Co nereaguje s mědí?

Měď (Cu) patří k d-prvkům a nachází se ve skupině IB Mendělejevovy periodické tabulky. Elektronová konfigurace atomu mědi v základním stavu je zapsána jako 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 namísto očekávaného vzorce 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2. Jinými slovy, v případě atomu mědi je pozorován takzvaný „elektronový skok“ z podúrovně 4s do podúrovně 3d. U mědi jsou kromě nuly možné oxidační stavy +1 a +2. Oxidační stav +1 je náchylný k disproporcionaci a je stabilní pouze v nerozpustných sloučeninách, jako jsou CuI, CuCl, Cu₂O atd., stejně jako v komplexních sloučeninách, například [Cu(NH₃)₂]Cl a [Cu(NH₃)₂]Ó. Sloučeniny mědi v oxidačním stavu +1 nemají specifickou barvu. Oxid měďnatý tedy může být v závislosti na velikosti krystalů tmavě červený (velké krystaly) a žlutý (malé krystaly), CuCl a CuI jsou bílé a Cu₂S – černá a modrá. Oxidační stav mědi rovný +2 je chemicky stabilnější. Soli obsahující měď v tomto oxidačním stavu mají modrou a modrozelenou barvu.

Měď je velmi měkký, tvárný a tažný kov s vysokou elektrickou a tepelnou vodivostí. Barva kovové mědi je červeno-růžová. Měď se nachází v řadě aktivit kovů vpravo od vodíku, tzn. patří mezi málo aktivní kovy.

Interakce s jednoduchými látkami

s kyslíkem

Za normálních podmínek měď neinteraguje s kyslíkem. K reakci mezi nimi je zapotřebí teplo. V závislosti na přebytku nebo nedostatku kyslíku a teplotních podmínkách mohou oxid měďnatý (II) a oxid měďnatý (I) tvořit:

se sírou

Reakce síry s mědí může v závislosti na podmínkách vést ke vzniku jak sulfidu měďného (I), tak sulfidu měďnatého (II). Při zahřátí směsi práškové Cu a S na teplotu 300-400 o C vzniká sulfid měďný:

Při přebytku síry a při reakci při teplotě nad 400 o C vzniká sulfid měďnatý. Jednodušší způsob, jak získat sulfid měďnatý (II) z jednoduchých látek, je interakce mědi se sírou rozpuštěnou v sirouhlíku:

Tato reakce probíhá při teplotě místnosti.

s halogeny

Měď reaguje s fluorem, chlorem a bromem za vzniku halogenidů s obecným vzorcem CuHal₂kde Hal je F, Cl nebo Br:

V případě jódu, nejslabšího oxidačního činidla mezi halogeny, vzniká jodid měďný:

Měď neinteraguje s vodíkem, dusíkem, uhlíkem a křemíkem.

Interakce s komplexními látkami

s neoxidačními kyselinami

Téměř všechny kyseliny jsou neoxidační kyseliny, kromě koncentrované kyseliny sírové a kyseliny dusičné v jakékoli koncentraci. Protože neoxidující kyseliny jsou schopny oxidovat pouze kovy v řadě aktivit až po vodík; to znamená, že měď s takovými kyselinami nereaguje.

s oxidačními kyselinami

– koncentrovaná kyselina sírová

Měď reaguje s koncentrovanou kyselinou sírovou jak při zahřívání, tak při pokojové teplotě. Při zahřívání probíhá reakce podle rovnice:

Protože měď není silné redukční činidlo, síra se při této reakci redukuje pouze do oxidačního stavu +4 (v SO₂).

– se zředěnou kyselinou dusičnou

Reakce mědi se zředěnou HNO₃ vede k tvorbě dusičnanu měďnatého (II) a oxidu dusnatého:

– s koncentrovanou kyselinou dusičnou

Koncentrovaná HNO₃ Za normálních podmínek snadno reaguje s mědí. Rozdíl mezi reakcí mědi s koncentrovanou kyselinou dusičnou a reakcí se zředěnou kyselinou dusičnou spočívá v produktu redukce dusíku. V případě koncentrované HNO₃ dusík je redukován v menší míře: místo oxidu dusnatého (II) vzniká oxid dusnatý (IV), což je způsobeno větší soutěží mezi molekulami kyseliny dusičné v koncentrované kyselině o elektrony redukčního činidla (Cu):

s oxidy nekovů

Měď reaguje s některými oxidy nekovů. Například s oxidy, jako je NO₂, NE, N₂O měď se oxiduje na oxid měďnatý a dusík se redukuje na oxidační stav 0, tzn. vzniká jednoduchá látka N₂:

V případě oxidu siřičitého vzniká místo jednoduché látky (síry) sulfid měďný. To je způsobeno skutečností, že měď a síra na rozdíl od dusíku reagují:

s oxidy kovů

Když se kovová měď slinuje oxidem měďnatým (II) při teplotě 1000-2000 o C, lze získat oxid měďnatý:

Kovová měď může také při kalcinaci redukovat oxid železitý na oxid železitý:

se solemi kovů

Měď vytěsňuje méně aktivní kovy (v řadě aktivit napravo od ní) z roztoků jejich solí:

Zajímavá je také reakce, při které se měď rozpouští v soli aktivnějšího kovu – železa v oxidačním stavu +3. Nejsou zde však žádné rozpory, protože měď nevytlačuje železo ze své soli, ale pouze ho redukuje z oxidačního stavu +3 do oxidačního stavu +2:

Posledně jmenovaná reakce se používá při výrobě mikroobvodů ve fázi leptání měděných desek plošných spojů.

Koroze mědi

Měď při kontaktu s vlhkostí, oxidem uhličitým a vzdušným kyslíkem časem koroduje:

V důsledku této reakce jsou měděné produkty pokryty volným modrozeleným povlakem hydroxykarbonátu měďnatého (II).

Chemické vlastnosti zinku

Zinek Zn je ve skupině IIB období IV. Elektronová konfigurace valenčních orbitalů atomů chemického prvku v základním stavu je 3d 10 4s 2. U zinku je možný pouze jeden jediný oxidační stav, rovný +2. Oxid zinečnatý ZnO a hydroxid zinečnatý Zn(OH)₂ mají výrazné amfoterní vlastnosti.

Skladováním na vzduchu zinek bledne a pokrývá se tenkou vrstvou oxidu ZnO. K oxidaci dochází zvláště snadno při vysoké vlhkosti a v přítomnosti oxidu uhličitého v důsledku reakce:

Páry zinku hoří na vzduchu a tenký proužek zinku po rozžhavení v plameni hořáku hoří nazelenalým plamenem:

Při zahřátí kovový zinek také interaguje s halogeny, sírou a fosforem:

Zinek nereaguje přímo s vodíkem, dusíkem, uhlíkem, křemíkem a borem.

Zinek reaguje s neoxidačními kyselinami a uvolňuje vodík:

Technický zinek je zvláště snadno rozpustný v kyselinách, protože obsahuje nečistoty jiných méně aktivních kovů, zejména kadmia a mědi. Vysoce čistý zinek je z určitých důvodů odolný vůči kyselinám. Pro urychlení reakce se vzorek zinku o vysoké čistotě uvede do kontaktu s mědí nebo se do kyselého roztoku přidá trochu soli mědi.

Při teplotě 800-900 o C (červené teplo) kov zinek, který je v roztaveném stavu, interaguje s přehřátou vodní párou a uvolňuje z ní vodík:

Zinek také reaguje s oxidačními kyselinami: koncentrovanou sírovou a dusičnou.

Zinek jako aktivní kov může s koncentrovanou kyselinou sírovou tvořit oxid siřičitý, elementární síru a dokonce i sirovodík.

Složení redukčních produktů kyseliny dusičné je určeno koncentrací roztoku:

Směr procesu je také ovlivněn teplotou, množstvím kyseliny, čistotou kovu a reakční dobou.

Zinek reaguje s alkalickými roztoky za vzniku tetrahydroxycináty a vodík:

Při tavení s bezvodými alkáliemi vzniká zinek zinkáty a vodík:

Ve vysoce alkalickém prostředí je zinek extrémně silným redukčním činidlem, schopným redukovat dusík v dusičnanech a dusitanech na amoniak:

Díky komplexaci se zinek pomalu rozpouští v roztoku amoniaku a redukuje vodík:

Zinek také redukuje méně aktivní kovy (napravo od něj v řadě aktivit) z vodných roztoků jejich solí:

Chemické vlastnosti chrómu

Chrom je prvek skupiny VIB periodické tabulky prvků. Elektronová konfigurace atomu chrómu se zapisuje jako 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, tzn. v případě chrómu, stejně jako v případě atomu mědi, je pozorován tzv. „únik elektronů“

Nejčastěji vykazované oxidační stavy chrómu jsou +2, +3 a +6. Je třeba na ně pamatovat a v rámci programu Jednotné státní zkoušky z chemie lze předpokládat, že chrom nemá žádné další oxidační stavy.

Za normálních podmínek je chrom odolný vůči korozi na vzduchu i ve vodě.

Interakce s nekovy

s kyslíkem

Práškový kovový chrom zahřátý na teplotu vyšší než 600 o C hoří v čistém kyslíku za vzniku oxidu chromitého:

s halogeny

Chrom reaguje s chlorem a fluorem při nižších teplotách než s kyslíkem (250, resp. 300 o C):

Chrom reaguje s bromem při rozžhavené teplotě (850-900 o C):

s dusíkem

Kovový chrom interaguje s dusíkem při teplotách nad 1000 o C:

se sírou

Se sírou může chrom tvořit jak sulfid chromitý, tak sulfid chromitý, což závisí na poměrech síry a chrómu:

Chrom nereaguje s vodíkem.

Interakce s komplexními látkami

Interakce s vodou

Chrom je kov střední aktivity (nachází se v řadě aktivit kovů mezi hliníkem a vodíkem). To znamená, že reakce probíhá mezi rozžhaveným chrómem a přehřátou vodní párou:

Interakce s kyselinami

Chrom je za normálních podmínek pasivován koncentrovanými kyselinami sírovou a dusičnou, varem se v nich však rozpouští, přičemž oxiduje na oxidační stupeň +3:

V případě zředěné kyseliny dusičné je hlavním produktem redukce dusíku jednoduchá látka N₂:

Chrom se nachází v řadě aktivit nalevo od vodíku, což znamená, že je schopen uvolňovat H₂ z roztoků neoxidujících kyselin. Během takových reakcí, za nepřítomnosti přístupu vzdušného kyslíku, se tvoří soli chrómu (II):

Když se reakce provádí na vzduchu, dvojmocný chrom je okamžitě oxidován kyslíkem obsaženým ve vzduchu do oxidačního stavu +3. V tomto případě bude mít například rovnice s kyselinou chlorovodíkovou tvar:

Když se kovový chrom taví se silnými oxidačními činidly v přítomnosti alkálií, chrom se oxiduje do oxidačního stavu +6, čímž vzniká chromany:

Chemické vlastnosti železa

Železo Fe, chemický prvek nacházející se ve skupině VIIIB a s pořadovým číslem 26 v periodické tabulce. Rozložení elektronů v atomu železa je následující ₂₆Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, tedy železo patří k d-prvkům, protože d-podhladina je v jeho případě vyplněna. Nejvíce se vyznačuje dvěma oxidačními stavy +2 a +3. Pro oxid FeO a hydroxid Fe(OH)₂ převládají základní vlastnosti, oxid Fe₂O₃ a hydroxid Fe(OH)₃ amfoterní jsou znatelně vyjádřeny. Oxid a hydroxid železitý (III) se tedy do určité míry rozpouštějí, když se vaří v koncentrovaných roztocích alkálií, a také reagují s bezvodými alkáliemi během tavení. Je třeba poznamenat, že oxidační stav železa +2 je velmi nestabilní a snadno přechází do oxidačního stavu +3. Známé jsou také sloučeniny železa ve vzácném oxidačním stavu +6 – feráty, soli neexistující „kyseliny železa“ H₂Škaredý₄. Tyto sloučeniny jsou relativně stabilní pouze v pevném stavu nebo v silně alkalických roztocích. Pokud je alkalita prostředí nedostatečná, feráty rychle okysličují i ​​vodu a uvolňují z ní kyslík.

Interakce s jednoduchými látkami

S kyslíkem

Železo při spalování v čistém kyslíku tvoří tzv železo měřítko, mající vzorec Fe₃O₄ a ve skutečnosti představuje směsný oxid, jehož složení může být konvenčně reprezentováno vzorcem FeO∙Fe₂O₃. Spalovací reakce železa má podobu:

Se sírou

Při zahřátí železo reaguje se sírou za vzniku sulfidu železnatého:

Nebo s přebytkem síry disulfid železa:

S halogeny

Kovové železo je oxidováno všemi halogeny kromě jódu do oxidačního stavu +3 za vzniku halogenidů železa (lll):

2Fe + 3F₂ =na => 2FeF₃ – fluorid železitý (lll)

2Fe + 3Cl₂ =na => 2FeCl₃ – chlorid železitý (lll)

2Fe + 3Br₂ =na => 2 FeBr₃ – bromid železitý (lll)

Jód, jako nejslabší oxidační činidlo mezi halogeny, oxiduje železo pouze do oxidačního stavu +2:

Je třeba poznamenat, že sloučeniny trojmocného železa snadno oxidují jodidové ionty ve vodném roztoku za vzniku jodu I₂ přičemž se obnovuje do oxidačního stavu +2. Příklady podobných reakcí z banky FIPI:

S vodíkem

Železo nereaguje s vodíkem (s vodíkem z kovů reagují pouze alkalické kovy a alkalické zeminy):

Interakce s komplexními látkami

Interakce s kyselinami

S neoxidačními kyselinami

Protože se železo nachází v řadě aktivit nalevo od vodíku, znamená to, že je schopno vytěsňovat vodík z neoxidačních kyselin (téměř všechny kyseliny kromě H₂SO₄ (konc.) a HNO₃ jakákoli koncentrace):

V úlohách jednotné státní zkoušky je třeba věnovat pozornost takovému triku, jako je otázka na téma, do jaké míry oxidace železo zoxiduje při vystavení zředěné a koncentrované kyselině chlorovodíkové. Správná odpověď je v obou případech až +2.

Past zde spočívá v intuitivním očekávání hlubší oxidace železa (do d.o. +3) v případě jeho interakce s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou.

Interakce s oxidujícími kyselinami

Za normálních podmínek železo nereaguje s koncentrovanou kyselinou sírovou a dusičnou v důsledku pasivace. Při vaření s nimi však reaguje:

Vezměte prosím na vědomí, že zředěná kyselina sírová oxiduje železo na oxidační stupeň +2 a koncentrovaná kyselina sírová na +3.

Koroze (rezivění) železa

Ve vlhkém vzduchu železo velmi rychle rezaví:

Železo nereaguje s vodou v nepřítomnosti kyslíku, ani za normálních podmínek, ani při vaření. Reakce s vodou probíhá až při teplotách nad červeným žárem (>800 o C). ty.: