El cobre se disolvió en concentrado. USE tareas en química con soluciones: la relación de varias clases de sustancias inorgánicas
Las propiedades químicas de la mayoría de los elementos se basan en su capacidad para disolverse en ambiente acuático y ácidos. El estudio de las características del cobre se asocia a un efecto inactivo en condiciones normales. Una característica de sus procesos químicos es la formación de compuestos con amoniaco, mercurio, nitrógeno, y la baja solubilidad del cobre en agua no es capaz de provocar procesos corrosivos. Ella tiene especial Propiedades químicas permitiendo que la conexión se utilice en diversas industrias.
Descripción del Artículo
El cobre se considera el metal más antiguo que la gente aprendió a extraer incluso antes de nuestra era. Esta sustancia se obtiene de fuentes naturales en forma de mineral. El cobre es un elemento de la tabla química con el nombre latino cuprum, cuyo número de serie es 29. В sistema periódico se ubica en el cuarto período y pertenece al primer grupo.
La sustancia natural es rosa-roja. Metal pesado con una estructura blanda y maleable. Su temperatura de ebullición y fusión es superior a 1000 ° С. Considerada una buena guía.
Estructura y propiedades químicas
Si estudia la fórmula electrónica de un átomo de cobre, puede encontrar que tiene 4 niveles. Solo hay un electrón en el orbital de valencia 4s. Durante las reacciones químicas, de 1 a 3 partículas cargadas negativamente se pueden separar de un átomo, luego se obtienen compuestos de cobre con un estado de oxidación de +3, +2, +1. Los más estables son sus derivados bivalentes.
EN reacciones químicas actúa como un metal inactivo. En condiciones normales, el cobre no es soluble en agua. En aire seco, no se observa corrosión, pero cuando se calienta, la superficie del metal se cubre con una capa negra de óxido bivalente. La estabilidad química del cobre se manifiesta bajo la acción de gases anhidros, carbono, varios compuestos orgánicos, resinas fenólicas y alcoholes. Se caracteriza por reacciones de complejación con liberación de compuestos coloreados. El cobre tiene un ligero parecido con los metales del grupo alcalino, asociado a la formación de derivados de la serie monovalente.
¿Qué es la solubilidad?
Este es el proceso de formación de sistemas homogéneos en forma de soluciones cuando un compuesto interactúa con otras sustancias. Sus constituyentes son moléculas individuales, átomos, iones y otras partículas. El grado de solubilidad está determinado por la concentración de la sustancia que se disolvió en la preparación de una solución saturada.
La unidad de medida suele ser porcentaje, volumen o fracción de peso. La solubilidad del cobre en agua, al igual que otros compuestos sólidos, está sujeta solo a cambios. condiciones de temperatura... Esta relación se expresa mediante curvas. Si el indicador es muy pequeño, entonces la sustancia se considera insoluble.
Solubilidad del cobre en medios acuosos.
El metal exhibe resistencia a la corrosión cuando se expone a agua de mar... Esto demuestra su inercia en condiciones normales. La solubilidad del cobre en agua (fresca) prácticamente no se observa. Pero en un ambiente húmedo y bajo la influencia del dióxido de carbono, se forma una película verde en la superficie del metal, que es el carbonato principal:
Cu + Cu + O 2 + H 2 O + CO 2 → Cu (OH) 2 · CuCO 2.
Si consideramos sus compuestos monovalentes en forma de sal, se observa su disolución insignificante. Estas sustancias están sujetas a una rápida oxidación. Como resultado, se obtienen compuestos de cobre bivalentes. Estas sales tienen buena solubilidad en medios acuosos. Se produce su disociación completa en iones.
Solubilidad en ácidos
Las condiciones habituales para la reacción del cobre con ácidos débiles o diluidos no favorecen su interacción. No se observa el proceso químico del metal con álcalis. La solubilidad del cobre en ácidos es posible si son agentes oxidantes fuertes. Solo en este caso tiene lugar la interacción.
Solubilidad del cobre en ácido nítrico.
Tal reacción es posible debido al hecho de que el proceso se lleva a cabo con un reactivo fuerte. El ácido nítrico diluido y concentrado exhibe propiedades oxidantes con la disolución del cobre.
En la primera variante, durante la reacción, se obtienen nitrato de cobre y óxido bivalente de nitrógeno en una proporción del 75% al 25%. El proceso del ácido nítrico diluido se puede describir mediante la siguiente ecuación:
8HNO 3 + 3Cu → 3Cu (NO 3) 2 + NO + NO + 4H 2 O.
En el segundo caso, se obtienen nitrato de cobre y óxidos de nitrógeno, bivalentes y tetravalentes, cuya relación es de 1 a 1. Este proceso involucra 1 mol de metal y 3 mol de ácido nítrico concentrado. Cuando el cobre se disuelve, se produce un fuerte calentamiento de la solución, como resultado de lo cual se observa la descomposición térmica del agente oxidante y la liberación de un volumen adicional de óxidos nítricos:
4HNO 3 + Cu → Cu (NO 3) 2 + NO 2 + NO 2 + 2H 2 O.
La reacción se utiliza en la producción a pequeña escala asociada con el reciclaje de chatarra o la eliminación del revestimiento de los residuos. Sin embargo, este método de disolver cobre tiene una serie de desventajas asociadas con la liberación de una gran cantidad de óxidos nítricos. Se requiere equipo especial para capturarlos o neutralizarlos. Estos procesos son muy costosos.
La disolución del cobre se considera completa cuando hay un cese completo de la producción de óxidos nitrogenados volátiles. La temperatura de reacción varía de 60 a 70 ° C. El siguiente paso es drenar la solución del fondo, quedan pequeños trozos de metal en el fondo, que no ha reaccionado. Se añade agua al líquido resultante y se filtra.
Solubilidad en ácido sulfúrico
En el estado normal, esta reacción no ocurre. El factor que determina la disolución del cobre en ácido sulfúrico es su fuerte concentración. El medio diluido no puede oxidar el metal. La disolución del cobre en un concentrado procede con la liberación de sulfato.
El proceso se expresa mediante la siguiente ecuación:
Cu + H 2 SO 4 + H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2.
Propiedades del sulfato de cobre
La sal dibásica también se llama sulfato, se designa como CuSO 4. Es una sustancia sin olor característico que no presenta volatilidad. En forma anhidra, la sal es incolora, opaca y altamente higroscópica. El cobre (sulfato) tiene buena solubilidad. Las moléculas de agua, cuando se unen a la sal, pueden formar compuestos hidratos cristalinos. Un ejemplo es cuál es un pentahidrato azul. Su fórmula es: CuSO 4 5H 2 O.
Los hidratos cristalinos se caracterizan por una estructura transparente de un tinte azulado; exhiben un sabor metálico amargo. Sus moléculas son capaces de perder agua unida con el tiempo. En la naturaleza, se encuentran en forma de minerales, que incluyen calcantita y butita.
Afectado por el sulfato de cobre. La solubilidad es una reacción exotérmica. Se libera una cantidad significativa de calor durante el proceso de hidratación.
Solubilidad del cobre en hierro
Como resultado de este proceso, se forman pseudoaleaciones de Fe y Cu. Para el hierro y el cobre metálicos, es posible una solubilidad mutua limitada. Sus valores máximos se observan a una temperatura de 1099,85 ° C. La solubilidad del cobre en forma sólida de hierro es del 8,5%. Estos son números pequeños. La disolución del hierro metálico en forma sólida de cobre es de aproximadamente un 4,2%.
Una disminución de la temperatura a los valores de la habitación hace que los procesos mutuos sean insignificantes. Cuando se funde el cobre metálico, puede humedecer bien el hierro en forma sólida. Al obtener pseudoaleaciones Fe y Cu, se utilizan piezas de trabajo especiales. Se crean presionando o horneando polvo de hierro en forma pura o aleada. Dichas piezas de trabajo están impregnadas con cobre líquido, formando pseudoaleaciones.
Disolución en amoniaco
El proceso a menudo tiene lugar pasando NH 3 en forma gaseosa sobre un metal caliente. El resultado es la disolución del cobre en amoníaco, la liberación de Cu 3 N. Este compuesto se llama nitruro monovalente.
Sus sales están expuestas a una solución de amoniaco. La adición de dicho reactivo al cloruro de cobre conduce a la precipitación en forma de hidróxido:
CuCl 2 + NH 3 + NH 3 + 2H 2 O → 2NH 4 Cl + Cu (OH) 2 ↓.
Un exceso de amoniaco contribuye a la formación de un compuesto de tipo complejo, que tiene un color azul oscuro:
Cu (OH) 2 ↓ + 4NH 3 → (OH) 2.
Este proceso se utiliza para determinar los iones de cobre bivalentes.
Solubilidad en hierro fundido
En la estructura del hierro fundido perlítico maleable, además de los componentes principales, hay un elemento adicional en forma de cobre ordinario. Es ella quien aumenta la grafitización de los átomos de carbono, contribuye a un aumento de la fluidez, la resistencia y la dureza de las aleaciones. El metal tiene un efecto positivo sobre el nivel de perlita en el producto final. La solubilidad del cobre en hierro fundido se utiliza para alear la composición original. El objetivo principal de este proceso es obtener una aleación maleable. Tendrá propiedades mecánicas y corrosivas mejoradas, pero menos fragilidad.
Si el contenido de cobre en el hierro fundido es de aproximadamente el 1%, entonces el índice de resistencia a la tracción es igual al 40% y el límite elástico aumenta al 50%. Esto cambia significativamente las características de la aleación. Un aumento en la cantidad de aleación de metal hasta un 2% conduce a un cambio en la resistencia hasta un 65% y el índice de rendimiento se convierte en un 70%. A mas contenido el cobre en la composición del hierro fundido es más difícil de formar grafito esferoidal. La introducción de un elemento de aleación en la estructura no cambia la tecnología para formar una aleación dura y blanda. El tiempo asignado para el recocido coincide con la duración de dicha reacción en ausencia de impurezas de cobre. Tarda unas 10 horas.
El uso de cobre para la fabricación de hierro fundido con una alta concentración de silicio no puede eliminar por completo la llamada ferruginización de la mezcla durante el recocido. El resultado es un producto de baja elasticidad.
Solubilidad en mercurio
Cuando el mercurio se mezcla con metales de otros elementos, se obtienen amalgamas. Este proceso puede tener lugar cuando temperatura ambiente, porque en tales condiciones el Pb es un líquido. La solubilidad del cobre en mercurio solo pasa durante el calentamiento. El metal debe estar previamente triturado. Cuando el cobre sólido se humedece con mercurio líquido, una sustancia penetra en otra o se difunde. El valor de solubilidad se expresa como porcentaje y es 7,4 * 10 -3. La reacción produce una amalgama simple y sólida, similar al cemento. Si lo calientas un poco, se ablanda. Como resultado, esta mezcla se utiliza para reparar productos de porcelana. También existen amalgamas complejas con un contenido metálico óptimo. Por ejemplo, una aleación dental contiene elementos de cobre y zinc. Su número en porcentajes es 65: 27: 6: 2. La amalgama con esta composición se llama plata. Cada componente de la aleación realiza una función específica que le permite obtener un sello de alta calidad.
Otro ejemplo es la aleación de amalgama, que tiene un alto contenido de cobre. También se le llama aleación de cobre. La amalgama contiene de 10 a 30% de Cu. El alto contenido de cobre evita la interacción del estaño con el mercurio, lo que evita la formación de una fase de aleación muy débil y corrosiva. Además, una disminución en la cantidad de plata en el relleno conduce a una reducción del costo. Para la preparación de la amalgama, es recomendable utilizar una atmósfera inerte o un líquido protector que forme una película. Los metales que componen la aleación pueden oxidarse rápidamente con el aire. El proceso de calentar la amalgama cuprum en presencia de hidrógeno da como resultado la eliminación del mercurio, lo que permite la separación del cobre elemental. Como puede ver, este tema no es difícil de aprender. Ahora sabes cómo el cobre interactúa no solo con el agua, sino también con los ácidos y otros elementos.
CuCl 2 + 4NH 3 = Cl 2
Na 2 + 4HCl = 2NaCl + CuCl 2 + 4H 2 O
2Cl + K 2 S = Cu 2 S + 2KCl + 4NH 3
Cuando las soluciones se mezclan, la hidrólisis ocurre tanto por el catión de la base débil como por el anión. ácido débil:
2CuSO 4 + Na 2 SO 3 + 2H 2 O = Cu 2 O + Na 2 SO 4 + 2H 2 SO 4
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 ↓ + 2Na 2 SO 4 + CO 2
Cobre y compuestos de cobre.
1) Se pasó una corriente eléctrica constante a través de una solución de cloruro de cobre (II) utilizando electrodos de grafito. El producto de electrólisis liberado en el cátodo se disolvió en ácido nítrico concentrado. El gas resultante se recogió y se pasó a través de una solución de hidróxido de sodio. El producto de electrólisis gaseoso liberado en el ánodo se pasó a través de una solución de hidróxido de sodio caliente. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
2) La sustancia obtenida en el cátodo durante la electrólisis del cloruro de cobre (II) fundido reacciona con azufre. El producto resultante se trató con ácido nítrico concentrado y el gas desprendido se pasó a través de una solución de hidróxido de bario. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
3) La sal desconocida es incolora y hace que la llama se vuelva amarilla. Cuando esta sal se calienta ligeramente con ácido sulfúrico concentrado, se destila el líquido en el que se disuelve el cobre; la última transformación va acompañada de la evolución de gas marrón y la formación de una sal de cobre. Durante la descomposición térmica de ambas sales, el oxígeno es uno de los productos de descomposición. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
4) Cuando la solución de sal A interactuó con el álcali, se obtuvo una sustancia azul gelatinosa insoluble en agua, que se disolvió en un líquido incoloro B para formar una solución azul. Se calcinó el producto sólido que quedaba después de una cuidadosa evaporación de la solución; Al mismo tiempo, se liberaron dos gases, uno de los cuales marrón, y el segundo es parte de aire atmosférico, y queda un sólido negro, que se disuelve en el líquido B con la formación de la sustancia A. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.
5) Se disolvieron virutas de cobre en ácido nítrico diluido y se neutralizó la solución con hidróxido de potasio. La sustancia azul liberada se separó, se calcinó (el color de la sustancia cambió a negro), se mezcló con coque y se volvió a calcinar. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
6) Se agregaron virutas de cobre a la solución de nitrato de mercurio (II). Una vez completada la reacción, se filtró la solución y el filtrado se añadió gota a gota a una solución que contenía hidróxido de sodio e hidróxido de amonio. En este caso, se observó una formación a corto plazo de un precipitado, que se disolvió con la formación de una solución de color azul brillante. Cuando se añadió un exceso de solución de ácido sulfúrico a la solución resultante, se produjo un cambio de color. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
7) Se trató óxido de cobre (I) con ácido nítrico concentrado, se evaporó cuidadosamente la solución y se calcinó el residuo sólido. Los productos de reacción gaseosos se pasaron a través de una gran cantidad de agua y se añadieron chips de magnesio a la solución resultante, lo que dio como resultado la liberación de un gas utilizado en medicina. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
8) La sustancia sólida formada al calentar malaquita se calentó en una atmósfera de hidrógeno. El producto de reacción se trató con ácido sulfúrico concentrado, se introdujo en una solución de cloruro de sodio que contenía limaduras de cobre, como resultado de lo cual se formó un precipitado. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
9) La sal obtenida disolviendo cobre en ácido nítrico diluido se electrolizó utilizando electrodos de grafito. La sustancia liberada en el ánodo se puso en interacción con el sodio y el producto de reacción resultante se colocó en un recipiente con dióxido de carbono. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
10) El producto sólido de descomposición térmica de malaquita se disolvió calentando en ácido nítrico concentrado. La solución se evaporó cuidadosamente y el sólido se calcinó para dar un sólido negro que se calentó en exceso de amoniaco (gas). Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
11) Se añadió una solución diluida de ácido sulfúrico al polvo negro y se calentó. Se vertió una solución de hidróxido de sodio en la solución azul resultante hasta que cesó la precipitación. El precipitado se filtró y se calentó. El producto de reacción se calentó bajo una atmósfera de hidrógeno para dar un sólido rojo. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
12) La sustancia roja desconocida se calentó en cloro y el producto de reacción se disolvió en agua. Se añadió un álcali a la solución resultante, el precipitado azul que se formó se filtró y se calcinó. Calentando el producto calcinado, que es negro, se obtuvo un material de partida rojo con coque. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
13) Se evaporó la solución obtenida haciendo reaccionar cobre con ácido nítrico concentrado y se calcinó el precipitado. Los productos gaseosos se absorben completamente en agua y se pasa hidrógeno sobre el residuo sólido. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
14) El polvo negro, que se formó quemando metal rojo en exceso de aire, se disolvió en ácido sulfúrico al 10%. Se añadió álcali a la solución resultante y el precipitado azul precipitado se separó y se disolvió en un exceso de solución de amoniaco. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
15) Se obtuvo una sustancia negra calcinando el precipitado formado por la interacción de hidróxido de sodio y sulfato de cobre (II). Cuando esta sustancia se calienta con carbón, se obtiene un metal rojo, que se disuelve en ácido sulfúrico concentrado. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
16) El cobre metálico se trató mediante calentamiento con yodo. El producto resultante se disolvió en ácido sulfúrico concentrado con calentamiento. La solución resultante se trató con una solución de hidróxido de potasio. El precipitado que se formó se calcinó. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
17) Se añadió un exceso de solución de sosa a la solución de cloruro de cobre (II). El precipitado resultante se calcinó y el producto resultante se calentó en una atmósfera de hidrógeno. El polvo resultante se disolvió en ácido nítrico diluido. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
18) Se disolvió cobre en ácido nítrico diluido. A la solución resultante se le añadió un exceso de solución de amoniaco, observándose primero la formación de un precipitado, y luego su completa disolución con la formación de una solución de color azul oscuro. La solución resultante se trató con ácido sulfúrico hasta que apareció el característico color azul de las sales de cobre. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
19) Se disolvió cobre en ácido nítrico concentrado. A la solución resultante se le añadió un exceso de solución de amoniaco, observándose primero la formación de un precipitado, y luego su completa disolución con la formación de una solución de color azul oscuro. La solución resultante se trató con un exceso de ácido clorhídrico. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
20) El gas obtenido por la interacción de limaduras de hierro con una solución de ácido clorhídrico se pasó sobre óxido de cobre (II) calentado hasta que el metal se redujo por completo. el metal resultante se disolvió en ácido nítrico concentrado. La solución resultante se sometió a electrólisis con electrodos inertes. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
21) Se colocó yodo en un tubo de ensayo con ácido nítrico caliente concentrado. El gas desprendido se pasó a través del agua en presencia de oxígeno. Se añadió hidróxido de cobre (II) a la solución resultante. La solución resultante se evaporó y el residuo sólido seco se calcinó. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
22) Se colocó óxido de cobre naranja en ácido sulfúrico concentrado y se calentó. Se añadió un exceso de solución de hidróxido de potasio a la solución azul resultante. el precipitado azul precipitado se filtró, se secó y se calcinó. La sustancia negra sólida obtenida en este caso se calentó en un tubo de vidrio y se pasó amoniaco por encima. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
23) Se trató óxido de cobre (II) con una solución de ácido sulfúrico. Durante la electrólisis de la solución resultante, se libera gas en el ánodo inerte. El gas se mezcló con óxido nítrico (IV) y se absorbió con agua. Se añadió magnesio a una solución diluida del ácido obtenido, como resultado de lo cual se formaron dos sales en la solución y no se produjo el desprendimiento de un producto gaseoso. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
24) Se calentó óxido de cobre (II) en una corriente de monóxido de carbono. La sustancia resultante se quemó en una atmósfera de cloro. El producto de reacción se disolvió en agua. La solución resultante se dividió en dos partes. Se añadió solución de yoduro de potasio a una parte y solución de nitrato de plata a la segunda. En ambos casos se observó la formación de un precipitado. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
25) Se calcinó nitrato de cobre (II), el sólido resultante se disolvió en ácido sulfúrico diluido. La solución salina resultante se sometió a electrólisis. La sustancia liberada en el cátodo se disolvió en ácido nítrico concentrado. La disolución procede con la liberación de gas marrón. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
26) Se calentó ácido oxálico con un poco de ácido sulfúrico concentrado. El gas liberado se pasó a través de una solución de hidróxido de calcio. En el que cayó el precipitado. Parte del gas no se absorbió, se pasó sobre un sólido negro obtenido por calcinación de nitrato de cobre (II). Esto resultó en un sólido de color rojo oscuro. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
27) Ácido sulfúrico concentrado que reacciona con cobre. El gas liberado durante el proceso fue absorbido completamente por un exceso de solución de hidróxido de potasio. El producto de oxidación del cobre se mezcló con la cantidad calculada de hidróxido de sodio hasta que se detuvo la precipitación. Este último se disolvió en un exceso de ácido clorhídrico. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
Cobre. Compuestos de cobre.
1.CuCl 2 Cu + Сl 2
en el cátodo en el ánodo
2Cu (NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2
6NaOH (caliente) + 3Cl 2 = NaClO 3 + 5NaCl + 3H 2 O
2. CuCl 2 Cu + Сl 2
en el cátodo en el ánodo
CuS + 8HNO 3 (conc. Horizonte) = CuSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O
o CuS + 10HNO 3 (conc.) = Cu (NO 3) 2 + H 2 SO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O
4NO 2 + 2Ba (OH) 2 = Ba (NO 3) 2 + Ba (NO 2) 2 + 2H 2 O
3. NaNO 3 (TV) + H 2 SO 4 (conc.) = HNO 3 + NaHSO 4
Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
2Cu (NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2
2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2
4.Cu (NO 3) 2 + 2NaOH = Cu (OH) 2 ↓ + 2NaNO 3
Cu (OH) 2 + 2HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O
2Cu (NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2
CuO + 2HNO 3 = Cu (NO 3) 2 + H 2 O
5.3Cu + 8HNO 3 (dilución) = 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Cu (NO 3) 2 + 2KOH = Cu (OH) 2 ↓ + 2KNO 3
2Cu (NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2
CuO + C Cu + CO
6.Hg (NO 3) 2 + Cu = Cu (NO 3) 2 + Hg
Cu (NO 3) 2 + 2NaOH = Cu (OH) 2 ↓ + 2NaNO 3
(OH) 2 + 5H 2 SO 4 = CuSO 4 + 4NH 4 HSO 4 + 2H 2 O
7.Cu 2 O + 6HNO 3 (conc.) = 2Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 3H 2 O
2Cu (NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3
10HNO 3 + 4Mg = 4Mg (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
8. (CuOH) 2 CO 3 2CuO + CO 2 + H 2 O
CuO + H 2 Cu + H 2 O
CuSO 4 + Cu + 2NaCl = 2CuCl ↓ + Na 2 SO 4
9.3Cu + 8HNO 3 (dilución) = 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
en el cátodo en el ánodo
2Na + O 2 = Na 2 O 2
2Na 2 O 2 + CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2
10. (CuOH) 2 CO 3 2CuO + CO 2 + H 2 O
CuO + 2HNO 3 Cu (NO 3) 2 + H 2 O
2Cu (NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2
11.CuO + H 2 SO 4 CuSO 4 + H 2 O
CuSO 4 + 2NaOH = Cu (OH) 2 + Na 2 SO 4
Cu (OH) 2 CuO + H 2 O
CuO + H 2 Cu + H 2 O
12.Cu + Cl 2 CuCl 2
CuCl 2 + 2NaOH = Cu (OH) 2 ↓ + 2NaCl
Cu (OH) 2 CuO + H 2 O
CuO + C Cu + CO
13.Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3
2Cu (NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2
CuO + H 2 Cu + H 2 O
14.2Cu + O 2 = 2CuO
CuSO 4 + NaOH = Cu (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4
Cu (OH) 2 + 4 (NH 3 H 2 O) = (OH) 2 + 4H 2 O
15.CuSO 4 + 2NaOH = Cu (OH) 2 + Na 2 SO 4
Cu (OH) 2 CuO + H 2 O
CuO + C Cu + CO
Cu + 2H 2 SO 4 (conc.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
16) 2Cu + I 2 = 2CuI
2CuI + 4H 2 SO 4 2CuSO 4 + I 2 + 2SO 2 + 4H 2 O
Cu (OH) 2 CuO + H 2 O
17) 2CuCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
(CuOH) 2 CO 3 2CuO + CO 2 + H 2 O
CuO + H 2 Cu + H 2 O
3Cu + 8HNO 3 (dilución) = 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
18) 3Cu + 8HNO 3 (dilución) = 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
(OH) 2 + 3H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2 (NH 4) 2 SO 4 + 2H 2 O
19) Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu (NO 3) 2 + 2NO + 2H 2 O
Cu (NO 3) 2 + 2NH 3 H 2 O = Cu (OH) 2 ↓ + 2NH 4 NO 3
Cu (OH) 2 + 4NH 3 H 2 O = (OH) 2 + 4H 2 O
(OH) 2 + 6HCl = CuCl 2 + 4NH 4 Cl + 2H 2 O
20) Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
CuO + H 2 = Cu + H 2 O
Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
2Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O 2Cu + O 2 + 4HNO 3
21) I 2 + 10HNO 3 = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O
4NO 2 + 2H 2 O + O 2 = 4HNO 3
Cu (OH) 2 + 2HNO 3 Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O
2Cu (NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2
22) Cu 2 O + 3H 2 SO 4 = 2CuSO 4 + SO 2 + 3H 2 O
СuSO 4 + 2KOH = Cu (OH) 2 + K 2 SO 4
Cu (OH) 2 CuO + H 2 O
3CuO + 2NH 3 3Cu + N 2 + 3H 2 O
23) CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3
10HNO 3 + 4Mg = 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
24) CuO + CO Cu + CO 2
Cu + Cl 2 = CuCl 2
2CuCl 2 + 2KI = 2CuCl ↓ + I 2 + 2KCl
CuCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl ↓ + Cu (NO 3) 2
25) 2Cu (NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2
CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
2CuSO 4 + 2H 2 O 2Cu + O 2 + 2H 2 SO 4
Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
26) H 2 C 2 O 4 CO + CO 2 + H 2 O
CO 2 + Ca (OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O
2Cu (NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2
CuO + CO Cu + CO 2
27) Cu + 2H 2 SO 4 (conc.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
SO 2 + 2KOH = K 2 SO 3 + H 2 O
СuSO 4 + 2NaOH = Cu (OH) 2 + Na 2 SO 4
Cu (OH) 2 + 2HCl CuCl 2 + 2H 2 O
Manganeso. Compuestos de manganeso.
I. Manganeso.
En el aire, el manganeso está cubierto con una película de óxido que lo protege de una mayor oxidación incluso cuando se calienta, pero en un estado finamente triturado (polvo) se oxida con bastante facilidad. El manganeso interactúa con azufre, halógenos, nitrógeno, fósforo, carbono, silicio, boro, formando compuestos con un grado de +2:
3Mn + 2P = Mn 3 P 2
3 Mn + N 2 = Mn 3 N 2
Mn + Cl 2 = MnCl 2
2Mn + Si = Mn 2 Si
Al interactuar con el oxígeno, el manganeso forma óxido de manganeso (IV):
Mn + O 2 = MnO 2
4Mn + 3O 2 = 2Mn 2 O 3
2Mn + O 2 = 2MnO
Cuando se calienta, el manganeso interactúa con el agua:
Mn + 2H 2 O (vapor) Mn (OH) 2 + H 2
EN serie electroquímica estrés, el manganeso depende del hidrógeno, por lo que se disuelve fácilmente en ácidos, formando sales de manganeso (II):
Mn + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 2
Mn + 2HCl = MnCl 2 + H 2
El manganeso reacciona con el ácido sulfúrico concentrado cuando se calienta:
Mn + 2H 2 SO 4 (conc.) MnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Con ácido nítrico en condiciones normales:
Mn + 4HNO 3 (conc.) = Mn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3Mn + 8HNO 3 (dilución) = 3Mn (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Las soluciones alcalinas prácticamente no tienen efecto sobre el manganeso, pero reacciona con los fundidos alcalinos de agentes oxidantes, formando manganatos (VI)
Mn + KClO 3 + 2KOH K 2 MnO 4 + KCl + H 2 O
El manganeso puede reducir los óxidos de muchos metales.
3Mn + Fe 2 O 3 = 3MnO + 2Fe
5Mn + Nb 2 O 5 = 5MnO + 2Nb
II. Compuestos de manganeso (II, IV, VII)
1) Óxidos.
El manganeso forma una serie de óxidos cuyas propiedades ácido-base dependen del estado de oxidación del manganeso.
Minnesota +2 O Mn +4 O 2 Mn 2 +7 O 7
ácido anfótero básico
Óxido de manganeso (II)
El óxido de manganeso (II) se obtiene por reducción de otros óxidos de manganeso con hidrógeno o monóxido de carbono (II):
MnO 2 + H 2 MnO + H 2 O
MnO 2 + CO MnO + CO 2
Las principales propiedades del óxido de manganeso (II) se manifiestan en su interacción con ácidos y óxidos ácidos:
MnO + 2HCl = MnCl 2 + H 2 O
MnO + SiO 2 = MnSiO 3
MnO + N 2 O 5 = Mn (NO 3) 2
MnO + H 2 = Mn + H 2 O
3MnO + 2Al = 2Mn + Al 2 O 3
2MnO + O 2 = 2MnO 2
3MnO + 2KClO 3 + 6KOH = 3K 2 MnO 4 + 2KCl + 3H 2 O
Como todos los elementos d, tienen colores brillantes.
Al igual que con el cobre, hay inmersión de electrones- de s-orbital a d-orbital
Estructura electrónica del átomo:
En consecuencia, existen 2 estados de oxidación característicos del cobre: +2 y +1.
Sustancia simple: el metal es rosa dorado. 
Óxidos de cobre: Cu2O óxido de cobre (I) \ óxido de cobre 1 - rojo-naranja
CuO óxido de cobre (II) \ óxido de cobre 2 - negro.
Otros compuestos de cobre Cu (I), excepto el óxido, son inestables.
Compuestos de cobre Cu (II): en primer lugar, son estables y, en segundo lugar, son de color azul o verdoso.
¿Por qué las monedas de cobre se vuelven verdes? El cobre en presencia de agua interactúa con el dióxido de carbono en el aire, formando CuCO3, una sustancia verde.
Otro compuesto de cobre coloreado, el sulfuro de cobre (II), es un precipitado negro.
El cobre, a diferencia de otros elementos, sustituye al hidrógeno, por lo que no lo libera de los ácidos:
- con calienteácido sulfúrico: Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
- con fríoácido sulfúrico: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
- con concentrado:
Cu + 4HNO3 = Cu (NO3) 2 + 4NO2 + 4H2O - con ácido nítrico diluido:
3Cu + 8HNO3 = 3 Cu (NO3) 2 + 2NO +4 H2O
Ejemplo USE objetivos C2 opción 1:
Se calcinó nitrato de cobre y el precipitado sólido resultante se disolvió en ácido sulfúrico. Se pasó sulfuro de hidrógeno a través de la solución, se calcinó el precipitado negro resultante y se disolvió el residuo sólido calentando en ácido nítrico.
2Сu (NO3) 2 → 2CuO ↓ +4 NO2 + O2
El precipitado sólido es óxido de cobre (II).
CuO + H2S → CuS ↓ + H2O
El sulfuro de cobre (II) es un precipitado negro.
“Quemado” significa que hubo una interacción con el oxígeno. No confundir con “calcinación”. Encender: calentar, naturalmente, a alta temperatura.
2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2
El residuo sólido es CuO - si el sulfuro de cobre ha reaccionado completamente, CuO + CuS - si ha reaccionado parcialmente.
СuO + 2HNO3 = Cu (NO3) 2 + H2O
CuS + 2HNO3 = Cu (NO3) 2 + H2S
también es posible otra reacción:
СuS + 8HNO3 = Cu (NO3) 2 + SO2 + 6NO2 + 4H2O
Un ejemplo de la tarea del examen C2 opción 2:
El cobre se disolvió en ácido nítrico concentrado, el gas resultante se mezcló con oxígeno y se disolvió en agua. Se disolvió óxido de zinc en la solución resultante, luego se añadió a la solución un gran exceso de solución de hidróxido de sodio.
Como resultado de la reacción con ácido nítrico, se forman Cu (NO3) 2, NO2 y O2.
El NO2 se mezcló con oxígeno, lo que significa que se oxidó: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Mezclado con agua: N2O5 + H2O = 2HNO3.
ZnO + 2HNO3 = Zn (NO3) 2 + 2H2O
Zn (NO 3) 2 + 4NaOH = Na 2 + 2NaNO 3
1) Se calcinó nitrato de cobre, el precipitado sólido resultante se disolvió en ácido sulfúrico. Se pasó sulfuro de hidrógeno a través de la solución, se calcinó el precipitado negro resultante y se disolvió el residuo sólido calentando en ácido nítrico concentrado.
2) El fosfato de calcio se fusionó con carbón y arena, luego la sustancia simple resultante se quemó en un exceso de oxígeno, el producto de combustión se disolvió en un exceso de sosa cáustica. Se añadió una solución de cloruro de bario a la solución resultante. El precipitado resultante se trató con un exceso de ácido fosfórico.
| Espectáculo | |
|---|---|
Ca 3 (PO 4) 2 → P → P 2 O 5 → Na 3 PO 4 → Ba 3 (PO 4) 2 → BaHPO 4 o Ba (H 2 PO 4) 2 Ca 3 (PO 4) 2 + 5C + 3SiO 2 → 3CaSiO 3 + 2P + 5CO |
|
3) Se disolvió cobre en ácido nítrico concentrado, se mezcló el gas resultante con oxígeno y se disolvió en agua. Se disolvió óxido de zinc en la solución resultante, luego se añadió a la solución un gran exceso de solución de hidróxido de sodio.
4) Se hizo actuar sobre cloruro de sodio seco con ácido sulfúrico concentrado bajo calentamiento débil, el gas resultante se pasó a una solución de hidróxido de bario. Se añadió una solución de sulfato de potasio a la solución resultante. El precipitado resultante se fusionó con carbón. El material resultante se trató con ácido clorhídrico.
5) Se trató una porción pesada de sulfuro de aluminio con ácido clorhídrico. En este caso, se liberó gas y se formó una solución incolora. Se añadió una solución de amoniaco a la solución resultante y el gas se pasó a través de una solución de nitrato de plomo. El precipitado resultante se trató con una solución de peróxido de hidrógeno.
| Espectáculo | |
|---|---|
Al (OH) 3 ← AlCl 3 ← Al 2 S 3 → H 2 S → PbS → PbSO 4 Al 2 S 3 + 6HCl → 3H 2 S + 2AlCl 3 |
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6) Se mezcló polvo de aluminio con polvo de azufre, se calentó la mezcla, se trató la sustancia resultante con agua, mientras se liberaba gas y se formaba un precipitado, al que se le adicionaba un exceso de solución de hidróxido de potasio hasta su completa disolución. Esta solución se evaporó y calcinó. Se añadió un exceso de solución de ácido clorhídrico al sólido resultante.
7) Se trató una solución de yoduro de potasio con una solución de cloro. El precipitado resultante se trató con una solución de sulfito de sodio. A la solución resultante, se le añadió primero una solución de cloruro de bario y, después de la separación del precipitado, se añadió una solución de nitrato de plata.
8) Se fusionó un polvo gris verdoso de óxido de cromo (III) con un exceso de álcali, la sustancia resultante se disolvió en agua y se obtuvo una solución de color verde oscuro. Se añadió peróxido de hidrógeno a la solución alcalina resultante. El resultado es una solución amarilla que, cuando se agrega con ácido sulfúrico, adquiere color naranja... Cuando se pasa sulfuro de hidrógeno a través de la solución naranja acidificada resultante, se vuelve turbia y se vuelve verde nuevamente.
| Espectáculo | |
|---|---|
Cr 2 O 3 → KCrO 2 → K → K 2 CrO 4 → K 2 Cr 2 O 7 → Cr 2 (SO 4) 3 Cr 2 O 3 + 2KOH → 2KCrO 2 + H 2 O |
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9) Se disolvió aluminio en una solución concentrada de hidróxido de potasio. Se pasó dióxido de carbono a través de la solución resultante hasta que cesó la precipitación. El precipitado se filtró y se calcinó. El residuo sólido resultante se fusionó con carbonato de sodio.
10) Se disolvió silicio en una solución concentrada de hidróxido de potasio. Se añadió un exceso de ácido clorhídrico a la solución resultante. Se calentó la solución turbia. El precipitado separado se filtró y se calcinó con carbonato cálcico. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
11) Se calentó óxido de cobre (II) en una corriente de monóxido de carbono. La sustancia resultante se quemó en una atmósfera de cloro. El producto de reacción se disolvió en agua. La solución resultante se dividió en dos partes. Se añadió solución de yoduro de potasio a una parte y solución de nitrato de plata a la segunda. En ambos casos se observó la formación de un precipitado. Escribe las ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.
12) Se calcinó nitrato de cobre, el sólido resultante se disolvió en ácido sulfúrico diluido. La solución salina resultante se sometió a electrólisis. La sustancia liberada en el cátodo se disolvió en ácido nítrico concentrado. La disolución procedió con el desprendimiento de gas marrón. Escribe las ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.
13) El hierro se quemó en una atmósfera de cloro. El material resultante se trató con un exceso de solución de hidróxido de sodio. Se formó un precipitado marrón, que se filtró y se calcinó. El residuo después de la calcinación se disolvió en ácido yodhídrico. Escribe las ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.
14) Se mezcló polvo de aluminio metálico con yodo sólido y se añadieron unas gotas de agua. Se añadió una solución de hidróxido de sodio a la sal resultante hasta que se formó un precipitado. El precipitado resultante se disolvió en ácido clorhídrico. Tras la posterior adición de la solución de carbonato de sodio, se observó de nuevo precipitación. Escribe las ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.
15) Como resultado de la combustión incompleta del carbón, se obtuvo un gas, en una corriente del cual se calentó óxido de hierro (III). El material resultante se disolvió en ácido sulfúrico concentrado caliente. La solución salina resultante se sometió a electrólisis. Escribe las ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.
16) Algo de sulfuro de zinc se dividió en dos partes. Uno de ellos fue tratado con ácido nítrico y el otro fue cocido al aire. Se formó una sustancia simple durante la interacción de los gases desprendidos. Esta sustancia se calentó con ácido nítrico concentrado y se desprendió un gas marrón. Escribe las ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.
17) Se calentó clorato de potasio en presencia de un catalizador, mientras se desprendía un gas incoloro. Al quemar hierro en una atmósfera de este gas, se obtuvieron escamas de hierro. Se disolvió en un exceso de ácido clorhídrico. A la solución resultante se le añadió una solución que contenía dicromato de sodio y ácido clorhídrico.
| Espectáculo | |
|---|---|
1) 2КClО 3 → 2КСl + 3О 2 2) ÇFe + 2O 2 → Fe 3 O 4 3) Fe 3 O 4 + 8HCI → FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O 4) 6 FeCl 2 + Na 2 Cr 2 O 7 + 14 НСІ → 6 FeCl 3 + 2 CrCl 3 + 2NaCl + 7Н 2 О 18) El hierro se quemó en cloro. La sal resultante se añadió a la solución de carbonato de sodio y se formó un precipitado marrón. Este precipitado se filtró y se calcinó. La sustancia resultante se disolvió en ácido yodhídrico. Escribe las ecuaciones para las cuatro reacciones descritas. 1) 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3 2) 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 → 2Fe (OH) 3 + 6NaCl + 3CO 2 3) 2Fe (OH) 3 Fe 2 O 3 + 3H 2 O 4) Fe 2 O 3 + 6HI → 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O |
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19) Se trató una solución de yoduro de potasio con un exceso de agua con cloro, observándose primero la formación de un precipitado y luego su completa disolución. El ácido que contiene yodo resultante se aisló de la solución, se secó y se calentó cuidadosamente. El óxido resultante reaccionó con monóxido de carbono. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
20) Se disolvió polvo de sulfuro de cromo (III) en ácido sulfúrico. En este caso, se liberó gas y se formó una solución coloreada. Se añadió un exceso de solución de amoniaco a la solución resultante y el gas se pasó a través de nitrato de plomo. El precipitado negro resultante se volvió blanco después del tratamiento con peróxido de hidrógeno. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
21) Se calentó polvo de aluminio con polvo de azufre, la sustancia resultante se trató con agua. El precipitado que se formó se trató con un exceso de solución concentrada de hidróxido de potasio hasta su completa disolución. A la solución resultante se le añadió una solución de cloruro de aluminio y nuevamente se observó la formación de un precipitado blanco. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
22) Se calentó nitrato de potasio con plomo en polvo hasta que se terminó la reacción. La mezcla de productos se trató con agua y luego se filtró la solución resultante. El filtrado se acidificó con ácido sulfúrico y se trató con yoduro de potasio. La sustancia simple separada se calentó con ácido nítrico concentrado. En la atmósfera del gas marrón resultante se quemó fósforo rojo. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
23) Se disolvió cobre en ácido nítrico diluido. A la solución resultante se le añadió un exceso de solución de amoniaco, observándose primero la formación de un precipitado, y luego su completa disolución con la formación de una solución de color azul oscuro. La solución resultante se trató con ácido sulfúrico hasta que apareció el característico color azul de las sales de cobre. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
| Espectáculo | |
|---|---|
1) 3Cu + 8HNO 3 → 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O 2) Cu (NO 3) 2 + 2NH 3 H 2 O → Cu (OH) 2 + 2NH 4 NO 3 3) Cu (OH) 2 + 4NH 3 H 2 O → (OH) 2 + 4H 2 O 4) (OH) 2 + 3H 2 SO 4 → CuSO 4 +2 (NH 4) 2 SO 4 + 2H 2 O |
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24) Se disolvió magnesio en ácido nítrico diluido y no se observó desprendimiento de gas. La solución resultante se trató con un exceso de solución de hidróxido de potasio con calentamiento. El gas liberado durante este proceso se quemó en oxígeno. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
25) Se disolvió en agua una mezcla de nitrito de potasio y cloruro de amonio en polvo y la solución se calentó cuidadosamente. El gas liberado reaccionó con el magnesio. El producto de reacción se añadió a un exceso de solución de ácido clorhídrico y no se observó desprendimiento de gas. La sal de magnesio obtenida en solución se trató con carbonato de sodio. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
26) Se fusionó óxido de aluminio con hidróxido de sodio. El producto de reacción se introdujo en la solución de cloruro de amonio. El gas liberado con un olor acre es absorbido por el ácido sulfúrico. La sal intermedia resultante se calcinó. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
27) El cloro ha reaccionado con una solución de hidróxido de potasio caliente. Cuando se enfrió la solución, precipitaron cristales de sal de Berthollet. Los cristales obtenidos se introdujeron en una solución de ácido clorhídrico. La sustancia simple resultante reaccionó con hierro metálico. El producto de reacción se calentó con un nuevo peso de hierro. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
28) Se disolvió cobre en ácido nítrico concentrado. A la solución resultante se le añadió un exceso de solución de amoniaco, observándose primero la formación de un precipitado y luego su completa disolución. La solución resultante se trató con un exceso de ácido clorhídrico. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.
29) Se disolvió hierro en ácido sulfúrico concentrado caliente. La sal resultante se trató con un exceso de solución de hidróxido de sodio. El precipitado marrón resultante se filtró y se calcinó. La sustancia resultante se fusionó con hierro. Escribe las ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.
30) Como resultado de la combustión incompleta del carbón, se obtuvo un gas, en cuya corriente se calentó óxido de hierro (III). El material resultante se disolvió en ácido sulfúrico concentrado caliente. La solución de sal resultante se trató con un exceso de solución de sulfuro de potasio.
31) Algo de sulfuro de zinc se dividió en dos partes. Uno de ellos fue tratado con ácido clorhídrico y el otro fue cocido al aire. Se formó una sustancia simple durante la interacción de los gases desprendidos. Esta sustancia se calentó con ácido nítrico concentrado y se liberó un gas marrón.
32) El azufre se fusionó con hierro. El producto de reacción se trató con ácido clorhídrico. El gas liberado durante esto se quemó en exceso de oxígeno. Productos de combustión absorbidos solución acuosa sulfato ferroso (III).