Cilj: produbiti znanja učenika o temi časa.
Zadaci:
- okarakterizirati hrom kao jednostavnu supstancu;
- upoznati učenike sa jedinjenjima hroma različitih oksidacionih stanja;
- pokazati zavisnost svojstava jedinjenja od stepena oksidacije;
- pokazuju redoks svojstva jedinjenja hroma;
- nastaviti razvijati vještine učenika za zapisivanje jednadžbi kemijskih reakcija u molekularnom i ionskom obliku i stvaranje elektronske ravnoteže;
- nastaviti razvijati vještine promatranja hemijskog eksperimenta.
Forma lekcije: predavanje sa elementima samostalnog rada studenata i posmatranje hemijskog eksperimenta.
Napredak lekcije
I. Ponavljanje gradiva sa prethodnog časa.
1. Odgovorite na pitanja i izvršite zadatke:
Koji elementi pripadaju podgrupi hroma?
Napišite elektronske formule atoma
Koje su to vrste elemenata?
Koja oksidaciona stanja pokazuju jedinjenja?
Kako se atomski radijus i energija ionizacije mijenjaju iz kroma u volfram?
Možete zamoliti učenike da popune tabelu koristeći tabelarne vrijednosti atomskih radijusa, energije ionizacije i izvuku zaključke.
Uzorak tabele:
2. Poslušajte izvještaj učenika na temu „Elementi podgrupe hroma u prirodi, pripremi i primjeni“.
II. Predavanje.
Pregled predavanja:
- Chromium.
- Jedinjenja hroma. (2)
- Krom oksid; (2)
- Krom hidroksid. (2)
- Jedinjenja hroma. (3)
- Krom oksid; (3)
- Krom hidroksid. (3)
- Jedinjenja hroma (6)
- Krom oksid; (6)
- Hromne i dihromne kiseline.
- Zavisnost svojstava jedinjenja hroma o stepenu oksidacije.
- Redox svojstva jedinjenja hroma.
1. Chrome.
Hrom je bijeli, sjajni metal plavičaste nijanse, vrlo tvrd (gustina 7,2 g/cm3), tačka topljenja 1890˚C.
Hemijska svojstva: Krom je neaktivan metal u normalnim uvjetima. To se objašnjava činjenicom da je njegova površina prekrivena oksidnim filmom (Cr 2 O 3). Kada se zagrije, oksidni film se uništava, a krom reagira s jednostavnim tvarima na visokim temperaturama:
- 4Sr +3O 2 = 2Sr 2 O 3
- 2Sr + 3S = Sr 2 S 3
- 2Sr + 3Cl 2 = 2SrSl 3
vježba: sastaviti jednadžbe za reakcije hroma sa dušikom, fosforom, ugljikom i silicijumom; Sastavite elektronsku vagu za jednu od jednadžbi, navedite oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo.
Interakcija hroma sa složenim supstancama:
Na veoma visokim temperaturama, hrom reaguje sa vodom:
- 2Sr + 3N2O = Sr2O3 + 3N2
vježba:
Krom reagira s razrijeđenom sumpornom i hlorovodoničnom kiselinom:
- Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2
- Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2
vježba: sastaviti elektronsku vagu, navesti oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo.
Koncentrovane sumporne hlorovodonične i azotne kiseline pasiviraju hrom.
2. Jedinjenja hroma. (2)
1. krom oksid (2)- CrO je čvrsta, svijetlocrvena supstanca, tipičan bazični oksid (odgovara hrom (2) hidroksidu - Cr(OH) 2), ne otapa se u vodi, ali se rastvara u kiselinama:
- CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O
vježba: sastaviti jednadžbu reakcije u molekularnom i ionskom obliku za interakciju krom oksida (2) sa sumpornom kiselinom.
Krom oksid (2) se lako oksidira na zraku:
- 4CrO+ O 2 = 2Cr 2 O 3
vježba: sastaviti elektronsku vagu, navesti oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo.
Krom oksid (2) nastaje oksidacijom kromovog amalgama atmosferskim kisikom:
2Sr (amalgam) + O 2 = 2SrO
2. hrom hidroksid (2)- Cr(OH) 2 je žuta supstanca, slabo rastvorljiva u vodi, sa izraženim bazičnim karakterom, pa je u interakciji sa kiselinama:
- Cr(OH) 2 + H 2 SO 4 = CrSO 4 + 2H 2 O
vježba: sastaviti jednadžbe reakcije u molekularnom i ionskom obliku za interakciju krom oksida (2) sa hlorovodoničnom kiselinom.
Poput krom(2) oksida, krom(2) hidroksid se oksidira:
- 4 Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Cr(OH) 3
vježba: sastaviti elektronsku vagu, navesti oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo.
Krom hidroksid (2) se može dobiti djelovanjem lužina na hromove soli (2):
- CrCl 2 + 2KOH = Cr(OH) 2 ↓ + 2KCl
vježba: napisati jonske jednačine.
3. Jedinjenja hroma. (3)
1. krom oksid (3)- Cr 2 O 3 – tamnozeleni prah, nerastvorljiv u vodi, vatrostalan, po tvrdoći blizak korundu (odgovara mu hrom hidroksid (3) – Cr(OH) 3). Krom oksid (3) je amfoterne prirode, ali je slabo rastvorljiv u kiselinama i alkalijama. Reakcije sa alkalijama se javljaju tokom fuzije:
- Cr 2 O 3 + 2KOH = 2KSrO 2 (kromit K)+ H 2 O
vježba: sastaviti jednadžbu reakcije u molekularnom i ionskom obliku za interakciju krom oksida (3) s litijum hidroksidom.
Teško je komunicirati s koncentriranim otopinama kiselina i lužina:
- Cr 2 O 3 + 6 KOH + 3H 2 O = 2K 3 [Cr(OH) 6 ]
- Cr 2 O 3 + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2 O
vježba: izraditi jednadžbe reakcije u molekularnom i ionskom obliku za interakciju krom oksida (3) s koncentriranom sumpornom kiselinom i koncentriranom otopinom natrijum hidroksida.
Krom oksid (3) se može dobiti razgradnjom amonijum dihromata:
- (NN 4)2Sr 2 O 7 = N 2 + Sr 2 O 3 +4N 2 O
2. hrom hidroksid (3) Cr(OH) 3 se dobija delovanjem alkalija na rastvore soli hroma (3):
- CrCl 3 + 3KOH = Cr(OH) 3 ↓ + 3KCl
vježba: napisati jonske jednačine
Krom hidroksid (3) je sivo-zeleni talog, po prijemu kojeg se alkalija mora uzeti u nedostatku. Ovako dobijen hrom hidroksid (3), za razliku od odgovarajućeg oksida, lako stupa u interakciju sa kiselinama i alkalijama, tj. pokazuje amfoterna svojstva:
- Cr(OH) 3 + 3HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
- Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3 [Cr(OH)6] (heksahidroksokromit K)
vježba: izraditi jednadžbe reakcije u molekularnom i ionskom obliku za interakciju krom hidroksida (3) sa hlorovodoničnom kiselinom i natrijum hidroksidom.
Kada se Cr (OH) 3 spoji sa alkalijama, dobijaju se metahromiti i ortohromiti:
- Cr(OH) 3 + KOH = KCrO 2 (metakromit K)+ 2H 2 O
- Cr(OH) 3 + KOH = K 3 CrO 3 (ortokromit K)+ 3H 2 O
4. Jedinjenja hroma. (6)
1. krom oksid (6)- CrO 3 – tamnocrvena kristalna supstanca, visoko rastvorljiva u vodi – tipičan kiseli oksid. Ovaj oksid odgovara dvije kiseline:
- CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4 (hromna kiselina – nastaje kada ima viška vode)
- CrO 3 + H 2 O =H 2 Cr 2 O 7 (dihromna kiselina - formirana pri visokoj koncentraciji krom oksida (3)).
Kromov oksid (6) je vrlo jak oksidant, stoga energično stupa u interakciju s organskim tvarima:
- C 2 H 5 OH + 4CrO 3 = 2CO 2 + 2Cr 2 O 3 + 3H 2 O
Takođe oksidira jod, sumpor, fosfor, ugalj:
- 3S + 4CrO 3 = 3SO 2 + 2Cr 2 O 3
vježba: sastaviti jednačine hemijskih reakcija hrom-oksida (6) sa jodom, fosforom, ugljem; kreirajte elektronsku ravnotežu za jednu od jednačina, navedite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo
Kada se zagrije na 250 0 C, hrom oksid (6) se raspada:
- 4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2
Krom oksid (6) može se dobiti djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na čvrste hromate i dihromate:
- K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2CrO 3 + H 2 O
2. Hromne i dihromne kiseline.
Kromne i dihromne kiseline postoje samo u vodenim rastvorima i formiraju stabilne soli, hromate i dihromate, respektivno. Kromati i njihovi rastvori su žute boje, dihromati su narandžaste boje.
Kromat - CrO 4 2- joni i dihromat - Cr 2O 7 2- joni lako se transformišu jedni u druge kada se okruženje rastvora promeni
U kiseloj otopini hromati se pretvaraju u dihromate:
- 2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O
U alkalnoj sredini dikromati se pretvaraju u hromate:
- K 2 Cr 2 O 7 + 2 KOH = 2 K 2 CrO 4 + H 2 O
Kada se razblaži, dihromna kiselina se pretvara u hromnu kiselinu:
- H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = 2H 2 CrO 4
5. Zavisnost svojstava jedinjenja hroma od stepena oksidacije.
| Oksidacijsko stanje | +2 | +3 | +6 |
| Oksid | CrO | Cr 2 O 3 | SrO 3 |
| Karakter oksida | osnovni | amfoterično | kiselina |
| hidroksid | Cr(OH) 2 | Cr(OH) 3 – H 3 CrO 3 | H 2 CrO 4 |
| Priroda hidroksida | osnovni | amfoterično | kiselina |
|
→ slabljenje baznih svojstava i jačanje kiselih svojstava→ |
|||
6. Redox svojstva jedinjenja hroma.
Reakcije u kiseloj sredini.
U kiseloj sredini, jedinjenja Cr +6 se transformišu u jedinjenja Cr +3 pod dejstvom redukcionih agenasa: H 2 S, SO 2, FeSO 4
- K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 = 3S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
- S -2 – 2e → S 0
- 2Cr +6 + 6e → 2Cr +3
vježba:
1. Izjednačite reakcijsku jednačinu koristeći metodu elektronske ravnoteže, navedite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo:
- Na 2 CrO 4 + K 2 S + H 2 SO 4 = S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O
2. Dodajte produkte reakcije, izjednačite jednačinu koristeći metodu elektronske ravnoteže, navedite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo:
- K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 =? +? +H 2 O
Reakcije u alkalnoj sredini.
U alkalnoj sredini, jedinjenja hroma Cr +3 transformišu se u jedinjenja Cr +6 pod dejstvom oksidacionih sredstava: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:
- 2KCrO 2 +3 Br 2 +8NaOH =2Na 2 CrO 4 + 2KBr +4NaBr + 4H 2 O
- Cr +3 - 3e → Cr +6
- Br2 0 +2e → 2Br -
vježba:
Izjednačite reakcijsku jednačinu pomoću metode elektronske ravnoteže, navedite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo:
- NaCrO 2 + J 2 + NaOH = Na 2 CrO 4 + NaJ + H 2 O
Dodajte produkte reakcije, izjednačite jednadžbu metodom elektronske ravnoteže, navedite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo:
- Cr(OH) 3 + Ag 2 O + NaOH = Ag + ? + ?
Dakle, oksidaciona svojstva se konstantno povećavaju sa promenom oksidacionih stanja u nizu: Cr +2 → Cr +3 → Cr +6. Jedinjenja hroma (2) su jaka redukciona sredstva i lako se oksidiraju, pretvarajući se u jedinjenja hroma (3). Jedinjenja hroma (6) su jaka oksidaciona sredstva i lako se redukuju u jedinjenja hroma (3). Jedinjenja hroma (3) u interakciji sa jakim redukcionim agensima pokazuju oksidirajuća svojstva, pretvarajući se u jedinjenja hroma (2), a u interakciji sa jakim oksidacionim agensima ispoljavaju redukciona svojstva, pretvarajući se u jedinjenja hroma (6)
Do metodologije predavanja:
- Da bi se poboljšala kognitivna aktivnost učenika i zadržao interes, preporučljivo je provesti demonstracijski eksperiment tokom predavanja. Ovisno o mogućnostima obrazovne laboratorije, učenicima se mogu demonstrirati sljedeći eksperimenti:
- dobijanje hrom-oksida (2) i hrom-hidroksida (2), dokaz njihovih osnovnih svojstava;
- dobijanje hrom-oksida (3) i hrom-hidroksida (3), dokazivanje njihovih amfoternih svojstava;
- dobijanje hrom-oksida (6) i njegovo otapanje u vodi (priprema hromne i dihromne kiseline);
- prelazak hromata u dihromate, dihromata u hromate.
- Zadaci samostalnog rada mogu se diferencirati uzimajući u obzir stvarne mogućnosti učenja učenika.
- Predavanje možete završiti ispunjavanjem sljedećih zadataka: napišite jednadžbe kemijskih reakcija koje se mogu koristiti za izvođenje sljedećih transformacija:
.III. Zadaća: poboljšati predavanje (dodati jednadžbe hemijskih reakcija)
- Vasilyeva Z.G. Laboratorijski rad iz opšte i neorganske hemije. -M.: “Hemija”, 1979 – 450 str.
- Egorov A.S. Tutor hemije. – Rostov na Donu: “Feniks”, 2006.-765 str.
- Kudryavtsev A.A. Pisanje hemijskih jednadžbi. - M., “Viša škola”, 1979. – 295 str.
- Petrov M.M. Neorganska hemija. – Lenjingrad: “Hemija”, 1989. – 543 str.
- Uškalova V.N. Hemija: takmičarski zadaci i odgovori. - M.: “Prosvjeta”, 2000. – 223 str.
17.doc
Chromium. Krom (II), (III) i (VI) oksidi. Hidroksidi i soli hroma (II) i (III). Kromati i dihromati. Kompleksna jedinjenja hroma(III).
17.1. Kratke karakteristike elemenata podgrupe hroma
Podgrupa hroma je bočna podgrupa grupe VI periodnog sistema elemenata D.I. Mendeljejev. Podgrupa uključuje hrom Cr, molibden Mo, volfram W.
Ovi elementi su takođe prelazni metali, jer oni izgrađuju d-podnivo pred-spoljnog sloja. U vanjskom sloju atoma ovih elemenata nalazi se jedan (za krom i molibden) ili dva (za volfram) elektrona. Dakle, atomi elemenata hromove podgrupe imaju šest valentnih elektrona koji mogu učestvovati u formiranju hemijske veze (vidi tabelu 30).
Krom, molibden i volfram su slični po mnogim fizičkim i hemijskim svojstvima: dakle, u obliku jednostavnih supstanci, svi su to vatrostalni srebrno-bijeli metali koji imaju veliku tvrdoću i niz vrijednih mehaničkih svojstava - sposobnost valjanja, vučenja. , i oblik.
Sa hemijske tačke gledišta, svi metali podgrupe hroma su otporni na vazduh i vodu (u normalnim uslovima); kada se zagreju, svi oni stupaju u interakciju sa kiseonikom, halogenima, fosforom i ugljenikom.
Pod uticajem koncentrisanih kiselina (HNO 3, H 2 SO 4) na uobičajenim temperaturama dolazi do pasivizacije metala podgrupe hroma.
Za sve elemente podgrupe hroma, najtipičnija jedinjenja su tamo gde su njihova oksidaciona stanja +2, +3, +6 (iako postoje jedinjenja u kojima njihovi stepeni mogu biti i +4 i +5, a za hrom +1). Elementi podgrupe hroma nemaju negativno oksidaciono stanje i ne stvaraju hlapljiva jedinjenja vodika. Čvrsti hidridi kao što je CrH 3 poznati su samo po hromu. Spojevi dvovalentnih elemenata su nestabilni i lako se oksidiraju u viša oksidaciona stanja.
Sa povećanjem stepena oksidacije, kisela priroda oksida se povećava; sa maksimalnim stanjem oksidacije od +6 nastaju oksidi tipa RO 3, koji odgovaraju kiselinama H 2 RO 4. Snaga kiselina prirodno opada od kroma do volframa. Većina soli ovih kiselina je slabo rastvorljiva u vodi; dobro se otapaju samo soli alkalnih metala i amonijuma.
Kao iu drugim slučajevima, metalna svojstva elemenata hromove podgrupe rastu sa povećanjem atomskog broja.
Stva. Hemijska aktivnost metala u seriji krom - molibden - volfram primjetno opada.
Svi metali podgrupe hroma imaju široku primjenu u modernoj tehnologiji, posebno u metalurškoj industriji za proizvodnju specijalnih čelika.
17.2. Chromium
Biti u prirodi
Krom je prilično čest element, njegov sadržaj u zemljinoj kori je oko 0,02% (22. mjesto). Krom se nalazi isključivo u jedinjenjima; glavni minerali su kromit FeCr 2 O 4 (ili FeO Cr 2 O 3), ili ruda hroma željeza i krokoit PbCtO 4 (ili PbO CrO 3). Boja mnogih elemenata je zbog prisustva hroma u njima. Na primjer, zlatno-zeleni ton smaragda ili crveni ton rubina daje se primjesom krom-oksida Cr 2 O 3.
Potvrda
Sirovina za industrijsku proizvodnju kroma je kromova željezna ruda. Njegova hemijska obrada dovodi do Cr 2 O 3. Redukcija Cr 2 O 3 aluminijumom ili silicijumom proizvodi metalni hrom niske čistoće:
Cr 2 O 3 +Al=Al 2 O 3 +2Cr
2Cr 2 O 3 +3Si=3SiO 2 +4Cr
Čistiji metal se dobija elektrolizom koncentriranih rastvora jedinjenja hroma.
^ Fizička svojstva
Hrom je čelično-sivi metal, tvrd, prilično težak. ( = 7,19 g/cm 3), plastika, savitljiva, topi se na 1890°C, ključa na 2480°C. U prirodi se javlja kao mješavina četiri stabilna izotopa s masenim brojevima 50, 52, 53 i 54. Najčešći izotop je 52 Cr (83,76%).
Hemijska svojstva
Raspored elektrona u 3d i 4s orbitalama atoma hroma može se predstaviti dijagramom:
Ovo pokazuje da hrom može pokazati različita oksidaciona stanja u jedinjenjima od +1 do +6; Od njih su najstabilnija jedinjenja hroma sa oksidacionim stanjima +2, +3, +6. Dakle, ne samo s-elektron spoljašnjeg nivoa, već i pet d-elektrona pred-eksternog nivoa učestvuje u formiranju hemijskih veza.
U normalnim uslovima, hrom je otporan na kiseonik, vodu i neke druge hemikalije. Na visokim temperaturama hrom gori u kiseoniku:
4Cr+3O 2 =2Cr 2 O 3
Kada se zagrije, reagira s vodenom parom:
2Cr+3H 2 O=Cr 2 O 3 +3H 2
Kada se zagrije, metalni krom također reagira sa halogenima, sumporom, dušikom, fosforom, ugljikom, silicijumom i borom. Na primjer: 2Cr+N 2 =2CrN 2Cr+3S=Cr 2 S 3 Cr+2Si=CrSi 2
Metal se na običnoj temperaturi rastvara u razrijeđenim kiselinama (HCl, H 2 SO 4) uz oslobađanje vodonika. U tim slučajevima, u nedostatku zraka, nastaju soli hroma (II):
Cr + 2HCl \u003d CrCl2 + H 2 I na zraku - soli hroma (III): 4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl + 6H 2 O
Ako je metal neko vrijeme uronjen u dušičnu kiselinu (koncentriranu ili razrijeđenu), tada se prestaje otapati u HCl i H 2 SO 4, ne mijenja se zagrijavanjem s halogenima itd. Ova pojava - pasivizacija - objašnjava se stvaranjem zaštitnog sloja na površini metala - vrlo gustog i mehanički jakog (iako vrlo tankog) filma krom-oksida Cr 2 O 3.
Aplikacija
Glavni potrošač hroma je metalurgija. Sa dodatkom hroma, čelik postaje mnogo otporniji na hemijske reagense; Također se povećavaju tako važna svojstva čelika kao što su čvrstoća, tvrdoća i otpornost na habanje. Elektrolitičko premazivanje proizvoda od željeza hromom (hromiranje) također im daje otpornost na koroziju.
Porodica legura hroma je veoma velika. Nihrom (legure sa niklom) i hrom (sa aluminijumom i gvožđem) su otporni
Chivas ima visoku otpornost i koristi se za izradu grijača u električnim otpornim pećima. Stelit - legura hroma (20-25%), kobalta (45-60%), volframa (5-20%), gvožđa (1-3%) - veoma tvrda, otporna na habanje i koroziju; koristi se u metaloprerađivačkoj industriji za proizvodnju reznih alata. Krom-molibden čelici se koriste za izradu avionskih goriva.
^ 17.3. Krom (II), (III) i (VI) oksidi
Krom formira tri oksida: CrO, Cr 2 O 3, CrO 3.
Krom (II) oksid CrO je piroforni crni prah. Ima osnovna svojstva.
U redoks reakcijama se ponaša kao redukcijski agens:
CrO se dobija razgradnjom hrom karbonila Cr(CO) 6 u vakuumu na 300°C.
Krom oksid (III) Cr 2 O 3 - vatrostalni zeleni prah. Po tvrdoći je blizak korundu, pa se uvodi u sastav sredstava za poliranje. Nastaje interakcijom Cr i O2 na visokoj temperaturi. U laboratoriji se hrom (III) oksid može dobiti zagrijavanjem amonijum dihromata:
(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 \u003d Cr +3 2 O 3 + N 0 2 + 4H 2 O
Krom(III) oksid ima amfoterna svojstva. Pri interakciji sa kiselinama nastaju soli hroma (III): Cr 2 O 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +3H 2 O
Pri interakciji sa alkalijama u talini nastaju jedinjenja hroma (III) - hromiti (u nedostatku kiseonika): Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O
Krom(III) oksid je nerastvorljiv u vodi.
U redoks reakcijama, krom(III) oksid se ponaša kao redukcijski agens:
Krom (VI) oksid CrO 3 - hrom anhidrid, je tamnocrveni igličasti kristali. Kada se zagrije na oko 200°C, razlaže se:
4CrO 3 =2Cr 2 O 3 +3O 2
Lako se rastvara u vodi, budući da je kisele prirode, stvara hromne kiseline. Sa viškom vode nastaje hromna kiselina H 2 CrO 4:
CrO 3 +H 2 O=H 2 CrO 4
Pri visokoj koncentraciji CrO 3 nastaje dihromna kiselina H 2 Cr 2 O 7:
2CrO 3 +H 2 O=H 2 Cr 2 O 7
Koja se, kada se razblaži, pretvara u hromnu kiselinu:
H 2 Cr 2 O 7 +H 2 O=2H 2 CrO 4
Kromne kiseline postoje samo u vodenoj otopini; nijedna od ovih kiselina nije izolirana u slobodnom stanju. Međutim, njihove soli su vrlo stabilne.
Krom(VI) oksid je jako oksidaciono sredstvo:
3S+4CrO 3 =3SO 2 +2Cr 2 O 3
Oksidira jod, sumpor, fosfor, ugalj, pretvarajući se u Cr 2 O 3. CrO 3 se dobija delovanjem viška koncentrovane sumporne kiseline na zasićeni vodeni rastvor natrijum dihromata: Na 2 Cr 2 O 7 +2H 2 SO 4 =2CrO 3 +2NaHSO 4 +H 2 O Treba napomenuti da hrom (VI) oksid je vrlo toksičan.
^ 17.4. Hidroksidi i soli hroma (II) i (III). Kompleksna jedinjenja hroma(III).
Krom (II) hidroksid Cr(OH) 2 se dobija u obliku žutog taloga tretiranjem rastvora soli hroma (II) sa alkalijama u odsustvu kiseonika:
CrCl 2 +2NaOH=Cr(OH) 2 +2NaCl
Cr(OH) 2 ima tipična osnovna svojstva i jako je redukciono sredstvo:
2Cr(OH) 2 +H 2 O+1/2O 2 =2Cr(OH) 3
Vodeni rastvori soli hroma (II) dobijaju se bez pristupa vazduhu otapanjem metalnog hroma u razblaženim kiselinama u atmosferi vodika ili redukcijom trovalentnih soli hroma cinkom u kiseloj sredini. Bezvodne soli hroma (II) su bijele, a vodeni rastvori i kristalni hidrati su plavi.
Po svojim hemijskim svojstvima, soli hroma (II) su slične solima dvovalentnog gvožđa, ali se od ovih drugih razlikuju po izraženijim redukcionim svojstvima, tj. lakše se oksidiraju od odgovarajućih spojeva željeza. Zbog toga je vrlo teško dobiti i uskladištiti dvovalentna jedinjenja hroma.
Krom (III) hidroksid Cr(OH) 3 je želatinasti talog sivozelene boje, dobija se delovanjem lužina na rastvore soli hroma (III):
Cr 2 (SO 4) 3 +6NaOH=2Cr(OH) 3 +3Na 2 SO 4
Krom (III) hidroksid ima amfoterna svojstva, otapa se u kiselinama i formira soli hroma (III):
2Cr(OH) 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +6H 2 O i u alkalijama sa stvaranjem hidroksihromita: Cr(OH) 3 +NaOH=Na 3
Kada se Cr(OH) 3 spoji sa alkalijama, nastaju metahromiti i ortohromiti:
Cr(OH) 3 +NaOH=NaCrO 2 +2H 2 O Cr(OH) 3 +3NaOH=Na 3 CrO 3 +3H 2 O
Kada se hrom (III) hidroksid kalcinira, nastaje krom (III) oksid:
2Cr(OH) 3 =Cr 2 O 3 +3H 2 O
Soli trovalentnog hroma, kako u čvrstom stanju tako iu vodenim rastvorima, obojene su. Na primjer, bezvodni krom (III) sulfat Cr 2 (SO 4) 3 je ljubičastocrvene boje; vodeni rastvori krom (III) sulfata, ovisno o uvjetima, mogu promijeniti boju od ljubičaste do zelene. Ovo se objašnjava činjenicom da u vodenim rastvorima Cr 3+ kation postoji samo u obliku hidratisanog jona 3+ zbog sklonosti trovalentnog hroma da formira kompleksna jedinjenja. Ljubičasta boja vodenih rastvora soli hroma (III) je upravo zbog katjona 3+. Kada se zagreju, kompleksne soli hroma(III) mogu
Djelomično gube vodu, formirajući soli raznih boja, čak i zelene.
Trovalentne soli hroma slične su solima aluminijuma po sastavu, strukturi kristalne rešetke i rastvorljivosti; Tako je za krom (III), kao i za aluminij, tipično stvaranje krom-kalijum stipse KCr(SO 4) 2 12H 2 O, koji se koriste za štavljenje kože i kao jedkalo u tekstilu.
Soli hroma (III) Cr 2 (SO 4) 3, CrCl 3 itd. stabilan kada se čuva na vazduhu, ali podložan hidrolizi u rastvorima:
Cr 3+ +3Sl - +NNCr(ON) 2+ +3Sl - +N +
Hidroliza se javlja u fazi I, ali postoje soli koje su potpuno hidrolizirane:
Cr 2 S 3 +H 2 O=Cr(OH) 3 +H 2 S
U redoks reakcijama u alkalnoj sredini, soli hroma (III) se ponašaju kao redukcioni agensi:
Treba napomenuti da u nizu hrom hidroksida različitih oksidacionih stanja Cr(OH) 2 - Cr(OH) 3 - H 2 CrO 4, osnovna svojstva prirodno oslabe, a kisela svojstva ojačana. Ova promjena svojstava je posljedica povećanja stupnja oksidacije i smanjenja ionskog radijusa hroma. U istoj seriji, oksidirajuća svojstva su dosljedno poboljšana. Cr (II) jedinjenja su jaka redukciona sredstva i lako se oksidiraju, pretvarajući se u jedinjenja hroma (III). Jedinjenja hroma(VI) su jaka oksidaciona sredstva i lako se redukuju u jedinjenja hroma(III). Jedinjenja sa srednjim oksidacionim stanjem, tj. jedinjenja hroma (III) mogu, u interakciji sa jakim redukcionim agensima, pokazati oksidaciona svojstva, pretvarajući se u jedinjenja hroma (II), a u interakciji sa jakim oksidacionim agensima, pokazivati redukciona svojstva, pretvarajući se u jedinjenja hroma (VI).
^ 17.5. Kromati i dihromati
Kromne kiseline formiraju dva niza spojeva: hromate - takozvane soli hromne kiseline, i dihromate - takozvane soli dihromne kiseline. Kromati su obojeni žuto (boja hromatnog jona CrO 2-4), dikromati su obojeni narandžasto (boja dihromatnog jona Cr 2 O 2-7) .
Kromati i dikromati se disociraju, formirajući hromat i dikromat ione, respektivno:
K 2 CrO 4 2K + +CrO 2- 4
K 2 Cr 2 O 7 2K + +Cr 2 O 2- 7
Hromati se dobijaju reakcijom CrO 3 sa alkalijama:
CrO 3 +2NaOH=Na 2 CrO 4 +H 2 O
Dihromati nastaju dodavanjem kiselina hromatima:
2Na 2 CrO 4 +H 2 SO 4 =Na 2 Cr 2 O 7 +Na 2 SO 4 +H 2 O
Obrnuti prijelaz moguć je i pri dodavanju alkalija u otopine dikromata:
Na 2 Cr 2 O 7 +2NaOH=2Na 2 CrO 4 +H 2 O
Tako u kiselim rastvorima pretežno postoje dikromati (boje rastvor narandžasto), a u alkalnim rastvorima hromati (žuti rastvori). Ravnoteža u sistemu hromat-dikromat može se predstaviti sledećom jednačinom u redukovanom ionskom obliku:
2CrO 2- 4 +2H + Cr 2 O 2- 7 +H 2 O Cr 2 O 2- 7 +2OH - 2CrO 2- 4 +H 2 O
Soli hromnih kiselina u kiseloj sredini su jaki oksidanti. Obično se redukuju na jedinjenja hroma(III), na primjer:
Aplikacija
Jedinjenja hroma (VI) su veoma toksična: utiču na kožu, respiratorni trakt i izazivaju upalu očiju. U laboratorijama se mješavina hroma često koristi za pranje hemijskog staklenog posuđa.
Koja se sastoji od jednakih zapremina zasićenog vodenog rastvora K 2 Cr 2 O 7 i koncentrovanog H 2 SO 4.
Natrijum i kalijum hromati rastvorljivi u vodi koriste se u proizvodnji tekstila i kože kao sredstva za zaštitu drveta. Nerastvorljivi hromati nekih metala su odlične umjetničke boje. To su žute krunice (PbCrO 4, |ZnCrO 4, SrCrO 4), i crvene olovno-molibdenske krune (sadrže PbCrO 4 i MoCrO 4) i mnoge druge. SnCrO 4 je poznat po svom bogatstvu nijansi - od ružičasto-crvene do ljubičaste, koja se koristi u slikanju porculana.
1) Krom (III) oksid.
Krom oksid se može dobiti:
Termička razgradnja amonijum dihromata:
(NH 4) 2 C 2 O 7 Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O
Redukcija kalij-dihromata ugljikom (koksom) ili sumporom:
2K 2 Cr 2 O 7 + 3C 2Cr 2 O 3 + 2K 2 CO 3 + CO 2
K 2 Cr 2 O 7 + S Cr 2 O 3 + K 2 SO 4
Krom(III) oksid ima amfoterna svojstva.
Krom (III) oksid stvara soli s kiselinama:
Cr 2 O 3 + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2 O
Kada se hrom (III) oksid spoji sa oksidima, hidroksidima i karbonatima zemnoalkalijskih i zemnoalkalnih metala, nastaju hromati (III) (hromiti):
Sr 2 O 3 + Ba(OH) 2 Ba(CrO 2) 2 + H 2 O
Sr 2 O 3 + Na 2 CO 3 2NaCrO 2 + CO 2
Sa alkalnim topljenjem oksidirajućih sredstava – hromati (VI) (hromati)
Cr 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O
Cr 2 O 3 + 3Br 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 5H 2 O
Cr 2 O 3 + O 3 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O
Cr 2 O 3 + 3O 2 + 4Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + 4CO 2
Sr 2 O 3 + 3NaNO 3 + 2Na 2 CO 3 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2 + 3NaNO 2
Cr 2 O 3 + KClO 3 + 2Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + KCl + 2CO 2
2) Krom(III) hidroksid
Krom(III) hidroksid ima amfoterna svojstva.
2Cr(OH) 3 = Cr 2 O 3 + 3H 2 O
2Cr(OH) 3 + 3Br 2 + 10KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 8H 2 O
3) Soli hroma(III).
2CrCl 3 + 3Br 2 + 16KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 6KCl + 8H 2 O
2CrCl 3 + 3H 2 O 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O
Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O
Cr 2 (SO 4) 3 + 3Br 2 + 16NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O
Cr 2 (SO 4) 3 + 6KMnO 4 + 16KOH = 2K 2 CrO 4 + 6K 2 MnO 4 + 3K 2 SO 4 + 8H 2 O.
2Na 3 + 3Br 2 + 4NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 8H 2 O
2K 3 + 3Br 2 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 8H 2 O
2KCrO2 + 3PbO2 + 8KOH = 2K2CrO4 + 3K2PbO2 + 4H2O
Cr 2 S 3 + 30HNO 3 (konc.) = 2Cr(NO 3) 3 + 3H 2 SO 4 + 24NO 2 + 12H 2 O
2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2
Kromati (III) lako reagiraju s kiselinama:
NaCrO 2 + HCl (nedostatak) + H 2 O = Cr(OH) 3 + NaCl
NaCrO 2 + 4HCl (višak) = CrCl 3 + NaCl + 2H 2 O
K 3 + 3CO 2 = Cr(OH) 3 ↓ + 3NaHCO 3
U rastvoru se podvrgavaju potpunoj hidrolizi
NaCrO 2 + 2H 2 O = Cr(OH) 3 ↓ + NaOH
Većina hromovih soli je visoko rastvorljiva u vodi, ali se lako hidrolizira:
Cr 3+ + HOH ↔ CrOH 2+ + H +
SrCl 3 + HOH ↔ CrOHCl 2 + HCl
Soli formirane od katjona hroma (III) i anjona slabe ili hlapljive kiseline potpuno su hidrolizirane u vodenim otopinama:
Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
Jedinjenja hroma(VI).
1) Krom (VI) oksid.
Krom(VI) oksid. Jako otrovno!
Krom(VI) oksid se može dobiti djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na suhe hromate ili dihromate:
Na 2 Cr 2 O 7 + 2H 2 SO 4 = 2CrO 3 + 2NaHSO 4 + H 2 O
Kiseli oksid koji je u interakciji sa bazičnim oksidima, bazama, vodom:
CrO 3 + Li 2 O → Li 2 CrO 4
CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O
CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4
2CrO 3 + H 2 O = H 2 Cr 2 O 7
Krom (VI) oksid je jak oksidant: oksidira ugljik, sumpor, jod, fosfor, pretvarajući se u hrom (III) oksid
4CrO 3 → 2Cr 2 O 3 + 3O 2.
4CrO 3 + 3S = 2Cr 2 O 3 + 3SO 2
Oksidacija soli:
2CrO 3 + 3K 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 3K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
Oksidacija organskih jedinjenja:
4CrO 3 + C 2 H 5 OH + 6H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4) 2 + 2CO 2 + 9H 2 O
Jaki oksidanti su soli hromnih kiselina - hromati i dihromati. Redukcijski produkti čiji su derivati hroma (III).
U neutralnom okruženju nastaje hrom (III) hidroksid:
K 2 Cr 2 O 7 + 3Na 2 SO 3 + 4H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4 + 2KOH
2K 2 CrO 4 + 3(NH 4) 2 S + 2H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3S↓ + 6NH 3 + 4KOH
U alkalnim – hidroksohromatima (III):
2K 2 CrO 4 + 3NH 4 HS + 5H 2 O + 2KOH = 3S + 2K 3 + 3NH 3 H 2 O
2Na 2 CrO 4 + 3SO 2 + 2H 2 O + 8NaOH = 2Na 3 + 3Na 2 SO 4
2Na 2 CrO 4 + 3Na 2 S + 8H 2 O = 3S + 2Na 3 + 4NaOH
U kiselo – hrom (III) soli:
3H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3S + 7H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6KI = Cr 2 (SO 4) 3 + 3I 2 + 4K 2 SO 4 + 7H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3S + 7H 2 O
8K 2 Cr 2 O 7 + 3Ca 3 P 2 + 64HCl = 3Ca 3 (PO 4) 2 + 16CrCl 3 + 16KCl + 32H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6FeSO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3KNO 2 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3KNO 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 7H 2 O + 2KCl
K 2 Cr 2 O 7 + 3SO 2 + 8HCl = 2KCl + 2CrCl 3 + 3H 2 SO 4 + H 2 O
2K 2 CrO 4 + 16HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 8H 2 O + 4KCl
Proizvod za oporavak u različitim okruženjima može se shematski prikazati:
H 2 O Cr(OH) 3 sivo-zeleni talog
K 2 CrO 4 (CrO 4 2–)
OH – 3 – smaragdno zeleni rastvor
K 2 Cr 2 O 7 (Cr 2 O 7 2–) H + Cr 3+ plavo-ljubičasta otopina
Soli hromne kiseline - hromati - su žute, a soli dihromne kiseline - dihromati - su narandžaste. Promjenom reakcije otopine moguće je izvršiti međusobnu konverziju kromata u dihromate:
2K 2 CrO 4 + 2HCl (razrijeđen) = K 2 Cr 2 O 7 + 2KCl + H 2 O
2K 2 CrO 4 + H 2 O + CO 2 = K 2 Cr 2 O 7 + KHCO 3
kisela sredina
2SrO 4 2 – + 2H + Cr 2 O 7 2– + H 2 O
alkalnom okruženju
Chromium. Jedinjenja hroma.
1. Krom (III) sulfid je tretiran vodom, oslobađao se plin i ostala je nerastvorljiva tvar. Ovoj supstanci je dodat rastvor natrijum hidroksida i kroz njega je propušten gasoviti hlor, a rastvor je dobio žutu boju. Otopina je zakiseljena sumpornom kiselinom, kao rezultat toga boja se promijenila u narančastu; Gas koji se oslobađa kada je sulfid tretiran vodom prolazi kroz nastalu otopinu, a boja otopine mijenja se u zelenu. Napišite jednadžbe za opisane reakcije.
2. Nakon kratkog zagrevanja nepoznate praškaste supstance narandžaste supstance, supstanca narandžaste boje započinje spontanu reakciju, koja je praćena promenom boje u zelenu, oslobađanjem gasa i iskri. Čvrsti ostatak je pomiješan s kalijevim hidroksidom i zagrijan, a dobivena supstanca je dodana u razrijeđenu otopinu hlorovodonične kiseline i nastao je zeleni talog koji se rastvara u višku kiseline. Napišite jednadžbe za opisane reakcije.
3. Dvije soli plam pretvaraju u ljubičastu boju. Jedan od njih je bezbojan, a kada se lagano zagrije s koncentriranom sumpornom kiselinom, oddestilira se tekućina u kojoj se rastvara bakar, a potonja transformacija je praćena oslobađanjem smeđeg plina. Kada se otopini doda druga sol otopine sumporne kiseline, žuta boja otopine mijenja se u narančastu, a kada se dobivena otopina neutralizira alkalijom, vraća se izvorna boja. Napišite jednadžbe za opisane reakcije.
4. Trovalentni hrom hidroksid je tretiran hlorovodoničnom kiselinom. U nastalu otopinu dodana je potaša, nastali talog je odvojen i dodan u koncentriranu otopinu kalijevog hidroksida, uslijed čega se talog otopio. Nakon dodavanja viška hlorovodonične kiseline, dobija se zeleni rastvor. Napišite jednadžbe za opisane reakcije.
5. Kada se rastvoru žute soli doda razrijeđena hlorovodonična kiselina, koja boji plamen ljubičasto, boja se promijenila u narandžasto-crvenu. Nakon neutralizacije otopine koncentriranom alkalijom, boja otopine se vratila u prvobitnu boju. Kada se dobijenoj smjesi doda barij hlorid, formira se žuti talog. Talog je filtriran i u filtrat je dodat rastvor srebrovog nitrata. Napišite jednadžbe za opisane reakcije.
6. U rastvor trovalentnog krom sulfata dodana je soda. Nastali talog je odvojen, prebačen u rastvor natrijum hidroksida, dodan je brom i zagrejan. Nakon neutralizacije produkta reakcije sumpornom kiselinom, otopina poprima narančastu boju, koja nestaje nakon prolaska sumpor-dioksida kroz otopinu. Napišite jednadžbe za opisane reakcije.
7) Krom (III) sulfid u prahu je tretiran vodom. Nastali sivo-zeleni talog tretiran je hlornom vodom u prisustvu kalijum hidroksida. Dobijenoj žutoj otopini dodana je otopina kalijevog sulfita i ponovo je nastao sivo-zeleni talog koji je kalciniran do konstantne mase. Napišite jednadžbe za opisane reakcije.
8) Krom (III) sulfid u prahu je otopljen u sumpornoj kiselini. Istovremeno je otpušten plin i formirano rješenje. Dobivenom rastvoru je dodan višak rastvora amonijaka, a gas je propušten kroz rastvor olovnog nitrata. Nastali crni talog pobijelio je nakon tretmana vodikovim peroksidom. Napišite jednadžbe za opisane reakcije.
9) Amonijum dihromat se raspada pri zagrevanju. Čvrsti produkt raspadanja je otopljen u sumpornoj kiselini. U nastalu otopinu dodavan je rastvor natrijum hidroksida sve dok se nije formirao talog. Daljnjim dodavanjem natrijum hidroksida u talog, on se rastvorio. Napišite jednadžbe za opisane reakcije.
10) Krom (VI) oksid je reagovao sa kalijum hidroksidom. Dobivena tvar je tretirana sumpornom kiselinom, a narandžasta sol je izolirana iz rezultirajuće otopine. Ova so je tretirana bromovodoničnom kiselinom. Dobivena jednostavna tvar reagirala je sa sumporovodikom. Napišite jednadžbe za opisane reakcije.
11. Hrom je spaljen u hloru. Dobivena sol je reagirala s otopinom koja sadrži vodikov peroksid i natrijum hidroksid. Dobijenoj žutoj otopini je dodan višak sumporne kiseline, a boja otopine je promijenjena u narandžastu. Kada je bakar(I) oksid reagovao sa ovom otopinom, boja otopine je postala plavo-zelena. Napišite jednadžbe za opisane reakcije.
12. Natrijum nitrat je fuzionisan sa hrom(III) oksidom u prisustvu natrijum karbonata. Otpušteni plin je reagirao s viškom otopine barij hidroksida, formirajući bijeli talog. Precipitat je otopljen u suvišku rastvora hlorovodonične kiseline i u dobijenu otopinu je dodavan srebrni nitrat sve dok taloženje ne prestane. Napišite jednadžbe za opisane reakcije.
13. Kalijum je fuzionisan sa sumporom. Dobivena sol je tretirana hlorovodoničnom kiselinom. Otpušteni plin je propušten kroz otopinu kalij-bihromata u sumpornoj kiselini. istaložena žuta supstanca je filtrirana i spojena sa aluminijumom. Napišite jednadžbe za opisane reakcije.
14. Hrom je spaljen u atmosferi hlora. Dobijenoj soli dodavan je kalijum hidroksid kap po kap do prestanka taloženja. Nastali talog je oksidiran vodonik peroksidom u natrijum hidroksidu i uparen. Dobijenom čvrstom ostatku dodat je višak vruće otopine koncentrirane hlorovodonične kiseline. Napišite jednadžbe za opisane reakcije.
Chromium. Jedinjenja hroma.
1) Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
2Cr(OH) 3 + 3Cl 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O
Na 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3H 2 S = Cr 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 3S↓ + 7H 2 O
2) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O
Cr 2 O 3 + 2KOH 2KCrO 2 + H 2 O
KCrO 2 + H 2 O + HCl = KCl + Cr(OH) 3 ↓
Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
3) KNO 3 (tv.) + H 2 SO 4 (konc.) HNO 3 + KHSO 4
4HNO 3 + Cu = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
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
4) Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
2CrCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6KCl
Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3
K 3 + 6HCl = CrCl 3 + 3KCl + 6H 2 O
5) 2K 2 CrO 4 + 2HCl = K 2 Cr 2 O 7 + 2KCl + H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O
K 2 CrO 4 + BaCl 2 = BaCrO 4 ↓ + 2 KCl
KCl + AgNO 3 = AgCl↓ + KNO 3
6) Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 3K 2 SO 4
2Cr(OH) 3 + 3Br 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 8H 2 O
2Na 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 4 + H 2 O
Na 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + 3SO 2 = Cr 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O
7) Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
2Cr(OH) 3 + 3Cl 2 + 10KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KCl + 8H 2 O
2K 2 CrO 4 + 3K 2 SO 3 + 5H 2 O = 2Cr(OH) 2 + 3K 2 SO 4 + 4KOH
2Cr(OH) 3 Cr 2 O 3 + 3H 2 O
8) Cr 2 S 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S
Cr 2 (SO 4) 3 + 6NH 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3(NH 4) 2 SO 4
H 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2HNO 3
PbS + 4H 2 O 2 = PbSO 4 + 4H 2 O
9) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O
Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4
Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3
10) CrO 3 + 2KOH = K 2 CrO 4 + H 2 O
2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 (razrijeđeno) = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HBr = 3Br 2 + 2CrBr 3 + 7H 2 O + 2KBr
Br 2 + H 2 S = S + 2HBr
11) 2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3
2CrCl 3 + 10NaOH + 3H 2 O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O
2Na 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 4 + H 2 O
Na 2 Cr 2 O 7 + 3Cu 2 O + 10H 2 SO 4 = 6CuSO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 10H 2 O
12) 3NaNO 3 + Cr 2 O 3 + 2Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + 3NaNO 2 + 2CO 2
CO 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O
BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + CO 2 + H 2 O
BaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl↓ + Ba(NO 3) 2
13) 2K + S = K 2 S
K 2 S + 2HCl = 2KCl + H 2 S
3H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = 3S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
3S + 2Al = Al 2 S 3
14) 2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3
CrCl 3 + 3KOH = 3KCl + Cr(OH) 3 ↓
2Cr(OH) 3 + 3H 2 O 2 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 8H 2 O
2K 2 CrO 4 + 16HCl = 2CrCl 3 + 4KCl + 3Cl 2 + 8H 2 O
Nemetali.
IV A grupa (ugljenik, silicijum).
Karbon. Jedinjenja ugljenika.
I. Ugljik.
Ugljik može pokazati i redukcijska i oksidirajuća svojstva. Ugljik ispoljava redukciona svojstva kod jednostavnih supstanci koje formiraju nemetali sa većom vrijednošću elektronegativnosti u odnosu na njega (halogeni, kisik, sumpor, dušik), kao i sa metalnim oksidima, vodom i drugim oksidantima.
Kada se zagrije s viškom zraka, grafit gori i formira ugljični monoksid (IV):
kada postoji nedostatak kiseonika, možete dobiti CO
Amorfni ugljenik reaguje sa fluorom čak i na sobnoj temperaturi.
C + 2F 2 = CF 4
Kada se zagrije hlorom:
C + 2Cl 2 = CCl 4
Sa jačim zagrijavanjem, ugljik reagira sa sumporom i silicijumom:
Pod djelovanjem električnog pražnjenja, ugljik se spaja s dušikom, tvoreći diacin:
2C + N 2 → N ≡ C – C ≡ N
U prisustvu katalizatora (nikl) i nakon zagrijavanja, ugljik reagira s vodikom:
C + 2H 2 = CH 4
S vodom vrući koks stvara mješavinu plinova:
C + H 2 O = CO + H 2
Redukciona svojstva ugljika koriste se u pirometalurgiji:
C + CuO = Cu + CO
Kada se zagreva sa oksidima aktivnih metala, ugljenik stvara karbide:
3C + CaO = CaC 2 + CO
9C + 2Al 2 O 3 = Al 4 C 3 + 6CO
2C + Na 2 SO 4 = Na 2 S + CO 2
2C + Na 2 CO 3 = 2Na + 3CO
Ugljik se oksidira tako jakim oksidantima kao što su koncentrirana sumporna i dušična kiselina, te drugim oksidantima:
C + 4HNO 3 (konc.) = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 (konc.) = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O
3C + 8H 2 SO 4 + 2K 2 Cr 2 O 7 = 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2K 2 SO 4 + 3CO 2 + 8H 2 O
U reakcijama sa aktivnim metalima, ugljenik pokazuje svojstva oksidacionog sredstva. U ovom slučaju nastaju karbidi:
4C + 3Al \u003d Al 4 C 3
Karbidi se podvrgavaju hidrolizi, formirajući ugljovodonike:
Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 + 3CH 4
CaC 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2
Krom formira tri oksida: CrO, Cr 2 O 3, CrO 3.
Krom (II) oksid CrO je piroforni crni prah. Ima osnovna svojstva.
U redoks reakcijama se ponaša kao redukcijski agens:
CrO se dobija razgradnjom hrom karbonila Cr(CO) 6 u vakuumu na 300°C.
Krom oksid (III) Cr 2 O 3 - vatrostalni zeleni prah. Po tvrdoći je blizak korundu, pa se uvodi u sastav sredstava za poliranje. Nastaje interakcijom Cr i O 2 na visokim temperaturama. U laboratoriji se hrom (III) oksid može dobiti zagrijavanjem amonijum dihromata:
(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 =Cr +3 2 O 3 +N 0 2 +4H 2 O
Krom(III) oksid ima amfoterna svojstva. Pri interakciji sa kiselinama nastaju soli hroma (III): Cr 2 O 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +3H 2 O
Prilikom interakcije sa alkalijama u talini nastaju jedinjenja hroma (III) - hromiti (u nedostatku kiseonika): Cr 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaCrO 2 + H 2 O
Krom(III) oksid je nerastvorljiv u vodi.
U redoks reakcijama, krom(III) oksid se ponaša kao redukcijski agens:
Krom (VI) oksid CrO 3 - hrom anhidrid, je tamnocrveni igličasti kristali. Kada se zagrije na oko 200°C, razlaže se:
4CrO 3 =2Cr 2 O 3 +3O 2
Lako rastvorljiv u vodi, kiselog karaktera, stvara hromne kiseline. Sa viškom vode nastaje hromna kiselina H 2 CrO 4:
CrO 3 +H 2 O=H 2 CrO 4
Pri visokoj koncentraciji CrO 3 nastaje dihromna kiselina H 2 Cr 2 O 7:
2CrO 3 +H 2 O=H 2 Cr 2 O 7
koji se, razblažen, pretvara u hromnu kiselinu:
H 2 Cr 2 O 7 +H 2 O=2H 2 CrO 4
Kromne kiseline postoje samo u vodenoj otopini; nijedna od ovih kiselina nije izolirana u slobodnom stanju. Međutim, njihove soli su vrlo stabilne.
Krom(VI) oksid je jako oksidaciono sredstvo:
3S+4CrO 3 =3SO 2 +2Cr 2 O 3
Oksidira jod, sumpor, fosfor, ugalj, pretvarajući se u Cr 2 O 3. CrO 3 se dobiva djelovanjem viška koncentrirane sumporne kiseline na zasićenu vodenu otopinu natrijevog dihromata: Na 2 Cr 2 O 7 + 2H 2 SO 4 = 2CrO 3 + 2NaHSO 4 + H 2 O Treba napomenuti jaka toksičnost hrom-oksida (VI).
Krom je hemijski element sa atomskim brojem 24. To je tvrd, sjajan, čelično siv metal koji se dobro polira i ne tamni. Koristi se u legurama kao što je nerđajući čelik i kao premaz. Ljudskom tijelu su potrebne male količine trovalentnog hroma za metabolizam šećera, ali Cr(VI) je vrlo toksičan.
Različita jedinjenja hroma, kao što su hrom(III) oksid i olovni hromat, jarkih su boja i koriste se u bojama i pigmentima. Crvena boja rubina je zbog prisustva ovog hemijskog elementa. Neke tvari, posebno natrij, oksidirajuća su sredstva koja se koriste za oksidaciju organskih spojeva i (zajedno sa sumpornom kiselinom) za čišćenje laboratorijskog staklenog posuđa. Osim toga, krom (VI) oksid se koristi u proizvodnji magnetne trake.
Otkriće i etimologija
Istorija otkrića hemijskog elementa hroma je sljedeća. Godine 1761. Johann Gottlob Lehmann pronašao je narandžasto-crveni mineral na Uralskim planinama i nazvao ga "sibirsko crveno olovo". Iako je pogrešno identificiran kao spoj olova sa selenom i željezom, materijal je zapravo bio olovni kromat s kemijskom formulom PbCrO 4 . Danas je poznat kao mineral krokonte.
Godine 1770. Peter Simon Pallas posjetio je mjesto gdje je Lehmann pronašao crveni olovni mineral, koji je imao vrlo korisna svojstva kao pigment u bojama. Upotreba sibirskog crvenog olova kao boje se brzo razvila. Osim toga, svijetlo žuta boja krokonta postala je moderna.
Godine 1797. Nicolas-Louis Vauquelin je dobio uzorke crvene, a miješanjem krokonte sa hlorovodoničnom kiselinom dobio je CrO 3 oksid. Krom je izolovan kao hemijski element 1798. Vauquelin ga je dobio zagrijavanjem oksida drvenim ugljem. Takođe je bio u stanju da otkrije tragove hroma u dragom kamenju kao što su rubin i smaragd.
U 1800-ima, Cr se prvenstveno koristio u bojama i solima za štavljenje. Danas se 85% metala koristi u legurama. Ostatak se koristi u hemijskoj, vatrostalnoj i livačkoj industriji.
Izgovor hemijskog elementa hrom odgovara grčkom χρῶμα, što znači "boja", zbog raznovrsnosti obojenih spojeva koji se mogu dobiti iz njega.
Rudarstvo i proizvodnja
Element se proizvodi od hromita (FeCr 2 O 4). Otprilike polovina svjetske rude kopa se u Južnoj Africi. Pored toga, Kazahstan, Indija i Turska su njeni glavni proizvođači. Ima dovoljno istraženih ležišta hromita, ali su geografski koncentrisani u Kazahstanu i južnoj Africi.
Naslage prirodnog metala hroma su rijetka, ali postoje. Na primjer, kopa se u rudniku Udachnaya u Rusiji. Bogat je dijamantima, a redukciono okruženje pomoglo je u proizvodnji čistog kroma i dijamanata.
Za industrijsku proizvodnju metala, rude hromita se tretiraju rastopljenom alkalijom (kaustična soda, NaOH). U tom slučaju nastaje natrijev kromat (Na 2 CrO 4) koji se reducira ugljikom u oksid Cr 2 O 3. Metal se proizvodi zagrijavanjem oksida u prisustvu aluminija ili silicija.
U 2000. godini, oko 15 miliona tona rude hromita je iskopano i prerađeno u 4 miliona tona ferokroma, 70% legure hroma i gvožđa, sa približnom tržišnom vrednošću od 2,5 milijardi američkih dolara.
Glavne karakteristike
Karakteristike hemijskog elementa hroma proizilaze iz činjenice da je on prelazni metal četvrtog perioda periodnog sistema i da se nalazi između vanadijuma i mangana. Uključeno u grupu VI. Topi se na temperaturi od 1907 °C. U prisustvu kiseonika, hrom brzo formira tanak sloj oksida, koji štiti metal od dalje interakcije sa kiseonikom.
Kao prelazni element, reaguje sa supstancama u različitim omjerima. Tako formira spojeve u kojima ima različita oksidaciona stanja. Krom je hemijski element sa osnovnim stanjima +2, +3 i +6, od kojih je +3 najstabilnije. Pored toga, u retkim slučajevima primećuju se uslovi +1, +4 i +5. Jedinjenja hroma u oksidacionom stanju +6 su jaka oksidaciona sredstva.
Koje je boje hrom? Hemijski element daje rubin nijansu. Cr 2 O 3 koji se koristi se takođe koristi kao pigment koji se zove hrom zelena. Njegove soli boje staklo smaragdno zelenu. Krom je hemijski element čije prisustvo čini rubine crvenim. Stoga se koristi u proizvodnji sintetičkih rubina.
Izotopi
Izotopi hroma imaju atomsku težinu u rasponu od 43 do 67. Tipično, ovaj hemijski element se sastoji od tri stabilna oblika: 52 Cr, 53 Cr i 54 Cr. Od njih, 52 Cr je najčešći (83,8% ukupnog prirodnog hroma). Osim toga, opisano je 19 radioizotopa, od kojih je najstabilniji 50 Cr s vremenom poluraspada većim od 1,8x10 17 godina. 51 Cr ima poluživot od 27,7 dana, a za sve ostale radioaktivne izotope ne prelazi 24 sata, a za većinu njih traje manje od jedne minute. Element također ima dva meta stanja.
Izotopi hroma u zemljinoj kori, po pravilu, prate izotope mangana, koji se koristi u geologiji. 53 Cr nastaje tokom radioaktivnog raspada 53 Mn. Odnos izotopa Mn/Cr pojačava druge tragove o ranoj istoriji Sunčevog sistema. Promjene u omjerima 53 Cr/ 52 Cr i Mn/Cr iz različitih meteorita dokazuju da su nova atomska jezgra stvorena neposredno prije formiranja Sunčevog sistema.
Hemijski element hrom: svojstva, formula jedinjenja
Krom(III) oksid Cr 2 O 3, poznat i kao seskvioksid, jedan je od četiri oksida ovog hemijskog elementa. Dobija se od hromita. Jedinjenje zelene boje se obično naziva "hrom zeleno" kada se koristi kao pigment za farbanje emajla i stakla. Oksid se može rastvoriti u kiselinama, formirajući soli, au rastopljenim alkalijama - hromitima.
Kalijum dihromat
K 2 Cr 2 O 7 je snažno oksidaciono sredstvo i poželjno je kao sredstvo za čišćenje laboratorijskog staklenog posuđa od organskih materija. U tu svrhu koristi se njegova zasićena otopina, ali se ponekad zamjenjuje natrijum bihromatom, na osnovu veće rastvorljivosti potonjeg. Osim toga, može regulirati proces oksidacije organskih spojeva, pretvarajući primarni alkohol u aldehid, a zatim u ugljični dioksid.
Kalijev dihromat može uzrokovati kromni dermatitis. Krom će vjerovatno uzrokovati senzibilizaciju koja vodi do razvoja dermatitisa, posebno šaka i podlaktica, koji je kroničan i teško izlječiv. Kao i druga jedinjenja Cr(VI), kalijum bihromat je kancerogen. Mora se rukovati u rukavicama i odgovarajućoj zaštitnoj opremi.
Hromna kiselina
Jedinjenje ima hipotetičku strukturu H 2 CrO 4 . U prirodi se ne pojavljuju ni hromne ni dihromne kiseline, ali se njihovi anioni nalaze u raznim supstancama. “Kromna kiselina” koja se može naći u prodaji je zapravo njen kiseli anhidrid - CrO 3 trioksid.
Olovo(II) hromat
PbCrO 4 ima jarko žutu boju i praktično je nerastvorljiv u vodi. Iz tog razloga je našla primenu kao pigment za bojenje pod nazivom "žuta kruna".
Cr i petovalentna veza
Krom se odlikuje svojom sposobnošću da formira petovalentne veze. Jedinjenje stvaraju Cr(I) i ugljikovodični radikal. Između dva atoma hroma formira se petovalentna veza. Njegova formula se može napisati kao Ar-Cr-Cr-Ar gdje je Ar specifična aromatična grupa.
Aplikacija
Krom je hemijski element čija su svojstva omogućila mnogo različitih upotreba, od kojih su neke navedene u nastavku.
Daje metalima otpornost na koroziju i sjajnu površinu. Stoga je krom uključen u legure kao što je nehrđajući čelik, koji se koristi u priboru za jelo, na primjer. Koristi se i za hromiranje.
Krom je katalizator raznih reakcija. Koristi se za izradu kalupa za pečenje cigle. Njegove soli se koriste za štavljenje kože. Kalijum bihromat se koristi za oksidaciju organskih jedinjenja kao što su alkoholi i aldehidi, kao i za čišćenje laboratorijskog staklenog posuđa. Služi kao sredstvo za pričvršćivanje za bojenje tkanina, a koristi se i u fotografiji i štampanju fotografija.
CrO 3 se koristi za izradu magnetnih traka (na primjer, za audio snimanje), koje imaju bolje karakteristike od filmova sa željeznim oksidom.
Uloga u biologiji
Trovalentni hrom je hemijski element neophodan za metabolizam šećera u ljudskom organizmu. Nasuprot tome, heksavalentni Cr je veoma toksičan.
Mere predostrožnosti
Metalni hrom i jedinjenja Cr(III) generalno se ne smatraju opasnim po zdravlje, ali supstance koje sadrže Cr(VI) mogu biti toksične ako se progutaju ili udišu. Većina ovih supstanci iritira oči, kožu i sluzokože. Uz kroničnu izloženost, spojevi kroma(VI) mogu uzrokovati oštećenje oka ako se ne liječe pravilno. Osim toga, priznat je kancerogen. Smrtonosna doza ovog hemijskog elementa je oko pola kašičice. Prema preporukama Svjetske zdravstvene organizacije, maksimalno dozvoljena koncentracija Cr (VI) u vodi za piće je 0,05 mg po litru.
Budući da se spojevi hroma koriste u bojama i za štavljenje kože, često se nalaze u tlu i podzemnim vodama iz napuštenih industrijskih lokacija koje zahtijevaju čišćenje i sanaciju okoliša. Prajmer koji sadrži Cr(VI) još uvijek se široko koristi u zrakoplovnoj i automobilskoj industriji.
Svojstva elementa
Glavna fizička svojstva hroma su sljedeća:
- Atomski broj: 24.
- Atomska težina: 51.996.
- Tačka topljenja: 1890 °C.
- Tačka ključanja: 2482 °C.
- Oksidacijsko stanje: +2, +3, +6.
- Konfiguracija elektrona: 3d 5 4s 1.
