Syra-basegenskaper hos koppar. Boka genomgångslänkar för formeln för inbyggd egendom i koppar

Koppar

Koppar(lat. Cuprum) - ett kemiskt element i grupp I i Mendeleevs periodiska system (atomnummer 29, atommassa 63.546). I föreningar uppvisar koppar vanligtvis oxidationstillstånd +1 och +2, och några föreningar av trevärd koppar är också kända. De viktigaste kopparföreningarna: oxider Cu 2 O, CuO, Cu 2 O 3; hydroxid Cu (OH) 2, nitrat Cu (NO 3) 2. 3H 2 O, sulfid CuS, sulfat (kopparsulfat) CuSO 4. 5H2O, CuCO3Cu(OH)2-karbonat, CuCl2-klorid. 2H2O.

Koppar- en av de sju metaller som är kända från antiken. Övergångsperioden från stenåldern till bronsåldern (4:e - 3:e årtusendet f.Kr.) kallades kopparåldern eller kalkolitisk(från grekiskan chalkos - koppar och lithos - sten) eller Kalkolitisk(från latin aeneus - koppar och grekiska lithos - sten). Under denna period dyker kopparverktyg upp. Det är känt att kopparverktyg användes vid konstruktionen av Cheops-pyramiden.

Ren koppar är en formbar och mjuk metall av rödaktig färg, i en rosa fraktur, på platser med brun och brokig nyans, tung (densitet 8,93 g / cm 3), en utmärkt ledare av värme och elektricitet, näst efter silver i detta avseende (smältpunkt 1083°C). Koppar dras lätt in i en tråd och rullas till tunna ark, men är relativt lite aktiv. I torr luft och syre under normala förhållanden oxiderar inte koppar. Men det reagerar ganska lätt: redan vid rumstemperatur med halogener, till exempel med vått klor, bildar det CuCl 2-klorid, när det upphettas med svavel bildar det Cu 2 S-sulfid, med selen. Men koppar interagerar inte med väte, kol och kväve ens vid höga temperaturer. Syror som inte har oxiderande egenskaper verkar inte på koppar, till exempel saltsyra och utspädda svavelsyror. Men i närvaro av atmosfäriskt syre löses koppar i dessa syror med bildning av motsvarande salter: 2Cu + 4HCl + O 2 = 2CuCl 2 + 2H 2 O.

I en atmosfär som innehåller CO 2, H 2 O-ångor etc. täcks den av en patina - en grönaktig film av basiskt karbonat (Cu 2 (OH) 2 CO 3)), ett giftigt ämne.

Koppar ingår i mer än 170 mineraler, varav endast 17 är viktiga för industrin, inklusive: bornit (brokig kopparmalm - Cu 5 FeS 4), karbonat (kopparkis - CuFeS 2), chalcocit (kopparglans - Cu 2 S) covellin (CuS), malakit (Cu2(OH)2CO3). Det finns också inhemsk koppar.

koppartäthet, Specifik gravitation koppar och andra egenskaper hos koppar

Densitet - 8,93 * 10 3 kg/m 3;
Specifik gravitation - 8,93 g/cm3;
Specifik värme vid 20 °C - 0,094 cal/grad;
Smält temperatur - 1083°C;
Specifik fusionsvärme - 42 cal/g;
Koktemperatur - 2600°C;
Linjär expansionskoefficient(vid en temperatur av cirka 20 ° C) - 16,7 * 10 6 (1 / grader);
Koefficient för värmeledningsförmåga - 335 kcal / m * timme * hagel;
Resistivitet vid 20 °C - 0,0167 Ohm * mm 2/m;

Elastisk modul för koppar och Poissons förhållande

KOPPARFÖRENINGAR

Koppar(I)oxid Cu 2 O 3 och koppar(I) Cu2O, liksom andra koppar(I)-föreningar, är mindre stabila än koppar(II)föreningar. Koppar(I)oxid, eller kopparoxid Cu 2 O, förekommer naturligt i form av mineralet cuprit. Dessutom kan den erhållas som en fällning av röd koppar(I)oxid genom att värma en lösning av koppar(II)salt och alkali i närvaro av ett starkt reduktionsmedel.

Koppar(II)oxid, eller kopparoxid, CuO- ett svart ämne som finns i naturen (till exempel i form av mineralet tenerit). Det erhålls genom att kalcinera koppar (II) hydroxokarbonat (CuOH) 2 CO 3 eller koppar (II) nitrat Cu(NO 2) 2 .
Koppar(II)oxid är ett bra oxidationsmedel. Kopparhydroxid (II) Cu (OH) 2 utfälld från lösningar av koppar (II) salter under inverkan av alkalier i form av en blå gelatinös massa. Redan vid låg uppvärmning, även under vatten, sönderdelas den och förvandlas till svart oxid av koppar (II).
Koppar(II)hydroxid är en mycket svag bas. Därför är lösningar av koppar (II) salter i de flesta fall sura, och med svaga syror bildar koppar basiska salter.

Koppar(II)sulfat CuSO 4 i vattenfritt tillstånd är det ett vitt pulver, som blir blått när vatten absorberas. Därför används den för att upptäcka spår av fukt i organiska vätskor. En vattenlösning av kopparsulfat har en karakteristisk blå-blå färg. Denna färg är karakteristisk för hydratiserade 2+ joner, därför har alla utspädda lösningar av koppar(II)salter samma färg, såvida de inte innehåller några färgade anjoner. Från vattenhaltiga lösningar kristalliseras kopparsulfat med fem molekyler vatten och bildar genomskinliga blå kristaller av kopparsulfat. Kopparsulfat används för elektrolytisk beläggning av metaller med koppar, för framställning av mineralfärger och även som utgångsmaterial vid framställning av andra kopparföreningar. I lantbruk En utspädd lösning av kopparsulfat används för att spraya växter och klä spannmål före sådd för att döda sporer av skadliga svampar.

Koppar(II)klorid CuCl2. 2H2O. Bildar mörkgröna kristaller, lättlösliga i vatten. Mycket koncentrerade lösningar av kopparklorid (II) är gröna, utspädda - blåblå.

Koppar (II) nitrat Cu (NO 3) 2. 3H2O. Erhålls genom att lösa upp koppar i salpetersyra. När de värms upp förlorar blåa kristaller av kopparnitrat först vatten och sönderdelas sedan lätt under frigörandet av syre och brun kvävedioxid och förvandlas till koppar(II)oxid.

Koppar (II) hydroxokarbonat (CuOH) 2 CO 3. Det förekommer naturligt i form av mineralet malakit, som har en vacker smaragdgrön färg. Det framställs artificiellt genom inverkan av Na2CO3 på lösningar av koppar(II)salter.
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 ↓ + 2Na 2 SO 4 + CO 2
Det används för att erhålla kopparklorid (II), för framställning av blå och gröna mineralfärger, såväl som i pyroteknik.

Koppar(II)acetat Cu (CH3COO) 2. H2O. Erhållen genom att behandla metallisk koppar eller koppar(II)oxid med ättiksyra. Vanligtvis är det en blandning av basiska salter av olika sammansättning och färg (grön och blågrön). Under namnet ärg används det för framställning av oljefärg.

Komplexa föreningar av koppar bildas som ett resultat av kombinationen av dubbelt laddade kopparjoner med ammoniakmolekyler.
Olika mineralfärger erhålls från kopparsalter.
Alla kopparsalter är giftiga. Därför, för att undvika bildning av kopparsalter, beläggs kopparfat från insidan med ett lager av tenn (kontent).

KOPPARPRODUKTION

Koppar bryts från oxid- och sulfidmalmer. 80 % av all utvunnen koppar smälts från sulfidmalmer. Kopparmalmer innehåller i regel mycket gråberg. Därför används en anrikningsprocess för att erhålla koppar. Koppar erhålls genom att smälta den från sulfidmalmer. Processen består av ett antal operationer: rostning, smältning, konvertering, eld och elektrolytisk raffinering. Under rostningsprocessen omvandlas det mesta av föroreningssulfiderna till oxider. Så den huvudsakliga föroreningen i de flesta kopparmalmer pyrit FeS 2 förvandlas till Fe 2 O 3. De gaser som genereras vid rostning innehåller CO 2 , som används för att producera svavelsyra. Oxider av järn, zink och andra föroreningar som erhålls under rostningsprocessen separeras i form av slagg under smältning. Flytande kopparsten (Cu 2 S med en inblandning av FeS) kommer in i omvandlaren, där luft blåses genom den. Vid omvandlingen frigörs svaveldioxid och man får blister eller rå koppar. För att extrahera värdefulla (Au, Ag, Te, etc.) och för att avlägsna skadliga föroreningar, utsätts blisterkoppar först för eld och sedan elektrolytisk raffinering. Under brandraffinering är flytande koppar mättad med syre. I detta fall oxideras föroreningar av järn, zink och kobolt, övergår i slagg och avlägsnas. Och koppar hälls i formar. De resulterande gjutgodset tjänar som anoder för elektrolytisk raffinering.
Huvudkomponenten i lösningen under elektrolytisk raffinering är kopparsulfat - det vanligaste och billigaste kopparsaltet. För att öka den låga elektriska ledningsförmågan hos kopparsulfat tillsätts svavelsyra till elektrolyten. Och för att erhålla en kompakt fällning av koppar, införs en liten mängd tillsatser i lösningen. Metalliska föroreningar som finns i rå koppar ("blister") kan delas in i två grupper.

1) Fe, Zn, Ni, Co. Dessa metaller har mycket mer negativa elektrodpotentialer än koppar. Därför löser de anod tillsammans med koppar, men fälls inte ut på katoden, utan ackumuleras i elektrolyten i form av sulfater. Därför måste elektrolyten bytas ut med jämna mellanrum.

2) Au, Ag, Pb, Sn. Ädelmetaller (Au, Ag) genomgår inte anodupplösning, men under processen lägger de sig vid anoden och bildar tillsammans med andra föroreningar anodslam, som regelbundet avlägsnas. Tenn och bly löses upp tillsammans med koppar, men i elektrolyten bildar de svårlösliga föreningar som fälls ut och även avlägsnas.

KOPPARLEGERAR

Legeringar, som ökar styrkan och andra egenskaper hos koppar, erhålls genom att införa tillsatser i den, såsom zink, tenn, kisel, bly, aluminium, mangan, nickel. Mer än 30 % av kopparn går till legeringar.

Mässing- legeringar av koppar med zink (koppar från 60 till 90% och zink från 40 till 10%) - starkare än koppar och mindre mottagliga för oxidation. När kisel och bly tillsätts mässing ökar dess antifriktionsegenskaper, och när tenn, aluminium, mangan och nickel tillsätts ökar korrosionsbeständigheten. Plåtar och gjutna produkter används inom maskinteknik, särskilt inom kemiteknik, inom optik och instrumentering samt vid tillverkning av nät för massa- och pappersindustrin.

Brons. Tidigare kallades bronser legeringar av koppar (80-94%) och tenn (20-6%). För närvarande produceras tennfria bronser, uppkallade efter huvudkomponenten efter koppar.

Brons av aluminium innehåller 5-11% aluminium, har höga mekaniska egenskaper kombinerat med korrosionsbeständighet.

Bly brons, som innehåller 25-33% bly, används huvudsakligen för tillverkning av lager som arbetar under höga tryck och höga glidhastigheter.

silikon brons som innehåller 4-5 % kisel används som billiga ersättningar för tennbrons.

Beryllium brons, innehållande 1,8-2,3% beryllium, kännetecknas av hårdhet efter härdning och hög elasticitet. De används för tillverkning av fjädrar och fjäderprodukter.

Kadmiumbrons- kopparlegeringar med en liten mängd kadmium (upp till 1%) - används för tillverkning av beslag för vatten- och gasledningar och inom maskinteknik.

Löd- Icke-järnmetallegeringar som används vid lödning för att erhålla en monolitisk lödsöm. Bland hårdlod är en koppar-silverlegering känd (44,5-45,5% Ag; 29-31% Cu; resten är zink).

KOPPARAPPLIKATIONER

Koppar, dess föreningar och legeringar används ofta i olika industrier.

Inom elektroteknik används koppar i sin rena form: vid tillverkning av kabelprodukter, bar- och kontakttrådsdäck, kraftgeneratorer, telefon- och telegrafutrustning och radioutrustning. Värmeväxlare, vakuumapparater, rörledningar är gjorda av koppar. Mer än 30 % av kopparn går till legeringar.

Legeringar av koppar med andra metaller används inom maskinteknik, inom bil- och traktorindustrin (radiatorer, lager) och för tillverkning av kemisk utrustning.

Metallens höga viskositet och duktilitet gör det möjligt att använda koppar för tillverkning av olika produkter med ett mycket komplext mönster. Röd koppartråd i glödgat tillstånd blir så mjuk och duktil att alla typer av sladdar lätt kan vridas från den och de mest komplexa delarna av prydnaden kan böjas. Dessutom löds koppartråd lätt med skannat silverlod, den är väl försilvrad och förgylld. Dessa egenskaper hos koppar gör det till ett oumbärligt material vid tillverkning av filigranprodukter.

Koefficienten för linjär och volymetrisk expansion av koppar under uppvärmning är ungefär densamma som för heta emaljer, och därför, vid kylning, fäster emaljen väl vid kopparprodukten, spricker inte, studsar inte tillbaka. På grund av detta föredrar mästare för produktion av emaljprodukter koppar framför alla andra metaller.

Liksom vissa andra metaller är koppar en av de vitala spårelement. Hon är involverad i processen. fotosyntes och assimilering av kväve av växter, främjar syntesen av socker, proteiner, stärkelse, vitaminer. Oftast appliceras koppar på jorden i form av pentahydratsulfat - kopparsulfat CuSO 4. 5H 2 O. I stora mängder är den giftig, som många andra kopparföreningar, speciellt för lägre organismer. I små doser är koppar nödvändigt för allt levande.

Koppar är en seg metall av en gyllene-rosa färg, som i sin rena form finns i naturen oftare än guld- eller silverklumpar. Men mestadels bryts koppar från kopparmalm - naturliga mineralformationer. Mest koppar finns i sulfidmalmer. I oxidationszoner finns koppar i de flesta silikater, karbonater och oxider. Koppar finns också i sedimentära bergarter: skiffer och kopparsandstenar.

Modern vetenskap känner till mer än 200 mineraler som innehåller koppar. Inom industrin används oftast metall extraherad från sulfater, inklusive:

Kalkosin (79 % koppar);
Bornit (upp till 65%);
Kopparkis eller kopparkis (cirka 35%).

Koppar finns också i koppar-nickelföreningar. Den mest kända av dem är kubanit (upp till 45% koppar). Av de oxiderade malmerna är det värt att notera cuprit (88%), malakit (upp till 58%), azurit (upp till 56%). Ibland finns det avlagringar av inhemsk koppar.

Egenskaper och typer av koppar

Koppar är en av de första metallerna som används av människan. Den kemiska symbolen är Cu (cuprum). Denna metall har hög värmeledningsförmåga, korrosionsbeständighet och elektrisk ledningsförmåga. Koppar smälter vid låga temperaturer, lämpar sig perfekt för lödning, metallen är lätt att skära och bearbeta.

Vissa kopparföreningar kan vara giftiga för människor. Förhöjda nivåer av koppar i vatten och mat kan orsaka sjukdomar i levern och gallblåsan. Stenbrott kvar efter kopparbrytning blir källor till gifter. Till exempel anses Lake Berkeley Pit, bildad i kratern i en före detta koppargruva, vara den giftigaste sjön i världen. Men de bakteriedödande egenskaperna hos koppar är oproportionerligt högre. Det har bevisats att koppar hjälper till att bekämpa influensavirus, förstör stafylokocker.

Ren koppar används sällan inom industrin. Legeringar hittade mer användning:

Mässing (en legering av koppar och zink);
Brons (med tenn);
Babbits (med bly);
Melchior (med nickel);
Dural (med aluminium);
Smyckeslegering (med guld).

Fyndigheter och brytning av koppar

Mest stor deposition koppar i världen ligger i Chile - detta är Esconida stenbrott. Enorma fyndigheter av inhemsk koppar har upptäckts här.

Andra större inlåning:

Gruvor på Kivinohalvön (USA, Michigan);
Mina "Chukikamata" i Chile (upp till 600 tusen ton per år);
Mina "Korokoro" Bolivia;
Gumishevsky-gruvan (Mellan Ural, Ryssland) - nu utmattad;
Valley of the Levikha River (Mellan Ural, Ryssland);
Massiv gabbro (Italien).

Enligt US Geological Survey tillhör de största kopparfyndigheterna Chile. Därefter följer USA, Ryssland, Peru och Mexiko.

Kopparbrytningsmetoder:

Öppet;
Hydrometallurgisk - när koppar urlakas från berget med en svag lösning av svavelsyra;
Pyrometallurgisk - består av flera steg (berikning, rostning, smältning till matt, blåsning och raffinering).

Noggrann inställning till kopparmalm

Kopparmalmer är icke-förnybara resurser, och därför kräver deras utveckling noggrann behandling, både i gruvmetoder och vid industriell bearbetning.

Allt fler industrier kräver konstanta volymer av resurser, vilket leder till att de gradvis töms. För att göra detta är det nödvändigt att noggrant kontrollera utvinningen av kopparmalm, tillsammans med andra icke-förnybara resurser, såsom olja, naturgas, mer noggrant och rationellt används, både i industriell och inhemsk konsumtion.

Användningen av koppar

Koppar är en av de viktigaste icke-järnmetallerna, som har funnits i nästan alla sfärer av mänskligt liv.

Elektrisk industri (tråd, tråd);
Maskinteknik (startmotor, elfönster, radiatorer, kylare, lager);
Skeppsbyggnad (skrovbeklädnad);
Konstruktion (rör, rörledningar, tak- och beklädnadsmaterial, badkar, kranar, handfat);
Inom konst (smycken, statyer, mynt);
I vardagen (luftkonditioneringsapparater, mikrovågsugnar, mynt, livsmedelstillsatser, musikinstrument).

Intressant nog är Frihetsgudinnan gjord av koppar. Det krävdes cirka 80 ton metall för sin konstruktion. Och i Nepal anses koppar vara en helig metall.

De flesta industrier använder en metall som koppar. På grund av dess höga elektriska ledningsförmåga kan inget område inom elektroteknik klara sig utan detta material. Från den bildas ledare med utmärkta operativa egenskaper. Utöver dessa egenskaper har koppar duktilitet och eldfasthet, korrosionsbeständighet och aggressiva miljöer. Och idag kommer vi att överväga metallen från alla sidor: vi kommer att ange priset för 1 kg kopparskrot, vi kommer att berätta om dess användning och produktion.

Koncept och funktioner

Koppar är ett kemiskt element som tillhör den första gruppen av Mendeleevs periodiska system. Denna formbara metall har en gyllene-rosa färg och är en av tre metaller med en uttalad färg. Sedan urminnes tider har det använts aktivt av människan inom många industriområden.

Huvuddragen hos metallen är dess höga elektriska och termiska ledningsförmåga. Jämfört med andra metaller är ledningen av elektrisk ström genom koppar 1,7 gånger högre än för aluminium och nästan 6 gånger högre än för järn.

Koppar har ett nummer särdrag före andra metaller:

Plast. Koppar är en mjuk och seg metall. Om vi tar hänsyn till koppartråden böjer den sig lätt, tar vilken position som helst och deformeras inte. Metallen i sig är tillräckligt för att trycka lite för att kontrollera denna funktion.
Korrosionsbeständighet. Detta ljuskänsliga material är mycket motståndskraftigt mot korrosion. Om kopparn långsiktigt lämnas i en fuktig miljö kommer en grön film att börja synas på dess yta, vilket skyddar metallen från negativ påverkan fukt.
Svar på stigande temperatur. Koppar kan särskiljas från andra metaller genom att värma den. I processen kommer kopparn att börja förlora sin färg och sedan bli mörkare. Som ett resultat, när metallen värms upp, kommer den att nå en svart färg.

Dessa egenskaper gör det möjligt att särskilja givet material från och andra metaller.

Videon nedan kommer att berätta om fördelaktiga egenskaper koppar:

Fördelar och nackdelar

Fördelarna med denna metall är:

Hög värmeledningsförmåga;
Korrosionsbeständighet;
Tillräckligt hög hållfasthet;
Hög plasticitet, som hålls upp till en temperatur på -269 grader;
God elektrisk ledningsförmåga;
Möjlighet att legera med olika tilläggskomponenter.

Läs om egenskaperna, fysikaliska och kemiska egenskaper hos ämnet-metall av koppar och dess legeringar nedan.

Egenskaper och egenskaper

Koppar, som en lågaktiv metall, interagerar inte med vatten, salter, alkalier och även med svag svavelsyra, men samtidigt är den föremål för upplösning i koncentrerad svavelsyra och salpetersyra.

Fysiska egenskaper hos metall:

Smältpunkten för koppar är 1084°C;
Koppars kokpunkt är 2560°C;
Densitet 8890 kg/m³;
Elektrisk ledningsförmåga 58 MΩ/m;
Värmeledningsförmåga 390 m*K.

Mekaniska egenskaper:

Draghållfastheten i deformerat tillstånd är 350-450 MPa, i glödgat tillstånd - 220-250 MPa;
Den relativa avsmalningen i det deformerade tillståndet är 40-60%, i det glödgade tillståndet - 70-80%;
Den relativa förlängningen i det deformerade tillståndet är 5-6 δ ψ%, i det glödgade tillståndet - 45-50 δ ψ%;
Hårdheten i deformerat tillstånd är 90-110 HB, i glödgat tillstånd - 35-55 HB.

Vid temperaturer under 0°C har detta material högre hållfasthet och duktilitet än vid +20°C.

Struktur och sammansättning

Koppar, som har hög elektrisk ledningsförmåga, har det lägsta innehållet av föroreningar. Deras andel i sammansättningen kan vara lika med 0,1%. För att öka styrkan hos koppar läggs olika föroreningar till den: antimon och så vidare. Beroende på dess sammansättning och graden av innehåll av ren koppar urskiljs flera av dess kvaliteter.

Den strukturella typen av koppar kan också innefatta kristaller av silver, kalcium, aluminium, guld och andra komponenter. Alla kännetecknas av jämförande mjukhet och plasticitet. En kopparpartikel i sig har en kubisk form, vars atomer är belägna på toppen av F-cellen. Varje cell består av 4 atomer.

För information om var man kan köpa koppar, se den här videon:

Materialproduktion

I naturliga förhållanden denna metall finns i inhemska koppar- och sulfidmalmer. Utbredd i produktionen av koppar mottagna malmer som kallas "kopparglans" och "kopparkis", som innehåller upp till 2% av den nödvändiga komponenten.

Det mesta (upp till 90%) av den primära metallen beror på den pyrometallurgiska metoden, som inkluderar många steg: anrikningsprocess, rostning, smältning, bearbetning i en omvandlare och raffinering. Resten erhålls genom den hydrometallurgiska metoden, som består i dess urlakning av utspädd svavelsyra.

Användningsområden

inom följande områden:

Elektrisk industri, som först och främst består i tillverkning av elektriska ledningar. För dessa ändamål måste koppar vara så ren som möjligt, utan föroreningar.
Tillverkar filigranprodukter. Koppartråd i glödgat tillstånd kännetecknas av hög duktilitet och styrka. Det är därför det används aktivt i produktionen av olika sladdar, ornament och andra mönster.
Omsmältning av katodkoppar till tråd. En mängd olika kopparprodukter smälts ner till göt, som är idealiska för vidare valsning.

Koppar används aktivt i de flesta olika områden industri. Det kan vara en del av inte bara tråd, utan också vapen och till och med smycken. Dess egenskaper och breda användningsområde påverkade dess popularitet positivt.

Videon nedan visar hur koppar kan ändra dess egenskaper:

De gamla grekerna kallade detta grundämne chalkos, på latin kallas det cuprum (Cu) eller aes, och medeltida alkemister kallade detta kemiska grundämne för ingen mindre än Mars eller Venus. Mänskligheten har länge varit bekant med koppar på grund av det faktum att den under naturliga förhållanden kunde hittas i form av nuggets, ofta av mycket imponerande storlek.

Den lätta reducerbarheten av karbonater och oxider av detta element bidrog till det faktum att, enligt många forskare, lärde våra gamla förfäder att återställa det från malm före alla andra metaller.

Först värmdes kopparstenar helt enkelt över öppen eld och kyldes sedan kraftigt. Detta ledde till deras sprickbildning, vilket gjorde det möjligt att utföra restaureringen av metallen.

Efter att ha bemästrat en så enkel teknik började en person gradvis utveckla den. Folk lärde sig att blåsa in luft i bränder med hjälp av bälg och rör, sedan tänkte man sätta upp väggar runt elden. Till slut byggdes också den första schaktugnen.

Många arkeologiska utgrävningar har gjort det möjligt att fastställa ett unikt faktum - de enklaste kopparprodukterna fanns redan på 1000-talet f.Kr.! Och koppar började brytas och användas mer aktivt efter 8-10 tusen år. Det är sedan dess som mänskligheten har använt detta kemiska element, unikt i många avseenden (densitet, specifik vikt, magnetiska egenskaper och så vidare), för sina behov.

Idag är kopparklumpar extremt sällsynta. Koppar bryts från olika, bland vilka följande kan särskiljas:

bornit (den innehåller upp till 65% cuprum);
kopparglans (aka kalkosin) med en kopparhalt på upp till 80%;
kopparkis (med andra ord, chalcoperit), som innehåller cirka 30% av det kemiska elementet som är intressant för oss;
covelline (den innehåller upp till 64 % Cu).

Cuprum bryts också från malakit, cuprit, andra oxidmalmer och nästan 20 mineraler som innehåller det i olika mängder.

2

I en enkel form är det beskrivna elementet en rosaröd metall, kännetecknad av hög plasticitet. Naturlig koppar innehåller två nuklider med en stabil struktur.

Radien för en positivt laddad kopparjon har följande värden:

med ett koordinationsindex på 6 - upp till 0,091 nm;
med en indikator på 2 - upp till 0,060 nm.

En neutral atom i ett grundämne kännetecknas av en radie på 0,128 nm och en elektronaffinitet på 1,8 eV. Med sekventiell jonisering har atomen värden från 7,726 till 82,7 eV.

Cuprum är en övergångsmetall, så den har varierande oxidationstillstånd och låg elektronegativitet (1,9 Pauling-enheter). (koefficient) är 394 W / (m * K) vid ett temperaturområde från 20 till 100 ° C. Den elektriska ledningsförmågan för koppar (specifikt index) är maximalt 58, minst 55,5 MS/m. Endast silver kännetecknas av ett högre värde, den elektriska ledningsförmågan för andra metaller, inklusive aluminium, är lägre.

Koppar kan inte tränga undan väte från syror och vatten, eftersom det är till höger om väte i standardpotentialserien. Den beskrivna metallen kännetecknas av ett ansiktscentrerat kubiskt gitter med ett värde av 0,36150 nm. Koppar kokar vid en temperatur av 2657 grader, smälter vid en temperatur på drygt 1083 grader och dess densitet är 8,92 gram / kubikcentimeter (för jämförelse är densiteten för aluminium 2,7).

Andra mekaniska egenskaper hos koppar och viktiga fysiska indikatorer:

tryck vid 1628°C - 1 mm Hg. Konst.;
termiskt värde av expansion (linjär) - 0,00000017 enheter;
vid spänning uppnås en draghållfasthet på 22 kgf / mm2;
kopparhårdhet - 35 kgf / mm2 (Brinell-skala);
specifik vikt - 8,94 g / cm3;
elasticitetsmodul - 132000 MN/m2;
töjning (relativ) - 60%.

De magnetiska egenskaperna hos koppar är något unika. Elementet är helt diamagnetiskt, dess magnetiska atomära känslighetsindex är endast 0,00000527 enheter. De magnetiska egenskaperna hos koppar (men som alla dess fysiska parametrar - vikt, densitet etc.) bestämmer efterfrågan på elementet för tillverkning av elektriska produkter. Aluminium har ungefär samma egenskaper, därför utgör de med den beskrivna metallen ett "söt par" som används för produktion av ledande delar, ledningar, kablar.

Det är nästan omöjligt att ändra många mekaniska egenskaper hos koppar (samma magnetiska egenskaper till exempel), men draghållfastheten hos elementet i fråga kan förbättras genom härdning. I det här fallet den kommer ungefär att fördubblas (upp till 420–450 MN/m2).

3

Cuprum i Mendeleev-systemet ingår i gruppen av ädelmetaller (IB), det är i den fjärde perioden, har serienummer 29 och har en tendens till komplexbildning. De kemiska egenskaperna hos koppar är inte mindre viktiga än dess magnetiska, mekaniska och fysikaliska egenskaper, oavsett om det är dess vikt, densitet eller annat värde. Därför kommer vi att prata om dem i detalj.

Den kemiska aktiviteten av koppar är låg. Koppar i torr atmosfär förändras något (man kan till och med säga att den nästan inte förändras). Men med en ökning av luftfuktigheten och närvaron av miljö koldioxid bildas vanligtvis en grönaktig film på dess yta. Den innehåller CuCO3 och Cu(OH)2, samt olika kopparsulfidföreningar. De senare bildas på grund av att det nästan alltid finns en viss mängd svavelväte och svaveldioxid i luften. Denna grönaktiga film kallas patina. Det skyddar metallen från förstörelse.

Om koppar värms upp i luft, kommer processerna för oxidation av dess yta att börja. Vid temperaturer från 375 till 1100 grader som ett resultat av oxidation bildas en tvåskiktsskala och vid temperaturer upp till 375 grader - kopparoxid. Vid vanliga temperaturer observeras emellertid vanligtvis en kombination av Cu med vått klor (resultatet av en sådan reaktion är utseendet av klorid).

Med andra element i halogengruppen interagerar koppar också ganska lätt. I svavelånga antänds den, den har också en hög grad av affinitet för selen. Men Cu förenas inte med kol, kväve och väte ens vid förhöjda temperaturer. Vid kontakt av kopparoxid med utspädd svavelsyra erhålls sulfat och ren koppar, med jodväte och bromvätesyra, kopparjodid respektive kopparbromid.

Om oxiden kombineras med en eller annan alkali, kommer resultatet av en kemisk reaktion att bli utseendet av kuprat. Men de mest kända reduktionsmedlen (kolmonoxid, ammoniak, metan och andra) kan återställa koppar till ett fritt tillstånd.

Av praktiskt intresse är denna metalls förmåga att reagera med järnsalter (i form av en lösning). I detta fall är reduktionen av järn och övergången av Cu till lösning fixerade. Denna reaktion används för att ta bort ett sprutat lager av koppar från dekorativa föremål.

I mono- och tvåvärda former kan koppar skapa komplexa föreningar med hög ränta hållbarhet. Sådana föreningar inkluderar ammoniakblandningar (de är av intresse för industriföretag) och dubbelsalter.

4

Huvudomfattningen av aluminium och koppar är kanske känd för alla. De gör en mängd olika kablar, inklusive strömkablar. Detta underlättas av det låga motståndet hos aluminium och koppar, deras speciella magnetiska kapacitet. I lindningarna av elektriska enheter och i transformatorer (kraft) används koppartrådar i stor utsträckning, som kännetecknas av en unik renhet av koppar, som är råvaran för deras produktion. Om bara 0,02 procent av aluminium tillsätts till en sådan ren råvara kommer produktens elektriska ledningsförmåga att minska med 8–10 procent.

Cu, med hög densitet och styrka, samt låg vikt, kan lätt bearbetas. Detta gör att du kan producera utmärkt kopparrör, som visar deras höga prestanda i gas-, värme-, vattenförsörjningssystem. I många europeiska stater det är kopparrör som används i de allra flesta fall för att arrangera interna tekniska nätverk av bostads- och administrativa byggnader.

Vi har sagt mycket om den elektriska ledningsförmågan hos aluminium och koppar. Låt oss inte glömma den senares utmärkta värmeledningsförmåga. Denna egenskap gör det möjligt att använda koppar i följande design:

i värmerör;
i kylare för persondatorer;
i värmesystem och luftkylningssystem;
i värmeväxlare och många andra apparater som tar bort värme.

Densiteten och låga vikten hos kopparmaterial och -legeringar har lett till att de används i stor utsträckning inom arkitekturen.

5

Det är tydligt att kopparns densitet, dess vikt och alla typer av kemiska och magnetiska indikatorer i stort sett är av lite intresse vanlig person. Men kopparns helande egenskaper vill veta många.

Forntida indianer använde koppar för att behandla synorganen och olika hudsjukdomar. De gamla grekerna läkte sår, svår svullnad, blåmärken och blåmärken, såväl som allvarligare sjukdomar (inflammation i tonsillerna, medfödd och förvärvad dövhet) med kopparplattor. Och i öst användes rött kopparpulver löst i vatten för att återställa brutna ben och armar.

Koppars helande egenskaper var välkända för ryssarna. Våra förfäder använde denna unika metall för att bota kolera, epilepsi, polyartrit och radikulit. För närvarande används vanligtvis kopparplattor för behandling, som appliceras på speciella punkter på människokroppen. Koppars helande egenskaper med sådan terapi manifesteras i följande:

den skyddande potentialen hos människokroppen ökar;
infektionssjukdomar är inte hemska för dem som behandlas med koppar;
det finns en minskning av smärta och avlägsnande av inflammation.

Koppar (Cu) tillhör d-elementen och är belägen i IB-gruppen i det periodiska systemet för D.I. Mendeleev. Elektronisk konfiguration kopparatom i grundtillståndet skrivs som 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 istället för den förväntade formeln 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Med andra ord, i fallet med en kopparatom, observeras det så kallade "elektronhoppet" från 4s undernivå till 3d undernivå. För koppar är förutom noll även oxidationstillstånd +1 och +2 möjliga. Oxidationstillståndet +1 är benäget att disproportionera och är stabilt endast i olösliga föreningar såsom CuI, CuCl, Cu2O, etc., såväl som i komplexa föreningar, till exempel Cl och OH. Kopparföreningar i +1 oxidationstillstånd har ingen specifik färg. Så koppar(I)oxid kan, beroende på storleken på kristallerna, vara mörkröd (stora kristaller) och gul (små kristaller), CuCl och CuI är vita och Cu2S är svartblå. Mer kemiskt stabil är oxidationstillståndet för koppar, lika med +2. Salter som innehåller koppar i ett givet oxidationstillstånd är blå och blågröna till färgen.

Koppar är en mycket mjuk, formbar och formbar metall med hög elektrisk och termisk ledningsförmåga. Färgen på metallisk koppar är röd-rosa. Koppar finns i aktivitetsserien av metaller till höger om väte, d.v.s. avser lågaktiva metaller.

med syre

Under normala förhållanden interagerar koppar inte med syre. Värme krävs för att reaktionen mellan dem ska fortsätta. Beroende på överskott eller brist på syre och temperaturförhållanden kan det bilda koppar(II)oxid och koppar(I)oxid:

med svavel

Reaktionen av svavel med koppar, beroende på villkoren för att utföra, kan leda till bildning av både koppar (I) sulfid och koppar (II) sulfid. När en blandning av pulvriserad Cu och S upphettas till en temperatur av 300-400 ° C, bildas koppar(I)sulfid:

Med brist på svavel och reaktionen utförs vid en temperatur på mer än 400 ° C bildas koppar(II)sulfid. Ett enklare sätt att erhålla koppar(II)sulfid från enkla ämnen är dock samspelet mellan koppar och svavel löst i koldisulfid:

Denna reaktion fortskrider vid rumstemperatur.

med halogener

Koppar reagerar med fluor, klor och brom för att bilda halogenider med allmän formel CuHal 2, där Hal är F, Cl eller Br:

Cu + Br2 = CuBr2

När det gäller jod, det svagaste oxidationsmedlet bland halogener, bildas koppar (I) jodid:

Koppar interagerar inte med väte, kväve, kol och kisel.

med icke-oxiderande syror

Nästan alla syror är icke-oxiderande syror, förutom koncentrerad svavelsyra och salpetersyra oavsett koncentration. Eftersom icke-oxiderande syror kan oxidera endast metaller som finns i aktivitetsserien upp till väte; detta betyder att koppar inte reagerar med sådana syror.

med oxiderande syror

- koncentrerad svavelsyra

Koppar reagerar med koncentrerad svavelsyra både vid upphettning och rumstemperatur. Vid upphettning fortskrider reaktionen i enlighet med ekvationen:

Eftersom koppar inte är ett starkt reduktionsmedel, reduceras svavel i denna reaktion endast till +4 oxidationstillstånd (i SO 2).

- med utspädd salpetersyra

Reaktionen av koppar med utspädd HNO 3 leder till bildning av koppar (II) nitrat och kvävemonoxid:

3Cu + 8HNO3 (diff.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

- med koncentrerad salpetersyra

Koncentrerad HNO 3 reagerar lätt med koppar under normala förhållanden. Skillnaden mellan reaktionen av koppar med koncentrerad salpetersyra och interaktionen med utspädd salpetersyra ligger i produkten av kvävereduktion. I fallet med koncentrerad HNO 3 reduceras kvävet i mindre utsträckning: istället för kväveoxid (II) bildas kväveoxid (IV), vilket är förknippat med större konkurrens mellan salpetersyramolekyler i koncentrerad syra om elektronerna i reduktionsmedel (Cu):

Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

med icke-metalloxider

Koppar reagerar med vissa icke-metalloxider. Till exempel, med oxider som NO 2, NO, N 2 O, oxideras koppar till koppar(II)oxid, och kväve reduceras till oxidationstillstånd 0, dvs. en enkel substans N 2 bildas:

När det gäller svaveldioxid bildas istället för ett enkelt ämne (svavel) koppar(I)sulfid. Detta beror på det faktum att koppar med svavel, till skillnad från kväve, reagerar:

med metalloxider

Vid sintring av metallisk koppar med kopparoxid (II) vid en temperatur av 1000-2000 ° C, kan kopparoxid (I) erhållas:

Metallisk koppar kan också reducera järn(III)oxid vid kalcinering till järn(II)oxid:

med metallsalter

Koppar förskjuter mindre aktiva metaller (till höger om den i aktivitetsserien) från lösningar av deras salter:

Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag ↓

En intressant reaktion äger också rum, där koppar löses i ett salt av en mer aktiv metall - järn i +3-oxidationstillståndet. Det finns dock inga motsägelser, eftersom koppar förskjuter inte järn från sitt salt, utan återställer det bara från +3 oxidationstillstånd till +2 oxidationstillstånd:

Fe 2 (SO 4) 3 + Cu \u003d CuSO 4 + 2FeSO 4

Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2

Den senare reaktionen används vid tillverkning av mikrokretsar vid etsningsstadiet av kopparskivor.

Korrosion av koppar

Koppar korroderar med tiden när den utsätts för fukt, koldioxid och atmosfäriskt syre:

2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 \u003d (CuOH) 2 CO 3

Som ett resultat av denna reaktion täcks kopparprodukter med en lös blågrön beläggning av koppar(II)hydroxokarbonat.

Kemiska egenskaper hos zink

Zink Zn är i IIB-gruppen av den IV:e perioden. Elektronisk konfiguration av valensorbitaler för atomer av ett kemiskt element i grundtillståndet 3d 10 4s 2 . För zink är endast ett enda oxidationstillstånd möjligt, lika med +2. Zinkoxid ZnO och zinkhydroxid Zn(OH) 2 har uttalat amfotära egenskaper.

Zink mattas när den förvaras i luft och täcks med ett tunt lager av ZnO-oxid. Oxidation sker särskilt lätt vid hög luftfuktighet och i närvaro av koldioxid på grund av reaktionen:

2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3

Zinkånga brinner i luft, och en tunn remsa av zink, efter att ha glödt i en brännarlåga, brinner i den med en grönaktig låga:

Vid uppvärmning interagerar metallisk zink också med halogener, svavel, fosfor:

Zink reagerar inte direkt med väte, kväve, kol, kisel och bor.

Zink reagerar med icke-oxiderande syror för att frigöra väte:

Zn + H2SO4 (20%) → ZnSO4 + H2

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

Industriell zink är särskilt lättlöslig i syror, eftersom den innehåller föroreningar av andra mindre aktiva metaller, i synnerhet kadmium och koppar. Högren zink är resistent mot syror av vissa skäl. För att påskynda reaktionen bringas ett prov av högrent zink i kontakt med koppar, eller så tillsätts en liten mängd kopparsalt till den sura lösningen.

Vid en temperatur på 800-900 o C (röd värme) interagerar metallisk zink, som är i smält tillstånd, med överhettad vattenånga och frigör väte från den:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

Zink reagerar också med oxiderande syror: koncentrerad svavelsyra och salpetersyra.

Zink som en aktiv metall kan bilda svaveldioxid, elementärt svavel och även svavelväte med koncentrerad svavelsyra.

Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Sammansättningen av produkterna av salpetersyrareduktion bestäms av koncentrationen av lösningen:

Zn + 4HNO3 (konc.) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3Zn + 8HNO3 (40%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

4Zn + 10HNO3 (20%) = 4Zn (NO3)2 + N2O + 5H2O

5Zn + 12HNO3 (6%) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O

4Zn + 10HNO3 (0,5%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Processens riktning påverkas också av temperaturen, mängden syra, metallens renhet och reaktionstiden.

Zink reagerar med alkaliska lösningar för att bildas tetrahydroxozinkater och väte:

Zn + 2NaOH + 2H2O \u003d Na2 + H2

Zn + Ba (OH)2 + 2H2O \u003d Ba + H2

Med vattenfria alkalier bildas zink när den smälts samman zinkater och väte:

I en mycket alkalisk miljö är zink ett extremt starkt reduktionsmedel som kan reducera kväve i nitrater och nitriter till ammoniak:

4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O → 4Na2 + NH3

På grund av komplexbildning löses zink långsamt i en ammoniaklösning, vilket minskar väte:

Zn + 4NH 3 H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O

Zink återställer också mindre aktiva metaller (till höger om det i aktivitetsserien) från vattenlösningar av deras salter:

Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4

Kemiska egenskaper hos krom

Krom är ett grundämne i VIB-gruppen i det periodiska systemet. Den elektroniska konfigurationen av kromatomen skrivs som 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, d.v.s. i fallet med krom, såväl som i fallet med kopparatomen, observeras den så kallade "elektronglidningen"

De vanligaste uppvisade oxidationstillstånden för krom är +2, +3 och +6. De bör komma ihåg, och inom ramen för USE-programmet i kemi kan vi anta att krom inte har några andra oxidationstillstånd.

Under normala förhållanden är krom resistent mot korrosion både i luft och i vatten.

Interaktion med icke-metaller

med syre

Uppvärmd till en temperatur på mer än 600 o C brinner pulverformigt metalliskt krom i rent syre för att bilda krom(III)oxid:

4Cr + 3O2 = o t=> 2Cr2O3

med halogener

Krom reagerar med klor och fluor vid lägre temperaturer än med syre (250 respektive 300 o C):

2Cr + 3F2 = o t=> 2CrF 3

2Cr + 3Cl2 = o t=> 2CrCl3

Krom reagerar med brom vid rödvärmetemperatur (850-900 o C):

2Cr + 3Br2 = o t=> 2CrBr 3

med kväve

Metalliskt krom interagerar med kväve vid temperaturer över 1000 o C:

2Cr + N2 = ot=> 2CrN

med svavel

Med svavel kan krom bilda både krom (II) sulfid och krom (III) sulfid, beroende på proportionerna av svavel och krom:

Cr+S= o t=> CRS

2Cr+3S= o t=> Cr2S3

Krom reagerar inte med väte.

Interaktion med komplexa ämnen

Interaktion med vatten

Krom tillhör metallerna med medelhög aktivitet (finns i aktivitetsserien av metaller mellan aluminium och väte). Detta innebär att reaktionen fortskrider mellan glödhett krom och överhettad vattenånga:

2Cr + 3H2O = o t=> Cr2O3 + 3H2

Interaktion med syror

Krom passiveras under normala förhållanden med koncentrerad svavelsyra och salpetersyra löser sig dock i dem under kokning, samtidigt som de oxideras till ett oxidationstillstånd av +3:

Cr + 6HNO3 (konc.) = t o=> Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

2Cr + 6H2S04 (konc) = t o=> Cr2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

När det gäller utspädd salpetersyra är huvudprodukten av kvävereduktion ett enkelt ämne N 2:

10Cr + 36HNO 3 (razb) \u003d 10Cr (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O

Krom finns i aktivitetsserien till vänster om väte, vilket innebär att det kan frigöra H 2 från lösningar av icke-oxiderande syror. Under loppet av sådana reaktioner, i frånvaro av tillgång till atmosfäriskt syre, bildas krom (II) salter:

Cr + 2HCl \u003d CrCl2 + H 2

Cr + H 2 SO 4 (razb.) \u003d CrSO 4 + H 2

När reaktionen utförs i det fria oxideras tvåvärt krom omedelbart av syre som finns i luften till ett oxidationstillstånd av +3. I det här fallet, till exempel, kommer ekvationen med saltsyra att ha formen:

4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O

När krommetall smälts samman med starka oxidationsmedel i närvaro av alkalier, oxideras krom till ett oxidationstillstånd av +6, vilket bildar kromater:

Järns kemiska egenskaper

Järn Fe, ett kemiskt grundämne i grupp VIIIB och med serienummer 26 i det periodiska systemet. Fördelningen av elektroner i en järnatom är som följer 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, det vill säga järn tillhör d-element, eftersom d-subnivån är fylld i sitt fall. Det är mest karakteristiskt för två oxidationstillstånd +2 och +3. FeO-oxid och Fe(OH)2-hydroxid domineras av basiska egenskaper, Fe2O3-oxid och Fe(OH)3-hydroxid är markant amfotera. Så oxiden och hydroxiden av järn (III) löser sig i viss utsträckning när de kokas i koncentrerade lösningar av alkalier, och reagerar också med vattenfria alkalier under fusion. Det bör noteras att oxidationstillståndet för järn +2 är mycket instabilt och lätt övergår i oxidationstillståndet +3. Järnföreningar är också kända i ett sällsynt oxidationstillstånd av +6 - ferrater, salter av den icke-existerande "järnsyran" H 2 FeO 4. Dessa föreningar är relativt stabila endast i fast tillstånd eller i starkt alkaliska lösningar. Med otillräcklig alkalinitet hos mediet oxiderar ferrater snabbt jämnt vatten och frigör syre från det.

Interaktion med enkla ämnen

Med syre

Vid förbränning i rent syre bildar järn den sk järn skala, som har formeln Fe 3 O 4 och som faktiskt representerar en blandad oxid, vars sammansättning villkorligt kan representeras av formeln FeO∙Fe 2 O 3 . Järns förbränningsreaktion har formen:

3Fe + 2O2 = t o=> Fe 3 O 4

Med svavel

Vid upphettning reagerar järn med svavel för att bilda järnsulfid:

Fe+S= t o=> FeS

Eller med ett överskott av svavel järndisulfid:

Fe + 2S = t o=> FeS2

Med halogener

Med alla halogener utom jod oxideras metalliskt järn till ett oxidationstillstånd av +3 och bildar järnhalogenider (lll):

2Fe + 3F2 = t o=> 2FeF 3 - järnfluorid (lll)

2Fe + 3Cl2 = t o=> 2FeCl 3 - järnklorid (lll)

Jod, som det svagaste oxidationsmedlet bland halogener, oxiderar endast järn till +2 oxidationstillstånd:

Fe + I2 = t o=> FeI 2 - järnjodid (ll)

Det bör noteras att järn(III)järnföreningar lätt oxiderar jodidjoner i en vattenlösning till fri jod I2 medan de återhämtar sig till +2-oxidationstillståndet. Exempel på liknande reaktioner från FIPI-banken:

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

2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H2O

Fe 2 O 3 + 6HI \u003d 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O

Med väte

Järn reagerar inte med väte (endast alkalimetaller och alkaliska jordartsmetaller reagerar med väte från metaller):

Interaktion med komplexa ämnen

Interaktion med syror

Med icke-oxiderande syror

Eftersom järn ligger i aktivitetsserien till vänster om väte, betyder det att det kan tränga undan väte från icke-oxiderande syror (nästan alla syror utom H 2 SO 4 (konc.) och HNO 3 av vilken koncentration som helst):

Fe + H 2 SO 4 (diff.) \u003d FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2

Det är nödvändigt att uppmärksamma ett sådant trick in ANVÄND uppdrag, som en fråga om ämnet till vilken grad av oxidation järn oxideras under inverkan av utspädd och koncentrerad saltsyra på det. Rätt svar är upp till +2 i båda fallen.

Fällan här ligger i den intuitiva förväntan om en djupare oxidation av järn (upp till s.o. +3) i fallet med dess interaktion med koncentrerad saltsyra.

Interaktion med oxiderande syror

Under normala förhållanden reagerar järn inte med koncentrerad svavelsyra och salpetersyror på grund av passivering. Men det reagerar med dem när de kokas:

2Fe + 6H2SO4 = o t=> Fe2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3 = o t=> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Observera att utspädd svavelsyra oxiderar järn till ett oxidationstillstånd av +2 och koncentreras till +3.

Korrosion (rostning) av järn

I fuktig luft rostar järn mycket snabbt:

4Fe + 6H 2 O + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3

Järn reagerar inte med vatten i frånvaro av syre varken under normala förhållanden eller vid kokning. Reaktionen med vatten fortskrider endast vid en temperatur över rödvärmetemperaturen (> 800 °C). de där..