Spomedzi rôznych chemických prvkov a ich zlúčenín je ťažké vybrať pre ľudstvo najužitočnejšiu látku. Každý je jedinečný svojimi vlastnosťami a aplikáciami. Technický pokrok výrazne uľahčuje výskumný proces, ale predstavuje aj nové výzvy. Chemické prvky, objavené pred niekoľkými stovkami rokov a študované vo všetkých prejavoch, sa získavajú v modernom svete viac technologických použití. Tento trend sa rozširuje na zlúčeniny, ktoré existujú v prírode a sú vytvorené ľuďmi.

Oxid

AT zemská kôra a v rozľahlosti vesmíru je ich veľa chemické zlúčeniny, ktoré sa líšia triedami, typmi, charakteristikami. Jedným z najbežnejších typov zlúčenín je oxid (oxid, oxid). Zahŕňa piesok, vodu, oxid uhličitý, teda základné látky pre existenciu ľudstva a celej biosféry Zeme. Oxidy sú látky, ktoré obsahujú atómy kyslíka s oxidačným stavom -2, pričom väzba medzi prvkami je binárna. V dôsledku toho dochádza k ich tvorbe chemická reakcia, ktorého podmienky sa líšia v závislosti od zloženia oxidu.

Charakteristickými znakmi tejto látky sú tri polohy: látka je zložitá, pozostáva z dvoch atómov, jedným z nich je kyslík. Veľké množstvo existujúce oxidy sa vysvetľuje skutočnosťou, že mnohé chemické prvky tvoria niekoľko látok. Majú rovnaké zloženie, ale atóm, ktorý reaguje s kyslíkom, vykazuje niekoľko stupňov valencie. Napríklad oxid chrómu (2, 3, 4, 6), dusík (1, 2, 3, 4, 5) atď. Okrem toho ich vlastnosti závisia od stupňa mocenstva prvku vstupujúceho do oxidačnej reakcie.

Podľa prijatej klasifikácie sú oxidy zásadité a kyslé. Rozlišuje sa aj amfotérny druh, ktorý vykazuje vlastnosti zásaditého oxidu. Oxidy kyselín sú zlúčeniny nekovov alebo prvkov s vysokou mocnosťou, ich hydráty sú kyseliny. Medzi zásadité oxidy patria všetky látky, ktoré majú väzbu kyslík + kov, ich hydráty sú zásady.

Chromium

V 18. storočí objavil chemik I. G. Leman neznámy minerál, ktorý dostal názov červené sibírske olovo. Vauquelin, profesor parížskej mineralogickej školy, vykonal s výslednou vzorkou sériu chemických reakcií, v dôsledku ktorých sa izoloval neznámy kov. Hlavnými vlastnosťami, ktoré vedec identifikoval, bola jeho odolnosť voči kyslému prostrediu a žiaruvzdornosť (tepelná odolnosť). Názov "chróm" (Chromium) vznikol kvôli širokej škále farieb, ktoré charakterizujú zlúčeniny prvku. Kov je pomerne inertný čistej forme sa v prírodných podmienkach nevyskytuje.

Hlavné minerály obsahujúce chróm sú: chromit (FeCr 2 O 4), melanochroit, vokelenit, ditzeit, tarapakait. Chemický prvok Cr sa nachádza v skupine 6 periodický systém D. I. Mendelejev, má atómové číslo 24. Elektrónová konfigurácia atómu chrómu umožňuje prvku mať valenciu +2, +3, +6, pričom najstabilnejšie sú zlúčeniny trojmocného kovu. Možné sú reakcie, v ktorých je oxidačný stav +1, +5, +4. Chróm nie je chemicky aktívny, povrch kovu je pokrytý filmom (pasivačný efekt), ktorý za normálnych podmienok zabraňuje reakciám s kyslíkom a vodou. Oxid chrómu, ktorý sa tvorí na povrchu, chráni kov pred interakciou s kyselinami a halogénmi v neprítomnosti katalyzátorov. Spojenia s jednoduché látky(nie kovy) sú možné pri teplote 300°C (chlór, bróm, síra).

Pri interakcii s komplexné látky sú potrebné ďalšie podmienky, napríklad reakcia neprebieha s alkalickým roztokom, pri jeho taveninách prebieha proces veľmi pomaly. Chróm reaguje s kyselinami v prítomnosti vysokej teploty ako katalyzátor. Oxid chrómu je možné získať z rôznych minerálov pôsobením tepla. V závislosti od budúceho oxidačného stavu prvku sa používajú koncentrované kyseliny. V tomto prípade sa valencia chrómu v zlúčenine pohybuje od +2 do +6 (vyšší oxid chrómu).

Aplikácia

Vzhľadom na jedinečné antikorózne vlastnosti a tepelnú odolnosť majú zliatiny na báze chrómu veľký praktický význam. V percentuálnom vyjadrení by zároveň jeho podiel nemal presiahnuť polovicu celkového objemu. Veľkou nevýhodou chrómu je jeho krehkosť, ktorá znižuje možnosť spracovania zliatin. Najbežnejšie použitie kovu je výroba povlakov (chrómovanie). Ochranná fólia môže byť vrstva 0,005 mm, ale spoľahlivo ochráni kovový výrobok proti korózii a vonkajšie vplyvy. Zlúčeniny chrómu sa používajú na výrobu tepelne odolných štruktúr v hutníckom priemysle (taviace pece). Antikorózne nátery na dekoračné účely (kovová keramika), špeciálna legovaná oceľ, elektródy na zváracie stroje, zliatiny na báze kremíka, hliníka sú žiadané na svetových trhoch. Oxid chrómu vďaka nízkej možnosti oxidácie a vysokej tepelnej odolnosti slúži ako katalyzátor mnohých chemických reakcií prebiehajúcich pri vysokých teplotách (1000°C).

Dvojmocné zlúčeniny

Oxid chrómu (2) CrO (oxid dusný) je jasne červený alebo čierny prášok. Je nerozpustný vo vode, za normálnych podmienok neoxiduje, vykazuje výrazné zásadité vlastnosti. Látka je pevná, žiaruvzdorná (1550 o C), netoxická. V procese zahrievania na 100 °C sa oxiduje na Cr 2 O 3 . Nerozpúšťa sa v slabých roztokoch kyseliny dusičnej a sírovej, reakcia prebieha s kyselinou chlorovodíkovou.

Získanie, uplatnenie

Táto látka sa považuje za najnižší oxid. Má pomerne úzky rozsah. V chemickom priemysle sa oxid chrómu 2 používa na čistenie uhľovodíkov od kyslíka, ktorý priťahuje pri oxidácii pri teplotách nad 100 ° C. Dvojmocný oxid chrómu možno získať tromi spôsobmi:

1. Rozklad karbonylu Cr(CO) 6 v prítomnosti vysokej teploty ako katalyzátora.
2. Redukcia oxidu chrómu kyselinou fosforečnou 3.
3. Amalgám chrómu sa oxiduje kyslíkom alebo kyselinou dusičnou.

trojmocné zlúčeniny

Pre oxidy chrómu je oxidačný stav +3 najstabilnejšou formou látky. Cr 2 O 3 (chrómová zeleň, seskvioxid, escolaid) je chemicky inertný, nerozpustný vo vode, má vysoký bod topenia (viac ako 2000 o C). Oxid chrómu 3 – zelený žiaruvzdorný prášok, veľmi tvrdý, má amfotérne vlastnosti. Látka je rozpustná v koncentrované kyseliny, reakcia s alkáliami nastáva v dôsledku fúzie. Pri interakcii so silným redukčným činidlom sa môže redukovať na čistý kov.

Získavanie a používanie

Vďaka vysokej tvrdosti (porovnateľnej s korundom) je najčastejšie použitie látky v brúsnych a leštiacich materiáloch. Oxid chrómu (vzorec Cr 2 O 3) má zelená farba, preto sa používa ako pigment pri výrobe skiel, farieb, keramiky. Pre chemický priemysel sa táto látka používa ako katalyzátor reakcií s organickými zlúčeninami (syntéza amoniaku). Trojmocný oxid chrómu sa používa na výrobu umelých drahokamov a spinelov. Na získanie sa používa niekoľko typov chemických reakcií:

1. Oxidácia oxidu chrómu.
2. Zahrievanie (kalcinácia) dvojchrómanu amónneho alebo chrómanu amónneho.
3. Rozklad hydroxidu trojmocného alebo šesťmocného chrómu.
4. Kalcinácia chrómanu alebo dvojchrómanu ortuťnatého.

Šesťmocné zlúčeniny

Vzorec najvyššieho oxidu chrómu je CrO3. Látka je fialová alebo tmavo červená, môže existovať vo forme kryštálov, ihiel, dosiek. Chemicky aktívny, toxický, pri interakcii s organickými zlúčeninami hrozí nebezpečenstvo samovznietenia a výbuchu. Oxid chrómu 6 - anhydrid chrómu, oxid chrómový - je vysoko rozpustný vo vode, za normálnych podmienok interaguje so vzduchom (šíri sa), bod topenia - 196 ° C. Látka má výrazné kyslé vlastnosti. Pri chemickej reakcii s vodou vzniká kyselina dichrómová alebo chrómová, bez ďalších katalyzátorov interaguje s alkáliami (chrómany žltá farba). Pre halogény (jód, síra, fosfor) je silné oxidačné činidlo. V dôsledku zahrievania nad 250 ° C sa tvorí voľný kyslík a trojmocný oxid chrómu.

Ako sa získava a kde sa používa?

Oxid chrómu 6 sa získava reakciou chrómanov sodných alebo draselných (bichromátov) s koncentrovanou kyselinou sírovou alebo reakciou chrómanu strieborného s kyselinou chlorovodíkovou. Vysoká chemická aktivita látky určuje hlavné smery jej aplikácie:

1. Získanie čistého kovu - chrómu.
2. V procese chrómovania povrchov, vrátane elektrolytickej metódy.
3. Oxidácia alkoholu ( Organické zlúčeniny) v chemickom priemysle.
4. V raketovej technike sa používa ako zapaľovač paliva.
5. V chemických laboratóriách čistí riad od organických zlúčenín.
6. Používa sa v pyrotechnickom priemysle.

Chróm je chemický prvok s atómovým číslom 24. Je to tvrdý, lesklý, oceľovosivý kov, ktorý sa dobre leští a nematní. Používa sa v zliatinách, ako je nehrdzavejúca oceľ a ako povlak. Ľudské telo potrebuje malé množstvá trojmocný chróm pre metabolizmus cukrov, ale Cr(VI) je vysoko toxický.

Rôzne zlúčeniny chrómu, ako je oxid chrómový (III) a chróman olovnatý, sú pestrofarebné a používajú sa vo farbách a pigmentoch. Červená farba rubínu je spôsobená jeho prítomnosťou chemický prvok. Niektoré látky, najmä sodík, sú oxidačné činidlá používané na oxidáciu organických zlúčenín a (spolu s kyselinou sírovou) na čistenie laboratórneho skla. Okrem toho sa pri výrobe magnetickej pásky používa oxid chrómový (VI).

Objav a etymológia

História objavu chemického prvku chróm je nasledovná. V roku 1761 našiel Johann Gottlob Lehmann v pohorí Ural oranžovo-červený minerál a pomenoval ho „sibírske červené olovo“. Hoci bol chybne identifikovaný ako zlúčenina olova so selénom a železom, materiálom bol v skutočnosti chróman olovnatý s chemický vzorec PbCr04. Dnes je známy ako minerál croconte.

V roku 1770 navštívil Peter Simon Pallas miesto, kde Leman našiel červený olovnatý minerál, ktorý mal veľmi prospešné vlastnosti pigment vo farbách. Použitie sibírskeho červeného olova ako farby sa rýchlo rozvinulo. Okrem toho sa módou stala žiarivo žltá z croconte.

V roku 1797 Nicolas-Louis Vauquelin získal vzorky červenej Zmiešaním croconte s kyselinou chlorovodíkovou získal oxid CrO 3 . Chróm ako chemický prvok bol izolovaný v roku 1798. Vauquelin ho získal zahrievaním oxidu s dreveným uhlím. Dokázal tiež odhaliť stopy chrómu v drahokamoch, ako je rubín a smaragd.

V roku 1800 sa Cr používal hlavne vo farbách a soliach kože. Dnes sa 85 % kovu používa v zliatinách. Zvyšok sa využíva v chemickom priemysle, výrobe žiaruvzdorných materiálov a zlievarenskom priemysle.

Výslovnosť chemického prvku chróm zodpovedá gréckemu χρῶμα, čo znamená „farba“, pretože z nej možno získať množstvo farebných zlúčenín.

Ťažba a výroba

Prvok je vyrobený z chromitu (FeCr 2 O 4). Vo svete sa ťaží približne polovica tejto rudy južná Afrika. Okrem toho sú jeho hlavnými producentmi Kazachstan, India a Turecko. Preskúmaných ložísk chromitu je dosť, no geograficky sú sústredené v Kazachstane a južnej Afrike.

Ložiská prírodného kovového chrómu sú zriedkavé, ale existujú. Ťaží sa napríklad v bani Udachnaya v Rusku. Je bohatý na diamanty a redukčné prostredie pomohlo vytvoriť čistý chróm a diamanty.

Pre priemyselná produkcia kovové chromitové rudy sa upravujú roztavenou alkáliou (lúh sodný, NaOH). V tomto prípade vzniká chróman sodný (Na 2 CrO 4), ktorý sa uhlíkom redukuje na oxid Cr 2 O 3 . Kov sa získava zahrievaním oxidu v prítomnosti hliníka alebo kremíka.

V roku 2000 sa vyťažilo približne 15 Mt chromitovej rudy a spracovalo sa na 4 Mt ferochrómu, 70 % chrómu a železa, s odhadovanou trhovou hodnotou 2,5 miliardy USD.

Hlavné charakteristiky

Charakteristika chemického prvku chróm je spôsobená skutočnosťou, že ide o prechodný kov štvrtej periódy periodickej tabuľky a nachádza sa medzi vanádom a mangánom. Zaradený do skupiny VI. Topí sa pri teplote 1907 °C. V prítomnosti kyslíka chróm rýchlo vytvára tenkú vrstvu oxidu, ktorá chráni kov pred ďalšou interakciou s kyslíkom.

Ako prechodný prvok reaguje s látkami v rôznych pomeroch. Tak vytvára zlúčeniny, v ktorých má rôzne stupne oxidácia. Chróm je chemický prvok so základnými stavmi +2, +3 a +6, z ktorých +3 je najstabilnejší. Okrem toho sa v zriedkavých prípadoch pozorujú stavy +1, +4 a +5. Zlúčeniny chrómu v oxidačnom stupni +6 sú silné oxidačné činidlá.

Akú farbu má chróm? Chemický prvok dodáva rubínový odtieň. Používaný Cr2O3 sa tiež používa ako pigment nazývaný "chrómová zeleň". Jeho soli farbia sklo v smaragdovo zelenej farbe. Chróm je chemický prvok, ktorého prítomnosť robí rubínovo červenú. Preto sa používa pri výrobe syntetických rubínov.

izotopy

Izotopy chrómu majú atómovú hmotnosť od 43 do 67. Tento chemický prvok sa zvyčajne skladá z troch stabilných foriem: 52 Cr, 53 Cr a 54 Cr. Z nich je najbežnejší 52 Cr (83,8 % všetkého prírodného chrómu). Okrem toho bolo opísaných 19 rádioizotopov, z ktorých je najstabilnejší 50 Cr, s polčasom rozpadu presahujúcim 1,8 x 10 17 rokov. 51Cr má polčas rozpadu 27,7 dňa a pre všetky ostatné rádioaktívne izotopy nepresahuje 24 hodín a pre väčšinu z nich trvá menej ako jednu minútu. Prvok má tiež dva metastázy.

Izotopy chrómu v zemskej kôre spravidla sprevádzajú izotopy mangánu, ktorý nachádza uplatnenie v geológii. 53 Cr vzniká pri rádioaktívnom rozpade 53 Mn. Pomer izotopov Mn/Cr posilňuje ďalšie informácie o raná história slnečná sústava. Zmeny v pomeroch 53 Cr/ 52 Cr a Mn/Cr z rôznych meteoritov dokazujú, že nové atómové jadrá vznikli tesne pred vznikom slnečnej sústavy.

Chemický prvok chróm: vlastnosti, vzorec zlúčenín

Oxid chrómu (III) Cr 2 O 3, tiež známy ako seskvioxid, je jedným zo štyroch oxidov tohto chemického prvku. Získava sa z chromitu. Zelená zlúčenina sa bežne označuje ako "chrómová zeleň", keď sa používa ako pigment na smalt a maľovanie na sklo. Oxid sa môže rozpúšťať v kyselinách, vytvárať soli a v roztavených alkáliách, chromitoch.

Dvojchróman draselný

K2Cr207 je silné oxidačné činidlo a je preferovaný ako čistiaci prostriedok na laboratórne sklo od organických látok. Na to sa používa jeho nasýtený roztok, niekedy sa však nahrádza dichrómanom sodným, vzhľadom na jeho vyššiu rozpustnosť. Okrem toho môže regulovať proces oxidácie organických zlúčenín, premenu primárneho alkoholu na aldehyd a potom na oxid uhličitý.

Dichróman draselný môže spôsobiť chrómovú dermatitídu. Chróm je pravdepodobne príčinou senzibilizácie vedúcej k rozvoju dermatitídy, najmä rúk a predlaktia, ktorá je chronická a ťažko liečiteľná. Rovnako ako ostatné zlúčeniny Cr(VI), dvojchróman draselný je karcinogénny. Musí sa s ním manipulovať s rukavicami a vhodnými ochrannými prostriedkami.

Kyselina chrómová

Zlúčenina má hypotetickú štruktúru H2Cr04. Kyselina chrómová ani dichrómová sa prirodzene nevyskytujú, ale ich anióny sa nachádzajú v rôzne látky. „Kyselina chrómová“, ktorú nájdete v predaji, je vlastne jej anhydrid kyseliny – CrO 3 trioxid.

Chróman olovnatý

PbCrO 4 má jasne žltú farbu a je prakticky nerozpustný vo vode. Z tohto dôvodu našiel uplatnenie ako farbiaci pigment pod názvom „žltá koruna“.

Cr a päťmocná väzba

Chróm sa vyznačuje schopnosťou vytvárať päťmocné väzby. Zlúčenina je tvorená Cr(I) a uhľovodíkovým radikálom. Medzi dvoma atómami chrómu vzniká päťmocná väzba. Jeho vzorec možno zapísať ako Ar-Cr-Cr-Ar, kde Ar je špecifická aromatická skupina.

Aplikácia

Chróm je chemický prvok, ktorého vlastnosti mu poskytli mnohé rôzne možnosti aplikácie, z ktorých niektoré sú uvedené nižšie.

Dodáva kovom odolnosť proti korózii a lesklý povrch. Preto je chróm obsiahnutý v zliatinách, ako je nehrdzavejúca oceľ, používaná napríklad v príboroch. Používa sa aj na chrómovanie.

Chróm je katalyzátor rôzne reakcie. Vyrábajú sa z neho formy na pálenie tehál. Jeho soli opaľujú pokožku. Dvojchróman draselný sa používa na oxidáciu organických zlúčenín, ako sú alkoholy a aldehydy, ako aj na čistenie laboratórneho skla. Slúži ako fixačný prostriedok na farbenie látok a používa sa aj pri fotografovaní a tlači fotografií.

CrO 3 sa používa na výrobu magnetických pások (napríklad na záznam zvuku), ktoré majú najlepší výkon než filmy oxidu železa.

Úloha v biológii

Trojmocný chróm je chemický prvok nevyhnutný pre metabolizmus cukru v ľudskom tele. Naproti tomu šesťmocný Cr je vysoko toxický.

Preventívne opatrenia

Kovový chróm a zlúčeniny Cr(III) sa vo všeobecnosti nepovažujú za zdraviu nebezpečné, ale látky obsahujúce Cr(VI) môžu byť toxické pri požití alebo vdýchnutí. Väčšina týchto látok dráždi oči, pokožku a sliznice. Pri chronickej expozícii môžu zlúčeniny chrómu (VI) spôsobiť poškodenie očí, ak nie sú správne liečené. Okrem toho je uznávaným karcinogénom. Smrteľná dávka tohto chemického prvku je asi pol čajovej lyžičky. Ako sa odporúča Svetová organizácia zdravotnej starostlivosti, maximálna prípustná koncentrácia Cr (VI) v pitná voda je 0,05 mg na liter.

Pretože sa zlúčeniny chrómu používajú pri farbivách a činení kože, často sa nachádzajú v pôde a podzemných vodách opustených priemyselných areálov, ktoré si vyžadujú čistenie a sanáciu životného prostredia. Primer obsahujúci Cr(VI) je stále široko používaný v leteckom a automobilovom priemysle.

Vlastnosti prvku

Hlavné fyzikálne vlastnosti chrome sú nasledovné:

• Atómové číslo: 24.
• Atómová hmotnosť: 51,996.
• Teplota topenia: 1890 °C.
• Teplota varu: 2482 °C.
• Oxidačný stav: +2, +3, +6.
• Elektrónová konfigurácia: 3d 5 4s 1 .

DEFINÍCIA

Chromium je dvadsiatym štvrtým prvkom periodickej tabuľky. Označenie - Cr z latinského "chróm". Nachádza sa vo štvrtom období, skupina VIB. Vzťahuje sa na kovy. Základný náboj je 24.

Chróm je obsiahnutý v zemskej kôre v množstve 0,02 % (hm.). V prírode sa vyskytuje najmä vo forme železa a chrómu FeO×Cr 2 O 3 .

Chróm je pevný lesklý kov (obr. 1), topiaci sa pri 1890 o C; jeho hustota je 7,19 g/cm3. Pri izbovej teplote je chróm odolný voči vode aj vzduchu. zriedená sírová a kyselina chlorovodíková rozpustiť chróm za vývoja vodíka. V studenej koncentrovanej kyseline dusičnej je chróm nerozpustný a po spracovaní sa stáva pasívnym.

Ryža. 1. Chrome. Vzhľad.

Atómová a molekulová hmotnosť chrómu

DEFINÍCIA

Relatívna molekulová hmotnosť látky(M r) je číslo, ktoré ukazuje, koľkokrát je hmotnosť danej molekuly väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka a príbuzný atómová hmotnosť prvok(A r) - koľkokrát je priemerná hmotnosť atómov chemického prvku väčšia ako 1/12 hmotnosti atómu uhlíka.

Keďže chróm existuje vo voľnom stave vo forme monatomických molekúl Cr, hodnoty jeho atómových a molekulovej hmotnosti zápas. Rovnajú sa 51,9962.

Izotopy chrómu

Je známe, že chróm sa v prírode môže vyskytovať vo forme štyroch stabilných izotopov 50Cr, 52Cr, 53Cr a 54Cr. Ich hmotnostné čísla sú 50, 52, 53 a 54. Jadro atómu izotopu chrómu 50 Cr obsahuje dvadsaťštyri protónov a dvadsaťšesť neutrónov a zvyšné izotopy sa od neho líšia len počtom neutrónov.

Existujú umelé izotopy chrómu s hmotnostnými číslami od 42 do 67, z ktorých najstabilnejší je 59 Cr s polčasom rozpadu 42,3 minúty, ako aj jeden jadrový izotop.

Chrómové ióny

Na vonkajšej energetickej úrovni atómu chrómu je šesť elektrónov, ktoré sú valenčné:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 .

V dôsledku chemickej interakcie sa chróm vzdáva valenčné elektróny, t.j. je ich donorom a mení sa na kladne nabitý ión:

Cr0-2e → Cr2+;

Cr0-3e → Cr3+;

Cr 0 -6e → Cr 6+.

Molekula a atóm chrómu

Vo voľnom stave existuje chróm vo forme monatomických molekúl Cr. Tu sú niektoré vlastnosti, ktoré charakterizujú atóm a molekulu chrómu:

Zliatiny chrómu

Kovový chróm sa používa na chrómovanie a tiež ako jedna z najdôležitejších zložiek legovaných ocelí. Zavedenie chrómu do ocele zvyšuje jej odolnosť proti korózii. vodné prostredie pri bežných teplotách a v plynoch pri zvýšené teploty. Okrem toho majú chrómové ocele zvýšenú tvrdosť. Chróm je súčasťou nehrdzavejúcich kyselinovzdorných, žiaruvzdorných ocelí.

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

PRÍKLAD 2

Cvičenie	Oxid chrómový (VI) s hmotnosťou 2 g sa rozpustil vo vode s hmotnosťou 500 g Vypočítajte hmotnostný zlomok kyseliny chrómovej H2Cr04 vo výslednom roztoku.
Riešenie	Napíšme reakčnú rovnicu na získanie kyseliny chrómovej z oxidu chromitého (VI): CrO3 + H20 \u003d H2CrO4. Nájdite hmotnosť roztoku: m roztok \u003d m (CrO3) + m (H20) \u003d 2 + 500 \u003d 502 g. n (Cr03) \u003d m (Cr03) / M (Cr03); n (CrO3) \u003d 2/100 \u003d 0,02 mol. Podľa reakčnej rovnice n(CrO 3) :n(H 2 CrO 4) = 1:1, potom n (CrO 3) \u003d n (H2CrO4) \u003d 0,02 mol. Potom sa hmotnosť kyseliny chrómovej bude rovnať ( molárna hmota- 118 g/mol): m (H2Cr04) \u003d n (H2Cr04) x M (H2Cr04); m (H2CrO4) \u003d 0,02 x 118 \u003d 2,36 g. Hmotnostný zlomok kyselina chrómová v roztoku je: ω = msolute / mroztok × 100 %; ω (H2CrO4) \u003d m rozpustenej látky (H2CrO4) / m roztoku × 100 %; ω (H2CrO4) \u003d 2,36 / 502 × 100 % \u003d 0,47 %.
Odpoveď	Hmotnostný podiel kyseliny chrómovej je 0,47 %.

"National Research Tomsk Polytechnic University"

inštitútu prírodné zdroje Geoekológia a geochémia

Chromium

Podľa disciplíny:

Chémia

Dokončené:

študentka skupiny 2G41 Tkacheva Anastasia Vladimirovna 29.10.2014

Skontrolované:

učiteľ Stas Nikolay Fedorovič

Pozícia v periodickom systéme

Chromium- prvok vedľajšej podskupiny 6. skupiny 4. periódy periodickej sústavy chemických prvkov D. I. Mendelejeva s atómovým číslom 24. Označuje sa symbolom. Cr(lat. Chromium). jednoduchá látka chróm- tvrdý modrobiely kov. Chróm sa niekedy označuje ako železný kov.

Štruktúra atómu

17 Cl) 2) 8) 7 - schéma štruktúry atómu

1s2s2p3s3p - elektronický vzorec

Atóm sa nachádza v období III a má tri energetické úrovne

Atóm sa nachádza v VII v skupine, v hlavnej podskupine - na vonkajšej energetickej úrovni 7 elektrónov

Vlastnosti prvku

Fyzikálne vlastnosti

Chróm je biely lesklý kov s kubickou mriežkou centrovanou na telo, a = 0,28845 nm, charakterizovaný tvrdosťou a krehkosťou, s hustotou 7,2 g / cm 3, jeden z najtvrdších čistých kovov (druhý po berýliu, volfráme a uráne ), s teplotou topenia 1903 stupňov. A s bodom varu okolo 2570 stupňov. C. Na vzduchu je povrch chrómu pokrytý oxidovým filmom, ktorý ho chráni pred ďalšou oxidáciou. Prídavok uhlíka k chrómu ďalej zvyšuje jeho tvrdosť.

Chemické vlastnosti

Chróm je za normálnych podmienok inertný kov, pri zahriatí sa stáva dosť aktívnym.

Interakcia s nekovmi

Pri zahrievaní nad 600 °C horí chróm v kyslíku:

4Cr + 3O2 \u003d 2Cr203.

Reaguje s fluórom pri 350 °C, s chlórom pri 300 °C, s brómom pri červenej teplote za vzniku halogenidov chrómu (III):

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3.

Reaguje s dusíkom pri teplotách nad 1000 °C za vzniku nitridov:

2Cr + N2 = 2CrN

alebo 4Cr + N2 = 2Cr2N.

2Cr + 3S = Cr2S3.

Reaguje s bórom, uhlíkom a kremíkom za vzniku boridov, karbidov a silicídov:

Cr + 2B = CrB 2 (je možná tvorba Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 4),

2Cr + 3C \u003d Cr 2 C 3 (je možná tvorba Cr 23 C 6, Cr 7 B 3),

Cr + 2Si = CrSi 2 (možná tvorba Cr 3 Si, Cr 5 Si 3, CrSi).

Neinteraguje priamo s vodíkom.

Interakcia s vodou

V jemne mletom horúcom stave chróm reaguje s vodou za vzniku oxidu chrómu (III) a vodíka:

2Cr + 3H20 \u003d Cr203 + 3H2

Interakcia s kyselinami

V elektrochemickom rade napätí kovov je chróm pred vodíkom, vytláča vodík z roztokov neoxidujúcich kyselín:

Cr + 2HCl \u003d CrCl2 + H2;

Cr + H2S04 \u003d CrS04 + H2.

V prítomnosti vzdušného kyslíka sa tvoria chrómové (III) soli:

4Cr + 12HCl + 302 = 4CrCl3 + 6H20.

Koncentrovaný dusík a kyselina sírová pasivovať chróm. Chróm sa v nich môže rozpustiť len pri silnom zahriatí, vznikajú trojmocné chrómové soli a produkty redukcie kyselín:

2Cr + 6H2S04 = Cr2(S04)3 + 3S02 + 6H20;

Cr + 6HN03 \u003d Cr (N03)3 + 3N02 + 3H20.

Interakcia s alkalickými činidlami

Vo vodných roztokoch alkálií sa chróm nerozpúšťa, pomaly reaguje s alkalickými taveninami za vzniku chromitov a uvoľňuje vodík:

2Cr + 6KOH \u003d 2KCr02 + 2K20 + 3H2.

Reaguje s alkalickými taveninami oxidačných činidiel, ako je chlorečnan draselný, pričom chróm prechádza na chróman draselný:

Cr + KCl03 + 2KOH = K2Cr04 + KCl + H20.

Získavanie kovov z oxidov a solí

Chróm je aktívny kov, schopný vytesňovať kovy z roztokov ich solí: 2Cr + 3CuCl 2 = 2CrCl 3 + 3Cu.

Vlastnosti jednoduchej látky

Stabilný na vzduchu vďaka pasivácii. Z rovnakého dôvodu nereaguje s kyselinami sírovou a dusičnou. Pri 2000 °C dochádza k vyhoreniu za vzniku zeleného oxidu chromitého Cr 2 O 3, ktorý má amfotérne vlastnosti.

Syntetizované zlúčeniny chrómu s bórom (boridy Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 2, CrB 4 a Cr 5 B 3), s uhlíkom (karbidy Cr 23 C 6, Cr 7 C 3 a Cr 3 C 2) , s kremíkom (silicídy Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 a CrSi) a dusíkom (nitridy CrN a Cr 2 N).

Cr(+2) zlúčeniny

Oxidačný stav +2 zodpovedá základnému oxidu CrO (čierny). Soli Cr 2+ (modré roztoky) sa získavajú redukciou solí alebo dichrómanov Cr 3+ so zinkom v kyslom prostredí („vodík v čase izolácie“):

Všetky tieto soli Cr2+ sú silné redukčné činidlá do tej miery, že pri státí vytláčajú vodík z vody. Kyslík vo vzduchu, najmä v kyslom prostredí, oxiduje Cr 2+, v dôsledku čoho modrý roztok rýchlo zozelenie.

Hnedý alebo žltý hydroxid Cr(OH)2 sa vyzráža, keď sa do roztokov chrómových solí pridajú zásady.

Boli syntetizované halogenidy chrómu CrF2, CrCl2, CrBr2 a CrI2

Cr(+3) zlúčeniny

Oxidačný stav +3 zodpovedá amfotérnemu oxidu Cr 2 O 3 a hydroxidu Cr (OH) 3 (oba zelené). Toto je najstabilnejší oxidačný stav chrómu. Zlúčeniny chrómu v tomto oxidačnom stave majú farbu od špinavo fialovej (ión 3+) po zelenú (anióny sú prítomné v koordinačnej sfére).

Cr 3+ je náchylný na tvorbu podvojných síranov vo forme M I Cr (SO 4) 2 12H 2 O (kamenec)

Hydroxid chromitý sa získava pôsobením amoniaku na roztoky trojmocných chromitých solí:

Cr+3NH+3H20→Cr(OH)↓+3NH

Môžu sa použiť alkalické roztoky, ale v ich nadbytku sa vytvorí rozpustný hydroxokomplex:

Cr+3OH -» Cr(OH)↓

Cr(OH)+3OH->

Tavením Cr 2 O 3 s alkáliami sa získajú chromity:

Cr2O3+2NaOH→2NaCrO2+H2O

Nekalcinovaný oxid chrómu (III) sa rozpúšťa v alkalických roztokoch a kyselinách:

Cr203+6HCl->2CrCl3+3H20

Keď sa zlúčeniny chrómu (III) oxidujú v alkalickom prostredí, tvoria sa zlúčeniny chrómu (VI):

2Na+3HO→2NaCrO+2NaOH+8HO

To isté sa stane, keď sa oxid chrómový (III) spája s alkáliou a oxidačnými činidlami alebo s alkáliou vo vzduchu (tavenina v tomto prípade zožltne):

2Cr2O3+8NaOH+3O2→4Na2CrO4+4H2O

Zlúčeniny chrómu (+4)[

Opatrným rozkladom oxidu chrómu (VI) CrO 3 za hydrotermálnych podmienok sa získa oxid chrómu (IV) CrO 2, ktorý je feromagnetický a má kovovú vodivosť.

Medzi halogenidmi chrómu je CrF 4 stabilný, chlorid chrómový CrCl 4 existuje iba v pare.

Zlúčeniny chrómu (+6)

Oxidačný stav +6 zodpovedá kyslému oxidu chrómovému (VI) CrO 3 a množstvu kyselín, medzi ktorými je rovnováha. Najjednoduchšie z nich sú chrómový H 2 CrO 4 a dvojchrómový H 2 Cr 2 O 7 . Tvoria dve série solí: žlté chrómany a oranžové dichrómany.

Oxid chrómu (VI) CrO 3 vzniká interakciou koncentrovanej kyseliny sírovej s roztokmi dichrómanov. Typické kyslý oxid, pri interakcii s vodou vytvára silné nestabilné chrómové kyseliny: chrómovú H 2 CrO 4, dichrómovú H 2 Cr 2 O 7 a ďalšie izopolykyseliny so všeobecným vzorcom H 2 Cr n O 3n + 1. Stupeň polymerizácie sa zvyšuje so znížením pH, to znamená so zvýšením kyslosti.

Keď na stránke nájdete chybu, vyberte ju a stlačte Ctrl + Enter

Lyrická odbočka

Školský spôsob získavania hydroxidu chrómového poznajú aj najmladší chemici, a nielen chemici. Elementárna produkčná reakcia nerozpustná zásada akúkoľvek interakciu rozpustná soľ chróm s alkáliami. Výsledkom je, že vypadáva rôsolovitá zrazenina požadovaného hydroxidu, ktorý sa nielen vymýva, ale aj ťažko sa filtruje.

Študovaním článkov a patentov na internete som narazil na priemyselný spôsob výroby oxidu chrómu zo zlúčenín šesťmocného chrómu (chrómanov), ktorý využíva síru ako redukčné činidlo. Keďže som mal nádobu s „reaktívnym“ oxidom a dokonale som si vedomý jeho „konzistencie“, rozhodol som sa túto metódu uviesť do praxe v mojom „domácom laboratóriu“, čo ak bude fungovať? Reaktívny oxid je pomerne hustý zelený prášok, ktorý sa nedá porovnať s tými „šmrncami“, ktoré vypadnú pôsobením alkálií na soli chrómu. S týmito myšlienkami som sa rozhodol uskutočniť experiment.

Teoretický základ a niekoľko poznámok

Na získanie oxidu chrómu v priemysle sa používa metóda redukcie chrómanov v alkalickom prostredí elementárnou sírou. Reakcia prebieha podľa celkovej rovnice:

4Na2Cr04 + 6S + 7H20 \u003d 4Cr (OH)3 + 3Na2S203 + 2NaOH (1)

Výsledný hydroxid sa premyje a kalcinuje.

Oxid chrómu získaný týmto spôsobom sa používa ako pigment; nesmie byť vo forme gélu. Reakcia je tiež celkom jednoducho uskutočniteľná, neuvoľňujú sa jedovaté a zapáchajúce plyny, sú k dispozícii činidlá atď., takže bola zvolená táto možnosť.

Prirodzene, nemal som v úmysle vzniknutý hydroxid kalcinovať, inertnosť a „nepočuteľnosť“ reaktívneho oxidu je všeobecne známa, napríklad nie je ovplyvnená konc. kyseliny chlorovodíkovej a dusičnej a konc. sírová sa rozpúšťa len pri vysokých teplotách – takmer pri vare. Hydroxid je iný. Je aktívny a musí byť rozpustný v zriedených kyselinách, takže existuje priestor na jeho použitie (na získanie iných zlúčenín chrómu - a nielen).

Na experiment som sa rozhodol použiť dvojchróman draselný. Vážil som 20 gramov.

Pre ďalšie pozorovania bolo rozhodnuté vykonať niekoľko jednoduchých výpočtov. Takže:

Máme 20 gramov dvojchrómanu draselného, ​​látkové množstvo = 0,068 mol.

Na takéto množstvo dichrómanu je potrebné 3x viac síry, t.j. 0,204 mol, hmotnostne to bude 6,53 gramov.

Z 20 gramov dichrómanu (t.j. z 0,068 mol) získate 0,136 mol hydroxidu chrómového alebo 14 gramov hmotnosti.

Keďže bol zvolený dichróman a reakcia prebieha v alkalickom prostredí a s chrómanom, rozhodol som sa pridať veľký nadbytok alkálie a vzal som 25 gramov pevného hydroxidu sodného. Prečo je to potrebné, ak sa v procese uvoľňuje zásada?

Reakcia prechádza niekoľkými fázami. Prvým je reakcia síry a alkálie v vodný roztok:

3S + 6NaOH \u003d Na2S03 + 2Na2S + 3H20 (2)

Druhým je reakcia síry so siričitanom a sulfidom. So siričitanom vzniká tiosíran a so sulfidom polysulfidy.

Na2S203 + S \u003d Na2S203 (3)
Na2S + S \u003d Na2 (S2) (4)

3Na2S + 2Na2Cr04 + 8H20 = 2Cr(OH)3 + 3S + 10NaOH (5)
Na2S + 2Na2Cr04 + 5H20 = 2Cr(OH)3 + Na2S03 + 4NaOH (6)

Polysulfidy reagujú podobne.

Výsledná síra reaguje podľa rovnice (2-4) a prechádza do roztoku bez znečistenia produktu. Počiatočný proces (rovnica 2) potrebuje vysoko alkalické prostredie, takže som vzal tento nadbytok alkálie. Nemôžete pridať pevnú zásadu, ale použite jej pomerne silné roztoky, napríklad 20-40%. Takýto roztok je možné získať známym (používa sa ako alkalický elektrolyt do batérií, používa sa hlavne 40% roztok hydroxidu draselného s prídavkom 3-5% hydroxidu lítneho) alebo vyrobiť ručne vápennou metódou (s následné odparovanie). Prirodzene, najúspešnejšou možnosťou je odobrať zásadu z nádoby vo forme činidla.