Wahlfach „Chrom und seine Verbindungen“. Chromverbindungen

Ziel: vertiefen Sie das Wissen der Schüler zum Thema der Lektion.

Aufgaben:

• Chrom als einfache Substanz charakterisieren;
• die Schüler mit Chromverbindungen unterschiedlicher Oxidationsstufen vertraut machen;
• zeigen Sie die Abhängigkeit der Eigenschaften von Verbindungen vom Oxidationsgrad;
• zeigen die Redoxeigenschaften von Chromverbindungen;
• die Fähigkeiten der Schüler weiterzuentwickeln, Gleichungen chemischer Reaktionen in molekularer und ionischer Form aufzuschreiben und ein elektronisches Gleichgewicht zu erstellen;
• Entwickeln Sie weiterhin die Fähigkeiten, ein chemisches Experiment zu beobachten.

Unterrichtsform: Vorlesung mit Elementen der selbstständigen Arbeit der Studierenden und Beobachtung eines chemischen Experiments.

Fortschritt der Lektion

I. Wiederholung des Materials aus der vorherigen Lektion.

1. Beantworten Sie Fragen und erledigen Sie Aufgaben:

Welche Elemente gehören zur Chrom-Untergruppe?

Schreiben Sie elektronische Formeln von Atomen

Um welche Art von Elementen handelt es sich?

Welche Oxidationsstufen weisen die Verbindungen auf?

Wie ändern sich der Atomradius und die Ionisierungsenergie von Chrom zu Wolfram?

Sie können die Schüler bitten, die Tabelle mit den tabellarischen Werten von Atomradien und Ionisierungsenergien zu vervollständigen und Schlussfolgerungen zu ziehen.

Beispieltabelle:

2. Hören Sie sich einen Studierendenbericht zum Thema „Elemente der Chrom-Untergruppe in Natur, Zubereitung und Anwendung“ an.

II. Vorlesung.

Vorlesungsübersicht:

1. Chrom.
2. Chromverbindungen. (2)

• Chromoxid; (2)
• Chromhydroxid. (2)

1. Chromverbindungen. (3)

• Chromoxid; (3)
• Chromhydroxid. (3)

1. Chromverbindungen (6)

• Chromoxid; (6)
• Chrom- und Dichromsäuren.

1. Abhängigkeit der Eigenschaften von Chromverbindungen vom Oxidationsgrad.
2. Redoxeigenschaften von Chromverbindungen.

1. Chrom.

Chrom ist ein weißes, glänzendes Metall mit bläulicher Tönung, sehr hart (Dichte 7,2 g/cm3), Schmelzpunkt 1890˚C.

Chemische Eigenschaften: Chrom ist unter normalen Bedingungen ein inaktives Metall. Dies liegt daran, dass seine Oberfläche mit einem Oxidfilm (Cr 2 O 3) bedeckt ist. Beim Erhitzen wird der Oxidfilm zerstört und Chrom reagiert bei hohen Temperaturen mit einfachen Substanzen:

• 4Сr +3О 2 = 2Сr 2 О 3
• 2Сr + 3S = Сr 2 S 3
• 2Сr + 3Cl 2 = 2СrСl 3

Übung: Gleichungen für die Reaktionen von Chrom mit Stickstoff, Phosphor, Kohlenstoff und Silizium aufstellen; Erstellen Sie eine elektronische Waage für eine der Gleichungen und geben Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel an.

Wechselwirkung von Chrom mit komplexen Stoffen:

Bei sehr hohen Temperaturen reagiert Chrom mit Wasser:

• 2Сr + 3Н2О = Сr2О3 + 3Н2

Übung:

Chrom reagiert mit verdünnter Schwefel- und Salzsäure:

• Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2
• Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2

Übung: Erstellen Sie eine elektronische Bilanz und geben Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel an.

Konzentrierte schwefelhaltige Salz- und Salpetersäure passivieren Chrom.

2. Chromverbindungen. (2)

1. Chromoxid (2)- CrO ist eine feste, leuchtend rote Substanz, ein typisches basisches Oxid (entspricht Chrom(2)-hydroxid - Cr(OH) 2), löst sich nicht in Wasser, sondern in Säuren:

• CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O

Übung: Erstellen Sie eine Reaktionsgleichung in molekularer und ionischer Form für die Wechselwirkung von Chromoxid (2) mit Schwefelsäure.

Chromoxid (2) wird an der Luft leicht oxidiert:

• 4CrO+ O 2 = 2Cr 2 O 3

Übung: Erstellen Sie eine elektronische Bilanz und geben Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel an.

Chromoxid (2) entsteht durch Oxidation von Chromamalgam mit Luftsauerstoff:

2Сr (Amalgam) + O 2 = 2СrО

2. Chromhydroxid (2)- Cr(OH) 2 ist eine gelbe Substanz, schwer wasserlöslich, mit ausgeprägtem basischem Charakter, daher interagiert es mit Säuren:

• Cr(OH) 2 + H 2 SO 4 = CrSO 4 + 2H 2 O

Übung: Erstellen Sie Reaktionsgleichungen in molekularer und ionischer Form für die Wechselwirkung von Chromoxid (2) mit Salzsäure.

Chrom(2)-hydroxid wird wie Chrom(2)-oxid oxidiert:

• 4 Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Cr(OH) 3

Übung: Erstellen Sie eine elektronische Bilanz und geben Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel an.

Chromhydroxid (2) kann durch Einwirkung von Alkalien auf Chromsalze (2) gewonnen werden:

• CrCl 2 + 2KOH = Cr(OH) 2 ↓ + 2KCl

Übung: Schreiben Sie Ionengleichungen.

3. Chromverbindungen. (3)

1. Chromoxid (3)- Cr 2 O 3 – dunkelgrünes Pulver, wasserunlöslich, feuerfest, in der Härte ähnlich wie Korund (Chromhydroxid (3) – Cr(OH) 3) entspricht ihm. Chromoxid (3) ist von Natur aus amphoter, ist jedoch in Säuren und Laugen schlecht löslich. Bei der Fusion kommt es zu Reaktionen mit Alkalien:

• Cr 2 O 3 + 2KOH = 2KSrO 2 (Chromit K)+ H 2 O

Übung: Erstellen Sie eine Reaktionsgleichung in molekularer und ionischer Form für die Wechselwirkung von Chromoxid (3) mit Lithiumhydroxid.

Es ist schwierig, mit konzentrierten Lösungen von Säuren und Laugen zu interagieren:

• Cr 2 O 3 + 6 KOH + 3H 2 O = 2K 3 [Cr(OH) 6 ]
• Cr 2 O 3 + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2 O

Übung: Erstellen Sie Reaktionsgleichungen in molekularer und ionischer Form für die Wechselwirkung von Chromoxid (3) mit konzentrierter Schwefelsäure und einer konzentrierten Natriumhydroxidlösung.

Chromoxid (3) kann durch Zersetzung von Ammoniumdichromat gewonnen werden:

• (NН 4)2Сr 2 О 7 = N 2 + Сr 2 О 3 +4Н 2 О

2. Chromhydroxid (3) Cr(OH) 3 wird durch Einwirkung von Alkalien auf Lösungen von Chromsalzen (3) gewonnen:

• CrCl 3 + 3KOH = Cr(OH) 3 ↓ + 3KCl

Übung: Schreiben Sie Ionengleichungen

Chromhydroxid (3) ist ein graugrüner Niederschlag, bei dessen Erhalt das Alkali im Mangel eingenommen werden muss. Das so gewonnene Chromhydroxid (3) reagiert im Gegensatz zum entsprechenden Oxid leicht mit Säuren und Laugen, d.h. weist amphotere Eigenschaften auf:

• Cr(OH) 3 + 3HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
• Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3 [Cr(OH)6] (Hexahydroxochromit K)

Übung: Erstellen Sie Reaktionsgleichungen in molekularer und ionischer Form für die Wechselwirkung von Chromhydroxid (3) mit Salzsäure und Natriumhydroxid.

Beim Schmelzen von Cr(OH) 3 mit Alkalien entstehen Metachromite und Orthochromite:

• Cr(OH) 3 + KOH = KCrO 2 (Metachromit K)+ 2H 2 O
• Cr(OH) 3 + KOH = K 3 CrO 3 (Orthochromit K)+ 3H 2 O

4. Chromverbindungen. (6)

1. Chromoxid (6)- CrO 3 – dunkelrote kristalline Substanz, gut wasserlöslich – ein typisches saures Oxid. Dieses Oxid entspricht zwei Säuren:

• CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4 (Chromsäure – entsteht bei überschüssigem Wasser)
• CrO 3 + H 2 O =H 2 Cr 2 O 7 (Dichromsäure – entsteht bei hoher Konzentration von Chromoxid (3)).

Chromoxid (6) ist ein sehr starkes Oxidationsmittel und interagiert daher energetisch mit organischen Substanzen:

• C 2 H 5 OH + 4CrO 3 = 2CO 2 + 2Cr 2 O 3 + 3H 2 O

Oxidiert auch Jod, Schwefel, Phosphor, Kohle:

• 3S + 4CrO 3 = 3SO 2 + 2Cr 2 O 3

Übung: Gleichungen für chemische Reaktionen von Chromoxid (6) mit Jod, Phosphor, Kohle aufstellen; Erstellen Sie eine elektronische Waage für eine der Gleichungen und geben Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel an

Beim Erhitzen auf 250 0 C zersetzt sich Chromoxid (6):

• 4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2

Chromoxid (6) kann durch Einwirkung konzentrierter Schwefelsäure auf feste Chromate und Dichromate gewonnen werden:

• K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2CrO 3 + H 2 O

2. Chrom- und Dichromsäuren.

Chrom- und Dichromsäure kommen nur in wässrigen Lösungen vor und bilden stabile Salze, Chromate bzw. Dichromate. Chromate und ihre Lösungen haben eine gelbe Farbe, Dichromate sind orange.

Chromat-CrO 4 2-Ionen und Dichromat-Cr 2O 7 2-Ionen wandeln sich leicht ineinander um, wenn sich die Lösungsumgebung ändert

In saurer Lösung wandeln sich Chromate in Dichromate um:

• 2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

In einer alkalischen Umgebung werden Dichromate zu Chromaten:

• K 2 Cr 2 O 7 + 2 KOH = 2 K 2 CrO 4 + H 2 O

Dichromsäure wird bei Verdünnung zu Chromsäure:

• H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = 2H 2 CrO 4

5. Abhängigkeit der Eigenschaften von Chromverbindungen vom Oxidationsgrad.

Oxidationszustand	+2	+3	+6
Oxid	CrO	Cr 2 O 3	СrО 3
Charakter des Oxids	Basic	amphoter	Säure
Hydroxid	Cr(OH) 2	Cr(OH) 3 – H 3 CrO 3	H 2 CrO 4
Natur des Hydroxids	Basic	amphoter	Säure
→ Abschwächung der basischen Eigenschaften und Verstärkung der sauren Eigenschaften→

6. Redoxeigenschaften von Chromverbindungen.

Reaktionen in saurer Umgebung.

In einer sauren Umgebung wandeln sich Cr +6-Verbindungen unter Einwirkung von Reduktionsmitteln in Cr +3-Verbindungen um: 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

Übung:

1. Gleichen Sie die Reaktionsgleichung mit der Methode der elektronischen Waage aus und geben Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel an:

• 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. Addieren Sie die Reaktionsprodukte, gleichen Sie die Gleichung mit der Methode der elektronischen Waage aus und geben Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel an:

• K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 =? +? +H 2 O

Reaktionen in alkalischer Umgebung.

In einer alkalischen Umgebung wandeln sich Chromverbindungen Cr +3 unter Einwirkung von Oxidationsmitteln in Verbindungen Cr +6 um: 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 -

Übung:

Gleichen Sie die Reaktionsgleichung mit der Methode der elektronischen Waage aus und geben Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel an:

• NaCrO 2 + J 2 + NaOH = Na 2 CrO 4 + NaJ + H 2 O

Addieren Sie die Reaktionsprodukte, gleichen Sie die Gleichung mit der Methode der elektronischen Waage aus und geben Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel an:

• Cr(OH) 3 + Ag 2 O + NaOH = Ag + ? + ?

Somit nehmen die Oxidationseigenschaften mit einer Änderung der Oxidationsstufen in der Reihe Cr +2 → Cr +3 → Cr +6 stetig zu. Chromverbindungen (2) sind starke Reduktionsmittel und werden leicht oxidiert und verwandeln sich in Chromverbindungen (3). Chromverbindungen (6) sind starke Oxidationsmittel und lassen sich leicht zu Chromverbindungen (3) reduzieren. Chromverbindungen (3) zeigen bei Wechselwirkung mit starken Reduktionsmitteln oxidierende Eigenschaften und verwandeln sich in Chromverbindungen (2), und bei Wechselwirkung mit starken Oxidationsmitteln zeigen sie reduzierende Eigenschaften und verwandeln sich in Chromverbindungen (6).

Zur Vorlesungsmethodik:

1. Um die kognitive Aktivität der Studierenden zu fördern und das Interesse aufrechtzuerhalten, empfiehlt es sich, während der Vorlesung ein Demonstrationsexperiment durchzuführen. Abhängig von den Möglichkeiten des Lehrlabors können den Studierenden folgende Experimente vorgeführt werden:

• Gewinnung von Chromoxid (2) und Chromhydroxid (2), Nachweis ihrer grundlegenden Eigenschaften;
• Gewinnung von Chromoxid (3) und Chromhydroxid (3) und Nachweis ihrer amphoteren Eigenschaften;
• Gewinnung von Chromoxid (6) und Auflösen in Wasser (Herstellung von Chrom- und Dichromsäuren);
• Übergang von Chromaten zu Dichromaten, von Dichromaten zu Chromaten.

1. Eigenständige Arbeitsaufgaben können unter Berücksichtigung der tatsächlichen Lernfähigkeiten der Studierenden differenziert werden.
2. Sie können die Vorlesung abschließen, indem Sie die folgenden Aufgaben erledigen: Schreiben Sie Gleichungen chemischer Reaktionen, mit denen sich die folgenden Transformationen durchführen lassen:

.III. Hausaufgaben: Verbessern Sie die Vorlesung (fügen Sie die Gleichungen chemischer Reaktionen hinzu)

1. Wassiljewa Z.G. Laborarbeiten in allgemeiner und anorganischer Chemie. -M.: „Chemie“, 1979 – 450 S.
2. Egorov A.S. Nachhilfelehrer für Chemie. – Rostow am Don: „Phoenix“, 2006.-765 S.
3. Kudryavtsev A.A. Chemische Gleichungen schreiben. - M., „Higher School“, 1979. - 295 S.
4. Petrov M.M. Anorganische Chemie. – Leningrad: „Chemie“, 1989. – 543 S.
5. Ushkalova V.N. Chemie: Wettbewerbsaufgaben und Antworten. - M.: „Aufklärung“, 2000. – 223 S.

17.doc

Chrom. Chrom(II)-, (III)- und (VI)-Oxide. Hydroxide und Salze von Chrom (II) und (III). Chromate und Dichromate. Chrom(III)-Komplexverbindungen

17.1. Kurze Eigenschaften der Elemente der Chrom-Untergruppe

Die Chrom-Untergruppe ist eine Nebengruppe der Gruppe VI des Periodensystems der Elemente D.I. Mendelejew. Die Untergruppe umfasst Chrom Cr, Molybdän Mo, Wolfram W.

Diese Elemente sind auch Übergangsmetalle, weil Sie bilden die d-Subebene der präexternen Schicht. In der äußeren Schicht der Atome dieser Elemente befinden sich ein (bei Chrom und Molybdän) bzw. zwei (bei Wolfram) Elektronen. Somit verfügen die Atome der Elemente der Chrom-Untergruppe über sechs Valenzelektronen, die an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt sein können (siehe Tabelle 30).

Chrom, Molybdän und Wolfram ähneln sich in vielen physikalischen und chemischen Eigenschaften: In Form einfacher Substanzen sind sie alle feuerfeste silberweiße Metalle mit großer Härte und einer Reihe wertvoller mechanischer Eigenschaften – der Fähigkeit zum Rollen und Ziehen , und form. povke.

Aus chemischer Sicht sind alle Metalle der Chrom-Nebengruppe beständig gegen Luft und Wasser (unter normalen Bedingungen); beim Erhitzen interagieren sie alle mit Sauerstoff, Halogenen, Phosphor und Kohlenstoff.

Unter dem Einfluss konzentrierter Säuren (HNO 3, H 2 SO 4) bei gewöhnlichen Temperaturen werden die Metalle der Chrom-Nebengruppe passiviert.

Für alle Elemente der Chrom-Untergruppe sind die Oxidationsstufen der typischsten Verbindungen +2, +3, +6 (obwohl es Verbindungen gibt, deren Grade auch +4 und +5 sein können, und für Chrom +1). Elemente der Chrom-Untergruppe haben keine negative Oxidationsstufe und bilden keine flüchtigen Wasserstoffverbindungen. Feste Hydride wie CrH 3 sind nur für Chrom bekannt. Verbindungen zweiwertiger Elemente sind instabil und werden leicht zu höheren Oxidationsstufen oxidiert.

Mit zunehmender Oxidationsstufe nimmt der saure Charakter der Oxide zu, bei einer maximalen Oxidationsstufe von +6 entstehen Oxide vom Typ RO 3, die den Säuren H 2 RO 4 entsprechen. Die Stärke von Säuren nimmt natürlicherweise von Chrom zu Wolfram ab. Die meisten Salze dieser Säuren sind in Wasser schwer löslich; nur Alkalimetall- und Ammoniumsalze lösen sich gut.

Wie in anderen Fällen nehmen auch die metallischen Eigenschaften von Elementen der Chrom-Nebengruppe mit zunehmender Ordnungszahl zu.

Stva. Die chemische Aktivität von Metallen der Chrom-Molybdän-Wolfram-Reihe nimmt merklich ab.

Alle Metalle der Chrom-Untergruppe werden in der modernen Technik, insbesondere in der metallurgischen Industrie zur Herstellung von Spezialstählen, häufig verwendet.

17.2. Chrom

In der Natur sein

Chrom ist ein recht häufiges Element, sein Gehalt in der Erdkruste beträgt etwa 0,02 % (Platz 22). Chrom kommt ausschließlich in Verbindungen vor; die Hauptmineralien sind Chromit FeCr 2 O 4 (oder FeO Cr 2 O 3) oder Chromeisenerz und Krokoit PbCtO 4 (oder PbO CrO 3). Die Farbe vieler Elemente ist auf das Vorhandensein von Chrom zurückzuführen. So entsteht beispielsweise der goldgrüne Ton eines Smaragds oder der Rotton eines Rubins durch eine Beimischung von Chromoxid Cr 2 O 3.

Quittung

Der Rohstoff für die industrielle Produktion von Chrom ist Chromeisenerz. Seine chemische Verarbeitung führt zu Cr 2 O 3. Durch die Reduktion von Cr 2 O 3 mit Aluminium oder Silizium entsteht metallisches Chrom geringer Reinheit:

Cr 2 O 3 +Al=Al 2 O 3 +2Cr

2Cr 2 O 3 +3Si=3SiO 2 +4Cr

Reineres Metall wird durch Elektrolyse konzentrierter Lösungen von Chromverbindungen gewonnen.

^ Physikalische Eigenschaften

Chrom ist ein stahlgraues Metall, hart, ziemlich schwer. ( = 7,19 g/cm 3), Kunststoff, formbar, schmilzt bei 1890 °C, siedet bei 2480 °C. Es kommt in der Natur als Gemisch aus vier stabilen Isotopen mit den Massenzahlen 50, 52, 53 und 54 vor. Das häufigste Isotop ist 52 Cr (83,76 %).

Chemische Eigenschaften

Die Anordnung der Elektronen in den 3d- und 4s-Orbitalen des Chromatoms kann durch das Diagramm dargestellt werden:

Dies zeigt, dass Chrom in Verbindungen von +1 bis +6 unterschiedliche Oxidationsstufen aufweisen kann; Am stabilsten sind dabei Chromverbindungen mit den Oxidationsstufen +2, +3, +6. Somit sind nicht nur das s-Elektron der äußeren Ebene, sondern auch fünf d-Elektronen der voräußeren Ebene an der Bildung chemischer Bindungen beteiligt.

Unter normalen Bedingungen ist Chrom beständig gegen Sauerstoff, Wasser und einige andere Chemikalien. Bei hohen Temperaturen verbrennt Chrom in Sauerstoff:

4Cr+3O 2 =2Cr 2 O 3

Beim Erhitzen reagiert es mit Wasserdampf:

2Cr+3H 2 O=Cr 2 O 3 +3H 2 

Beim Erhitzen reagiert Chrommetall auch mit Halogenen, Schwefel, Stickstoff, Phosphor, Kohlenstoff, Silizium und Bor. Zum Beispiel: 2Cr+N 2 =2CrN 2Cr+3S=Cr 2 S 3 Cr+2Si=CrSi 2

Das Metall löst sich bei normaler Temperatur in verdünnten Säuren (HCl, H 2 SO 4) unter Freisetzung von Wasserstoff. In diesen Fällen entstehen unter Luftabschluss Chrom(II)-Salze:

Cr+2HCl=CrCl2+H ​​​​2  Und in Luft - Chrom(III)-Salze: 4Cr+12НCl+3О 2 =4CrСl+6Н 2 O

Wenn das Metall einige Zeit in Salpetersäure (konzentriert oder verdünnt) eingetaucht wird, löst es sich nicht mehr in HCl und H 2 SO 4 auf, verändert sich beim Erhitzen mit Halogenen usw. nicht. Dieses Phänomen – Passivierung – wird durch die Bildung einer Schutzschicht auf der Metalloberfläche erklärt – einem sehr dichten und mechanisch starken (wenn auch sehr dünnen) Film aus Chromoxid Cr 2 O 3.

Anwendung

Der Hauptverbraucher von Chrom ist die Metallurgie. Durch die Zugabe von Chrom wird Stahl wesentlich widerstandsfähiger gegen chemische Reagenzien; Auch wichtige Eigenschaften des Stahls wie Festigkeit, Härte und Verschleißfestigkeit nehmen zu. Die elektrolytische Beschichtung von Eisenprodukten mit Chrom (Verchromung) verleiht ihnen außerdem Korrosionsbeständigkeit.

Die Familie der Chromlegierungen ist sehr groß. Nichrom (Legierungen mit Nickel) und Lamé (mit Aluminium und Eisen) sind beständig

Chivas haben einen hohen Widerstand und werden zur Herstellung von Heizgeräten in elektrischen Widerstandsöfen verwendet. Stellit – eine Legierung aus Chrom (20–25 %), Kobalt (45–60 %), Wolfram (5–20 %), Eisen (1–3 %) – sehr hart, verschleiß- und korrosionsbeständig; werden in der metallverarbeitenden Industrie zur Herstellung von Schneidwerkzeugen eingesetzt. Chrom-Molybdän-Stähle werden zur Herstellung von Flugzeugrümpfen verwendet.

^ 17.3. Chrom(II)-, (III)- und (VI)-Oxide

Chrom bildet drei Oxide: CrO, Cr 2 O 3, CrO 3.

Chrom(II)-oxid CrO ist ein pyrophore schwarzes Pulver. Hat grundlegende Eigenschaften.

Bei Redoxreaktionen verhält es sich wie ein Reduktionsmittel:

CrO wird durch Zersetzung von Chromcarbonyl Cr(CO) 6 im Vakuum bei 300 °C gewonnen.

Chrom(III)-oxid Cr 2 O 3 ist ein feuerfestes grünes Pulver. Seine Härte kommt Korund nahe, weshalb es in Poliermitteln enthalten ist. Entsteht durch die Wechselwirkung von Cr und O 2 bei hoher Temperatur. Im Labor lässt sich Chrom(III)-oxid durch Erhitzen von Ammoniumdichromat herstellen:

(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 =Cr +3 2 O 3 +N 0 2 +4H 2 O

Chrom(III)-oxid hat amphotere Eigenschaften. Bei der Wechselwirkung mit Säuren entstehen Chrom(III)-Salze: Cr 2 O 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +3H 2 O

Bei der Wechselwirkung mit Alkalien in der Schmelze entstehen Chrom(III)-Verbindungen – Chromite (in Abwesenheit von Sauerstoff): Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Chrom(III)-oxid ist in Wasser unlöslich.

Bei Redoxreaktionen verhält sich Chrom(III)-oxid als Reduktionsmittel:

Chrom(VI)-oxid CrO 3 – Chromsäureanhydrid, ist ein dunkelroter nadelförmiger Kristall. Beim Erhitzen auf etwa 200 °C zersetzt es sich:

4CrO 3 =2Cr 2 O 3 +3O 2 

Löst sich leicht in Wasser, ist von Natur aus sauer und bildet Chromsäuren. Mit überschüssigem Wasser entsteht Chromsäure H 2 CrO 4:

CrO 3 +H 2 O=H 2 CrO 4

Bei einer hohen Konzentration an CrO 3 entsteht Dichromsäure H 2 Cr 2 O 7:

2CrO 3 +H 2 O=H 2 Cr 2 O 7

Was bei Verdünnung zu Chromsäure wird:

H 2 Cr 2 O 7 +H 2 O=2H 2 CrO 4

Chromsäuren kommen nur in wässriger Lösung vor; keine dieser Säuren wird in freiem Zustand isoliert. Ihre Salze sind jedoch sehr stabil.

Chrom(VI)-oxid ist ein starkes Oxidationsmittel:

3S+4CrO 3 =3SO 2 +2Cr 2 O 3

Oxidiert Jod, Schwefel, Phosphor und Kohle und verwandelt sich in Cr 2 O 3. CrO 3 wird durch Einwirkung eines Überschusses an konzentrierter Schwefelsäure auf eine gesättigte wässrige Lösung von Natriumdichromat erhalten: Na 2 Cr 2 O 7 +2H 2 SO 4 =2CrO 3 +2NaHSO 4 +H 2 O. Es ist zu beachten, dass Chrom (VI)-Oxid ist hochgiftig.

^ 17.4. Hydroxide und Salze von Chrom (II) und (III). Chrom(III)-Komplexverbindungen

Chrom(II)-hydroxid Cr(OH) 2 wird in Form eines gelben Niederschlags durch Behandlung von Lösungen von Chrom(II)-Salzen mit Alkalien in Abwesenheit von Sauerstoff erhalten:

CrСl 2 +2NaOH=Cr(OH) 2 +2NaCl

Cr(OH) 2 hat typische Grundeigenschaften und ist ein starkes Reduktionsmittel:

2Cr(OH) 2 +H 2 O+1/2O 2 =2Cr(OH) 3 

Wässrige Lösungen von Chrom(II)-Salzen werden ohne Luftzugang durch Auflösen von Chrommetall in verdünnten Säuren in einer Wasserstoffatmosphäre oder durch Reduktion dreiwertiger Chromsalze mit Zink in einer sauren Umgebung erhalten. Wasserfreie Salze von Chrom (II) sind weiß, wässrige Lösungen und kristalline Hydrate sind blau.

Chrom(II)-Salze ähneln in ihren chemischen Eigenschaften zweiwertigen Eisensalzen, unterscheiden sich von diesen jedoch durch stärkere reduzierende Eigenschaften, d.h. werden leichter oxidiert als die entsprechenden Eisen(II)-eisenverbindungen. Aus diesem Grund ist es sehr schwierig, zweiwertige Chromverbindungen zu gewinnen und zu lagern.

Chrom(III)-hydroxid Cr(OH) 3 ist ein gallertartiger Niederschlag von graugrüner Farbe, der durch Einwirkung von Alkalien auf Lösungen von Chrom(III)-Salzen gewonnen wird:

Cr 2 (SO 4) 3 +6NaOH=2Cr(OH) 3 +3Na 2 SO 4

Chrom(III)-hydroxid hat amphotere Eigenschaften und löst sich in Säuren unter Bildung von Chrom(III)-Salzen:

2Cr(OH) 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +6H 2 O und in Alkalien unter Bildung von Hydroxychromiten: Cr(OH) 3 +NaOH=Na 3

Beim Schmelzen von Cr(OH) 3 mit Alkalien entstehen Metachromite und Orthochromite:

Cr(OH) 3 +NaOH=NaCrO 2 +2H 2 O Cr(OH) 3 +3NaOH=Na 3 CrO 3 +3H 2 O

Beim Kalzinieren von Chrom(III)-hydroxid entsteht Chrom(III)-oxid:

2Cr(OH) 3 =Cr 2 O 3 +3H 2 O

Salze des dreiwertigen Chroms sind sowohl im festen Zustand als auch in wässrigen Lösungen gefärbt. Beispielsweise hat wasserfreies Chrom(III)-sulfat Cr 2 (SO 4) 3 eine violett-rote Farbe; wässrige Lösungen von Chrom(III)-sulfat können je nach Bedingungen ihre Farbe von violett nach grün ändern. Dies wird durch die Tatsache erklärt, dass das Cr 3+-Kation in wässrigen Lösungen aufgrund der Tendenz von dreiwertigem Chrom, komplexe Verbindungen zu bilden, nur in Form eines hydratisierten 3+-Ions vorliegt. Die violette Farbe wässriger Lösungen von Chrom(III)-Salzen ist genau auf das 3+-Kation zurückzuführen. Beim Erhitzen können Chrom(III)-Komplexsalze entstehen

Teilweise verlieren sie Wasser und bilden Salze in verschiedenen Farben, sogar grün.

Dreiwertige Chromsalze ähneln Aluminiumsalzen in ihrer Zusammensetzung, Kristallgitterstruktur und Löslichkeit; So ist sowohl für Chrom (III) als auch für Aluminium die Bildung von Chrom-Kalium-Alaun KCr(SO 4) 2 · 12H 2 O typisch; sie werden zum Gerben von Leder und als Beizmittel in Textilien verwendet.

Chromsalze (III) Cr 2 (SO 4) 3, CrCl 3 usw. Bei Lagerung an der Luft stabil, in Lösungen jedoch hydrolysierbar:

Cr 3+ +3Сl - +ННCr(ОН) 2+ +3Сl - +Н +

Die Hydrolyse findet im Stadium I statt, es gibt jedoch Salze, die vollständig hydrolysiert sind:

Cr 2 S 3 +H 2 O=Cr(OH) 3 +H 2 S

Bei Redoxreaktionen im alkalischen Milieu verhalten sich Chrom(III)-Salze als Reduktionsmittel:

Es ist zu beachten, dass in der Reihe der Chromhydroxide verschiedener Oxidationsstufen Cr(OH) 2 - Cr(OH) 3 - H 2 CrO 4 die basischen Eigenschaften auf natürliche Weise abgeschwächt und die sauren Eigenschaften verstärkt werden. Diese Eigenschaftsänderung ist auf einen Anstieg des Oxidationsgrades und eine Abnahme der Ionenradien von Chrom zurückzuführen. In der gleichen Serie werden die oxidierenden Eigenschaften konsequent verbessert. Cr(II)-Verbindungen sind starke Reduktionsmittel und werden leicht oxidiert und verwandeln sich in Chrom(III)-Verbindungen. Chrom(VI)-Verbindungen sind starke Oxidationsmittel und lassen sich leicht zu Chrom(III)-Verbindungen reduzieren. Verbindungen mit einer mittleren Oxidationsstufe, d.h. Chrom(III)-Verbindungen können bei Wechselwirkung mit starken Reduktionsmitteln oxidierende Eigenschaften zeigen und sich in Chrom(II)-Verbindungen umwandeln, und bei Wechselwirkung mit starken Oxidationsmitteln können sie reduzierende Eigenschaften zeigen und sich in Chrom(VI)-Verbindungen umwandeln.

^ 17.5. Chromate und Dichromate

Chromsäuren bilden zwei Reihen von Verbindungen: Chromate – die sogenannten Salze der Chromsäure, und Dichromate – die sogenannten Salze der Dichromsäure. Chromate sind gelb gefärbt (die Farbe des Chromationen CrO 2-4), Dichromate sind orange gefärbt (die Farbe des Dichromat-Ions Cr 2 O 2-7) .

Chromate und Dichromate dissoziieren unter Bildung von Chromat- bzw. Dichromat-Ionen:

K 2 CrO 4 2K + +CrO 2- 4

K 2 Cr 2 O 7  2K + +Cr 2 O 2- 7

Chromate werden durch Reaktion von CrO 3 mit Alkalien erhalten:

CrO 3 +2NaOH=Na 2 CrO 4 +H 2 O

Dichromate entstehen durch Zugabe von Säuren zu Chromaten:

2Na 2 CrO 4 +H 2 SO 4 =Na 2 Cr 2 O 7 +Na 2 SO 4 +H 2 O

Der umgekehrte Übergang ist auch bei der Zugabe von Alkalien zu Dichromatlösungen möglich:

Na 2 Cr 2 O 7 +2NaOH=2Na 2 CrO 4 +H 2 O

So liegen in sauren Lösungen überwiegend Dichromate vor (sie färben die Lösung orange), in alkalischen Lösungen liegen Chromate (gelbe Lösungen) vor. Das Gleichgewicht im Chromat-Dichromat-System kann durch die folgende Gleichung in reduzierter ionischer Form dargestellt werden:

2CrO 2- 4 +2H + Cr 2 O 2- 7 +H 2 O Cr 2 O 2- 7 +2OH - 2CrO 2- 4 +H 2 O

Salze der Chromsäuren sind im sauren Milieu starke Oxidationsmittel. Sie werden meist zu Chrom(III)-Verbindungen reduziert, zum Beispiel:

Anwendung

Chrom(VI)-Verbindungen sind hochgiftig: Sie schädigen die Haut, die Atemwege und verursachen Entzündungen der Augen. In Laboratorien wird häufig eine Chrommischung zum Waschen chemischer Glaswaren verwendet.

Besteht aus gleichen Volumina einer gesättigten wässrigen Lösung von K 2 Cr 2 O 7 und konzentrierter H 2 SO 4.

Wasserlösliche Natrium- und Kaliumchromate werden in der Textil- und Lederproduktion als Holzschutzmittel eingesetzt. Unlösliche Chromate einiger Metalle eignen sich hervorragend als künstlerische Farben. Dies sind gelbe Kronen (PbCrO 4, |ZnCrO 4, SrCrO 4) und rote Blei-Molybdän-Kronen (enthält PbCrO 4 und MoCrO 4) und viele andere. SnCrO 4 ist berühmt für seinen Farbreichtum – von rosarot bis violett, der in der Porzellanmalerei verwendet wird.

1) Chrom(III)-oxid.

Chromoxid kann gewonnen werden:

Thermische Zersetzung von Ammoniumdichromat:

(NH 4) 2 C 2 O 7 Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O

Reduktion von Kaliumdichromat mit Kohlenstoff (Koks) oder Schwefel:

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

Chrom(III)-oxid hat amphotere Eigenschaften.

Chrom(III)-oxid bildet mit Säuren Salze:

Cr 2 O 3 + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2 O

Bei der Fusion von Chrom(III)-oxid mit Oxiden, Hydroxiden und Carbonaten von Alkali- und Erdalkalimetallen entstehen Chromate (III) (Chromite):

Сr 2 O 3 + Ba(OH) 2 Ba(CrO 2) 2 + H 2 O

Сr 2 O 3 + Na 2 CO 3 2NaCrO 2 + CO 2

Mit alkalischen Schmelzen von Oxidationsmitteln – Chromaten (VI) (Chromaten)

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

Сr 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) Chrom(III)-hydroxid

Chrom(III)-hydroxid hat amphotere Eigenschaften.

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) Chrom(III)-Salze

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 (konz.) = 2Cr(NO 3) 3 + 3H 2 SO 4 + 24NO 2 + 12H 2 O

2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2

Chromate (III) reagieren leicht mit Säuren:

NaCrO 2 + HCl (Mangel) + H 2 O = Cr(OH) 3 + NaCl

NaCrO 2 + 4HCl (Überschuss) = CrCl 3 + NaCl + 2H 2 O

K 3 + 3CO 2 = Cr(OH) 3 ↓ + 3NaHCO 3

In Lösung unterliegen sie einer vollständigen Hydrolyse

NaCrO 2 + 2H 2 O = Cr(OH) 3 ↓ + NaOH

Die meisten Chromsalze sind in Wasser gut löslich, werden aber leicht hydrolysiert:

Cr 3+ + HOH ↔ CrOH 2+ + H +

СrCl 3 + HOH ↔ CrOHCl 2 + HCl

Aus Chrom(III)-Kationen und einem schwachen oder flüchtigen Säureanion gebildete Salze werden in wässrigen Lösungen vollständig hydrolysiert:

Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

Chrom(VI)-Verbindungen

1) Chrom(VI)-oxid.

Chrom(VI)-oxid. Hochgiftig!

Chrom(VI)-oxid kann durch Einwirkung von konzentrierter Schwefelsäure auf trockene Chromate oder Dichromate hergestellt werden:

Na 2 Cr 2 O 7 + 2H 2 SO 4 = 2CrO 3 + 2NaHSO 4 + H 2 O

Saures Oxid, das mit basischen Oxiden, Basen und Wasser interagiert:

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

Chrom(VI)-oxid ist ein starkes Oxidationsmittel: Es oxidiert Kohlenstoff, Schwefel, Jod und Phosphor und verwandelt sich in Chrom(III)-oxid

4CrO 3 → 2Cr 2 O 3 + 3O 2.

4CrO 3 + 3S = 2Cr 2 O 3 + 3SO 2

Oxidation von Salzen:

2CrO 3 + 3K 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 3K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Oxidation organischer Verbindungen:

4CrO 3 + C 2 H 5 OH + 6H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4) 2 + 2CO 2 + 9H 2 O

Starke Oxidationsmittel sind Salze der Chromsäuren – Chromate und Dichromate. Die Reduktionsprodukte davon sind Chrom(III)-Derivate.

In neutraler Umgebung entsteht Chrom(III)-hydroxid:

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

Im Alkalischen – Hydroxochromate (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

In sauren – Chrom(III)-Salzen:

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

Das Wiederherstellungsprodukt in verschiedenen Umgebungen kann schematisch dargestellt werden:

H 2 O Cr(OH) 3 fällt graugrün aus

K 2 CrO 4 (CrO 4 2–)

OH – 3 – smaragdgrüne Lösung

K 2 Cr 2 O 7 (Cr 2 O 7 2–) H + Cr 3+ blau-violette Lösung

Salze der Chromsäure – Chromate – sind gelb und Salze der Dichromsäure – Dichromate – sind orange. Durch Veränderung der Reaktion der Lösung ist es möglich, die gegenseitige Umwandlung von Chromaten in Dichromate durchzuführen:

2K 2 CrO 4 + 2HCl (verdünnt) = 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

saure Umgebung

2СrO 4 2 – + 2H + Cr 2 O 7 2– + H 2 O

alkalische Umgebung

Chrom. Chromverbindungen.

1. Chrom(III)-sulfid wurde mit Wasser behandelt, Gas wurde freigesetzt und es blieb eine unlösliche Substanz zurück. Dieser Substanz wurde eine Lösung von Natriumhydroxid zugesetzt und Chlorgas durchgeleitet, wodurch die Lösung eine gelbe Farbe annahm. Die Lösung wurde mit Schwefelsäure angesäuert, dabei änderte sich die Farbe nach Orange; Das bei der Behandlung des Sulfids mit Wasser freigesetzte Gas wurde durch die resultierende Lösung geleitet und die Farbe der Lösung änderte sich zu grün. Schreiben Sie die Gleichungen für die beschriebenen Reaktionen.

2. Nach kurzem Erhitzen einer unbekannten pulverförmigen Substanz einer orangefarbenen Substanz beginnt eine spontane Reaktion einer orangefarbenen Substanz, die mit einem Farbumschlag nach Grün, der Freisetzung von Gas und Funken einhergeht. Der feste Rückstand wurde mit Kaliumhydroxid vermischt und erhitzt, die resultierende Substanz wurde zu einer verdünnten Salzsäurelösung gegeben und es bildete sich ein grüner Niederschlag, der sich in überschüssiger Säure löste. Schreiben Sie die Gleichungen für die beschriebenen Reaktionen.

3. Zwei Salze färben die Flamme violett. Einer von ihnen ist farblos, und wenn er mit konzentrierter Schwefelsäure leicht erhitzt wird, wird die Flüssigkeit, in der sich Kupfer löst, abdestilliert; die letztere Umwandlung geht mit der Freisetzung von braunem Gas einher. Wenn der Lösung ein zweites Salz einer Schwefelsäurelösung zugesetzt wird, ändert sich die gelbe Farbe der Lösung in Orange, und wenn die resultierende Lösung mit Alkali neutralisiert wird, wird die ursprüngliche Farbe wiederhergestellt. Schreiben Sie die Gleichungen für die beschriebenen Reaktionen.

4. Dreiwertiges Chromhydroxid wurde mit Salzsäure behandelt. Der resultierenden Lösung wurde Kali zugesetzt, der gebildete Niederschlag abgetrennt und zu einer konzentrierten Kaliumhydroxidlösung gegeben, wodurch sich der Niederschlag auflöste. Nach Zugabe von überschüssiger Salzsäure wurde eine grüne Lösung erhalten. Schreiben Sie die Gleichungen für die beschriebenen Reaktionen.

5. Wenn verdünnte Salzsäure zu der Lösung eines gelben Salzes gegeben wurde, das die Flamme violett färbt, änderte sich die Farbe nach Orangerot. Nach Neutralisieren der Lösung mit konzentriertem Alkali kehrte die Farbe der Lösung zu ihrer ursprünglichen Farbe zurück. Wenn der resultierenden Mischung Bariumchlorid zugesetzt wird, bildet sich ein gelber Niederschlag. Der Niederschlag wurde filtriert und dem Filtrat eine Lösung von Silbernitrat zugesetzt. Schreiben Sie die Gleichungen für die beschriebenen Reaktionen.

6. Der Lösung aus dreiwertigem Chromsulfat wurde Soda zugesetzt. Der resultierende Niederschlag wurde abgetrennt, in eine Natriumhydroxidlösung überführt, mit Brom versetzt und erhitzt. Nach Neutralisation der Reaktionsprodukte mit Schwefelsäure erhält die Lösung eine orange Farbe, die nach Durchleiten von Schwefeldioxid durch die Lösung verschwindet. Schreiben Sie die Gleichungen für die beschriebenen Reaktionen.

7) Chrom(III)-sulfid-Pulver wurde mit Wasser behandelt. Der resultierende graugrüne Niederschlag wurde mit Chlorwasser in Gegenwart von Kaliumhydroxid behandelt. Zu der resultierenden gelben Lösung wurde eine Lösung von Kaliumsulfit gegeben und es bildete sich erneut ein graugrüner Niederschlag, der bis zur Massenkonstanz kalziniert wurde. Schreiben Sie die Gleichungen für die beschriebenen Reaktionen.

8) Chrom(III)-sulfid-Pulver wurde in Schwefelsäure gelöst. Gleichzeitig wurde Gas freigesetzt und es bildete sich eine Lösung. Der resultierenden Lösung wurde ein Überschuss an Ammoniaklösung zugesetzt und das Gas durch eine Bleinitratlösung geleitet. Der resultierende schwarze Niederschlag wurde nach der Behandlung mit Wasserstoffperoxid weiß. Schreiben Sie die Gleichungen für die beschriebenen Reaktionen.

9) Ammoniumdichromat zersetzt sich beim Erhitzen. Das feste Zersetzungsprodukt wurde in Schwefelsäure gelöst. Der resultierenden Lösung wurde eine Lösung von Natriumhydroxid zugesetzt, bis sich ein Niederschlag bildete. Bei weiterer Zugabe von Natriumhydroxid zum Niederschlag löste sich dieser auf. Schreiben Sie die Gleichungen für die beschriebenen Reaktionen.

10) Chrom(VI)-oxid reagiert mit Kaliumhydroxid. Die resultierende Substanz wurde mit Schwefelsäure behandelt und aus der resultierenden Lösung wurde ein orangefarbenes Salz isoliert. Dieses Salz wurde mit Bromwasserstoffsäure behandelt. Die resultierende einfache Substanz reagierte mit Schwefelwasserstoff. Schreiben Sie die Gleichungen für die beschriebenen Reaktionen.

11. Chrom wurde in Chlor verbrannt. Das resultierende Salz reagierte mit einer Lösung, die Wasserstoffperoxid und Natriumhydroxid enthielt. Der resultierenden gelben Lösung wurde überschüssige Schwefelsäure zugesetzt und die Farbe der Lösung änderte sich zu Orange. Als Kupfer(I)-oxid mit dieser Lösung reagierte, veränderte sich die Farbe der Lösung blaugrün. Schreiben Sie die Gleichungen für die beschriebenen Reaktionen.

12. Natriumnitrat wurde in Gegenwart von Natriumcarbonat mit Chrom(III)-oxid verschmolzen. Das freigesetzte Gas reagierte mit einem Überschuss an Bariumhydroxidlösung und bildete einen weißen Niederschlag. Der Niederschlag wurde in einem Überschuss an Salzsäurelösung gelöst und der resultierenden Lösung wurde Silbernitrat zugesetzt, bis der Niederschlag aufhörte. Schreiben Sie die Gleichungen für die beschriebenen Reaktionen.

13. Kalium wurde mit Schwefel verschmolzen. Das resultierende Salz wurde mit Salzsäure behandelt. Das freigesetzte Gas wurde durch eine Lösung von Kaliumdichromat in Schwefelsäure geleitet. die ausgefallene gelbe Substanz wurde filtriert und mit Aluminium verschmolzen. Schreiben Sie die Gleichungen für die beschriebenen Reaktionen.

14. Chrom wurde in einer Chloratmosphäre verbrannt. Dem resultierenden Salz wurde tropfenweise Kaliumhydroxid zugesetzt, bis die Ausfällung aufhörte. Der resultierende Niederschlag wurde mit Wasserstoffperoxid in Natriumhydroxid oxidiert und eingedampft. Dem resultierenden festen Rückstand wurde ein Überschuss einer heißen Lösung konzentrierter Salzsäure zugesetzt. Schreiben Sie die Gleichungen für die beschriebenen Reaktionen.

Chrom. Chromverbindungen.

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 (konz.) 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 (verdünnt) = 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

Nichtmetalle.

IV Eine Gruppe (Kohlenstoff, Silizium).

Kohlenstoff. Kohlenstoffverbindungen.

I. Kohlenstoff.

Kohlenstoff kann sowohl reduzierende als auch oxidierende Eigenschaften aufweisen. Kohlenstoff zeigt reduzierende Eigenschaften gegenüber einfachen Substanzen, die aus Nichtmetallen mit einem im Vergleich zu ihm höheren Elektronegativitätswert (Halogen, Sauerstoff, Schwefel, Stickstoff) sowie gegenüber Metalloxiden, Wasser und anderen Oxidationsmitteln bestehen.

Beim Erhitzen mit überschüssiger Luft verbrennt Graphit unter Bildung von Kohlenmonoxid (IV):

Bei Sauerstoffmangel kann CO entstehen

Amorpher Kohlenstoff reagiert bereits bei Raumtemperatur mit Fluor.

C + 2F 2 = CF 4

Beim Erhitzen mit Chlor:

C + 2Cl 2 = CCl 4

Bei stärkerer Erwärmung reagiert Kohlenstoff mit Schwefel und Silizium:

Unter Einwirkung einer elektrischen Entladung verbindet sich Kohlenstoff mit Stickstoff und bildet Diacin:

2C + N 2 → N ≡ C – C ≡ N

In Gegenwart eines Katalysators (Nickel) und beim Erhitzen reagiert Kohlenstoff mit Wasserstoff:

C + 2H 2 = CH 4

Heißer Koks bildet mit Wasser ein Gasgemisch:

C + H 2 O = CO + H 2

Die reduzierenden Eigenschaften von Kohlenstoff werden in der Pyrometallurgie genutzt:

C + CuO = Cu + CO

Beim Erhitzen mit Oxiden aktiver Metalle bildet Kohlenstoff 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

Kohlenstoff wird durch starke Oxidationsmittel wie konzentrierte Schwefel- und Salpetersäure sowie andere Oxidationsmittel oxidiert:

C + 4HNO 3 (konz.) = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 (konz.) = 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

Kohlenstoff weist bei Reaktionen mit Aktivmetallen die Eigenschaften eines Oxidationsmittels auf. Dabei entstehen Karbide:

4C + 3Al = Al 4 C 3

Karbide unterliegen einer Hydrolyse und bilden Kohlenwasserstoffe:

Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 + 3CH 4

CaC 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2

Chrom bildet drei Oxide: CrO, Cr 2 O 3, CrO 3.

Chrom(II)-oxid CrO ist ein pyrophore schwarzes Pulver. Hat grundlegende Eigenschaften.

Bei Redoxreaktionen verhält es sich wie ein Reduktionsmittel:

CrO wird durch Zersetzung von Chromcarbonyl Cr(CO) 6 im Vakuum bei 300 °C gewonnen.

Chrom(III)-oxid Cr 2 O 3 ist ein feuerfestes grünes Pulver. Seine Härte kommt Korund nahe, weshalb es in Poliermitteln enthalten ist. Entsteht durch die Wechselwirkung von Cr und O 2 bei hohen Temperaturen. Im Labor lässt sich Chrom(III)-oxid durch Erhitzen von Ammoniumdichromat herstellen:

(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 =Cr +3 2 O 3 +N 0 2 +4H 2 O

Chrom(III)-oxid hat amphotere Eigenschaften. Bei der Wechselwirkung mit Säuren entstehen Chrom(III)-Salze: Cr 2 O 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +3H 2 O

Bei der Wechselwirkung mit Alkalien in der Schmelze entstehen Chrom(III)-Verbindungen – Chromite (in Abwesenheit von Sauerstoff): Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O

Chrom(III)-oxid ist in Wasser unlöslich.

Bei Redoxreaktionen verhält sich Chrom(III)-oxid als Reduktionsmittel:

Chrom(VI)-oxid CrO 3 – Chromsäureanhydrid, ist ein dunkelroter nadelförmiger Kristall. Beim Erhitzen auf etwa 200 °C zersetzt es sich:

4CrO 3 =2Cr 2 O 3 +3O 2

Löst sich leicht in Wasser, ist von Natur aus sauer und bildet Chromsäuren. Mit überschüssigem Wasser entsteht Chromsäure H 2 CrO 4:

CrO 3 +H 2 O=H 2 CrO 4

Bei einer hohen Konzentration an CrO 3 entsteht Dichromsäure H 2 Cr 2 O 7:

2CrO 3 +H 2 O=H 2 Cr 2 O 7

die sich bei Verdünnung in Chromsäure verwandelt:

H 2 Cr 2 O 7 +H 2 O=2H 2 CrO 4

Chromsäuren kommen nur in wässriger Lösung vor; keine dieser Säuren wird in freiem Zustand isoliert. Ihre Salze sind jedoch sehr stabil.

Chrom(VI)-oxid ist ein starkes Oxidationsmittel:

3S+4CrO 3 =3SO 2 +2Cr 2 O 3

Oxidiert Jod, Schwefel, Phosphor und Kohle und verwandelt sich in Cr 2 O 3. CrO 3 wird durch Einwirkung eines Überschusses an konzentrierter Schwefelsäure auf eine gesättigte wässrige Lösung von Natriumdichromat erhalten: Na 2 Cr 2 O 7 +2H 2 SO 4 =2CrO 3 +2NaHSO 4 +H 2 O. Es ist zu beachten, dass Chrom (VI)-Oxid ist hochgiftig.

Chrom ist ein chemisches Element mit der Ordnungszahl 24. Es ist ein hartes, glänzendes, stahlgraues Metall, das sich gut polieren lässt und nicht anläuft. Wird in Legierungen wie Edelstahl und als Beschichtung verwendet. Der menschliche Körper benötigt geringe Mengen dreiwertiges Chrom, um Zucker zu verstoffwechseln, Cr(VI) ist jedoch hochgiftig.

Verschiedene Chromverbindungen wie Chrom(III)-oxid und Bleichromat sind leuchtend gefärbt und werden in Farben und Pigmenten verwendet. Die rote Farbe des Rubins ist auf das Vorhandensein dieses chemischen Elements zurückzuführen. Einige Substanzen, insbesondere Natrium, sind Oxidationsmittel, die zur Oxidation organischer Verbindungen und (zusammen mit Schwefelsäure) zur Reinigung von Laborglas verwendet werden. Darüber hinaus wird Chrom(VI)-oxid bei der Herstellung von Magnetbändern verwendet.

Entdeckung und Etymologie

Die Geschichte der Entdeckung des chemischen Elements Chrom ist wie folgt. Im Jahr 1761 fand Johann Gottlob Lehmann im Ural ein orangerotes Mineral und nannte es „Sibirisches Bleirot“. Obwohl es fälschlicherweise als eine Verbindung von Blei mit Selen und Eisen identifiziert wurde, handelte es sich bei dem Material tatsächlich um Bleichromat mit der chemischen Formel PbCrO 4 . Heute ist es als Mineral-Croconte bekannt.

Im Jahr 1770 besuchte Peter Simon Pallas den Ort, an dem Lehmann das rote Bleimineral fand, das als Pigment in Farben sehr nützliche Eigenschaften hatte. Die Verwendung von Sibirischer Bleimennige als Farbe entwickelte sich schnell. Darüber hinaus ist die leuchtend gelbe Farbe von Crocont in Mode gekommen.

Im Jahr 1797 erhielt Nicolas-Louis Vauquelin Proben von Rot. Durch Mischen von Croconte mit Salzsäure erhielt er CrO 3 -Oxid. Chrom wurde 1798 als chemisches Element isoliert. Vauquelin gewann es durch Erhitzen des Oxids mit Holzkohle. Auch in Edelsteinen wie Rubin und Smaragd konnte er Spuren von Chrom nachweisen.

Im 19. Jahrhundert wurde Cr hauptsächlich in Farbstoffen und Gerbsalzen verwendet. Heute werden 85 % des Metalls in Legierungen verwendet. Der Rest wird in der Chemie-, Feuerfest- und Gießereiindustrie verwendet.

Die Aussprache des chemischen Elements Chrom entspricht dem griechischen χρῶμα, was „Farbe“ bedeutet, aufgrund der Vielfalt an farbigen Verbindungen, die daraus gewonnen werden können.

Bergbau und Produktion

Das Element wird aus Chromit (FeCr 2 O 4) hergestellt. Etwa die Hälfte des weltweiten Erzes wird in Südafrika abgebaut. Darüber hinaus sind Kasachstan, Indien und die Türkei die wichtigsten Produzenten. Es gibt genügend erforschte Chromitvorkommen, geografisch konzentrieren sie sich jedoch auf Kasachstan und das südliche Afrika.

Vorkommen von nativem Chrommetall sind selten, aber es gibt sie. Es wird beispielsweise in der Udachnaya-Mine in Russland abgebaut. Es ist reich an Diamanten und die reduzierende Umgebung trug zur Produktion von reinem Chrom und Diamanten bei.

Für die industrielle Metallproduktion werden Chromiterze mit geschmolzenem Alkali (Natronlauge, NaOH) behandelt. Dabei entsteht Natriumchromat (Na 2 CrO 4), das durch Kohlenstoff zum Oxid Cr 2 O 3 reduziert wird. Das Metall wird durch Erhitzen des Oxids in Gegenwart von Aluminium oder Silizium hergestellt.

Im Jahr 2000 wurden etwa 15 Millionen Tonnen Chromiterz abgebaut und zu 4 Millionen Tonnen Ferrochrom verarbeitet, einer 70-prozentigen Chrom-Eisen-Legierung mit einem ungefähren Marktwert von 2,5 Milliarden US-Dollar.

Hauptmerkmale

Die Eigenschaften des chemischen Elements Chrom beruhen darauf, dass es ein Übergangsmetall der vierten Periode des Periodensystems ist und zwischen Vanadium und Mangan liegt. In Gruppe VI enthalten. Schmilzt bei einer Temperatur von 1907 °C. In Gegenwart von Sauerstoff bildet Chrom schnell eine dünne Oxidschicht, die das Metall vor weiterer Wechselwirkung mit Sauerstoff schützt.

Als Übergangselement reagiert es mit Stoffen in unterschiedlichen Anteilen. Dadurch bildet es Verbindungen, in denen es unterschiedliche Oxidationsstufen aufweist. Chrom ist ein chemisches Element mit den Grundzuständen +2, +3 und +6, wobei +3 das stabilste ist. Darüber hinaus werden in seltenen Fällen die Zustände +1, +4 und +5 beobachtet. Chromverbindungen in der Oxidationsstufe +6 sind starke Oxidationsmittel.

Welche Farbe hat Chrom? Das chemische Element verleiht den rubinroten Farbton. Das verwendete Cr 2 O 3 wird auch als Pigment namens Chromgrün verwendet. Seine Salze haben eine smaragdgrüne Glasfarbe. Chrom ist das chemische Element, dessen Anwesenheit Rubine rot macht. Daher wird es bei der Herstellung synthetischer Rubine verwendet.

Isotope

Chromisotope haben Atomgewichte im Bereich von 43 bis 67. Typischerweise besteht dieses chemische Element aus drei stabilen Formen: 52 Cr, 53 Cr und 54 Cr. Von diesen kommt 52 Cr am häufigsten vor (83,8 % des gesamten natürlichen Chroms). Darüber hinaus wurden 19 Radioisotope beschrieben, von denen das stabilste 50 Cr mit einer Halbwertszeit von mehr als 1,8 x 10 17 Jahren ist. 51 Cr hat eine Halbwertszeit von 27,7 Tagen, bei allen anderen radioaktiven Isotopen beträgt sie höchstens 24 Stunden und bei den meisten weniger als eine Minute. Das Element verfügt außerdem über zwei Metazustände.

Chromisotope in der Erdkruste begleiten in der Regel Manganisotope, die in der Geologie verwendet werden. 53 Cr entsteht beim radioaktiven Zerfall von 53 Mn. Das Mn/Cr-Isotopenverhältnis untermauert weitere Hinweise auf die frühe Geschichte des Sonnensystems. Änderungen der 53 Cr/ 52 Cr- und Mn/Cr-Verhältnisse verschiedener Meteoriten beweisen, dass kurz vor der Entstehung des Sonnensystems neue Atomkerne entstanden sind.

Chemisches Element Chrom: Eigenschaften, Verbindungsformel

Chrom(III)-oxid Cr 2 O 3, auch Sesquioxid genannt, ist eines der vier Oxide dieses chemischen Elements. Es wird aus Chromit gewonnen. Die grüne Farbverbindung wird allgemein als „Chromgrün“ bezeichnet, wenn sie als Pigment für die Email- und Glasmalerei verwendet wird. Das Oxid kann sich in Säuren unter Bildung von Salzen und in geschmolzenem Alkali – Chromiten – auflösen.

Kaliumdichromat

K 2 Cr 2 O 7 ist ein starkes Oxidationsmittel und wird bevorzugt als Mittel zur Reinigung von Laborglasgeräten von organischen Stoffen verwendet. Zu diesem Zweck wird dessen gesättigte Lösung verwendet, manchmal jedoch auch durch Natriumbichromat ersetzt, da letzteres eine höhere Löslichkeit aufweist. Darüber hinaus kann es den Oxidationsprozess organischer Verbindungen regulieren, indem es primären Alkohol in Aldehyd und dann in Kohlendioxid umwandelt.

Kaliumdichromat kann Chromdermatitis verursachen. Chrom führt wahrscheinlich zu einer Sensibilisierung, die zur Entwicklung einer Dermatitis, insbesondere an Händen und Unterarmen, führen kann, die chronisch und schwer zu heilen ist. Kaliumdichromat ist wie andere Cr(VI)-Verbindungen krebserregend. Die Handhabung muss mit Handschuhen und geeigneter Schutzausrüstung erfolgen.

Chromsäure

Die Verbindung hat die hypothetische Struktur H 2 CrO 4 . In der Natur kommen weder Chrom- noch Dichromsäuren vor, ihre Anionen kommen jedoch in verschiedenen Stoffen vor. Die im Handel erhältliche „Chromsäure“ ist eigentlich ihr Säureanhydrid – CrO 3 -Trioxid.

Blei(II)chromat

PbCrO 4 hat eine leuchtend gelbe Farbe und ist in Wasser praktisch unlöslich. Aus diesem Grund hat es als Farbpigment namens Kronengelb Verwendung gefunden.

Cr und fünfwertige Bindung

Chrom zeichnet sich durch seine Fähigkeit zur Bildung fünfwertiger Bindungen aus. Die Verbindung entsteht aus Cr(I) und einem Kohlenwasserstoffrest. Zwischen zwei Chromatomen entsteht eine fünfwertige Bindung. Seine Formel kann als Ar-Cr-Cr-Ar geschrieben werden, wobei Ar eine bestimmte aromatische Gruppe darstellt.

Anwendung

Chrom ist ein chemisches Element, dessen Eigenschaften ihm viele verschiedene Verwendungsmöglichkeiten eröffnet haben, von denen einige unten aufgeführt sind.

Es verleiht Metallen Korrosionsbeständigkeit und eine glänzende Oberfläche. Daher ist Chrom in Legierungen wie Edelstahl enthalten, die beispielsweise in Besteck verwendet werden. Es wird auch zum Verchromen verwendet.

Chrom ist ein Katalysator für verschiedene Reaktionen. Es wird zur Herstellung von Formen zum Brennen von Ziegeln verwendet. Seine Salze werden zum Gerben von Leder verwendet. Kaliumbichromat wird zur Oxidation organischer Verbindungen wie Alkohole und Aldehyde sowie zur Reinigung von Laborglas verwendet. Es dient als Fixiermittel beim Färben von Stoffen und wird auch in der Fotografie und im Fotodruck verwendet.

Aus CrO 3 werden Magnetbänder (z. B. für Audioaufnahmen) hergestellt, die bessere Eigenschaften aufweisen als Filme mit Eisenoxid.

Rolle in der Biologie

Dreiwertiges Chrom ist ein chemisches Element, das für den Zuckerstoffwechsel im menschlichen Körper notwendig ist. Im Gegensatz dazu ist sechswertiges Cr hochgiftig.

Vorsichtsmaßnahmen

Chrommetall und Cr(III)-Verbindungen gelten im Allgemeinen nicht als gesundheitsgefährdend, Cr(VI)-haltige Substanzen können jedoch bei Einnahme oder Einatmen giftig sein. Die meisten dieser Stoffe reizen Augen, Haut und Schleimhäute. Bei chronischer Exposition können Chrom(VI)-Verbindungen bei unsachgemäßer Behandlung zu Augenschäden führen. Darüber hinaus gilt es als krebserregend. Die tödliche Dosis dieses chemischen Elements beträgt etwa einen halben Teelöffel. Nach den Empfehlungen der Weltgesundheitsorganisation beträgt die maximal zulässige Konzentration von Cr(VI) im Trinkwasser 0,05 mg pro Liter.

Da Chromverbindungen in Farbstoffen und zum Gerben von Leder verwendet werden, finden sie sich häufig im Boden und Grundwasser verlassener Industriestandorte, die einer Umweltsanierung und -sanierung bedürfen. Cr(VI)-haltige Primer werden immer noch häufig in der Luft- und Raumfahrt- und Automobilindustrie eingesetzt.

Elementeigenschaften

Die wichtigsten physikalischen Eigenschaften von Chrom sind wie folgt:

• Ordnungszahl: 24.
• Atomgewicht: 51,996.
• Schmelzpunkt: 1890 °C.
• Siedepunkt: 2482 °C.
• Oxidationsstufe: +2, +3, +6.
• Elektronenkonfiguration: 3d 5 4s 1.