Хромът е преходен метал, който се използва широко в индустрията поради своята здравина и устойчивост на топлина и корозия. Тази статия ще ви даде разбиране за някои от важните свойства и приложения на този преходен метал.
Хромът принадлежи към категорията на преходните метали. Това е твърд, но чуплив стоманеносив метал с атомен номер 24. Този лъскав метал е поставен в група 6 на периодичната таблица и е обозначен със символа "Cr".
Името хром произлиза от гръцката дума chromia, което означава цвят.
В съответствие с името си, хромът образува няколко интензивно оцветени съединения. Днес практически целият комерсиално използван хром се извлича от руда железен хромит или хромов оксид (FeCr2O4).
Свойства на хрома
- Хромът е най-разпространеният елемент в земната кора, но никога не се среща в чист вид. Основно извлечен от мини като хромитни мини.
- Хромът се топи при температура 2180 K или 3465°F, а точката на кипене е 2944 K или 4840°F. атомното му тегло е 51,996 g/mol, а по скалата на Моос е 5,5.
- Хромът се среща в много степени на окисление, като +1, +2, +3, +4, +5 и +6, от които +2, +3 и +6 са най-често срещаните и +1, +4 , A +5 е рядко окисление. Степента на окисление +3 е най-стабилното състояние на хрома. Хром (III) може да се получи чрез разтваряне на елементарен хром в солна или сярна киселина.
- Този метален елемент е известен със своите уникални магнитни свойства. При стайна температура той проявява антиферомагнитно подреждане, което се проявява в други метали при относително ниски температури.
- Антиферомагнетизмът е мястото, където съседни йони, които се държат като магнити, се прикрепят към противоположни или антипаралелни механизми чрез материал. В резултат на това магнитното поле, създадено от магнитни атоми или йони, е ориентирано в една посока, отменяйки магнитните атоми или йони, подредени в противоположната посока, така че материалът да не проявява груби външни магнитни полета.
- При температури над 38°C хромът става парамагнитен, т.е. привлича се от външно магнитно поле. С други думи, хромът се привлича от външно магнитно поле при температури над 38°C.
- Хромът не е обект на водородна крехкост, т.е. не става крехък, когато е изложен на атомарен водород. Но когато е изложен на азот, той губи своята пластичност и става крехък.
- Хромът е силно устойчив на корозия. Тънък защитен оксиден филм се образува върху повърхността на метала, когато влезе в контакт с кислорода във въздуха. Този слой предотвратява дифузията на кислород в основния материал и по този начин го предпазва от по-нататъшна корозия. Този процес се нарича пасивиране, пасивирането с хром дава устойчивост на киселини.
- Има три основни изотопа на хрома, наречени 52Cr, 53Cr и 54Cr, от които 52CR е най-често срещаният изотоп. Хромът реагира с повечето киселини, но не реагира с вода. При стайна температура той реагира с кислорода, за да образува хромен оксид.
Приложение
Производство от неръждаема стомана
Хромът има широка гама от приложения поради своята твърдост и устойчивост на корозия. Използва се основно в три отрасли – металургична, химическа и огнеупорна. Той се използва широко за производството на неръждаема стомана, тъй като предотвратява корозията. Днес той е много важен легиращ материал за стомани. Използва се и за производството на нихром, който се използва в съпротивителни нагревателни елементи поради способността му да издържа на високи температури.
Повърхностно покритие
Киселинният хромат или дихромат също се използва за покриване на повърхности. Това обикновено се прави чрез метод на галванопластика, при който тънък слой хром се нанася върху метална повърхност. Друг метод е хромирането, чрез което хроматите се използват за нанасяне на защитен слой върху определени метали като алуминий (Al), кадмий (CD), цинк (Zn), сребро, а също и магнезий (MG).
Консервиране на дърво и дъбене на кожа
Солите на хром (VI) са токсични, така че се използват за запазване на дървесината от увреждане и унищожаване от гъбички, насекоми и термити. Хром (III), особено хромова стипца или калиев сулфат, се използва в кожарската промишленост, тъй като спомага за стабилизирането на кожата.
Оцветители и пигменти
Хромът се използва и за производство на пигменти или багрила. Хром жълто и оловен хромат са били широко използвани като пигменти в миналото. Поради опасения за околната среда употребата му значително намаля и след това най-накрая беше заменена от оловни и хромирани пигменти. Други пигменти са на базата на хром, червен хром, зелен хромов оксид, който е смес от жълто и пруско синьо. Хромният оксид се използва за придаване на зеленикав цвят на стъклото.
Синтез на изкуствени рубини
Изумрудите дължат зеления си оттенък на хрома. Хромният оксид се използва и за производството на синтетични рубини. Естествените рубини са кристали от корунд или алуминиев оксид, които придобиват червен оттенък поради наличието на хром. Синтетичните или създадените от човека рубини се правят чрез допиране на хром (III) върху синтетични корундови кристали.
Биологични функции
Хром (III) или тривалентен хром е от съществено значение за човешкото тяло, но в много малки количества. Смята се, че играе важна роля в метаболизма на липидите и захарта. В момента се използва в много хранителни добавки, които твърдят, че имат няколко ползи за здравето, но това е спорен въпрос. Биологичната роля на хрома не е адекватно тествана и много експерти смятат, че той не е важен за бозайниците, докато други го разглеждат като основен микроелемент за хората.
Други употреби
Високата точка на топене и устойчивостта на топлина правят хрома идеален огнеупорен материал. Намира приложение в доменни пещи, циментови пещи и пещи за метал. Много хромни съединения се използват като катализатори за обработка на въглеводороди. Хром (IV) се използва за производство на магнитни ленти, използвани в аудио и видео касети.
Шествалентен хром или хром(VI) се нарича токсично и мутагенно вещество, а хром(IV) е известен със своите канцерогенни свойства. Хроматната сол също предизвиква алергични реакции при някои хора. Поради опасения за здравето и околната среда са наложени някои ограничения върху употребата на хромни съединения в различни части на света.
Cr2+. Концентрацията на заряда на двувалентния хромен катион съответства на концентрацията на заряда на магнезиевия катион и двувалентния железен катион, следователно редица свойства, особено киселинно-алкалното поведение на тези катиони, са близки. Освен това, както вече беше споменато, Cr 2+ е силен редуциращ агент, така че в разтвора протичат следните реакции: 2CrCl 2 + 2HCl = 2CrCl 3 + H 2 4CrCl 2 + 4HCl + O 2 = 4CrCl 3 + 2H 2 O. Настъпва доста бавно, но равномерно окисляване с вода: 2CrSO 4 + 2H 2 O = 2Cr (OH) SO 4 + H 2. Окисляването на двувалентния хром се извършва дори по-лесно от окисляването на двувалентното желязо; солите също претърпяват катионна хидролиза в умерена степен (т.е. първата стъпка е доминираща).
CrO е основен оксид, черен на цвят, пирофорен. При 700 o C има диспропорции: 3CrO = Cr 2 O 3 + Cr. Може да се получи чрез термично разлагане на съответния хидроксид в отсъствието на кислород.
Cr(OH) 2 е неразтворима жълта основа. Реагира с киселини, докато окислителните киселини едновременно с киселинно-основно взаимодействие окисляват двувалентен хром; при определени условия това се случва и с неокисляващи киселини (окислител - Н +). Когато се произвежда чрез обменна реакция, хромният (II) хидроксид бързо става зелен поради окисление:
4Cr(OH) 2 + O 2 = 4CrO(OH) + 2H 2 O.
Окисляването също се придружава от разлагането на хром (II) хидроксид в присъствието на кислород: 4Cr(OH) 2 = 2Cr 2 O 3 + 4H 2 O.
Cr3+. Съединенията на хром (III) са подобни по химични свойства на съединенията на алуминия и желязото (III). Оксидът и хидроксидът са амфотерни. Солите на слаби нестабилни и неразтворими киселини (H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3) претърпяват необратима хидролиза:
2CrCl 3 + 3K 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S + 6KCl; Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S.
Но хромният (III) катион не е много силен окислител, така че хромовият (III) сулфид съществува и може да се получи при безводни условия, макар и не от прости вещества, тъй като се разлага при нагряване, а според реакцията: 2CrCl 3 (cr) + 2H 2 S (газ) = Cr 2 S 3 (cr) + 6HCl. Окислителните свойства на тривалентния хром не са достатъчни, за да могат разтворите на неговите соли да взаимодействат с медта, но с цинка протича такава реакция: 2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2.
Cr2O3 – амфотерен оксид със зелен цвят, има много силна кристална решетка, поради което проявява химическа активност само в аморфно състояние. Реагира главно при легиране с киселинни и основни оксиди, с киселини и основи, както и със съединения с киселинни или основни функции:
Cr 2 O 3 + 3K 2 S 2 O 7 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3K 2 SO 4; Cr 2 O 3 + K 2 CO 3 = 2KCrO 2 + CO 2.
Cr(OH) 3 (CrO(OH), Cr 2 O 3 *nH 2 O) – амфотерен хидроксид със сиво-син цвят. Разтваря се както в киселини, така и в основи. При разтваряне в основи се образуват хидроксокомплекси, в които хромният катион има координационно число 4 или 6:
Cr(OH) 3 + NaOH = Na; Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3.
Хидроксо комплексите лесно се разграждат от киселини, докато процесите със силни и слаби киселини са различни:
Na + 4HCl = NaCl + CrCl 3 + 4H 2 O; Na + CO 2 = Cr(OH) 3 ↓ + NaHCO 3.
Cr(III) съединенията са не само окислители, но и редуциращи агенти по отношение на превръщането в Cr(VI) съединения. Реакцията протича особено лесно в алкална среда:
2Na 3 + 3Cl 2 + 4NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O E 0 = - 0,72 V.
В кисела среда: 2Cr 3+ → Cr 2 O 7 2- E 0 = +1,38 V.
Cr +6. Всички съединения на Cr(VI) са силни окислители. Киселинно-алкалното поведение на тези съединения е подобно на това на серните съединения в същото състояние на окисление. Такова сходство в свойствата на съединенията на елементи от главните и вторичните подгрупи в максимално положително състояние на окисление е характерно за повечето групи от периодичната система.
CrO3 - тъмночервено съединение, типичен киселинен оксид. При точката на топене се разлага: 4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3O 2.
Пример за окислително действие: CrO 3 + NH 3 = Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O (При нагряване).
Хромният (VI) оксид лесно се разтваря във вода, като се добавя и се превръща в хидроксид:
H2CrO4 - хромната киселина е силна двуосновна киселина. Не се разпределя в свободна форма, т.к при концентрация над 75% възниква реакция на кондензация с образуването на дихромна киселина: 2H 2 CrO 4 (жълто) = H 2 Cr 2 O 7 (оранжево) + H 2 O.
По-нататъшното концентриране води до образуването на трихромни (H 2 Cr 3 O 10) и дори тетрахромни (H 2 Cr 4 O 13) киселини.
Димеризацията на хроматния анион също възниква при подкисляване. В резултат на това солите на хромната киселина при pH > 6 съществуват като жълти хромати (K 2 CrO 4), а при pH< 6 как бихроматы(K 2 Cr 2 O 7) оранжевого цвета. Большинство бихроматов растворимы, а растворимость хроматов чётко соответствует растворимости сульфатов соответствующих металлов. В растворах возможно взаимопревращения соответствующих солей:
2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O; K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O.
Взаимодействието на калиев дихромат с концентрирана сярна киселина води до образуването на хромен анхидрид, неразтворим в него:
K 2 Cr 2 O 7 (кристален) + + H 2 SO 4 (конц.) = 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O;
При нагряване амониевият дихромат претърпява вътрешномолекулна редокс реакция: (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
ХАЛОГЕНИ („родилни соли“)
Халогените са елементите на основната подгрупа на VII група на периодичната система. Това са флуор, хлор, бром, йод, астат. Структурата на външния електронен слой на техните атоми: ns 2 np 5. Така на външното електронно ниво има 7 електрона и им липсва само един електрон, за да достигнат стабилната обвивка на благородния газ. Като предпоследни елементи в периода, халогените имат най-малък радиус в периода. Всичко това води до факта, че халогените проявяват свойствата на неметали, имат висока електроотрицателност и висок йонизационен потенциал. Халогените са силни окислители; те са способни да приемат електрон, да се превърнат в анион със заряд "1-" или да проявяват "-1" състояние на окисление, когато ковалентно се свързват с по-малко електроотрицателни елементи. В същото време, когато се движите през групата отгоре надолу, атомният радиус се увеличава и окислителната способност на халогените намалява. Ако флуорът е най-силният окислител, тогава йодът, когато взаимодейства с някои сложни вещества, както и с кислород и други халогени, проявява редуциращи свойства.
Флуорният атом е различен от другите членове на групата. Първо, той проявява само отрицателна степен на окисление, тъй като е най-електроотрицателният елемент, и второ, като всеки елемент от период II, той има само 4 атомни орбитали на външното електронно ниво, три от които са заети от несподелени електронни двойки, на четвъртия има несдвоен електрон, който в повечето случаи е единственият валентен електрон. В атомите на други елементи на външното ниво има незапълнено d-електронно подниво, където може да отиде възбуден електрон. Всяка несподелена двойка дава два електрона, когато е сдвоена, така че основните степени на окисление на хлора, брома и йода, в допълнение към „-1“, са „+1“, „+3“, „+5“, „+7“. По-малко стабилни, но принципно постижими са степени на окисление „+2“, „+4“ и „+6“.
Като прости вещества, всички халогени са двуатомни молекули с единична връзка между атомите. Енергиите на дисоциация на връзките в поредицата от молекули F 2 , Cl 2 , Br 2 , J 2 са както следва: 151 kJ/mol, 239 kJ/mol, 192 kJ/mol, 149 kJ/mol. Монотонното намаляване на енергията на връзката при преминаване от хлор към йод лесно се обяснява с увеличаване на дължината на връзката поради увеличаване на атомния радиус. Анормално ниската енергия на свързване във флуорната молекула има две обяснения. Първият се отнася до самата флуорна молекула. Както вече споменахме, флуорът има много малък атомен радиус и до седем електрона на външното ниво, следователно, когато атомите се приближават един към друг по време на образуването на молекула, възниква електрон-електронно отблъскване, в резултат на което орбиталите правят не се припокриват напълно и редът на връзката във флуорната молекула е малко по-малък от единица. Според второто обяснение в молекулите на останалите халогени има допълнително донорно-акцепторно припокриване между несподелената електронна двойка на един атом и свободната d-орбитала на друг атом, две такива противоположни взаимодействия на молекула. Така връзката в молекулите на хлор, бром и йод се определя като почти тройна по отношение на наличието на взаимодействия. Но донорно-акцепторното припокриване се случва само частично и връзката има ред (за хлорна молекула) от 1,12.
Физични свойства: При нормални условия флуорът е трудно втечняващ се газ (точка на кипене на който е -187 0 C) със светложълт цвят, хлорът е лесно втечняващ се газ (точката на кипене е -34,2 0 C) жълто-зелен газ, бромът е кафява, лесно изпаряваща се течност, йодът е сиво твърдо вещество с метален блясък. В твърдо състояние всички халогени образуват молекулярна кристална решетка, характеризираща се със слаби междумолекулни взаимодействия. Във връзка с това йодът има склонност към сублимация - при нагряване при атмосферно налягане той преминава в газообразно състояние (образува виолетови пари), заобикаляйки течното състояние. При движение през групата отгоре надолу точките на топене и кипене се повишават както поради увеличаване на молекулното тегло на веществата, така и поради засилване на ван дер Ваалсовите сили, действащи между молекулите. Големината на тези сили е толкова по-голяма, колкото по-голяма е поляризуемостта на молекулата, която от своя страна се увеличава с увеличаване на радиуса на атома.
Всички халогени са слабо разтворими във вода, но добре разтворими в неполярни органични разтворители, например въглероден тетрахлорид. Лошата разтворимост във вода се дължи на факта, че когато се образува кухина за разтваряне на халогенна молекула, водата губи достатъчно силни водородни връзки, в замяна на което не възникват силни взаимодействия между нейната полярна молекула и неполярната халогенна молекула. Разтварянето на халогени в неполярни разтворители съответства на ситуацията: „подобното се разтваря в подобно“, когато природата на разкъсването и образуването на връзки е една и съща.
Хромът е химичен елемент с атомен номер 24. Той е твърд, лъскав, стоманеносив метал, който се полира добре и не потъмнява. Използва се в сплави като неръждаема стомана и като покритие. Човешкото тяло се нуждае от малки количества тривалентен хром, за да метаболизира захарта, но Cr(VI) е силно токсичен.
Различни хромни съединения, като хромен (III) оксид и оловен хромат, са ярко оцветени и се използват в бои и пигменти. Червеният цвят на рубина се дължи на наличието на този химичен елемент. Някои вещества, особено натрият, са окислители, използвани за окисляване на органични съединения и (заедно със сярна киселина) за почистване на лабораторни стъклени съдове. Освен това хромният (VI) оксид се използва при производството на магнитна лента.
Откриване и етимология
Историята на откриването на химичния елемент хром е следната. През 1761 г. Йохан Готлоб Леман открил оранжево-червен минерал в Уралските планини и го нарекъл „сибирско червено олово“. Въпреки че е идентифициран погрешно като съединение на олово със селен и желязо, материалът всъщност е оловен хромат с химическа формула PbCrO 4 . Днес е известен като минералът крокон.
През 1770 г. Питър Саймън Палас посетил мястото, където Леман открил минерала червен олово, който имал много полезни свойства като пигмент в бои. Използването на сибирско червено олово като боя се развива бързо. Освен това ярко жълтият цвят на крокона стана модерен.
През 1797 г. Nicolas-Louis Vauquelin получава проби от червено.Чрез смесване на крокон със солна киселина той получава CrO3 оксид. Хромът е изолиран като химичен елемент през 1798 г. Воклен го получава чрез нагряване на оксида с въглен. Той също успя да открие следи от хром в скъпоценни камъни като рубин и изумруд.
През 1800 г. Cr се използва предимно в багрила и соли за дъбене. Днес 85% от метала се използва в сплави. Остатъкът се използва в химическата, огнеупорната и леярната промишленост.
Произношението на химичния елемент хром съответства на гръцкото χρῶμα, което означава „цвят“, поради разнообразието от цветни съединения, които могат да бъдат получени от него.
Добив и производство
Елементът се произвежда от хромит (FeCr 2 O 4). Около половината от световната руда се добива в Южна Африка. Освен това Казахстан, Индия и Турция са основните му производители. Има достатъчно проучени находища на хромит, но географски те са съсредоточени в Казахстан и Южна Африка.
Депозитите на самороден хром са редки, но съществуват. Например, той се добива в мина Удачная в Русия. Той е богат на диаманти и редуциращата среда спомага за производството на чист хром и диаманти.
За промишлено производство на метали хромитните руди се обработват с разтопена основа (сода каустик, NaOH). В този случай се образува натриев хромат (Na 2 CrO 4), който се редуцира от въглерод до оксид Cr 2 O 3. Металът се получава чрез нагряване на оксида в присъствието на алуминий или силиций.
През 2000 г. приблизително 15 милиона тона хромитна руда са добити и преработени в 4 милиона тона ферохром, 70% хром-желязна сплав, с приблизителна пазарна стойност от 2,5 милиарда щатски долара.
Основни характеристики
Характеристиките на химичния елемент хром се дължат на факта, че той е преходен метал от четвъртия период на периодичната таблица и се намира между ванадий и манган. Включен в VI група. Топи се при температура 1907 °C. В присъствието на кислород хромът бързо образува тънък слой оксид, който предпазва метала от по-нататъшно взаимодействие с кислорода.
Като преходен елемент, той реагира с вещества в различни пропорции. Така той образува съединения, в които има различни степени на окисление. Хромът е химичен елемент с основни състояния +2, +3 и +6, от които +3 е най-стабилно. Освен това в редки случаи се спазват условия +1, +4 и +5. Хромните съединения в степен на окисление +6 са силни окислители.
Какъв цвят е хром? Химическият елемент дава рубинен оттенък. Използваният Cr 2 O 3 се използва и като пигмент, наречен хромово зелено. Неговите соли оцветяват стъклото в изумрудено зелено. Хромът е химическият елемент, чието присъствие прави рубините червени. Поради това се използва при производството на синтетични рубини.
Изотопи
Изотопите на хрома имат атомно тегло от 43 до 67. Обикновено този химичен елемент се състои от три стабилни форми: 52 Cr, 53 Cr и 54 Cr. От тях 52 Cr е най-често срещаният (83,8% от целия естествен хром). Освен това са описани 19 радиоизотопа, от които най-стабилният е 50 Cr с период на полуразпад над 1,8x10 17 години. 51 Cr има период на полуразпад от 27,7 дни, като за всички останали радиоактивни изотопи той не надвишава 24 часа, а за повечето от тях трае по-малко от една минута. Елементът също има две мета състояния.
Изотопите на хрома в земната кора, като правило, придружават изотопи на манган, който се използва в геологията. 53Cr се образува по време на радиоактивното разпадане на 53Mn. Изотопното съотношение Mn/Cr подсилва други улики за ранната история на Слънчевата система. Промените в съотношенията 53 Cr/ 52 Cr и Mn/Cr от различни метеорити доказват, че новите атомни ядра са създадени точно преди формирането на Слънчевата система.
Химичен елемент хром: свойства, формула на съединенията
Хром (III) оксид Cr 2 O 3, известен също като сесквиоксид, е един от четирите оксида на този химичен елемент. Получава се от хромит. Съединението със зелен цвят обикновено се нарича "хромирано зелено", когато се използва като пигмент за боядисване на емайл и стъкло. Оксидът може да се разтваря в киселини, образувайки соли и в разтопени основи - хромити.
Калиев дихромат
K 2 Cr 2 O 7 е мощен окислител и е предпочитан като средство за почистване на лабораторна стъклария от органични вещества. За целта се използва неговият наситен разтвор, но понякога се заменя с натриев бихромат, поради по-високата му разтворимост. В допълнение, той може да регулира процеса на окисление на органичните съединения, превръщайки първичния алкохол в алдехид и след това във въглероден диоксид.
Калиевият бихромат може да причини хромен дерматит. Хромът има вероятност да причини сенсибилизация, водеща до развитие на дерматит, особено на ръцете и предмишниците, който е хроничен и трудно се лекува. Подобно на други съединения на Cr(VI), калиевият дихромат е канцерогенен. Трябва да се работи с ръкавици и подходящо защитно оборудване.
Хромна киселина
Съединението има хипотетична структура H 2 CrO 4 . Нито хромовата, нито двухромната киселина се срещат в природата, но техните аниони се намират в различни вещества. „Хромната киселина“, която може да се намери в продажба, всъщност е нейният киселинен анхидрид - CrO 3 триоксид.
Оловен (II) хромат
PbCrO 4 има ярко жълт цвят и е практически неразтворим във вода. Поради тази причина той е намерил приложение като оцветяващ пигмент, наречен коронно жълто.
Cr и петвалентна връзка
Хромът се отличава със способността си да образува петвалентни връзки. Съединението е създадено от Cr(I) и въглеводороден радикал. Между два хромни атома се образува петвалентна връзка. Формулата му може да бъде написана като Ar-Cr-Cr-Ar, където Ar представлява специфична ароматна група.
Приложение
Хромът е химичен елемент, чиито свойства са му дали много различни приложения, някои от които са изброени по-долу.
Придава на металите устойчивост на корозия и лъскава повърхност. Следователно хромът е включен в сплави като неръждаема стомана, използвани например в прибори за хранене. Използва се и за хромиране.
Хромът е катализатор за различни реакции. Използва се за направата на форми за изпичане на тухли. Неговите соли се използват за дъбене на кожа. Калиевият бихромат се използва за окисляване на органични съединения като алкохоли и алдехиди, както и за почистване на лабораторна стъклария. Той служи като фиксиращ агент за боядисване на тъкани и също така се използва във фотографията и фотопечата.
CrO 3 се използва за направата на магнитни ленти (например за аудиозапис), които имат по-добри характеристики от филмите с железен оксид.
Роля в биологията
Тривалентният хром е химичен елемент, необходим за метаболизма на захарта в човешкото тяло. Обратно, шествалентният Cr е силно токсичен.
Предпазни мерки
Съединенията на металния хром и Cr(III) обикновено не се считат за опасни за здравето, но веществата, съдържащи Cr(VI), могат да бъдат токсични при поглъщане или вдишване. Повечето от тези вещества са дразнещи за очите, кожата и лигавиците. При хронична експозиция съединенията на хром (VI) могат да причинят увреждане на очите, ако не се третират правилно. В допълнение, той е признат канцероген. Смъртоносната доза от този химически елемент е около половин чаена лъжичка. Според препоръките на Световната здравна организация максимално допустимата концентрация на Cr (VI) в питейната вода е 0,05 mg на литър.
Тъй като хромните съединения се използват в багрила и за щавене на кожа, те често се намират в почвата и подпочвените води от изоставени промишлени обекти, изискващи екологично почистване и възстановяване. Грундът, съдържащ Cr(VI), все още се използва широко в космическата и автомобилната промишленост.
Свойства на елемента
Основните физични свойства на хрома са следните:
- Атомен номер: 24.
- Атомно тегло: 51.996.
- Точка на топене: 1890 °C.
- Точка на кипене: 2482 °C.
- Степен на окисление: +2, +3, +6.
- Електронна конфигурация: 3d 5 4s 1.
Откриването на хрома датира от период на бързо развитие на химични и аналитични изследвания на соли и минерали. В Русия химиците проявиха особен интерес към анализа на минерали, открити в Сибир и почти непознати в Западна Европа. Един от тези минерали е сибирската червена оловна руда (крокоит), описана от Ломоносов. Минералът е изследван, но в него не са открити нищо освен оксиди на олово, желязо и алуминий. Въпреки това, през 1797 г. Vaukelin, сварявайки фино смляна проба от минерала с поташ и утаяване на оловен карбонат, получава разтвор, оцветен в оранжево-червено. От този разтвор той кристализира рубиненочервена сол, от която се изолират оксидът и свободният метал, различни от всички известни метали. Воклен му се обади хром ( Chrome ) от гръцката дума- оцветяване, цвят; Вярно, тук се има предвид не свойство на метала, а неговите ярко оцветени соли.
Да бъдеш сред природата.
Най-важната хромна руда с практическо значение е хромитът, чийто приблизителен състав съответства на формулата FeCrO 4.
Среща се в Мала Азия, Урал, Северна Америка и Южна Африка. От техническо значение е и споменатият по-горе минерал крокоит – PbCrO 4. Хромният оксид (3) и някои от другите му съединения също се срещат в природата. В земната кора съдържанието на хром в метал е 0,03%. Хромът е открит в Слънцето, звездите и метеорити.
Физични свойства.
Хромът е бял, твърд и чуплив метал, изключително химически устойчив на киселини и основи. На въздух се окислява и има тънък прозрачен филм от оксид на повърхността. Хромът има плътност 7,1 g/cm3, температурата му на топене е +1875 0 C.
Касова бележка.
Когато хромовата желязна руда се нагрява силно с въглища, хромът и желязото се редуцират:
FeO * Cr 2 O 3 + 4C = 2Cr + Fe + 4CO
В резултат на тази реакция се образува хром-желязна сплав, която се характеризира с висока якост. За да се получи чист хром, той се редуцира от хромен (3) оксид с алуминий:
Cr 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Cr
В този процес обикновено се използват два оксида - Cr 2 O 3 и CrO 3
Химични свойства.
Благодарение на тънкия защитен филм от оксид, покриващ повърхността на хрома, той е силно устойчив на агресивни киселини и основи. Хромът не реагира с концентрирана азотна и сярна киселина, както и с фосфорна киселина. Хромът реагира с алкали при t = 600-700 o C. Въпреки това, хромът взаимодейства с разредена сярна и солна киселина, измествайки водорода:
2Cr + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2
2Cr + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2
При високи температури хромът изгаря в кислород, образувайки оксид (III).
Горещият хром реагира с водна пара:
2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2
При високи температури хромът реагира и с халогени, халоген с водород, сяра, азот, фосфор, въглерод, силиций, бор, например:
Cr + 2HF = CrF 2 + H 2
2Cr + N2 = 2CrN
2Cr + 3S = Cr 2 S 3
Cr + Si = CrSi
Горните физични и химични свойства на хрома са намерили своето приложение в различни области на науката и технологиите. Например хромът и неговите сплави се използват за производство на високоякостни, устойчиви на корозия покрития в машиностроенето. Като металорежещи инструменти се използват сплави под формата на ферохром. Хромовите сплави са намерили приложение в медицинските технологии и в производството на химическо технологично оборудване.
Позиция на хрома в периодичната таблица на химичните елементи:
Хромът оглавява вторичната подгрупа на група VI на периодичната таблица на елементите. Електронната му формула е следната:
24 Cr IS 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 5 4S 1
При запълването на орбиталите с електрони в атома на хрома се нарушава моделът, според който 4S орбиталата трябва първо да се запълни до състояние 4S 2. Въпреки това, поради факта, че 3d орбиталата заема по-благоприятна енергийна позиция в атома на хрома, тя се запълва до стойността 4d 5 . Това явление се наблюдава в атомите на някои други елементи от вторичните подгрупи. Хромът може да проявява степени на окисление от +1 до +6. Най-стабилни са съединенията на хрома със степен на окисление +2, +3, +6.
Съединения на двувалентен хром.
Хром (II) оксид CrO е пирофорен черен прах (пирофорност - способността да се запалва във въздуха във фино натрошено състояние). CrO се разтваря в разредена солна киселина:
CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O
Във въздуха, при нагряване над 100 0 C, CrO се превръща в Cr 2 O 3.
Солите на двувалентен хром се образуват, когато металният хром се разтвори в киселини. Тези реакции протичат в атмосфера на ниско активен газ (например H 2), т.к в присъствието на въздух лесно се получава окисление на Cr(II) до Cr(III).
Хромният хидроксид се получава под формата на жълта утайка чрез действието на алкален разтвор върху хром (II) хлорид:
CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 + 2NaCl
Cr(OH) 2 има основни свойства и е редуциращ агент. Хидратираният Cr2+ йон е бледосин. Водният разтвор на CrCl 2 е син на цвят. Във въздуха във водни разтвори съединенията на Cr(II) се превръщат в съединения на Cr(III). Това е особено изразено в Cr(II) хидроксид:
4Cr(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Cr(OH) 3
Съединения на тривалентен хром.
Хром (III) оксид Cr 2 O 3 е огнеупорен зелен прах. Твърдостта му е близка до корунда. В лабораторията може да се получи чрез нагряване на амониев дихромат:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2
Cr 2 O 3 е амфотерен оксид, когато се слее с основи, образува хромити: Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O
Хромният хидроксид също е амфотерно съединение:
Cr(OH) 3 + HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
Cr(OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O
Безводният CrCl 3 има вид на тъмно лилави листа, напълно е неразтворим в студена вода и се разтваря много бавно при кипене. Безводният хром (III) сулфат Cr 2 (SO 4) 3 е розов на цвят и също така е слабо разтворим във вода. В присъствието на редуциращи агенти образува пурпурен хромов сулфат Cr 2 (SO 4) 3 * 18H 2 O. Известни са и зелени хромови сулфатни хидрати, съдържащи по-малко вода. Хромовата стипца KCr(SO 4) 2 *12H 2 O кристализира от разтвори, съдържащи виолетов хромов сулфат и калиев сулфат. Разтвор на хромова стипца става зелен при нагряване поради образуването на сулфати.
Реакции с хром и неговите съединения
Почти всички хромни съединения и техните разтвори са интензивно оцветени. Имайки безцветен разтвор или бяла утайка, можем с голяма степен на вероятност да заключим, че хромът отсъства.
- Нека загреем силно в пламъка на горелка върху порцеланова чаша такова количество калиев бихромат, което да се побере на върха на ножа. Солта няма да отдели вода от кристализация, но ще се стопи при температура от около 400 0 C, за да образува тъмна течност. Нека го загреем още няколко минути на силен огън. След охлаждане върху парчето се образува зелена утайка. Разтворете част от него във вода (пожълтява), а другата част оставете на парчето. Солта се разлага при нагряване, което води до образуването на разтворим жълт калиев хромат K 2 CrO 4 и зелен Cr 2 O 3.
- Разтворете 3g калиев бихромат на прах в 50ml вода. Към една част добавете малко калиев карбонат. Той ще се разтвори с отделянето на CO 2 и цветът на разтвора ще стане светложълт. Хроматът се образува от калиев дихромат. Ако сега добавите 50% разтвор на сярна киселина на части, червено-жълтият цвят на дихромата ще се появи отново.
- Изсипете 5 ml в епруветка. разтвор на калиев бихромат, кипете с 3 ml концентрирана солна киселина под налягане. Жълто-зелен токсичен хлорен газ се отделя от разтвора, защото хроматът ще окисли HCl до Cl 2 и H 2 O. Самият хромат ще се превърне в зелен тривалентен хромен хлорид. Той може да бъде изолиран чрез изпаряване на разтвора и след това, слят със сода и селитра, превърнат в хромат.
- Когато се добави разтвор на оловен нитрат, се утаява жълт оловен хромат; При взаимодействие с разтвор на сребърен нитрат се образува червено-кафява утайка от сребърен хромат.
- Добавете водороден пероксид към разтвора на калиев дихромат и подкиселете разтвора със сярна киселина. Разтворът придобива тъмносин цвят поради образуването на хромен пероксид. Когато се разклати с определено количество етер, пероксидът ще се трансформира в органичен разтворител и ще го оцвети в синьо. Тази реакция е специфична за хрома и е много чувствителна. Може да се използва за откриване на хром в метали и сплави. На първо място, трябва да разтворите метала. При продължително кипене с 30% сярна киселина (можете да добавите и солна киселина), хромът и много стомани се разтварят частично. Полученият разтвор съдържа хром (III) сулфат. За да можем да извършим реакция на откриване, първо го неутрализираме със сода каустик. Утаява се сиво-зелен хром(III) хидроксид, който се разтваря в излишък от NaOH, за да образува зелен натриев хромит. Филтрирайте разтвора и добавете 30% водороден прекис. При нагряване разтворът ще пожълтее, тъй като хромитът се окислява до хромат. Подкисляването ще накара разтвора да изглежда син. Оцветеното съединение може да се екстрахира чрез разклащане с етер.
Аналитични реакции за хромни йони.
- Добавете 2М разтвор на NaOH към 3-4 капки разтвор на хромен хлорид CrCl3, докато първоначалната утайка се разтвори. Обърнете внимание на цвета на образувания натриев хромит. Загрейте получения разтвор на водна баня. Какво става?
- Към 2-3 капки разтвор на CrCl3 добавете равен обем 8 М разтвор на NaOH и 3-4 капки 3% разтвор на H2O2. Загрейте реакционната смес във водна баня. Какво става? Каква утайка се образува, ако полученият оцветен разтвор се неутрализира, към него се добави CH 3 COOH и след това Pb (NO 3) 2?
- Изсипете 4-5 капки разтвори на хромов сулфат Cr 2 (SO 4) 3, IMH 2 SO 4 и KMnO 4 в епруветката. Загрейте реакционната смес за няколко минути във водна баня. Обърнете внимание на промяната в цвета на разтвора. Какво го е причинило?
- Към 3-4 капки разтвор на K 2 Cr 2 O 7, подкислен с азотна киселина, добавете 2-3 капки разтвор на H 2 O 2 и разбъркайте. Появяващият се син цвят на разтвора се дължи на появата на перхромна киселина H 2 CrO 6:
Cr 2 O 7 2- + 4H 2 O 2 + 2H + = 2H 2 CrO 6 + 3H 2 O
Обърнете внимание на бързото разлагане на H 2 CrO 6:
2H 2 CrO 6 + 8H+ = 2Cr 3+ + 3O 2 + 6H 2 O
синьо зелен цвят
Перхромната киселина е много по-стабилна в органични разтворители.
- Към 3-4 капки разтвор на K 2 Cr 2 O 7, подкислен с азотна киселина, добавете 5 капки изоамилов алкохол, 2-3 капки разтвор на H 2 O 2 и разклатете реакционната смес. Слоят от органичен разтворител, който плава нагоре, е оцветен в ярко синьо. Цветът избледнява много бавно. Сравнете стабилността на H 2 CrO 6 в органична и водна фази.
- Когато CrO 4 2- взаимодейства с Ba 2+ йони, се утаява жълта утайка от бариев хромат BaCrO 4.
- Сребърният нитрат образува керемиденочервена утайка от сребърен хромат с CrO 4 2 йони.
- Вземете три епруветки. Поставете 5-6 капки разтвор на K 2 Cr 2 O 7 в един от тях, същият обем разтвор на K 2 CrO 4 във втория и три капки от двата разтвора в третия. След това добавете три капки разтвор на калиев йодид към всяка епруветка. Обяснете резултата си. Подкиселете разтвора във втората епруветка. Какво става? Защо?
Забавни експерименти с хромни съединения
- Смес от CuSO 4 и K 2 Cr 2 O 7 става зелена при добавяне на основа и става жълта в присъствието на киселина. Чрез нагряване на 2 mg глицерол с малко количество (NH 4) 2 Cr 2 O 7 и след това добавяне на алкохол, след филтруване се получава яркозелен разтвор, който става жълт при добавяне на киселина и става зелен в неутрална или алкална среда заобикаляща среда.
- Поставете "рубинена смес" в центъра на консервна кутия с термит - внимателно смлян и поставен в алуминиево фолио Al 2 O 3 (4,75 g) с добавяне на Cr 2 O 3 (0,25 g). За да предотвратите по-дълго охлаждане на буркана, е необходимо да го заровите под горния ръб в пясък и след като термитът се запали и реакцията започне, покрийте го с железен лист и го покрийте с пясък. Изкопайте буркана за един ден. Резултатът е червен рубинен прах.
- 10 g калиев дихромат се смилат с 5 g натриев или калиев нитрат и 10 g захар. Сместа се навлажнява и се смесва с колодий. Ако прахът се компресира в стъклена тръба и след това пръчката се избута и запали в края, ще започне да изпълзява „змия“, първо черна, а след охлаждане - зелена. Пръчка с диаметър 4 мм гори със скорост около 2 мм в секунда и се удължава 10 пъти.
- Ако смесите разтвори на меден сулфат и калиев дихромат и добавите малко разтвор на амоняк, ще се образува аморфна кафява утайка от състава 4СuCrO 4 * 3NH 3 * 5H 2 O, която се разтваря в солна киселина, за да образува жълт разтвор и в излишък амоняк се получава зелен разтвор. Ако допълнително добавите алкохол към този разтвор, ще се образува зелена утайка, която след филтриране става синя, а след изсушаване - синьо-виолетова с червени искри, ясно видими при силна светлина.
- Хромният оксид, останал след експериментите „вулкан“ или „фараонови змии“, може да бъде регенериран. За да направите това, трябва да стопите 8 g Cr 2 O 3 и 2 g Na 2 CO 3 и 2,5 g KNO 3 и да обработите охладената сплав с вряща вода. Резултатът е разтворим хромат, който може да се превърне в други Cr(II) и Cr(VI) съединения, включително оригиналния амониев дихромат.
Примери за редокс преходи, включващи хром и неговите съединения
1. Cr 2 O 7 2- -- Cr 2 O 3 -- CrO 2 - -- CrO 4 2- -- Cr 2 O 7 2-
а) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O 
б) Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O
в) 2NaCrO 2 + 3Br 2 + 8NaOH = 6NaBr + 2Na 2 CrO 4 + 4H 2 O
г) 2Na 2 CrO 4 + 2HCl = Na 2 Cr 2 O 7 + 2NaCl + H 2 O
2. Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- CrCl 3 -- Cr 2 O 7 2- -- CrO 4 2-
а) 2Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
б) Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
в) 2CrCl 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 O = K 2 Cr 2 O 7 + 2Mn(OH) 2 + 6HCl
г) K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O
3. CrO -- Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- Cr(NO 3) 3 -- Cr 2 O 3 -- CrO - 2
Cr 2+
а) CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O
б) CrO + H 2 O = Cr(OH) 2
в) Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
г) Cr(OH) 3 + 3HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
д) 4Сr(NO 3) 3 = 2Cr 2 O 3 + 12NO 2 + O 2
д) Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O
Chromium елемент като художник
Химиците доста често се обръщат към проблема за създаването на изкуствени пигменти за боядисване. През 18-19 век е разработена технологията за производство на много материали за боядисване. Луи Никола Воклен през 1797 г., който открива неизвестния досега елемент хром в сибирската червена руда, приготвя нова, забележително стабилна боя - хромово зелено. Неговият хромофор е воден хромен (III) оксид. Започва да се произвежда под името "изумрудено зелено" през 1837 г. По-късно L. Vauquelin предлага няколко нови бои: барит, цинк и хромово жълто. С течение на времето те бяха заменени от по-устойчиви жълти и оранжеви пигменти на базата на кадмий.
Зеленият хром е най-издръжливата и светлоустойчива боя, която не е податлива на атмосферни газове. Зеленият хром смлян в масло има голяма покривна способност и е способен да изсъхне бързо, поради което се използва от 19 век. намира широко приложение в живописта. Има голямо значение при рисуването на порцелан. Факт е, че порцелановите продукти могат да бъдат украсени както с подглазурно, така и с надглазурно боядисване. В първия случай боите се нанасят върху повърхността само на леко изпечен продукт, който след това се покрива със слой глазура. Това е последвано от основното, високотемпературно изпичане: за синтероване на порцелановата маса и разтопяване на глазурата, продуктите се нагряват до 1350 - 1450 0 C. Много малко бои могат да издържат на такава висока температура без химически промени, а в старите дни имаше само две от тях - кобалт и хром. Черен кобалтов оксид, нанесен върху повърхността на порцеланов продукт, се слива с глазурата по време на изпичане, като химически взаимодейства с нея. В резултат на това се образуват ярко сини кобалтови силикати. Всеки познава добре този украсен с кобалт син порцеланов сервиз. Хромният (III) оксид не реагира химически с компонентите на глазурата и просто лежи между порцелановите парчета и прозрачната глазура като „сляп“ слой.
В допълнение към хромово зелено, художниците използват бои, получени от volkonskoite. Този минерал от групата на монтморилонитите (глинен минерал от подкласа на сложните силикати Na(Mo,Al), Si 4 O 10 (OH) 2 е открит през 1830 г. от руския минералог Кемерер и е наречен в чест на М. Н. Волконская, дъщеря на героя от битката при Бородино, генерал Н. Н. Раевски, съпруга на декабриста С. Г. Волконски Волконскоитът е глина, съдържаща до 24% хромен оксид, както и алуминиеви и железни (III) оксиди. на минерала, открит в регионите Урал, Перм и Киров, е непоследователен.определя разнообразния му цвят - от цвета на потъмнялата през зимата ела до яркозеления цвят на блатна жаба.
Пабло Пикасо се обърна към геолозите на нашата страна с молба да проучат запасите от волконскоит, който произвежда боя с уникално свеж тон. В момента е разработен метод за производство на изкуствен волконскит. Интересно е да се отбележи, че според съвременните изследвания руските иконописци са използвали бои от този материал още през Средновековието, много преди „официалното“ му откриване. Guinier Greens (създадена през 1837 г.), чиято хромоформа е хромов оксид хидрат Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O, където част от водата е химически свързана, а част е адсорбирана, също беше известна популярност сред художниците. Този пигмент придава на боята изумруден оттенък.
blog.site, при пълно или частично копиране на материал е необходима връзка към първоизточника.
