Название: Хром 22

Вид работы: реферат

Рубрика: Астрономия

Размер файла: 17.36 Kb

Скачать файл: referat.me-5386.docx

Краткое описание работы: Хром Хром був відкритий Л. Н. Вокленом у 1797 р. Перебування в природі . Природні сполуки хрому: хромистий залізняк FеО·Сr і свинцева червона руда РbСrО

Хром 22

Хром

Хром був відкритий Л. Н. Вокленом у 1797 р.

Перебування в природі . Природні сполуки хрому: хромистий залізняк FеО·Сr₂ О₃ і свинцева червона руда РbСrО₄ . Великі поклади хромових руд зустрічаються на Уралі.

Фізичні властивості . Хром - білий блискучий метал, що відрізняється твердістю і тендітністю, з густотою 7,2 р/см³ , температурою плавлення 1903°С и температурою кипіння біля 2570°С. На повітрі поверхня хрому покривається оксидной плівкою, що охороняє його від подальшого окислювання. Добавка вуглецю до хрому ще більше збільшує його твердість.

Хімічні властивості . Хром на холоду дуже інертний. При нагріванні він взаємодіє з киснем, галогенами, азотом, вуглецем, сіркою й ін.:

4 Cr + 3 O₂ = 2 Cr₂ O₃

2 Cr + 3 Cl₂ = 2 CrCl₃

2 Cr + 3 S = Cr₂ S₃

2 Cr + N₂ = 2 CrN

Сульфід хрому може існувати тільки в сухому виді. При контакті з водою, навіть із її парами, він цілком гідролізується:

Сr₂ S₃ + 6 Н₂ О = 2 Сr(ОН)₃ + 3 Н₂ S

При нагріванні хром розчиняється в соляною і сарною кислотах:

Сr + Н₂ SО₄ = СrSO₄ + Н₂

Сr + 2 HСl = СrСl₂ + Н₂

Сполуки хрому (II) хитливі і легко окисляються до сполук хрому (III):

4 СrСl2 + O2 + 4 НСl = 4 СrСl3 + 2 Н₂ О

У нитратній кислоті і царській горілці на холоду хром зовсім не розчиняється, а при кип'ятінні розчиняється дуже слабко. Це пояснюється тим, що нитратна кислота пасивує хром. Хром пасивується й іншими сильними окислювачами.

Отримання . У промисловості одержують як чистий хром, так і його сплав із залізом (ферохром). Чистий хром одержують відновленням його оксиду алюмінієм:

Сг₂ О₃ + 2 Аl = 2 Сr + Аl₂ O₃

Ферохром буває двох видів: що містить і вуглець, що не містить. Перший одержують відновленням хромистого залізняка коксом:

FеО·Сr₂ О₃ + 4 С = Fе + 2 Сr + 4 СО

другий - відновленням хромистого залізняка алюмінієм:

3 FеО·Сr₂ О₃ + 8 Аl = 3 Fе + 6 Сr + 4 Аl₂ O₃

Застосування . Хромом покривають залізні і сталеві деталі й інструменти, що використовуються в промисловості. Хромування деталей здійснюється електролітичним методом.

Найбільша кількість хрому застосовується в металургії для одержання хромистих сталей, що відрізняються великою твердістю і тривкістю, тому використовуються для виготовлення інструментів, шарикоподшипників і деталей машин, що несуть велике навантаження. Добавка хрому до бронзи, латуні й інших сплавів значно підвищує їхню твердість. Сплав хрому з нікелем і залізом (нихром) має високий електричний опір і застосовується для виготовлення спіралей електронагрівальних приладів.

Кисневі сполуки хрому (III) . Оксид хрому (III) Сr₂ О₃ є амфотерним. У звичайних умовах це порошок зеленого кольору. Він не розчиняється у воді, дуже слабко розчиняється в кислотах і лугах, а при сплавці з лугами або карбонатами лужних металів утворює розчинні у воді солі хромистої кислоти - хроміти :

Сг₂ О₃ + 2 NаОН = 2 NаСrО₂ + Н₂ О

Сr₂ О₃ + К₂ СО₃ = 2 КСгО₂ + СО₂

Оксид хрому (III) при сплавці з лугами при кисню повітря може окислятися до хроматів :

2 Сr₂ О₃ + 8 КОН + 3 O₂ = 4 К₂ СгО₄ + 4 Н₂ О

У лабораторних умовах оксид хрому (III) можна одержати термічним розкладанням дихромата амонію:

(NН₄ )₂ Сr₂ O₇ = Сr₂ О₃ + N₂ + 4 Н₂ О

У промисловості оксид хрому (III) одержують відновленням дихромата калію коксом або сіркою:

2 К₂ Сr₂ О₇ + 3 С = 2 Сr₂ О₃ + 2 К₂ СО₃ + СО₂

К₂ Сr₂ О₇ + S = Сr₂ О₃ + К₂ SO₄

Оксид хрому (III) застосовується для одержання хрому, а також для виготовлення масляних і акварельних фарб. Хромові фарби стійкі до дії вологи і нагріванню. Солі хрому (III) застосовуються в промисловості для одержання хромової шкіри.

При дії лугів на розчини солей хрому (III) випадає осад гидроксида хрому (III) Сr(ОН)₃ сірувато-блакитного цвіту. Гидроксид хрому (III) має амфотерні властивості. На відміну від оксиду гидроксид хрому легкорозчинним як у кислотах, так і в лугах:

2 Сr(ОН)₃ + 3 Н₂ SO₄ = Сr₂ (SO₄ )₃ + 6 Н₂ О

Cr(ОН)₃ +3 NаОН = Nа₃ [Сг(ОН)₆ ].

тому його можна осадити, тільки якщо не добавляти надлишку лугу. При нагріванні гидроксид хрому (III) утрачає воду, перетворюючись в оксид:

2 Сr(ОН)₃ = Сr₂ О₃ + 3 Н₂ О

Більшість солей хрому (III) добре розчиняється у воді, але легко піддається гидролізу. Сульфат хрому разом із сульфатами розжарюємо, амонію, рубидію або цезію викристалізовується у виді квасцов Ме₂ SO₄ ·Сr₂ (SO₄ )₃ ·24Н₂ О або МеСг(SO₄ )₂ ·12Н₂ О,, де Ме - катіон калію, амонію, рубидію або цезію.

Хромовий ангідрид і хромові кислоти - сполуки, у яких хром утримується у вищому валентному стані: +6. Триоксид хрому СгО₃ - кислотний оксид, що взаємодіє з водою, основними оксидами й основами:

СrО₃ + Н₂ О = Н₂ СrO₄

2 СrО₃ + Н₂ О = Н₂ Сr₂ О₇

СrО₃ + СаО = СаСrО₄

СrО₃ + 2 КОН = К₂ СrО₄ + Н₂ О

Хромовий ангідрид може утворювати як хромову, так і двухромову кислоти і їхньої солі. Стан рівноваги

2 СrО₄ ^{2 -} + 2 Н⁺ Û 2 НСrО^- Û Cr₂ О₇ ^{2 -} + Н₂ О

залежить від кислотності середовища: у кислому розчині основна маса хрому знаходиться у виді дихромата, а в лужному, де концентрація іонів водню дуже мала, - у виді хромата.

Хромовий ангідрид - дуже сильний окислювач. Реакції його з деякими органічними речовинами при сірчаної кислоти протікають із вибухом:

8 СrО₃ + 3 СН₃ СОСН₃ + 12 Н₂ SО₄ = 4 Сr₂ (SО₄ )з + 9 СО₂ + 9 Н₂ О

Хромовий ангідрид можна одержати дією концентрованої сульфатної кислоти на сухі хромати або дихроматы:

K₂ CrO₄ + H₂ SO₄ = K₂ SO₄ + CrO₃ + H₂ O

K₂ Cr₂ O₇ + H₂ SO₄ = K₂ SO₄ + 2 CrO₃ + H₂ O

Хромовий ангідрид застосовується як окислювач при різноманітних органічних синтезах.

Солі лужних металів і амонію хромових кислот добре розчинні у воді. Солі інших металів розчиняються важко. Дихромат калію К₂ Сг₂ О₇ , (хромпик) широко застосовується як окислювач у лабораторній практика і хімічної технології. Дія хроматів і дихроматів як окислювачів виявляється в кислому середовищі:

К₂ Сг₂ О₇ + 6 FеSO₄ + 7 Н₂ SO₄ = К₂ SО₄ + Сr₂ (SO₄ )₃ + 3 Fе₂ (SO₄ )₃ + 7 Н₂ О

При додаванні розчину залізного купоросу до розчину дихромата калію жовтогаряче фарбування зникає і з'являється зеленим, обумовлена утворенням гидратированих іонів Сг^{3 +} .

Броміии і йодиди окисляються дихроматом калію до вільних галогенів:

К₂ Сr₂ О₇ + 6 КI + 7 Н₂ SO₄ = Сr₂ (SO₄ )₃ + 3I₂ + 4 К₂ SO₄ + 7 Н₂ О

При взаємодії дихромата калію з йодоводневої і бромоводневої кислотами подкисляти розчин не потрібно, тому що необхідну кислотність створюють самі відновлювачі, що є сильними кислотами:

К₂ Сr₂ О₇ + 14 НВr = 2 КВr + 2 СrВr₃ + 3 Вr₂ + 7 Н₂ О

йод , що виділяється , або бром маскує перехід жовтогарячого фарбування розчину в зелену.

У аналітичній хімії реакція окислювання хроматом або дихроатом калію різноманітних іонів використовується для їхнього визначення. Цей метод аналізу називається хроматометрією .

Розчин дихромата калію в концентрованої сульфатній кислоті називається хромовою сумішшю і використовується в лабораторній практицідля миття посуду. Він легко видаляє жир з поверхні скла, окислюючи його хромовим ангідридом, що утвориться, і змиваючи концентрованою сульфатною кислотою.