Chrom, železo a měď, příprava na Jednotnou státní zkoušku z chemie

Měď (latinsky Cuprum) je chemický prvek skupiny I periodické tabulky (atomové číslo 29, atomová hmotnost 63,546). Ve sloučeninách měď obvykle vykazuje oxidační stavy +1 a +2, je také známo několik sloučenin trojmocné mědi. Nejdůležitější sloučeniny mědi: Oxidy Cu₂O, CuO, Cu₂O₃; hydroxid Cu(OH).₂dusičnan Cu(NO).₃)₂.3 H₂O, sulfid CuS, síran (síran měďnatý) CuSO₄.5 H₂O, uhličitan CuCO₃Cu(OH)₂chlorid CuCl₂.2 H₂O.

Měď je jedním ze sedmi kovů známých již od starověku. Přechodné období z doby kamenné do doby bronzové (4. – 3. tisíciletí př. n. l.) se nazývalo doba měděná nebo chalkolit (z řeckého chalkos – měď a lithos – kámen) nebo eneolit ​​(z latinského aeneus – měď a řeckého lithos – kámen). V tomto období se objevily měděné nástroje. Je známo, že při stavbě Cheopsovy pyramidy byly použity měděné nástroje.

Čistá měď je kujný a měkký kov načervenalé barvy, při lomu růžový, místy s hnědým a melírovaným nádechem, těžký (hustota 8,93 g/cm3), výborný vodič tepla a elektřiny, druhý v tomto ohledu za stříbrem (bod tání 1083 o C). Měď se snadno vtahuje do drátu a válcuje do tenkých plátů, ale je poměrně neaktivní. V suchém vzduchu a kyslíku za normálních podmínek měď neoxiduje. Reaguje ale celkem snadno: již při pokojové teplotě s halogeny, například s vlhkým chlórem tvoří chlorid CuCl₂při zahřívání se sírou tvoří sulfid Cu₂S, se selenem. Ale měď nereaguje s vodíkem, uhlíkem a dusíkem ani při vysokých teplotách. Kyseliny, které nemají oxidační vlastnosti, neovlivňují měď, například kyselina chlorovodíková a zředěná kyselina sírová. Ale v přítomnosti vzdušného kyslíku se měď rozpouští v těchto kyselinách za vzniku odpovídajících solí:

V atmosféře obsahující CO₂, H páry₂O a další, je pokryta patinou – nazelenalým filmem zásaditého uhličitanu (Cu₂(ACH)₂CO₃)), jedovatá látka.

Měď se nachází ve více než 170 minerálech, z nichž pouze 17 je důležitých pro průmysl, včetně: bornitu (pestrobarevná měděná ruda – Cu₅FeS₄), chalkopyrit (pyrit měďnatý – CuFeS₂), chalkocit (měděný lesk – Cu₂S), covellit (CuS), malachit (Cu₂(ACH)₂CO₃). Nalezena je také přírodní měď

• Hustota mědi – 8,93 * 103 kg/m 3;
• Měrná hmotnost mědi je 8,93 g/cm 3 ;
• Měrná tepelná kapacita mědi při 20 o C je 0,094 cal/deg;
• Teplota tání mědi je 1083 o C;
• Měrné skupenské teplo tání mědi – 42 cal/g;
• Bod varu mědi je 2600 o C;
• Lineární koeficient roztažnosti mědi
• (při teplotě asi 20 °C) – 16,7 x 106 (1/deg);
• Koeficient tepelné vodivosti mědi je 335 kcal/m*hodina*stupeň;
• Odpor mědi při 20 o C – 0,0167 Ohm*mm 2 /m;

Název materiálu	Youngův modul, kg/mm2	Modul ve smyku, kg/mm2	Poissonův poměr
Měď, lití

1. Fe, Zn, Ni, spol. Tyto kovy mají výrazně více záporných elektrodových potenciálů než měď. Proto se anodicky rozpouštějí spolu s mědí, ale neusazují se na katodě, ale hromadí se v elektrolytu ve formě síranů. Proto musí být elektrolyt pravidelně vyměňován.
2. Au, Ag, Pb, Sn. Ušlechtilé kovy (Au, Ag) nepodléhají anodickému rozpouštění, ale během procesu se usazují na anodě a tvoří spolu s dalšími nečistotami anodový kal, který je periodicky odstraňován. Cín a olovo se rozpouštějí společně s mědí, ale v elektrolytu tvoří špatně rozpustné sloučeniny, které se vysrážejí a také se odstraňují.

• Hliníkové bronzy obsahují 5-11 % hliníku a mají vysoké mechanické vlastnosti spojené s odolností proti korozi.
• Olověné bronzy s obsahem 25-33 % olova se používají především pro výrobu ložisek pracujících při vysokých tlacích a vysokých kluzných rychlostech.
• Křemíkové bronzy obsahující 4-5% křemíku se používají jako levné náhražky cínových bronzů.
• Berylliové bronzy obsahující 1,8-2,3 % berylia se vyznačují tvrdostí po vytvrzení a vysokou elasticitou. Používají se k výrobě pružin a výrobků na bázi pružin.
• Kadmiové bronzy jsou slitiny mědi s malým množstvím kadmia (do 1 %) a používají se při výrobě trolejových drátů, pro výrobu armatur pro vodovodní a plynové rozvody a ve strojírenství.

reklama

Chraňte svůj kabel výhodně!

Spolehlivý flexibilní obal na ochranu kabelů před poškozením a nepřízní počasí. Bezplatná aplikace unikátního designu, vývoj loga a přizpůsobení vašim podmínkám. Rychlé časy obratu. Pracujeme po celém Rusku a pro export. Všechny produkty jsou certifikovány.

+7 (4932) 33-03-45, 33-04-75
[email protected]

Drát PVSng(A)-Ls

TPK FORES LLC nabízí drát PVSng(A)-Ls 2*0,75-5*16, stejně jako další typy výrobků ze skladu a na objednávku. VVGng-Ls, FRLS,LTx,PPGng(A)-HF,KGtp-HL,VbShv ng(A)-LS,NUM

903 5802073
495 3638183

Kabel KGVVng(A)-Ls

Kabel KGVVng(A)-LS ze skladu a na objednávku, průřez 2*0,75-5*35, GOST, pasy, certifikát, doprava do regionů po celé Ruské federaci

[email protected]
+79035802073
+7 495 363 81 83
LLC TPK FORES

Zařízení od Xinming Cable Machinery Industry Co., Ltd.

Vybereme potřebné vybavení v souladu s jakýmikoli potřebami vaší výroby. Xinming Cable Machinery Industry Co., Ltd. Specializuje se na návrh a výrobu kabelových zařízení. Veškeré vybavení je dodáváno za tovární ceny a přímo z naší továrny v Číně. Připomínáme, že přijímáme platby za zařízení od všech bank v Rusku, jako obvykle, bez použití platebních agentů.

+86 15910668398 (Whatsapp,Telegram), [email protected]

MĚDĚNÝ NAPÁJECÍ KABEL od výrobce

OOO TPK „FORES“ nabízí kabely OOO KKZ přesně dle GOST. Dodávky ze skladu i na objednávku. Krátké dodací lhůty, nízké ceny.

495 363 8183
903 5802073
[email protected]

O portálu

RusCable.Ru je první registrovaný mediální výstup v elektrotechnickém segmentu internetu. Certifikát EL č. FS77-28661. RusCable.Ru zastupuje zájmy všech účastníků trhu a slouží jako trvalý zdroj informací pro spotřebitele a dodavatele elektrických výrobků. Na elektronických stránkách portálu je každoročně publikováno přes 10000 XNUMX novinek a článků, z nichž více než polovinu tvoří exkluzivní informace. RusCable.Ru je obecným informačním sponzorem důležitých průmyslových akcí, jako jsou: CABEX (Moskva), Electric Networks of Russia (Moskva), Energetika a elektrotechnika (St. Petersburg) a mnoho dalších. Portál sám je navíc organizátorem důležitých akcí pro obor k nejpalčivějším problémům.

Tvrdý kov modrobílé barvy. Etymologie slova „chrom“ pochází z řečtiny. χρῶμα – barva, která je způsobena širokou paletou barev sloučenin chrómu. Hmotnostní podíl tohoto prvku v zemské kůře je 0.02 % hmotnosti.

Chrom má oxidační stavy +2, +3 a +6. Sloučeniny, kde chrom nabývá oxidačního stavu +2, mají zásadité vlastnosti, +3 mají amfoterní vlastnosti a +6 mají kyselé vlastnosti.

• Fe (CrO₂)₂ – chromová železná ruda, chromit
• (Mg,Fe)Cr₂O₄ – magnochromit
• (Fe, Mg) (Cr, Al)₂O₄ – hliník chromit

V průmyslu se chrom získává kalcinací chromové železné rudy uhlíkem. Aluminotermie se také používá k vytěsnění chrómu z jeho oxidu.

Reakce s nekovy

Již ve vzduchu reaguje s kyslíkem: na povrchu kovu se vytváří film oxidu chromitého – Cr₂O₃ — dochází k pasivaci. Při zahřívání reaguje s nekovy.

V horkém stavu teče.

U studené koncentrované kyseliny sírové a dusičné k reakci nedochází. Startuje pouze při zahřátí.

Chrom je schopen vytěsňovat kovy ze solí, které jsou v napěťové řadě napravo od něj.

Sloučeniny chrómu (II).

Sloučeniny chrómu (II) jsou zásadité povahy. Oxid chromitý se oxiduje vzdušným kyslíkem na stabilnější formu – oxid chromitý a reaguje s kyselinami a oxidy kyselin.

Hydroxid chromitý (II) jako nerozpustný hydroxid se při zahřátí snadno rozkládá na odpovídající oxid a vodu a reaguje s kyselinami a oxidy kyselin.

Sloučeniny chrómu (III).

Jedná se o nejstabilnější sloučeniny, které jsou amfoterní povahy. Patří mezi ně oxid chromitý (III) a hydroxid chromitý (III).

Oxid chromitý reaguje se zásadami i kyselinami. Při reakcích s alkáliemi za normální teploty (v roztoku) vznikají při kalcinaci komplexní soli, vznikají směsné oxidy. S kyselinami tvoří oxid chromitý různé soli.

H₂O + NaOH + Cr₂O₃ → Ne₃[Cr (OH)₆] (v roztoku hexahydroxochromát sodný)

Cr₂O₃ + 2NaOH -> (t°) 2NaCrO₂ + H₂O (kalcinace, chromitan sodný)

Cr₂O₃ + HC1 = CrCl₃ + H₂O (zachováváme oxidační stav Cr +3)

Oxid chromitý reaguje s reaktivnějšími kovy (například při aluminotermii).

Při oxidaci sloučeniny chrómu (III) produkují sloučeniny chrómu (v alkalickém prostředí).

Sloučeniny chrómu (VI).

V tomto oxidačním stavu vykazuje chrom kyselé vlastnosti. Patří mezi ně oxid chromitý (VI) – CrO₃a dvě kyseliny, které jsou v roztoku v rovnováze: chromová – H₂Cro₄ a kyselina dichromová – H₂Cr₂O₇.

Zásadně důležité je zapamatovat si barvu chromátů a dichromanů (v úkolech se často uvádí jako nápověda). Chromany barví roztok žlutě a dichromany jej barví do oranžova.

Chromany se přeměňují na dichromany se zvyšující se kyselostí prostředí (často při reakcích s kyselinami). Barva roztoku se změní ze žluté na oranžovou.

Pokud se do oranžového roztoku dichromanu přidá alkálie, změní svou barvu na žlutou – vzniká chromát.

Rozklad dichromanu amonného vypadá velmi působivě a říká se mu „sopka“ :)

V oxidačním stupni +6 vykazují sloučeniny chrómu výrazné oxidační vlastnosti.

Železo

Je to jeden z nejběžnějších prvků v zemské kůře (po hliníku), tvoří 4,65 % její hmoty.

Železo se vyznačuje dvěma hlavními oxidačními stavy: +2, +3, +6.

• Fe₂O₃ – červená železná ruda, hematit
• Fe₃O₄ – magnetická železná ruda, magnetit
• Fe₂O₃*H₂O – hnědá železná ruda, limonit
• FeS₂ – pyrit, šedý nebo železný pyrit
• FeCO₃ – siderit

Železo se získává redukcí z jeho oxidu – rudy. Redukováno oxidem uhelnatým a vodíkem.

Hlavními slitinami železa jsou litina a ocel. Ocel má obsah uhlíku menší než 2 % a obsahuje méně P, Mn, Si, S. Litina má vyšší obsah uhlíku (2-6 %) a obsahuje více P, Mn, Si, S.

Reakce s nekovy

Fe + S = FeS (t > 700 °C)

Fe + S = FeS₂ (t 2+ v roztoku je reakce s červenou krevní solí – K₃[Fe (CN)₆] – hexakyanoželezitan draselný (III). Reakcí vzniká pruská modř (pruská modř).

Kvalitativní reakcí na Fe 2+ ionty je také interakce s alkálií (hydroxid sodný). V důsledku toho se vytvoří zelená sraženina.

Sloučeniny železa (III) vykazují amfoterní vlastnosti. Oxid a hydroxid železitý reagují s kyselinami i zásadami.

Fe (OH)₃ + KOH = K₃[Fe(OH)₆] (hexahydroxoželezitan draselný)

Při fúzi nevznikají vlivem odpařování vody komplexní soli.

Hydroxid železitý, rez, vzniká ve vzduchu jako výsledek interakce železa s vodou v přítomnosti kyslíku. Při zahřívání se snadno rozkládá na vodu a příslušný oxid.

Kvalitativní reakcí na Fe 3+ ionty je interakce se žlutou krevní solí K₄[Fe (CN)₆]. Reakcí vzniká pruská modř (pruská modř).

Reakce chloridu železitého s thiokyanátem draselným je rovněž kvalitativní, výsledkem je vytvoření charakteristického jasně červeného roztoku.

A další kvalitativní reakcí na Fe 3+ ionty je interakce s alkálií (hydroxid sodný). V důsledku toho se vytvoří hnědá sraženina.

Sloučeniny železa (VI) – feráty – soli kyseliny železité, která neexistuje ve volné formě. Mají výrazné oxidační vlastnosti.

Ferráty lze získat elektrolýzou alkálie na železné anodě i působením chloru na suspenzi Fe(OH)₃ v alkáliích.

Měď

Jeden z prvních kovů, které člověk zvládl díky nízkému bodu tání a dostupnosti rudy.

Hlavní oxidační stavy mědi jsou +1, +2.

Pyrometalurgický způsob výroby je založen na výrobě mědi pražením chalkopyritu, které probíhá v několika stupních.

Hydrometalurgická metoda zahrnuje rozpouštění měděných minerálů ve zředěné kyselině sírové a další nahrazení mědi aktivnějšími kovy, jako je železo.

Měď jako málo aktivní kov se uvolňuje při elektrolýze solí ve vodném roztoku na katodě.

CuSO₄ + H₂O = Cu + O₂ + H₂SO₄ (měď je na katodě, kyslík je na anodě)

Reakce s nekovy

Ve vlhkém vzduchu oxiduje za vzniku zásaditého uhličitanu měďnatého.

Při zahřátí reaguje s kyslíkem, selenem, sírou, při pokojové teplotě s: chlórem, bromem a jódem.

4Cu+O₂ = (t)2Cu₂O (pro nedostatek kyslíku)

2Cu+O₂ = (t) 2CuO (v přebytku kyslíku)

Měď je schopna reagovat s koncentrovanou kyselinou sírovou a dusičnou. Nereaguje se zředěnou sírou, ale reakce probíhá se zředěným dusíkem.

Reaguje s aqua regia – směs kyseliny chlorovodíkové a dusičné v poměru 1 objem HNO₃ do 3 objemů HCl.

Měď je schopna redukovat nekovy z jejich oxidů.

Cu + SO₂ = (t) CuO + S

Sloučeniny mědi I

V oxidačním stavu +1 vykazuje měď základní vlastnosti. Sloučeniny mědi (I) lze připravit redukcí sloučenin mědi (II).

Oxid měďnatý (I) lze redukovat na měď různými redukčními činidly: oxidem uhelnatým, hliníkem (aluminotermie), vodíkem.

Oxid měďnatý se oxiduje kyslíkem na oxid měďnatý.

Oxid měďnatý (I) reaguje s kyselinami.

Hydroxid měďnatý CuOH je nestabilní a rychle se rozkládá na odpovídající oxid a vodu.

Sloučeniny mědi(II).

Oxidační stav +2 je nejstabilnější pro měď. V tomto oxidačním stavu má měď oxid CuO a hydroxid Cu(OH)₂. Tyto sloučeniny vykazují převážně bazické vlastnosti.

Oxid měďnatý se vyrábí tepelným rozkladem hydroxidu měďnatého reakcí přebytku kyslíku s mědí při zahřívání.

Reakce s kyselinami

CuO + CO = Cu + CO₂

Hydroxid měďnatý (II) – Cu(OH)₂ — získané výměnnými reakcemi mezi rozpustnými solemi mědi a zásadami.

Hydroxid měďnatý (II) se při zahřívání jako nerozpustná báze snadno rozkládá na odpovídající oxid a vodu.

Jak bylo uvedeno výše, hydroxid měďnatý (II) je převážně bazické povahy, ale může také vykazovat amfoterní vlastnosti. Rozpouští se v roztoku koncentrované alkálie za vzniku hydroxokomplexu.

Zvláštní pozornost věnujte reakci mezi měďnou (II) solí – síranem měďnatým, uhličitanem sodným a vodou.

© Bellevich Yury Sergeevich 2018-2025

Tento článek napsal Jurij Sergejevič Bellevič a je jeho duševním vlastnictvím. Kopírování, šíření (včetně kopírování na jiné stránky a zdroje na internetu) nebo jakékoli jiné použití informací a předmětů bez předchozího souhlasu držitele autorských práv je trestné ze zákona. Chcete-li získat materiály článku a povolení k jejich použití, kontaktujte Bellevič Jurij.

Bleskový průzkum na téma Chrom, železo a měď