2.2.4. Химические свойства переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа). Медь хром

Медь, цинк, хром, железо

Новые рефераты:

• Основные направления в развитии социологической теории ХХ века.
• Колебательные реакции.
• Предмет формальной логики.
• Роль и значение времени в управлении.
• Античная философия.
• Социальная поддержка многодетных семей (на примере Архангельской области).
• Рыночные структуры.
• Причины и типология кризисов в социально-экономических системах.
• Этапы реинжиниринга бизнес-процессов. Роль творчества в процессе реинжиниринга.
• Теоретические аспекты аудиторской проверки материалов.
• Теоретические основы аудита производственных запасов.

  Главная » Характеристика переходных элементов – меди, цинка, хрома, железа » Медь, цинк, хром, железо

  Медь, цинк, хром, железо

     

  МЕДЬ

  В четвертом периоде медь является предпоследним d-элементом, её валентные электроны 3d94s2, однако вследствие устойчивости d10-состояния валентные электроны меди имеют следующую конфигурацию: 3d104s1.	Содержание меди в земной коре составляет 5·10-3 мас. %. Образует более 250 минералов, наиболее распространенными являются: халькопирит CuFeS2, халькозин Cu2S, малахит CuCO3 · Cu(OH)2
  Медь проявляет степени окисления: +2(наиболее устойчивая), +1

   Свойства меди.

  В сухом воздухе медь практически не окисляется, с водой не взаимодействует и является довольно инертным металлом.

  Взаимодействие с неметаллами: медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием.	2Cu + O2 = 2CuO; Cu + S = CuS; Cu + Br2 = CuBr2
  Взаимодействие с кислотами: в 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: 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4h3O. Реагирует с концентрированными растворами серной и азотной кислот: Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2h3O. Cu + 2h3SO4 = CuSO4 + SO2 + 2h3O;
  Восстановительные свойства	Cu + AgNO3 =Cu(NO3)2 + Ag

  Способы получения меди.

  1) Гидрометаллургические методы получения меди основаны на селективном растворении медных минералов в разбавленных растворах серной кислоты или аммиака, из полученных растворов медь вытесняют металлическим железом: CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4. 2) Электролизом получают чистую медь: 2CuSO4 + 2h3O-(эл.ток)→2Cu + O2 + 2h3SO4.   Оксид и гидроксид меди (II).

  Оксид меди (II) CuO – кристаллы черного цвета. Основной оксид.
  Получение: 1) при прокаливании гидроксида меди (II) при 200°С: Cu(OH)2 = CuO + h3O 2) при окислении металлической меди на воздухе при 400–500°С: 2Cu + O2 = 2CuO.	Cвойства: 1)Реагирует с разбавленными кислотами: CuO + h3SO4 = CuSO4 + h3O. 2) Восстанавливается до меди: CuO + h3 –(t)→Cu + h3O; CuO + CO –(t)→Cu + CO2; CuO + Nh4–(t)→N2 + h3O.
  Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 – вещество голубого цвета. Нерастворимое основание.
  Получение: обменное взаимодействие солей меди (II) и щелочи: CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl;	Свойства: При нагревании выше 70°С разлагается на оксид меди (II) и воду: Cu(OH)2 –(t)→CuO + h3O Легко реагирует с кислотами с образованием солей: Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2h3O.

    

  ЦИНК

  Валентные электроны 3d104s2. Проявляет степень окисления +2.	Содержание цинка в земной коре 7·10-3 мас.%. Минерал: сфалерит (цинковая обманка) ZnS.
  Цинк – голубовато-белый металл, хрупкий при комнатной температуре.	Температура плавления 420°С, температура кипения 906°С, плотность 7,13 г/см3.

  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 + h3O(пар) –(t)→ZnO + h3
  Взаимодействие с кислотами	Zn + 2HCl = ZnCl2 + h3; Zn + h3SO4 (разб) = ZnSO4 + h3. Zn + 2h3SO4(конц) = ZnSO4 + SO2 + 2h3O; 4Zn+10HNO3(разб)=4Zn(NO3)2+Nh5NO3+3h3O. Zn + 4HNO3(конц) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2h3O
  Взаимодействие со щелочами: реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов, при сплавлении образует цинкаты:	Zn + 2NaOH + 2h3O = Na2[Zn(OH)4] + h3 Zn + 2KOH = K2ZnO2 + h3.
  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)→ 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)→ Zn + CO; ZnO + CO –(t)→ Zn + CO2; ZnO + h3 –(t)→Zn + h3O.
  С водой не взаимодействует. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей:	ZnO + 2HCl = ZnCl2 + h3O; ZnO + 2NaOH + h3O = Na2[Zn(OH)4].
  При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты:	ZnO + CoO –(t)→CoZnO2.
  При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом:	2ZnO + SiO2–(t)→ZnSiO3, ZnO + B2O3 –(t)→Zn(BO2)2.

  Получение: 1) при горении металлического цинка: 2Zn + O2 = 2ZnO; 2) при термическом разложении солей: ZnCO3 –(t)→ZnO + CO2.       Гидроксид цинка (II) Zn(OH)2 – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество. Амфотерный гидроксид.

  При температуре выше 125°С разлагается:	Zn(OH)2 = ZnO + h3O
  Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:	Zn(OH)2 + h3SO4 = ZnSO4 + 2h3O; 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 + h3; Cr + h3SO4 = CrSO4 + h3. В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III): 4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6h3O. 2Cr + 6h3SO4 = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6h3O; Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3h3O.
  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)→Fe + 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	h3CrO4 –кислота хромовая h3Cr2O7 – 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 + h3SO4 = CrSO4 + 2h3O. С разбавленными кислотами и щелочами не взаимодействует. Хороший восстановитель, легко окисляется кислородом воздуха: 4Cr(OH)2 + O2 + 2h3O = 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 + 2h3O

    Соединения 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)→2KCrO2 + h3O; Cr2O3 + Na2CO3 –(t)→2NaCrO2 + CO2.
  Оксид хрома (III) получается при термическом разложении дихромата аммония:	(Nh5)2Cr2O7 –(t)→Cr2O3 + N2 + 4h3O
  Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 – вещество серо-зелёного цвета.	Разлагается при температуре около 150°С: 2Cr(OH)3 –(t)→Cr2O3 + 3h3O
  Проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:	2Cr(OH)3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3h3O; 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 + h3O = Cr(OH)3 + NaCl; в избытке кислоты: NaCrO2 + 4HCl = CrCl3 + NaCl + 2h3O.   CrCl3 + 3KOH(нед)→ Cr(OH)3 + 3KCl CrCl3 + 6KOH(изб) → K3[Cr(OH)6] + 3KCl

    Соединения хрома (IV).

  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 + h3O = h3CrO4, 2CrO3 + h3O = h3Cr2O7. с основаниями образует соли - хроматы: CrO3 + BaO = BaCrO4, CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + h3O Очень сильный окислитель: 4CrO3 + 3C –(t)→2Cr2O3 + 3CO2;
  Образуется при разложении хромата натрия серной кислотой при 200°С:	Na2CrO4 + 2h3SO4(конц) =CrO3 + 2NaHSO4 + h3O
  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(Nh5)2S+h3O=2Cr(OH)3|+3S|+6Nh4|+2KOH в кислой - соли хрома (III): K2Cr2O7 + 3K2SO3 + 4h3SO4 = Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 4h3O; в щелочной – гидроксокомплекс: 2K2CrO4 + 3(Nh5)2S + 2KOH + 2h3O = 2K3[Cr(OH)6] + 3S| + 6Nh4.

     

  ЖЕЛЕЗО

  Железо – d-элемент. Валентные электроны хрома имеют следующую конфигурацию: 3d64s2.	Железо по распространенности в природе занимает четвертое место, уступая лишь кислороду, кремнию и алюминию. Минералы железа: магнетит (магнитный железняк) Fe3O4, красный железняк Fe2O3, пирит FeS2.
  Степени окисления: +2, +3, +6, (+8). Наиболее стабильная +3.	Железо имеет сероватый оттенок, обладает магнитными свойствами.

    Свойства железа.

  При нагревании на воздухе выше 200 °С железо взаимодействует с кислородом:	3Fe + 2O2 = Fe3O4.
  С неметаллами:	2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3,Fe+S =FeS.
  В воде в присутствии кислорода железо медленно окисляется кислородом воздуха (корродирует):	4Fe + 3O2 + 6h3O = 4Fe(OH)3.

  Лекция, реферат. Медь, цинк, хром, железо - понятие и виды. Классификация, сущность и особенности.

  Оглавление книги открыть закрыть

   

   

referatwork.ru

Медь хромом - Справочник химика 21

    С фтором практически не реагируют или реагируют весьма незначительно инертные газы, фториды тяжелых металлов, фторопласты, а также висмут, цинк, олово, свинец, золото и платина. Медь, хром, марганец, никель, алюминий, нержавеющая сталь при отсутствии воды практически стойки в контакте с фтором вследствие образования на их поверхности прочной защитной пленки соответствующего фторида. [c.128]     Катализаторами, ускоряющими окисление бензинов и дизельных топлив при хранении, могут быть металлические поверхности резервуаров и трубопроводов, а также оксиды и соли, покрывающие эти поверхности. Ускорение окисления вызывается, кроме того, оксидами и солями металлов, которые могут находиться в топливах в виде тонкодисперсной взвеси. Каталитическую активность в основном проявляют металлы переменной валентности— железо, медь, хром, марганец, кобальт [66]. [c.58]

    Никелевые катализаторы, применяемые при низкотемпературной (300 С) и высокотемпературной (820° С) конверсии, промотируют медью, хромом и марганцем [c.121]

    Кислотные продукты окисления образуют с металлами (железом, медью, хромом, никелем, свинцом, серебром, оловом, кадмием и алюминием) соли этих металлов. Во время эксплуатации масел эти соли способны катализировать процесс окисления углеводородов. Соли железа, меди и свинца, очевидно, являются наиболее вредными соединениями, но реакция масел и масляных фракций на присутствие в системе этих металлов различна. [c.87]

    В качестве металлорганических антидетонаторов испытаны соединения железа, меди, хрома, кобальта и др. Однако по разным причинам практического применения они не получили. [c.170]

    Все эти данные, полученные для гомогенных катализаторов, т. е. для условий, не осложненных явлениями диффузии, адсорбции и десорбции, характеризуют явление в более чистом виде, подтверждая, в частности, промежуточное образование л-комплексов. Характерно, что гидрирование бензола на меди, хроме, марганце, ванадии, титане отмечается впервые, оно не наблюдалось на гетерогенных катализаторах. [c.138]

    Наиболее распространенным способом защиты от атмосферной коррозии является применение соответствующих металлов и сплавов, достаточно устойчивых в промышленных эксплуатационных условиях. Повышение коррозионной устойчивости обычных марок углеродистых сталей достигается их легированием более благородными элементами или созданием на их поверхно сти пассивного состояния. Примером получения сплавов, более стойких в атмосферных условиях, чем обычные черные металлы, является легирование последних медью, хромом, никелем, алюминием и др. [c.182]

    Кинетические закономерности каталитического окисления дизельного топлива изучали по поглощению кислорода манометрическим методом при 100-140°С. В качестве катализаторов исследовали соли кобальта, меди, хрома и железа [83, 89]. [c.109]

    В 1924 Г., применившим в качестве катализатора ZnO. Затем оксид цинка стали активировать оксидом хрома (8 масс. ч. ZnO а 1 масс. ч. СггОз). Более активны, но требуют тонкой очистки реагентов оксидные медь-хромовые и цинк-медь-хромо-Бые катализаторы. [c.528]

    Драгоценные металлы извлекают из отработанных катализаторов для повторного использования, а большинство наиболее часто используемых в катализаторах металлов, среди которых и такие дорогостоящие, как никель, кобальт, медь, хром, повторно не используется. Этому препятствует главным образом присутствие в отработанном катализаторе органических остатков. Хотя удаление органических остатков удорожает процесс извлечения металлов, его необходимо проводить, так как в противном случае нарушается технология разделения металлов и загрязняются сточные воды. Вторичному использованию металлов катализаторов мешает также то обстоятельство, что многие [c.28]

    Гидрирование фталевых кислот и их эфиров. Гидрирование трех изомерных фталевых кислот в циклические спирты осуществляется с большим трудом. Ароматическое кольцо гидрируется значительно хуже, чем в бензоле или феноле. При прямом гидрировании фталевых кислот существенное развитие имеют побочные реакции. Так, при использовании металлических катализаторов на основе меди, хрома, никеля, кобальта и платины происходит не только насыщение кольца, но и декарбоксилирование. Полученный продукт содержит циклогексан и моно-карбоновую кислоту. [c.49]

    Легирование является эффективным средством повышения стойкости металлов к воздействию агрессивных сред как при обычных, так и при повышенных температурах. Уже отмечалось, что легирование железа хромом или алюминием способствует повышению стойкости к окислению (разд. 10.9), а введение небольшого количества легирующих добавок меди, хрома или никеля улучшают стойкость в атмосфере (см. разд. 8.4). [c.292]

    Реакцию окиси углерода с формальдегидом проводят при 150—200 " и 700 ат в присутствии серной кислоты или трехфтористого бора как катализатора [135]. Метиловый эфир гликолевой кислоты восстанавливают нри 200—225° над катализатором медь — хромит бария водородом под давлением 20-40 а/га [136]. [c.405]

    Поиски присадок для устранения детонации в двигателях внутреннего сгорания проводятся уже более 70 лет. Наиболее эффективные антидетонаторы найдены среди органических производных свинца, олова, таллия, висмута, селена, теллура, марганца, железа, кобальта, никеля, меди, хрома и других металлов. В частности, как антидетонаторы были изучены алкилы металлов, их карбонилы, внутрикомплексные соли, соединения сэндвичевого строения и т.д. [25, 26]. [c.231]

    Реакции глубокого окисления органических веществ катализируются переходными металлами и их окислами. Наиболее активны металлы платиновой группы и окислы железа, меди, хрома и других металлов. Отличительной особенностью процессов термокаталитической очистки яв ляется отсутствие системности в свойствах катализаторов и окисляемых веществ, поэтому можно рассматривать лишь некоторые их харак-те]шые тенденции. В частности, к наиболее трудно окисляемым органическим примесям относятся предельные углеводороды, при этом увеличение молекулярной массы этих веществ позволяет проводить процесс окисления при более низких температурах так, скорость окисления бутана на оксидных катализаторах в 10 раз выше, чем скорость окисления метана [11]. Значительно легче окисляются непредельные и ароматические углеводороды, например в присутствии двуокиси марганца пропилен при 300 °С окисляется в 10 раз, а пропан - почти в 10 раз медленнее, чем ацетилен [12]. При окислении кислородсодержащих органических веществ легче других соединений окисляются спирты, затем следуют альдегиды, кетоны, эфиры, кислоты [13-16]. [c.10]

    Работа 12. Концентрирование микроколичеств меди, хрома цинка методом экстракционной колоночной хроматографии. Работа 13. Разделение на бумаге смеси ионов марганца(П  [c.7]

    Работа 12. Концентрирование микроколичеств меди, хрома и цинка методом экстракционной колоночной хроматографии [c.334]

    Сточные воды гальванических цехов. Эти воды содержат в своем составе ядовитые вещества (цианиды, медь, хром и т. д.), концентрация которых редко бывает ниже 10 мг/л. Иногда, если перед промывкой изделий не дают с них стечь электролиту, она возраста ет до 1000 мг/л. Особенно вредны цианиды щелочных металлов, [c.215]

    В каждом образце промышленной воды определяют еще компоненты, которыми загрязняется вода в процессе ее образования. Например, железо, медь, хром, кобальт, никель, цинк, кадмий, ртуть, сульфаты, сульфиты, цианиды, фенолы, формальдегид, синтетические поверхностно-активные вещества (СПАВ) и др. [c.218]

    Современная техника моторостроения также нуждается в жаростойких материалах, устойчивых к газовой коррозии. На основе кобальта и хрома был выпущен целый ряд жаропрочных сплавов. Кобальт оказался полезным и в составе массивных магнитов. Известно и большое число кислотоупорных сплавов кобальта с медью, хромом и оловом. Кобальтовое покрытие или электролитический сплав кобальта и никеля очень устойчив, хорошо полируется и имеет красивый вид. Кобальт в настоящее время применяется и как катализатор. [c.400]

    Защитные покрытия. Слои, искусственно создаваемые на поверхности металлических изделий и сооружений для предохранения их от коррозии, называются защитными покрытиями. Если наряду с защитой от коррозии покрытие служит также для декоративных целей, его называют защитно-декоративным. Выбор вида покрытия зависит от условий, в которых используется металл. Материалами для металлических защитных покрытий могут быть как чистые металлы (цинк, кадмий, алюминий, никель, медь, хром, серебро и др.), так и их сплавы (бронза, латунь и др.). По характеру поведения металлических покрытий при коррозии их можно разделить на катодные и анодные. К катодным покрытиям относятся покрытия, потенциалы которых в данной среде имеют более положительное значение, чем потенциал основного металла. В качестве примеров катодных покрытий на стали можно привести Си, N1, Ag. При повреждении покрытия (или наличии пор) возникает коррозионный элемент, в котором основной материал в поре служит анодом и растворяется, а материал покрытия — катодом, на котором выделяется водород или поглощается кислород (рис. 74). Следовательно, катодные покрытия могут защищать металл от коррозии лишь при отсутствии пор и повреждений покрытия. Анодные покрытия имеют более отрицательный [c.218]

    Высоколегированные чугуны, содержащие 18...30% никеля, а также добавки меди, хрома и марганца, характеризуются высокой стойкостью в растворах щелочей и в разбавленных растворах некоторых неорганических кислот. [c.15]

    Технология получения глазурей с заданными свойствами с добавлением осадков сточных вод гальванических производств разработана в Германии [237]. Высокое содержание в гальваношламе меди, хрома, никеля и цинка обеспечивает интенсивную окраску даже при небольшом (0,5—1,0 %) его количестве в смеси. В сочетании со сланцевым порошком он позволяет получать глазури горчичного цвета или цвета жженого сахара. Добавление гальваношлама к глазурям для санитарной керамики не приводит к ухудшению поверхности глазури. [c.215]

    Хранить в стеклянных, алюминиевых или полиэтиленовых сосудах с отверстием для выхода газа, изолированно от горючих материалов и металлов, разлагающих перекись (железа, меди, хрома) [c.643]

    Новейшим типом катализаторов для восстановления являются смеси окислов неблагородных металлов, например окислы хрома и меди, хрома и цинка и др., которые действуют исключительно при больших давлениях и высоких температурах.  [c.530]

    Положительное влияние фреттинг-коррозии показывает диффузионное насыщение поверхности детали хромом, бромом и ванадием и комплексно бором и медью, хромом и углеродом [48 ]. Это объясняется высокой твердостью и износостойкостью диффузионных слоев. [c.91]

    Основную массу отходов производства резинотехнических изделий вывозят на свалки или сжигают. Это приводит к загрязнению атмосферы, подпочвенных вод, исключению из севооборота сотен гектаров земли. Отходы производства резинотехнических изделий перерабатывают с помощью различных методов деструкции нолнмеров термической, термокаталитической в присутствии соединений марганца, ванадия, меди, хрома, молибдена или вольфрама с применением химических агентов (кислот Льюиса, нитрозосоединений, окислительно-восстановительных систем и др.) биохимической, механохимической, фо-тоокислнтелыгай, ультразвуковой и др. [c.142]

    Кроме ванадия и никеля в остатках обнаружены натрий, кальций, магний, которые концентрируются во фракциях смол, железо (в асфальтенах), а также следы ишогих других металлов (медь, хром, титан, кобальт, молибден, свинец, олово, цинк, марганец и др.). [c.18]

    Из данных табл. 2 видно, что гидрированию дифенилолпропана с расщеплением молекулы способствуют никелевые катализаторы с добавками висмута или сульфида меди, хромит меди и малоактивные никелевые катализаторы. Никель Ренея, а также рутений на А12О3 (в 7-форме) обеспечивают полное гидрирование арб 1атиче-ских ядер без расщепления молекулы. [c.12]

    Антидетонационными свойствами обладают соединения свинца, олова, таллия, висмута, селена, теллура, марганца, железа, кобальта, никеля, меди, хрома и ряда других металлов. Как антидетонаторы были изучены алкилы металлов, карбонилы, вну-трикомплексные соли, соединения сэндвичевого строения [1, 2]. Эффективность соединений свинца и марганца будет рассмотрена ниже остановимся лишь на антидетонационныз свойствах соединений других металлов. [c.127]

    По данным некоторых источников, небольшие количества легирующих добавок, таких, как цинк, медь, хром и др,, снижают склонность алюминиевомагниевых сплавов к коррозионному растрескиванию. Так, сплав, содержащий 5% и 0,2—1 /о 2п, менее склонен к коррозионному растрескиват1Ю, [c.105]

    Влияние меди, хрома, никеля, молибдена и других легнрую-Ш.ИХ элементов на коррозионную стойкость железоуглеродистых n iiari B рассматривается ниже, [c.200]

    Алюмомеднохромовый катализатор НИИОГАЗ-8Д представляет собой смесь оксидов меди, хрома и алюминия [14]. Устойчиво работает прп температурах до 700°С. [c.174]

    Механизм действия противодымных присадок детально пока не выяснен, а имеющиеся данные весьма противоречивы. Д. В. Голотан [22] считает, что барий пре-пятствует дегидрагенизации молекул углеводородов и -тем самым снижает образование сажи, т. е. бариевые I присадки действуют на первой стадии этого процесса. Ряд авторов [19, 23] существенную роль в снижении сажеобразования при сгорании топлив отводит каталитическому действию ряда элементов, снижающих температуру сгорания углерода в воздухе. Известно, что свинец, медь, хром и некоторые другие метал так же как и барий, снижают температуру сгорания углерода другие же металлы, наоборот, несколько увеличивают сажеобразование. Опыты показывают, что натрий снижает температуру воспламенения углерода в воздухе на 248°, а барий — на 104°. Однако эффективность бария в снижении сажеобразования несравненно выше. [c.59]

    Данные о платиновых, рутениевых катализаторах и никеле Ренея приведены в гл. 13. В гл. 15 содержатся сведения о фомитах меди. Хромит меди перед использованием в реакциях дегидрогенизации восстанавливают в токе водорода при 200-300°С, причем в описанных процессах дегидрирования рекомендуется использовать катализаторы, не содержащие ВаО. [c.82]

    Алюмосиликатным катализаторам в литературе уделяется много внимания. Эти катализаторы очень разнообразны по методам приготовления, обработки и активирующим добавкам. Так, например, применяют алюмогидросилнкаты или алюмосиликаты, содержащие 0,5—1% солей железа, никеля, кобальта, меди, хрома, марганца н обработанные сероводородом для придания стойкости к сере, имеющейся в крекинг-сырье. Катализаторы приготовляют в виде таблеток или пилюль для использования на установках с неподвижным контактом или при термофор-процессе для флюид-процесса их превращают в тонкую пыль (стр. 314). [c.311]

    Для повышения скорости горения смесевых топлив используют катализаторы, содержащие окислы меди, хрома, железа, магния, железных, медных и магниевых солей хромовой и метахромистой кислот, металлоорганических соединений. Так, ферроцен увеличивает скорость горения топлива на основе перхлората аммония в 2 раза. Для снижения скорости горения в качестве ингибиторов горения применяют фтористые соединения (1лР, Сар2, ВаРз) и гетеромолибдаты. Так, добавка 2 % Ь1Р к полиуретановому топливу снижает скорость горения в 2 раза. [c.8]

    ГЛАЗУРЬ (нем. Glas — стекло) — тонкое стекловидное покрытие на керамических изделиях, получаемое нанесением на поверхность изделия кремнезема и глиноземно-щелочных силикатов и оксидов металлов с последующим обжигом в печах при температуре до 1400° С. Глазурованные керамические изделия водонепроницаемы, устойчивы против действия кислот и щелочей, имеют привлекательный внешний вид. Сырьем для изготовления Г. служат кварц, полевой шпат, карбонаты кальция или магния, каолин, сода, поташ, селитра, бура, хлорид натрия, свинцовый сурик и др. Для окрашивания Г. в их состав вводят оксиды или соли кобальта, меди, хрома, марганца, железа и др., которые при сплавлении растворяются в Г. с образованием окрашенных силикатов. Для получения Г. белого цвета добавляют 5—10% криолита, диоксида олова или циркония. [c.76]

    Однако можно подобрать такой состав электролита, что при определенном режиме работы ванны анодный окислительный процесс будет приводить к образованию гладкой, блестяш,ей поверхности металла. Это — процесс электрохимического полирования [злек-трополировка). При этом можно добиться удаления даже очень мелких шероховатостей размером менее 0,01 мк (глянцевание). Таким путем получают зеркальные поверхности у алюминия, меди, хрома, никеля, серебра, стали и ряда других металлов и сплавов. [c.342]

    Ионы разных металлов можно осадить из раствора раздельно, постепенно повышая pH добавкой щелочи. Таким путем может быть очищен раствор соли от загрязняющего его иона металла, если pH осаждения его гидроксида меньше, чем pH осаждения гидроксида металла, входящего в состав очищаемой соли. В противном случае прн введении в раствор щелочи сначала будет осаждаться гидроксид соле-образующсто металла, а ионы загрязняющего металла останутся в растворе. Поэтому, например, из растворов солей меди, хрома, цинка, алюминия и некоторых других [c.257]

    На станции нейтрализации автозавода Коммунар система сбора и обработки стоков позволяет вьщелить никельсодержащие сточные воды, и после их защелачивания, отстаивания и отжима на ФПАКМ-2,5 получить шлам 65-70 %-ной влажности с содержанием никеля 15-20%. По химическому составу шлам представляет собой смесь гидроокисей, гидрокарбонатов, карбонатов никеля и в небольших количествах железа, меди, хрома, цинка. Содержание примесей тяжелых металлов колеблется от 2 до 5 % [c.74]

    Препарат реактиввой квалификации можно получить очисткой технического продукта, содержащего примеси солей щелочных металлов, алюминия, меди, хрома и др. [c.39]

chem21.info

Химические свойства переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа).

Химические свойства меди

Медь (Cu) относится к d-элементам и расположена в IB группе периодической таблицы Д.И.Менделеева. Электронная конфигурация атома меди в основном состоянии записывается виде 1s22s22p63s23p63d104s1 вместо предполагаемой формулы 1s22s22p63s23p63d94s2. Другими словами, в случае атома меди наблюдается так называемый «проскок электрона» с 4s-подуровня на 3d-подуровень. Для меди, кроме нуля, возможны степени окисления +1 и +2. Степень окисления +1 склонна к диспропорционированию и стабильна лишь в нерастворимых соединениях типа CuI, CuCl, Cu2O и т. д., а также в комплексных соединениях, например, [Cu(Nh4)2]Cl и [Cu(Nh4)2]OH. Соединения меди в степени окисления +1 не имеют конкретной окраски. Так, оксид меди (I) в зависимости от размеров кристаллов может быть темно-красный (крупные кристаллы) и желтый (мелкие кристаллы), CuCl и CuI —   белыe, а Cu2S — черно-синий. Более химически устойчивой является степень окисления меди, равная +2. Соли, содержащие медь в данной степени окисления, имеют синюю и сине-зеленую окраску.

Медь является очень мягким, ковким и пластичным металлом с высокой электро- и теплопроводностью. Окраска металлической меди красно-розовая. Медь находится в ряду активности металлов правее водорода, т.е. относится к малоактивным металлам.

Взаимодействие с простыми веществами

с кислородом

В обычных условиях медь с кислородом не взаимодействует. Для протекания реакции между ними требуется нагрев. В зависимости от избытка или недостатка кислорода и температурных условий может образовать оксид меди (II) и оксид меди (I):

с серой

Реакция серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси порошкообразных Cu и S до температуры 300-400оС образуется сульфид меди (I):

При недостатке серы и проведении реакции при температуре более 400оС образуется сульфид меди (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II) из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в сероуглероде:

Данная реакция протекает при комнатной температуре.

с галогенами

С фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal2, где Hal – F, Cl или Br:

Cu + Br2  = CuBr2

В случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид меди (I):

С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.

Взаимодействие со сложными веществами

с кислотами-неокислителями

Кислотами-неокислителями являются практически все кислоты, кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. Поскольку кислоты-неокислители в состоянии окислить только металлы, находящиеся в ряду активности до водорода; это означает, что медь с такими кислотами не реагирует.

 с кислотами-окислителями

 — концентрированной серной кислотой

С концентрированной серной кислотой медь реагирует как при нагревании, так и при комнатной температуре. При нагревании реакция протекает в соответствии с уравнением:

Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления +4 (в SO2).

 — с разбавленной азотной кислотой

Реакция меди с разбавленной HNO3 приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:

3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4h3O

— с концентрированной азотной кислотой

Концентрированная HNO3 легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO3 азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2h3O

с оксидами неметаллов

Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO2, NO, N2O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N2:

В случае диоксида серы, вместо простого вещества (серы) образуется сульфид меди(I). Связано это с тем, что медь с серой, в отличие от азота, реагирует:

с оксидами металлов

При спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 оС может быть получен оксид меди (I):

Также металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до оксида железа (II):

с солями металлов

Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:

Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓

Также имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более активного металла – железа в степени окисления +3. Однако противоречий нет, т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со степени окисления +3 до степени окисления +2:

Fe2(SO4)3 + Cu = CuSO4 + 2FeSO4

Cu + 2FeCl3 = CuCl2  + 2FeCl2

Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.

Коррозия меди

Медь со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и кислородом воздуха:

2Cu + h3O + СО2 + О2 = (CuOН)2СO3

В результате протекания данной реакции медные изделия покрываются рыхлым сине-зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II).

Химические свойства цинка

Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d104s2. Для цинка возможна только одна единственная степень окисления, равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН)2 обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

Цинк при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого газа вследствие протекания реакции:

2Zn + h3O + O2 + CO2 → Zn2(OH)2CO3

Пар цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:

При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.

Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Zn + h3SO4 (20%) → ZnSO4 + h3↑

Zn + 2HCl  →  ZnCl2 + h3↑

Особенно легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди. Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.

При температуре 800-900oC (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:

Zn + h3O = ZnO + h3↑

Цинк реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.

Цинк как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.

Zn + 2h3SO4 = ZnSO4 + SO2↑ + 2h3O

Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2h3O

3Zn + 8HNO3(40%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO↑ + 4h3O

4Zn +10HNO3(20%) = 4Zn(NO3)2 + N2O↑ + 5h3O

5Zn + 12HNO3(6%) = 5Zn(NO3)2 + N2↑ + 6h3O

4Zn + 10HNO3(0,5%) = 4Zn(NO3)2 + Nh5NO3 + 3h3O

На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:

Zn + 2NaOH + 2h3O = Na2[Zn(OH)4] + h3↑

Zn + Ba(OH)2 + 2h3O = Ba[Zn(OH)4] + h3↑

С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

В сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:

4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6h3O → 4Na2[Zn(OH)4] + Nh4↑

Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:

Zn + 4Nh4·h3O → [Zn(Nh4)4](OH)2 + h3↑ + 2h3O

Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:

Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2

Zn + FeSO4 = Fe + ZnSO4

Химические свойства хрома

Хром — элемент VIB группы таблицы Менделеева. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s 22s 22p 63s 23p63d54s1, т.е. в случае хрома,  также как и в случае атома меди,  наблюдается так называемый «проскок электрона»

Наиболее часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения +2, +3 и +6. Их следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других степеней окисления хром не имеет.

При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.

Взаимодействие с неметаллами

с кислородом

Раскаленный до температуры более 600 oС порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):

4Cr + 3O2 =ot=> 2Cr2O3

с галогенами

С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 oC соответственно):

2Cr + 3F2 =ot=> 2CrF3

2Cr + 3Cl2 =ot=> 2CrCl3

С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 oC):

2Cr + 3Br2 =ot=> 2CrBr3

с азотом

С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 oС:

2Cr + N2 =ot=> 2CrN

с серой

С серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III), что зависит от пропорций серы и хрома:

Cr + S  =ot=>  CrS

2Cr + 3S  =ot=>  Cr2S3

С водородом хром не реагирует.

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой

Хром относится к металлам средней активности (расположен в ряду активности металлов между алюминием и водородом). Это означает, что реакция протекает  между раскаленным до красного каления хромом и перегретым водяным паром:

2Cr + 3h3O =ot=>  Cr2O3 + 3h3↑

Взаимодействие с кислотами

Хром при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до степени окисления +3:

Cr + 6HNO3(конц.) =to=> Cr(NO3)3 + 3NO2↑ + 3h3O

2Cr + 6h3SO4(конц)  =to=> Cr2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6h3O

В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N2:

10Cr + 36HNO3(разб) = 10Cr(NO3)3 + 3N2↑ + 18h3O

Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять h3 из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):

Cr + 2HCl = CrCl2 + h3↑

Cr + h3SO4(разб.) = CrSO4 + h3↑

При проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления +3. При этом, например, уравнение с соляной кислотой примет вид:

4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6h3O

При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы:

Химические свойства железа

Железо Fe, химический элемент, находящийся в VIIIB группе и имеющий порядковый номер 26 в таблице Менделеева. Распределение электронов в атоме железа следующее 26Fe1s22s22p63s23p63d64s2, то есть железо относится к d-элементам,  поскольку заполняемым в его случае является d-подуровень. Для него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH)2 преобладают основные свойства, у оксида Fe2O3 и гидроксида Fe(OH)3 заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей,  а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» h3FeO4. Указанные соединения относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах.  При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду,  выделяя из нее кислород.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину, имеющую формулу Fe3O4 и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe2O3. Реакция горения железа имеет вид:

3Fe + 2O2 =to=> Fe3O4

С серой

При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:

Fe + S =to=> FeS

Либо же при избытке серы дисульфид железа:

Fe + 2S =to=> FeS2

С галогенами

Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):

2Fe + 3F2 =to=> 2FeF3 – фторид железа (lll)

2Fe + 3Cl2 =to=> 2FeCl3 – хлорид железа (lll)

2Fe + 3Br2 =to=> 2FeBr3 – бромид железа (lll)

Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2:

Fe + I2 =to=> FeI2 – йодид железа (ll)

Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I2 при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ: 2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl 2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6h3O Fe2O3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 3h3O

С водородом

Железо с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные металлы и щелочноземельные):

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с кислотами

С кислотами-неокислителями

Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме h3SO4 (конц.)  и HNO3 любой концентрации):

Fe + h3SO4 (разб.) =  FeSO4 + h3↑

Fe + 2HCl =  FeCl2 + h3↑

Нужно обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной  и концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до +2 в обоих случаях.

Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более глубокого окисления железа (до с.о. +3) в случае его взаимодействия с концентрированной соляной кислотой.

Взаимодействие с кислотами-окислителями

С концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:

Fe + 6h3SO4 = ot=> Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6h3O

Fe + 6HNO3 =ot=> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3h3O

Обратите внимание на то,  что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени окисления +2, а концентрированная до +3.

Коррозия (ржавление) железа

На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

4Fe + 6h3O + 3O2 = 4Fe(OH)3

С водой в отсутствие кислорода железо не реагирует ни в обычных условиях, ни при кипячении. Реакция с водой протекает лишь при температуре выше температуры красного каления (>800 оС). т.е.:

scienceforyou.ru

хром-медь, вольфрам-медь (Cr-Cu, W-Cu). Полема

АО «ПОЛЕМА» - крупнейший в России производитель композиционных материалов системы хром-медь и вольфрам-медь для сильноточных контактов вакуумных дугогасительных камер.

Применение

Контакты из Cr-Cu используются в вакуумных дугогасительных камерах (ВДК) высоконадежных быстродействующих вакуумных выключателей, способных отключать большие токи в электрических сетях высокого напряжения 6-35 кВ. Контакты являются важнейшим элементом коммутационного устройства (выключателя). Наиболее распространенным в настоящее время материалом контактной пары ВДК являются  композиты из Cr-(50-75%) Cu.

Контакты подвергаются воздействию токов короткого замыкания, расплавляющих металл в отдельных точках поверхности из-за высокой плотности тока в них, вследствие чего в этих зонах образуются участки сварки. Эта проблема была одной из причин, задержавших развитие вакуумной коммутационной техники более, чем на двадцать лет. Устойчивость контактов ВДК к свариванию является одним из важнейших ее качеств.  Проблема сваривания была преодолена благодаря разработке специальных контактных накладок из хромо-медных композитов, которые обеспечили высокую отключающую способность выключателей в коммутационных сетях,  износостойкость и устойчивость контактной пары к свариванию.

Контакты системы W-Cu используются в ВДК  вакуумных контакторов на номинальное напряжение 1,14 кВ и выше в системах дистанционного управления электроприводами. Контакты обеспечивают длительный ресурс включения-отключения контакторов в электрических цепях и низкий ток среза в системе.

1. Характеристики заготовок контактов из материала хром-медь

 

Изделия выпускаются 2 типов: в виде дисков из композиционного материала хром-медь и композитов сложного строения, состоящих из контактного хромо-медного слоя и подложки из меди. В производстве изделий используется высококачественный электролитический  рафинированный хром ЭРХ99,95, выпускаемый ПОЛЕМА.  Материал контактов отличаются высокой чистотой по содержанию газообразующих и металлических примесей, отличными физико-механическими характеристиками, эрозионной стойкостью и надежностью.

 

Марки, строение и химический состав

Марка, стандарт	Форма и строение изделия		Химический состав, масс. %
			Cr	Cu	O max	N max	S max
ЭРХ25Д75-МП ТУ 14-22-146-2002	Диски однослойные из материала хром-медь		24-27	Основа	0,07	0,005	ND
ЭРХ50Д50-МП ТУ 14-22-146-2002	Диски однослойные из материала хром-медь		Баланс	48-53	0,07	0,005	ND
ЭРХ35Д65-МП ТУ 14-22-187-2003	Диски однослойные из материала хром-медь		33-37	Основа	0,07	0,005	ND
ЭРХ30Д70-МП ТУ 14-22-161-2002	Диски из двух слоев: Cr-Cu и Cu	Контактный слой	27-33	Баланс	0,05	0,005	0,007
		Медный слой	<1,0	Основа	0,02	0,005	0,007
ЭРХ50Д50-МП ТУ 14-22-161-2002		Контактный слой	48-53	Баланс	0,05	0,005	0,007
		Медный слой	<1,0	Основа	0,02	0,005	0,007

Размеры

Марка	Номинальные размеры, мм
	Диаметр	Толщина
		Диска	Контактного слоя	Медного слоя
ЭРХ25Д75-МП диски однослойные	90	От 8,0 до 20,0	-
ЭРХ50Д50-МП диски однослойные	48, 56, 66, 70, 80	От 8,0 до 20,0	-
ЭРХ35Д65-МП диски однослойные	От 42,0 до 90,0	От 7,0 до 13,0	-
ЭРХ30Д70-МП диски из двух слоев	32	4,0	2±0,5	2±0,5
	48, 56, 60, 66, 80	6,0	3±0,5	3±0,5
ЭРХ50Д50-МП диски из двух слоев	32	4,0	2±0,5	2±0,5
	48, 56, 60, 66, 80	6,0	3±0,5	3±0,5

По согласованным пожеланиям заказчика возможно изготовление заготовок контактов других размеров.

Физико-механические свойства

Марка	Плотность,  г/см³, не менее	Твердость НВ, не менее*	Электропроводность %, не менее**
ЭРХ25Д75-МП диски однослойные	8,2	65,0	55,0
ЭРХ50Д50-МП диски однослойные	7,8	90,0	40,0
ЭРХ35Д65-МП диски однослойные	8,0	72,0	45,0
ЭРХ30Д70-МП диски из двух слоев	8,35	70	55
ЭРХ50Д50-МП диски из двух слоев	8,35	85	40

* Твердость по Бринеллю НВ 5/250 контактного слоя

**Электропроводность контактного слоя в % от эталонной меди.

Заготовки контактов других типов

1. ЭРХ30Д70-МП из материала  Cr30Cu70.  Диски  однородного строения размерами: Ø 50х16, 70х22 мм.
2. ЭРХ30Д70-МП и ЭРХ50Д50-МП Диски биметаллические с контактным слоем из материала Cr30Cu70 или  Cr50Cu50 и подложками из меди.

Номинальные размеры изделий, мм:  диаметр 48, 56, 66, 80, толщина (высота) 10. Толщина контактного слоя 4,5±0,5 мм.

По согласованным пожеланиям заказчика возможно изготовление заготовок контактов других размеров.

Контролируемые параметры: химический состав, размеры, плотность, твердость, электропроводность.

Примеры фактических характеристик заготовок контактов

Изделие		Химический состав, %					ρ, г/см³*	НВ**	σ, %***
		Cr	Cu	O max	N max	Smax
ЭРХ30Д70-МП Диск из двух слоев Ø48х10	Контактный слой	30,69	Бал.	0,025	0,002	0,001	8,59	79	59,7
	Подложка из меди	<0,05	Осн.	0,009	0,002	0,001	-	-	-
ЭРХ30Д70-МП Диск из двух слоев Ø56х6	Контактный слой	30,16	Бал.	0,026	0,002	0,002	8,54	77,1	58,7
	Подложка из меди	<0,05	Осн.	0,01	0,002	0,001	-	-	-
ЭРХ50Д50-МП Диск из двух слоев Ø66х6	Контактный слой	50,3	Бал.	0,042	0,002	0,002	8,4	106	41,1
	Подложка из меди	<0,05	Осн.	0,008	0,002	0,001	-	-	-

* ρ - плотность заготовки

**  НВ - твердость по Бринеллю НВ 5/250 контактного слоя

*** σ - электропроводность контактного слоя в % от эталонной меди.

Микроструктура

В изделиях сложного строения контролируется микроструктура материала, в которой не допускаются дефекты, проверяются толщины контактного слоя и подложки, а также качество переходной зоны композита.

Примеры структуры контактов сложного строения

*рис 1: Структура материала контакта ЭРХ50Д50 сложного строения из 2 слоев (фрагмент). Сr50Cu50 контактный слой и Cu подложка.

*рис 2:  Структура материала контактного слоя биметаллического контакта ЭРХ70Д30 (фрагмент)

2. Характеристики заготовок электроконтактов из материала вольфрам-медь

Марка, строение и химический состав

Заготовки контактов состоят из двух разнородных слоев  (биметаллическое строение): контактного из материала вольфрам-медь и слоя подложки из меди.

Марка, стандарт	Форма и строение изделия		Химический состав, масс. %
			W	Cu	O max	N max	S max
В70Д30-МП ТУ 14-22-162-2002 (заготовки типа эльсенд)	Диски биметаллические из материалов W30Cu70 + Cu	Контактный слой	Баланс	28-32	0,05	0,005	0,007
		Медный слой	-	Основа	0,02	0,005	0,007

Размеры

Марка	Номинальные размеры, мм
	Диаметр	Толщина
		Диска	Контактного слоя	Медного слоя
В70Д30-МП	32, 48	4+2,0	2±0,5	2±0,5

По согласованным пожеланиям заказчика возможно изготовление заготовок контактов других размеров.

Физико-механические свойства

Марка	Плотность,  г/см³, не менее	Твердость НВ, не менее*	Электропроводность, %, не менее**
В70Д30-МП	11,36	145	55

* Твердость по Бринеллю НВ 5/250 контактного слоя

** Электропроводность контактного слоя в % от эталонной меди.

рис 3

Пример структуры контактов сложного строения

В изделиях контролируется микроструктура материала, в которой не допускаются дефекты и проверяются толщины слоев и качество переходной зоны композита.

*рис 3: Структура материала контактного слоя биметаллического контакта В70Д30 (фрагмент).

3. Хромистая порошковая бронза БрХ2-МП

Для оснащения вакуумных дугогасительных камер используются также заготовки  из порошковой бронзы с повышенной температурой разупрочнения (более, чем на 100 оС в сравнении с литыми хромистой БрХ07 и хромо-циркониевой БрХЦр бронзами), легированной хромом в количестве 2%: БрХ2-МП диаметром 48, 56, 66, 80 и др. Электропроводность не менее 85%, твердость 115 НВ не менее.

Типичные свойства: плотность 8,86-8,88 г/см3, электропроводность 87-92%, твердость 130-140 НВ.

Хромистая дисперсно-упрочненная бронза БрХ2-МП в виде дисков и колец  диаметром до 300 мм применяется также в качестве электродов для шовной контактной сварки углеродистых и низколегированных сталей. Электроды из термомеханически обработанной бронзы БрХ2-МП отличаются от традиционной БрХ1 повышенной твердостью, сопротивлением  схватыванию и эксплуатационной стойкостью при контактной сварке.

www.polema.net

Глава V. d-металлы. Железо, цинк, медь, хром, марганец

 

d-металлы находятся в Б-группах 4 – 7 периодов периодической системы. У атомов d-металлов происходит заполнение электронами предвнешнего (n – 1)d-подуровня, число электронов на котором, в зависимости от порядкового номера элемента, возрастает от одного до десяти. На внешнем уровне d-металлы содержат один или два электрона.

Восстановительные свойства d-металлов в периодах изменяются мало. Это объясняется одинаковой электронной структурой внешнего уровня и незначительными изменениями атомных радиусов в пределах периода. Восстановительные свойства d-металлов в пре группы Б сверху вниз заметно уменьшаются, что связано со значительным увеличением заряда ядра атомов при незначительном изменении их атомных радиусов.

В образовании химических связей у d-металлов принимают участие не только s-электроны внешнего уровня, но и различное число d-электронов предвнешнего уровня, поэтому d-металлы проявляют в соединениях переменные степени окисления. Кроме этого, атомы и катионы d-металлов, благодаря наличию вакантных атомных орбиталей в валентных уровнях, могут образовывать химические связи по донорно-акцепторному механизму в комплексных соединениях.

Химические свойства соединений d-металлов включают кислотно-основные, окислительно-восстановительные и комплексообразующие свойства.

Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов d-металлов зависят от степени окисления металла. Соединения с низшей степенью окисления Ме (+1, +2) проявляют слабо основные свойства: FeO, Cu2O, CrO, MnO. Исключение составляют ZnO и CuO, которые амфотерны.

Соединения с промежуточной степенью окисления Ме (+3, +4) проявляют амфотерные свойства: Fe2O3, Cr2O3, MnO2.

Соединения с высшей степенью окисления металла (+5, +6, +7) проявляют кислотные свойства: V2O5, CrO3, Mn2O7.

От степени окисления d-металла зависят его окислительно-восстановительные свойства. Соединения, содержащие d-металл в промежуточной степени окисления, проявляют окислительно-восстановительную двойственность, т.е. могут быть, в зависимости от партнера по реакции, или окислителем, или восстановителем. Соединения с высшей степенью окисления d-металла проявляют только окислительные свойства, а соединения с низшей степенью окисления – только восстановительные свойства.

Атомы и катионы d-металлов являются активными комплексообразователями, так как содержат в валентных уровнях вакантные s, p, d-орбитали. За счет гибридизации этих орбиталей образуются равноценные гибридные орбитали, которые имеют определенную направленность, из-за чего внутренняя сфера комплексного соединения приобретает определенную геометрическую структуру.

 

Железо

 

Находится в 4-ом периоде в VIIIБ группе периодической системы, его электронная формула 1s22s22p63s23p63d64s2. Наиболее характерные степени окисления железа в соединениях +2 и +3. Железо – металл средней химической активности.

При нагревании железо энергично реагирует с такими типичными неметаллами, как хлор, сера, кислород. С хлором окисление железа идет до Fe+3, а с более слабым окислителем – серой до Fe+2:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

Fe + S = FeS

В сухом воздухе железо окисляется кислородом, образуя смешанный оксид Fe3O4:

3Fe + 2O2 = Fe3O4 (FeO*Fe2O3)

Во влажном воздухе в реакции окисления железа кислородом участвует вода:

4Fe + 3O2 + 2xh3O = 2(Fe2O3*xh3O) (ржавчина)

В отсутствии кислорода железо при высокой температуре реагирует с водой, вытесняя из нее водород:

3Fe + 4h3O = Fe3O4 + 4h3↑

Железо, Ме средней активности, легко вытесняет водород из соляной и разбавленной серной кислот, образуя при этом соли двухвалентного железа:

Fe + 2HCl = FeCl2 + h3↑

Fe + h3SO4(разб.)= FeSO4 + h3↑

Концентрированные серная и азотная кислоты при обычной температуре с железом не реагируют вследствие его пассивации из-за возникновения на поверхности железа плотной защитной пленки. Однако при высокой температуре из-за нарушения целостности пленки железо окисляется этими кислотами, образуя соли трехвалентного железа:

2Fe0 + 6h3S+6O4(конц.) = Fe2(SO4)3 + 3S+4O2 + 6h3O

Fe0 – 3e = Fe+3

S+6 + 2e = S+4

Fe + 6HNO3(конц.) = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3h3O

Fe0 – 3e = Fe+3

N+5 + e = N+4

Железо не взаимодействует с растворами щелочей.

Окислительно-восстановительные свойства железа и его соединений зависит от степени окисления. так металлическое железо – только восстановитель, то соли железа (III) используется как окислитель средней силы:

2FeCl3 + 2KJ = FeCl2 + 2KCl + J2

2FeCl3 + Cu = 2FeCl2 + CuCl2

Соединения железа (II) могут быть как окислителями, так и восстановителями:

Fe+2 восстановитель: 4Fe+2(OH)2 + O20 + 2h3O = 4Fe+3(O-2H)3

Fe+2 окислитель: Fe+2O + C+2O = Fe0 + C+4O2

Все растворимые соли железа гидролизуются по катиону, т.к. образованы слабыми основаниями:

Fe3+ + h3O ↔ (FeOH)2+ + H+

Fe2(SO4)3 + 2h3O ↔ 2(FeOH)SO4 + h3SO4

Fe2+ + h3O ↔ (FeOH)+ + H+

2FeSO4 + 2h3O ↔ (FeOH)2SO4 + h3SO4

Железо, подобно всем d-элементам, - активный комплексообразователь:

FeCl3 + 6KCNS = K3[Fe(CNS)6] + 3KCl

Fe3+ + 6CNS- = [Fe(CNS)6]3-

Катион Fe3+ - акцептор электронов предоставляет шесть гибридных орбиталей для образования шести ковалентных донорно-акцепторных связей с роданид-ионами CNS- - донорами электронов. Как комплексообразователь железо входит в состав многих жизненно важных биологических комплексов, таких как гемоглобин, миоглобин, цитохромы.

 

Цинк

 

Является d-металлом IIБ группы 4-го периода периодической системы, его электронная формула – 1s22s22p63s23p63d104s2. Так как цинк имеет заполненный d-подуровень, то в образовании химических связей участвуют только внешние 4s-электроны, и поэтому во всех соединениях цинк проявляет степень окисления +2. цинк относится к Ме средней активности, однако он более активен, чем железо.

Цинк устойчив на воздухе, т.к. покрыт тонким слоем плотной защитной пленки оксида ZnO, поэтому вода и кислород при обычной температуре на цинк не действуют. При нагревании цинк реагирует со многими неметаллами, образуя галогенидыZnCl2, сульфидZnS, оксидZnO.

Оксид цинка, образующий защитную пленку на поверхности Ме, является амфотерным и поэтом реагирует как с кислотами, так и со щелочами:

ZnO + h3SO4 = ZnSO4 + h3O

ZnO + H+ = Zn2+ + h3O

ZnO + 2NaOH + h3O = Na2[Zn(OH)4]

ZnO + 2OH- + h3O = [Zn(OH)4]2-

После растворения оксидной пленки цинк активно реагирует с кислотами и со щелочами вследствие высокой восстановительной способности:

Zn0 + h3+SO4(разб.) = Zn+2SO4 + h30↑

Zn0 + 2NaOH + 2h3+O = Na2[Zn2+(OH)4] + h30↑

Свежеочищенный цинк при нагревании реагирует также и с водой:

Zn0 + 2H+2O = Zn2+(OH)2 + h30

В этих реакциях цинк окисляется катионами Н+, входящими в состав кислоты или воды.

С кислотами, в которых окислителем является не катион водорода, а другой элемент, например сера в концентрированной серной кислоте или азот в азотной кислоте любой концентрации, цинк реагирует, давая ряд продуктов восстановления этих элементов

4Zn + 5h3SO4(конц.) = 4ZnSO4 + h3S↑ + 4h3O

4Zn + 10HNO3(разб.) = 4Zn(NO3)2 + Nh5NO3 + 3h3O

Растворимые соли цинка подвергаются гидролизу по катиону, т.к. ему соответствует слабое основание:

ZnCl2 + h3O ↔ (ZnOH)Cl + HCl

Zn2+ + h3O ↔ (ZnOH)+ + H+

Цинк, подобно всем d-металлам, активный комплексообразователь:

ZnCl2 + 4NaOH = Na2[Zn(OH)4] + 2NaCl

Цинк – жизненно необходимый элемент. Комплексами цинка являются многие ферменты и биологически активные вещества.

 

Медь

 

Является d-металлом IБ группы 4-го периода периодической системы, ее электронная формула: 1s22s22p63s23p63d104s1. На внешнем уровне у атома меди остался один 4s-электрон из-за перехода второго 4s-электрона на 3d-подуровень, т.к. образование полностью заполненного 3d10-подуровня энергетически выгодно. В соединениях медь проявляет степени окисления +1 и +2, в ряду напряжений Ме она стоит после водорода и является малоактивным Ме.

В сухом воздухе медь почти не изменяется. Образующаяся на ее поверхности тонкая плотная защитная пленка красного оксида меди (I) Cu2O предохраняет медь от дальнейшего окисления: 4Cu0 + O20 = 2Cu+2O-2

Во влажном воздухе медь покрывается зеленоватым налетом основной соли карбоната гидроксомеди (II): 2Cu0 + O20 + CO2 + h3O = (Cu+2O-2H)2CO3

Cu – 2e = Cu+2

O0 + 2e = O-2

В отсутствии влаги кислород окисляет медь только при высокой температуре с образованием черного оксида меди (II) CuO:

2Cu0 + O20 = 2Cu+2O-2

С галогенами медь реагирует при обычной температуре, а с серой – при нагревании, образуя соединения меди (II):

Cu0 + Cl20 = Cu+2Cl-2

Cu0 + S0 = Cu+2S-2

Медь – малоактивный Ме и не реагирует с кислотами-окислителями за счет катионов Н+, такими как соляная и разбавленная серная кислота, в отсутствии окислителей. Однако в присутствии кислорода может протекать следующая реакция:

Cu0 + O20 + 4HCl = 2Cu+2Cl2 + h3O

Cu0 – 2e = Cu+2

O0 + 2e = O-2

Медь реагирует с серной кислотой только концентрированной, а с азотной – любой концентрации:

Cu0 + 2h3S+6O4(конц.) = Cu+2SO4 + S+4O2↑ + h3O

Cu0 – 2e = Cu+2

S+6 + 2e = S+4

Cu0 + 4HN+5O3(конц.) = Cu+2(NO3)2 + 2N+4O2↑ + 2h3O

Cu – 2e = Cu+2

N+5 + e = N+4

3Cu + 8 HNO3(разб.)= 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4h3O

Оксиды и гидроксиды меди имеют слабоосновные свойства, поэтом не реагируют с водой и щелочами, но легко растворяются в кислотах. Все растворимые соли меди гидролизуются по катиону:

Cu2+ + h3O ↔ (CuOH)+ + H+

2CuSO4 + 2h3O ↔ (CuOH)2SO4 + h3SO4

Медь – активный комплексообразователь. Катион меди (II) имеет свободные одну s- и три р-орбитали, поэтому является акцептором электронов, предоставляя четыре sp3-гибридные атомные орбитали для образования четырех ковалентных донорно-акцепторных связей:

CuSO4 + 4Nh4 = [Cu(Nh4)4]SO4

Эта реакция комплексообразования используется для открытия ионов Cu2+ в растворе, т.к. гидратированный катион меди имеет голубой цвет, а комплексный ион меди с аммиаком – яркий сине-фиолетовый цвет. Комплексные соединения меди входят в состав ферментов, участвующих в кроветворении. Соединения меди очень вредны для низших организмов (грибков, бактерий), на этом основано их применение, прежде всего медного купоросаCuSO4*5h3O, в сельском хозяйстве в качестве инсектицидов.

 

Хром

 

Является d-металлом 4-го периода VIБ группы периодической системы, его электронная формула 1s22s23s23p63d54s1. Как видно, один из внешних 4s-электронов атома хрома перешел на 3d-подуровень, т.к. образование наполовину заполненного подуровня (3d5) энергетически выгодно. Хром, подобно другим d-металлам, проявляет в соединениях переменные степени окисления, наиболее устойчивыми из которых являются +2, +3, +6.

В соответствии с характерными степенями окисления хром образует три вида гидроксидов, различающихся по кислотно-основным свойствам.

Степени окисления +2 +3 +6

Оксиды CrO Cr2O3 CrO3

Гидроксиды Cr(OH)2 Cr(OH)3; HCrO2 h3CrO4;h3Cr2O7

Характер соединения Основной Амфотерный Кислотный

Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов с возрастанием степени окисления хрома можно охарактеризовать следующими реакциями:

Основные свойства Кислотные свойства

Cr(OH)2 + 2HCl = CrCl2 + 2h3O Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]

Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3h3O h3CrO4 + 2NaOH = Na2CrO4 + 2h3O

h3Cr2O7 + 2NaOH = Na2Cr2O7 + 2h3O

Хромовая (h3CrO4) и двухромовая h3Cr2O7 кислоты образуют соли – хроматы и дихроматы, которые легко превращаются друг в друга в зависимости от характера среды. В кислой среде устойчивы дихроматы (оранжевая окраска раствора), в щелочной – хроматы (желтая окраска).

2Na2CrO4 + h3SO4 ↔ Na2Cr2O7 + Na2SO4 + h3O

2CrO42- + 2H+ ↔ Cr2O72- + h3O

Na2Cr2O7 + 2NaOH ↔ 2Na2CrO4 + h3O

Cr2O72- + 2OH- ↔ 2CrO42- + h3O

Окислительно-восстановительные свойства хрома и его соединений зависят от степени окисления хрома.

Степени окисления 0 +2 +3 +6

Соединения Cr CrO Cr2O3 CrO3

CrCl2 CrCl3 Na2CrO4,

K2Cr2O7

Свойства только вос- восстановители и только

становитель окислители окислители

металлический хром –восстановитель средней активности, но более активный, чем железо. При обычных условиях хром реагирует только со фтором, при нагревании – с хлором, бромом и серой.

2Cr + 3F2 = 2CrF3 Cr + S = CrS (при нагревании)

Хром реагирует с соляной и разбавленной серной кислотами, вытесняя из них водород и образуя соли двухвалентного хрома:

Cr + 2HCl = CrCL2 + h3↑

Cr + h3SO4(разб.) = CrSO4 + h3↑

Концентрированная серная и азотная кислоты при комнатной температуре на хром не действуют из-за пассивации и еще большего закрепления его защитной пленки.

Соединения, содержащие хром в промежуточной степени окисления (+2, +3), проявляют окислительно-восстановительную двойственность:

Восстановитель(Cr+2, Cr+3) окислитель (Cr+2, Cr+3)

4Cr+2O + 3O2 = 2Cr2+3O3 Cr+2O + C+2O = Cr0 + C4O2

2Cr2+3O3 + O20 + 8NaOH = 4Na2Cr+6O4-2 + 4h3O Cr2+3O3 + 2Al0 = 2Cr0 + Al2+3O3

Соединения, содержащие хром в высшей степени окисления +6, являются только окислителями. Окислительная способность соединений Cr+6 сильнее выражена в кислой среде, при этом хром восстанавливается до трехвалентного состояния:

К2Cr2O7 + 14 HCl = 2CrCl3 +3Cl2 + 2KCl + 7 h3O

K2Cr2O7 + 6KJ + 7h3SO4 = Cr2(SO4)3 + 3J2 + 4K2SO4 + 7h3O

Окислительные свойства хрома (VI) в соединениях проявляются и при термическом разложении дихромата аммония, когда протекает внутримолекулярная ОВ реакция:

(Nh5)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4h3O

Все соединения хрома токсичны, но наиболее ядовиты соединения хрома (VI), особенно CrO3.

 

Марганец

 

Относится к d-металлам 4-го периода VIБ группы периодической системы. Атом марганца имеет следующую электронную формулу: 1s22s22p63s23p63d54s2. Марганец, подобно другим d-металлам, проявляет в соединениях различные степени окисления, наиболее устойчивы из них +2, +4, +7.

В соответствии с характерными степенями окисления марганец образует три вида оксидов и гидроксидов:

Степени окисления +2 +4 +7

Оксиды MnO MnO2 Mn2O7

Гидроксиды Mn(OH)2 MnO(OH)2=h3MnO3 HMnO4

Характер соединения основной амфотерный кислотный

Изменение кислотно-основных свойств кислородных соединений в зависимости от степени окисления марганца можно проследить с помощь. Следующих реакций:

Основные свойства кислотные свойства

MnO + 2HCl = MnCl2 + h3O MnO2 + 2NaOH = Na2MnO3 + h3O

MnO2 + 4HF = MnF4 + 2h3O Mn2O7 + 2NaOH = 2NaMnO4 + h3O

Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца также зависят от степени его окисления:

Степени окисления 0 +2 +4 +7

Соединения Mn MnO, MnSO4 MnO2 Mn2O7,KMnO4

Свойства только восстановители окислители только

Восст-ль (ОВ двойственность) окислители

Металлический марганец является восстановителем средней активности, однако более сильным, чем железо и хром. Основная защитная пленка на поверхности Ме защищает его от воздействия атмосферы. В кислотах эта пленка растворяется и марганец реагирует с кислотами аналогично другим d-металлам средней активности, окисляясь до соединений Mn+2. Со щелочами марганец не взаимодействует.

Соединения марганца с промежуточными степенями окисления (+2, +4) проявляют окислительно-восстановительную двойственность:

Восстановительные свойства (Mn+2, Mn+4) окислительные свойства (Mn+2, Mn+4)

2MnO + O2 = 2MnO2 MnO + CO = Mn + CO2

2MnO2 + 3PbO2 + 6HNO3=2HMnO4+3Pb(NO3)2+2h3O MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2h3O

Соединения, содержащие марганец в высшей степени окисления +7, проявляют только окислительные свойства. Наиболее сильно окислительные свойства KMnO4 проявляются в кислой среде, при этом Mn+7 восстанавливается до иона Mn+2:

2KMnO4 + 10FeSO4 + 8h3SO4 = 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8h3O

В нейтральной среде перманганат калия – более слабый окислитель, чем в кислой, при этом степень окисления марганца изменяется от +7 до +4:

2KMnO4 + 3KNO2 + h3O = 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH

В щелочной среде окислительные свойства KMnO4 выражены слабее, чем в нейтральной, что подтверждается изменением степени окисления марганца всего на единицу – от +7 до +6:

2KMnO4 + NaNO2 + 2KOH = 2K2MnO4 + NaNO3 + h3O

Высокая окислительная способность Mn+7 проявляется в реакции получения кислорода при прокаливании соли KMnO4:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

В этой внутримолекулярной окислительно-восстановительной реакции окислитель Mn+7 настолько сильный, что отнимает электроны у очень слабого восстановителя О2.

Разбавленные растворы перманганата калия применяются в медицине для полоскания горла, промывания ран и ожогов, приема внутрь при некоторых отравлениях. При этом перманганат калия оказывает бактерицидное и дезинфицирующее действие вследствие высоких окислительных свойств.

 

Тесты, задания и задачи для самоподготовки

Тесты (d-металлы)

1. Какие свойства характерны для атомов d-металлов?

А. заполнение электронами предвнешнего (n-1) подуровня

Б. заполнение электронами внешнего n подуровня

В. участие в образовании катионов только s-электронов внешнего уровня

Г. участие в образовании катионов не только s-электронов внешнего уровня, но и различного числа d-электронов предвнешнего уровня

Д. наличие свободных валентных орбиталей

2. Укажите оксиды, проявляющие свойства:

а) только основные, б) амфотерные, в) только кислотные:

А. CrO3Б. MnO В. Cr2O3Г. Cu2O Д. ZnO

3. Укажите соединения, проявляющие свойства:

а) только окислительные б) только восстановительные в) окислительно-восстановительной двойственности:

А. KMnO4Б. Cr2(SO4)3В. FeCl2Г. Zn Д. CuO

4. Какие свойства характерны для катионов d-металлов как комплексообразователей?

А. содержание различного числа свободных s-, p-, d-валентных орбиталей

Б. предоставление неподеленных пар электронов на образование донорно-акцепторных связей

В. предоставление свободных орбиталей на образование донорно-акцепторных связей

Г. свойства акцептора электронных пар

Д. свойства донора электронных пар

5. В какую сторону смещается равновесие в реакции:

Fe2O3(т) + 3CO(г) ↔ 2Fe(т) + 3CO2(г)

При следующих воздействиях: а) увеличении содержания СО; б) увеличении содержания СО2; в) увеличении давления:

А. вправо Б. влево В. не смещается

6. Укажите сумму коэффициентов в уравнении реакции взаимодействия железа с разбавленной серной кислотой:

А. 12 Б. 4 В. 6 Г. 5 Д. 7

7. Укажите качественную реакцию на катионы Fe3+ в водном растворе:

А. Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3В. Fe3+ + 6CNS- = [Fe(CNS)6]3-

Б. Fe3+ + h3O = FeOh3+ + H+Г. 2Fe3+ + 3Zn = 2Fe + 3Zn2+

8. Выберите растворы реагентов, при добавлении к которым цинка выделяется водород:

А. NaCl Б. HCl В. KOH Г. CuCl2Д. Nh4

9. Укажите газообразные вещества, которые могут образовываться при взаимодействии цинка с концентрированной серной кислотой:

А. h3Б. Cl2В. h3S Г. O2Д. SO2

10. Выберите реагент с помощью которого можно открыть ионы Cu2+ в растворе:

А. Nh4Б. K2SO4В. FeCl3Г. ZnSO4

11. Укажите группу соединений, которые расположены в порядке возрастания кислотных свойств:

А. CrO, CrO3, Cr2O3Б. HCrO2, Cr(OH)3, Cr(OH)2В. CrO, Cr2O3, CrO3

12. Укажите группу соединений, в которой указаны только соединения, обладающие окислительно-восстановительной двойственностью:

А. K2Cr2O7, Cr Б. Cr2(SO4)3, CrCl2В. Cr2O3, CrO3Г. CrO, Na2CrO4

13. Выберите вещества, которые при взаимодействии с KMnO4 в кислой среде образуют газообразные продукты:

А. Na2SO4Б. h3O2В. NaNO2Г. KJ Д. HCl

14. Укажите вещества, при взаимодействии с которыми MnO2 проявляет свойства: а) окислителя, б) восстановителя:

А. Na2SO4Б. HCl В. CO Г. PbO2Д. MnSO4

15. Укажите, в какой группе объединены соединения, проявляющие свойства: а) только кислотные, б) только основные в) амфотерные:

А. Mn(OH)2, Zn(OH)2, Fe(OH)2Г. MnO2, Cr2O3, ZnO

Б. CrO, Cu2O, MnO Д. h3ZnO2, Fe(OH)2, h3CrO4

В. h3Cr2O7, Mn2O7, CrO3

16. Укажите, в какой группе объединены соединения, проявляющие свойства: а) только окислителей, б) только восстановителей, в) и окислителей и восстановителей:

А. MnSO4, Cr2S3, CuCl2Г. MnO2, Cr2O3, Cu2O

Б. KMnO4, K2Cr2O7, FeCl3Д. Cr(OH)3, MnO, CrO3

В. Zn, Fe, Cr

 

Задания

1. Напишите формулы и укажите характер гидроксидов, соответствующих следующим оксидам: Li2O, BeO, BaO, Mn2O7, CrO, V2O5, Cr2O3.

2. Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций, протекающих до конца:

а) Na2S + HCl → г) Na2CO3 + HCl →

б) NaOH + MgSO4 → д) KCh4COO + NaCl →

в) KCl + Na2SO4 → е) KCl(тв) + h3SO4 →

3. Закончите уравнения окислительно-восстановительных реакций, используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты:

а) K2O2 + KJ+ h3O → KOH + A

б) K2O2 + KMnO4 + h3SO4 → O2 + А + Б + В

в) Li3N + h3O → LiOH + A

г) NaH + Cl2 → NaCl + A

4. Приведите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: хлорид кальция → кальций → гидроксид кальция → гидрокарбонат кальция → карбонат кальция → карбид кальция.

5. Сравните отношение нитратов бериллия, магния и бария к воде и растворам гидроксида натрия и хлороводорода.

6. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме:

а) Ca(HCO3)2 + Na2CO3 → г) MgCl2 + Na2CO3 + h3O →

б) BeCl2 + KOH(изб.) → д) Ba(NO3)2 + Na2CO3 →

в) Ca(OH)2 + Cl2 → е) Mg(HCO3)2 + Na2CO3 + h3O→

7. Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций:

а) Al(OH)3 + h3SO4 → г) Al + h3O + NaOH →

б) Al(OH)3 + NaOH → д) Al2O3 + NaOH + h3O →

в) AlCl3 + h3O → е) Al2O3 + HCl →

8. Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций, протекающих при сливании водных растворов двух солей Al2(SO4)3 и K2CO3.

9. Как взаимодействуют медь и серебро с соляной, серной и азотной кислотами? Напишите уравнения возможных реакций, расставьте коэффициенты

10. Составьте формулы комплексных ионов, образуемых катионами Cu2+и Ag+ с молекулами Nh4.

11. Какое соединение образуется на поверхности изделия из меди в атмосферных условиях? Напишите уравнения соответствующих реакций.

12. В чем заключается сходство и различие электронных структур и химических свойств Ме подгруппы меди и щелочных Ме? Дайте необходимые объяснения.

13. С какими из перечисленных веществ взаимодействуют: а) магний; б) медь:

вода, соляная кислота, азотная кислота (разбавленная), гидроксид натрия, нитрат свинца (II), гидросульфат бария.

14. Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций. Для окислительно-восстановительных реакций составьте схемы электронного баланса:

а) Zn(NO3)2 + NaOH → в) CuSO4 + Nh4(изб.) →

б) Zn + h3O + KOH → г) CuJ + h3SO4(конц.) →

15. Как взаимодействует железо с разбавленными и концентрированными растворами соляной, серной и азотной кислот на холоде и при нагревании? Напишите уравнения возможных реакций, расставьте коэффициенты.

16. Напишите уравнения реакций и расставьте коэффициенты:

а) Fe + HCl →→ г) FeCl3 + KJ →

б) FeCl2 + O2 + HCl→ д) FeCl3 + KCN →

в) FeO + CO → е) Fe(NO3)3 + h3o →

17. Приведите уравнения реакций, характеризующие химические свойства оксида железа (II).

18. Напишите уравнения реакций и расставьте коэффициенты:

а) Cr2O3 + HCl → в) CrCl3 + K2CO3 + h3O →

б) Cr2O3 + NaOH(изб.) + h3O → г) Cr(OH)3 + h3SO4 →

19. Сравните кислотно-основные свойства оксидов хрома: CrO, Cr2O3, CrO3. Приведите уравнения соответствующих реакций.

20. Почему в водном растворе соль K2Cr2O7 дает кислую реакцию на индикатор?

21. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты:

а) K2Cr2O7 + SO2 + h3SO4 → Cr2(SO4)3 + А + Б

б) K2Cr2O7 + KBr + h3SO4 → Cr2(SO4)3 + А + Б + В

в) K2Cr2O7 + K2S + h3SO4 → Cr2(SO4)3 + А + Б + В

г) Cr2(SO4)3 + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + А + Б + В

22. Как изменяется характер кислотно-основных свойств кислородных соединений марганца по мере роста степени его окисления? ответ подтвердите уравнениями реакций.

23. Исходя из электронного строения атома марганца, охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства следующих соединений марганца: MnO, MnO2, KMnO4. Приведите уравнения реакций.

24. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты:

а) KMnO4 + KNO2 + h3O → MnO2 + А + Б

б) KMnO4 + h3O2 + h3SO4 → O2 + А + Б + В

в) MnO2 + HCl → MnCl2 + А + Б

25. Напишите уравнения реакций при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

а) Na → NaOH→ Na2CO3→ NaHCO3→ NaCl→ Na→ NaH→ NaOH

б) Ca→ Ca(OH)2 → CaCO3→ Ca(HCO3)2→ CaCO3→ CaC2→ Ca(OH)2

в) Be→Na2 [Be(OH)4] → BeCl2→ Be(OH)2→ Na2 [Be(OH)4] → Be(OH)2

г) Al2O3→ Al→ Al2(SO4)3→ Al(OH)3→ Na3[Al(OH)6] → AlCl3→ Al(NO3)3

д) Cu→ Cu(NO3)2→ CuOHNO3→ Cu(OH)2→ (CuOH)CO3 →CuO→ Cu

е) CrO3→ K2CrO4→ K2Cr2O7→ Cr2(SO4)3→ Cr(OH)3→ K3[Cr(OH)6] → CrCl3

ж) Mn2O7→ KMnO4→ MnO2→ MnCl2→ Mn(OH)2→ MnO→ MnO2

з) ZnO→ Zn(OH)2→K2ZnO2→ Zn(OH)2→ ZnCl2→ Zn→ Na2[Zn(OH)4]

 

Задачи

1. Смесь оксидов магния и бериллия массой 1 г обработали избытком раствора серной кислоты, а затем избытком раствора гидроксида натрия. После окончания реакции образовался 1 г осадка. Определите % состав исходной смеси оксидов Ме.

2. Определите, из какого Ме изготовлена пластина, опущенная в раствор хлорида меди (II), если при выделении на ней 0,2 моль металлической меди пластина стала легче на 0,2 г.

3. Чтобы посеребрить изделие из меди массой 4 г, его опустили в стакан, содержащий 200 г 5% раствора нитрата серебра. После того как изделие вынули из раствора, содержание нитрата серебра в растворе уменьшилось на 2%. Определите массу посеребренного изделия.

4. При электролизе расплава, содержащего 42,0 г боксита, на аноде выделилось 13,44 л СО2 (н.у.). рассчитайте массовую долю Al2O3 в боксите.

5. Сплав алюминия с медью обработан избытком раствора NaOH, а затем избытком HNO3. Напишите уравнения всех протекающих реакций и вычислите массовую долю металлов в сплаве, если известно, что что объемы газов, образовавшихся в реакции, равны.

6. При растворении смеси опилок меди, железа и золота в концентрированной серной кислоте образовалось 3,36 л газа (н.у.) и 11, 4 г не растворившегося осадка. При растворении такой же навески исходной смеси опилок в соляной кислоте выделилось 4,48 л газа (н.у.). определите процентный состав исходной смеси.

7. Смесь нитратов алюминия и хрома (III) массой 11,9 г обработали сначала избытком раствора гидроксида калия, а затем избытком брома. К полученному раствору добавили раствор хлорида бария до полного осаждения 3,8 г хромата бария. Вычислите массовую долю нитрата алюминия в исходной смеси.

8. Сколько граммов нитрата цинка и какой объем 20 % раствора гидроксида натрия (ρ = 1,25 г/мл) потребуется для получения водорода, необходимого для восстановления 6,15 г нитробензола до анилина?

 



infopedia.su

Диаграмма состояния системы хром-медь (Cr-Cu) :: Диаграммы сплавов

Диаграмма состояния Сr—Сu исследована неоднократно. Полученные результаты подтверждают наличие эвтектического равновесия в системе и существование двух твердых растворов на основе Сu и Сr. В сплавах, содержащих от 4 до 45 % (ат.) Сu, имеет место ιмонотектическое равновесие при температуре 1767±8 °С и концентрации18,8 % (ат.) Сu . Область расслоения двух жидкостей Ж1 и Ж2 простирается от 18,8 до 45 % (ат.) Сu в узком интервале температур, верхняя граница которого не превышает 1900 °С. Результаты термодинамического исследования сплавов данной системы свидетельствуют о наличии области несмешиваемости в жидком состоянии. Подтверждается существование двухфазной области Ж + (Сu) в интервале концентраций 42—97 % (ат.) Сr при температуре 1550 °С. Температура эвтектической реакции Ж ↔ (Сu) + (Сr), равная 1076,6 °С, и концентрация Сu в эвтектике, составляет 98,44 % (ат.).

 

Источники:

1. Диаграммы состояния двойных и многокомпонентных систем на основе железа. Банных О. А., Будберг П.Б., Алисова С. П. и др. Металлургия, 1986 г.
2. Двойные и многокомпонентные системы на основе меди. под ред. Шухардина С.В. Наука, 1979 г.
3. Диаграммы состояния двойных металлических систем ред. Лякишева Н.П.Машиностроение, 1996-2000 г.

markmet.ru

Сплав хромовой меди - Chinatungsten Online

Что такое Сплав хромовой меди?

Сплав хромовой меди - это сплавы с высоким содержанием меди, содержащие от 0,6 до 1,2% Cr. Сплав хромовой меди используются для их высокой прочности, коррозионной стойкости и электропроводности. Сплавы из хромовой меди обладают способностью к затвердеванию, что в данном случае означает, что изменение свойств происходит при повышенной температуре из-за осаждения хрома из твердого раствора. Прочность полностью изношенной хромовой меди почти в два раза выше, чем у чистой меди, и ее проводимость остается высокой при 85% IACS, или 85% от чистой меди. Эти высокопрочные сплавы сохраняют свою прочность при повышенных температурах. Коррозионная стойкость Сплав хромовой меди лучше, чем коррозия чистой меди, поскольку хром улучшает химические свойства защитной оксидной пленки. Сплав хромовой меди обладает отличной морозостойкостью и хорошей горячей обрабатываемостью. Он используется в таких применениях, как электроды для сварки резины, сварочные швы, переключающие шестерни, кабельные разъемы, детали автоматического выключателя, пресс-формы, точечные сварочные наконечники и электрические и тепловые проводники, требующие прочности. Сплав хромовой меди обозначены как UNS C18050-C18600, литые сплавы C81400-C81540.

Сплав хромовой меди Свойства

Сплав хромовой меди - это термообработанный медный сплав, обладающий хорошей электропроводностью, устойчивостью к размягчению при повышенных температурах и хорошей прочностью и твердостью. Эта комбинация свойств делает C18200 одним из предпочтительных материалов для электродов с сопротивлением сварке для различных применений. Номинально состоящий из 99,1% меди и 0,9% хрома, этот термообработанный сплав можно довести до его самого мягкого состояния, отжигая его при 1000 ° С (1850 ° F) в течение полутора часов при температуре, а затем быстро гася его в воде. В этом отожженном состоянии сплав является пластичным и легко образуется и имеет электропроводность около 40% МАКО.

Реакция ускорения возраста происходит, поскольку твердая растворимость хрома в меди уменьшается с понижением температуры. Структура медленно охлажденной хромовой меди представляет собой двухфазную смесь хрома и альфа-меди. Превосходные механические свойства достигаются быстрым охлаждением Сплав хромовой меди от температуры отжига, поэтому хром остается в пересыщенном твердом растворе с медью. Вследствие старения, когда хром осаждается из твердого раствора, образуя очень мелкую дисперсию осадков в матрице. Микроструктура закаленного или быстро охлажденного Сплав хромовой меди похожа на микроструктуру нелегированной меди. Быстрое охлаждение предотвращает осаждение хрома из твердого раствора, поэтому полученная литая структура состоит из однофазной альфа-медной структуры. Первым материалом для затвердевания является чистая медь, а затем эвтектическая смесь альфа и хрома. Эвтектический материал альфа и хрома образует пластинчатую структуру в междендритных областях. Микроструктура кованого сплава состоит из приравненных двойных зерен альфа-медного твердого раствора. Обычно это позволяет быстро охлаждать, чтобы хром оставался в твердом растворе альфа-меди. Обработка отпуска позволяет хрому осаждаться из раствора, образуя дисперсию хромовых осадков по всей матрице. Осаждение хрома или осаждение твердения может быть очень тонким и может быть не видно при малых увеличениях.

Сплав хромовой меди Приложения

Сварные сварочные электроды, шнековые сварочные диски, электрические переключатели, держатели электродов, кабельные разъемы, токовые несущие рычаги и валы, части автоматического выключателя, дугогасительные и мостовые детали, стержни со стороны сетки в электронных трубах, пресс-формы, точечные сварочные наконечники, Электроды, электрические и тепловые проводники, требующие большей прочности, чем медь, контакты переключателя.

ПРИМЕЧАНИЕ. Размер файла Большего и Крупного изображения микрографов существенно больше, чем показанный миниатюру. Изображения большего размера варьируются от 11K до 120K в зависимости от изображения. Наибольший размер изображения варьируется от 125 до почти 500 тыс.

Любой ответ или спрос на изделия из вольфрама сплава меди, обратитесь к нам: Эл. адрес: [email protected] Телефон: +86 592 512 9696 ; +86 592 512 9595 факс.: +86 592 512 9797

Больше информации：  Вольфрамовая медь   Вольфрамовый медный сплав

www.tungsten-copper.com

---

Смотрите также

• 
  Хром кресло
• 
  Хром клуб
• 
  Хром куки
• 
  Куки хром
• Хрома элемент
• 
  Хром кнопка
• 
  Хром кнопка
• 
  Окна хром
• 
  Хром реклама
• 
  Реклама хром
• 
  Гексакарбонил хрома