Tâche n°1
Le sodium a été chauffé dans une atmosphère d'hydrogène. Lorsque de l’eau a été ajoutée à la substance résultante, un dégagement de gaz et la formation d’une solution claire ont été observés. Du gaz brun a été passé à travers cette solution, obtenue grâce à l'interaction du cuivre avec une solution concentrée d'acide nitrique. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.
1) Lorsque le sodium est chauffé dans une atmosphère d'hydrogène (T = 250-400 o C), de l'hydrure de sodium se forme :
2Na + H2 = 2NaH
2) Lorsque de l'eau est ajoutée à l'hydrure de sodium, un NaOH alcalin se forme et de l'hydrogène est libéré :
NaH + H 2 O = NaOH + H 2
3) Lorsque le cuivre réagit avec une solution concentrée d'acide nitrique, un gaz brun est libéré - NO 2 :
Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
4) Lorsque le gaz brun NO 2 traverse une solution alcaline, une réaction de dismutation se produit - l'azote N +4 est simultanément oxydé et réduit en N +5 et N +3 :
2NaOH + 2NO2 = NaNO3 + NaNO2 + H2O
(réaction de dismutation 2N +4 → N +5 + N +3).
Tâche n°2
Le tartre de fer a été dissous dans de l'acide nitrique concentré. Une solution d'hydroxyde de sodium a été ajoutée à la solution résultante. Le précipité résultant a été séparé et calciné. Le résidu solide résultant a été fondu avec du fer. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.
La formule du tartre de fer est Fe 3 O 4.
Lorsque le tartre de fer interagit avec l'acide nitrique concentré, du nitrate de fer se forme et de l'oxyde d'azote NO 2 est libéré :
Fe 3 O 4 + 10HNO 3 (conc.) → 3Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O
Lorsque le nitrate de fer réagit avec l'hydroxyde de sodium, un précipité est libéré - l'hydroxyde de fer (III) :
Fe(NO 3) 3 + 3NaOH → Fe(OH) 3 ↓ + 3NaNO 3
Fe(OH) 3 est un hydroxyde amphotère, insoluble dans l'eau, se décompose lorsqu'il est chauffé en oxyde de fer (III) et en eau :
2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O
Lorsque l’oxyde de fer (III) fusionne avec le fer, de l’oxyde de fer (II) se forme :
Fe 2 O 3 + Fe → 3FeO
Tâche n°3
Le sodium était brûlé dans l'air. La substance résultante a été traitée avec du chlorure d'hydrogène lorsqu'elle était chauffée. La substance simple jaune-vert résultante, lorsqu'elle est chauffée, réagit avec l'oxyde de chrome (III) en présence d'hydroxyde de potassium. Lorsqu'une solution de l'un des sels résultants a été traitée avec du chlorure de baryum, un précipité jaune s'est formé. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.
1) Lorsque le sodium est brûlé dans l’air, du peroxyde de sodium se forme :
2Na + O 2 → Na 2 O 2
2) Lorsque le peroxyde de sodium réagit avec le chlorure d'hydrogène lorsqu'il est chauffé, du gaz Cl 2 est libéré :
Na 2 O 2 + 4HCl → 2NaCl + Cl 2 + 2H 2 O
3) Dans un environnement alcalin, le chlore réagit lorsqu'il est chauffé avec l'oxyde de chrome amphotère pour former du chromate et du chlorure de potassium :
Cr 2 O 3 + 3Cl 2 + 10KOH → 2K 2 CrO 4 + 6KCl + 5H 2 O
2Cr +3 -6e → 2Cr +6 | . 3 - oxydation
Cl 2 + 2e → 2Cl - | . 1 - récupération
4) Un précipité jaune (BaCrO 4) est formé par l'interaction du chromate de potassium et du chlorure de baryum :
K 2 CrO 4 + BaCl 2 → BaCrO 4 ↓ + 2KCl
Tâche n°4
Le zinc est complètement dissous dans une solution concentrée d'hydroxyde de potassium. La solution claire résultante a été évaporée puis calcinée. Le résidu solide a été dissous dans la quantité requise d'acide chlorhydrique. Du sulfure d'ammonium a été ajouté à la solution claire résultante et la formation d'un précipité blanc a été observée. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.
1) Le zinc réagit avec l'hydroxyde de potassium pour former du tétrahydroxocinate de potassium (Al et Be se comportent de manière similaire) :
2) Après calcination, le tétrahydroxozincate de potassium perd de l'eau et se transforme en zincate de potassium :
3) Le zincate de potassium, lorsqu'il réagit avec l'acide chlorhydrique, forme du chlorure de zinc, du chlorure de potassium et de l'eau :
4) Le chlorure de zinc, suite à une interaction avec le sulfure d'ammonium, se transforme en sulfure de zinc insoluble - un précipité blanc :
Tâche n°5
L'acide iodhydrique a été neutralisé avec du bicarbonate de potassium. Le sel résultant a réagi avec une solution contenant du bichromate de potassium et de l'acide sulfurique. Lorsque la substance simple résultante a réagi avec l’aluminium, un sel a été obtenu. Ce sel a été dissous dans l'eau et mélangé à une solution de sulfure de potassium, entraînant la formation d'un précipité et le dégagement de gaz. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.
1) L'acide iodhydrique est neutralisé par le sel acide de l'acide carbonique faible, entraînant la libération de dioxyde de carbone et la formation de NaCl :
HI + KHCO 3 → KI + CO 2 + H 2 O
2) L'iodure de potassium entre dans une réaction redox avec le bichromate de potassium dans un environnement acide, tandis que Cr +6 est réduit en Cr +3, I - est oxydé en I 2 moléculaire, ce qui précipite :
6KI + K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 4K 2 SO 4 + 3I 2 ↓ + 7H 2 O
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │ 1
2I − -2e → I 2 │ 3
3) Lorsque l'iode moléculaire réagit avec l'aluminium, de l'iodure d'aluminium se forme :
2Al + 3I 2 → 2AlI 3
4) Lorsque l'iodure d'aluminium réagit avec une solution de sulfure de potassium, Al(OH) 3 précipite et H 2 S est libéré. La formation d'Al 2 S 3 ne se produit pas en raison de l'hydrolyse complète du sel dans une solution aqueuse :
2AlI 3 + 3K 2 S + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 6KI + 3H 2 S
Tâche n°6
Le carbure d'aluminium est complètement dissous dans l'acide bromhydrique. Une solution de sulfite de potassium a été ajoutée à la solution résultante, et la formation d'un précipité blanc et le dégagement d'un gaz incolore ont été observés. Le gaz a été absorbé par une solution de bichromate de potassium en présence d'acide sulfurique. Le sel de chrome résultant a été isolé et ajouté à la solution de nitrate de baryum, et la formation d'un précipité a été observée. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.
1) Lorsque le carbure d'aluminium est dissous dans l'acide bromhydrique, un sel se forme - le bromure d'aluminium, et du méthane est libéré :
Al 4 C 3 + 12HBr → 4AlBr 3 + 3CH 4
2) Lorsque le bromure d'aluminium réagit avec une solution de sulfite de potassium, Al(OH) 3 précipite et du dioxyde de soufre est libéré - SO 2 :
2AlBr 3 + 3K 2 SO 3 + 3H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 6KBr + 3SO 2
3) En faisant passer du dioxyde de soufre dans une solution acidifiée de bichromate de potassium, Cr +6 est réduit en Cr +3, S +4 est oxydé en S +6 :
3SO 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │ 1
S +4 -2e → S +6 │ 3
4) Lorsque le sulfate de chrome (III) réagit avec une solution de nitrate de baryum, du nitrate de chrome (III) se forme et le sulfate de baryum blanc précipite :
Cr 2 (SO 4) 3 + 3Ba(NO 3) 2 → 3BaSO 4 ↓ + 2Cr(NO 3) 3
Tâche n°7
De la poudre d'aluminium a été ajoutée à la solution d'hydroxyde de sodium. L'excès de dioxyde de carbone a traversé la solution de la substance résultante. Le précipité formé est séparé et calciné. Le produit résultant a été fusionné avec du carbonate de sodium. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.
1) L'aluminium, ainsi que le béryllium et le zinc, sont capables de réagir à la fois avec des solutions aqueuses d'alcalis et d'alcalis anhydres lors de la fusion. Lorsque l'aluminium est traité avec une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium, du tétrahydroxyaluminate de sodium et de l'hydrogène se forment :
2) Lorsque le dioxyde de carbone traverse une solution aqueuse de tétrahydroxoaluminate de sodium, l’hydroxyde d’aluminium cristallin précipite. Puisque, selon la condition, un excès de dioxyde de carbone traverse la solution, ce n'est pas du carbonate qui se forme, mais du bicarbonate de sodium :
Na + CO 2 → Al(OH) 3 ↓ + NaHCO 3
3) L'hydroxyde d'aluminium est un hydroxyde métallique insoluble, par conséquent, lorsqu'il est chauffé, il se décompose en oxyde métallique correspondant et en eau :
4) L'oxyde d'aluminium, qui est un oxyde amphotère, lorsqu'il est fusionné avec des carbonates, en déplace le dioxyde de carbone pour former des aluminates (à ne pas confondre avec les tétrahydroxoaluminates !) :
Tâche n°8
L'aluminium a réagi avec une solution d'hydroxyde de sodium. Le gaz libéré a été passé sur de la poudre d'oxyde de cuivre (II) chauffée. La substance simple résultante a été dissoute par chauffage dans de l’acide sulfurique concentré. Le sel résultant a été isolé et ajouté à la solution d'iodure de potassium. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.
1) L'aluminium (également le béryllium et le zinc) réagit à la fois avec les solutions aqueuses d'alcalis et d'alcalis anhydres lorsqu'il est fondu. Lorsque l'aluminium est traité avec une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium, du tétrahydroxyaluminate de sodium et de l'hydrogène se forment :
2NaOH + 2Al + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
2) Lorsqu'on fait passer de l'hydrogène sur de la poudre d'oxyde de cuivre (II) chauffée, Cu +2 est réduit en Cu 0 : la couleur de la poudre passe du noir (CuO) au rouge (Cu) :
3) Le cuivre se dissout dans l’acide sulfurique concentré pour former du sulfate de cuivre (II). De plus, du dioxyde de soufre est libéré :
4) Lorsque du sulfate de cuivre est ajouté à une solution d'iodure de potassium, une réaction d'oxydo-réduction se produit : Cu +2 est réduit en Cu +1, I - est oxydé en I2 (l'iode moléculaire précipite) :
CuSO 4 + 4KI → 2CuI + 2K 2 SO 4 + I 2 ↓
Tâche n°9
Nous avons réalisé l'électrolyse d'une solution de chlorure de sodium. Du chlorure de fer (III) a été ajouté à la solution résultante. Le précipité formé est filtré et calciné. Le résidu solide a été dissous dans de l'acide iodhydrique. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.
1) Électrolyse d'une solution de chlorure de sodium :
Cathode : 2H 2 O + 2e → H 2 + 2OH −
Anode : 2Cl − − 2e → Cl 2
Ainsi, à la suite de son électrolyse, du H 2 et du Cl 2 gazeux sont libérés d'une solution de chlorure de sodium, et les ions Na + et OH − restent dans la solution. En général, l'équation s'écrit comme suit :
2H 2 O + 2NaCl → H 2 + 2NaOH + Cl 2
2) Lorsque du chlorure de fer (III) est ajouté à une solution alcaline, une réaction d'échange se produit, à la suite de laquelle Fe(OH) 3 précipite :
3NaOH + FeCl 3 → Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl
3) Lorsque l'hydroxyde de fer (III) est calciné, de l'oxyde de fer (III) et de l'eau se forment :
4) Lorsque l'oxyde de fer (III) est dissous dans l'acide iodhydrique, FeI 2 se forme, tandis que I 2 précipite :
Fe 2 O 3 + 6HI → 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O
2Fe +3 + 2e → 2Fe +2 │1
2I − − 2e → I 2 │1
Tâche n°10
Le chlorate de potassium a été chauffé en présence d'un catalyseur et un gaz incolore s'est dégagé. L'oxyde de fer était produit en brûlant du fer dans une atmosphère contenant ce gaz. Il a été dissous dans un excès d'acide chlorhydrique. A la solution résultante, on a ajouté une solution contenant du dichromate de sodium et de l'acide chlorhydrique.
1) Lorsque le chlorate de potassium est chauffé en présence d'un catalyseur (MnO 2, Fe 2 O 3, CuO, etc.), du chlorure de potassium se forme et de l'oxygène est libéré :
2) Lorsque le fer est brûlé dans une atmosphère d'oxygène, il se forme du tartre de fer dont la formule est Fe 3 O 4 (le tartre de fer est un oxyde mixte de Fe 2 O 3 et FeO) :
3) Lorsque le tartre de fer est dissous dans un excès d'acide chlorhydrique, un mélange de chlorures de fer (II) et (III) se forme :
4) En présence d'un agent oxydant fort - le bichromate de sodium, Fe +2 est oxydé en Fe +3 :
6FeCl 2 + Na 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 6FeCl 3 + 2CrCl 3 + 2NaCl + 7H 2 O
Fe +2 – 1e → Fe +3 │6
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1
Tâche n°11
L'ammoniac passait à travers l'acide bromhydrique. Une solution de nitrate d'argent a été ajoutée à la solution résultante. Le précipité formé a été séparé et chauffé avec de la poudre de zinc. Le métal formé lors de la réaction a été exposé à une solution concentrée d'acide sulfurique, qui a libéré un gaz à l'odeur âcre. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.
1) Lorsque l'ammoniac passe à travers l'acide bromhydrique, du bromure d'ammonium se forme (réaction de neutralisation) :
NH 3 + HBr → NH 4 Br
2) Lorsque des solutions de bromure d'ammonium et de nitrate d'argent sont combinées, une réaction d'échange se produit entre les deux sels, entraînant la formation d'un précipité jaune clair - le bromure d'argent :
NH 4 Br + AgNO 3 → AgBr↓ + NH 4 NO 3
3) Lorsque le bromure d'argent est chauffé avec de la poudre de zinc, une réaction de substitution se produit - de l'argent est libéré :
2AgBr + Zn → 2Ag + ZnBr2
4) Lorsque l'acide sulfurique concentré agit sur le métal, du sulfate d'argent se forme et un gaz à l'odeur désagréable est libéré - le dioxyde de soufre :
2Ag + 2H 2 SO 4 (conc.) → Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O
2Ag 0 – 2e → 2Ag + │1
S +6 + 2e → S +4 │1
Tâche n°12
9С278С
L'oxyde de chrome (VI) a réagi avec l'hydroxyde de potassium. La substance résultante a été traitée avec de l'acide sulfurique et un sel orange a été isolé de la solution résultante. Ce sel a été traité avec de l'acide bromhydrique. La substance simple résultante a réagi avec le sulfure d’hydrogène. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.
1) L'oxyde de chrome (VI) CrO 3 est un oxyde acide, il réagit donc avec les alcalis pour former un sel - chromate de potassium :
CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O
2) Le chromate de potassium dans un environnement acide est converti sans changer l'état d'oxydation du chrome en dichromate K 2 Cr 2 O 7 - un sel orange :
2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O
3) Lors du traitement du dichromate de potassium avec de l'acide bromhydrique, Cr +6 est réduit à Cr +3 et du brome moléculaire est libéré :
K 2 Cr 2 O 7 + 14HBr → 2CrBr 3 + 2KBr + 3Br 2 + 7H 2 O
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1
2Br − − 2e → Br 2 │3
4) Le brome, en tant qu'agent oxydant plus puissant, déplace le soufre de son composé hydrogène :
Br2 + H2S → 2HBr + S↓
Tâche n°13
La poudre de magnésium a été chauffée dans une atmosphère d'azote. Lorsque la substance résultante interagit avec l’eau, un gaz est libéré. Le gaz a traversé une solution aqueuse de sulfate de chrome (III), ce qui a entraîné la formation d'un précipité gris. Le précipité a été séparé et traité par chauffage avec une solution contenant du peroxyde d'hydrogène et de l'hydroxyde de potassium. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.
1) Lorsque la poudre de magnésium est chauffée dans une atmosphère d'azote, du nitrure de magnésium se forme :
2) Le nitrure de magnésium est complètement hydrolysé pour former de l'hydroxyde de magnésium et de l'ammoniac :
Mg 3 N 2 + 6H 2 O → 3Mg(OH) 2 ↓ + 2NH 3
3) L'ammoniac a des propriétés basiques dues à la présence d'une seule paire d'électrons sur l'atome d'azote et, en tant que base, entre dans une réaction d'échange avec le sulfate de chrome (III), à la suite de quoi un précipité gris est libéré - Cr( OH) 3 :
6NH3. H 2 O + Cr 2 (SO 4) 3 → 2Cr(OH) 3 ↓ + 3(NH 4) 2 SO 4
4) Le peroxyde d'hydrogène en milieu alcalin oxyde le Cr +3 en Cr +6, entraînant la formation de chromate de potassium :
2Cr(OH) 3 + 3H 2 O 2 + 4KOH → 2K 2 CrO 4 + 8H 2 O
Cr +3 -3e → Cr +6 │2
2O − + 2e → 2O -2 │3
Tâche n°14
Lorsque l’oxyde d’aluminium réagit avec l’acide nitrique, un sel se forme. Le sel a été séché et calciné. Le résidu solide formé lors de la calcination a été soumis à une électrolyse dans de la cryolithe fondue. Le métal obtenu par électrolyse a été chauffé avec une solution concentrée contenant du nitrate de potassium et de l'hydroxyde de potassium, et un gaz à l'odeur âcre s'est dégagé. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.
1) Lorsque l'Al 2 O 3 amphotère interagit avec l'acide nitrique, un sel se forme - le nitrate d'aluminium (réaction d'échange) :
Al 2 O 3 + 6HNO 3 → 2Al(NO 3) 3 + 3H 2 O
2) Lorsque le nitrate d'aluminium est calciné, de l'oxyde d'aluminium se forme et du dioxyde d'azote et de l'oxygène sont également libérés (l'aluminium appartient au groupe de métaux (dans la série d'activités allant des alcalino-terreux au Cu inclus), dont les nitrates se décomposent en oxydes métalliques , NO 2 et O 2) :
3) L'aluminium métallique se forme lors de l'électrolyse d'Al 2 O 3 dans la cryolite fondue Na 2 AlF 6 à 960-970 o C.
Schéma d'électrolyse Al 2 O 3 :
La dissociation de l'oxyde d'aluminium se produit dans la masse fondue :
Al 2 O 3 → Al 3+ + AlO 3 3-
K(-) : Al 3+ + 3e → Al 0
A(+) : 4AlO 3 3- − 12e → 2Al 2 O 3 + 3O 2
Équation globale du processus :
L'aluminium liquide s'accumule au fond de l'électrolyseur.
4) Lorsque l'aluminium est traité avec une solution alcaline concentrée contenant du nitrate de potassium, de l'ammoniac est libéré et du tétrahydroxyaluminate de potassium se forme également (milieu alcalin) :
8Al + 5KOH + 3KNO3 + 18H2O → 3NH3 + 8K
Al 0 – 3e → Al +3 │8
N +5 + 8e → N-3 │3
Tâche n°15
8AAA8C
Une partie du sulfure de fer (II) a été divisée en deux parties. L’un d’eux a été traité à l’acide chlorhydrique et l’autre a été tiré à l’air. Lorsque les gaz libérés interagissent, une simple substance jaune se forme. La substance résultante a été chauffée avec de l’acide nitrique concentré et un gaz brun a été libéré. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.
1) Lorsque le sulfure de fer (II) est traité avec de l'acide chlorhydrique, du chlorure de fer (II) se forme et du sulfure d'hydrogène est libéré (réaction d'échange) :
FeS + 2HCl → FeCl 2 + H 2 S
2) Lors de la combustion du sulfure de fer (II), le fer est oxydé jusqu'à l'état d'oxydation +3 (Fe 2 O 3 se forme) et du dioxyde de soufre est libéré :
3) Lorsque deux composés soufrés SO 2 et H 2 S interagissent, une réaction d'oxydo-réduction (coproportionation) se produit, à la suite de laquelle du soufre est libéré :
2H 2 S + SO 2 → 3S↓ + 2H 2 O
S -2 – 2e → S0 │2
S +4 + 4e → S0 │1
4) Lorsque le soufre est chauffé avec de l'acide nitrique concentré, de l'acide sulfurique et du dioxyde d'azote se forment (réaction redox) :
S + 6HNO 3 (conc.) → H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
S 0 – 6e → S +6 │1
N +5 + e → N +4 │6
Tâche n°16
Le gaz obtenu en traitant le nitrure de calcium avec de l'eau a été passé sur de la poudre d'oxyde de cuivre (II) chaude. Le solide résultant a été dissous dans de l'acide nitrique concentré, la solution a été évaporée et le résidu solide résultant a été calciné. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.
1) Le nitrure de calcium réagit avec l’eau pour former un alcali et de l’ammoniac :
Ca 3 N 2 + 6H 2 O → 3Ca(OH) 2 + 2NH 3
2) En faisant passer de l'ammoniac sur une poudre chaude d'oxyde de cuivre (II), le cuivre contenu dans l'oxyde est réduit en métal et de l'azote est libéré (l'hydrogène, le charbon, le monoxyde de carbone, etc. sont également utilisés comme agents réducteurs) :
Cu +2 + 2e → Cu 0 │3
2N -3 – 6e → N2 0 │1
3) Le cuivre, situé dans la série d'activités métalliques après l'hydrogène, réagit avec l'acide nitrique concentré pour former du nitrate de cuivre et du dioxyde d'azote :
Cu + 4HNO 3(conc.) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Cu 0 - 2e → Cu +2 │1
N +5 +e → N +4 │2
4) Lorsque le nitrate de cuivre est calciné, de l'oxyde de cuivre se forme et du dioxyde d'azote et de l'oxygène sont également libérés (le cuivre appartient au groupe de métaux (dans la série d'activités allant des alcalino-terreux au Cu inclus), dont les nitrates se décomposent en oxydes métalliques , NO 2 et O 2) :
Tâche n°17
Le silicium a été brûlé dans une atmosphère de chlore. Le chlorure résultant a été traité avec de l'eau. Le précipité dégagé est calciné. Puis fusionné avec du phosphate de calcium et du charbon. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.
1) La réaction entre le silicium et le chlore se produit à une température de 340-420 o C dans un flux d'argon avec formation de chlorure de silicium (IV) :
2) Le chlorure de silicium (IV) est complètement hydrolysé, entraînant la formation d'acide chlorhydrique, et l'acide silicique précipite :
SiCl 4 + 3H 2 O → H 2 SiO 3 ↓ + 4HCl
3) Lorsqu'il est calciné, l'acide silicique se décompose en oxyde de silicium (IV) et en eau :
4) Lorsque le dioxyde de silicium est fusionné avec du charbon et du phosphate de calcium, une réaction d'oxydo-réduction se produit, entraînant la formation de silicate de calcium, de phosphore et la libération de monoxyde de carbone :
C 0 − 2e → C +2 │10
4P +5 +20e → P4 0 │1
Tâche n°18
Note! Ce format de tâches est obsolète, mais néanmoins les tâches de ce type méritent attention, car elles nécessitent en fait d'écrire les mêmes équations que celles que l'on retrouve dans les KIM de l'examen d'État unifié du nouveau format.
Les substances suivantes sont indiquées : fer, tartre de fer, acide chlorhydrique dilué et acide nitrique concentré. Écrivez des équations pour quatre réactions possibles entre toutes les substances proposées, sans répéter les paires de réactifs.
1) L'acide chlorhydrique réagit avec le fer, l'oxyde jusqu'à l'état d'oxydation +2, et de l'hydrogène est libéré (réaction de substitution) :
Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2
2) L'acide nitrique concentré passive le fer (c'est-à-dire qu'un solide film d'oxyde protecteur se forme à sa surface), cependant, sous l'influence d'une température élevée, le fer est oxydé par l'acide nitrique concentré jusqu'à l'état d'oxydation +3 :
3) La formule du tartre de fer est Fe 3 O 4 (un mélange d'oxydes de fer FeO et Fe 2 O 3). Fe 3 O 4 entre dans une réaction d'échange avec l'acide chlorhydrique, ce qui donne un mélange de deux chlorures de fer (II) et (III) :
Fe 3 O 4 + 8HCl → 2FeCl 3 + FeCl 2 + 4H 2 O
4) De plus, le tartre de fer entre dans une réaction redox avec l'acide nitrique concentré et le Fe +2 qu'il contient est oxydé en Fe +3 :
Fe 3 O 4 + 10HNO 3 (conc.) → 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O
5) La calamine de fer et le fer, lorsqu'ils sont frittés, entrent dans une réaction de proportionnalité (le même élément chimique agit comme un agent oxydant et un agent réducteur) :
Tâche n°19
Les substances suivantes sont données : phosphore, chlore, solutions aqueuses d'acide sulfurique et d'hydroxyde de potassium. Écrivez des équations pour quatre réactions possibles entre toutes les substances proposées, sans répéter les paires de réactifs.
1) Le chlore est un gaz toxique à haute activité chimique et réagit particulièrement vigoureusement avec le phosphore rouge. Dans une atmosphère de chlore, le phosphore s'enflamme spontanément et brûle avec une faible flamme verdâtre. Selon le rapport des réactifs, on peut obtenir du chlorure de phosphore (III) ou du chlorure de phosphore (V) :
2P (rouge) + 3Cl 2 → 2PCl 3
2P (rouge) + 5Cl 2 → 2PCl 5
Cl 2 + 2KOH → KCl + KClO + H 2 O
Si le chlore passe à travers une solution alcaline concentrée chaude, le chlore moléculaire est disproportionné en Cl +5 et Cl -1, entraînant respectivement la formation de chlorate et de chlorure :
3) À la suite de l'interaction de solutions aqueuses d'alcali et d'acide sulfurique, un sel acide ou moyen d'acide sulfurique se forme (en fonction de la concentration des réactifs) :
KOH + H 2 SO 4 → KHSO 4 + H 2 O
2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O (réaction de neutralisation)
4) Des agents oxydants forts tels que l’acide sulfurique convertissent le phosphore en acide phosphorique :
2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O
Tâche n°20
Les substances indiquées sont : l'oxyde nitrique (IV), le cuivre, une solution d'hydroxyde de potassium et l'acide sulfurique concentré. Écrivez des équations pour quatre réactions possibles entre toutes les substances proposées, sans répéter les paires de réactifs.
1) Le cuivre, situé dans la série d'activités métalliques à droite de l'hydrogène, est capable d'être oxydé par des acides oxydants forts (H 2 SO 4 (conc.), HNO 3, etc.) :
Cu + 2H 2 SO 4 (conc.) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
2) À la suite de l'interaction d'une solution de KOH avec de l'acide sulfurique concentré, un sel d'acide se forme - l'hydrogénosulfate de potassium :
KOH + H 2 SO 4 (conc.) → KHSO 4 + H 2 O
3) Lors du passage du gaz brun, NO 2 N +4 est disproportionné en N +5 et N +3, entraînant respectivement la formation de nitrate et de nitrite de potassium :
2NO 2 + 2KOH → KNO 3 + KNO 2 + H 2 O
4) Lorsque du gaz brun traverse une solution concentrée d'acide sulfurique, N +4 est oxydé en N +5 et du dioxyde de soufre est libéré :
2NO 2 + H 2 SO 4 (conc.) → 2HNO 3 + SO 2
Tâche n°21
Les substances suivantes sont données : chlore, hydrosulfure de sodium, hydroxyde de potassium (solution), fer. Écrivez des équations pour quatre réactions possibles entre toutes les substances proposées, sans répéter les paires de réactifs.
1) Le chlore, étant un agent oxydant puissant, réagit avec le fer en l'oxydant en Fe +3 :
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
2) Lorsque le chlore passe à travers une solution alcaline concentrée froide, du chlorure et de l'hypochlorite se forment (le chlore moléculaire est disproportionné par rapport à Cl +1 et Cl -1) :
2KOH + Cl 2 → KCl + KClO + H 2 O
Si le chlore passe à travers une solution alcaline concentrée chaude, le chlore moléculaire se disproportionne en Cl +5 et Cl -1, entraînant respectivement la formation de chlorate et de chlorure :
3Cl 2 + 6KOH → 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
3) Le chlore, qui possède des propriétés oxydantes plus fortes, est capable d'oxyder le soufre contenu dans le sel acide :
Cl 2 + NaHS → NaCl + HCl + S↓
4) Sel acide - l'hydrosulfure de sodium en milieu alcalin se transforme en sulfure :
2NaHS + 2KOH → K2S + Na2S + 2H2O
1 . Le sodium était brûlé dans un excès d'oxygène, la substance cristalline résultante était placée dans un tube en verre et du dioxyde de carbone le traversait. Le gaz sortant du tube était collecté et le phosphore était brûlé dans son atmosphère. La substance résultante a été neutralisée avec un excès de solution d'hydroxyde de sodium.
1) 2Na + O 2 = Na 2 O 2
2) 2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2
3) 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
4) P 2 O 5 + 6 NaOH = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O
2. Le carbure d'aluminium a été traité avec de l'acide chlorhydrique. Le gaz libéré a été brûlé, les produits de combustion ont été passés dans de l'eau de chaux jusqu'à ce qu'un précipité blanc se forme, le passage ultérieur des produits de combustion dans la suspension résultante a conduit à la dissolution du précipité.
1) Al 4 C 3 + 12HCl = 3CH 4 + 4AlCl 3
2) CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O
3) CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O
4) CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2
3. La pyrite a été cuite et le gaz résultant avec une odeur âcre a été passé à travers de l'acide sulfurique d'hydrogène. Le précipité jaunâtre résultant a été filtré, séché, mélangé avec de l'acide nitrique concentré et chauffé. La solution obtenue donne un précipité contenant du nitrate de baryum.
1) 4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
2) SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O
3) S+ 6HNO 3 = H 2 SO 4 + 6NO 2 +2H 2 O
4) H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 = BaSO 4 ↓ + 2 HNO 3
4 . Le cuivre a été placé dans de l'acide nitrique concentré, le sel résultant a été isolé de la solution, séché et calciné. Le produit solide de la réaction a été mélangé avec des copeaux de cuivre et calciné dans une atmosphère de gaz inerte. La substance résultante a été dissoute dans de l’eau ammoniaquée.
1) Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 +2H 2 O
2) 2Cu(NON 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
3) Cu + CuO = Cu 2 O
4) Cu 2 O + 4NH 3 + H 2 O = 2OH
5 . La limaille de fer a été dissoute dans de l'acide sulfurique dilué et la solution résultante a été traitée avec un excès de solution d'hydroxyde de sodium. Le précipité résultant a été filtré et laissé à l'air jusqu'à ce qu'il acquière une couleur brune. La substance brune a été calcinée jusqu'à masse constante.
1) Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2
2) FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 + Na 2 SO 4
3) 4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3
4) 2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
6 . Le sulfure de zinc a été calciné. Le solide résultant a complètement réagi avec la solution d'hydroxyde de potassium. Du dioxyde de carbone a été passé à travers la solution résultante jusqu'à ce qu'un précipité se forme. Le précipité a été dissous dans de l'acide chlorhydrique.
1) 2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2
2) ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2
3 Na 2 + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O + Zn(OH) 2
4) Zn(OH) 2 + 2 HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
7. Le gaz libéré lors de la réaction du zinc avec l’acide chlorhydrique s’est mélangé au chlore et a explosé. Le produit gazeux résultant a été dissous dans l'eau et a agi sur le dioxyde de manganèse. Le gaz résultant a été passé à travers une solution chaude d'hydroxyde de potassium.
1) Zn+ 2HCl = ZnCl 2 + H 2
2) Cl 2 + H 2 = 2HCl
3) 4HCl + MnO 2 = MnCl 2 + 2H 2 O + Cl 2
4) 3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
8. Le phosphure de calcium a été traité avec de l'acide chlorhydrique. Le gaz libéré a été brûlé dans un récipient fermé et le produit de combustion a été complètement neutralisé avec une solution d'hydroxyde de potassium. Une solution de nitrate d'argent a été ajoutée à la solution résultante.
1) Ca 3 P 2 + 6HCl = 3CaCl 2 + 2PH 3
2) PH 3 + 2O 2 = H 3 PO 4
3) H 3 PO 4 + 3KOH = K 3 PO 4 + 3H 2 O
4) K 3 PO 4 + 3AgNO 3 = 3KNO 3 + Ag 3 PO 4
9 . Le dichromate d'ammonium se décompose lorsqu'il est chauffé. Le produit de décomposition solide a été dissous dans de l'acide sulfurique. Une solution d'hydroxyde de sodium a été ajoutée à la solution résultante jusqu'à formation d'un précipité. Lors d'une nouvelle addition d'hydroxyde de sodium au précipité, celui-ci s'est dissous.
1) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O
2) Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
3) Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH = 3Na 2 SO 4 + 2Cr(OH) 3
4) 2Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3
10 . L'orthophosphate de calcium a été calciné avec du charbon et du sable de rivière. La substance blanche qui brille dans le noir résultante a été brûlée dans une atmosphère de chlore. Le produit de cette réaction a été dissous dans un excès d'hydroxyde de potassium. Une solution d'hydroxyde de baryum a été ajoutée au mélange résultant.
1) Ca 3 (PO 4) 2 + 5C + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + 5CO + 2P
2) 2P + 5Cl 2 = 2PCl 5
3) PCl 5 + 8KOH = K 3 PO 4 + 5KCl + 4H 2 O
4) 2K 3 PO 4 + 3Ba(OH) 2 = Ba 3 (PO 4) 2 + 6KOH
11. La poudre d'aluminium a été mélangée avec du soufre et chauffée. La substance résultante a été placée dans l'eau. Le précipité résultant a été divisé en deux parties. De l'acide chlorhydrique a été ajouté à une partie et une solution d'hydroxyde de sodium à l'autre jusqu'à ce que le précipité soit complètement dissous.
1) 2Al + 3S = Al2S3
2) Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S
3) Al(OH) 3 + 3HCl= AlCl 3 + 3H 2 O
4) Al(OH)3 + NaOH = Na
12 . Le silicium a été placé dans une solution d'hydroxyde de potassium et, une fois la réaction terminée, un excès d'acide chlorhydrique a été ajouté à la solution résultante. Le précipité formé est filtré, séché et calciné. Le produit solide de calcination réagit avec le fluorure d'hydrogène.
1) Si + 2KOH + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2
2) K 2 SiO 3 + 2HCl = 2KCl + H 2 SiO 3
3) H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O
4) SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O
Tâches pour une solution indépendante.
1. À la suite de la décomposition thermique du bichromate d'ammonium, un gaz a été obtenu, qui a été passé sur du magnésium chauffé. La substance résultante a été placée dans l'eau. Le gaz résultant a été passé à travers de l’hydroxyde de cuivre (II) fraîchement précipité. Écrivez les équations des réactions décrites.
2. Une solution d'acide chlorhydrique a été ajoutée à la solution obtenue en faisant réagir du peroxyde de sodium avec de l'eau lorsqu'elle était chauffée jusqu'à ce que la réaction soit terminée. La solution du sel résultant a été soumise à une électrolyse avec des électrodes inertes. Le gaz formé à la suite de l'électrolyse à l'anode a traversé une suspension d'hydroxyde de calcium. Écrivez les équations des réactions décrites.
3. Le précipité formé suite à l'interaction d'une solution de sulfate de fer (II) et d'hydroxyde de sodium a été filtré et calciné. Le résidu solide a été complètement dissous dans de l'acide nitrique concentré. Des copeaux de cuivre ont été ajoutés à la solution résultante. Écrivez les équations des réactions décrites.
4. Le gaz produit par le grillage de la pyrite a réagi avec le sulfure d'hydrogène. La substance jaune obtenue à la suite de la réaction a été traitée avec de l'acide nitrique concentré tout en chauffant. Une solution de chlorure de baryum a été ajoutée à la solution résultante. Écrivez les équations des réactions décrites.
5. Le gaz obtenu en faisant réagir de la limaille de fer avec une solution d'acide chlorhydrique a été passé sur de l'oxyde de cuivre (II) chauffé jusqu'à ce que le métal soit complètement réduit. Le métal résultant a été dissous dans de l'acide nitrique concentré. La solution résultante a été soumise à une électrolyse avec des électrodes inertes. Écrivez les équations des réactions décrites.
6. Le gaz libéré à l’anode lors de l’électrolyse du nitrate de mercure(II) était utilisé pour l’oxydation catalytique de l’ammoniac. Le gaz incolore résultant a réagi instantanément avec l’oxygène de l’air. Le gaz brun résultant a été passé dans de l'eau de barytine. Écrivez les équations des réactions décrites.
7. L'iode a été placé dans un tube à essai avec de l'acide nitrique chaud concentré. Le gaz libéré a traversé l’eau en présence d’oxygène. De l'hydroxyde de cuivre (II) a été ajouté à la solution résultante. La solution résultante a été évaporée et le résidu solide sec a été calciné. Écrivez les équations des réactions décrites.
8. Lorsqu'une solution de sulfate d'aluminium interagissait avec une solution de sulfure de potassium, un gaz était libéré, qui passait à travers une solution d'hexahydroxyaluminate de potassium. Le précipité résultant a été filtré, lavé, séché et chauffé. Le résidu solide a été fondu avec de la soude caustique. Écrivez les équations des réactions décrites.
9. Du dioxyde de soufre a été passé à travers une solution d'hydroxyde de sodium jusqu'à formation d'un sel moyen. Une solution aqueuse de permanganate de potassium a été ajoutée à la solution résultante. Le précipité résultant a été séparé et traité avec de l'acide chlorhydrique. Le gaz libéré a été passé à travers une solution froide d'hydroxyde de potassium. Écrivez les équations des réactions décrites.
10. Un mélange d'oxyde de silicium (IV) et de magnésium métallique a été calciné. La substance simple obtenue à la suite de la réaction a été traitée avec une solution concentrée d'hydroxyde de sodium. Le gaz libéré a été passé sur du sodium chauffé. La substance résultante a été placée dans l'eau. Écrivez les équations des réactions décrites.
Thème 7. Propriétés chimiques et production de substances organiques dans les tâches C3. Réactions qui provoquent les plus grandes difficultés chez les écoliers et qui dépassent le cadre du cursus scolaire.
Pour résoudre les tâches C3, les écoliers doivent connaître l'intégralité du cours de chimie organique à un niveau spécialisé.
Les propriétés chimiques de la plupart des éléments reposent sur leur capacité à se dissoudre dans les milieux aqueux et les acides. L'étude des caractéristiques du cuivre est associée à un effet peu actif dans des conditions normales. Une caractéristique de ses processus chimiques est la formation de composés avec de l'ammoniac, du mercure, de l'azote et la faible solubilité du cuivre dans l'eau n'est pas capable de provoquer des processus de corrosion. Il possède des propriétés chimiques spéciales qui permettent au composé d’être utilisé dans diverses industries.
Description de l'article
Le cuivre est considéré comme le métal le plus ancien que les gens ont appris à exploiter avant même notre ère. Cette substance est obtenue à partir de sources naturelles sous forme de minerai. Le cuivre est un élément du tableau chimique portant le nom latin cuprum, dont le numéro d'ordre est 29. Dans le tableau périodique, il se situe dans la quatrième période et appartient au premier groupe.
La substance naturelle est un métal lourd rose-rouge avec une structure douce et malléable. Son point d'ébullition et de fusion est supérieur à 1000 °C. Considéré comme un bon guide.
Structure chimique et propriétés
Si vous étudiez la formule électronique d’un atome de cuivre, vous constaterez qu’il comporte 4 niveaux. Il n’y a qu’un seul électron dans l’orbitale de valence 4s. Au cours de réactions chimiques, de 1 à 3 particules chargées négativement peuvent être séparées d'un atome, puis des composés de cuivre avec un état d'oxydation de +3, +2, +1 sont obtenus. Ses dérivés divalents sont les plus stables.
Dans les réactions chimiques, il agit comme un métal peu réactif. Dans des conditions normales, le cuivre n’est pas soluble dans l’eau. La corrosion n'est pas observée dans l'air sec, mais lorsqu'elle est chauffée, la surface métallique se recouvre d'une couche noire d'oxyde divalent. La stabilité chimique du cuivre se manifeste sous l'action de gaz anhydres, de carbone, d'un certain nombre de composés organiques, de résines phénoliques et d'alcools. Elle se caractérise par des réactions de formation de complexes avec libération de composés colorés. Le cuivre présente de légères similitudes avec les métaux du groupe alcalin en raison de la formation de dérivés monovalents.
Qu'est-ce que la solubilité ?
Il s'agit du processus de formation de systèmes homogènes sous forme de solutions lorsqu'un composé interagit avec d'autres substances. Leurs composants sont des molécules individuelles, des atomes, des ions et d'autres particules. Le degré de solubilité est déterminé par la concentration de la substance dissoute lors de l'obtention d'une solution saturée.
L'unité de mesure est le plus souvent des pourcentages, des fractions volumiques ou des fractions pondérales. La solubilité du cuivre dans l'eau, comme celle d'autres composés solides, est soumise uniquement aux changements de conditions de température. Cette dépendance est exprimée à l'aide de courbes. Si l'indicateur est très faible, la substance est considérée comme insoluble.
Solubilité du cuivre en milieu aqueux
Le métal présente une résistance à la corrosion lorsqu'il est exposé à l'eau de mer. Cela prouve son inertie dans des conditions normales. La solubilité du cuivre dans l'eau (douce) n'est pratiquement pas observée. Mais dans un environnement humide et sous l'influence du dioxyde de carbone, un film vert se forme à la surface du métal, qui est le principal carbonate :
Cu + Cu + O 2 + H 2 O + CO 2 → Cu(OH) 2 · CuCO 2.
Si l'on considère ses composés monovalents sous forme de sels, on observe alors leur dissolution insignifiante. Ces substances sont sujettes à une oxydation rapide. Le résultat est des composés de cuivre divalents. Ces sels ont une bonne solubilité en milieu aqueux. Leur dissociation complète en ions se produit.
Solubilité dans les acides
Les conditions habituelles des réactions du cuivre avec des acides faibles ou dilués ne favorisent pas leur interaction. Le processus chimique du métal avec les alcalis n'est pas observé. La solubilité du cuivre dans les acides est possible s'il s'agit d'agents oxydants puissants. C'est seulement dans ce cas qu'une interaction a lieu.
Solubilité du cuivre dans l'acide nitrique
Cette réaction est possible grâce au fait que le processus se déroule avec un réactif puissant. L'acide nitrique sous forme diluée et concentrée présente des propriétés oxydantes lors de la dissolution du cuivre.
Dans la première option, lors de la réaction, du nitrate de cuivre et de l'oxyde divalent d'azote sont obtenus dans un rapport de 75 % à 25 %. Le processus avec de l’acide nitrique dilué peut être décrit par l’équation suivante :
8HNO 3 + 3Cu → 3Cu(NO 3) 2 + NON + NON + 4H 2 O.
Dans le second cas, on obtient du nitrate de cuivre et des oxydes d'azote, divalents et tétravalents, dont le rapport est de 1 pour 1. Ce procédé implique 1 mole de métal et 3 moles d'acide nitrique concentré. Lorsque le cuivre se dissout, la solution s'échauffe fortement, entraînant une décomposition thermique de l'agent oxydant et la libération d'un volume supplémentaire d'oxydes d'azote :
4HNO 3 + Cu → Cu(NO 3) 2 + NO 2 + NO 2 + 2H 2 O.
La réaction est utilisée dans la production à petite échelle associée au recyclage des déchets ou à l'élimination des revêtements des déchets. Cependant, cette méthode de dissolution du cuivre présente un certain nombre d'inconvénients liés au dégagement de grandes quantités d'oxydes d'azote. Un équipement spécial est nécessaire pour les capturer ou les neutraliser. Ces processus sont très coûteux.
La dissolution du cuivre est considérée comme terminée lorsque la production d’oxydes d’azote volatils cesse complètement. La température de réaction varie de 60 à 70 °C. L'étape suivante consiste à drainer la solution de la solution. De petits morceaux de métal qui n'ont pas réagi restent au fond. De l'eau est ajoutée au liquide obtenu et filtrée.
Solubilité dans l'acide sulfurique
Dans des conditions normales, cette réaction ne se produit pas. Le facteur déterminant la dissolution du cuivre dans l’acide sulfurique est sa forte concentration. Un milieu dilué ne peut pas oxyder le métal. La dissolution du cuivre concentré se poursuit avec la libération de sulfate.
Le processus est exprimé par l’équation suivante :
Cu + H 2 SO 4 + H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2.
Propriétés du sulfate de cuivre
Le sel dibasique est également appelé acide sulfurique, il est désigné par : CuSO 4. C'est une substance sans odeur caractéristique et ne présente pas de volatilité. Sous sa forme anhydre, le sel est incolore, opaque et hautement hygroscopique. Le cuivre (sulfate) a une bonne solubilité. Les molécules d’eau, lorsqu’elles sont ajoutées au sel, peuvent former des composés cristallins hydratés. Un exemple est le pentahydrate bleu. Sa formule : CuSO 4 5H 2 O.
Les hydrates cristallins ont une structure transparente avec une teinte bleutée et présentent un goût amer et métallique. Leurs molécules sont capables de perdre de l'eau liée au fil du temps. On les trouve dans la nature sous forme de minéraux, notamment la chalcanthite et la butite.
Sensible au sulfate de cuivre. La solubilité est une réaction exothermique. Le processus d’hydratation du sel génère une quantité importante de chaleur.
Solubilité du cuivre dans le fer
À la suite de ce processus, des pseudo-alliages de Fe et de Cu se forment. Pour le fer métallique et le cuivre, une solubilité mutuelle limitée est possible. Ses valeurs maximales sont observées à une température de 1099,85 °C. Le degré de solubilité du cuivre sous forme solide du fer est de 8,5 %. Ce sont de petits nombres. La dissolution du fer métallique sous forme solide de cuivre est d'environ 4,2 %.
Réduire la température aux valeurs ambiantes rend les processus mutuels insignifiants. Lorsque le cuivre métallique est fondu, il est capable de bien mouiller le fer sous forme solide. Lors de la production de pseudo-alliages Fe et Cu, des ébauches spéciales sont utilisées. Ils sont créés en pressant ou en cuisant de la poudre de fer sous forme pure ou alliée. Ces pièces sont imprégnées de cuivre liquide, formant des pseudo-alliages.
Dissolution dans l'ammoniac
Le processus se produit souvent en faisant passer du NH 3 sous forme gazeuse sur un métal chaud. Le résultat est la dissolution du cuivre dans l'ammoniac, la libération de Cu 3 N. Ce composé est appelé nitrure monovalent.
Ses sels sont exposés à une solution d'ammoniaque. L'ajout d'un tel réactif au chlorure de cuivre conduit à la formation d'un précipité sous forme d'hydroxyde :
CuCl 2 + NH 3 + NH 3 + 2H 2 O → 2NH 4 Cl + Cu(OH) 2 ↓.
L'excès d'ammoniac favorise la formation d'un composé de type complexe de couleur bleu foncé :
Cu(OH) 2 ↓+ 4NH 3 → (OH) 2.
Ce processus est utilisé pour déterminer les ions cuivriques.
Solubilité dans la fonte
Dans la structure de la fonte perlitique malléable, en plus des composants principaux, il existe un élément supplémentaire sous forme de cuivre ordinaire. C'est ce qui augmente la graphitisation des atomes de carbone et contribue à augmenter la fluidité, la résistance et la dureté des alliages. Le métal a un effet positif sur le niveau de perlite dans le produit final. La solubilité du cuivre dans la fonte est utilisée pour allier la composition originale. Le but principal de ce procédé est d'obtenir un alliage malléable. Il aura des propriétés mécaniques et anticorrosion accrues, mais une fragilisation réduite.
Si la teneur en cuivre de la fonte est d'environ 1 %, alors la résistance à la traction est de 40 % et la limite d'élasticité augmente jusqu'à 50 %. Cela modifie considérablement les caractéristiques de l'alliage. L'augmentation de la quantité d'alliage métallique à 2 % entraîne une modification de la résistance à 65 % et le taux de fluidité devient 70 %. Avec une teneur plus élevée en cuivre dans la fonte, le graphite sphéroïdal est plus difficile à former. L'introduction d'un élément d'alliage dans la structure ne modifie pas la technologie permettant de former un alliage résistant et mou. Le temps imparti au recuit coïncide avec la durée d'une telle réaction sans mélange de cuivre. Il est environ 10 heures.
L'utilisation de cuivre pour la production de fonte à haute concentration en silicium ne permet pas d'éliminer complètement la ferruginisation du mélange lors du recuit. Le résultat est un produit à faible élasticité.
Solubilité dans le mercure
Lorsque le mercure est mélangé à des métaux d’autres éléments, des amalgames sont obtenus. Ce processus peut avoir lieu à température ambiante, car dans de telles conditions, le Pb est un liquide. La solubilité du cuivre dans le mercure ne disparaît que lors du chauffage. Le métal doit d'abord être broyé. Lorsque le cuivre solide est mouillé avec du mercure liquide, une pénétration mutuelle d'une substance dans une autre ou un processus de diffusion se produit. La valeur de solubilité est exprimée en pourcentage et est de 7,4 * 10 -3. La réaction produit un amalgame dur et simple semblable au ciment. Si on le réchauffe un peu, il ramollit. De ce fait, ce mélange est utilisé pour réparer les produits en porcelaine. Il existe également des amalgames complexes avec une teneur optimale en métaux. Par exemple, l'alliage dentaire contient des éléments de cuivre et de zinc. Leur rapport en pourcentage est de 65 : 27 : 6:2. L'amalgame avec cette composition est appelé argent. Chaque composant de l'alliage remplit une fonction spécifique, ce qui permet d'obtenir un remplissage de haute qualité.
Un autre exemple est un alliage d’amalgame à forte teneur en cuivre. On l'appelle aussi alliage de cuivre. L'amalgame contient de 10 à 30 % de Cu. La teneur élevée en cuivre empêche l'interaction de l'étain avec le mercure, ce qui empêche la formation d'une phase très faible et corrosive de l'alliage. De plus, réduire la quantité d’argent dans un plombage entraîne une baisse des prix. Pour préparer l'amalgame, il est conseillé d'utiliser une atmosphère inerte ou un liquide protecteur formant un film. Les métaux qui composent l'alliage peuvent être rapidement oxydés par l'air. Le processus de chauffage de l’amalgame de cuprum en présence d’hydrogène provoque la distillation du mercure, permettant ainsi la séparation du cuivre élémentaire. Comme vous pouvez le constater, ce sujet n'est pas difficile à apprendre. Vous savez maintenant comment le cuivre interagit non seulement avec l’eau, mais aussi avec les acides et d’autres éléments.
