Lektion av den valbara kursen "Krom och dess föreningar". Kromföreningar

Mål: fördjupa elevernas kunskaper om ämnet.

Uppgifter:

• karakterisera krom som ett enkelt ämne;
• att introducera eleverna för kromföreningar av olika oxidationstillstånd;
• visa beroendet av föreningars egenskaper på graden av oxidation;
• visa redoxegenskaper hos kromföreningar;
• att fortsätta bildandet av elevernas färdigheter att skriva ner ekvationerna för kemiska reaktioner i molekylär och jonform, att upprätta en elektronisk balans;
• fortsätta bildandet av färdigheter för att observera ett kemiskt experiment.

Lektionsform: föreläsning med inslag av självständigt arbete av studenter och observation av ett kemiskt experiment.

Lektionens framsteg

I. Upprepning av materialet från föregående lektion.

1. Svara på frågor och slutför uppgifter:

Vilka grundämnen tillhör undergruppen krom?

Skriv elektroniska formler för atomer

Vilken typ av element är det?

Vilka är oxidationstillstånden i föreningarna?

Hur förändras atomradien och joniseringsenergin från krom till volfram?

Du kan erbjuda eleverna att fylla i en tabell med tabellvärdena för atomernas radier, joniseringsenergier och dra slutsatser.

Exempeltabell:

2. Lyssna på elevens budskap om ämnet "Element av kromundergruppen i naturen, erhålla och använda."

II. Föreläsning.

Föreläsningsplan:

1. Krom.
2. Kromföreningar. (2)

• Kromoxid; (2)
• Kromhydroxid. (2)

1. Kromföreningar. (3)

• Kromoxid; (3)
• Kromhydroxid. (3)

1. Kromföreningar (6)

• Kromoxid; (6)
• Krom- och dikromsyror.

1. Beroende av egenskaperna hos kromföreningar på graden av oxidation.
2. Redoxegenskaper hos kromföreningar.

1. Chrome.

Krom är en vit glänsande metall med en blåaktig nyans, mycket hård (densitet 7,2 g/cm3), smältpunkt 1890˚С.

Kemiska egenskaper: Krom är en inaktiv metall under normala förhållanden. Detta beror på att dess yta är täckt med en oxidfilm (Cr 2 O 3). Vid upphettning förstörs oxidfilmen och krom reagerar med enkla ämnen vid hög temperatur:

• 4Cr + 3O 2 \u003d 2Cr 2 O 3
• 2Cr + 3S = Cr2S3
• 2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

Träning: skriva ekvationer för reaktionerna av krom med kväve, fosfor, kol och kisel; till en av ekvationerna, upprätta en elektronisk våg, ange oxidationsmedel och reduktionsmedel.

Interaktionen mellan krom och komplexa ämnen:

Vid mycket höga temperaturer reagerar krom med vatten:

• 2Cr + 3 H 2 O \u003d Cr 2 O 3 + 3H 2

Träning:

Krom reagerar med utspädda svavel- och saltsyror:

• Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2
• Cr + 2HCl \u003d CrCl2 + H 2

Träning: upprätta en elektronisk våg, ange oxidationsmedel och reduktionsmedel.

Koncentrerad svavelsyra och salpetersyra passiverar krom.

2. Kromföreningar. (2)

1. Kromoxid (2)- CrO - ett fast ljusrött ämne, en typisk basisk oxid (det motsvarar krom(2)hydroxid - Cr (OH) 2), löser sig inte i vatten, men löser sig i syror:

• CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O

Träning: upprätta en reaktionsekvation i molekylär och jonisk form av interaktionen av kromoxid (2) med svavelsyra.

Kromoxid (2) oxideras lätt i luft:

• 4CrO + O 2 \u003d 2Cr 2 O 3

Träning: upprätta en elektronisk våg, ange oxidationsmedel och reduktionsmedel.

Kromoxid (2) bildas under oxidationen av kromamalgam med atmosfäriskt syre:

2Сr (amalgam) + О2 = 2СrО

2. Kromhydroxid (2)- Cr (OH) 2 - ett gult ämne, dåligt lösligt i vatten, med en uttalad basisk karaktär, därför interagerar det med syror:

• Cr(OH)2 + H2SO4 = CrSO4 + 2H2O

Träning: komponera reaktionsekvationer i molekylär och jonform av interaktionen av kromoxid (2) med saltsyra.

Liksom krom(2)oxid, oxiderar krom(2)hydroxid:

• 4 Cr (OH) 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4Cr (OH) 3

Träning: upprätta en elektronisk våg, ange oxidationsmedel och reduktionsmedel.

Kromhydroxid (2) kan erhållas genom inverkan av alkalier på kromsalter (2):

• CrCl2 + 2KOH = Cr(OH)2 ↓ + 2KCl

Träning: skriva joniska ekvationer.

3. Kromföreningar. (3)

1. Kromoxid (3)- Cr 2 O 3 - mörkgrönt pulver, olösligt i vatten, eldfast, nära korund i hårdhet (det motsvarar kromhydroxid (3) - Cr (OH) 3). Kromoxid (3) är amfoter till sin natur, men den är dåligt löslig i syror och alkalier. Reaktioner med alkalier uppstår under fusion:

• Cr2O3 + 2KOH = 2KSrO2 (kromit K)+ H2O

Träning: göra upp en reaktionsekvation i molekylär och jonisk form av interaktionen av kromoxid (3) med litiumhydroxid.

Det är svårt att interagera med koncentrerade lösningar av syror och alkalier:

• Cr 2 O 3 + 6 KOH + 3H 2 O \u003d 2K 3 [Cr (OH) 6]
• Cr2O3 + 6HCl \u003d 2CrCl3 + 3H2O

Träning: komponera reaktionsekvationer i molekylär och jonisk form av interaktionen av kromoxid (3) med koncentrerad svavelsyra och koncentrerad natriumhydroxidlösning.

Kromoxid (3) kan erhållas genom nedbrytning av ammoniumdikromat:

• (NH 4) 2Cr 2 O 7 \u003d N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O

2. Kromhydroxid (3) Cr (OH) 3 erhålls genom inverkan av alkalier på lösningar av kromsalter (3):

• CrCl 3 + 3KOH \u003d Cr (OH) 3 ↓ + 3KSl

Träning: skriva joniska ekvationer

Kromhydroxid (3) är en grågrön fällning, vid mottagandet av vilken alkali måste tas i brist. Krom(3)hydroxid erhållen på detta sätt, till skillnad från motsvarande oxid, interagerar lätt med syror och alkalier, d.v.s. uppvisar amfotära egenskaper:

• Cr (OH) 3 + 3HNO 3 \u003d Cr (NO 3) 3 + 3H 2 O
• Cr(OH)3 + 3KOH = K3 [Cr(OH)6] (hexahydroxochromite K)

Träning: komponera reaktionsekvationer i molekylär och jonisk form av interaktionen av kromhydroxid (3) med saltsyra och natriumhydroxid.

När Cr (OH) 3 smälts samman med alkalier erhålls metakromiter och ortokromiter:

• Cr(OH)3 + KOH = KCrO2 (metakromit K)+ 2H2O
• Cr(OH)3 + KOH = K3CrO3 (ortokromit K)+ 3H2O

4. Kromföreningar. (6)

1. Kromoxid (6)- CrO 3 - mörkt - rött kristallint ämne, mycket lösligt i vatten - en typisk syraoxid. Denna oxid motsvarar två syror:

• CrO 3 + H 2 O \u003d H 2 CrO 4 (kromsyra - bildas med överskott av vatten)
• CrO 3 + H 2 O \u003d H 2 Cr 2 O 7 (dikromsyra - bildas vid hög koncentration av kromoxid (3)).

Kromoxid (6) är ett mycket starkt oxidationsmedel, därför interagerar det kraftigt med organiska ämnen:

• C 2 H 5 OH + 4CrO 3 \u003d 2CO 2 + 2Cr 2 O 3 + 3H 2 O

Det oxiderar också jod, svavel, fosfor, kol:

• 3S + 4CrO 3 \u003d 3SO 2 + 2Cr 2 O 3

Träning: göra ekvationer av kemiska reaktioner av kromoxid (6) med jod, fosfor, kol; till en av ekvationerna, upprätta en elektronisk våg, ange oxidationsmedel och reduktionsmedel

Vid upphettning till 250 0 C sönderdelas kromoxid (6):

• 4CrO 3 \u003d 2Cr 2 O 3 + 3O 2

Kromoxid (6) kan erhållas genom inverkan av koncentrerad svavelsyra på fasta kromater och dikromater:

• K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2CrO 3 + H 2 O

2. Krom- och dikromsyror.

Krom- och dikromsyror finns endast i vattenlösningar, de bildar stabila salter, respektive kromater och dikromater. Kromater och deras lösningar är gula, dikromater är orange.

Kromat - CrO 4 2- joner och dikromat - Cr 2O 7 2- joner passerar lätt in i varandra när lösningsmiljön förändras

I lösningens sura miljö förvandlas kromater till dikromater:

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

I en alkalisk miljö förvandlas dikromater till kromater:

• K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH \u003d 2K 2 CrO 4 + H 2 O

Vid utspädning blir dikrominsyra kromsyra:

• H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O \u003d 2H 2 CrO 4

5. Beroende av egenskaperna hos kromföreningar på graden av oxidation.

Oxidationstillstånd	+2	+3	+6
Oxid	CrO	Cr2O3	CrO3
Oxidens natur	grundläggande	amfotär	syra
Hydroxid	Cr(OH) 2	Cr(OH)3 - H3CrO3	H2CrO4
Hydroxidens natur	grundläggande	amfotär	syra
→ försvagning av grundläggande egenskaper och förstärkning av sura→

6. Redoxegenskaper hos kromföreningar.

Reagerar i surt medium.

I en sur miljö omvandlas Cr+6-föreningar till Cr+3-föreningar under inverkan av reduktionsmedel: H 2 S, SO 2, FeSO 4

• K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 \u003d 3S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
• S-2 – 2e → S 0
• 2Cr +6 + 6e → 2Cr +3

Träning:

1. Utjämna reaktionsekvationen med elektronbalansmetoden, ange oxidationsmedel och reduktionsmedel:

• 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. Lägg till reaktionsprodukterna, jämför ekvationen med elektronbalansmetoden, ange oxidationsmedel och reduktionsmedel:

• K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 \u003d? +? +H2O

Reagerar i alkaliskt medium.

I en alkalisk miljö omvandlas Cr +3 kromföreningar till Cr +6 föreningar under inverkan av oxidationsmedel: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:

• 2KCrO2 +3 Br2 +8NaOH \u003d 2Na2CrO4 + 2KBr + 4NaBr + 4H2O
• Cr +3 - 3e → Cr +6
• Br20 +2e → 2Br -

Träning:

Utjämna reaktionsekvationen med elektronbalansmetoden, ange oxidationsmedel och reduktionsmedel:

• NaCrO2 + J2 + NaOH = Na2CrO4 + NaJ + H2O

Lägg till reaktionsprodukterna, jämför ekvationen med elektronbalansmetoden, ange oxidationsmedel och reduktionsmedel:

• Cr(OH)3 + Ag2O + NaOH = Ag + ? +?

Således förbättras de oxiderande egenskaperna konsekvent med en förändring i oxidationstillstånden i serien: Cr +2 → Cr +3 → Cr +6. Kromföreningar (2) är starka reduktionsmedel, de oxideras lätt och omvandlas till kromföreningar (3). Kromföreningar (6) är starka oxidationsmedel, lätt reducerade till kromföreningar (3). Krom (3)-föreningar, när de interagerar med starka reduktionsmedel, uppvisar oxiderande egenskaper, omvandlas till krom (2) föreningar, och när de interagerar med starka oxidationsmedel, uppvisar de reducerande egenskaper, omvandlas till kromföreningar (6)

Till föreläsningsmetoden:

1. För att förbättra elevernas kognitiva aktivitet och behålla intresset är det lämpligt att genomföra ett demonstrationsexperiment under föreläsningen. Beroende på utbildningslaboratoriets kapacitet kan eleverna demonstrera följande experiment:

• erhållande av kromoxid (2) och kromhydroxid (2), bevis på deras grundläggande egenskaper;
• erhållande av kromoxid (3) och kromhydroxid (3), bevis på deras amfotära egenskaper;
• erhålla kromoxid (6) och lösa den i vatten (erhålla kromsyra och dikrominsyra);
• övergången av kromater till dikromater, dikromater till kromater.

1. Uppgifter med självständigt arbete kan differentieras med hänsyn till elevernas verkliga inlärningsmöjligheter.
2. Du kan slutföra föreläsningen genom att utföra följande uppgifter: skriv ekvationerna för kemiska reaktioner med vilka du kan utföra följande transformationer:

.III. Läxa: avsluta föreläsningen (lägg till ekvationerna för kemiska reaktioner)

1. Vasilyeva Z.G. Laborationer i allmän och oorganisk kemi. -M.: "Kemi", 1979 - 450 s.
2. Egorov A.S. Kemi handledare. - Rostov-on-Don: "Phoenix", 2006.-765 sid.
3. Kudryavtsev A.A. Sammanställning av kemiska ekvationer. - M., "Högstadiet", 1979. - 295 sid.
4. Petrov M.M. Oorganisk kemi. - Leningrad: "Kemi", 1989. - 543 s.
5. Ushkalova V.N. Kemi: konkurrenskraftiga uppgifter och svar. - M.: "Upplysning", 2000. - 223 sid.

17.doc

Krom. Krom (II), (III) och (VI) oxider. Hydroxider och salter av krom (II) och (III). Kromater och dikromater. Komplexa föreningar av krom (III)

17.1. Kort beskrivning av elementen i kromundergruppen

Kromundergruppen är en sidoundergrupp av grupp VI i det periodiska systemet av element i D.I. Mendelejev. Undergruppen inkluderar krom Cr, molybden Mo, volfram W.

Dessa grundämnen är också bland övergångsmetallerna, eftersom. de bygger upp d-subnivån för det preexternala lagret. I det yttre lagret av atomer av dessa element finns en (för krom och molybden) eller två (för volfram) elektroner. Således har atomerna i elementen i kromundergruppen sex valenselektroner som kan delta i bildandet av en kemisk bindning (se tabell 30).

Krom, molybden, volfram liknar många fysiska och kemiska egenskaper: till exempel i form av enkla ämnen är de alla eldfasta silvervita metaller med hög hårdhet och ett antal värdefulla mekaniska egenskaper - förmågan att rulla, dra och stämpel povka.

Ur kemisk synvinkel är alla metaller i kromundergruppen resistenta mot verkan av luft och vatten (under normala förhållanden), när de upphettas interagerar de alla med syre, halogener, fosfor och kol.

Under inverkan av koncentrerade syror (HNO 3, H 2 SO 4) vid normal temperatur passiveras metallerna i kromundergruppen.

För alla grundämnen i kromundergruppen är föreningar mest typiska, där deras oxidationstillstånd är +2, +3, +6 (även om det finns föreningar där deras grader också kan vara +4 och +5, och för krom och +1). Elementen i kromundergruppen har inte ett negativt oxidationstillstånd, och de bildar inte flyktiga väteföreningar. Fasta hydrider som CrH 3 är bara kända för krom. Föreningar av tvåvärda grundämnen är instabila och oxideras lätt till högre oxidationstillstånd.

Med en ökning av oxidationsgraden ökar oxidernas sura natur, med ett maximalt oxidationstillstånd på +6 bildas oxider av typen RO 3, som syrorna H 2 RO 4 motsvarar. Styrkan hos syror minskar naturligt från krom till volfram. De flesta av salterna av dessa syror är svårlösliga i vatten, endast alkalimetall- och ammoniumsalter löser sig väl.

Som i andra fall ökar de metalliska egenskaperna hos elementen i kromundergruppen med ökande serienummer.

Stva. Den kemiska aktiviteten hos metaller i serien krom - molybden - volfram minskar märkbart.

Alla metaller i undergruppen krom används i stor utsträckning i modern teknik, särskilt inom den metallurgiska industrin för tillverkning av specialstål.

17.2. Krom

Att vara i naturen

Krom är ett av de ganska vanliga grundämnena, dess innehåll i jordskorpan är cirka 0,02% (22:a plats). Krom förekommer uteslutande i föreningar, huvudmineralerna är kromit FeCr 2 O 4 (eller FeO Cr 2 O 3), eller järnkromit, och krokoit PbCtO 4 (eller PbO CrO 3). Färgen på många element beror på närvaron av krom i dem. Så, till exempel, en gyllene-grön ton till en smaragd eller en röd till en rubin ges av en blandning av kromoxid Cr 2 O 3.

Mottagande

Råvaran för den industriella produktionen av krom är kromjärnmalm. Dess kemiska bearbetning leder till Cr 2 O 3 . Reduktionen av Cr 2 O 3 med aluminium eller kisel ger krommetall med låg renhet:

Cr 2 O 3 + Al \u003d Al 2 O 3 + 2Cr

2Cr 2 O 3 + 3Si \u003d 3SiO 2 + 4Cr

En renare metall erhålls genom elektrolys av koncentrerade lösningar av kromföreningar.

^ Fysikaliska egenskaper

Krom är en stålgrå metall, hård, ganska tung ( = 7,19 g / cm 3), plast, formbar, smälter vid 1890 ° C, kokar vid 2480 ° C. Den förekommer i naturen som en blandning av fyra stabila isotoper med masstalen 50, 52, 53 och 54. Den vanligaste isotopen är 52 Cr (83,76%).

Kemiska egenskaper

Arrangemanget av elektroner i 3d och 4s orbitaler av kromatomen kan representeras av diagrammet:

Detta visar att krom kan uppvisa olika oxidationstillstånd i föreningar från +1 till +6; av dessa är kromföreningar med oxidationstillstånd +2, +3, +6 de mest stabila. Sålunda deltar inte bara s-elektronen på den yttre nivån utan även fem d-elektroner på den före-yttre nivån i bildandet av kemiska bindningar.

Under normala förhållanden är krom resistent mot syre, vatten och vissa andra kemiska reagenser. Vid höga temperaturer brinner krom i syre:

4Cr + 3O 2 \u003d 2Cr 2 O 3

När den värms upp reagerar den med vattenånga:

2Cr + 3Н 2 O \u003d Cr 2 O 3 + 3H 2 

Vid upphettning reagerar krommetall även med halogener, svavel, kväve, fosfor, kol, kisel och bor. Till exempel: 2Cr+N 2 =2CrN 2Cr+3S=Cr 2 S 3 Cr+2Si=CrSi 2

Metallen löses vid vanlig temperatur i utspädda syror (HCl, H 2 SO 4) med frigöring av väte. I dessa fall, i frånvaro av luft, bildas krom (II) salter:

Cr + 2HCl \u003d CrCl2 + H 2  Och i luft - krom (III) salter: 4Cr + 12HCl + 3O 2 \u003d 4CrCl + 6H 2 O

Om metallen är nedsänkt under en tid i salpetersyra (koncentrerad eller utspädd), slutar den att lösas i HCl och H 2 SO 4, förändras inte när den värms upp med halogener etc. Detta fenomen - passivering - förklaras av bildandet av ett skyddande lager på metallytan - en mycket tät och mekaniskt stark (om än mycket tunn) film av kromoxid Cr 2 O 3.

Ansökan

Huvudkonsumenten av krom är metallurgi. Stål med tillsats av krom blir mycket mer motståndskraftigt mot verkan av kemiska reagenser; Så viktiga egenskaper hos stål som hållfasthet, hårdhet och slitstyrka ökar också. Elektrolytisk krombeläggning av järnprodukter (kromplätering) gör dem också resistenta mot korrosion.

Familjen kromlegeringar är mycket talrik. Nichrome-we (legeringar med nickel) och limp (med aluminium och järn) är stabila

Chivas har hög resistans och används för att tillverka värmare i elektriska motståndsugnar. Stellite - en legering av krom (20-25%), kobolt (45-60%), volfram (5-20%), järn (1-3%) - mycket hård, resistent mot slitage och korrosion; används inom metallbearbetningsindustrin för tillverkning av skärande verktyg. Krom-molybdenstål används för att skapa flygplanskroppar.

^ 17.3. Krom (II), (III) och (VI) oxider

Krom bildar tre oxider: CrO, Cr 2 O 3 , CrO 3 .

Kromoxid (II) CrO - pyrofor svart pulver. Obla-ger grundläggande egenskaper.

I redoxreaktioner beter det sig som ett reduktionsmedel:

CrO erhålls genom vakuumsönderdelning av kromkarbonyl Cr(CO)6 vid 300°C.

Kromoxid (III) Cr 2 O 3 - eldfast grönt pulver. Det är nära korund i hårdhet, därför introduceras det i sammansättningen av polermedel. Bildas av interaktionen av Cr och O 2 vid hög temperatur. I laboratoriet kan krom(III)oxid erhållas genom att värma ammoniumdikromat:

(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 \u003d Cr +3 2 O 3 + N 0 2  + 4H 2 O

Krom(III)oxid har amfotära egenskaper. Vid interaktion med syror bildas krom (III) salter: Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

När de interagerar med alkalier i smältan bildas krom (III) föreningar - kromiter (i frånvaro av syre): Cr 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaCrO 2 + H 2 O

Krom(III)oxid är olöslig i vatten.

I redoxreaktioner uppträder krom(III)oxid som ett reduktionsmedel:

Kromoxid (VI) CrO 3 - kromsyraanhydrid, är en mörkröd nålliknande kristall. När den värms upp till ca 200°C sönderdelas den:

4CrO 3 \u003d 2Cr 2 O 3 + 3O 2 

Lättlösligt i vatten, med sur karaktär, bildar kromsyror. Med ett överskott av vatten bildas kromsyra H 2 CrO 4:

CrO 3 + H 2 O \u003d H 2 CrO 4

Vid en hög koncentration av CrO 3 bildas dikrominsyra H 2 Cr 2 O 7:

2CrO3 + H2O \u003d H2Cr2O7

Som, när den späds ut, blir kromsyra:

H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O \u003d 2H 2 CrO 4

Kromsyror finns endast i vattenlösning, ingen av dessa syror har isolerats i fritt tillstånd. Deras salter är dock mycket stabila.

Krom(VI)oxid är ett starkt oxidationsmedel:

3S + 4CrO 3 \u003d 3SO 2  + 2Cr 2 O 3

Oxiderar jod, svavel, fosfor, kol och omvandlas till Cr 2 O 3. CrO 3 erhålls genom verkan av ett överskott av koncentrerad svavelsyra på en mättad vattenlösning av natriumdikromat: Na 2 Cr 2 O 7 + 2H 2 SO 4 \u003d 2CrO 3 + 2NaHSO 4 + H 2 O Stark toxicitet av kromoxid (VI) bör noteras.

^ 17.4. Hydroxider och salter av krom (II) och (III). Komplexa föreningar av krom (III)

Krom (II) hydroxid Cr (OH) 2 erhålls i form av en gul fällning genom att behandla lösningar av krom (II) salter med alkalier i frånvaro av syre:

CrCl 2 + 2 NaOH \u003d Cr (OH) 2  + 2 NaCl

Cr (OH) 2 har typiska grundläggande egenskaper och är ett starkt reduktionsmedel:

2Cr(OH)2+H2O+1/2O2 =2Cr(OH)3

Vattenlösningar av krom(II)salter erhålls utan tillgång till luft genom att lösa krommetall i utspädda syror i en väteatmosfär eller genom att reducera trevärda kromsalter med zink i ett surt medium. Vattenfria salter av krom (II) är vita och vattenlösningar och kristallina hydrater är blå.

Till sina kemiska egenskaper liknar krom(II)salter järnsalter av järn, men skiljer sig från de senare i mer uttalade reducerande egenskaper, d.v.s. lättare än motsvarande föreningar av järnhaltigt järn, oxideras. Det är därför det är mycket svårt att få fram och lagra tvåvärda kromföreningar.

Kromhydroxid (III) Cr (OH) 3 - en gelatinös grågrön fällning, den erhålls genom inverkan av alkalier på lösningar av krom (III) salter:

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH \u003d 2Cr (OH) 3  + 3Na 2 SO 4

Krom (III) hydroxid har amfotära egenskaper, löser båda i syror med bildning av krom (III) salter:

2Cr (OH) 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O och i alkalier med bildning av hydroxikromiter: Cr (OH) 3 + NaOH \u003d Na 3

När Cr (OH) 3 smälts samman med alkalier bildas metakromiter och ortokromiter:

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

Vid kalcinering av krom(III)hydroxid bildas krom(III)oxid:

2Cr (OH) 3 \u003d Cr 2 O 3 + 3H 2 O

Trevärda kromsalter är färgade både i fast tillstånd och i vattenlösningar. Till exempel är vattenfritt krom(III)sulfat Cr 2(SO 4) 3 lila-röd, vattenlösningar av krom(III)sulfat kan beroende på förhållandena ändra färg från lila till grön. Detta förklaras av det faktum att i vattenhaltiga lösningar existerar Cr 3+-katjonen endast i form av en hydratiserad 3+-jon på grund av benägenheten hos trevärt krom att bilda komplexa föreningar. Den violetta färgen på vattenlösningar av krom(III)-salter beror just på 3+-katjonen. Vid upphettning kan komplexa salter av krom (III).

Delvis förlora vatten, bildar salter av olika färger, upp till grönt.

Trevärda kromsalter liknar aluminiumsalter i sammansättning, kristallgitterstruktur och löslighet; Så för krom (III) såväl som för aluminium är bildningen av kaliumkromalun KCr (SO 4) 2 12H 2 O typisk, de används för garvning av läder och som betningsmedel i textilbranschen.

Salter av krom (III)Cr 2 (SO 4) 3, CrCl 3, etc. när de lagras i luft är de stabila och i lösningar genomgår de hydrolys:

Cr 3+ + 3Cl - + HOHCr (OH) 2+ + 3Cl - + H +

Hydrolys går enligt steg I, men det finns salter som är helt hydrolyserade:

Cr 2 S 3 + H 2 O \u003d Cr (OH) 3  + H 2 S 

I redoxreaktioner i ett alkaliskt medium uppträder krom (III) salter som reduktionsmedel:

Det bör noteras att i serien av kromhydroxider av olika oxidationstillstånd Cr (OH) 2 - Cr (OH) 3 - H 2 CrO 4, försvagas de grundläggande egenskaperna naturligt och de sura förstärks. En sådan förändring i egenskaper beror på en ökning av graden av oxidation och en minskning av kroms jonradier. I samma serie är de oxiderande egenskaperna konsekvent förbättrade. Cr(II)-föreningar är starka reduktionsmedel, de oxideras lätt och omvandlas till krom(III)-föreningar. Krom(VI)-föreningar är starka oxidationsmedel, lätt reducerade till krom(III)-föreningar. Föreningar med ett mellanliggande oxidationstillstånd, dvs. krom(III)-föreningar, när de interagerar med starka reduktionsmedel, kan uppvisa oxiderande egenskaper, förvandlas till krom(II)-föreningar, och när de interagerar med starka oxidationsmedel, kan de uppvisa reducerande egenskaper, förvandlas till krom(VI)-föreningar.

^ 17.5. Kromater och dikromater

Kromsyror bildar två serier av föreningar: kromater - de så kallade salterna av kromsyra, och dikromater - de så kallade salterna av dikromsyra. Kromater är gula (färgen på kromatjonen CrO 2-4), dikromater är orange (färgen på dikromatjonen Cr 2 O 2-7) .

Kromater och dikromater dissocierar och bildar kromat- respektive dikromatjoner:

K 2 CrO 4 2K + +CrO 2- 4

K 2 Cr 2 O 7  2K + + Cr 2 O 2- 7

Kromat erhålls genom att reagera CrO 3 med alkalier:

CrO3 + 2NaOH \u003d Na2CrO4 + H2O

Dikromater bildas när syror tillsätts kromater:

2Na 2 CrO 4 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 4 + H 2 O

Den omvända övergången är också möjlig när alkalier tillsätts till lösningar av dikromater:

Na 2 Cr 2 O 7 + 2 NaOH \u003d 2Na 2 CrO 4 + H 2 O

Således, i sura lösningar, förekommer dikromater övervägande (de färgar lösningen orange), och i alkaliska lösningar, kromater (gula lösningar). Jämvikten i kromat-dikromatsystemet kan representeras av följande ekvation i förkortad jonform:

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

Salter av kromsyror i en sur miljö är starka oxidationsmedel. De reduceras vanligtvis till krom(III)-föreningar, till exempel:

Ansökan

Krom (VI) föreningar är mycket giftiga: de påverkar huden, andningsvägarna och orsakar inflammation i ögonen. I laboratorier för tvättning av kemiska glasvaror används ofta en kromblandning,

Som består av lika volymer av en mättad vattenlösning av K 2 Cr 2 O 7 och koncentrerad H 2 SO 4.

Vattenlösliga natrium- och kaliumkromater används i textil- och läderindustrin som träskyddsmedel. Olösliga kromater av vissa metaller är utmärkta konstnärliga färger. Dessa är gula kronor (PbCrO 4, |ZnCrO 4, SrCrO 4) och röda bly-molybdenkronor (innehåller PbCrO 4 och MoCrO 4) och många andra. Riken av nyanser - från rosa-röd till lila - är känd för SnCrO 4, som används för att måla på porslin.

1) Krom(III)oxid.

Kromoxid kan erhållas:

Termisk nedbrytning av ammoniumdikromat:

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

Reduktion av kaliumdikromat med kol (koks) eller svavel:

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

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

Krom(III)oxid har amfotära egenskaper.

Med syror bildar krom(III)oxid salter:

Cr2O3 + 6HCl \u003d 2CrCl3 + 3H2O

När krom(III)oxid smälts samman med oxider, hydroxider och karbonater av alkali- och jordalkalimetaller, bildas kromater (III), (kromiter):

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

Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 2 NaCrO 2 + CO 2

Med alkaliska smältor av oxidationsmedel - kromater (VI) (kromater)

Cr2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2H2O

Cr2O3 + 3Br2 + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 5H2O

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 + 3 NaNO 3 + 2Na 2 CO 3 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2 + 3 NaNO 2

Cr 2 O 3 + KClO 3 + 2Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + KCl + 2CO 2

2) Krom(III)hydroxid

Krom(III)hydroxid har amfotära egenskaper.

2Cr(OH)3 \u003d Cr2O3 + 3H2O

2Cr(OH)3 + 3Br2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O

3) Salter av krom (III)

2CrCl3 + 3Br2 + 16KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 6KCl + 8H2O

2CrCl3 + 3H2O2 + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8H2O

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.

2Na3 + 3Br2 + 4NaOH \u003d 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O

2K3 + 3Br2 + 4KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 8H2O

2KCrO2 + 3PbO2 + 8KOH = 2K2 CrO4 + 3K2 PbO2 + 4H2O

Cr 2 S 3 + 30HNO 3 (konc.) \u003d 2Cr (NO 3) 3 + 3H 2 SO 4 + 24NO 2 + 12H 2 O

2CrCl3 + Zn = 2CrCl2 + ZnCl2

Kromater (III) reagerar lätt med syror:

NaCrO2 + HCl (brist) + H2O \u003d Cr (OH)3 + NaCl

NaCrO2 + 4HCl (överskott) = CrCl3 + NaCl + 2H2O

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

Helt hydrolyserad i lösning

NaCrO2 + 2H2O \u003d Cr (OH) 3 ↓ + NaOH

De flesta kromsalter är mycket lösliga i vatten, men hydrolyseras lätt:

Cr3+ + HOH ↔ CrOH 2+ + H+

CrCl3 + HOH ↔ CrOHCl2 + HCl

Salter som bildas av krom(III)-katjoner och en anjon av en svag eller flyktig syra hydrolyseras fullständigt i vattenlösningar:

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

Krom (VI) föreningar

1) Kromoxid (VI).

Krom(VI)oxid. Mycket giftig!

Krom(VI)oxid kan erhållas genom inverkan av koncentrerad svavelsyra på torra kromater eller dikromater:

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

Sur oxid som interagerar med basiska oxider, baser, vatten:

CrO3 + Li2O → Li2CrO4

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

CrO 3 + H 2 O \u003d H 2 CrO 4

2CrO3 + H2O \u003d H2Cr2O7

Krom(VI)oxid är ett starkt oxidationsmedel: det oxiderar kol, svavel, jod, fosfor samtidigt som det omvandlas till krom(III)oxid

4CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2.

4CrO3 + 3S = 2Cr2O3 + 3SO2

Saltoxidation:

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

Oxidation av organiska föreningar:

4CrO3 + C 2 H 5 OH + 6H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4) 2 + 2CO 2 + 9H 2 O

Starka oxidationsmedel är salter av kromsyror - kromater och dikromater. Reduktionsprodukterna är krom(III)-derivat.

I ett neutralt medium bildas krom(III)hydroxid:

K 2 Cr 2 O 7 + 3Na 2 SO 3 + 4H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4 + 2KOH

2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 2H2O = 2Cr(OH)3 ↓ + 3S↓ + 6NH3 + 4KOH

I alkaliska hydroxokromater (III):

2K2CrO4 + 3NH4HS + 5H2O + 2KOH = 3S + 2K3 + 3NH3H2O

2Na 2 CrO 4 + 3SO 2 + 2H 2 O + 8NaOH \u003d 2Na 3 + 3Na 2 SO 4

2Na2CrO4 + 3Na2S + 8H2O \u003d 3S + 2Na3 + 4NaOH

I sura - krom (III) salter:

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 + 64 HCl = 3Ca 3 (PO 4) 2 + 16CrCl 3 + 16 KCl + 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

K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2 + 2CrCl3 + 7H2O + 2KCl

K2Cr2O7 + 3SO2 + 8HCl = 2KCl + 2CrCl3 + 3H2SO4 + H2O

2K2CrO4 + 16HCl = 3Cl2 + 2CrCl3 + 8H2O + 4KCl

Återställningsprodukten i olika miljöer kan representeras schematiskt:

H 2 O Cr(OH) 3 grågrön fällning

K 2 CrO 4 (CrO 4 2–)

OH - 3 - smaragdgrön lösning

K 2 Cr 2 O 7 (Cr 2 O 7 2–) H + Cr 3+ blåviolett lösning

Salter av kromsyra - kromater - är gula och salter av dikromsyra - dikromater - är orange. Genom att ändra lösningens reaktion är det möjligt att utföra den ömsesidiga omvandlingen av kromater till dikromater:

2K2CrO4 + 2HCl (diff.) = K2Cr2O7 + 2KCl + H2O

2K 2 CrO 4 + H 2 O + CO 2 \u003d K 2 Cr 2 O 7 + KHCO 3

sur miljö

2СrO 4 2 – + 2H + Cr 2 O 7 2– + H 2 O

alkalisk miljö

Krom. Kromföreningar.

1. Krom(III)sulfid behandlades med vatten, medan gas frigjordes och en olöslig substans kvarstod. En lösning av kaustiksoda sattes till detta ämne och klorgas leddes igenom, medan lösningen fick en gul färg. Lösningen surgjordes med svavelsyra, som ett resultat ändrades färgen till orange; gasen som frigjordes under behandlingen av sulfid med vatten leddes genom den resulterande lösningen och färgen på lösningen ändrades till grön. Skriv ekvationerna för de beskrivna reaktionerna.

2. Efter en kort uppvärmning av ett okänt pulverformigt ämne, ett orange ämne med orange färg, börjar en spontan reaktion, som åtföljs av en förändring i färg till grönt, frigörande av gas och gnistor. Den fasta återstoden blandades med kaustikkali och upphettades, den resulterande substansen infördes i en utspädd lösning av saltsyra och en grön fällning bildades, som löses i ett överskott av syra. Skriv ekvationerna för de beskrivna reaktionerna.

3. Två salter färgar lågan lila. En av dem är färglös, och när den upphettas något med koncentrerad svavelsyra, avdestilleras en vätska, i vilken koppar löses upp, den sista omvandlingen åtföljs av utvecklingen av brun gas. När det andra saltet av svavelsyralösningen tillsätts till lösningen ändras lösningens gula färg till orange, och när den resulterande lösningen neutraliseras med alkali återställs den ursprungliga färgen. Skriv ekvationerna för de beskrivna reaktionerna.

4. Trevärd kromhydroxid behandlad med saltsyra. Kali sattes till den resulterande lösningen, fällningen separerades och sattes till en koncentrerad lösning av kaliumhydroxid, som ett resultat av att fällningen löstes. Efter tillsats av överskott av saltsyra erhölls en grön lösning. Skriv ekvationerna för de beskrivna reaktionerna.

5. När man tillsätter utspädd saltsyra till en gul saltlösning, som gör lågan lila, ändras färgen till orange-röd. Efter neutralisering av lösningen med koncentrerad alkali återgick färgen på lösningen till sin ursprungliga färg. När bariumklorid tillsätts till den resulterande blandningen bildas en gul fällning. Fällningen filtrerades av och silvernitratlösning sattes till filtratet. Skriv ekvationerna för de beskrivna reaktionerna.

6. Soda sattes till en lösning av trevärt kromsulfat. Den bildade fällningen separerades, överfördes till en natriumhydroxidlösning, brom tillsattes och upphettades. Efter neutralisering av reaktionsprodukterna med svavelsyra får lösningen en orange färg, som försvinner efter att svaveldioxid passerat genom lösningen. Skriv ekvationerna för de beskrivna reaktionerna.

7) Krom(III)sulfidpulver behandlades med vatten. Den grågröna fällningen som bildades behandlades med klorvatten i närvaro av kaliumhydroxid. En lösning av kaliumsulfit sattes till den resulterande gula lösningen, och en grågrön fällning föll ut igen, som kalcinerades tills massan var konstant. Skriv ekvationerna för de beskrivna reaktionerna.

8) Krom(III)sulfidpulver löstes i svavelsyra. I detta fall släpptes gas och en lösning bildades. Ett överskott av ammoniaklösning sattes till den resulterande lösningen och gasen fick passera genom en lösning av blynitrat. Den resulterande svarta fällningen blev vit efter behandling med väteperoxid. Skriv ekvationerna för de beskrivna reaktionerna.

9) Ammoniumdikromat sönderdelas vid upphettning. Den fasta sönderdelningsprodukten löstes i svavelsyra. Natriumhydroxidlösning sattes till den resulterande lösningen tills en fällning bildades. Efter ytterligare tillsats av natriumhydroxid till fällningen löstes den. Skriv ekvationerna för de beskrivna reaktionerna.

10) Krom(VI)oxid reagerade med kaliumhydroxid. Den resulterande substansen behandlades med svavelsyra, ett orangesalt isolerades från den resulterande lösningen. Detta salt behandlades med bromvätesyra. Den resulterande enkla substansen reagerade med vätesulfid. Skriv ekvationerna för de beskrivna reaktionerna.

11. Krom brände i klor. Det resulterande saltet reagerade med en lösning innehållande väteperoxid och natriumhydroxid. Ett överskott av svavelsyra sattes till den resulterande gula lösningen, färgen på lösningen ändrades till orange. När koppar(I)oxid reagerade med denna lösning blev färgen på lösningen blågrön. Skriv ekvationerna för de beskrivna reaktionerna.

12. Natriumnitrat smältes med krom(III)oxid i närvaro av natriumkarbonat. den resulterande gasen reagerade med ett överskott av bariumhydroxidlösning för att bilda en vit fällning. Fällningen löstes i ett överskott av saltsyralösning och silvernitrat sattes till den resulterande lösningen tills fällningen upphörde. Skriv ekvationerna för de beskrivna reaktionerna.

13. Kalium smältes med svavel. Det resulterande saltet behandlades med saltsyra. den resulterande gasen leddes genom en lösning av kaliumdikromat i svavelsyra. den utfällda gula substansen filtrerades av och smältes samman med aluminium. Skriv ekvationerna för de beskrivna reaktionerna.

14. Krom brann i en atmosfär av klor. Kaliumhydroxid sattes droppvis till det resulterande saltet tills utfällningen upphörde. Den resulterande fällningen oxiderades med väteperoxid i kaustikt kalium och indunstades. Ett överskott av en varm lösning av koncentrerad saltsyra sattes till den resulterande fasta återstoden. Skriv ekvationerna för de beskrivna reaktionerna.

Krom. Kromföreningar.

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

2Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8H2O

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

Cr2O3 + 2KOH 2KCrO2 + H2O

KCrO2 + H2O + HCl \u003d KCl + Cr (OH) 3 ↓

Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O

3) KNO3 (fast) + H2SO4 (konc.) HNO3 + KHSO4

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 = CrCl3 + 3H2O

2CrCl3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6KCl

Cr(OH)3 + 3KOH = K3

K3 + 6HCl \u003d CrCl3 + 3KCl + 6H2O

5) 2K 2 CrO 4 + 2 HCl = K 2 Cr 2 O 7 + 2 KCl + 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 + AgNO3 = AgCl↓ + KNO3

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 + 3Br2 + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O

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 + 3Cl2 + 10KOH = 2K2 CrO4 + 6KCl + 8H2O

2K 2 CrO 4 + 3K 2 SO 3 + 5H 2 O = 2Cr(OH) 2 + 3K 2 SO 4 + 4KOH

2Cr(OH)3Cr2O3 + 3H2O

8) Cr2S3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3H2S

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 = Na3

10) CrO3 + 2KOH = K2CrO4 + H2O

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 (diff.) \u003d K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

K2Cr2O7 + 14HBr = 3Br2 + 2CrBr3 + 7H2O + 2KBr

Br 2 + H 2 S \u003d S + 2HBr

11) 2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

2CrCl3 + 10NaOH + 3H2O2 = 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8H2O

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 + 3 Cu 2 O + 10H 2 SO 4 = 6 CuSO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 10 H 2 O

12) 3NaNO3 + Cr2O3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2

CO 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

BaCO 3 + 2HCl \u003d BaCl 2 + CO 2 + H 2 O

BaCl 2 + 2AgNO 3 \u003d 2AgCl ↓ + Ba (NO 3) 2

13) 2K + S = K 2S

K2S + 2HCl \u003d 2KCl + H2S

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 + 3Cl2 = 2CrCl3

CrCl 3 + 3KOH \u003d 3KCl + Cr (OH) 3 ↓

2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4KOH = 2K2CrO4 + 8H2O

2K2CrO4 + 16HCl = 2CrCl3 + 4KCl + 3Cl2 + 8H2O

Icke-metaller.

IV A-grupp (kol, kisel).

Kol. Kolföreningar.

I. Kol.

Kol kan uppvisa både reducerande och oxiderande egenskaper. Kol uppvisar reducerande egenskaper med enkla ämnen som bildas av icke-metaller med ett högre elektronegativitetsvärde jämfört med det (halogener, syre, svavel, kväve), samt med metalloxider, vatten och andra oxidationsmedel.

När den värms upp med överskottsluft brinner grafit och bildar kolmonoxid (IV):

Med syrebrist kan man få CO

Amorft kol reagerar redan vid rumstemperatur med fluor.

C + 2F 2 = CF 4

Vid uppvärmning med klor:

C + 2Cl2 = CCl4

Med starkare uppvärmning reagerar kol med svavel, kisel:

Under inverkan av en elektrisk urladdning kombineras kol med kväve och bildar diacin:

2C + N2 → N ≡ C - C ≡ N

I närvaro av en katalysator (nickel) och vid upphettning reagerar kol med väte:

C + 2H2 = CH4

Med vatten bildar varm koks en blandning av gaser:

C + H 2 O \u003d CO + H 2

Kolets reducerande egenskaper används i pyrometallurgi:

C + CuO = Cu + CO

Vid upphettning med oxider av aktiva metaller bildar kol karbider:

3C + CaO \u003d CaC2 + CO

9С + 2Al 2 O 3 \u003d Al 4 C 3 + 6CO

2C + Na2SO4 \u003d Na2S + CO2

2C + Na2CO3 \u003d 2Na + 3CO

Kol oxideras av sådana starka oxidationsmedel som koncentrerad svavelsyra och salpetersyra, andra oxidationsmedel:

C + 4HNO3 (konc.) = CO2 + 4NO2 + 2H2O

C + 2H 2 SO 4 (konc.) \u003d 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O

3C + 8H 2 SO 4 + 2K 2 Cr 2 O 7 \u003d 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2K 2 SO 4 + 3CO 2 + 8H 2 O

I reaktioner med aktiva metaller uppvisar kol egenskaperna hos ett oxidationsmedel. I det här fallet bildas karbider:

4C + 3Al \u003d Al 4 C 3

Karbider genomgår hydrolys och bildar kolväten:

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

Krom bildar tre oxider: CrO, Cr 2 O 3 , CrO 3 .

Kromoxid (II) CrO - pyrofor svart pulver. Har grundläggande egenskaper.

I redoxreaktioner beter det sig som ett reduktionsmedel:

CrO erhålls genom vakuumsönderdelning av kromkarbonyl Cr(CO)6 vid 300°C.

Kromoxid (III) Cr 2 O 3 - eldfast grönt pulver. Det är nära korund i hårdhet, därför introduceras det i sammansättningen av polermedel. Bildas genom interaktion av Cr och O 2 vid hög temperatur. I laboratoriet kan krom(III)oxid erhållas genom att värma ammoniumdikromat:

(N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 \u003d Cr +3 2 O 3 + N 0 2 + 4H 2 O

Krom(III)oxid har amfotära egenskaper. Vid interaktion med syror bildas krom (III) salter: Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

När de interagerar med alkalier i smältan bildas krom (III) föreningar - kromiter (i frånvaro av syre): Cr 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaCrO 2 + H 2 O

Krom(III)oxid är olöslig i vatten.

I redoxreaktioner uppträder krom(III)oxid som ett reduktionsmedel:

Kromoxid (VI) CrO 3 - kromsyraanhydrid, är en mörkröd nålliknande kristall. När den värms upp till ca 200°C sönderdelas den:

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

Lättlösligt i vatten, med sur karaktär, bildar kromsyror. Med överskott av vatten bildas kromsyra H 2 CrO 4:

CrO 3 + H 2 O \u003d H 2 CrO 4

Vid en hög koncentration av CrO 3 bildas dikrominsyra H 2 Cr 2 O 7:

2CrO3 + H2O \u003d H2Cr2O7

som, när den späds ut, blir kromsyra:

H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O \u003d 2H 2 CrO 4

Kromsyror finns endast i vattenlösning, ingen av dessa syror har isolerats i fritt tillstånd. Deras salter är dock mycket stabila.

Krom(VI)oxid är ett starkt oxidationsmedel:

3S + 4CrO 3 \u003d 3SO 2 + 2Cr 2 O 3

Oxiderar jod, svavel, fosfor, kol och omvandlas till Cr 2 O 3. CrO 3 erhålls genom verkan av ett överskott av koncentrerad svavelsyra på en mättad vattenlösning av natriumdikromat: Na 2 Cr 2 O 7 + 2H 2 SO 4 \u003d 2CrO 3 + 2NaHSO 4 + H 2 O Det bör noteras stark toxicitet av kromoxid (VI).

Krom är ett kemiskt grundämne med atomnummer 24. Det är en hård, glänsande, stålgrå metall som polerar väl och inte mattas. Används i legeringar som rostfritt stål och som beläggning. Människokroppen kräver små mängder trevärt krom för att metabolisera socker, men Cr(VI) är mycket giftigt.

Olika kromföreningar, såsom krom(III)oxid och blykromat, är starkt färgade och används i färger och pigment. Den röda färgen på en rubin beror på närvaron av detta kemiska element. Vissa ämnen, särskilt natrium, är oxidationsmedel som används för att oxidera organiska föreningar och (tillsammans med svavelsyra) för att rengöra laboratorieglas. Dessutom används kromoxid (VI) vid tillverkning av magnetband.

Upptäckt och etymologi

Historien om upptäckten av det kemiska grundämnet krom är som följer. År 1761 hittade Johann Gottlob Lehmann ett orangerött mineral i Uralbergen och gav det namnet "sibiriskt rött bly". Även om det felaktigt identifierades som en förening av bly med selen och järn, var materialet faktiskt blykromat med den kemiska formeln PbCrO 4 . Idag är det känt som krokontemineralet.

År 1770 besökte Peter Simon Pallas platsen där Leman hittade ett rött blymineral som hade mycket användbara pigmentegenskaper i färger. Användningen av sibiriskt rött bly som färg utvecklades snabbt. Dessutom har ljusgul från croconte blivit på modet.

1797 fick Nicolas-Louis Vauquelin prover av rött Genom att blanda krokonte med saltsyra fick han oxiden CrO 3 . Krom som ett kemiskt element isolerades 1798. Vauquelin erhöll det genom att värma oxid med kol. Han kunde också upptäcka spår av krom i ädelstenar som rubin och smaragd.

På 1800-talet användes Cr främst i färger och lädersalter. Idag används 85 % av metallen i legeringar. Resten används inom kemisk industri, tillverkning av eldfasta material och gjuteriindustrin.

Uttalet av det kemiska elementet krom motsvarar det grekiska χρῶμα, som betyder "färg", på grund av de många färgade föreningar som kan erhållas från det.

Gruvdrift och produktion

Elementet är tillverkat av kromit (FeCr 2 O 4). Ungefär hälften av denna malm i världen bryts i Sydafrika. Dessutom är Kazakstan, Indien och Türkiye dess största producenter. Det finns tillräckligt med utforskade fyndigheter av kromit, men geografiskt är de koncentrerade till Kazakstan och södra Afrika.

Avlagringar av inhemsk krommetall är sällsynta, men de finns. Till exempel bryts den vid Udachnayagruvan i Ryssland. Den är rik på diamanter, och den reducerande miljön hjälpte till att bilda rent krom och diamanter.

För industriell produktion av metall behandlas kromitmalmer med smält alkali (kaustiksoda, NaOH). I detta fall bildas natriumkromat (Na 2 CrO 4), som reduceras med kol till Cr 2 O 3 oxid. Metallen erhålls genom upphettning av oxiden i närvaro av aluminium eller kisel.

År 2000 bröts cirka 15 miljoner ton kromitmalm och bearbetades till 4 miljoner ton ferrokrom, 70 % kromjärn, med ett uppskattat marknadsvärde på 2,5 miljarder USD.

Huvuddragen

Egenskapen för det kemiska elementet krom beror på det faktum att det är en övergångsmetall från den fjärde perioden i det periodiska systemet och ligger mellan vanadin och mangan. Ingår i VI-gruppen. Den smälter vid en temperatur på 1907 °C. I närvaro av syre bildar krom snabbt ett tunt lager av oxid, som skyddar metallen från ytterligare interaktion med syre.

Som ett övergångselement reagerar det med ämnen i olika proportioner. Således bildar det föreningar där det har olika oxidationstillstånd. Krom är ett kemiskt grundämne med grundtillstånden +2, +3 och +6, varav +3 är det mest stabila. Dessutom observeras tillstånden +1, +4 och +5 i sällsynta fall. Kromföreningar i +6 oxidationstillstånd är starka oxidationsmedel.

Vilken färg är krom? Det kemiska elementet ger en rubinfärgad nyans. Cr 2 O 3 som används för används också som ett pigment som kallas "kromgrönt". Dess salter färgar glas i en smaragdgrön färg. Krom är ett kemiskt element vars närvaro gör en rubinröd. Därför används det vid tillverkning av syntetiska rubiner.

isotoper

Isotoper av krom har atomvikter från 43 till 67. Typiskt består detta kemiska element av tre stabila former: 52 Cr, 53 Cr och 54 Cr. Av dessa är 52 Cr den vanligaste (83,8 % av allt naturligt krom). Dessutom har 19 radioisotoper beskrivits, varav 50 Cr är den mest stabila, med en halveringstid som överstiger 1,8 x 10 17 år. 51 Cr har en halveringstid på 27,7 dagar, och för alla andra radioaktiva isotoper överstiger den inte 24 timmar, och för de flesta av dem varar den mindre än en minut. Elementet har också två metastater.

Kromisotoper i jordskorpan åtföljer som regel manganisotoper, som finner tillämpning inom geologi. 53Cr bildas under det radioaktiva sönderfallet av 53 Mn. Mn/Cr-isotopförhållandet förstärker annan information om solsystemets tidiga historia. Förändringar i förhållandena 53 Cr/52 Cr och Mn/Cr från olika meteoriter bevisar att nya atomkärnor skapades strax före bildandet av solsystemet.

Kemiskt grundämne krom: egenskaper, föreningars formel

Kromoxid (III) Cr 2 O 3, även känd som seskvioxid, är en av de fyra oxiderna av detta kemiska element. Den erhålls från kromit. Den gröna föreningen kallas vanligtvis "kromgrön" när den används som ett pigment för emalj- och glasmålning. Oxiden kan lösas upp i syror och bilda salter och i smält alkali, kromiter.

Kaliumbikromat

K 2 Cr 2 O 7 är ett kraftfullt oxidationsmedel och är att föredra som rengöringsmedel för laboratorieglas från organiskt material. För detta används dess mättade lösning, men ibland ersätts den med natriumdikromat, baserat på den senares högre löslighet. Dessutom kan det reglera processen för oxidation av organiska föreningar, omvandla primär alkohol till aldehyd och sedan till koldioxid.

Kaliumdikromat kan orsaka kromdermatit. Krom är troligen orsaken till den sensibilisering som leder till utveckling av eksem, särskilt i händer och underarmar, som är kronisk och svår att behandla. Liksom andra Cr(VI)-föreningar är kaliumbikromat cancerframkallande. Den måste hanteras med handskar och lämplig skyddsutrustning.

Kromsyra

Föreningen har den hypotetiska strukturen H 2 CrO 4 . Varken krom- eller dikrominsyra finns i naturen, men deras anjoner finns i olika ämnen. "Kromsyra", som kan hittas på rea, är faktiskt dess syraanhydrid - CrO 3 trioxid.

Bly(II)kromat

PbCrO 4 har en klar gul färg och är praktiskt taget olöslig i vatten. Av denna anledning har den funnits som ett färgpigment under namnet "gul krona".

Cr och pentavalent bindning

Krom kännetecknas av sin förmåga att bilda femvärda bindningar. Föreningen skapas av Cr(I) och en kolväteradikal. En pentavalent bindning bildas mellan två kromatomer. Dess formel kan skrivas som Ar-Cr-Cr-Ar där Ar är en specifik aromatisk grupp.

Ansökan

Krom är ett kemiskt grundämne vars egenskaper har gett det många olika användningsområden, varav några listas nedan.

Det ger metaller motståndskraft mot korrosion och en blank yta. Därför ingår krom i legeringar som rostfritt stål, som används i exempelvis bestick. Den används även för kromplätering.

Krom är en katalysator för olika reaktioner. Den används för att göra formar för att bränna tegelstenar. Dess salter garvar huden. Kaliumbikromat används för att oxidera organiska föreningar som alkoholer och aldehyder, samt för att rengöra laboratorieglas. Det fungerar som fixeringsmedel för färgning av tyg och används även vid fotografering och fototryck.

CrO 3 används för att göra magnetband (till exempel för ljudinspelning), som har bättre egenskaper än järnoxidfilmer.

Roll i biologi

Trivalent krom är ett kemiskt grundämne som är avgörande för omsättningen av socker i människokroppen. Däremot är sexvärt Cr mycket giftigt.

Säkerhetsåtgärder

Krommetall- och Cr(III)-föreningar anses generellt inte vara hälsofarliga, men ämnen som innehåller Cr(VI) kan vara giftiga vid förtäring eller inandning. De flesta av dessa ämnen är irriterande för ögon, hud och slemhinnor. Vid kronisk exponering kan krom(VI)-föreningar orsaka ögonskador om de inte behandlas på rätt sätt. Dessutom är det ett erkänt cancerframkallande ämne. Den dödliga dosen av detta kemiska element är ungefär en halv tesked. Enligt Världshälsoorganisationens rekommendationer är den högsta tillåtna koncentrationen av Cr (VI) i dricksvatten 0,05 mg per liter.

Eftersom kromföreningar används i färgämnen och lädergarvning, finns de ofta i jorden och grundvattnet på övergivna industriområden som kräver miljösanering och sanering. Primer som innehåller Cr(VI) används fortfarande i stor utsträckning inom flyg- och bilindustrin.

Elementegenskaper

De huvudsakliga fysikaliska egenskaperna hos krom är följande:

• Atomnummer: 24.
• Atomvikt: 51.996.
• Smältpunkt: 1890°C.
• Kokpunkt: 2482 °C.
• Oxidationstillstånd: +2, +3, +6.
• Elektronkonfiguration: 3d 5 4s 1 .