Свойства меди свойства железа: Сходство и различия меди и железа

Занятие 6. В. Лечебные свойства минералов: медь, железо, алюминий, натрий, калий, магний, кобальт.

Опубликовано: 21.02.2020 07:30

Медь любят все – и животные и растения. При недостатке меди в почве растения заболевают, листья быстро увядают, появляются плесневые грибы. Введение медный удобрений (медный купорос) излечивает растения. Много меди в какао, миндале, пшеничных отрубях, горохе. Наиболее богаты медью грибы шампиньоны, чайный куст. Медь содержится в организме животных. Морские животные конденсируют медь из морской воды. У устриц высокое содержание меди, в их крови меди в двести раз больше, чем у человека. У человека «депо» меди – печень. В больших дозах медь является ядом. От паров меди заболевают литейщики, прокатчики, работники сельского хозяйства. Больше всего меди содержится в сердце, печени, мозге и почках, однако в небольших количествах, она есть во всем организме. Организм использует медь в процессе обмена веществ. Медь входит в состав многих ферментов и поэтому необходима для поддержания в здоровом состоянии сердца, костей, нервов, мозга и эритроцитов. Медь помогает извлекать энергию из белков, углеводов и жиров и производить простагландины – вещества, похожие на гормоны. Простагландины же, в свою очередь, регулируют артериальное давление, ритм сердцебиения и способствуют быстрейшему заживлению ран. Медь является частью ферментов, которые охраняют клетки от окисления. Поэтому медь помогает организму бороться с раком, сердечными заболеваниями и старением. Она необходима и для укрепления костей. Нехватка меди в организме может привести к сердечным заболеваниям, повышенному давлению, деформации костей, депрессии, утомлению, слабости, анемии, диарее, сколиозу, затрудненному дыханию, заражению инфекциями и заболеваниям крови и, кроме того, нанести вред кровеносным сосудам и коже. Медь содержать отдельные крупы, зерновой хлеб, орехи, субпродукты, листовые овощи, домашняя птица, горох и бобы. В обычной медицине медь практически не применяется, хотя было отмечено, что рабочие медных производств не заболевали холерой.

Железо. Больше всего железа в болотистых водах. Их даже используют при анемиях. Например, приписывают «Полюстрово». Без окислов железа невозможна жизнь растений, любого живого организма, но в растениях железо не накапливается. Больше других содержит железо мхи, сине-зеленые водоросли. Железо ежедневно выводится из организма, поэтому и должно поступать с пище ежедневно. При анемии, особенно у беременных, — возьмите антоновское яблоко и воткните в него сильно заржавевшие гвозди. Оставьте на сутки, после чего гвозди выньте, а яблоко съешьте. Съедать по 2 яблока в течение 2 недель. Официальная медицина также использует железо в качестве лекарственного средства. Препараты железа назначаются внутрь при снижении гемоглобина в крови – это соли железа (сульфат, лактат, карбонат, хлорид, восстановленное железо) и гематоген. Гематоген эффективно действует на детей со склонностью к кровотечениям, к простудам, а также для профилактики анемии – он подходит и взрослым, и детям.

Алюминий – вовсе не простой элемент. Металл, распространенность в земной коре высокая – 8%. Алюмосиликаты (соединение кремния и алюминия) – полевые шпаты – называют краеугольными камнями земной коры. Особенно богаты алюминием тропические почвы и месторождения глины. Некоторые растения – концентраторы – накапливают более 10 % алюминия. Богаты алюминием плауны, лишайники, чаи, молочай, багульник, рододендрон. В живом организме алюминий содержится во всех клетках, всех тканях и органах, и больше всего в мозге. Квасцы – белый порошок растворяют в воде и используют для примочек, полоскания, глазных капель. Еще одна форма выпуска – кровоостанавливающий карандаш, который применяют при мелких порезах и ссадинах после бритья. Квасцы жженые используют для присыпок при потливости ног.

Натрий – это типичный металл, но в малых количествах он необходим все живым организмам. Натрий – очень активный элемент и в химических реакциях, и живом организме. Он активно вступает в различные соединения, в организме проникает внутрь клетки, обеспечивая водно-солевой обмен. Его нарушения относятся к числу из самых тяжелых. Большинство народов поклонялись соли как символу самой жизни, вечности и постоянства, благополучия и мира. Поваренную соль добывают разными способами: подземным – каменную соль, открытым – озерную соль, выпариванием на солнце из морской воды – бассейновую соль. Во всех случаях соль непременно содержит примеси. Для человека полезна соль, содержащая микроэлементы. Наиболее полезная соль – морская, благодаря тому, что у нее наиболее естественное сочетание химических элементов, близких по составу к биологическим жидкостям человека. В числе прочего, она обладает антитоксическими свойствами. Обычно человек получает достаточное количество соли с пищей, но при больших потерях натрия с потом (у рабочих горячих цехов) наблюдаются колики, судороги, нарушение кровообращения, слабость, снижение давления, может быть обморок. Для питья рабочим дается соленая вода. В медицине применяется хлористый натрий в виде раствора для внутривенного введения и гипертонический раствор для очищения ран.

Калий необходим для питания растений, при его недостатке рост приостанавливается, растения поражаются грибками, не происходит образования семян и рано опадают листья. В молодых листьях накапливается калий, а затем он заменяется на кальций. В большом количестве калий содержится в зеленых листьях салата, шпината, бананах, апельсинах, петрушке, цветной капусте, сливе. В организме человека калий является необходимым элементом, находится во всех клетках и участвует во всех видах обмена. В медицине применяют препараты калия – в виде солей и других соединений. Чаще других используется панангин.

Магний. В земной коре 1,8% магния, он образует 191 минерал. Особенно много магния в морской воде; если его количество в воде увеличивается, вода становится жесткой. В растительном мире магний играет важную роль – входит в состав хлорофилла. Без магния не может быть ни зеленых растений, ни питающихся ими животных. Особенно много магния содержат зеленые водоросли. В организме человека магний входит в состав всех клеток и тканой, поступает в организм с водой, солью, растительной пищей (листья). Магний относится к группе костных элементов. Он контролирует работу митохондрий – главных энергетических станций организма. Он, как невидимый кочегар, пережигает все ненужное и следит за работой электростанции, но стоит ему отлучиться – и работа всего организма сорвана. При стрессе повышается потребность в энергии и магнии. У детей-искусственников возникает дефицит магния в крови, могут быть судороги. Несмотря на то что его в коровьем молоке в 4 раза больше, чем в женском, усвоение идет труднее. Обеднение крови магнием у детей отмечено и при рахите. В медицине применяются сульфаты магния или английская соль в качестве слабительного и в виде инъекций при гипертонической болезни, судорогах. Изучается как средство для лечения предраковых заболеваний кожи и предупреждения развития злокачественных новообразований.

Кобальт не распространен в природе широко, им богаты почвы влажных тропиков. Кобальт обнаружен во всех растениях, особенно его много в красном перце, щавеле, редьке, зеленом луке, свекле. Он найден в организме морских и наземных животных и человека. Обнаружен в печени, крови, поджелудочной железе, почках, мозге и других органов. Кобальт входит в состав витамина В12 и необходим каждому организму, это важный биоэлемент. Кобальт содержится в витамине В12 и используется для лечения тяжелых анемий, невралгий, остеоартрозов и остеопорозов.

Хром, железо и медь, подготовка к ЕГЭ по химии

Хром

Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова «хром» берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим
разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 — амфотерные,
+6 — кислотные.

В природе хром встречается в виде следующих соединений.

• Fe(CrO₂)₂ — хромистый железняк, хромит
• (Mg, Fe)Cr₂O₄ — магнохромит
• (Fe, Mg)(Cr, Al)₂O₄ — алюмохромит

Получение

В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из
его оксида.

Fe(CrO₂)₂ + C = Fe + Cr + CO

Cr₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Cr

Химические свойства

• Реакции с неметаллами


Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома (III) — Cr₂O₃ —
происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.


Cr + O₂ = (t) Cr₂O₃


Cr + S = (t) Cr₂S₃


Cr + N₂ = (t) CrN


Cr + C = Cr₂C₃




• Реакция с водой


Протекает в раскаленном состоянии.


Cr + H₂O = (t) Cr(OH)₃ + H₂↑

• Реакции с кислотами


Cr + HCl = CrCl₂ + H₂↑





Cr + H₂SO_4(разб.) = CrSO₄ + H₂↑


С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании.


Cr + H₂SO₄ = (t) Cr₂(SO₄)₃ + SO₂↑ + H₂O

• Реакции с солями менее активных металлов


Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.


Cr + CuSO₄ = CrSO₄ + Cu

Соединения хрома (II)

Соединение хрома (II) носят основный характер. Оксид хрома (II) окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы — оксида хрома (III),
реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

CrO + O₂ = Cr₂O₃

CrO + H₂SO₄ = CrSO₄ + H₂O

CrO + SO₃ = CrSO₄

Гидроксид хрома (II), как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами,
кислотными оксидами.

Cr(OH)₂ = (t) CrO + H₂O

Cr(OH)₂ + HCl = CrCl₂ + H₂O

Cr(OH)₂ + SO₃ = CrSO₄ + H₂O

Соединения хрома (III)

Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома (III) гидроксид хрома (III).

Оксид хрома (III) реагирует как с щелочами, так и с кислотами. В реакциях с щелочами при нормальной температуре (в растворе) образуются комплексные соли, при прокаливании — смешанные оксиды. С кислотами оксид хрома (III) образует различные соли.

H₂O + NaOH + Cr₂O₃ → Na₃[Cr(OH)₆] (в растворе, гексагидроксохромат натрия)

Cr₂O₃ + Ba(OH)₂ → (t°) Ba(CrO₂)₂ + H₂O (прокаливание, хромит бария)

Cr₂O₃ + 2NaOH → (t°) 2NaCrO₂ + H₂O (прокаливание, хромит натрия)

Cr₂O₃ + HCl = CrCl₃ + H₂O (сохраняем степень окисления Cr⁺³)

Оксид хрома (III) реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).

Cr₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Cr

При окислении соединение хрома (III) получают соединения хрома (VI) (в щелочной среде).

K₃[Cr(OH)₆] + H₂O₂ = K₂CrO₄ + KOH + H₂O

Cr₂O₃ + 8NaOH + O₂ = (t) Na₂CrO₄ + H₂O

Соединения хрома (VI)

В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома (VI) — CrO₃, и две кислоты, находящиеся в
растворе в состоянии равновесия: хромовая — H₂CrO₄ и дихромовая кислоты — H₂Cr₂O₇.

Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают
раствор в желтый цвет, а дихроматы — в оранжевый цвет.

Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.

Na₂CrO₄ + H₂SO₄ = Na₂Cr₂O₇ + Na₂SO₄ + H₂O

Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый — образуется хромат.

Na₂Cr₂O₇ + NaOH = Na₂CrO₄ + H₂O

Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название «вулканчик» :)

(NH₄)₂Cr₂O₇ = (t) Cr₂O₃ + N₂↑ + H₂O

В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.

K₂Cr₂O₇ + HCl = CrCl₃ + KCl + Cl₂↑ + H₂O

Железо

Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.

Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.

В природе железо встречается в виде следующих соединений:

• Fe₂O₃ — красный железняк, гематит
• Fe₃O₄ — магнитный железняк, магнетит
• Fe₂O₃*H₂O — бурый железняк, лимонит
• FeS₂ — пирит, серый или железный колчедан
• FeCO₃ — сидерит

Получение

Получают железо восстановлением из его оксида — руды. Восстанавливают с помощью угарного газа, водорода.

CO + Fe₂O₃ = Fe + CO₂↑

H₂ + Fe₂O₃ = Fe + H₂O

Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается
бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.

Химические свойства

• Реакции с неметаллами


Fe + S = FeS (t > 700°C)


Fe + S = FeS₂ (t


Fe + O₂ = Fe₃O₄ (при горении железа образуется железная окалина — Fe₃O₄ — смесь двух оксидов
FeO*Fe₂O₃)


При нагревании железо взаимодействует с галогенами, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и другими.


Fe + Cl₂ = (t) FeCl₃


Fe + P = (t) FeP


Fe + C = (t) Fe₃C


Fe + Si = (t) FeSi




• Реакции с кислотами


Железо активнее водорода, способно вытеснить его из кислот.


Fe + HCl = FeCl₂ + H₂↑


На воздухе железо покрывается пленкой оксида, из-за чего пассивируется во многих реакциях, в том числе с концентрированными холодными
серной и азотной кислотами.


Fe + H₂SO_4(разб.) = FeSO₄ + H₂↑


Реакция с концентрированными кислотами идет только при нагревании. В холодных серной и азотной кислотах железо пассивируется.





Fe + H₂SO_4(конц.) = Fe₂(SO₄)₃ + SO₂↑ + H₂O

• Реакции с солями


Железо способно вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее железа.


CuCl₂ + Fe = FeCl₂ + Cu

• Восстановительные свойства


Железо способно восстанавливать соединения железа +3 до +2.


Fe + Fe₂O₃ = (t) FeO


Fe + FeCl₃ = (t) FeCl₂

Соединения железа (II) проявляют основные свойства. Реагируют c кислотами. При разложении гидроксид железа (II)
распадается на соответствующий оксид и воду.

FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O

Fe(OH)₂ + HCl = FeCl₂ + H₂O

Fe(OH)₂ = (t) FeO + H₂O

При хранении на открытом воздухе соли железа (II) приобретают коричневый цвет из-за окисления до железа +3.

FeCl₂ + H₂O + O₂ = Fe(OH)Cl₂

Качественной реакцией на ионы Fe²⁺ в растворе является реакция с красной кровяной солью — K₃[Fe(CN)₆] —
гексацианоферратом (III) калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

FeCl₂ + K₃[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆] + KCl

Качественной реакцией на ионы Fe²⁺ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате
выпадает осадок зеленого цвета.

FeCl₂ + NaOH = Fe(OH)₂ + NaCl

Соединения железа (III) проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа (III) реагирует и с кислотами, и с щелочами.

Fe(OH)₃ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + H₂O

Fe(OH)₃ + KOH = K₃[Fe(OH)₆] (гексагидроксоферрат калия)

При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.

Fe(OH)₃ + KOH = (t) KFeO₂ + H₂O

Гидроксид железа (III) — ржавчина, образуется на воздухе в результате взаимодействия железа с водой в присутствии кислорода. При нагревании
легко распадается на воду и соответствующий оксид.

Fe + H₂O + O₂ = Fe(OH)₃

Fe(OH)₃ = (t) Fe₂O₃ + H₂O

Качественной реакцией на ионы Fe³⁺ является взаимодействие с желтой кровяной солью K₄[Fe(CN)₆].
В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

FeCl₃ + K₄[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆] + KCl

Реакция хлорида железа (III) с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко
красного цвета.

FeCl₃ + KCNS = Fe(CNS)₃ + KCl

И еще одна качественная реакция на ионы Fe³⁺ — взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате
выпадает осадок бурого цвета.

FeCl₃ + NaOH = Fe(OH)₃ + NaCl

Соединения железа (VI) — ферраты — соли несуществующей в свободном виде железной кислоты. Обладают выраженными
окислительными свойствами.

Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)₃
в щелочи.

Fe + KOH + H₂O = (электролиз) K₂FeO₄ + H₂↑

Fe(OH)₃ + Cl₂ + KOH = K₂FeO₄ + KCl + H₂O

Медь

Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.

Основные степени окисления меди +1, +2.

Медь встречается в самородном виде и в виде соединений, наиболее известные из которых:

• CuFeS₂ — медный колчедан, халькопирит
• Cu₂S — халькозин
• Cu₂CO₃(OH)₂ — малахит

Получение

Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.

CuFeS₂ + O₂ = Cu₂S + FeS + SO₂↑

Cu₂S + O₂ = Cu₂O + SO₂

Cu₂O + Cu₂S = Cu + SO₂

Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте и дальнейшем вытеснении меди
более активными металлами, например — железом.

CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄

Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.

CuSO₄ + H₂O = Cu + O₂ + H₂SO₄ (медь — на катоде, кислород — на аноде)

Химические свойства

• Реакции с неметаллами


Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.


Cu + CO₂ + H₂O + O₂ = (CuOH)₂CO₃


При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.


4Cu + O₂ = (t) 2Cu₂O (при недостатке кислорода)


2Cu + O₂ = (t) 2CuO (в избытке кислорода)





Cu + Se = (t) Cu₂Se


Cu + S = (t) Cu₂S

• Реакции с кислотами


Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной
— реакция идет.


Cu + H₂SO_4(конц.) = (t) CuSO₄ + SO₂↑ + H₂O


Cu + HNO_3(конц.) = Cu(NO₃)₂ + NO₂↑ + H₂O


Cu + HNO_3(разб.) = Cu(NO₃)₂ + NO↑ + H₂O





Реагирует с царской водкой — смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO₃ к 3 объемам HCl.


Cu + HCl + HNO₃ = CuCl₂ + NO + H₂O

• С оксидами неметаллов


Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.


Cu + SO₂ = (t) CuO + S


Cu + NO₂ = (t) CuO + N₂↑


Cu + NO = (t) CuO + N₂↑

Соединения меди I

В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди (I) можно получить путем восстановления соединений меди (II).

CuCl₂ + Cu = CuCl

CuO + Cu = Cu₂O

Оксид меди (I) можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.

Cu₂O + CO = (t) Cu + CO₂

Cu₂O + Al = (t) Cu + Al₂O₃

Cu₂O + H₂ = (t) Cu + H₂O

Оксид меди (I) окисляется кислородом до оксида меди (II).

Cu₂O + O₂ = (t) CuO

Оксид меди (I) вступает в реакции с кислотами.

Cu₂O + HCl = CuCl + H₂O

Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.

CuOH → Cu₂O + H₂O

Соединения меди (II)

Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)₂.
Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.

Оксид меди (II) получают в реакциях термического разложения гидроксида меди (II), реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.

Cu(OH)₂ = (t) CuO + H₂O

Cu + O₂ = (t) CuO

Химические свойства

• Реакции с кислотами


CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O


CuO + HCl = CuCl₂ + H₂O

• Разложение


CuO = (t) Cu₂O + O₂

• Восстановление


CuO + CO = Cu + CO₂


CuO + C = Cu + CO


CuO + H₂ = Cu + H₂O

Гидроксид меди (II) — Cu(OH)₂ — получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.

CuSO₄ + KOH = K₂SO₄ + Cu(OH)₂↓

• Разложение


При нагревании гидроксид меди (II), как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду.


Cu(OH)₂ = (t) CuO + H₂O

• Реакции с кислотами


Cu(OH)₂ + HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂O


Cu(OH)₂ + HCl = CuCl₂ + H₂O

• Реакции с щелочами


Как сказано выше, гидроксид меди (II) носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства.
В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс.


Cu(OH)₂ + LiOH = Li₂[Cu(OH)₄]

• Реакции с кислотными оксидами


Cu(OH)₂ + CO₂ = (CuOH)₂CO₃ + H₂O (дигидроксокарбонат меди (II) — (CuOH)₂CO₃)

Обратите особое внимание на реакцию взаимодействия соли меди (II) — сульфата меди (II), карбоната натрия и воды.

CuSO₄ + Na₂CO₃ + H₂O = (CuOH)₂CO₃ + Na₂SO₄ + CO₂

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2023

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Железо и медь — Сравнение — Свойства

В этой статье проводится сравнение основных тепловых и атомных свойств железа и меди, двух сопоставимых химических элементов из периодической таблицы. Он также содержит основные описания и применения обоих элементов. Железо против меди.

Сравните железо с другим элементом

Сравните медь с другим элементом

Железо и медь – об элементах

Железо

Железо — металл первого переходного ряда. По массе это самый распространенный элемент на Земле, образующий большую часть внешнего и внутреннего ядра Земли. Это четвертый по распространенности элемент в земной коре. Его изобилие на скалистых планетах, таких как Земля, связано с его обильным образованием в результате синтеза звезд большой массы.

Медь

Медь — мягкий, ковкий и пластичный металл с очень высокой тепло- и электропроводностью. Свежая открытая поверхность чистой меди имеет красновато-оранжевый цвет. Медь используется как проводник тепла и электричества, как строительный материал и как составная часть различных металлических сплавов, таких как стерлинговое серебро, используемое в ювелирных изделиях, мельхиор, используемый для изготовления морского оборудования и монет, и константан, используемый в тензодатчиках и термопарах. для измерения температуры.

Источник: www.luciteria.com

Железо и медь – Применение

Железо

Железо используется во многих отраслях, таких как электроника, производство, автомобилестроение, строительство и строительство. Железо является наиболее широко используемым из всех металлов, на его долю приходится более 90% мирового производства металлов. Его низкая стоимость и высокая прочность часто делают его предпочтительным материалом для противостояния нагрузкам или передачи сил, например, для изготовления машин и станков, рельсов, автомобилей, корпусов кораблей, бетонных арматурных стержней и несущих конструкций зданий. . Поскольку чистое железо довольно мягкое, его чаще всего комбинируют с легирующими элементами для изготовления стали. Стали представляют собой сплавы железа с углеродом, которые могут содержать заметные концентрации других легирующих элементов. Добавление небольшого количества неметаллического углерода к железу меняет его большую пластичность на большую прочность. Из-за своей очень высокой прочности, но все же значительной ударной вязкости, а также способности сильно изменяться при термической обработке сталь является одним из наиболее полезных и распространенных сплавов железа в современном использовании. Существуют тысячи сплавов с различным составом и/или термической обработкой. Механические свойства чувствительны к содержанию углерода, которое обычно составляет менее 1,0 мас.%.

Медь

Исторически сложилось так, что сплав меди с другим металлом, например оловом, для получения бронзы впервые начали практиковать примерно через 4000 лет после открытия плавки меди и примерно через 2000 лет после того, как «природная бронза» стала широко использоваться. Древняя цивилизация находится в бронзовом веке либо путем производства бронзы путем выплавки собственной меди и сплавления с оловом, мышьяком или другими металлами. Основными областями применения меди являются электрические провода (60%), кровля и водопровод (20%), а также промышленное оборудование (15%). Медь используется в основном в чистом виде, но когда требуется большая твердость, ее вводят в такие сплавы, как латунь и бронза (5% от общего использования). Медь и сплавы на ее основе, включая латуни (Cu-Zn) и бронзы (Cu-Sn), широко используются в различных промышленных и общественных целях. Некоторые из распространенных применений латунных сплавов включают бижутерию, замки, петли, шестерни, подшипники, гильзы для боеприпасов, автомобильные радиаторы, музыкальные инструменты, электронную упаковку и монеты. Бронза или бронзоподобные сплавы и смеси использовались для изготовления монет в течение более длительного периода. до сих пор широко используется для пружин, подшипников, втулок, направляющих подшипников автомобильных трансмиссий и аналогичных фитингов, и особенно распространен в подшипниках небольших электродвигателей. Латунь и бронза являются распространенными конструкционными материалами в современной архитектуре и в основном используются для кровли и облицовки фасадов из-за их внешнего вида.

Железо и медь – сравнение в таблице

Сравнение элементов периодической таблицы | Сравните железо и медь

Сравните железо и медь

Сравните железо и медь на основе их свойств, атрибутов и фактов из периодической таблицы. Сравните элементы по более чем 90 свойствам. Все элементы подобных категорий обнаруживают много сходств и различий в своих химических, атомных, физических свойствах и использовании. Эти сходства и различия следует знать, изучая элементы таблицы Менделеева. Вы можете изучить подробное сравнение между железом и медью с наиболее надежной информацией об их свойствах, атрибутах, фактах, использовании и т. д. Вы можете сравнить Fe и Cu более чем по 90 такие свойства, как электроотрицательность, степень окисления, атомные оболочки, орбитальная структура, электросродство, физические состояния, электрическая проводимость и многое другое.

26 Fe Iron

Swap Copper vs Iron

Periodic Table Element Comparison

29 Cu Copper

Facts

Name	Iron	Copper
Atomic Number	26	29
Атомный символ	Fe	Cu
Atomic Weight	55. 845	63.546
Phase at STP	Solid	Solid
Color	Gray	Copper
Metallic Classification	Переходный металл	Переходный металл
Группа в периодической таблице	группа 8	группа 11
Название группы	iron family	copper family
Period in Periodic Table	period 4	period 4
Block in Periodic Table	d -block	d -block
Electronic Configuration	[Ar] 3d6 4s2	[Ar] 3d10 4s1
Структура электронной оболочки (электронов на оболочку)	2, 8, 14, 2	2, 8, 18, 50 1	2 90 Точка плавления0052	1811 K	1357.77 K
Boiling Point	3134 K	3200 K
CAS Number	CAS7439-89-6	CAS7440-50-8
Neighborhood Elements	Соседние Элементы Железа	Соседние Элементы Меди

История

История

Элемент Железо был открыт Неизвестно в 500 году до н. -7 %) Abundance in Universe 1100000 / 20000 60 / 1 Abundance in Sun 1000000 / 30000 700 / 10 Abundance in Meteorites 220000000 / 77000000 110000 /31000 Изобилие в коре Земли 63000000 /23000000 68000 /22000 Событие в OCEANS 3 / 0.33 .0052 3 / 0.29 Abundance in Humans 60000 / 6700 1000 / 99 Crystal Structure and Atomic Structure Atomic Volume 7.0923 cm3/mol 7.124 cm3 /MOL Атомный радиус 156 PM 145 PM Ковалентный радиус 125 PM 138 PM VAN DER DER DER DER DER DER DER DER DER DER DER DER DER DER DER DER DER DER DER. 0052 — 140 pm Atomic Spectrum Lattice Constant 286.65, 286.65, 286.65 pm 361.49, 361.49, 361.49 pm Lattice Angle π/2 , π/2, π/2 π/2, π/2, π/2 Наименование космической группы IM_ 3M FM_ 3M Космическая группа 9999292 Космическая группа 2299292 Космос 2299292 2299292 2299292 . Crystal Structure Body Centered Cubic Face Centered Cubic Atomic and Orbital Properties Atomic Number 26 29 Number of Electrons (with no заряд) 26 29 Количество протонов 26 29 Массовое число 5,08515 5,0512 0052 63. 546 Number of Neutrons 30 35 Shell structure (Electrons per energy level) 2, 8, 14, 2 2, 8, 18, 1 Electron Configuration [Ar] 3d6 4s2 [Ar] 3d10 4s1 Valence Electrons 3d6 4s2 3d10 4s1 Oxidation State 2, 3 1, 2 Символ атомного термина (квантовые числа) 5D4 2S1/2 Структура оболочки ARGETALES 4.SRELES 4.SIRLERIS 4. ARIT ARCETALE ARISTALE ARISTALIE 9001. стабильные природные изотопы. Известные изотопы 45fe, 46fe, 47fe, 48fe, 49fe, 50fe, 51fe, 52fe, 53fe, 54F , 66Fe, 67Fe, 68Fe, 69Fe, 70Fe, 71Fe, 72Fe 52Cu, 53Cu, 54Cu, 55Cu, 56Cu, 57Cu, 58Cu, 59Cu, 60Cu, 61Cu, 62Cu, 63Cu, 64Cu, 65Cu, 66Cu, 67Cu, 68Cu, 69Cu, 70Cu, 71Cu, 72Cu , 73cu, 74cu, 75cu, 76cu, 77cu, 78cu, 79cu, 80cu Стабильные изотопы . Нейтронное сечение 2,56 3,78 Neutron Mass Absorption 0.0015 0.0021 Chemical Properties: Ionization Energies and electron affinity Valence or Valency 3 2 Electronegativity 1.83 Pauling Scale 1,9 Шкала Полинга Сродство к электрону 15,7 кДж/моль 118,4 кДж/моль Энергии ионизации 1 -й: 762,5 кДж/моль 2 -е: 1561,9 кДж/моль 3 -е: 2957 кДж/моль 4th: 5290 кДж/моль 5th: 7240 кдж/моль 6 -й: . 7th: 12060 кДж/моль 8th: 14580 кДж/моль 9th: 22540 кДж/моль 10th: 25290 кДж/моль 11 -й: 28000 кДж/моль 12th: 31920 KJ/Mol 13th 13th 13th . : 34830 кДж/моль 14-я: 37840 кДж/моль 15-я: 44100 кДж/моль 16-я: 47206 кДж/моль 17th: 1222200 кДж/моль 18th: 131000 кДж/моль 19th: 140500 кДж/моль 20th: 152600 кДж/моль 21 -й: 163000 кДж/моль 22 -й: 173600 KJ/моль 9000 2 9000 29 23rd: 188100 kJ/mol 24th: 195200 kJ/mol 25th: 851800 kJ/mol 26th: 895161 kJ/mol 1st: 745. 5 kJ/mol 2nd: 1957.9 kJ/mol 3-я: 3555 кДж/моль 4-я: 5536 кДж/моль 5-я: 7700 кДж/моль 6th: 9900 кДж/моль 7th: 13400 кДж/моль 8th: 16000 кДж/моль 9th: 19200 кДж/моль 10th: 22400 кДж/моль : 35600 кДж/моль 13th: 38700 кДж/моль 14th: 42000 кДж/моль 15th: 46700 кДж/моль 16th: 50200 кДж/моль 17th: 53700 кДж/моль 18th: 61100: 61100: 61100: 61100: 61100: 61100: 61100: 61100: 61100: 61100: 61100: 61100: 61100: 61100 кДж/моль 19-я: 64702 кДж/моль 20-я: 163700 кДж/моль 21-я: 174100 кДж/моль 22nd: 184900 kJ/mol 23rd: 198800 kJ/mol 24th: 210500 kJ/mol 25th: 222700 kJ/mol 26th: 239100 kJ/mol 27th: 249660 kJ/mol 28th: ​​1067358 kJ/mol 29th: 1116105 kJ/mol Physical Properties Density 7. 874 g/cm3 8.92 g/cm3 Molar Volume 7.0923 см3/моль 7,124 см3/моль Elastic Properties Young Modulus 211 130 Shear Modulus 82 GPa 48 GPa Bulk Modulus 170 GPa 140 GPa Коэффициент Пуассона 0,29 0,34 Твердость – испытания для измерения твердости элемента Твердость по шкале Мооса0052 4 MPa 3 MPa Vickers Hardness 608 MPa 369 MPa Brinell Hardness 490 MPa 874 MPa Electrical Properties Electrical Conductivity 10000000 S/M 5 00 С/м Удельный удельный0052 — — . K 0.0000165 /K Magnetic Properties Magnetic Type Ferromagnetic Diamagnetic Curie Point 1043 K — Mass Magnetic Susceptibility — -1.08e-9 m3/kg Molar Magnetic Susceptibility — -6.86e-11 m3/mol Volume Magnetic Susceptibility — -0.00000963 Optical Properties Refractive Index — — Acoustic Properties Speed ​​of Sound 4910 m/s 3570 m/s Thermal Properties — Enthalpies and thermodynamics Melting Point 1811 K 1357. 77 K кипящий точке 3134 K 3200 K Критическая температура — — Сверхконтретная точка — .0052 — Этальпии Тепло фьюжн 13,8 кДж/моль 13,1 кДж/моль . Теплота сгорания — — Нормативно-правовое регулирование и здоровье – Параметры и рекомендации по охране здоровья и безопасности Номер CAS2 9 CAS7439-89-6 CAS7440-50-8 RTECS Number RTECSNO4565500 RTECSGL5325000 DOT Hazard Class 4.1 4.1 DOT Numbers 3089 3089 EU Номер — — NFPA Пожарный рейтинг 1 1 NFPA. 0052 — NFPA Health Rating 1 1 NFPA Reactivity Rating 0 0 AutoIgnition Point 100 °C — Flashpoint — — Сравнить с другими элементами Сравнить железо со всеми элементами группы 8 Железо и рутениевое железо0005 Compare Iron with all Period 4 elements Iron vs GermaniumIron vs NickelIron vs BromineIron vs ScandiumIron vs ArsenicIron vs CobaltIron vs CalciumIron vs ChromiumIron vs SeleniumIron vs KryptonIron vs VanadiumIron vs ZincIron vs PotassiumIron vs TitaniumIron vs ManganeseIron vs CopperIron vs Gallium Compare Iron with all Transition Metal elements Iron vs NickelIron vs RutheniumIron vs RhodiumIron vs ZirconiumIron vs RoentgeniumIron vs DarmstadtiumIron vs DubniumIron vs SeaborgiumIron vs CadmiumIron vs TungstenIron vs ScandiumIron vs TantalumIron vs SilverIron vs RheniumIron vs NiobiumIron vs CobaltIron vs MolybdenumIron vs MercuryIron vs ChromiumIron против железа иттрия против железа иридия против железа хассия против ванадия железа против цинка железа против технеция железа против платины железа против мейтнера железа против коперниция железа против титана железа против марганца железа против железа железа против меди железа против палладия железа против гафния железа против осмия железа против золота железа v s РезерфордийЖелезо против бория Compare Copper with all Group 11 elements Copper vs RoentgeniumCopper vs SilverCopper vs Gold Compare Copper with all Period 4 elements Copper vs GermaniumCopper vs NickelCopper vs BromineCopper vs ScandiumCopper vs ArsenicCopper vs CobaltCopper vs CalciumCopper vs ChromiumCopper vs SeleniumCopper vs KryptonCopper vs VanadiumCopper vs ZincCopper vs PotassiumCopper vs TitaniumCopper vs MarganeseCopper vs IronCopper vs Gallium Compare Copper with all Transition Metal elements Copper vs NickelCopper vs RutheniumCopper vs RhodiumCopper vs ZirconiumCopper vs RoentgeniumCopper vs DarmstadtiumCopper vs DubniumCopper vs SeaborgiumCopper vs CadmiumCopper vs TungstenCopper vs ScandiumCopper vs TantalumCopper vs SilverCopper vs RheniumCopper vs NiobiumCopper vs CobaltCopper vs MolybdenumCopper vs MercuryCopper Медь против хрома, медь, иттрий, медь, иридий, медь, хассий, медь, ванадий, медь, цинк, медь, технеций, медь, платина, медь, мейтнерий, медь, коперниций, медь, титан, медь, марганец, медь, железо, медь, медь, палладий, медь, гафний, медь, осмий, медь, золото, медь, Резерфорд. Published by admin View all posts by admin