієї реакції мідні вироби покриваються пухким синьо-зеленим нальотом гідроксокарбонату міді (II).

Хімічні властивості цинку

Цинк Zn знаходиться у IIБ групі IV-го періоду. Електронна конфігурація валентних орбіталей атомів хімічного елемента в основному стані 3d104s2. Для цинку можливий лише один єдиний ступінь окислення, що дорівнює +2. Оксид цинку ZnO і гідроксид цинку Zn(ОН) 2 мають яскраво виражені амфотерні властивості.

Цинк при зберіганні на повітрі тьмяніє, покриваючись тонким шаром оксиду ZnO. Особливо легко окислення протікає при високій вологості та в присутності вуглекислого газу внаслідок протікання реакції:

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

Пара цинку горить на повітрі, а тонка смужка цинку після розжарювання в полум'ї пальника згоряє в ньому зеленим полум'ям:

При нагріванні металевий цинк також взаємодіє з галогенами, сіркою, фосфором:

З воднем, азотом, вуглецем, кремнієм та бором цинк безпосередньо не реагує.

Цинк реагує з кислотами-неокислювачами з виділенням водню:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Особливо легко розчиняється в кислотах технічний цинк, оскільки містить домішки інших менш активних металів, зокрема, кадмію і міді. Високочистий цинк із певних причин стійкий до дії кислот. Для того щоб прискорити реакцію, зразок цинку високого ступеня чистоти приводять у дотик з міддю або додають розчин кислоти трохи солі міді.

При температурі 800-900 o C (червоне гартування) металевий цинк, перебуваючи в розплавленому стані, взаємодіє з перегрітою водяною парою, виділяючи з неї водень:

Zn+H2O=ZnO+H2

Цинк реагує також і з кислотами-окислювачами: сірчаною концентрованою та азотною.

Цинк як активний метал може утворювати з концентрованою сірчаною кислотою сірчистий газ, елементарну сірку і навіть сірководень.

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

Склад продуктів відновлення азотної кислоти визначається концентрацією розчину:

Zn + 4HNO 3 (конц.) = Zn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3Zn + 8HNO 3 (40%) = 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

4Zn +10HNO 3 (20%) = 4Zn(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

5Zn + 12HNO 3 (6%) = 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O

4Zn + 10HNO 3 (0,5%) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

На напрямок перебігу процесу впливають також температура, кількість кислоти, чистота металу, час проведення реакції.

Цинк реагує з розчинами лугів, утворюються при цьому тетрагідроксоцінкатита водень:

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

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

З безводними лугами цинк при сплавленні утворює цинкатита водень:

У сильнолужному середовищі цинк є вкрай сильним відновником, здатним відновлювати азот у нітратах та нітритах до аміаку:

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

Завдяки комплексоутворенню цинк повільно розчиняється у розчині аміаку, відновлюючи водень:

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

Також цинк відновлює менш активні метали (правіше за нього в ряду активності) з водних розчинів їх солей:

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4

Хімічні властивості хрому

Хром – елемент VIB групи таблиці Менделєєва. Електронна конфігурація атома хрому записується як 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 тобто. у разі хрому, як і у випадку атома міді, спостерігається так званий «проскок електрона»

Найчастіше виявленими ступенями окиснення хрому є значення +2, +3 і +6. Їх слід запам'ятати, і в рамках програми ЄДІ з хімії можна вважати, що інших ступенів окислення хром не має.

За звичайних умов хром стійкий до корозії як у повітрі, і у воді.

Взаємодія з неметалами

з киснем

Розпечений до температури більше 600 o З порошкоподібний металевий хром згоряє в чистому кисні утворюючи оксид хрому (III):

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

з галогенами

З хлором і фтором хром реагує за більш низьких температур, ніж з киснем (250 і 300 o C відповідно):

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

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

З бромом хром реагує при температурі червоного гартування (850-900 o C):

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

з азотом

З азотом металевий хром взаємодіє при температурах понад 1000 o З:

2Cr + N 2 = ot=> 2CrN

із сіркою

З сіркою хром може утворювати як сульфід хрому (II) так і сульфід хрому (III), що залежить від пропорцій сірки та хрому:

Cr + S = o t=> CrS

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

З воднем хром не реагує.

Взаємодія зі складними речовинами

Взаємодія з водою

Хром відноситься до металів середньої активності (розташований у ряді активності металів між алюмінієм та воднем). Це означає, що реакція протікає між розпеченим до червоного розжарювання хромом і перегрітою водяною парою:

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

Взаємодія з кислотами

Хром при звичайних умовах пасивується концентрованими сірчаною та азотною кислотами, проте розчиняється в них при кип'ятінні, при цьому окислюючись до ступеня окислення +3:

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

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

У разі розведеної азотної кислоти основним продуктом відновлення азоту є проста речовина N 2:

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

Хром розташований у низці активності лівіше водню, а це означає, що він здатний виділяти H 2 з розчинів кислот-неокислювачів. У ході таких реакцій без доступу кисню повітря утворюються солі хрому (II):

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2

Cr + H 2 SO 4(розб.) = CrSO 4 + H 2

При проведенні реакції на відкритому повітрі, двовалентний хром миттєво окислюється киснем, що міститься в повітрі, до ступеня окислення +3. При цьому, наприклад, рівняння з соляною кислотою набуде вигляду:

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

При сплавленні металевого хрому із сильними окислювачами у присутності лугів хром окислюється до ступеня окислення +6, утворюючи хромати:

Хімічні властивості заліза

Залізо Fe, хімічний елемент, що знаходиться у VIIIB групі та має порядковий номер 26 у таблиці Менделєєва. Розподіл електронів в атомі заліза наступне 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 тобто залізо відноситься до d-елементів, оскільки заповнюваним у його випадку є d-підрівень. Для нього найбільш характерні два ступені окислення +2 та +3. У оксиду FeO і гідроксиду Fe(OH) 2 переважають основні властивості, у оксиду Fe 2 O 3 і гідроксиду Fe(OH) 3 помітно виражені амфотерні. Так оксид і гідроксид заліза (lll) деякою мірою розчиняються при кип'ятінні в концентрованих розчинах лугів, а також реагують з безводними лугами при сплавленні. Слід зазначити, що ступінь окислення заліза +2 дуже нестійка, і легко перетворюється на ступінь окислення +3. Також відомі сполуки заліза рідко окислення +6 – ферати, солі не існуючої «залізної кислоти» H 2 FeO 4 . Зазначені сполуки відносно стійкі лише у твердому стані, або сильнолужних розчинах. За недостатньої лужності середовища ферати досить швидко окислюють навіть воду, виділяючи з неї кисень.

Взаємодія з простими речовинами

З киснем

При згорянні в чистому кисні залізо утворює так звану, залізну окалину, Що має формулу Fe 3 O 4 і фактично являє собою змішаний оксид, склад якого умовно можна уявити формулою FeO∙Fe 2 O 3 . Реакція горіння заліза має вигляд:

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

Із сірою

При нагріванні залізо реагує із сіркою, утворюючи сульфід двовалентного заліза:

Fe + S = t o=> FeS

Або ж при надлишку сірки дисульфід заліза:

Fe + 2S = t o=> FeS 2

З галогенами

Усіми галогенами крім йоду металеве залізо окислюється до ступеня окислення +3, утворюючи галогеніди заліза (lll):

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

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

Йод, як найслабший окислювач серед галогенів, окислює залізо лише до ступеня окислення +2:

Fe + I 2 = t o=> FeI 2 - йодид заліза (ll)

Слід зазначити, що сполуки тривалентного заліза легко окислюють йодид-іони у водному розчині до вільного йоду I 2, при цьому відновлюючись до ступеня окислення +2. Приклади, подібні до реакцій з банку ФІПІ:

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

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

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

З воднем

Залізо з воднем не реагує (з воднем з металів реагують тільки лужні метали та лужноземельні):

Взаємодія зі складними речовинами

Взаємодія з кислотами

З кислотами-неокислювачами

Так як залізо розташоване в ряду активності лівіше водню, це означає, що воно здатне витісняти водень з кислот-неокислювачів (майже всі кислоти крім H 2 SO 4 (конц.) та HNO 3 будь-якої концентрації):

Fe + H 2 SO 4 (розб.) = FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Потрібно звернути увагу на такий прийом у завданнях ЄДІ, як питання на тему того до якого ступеня окислення окислиться залізо при дії на нього розведеної та концентрованої соляної кислоти. Правильна відповідь – до +2 в обох випадках.

Пастка тут полягає в інтуїтивному очікуванні глибшого окиснення заліза (до п.о. +3) у разі його взаємодії з концентрованою соляною кислотою.

Взаємодія з кислотами-окислювачами

З концентрованими сірчаною та азотною кислотами у звичайних умовах залізо не реагує через пасивацію. Однак реагує з ними при кип'ятінні:

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

Fe + 6HNO 3 = o t=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Зверніть увагу на те, що розведена сірчана кислота окислює залізо до ступеня окислення +2, а концентрована до +3.

Корозія (іржавіння) заліза

На вологому повітрі залізо дуже швидко піддається іржавінню:

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

З водою без кисню залізо не реагує ні в звичайних умовах, ні при кип'ятінні. Реакція з водою протікає лише за температури вище температури червоного гартування (>800 про З). тобто.

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

сульфат міді

H 2SO 4(розб.) + Zn = ZnSO 4 + H 2
сульфат цинку
2. FeO + H 2 = Fe + H 2O
CuSO 4 + Fe = Cu↓ + FeSO 4

3. Складаємо солі азотної кислоти:
формула азотної кислоти HNO3 кислотний залишок NO3 - нітрат
Складемо формули солей:
Na + NO3 - По таблиці розчинності визначимо заряди іонів. Оскільки іон натрію та нітрат-іон мають заряди «+» і «-» відповідно, то індекси у цій формулі непотрібні. Вийде така формула:
Na + NO3 - нітрат натрію
Ca2+NO3- — За таблицею розчинності визначимо заряди іонів. За правилом хреста розставимо індекси, але оскільки нітрат-іон це складний іон із зарядом «-«, його необхідно взяти в дужки:
Ca2+(NO3)-2 - нітрат кальцію
Al3+NO3- - По таблиці розчинності визначимо заряди іонів. За правилом хреста розставимо індекси, але так як нітрат-іон це складний іон із зарядом «-«, його необхідно взяти в дужки:
Al3+(NO3)-3 - нітрат алюмінію
далі метали
хлорид цинку ZnCl2
нітрат алюмінію Al(NO3)3