Заняття елективного курсу "хром та його сполуки". З'єднання хрому

Ціль:поглибити знання учнів на тему заняття.

Завдання:

• дати характеристику хрому як простої речовини;
• познайомити учнів із сполуками хрому різного ступеня окиснення;
• показати залежність властивостей сполук від ступеня окиснення;
• показати окислювально – відновлювальні властивості сполук хрому;
• продовжити формування умінь учнів записувати рівняння хімічних реакцій у молекулярному та іонному вигляді, складати електронний баланс;
• продовжити формування вмінь спостерігати хімічний експеримент.

Форма заняття:лекція з елементами самостійної роботи учнів та спостереженням за хімічним експериментом.

Хід заняття

I. Повторення матеріалу попереднього заняття.

1. Відповісти на запитання та виконати завдання:

Які елементи належать до підгрупи хрому?

Написати електронні формули атомів

Якого типу елементів ставляться?

Які ступені окислення виявляють у сполуках?

Як змінюється радіус атомів та енергія іонізації від хрому до вольфраму?

Можна запропонувати заповнити учням заповнити таблицю, використовуючи табличні величини радіусів атомів, енергії іонізації та зробити висновки.

Зразок таблиці:

2. Заслухати повідомлення учня на тему «Елементи підгрупи хрому в природі, отримання та застосування».

ІІ. лекція.

План лекції:

1. Хром.
2. Сполуки хрому. (2)

• Оксид хрому; (2)
• Гідроксид хрому. (2)

1. Сполуки хрому. (3)

• Оксид хрому; (3)
• Гідроксид хрому. (3)

1. З'єднання хрому (6)

• Оксид хрому; (6)
• Хромова та дихромова кислоти.

1. Залежність властивостей сполук хрому від ступеня окиснення.
2. Окисно – відновлювальні властивості сполук хрому.

1. Хром.

Хром – це білий з блакитним відливом блискучий метал, дуже твердий (щільність 7, 2 г/см 3 ), температура плавлення 1890С.

Хімічні властивості:хром за звичайних умов неактивний метал. Це тим, що його поверхню покрита оксидної плівкою (Сr 2 Про 3). При нагріванні оксидна плівка руйнується, і хром реагує з простими речовинами за високої температури:

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

Завдання:скласти рівняння реакцій хрому з азотом, фосфором, вуглецем та кремнієм; до одного із рівнянь скласти електронний баланс, вказати окислювач та відновник.

Взаємодія хрому зі складними речовинами:

При дуже високій температурі хром реагує з водою:

• 2Сr + 3 Н 2 О = Сr 2 Про 3 + 3Н 2

Завдання:

Хром реагує з розведеною сірчаною та соляною кислотами:

• Сr + Н 2 SО 4 = СrSО 4 + Н 2
• Сr + 2НСl = СrСl 2 + Н 2

Завдання:скласти електронний баланс, вказати окислювач та відновник.

Концентровані сірчана соляна та азотна кислоти пасивують хром.

2. З'єднання хрому. (2)

1. Оксид хрому (2)- СrО – тверда яскраво – червона речовина, типовий основний оксид (йому відповідає гідроксид хрому (2) - Сr(ОН) 2), не розчиняється у воді, але розчиняється у кислотах:

• СrО + 2НСl = СrСl 2 + Н 2 О

Завдання:скласти рівняння реакції в молекулярному та іонному вигляді взаємодії оксиду хрому (2) із сірчаною кислотою.

Оксид хрому (2) легко окислюється на повітрі:

• 4СrО+ Про 2 = 2Сr 2 Про 3

Завдання:скласти електронний баланс, вказати окислювач та відновник.

Оксид хрому (2) утворюється при окисленні амальгами хрому киснем повітря:

2Сr (амальгама) + О 2 = 2СrО

2. Гідроксид хрому (2)- Сr(ОН) 2 – речовина жовтого кольору, погано розчинна у воді, з яскраво вираженим основним характером, тому взаємодіє з кислотами:

• Сr(ОН) 2 + Н 2 SО 4 = СrSO 4 + 2Н 2 О

Завдання:скласти рівняння реакцій у молекулярному та іонному вигляді взаємодії оксиду хрому (2) з соляною кислотою.

Як і оксид хрому (2), гідроксид хрому (2) окислюється:

• 4 Сr(ОH) 2 + О 2 + 2Н 2 О = 4Сr(ОН) 3

Завдання:скласти електронний баланс, вказати окислювач та відновник.

Отримати гідроксид хрому (2) можна при дії лугів на солі хрому (2):

• CrCl 2 + 2KOH = Cr(OH) 2 ↓ + 2KCl

Завдання:скласти іонні рівняння.

3. З'єднання хрому. (3)

1. Оксид хрому (3)- Сr 2 Про 3 – порошок темно – зеленого кольору, нерозчинний у воді, тугоплавкий, за твердістю близький до корунду (йому відповідає гідроксид хрому (3) – Сr(ОН) 3). Оксид хрому (3) має амфотерний характер, однак у кислотах та лугах розчиняється погано. Реакції зі лугами йдуть при сплавленні:

• Сr 2 Про 3 + 2КОН = 2КСrО 2 (кульгає До)+ Н 2 Про

Завдання:скласти рівняння реакції в молекулярному та іонному вигляді взаємодії оксиду хрому (3) з гідроксидом літію.

З концентрованими розчинами кислот і лугів взаємодіє важко:

• Сr 2 Про 3 + 6 КОН + 3Н 2 О = 2К 3 [Сr(ОН) 6 ]
• Сr 2 Про 3 + 6НСl = 2СrСl 3 + 3Н 2 О

Завдання:скласти рівняння реакцій у молекулярному та іонному вигляді взаємодії оксиду хрому (3) з концентрованою сірчаною кислотою та концентрованим розчином гідроксиду натрію.

Оксид хрому (3) може бути одержаний при розкладанні дихромату амонію:

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

2. Гідроксид хрому (3)Сr(ОН) 3 отримують при дії лугів на розчини солей хрому (3):

• СrСl 3 +3КОН = Сr(ОН) 3 ↓ + 3КСl

Завдання:скласти іонні рівняння

Гідроксид хрому (3) є осадом сіро-зеленого кольору, при отриманні якого, луг треба брати в нестачі. Отриманий в такий спосіб гідроксид хрому (3), на відміну відповідного оксиду легко взаємодіє з кислотами і лугами, тобто. виявляє амфотерні властивості:

• Сr(ОН) 3 + 3НNО 3 = Сr(NО 3) 3 + 3Н 2 О
• Сr(ОН) 3 + 3КОН = К 3 [Сr(ОН)6] (Гексагідроксохроміт К)

Завдання:скласти рівняння реакцій у молекулярному та іонному вигляді взаємодії гідроксиду хрому (3) з соляною кислотою та гідроксидом натрію.

При сплавленні Сr(ОН) 3 з лугами виходять метахроміти та ортохроміти:

• Cr(OH) 3 + KOH = KCrO 2 (метахроміт К)+ 2H 2 O
• Cr(OH) 3 + KOH = K 3 CrO 3 (ортохроміт К)+ 3H 2 O

4. З'єднання хрому. (6)

1. Оксид хрому (6)- СrО 3 – темно – червона кристалічна речовина, добре розчинна у воді – типовий кислотний оксид. Цьому оксиду відповідає дві кислоти:

• СrО 3 + Н 2 О = Н 2 СrО 4 (хромова кислота - утворюється при надлишку води)
• СrО 3 + Н 2 О = Н 2 Сr 2 Про 7 (Дихромова кислота – утворюється при великій концентрації оксиду хрому (3)).

Оксид хрому (6) – дуже сильний окислювач, тому енергійно взаємодіє з органічними речовинами:

• З 2 Н 5 ВІН + 4СrО 3 = 2СО 2 + 2Сr 2 О 3 + 3Н 2 О

Окислює також йод, сірку, фосфор, вугілля:

• 3S + 4CrO 3 = 3SO 2 + 2Cr 2 O 3

Завдання:скласти рівняння хімічних реакцій оксиду хрому (6) з йодом, фосфором, вугіллям; до одного з рівнянь скласти електронний баланс, вказати окислювач та відновник

При нагріванні до 250 0 С оксид хрому (6) розкладається:

• 4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3O 2

Оксид хрому (6) можна отримати при дії концентрованої сірчаної кислоти на тверді хромати та дихромати:

• До 2 Сr 2 Про 7 + Н 2 SО 4 = До 2 SО 4 + 2СrО 3 + Н 2 О

2. Хромова та дихромова кислоти.

Хромова та дихромова кислоти існують тільки у водних розчинах, утворюють стійкі солі, відповідно хромати та дихромати. Хромати та їх розчини мають жовте забарвлення, дихромати – помаранчеве.

Хромат - іони СrО 4 2- і дихромат - іони Сr 2О 7 2- легко переходять один в одного при зміні середовища розчинів

У кислому середовищі розчину хромати переходять у дихромати:

• 2К 2 СrО 4 + Н 2 SО 4 = К 2 Сr 2 О 7 + К 2 SО 4 + Н 2 О

У лужному середовищі дихромати переходять у хромати:

• До 2 Сr 2 Про 7 + 2КОН = 2К 2 СrО 4 + Н 2 О

При розведенні дихромова кислота перетворюється на хромову кислоту:

• H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = 2H 2 CrO 4

5. Залежність властивостей сполук хрому від ступеня окиснення.

Ступінь окислення	+2	+3	+6
Оксид	СrО	Сr 2 Про 3	СrО 3
Характер оксиду	Основний	амфотерний	кислотний
Гідроксид	Сr(ОН) 2	Сr(ОН) 3 – Н 3 СrО 3	Н 2 СrО 4
Характер гідроксиду	Основний	амфотерний	кислотний
→ ослаблення основних властивостей та посилення кислотних →

6. Окисно – відновлювальні властивості сполук хрому.

Реакції у кислотному середовищі.

У кислотному середовищі сполуки Сr +6 переходять у сполуки Сr +3 під дією відновників: H 2 S, SO 2 FeSO 4

• До 2 Сr 2 Про 7 +3Н 2 S +4Н 2 SО 4 = 3S + Сr 2 (SО 4) 3 + K 2 SO 4 + 7Н 2 О
• S -2 – 2e → S 0
• 2Cr +6 + 6e → 2Cr +3

Завдання:

1. Зрівняти рівняння реакції методом електронного балансу, вказати окислювач та відновник:

• 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. Дописати продукти реакції, зрівняти рівняння методом електронного балансу, вказати окислювач та відновник:

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

Реакції у лужному середовищі.

У лужному середовищі сполуки хрому Сr +3 переходять у сполуки Сr +6 під дією окислювачів: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:

• 2KCrO 2 +3 Br 2 +8NaOH =2Na 2 CrO 4 + 2KBr +4NaBr + 4H 2 O
• Cr +3 - 3e → Cr +6
• Br2 0 +2e → 2Br -

Завдання:

Зрівняти рівняння реакції методом електронного балансу, вказати окислювач та відновник:

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

Дописати продукти реакції, зрівняти рівняння методом електронного балансу, вказати окислювач та відновник:

• Cr(OH) 3 + Ag 2 O + NaOH = Ag +? +?

Таким чином, окислювальні властивості послідовно посилюються зі зміною ступенів окислення в ряду: Cr +2 → Сr +3 → Сr +6 . З'єднання хрому (2) - сильні відновники, що легко окислюються, перетворюючись на сполуки хрому (3). З'єднання хрому (6) – сильні окислювачі, що легко відновлюються в сполуки хрому (3). З'єднання хрому (3) при взаємодії з сильними відновниками виявляють окислювальні властивості, переходячи в сполуки хрому (2), а при взаємодії з сильними окислювачами виявляють відновлювальні властивості, перетворюючись на сполуки хрому (6)

До методики проведення лекції:

1. Для активізації пізнавальної діяльності учнів та підтримки інтересу доцільно в ході лекції проводити демонстраційний експеримент. Залежно від можливостей навчальної лабораторії можна демонструвати учням такі досліди:

• одержанні оксиду хрому (2) та гідроксиду хрому (2), доказ їх основних властивостей;
• одержання оксиду хрому (3) та гідроксиду хрому (3), доказ їх амфотерних властивостей;
• одержання оксиду хрому (6) та розчинення його у воді (отримання хромової та дихромової кислот);
• перехід хроматів у дихромати, дихроматів у хромати.

1. Завдання самостійної роботи можна диференціювати з урахуванням реальних навчальних можливостей учнів.
2. Завершити лекцію можна виконанням наступних завдань: напишіть рівняння хімічних реакцій, за допомогою яких можна здійснити наступні перетворення:

.III. Домашнє завдання:доопрацювати лекцію (дописати рівняння хімічних реакцій)

1. Васильєва З.Г. Лабораторні роботи з загальної та неорганічної хімії. -М.: "Хімія", 1979 - 450 с.
2. Єгоров А.С. Репетитор з фізики. - Ростов-на-Дону: "Фенікс", 2006.-765 с.
3. Кудрявцев О.О. Упорядкування хімічних рівнянь. – М., «Вища школа», 1979. – 295 с.
4. Петров М.М. Неорганічна хімія. - Ленінград: "Хімія", 1989. - 543 с.
5. Ушкалова В.М. Хімія: конкурсні завдання та відповіді. - М.: «Освіта», 2000. - 223 с.

17.doc

Хром. Оксиди хрому (II), (III) та (VI). Гідроксиди та солі хрому (II) та (III). Хромати та дихромати. Комплексні сполуки хрому (III)

17.1. Коротка характеристика елементів підгрупи хрому

Підгрупа хрому є побічною підгрупою VI групи періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва. До підгрупи входять хром Cr, молібден Mo, вольфрам W.

Ці елементи ставляться також до перехідних металів, т.к. у них забудовується d-підрівень переднього шару. У зовнішньому шарі атомів цих елементів є один (у хрому та молібдену) або два (у вольфраму) електрона. Таким чином, атоми елементів підгрупи хрому мають шість валентних електронів, здатних брати участь в утворенні хімічного зв'язку (див. табл. 30).

Хром, молібден, вольфрам схожі за багатьма фізичними і хімічними властивостями: так, у вигляді простих речовин всі вони являють собою тугоплавкі сріблясто-білі метали, що володіють великою твердістю і рядом цінних механічних властивостей - здатністю до прокатування, протягування і штамів повці.

З хімічної точки зору всі метали підгрупи хрому стійкі до дії повітря та води (за звичайних умов), при нагріванні всі вони взаємодіють з киснем, галогенами, фосфором, вуглецем.

Під дією концентрованих кислот (HNO 3 H 2 SO 4) при звичайній температурі метали підгрупи хрому пасивуються.

Для всіх елементів підгрупи хрому найбільш типові з'єднання, де їх ступеня окислення бувають +2, +3, +6 (хоча є сполуки, де їх ступеня можуть бути також +4 і +5, а хром і +1). У елементів підгрупи хрому не буває негативного ступеня окислення, і вони не утворюють летких водневих з'єднань. Тверді гідриди, такі, як CrH 3 відомі тільки для хрому. Сполуки двовалентних елементів нестійкі і легко окислюються до вищих ступенів окислення.

Зі збільшенням ступеня окиснення посилюється кислотний характер оксидів, з максимальним ступенем окиснення +6 утворюються оксиди типу RO 3 , яким відповідають кислоти H 2 RO 4 . Сила кислот закономірно знижується від хрому до вольфраму. Більшість солей цих кислот у воді малорозчинні, добре розчиняються тільки солі лужних металів і амонію.

Як і в інших випадках, у елементів підгрупи хрому з зростанням порядкового номера посилюються металеві хроми.

Ства. Хімічна активність металів у ряді хром – моліб-ден – вольфрам помітно знижується.

Всі метали підгрупи хрому широко використовуються в сучасній техніці, особливо в металургійній промисловості для виробництва спеціальних сталей.

17.2. Хром

Знаходження у природі

Хром відноситься до досить поширених елементів, вміст його в земній корі становить приблизно 0,02% (22 місце). Зустрічається хром виключно у сполуках, основними мінералами є хроміт FeCr 2 O 4 (або FeO Cr 2 O 3), або хромистий залізняк, і крокоїт PbCtO 4 (або PbO CrO 3). Забарвлення багатьох елементів зумовлено присутністю в них хрому. Так, наприклад, золотаво-зелений тон смарагду або червоний - рубіну надає домішка оксиду хрому Cr 2 O 3 .

Отримання

Сировиною для промислового отримання хрому служить хромистий залізняк. Його хімічна переробка призводить до Cr2O3. Відновлення Cr2O3 за допомогою алюмінію або кремнію дає металевий хром невисокого ступеня чистоти:

Cr 2 O 3 +Аl=Аl 2 O 3 +2Cr

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

Більш чистий метал отримують електролізом концентрованих розчинів сполук хрому.

^ Фізичні властивості

Хром - метал сіро-стального кольору, твердий, досить важкий ( = 7,19 г/см 3), пластичний, ковкий, плавиться при 1890°С, кипить при 2480°С. У природі зустрічається як суміші чотирьох стабільних ізотопів з масовими числами 50, 52, 53 і 54. Найбільш поширений ізотоп 52 Cr (83,76%).

Хімічні властивості

Розташування електронів на 3d-і 4s-орбіталях атома хрому можна представити схемою:

Звідси видно, що хром може виявляти в сполуках різні ступені окислення від +1 до +6; з них найбільш стійкі сполуки хрому зі ступенями окислення +2, +3, +6. Отже, у освіті хімічних зв'язків бере участь як s-електрон зовнішнього рівня, а й п'ять d-електронів переднього рівня.

За звичайних умов хром стійкий по відношенню до кисню, води, а також до деяких інших хімічних реагентів. При високих температурах хром горить у кисні:

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

У розжареному стані реагує з парами води:

2Cr+3Н 2 O=Cr 2 O 3 +3H 2 

Металевий хром при нагріванні реагує також з галогенами, сіркою, азотом, фосфором, вугіллям, кремнієм та бором. Наприклад: 2Cr+N 2 =2CrN 2Cr+3S=Cr 2 S 3 Cr+2Si=CrSi 2

Метал розчиняється при звичайній температурі в розведених кислотах (НСl, H 2 SO 4) з виділенням водню. У цих випадках відсутність повітря утворюються солі хрому (II):

Cr+2HCl=CrCl2+H ​​2  А на повітрі - солі хрому (III): 4Cr+12НCl+3О 2 =4CrСl+6Н 2 O

Якщо ж метал занурити на деякий час в азотну кис-лоту (концентровану або розведену), то він перестає розчинятися в НСl і H 2 SO 4 не змінюється при нагріванні з галогенами і т.д. Це явище – пасивування – пояснюється утворенням на поверхні металу захисного шару – дуже щільної та механічно міцної (хоча і дуже тонкої) плівки оксиду хрому Cr 2 O 3 .

Застосування

Основний споживач хрому – металургія. Сталь при додаванні хрому стає набагато більш стійкою до дії хімічних реагентів; підвищуються і такі важливі властивості сталі, як міцність, твердість та зносостійкість. Електролітичне покриття хромом залізних виробів (хромування) також повідомляє їм стійкість до корозії.

Сімейство хромових сплавів дуже багато. Ніхро-ми (сплави з нікелем) і хромали (з алюмінієм і залізом) устой-

Чиви, що мають високий опір і використовуються для виготовлення нагрівачів в електричних печах опору. Стелліт – сплав хрому (20-25%), кобальту (45-60%), вольфраму (5-20%), заліза (1-3%) – дуже твердий, стійкий проти зносу та корозії; застосовується у металопереробній промисловості виготовлення ріжучих інструментів. Хромомолібденові сталі використовуються для створення фюзеля-жів літаків.

^ 17.3. Оксиди хрому (II), (III) та (VI)

Хром утворює три оксиди: CrO, Cr 2 O 3 , CrO 3 .

Оксид хрому (II) CrO – пірофорний чорний порошок. Має основними властивостями.

В окислювально-відновних реакціях поводиться як відновник:

CrO отримують розкладанням у вакуумі карбонілу хрому Cr(СО) 6 при 300°С.

Оксид хрому (III) Cr 2 O 3 – тугоплавкий порошок зеленого кольору. За твердістю близький до корунду, тому його вводять до складу засобів для полірування. Утворюється при взаємодії Cr та O 2 за високої температури. В лабораторії оксид хрому (III) можна отримати нагріванням дихромату амонію:

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

Оксид хрому (III) має амфотерні властивості. При взаємодії з кислотами утворюються солі хрому (III): Cr2O3+3H2SO4=Cr2(SO4)3+3Н2О

При взаємодії з лугами в розплаві утворюються з'єднання хрому (III) - хроміти (без кисню): Cr 2 O 3 +2NaOH=2NaCrO 2 +Н 2 О

У воді оксид хрому (III) нерозчинний.

В окислювально-відновних реакціях оксид хрому (III) поводиться як відновник:

Оксид хрому (VI) CrO 3 - хромовий ангідрид, є темно-червоними голчастими кристалами. При нагріванні близько 200 ° С розкладається:

4CrO 3 =2Cr 2 O 3 +3O 2 

Легко розчиняється у воді, маючи кислотний характер, утворює хромові кислоти. З надлишком води утворюється хромова кислота H 2 CrO 4:

CrO 3 +Н 2 O=Н 2 CrO 4

При великій концентрації CrO 3 утворюється дихромова кислота Н 2 Cr 2 Про 7:

2CrO 3 +Н 2 О=Н 2 Cr 2 Про 7

Яка при розведенні перетворюється на хромову кислоту:

Н 2 Cr 2 Про 7 +Н 2 О=2Н 2 CrO 4

Хромові кислоти існують лише у водному розчині, жодна з цих кислот у вільному стані не виділена. Проте їх солі дуже стійкі.

Оксид хрому (VI) є сильним окислювачем:

3S+4CrO 3 =3SO 2 +2Cr 2 O 3

Окислює йод, сірку, фосфор, вугілля, перетворюючись на Cr 2 O 3 . Отримують CrO 3 дією надлишку концентрованої сірчаної кислоти на насичений водний розчин дихромату натрію: Na 2 Cr 2 O 7 +2H 2 SO 4 =2CrO 3 +2NaHSO 4 +H 2 O Слід зазначити сильну токсичність оксиду хрому (VI).

^ 17.4. Гідроксиди та солі хрому (II) та (III). Комплексні сполуки хрому (III)

Гідроксид хрому (II) Cr(ОН) 2 одержують у вигляді жовтого осаду, обробляючи розчини солей хрому (II) лугами без кисню:

CrСl 2 +2NaOH=Cr(OH) 2 +2NaCl

Cr(OH) 2 володіє типовими основними властивостями і є сильним відновником:

2Cr(OH) 2 +H 2 O+1/2O 2 =2Cr(OH) 3 

Водні розчини солей хрому (II) отримують без доступу повітря розчиненням металевого хрому в розведених кислотах в атмосфері водню або відновленням цинком в кислому середовищі солей тривалентного хрому. Безводні солі хрому (II) білого кольору, а водні розчини та кристалогідрати - синього кольору.

За своїми хімічними властивостями солі хрому (II) схожі солі двовалентного заліза, але від останніх яскравіше вираженими відновними властивостями, тобто. легше, ніж відповідні сполуки двовалентного заліза, окислюються. Саме тому дуже важко отримувати і зберігати з'єднання двовалентного хрому.

Гідроксид хрому (III) Cr(ОН) 3 - студнеподібний осад сіро-зеленого кольору, його одержують при дії лугів на розчини солей хрому (III):

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

Гідроксид хрому (III) має амфотерні властивості, розчиняючись як у кислотах з утворенням солей хрому (III):

2Cr(ОН) 3 +3H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4) 3 +6Н 2 Про так і в лугах з утворенням гідроксихромітів: Cr(OH) 3 +NaOH=Na 3

При сплавленні Cr(ОН) 3 з лугами утворюються метахроміти та ортохроміти:

Cr(ОН) 3 +NaOH=NaCrO 2 +2Н 2 O Cr(ОН) 3 +3NaOH=Na 3 CrO 3 +3Н 2 О

При прожарюванні гідроксиду хрому (III) утворюється оксид хрому (III):

2Cr(ОН) 3 =Cr 2 O 3 +3Н 2 O

Солі тривалентного хрому як у твердому стані, так і водних розчинах пофарбовані. Наприклад, безводний сульфат хрому (III) Cr 2 (SO 4) 3 фіолетово-червоного кольору, водні розчини сульфату хрому (III) в залежності від умов можуть змінювати колір від фіолетового до зеленого. Це пояснюється тим, що у водних розчинах катіон Cr 3+ існує тільки у вигляді іона гідратованого 3+ завдяки схильності тривалентного хрому до утворення комплексних сполук. Фіолетовий колір водних розчинів солей хрому (III) обумовлений саме катіоном 3+ . При нагріванні комплексні солі хрому (III) можуть

Частково втрачати воду, утворюючи солі різного кольору, до зеленого.

Солі тривалентного хрому подібні з солями алюмінію за складом, будовою кристалічної решітки, розчинністю; так, для хрому (III) так само, як і для алюмінію, типово утворення хромокалієвих галунів KCr(SO 4) 2 12Н 2 Про їх застосовують для дублення шкір і в якості протрави в текстильній справі.

Солі хрому (III) Cr 2 (SО 4) 3 CrСl 3 і т.д. при зберіганні на повітрі стійкі, а в розчинах піддаються гідролізу:

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

Гідроліз йде по I ступені, але є солі, які гідролізуються націло:

Cr 2 S 3 +Н 2 O=Cr(OH) 3 +H 2 S

В окислювально-відновних реакціях у лужному середовищі солі хрому (III) поводяться як відновники:

Слід зазначити, що в ряді гідроксидів хрому різних ступенів окислення Cr(ОН) 2 - Cr(ОН) 3 - Н 2 CrО 4 закономірно відбувається ослаблення основних властивостей та посилення кислотних. Така зміна властивостей зумовлена ​​збільшенням ступеня окислення та зменшенням іонних радіусів хрому. У цьому ряду послідовно посилюються окислювальні властивості. З'єднання Cr (II) - сильні відновники, легко окислюються, перетворюючись на сполуки хрому (III). З'єднання хрому (VI) - сильні окислювачі, що легко відновлюються в сполуки хрому (III). Сполуки з проміжною мірою окислення, тобто. з'єднання хрому (III), можуть при взаємодії з сильними відновниками виявляти окислювальні властивості, переходячи в з'єднання хрому (II), а при взаємодії з сильними окислювачами виявляти відновлювальні властивості, перетворюючись на з'єднання хрому (VI).

^ 17.5. Хромати та дихромати

Хромові кислоти утворюють два ряди сполук: хромати – так називаються солі хромової кислоти, і дихромати – так називаються солі дихромової кислоти. Хромати пофарбовані в жовтий колір (колір хромат-іону CrO 2- 4), дихромати - в оранжевий (колір дихромат-іону Cr 2 O 2- 7) .

Хромати і дихромати дисоціюють, утворюючи відповідно хромат-і дихромат-іони:

До 2 CrO 4 2К + +CrO 2- 4

До 2 Cr 2 Про 7  2К + +Cr 2 Про 2- 7

Хромати отримують при взаємодії CrO 3 з лугами:

CrO 3 +2NaOH=Na 2 CrO 4 +Н 2 Про

Дихромати утворюються при додаванні кислот до хроматів:

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

Можливий зворотний перехід при додаванні лугів до розчинів дихроматів:

Na 2 Cr 2 O 7 +2NaOH=2Na 2 CrO 4 +Н 2 О

Таким чином, в кислих розчинах переважно існують дихромати (вони фарбують розчин в помаранчевий колір), а в лужному - хромати (розчини жовтого кольору). Рівновагу в системі хромат-дихромат можна представити наступним рівнянням у скороченій іонній формі:

2CrO 2- 4 +2Н + Cr 2 O 2- 7 +Н 2 О Cr 2 O 2- 7 +2OH - 2CrO 2- 4 +Н 2 О

Солі хромових кислот у кислому середовищі є сильними окислювачами. Вони зазвичай відновлюються до сполук хрому (III), наприклад:

Застосування

З'єднання хрому (VI) сильно отруйні: вражають шкіру, дихальні шляхи, викликають запалення очей. У лабораторіях для миття хімічного посуду часто застосовують хромову суміш,

Яка складається з рівних обсягів насиченого водного розчину До 2 Cr 2 Про 7 і концентрованої H 2 SO 4 .

Розчинні у воді хромати натрію та калію застосовують у текстильному та шкіряному виробництві, як консерванти деревини. Нерозчинні хромати деяких металів - чудові художні фарби. Це і жовті крони (PbCrO 4 , | ZnCrO 4 , SrCrO 4), і червоний свинцево-молібденовий крон (містить PbCrO 4 і МоCrO 4) та багато інших. Багатством відтінків - від рожево-червоного до фіолетового - славиться SnCrO 4 , що використовується в живописі за порцеляною.

1) Оксид хрому (ІІІ).

Оксид хрому можна отримати:

Термічним розкладанням дихромату амонію:

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

Відновленням дихромату калію вуглецем (коксом) або сіркою:

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

Оксид хрому (III) має амфотерні властивості.

C кислотами оксид хрому (III) утворює солі:

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

При сплавленні оксиду хрому (III) з оксидами, гідроксидами та карбонатами лужних та лужноземельних металів утворюються хромати (III), (хроміти):

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

Сr 2 O 3 + Na 2 CO 3 2NaCrO 2 + CO 2

З лужними розплавами окислювачів – хромати (VI) (хромати)

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

Сr 2 O 3 + O 3 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O

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

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

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

2) Гідроксид хрому (III)

Гідроксид хрому (III) має амфотерні властивості.

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) Солі хрому (III)

2CrCl 3 + 3Br 2 + 16KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KBr + 6KCl + 8H 2 O

2CrCl 3 + 3H 2 O 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O

Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O

Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3Br 2 + 16NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 3Na 2 SO 4 + 8H 2 O

Cr 2 (SO 4) 3 + 6KMnO 4 + 16KOH = 2K 2 CrO 4 + 6K 2 MnO 4 + 3K 2 SO 4 + 8H 2 O.

2Na 3 + 3Br 2 + 4NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 8H 2 O

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

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

Cr 2 S 3 + 30HNO 3(конц.) = 2Cr(NO 3) 3 + 3H 2 SO 4 + 24NO 2 + 12H 2 O

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

Хромати (III) легко реагують із кислотами:

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

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

K 3 + 3CO 2 = Cr(OH) 3 ↓ + 3NaHCO 3

У розчині піддаються повному гідролізу

NaCrO 2 + 2H 2 O = Cr(OH) 3 ↓ + NaОН

Більшість солей хрому добре розчиняються у воді, але легко піддаються гідролізу:

Сr 3+ + HOH ↔ CrOH 2+ + H +

СrCl 3 + HOH ↔ CrOHCl 2 + HCl

Cолі, утворені катіонами хрому (III) та аніоном слабкої або летючої кислоти, у водних розчинах повністю гідролізуються:

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

З'єднання хрому (VI)

1) Оксид хрому (VI).

Оксид хрому (VI). Дуже отруйний!

Оксид хрому (VI) можна отримати дією концентрованої сірчаної кислоти на сухі хромати або дихромати:

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

Кислотний оксид, який взаємодіє з основними оксидами, основами, водою:

CrO 3 + Li 2 O → Li 2 CrO 4

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

CrO 3 + Н 2 O = Н 2 CrO 4

2CrO 3 + Н 2 O = Н 2 Cr 2 O 7

Оксид хрому (VI) сильний окислювач: окислює вуглець, сірку, йод, фосфор, перетворюючись при цьому на оксид хрому (III)

4CrO 3 → 2Cr 2 O 3 + 3O 2 .

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

Окислення солей:

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

Окислення органічних сполук:

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

Сильними окислювачами є солі хромових кислот – хромати та дихромати. Продуктами відновлення яких є похідні хрому (III).

У нейтральному середовищі утворюється гідроксид хрому (III):

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

2K 2 CrO 4 + 3(NH 4) 2 S + 2H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3S↓ + 6NH 3 + 4KOH

У лужній – гідроксохромати (III):

2K 2 CrO 4 + 3NH 4 HS + 5H 2 O + 2KOH = 3S + 2K 3 + 3NH 3 · H 2 O

2Na 2 CrO 4 + 3SO 2 + 2H 2 O + 8NaOH = 2Na 3 + 3Na 2 SO 4

2Na 2 CrO 4 + 3Na 2 S + 8H 2 O = 3S + 2Na 3 + 4NaOH

У кислій – солі хрому (III):

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

Продукт відновлення у різних середовищах можна представити схематично:

H 2 O Cr(OH) 3 сіро-зелений осад

K 2 CrO 4 (CrO 4 2–)

OH – 3 – розчин смарагдово-зеленого кольору

K 2 Cr 2 O 7 (Cr 2 O 7 2–) H + Cr 3+ розчин синьо-фіолетового кольору

Солі хромової кислоти – хромати – жовтого кольору, а солі дихромової кислоти – дихромати – оранжевого кольору. Змінюючи реакцію розчину, можна здійснювати взаємне перетворення хроматів на дихромати:

2K 2 CrO 4 + 2HCl (розб.) = 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

кисле середовище

2СrO 4 2 – + 2H + Cr 2 O 7 2– + H 2 O

лужне середовище

Хром. Сполуки хрому.

1. Сульфід хрому (III) обробили водою, при цьому виділився газ і залишилася нерозчинна речовина. До цієї речовини додали розчин їдкого натру і пропустили газоподібний хлор, при цьому розчин набув жовтого забарвлення. Розчин підкислили сірчаною кислотою, в результаті фарбування змінилося на помаранчеве; через отриманий розчин пропустили газ, що виділився при обробці сульфіду водою, колір розчину змінився на зелений. Напишіть рівняння описаних реакцій.

2. Після короткочасного нагрівання невідомої порошкоподібної речовини помаранчевої речовини помаранчевого кольору починається мимовільна реакція, що супроводжується зміною кольору на зелений, виділенням газу та іскор. Твердий залишок змішали з їдким калі і нагріли, отриману речовину внесли в розведений розчин соляної кислоти, утворився осад зеленого кольору, який розчиняється в надлишку кислоти. Напишіть рівняння описаних реакцій.

3. Дві солі фарбують полум'я у фіолетовий колір. Одна з них безбарвна і при легкому нагріванні її з концентрованою сірчаною кислотою відганяється рідина, в якій розчиняється мідь, останнє перетворення супроводжується виділенням бурого газу. При додаванні до розчину другої солі розчину сірчаної кислоти жовте забарвлення розчину змінюється на помаранчеве, а при нейтралізації отриманого розчину лугом відновлюється початковий колір. Напишіть рівняння описаних реакцій.

4. Гідроксид тривалентного хрому обробили соляною кислотою. В отриманий розчин додали поташ, осад, що виділився, відділили і внесли в концентрований розчин їдкого калі, в результаті осад розчинився. Після додавання надлишку соляної кислоти було отримано розчин зеленого кольору. Напишіть рівняння описаних реакцій.

5. При додаванні в розчин солі жовтого кольору, що забарвлює полум'я у фіолетовий колір, розбавленої соляної кислоти забарвлення змінилося на оранжево-червоне. Після нейтралізації розчину концентрованою лугом колір розчину повернувся до первісного. При додаванні в одержаний хлориду барію випадає осад жовтого кольору. Осад відфільтрували і до фільтрату додали розчин нітрату срібла. Напишіть рівняння описаних реакцій.

6. До розчину сульфату тривалентного хрому додали кальциновану соду. Осад, що виділився, відділили, перенесли в розчин їдкого натру, додали бром і нагріли. Після нейтралізації продуктів реакції сірчаною кислотою розчин набуває помаранчевого забарвлення, яке зникає після пропускання через розчин сірчистого газу. Напишіть рівняння описаних реакцій.

7) Порошок сульфіду хрому (III) обробили водою. Сіро-зелений осад, що випав при цьому, обробили хлорною водою в присутності гідроксиду калію. До отриманого жовтого розчину долили розчин сульфіту калію, при цьому знову випав сіро-зелений осад, який прожарили до маси. Напишіть рівняння описаних реакцій.

8) Порошок сульфіду хрому (III) розчинили у сірчаній кислоті. При цьому виділився газ та утворився розчин. До отриманого розчину додали надлишок розчину аміаку, а газ пропустили розчин нітрату свинцю. Отриманий при цьому чорний осад побілів після обробки пероксидом водню. Напишіть рівняння описаних реакцій.

9) Дихромат амонію розклали при нагріванні. Твердий продукт розкладання розчинили у сірчаній кислоті. До отриманого розчину долили розчин гідроксиду натрію до випадання осаду. При подальшому доливанні гідроксиду натрію до осаду він розчинився. Напишіть рівняння описаних реакцій.

10) Оксид хрому (VI) прореагував з гідроксидом калію. Отриману речовину обробили сірчаною кислотою, з розчину, що утворився, виділили сіль оранжевого кольору. Цю сіль обробили бромоводневою кислотою. Отримана проста речовина вступила в реакцію із сірководнем. Напишіть рівняння описаних реакцій.

11. Хром спалили у хлорі. Отримана сіль прореагувала з розчином, що містить пероксид водню та гідроксид натрію. До жовтого розчину, що утворився, додали надлишок сірчаної кислоти, колір розчину змінився на помаранчевий. Коли з цим розчином відреагував оксид міді (I), колір розчину став синьо-зеленим. Напишіть рівняння описаних реакцій.

12. Нітрат натрію сплавили з оксидом хрому (III) у присутності карбонату натрію. газ, що виділився при цьому, прореагував з надлишком розчину гідроксиду барію з випаданням осаду білого кольору. Осад розчинили в надлишку розчину соляної кислоти і отриманий розчин додали нітрат срібла до припинення випадання осаду. Напишіть рівняння описаних реакцій.

13. Калій сплавили із сіркою. Отриману сіль обробили соляною кислотою. газ, що виділився при цьому, пропустили через розчин біхромату калію в сірчаній кислоті. речовину, що випала, жовтого кольору відфільтрували і сплавили з алюмінієм. Напишіть рівняння описаних реакцій.

14. Хром спалили у атмосфері хлору. До солі додали по краплях гідроксид калію до припинення виділення осаду. Отриманий осад окислили перекисом водню серед їдкого калію і упарили. До твердого залишку додали надлишок гарячого розчину концентрованої соляної кислоти. Напишіть рівняння описаних реакцій.

Хром. Сполуки хрому.

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

2Cr(OH) 3 + 3Cl 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O

Na 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3H 2 S = Cr 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 3S↓ + 7H 2 O

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

Cr 2 O 3 + 2KOH 2KCrO 2 + H 2 O

KCrO 2 + H 2 O + HCl = KCl + Cr(OH) 3 ↓

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

3) KNO 3(тв.) + H 2 SO 4(конц.) HNO 3 + KHSO 4

4HNO 3 + Cu = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

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

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

4) Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O

2CrCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6KCl

Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3

K 3 + 6HCl = CrCl 3 + 3KCl + 6Н 2 О

5) 2K 2 CrO 4 + 2HCl = K 2 Cr 2 O 7 + 2KCl + H 2 O

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

K 2 CrO 4 + BaCl 2 = BaCrO 4 ↓ + 2 KCl

KCl + AgNO 3 = AgCl↓ + KNO 3

6) Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 3K 2 SO 4

2Cr(OH) 3 + 3Br 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 8H 2 O

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

Na 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + 3SO 2 = Cr 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O

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

2Cr(OH) 3 + 3Cl 2 + 10KOH = 2K 2 CrO 4 + 6KCl + 8H 2 O

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

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

8) Cr 2 S 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S

Cr 2 (SO 4) 3 + 6NH 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3(NH 4) 2 SO 4

H 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2HNO 3

PbS + 4H 2 O 2 = PbSO 4 + 4H 2 O

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

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

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

Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3

10) CrO 3 + 2KOH = K 2 CrO 4 + H 2 O

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4(розб.) = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 14HBr = 3Br 2 + 2CrBr 3 + 7H 2 O + 2KBr

Br 2 + H 2 S = S + 2HBr

11) 2Cr + 3Cl 2 = 2CrCl 3

2CrCl 3 + 10NaOH + 3H 2 O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O

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

Na 2 Cr 2 O 7 + 3Cu 2 O + 10H 2 SO 4 = 6CuSO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 10H 2 O

12) 3NaNO 3 + Cr 2 O 3 + 2Na 2 CO 3 = 2Na 2 CrO 4 + 3NaNO 2 + 2CO 2

CO 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + CO 2 + H 2 O

BaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl↓ + Ba(NO 3) 2

13) 2K + S = K 2 S

K 2 S + 2HCl = 2KCl + H 2 S

3H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = 3S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

3S + 2Al = Al 2 S 3

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

CrCl 3 + 3KOH = 3KCl + Cr(OH) 3 ↓

2Cr(OH) 3 + 3H 2 O 2 + 4KOH = 2K 2 CrO 4 + 8H 2 O

2K 2 CrO 4 + 16HCl = 2CrCl 3 + 4KCl + 3Cl 2 + 8H 2 O

Неметали.

IV A група (вуглець, кремній).

Вуглець. З'єднання вуглецю.

I. Вуглець.

Вуглець може виявляти як відновлювальні, так і окисні властивості. Відновлювальні властивості вуглець виявляє з простими речовинами, утвореними неметалами з більшим у порівнянні з ним значенням електронегативності (галогенами, киснем, сіркою, азотом), а також з оксидами металів, водою та іншими окислювачами.

При нагріванні з надлишком повітря графіт горить, утворюючи оксид вуглецю (IV):

при нестачі кисню можна отримати СО

Аморфний вуглець вже за кімнатної температури реагує з фтором.

З + 2F 2 = CF 4

При нагріванні з хлором:

З + 2Cl 2 = CCl 4

При більш сильному нагріванні вуглець реагує із сіркою, кремнієм:

При дії електричного розряду вуглець з'єднується з азотом, утворюючи діацин:

2С + N 2 → N ≡ C – C ≡ N

У присутності каталізатора (нікель) та при нагріванні вуглець реагує з воднем:

З + 2Н 2 = СН 4

З водою розжарений кокс утворює суміш газів:

З + H 2 O = CO + H 2

Відновлювальні властивості вуглецю застосовуються в пірометалургії:

C + CuO = Cu + CO

При нагріванні з оксидами активних металів вуглець утворює карбіди:

3С + СаО = СаС 2 + СО

9С + 2Al 2 O 3 = Al 4 C 3 + 6CO

2C + Na 2 SO 4 = Na 2 S + CO 2

2C + Na 2 CO 3 = 2Na + 3CO

Вуглець окислюють такі сильні окислювачі, як концентровані сірчана та азотна кислоти, інші окислювачі:

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

З + 2H 2 SO 4 (конц.) = 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

У реакціях з активними металами вуглець виявляє властивості окислювача. При цьому утворюються карбіди:

4C + 3Al = Al 4 C 3

Карбіди піддаються гідролізу, утворюючи при цьому вуглеводні:

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

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

Хром утворює три оксиди: CrO, Cr 2 O 3 , CrO 3 .

Оксид хрому (II) CrO – пірофорний чорний порошок. Має основні властивості.

В окислювально-відновних реакціях поводиться як відновник:

CrO отримують розкладанням у вакуумі карбонілу хрому Cr(СО) 6 при 300°С.

Оксид хрому (III) Cr 2 O 3 – тугоплавкий порошок зеленого кольору. За твердістю близький до корунду, тому його вводять до складу засобів для полірування. Утворюється при взаємодії Cr та O 2 за високої температури. В лабораторії оксид хрому (III) можна отримати нагріванням дихромату амонію:

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

Оксид хрому (III) має амфотерні властивості. При взаємодії з кислотами утворюються солі хрому (III): Cr2O3+3H2SO4=Cr2(SO4)3+3Н2О

При взаємодії з лугами в розплаві утворюються сполуки хрому (III) - хроміти (без кисню): Cr 2 O 3 +2NaOH=2NaCrO 2 +Н 2 Про

У воді оксид хрому (III) нерозчинний.

В окислювально-відновних реакціях оксид хрому (III) поводиться як відновник:

Оксид хрому (VI) CrO 3 - хромовий ангідрид, є темно-червоними голчастими кристалами. При нагріванні близько 200 ° С розкладається:

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

Легко розчиняється у воді, маючи кислотний характер, утворює хромові кислоти. З надлишком води утворюється хромова кислота H 2 CrO 4:

CrO 3 +Н 2 O=Н 2 CrO 4

При великій концентрації CrO 3 утворюється дихромова кислота Н 2 Cr 2 Про 7:

2CrO 3 +Н 2 О=Н 2 Cr 2 Про 7

яка при розведенні переходить у хромову кислоту:

Н 2 Cr 2 Про 7 +Н 2 О=2Н 2 CrO 4

Хромові кислоти існують лише у водному розчині, жодна з цих кислот у вільному стані не виділена. Проте їх солі дуже стійкі.

Оксид хрому (VI) є сильним окислювачем:

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

Окислює йод, сірку, фосфор, вугілля, перетворюючись на Cr 2 O 3 . Отримують CrO 3 дією надлишку концентрованої сірчаної кислоти на насичений водний розчин дихромату натрію: Na 2 Cr 2 O 7 +2H 2 SO 4 =2CrO 3 +2NaHSO 4 +H 2 O Слід зазначити сильну токсичність оксиду хрому (VI).

Хром - хімічний елемент з атомним номером 24. Це твердий, блискучий, сіро-стального кольору метал, який добре полірується і не тьмяніє. Використовується в сплавах, таких як нержавіюча сталь, та як покриття. Організму людини потрібні невеликі кількості тривалентного хрому для метаболізму цукру, але Cr (VI) дуже токсичний.

Різні сполуки хрому, такі як окис хрому (III) і свинцевий хромат, яскраво пофарбовані і використовуються в фарбах і пігментах. Червоний колір рубіну обумовлений наявністю цього хімічного елемента. Деякі речовини, особливо натрію, є окислювачами, що використовуються для окислення органічних сполук і (разом з сірчаною кислотою) для очищення лабораторного посуду. Крім того, окис хрому (VI) застосовується у виробництві магнітної стрічки.

Відкриття та етимологія

Історія відкриття хімічного елемента хром така. В 1761 Йоганн Готлоб Леман знайшов в Уральських горах оранжево-червоний мінерал і назвав його «сибірським червоним свинцем». Хоча він помилково був ідентифікований як з'єднання свинцю з селеном і залізом, матеріал насправді був хроматом свинцю з хімічною формулою PbCrO 4 . Сьогодні він відомий як мінерал кроконт.

В 1770 Петро Симон Паллас відвідав те місце, де Леман знайшов червоний свинцевий мінерал, який мав дуже корисні властивості пігменту в фарбах. Використання сибірського червоного свинцю як фарба набуло швидкого розвитку. Крім того, яскраво-жовтий колір із кроконту став модним.

В 1797 Ніколя-Луї Воклен отримав зразки червоної Шляхом змішування кроконту з соляною кислотою він отримав оксид CrO 3 . Хром як хімічний елемент було виділено 1798 року. Воклен отримав його при нагріванні оксиду з вугіллям. Він також зміг виявити сліди хрому в дорогоцінному камінні, таких як рубін і смарагд.

У 1800-х роках Cr в основному застосовувався у складі фарб та шкіряних солей. Сьогодні 85% металу використовують у сплавах. Решта застосовується у хімічній промисловості, виробництві вогнетривких матеріалів та ливарної промисловості.

Вимова хімічного елемента хром відповідає грецькому χρῶμα, що означає «колір», через безліч кольорових сполук, які можна отримати.

Видобуток та виробництво

Елемент виробляють із хроміту (FeCr 2 O 4). Приблизно половина цієї руди у світі видобувається у Південній Африці. Крім того, Казахстан, Індія та Туреччина є його великими виробниками. Розвіданих родовищ хроміту достатньо, але географічно вони сконцентровані у Казахстані та півдні Африки.

Поклади самородного металевого хрому трапляються рідко, але вони є. Наприклад, його добувають на шахті «Вдала» у Росії. Вона є багатою на алмази, і відновне середовище допомогло утворитися чистому хрому та алмазам.

Для промислового виробництва металу хромітові руди обробляють розплавленим лугом (їдким натром, NaOH). При цьому утворюється хромат натрію (Na 2 CrO 4), який відновлюється вуглецем до оксиду Сг 2 O 3 . Метал отримують при нагріванні окислу у присутності алюмінію або кремнію.

У 2000 році було видобуто близько 15 млн т хромітової руди, яка була перероблена в 4 млн т ферохрому, що на 70% складається з сплаву хрому із залізом, приблизна ринкова вартість яких склала 2,5 млрд доларів США.

Основні характеристики

Характеристика хімічного елемента хрому обумовлена ​​тим, що він є перехідним металом четвертого періоду таблиці Менделєєва та розташований між ванадієм та марганцем. Входить у VI групу. Плавиться за температури 1907 °С. У присутності кисню хром швидко утворює тонкий шар оксиду, який захищає метал від подальшої взаємодії з киснем.

Як перехідний елемент він реагує з речовинами в різних співвідношеннях. Таким чином він утворює сполуки, в яких має різні ступені окислення. Хром – хімічний елемент з основними станами +2, +3 та +6, з яких +3 є найбільш стійким. Крім того, в окремих випадках спостерігаються стани +1, +4 і +5. Сполуки хрому в ступені окислення +6 є сильними окислювачами.

Якого кольору хром? Хімічний елемент надає відтінок рубіна. Сг 2 O 3 , що використовується також застосовується в якості пігменту під назвою «хромова зелень». Його солі фарбують скло у смарагдово-зелений колір. Хром – хімічний елемент, присутність якого робить рубін червоним. Тому він використовується у виробництві синтетичних рубінів.

Ізотопи

Ізотопи хрому мають атомну вагу від 43 до 67. Зазвичай даний хімічний елемент складається з трьох стабільних форм: 52 Cr, 53 Cr і 54 Cr. З них найпоширеніший 52 Cr (83,8% всього природного хрому). Крім того, описано 19 радіоізотопів, з яких найбільш стабільним є 50 Cr з періодом напіврозпаду, що перевищує 1,8x10 17 років. У 51 Cr період напіврозпаду - 27,7 днів, а у решти радіоактивних ізотопів він не перевищує 24 год, причому у більшості з них він триває менше однієї хвилини. Елемент також має два метастани.

Ізотопи хрому в земній корі, як правило, супроводжують ізотопи марганцю, що знаходить застосування в геології. 53 Cr утворюється при радіоактивному розпаді 53 Mn. Співвідношення ізотопів Mn/Cr підкріплює інші відомості про ранню історію Сонячної системи. Зміни у співвідношеннях 53 Cr/ 52 Cr і Mn/Cr із різних метеоритів доводить те, що нові атомні ядра були створені безпосередньо перед формуванням Сонячної системи.

Хімічний елемент хром: властивості, формула сполук

Оксид хрому (III) Сг 2 O 3 також відомий як полуторний окис, є одним з чотирьох оксидів цього хімічного елемента. Його одержують із хроміту. З'єднання зеленого кольору зазвичай називають «хромовою зеленню», коли використовують як пігмент для живопису по емалі та склі. Оксид може розчинятися в кислотах, утворюючи солі, а розплавленої лугу - хромити.

Біхромат калію

K 2 Cr 2 O 7 є потужним окислювачем і йому надається перевага як засіб для очищення лабораторного посуду від органіки. Для цього використовується його насичений розчин Іноді, однак, його замінюють біхроматом натрію, виходячи з більш високої розчинності останнього. Крім того, він може регулювати процес окислення органічних сполук, перетворюючи первинний спирт на альдегід, а потім у вуглекислоту.

Біхромат калію здатний спричинити хромовий дерматит. Хром, ймовірно, є причиною сенсибілізації, що веде до розвитку дерматиту, особливо рук та передпліч, який носить хронічний характер і важко виліковний. Як і інші сполуки Cr(VI), біхромат калію канцерогенний. З ним потрібно звертатися у рукавичках та відповідними засобами захисту.

Хромова кислота

З'єднання має гіпотетичну структуру H 2 CrO 4 . Ні хромова, ні дихромова кислоти не зустрічаються у природі, та їх аніони знаходять у різних речовинах. "Хромова кислота", яку можна зустріти у продажу, насправді є її кислотним ангідридом - триоксидом CrO 3 .

Хромат свинцю (II)

PbCrO 4 має яскраво-жовте забарвлення і практично не розчинний у воді. З цієї причини він знайшов застосування як барвистого пігменту під назвою «жовтий крон».

Cr та п'ятивалентний зв'язок

Хром відрізняється своєю здатністю утворювати п'ятивалентні зв'язки. З'єднання створюється Cr (I) та вуглеводневим радикалом. П'ятивалентний зв'язок формується між двома атомами хрому. Його формула може бути записана як Ar-Cr-Cr-Ar, де Ar є специфічною ароматичною групою.

Застосування

Хром - хімічний елемент, властивості якого забезпечили безліч різних варіантів застосування, деякі з яких наведені нижче.

Металам він надає стійкості до корозії та глянсової поверхні. Тому хром входить до складу таких сплавів, як нержавіюча сталь, що використовуються, наприклад, столових приладах. Він також застосовується для нанесення хромованого покриття.

Хром є каталізатором різних реакцій. З нього роблять форми для випалу цегли. Його солями дублять шкіру. Біхромат калію застосовують для окислення органічних сполук, таких як спирти та альдегіди, а також для очищення лабораторного посуду. Він служить фіксуючим агентом для фарбування тканини, а також використовується у фотографії та фотодруку.

CrO 3 застосовується для виготовлення магнітних стрічок (наприклад, для аудіозапису), які мають кращі характеристики, ніж плівки з оксидом заліза.

Роль у біології

Тривалентний хром - хімічний елемент, необхідний метаболізму цукру в організмі людини. Навпаки, шестивалентний Cr дуже токсичний.

Запобіжні заходи

Металевий хром та сполуки Cr (III), як правило, не вважаються небезпечними для здоров'я, але речовини, що містять Cr (VI), можуть бути токсичними, якщо їх приймати внутрішньо або вдихати. Більшість таких речовин мають подразнюючу дію на очі, шкіру та слизові оболонки. При постійній дії з'єднання хрому (VI) можуть спричинити пошкодження очей, якщо їх не лікувати належним чином. Крім того, це визнаний канцероген. Смертельна доза цього хімічного елемента - близько половини чайної ложки. Згідно з рекомендаціями Всесвітньої організації охорони здоров'я, гранично допустима концентрація Cr (VI) у питній воді становить 0,05 мг на літр.

Так як з'єднання хрому використовуються в барвниках і для дублення шкіри, вони часто зустрічаються в ґрунті та ґрунтових водах занедбаних промислових об'єктів, що вимагають екологічного очищення та відновлення. Грунтовка, що містить Cr (VI), досі широко застосовується в аерокосмічній промисловості та автомобілебудуванні.

Властивості елемента

Основні фізичні властивості хрому такі:

• Атомне число: 24.
• Атомна вага: 51,996.
• Температура: 1890 °C.
• Температура: 2482 °C.
• Ступінь окиснення: +2, +3, +6.
• Конфігурація електронів: 3d 5 4s 1 .