Студопедия — Свойства цинка.
Студопедия Главная Случайная страница Обратная связь

Разделы: Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Свойства цинка.






 

Амфотерный металл.

Взаимодействие с неметаллами: с водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом цинк не взаимодействует. 2Zn + O2 = 2ZnO. Zn + S = ZnS Zn + Cl2 = ZnCl2
Взаимодействие с водой: в воде не растворяется. Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода: Zn + H2O(пар) –(t)à ZnO + H2
Взаимодействие с кислотами Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2; Zn + H2SO4 (разб) = ZnSO4 + H2. Zn + 2H2SO4(конц) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O; 4Zn+10HNO3(разб)=4Zn(NO3)2+NH4NO3+3H2O. Zn + 4HNO3(конц) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Взаимодействие со щелочами: реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов, при сплавлении образует цинкаты: Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 Zn + 2KOH = K2ZnO2 + H2.  
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

Получение цинка: пирометаллургический метод.

 

1) Обжиг сульфида цинка: 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

2) Восстановление коксом: ZnO + C (t)à Zn + CO.

 

Оксид цинка (II) ZnO – белые кристаллы. Амфотерный оксид.

 

При температуре выше 1000°С восстанавливается до металлического цинка углеродом, угарным газом и водородом: ZnO + C –(t)à Zn + CO; ZnO + CO –(t)à Zn + CO2; ZnO + H2 –(t)àZn + H2O.
С водой не взаимодействует. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей: ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O; ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4].  
При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты: ZnO + CoO –(t)àCoZnO2.  
При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом: 2ZnO + SiO2–(t)àZnSiO3, ZnO + B2O3 –(t)àZn(BO2)2.

 

Получение: 1) при горении металлического цинка: 2Zn + O2 = 2ZnO;

2) при термическом разложении солей: ZnCO3 (t)àZnO + CO2.

 

Гидроксид цинка (II) Zn(OH)2 – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество. Амфотерный гидроксид.

При температуре выше 125°С разлагается: Zn(OH)2 = ZnO + H2O
Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах: Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O; Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

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

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

 

Хром

Хром – d-элемент, расположен в 6 группе Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Валентные электроны хрома имеют следующую конфигурацию: 3d54s1. Содержание хрома в земной коре составляет 3,5·10-2 мас. %. Основным минералом является: хромит (хромистый железняк) FeCr2O4.  
В соединениях хром проявляет степени окисления +2, +3, +4, +5, +6. Характерная степень окисления +3. Хром – голубовато-белый металл. Температура плавления 1890°С, температура кипения 2680 °C, плотность 7,19 г/см3. На воздухе покрыт прочной пленкой оксида.

Химические свойства хрома

Взаимодействие с неметаллами: С водородом непосредственно не взаимодействует. 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3. 2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3. 2Cr + 3S = Cr2S3.
Взаимодействие с кислотами: хром вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот, при этом переходит в сетпень окисления +2. Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты: Cr + 2HCl = CrCl2 + H2; Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2. В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III): 4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O. 2Cr + 6H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O; Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.  
Хром – активный металл, способен вытеснять металлы из растворов их солей: 2Cr + 3CuCl2 = 2CrCl3 + 3Cu.  

Способы получения хрома.

Хром обычно получают в виде сплава с железом (феррохром). Для этого хромит восстанавливают углем: FeCr2O4 +4C –(t)àFe + 2Cr + 4CO
Относительно чистый хром получают методом алюмотермии: 2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3

 

Соединения хрома.

Соединения хрома (II) проявляют преимущественно основные свойства, хрома (III) – амфотерные, соединения хрома (VI) – кислотные.

+2 +3 +6
CrO – основный оксид Cr2O3 – амфотерный оксид CrO3 – кислотный оксид
Cr(OH)2 – основание Cr(OH)3 – амфотерный гидроксид H2CrO4 –кислота хромовая H2Cr2O7 – кислота двухромовая
Соли – с кислотами: CrSO4 Соли – с кислотами:CrCl3 Гидроксокомплексы: Na3[Cr(OH)6]. Хромиты: KCrO2 Соли - с основаниями: Хроматы: Na2CrO4 Дихроматы: K2Cr2O7

Соединения хрома (II)

Оксид хрома (II) CrO– основный оксид. при обычной температуре устойчив на воздухе, выше 100°С окисляется: 4CrO + O2 = 2Cr2O3.
Гидроксид хрома (II) Cr(OH)2 –проявляет основные свойства, медленно реагирует только с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего цвета: Cr(OH)2 + H2SO4 = CrSO4 + 2H2O. С разбавленными кислотами и щелочами не взаимодействует. Хороший восстановитель, легко окисляется кислородом воздуха: 4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3. Получается при взаимодействии солей хрома (II) со щелочами в отсутствии кислорода: CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 ¯+ 2NaCl.
Все соли хрома (II) – сильные восстановители в растворах окисляются кислородом воздуха: 4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O

Cоединения хрома (III).

У хрома степень окисления +3 является наиболее устойчивой.

Оксид хрома (III) Cr2O3 – темно-зеленый порошок, в кристаллическом состоянии – черное с металлическим блеском вещество. Химически инертен. В воде, кислотах и щелочах не растворяется. С трудом растворяется в сильных кислотах при длительном нагревании. Проявляет амфотерные свойства. При сплавлении с оксидами, гидроксидами и карбонатами щелочных металлов образует хромиты, проявляя кислотные свойства: Cr2O3 + 2KOH –(t)à2KCrO2 + H2O; Cr2O3 + Na2CO3 –(t)à2NaCrO2 + CO2.
Оксид хрома (III) получается при термическом разложении дихромата аммония: (NH4)2Cr2O7 –(t)àCr2O3 + N2 + 4H2O
Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 – вещество серо-зелёного цвета. Разлагается при температуре около 150°С: 2Cr(OH)3 –(t)àCr2O3 + 3H2O
Проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах: 2Cr(OH)3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O; Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6].
Соли хрома (III): бывают двух видов: соли хрома (III) с кислотами и хромиты. Хромиты устойчивы в щелочной среде, в кислой разрушаются: Соли хрома (III) в щелочной среде образуют гидроксид хрома (III), который сразу растворяется, образуя гидроксокомплексы: NaCrO2 + HCl + H2O = Cr(OH)3 + NaCl; в избытке кислоты: NaCrO2 + 4HCl = CrCl3 + NaCl + 2H2O.   CrCl3 + 3KOH(нед) à Cr(OH)3 + 3KCl CrCl3 + 6KOH(изб) à K3[Cr(OH)6] + 3KCl

Соединения хрома (VI)

Оксид хрома (VI) CrO3 – темно-красное кристаллическое вещество. Гигроскопичен, расплывается на воздухе, малоустойчив, разлагается при нормальных условиях. Проявляет кислотные свойства. Растворяется в воде, образуя хромовые кислоты: CrO3 + H2O = H2CrO4, 2CrO3 + H2O = H2Cr2O7. с основаниями образует соли - хроматы: CrO3 + BaO = BaCrO4, CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O Очень сильный окислитель: 4CrO3 + 3C –(t)à2Cr2O3 + 3CO2;
Образуется при разложении хромата натрия серной кислотой при 200°С: Na2CrO4 + 2H2SO4(конц) =CrO3 + 2NaHSO4 + H2O
Хромовые кислоты в свободном состоянии не выделены, в растворе проявляют свойства сильных кислот.
Хроматы – соли хромовой кислоты – имеют в своем составе анион CrO42- и обладают желтой окраской, дихроматы - соли дихромовой кислоты – содержат анион Cr2O72- оранжевого цвета. Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислой. Соли хрома (VI) – сильные окислители. В нейтральной среде образуется гидроксид хрома (III): K2Cr2O7+3(NH4)2S+H2O=2Cr(OH)3¯+3S¯+6NH3­+2KOH в кислой - соли хрома (III): K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4H2O; в щелочной – гидроксокомплекс: 2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 2KOH + 2H2O = 2K3[Cr(OH)6] + 3S¯ + 6NH3.

 







Дата добавления: 2015-08-12; просмотров: 1013. Нарушение авторских прав; Мы поможем в написании вашей работы!



Функция спроса населения на данный товар Функция спроса населения на данный товар: Qd=7-Р. Функция предложения: Qs= -5+2Р,где...

Аальтернативная стоимость. Кривая производственных возможностей В экономике Буридании есть 100 ед. труда с производительностью 4 м ткани или 2 кг мяса...

Вычисление основной дактилоскопической формулы Вычислением основной дактоформулы обычно занимается следователь. Для этого все десять пальцев разбиваются на пять пар...

Расчетные и графические задания Равновесный объем - это объем, определяемый равенством спроса и предложения...

Алгоритм выполнения манипуляции Приемы наружного акушерского исследования. Приемы Леопольда – Левицкого. Цель...

ИГРЫ НА ТАКТИЛЬНОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ Методические рекомендации по проведению игр на тактильное взаимодействие...

Реформы П.А.Столыпина Сегодня уже никто не сомневается в том, что экономическая политика П...

Влияние первой русской революции 1905-1907 гг. на Казахстан. Революция в России (1905-1907 гг.), дала первый толчок политическому пробуждению трудящихся Казахстана, развитию национально-освободительного рабочего движения против гнета. В Казахстане, находившемся далеко от политических центров Российской империи...

Виды сухожильных швов После выделения культи сухожилия и эвакуации гематомы приступают к восстановлению целостности сухожилия...

КОНСТРУКЦИЯ КОЛЕСНОЙ ПАРЫ ВАГОНА Тип колёсной пары определяется типом оси и диаметром колес. Согласно ГОСТ 4835-2006* устанавливаются типы колесных пар для грузовых вагонов с осями РУ1Ш и РВ2Ш и колесами диаметром по кругу катания 957 мм. Номинальный диаметр колеса – 950 мм...

Studopedia.info - Студопедия - 2014-2024 год . (0.013 сек.) русская версия | украинская версия