Медь реагирует с водой при нагревании
В сухом воздухе медь практически не окисляется, с водой не взаимодействует и является довольно инертным металлом.
- Взаимодействие с неметаллами
С кислородом в зависимости от температуры взаимодействия медь образует два оксида:
при 400–500°С образуется оксид двухвалентной меди:
при температуре выше 1000°С получается оксид меди (I):
Аналогично реагирует с серой:
при 400°С образуется сульфид меди (II):
при температуры выше 400°С получается сульфид меди (I):
При нагревании с фтором, хлором, бромом образуются галогениды меди (II):
с йодом – образуется йодид меди (I):
Медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием.
Взаимодействие с кислотами
В электрохимическом ряду напряжений металлов медь расположена после водорода, поэтому она не взаимодействует с растворами разбавленной соляной и серной кислот и щелочей.
Растворяется в разбавленной азотной кислоте с образованием нитрата меди (II) и оксида азота (II):
Реагирует с концентрированными растворами серной и азотной кислот с образованием солей меди (II) и продуктов восстановления кислот:
С концентрированной соляной кислотой медь реагирует с образованием трихлорокупрата (II) водорода:
Взаимодействие с аммиаком
Медь растворяется в водном растворе аммиака в присутствии кислорода воздуха с образованием гидроксида тетраамминмеди (II):
Медь окисляется оксидом азота (IV) и хлоридом железа (III):
Источник
Хром, железо и медь
Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова «хром» берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.
Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 — амфотерные, +6 — кислотные.
В природе хром встречается в виде следующих соединений.
- Fe(CrO2)2 — хромистый железняк, хромит
- (Mg, Fe)Cr2O4 — магнохромит
- (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4 — алюмохромит
В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из его оксида.
- Реакции с неметаллами
Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома (III) — Cr2O3 — происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.
Протекает в раскаленном состоянии.
Реакции с кислотами
С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании.
Реакции с солями менее активных металлов
Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.
Соединения хрома (II)
Соединение хрома (II) носят основный характер. Оксид хрома (II) окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы — оксида хрома (III), реагирует с кислотами, кислотными оксидами.
Гидроксид хрома (II), как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами, кислотными оксидами.
Соединения хрома (III)
Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома (III) гидроксид хрома (III).
Оксид хрома (III) реагирует как с щелочами, так и с кислотами. В реакциях с щелочами при нормальной температуре (в растворе) образуются комплексные соли, при прокаливании — смешанные оксиды. С кислотами оксид хрома (III) образует различные соли.
H2O + NaOH + Cr2O3 → Na3[Cr(OH)6] (в растворе, гексагидроксохромат натрия)
Cr2O3 + 2NaOH → (t°) 2NaCrO2 + H2O (прокаливание, хромит натрия)
Cr2O3 + HCl = CrCl3 + H2O (сохраняем степень окисления Cr +3 )
Оксид хрома (III) реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).
При окислении соединение хрома (III) получают соединения хрома (VI) (в щелочной среде).
Соединения хрома (VI)
В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома (VI) — CrO3, и две кислоты, находящиеся в растворе в состоянии равновесия: хромовая — H2CrO4 и дихромовая кислоты — H2Cr2O7.
Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают раствор в желтый цвет, а дихроматы — в оранжевый цвет.
Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.
Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый — образуется хромат.
Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название «вулканчик» 🙂
В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.
Железо
Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.
Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.
В природе железо встречается в виде следующих соединений:
- Fe2O3 — красный железняк, гематит
- Fe3O4 — магнитный железняк, магнетит
- Fe2O3*H2O — бурый железняк, лимонит
- FeS2 — пирит, серый или железный колчедан
- FeCO3 — сидерит
Получают железо восстановлением из его оксида — руды. Восстанавливают с помощью угарного газа, водорода.
Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.
- Реакции с неметаллами
Fe + S = FeS (t > 700°C)
Fe + S = FeS2 (t 2+ в растворе является реакция с красной кровяной солью — K3[Fe(CN)6] — гексацианоферратом (III) калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).
Качественной реакцией на ионы Fe 2+ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок зеленого цвета.
Соединения железа (III) проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа (III) реагирует и с кислотами, и с щелочами.
Fe(OH)3 + KOH = K3[Fe(OH)6] (гексагидроксоферрат калия)
При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.
Гидроксид железа (III) — ржавчина, образуется на воздухе в результате взаимодействия железа с водой в присутствии кислорода. При нагревании легко распадается на воду и соответствующий оксид.
Качественной реакцией на ионы Fe 3+ является взаимодействие с желтой кровяной солью K4[Fe(CN)6]. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).
Реакция хлорида железа (III) с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко красного цвета.
И еще одна качественная реакция на ионы Fe 3+ — взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок бурого цвета.
Соединения железа (VI) — ферраты — соли несуществующей в свободном виде железной кислоты. Обладают выраженными окислительными свойствами.
Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)3 в щелочи.
Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.
Основные степени окисления меди +1, +2.
Медь встречается в самородном виде и в виде соединений, наиболее известные из которых:
- CuFeS2 — медный колчедан, халькопирит
- Cu2S — халькозин
- Cu2CO3(OH)2 — малахит
Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.
Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте и дальнейшем вытеснении меди более активными металлами, например — железом.
Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.
CuSO4 + H2O = Cu + O2 + H2SO4 (медь — на катоде, кислород — на аноде)
- Реакции с неметаллами
Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.
При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.
4Cu + O2 = (t) 2Cu2O (при недостатке кислорода)
2Cu + O2 = (t) 2CuO (в избытке кислорода)
Реакции с кислотами
Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной — реакция идет.
Реагирует с царской водкой — смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO3 к 3 объемам HCl.
С оксидами неметаллов
Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.
Cu + SO2 = (t) CuO + S
Cu + NO = (t) CuO + N2↑
Соединения меди I
В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди (I) можно получить путем восстановления соединений меди (II).
Оксид меди (I) можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.
Оксид меди (I) окисляется кислородом до оксида меди (II).
Оксид меди (I) вступает в реакции с кислотами.
Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.
Соединения меди (II)
Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)2. Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.
Оксид меди (II) получают в реакциях термического разложения гидроксида меди (II), реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.
- Реакции с кислотами
CuO + CO = Cu + CO2
Гидроксид меди (II) — Cu(OH)2 — получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.
При нагревании гидроксид меди (II), как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду.
Реакции с кислотами
Реакции с щелочами
Как сказано выше, гидроксид меди (II) носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства. В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс.
Реакции с кислотными оксидами
Обратите особое внимание на реакцию взаимодействия соли меди (II) — сульфата меди (II), карбоната натрия и воды.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Источник
Какие металлы реагируют с водой?
Прежде всего следует запомнить, что металлы делят в целом на три группы:
1) Активные металлы: к таким металлам относятся все щелочные металлы, щелочноземельные металлы, а также магний и алюминий.
2) Металлы средней активности: к таковым относят металлы, расположенные между алюминием и водородом в ряду активности.
3) Малоактивные металлы: металлы, расположенные в ряду активности правее водорода.
В первую очередь нужно запомнить, что малоактивные металлы (т.е. те, что расположены после водорода) с водой не реагируют ни при каких условиях.
Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с водой при любых условиях (даже при обычной температуре и на холоде), при этом реакция сопровождается выделением водорода и образованием гидроксида металла. Например:
Магний из-за того, что покрыт защитной оксидной пленкой, реагирует с водой только при кипячении. При нагревании в воде оксидная пленка, состоящая из MgO, разрушается и находящийся под ней магний начинает реагировать с водой. При этом реакция также сопровождается выделением водорода и образованием гидроксида металла, который, однако, в случае магния нерастворим:
Алюминий так же, как и магний, покрыт защитной оксидной пленкой, однако в этом случае кипячением ее разрушить нельзя. Для ее снятия требуются либо механическая чистка (каким-либо абразивом), либо ее химическое разрушение щелочью, растворами солей ртути или солей аммония:
Металлы средней активности реагируют с водой лишь тогда, когда она находится в состоянии перегретого водяного пара. Сам металл при этом должен быть нагрет до температуры красного каления (около 600-800 о С). В отличие от активных металлов, металлы средней активности при реакции с водой вместо гидроксидов образуют оксиды металлов. Продуктом восстановления и в этом случае является водород:
Fe + H2O = FeO + H2 (в зависимости от степени нагрева)
Источник
