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.

Mit Säuren bildet Chrom(III)-oxid Salze:

Cr 2 O 3 + 6HCl \u003d 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):

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

Cr 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 \u003d 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O

Cr 2 O 3 + 3O 2 + 4Na 2 CO 3 \u003d 2Na 2 CrO 4 + 4CO 2

Cr 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) Salze von Chrom (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 \u003d 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 \u003d 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 8H 2 O

2K 3 + 3Br 2 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 8H 2 O

2KCrO 2 + 3PbO 2 + 8KOH = 2K 2 CrO 4 + 3K 2 PbO 2 + 4H 2 O

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

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

K 3 + 3CO 2 \u003d Cr (OH) 3 ↓ + 3NaHCO 3

In Lösung vollständig hydrolysiert

NaCrO 2 + 2H 2 O \u003d Cr (OH) 3 ↓ + NaOH

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

Cr 3+ + HOH ↔ CrOH 2+ + H +

CrCl 3 + HOH ↔ CrOHCl 2 + HCl

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

Cr 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3 ↓ + 3H 2 S

Chrom(VI)-Verbindungen

1) Chromoxid (VI).

Chrom(VI)-oxid. Hochgiftig!

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

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

Säureoxid, 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 \u003d H 2 CrO 4

2CrO 3 + H 2 O \u003d H 2 Cr 2 O 7

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

4CrO 3 → 2Cr 2 O 3 + 3O 2 .

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

Salzoxidation:

2CrO 3 + 3K 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 \u003d 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 neutralem Medium entsteht Chrom(III)-hydroxid:

K 2 Cr 2 O 7 + 3Na 2 SO 3 + 4H 2 O \u003d 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 \u003d 3S + 2Na 3 + 4NaOH

Im sauren Bereich - Chrom(III)-Salze:

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 Änderung der Reaktion der Lösung ist es möglich, die gegenseitige Umwandlung von Chromaten in Dichromate durchzuführen:

2K 2 CrO 4 + 2HCl (diff.) = 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, wobei Gas freigesetzt wurde und eine unlösliche Substanz zurückblieb. Dieser Substanz wurde eine Lösung von Natronlauge zugesetzt und Chlorgas durchgeleitet, wobei die Lösung eine gelbe Farbe annahm. Die Lösung wurde mit Schwefelsäure angesäuert, dabei änderte sich die Farbe nach Orange; Das bei der Behandlung von Sulfid mit Wasser freigesetzte Gas wurde durch die resultierende Lösung geleitet und die Farbe der Lösung änderte sich in grün. Schreiben Sie die Gleichungen der beschriebenen Reaktionen.

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

3. Zwei Salze färben die Flamme lila. Einer von ihnen ist farblos, und wenn er mit konzentrierter Schwefelsäure leicht erhitzt wird, wird eine Flüssigkeit abdestilliert, in der sich Kupfer auflöst, wobei die letzte Umwandlung von der Entwicklung eines braunen Gases begleitet wird. Wenn der Lösung das zweite Salz der 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 der beschriebenen Reaktionen.

4. Mit Salzsäure behandeltes dreiwertiges Chromhydroxid. Der resultierenden Lösung wurde Kali zugesetzt, der Niederschlag abgetrennt und zu einer konzentrierten Lösung von Kalilauge gegeben, wodurch sich der Niederschlag auflöste. Nach Zugabe von überschüssiger Salzsäure wurde eine grüne Lösung erhalten. Schreiben Sie die Gleichungen der beschriebenen Reaktionen.

5. Bei Zugabe von verdünnter Salzsäure zu einer gelben Salzlösung, wodurch die Flamme violett wird, ändert sich die Farbe nach Orange-Rot. Nach der Neutralisation 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 abfiltriert und dem Filtrat wurde Silbernitratlösung zugesetzt. Schreiben Sie die Gleichungen der beschriebenen Reaktionen.

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

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

8) Chrom(III)-sulfid-Pulver wurde in Schwefelsäure gelöst. Dabei 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 der beschriebenen Reaktionen.

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

10) Chrom(VI)-oxid reagiert mit Kaliumhydroxid. Die resultierende Substanz wurde mit Schwefelsäure behandelt, 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 der beschriebenen Reaktionen.

11. Chrom in Chlor verbrannt. Das resultierende Salz reagierte mit einer Lösung, die Wasserstoffperoxid und Natriumhydroxid enthielt. Der resultierenden gelben Lösung wurde ein Überschuss an Schwefelsäure zugesetzt, 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 der beschriebenen Reaktionen.

12. Natriumnitrat wurde in Gegenwart von Natriumcarbonat mit Chrom(III)-oxid verschmolzen. Das entstehende 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 der beschriebenen Reaktionen.

13. Kalium wurde mit Schwefel verschmolzen. Das resultierende Salz wurde mit Salzsäure behandelt. Das resultierende Gas wurde durch eine Lösung von Kaliumdichromat in Schwefelsäure geleitet. die ausgefallene gelbe Substanz wurde abfiltriert und mit Aluminium verschmolzen. Schreiben Sie die Gleichungen der 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 Kaliumlauge oxidiert und eingedampft. Dem resultierenden festen Rückstand wurde ein Überschuss einer heißen Lösung konzentrierter Salzsäure zugesetzt. Schreiben Sie die Gleichungen der beschriebenen Reaktionen.

Chrom. Chromverbindungen.

1) Cr 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 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 (fest) + H 2 SO 4 (konz.) HNO 3 + KHSO 4

4HNO 3 + Cu \u003d 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 \u003d 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 \u003d 2Cr (OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6KCl

Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3

K 3 + 6HCl \u003d 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 \u003d 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 \u003d 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 \u003d 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)3Cr2O3 + 3H2O

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 \u003d 2Cr (OH) 3 ↓ + 3 (NH 4) 2 SO 4

H 2 S + Pb (NO 3) 2 \u003d PbS + 2HNO 3

PbS + 4H 2 O 2 \u003d 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 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH \u003d 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 (diff.) = 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 \u003d 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 \u003d 2AgCl ↓ + Ba (NO 3) 2

13) 2K + S = K 2 S

K 2 S + 2HCl \u003d 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 \u003d Al 2 S 3

14) 2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3

CrCl 3 + 3KOH \u003d 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 höheren Elektronegativitätswert im Vergleich dazu bestehen (Halogen, Sauerstoff, Schwefel, Stickstoff), sowie gegenüber Metalloxiden, Wasser und anderen Oxidationsmitteln.

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, 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 \u003d 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

9С + 2Al 2 O 3 = Al 4 C 3 + 6CO

2C + Na 2 SO 4 \u003d Na 2 S + CO 2

2C + Na 2 CO 3 \u003d 2Na + 3CO

Kohlenstoff wird durch so 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 \u003d Al 4 C 3

Karbide unterliegen einer Hydrolyse und bilden Kohlenwasserstoffe:

Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d 4Al (OH) 3 + 3CH 4

CaC 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + C 2 H 2

Die Stabilität von Sulfiden von Metallen der sechsten Gruppe nimmt mit abnehmenden Oxidationseigenschaften des Metallatoms zu, d. h. mit abnehmendem Oxidationsgrad und beim Abstieg in der Gruppe. Die Unmöglichkeit, Chrom(VI)-Chalkogenide zu erhalten, erklärt sich aus der hohen Oxidationsfähigkeit von Chrom in der höchsten Oxidationsstufe, während solche Verbindungen für Molybdän und Wolfram bekannt sind.

Beim Verschmelzen von Chrom mit Schwefel entsteht eine glänzende schwarze Masse, die aus einer Mischung von Sulfiden besteht – sie enthält neben CrS und Cr 2 S 3 auch die Sulfidzwischenphasen Cr 3 S 4, Cr 5 S 6, Cr 7 S 8 (Abb. 5.33 Phasendiagramm des Systems Cr-S). (Fußnote: Chromdisulfid CrS 2 ist auch bekannt: A. Lafond, C. Deudon et al, Eur. J. Solid State Inorg. Chem., 1994, 31, 967) Schwarzes Chrom(II)-sulfid kann aus wässrigem Salz ausgefällt werden Lösung von Chrom(II)-sulfid-Natrium oder erhalten durch Überleiten von Schwefelwasserstoff über wasserfreies Chrom(II)-chlorid bei 440 °C, Reduktion von Chrom(III)-sulfid mit Wasserstoff und Kohlenmonoxid. Wie die Sulfide anderer doppelt geladener Kationen hat es die Struktur von Nickelarsenid. Im Gegensatz dazu kann Chrom(III)-sulfid aus wässrigen Lösungen aufgrund der vollständigen irreversiblen Hydrolyse nicht ausgefällt werden. Reines kristallines Cr 2 S 3 wird erhalten, indem ein Strom aus trockenem Schwefelwasserstoff über wasserfreies Chromchlorid geleitet wird:

3H 2 S + 2CrCl 3 \u003d Cr 2 S 3 + 6HCl.

Das so gewonnene Sulfid besteht aus schwarzen hexagonalen Lamellenkristallen, die wie Chrom(II)-sulfid in Wasser und nicht oxidierenden Säuren unlöslich sind. Beide Sulfide werden durch konzentrierte Alkalilösungen, Salpetersäure und Königswasser zersetzt:

Cr 2 S 3 + 24HNO 3 = 2Cr (NO 3) 3 + 18NO 2 + 3SO 2 + 12H 2 O.

Bekannt sind auch Chrom(III)-Thiosalze, bei denen es sich eigentlich um gemischte Sulfide handelt. In wässrigen Lösungen sind sie nur im alkalischen Milieu und bei einem Überschuss an Sulfidionen stabil. Dunkelgraues Pulver aus Natriumthiochromat (III) NaCrS 2 wird durch Reduktion von Chromat mit Schwefel in geschmolzenem Natriumcarbonat bei 800 °C oder durch Verschmelzen von Chrom(III)-oxid mit Schwefel und Natriumcarbonat erhalten:

Cr 2 O 3 + 6S + Na 2 CO 3 \u003d 2NaCrS 2 + 2SO 2 + CO 2

Die Substanz hat eine Schichtstruktur, in der durch Kanten verbundene Schichten von CrS 6 -Oktaedern durch Natriumionen getrennt sind. Ein ähnliches Lithiumderivat hat LiCrS 2 (B. van Laar, D. J. W. Ijdo, J. Solid State Chem., 1971, 3, 590). Wenn alkalische Lösungen von Alkalimetallthiochromaten mit Salzen von Eisen (II), Kobalt, Nickel, Silber, Zink, Cadmium, Mangan (II) und anderen Metallen gekocht werden, fallen die Thiochromate M I CrS 2 und M II Cr 2 S 4 aus. Cadmiumthiochromat(III) entsteht auch durch die Wechselwirkung von Thioharnstoff mit einem Chrom(III)-Salz und Cadmiumammoniat:

2Cr 3 + Cd(NH 3) 4 2+ + 4(NH 2) 2 CS + 8OH - = CdCr 2 S 4 + 4CH 2 N 2 + 8H 2 O + 4NH 3.

(R. S. Mane, B. R. Sankapal, K. M. Gadave, C. D. Lokhande, Mater. Res. Bull. 1999, 34, 2035).

Thiochromate(III) sind Halbleiter mit antiferromagnetischen Eigenschaften und können als magnetooptische Materialien verwendet werden, deren optische Eigenschaften sich unter dem Einfluss eines Magnetfeldes ändern.

Für Molybdän und Wolfram werden Sulfide in verschiedenen Oxidationsstufen von +2 bis +6 beschrieben. Wenn Schwefelwasserstoff durch leicht angesäuerte Lösungen von Molybdaten und Wolframaten geleitet wird, fallen braune Trisulfidhydrate aus:

(NH 4) 6 Mo 7 O 24 + 21H 2 S + 3H 2 SO 4 = 7MoS 3 ¯ + 3 (NH 4) 2 SO 4 + 24H 2 O.

Die Struktur dieser Verbindungen wurde noch nicht untersucht. In einer stark sauren Umgebung verfärbt sich die Lösung durch die Reduktion von Molybdationen blau oder braun. Wenn der anfänglichen Molybdatlösung Alkali zugesetzt wird, kommt es zu einem sukzessiven Ersatz von Sauerstoffatomen in Molybdat-Ionen durch Schwefelatome MoO 4 2–, MoSO 3 2–, MoS 2 O 2 2–, MoS 3 O 2– , MoS 4 2– – Lösung wird gleichzeitig zunächst gelb und dann dunkelrot. In der Kälte können daraus rote Thiosalzkristalle, beispielsweise (NH 4) 2 MoS 4, isoliert werden. Thiomolybdate und Thiowolframate sind wie andere Thiosalze nur in einer neutralen und alkalischen Umgebung stabil und zersetzen sich beim Ansäuern, wobei Schwefelwasserstoff freigesetzt und in Sulfide umgewandelt wird:

(NH 4) 2 MoS 4 + 2HCl = MoS 3 ¯ + 2NH 4 Cl + H 2 S.

Die Thiomolybdat- und Thiowolframat-Ionen haben die Form eines regelmäßigen Tetraeders.

MoS 4 2–-Ionen können aufgrund der Anwesenheit von Schwefelatomen als Brückenliganden fungieren und Komplexe mit Übergangsmetallen bilden, die beispielsweise eine Polymerstruktur haben, n n – . Interessant ist, dass Thioanaloga von Isopolymolybdaten und Isopolywolframaten bisher nicht erhalten wurden.

Die Energien der d-Orbitale von Mo und W liegen energetisch näher an den p-Orbitalen von Schwefel als an Sauerstoff, daher erweist sich die M=S-Bindung als kovalent und stärker als die M=O-Bindung (M = Mo, W). ) aufgrund der starken pp-dp-Bindung. Dies erklärt, warum weiche Basen wie S 2 - starke Verbindungen mit Molybdän und Wolfram bilden, die weiche Säuren sind.

Durch leichtes Erhitzen von Ammoniumthiosalzen entstehen wasserfreie Trisulfide:

(NH 4) 2 MoS 4 = MoS 3 + 2NH 3 + H 2 S.

Bei starker Erhitzung verlieren sie Schwefel:

MoS 3 ¾¾ → MoS 2 + S.

Thiometallate werden zur Synthese komplexer Thiokomplexe verwendet, beispielsweise Cuban mit dem M 4 S 4 -Cluster.

Es sind auch Selenometallate bekannt, die durch die Wechselwirkung von Kaliumtriselenid K 2 Se 3 mit Molybdän- und Wolframhexacarbonylen M(CO) 6 entstehen. Ionenhaltige Verbindungen wurden nicht erhalten.

Bei der Wechselwirkung von Molybdän oder Wolfram mit Schwefel in einem weiten Temperaturbereich sind MS 2-Disulfide mit Doppelschichten aus Schwefelatomen die stabilste Phase, in deren Zentrum sich Molybdänatome in trigonal-prismatischen Hohlräumen befinden (Abb. 5.34. Kristall Struktur von MoS 2: (a) Gesamtansicht, (b, c) Projektionen entlang der Koordinatenebenen) (V. L. Kalikhman, Izv. AN SSSR, Inorganic Materials, 1983, 19(7), 1060). Die Doppelschichten sind nur durch schwache Van-der-Waals-Kräfte miteinander verbunden, was zu einer starken Anisotropie der Eigenschaften der Substanz führt – sie ist weich wie Graphit und lässt sich leicht in einzelne Flocken teilen. Die Schichtstruktur und die chemische Inertheit erklären die Ähnlichkeit von MoS 2 mit Graphit und seine Festschmierstoffeigenschaften. Disulfide bilden wie Graphit eingelagerte Verbindungen mit Alkalimetallen, beispielsweise Li x MoS 2 . In Wasser zersetzen sich Interkalate und bilden ein feines Pulver aus Molybdändisulfid.

Das natürliche Mineral Molybdänit MoS 2 ist so weich, dass es Spuren auf einem Blatt Papier hinterlassen kann. Aufgrund des niedrigen Reibungskoeffizienten wird sein Pulver als Bestandteil von Schmiermitteln für Verbrennungsmotoren, Gleitlager und hochbelastete Instrumentenbaugruppen verwendet. Disulfide sind feuerfeste (T pl. MoS 2 2100 o C) und eher inerte Stoffe, die sich nur unter Einwirkung von Alkalien und oxidierenden Säuren zersetzen – Königswasser, siedende konzentrierte Schwefelsäure, eine Mischung aus Salpeter- und Flusssäure. Bei starker Erhitzung an der Luft brennen sie aus und oxidieren zu höheren Oxiden:

2MoS 2 + 7O 2 \u003d 2MoO 3 + 4SO 2,

und in einer Chloratmosphäre - zu den Chloriden MoCl 5 und WCl 6.

Bequeme Methoden zur Gewinnung von Disulfiden sind die Fusion von MO 3 -Oxiden mit überschüssigem Schwefel in Gegenwart von Kali K 2 CO 3

2WO 3 + 7S = 2WS 2 + 3SO 2

Reaktion von Molybdänpentachlorid mit Natriumsulfid (P.R. Bonneau et al, Inorg. Synth. 1995, 30, 33):

2MoCl 5 + 5Na 2 S = 2MoS 2 + 10NaCl + S.

Um diese Reaktion einzuleiten, ist Erhitzen erforderlich, doch dann brennt das Komponentengemisch aufgrund der Wärmeabgabe sehr schnell aus.

Aus Lösungen, die Molybdän(V)-Ionen, beispielsweise 2–, enthalten, kann Mo 2 S 5 Sulfid mit Schwefelwasserstoff ausgefällt werden. Monosulfid-MoS entsteht durch Erhitzen stöchiometrischer Mengen Molybdän und Schwefel in einer evakuierten Ampulle.

Zusatz. Chevreul-Phasen und andere Thiomolyben-Cluster. Mo 3 S 4 Sulfid ist eine Clusterverbindung bestehend aus Mo 6 S 8 Gruppen, in denen sich Molybdänatome an den Spitzen eines stark verzerrten Oktaeders befinden. Der Grund für die Verzerrung von Mo 6 S 8 ist seine elektronenarme Natur – es fehlen vier Elektronen, um alle Bindungsorbitale zu füllen. Deshalb reagiert diese Verbindung leicht mit Metallen – Elektronendonoren. Dabei entstehen Chevrel-Phasen M x Mo 6 S 8, wobei M ein d- oder p-Metall ist, beispielsweise Cu, Co, Fe, Pb, Sn. Viele von ihnen haben ein Kristallgitter vom Typ CsCl, an dessen Stellen sich Metallkationen und Clusteranionen 2 befinden (Abb. 5.35. Struktur der Chevrel PbMo 6 S 8-Phase). Der elektronische Übergang Mo 6 S 8 + 2e - ¾® 2 - führt zu einer Stärkung der Kristallstruktur und einer Stärkung der Mo-Mo-Bindung. Chevrel-Phasen sind aufgrund ihrer Halbleitereigenschaften von praktischem Interesse – sie behalten ihre Supraleitung bis zu einer Temperatur von 14 K in Gegenwart starker Magnetfelder, was ihre Verwendung zur Herstellung superstarker Magnete ermöglicht. Die Synthese dieser Verbindungen erfolgt üblicherweise durch Glühen stöchiometrischer Mengen an Elementen:

Pb + 6Mo + 8S ¾¾® PbMo 6 S 8

Ähnliche Substanzen wurden bei Selen und Tellur erhalten, während Wolframanaloga der Chevreul-Phasen bisher unbekannt sind.

Bei der Reduktion von Thiomolybdaten wurden in wässrigen Lösungen zahlreiche Thiomolybdäncluster erhalten. Am bekanntesten ist der vierkernige Cluster 5+, in dem Schwefel- und Molybdänatome gegenüberliegende Ecken des Würfels besetzen (Abb. 5.36. n+). Die Koordinationssphäre von Molybdän wird durch bis zu sechs Wassermoleküle oder andere Liganden ergänzt. Die Mo 4 S 4-Gruppierung bleibt während der Oxidation und Reduktion erhalten:

E--e-

4+ ¾ 5+ ¾® 6+ .

Molybdänatome können durch Atome anderer Metalle, beispielsweise Kupfer oder Eisen, ersetzt werden, wobei heterometallische Cluster vom Typ [Mo 3 CuS 4 (H 2 O) 10 ] 5+ entstehen. Solche Thiocluster sind die aktiven Zentren vieler Enzyme, beispielsweise von Ferrodoxin (Abb. 5.37. Aktives Zentrum von Ferrodoxin). Die Untersuchung der Verbindungen, in denen sie enthalten sind, wird den Wirkungsmechanismus der Nitrogenase aufdecken, einem Eisen-Molybdän-Enzym, das eine entscheidende Rolle bei der Luftstickstofffixierung durch Bakterien spielt.

ENDE DER ERGÄNZUNG

5.11. Karbide, Nitride und Boride von Elementen der 6. Gruppe

Mit Kohlenstoff bilden Chrom, Molybdän und Wolfram wie andere D-Metalle Karbide – harte und hochschmelzende (2400–2800 °C) Verbindungen mit einer delokalisierten Metallbindung. Sie werden durch die Wechselwirkung geeigneter Mengen einfacher Substanzen bei hoher Temperatur (1000–2000 °C) sowie durch Reduktion von Oxiden mit Kohlenstoff, beispielsweise

2MoO 3 + 7C = Mo 2 C + 6CO.

Karbide sind nichtstöchiometrische Verbindungen mit einem breiten Homogenitätsbereich (bis zu mehreren Atom-% C). In Karbiden vom Typ М2С bilden die Metallatome eine hexagonal dichte Packung, in deren oktaedrische Hohlräume die С-Atome zufällig eingelagert sind. Die MC-Monokarbide gehören zum Strukturtyp NiAs und sind keine interstitiellen Phasen. Neben außergewöhnlicher Hitzebeständigkeit und Feuerfestigkeit weisen Karbide eine hohe Korrosionsbeständigkeit auf. WC löst sich beispielsweise auch in einem Gemisch aus Salpeter- und Flusssäure nicht und reagiert bis 400 °C nicht mit Chlor. Auf Basis dieser Stoffe werden superharte und feuerfeste Legierungen hergestellt. Die Härte von Wolframmonokarbid liegt nahe an der Härte von Diamant und wird daher zur Herstellung des Schneidteils von Fräsern und Bohrern verwendet.

Nitride MN und M 2 N werden durch Wechselwirkung von Metallen mit Stickstoff oder Ammoniak und Phosphide MP 2, MP 4, M 2 P – aus einfachen Substanzen sowie durch Erhitzen von Halogeniden mit Phosphin erhalten. Wie Karbide handelt es sich dabei um nichtstöchiometrische, sehr harte, chemisch inerte und feuerfeste (2000–2500 °C) Stoffe.

Boride von Metallen der sechsten Gruppe können je nach Borgehalt isolierte (M 2 B), Ketten (MB) und Netzwerke (MB 2) sowie dreidimensionale Gerüste (MB 12) von Boratomen enthalten. Sie zeichnen sich außerdem durch eine hohe Härte, Hitzebeständigkeit und chemische Beständigkeit aus. Thermodynamisch sind sie stärker als Karbide. Boride werden zur Herstellung von Triebwerksteilen, Gasturbinenschaufeln usw. verwendet.

Chrom(III)-oxid Cr 2 Ö 3 . Grüne sechseckige Mikrokristalle. t pl \u003d 2275 ° C, t kip \u003d 3027 ° C, Dichte beträgt 5,22 g / cm 3. Zeigt amphotere Eigenschaften. Antiferromagnetisch unter 33 °C und paramagnetisch über 55 °C. Löslich in flüssigem Schwefeldioxid. Schwer löslich in Wasser, verdünnten Säuren und Laugen. Erhalten durch direkte Wechselwirkung von Elementen bei erhöhter Temperatur, Erhitzen von CrO in Luft, Kalzinierung von Chromat oder Ammoniumdichromat, Chrom(III)-hydroxid oder -nitrat, Quecksilber(I)-chromat, Quecksilberdichromat. Es wird als grünes Pigment in der Malerei sowie zum Färben von Porzellan und Glas verwendet. Das kristalline Pulver wird als Schleifmittel verwendet. Wird zur Herstellung künstlicher Rubine verwendet. Es dient als Katalysator für die Oxidation von Ammoniak in der Luft, die Synthese von Ammoniak aus Elementen und andere.

Tabelle 6. .

Es kann durch direkte Wechselwirkung von Elementen, durch Kalzinierung von Chrom(III)-nitrat oder Chromsäureanhydrid, durch Zersetzung von Chromat oder Ammoniumdichromat, durch Erhitzen von Metallchromaten mit Kohle oder Schwefel gewonnen werden:

4Cr + 3O 2 → 2Cr 2 O 3

4Cr(NO 3) 3 → 2Cr 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2

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

4CrO 3 → 2Cr 2 O 3 + 3O 2

K 2 Cr 2 O 7 + S → Cr 2 O 3 + K 2 SO 4

K 2 Cr 2 O 7 + 2C → Cr 2 O 3 + K 2 CO 3 + CO.

Chrom(III)-oxid weist amphotere Eigenschaften auf, ist jedoch sehr inert und in wässrigen Säuren und Laugen schwer löslich. Beim Schmelzen mit Alkalimetallhydroxiden oder -carbonaten wandelt es sich in die entsprechenden Chromate um:

Cr 2 O 3 + 4KOH + KClO 3 → 2K 2 CrO 4 + KCl + 2H 2 O.

Die Härte von Chrom(III)-Oxid-Kristallen entspricht der Härte von Korund, daher ist Cr 2 O 3 der Wirkstoff vieler Schleif- und Läpppasten im Maschinenbau, in der Optik-, Schmuck- und Uhrenindustrie. Es wird auch als grünes Pigment in der Malerei und zum Färben einiger Gläser sowie als Katalysator für die Hydrierung und Dehydrierung bestimmter organischer Verbindungen verwendet. Chrom(III)-oxid ist ziemlich giftig. Bei Hautkontakt kann es zu Ekzemen und anderen Hauterkrankungen kommen. Besonders gefährlich ist das Einatmen von Oxidaerosolen, da es zu schweren Erkrankungen führen kann. MPC 0,01 mg/m3. Prävention ist die Verwendung persönlicher Schutzausrüstung.

Chrom(III)-hydroxid Cr(OH) 3 . Es hat amphotere Eigenschaften. In Wasser schwer löslich. Verlässt leicht den kolloidalen Zustand. Löslich in Laugen und Säuren. Die molare elektrische Leitfähigkeit bei unendlicher Verdünnung bei 25 °C beträgt 795,9 cm.cm 2 /mol. Es entsteht in Form eines gallertartigen grünen Niederschlags bei der Behandlung von Chrom(III)-Salzen mit Alkalien, bei der Hydrolyse von Chrom(III)-Salzen mit Alkalicarbonaten oder Ammoniumsulfid.

Tabelle 7. .

Chrom(III)-fluorid CrF 3 . Paramagnetische grüne rhombische Kristalle. t pl \u003d 1200 ° C, t kip \u003d 1427 ° C, Dichte beträgt 3,78 g / cm 3. Löslich in Flusssäure und schwer löslich in Wasser. Die molare elektrische Leitfähigkeit bei unendlicher Verdünnung bei 25 °C beträgt 367,2 cm 2 /mol. Erhalten durch Einwirkung von Flusssäure auf Chrom(III)-oxid, indem Fluorwasserstoff über auf 500–1100 °C erhitztes Chrom(III)-chlorid geleitet wird. Wässrige Lösungen werden bei der Seidenproduktion, bei der Wollverarbeitung und bei der Fluorierung von Halogenderivaten von Ethan und Propan eingesetzt.

Chrom(III)-chlorid CrCl 3 . Sechseckige paramagnetische Kristalle sind pfirsichfarben. Sie schweben in der Luft. t pl =1150°C, die Dichte beträgt 2,87 g/cm 3 . Wasserfreies CrCl 3 ist in Wasser, Alkohol, Ether, Acetaldehyd und Aceton schwer löslich. Es wird bei hoher Temperatur mit Kalzium, Zink, Magnesium, Wasserstoff und Eisen zu metallischem Chrom reduziert. Die molare elektrische Leitfähigkeit bei unendlicher Verdünnung bei 25 °C beträgt 430,05 cm 2 /mol. Es wird durch direkte Wechselwirkung von Elementen beim Erhitzen, durch Einwirkung von Chlor auf eine auf 700-800 ° C erhitzte Mischung aus Chromoxid (III) mit Kohle oder auf auf Rotglut erhitztes Chromsulfid (III) gewonnen. Es wird als Katalysator in organischen Synthesereaktionen verwendet.

Tabelle 8

in wasserfreiem Zustand eine kristalline Substanz mit pfirsichfarbener Farbe (nahe violett), die in Wasser, Alkohol, Ether usw. selbst beim Kochen kaum löslich ist. In Gegenwart von Spurenmengen an CrCl 2 erfolgt jedoch eine schnelle Auflösung in Wasser unter großer Wärmefreisetzung. Es kann durch Reaktion von Elementen bei Rotgluttemperatur, durch Behandlung einer Mischung aus Metalloxid und Kohle mit Chlor bei 700–800 °C oder durch Reaktion von CrCl 3 mit CCl 4-Dampf bei 700–800 °C erhalten werden:

Cr 2 O 3 + 3C + 3Cl 2 → 2CrCl 3 + 3CO

2Cr 2 O 3 + 3CCl 4 → 4CrCl 3 + 3CO 2.

Es bildet mehrere isomere Hexahydrate, deren Eigenschaften von der Anzahl der Wassermoleküle in der inneren Koordinationssphäre des Metalls abhängen. Hexaaquachrom(III)-chlorid (violettes Recur-Chlorid) Cl 3 – graublaue Kristalle, Chlorpentaaquachrom(III)-chlorid (Bjerrum-Chlorid) Cl 2 H 2 O – hygroskopische hellgrüne Substanz; Dichlortetraaquachrom(III)-chlorid (Recurs grünes Chlorid) Cl 2H 2 O – dunkelgrüne Kristalle. In wässrigen Lösungen stellt sich zwischen den drei Formen ein thermodynamisches Gleichgewicht ein, das von vielen Faktoren abhängt. Die Struktur des Isomers kann durch die Menge an Silberchlorid bestimmt werden, die es aus einer kalten Salpetersäurelösung von AgNO 3 ausfällt, da das in die innere Kugel eindringende Chloridanion nicht mit dem Ag + -Kation wechselwirkt. Wasserfreies Chromchlorid wird verwendet, um Stahl durch chemische Gasphasenabscheidung mit Chrom zu beschichten, und ist ein integraler Bestandteil einiger Katalysatoren. Hydratisiert CrCl 3 – Beizmittel zum Färben von Stoffen. Chrom(III)-chlorid ist giftig.

Chrom(III)bromid CrBr 3 . Grüne sechseckige Kristalle. t pl \u003d 1127 ° C, die Dichte beträgt 4,25 g / cm 3. Sublimiert bei 927°C. Beim Erhitzen wird es mit Wasserstoff zu CrBr 2 reduziert. Es zersetzt sich mit Alkalien und löst sich in Wasser nur in Gegenwart von Chrom(II)-Salzen. Die molare elektrische Leitfähigkeit bei unendlicher Verdünnung bei 25 °C beträgt 435,3 cm 2 /mol. Wird durch die Einwirkung von Bromdampf in Gegenwart von Stickstoff auf metallisches Chrom oder auf eine Mischung aus Chromoxid (III) und Kohle bei hoher Temperatur gewonnen.

Chrom(III)-iodid CrI 3 . Lila-schwarze Kristalle. An der Luft bei normaler Temperatur stabil. Bei 200 °C reagiert es mit Sauerstoff unter Freisetzung von Jod. In Gegenwart von Chrom(II)-Salzen löst es sich in Wasser. Die molare elektrische Leitfähigkeit bei unendlicher Verdünnung bei 25 °C beträgt 431,4 cm 2 /mol. Wird durch die Einwirkung von Joddampf auf rotglühendes Chrom gewonnen.

Chrom(III)-oxyfluorid CrOF. Feste grüne Substanz. Die Dichte beträgt 4,20 g/cm3. Stabil bei erhöhten Temperaturen und zersetzt sich beim Abkühlen. Erhalten durch Einwirkung von Fluorwasserstoff auf Chrom(III)-oxid bei 1100 °C.

Chrom(III)-sulfid Cr 2 S 3 . Paramagnetische schwarze Kristalle. Die Dichte beträgt 3,60 g/cm³. Hydrolysiert mit Wasser. Es reagiert schlecht mit Säuren, wird jedoch durch Salpetersäure, Königswasser oder Schmelzen von Alkalimetallnitraten oxidiert. Es wird durch Einwirkung von Schwefeldampf auf Chrommetall bei Temperaturen über 700 ° C, durch Fusion von Cr 2 O 3 mit Schwefel oder K 2 S, durch Leiten von Schwefelwasserstoff über stark erhitztes Cr 2 O 3 oder CrCl 3 gewonnen.

Chrom(III)-sulfat Cr 2 (ALSO 4 ) 3 . Paramagnetische violett-rote Kristalle. Die Dichte beträgt 3,012 g/cm3. Wasserfreies Chrom(III)sulfat ist in Wasser und Säuren schwer löslich. Zersetzt sich bei hoher Temperatur. Wässrige Lösungen sind im kalten Zustand violett und im erhitzten Zustand grün. Bekannte Kristallhydrate CrSO 4 nH 2 O (n=3, 6, 9, 12, 14, 15, 17, 18). Die molare elektrische Leitfähigkeit bei unendlicher Verdünnung bei 25 °C beträgt 882 cm 2 /mol. Es wird durch Dehydratisierung kristalliner Hydrate oder durch Erhitzen von Cr 2 O 3 mit Methylsulfat auf 160–190 °C gewonnen. Es wird zum Gerben von Leder und als Beizmittel zum Färben in der Baumwolldruckproduktion verwendet.

Chrom(III)-orthophosphat CrPO 4 . Schießpulver. t pl =1800°C, die Dichte beträgt 2,94 g/cm 3 . In Wasser schwer löslich. Reagiert langsam mit heißer Schwefelsäure. Bekannte Kristallhydrate CrRO 4 nH 2 O (n=2, 3, 4, 6). Die molare elektrische Leitfähigkeit bei unendlicher Verdünnung bei 25 °C beträgt 408 cm 2 /mol. Wird durch Dehydratisierung kristalliner Hydrate gewonnen.

Kaliumchromalaun K 2 ALSO 4 Cr 2 (ALSO 4 ) 3 24h 2 Ö, dunkelviolette Kristalle, gut wasserlöslich. Sie können durch Eindampfen einer wässrigen Lösung, die eine stöchiometrische Mischung aus Kalium- und Chromsulfaten enthält, oder durch Reduktion von Kaliumdichromat mit Ethanol gewonnen werden:

Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O → K 2 SO 4 Cr 2 (SO 4) 3 24H 2 O ↓ (beim Verdampfen)

K 2 Cr 2 O 7 + 3C 2 H 5 OH + 4H 2 SO 4 + 17H 2 O→K 2 SO 4 Cr 2 (SO 4) 3 24H 2 O↓ + 3CH 3 CHO

Kalium-Chrom-Alaun wird hauptsächlich in der Textilindustrie bei der Ledergerbung verwendet.

Bei sorgfältiger Zersetzung von Chrom(VI)-oxid CrO 3 unter hydrothermalen Bedingungen wird ein Oxid erhalten Chrom( IV ) CrO 2, ein Ferromagnet mit metallischer Leitfähigkeit.

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Chemische Formel

Molmasse von Cr 2 S 3 , Chrom(III)-sulfid 200.1872 g/mol

51,9961 2+32,065 3

Massenanteile der Elemente in der Verbindung

Verwendung des Molmassenrechners

• Bei der Eingabe chemischer Formeln muss die Groß-/Kleinschreibung beachtet werden
• Indizes werden als reguläre Zahlen eingegeben
• Der Punkt auf der Mittellinie (Multiplikationszeichen), der beispielsweise in den Formeln kristalliner Hydrate verwendet wird, wird durch einen regelmäßigen Punkt ersetzt.
• Beispiel: Anstelle von CuSO₄ 5H₂O verwendet der Umrechner zur einfacheren Eingabe die Schreibweise CuSO4.5H2O.

Molmassenrechner

Mol

Alle Stoffe bestehen aus Atomen und Molekülen. In der Chemie ist es wichtig, die Masse der Stoffe, die in eine Reaktion eintreten und daraus entstehen, genau zu messen. Per Definition ist das Mol die SI-Einheit für die Menge eines Stoffes. Ein Mol enthält genau 6,02214076×10²³ Elementarteilchen. Dieser Wert entspricht numerisch der Avogadro-Konstante N A, wenn er in der Einheit Mol⁻¹ ausgedrückt wird, und wird Avogadro-Zahl genannt. Stoffmenge (Symbol N) eines Systems ist ein Maß für die Anzahl der Strukturelemente. Ein Strukturelement kann ein Atom, ein Molekül, ein Ion, ein Elektron oder ein beliebiges Teilchen oder eine beliebige Gruppe von Teilchen sein.

Avogadro-Konstante N A = 6,02214076×10²³ mol⁻¹. Avogadros Zahl ist 6,02214076×10²³.

Mit anderen Worten, ein Mol ist die Menge einer Substanz, deren Masse der Summe der Atommassen der Atome und Moleküle der Substanz multipliziert mit der Avogadro-Zahl entspricht. Das Mol ist eine der sieben Grundeinheiten des SI-Systems und wird mit dem Mol bezeichnet. Da der Name der Einheit und ihr Symbol identisch sind, ist zu beachten, dass das Symbol nicht dekliniert wird, im Gegensatz zum Namen der Einheit, der nach den üblichen Regeln der russischen Sprache dekliniert werden kann. Ein Mol reiner Kohlenstoff-12 entspricht genau 12 Gramm.

Molmasse

Die Molmasse ist eine physikalische Eigenschaft einer Substanz, definiert als das Verhältnis der Masse dieser Substanz zur Menge der Substanz in Mol. Mit anderen Worten, es ist die Masse eines Mols einer Substanz. Im SI-System ist die Einheit der Molmasse Kilogramm/Mol (kg/mol). Chemiker sind jedoch daran gewöhnt, die praktischere Einheit g/mol zu verwenden.

Molmasse = g/mol

Molmasse von Elementen und Verbindungen

Verbindungen sind Stoffe, die aus verschiedenen Atomen bestehen, die chemisch miteinander verbunden sind. Bei den folgenden Stoffen, die in der Küche jeder Hausfrau vorkommen, handelt es sich beispielsweise um chemische Verbindungen:

• Salz (Natriumchlorid) NaCl
• Zucker (Saccharose) C₁₂H₂₂O₁₁
• Essig (Essigsäurelösung) CH₃COOH

Die Molmasse chemischer Elemente in Gramm pro Mol entspricht numerisch der Masse der Atome des Elements, ausgedrückt in Atommasseneinheiten (oder Dalton). Die Molmasse von Verbindungen ist gleich der Summe der Molmassen der Elemente, aus denen die Verbindung besteht, unter Berücksichtigung der Anzahl der Atome in der Verbindung. Beispielsweise beträgt die Molmasse von Wasser (H₂O) etwa 1 × 2 + 16 = 18 g/mol.

Molekulare Masse

Molekulargewicht (der alte Name ist Molekulargewicht) ist die Masse eines Moleküls, berechnet als Summe der Massen jedes Atoms, aus dem das Molekül besteht, multipliziert mit der Anzahl der Atome in diesem Molekül. Das Molekulargewicht beträgt dimensionslos eine physikalische Größe, die numerisch der Molmasse entspricht. Das heißt, das Molekulargewicht unterscheidet sich in der Dimension von der Molmasse. Obwohl die Molekülmasse eine dimensionslose Größe ist, hat sie dennoch einen Wert, der Atommasseneinheit (amu) oder Dalton (Da) genannt wird, und entspricht ungefähr der Masse eines Protons oder Neutrons. Auch die atomare Masseneinheit entspricht numerisch 1 g/mol.

Berechnung der Molmasse

Die Molmasse berechnet sich wie folgt:

• Bestimmen Sie die Atommassen der Elemente gemäß dem Periodensystem.
• Bestimmen Sie die Anzahl der Atome jedes Elements in der Verbindungsformel.
• Bestimmen Sie die Molmasse, indem Sie die Atommassen der in der Verbindung enthaltenen Elemente addieren und mit ihrer Anzahl multiplizieren.

Berechnen wir zum Beispiel die Molmasse von Essigsäure

Es besteht aus:

• zwei Kohlenstoffatome
• vier Wasserstoffatome
• zwei Sauerstoffatome

• Kohlenstoff C = 2 × 12,0107 g/mol = 24,0214 g/mol
• Wasserstoff H = 4 × 1,00794 g/mol = 4,03176 g/mol
• Sauerstoff O = 2 × 15,9994 g/mol = 31,9988 g/mol
• Molmasse = 24,0214 + 4,03176 + 31,9988 = 60,05196 g/mol

Unser Rechner erledigt genau das. Sie können dort die Formel der Essigsäure eingeben und prüfen, was passiert.

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