Хром, перехідний метал, який широко використовується в промисловості завдяки своїй міцності та стійкості до нагрівання та корозії. Ця стаття дасть вам розуміння деяких важливих властивостей та можливостей використання цього перехідного металу.
Хром відноситься до категорії перехідних металів. Це твердий, але тендітний метал сіро сталевого кольору з атомним номером 24. Цей блискучий метал поміщають у групи 6 періодичної таблиці, і позначають символом Cr.
Ім'я хромій є похідним від грецького слова хрому, що означає колір.
Вірний своєму імені, хром утворює кілька інтенсивно забарвлених сполук. Сьогодні практично весь хром, що комерційно використовується, витягується з руди хроміту заліза або окису хрому (FeCr2O4).
Властивості хрому
- Хром є найбільш поширеним елементом на земній корі, але він ніколи не відбувається у чистому вигляді. В основному видобувається із шахт, таких як хромітові копальні.
- Розплавляють хром при температурі 2180 або 3465°F, а температура кипіння становить 2944 або 4840°F. його атомна вага 51996 г/моль, і за шкалою Моосу становить 5,5.
- Хром зустрічається в багатьох окислювальних станах, таких як +1, +2, +3, +4, +5 і +6, з яких +2, +3 і +6 є найбільш поширеними, а +1, +4, А +5 це рідкісне окислення. У +3 ступеня окиснення є найбільш стабільним станом хрому. Хром (III) може бути отриманий розчиненням елементарного хрому в соляній чи сірчаній кислоті.
- Цей металевий елемент відомий своїми унікальними магнітними властивостями. При кімнатній температурі він має антиферомагнітне впорядкування, яке показано на інших металах при відносно низьких температурах.
- Антиферомагнетизм - це де сусідні іони, які поводяться як магніти приєднуються до протилежних чи антипаралельних механізмів через матеріал. В результаті, магнітне поле, створюване магнітними атомами або іонами, орієнтуються в одному напрямку, скасовуючи магнітні атоми або іони, збудовані в протилежному напрямку, так, що матеріал не виявляє жодних грубих зовнішніх магнітних полів.
- При температурі вище 38°C хром стає парамагнетиком, тобто його приваблює зовні прикладене магнітне поле. Іншими словами, хром приваблює зовнішнє магнітне поле за температури вище 38°С.
- Хром не піддається водневому крихтенню, т. е. не стають крихкими при дії атомарного водню. Але при впливі азоту він втрачає свою пластичність і стає крихким.
- Хром має високу стійкість до корозії. Тонка захисна оксидна плівка утворюється на поверхні металу, коли він вступає в контакт із киснем у повітрі. Цей шар перешкоджає дифузії кисню в основний матеріал і таким чином захищає його від подальшої корозії. Цей процес називається пасивація, пасивація хромом дає стійкість до дії кислот.
- Існує три основні ізотопи хрому, які називаються 52Cr, 53Cr, 54Cr і, з яких 52 CR є найбільш поширеним ізотопом. Хром реагує з більшістю кислот, але не взаємодіє із водою. За кімнатної температури він реагує з киснем, утворюючи оксид хрому.
Застосування
Виробництво нержавіючої сталі
Хром знайшов широкий спектр застосування завдяки своїй твердості та стійкості до корозії. Він використовується в основному в трьох галузях промисловості - металургійної, хімічної та вогнетривкої. Він широко використовується для виробництва нержавіючої сталі, оскільки це запобігає корозії. Сьогодні це важливий легуючий матеріал для сталей. Він також використовується для виготовлення ніхрену, що використовується в нагрівальних елементах опору через його здатність витримувати високі температури.
Покриття поверхонь
Кислий хромат або дихромат також використовується для покриття поверхонь. Зазвичай це робиться за допомогою методу гальваніки, де тонкий шар хрому наноситься на металеву поверхню. Інший спосіб - це хромування деталей, через який хромати використовуються для нанесення захисного шару на певні метали, такі як алюміній (Al), кадмій (CD), цинк (Zn), срібло та магній (MG).
Збереження деревини та дублення шкір
Солі хрому (VI) є токсичними, тому вони використовуються для збереження деревини від пошкодження та руйнування грибком, комахами та термітами. Хром (III), особливо хромові галун або сульфат калію використовується в шкіряній промисловості, оскільки він допомагає стабілізувати шкіру.
Барвники та пігменти
Хром також використовується для виготовлення пігментів чи барвників. Жовтий хром і хромат свинцю широко використовувалися як пігмент у минулому. Через екологічні проблеми, його використання суттєво знизилося, а потім, нарешті, його замінили свинець та хромові пігменти. Інші пігменти на основі хрому, червоного хрому, оксиду зеленого хрому, які є сумішшю жовтої та берлінської блакиті. Окис хрому використовується для надання зеленого кольору скла.
Синтез штучних рубінів
Смарагди завдячують своїм зеленим відтінком хрому. Окис хрому застосовується також для синтетичних рубінів. Природні рубіни корунди або кристали оксиду алюмінію, які набувають червоного відтінку через присутність хрому. Синтетичні чи штучні рубіни зроблені легуванням хрому (III) на синтетичних кристалах корунду.
Біологічні функції
Хром (III) або тривалентний хром, необхідний в організмі людини, але в дуже невеликих кількостях. Це, як вважають, відіграє важливу роль у ліпіді та метаболізмі цукру. В даний час він використовується в багатьох дієтичних добавках, які, як стверджують, мають кілька переваг для здоров'я, однак це є спірним питанням. Біологічна роль хрому не була перевірена належним чином, і багато експертів вважають, що це не важливо для ссавців, в той час як інші розглядають його як найважливіший мікроелемент для людини.
Інше використання
Висока температура плавлення та теплостійкість зробити хром ідеальним вогнетривким матеріалом. Він знайшов собі застосування в доменних печах, цементних печах та металевих. Багато сполук хрому застосовуються як каталізатори для переробки вуглеводнів. Хром (IV) використовується, щоб зробити магнітні стрічки, що використовуються в аудіо та відеокасетах.
Шестивалентний хром або хром (VI) називається токсичною та мутагенною речовиною, а хром (IV) є відомим своїми канцерогенними властивостями. Хромат солі також викликає алергічні реакції в деяких людей. Завдяки турботі про охорону здоров'я та екологічним проблемам деякі обмеження були накладені на використання сполук хрому в різних частинах світу.
Cr 2+. Концентрація заряду двовалентного катіону хрому відповідає концентрації заряду катіону магнію та двовалентного катіону заліза, тому цілий ряд властивостей, особливо кислотно-основна поведінка цих катіонів близька. При цьому, як уже було сказано, Cr 2+ - сильний відновник, тому в розчині йдуть наступні реакції: 2CrCl 2 + 2HCl = 2CrCl 3 + H 2 4CrCl 2 + 4HCl + O 2 = 4CrCl 3 + 2H 2 O. але відбувається навіть окислення водою: 2CrSO 4 + 2H 2 O = 2Cr(OH)SO 4 + H 2 . Окислення двовалентного хрому відбувається навіть легше, ніж окиснення двовалентного заліза, солі також піддаються гідролізу по катіону в помірному ступені (тобто домінуючою є перший ступінь).
CrO - основний оксид, чорного кольору, пірофорен. При 700 про С диспропорціонує: 3CrO = Cr2O3+Cr. Він може бути отриманий при термічному розкладанні відповідного гідроксиду без кисню.
Cr(OH) 2 – нерозчинна основа жовтого кольору. Реагує з кислотами, при цьому кислоти-окислювачі одночасно з кислотно-основною взаємодією окислюють двовалентний хром, за певних умов це відбувається і з кислотами-неокислювачами (окислювач – H+). При отриманні обмінної реакції гідроксид хрому (II) швидко зеленіє через окислення:
4Cr(OH) 2 + O 2 = 4CrO(OH) + 2H 2 O.
Окисленням супроводжується і розкладання гідроксиду хрому (II) у присутності кисню: 4Cr(OH) 2 = 2Cr 2 O 3 + 4H 2 O.
Cr 3+. Сполуки хрому (III) за хімічними властивостями схожі на сполуки алюмінію та заліза (III). Оксид та гідроксид амфотерни. Солі слабких нестійких і нерозчинних кислот (H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , H 2 S, H 2 SiO 3) піддаються незворотному гідролізу:
2CrCl 3 + 3K 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S + 6KCl ; Cr 2 S 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S.
Але катіон хрому (III) – не дуже сильний окислювач, тому сульфід хрому (III) існує і може бути отриманий у безводних умовах, щоправда, не з простих речовин, оскільки розкладається при нагріванні, а за реакцією: 2CrCl 3 (кр) + 2H2S(газ) = Сr2S3(кр) + 6HCl. Окислювальних властивостей тривалентного хрому недостатньо для того, щоб розчини його солей взаємодіяли з міддю, але з цинком така реакція проходить: 2CrCl 3 + Zn = 2CrCl 2 + ZnCl 2 .
Cr 2 O 3 - Амфотерний оксид зеленого кольору, має дуже міцну кристалічну решітку, тому хімічну активність виявляє тільки в аморфному стані. Реагує в основному при сплавленні з кислотними та основними оксидами, з кислотами та лугами, а також із сполуками, що мають кислотні або основні функції:
Cr 2 O 3 + 3K 2 S 2 O 7 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3K 2 SO 4; Cr 2 O 3 + K 2 CO 3 = 2KCrO 2 + CO 2 .
Cr(OH) 3 (CrO(OH), Cr 2 O 3 *nH 2 O) - Амфотерний гідроксид сіро-синього кольору. Розчиняється і кислотах, і лугах. При розчиненні в лугах утворюються гідроксокомлекси, в яких катіон хрому має координаційне число 4 або 6:
Cr(OH) 3 + NaOH = Na; Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 .
Гідроксокомплекс легко розкладаються кислотами, при цьому з сильними і слабкими кислотами процеси різні:
Na + 4HCl = NaCl + CrCl 3 + 4H 2 O; Na + CO 2 = Cr(OH) 3 ↓ + NaHCO 3.
З'єднання Cr(III) є не тільки окислювачами, а й відновниками по відношенню до перетворення на сполуки Cr(VI). Особливо легко реакція проходить у лужному середовищі:
2Na 3 + 3Cl 2 + 4NaOH = 2Na 2 CrO 4 + 6NaCl + 8H 2 O E 0 = - 0,72 Ст.
У кислому середовищі: 2Cr 3+ → Cr 2 O 7 2- E 0 = +1,38 Ст.
Cr +6. Усі сполуки Cr(VI) – сильні окисники. Кислотно-основне поведінка цих сполук схоже поведінка сполук сірки у тому ступеня окислення. Така подібність властивостей сполук елементів головних і побічних підгруп максимальною позитивною мірою окислення притаманно більшості груп періодичної системи.
CrO 3 - поєднання темно-червоного кольору, типовий кислотний оксид. При температурі плавлення розкладається: 4CrO 3 = 2Cr 2 O 3 + 3O 2 .
Приклад окисної дії: CrO 3 + NH 3 = Cr 2 O 3 + N 2 + H 2 O (При нагріванні).
Оксид хрому(VI) легко розчиняється у воді, приєднуючи її і перетворюючись на гідроксид:
H 2 CrO 4 - хромова кислота є сильною двоосновною кислотою. У вільному вигляді виділяється, т.к. при концентрації вище 75% йде реакція конденсації з утворенням дворомової кислоти: 2H 2 CrO 4 (жовт.) = H 2 Cr 2 O 7 (оранж.) + H 2 O.
Подальше концентрування веде до утворення трихромової (H2Cr3O10) і навіть тетрахромової (H2Cr4O13) кислот.
Димеризація хромат-аніону відбувається також при підкисленні. В результаті солі хромової кислоти при pH > 6 існують як хромати(K 2 CrO 4) жовтого кольору, а при pH< 6 как бихроматы(K 2 Cr 2 O 7) оранжевого цвета. Большинство бихроматов растворимы, а растворимость хроматов чётко соответствует растворимости сульфатов соответствующих металлов. В растворах возможно взаимопревращения соответствующих солей:
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.
Взаємодія біхромату калію з концентрованою сірчаною кислотою веде до утворення хромового ангідриду, нерозчинного в ній:
K 2 Cr 2 O 7 (крист.) + + H 2 SO 4 (конц.) = 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O;
Біхромат амонію при нагріванні зазнає внутрішньомолекулярної окисно-відновної реакції: (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
ГАЛОГЕНИ (« солі, що народжують»)
Галогенами називають елементи головної підгрупи VII групи періодичної системи. Це фтор, хлор, бром, йод, астат. Будова зовнішнього електронного шару їх атомів: ns 2 np 5 . Т.ч., на зовнішньому електронному рівні знаходиться 7 електронів, і до стійкої оболонки благородного газу їм не вистачає лише одного електрона. Як передостанні елементи в періоді, галогени мають найменший в періоді радіус. Все це призводить до того, що галогени виявляють властивості неметалів, мають велику електронегативність та високий потенціал іонізації. Галогени є сильними окислювачами, вони здатні приймати електрон, перетворюючись на аніон із зарядом "1-" або виявляти ступінь окислення «-1» при ковалентному зв'язуванні з менш електронегативними елементами. У той же час, при русі по групі зверху донизу радіус атома збільшується і окислювальна здатність галогенів зменшується. Якщо фтор є найсильнішим окислювачем, то йод при взаємодії з деякими складними речовинами, а також із киснем та іншими галогенами виявляє відновлювальні властивості.
Атом фтору відрізняється від інших членів групи. По-перше, він виявляє лише негативний ступінь окислення, оскільки є найбільш електронегативним елементом, а по-друге, як будь-який елемент II періоду, він має лише 4 атомні орбіталі на зовнішньому електронному рівні, три з яких зайняті неподіленими електронними парами, на четвертій знаходиться неспарений електрон, який у більшості випадків є єдиним валентним електроном. У атомах інших елементів зовнішньому рівні є незаповнений d-електронний подуровень, куди може переходити збуджений електрон. Кожна неподілена пара при розпарюванні дає два електрони, тому основні ступеня окислення хлору, брому та йоду, крім "-1", це "+1", "+3", "+5", "+7". Менш стійкими, але принципово досяжними є ступеня окислення +2, +4 і +6.
Як прості речовини всі галогени є двоатомними молекулами з одинарним зв'язком між атомами. Енергії дисоціації зв'язків у ряді молекул F 2 , Cl 2 , Br 2 , J 2 наступні: 151 кДж/моль, 239 кДж/моль, 192 кДж/моль, 149 кДж/моль. Монотонне зменшення енергії зв'язку під час переходу від хлору до йоду легко пояснюється збільшенням довжини зв'язку через зростання радіусу атома. Аномально низька енергія зв'язку у молекулі фтору має два пояснення. Перше стосується самої молекули фтору. Як мовилося раніше, фтор має дуже невеликий радіус атома і сім електронів на зовнішньому рівні, тому при зближенні атомів при освіті молекули виникає міжелектронне відштовхування, у результаті перекриття орбіталей відбувається в повному обсязі, і порядок зв'язку у молекулі фтору трохи менше одиниці. Згідно з другим поясненням, у молекулах інших галогенів існує додаткове донорно-акцепторне перекриття неподіленої електронної пари одного атома і вільної d-орбіталі іншого атома, по дві протилежні взаємодії на молекулу. Т.ч., зв'язок у молекулах хлору, брому та йоду визначається як майже потрійний з погляду наявності взаємодій. Але донорно-акцепторні перекриття відбуваються лише частково, і зв'язок має порядок (для молекули хлору) 1,12.
Фізичні властивості: За звичайних умов фтор – це важко зріджуваний газ (температура кипіння якого -187 0 С) світло-жовтого кольору, хлор – легко зріджуваний (температура кипіння дорівнює –34,2 0 С) газ жовто-зеленого кольору, бром – бура рідина, що легко випаровується. йод – тверда речовина сірого кольору з металевим блиском. У твердому стані всі галогени утворюють молекулярні кристалічні грати, що характеризується слабкими міжмолекулярними взаємодіями. У зв'язку з чим йод має схильність до сублімації – при нагріванні при атмосферному тиску переходить у газоподібний стан (утворює фіолетові пари), минаючи рідке. При русі групою зверху вниз температури плавлення і кипіння збільшуються як рахунок збільшення молекулярної маси речовин, і з допомогою посилення сил Ван-дер-Ваальса, діючих між молекулами. Величина цих сил тим більше, що більше поляризуемость молекули, що, своєю чергою, зростає зі збільшенням радіусу атома.
Усі галогени погано розчиняються у воді, але добре – у неполярних органічних розчинниках, наприклад, у чотирихлористому вуглеці. Погана розчинність у воді пов'язана з тим, що при утворенні порожнини для розчинення молекули галогену вода втрачає досить міцні водневі зв'язки, замість яких між її полярною молекулою та неполярною молекулою галогену жодних сильних взаємодій не виникає. Розчинення галогенів в неполярних розчинниках відповідає ситуації: «подібне розчиняється в подібному», коли характер зв'язків, що рвуться і утворюються, однаковий.
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 .
Відкриття хрому відноситься до періоду бурхливого розвитку хіміко-аналітичних досліджень солей та мінералів. У Росії хіміки виявляли особливий інтерес до аналізу мінералів, знайдених у Сибіру та майже невідомих у Західній Європі. Одним із таких мінералів була сибірська червона свинцева руда (крокоїт), описана ще Ломоносовим. Мінерал досліджувався, але нічого, крім оксидів свинцю, заліза та алюмінію, в ньому не було знайдено. Однак у 1797 році Вокелен, прокип'ятив тонко подрібнений зразок мінералу з поташом і осадивши карбонат свинцю, отримав розчин, пофарбований в оранжево червоний колір. З цього розчину він викристалізував рубіново-червону сіль, з якої виділили оксид і вільний метал, відмінний від усіх відомих металів. Вокелен назвав його Хром ( Chrome ) від грецького слова- фарбування, колір; правда тут йшлося про властивість не металу, яке яскраво пофарбованих солей.
Знаходження у природі.
Найважливішою рудою хрому, що має практичне значення, є хроміт, приблизний склад якого відповідає формулі FeCrO4.
Він зустрічається у Малій Азії, на Уралі, у Північній Америці, на півдні Африки. Технічне значення має також названий мінерал крокоїт – PbCrO 4 . У природі зустрічаються також оксид хрому (3) та деякі інші його сполуки. У земній корі вміст хрому у перерахунку на метал становить 0,03%. Хром виявлено на Сонці, зірках, метеоритах.
Фізичні властивості.
Хром – білий, твердий та тендітний метал, виключно хімічно стійкий до дії кислот та лугів. На повітрі він окислюється, має поверхні тонку прозору плівку оксиду. Хром має щільність 7,1 г/см 3 його температура плавлення становить +1875 0 С.
Отримання.
При сильному нагріванні хромистого залізняку з вугіллям відбувається відновлення хрому та заліза:
FeO * Cr 2 O 3 + 4C = 2Cr + Fe + 4CO
В результаті цієї реакції утворюється сплав хрому із залізом, що відрізняється високою міцністю. Для отримання чистого хрому його відновлюють з оксиду хрому(3) алюмінієм:
Cr 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Cr
У цьому процесі зазвичай використовують два оксиди - Cr 2 O 3 і CrO 3
Хімічні властивості.
Завдяки тонкій захисній плівці оксиду, що покриває поверхню хрому, він дуже стійкий до дії агресивних кислот та лугів. Хром не реагує з концентрованими азотною та сірчаною кислотами, а також з фосфорною кислотою. З лугами хром вступає у взаємодію при t = 600-700 про C. Однак хром взаємодіє з розведеними сірчаною та соляною кислотами, витісняючи водень:
2Cr + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2
2Cr + 6HCl = 2CrCl 3 + 3H 2
За високої температури хром горить у кисні, утворюючи оксид(III).
Розпечений хром реагує з парами води:
2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2
Хром при високій температурі реагує також з галогенами, галоген - воднями, сіркою, азотом, фосфором, вугіллям, кремнієм, бором, наприклад:
Cr + 2HF = CrF 2 + H 2
2Cr + N2 = 2CrN
2Cr + 3S = Cr 2 S 3
Cr + Si = CrSi
Вищевказані фізичні та хімічні властивості хрому знайшли своє застосування у різних галузях науки та техніки. Так, наприклад, хром та його сплави використовуються для отримання високоміцних, корозійностійких покриттів у машинобудуванні. Сплави у вигляді ферохрому використовуються як металорізальні інструменти. Хромовані метали знайшли застосування в медичній техніці, при виготовленні хімічного технологічного обладнання.
Положення хрому в періодичній системі хімічних елементів:
Хром очолює побічну підгрупу VI групи періодичної системи елементів. Його електронна формула така:
24 Cr IS 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 5 4S 1
У заповненні орбіталей електронами у атома хрому порушується закономірність, згідно з якою спочатку мала б заповнитися 4S - орбіталь до стану 4S 2 . Однак, внаслідок того, що 3d - орбіталь займає в атомі хрому вигідніше енергетичне положення, відбувається її заповнення значення 4d 5 . Таке явище спостерігається в інших атомів елементів побічних підгруп. Хром може виявляти ступеня окиснення від +1 до +6. Найбільш стійкими є сполуки хрому зі ступенями окиснення +2, +3, +6.
З'єднання двовалентного хрому.
Оксид хрому (II) CrO – пірофорний чорний порошок (пірофорність – здатність у тонкороздробленому стані спалахнуть на повітрі). CrO розчиняється в розведеній соляній кислоті:
CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O
На повітрі при нагріванні понад 100 0 С CrO перетворюється на Cr 2 O 3 .
Солі двовалентного хрому утворюються під час розчинення металевого хрому в кислотах. Ці реакції відбуваються у атмосфері малоактивного газу (наприклад H 2), т.к. у присутності повітря легко відбувається окислення Cr(II) до Cr(III).
Гідроксид хрому одержують у вигляді жовтого осаду при дії розчину лугу на хлорид хрому (II):
CrCl 2 + 2NaOH = Cr(OH) 2 + 2NaCl
Cr(OH) 2 має основні властивості, є відновником. Гідратований іон Cr2+ пофарбований у блідо-блакитний колір. Водний розчин CrCl 2 має синє забарвлення. На повітрі у водних розчинах сполуки Cr(II) переходять у сполуки Cr(III). Особливо це яскраво виявляється у гідроксиду Cr(II):
4Cr(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Cr(OH) 3
З'єднання тривалентного хрому.
Оксид хрому (III) Cr2O3 – тугоплавкий порошок зеленого кольору. За твердістю близький до корунду. У лабораторії його можна отримати нагріванням дихромату амонію:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2
Cr 2 O 3 – амфотерний оксид, при сплавленні з лугами утворює хроміти: Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O
Гідроксид хрому також є амфотерною сполукою:
Cr(OH) 3 + HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
Cr(OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O
Безводний CrCl 3 має вигляд листочків темно-фіолетового кольору, зовсім нерозчинний у холодній воді, при кип'ятінні він розчиняється дуже повільно. Безводний сульфат хрому (III) Cr 2 (SO 4) 3 рожевого кольору також погано розчинний у воді. У присутності відновників утворює фіолетовий сульфат хрому Cr 2 (SO 4) 3 *18H 2 O. Відомі також зелені гідрати сульфату хрому, що містять меншу кількість води. Хромові галун KCr(SO 4) 2 *12H 2 O викристалізовуються з розчинів, що містять фіолетовий сульфат хрому і сульфат калію. Розчин хромових галунів при нагріванні стає зеленим завдяки утворенню сульфатів.
Реакції з хромом та його сполуками
Майже всі сполуки хрому та його розчини інтенсивно пофарбовані. Маючи безбарвний розчин або білий осад, ми можемо з великою ймовірністю зробити висновок про відсутність хрому.
- Сильно нагріємо в полум'ї пальника на фарфоровій чашці таку кількість біхромату калію, що поміститься на кінчику ножа. Сіль не виділить кристалізаційної води, а розплавиться при температурі близько 400 0 З утворення темної рідини. Погріємо її ще кілька хвилин на сильному полум'ї. Після охолодження на черепку утворюється зелений осад. Частина його розчинний у воді (вона набуває жовтого кольору), а іншу частину залишимо на черепці. Сіль при нагріванні розклалася, у результаті утворився розчинний жовтий хромат калію K 2 CrO 4 і зелений Cr 2 O 3 .
- Розчинний 3г порошкоподібного біхромату калію в 50мл води. До однієї частини додамо трохи карбонату калію. Він розчиниться з виділенням CO2, а забарвлення розчину стане світло - жовтим. З біхромату калію утворюється хромат. Якщо тепер додати до порцій 50% розчин сірчаної кислоти, то знову з'явиться червоно - жовте забарвлення біхромату.
- Наллємо у пробірку 5мл. розчину біхромату калію, прокип'ятим із 3мл концентрованої соляної кислоти під тягою. З розчину виділяється жовто-зелений отруйний газоподібний хлор, оскільки хромат окислить HCl до Cl 2 і H 2 O. Сам хромат перетвориться на зелений хлорид тривалентного хрому. Його можна виділити випарюванням розчину, а потім, сплавивши з содою та селітрою, перевести в хромат.
- При додаванні розчину нітрату свинцю випадає жовтий свинцевий хромат; при взаємодії з розчином нітрату срібла утворюється червоно-коричневий осад хромату срібла.
- Додамо пероксид водню до розчину біхромату калію та підкислимо розчин сірчаною кислотою. Розчин набуває глибокого синого кольору завдяки утворенню пероксиду хрому. Пероксид при збовтуванні з деякою кількістю ефіру перейде в органічний розчинник і забарвить його у блакитний колір. Ця реакція специфічна для хрому і дуже чутлива. З її допомогою можна виявити хром у металах та сплавах. Насамперед необхідно розчинити метал. При тривалому кип'ятінні з 30%-ною сірчаною кислотою (можна додати і соляну кислоту) хром і багато стали частково розчиняються. Отриманий розчин містить сульфат хрому (ІІІ). Щоб можна було провести реакцію виявлення, спочатку нейтралізуємо його їдким натром. В осад випадає сіро-зелений гідроксид хрому (III), який розчиниться надлишком NaOH і утворює зелений хроміт натрію. Профільтруємо розчин і додамо 30% пероксид водню. При нагріванні розчин забарвиться у жовтий колір, оскільки хроміт окислиться до хромату. Підкислення призведе до появи блакитного забарвлення розчину. Забарвлене з'єднання можна екстрагувати, струшуючи з ефіром.
Аналітичні реакцію іони хрому.
- До 3-4 крапель розчину хлориду хрому CrCl 3 додайте 2М розчин NaOH до розчинення осаду, що спочатку випав. Зверніть увагу на колір хроміту натрію, що утворився. Нагрійте отриманий розчин на водяній бані. Що при цьому відбувається?
- До 2-3 крапель розчину CrCl 3 додайте рівний об'єм 8М розчину NaOH і 3-4 краплі 3% розчину H 2 O 2 . Нагрійте реакційну суміш на водяній бані. Що при цьому відбувається? Який осад утворюється, якщо отриманий нейтралізувати забарвлений розчин, додати до нього CH 3 COOH, а потім Pb(NO 3) 2 ?
- Налийте в пробірку 4-5 крапель розчинів сульфату хрому Cr 2 (SO 4) 3 , IMH 2 SO 4 і KMnO 4 . Нагрійте реакційну суміш протягом кількох хвилин на водяній бані. Зверніть увагу на зміну фарбування розчину. Чим воно викликане?
- До 3-4 крапель підкисленого азотною кислотою розчину K 2 Cr 2 O 7 додайте 2-3 краплі розчину H 2 O 2 і перемішайте. Синє фарбування розчину, що з'являється, обумовлено виникненням надхромової кислоти H 2 CrO 6:
Cr 2 O 7 2- + 4H 2 O 2 + 2H + = 2H 2 CrO 6 + 3H 2 O
Зверніть увагу на швидке розкладання H 2 CrO 6:
2H 2 CrO 6 + 8H+ = 2Cr 3+ + 3O 2 + 6H 2 O
синій колір зелений колір
Надхромова кислота значно стійкіша в органічних розчинниках.
- До 3-4 крапель підкисленого азотною кислотою розчину K 2 Cr 2 O 7 додайте 5 крапель ізоамілового спирту, 2-3 краплі розчину H 2 O 2 і збовтайте реакційну суміш. Шар органічного розчинника, що спливає на верх, пофарбований в яскраво-синій колір. Забарвлення зникає дуже повільно. Порівняйте стійкість H 2 CrO 6 в органічній та водних фазах.
- При взаємодії CrO 4 2 і іонами Ba 2+ випадає жовтий осад хромату барію BaCrO 4 .
- Нітрат срібла утворює з іонами CrO 4 2 осад хромату срібла цегляно-червоного кольору.
- Візьміть три пробірки. В одну з них помістіть 5-6 крапель розчину K 2 Cr 2 O 7 , в другу - такий самий об'єм розчину K 2 CrO 4 , а в третю - по три краплі обох розчинів. Потім додайте в кожну пробірку три краплі розчину іодиду калію. Поясніть отриманий результат. Підкисліть розчин у другій пробірці. Що при цьому відбувається? Чому?
Цікаві досліди із сполуками хрому
- Суміш CuSO 4 і K 2 Cr 2 O 7 при додаванні лугу стає зеленою, а в присутності кислоти стає жовтою. Нагріваючи 2 мг гліцерину з невеликою кількістю (NH 4) 2 Cr 2 O 7 з подальшим додаванням спирту, після фільтрування виходить яскраво-зелений розчин, який при додаванні кислоти стає жовтим, а в нейтральному або лужному середовищі стає зеленим.
- Помістити в центр консервної банки з термітом "рубінову суміш" - ретельно розтертий і поміщений в алюмінієву фольгу Al 2 O 3 (4,75 г) з добавкою Cr 2 O 3 (0,25 г). Щоб банку довше не остигала, необхідно закопати під верхній обріз у пісок, а після підпалювання терміту та початку реакції, накрити її залізним листом і засипати піском. Банку викопати за добу. Через війну утворюється червоно – рубіновий порошок.
- 10г біхромату калію розтирають з 5г нітрату натрію або калію та 10г цукру. Суміш зволожують і змішують із колодієм. Якщо порошок спресувати у скляній трубці, а потім виштовхнути паличку та підпалити її з торця, то почне виповзати «змія», спочатку чорна, а після охолодження – зелена. Паличка діаметром 4 мм горить зі швидкістю близько 2мм за секунду і подовжується в 10 разів.
- Якщо змішати розчини сульфату міді та дихромату калію і додати трохи розчину аміаку, то випаде аморфний коричневий осад складу 4СuCrO 4 * 3NH 3 * 5H 2 O, який розчиняється в соляній кислоті з утворенням жовтого розчину, а надлишку аміаку виходить зелений розчин. Якщо далі до цього розчину додати спирт, випаде зелений осад, який після фільтрації стає синім, а після висушування - синьо-фіолетовим з червоними блискітками, добре видимими при сильному освітленні.
- оксид хрому, що залишився після дослідів «вулкан» або «фараонові змії», можна регенерувати. Для цього треба сплавити 8г Cr 2 O 3 і 2г Na 2 CO 3 і 2,5г KNO 3 і обробити охолоджений сплав окропом. Виходить розчинний хромат, який можна перетворити і на інші сполуки Cr(II) і Cr(VI), у тому числі і вихідний дихромат амонію.
Приклади окисно-відновних переходів за участю хрому та його сполук
1. Cr 2 O 7 2- -- Cr 2 O 3 -- CrO 2 - -- CrO 4 2- -- Cr 2 O 7 2-
a) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O 
б) Cr 2 O 3 + 2NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O
в) 2NaCrO 2 + 3Br 2 + 8NaOH = 6NaBr +2Na 2 CrO 4 + 4H 2 O
г) 2Na 2 CrO 4 + 2HCl = Na 2 Cr 2 O 7 + 2NaCl + H 2 O
2. Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- CrCl 3 -- Cr 2 O 7 2- -- CrO 4 2-
а) 2Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
б) Cr(OH) 3 + 3HCl = CrCl 3 + 3H 2 O
в) 2CrCl 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 O = K 2 Cr 2 O 7 + 2Mn(OH) 2 + 6HCl
г) K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O
3. CrO -- Cr(OH) 2 -- Cr(OH) 3 -- Cr(NO 3) 3 -- Cr 2 O 3 -- CrO - 2
Cr 2+
а) CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O
б) CrO + H 2 O = Cr(OH) 2
в) Cr(OH) 2 + 1/2O 2 + H 2 O = 2Cr(OH) 3
г) Cr(OH) 3 + 3HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
д) 4Сr(NO 3) 3 = 2Cr 2 O 3 + 12NO 2 + O 2
е) Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2NaCrO 2 + H 2 O
Елемент хром у ролі художника
Хіміки часто зверталися до проблеми створення штучних пігментів для живопису. У XVIII-XIX ст була розроблена технологія отримання багатьох мальовничих матеріалів. Луї Нікола Воклен в 1797 р., який виявив у сибірській червоній руді раніше невідомий елемент хром, приготував нову, чудово стійку фарбу - хромову зелень. Хромофором є водний оксид хрому (III). Під назвою «смарагдова зелена» її почали випускати 1837 року. Пізніше Л.Вокелен запропонував кілька нових фарб: баритову, цинкову та хромові жовті. Згодом вони були витіснені стійкішими жовтими, помаранчевими пігментами на основі кадмію.
Зелена хромова - міцна і світлостійка фарба, що не піддається впливу атмосферних газів. Розтерта на олії хромова зелень володіє великою силою, що криє, і здатна до швидкого висихання, тому з XIX ст. її широко застосовують у живописі. Величезне значення вона має у розписі порцеляни. Справа в тому, що фарфорові вироби можуть декоруватися як підглазурним, так і надглазурним розписом. У першому випадку фарби наносять на поверхню лише злегка обпаленого виробу, який потім покривають шаром глазурі. Далі слідує основний, високотемпературний випал: для спікання фарфорової маси і оплавлення глазурі вироби нагрівають до 1350 – 1450 0 С. Таку високу температуру без хімічних змін витримують дуже небагато фарб, а за старих часів взагалі було тільки дві – кобальтова і хромова. Чорний оксид кобальту, нанесений на поверхню фарфорового виробу, при випалюванні сплавляється з глазур'ю, хімічно взаємодіючи з нею. В результаті утворюються яскраво-сині силікати кобальту. Такий декарований кобальтом синій порцеляновий посуд усі добре знають. Оксид хрому (III) не взаємодіє хімічно з компонентами глазурі і просто залягає між порцеляновими черепками та прозорою глазур'ю «глухим» шаром.
Крім хромової зелені художники застосовують фарби, отримані з волконського. Цей мінерал із групи монтморилонітів (глинистий мінерал підкласу складних силікатів Na(Mo,Al), Si 4 O 10 (OH) 2 був виявлений в 1830 р. російським мінералогом Кеммерером і названий на честь М. Н Волконської - дочки героя битви при Бородіно генерала .Н.Раєвського, дружини декабриста С.Г.Волконського.Волконскоіт являє собою глину, що містить до 24% оксиду хрому, а також оксиди алюмінею і заліза (III). обумовлює його різноманітне забарвлення – від кольору зимової потемнілої ялиці до яскраво-зеленого кольору болотяної жаби.
Пабло Пікассо звертався до геологів нашої країни з проханням вивчити запаси волконського, що дає фарбу неповторно свіжого тону. В даний час розроблено спосіб отримання штучного волконського. Цікаво відзначити, що за даними сучасних досліджень, російські іконописці використовували фарби з цього матеріалу ще в середні віки, задовго до його «офіційного» відкриття. Відомою популярністю користувалася у художників і зелень Гіньє (створена в 1837 р.), хромоформ якої є гідрат окису хрому Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O, де частина води хімічно пов'язана, а частина адсорбована. Цей пігмент надає фарбі смарагдового відтінку.
blog.сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.
