Цинк с чем реагирует


IV. Химия элементов-металлов

  • Взаимодействие с неметаллами

    При сильном нагревании на воздухе сгорает ярким голубоватым пламенем с образованием оксида цинка:

    При поджигании энергично реагирует с серой:

    С галогенами реагирует при обычных условиях в присутствии паров воды в качестве катализатора:

    При действии паров фосфора на цинк образуются фосфиды:

      Zn + 2P = ZnP2

      или 3Zn + 2P = Zn3P2.

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

  • Взаимодействие с водой

    Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:

  • Взаимодействие с кислотами

    В электрохимическом ряду напряжений металлов цинк находится до водорода и вытесняет его из неокисляющих кислот:

      Zn + 2HCl = ZnCl2 + h3;

      Zn + h3SO4 = ZnSO4 + h3.

    Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой, образуя нитрат цинка и нитрат аммония:

      4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + Nh5NO3 + 3h3O.

    Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами с образованием соли цинка и продуктов восстановления кислот:

      Zn + 2h3SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2h3O;

      Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2h3O

  • Взаимодействие со щелочами

    Реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов:

      Zn + 2NaOH + 2h3O = Na2[Zn(OH)4] + h3

    при сплавлении образует цинкаты:

  • Взаимодействие с аммиаком

    С газообразным аммиаком при 550–600°С образует нитрид цинка:

      3Zn + 2Nh4 = Zn3N2 + 3h3;

    растворяется в водном растворе аммиака, образуя гидроксид тетраамминцинка:

      Zn + 4Nh4 + 2h3O = [Zn(Nh4)4](OH)2 + h3.

  • Взаимодействие с оксидами и солями

    Цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов:

      Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4;

      Zn + CuO = Cu + ZnO.

  • ido.tsu.ru

    Цинк — общая характеристика элемента, химические свойства цинка и его соединений

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

    В четвертом периоде цинк является последним d-элементом, его валентные электроны 3d104s2. В образовании химических связей участвуют только электроны внешнего энергетического уровня, поскольку конфигурация d10 является очень устойчивой. В соединениях для цинка характерна степень окисления +2.

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

    Взаимодействие цинка с неметаллами При сильном нагревании на воздухе сгорает ярким голубоватым пламенем с образованием оксида цинка:

    2Zn + O2 → 2ZnO.

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

    С галогенами реагирует при обычных условиях в присутствии паров воды в качестве катализатора: Zn + Cl2 → ZnCl2.

    При действии паров фосфора на цинк образуются фосфиды: Zn + 2P → ZnP2 или 3Zn + 2P → Zn3P2.

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

    Взаимодействие цинка с водой Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:

    Zn + h3O → ZnO + h3.

    Взаимодействие цинка с кислотами В электрохимическом ряду напряжений металлов цинк находится до водорода и вытесняет его из неокисляющих кислот:

    Zn + 2HCl → ZnCl2 + h3;

    Zn + h3SO4 → ZnSO4 + h3.

    Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой, образуя нитрат цинка и нитрат аммония: 4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + Nh5NO3 + 3h3O.

    Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами с образованием соли цинка и продуктов восстановления кислот: Zn + 2h3SO4 → ZnSO4 + SO2 + 2h3O; Zn + 4HNO3 → Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2h3O

    Взаимодействие цинка со щелочами Реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов:

    Zn + 2NaOH + 2h3O → Na2[Zn(OH)4] + h3

    при сплавлении образует цинкаты: Zn + 2KOH → K2ZnO2 + h3.

    Взаимодействие с аммиаком С газообразным аммиаком при 550–600°С образует нитрид цинка:

    3Zn + 2Nh4 → Zn3N2 + 3h3;

    растворяется в водном растворе аммиака, образуя гидроксид тетраамминцинка:

    Zn + 4Nh4 + 2h3O → [Zn(Nh4)4](OH)2 + h3.

    Взаимодействие цинка с оксидами и солями Цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов:

    Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4;

    Zn + CuO → Cu + ZnO.

    Оксид цинка (II) ZnO – белые кристаллы, при нагревании приобретают желтую окраску. Плотность 5,7 г/см3, температура возгонки 1800°С. При температуре выше 1000°С восстанавливается до металлического цинка углеродом, угарным газом и водородом: ZnO + C → Zn + CO;

    ZnO + CO → Zn + CO2;

    ZnO + h3 → Zn + h3O.

    С водой не взаимодействует. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + h3O; ZnO + 2NaOH + h3O → Na2[Zn(OH)4].

    При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты: ZnO + CoO → CoZnO2.

    При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом: 2ZnO + SiO2 → Zn2SiO4, ZnO + B2O3 → Zn(BO2)2.

    Гидроксид цинка (II) Zn(OH)2 – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество. Плотность 3,05 г/см3, при температуре выше 125°С разлагается: Zn(OH)2 → ZnO + h3O.

    Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах: Zn(OH)2 + h3SO4 → ZnSO4 + 2h3O; Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4];

    также легко растворяется в водном растворе аммиака с образованием гидроксида тетраамминцинка: Zn(OH)2 + 4Nh4 → [Zn(Nh4)4](OH)2.

    Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами: ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2 + 2NaCl.

    himege.ru

    Химические свойства цинка и его соединений :

    Цинк является типичным представителем группы металлических элементов и обладает всем спектром их характеристик: металлическим блеском, пластичностью, электро- и теплопроводностью. Однако химические свойства цинка несколько отличаются от основных реакций, присущих большинству металлов. Элемент при определенных условиях может вести себя как неметалл, например, реагировать со щелочами. Такое явление называется амфотерностью. В нашей статье мы изучим физические свойства цинка, а также рассмотрим типичные реакции, характерные для металла и его соединений.

    Положение элемента в периодической системе и распространение в природе

    Металл располагается в побочной подгруппе второй группы периодической системы. В нее, кроме цинка, входят кадмий и ртуть. Цинк относится к d-элементам и находится в четвертом периоде. В химических реакциях его атомы всегда отдают электроны последнего энергетического уровня, поэтому в таких соединениях элемента, как оксид, средние соли и гидроксид, металл проявляет степень окисления +2. Строением атома объясняются все физико-химические свойства цинка и его соединений. Общее содержание металла в почве составляет примерно 0,01вес. %. Он входит в состав минералов, например, таких как галмей и цинковая обманка. Так как содержание цинка в них невысокое, сначала горные породы подвергаются обогащению, которое проводится в шахтных печах. Большинство цинксодержащих минералов представляют собой сульфиды, карбонаты и сульфаты. Это соли цинка, химические свойства которых лежат в основе процессов их переработки, например, таких как обжиг.

    Получение металла

    Реакция жесткого окисления карбоната или сульфида цинка приводит к получениюего оксида. Процесс происходит в кипящем слое. Это специальный метод, основанный на тесном контакте мелкоизмельченного минерала и струи горячего воздуха, движущейся с большой скоростью. Далее оксид цинка ZnO восстанавливают коксом и удаляют образовавшиеся пары металла из сферы реакции. Еще один способ получения металла, основанный на химических свойствах цинка и его соединений – это электролиз раствора сульфата цинка. Он представляет собой окислительно-восстановительную реакцию, проходящую под действием электрического тока. Металл высокой чистоты при этом осаждается на электроде.

    Физическая характеристика

    Голубовато-серебристый, при обычных условиях хрупкий металл. В интервале температур от 100° до 150° цинк становится гибким и его можно прокатывать в листы. При нагревании выше 200° металл становится необычайно хрупким. Под действием кислорода воздуха куски цинка покрываются тонким слоем оксида, а при дальнейшем окислении он превращается в гидроксокарбонат, который играет роль протектора и препятствует дальнейшему взаимодействию металла с кислородом воздуха. Физические и химические свойства цинка взаимосвязаны. Рассмотрим это на примере взаимодействия металла с водой и кислородом.

    Жесткое окисление и реакция с водой

    При сильном нагревании на воздухе цинковые стружки сгорают голубым пламенем, при этом образуется оксид цинка.

    2Zn + O₂ → 2ZnO

    Он проявляет амфотерные свойства. В парах воды, разогретых до температуры красного каления, металл вытесняет водород из молекул Н2О, кроме этого, образуется оксид цинка. Химические свойства вещества доказывают его способность взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами.

    Окислительно-восстановительные реакции с участием цинка

    Так как элемент в ряду активности металлов стоит перед водородом, он способен вытеснять его из молекул кислот.

    Продукты реакции между цинком и кислотами будут зависеть от двух факторов:

    • вида кислоты
    • ее концентрации

    Разбавленная серная кислота, которая не проявляет ярко выраженных окислительных свойств, реагирует с металлом по схеме:

    H₂­SO₄ + Zn = Zn­SO₄ + H₂↑

    Таким же образом протекают реакции элемента с фосфорной и разбавленной серной кислотами. Химические свойства, реакции цинка с нитратной кислотой имеют свои особенности. Разбавленный раствор азотной кислоты средней концентрации и цинк взаимодействуют между собой с образованием оксида азота (II), воды и средней соли – нитрата цинка. Концентрированная нитратная кислота с металлом реагируют таким образом, что в продуктах можно обнаружить оксид азота (IV), среднюю соль и воду.

    Очень разбавленный раствор азотной кислоты и цинк в качестве восстановителя взаимодействуют между собой с образованием нитрата цинка, воды и нескольких возможных продуктов: аммиака, свободного азота или оксида азота (I).

    Химические свойства цинка

    Уравнения реакций взаимодействия металла с растворами щелочей являются подтверждением его амфотерных свойств. В продуктах обнаруживаются комплексные соли - тетрагидроксоцинкаты и водород.

    Zn + 2NaOH + 2h3O = Na2 [Zn(OH)4] + h3

    Сплавляя твердую щелочь и металл, получают соли другого вида – цинкаты. Побочным продуктом такого процесса также будет газообразный водород.

    Zn + 2KOH = K2ZnO2 + h3

    Металл активно взаимодействует с галогенами, например, хлором, бромом или йодом, а также с азотом, серой и углеродом. В результате образуются средние соли – нитриды, сульфиды или карбиды.

    В ряду активности металлов цинк располагается до водорода и, следовательно, является активным металлом. Однако он уступает по своим свойствам щелочным и щелочноземельным металлам.

    Использование цинка в гальванических элементах

    Химические свойства цинка лежат в основе принципа действия различных видов гальванических приборов. Марганцево-цинковый элемент является наиболее распространенным в технике. Он работает благодаря прохождению окислительно-восстановительной реакции между металлом и диоксидом марганца. Из них изготавливаются оба электрода и помещаются внутрь прибора. Действующее вещество - хлорид аммония - имеет вид пасты, или же им пропитываются пористые пластины, вставленные между катодом и анодом. Воздушно-цинковый элемент представлен отрицательным цинковым электродом – катодом. Анод - это угольно- графитовый стержень, заполненный воздухом. В качестве электролита используют растворы хлорида аммония или едкого натрия.

    Оксид цинка

    Белый пористый порошок, желтеющий при нагревании и возвращающий свой первоначальный цвет при охлаждении – это окись металла. Химические свойства оксида цинка, уравнения реакций его взаимодействия с кислотами и щелочами подтверждают амфотерный характер соединения. Так, вещество не может реагировать с водой, но взаимодействует как с кислотами, так и со щелочами. Продуктами реакций будут средние соли (в случае взаимодействия с кислотами) или комплексные соединения – тетрагидроксоцинкаты.

    Оксид цинка применяют в производстве белой краски, которую называют цинковыми белилами. В дерматологии вещество входит в состав мазей, присыпок и паст, оказывающих на кожу противовоспалительное и подсушивающее действие. Большая же часть производимого оксида цинка применяется в качестве наполнителя для резины. Продолжая изучать химические свойства цинка и его соединений, рассмотрим гидроксид Zn(OH)2.

    Амфотерный характер гидроксида цинка

    Белый осадок, выпадающий под действием щелочи на растворы солей металла – это основание цинка. Соединение быстро растворяется под действием кислот или щелочей. Первый тип реакции заканчивается образованием средних солей, второй – цинкатов. В твердом виде выделены комплексные соли – гидроксоцинкаты. Особенностью гидроксида цинка является его способность растворяться в водном растворе аммиака с образованием гидроксида тетраамминцинка и воды. Основание цинка является слабым электролитом, поэтому как его средние соли, так и цинкаты в водных растворах поддаются гидролизу, то есть их ионы взаимодействуют с водой и образуют молекулы гидроксида цинка. Растворы таких солей металла, как хлорид или нитрат, будут иметь кислую реакцию вследствие накопления избытка ионов водорода.

    Характеристика сульфата цинка

    Рассмотренные нами ранее химические свойства цинка, в частности, его реакции с разбавленной сульфатной кислотой, подтверждают образование средней соли – сернокислого цинка. Это бесцветные кристаллы, нагревая которые до 600° и выше, можно получить оксосульфаты и трехокись серы. При дальнейшем нагревании сернокислый цинк преобразуется в оксид цинка. Соль растворима в воде и глицерине. Вещество выделяют из раствора при температуре до 39°C в виде кристаллогидрата, формула которого ZnSO4×7h3O. В этом виде его называют цинковым купоросом.

    В интервале температур 39°-70° получают шестиводную соль, а выше 70° в составе кристаллогидрата остается только одна молекула воды. Физико-химические свойства сульфата цинка позволяют применять его в качестве отбеливателя при изготовлении бумаги, в виде минерального удобрения в растениеводстве, как подкормку в рационе домашних животных и птицы. В текстильной промышленности соединение используют в производстве вискозной ткани, в окрашивании ситца.

    Сернокислый цинк входит также в состав раствора электролита, применяемого в процессе гальванического покрытия слоем цинка железных или стальных изделий диффузным способом или методом горячего оцинкования. Слой цинка в течение длительного времени защищает такие конструкции от коррозии. Учитывая химические свойства цинка, нужно отметить, что в условиях высокой солености воды, значительных колебаний температуры и влажности воздуха оцинкование не дает желаемого эффекта. Поэтому в промышленности нашли широкое применение сплавы металла с медью, магнием и алюминием.

    Применение сплавов, содержащих цинк

    Для транспортировки многих химических веществ, например, аммиака, по трубопроводам, необходимы особые требования к составу металла, из которого изготовлены трубы. Они изготавливаются на основе сплавов железа с магнием, алюминием и цинком и обладают высокой антикоррозионной устойчивостью к действию агрессивной химической среды. Кроме этого, цинк улучшает механические свойства сплавов и нивелирует вредное влияние таких примесей, как никель и медь. В процессах промышленного электролиза широкое применение получили сплавы меди и цинка. Для транспортировки продуктов нефтепереработки используют танкеры. Они построены из алюминиевых сплавов, содержащих, кроме магния, хрома и марганца, большую долю цинка. Материалы такого состава обладают не только высокими антикоррозионными свойствами и повышенной прочностью, но еще и криогенной стойкостью.

    Роль цинка в организме человека

    Содержание Zn в клетках составляет 0,0003%, поэтому его относят к микроэлементам. Химические свойства, реакции цинка и его соединений играют важную роль в обмене веществ и поддержании нормального уровня гомеостаза, как на уровне клетки, так и всего организма в целом. Ионы металла входят в состав важных ферментов и других биологически активных веществ. Например, известно, о серьезном влиянии цинка на формирование и функции мужской половой системы. Он входит в состав кофермента гормона тестостерона, отвечающего за фертильность семенной жидкости и формирование вторичных половых признаков. Небелковая часть еще одного важнейшего гормона - инсулина, вырабатываемого бета-клетками островков Лангерганса поджелудочной железы, также содержит микроэлемент. Иммунный статус организма тоже напрямую связан с концентрацией в клетках ионов Zn+2, которые находятся в гормоне тимуса – тимулине и тимопоэтине. Высокая концентрация цинка регистрируется в структурах ядра – хромосомах, содержащих дезоксирибонуклеиновую кислоту и участвующих в передаче наследственной информации клетки.

    В нашей статье мы изучили химические функции цинка и его соединений, а также определили его роль в жизнедеятельности организма человека.

    www.syl.ru

    2.2.4. Химические свойства переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа).

    Медь (Cu) относится к d-элементам и расположена в IB группе периодической таблицы Д.И.Менделеева. Электронная конфигурация атома меди в основном состоянии записывается виде 1s22s22p63s23p63d104s1 вместо предполагаемой формулы 1s22s22p63s23p63d94s2. Другими словами, в случае атома меди наблюдается так называемый «проскок электрона» с 4s-подуровня на 3d-подуровень. Для меди, кроме нуля, возможны степени окисления +1 и +2. Степень окисления +1 склонна к диспропорционированию и стабильна лишь в нерастворимых соединениях типа CuI, CuCl, Cu2O и т. д., а также в комплексных соединениях, например, [Cu(Nh4)2]Cl и [Cu(Nh4)2]OH. Соединения меди в степени окисления +1 не имеют конкретной окраски. Так, оксид меди (I) в зависимости от размеров кристаллов может быть темно-красный (крупные кристаллы) и желтый (мелкие кристаллы), CuCl и CuI —   белыe, а Cu2S — черно-синий. Более химически устойчивой является степень окисления меди, равная +2. Соли, содержащие медь в данной степени окисления, имеют синюю и сине-зеленую окраску.

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

    Взаимодействие с простыми веществами

    с кислородом

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

    с серой

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

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

    Данная реакция протекает при комнатной температуре.

    с галогенами

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

    Cu + Br2  = CuBr2

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

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

    Взаимодействие со сложными веществами

    с кислотами-неокислителями

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

    с кислотами-окислителями
    — концентрированной серной кислотой

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

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

    — с разбавленной азотной кислотой

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

    3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4h3O

    — с концентрированной азотной кислотой

    Концентрированная HNO3 легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO3 азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):

    Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2h3O

    с оксидами неметаллов

    Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO2, NO, N2O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N2:

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

    с оксидами металлов

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

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

    с солями металлов

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

    Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓

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

    Fe2(SO4)3 + Cu = CuSO4 + 2FeSO4

    Cu + 2FeCl3 = CuCl2  + 2FeCl2

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

    Коррозия меди

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

    2Cu + h3O + СО2 + О2 = (CuOН)2СO3

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

    Химические свойства цинка

    Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d104s2. Для цинка возможна только одна единственная степень окисления, равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН)2 обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

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

    2Zn + h3O + O2 + CO2 → Zn2(OH)2CO3

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

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

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

    Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

    Zn + h3SO4 (20%) → ZnSO4 + h3↑

    Zn + 2HCl  →  ZnCl2 + h3↑

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

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

    Zn + h3O = ZnO + h3↑

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

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

    Zn + 2h3SO4 = ZnSO4 + SO2↑ + 2h3O

    Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

    Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2h3O

    3Zn + 8HNO3(40%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO↑ + 4h3O

    4Zn +10HNO3(20%) = 4Zn(NO3)2 + N2O↑ + 5h3O

    5Zn + 12HNO3(6%) = 5Zn(NO3)2 + N2↑ + 6h3O

    4Zn + 10HNO3(0,5%) = 4Zn(NO3)2 + Nh5NO3 + 3h3O

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

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

    Zn + 2NaOH + 2h3O = Na2[Zn(OH)4] + h3↑

    Zn + Ba(OH)2 + 2h3O = Ba[Zn(OH)4] + h3↑

    С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

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

    4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6h3O → 4Na2[Zn(OH)4] + Nh4↑

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

    Zn + 4Nh4·h3O → [Zn(Nh4)4](OH)2 + h3↑ + 2h3O

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

    Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2

    Zn + FeSO4 = Fe + ZnSO4

    Химические свойства хрома

    Хром — элемент VIB группы таблицы Менделеева. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s 22s 22p 63s 23p63d54s1, т.е. в случае хрома,  также как и в случае атома меди,  наблюдается так называемый «проскок электрона»

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

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

    Взаимодействие с неметаллами

    с кислородом

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

    4Cr + 3O2 = ot=> 2Cr2O3

    с галогенами

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

    2Cr + 3F2 = ot=> 2CrF3

    2Cr + 3Cl2 = ot=> 2CrCl3

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

    2Cr + 3Br2 = ot=> 2CrBr3

    с азотом

    С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 oС:

    2Cr + N2 =ot=> 2CrN

    с серой

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

    Cr + S  =ot=>  CrS

    2Cr + 3S  =ot=>  Cr2S3

    С водородом хром не реагирует.

    Взаимодействие со сложными веществами

    Взаимодействие с водой

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

    2Cr + 3h3O =ot=>  Cr2O3 + 3h3↑

    Взаимодействие с кислотами

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

    Cr + 6HNO3(конц.) =to=> Cr(NO3)3 + 3NO2↑ + 3h3O

    2Cr + 6h3SO4(конц)  =to=> Cr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6h3O

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

    10Cr + 36HNO3(разб) = 10Cr(NO3)3 + 3N2↑ + 18h3O

    Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять h3 из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):

    Cr + 2HCl = CrCl2 + h3↑

    Cr + h3SO4(разб.) = CrSO4 + h3↑

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

    4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6h3O

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

    Химические свойства железа

    Железо Fe, химический элемент, находящийся в VIIIB группе и имеющий порядковый номер 26 в таблице Менделеева. Распределение электронов в атоме железа следующее 26Fe1s22s22p63s23p63d64s2, то есть железо относится к d-элементам,  поскольку заполняемым в его случае является d-подуровень. Для него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH)2 преобладают основные свойства, у оксида Fe2O3 и гидроксида Fe(OH)3 заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей,  а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» h3FeO4. Указанные соединения относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах.  При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду,  выделяя из нее кислород.

    Взаимодействие с простыми веществами

    С кислородом

    При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину, имеющую формулу Fe3O4 и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe2O3. Реакция горения железа имеет вид:

    3Fe + 2O2 =to=> Fe3O4

    С серой

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

    Fe + S =to=> FeS

    Либо же при избытке серы дисульфид железа:

    Fe + 2S =to=> FeS2

    С галогенами

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

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

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

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

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

    Fe + I2 =to=> FeI2 – йодид железа (ll)

    Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I2 при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:

    2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl

    2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6h3O

    Fe2O3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 3h3O

    С водородом

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

    Взаимодействие со сложными веществами

    Взаимодействие с кислотами
    С кислотами-неокислителями

    Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме h3SO4 (конц.)  и HNO3 любой концентрации):

    Fe + h3SO4 (разб.) =  FeSO4 + h3↑

    Fe + 2HCl =  FeCl2 + h3↑

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

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

    Взаимодействие с кислотами-окислителями

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

    2Fe + 6h3SO4 = ot=> Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6h3O

    Fe + 6HNO3 =ot=> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3h3O

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

    Коррозия (ржавление) железа

    На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

    4Fe + 6h3O + 3O2 = 4Fe(OH)3

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

    scienceforyou.ru

    IV. Химия элементов-металлов

    Оксид цинка (II) ZnO – белые кристаллы, при нагревании приобретают желтую окраску, кристаллизуются в гексагональной сингонии. Плотность 5,7 г/см3, температура возгонки 1800°С.

    При температуре выше 1000°С восстанавливается до металлического цинка углеродом, угарным газом и водородом:

      ZnO + C = Zn + CO;

      ZnO + CO = Zn + CO2;

      ZnO + h3 = Zn + h3O.

    С водой не взаимодействует. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей:

      ZnO + 2HCl = ZnCl2 + h3O;

      ZnO + 2NaOH + h3O = Na2[Zn(OH)4].

    При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты:

    При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом:

      2ZnO + SiO2 = Zn2SiO4,

      ZnO + B2O3 = Zn(BO2)2.

    Получается при горении металлического цинка:

    при термическом разложении солей:

    Гидроксид цинка (II) Zn(OH)2 – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество, существует в пяти полиморфных модификациях, устойчивой является только ромбическая ε-Zn(OH)2. Плотность 3,05 г/см3, при температуре выше 125°С разлагается:

    Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах :

      Zn(OH)2 + h3SO4 = ZnSO4 + 2h3O;

      Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4];

    также легко растворяется в водном растворе аммиака с образованием гидроксида тетраамминцинка:

      Zn(OH)2 + 4Nh4 = [Zn(Nh4)4](OH)2.

    Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами:

      ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl.

    ido.tsu.ru

    Химические свойства

    Внешняя электронная конфигурация атома Zn- 3d104s2. Степень окисления в соединениях +2. Нормальный окислительно-восстановительный потенциал, равный 0,76 в, характеризует цинк как активный металл и энергичный восстановитель. На воздухе при температуре до 100 °С цинк быстро тускнеет, покрываясь поверхностной пленкой основных карбонатов. Во влажном воздухе, особенно в присутствии СО2, происходит разрушение металла с образованием основного гидрокарбоната цинка даже при обычных температурах.

    При температуре красного каления он может окислиться парами воды с выделением водорода и двуокиси углерода. При достаточном нагревании на воздухе сгорает ярким зеленовато-синим пламенем с образованием окиси цинка с значительным выделением энергии.

    В соответствии с местом, занимаемым цинком в ряду напряжений, он легко растворяется в разбавленных кислотах с выделением водорода. При этом концентрированная кислота восстанавливается до окислов азота, разбавленная -- до аммиака. Растворение в конц. h4S04 сопровождается выделением не водорода, а двуокиси серы.

    Смесь порошка цинка с серой при нагревании реагирует со взрывом.

    С азотом даже в парах цинк не взаимодействует, но довольно легко при температуре красного каления реагирует с аммиаком, образуя нитрид цинка- Zn3Na.

    Карбид цинка ZnC, образуется при нагревании цинка в токе ацетилена, разлагается водой и разбавленными кислотами.

    При нагревании металлического цинка в парах фосфора до 440--780°С образуются фосфиды- Zn3Ps и ZnP2.

    В расплавленном состоянии цинк неограниченно смешивается со многими металлами: Си, Ag, Аи, Cd, Hg, Са, Mg, Mn, Fe, Co, Ni, Al, Sn.

    Со многими металлами цинк образует соединения, например: Си, Ag, Аи, Mn, Fe, Со, Ni, Pf, Pd, Rh, Sb, Mg, Ca, Li, Na, K.

    Цинк довольно легко растворяется в щелочах, а также водных растворах аммиака и хлорида аммония, особенно при нагревании. Скорость растворения цинка не только в щелочах, но и в кислотах зависит от его чистоты. Очень чистый цинк растворяется медленно, а для ускорения процесса рекомендуется вводить в раствор несколько капель сильно разбавленного раствора сульфата меди (возникновение гальванических пар).

    Взаимодействие с неметаллами

    При сильном нагревании на воздухе сгорает ярким голубоватым пламенем с образованием оксида цинка:

    2Zn + O2 = 2ZnO

    При поджигании энергично реагирует с серой:

    Zn + S = ZnS

    С галогенами реагирует при обычных условиях в присутствии паров воды в качестве катализатора:

    Zn + Cl2 = ZnCl2

    При действии паров фосфора на цинк образуются фосфиды:

    Zn + 2P = ZnP2 или

    3Zn + 2P = Zn3P2

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

    Взаимодействие с водой

    Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:

    Zn + h3O = ZnO + h3

    Взаимодействие с кислотами

    В электрохимическом ряду напряжений металлов цинк находится до водорода и вытесняет его из неокисляющих кислот:

    Zn + 2HCl = ZnCl2 + h3

    Zn + h3SO4 = ZnSO4 + h3

    Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой, образуя нитрат цинка и нитрат аммония:

    4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + Nh5NO3 + 3h3O

    Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами с образованием соли цинка и продуктов восстановления кислот:

    Zn + 2h3SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2h3O

    Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2h3O

    Взаимодействие со щелочами

    Реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов:

    Zn + 2NaOH + 2h3O = Na2[Zn(OH)4] + h3

    при сплавлении образует цинкаты:

    Zn + 2KOH = K2ZnO2 + h3

    Взаимодействие с аммиаком

    С газообразным аммиаком при 550-600°С образует нитрид цинка:

    3Zn + 2Nh4 = Zn3N2 + 3h3

    растворяется в водном растворе аммиака, образуя гидроксид тетраамминцинка:

    Zn + 4Nh4 + 2h3O = [Zn(Nh4)4](OH)2 + h3

    Взаимодействие с оксидами и солями

    Цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов:

    Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

    Zn + CuO = Cu + ZnO

    vuzlit.ru


    Смотрите также