Цинк плюс кислород


Цинк + кислород

Схеме цинк + кислород соответствует уравнение реакции

   

В ходе взаимодействия образуется бинарное соединение – оксид цинка. Реакция протекает при нагревании (температура должна быть выше 225 градусов по Цельсию) и относится к ОВ, поскольку Znи Oизменяют свои степени окисления: повышают и понижают, соответственно. Специфика плавления полимеров заключается, во-первых, в том, что фазовый переход наблюдается в достаточно широком (до полутора-двух десятков градусов) интервале температур. Температуру плавления обычно оценивают как температуру, соответствующую середине интервала плавления. Очевидно, что для полимеров экспериментально измеренная температура плавления не является строгой характеристикой, как для низкомолекулярных кристаллических тел. Во-вторых: кристаллизация и плавление полимеров имеют ярко выраженный релаксационный характер, и для одного и того же образца экспериментальное значение температуры плавления зависит от методов и режимов ее определения. Например, данные дилатометрии и дифференциальной сканирующей калориметрии могут довольно сильно различаться. При использовании какого-либо метода экспериментальная температура плавления зависит от условий проведения теста, в первую очередь от скорости нагрева.

В связи с этим табличные величины температур плавления полимеров определяют, используя строго стандартные процедуры.

ru.solverbook.com

Цинк — общая характеристика элемента, химические свойства цинка и его соединений

Цинк — элемент побочной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 30. Обозначается символом Zn (лат. Zincum). Простое вещество цинк при нормальных условиях — хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка).

В четвертом периоде цинк является последним d-элементом, его валентные электроны 3d104s2. В образовании химических связей участвуют только электроны внешнего энергетического уровня, поскольку конфигурация d10 является очень устойчивой. В соединениях для цинка характерна степень окисления +2.

Цинк – химически активный металл, обладает выраженными восстановительными свойствами, по активности уступает щелочно-земельным металлам. Проявляет амфотерные свойства.

Взаимодействие цинка с неметаллами При сильном нагревании на воздухе сгорает ярким голубоватым пламенем с образованием оксида цинка:

2Zn + O2 → 2ZnO.

При поджигании энергично реагирует с серой: Zn + S → ZnS.

С галогенами реагирует при обычных условиях в присутствии паров воды в качестве катализатора: Zn + Cl2 → ZnCl2.

При действии паров фосфора на цинк образуются фосфиды: Zn + 2P → ZnP2 или 3Zn + 2P → Zn3P2.

С водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом цинк не взаимодействует.

Взаимодействие цинка с водой Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:

Zn + h3O → ZnO + h3.

Взаимодействие цинка с кислотами В электрохимическом ряду напряжений металлов цинк находится до водорода и вытесняет его из неокисляющих кислот:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + h3;

Zn + h3SO4 → ZnSO4 + h3.

Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой, образуя нитрат цинка и нитрат аммония: 4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + Nh5NO3 + 3h3O.

Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами с образованием соли цинка и продуктов восстановления кислот: Zn + 2h3SO4 → ZnSO4 + SO2 + 2h3O; Zn + 4HNO3 → Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2h3O

Взаимодействие цинка со щелочами Реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов:

Zn + 2NaOH + 2h3O → Na2[Zn(OH)4] + h3

при сплавлении образует цинкаты: Zn + 2KOH → K2ZnO2 + h3.

Взаимодействие с аммиаком С газообразным аммиаком при 550–600°С образует нитрид цинка:

3Zn + 2Nh4 → Zn3N2 + 3h3;

растворяется в водном растворе аммиака, образуя гидроксид тетраамминцинка:

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

Взаимодействие цинка 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.

Оксид цинка (II) ZnO – белые кристаллы, при нагревании приобретают желтую окраску. Плотность 5,7 г/см3, температура возгонки 1800°С. При температуре выше 1000°С восстанавливается до металлического цинка углеродом, угарным газом и водородом: ZnO + C → Zn + CO;

ZnO + CO → Zn + CO2;

ZnO + h3 → 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 → CoZnO2.

При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом: 2ZnO + SiO2 → Zn2SiO4, ZnO + B2O3 → Zn(BO2)2.

Гидроксид цинка (II) Zn(OH)2 – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество. Плотность 3,05 г/см3, 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];

также легко растворяется в водном растворе аммиака с образованием гидроксида тетраамминцинка: Zn(OH)2 + 4Nh4 → [Zn(Nh4)4](OH)2.

Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами: ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2 + 2NaCl.

himege.ru

Реакция цинка с кислородом

Реакция цинка с кислородом приводит к образованию бинарного соединения – оксида цинка. Взаимодействие протекает при нагревании (температура должна быть выше 225 градусов по Цельсию). Реакция является ОВ, поскольку Znи Oизменяют свои степени окисления: повышают и понижают, соответственно.

   

Большинство синтетических полимеров являются полидисперсными, т.е. состоят из макромолекул разной молекулярной массы. Причины этого заключаются в особенности синтеза макромолекул и (или) механические, термические, химические и другие воздействия на полимер в процессе его переработки и эксплуатации. Биологические полимеры чаще всего монодисперсны, но в процессе их выделения может происходить частичная деструкция основной цепи, в результате чего они также становятся неоднородными по молекулярным массам. При исследовании полимеров часто возникает необходимость разделения образцов на более однородные по молекулярной массе части – фракции. Процесса разделения полимера на фракции носит название фракционироавния. Различают два типа фракционирования: препаративное, при котором из полидисперсного образца выделяют отдельные фракции, свойства которых могут быть изучены впоследствии: аналитическое, при котором получают кривую распределения по молекулярным массам без выделения отдельных функций.

ru.solverbook.com

Zn + CO2 = ? уравнение реакции

Реакция взаимодействия между цинком и диоксидом углерода (Zn + CO2 = ?) протекает при нагревании и приводит к образованию оксидов цинка и углерода (II). Степень окисления цинка повышается, а углерода понижается.

   

   

Учитывая отношение чисел электронов, принятых при восстановлении углерода и отданных при окислении цинка (равно 2:1), запишем уравнение в молекулярной форме с расставленными стехиометрическими коэффициентами:

   

Цинк – голубовато-серебристый металл. При комнатной температуре он довольно хрупок, но при он хорошо гнется и прокатывается в листы. При нагревании выше цинк становится очень хрупким. На воздухе он покрывается тонким слоем оксида или основного карбоната, предохраняющим его от дальнейшего окисления. Вода почти не действует на цинк. Цинк проявляет амфотерные свойства; реагирует с кислотами, щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с кислородом, галогенами, халькогенами, нитратами металлов в щелочной среде.

Применение цинка очень разнообразно. Значительная часть его идет для нанесения покрытий на железные и стальные изделия, предназначенные для работы в атмосферных условиях или в воде. Широкое промышленное использование имеют сплавы цинка с алюминием, медью и магнием. Значительное количество цинка расходуется для изготовления гальванических элементов.

ru.solverbook.com

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

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:

2Fe + 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

Сульфид цинка + кислород

Реакция сульфид цинка + кислород протекает медленно, при условии, что первое вещество влажное и приводит к образованию средней соли – сульфат цинка. Уравнение взаимодействия имеет вид:

   

Хроматография позволяет не только разделять компоненты смеси, но и определять ее качественный и количественный составы, поскольку положение хроматографического пика на хроматограмме (удерживаемый объем, время удерживания) для данной хроматографической системы характеризует природу вещества, а площадь, ограниченная этой кривой и нулевой линией детектора (хроматографический пик) пропорциональна количеству данного вещества, прошедшего через детектор. Идентификация хроматографическими методами — это прежде всего идентификация по параметрам удерживания, которые характеризуются хорошей воспроизводимостью, относительные стандартные отклонения не превышают 0,02. Совпадение величин удерживания неизвестного и стандартного соединений свидетельствует о том, что эти соединения могут быть идентичными. Если различные вещества имеют одинаковое время удерживания, то для большей достоверности идентификации сравнение хроматографических параметров известного и неизвестного веществ проводят в сильно различающихся условиях. Например, получают данные об их хроматографическом поведении на колонках с различными неподвижными фазами. Если хроматографическое поведение стандартного и неизвестного веществ в таких случаях идентично, то достоверность идентификации возрастает до 99%.

ru.solverbook.com


Смотрите также