Реферат: Хром. Хром химия

Реферат - Хром - Химия

Реферат

ТЕМА:

Хром

Выполнил: Фединяк С.

Проверил: Гуляева Т.А.

КАРАГАНДА 2001г.

Оглавление:

Введение… 3

Нахождение в природе… 3

Происхождение… 4

Получение… 5

Физические свойства… 5

Химические свойства… 6

Применение… 8

Резюме… 10

Список Литературы:… 11

Введение.

К металлам побочных подгрупп периодической системы Д. И. Менделеева относятся все d-элементы. Таких подгрупп 10: скандия, титана, ванадия, хрома, марганца, железа, кобальта, никеля, меди и цинка. Здесь рассматриваются общие характеристики подгрупп хрома и семейства железа.

Побочную подгруппу VI группы составляют следующие элементы — хром Cr, молибден Мо и вольфрам W.Хром возглавляет побочную подгруппу 4 группы. Его электронная формула +24 Cr 1s2 |2s2 2p6 |3s2 3p6 3d5 |4s1

На внешнем энергетическом уровне атомов хрома и молибдена содержится по одному электрону, вольфрама — два электрона, что обусловливает металлический характер этих элементов и отлично от элементов главной подгруппы. В соответствии с числом валентных электронов они проявляют максимальную степень окисления +6 и образуют оксиды типа RO3, которым соответствуют кислоты общей формулы h3 RO4. Сила кислот закономерно снижается от хрома к вольфраму. Большинство солей этих кислот в воде малорастворимо, хорошо растворяются только соли щелочных металлов и аммония.

Элементы подгруппы хрома проявляют также степени окисления +5, +4, +3, +2. Но наиболее типичны соединения высшей степени окисления, которые во многом весьма похожи на соответствующие соединения серы. С водородом элементы подгруппы хрома соединений не образуют.

С ростом порядкового номера в подгруппе возрастает температура плавления металлов. Вольфрам плавится при 3390 °С. Это самый тугоплавкий металл. Поэтому его используют для изготовления нитей в электрических лампочках накаливания.

Металлы подгруппы хрома в обычных условиях весьма устойчивы к воздействию воздуха и воды. При нагревании взаимодействуют с кислородом, галогенами, азотом, фосфором, углем, кремнием и др. Известны их многочисленные сплавы с другими металлами. Сплавы и сами металлы — весьма ценные материалы современнойтехники.

По физическим и химическим свойствам молибден и вольфрам сходны между собой и несколько отличаются от хрома. Химическая активность металлов в ряду хром — молибден — вольфрам заметно понижается.

Хром встречается ввиде соединений в различных минералах. Наиболее распространен минерал хромит, или хромистый железняк FeCr2 04, богатые месторождения которого имеются на Урале и в Казахстане. Массовая доля хрома в земной коре составляет 0,03%. Хром обнаружен на Солнце, звездах и в метеоритах.

… Еще в 1766 году петербургский профессор химии И. Г. Леман описал новый минерал, найденный на Урале на Березовском руднике, в 15 километрах от Екатеринбурга (ныне Свердловск). Обрабатывая камень соляной кислотой, Леман получил изумрудно-зеленый раствор, а в образовавшемся белом осадке обнаружил свинец. Спустя несколько лет, в 1770 году, Березовские рудники описал академик П. С. Паллас. «Березовские копи, — писал он, — состоят из четырех рудников, которые разрабатываются с 1752 года. В них наряду с золотом добываются серебро и свинцовые руды, а также находят замечательный красный свинцовый минерал, который не был обнаружен больше ни в одном другом руднике России. Эта свинцовая руда бывает разного цвета (иногда похожего на цвет киновари), тяжелая и полупрозрачная… Иногда маленькие неправильные пирамидки этого минерала бывают вкраплены в кварц подобно маленьким рубинам. При размельчении в порошок она дает красивую желтую краску...».

В 1936 году в Казахстане, в районе Актюбинска, были найдены огромные залежи хромита — основного промышленного сырья для производства феррохрома. В годы войны на базе этого месторождения был построен Актюбинский ферросплавный завод, который впоследствии стал крупнейшим предприятием по выпуску феррохрома и хрома всех марок.

Богат хромистой рудой и Урал. Здесь расположено большое число месторождений этого металла: Сарановское, Верблюжьегорское, Алапаевское, Монетная дача, Халиловское и др. По разведанным запасам хромистых руд Россия занимает ведущее место в мире.

Руды хрома имеются в Турции, Индии, Новой Каледонии, на Кубе, в Греции, Югославии, некоторых странах Африки. В то же время такие промышленные страны, как Англия, Франция, ФРГ, Италия, Швеция, Норвегия, совершенно лишены хромового сырья, а США и Канада располагают лишь очень бедными рудами, практически не пригодными для производства феррохрома. Всего же на долю хрома приходится 0,02% земной коры.

Найденный минерал был назван «сибирским красным свинцом». Впоследствии за ним закрепилось название «крокоит».

Образец этого минерала был в конце XVIII века привезен Палласом в Париж. Крокоитом заинтересовался известный французский химик Луи Никола Воклен. В 1796 году он подверг минерал химическому анализу. «Все образцы этого вещества, которые имеются в нескольких минералогических кабинетах Европы, — писал Воклен в своем отчете, — были получены из этого (т. е. Березовского.—С. В.) золотого рудника. Раньше рудник был очень богат этим минералом, однако говорят, что несколько лет назад запасы минерала в руднике истощились и теперь этот минерал покупают на вес золота, в особенности, если он желтый. Образцы минерала, не имеющие правильных очертаний или расколотые на кусочки, годятся для использования их в живописи, где они ценятся за свою желто-оранжевую окраску, не изменяющуюся на воздухе… Красивый красный цвет, прозрачность и кристаллическая форма сибирского красного минерала заставила минералогов заинтересоваться его природой и местом, где он был найден; большой удельный вес и сопутствующая ему свинцовая руда, естественно, заставляли предполагать о наличии свинца в этом минерале...».

Один из друзей Воклена предложил ему назвать элемент хромом (по-гречески «хрома» — окраска) из-за яркого разнообразного цвета его соединений. Между прочим, слог «хром» в значении «окрашенный» входит во многие термины, не связанные с элементом хромом: слово «хромосома», например, в переводе с греческого означает «тело, которое окрашивается»; для получения цветного, изображения пользуются прибором хромоскопом; фотолюбителям хорошо известны пленки «изопанхром», «панхром», «ортохром»; яркие образования в атмосфере Солнца астрофизики называют хромосферными вспышками и т. д.

Сначала Воклену не понравилось предложенное название, поскольку открытый им металл имел скромную серую окраску и как будто не оправдывал своего имени. Но друзья все же сумели уговорить Воклена и, после того как французская Академия наук по всей форме зарегистрировала его открытие, химики всего мира внесли слово «хром» в списки известных науке элементов.

Свое название хром получил от греческого слова «хрома» — краска за то, что все соединения хрома имеют яркие окраски.

Металлический хром получают восстановлением оксида хрома (III) при нагревании с алюминием:

Сr2 О3 + 2Аl = Аl2 О3 +2Сr

Металлический хром получают также электролизом водных растворов соединений хрома.

Основная часть добываемой в мире хромистой руды поступает сегодня на ферросплавные заводы, где выплавляются различные сорта феррохрома и металлического хрома.

Впервые феррохром был получен в 1820 году восстановлением смеси окислов железа и хрома древесным углем в тигле. В 1854 году удалось получить чистый металлический хром электролизом водных растворов хлорида хрома. К этому же времени относятся и первые попытки выплавить углеродистый феррохром в доменной печи. В 1865 году был выдан первый патент на хромистую сталь. Потребность в феррохроме начала резко расти.

Важную роль в развитии производства феррохрома сыграл электрический ток, точнее электротермический способ получения металлов и сплавов. В 1893 году французский ученый Муассан выплавил в электропечи углеродистый феррохром, содержащий 60% хрома и 6% углерода.

В дореволюционной России ферросплавное производство развивалось черепашьими темпами. Мизерные количества ферросилиция и ферромарганца выплавляли доменные печи южных заводов. В 1910 году на берегу реки Сатки (Южный Урал) был построен маленький электрометаллургический завод «Пороги», который стал производить феррохром, а затем и ферросилиций. Но об удовлетворении нужд своей промышленности не могло быть и речи: потребность России в ферросплавах приходилось почти полностью покрывать ввозом их из других стран.

Хром — серовато-белый блестящий металл по внешнему виду похож на сталь. Из металлов он самый твердый, его плотность 7,19 г/см3, т. пл. 1855 °С. Природный хром состоит из смеси пяти изотопов с массовыми числами 50, 52, 53, 54 и 56. Радиоактивные изотопы получены искусственно.

Хром обладает всеми характерными свойствами металлов — хорошо проводит тепло, почти не оказывает сопротивления электрическому току, имеет присущий большинству металлов блеск. Любопытна одна особенность хрома: при температуре около 37°С он ведет себя явно «вызывающе» — многие его физические свойства резко, скачкообразно меняются. В этой температурной точке внутреннее трение хрома достигает максимума, а модуль упругости падает до минимальных значений. Так же внезапно изменяются электропроводность, коэффициент линейного расширения, термоэлектродвижущая сила. Пока ученые не могут объяснить эту аномалию.

Даже незначительные примеси делают хром очень хрупким, поэтому в качестве конструкционного материала его практически не применяют, зато как легирующий элемент он издавна пользуется у металлургов почетом. Небольшие добавки его придают стали твердость и износостойкость. Такие свойства присущи шарикоподшипниковой стали, в состав которой, наряду с хромом (до 1,5%), входит углерод (около 1%). Образующиеся в ней карбиды хрома отличаются исключительной твердостью — они-то и позволяют металлу уверенно сопротивляться одному из опаснейших врагов — износу.

В качестве представителя металлов, относящихся к побочным подгруппам периодической системы, рассмотрим хром: он возглавляет побочную подгруппу VI группы. Хром — металл, по внешнему виду похожий на сталь. От ранее рассмотренных металлов он, как и все металлы с достраивающимся предпоследним электронным слоем атома, отличается тугоплавкостью и твердостью. По твердости хром превосходит все металлы, он царапает стекло.

Расположение электронов на 3d- и 4s-орбиталях атома хрома можно представить схемой:

Отсюда видно, что хром может проявлять в соединениях различные степени окисления — от +1 до +6; из них наиболее устойчивы соединения хрома со степенями окисления +2, +3, +6. Таким образом, в образовании химических связей участвует не только электрон внешнего уровня, но и пять электронов d-подуровня второго снаружи уровня.

Как и у алюминия, на поверхности хрома образуется оксидная пленка Сr2 О3. Поэтому хром в разбавленных серной и соляной кислотах начинает растворяться не сразу, а после растворения оксидной пленки:

Cr + 2H+=Cr5+ + h3

В азотной и концентрированной серной кислотах хром не растворяется, так как его оксидная пленка упрочняется, т. е. хром переходит в пассивное состояние. По этой же причине не взаимодействуют с хромом разбавленные серная и соляная кислоты, содержащие растворенный кислород. Пассивацию хрома можно устранить очисткой поверхности металла.

При высокой температуре хром горит в кислороде, образуя оксид Cr2 О3. Раскаленный хром реагирует с парами воды:

2Cr + ЗН2 О = Cr2 О3 + ЗН2

Металлический хром при нагревании реагирует также с галогенами, галогеноводородами, серой, азотом, фосфором, углем, кремнием и бором. Например:

Cr + 2HF = CrF2 + h3 ; 2Cr + N2 = 2CrN

2Cr + 3S = Cr2 S3; Cr + Si = CrSi

На воздухе хром совершенно не изменяется. Поэтому хромом с помощью электролиза его соединений покрывают — хромируют — стальные изделия для предохранения их от ржавления и механического износа. Эти же качества хром придает своим сплавам с железом — хромистым сталям. К ним относится нержавеющая сталь, содержащая около 12% хрома.

В быт нержавеющая сталь вошла в виде вилок, ножей и других предметов домашнего обихода. Блестящие, серебристого цвета полосы нержавеющей стали украшают арки станции «Маяковская» Московского метрополитена.

При химических реакциях атом хрома может отдавать, кроме единственного электрона наружного слоя, до 5 электронов предпоследнего слоя, т. е. проявлять высшую степень окисления (+6). Но, как и все элементы с достраивающимся предпоследним слоем атома, хром проявляет несколько значений степеней окисления, т. е. кроме высшего и низшие значения, а именно + 2 и + 3. У металлов с переменной валентностью, как и у элементов одного и того же периода, например III, с возрастанием степени окисления уменьшается радиус иона. Так, у хрома:

Радиусиона

При этом соблюдается та же самая закономерность в изменении химических свойств соединений металла с возрастанием его степени окисления, как у элементов одного и того же периода, а именно:

1. С возрастанием степени окисления основные свойства гидроксидов ослабляются, а кислотные усиливаются.

2. При одинаковых значениях степени окисления и близких значениях ионного радиуса химические свойства гидроксидов элементов оказываются сходными.

Это мы и наблюдаем на гидроксидах хрома, учитывая близость численных значений радиусов ионов Сг2 и Mg2; Сг3 и А13; С г6 и S6 *:

Гидроксиды хрома

Гидроксиды элементов III периода

Хром образует три ряда соединений:

Познакомимся с важнейшими из этих соединений. При растворении хрома в кислотах получаются соли, в которых хром двухвалентен, например:

Соединения двухвалентного хрома сходны по составу и свойствам с соединениями магния; гидроксид хрома (II) является основанием.

проявляют все соединения, в которых содержится хром в степени окисления +6: оксид

Хром широко используется, как добавочный материал к металлам, для получения высококачественной стали, подшипников и др. данный процесс называется хромированием .

Молодое Советское государство не могло зависеть от капиталистических стран в такой важнейшей отрасли промышленности, как производство качественных сталей, являющейся основным потребителем ферросплавов. Чтобы воплотить в жизнь грандиозные планы индустриализации нашей страны, требовалась сталь—конструкционная, инструментальная, нержавеющая, шарикоподшипниковая, автотракторная. Один из важнейших компонентов этих сталей — хром.

Уже в 1927—1928 годах началось проектирование и строительство ферросплавных заводов. В 1931 году вошел в строй Челябинский завод ферросплавов, ставший первенцем нашей ферросплавной промышленности. Один из создателей советской качественной металлургии член-корреспондент Академии наук СССР В. С. Емельянов в эти годы находился в Германии, куда он был направлен для изучения опыта зарубежных специалистов.

Да, в то время наша хромистая руда вывозилась не только в Германию, но и в Швецию, Италию, США. И у них же нам приходилось покупать феррохром.

Но когда вслед за Челябинским в 1933 году были построены еще два ферросплавных завода—в Запорожье и Зестафони, наша страна не только прекратила ввозить важнейшие ферросплавы, в том числе и феррохром, но и получила возможность экспортировать их за границу. Качественная металлургия страны была практически полностью обеспечена необходимыми материалами отечественного производства.

«Нержавейка»—сталь, отлично противостоящая коррозии и окислению, содержит примерно 17—19% хрома и 8—13% никеля. Но этой стали углерод вреден: карбидообразующие «наклонности» хрома приводят к тому, что большие количества этого элемента связываются в карбиды, выделяющиеся на границах зерен стали, а сами зерна оказываются бедны хромом и не могут стойко обороняться против натиска кислот и кислорода. Поэтому содержание углерода в нержавеющей стали должно быть минимальным (не более 0,1%).

При высоких температурах сталь может покрываться «чешуей» окалины. В некоторых машинах детали нагреваются до сотен градусов. Чтобы сталь, из которой сделаны эти детали, не «страдала» окалинообразованием, в нее вводят 25—30% хрома. Такая сталь выдерживает температуры до 1000°С!

В качестве нагревательных элементов успешно служат сплавы хрома с никелем — нихромы. Добавка к хромоникелевым сплавам кобальта и молибдена придает металлу способность переносить большие нагрузки при t = 650—900° С. Из этих сплавов делают, например, лопатки газовых турбин.Сплав кобальта, молибдена и хрома («комохром») безвреден для человеческого организма и поэтому используется в восстановительной хирургии.

Одна из американских фирм недавно создала новые материалы, магнитные свойства которых изменяются под влиянием температуры. Эти материалы, основу которых составляют соединения марганца, хрома исурьмы, по мнению ученых, найдут применение в различных автоматических устройствах, чувствительных к колебаниям температуры, и смогут заменить более дорогие термоэлементы.

Хромиты широко используют и в огнеупорной промышленности. Магнезитохромитовый кирпич—отличный огнеупорный материал для футеровки мартеновских печей и других металлургических агрегатов. Этот материал обладает высокой термостойкостью, ему не страшны многократные резкие изменения температуры.

Химики используют хромиты для получения бихроматов калия и натрия, а также хромовых квасцов, которые применяются для дубления кожи, придающего ей красивый блеск и прочность. Такую кожу называют «хромом», а сапоги из нее «хромовыми».

Как бы оправдывая свое название, хром принимает деятельное участие в производстве красителей для стекольной, керамической, текстильной промышленности.

Окись хрома позволила тракторостроителям значительно сократить сроки обкатки двигателей. Обычно эта операция, во время которой все трущиеся детали должны «привыкнуть» друг к другу, продолжалась довольно долго и это, конечно, не очень устраивало работников тракторных заводов. Выход из положения был найден, когда удалось разработать новую топливную присадку, в состав которой вошла окись хрома. Секрет действия присадки прост: при сгорании топлива образуются мельчайшие абразивные частицы окиси хрома, которые, оседая на внутренних стенках цилиндров и других подвергающихся трению поверхностях, быстро ликвидируют шероховатости, полируют и плотно подгоняют детали. Эта присадка в сочетании с новым сортом масла позволила в 30 раз сократить продолжительность обкатки.

Недавно окись хрома приобрела еще одну интересную «специальность»: в США изготовлена экспериментальная магнитофонная пленка, рабочий слой которой содержит не частицы окиси железа, как обычно, а Частицы окиси хрома. Замена оказалась удачной — качество звучания резко улучшилось, пленка стала надежнее в работе. Новинкой в первую очередь предполагается обеспечить блоки магнитной памяти электронно-вычислительных машин.

Почти три четверти века бились ученые над проблемой хромирования, и лишь в 20-х годах нашего столетия проблема была решена. Причина неудач заключалась в том, что используемый при этом электролит содержал трехвалентный хром, который не мог создать нужное покрытие. А вот его шестивалентному «собрату» такая задача оказалась по плечу. С этого времени в качестве электролита начали применять хромовую кислоту — в ней валентность хрома равна 6. Толщина защитных покрытий (например, на некоторых наружных деталях автомобилей, мотоциклов, велосипедов) составляет до 0,1 миллиметра. Но иногда хромовое покрытие используют в декоративных целях — для отделки часов, дверных ручек и других предметов, не подвергающихся серьезной опасности. В таких случаях на изделие наносят тончайший слой хрома (0,0002—0,0005 миллиметра).

Существует и другой способ хромирования — диффузионный, протекающий не в гальванических ваннах, а в печах. Первоначально стальную деталь помещали в порошок хрома и нагревали в восстановительной атмосфере до высоких температур. При этом на поверхности детали появлялся обогащенный хромом слой, по твердости и коррозионной стойкости значительно превосходящий сталь, из которой сделана деталь. Но (и здесь нашлись свои «но») при температуре примерно 1000°С хромовый порошок спекается и, кроме того, на поверхности покрываемого металла образуются карбиды, препятствующие диффузии хрома в сталь. Пришлось подыскивать другой носитель хрома; вместо порошка для этой цели начали использовать летучие галоидные соли хрома — хлорид или иодид, что позволило снизить температуру процесса.

Хлорид (или иодид) хрома получают непосредственно в установке для хромирования, пропуская пары соответствующей галоидоводородной кислоты через порошкообразный хром или феррохром. Образующийся газообразный хлорид обволакивает хромируемое изделие, и поверхностный слой насыщается хромом. Такое покрытие гораздо прочнее связано с основным материалом, чем гальваническое.

До последнего времени хромировали только металлические детали. А недавно советские ученые научились наносить хромовую «броню» на изделия из пластмасс. Подвергнутый испытаниям широко известный полимер—полистирол, «одетый» в хром, стал прочнее, для него оказались менее страшными такие известные «враги» конструкционных материалов, как истирание, изгиб, удар. Само собой разумеется, возрос срок службы деталей.

… Прежде чем закончить рассказ о хроме, мы вновь обратимся к воспоминаниям В. С. Емельянова. «Года два назад,—писал ученый в 1967 году, — я узнал глубоко взволновавшую меня новость, оставшуюся в нашей стране — увы! — незамеченной. Мы продали партию феррохрома Англии — стране, которая всегда была для нас символом технического прогресса. И вот теперь Англия покупает наш феррохром! Англичане понимают толк в том, что покупают».

1. «Химия за 11 класс». Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман

2. «Неорганическая химия за 9 класс». Ю.В. Ходаков, Д.А. Эпштейн, П.А. Глоризов.

3. «Химия для подготовительных отделений». Г.П. Хомченко.

4. Интернет.

www.ronl.ru

Химия d-элементов (медь, серебро, цинк, хром, марганец, железо) – HIMI4KA

Медь находится в четвертом периоде, группе IБ. Ее электронная формула 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1, наиболее устойчивые степени окисления +2 и +1. Медь в промышленности получают пирометаллургическим методом, что можно описать следующим уравнением:

Полученную медь называют черновой (содержание меди 95–98%). Затем медь подвергают электролитическому рафинированию для получения меди высокой чистоты. Металл малой активности, в ряду напряжений металлов медь расположена после водорода. Ее химические свойства:

Йодид меди (II) не существует. Попытки получить его реакциями обмена приводят к иодиду меди (I) и йоду, например:

В электрохимическом ряду напряжений металлов медь расположена после водорода, поэтому с разбавленной соляной кислотой она не реагирует. Однако с концентрированной соляной кислотой она взаимодействует с образованием дихлоркупрата (I) водорода:

Кроме того, медь способна взаимодействовать с соляной кислотой в присутствии кислорода воздуха:

Медь образует оксиды состава Cu2O, CuO. Первый проявляет основные, а второй амфотерные с преобладанием основных свойства. Оба оксида легко восстанавливаются до меди под действием различных восстановителей:

Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 разлагается при нагревании, проявляет амфотерные свойства с преобладанием основных:

Серебро находится в пятом периоде, группе IБ. Его электронная формула 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1. В промышленности серебро получают комплексной переработкой полиметаллических руд. Химические реакции, характерные для серебра:

Оксид серебра Ag2O — термически нестабильный, типичный основный оксид. Его химические свойства:

Цинк находится в четвертом периоде, группе IIБ. Его электронная формула 30Zn 1s22s22p63s23p63d104s2. В промышленности цинк получают либо электролизом водного раствора его сульфата, либо пирометаллургическим методом: сернистые руды подвергают обжигу с последующим восстановлением оксида цинка коксом:

Цинк относится к металлам средней активности, в своих соединениях проявляет единственную степень окисления +2. Характерные для цинка химические реакции:

Особенностью цинка являются его реакции с серной и азотной кислотами различной концентрации. При этом в зависимости от концентрации кислот образуются различные продукты реакции:

Оксид и гидроксид цинка являются амфотерными. Их характерные реакции:

Хром расположен в четвертом периоде, группе VIБ. Его электронная формула 24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1. Металл средней активности. В своих соединениях хром проявляет степени окисления +2, +3 и +6. В промышленности чистый хром получают восстановлением оксида хрома методом алюминотермии:

Его характерные химические реакции:

Хром образует ряд оксидов: CrO — основный оксид, Cr2O3 — амфотерный оксид, CrO3 — кислотный оксид, следовательно, рост степени окисления сопровождается усилением кислотных свойств. Все оксиды хрома вступают в окислительно-восстановительные реакции.

Ниже приведены характерные для этих соединений химические реакции:

Гидроксид хрома (III) проявляет амфотерные свойства, вступает в окислительно-восстановительные реакции:

Марганец расположен в четвертом периоде, группе VIIБ, Периодической системы Д.И. Менделеева. Его электронная формула 1s22s22p63s23p63d54s2. Характерные степени окисления марганца +2, +4, +6 и +7. В чистом виде марганец получают термическим восстановлением оксидов или галогенидов водородом, натрием, магнием, алюминием, углеродом или кремнием (метод кремнийтермии):

Особо чистый марганец получают электролизом водного раствора сульфата марганца (II).

Химические свойства марганца:

Марганец образует пять оксидов: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3, Mn2O7. MnO проявляет основные свойства. Mn2O3 при взаимодействии с разбавленными растворами кислот диспропорционирует, а при нагревании с концентрированными растворами кислот выделяет кислород:

MnO2 не взаимодействует ни со щелочами, ни с разбавленными растворами кислот. С концентрированными кислотами при нагревании реагирует так же, как и Mn2O3:

Mn2O7 — единственный среди оксидов марганца, который является жидкостью при нормальных условиях. Кислотный оксид. Разлагается уже при температуре 55 °С, при ударе может взорваться.

Железо находится в четвертом периоде, группе VIIIБ. Его электронная формула 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2. Металл средней активности, в своих соединениях проявляет степени окисления +2 и +3. Известны ряд соединений железа со степенью окисления +6. Они являются сильными окислителями. Химически чистое железо получают разложением его пентакарбонила:

Основная масса железа используется не в чистом виде, а в виде сплавов с углеродом (сталь, чугун) и другими элементами. Эти сплавы получают в доменных печах. Упрощенно этот процесс можно описать уравнением:

Характерные для железа химические реакции:

FeO проявляет основные, а Fe2O3 — амфотерные с преобладанием основных свойства. Оба оксида вступают в окислительно-восстановительные реакции:

Для двойного оксида железа (II) — железа (III) Fe3O4 (магнетит) характерны в первую очередь окислительно-восстановительные реакции, а также реакции обмена, которые идут также, как и у входящих индивидуально в его состав оксидов:

Гидроксид железа (II) практически проявляет только основные свойства, при нагревании разлагается, вступает в окислительно-восстановительные реакции:

Гидроксид железа (III) проявляет амфотерные с преобладанием основных свойства, при нагревании разлагается, вступает в окислительно-восстановительные реакции:

Йодид железа (III) не существует. Попытки получить его обменными реакциями приводят к йодиду железа (II) и йоду:

himi4ka.ru

Презентация - Хром

<td

Слайд №2
	ХРОМ
Слайд №3
	I. Исторические сведенияII. Хром – химический элемент:1.Положение хрома в периодической системехимических элементов Д.И.Менделеева2. Строение атома.III.Хром – простое вещество3. Нахождение в природе1. Состав. Физические свойства.2. Получение.3. Химические свойства4. Биологическая роль и физиологическое действие.5. ПрименениеIV. Соединения хрома
Слайд №4
	В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил название «сибирский красный свинец», PbCrO4. Современное название — крокоит. В 1797 французский химик Л. Н. Воклен открыл в сибирскойкрасной свинцовой руде новый элемент хром и в 1798 годуполучил его в свободном состоянии. Происхождение названияНазвание элемент получил от греч. ????? — цвет, краска — из-за разнообразия окраски своих соединений.
Слайд №5
	Французский химик Луи Николя Воклен родился в Сент-Андре-д’Эберто (Нормандия). Совместно с А. Ф. Фуркруа выяснил (1799) химическую природу мочевины. Совместно с П. Ж. Робике открыл (1806) первую аминокислоту аспарагин. Открыл также пектин и яблочную кислоту, выделил камфорную и хинную кислоты.Внёс существенный вклад в развитие анализа минералов. Создал школу химиков. Опубликовал одно из первых в мире руководств по химическому анализу – «Введение в аналитическую химию» (1799).
Слайд №6

Слайд №7
	Положение хрома в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома.периодгруппапорядковый номерCrметалл244VIB+244218валентные электроны131s22s22p64s13s23p63d 5Cr0 ? 2e ? Cr+2Cr0 ? 3e ? Cr+3Cr0 ? 6e ? Cr+6
Слайд №8
	Нахождение хрома в природеХром является довольно распространённым элементом (0,02 масс. долей, %). Основные соединения хрома — хромистый железняк (хромит) FeO·Cr2O3. Вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO4.хромиткрокоит
Слайд №9
	Физические свойстваПлотность 7,19 г/см3;t плавления 1890°С;t кипения 2480°С.В свободном виде — голубовато- белый металл.Хром (с примесями) является одним из самых твердых металлов.Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке, пластичен.Устойчив на воздухе. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома (III) Cr2O3.
Слайд №10
	Получение Из хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромита железа) получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом):FeO· Cr2O3 + 4C ? Fe + 2Cr + 4CO? Феррохром — сплав железа и хрома (около 60% ),основные примеси – углерод (до5%) кремний (до 8%), сера (до 0,05 %),фосфор (до 0,05 %).Феррохром применяют для производства легированныхсталей.
Слайд №11
	Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе: 4Fe(CrO2)2 + 8Na2CO3 + 7O2 ? 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2? 2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа;3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат;4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата углём: Na2Cr2O7 + 2C ? Cr2O3 + Na2CO3 + CO? 5) с помощью алюминотермии получают металлический хром: Cr2O3 + 2Al ? Al2O3 + 2Cr + 130 ккал
Слайд №12
	С помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, содержащего добавку серной кислоты. При этом на катодах совершаются в основном 3 процесса:1) восстановление шестивалентного хрома до трехвалентного с переходом его в раствор;2) разряд ионов водорода с выделением газообразного водорода;3) разряд ионов, содержащих шестивалентный хром с осаждением металлического хрома;Cr2O72? + 14Н+ + 12е? = 2Cr + 7h3O
Слайд №13
	Химические свойстваLi,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, h3,Cu,Hg,Ag,AuCrCr++++h3SO4 (конц.),растворы солей+ неметаллыО2растворы HCl, h3SO4h3O+щелочные расплавы окислителей+HNO3
Слайд №14
	При комнатной температуре хром химически мало активениз-за образования на его поверхности тонкой прочнойоксидной пленки.При нагревании оксидная пленка хрома разрушается, и он реагирует практически со всеми неметаллами, например: кислородом, галогенами, азотом, серой. Составьте уравнения реакцийхрома с перечисленными неметаллами. Рассмотрите данные реакции какокислительно-восстановительные.
Слайд №15
	Cr0 + O20 = Cr2+3O3–2423Cr0 – 3e ? Cr+3 4O20 + 4e ? 2O–2 3Cr0 – восстановитель, процесс окисленияO20 – окислитель, процесс восстановленияCr0 + Br20 = Cr+3Br3–1232Cr0 – 3e ? Cr+3 2Br20 + 2e ? 2Br–1 3Cr0 – восстановитель, процесс окисленияBr20 – окислитель, процесс восстановления
Слайд №16
	Cr0 + N20 = Cr+3N–3Cr0 – 3e ? Cr+3 2N20 + 6e ? 2N–3 122Cr0 – восстановитель, процесс окисленияN20 – окислитель, процесс восстановленияCr0 + S0 = Cr2+3S3–2Cr0 – 3e ? Cr+3 2S0 + 2e ? S–2 323Cr0 – восстановитель, процесс окисленияS0 – окислитель, процесс восстановления
Слайд №17
	В раскаленном состоянии хром реагирует с парами воды:2Cr + 3h3O = Cr2O3 + 3h3Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn, Fe Co,Sn,Pb, h3,Cu,Hg,Ag,AuCrВ ряду напряжений хром находится левее водорода и поэтомув отсутствии воздуха может вытеснять водород из растворовсоляной и серной кислот, образуя соли хрома (II).Составьте уравнения реакций хрома c растворами соляной и серной кислот.Рассмотрите данные реакции как окислительно-восстановительные.
Слайд №18
	Cr0 + H+1Cl = Cr+2Cl2 + h30Cr0 – 2e ? Cr+2 12H+ + 2e ? h30 12Cr0 – восстановитель, процесс окисленияHCl (за счет Н+1) – окислитель, процесс восстановленияCr0 + h3+1SO4 = Cr+2SO4 + h30Cr0 – 2e ? Cr+2 12H+ + 2e ? h30 1Cr0 – восстановитель, процесс окисленияh3SO4(за счет Н+1) – окислитель,процесс восстановления
Слайд №19
	В присутствии кислородахром реагирует с растворамикислот c образованиемсолей хрома (III) 4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6h3O
Слайд №20
	Концентрированные серная и азотнаякислоты на холоду пассивируют хром При сильном нагревании кислотыpастворяют хром с образованиемcолей хрома (III)Cr + h3SO4 ? Cr2(SO4)3 + SO2 + h3OCr + HNO3 ? Cr(NO3)3 + NO2 + h3OРассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительныеРасставьте коэффициенты.Назовите окислитель и восстановитель.
Слайд №21
	Cr0 + h3S+6O4 ? Cr2+3(SO4)3 + S+4O2 + h3OCr0 + HN+5O3 ? Cr+3(NO3)3 + N+4O2 + h3OCr0 – 3e ? Cr+3 2S+6 + 2e ? S+4 32Cr + 6h3SO4 = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6h3OCr0 – восстановитель, процесс окисленияh3SO4 (за счет S+6) – окислитель, процесс восстановленияCr0 – 3e ? Cr+3 1N+5 + 1e ? N+4 3Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3h3OCr0 – восстановитель, процесс окисленияHNO3 (за счет N+5) – окислитель, процесс восстановления
Слайд №22
	Хром способен вытеснять многие металлы, напримермедь, олово, серебро и другие, из растворов их солей: Cr0 + Cu+2SO4 ? Cr+2SO4 + Cu0Составьте уравнение реакции хрома c раствором сульфатамеди (II). Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную. Cr0 – 2e ? Cr+2 1Cu+2+ 2e ? Cu0 1Cr + CuSO4 = CrSO4 + CuCr0 – восстановитель, процесс окисленияCuSO4 (за счет Cu+2) – окислитель, процессвосстановления
Слайд №23
	Cr + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + h3OРассмотрите эту реакцию как окислительно-восстановительнуюРасставьте коэффициенты.Назовите окислитель и восстановитель.Растворы щелочей на хром практически не действуют.Хром реагирует с щелочными расплавами окислителей.В качестве окислителей используют нитраты натрия, калия,хлорат калия и другие окислители.При взаимодействии с щелочными расплавами окислителейхром образует соли анионного типа, в которых проявляетвысшую степень окисления.сплавление
Слайд №24
	Cr0 + KCl+5O3 + KOH ? K2Cr+6O4 + KCl–1 + h3OCr0 – 3e ? Cr+3 1Cl+5 + 6e ? Cl– 2Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + h3OCr0 – восстановитель, процесс окислениеKClO3 (за счет Cl+5) – окислитель, процесс восстановление
Слайд №25
	Хром — постоянная составная часть растительных и животных организмов. В крови содержится от 0,012 до 0,0035 % хрома. Хром имеет большое значение в метаболизме углеводов и жиров, а также участвует в процессе синтеза инсулина. Важнейшая его биологическая роль состоит в регуляции углеводного обмена и уровня глюкозы в крови Элемент способствует нормальному формированию и росту детского организма. Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.
Слайд №26
	Хром важный компонент во многих легированных сталях.Используется в качестве износоустойчивых и красивыхгальванических покрытий (хромирование)Хром применяется для производства сплавов:хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопелмощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.
Слайд №27
	Соединения хромаСоединения хрома (II)Соединения хрома (III)Соединения хрома (VI)оксидгидроксидсолиоксидгидроксидсолисолигидроксидоксид
Слайд №28
	Соединения хрома (II)CrOОксид хрома (II) – кристаллы черного цвета,имеет основный характерПри осторожном нагреваниигидроксида хрома (II) в отсутствии кислорода получают оксид хрома (II). Составьте уравнение реакции. Cr(OH)2 = CrO + h3O3CrO = Cr + Cr2O3При более высоких температурах оксид хрома (II)диспропорционирует:700°
Слайд №29
	Составьте уравнение реакции оксида хрома (II) с соляной исерной кислотами. Рассмотрите реакции с точки зрения ТЕД.CrO + h3SO4 = CrSO4 + h3OCrO + 2H+ + Cl– = Cr2+ + 2Cl– + h3OCrO + 2H+ = Cr2+ + h3OCrO + 2HCl = CrCl2 + h3OCrO + 2H+ + SO42– = Cr2+ + SO42– + h3OCrO + 2H+ = Cr2+ + h3O
Слайд №30
	Оксид хрома (II) – сильный восстановитель.Кислородом воздуха окисляется до оксидахрома (III)Составьте уравнение реакции.Рассмотрите данную реакциюкак окислительно-восстановительную.Cr+2O + O20 ? Cr2+3O3–2Cr+2 – 1e ? Cr+3 4O20 + 4e ? 2O–2 14CrO + O2 = 2Cr2O3CrO (за счет Cr+2) – восстановитель, процесс окисленияO2 – окислитель, процесс восстановления
Слайд №31
	Cr(OH)2Гидроксид хрома (II)Гидроксид хрома (II) получают в виде желтого осадка действием растворов щелочей на соли хрома (II) без доступа воздуха. Составьте уравнение реакции получения гидроксида хрома (II) действием гидроксида натрия на хлорид хрома (II). Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД.CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 ? + 2NaClCr2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– = Cr(OH)2 ? + 2Na+ + 2Cl–Cr2+ + 2OH– = Cr(OH)2 ?
Слайд №32
	Гидроксид хрома (II) обладает основными свойствами.Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (II) с солянойкислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕДCr(OН)2 + 2HCl = CrCl2 + 2h3OCr(OН)2 + 2H+ + 2Cl– = Cr2+ + 2Cl– + 2h3OCr(OН)2 + 2H+ = Cr2+ + 2h3O
Слайд №33
	Гидроксид хрома (II) – сильный восстановитель.Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома (III)Составьте уравнение реакции. Рассмотрите данную реакциюкак окислительно-восстановительную.Cr+2(ОН)2+ O20 + Н2О ? Cr+3(O –2Н)3Cr+2 – 1e ? Cr+3 4O20 + 4e ? 2O–2 14Cr(OН)2 + O2 + 2Н2О = 4Cr(OН)3Cr(OН)2 (за счет Cr+2) –восстановитель, процесс окисленияO2 – окислитель, процесс восстановления
Слайд №34
	Соли хрома (II)Водные растворы солей хрома (II) получают без доступавоздуха растворением металлического хрома в разбавленныхкислотах в атмосфере водорода или восстановлением цинкомв кислой среде солей трехвалентного хрома.Безводные соли хрома (II) белого цвета, а водные растворы икристаллогидраты — синего цвета.Соединения хрома (II) – сильные восстановители. Легко окисляются. Именно поэтому очень трудно получать и хранить соединения двухвалентного хрома.Реагируют с концентрированными серной и азотной кислотами: CrCl2 + O2 + HCl ? CrCl3 + h3OCrCl2 + h3SO4 ? Cr2(SO4)3 + SO2? + HCl? + h3OCrCl2 + HNO3 ? Cr(NO3)3 + NO2? + HCl? + h3O Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные. Расставьте коэффициенты..
Слайд №35
	Cr+2Cl2 + O20 + HCl ? Cr+3Cl3 + h3O–2Cr+2 – 1e ? Cr+3 4O20 + 4e ? 2O–2 14CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2h3O
Слайд №36
	Cr+2Cl2 + HN+5O3 (к) ?Cr+3(NO3)3 + N+4O2? + HCl? + h3O Cr+2 – 1e ? Cr+3 1N+5 + 1e ? N+4 1CrCl2 + 4HNO3(конц) = Cr(NO3)3 + NO2? + 2HCl? + h3O Cr+2Cl2 + h3S+6O4(к.) ?Cr2+3(SO4)3 + S+4O2? + HCl? + h3OCr+2 – 1e ? Cr+3 2S+6 + 2e ? S+4 12CrCl2 + 4h3SO4(конц) = Cr2(SO4)3 + SO2? + 4HCl? +2h3O
Слайд №37
	Соединения хрома (III)Cr2O3Оксид хрома () – тугоплавкий порошок темно-зеленого цвета.Получение. В лабораторных условиях термическим разложениемдихромата аммония:(Nh5)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 2h3OВ промышленности восстановлением дихромата калиякоксом или серой:K2Cr2O7 + 3C = 2Cr2O3 + 2K2CO3 + CO2K2Cr2O7 + S = 2Cr2O3 + K2SO4 t°t°t°
Слайд №38
	Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствамиПри взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III):Составьте уравнение реакции оксида хрома (III) с солянойкислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД. Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3h3OCr2O3 + 6H+ + 6Cl– = 2Cr3+ + 6Cl– + 3h3OCr2O3 + 6H+ = 2Cr3+ + 3h3O
Слайд №39
	При сплавлении оксида хрома (III) с оксидами,гидроксидами и карбонатами щелочных ищелочноземельных металлов образуютсяхроматы (III) (хромиты):Сr2O3 + Ba(OH)2 = Ba(CrO2)2 + h3O Сr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2 t°t°Оксид хрома (III) нерастворим в воде.
Слайд №40
	В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III)ведет себя как восстановитель:Cr2O3 + KOH + KMnO4 ? K2CrO4 + MnO2 + h3OРассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительныеРасставьте коэффициенты. Cr2O3 + KOH + Сa(ClO)2 ? K2CrO4 + CaCl2 + h3OCr2O3 + O2 + Na2CO3 ? Na2CrO4 + CO2Cr2O3 + KClO3 + Na2CO3 ? Na2CrO4 + KCl + CO2Cr2O3 + NaNO3 + Na2CO3 ? Na2CrO4 + NaNO2 + CO2
Слайд №41
	Cr2+3O3 + KOH + KMn+7O4 ? K2Cr+6O4 + Mn+4O2 + h3O2Cr+3 – 6e ? 2Cr+6 1 окисление, восстановительMn+7 + 3e ? Mn+4 2 восстановление, окислительCr2O3 + 2KOH + 2KMnO4 = 2K2CrO4 + 2MnO2 + h3OCr2+3O3 + KOH + Сa(Cl+1O)2 ? K2Cr+6O4 + CaCl2–1 + h3O2Cr+3 – 6e ? 2Cr+6 1 окисление, восстановительCl+1 + 2e ? Cl–1 3 восстановление, окислительCr2O3 + 4KOH + 3Сa(ClO)2 = 2K2CrO4 + 3CaCl2 + 2h3O
Слайд №42
	Cr2+3O3 + O20 + Na2CO3 ? Na2Cr+6O4 + CO2–22Cr+3 – 6e ? 2Cr+6 2 окисление, восстановительO20 + 4e ? O–2 3 восстановление, окислительCr2O3 + 3O2 + 4Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 4CO2Cr2+3O3 + KCl+5O3 + Na2CO3 ? Na2Cr+6O4 + KCl–1 + CO22Cr+3 – 6e ? 2Cr+6 1 окисление, восстановительCl+5 + 6e ? Cl–1 1 восстановление, окислительCr2O3 + KClO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + KCl + 2CO2Cr2+3O3 + NaN+5O3 + Na2CO3 ? Na2Cr+6O4 + NaN+3O2 + CO22Cr+3 – 6e ? 2Cr+6 1 окисление, восстановительN+5 + 2e ? N+3 3 восстановление, окислительCr2O3 + 3NaNO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2
Слайд №43
	Оксид хрома (III) – катализаторВ присутствии оксида хрома (III) аммиак окисляется кислородом воздуха до монооксида азота, который в избытке кислорода окисляется до бурого диоксида азота.
Слайд №44
	Каталитическое окисление этанола Окисление этилового спирта кислородом воздуха происходит очень легко в присутствии оксида хрома (III)Реакция окисления спирта протекает с выделением энергии. Продукт реакции окисления спирта — уксусный альдегид. Cr2O3, t°2СН3–СН2–ОН + О2 2СН3 – С ? О + 2h3O H
Слайд №45
	Гидроксид хрома (III)Cr(OH)3Получают гидроксид хрома (III) действиемрастворов щелочей или аммиака на растворысолей хрома (III). Составьте уравнение реакции полученияCr(OH)3 действием раствора аммиака нахлорид хрома (III):CrCl3 + 3(Nh4·h3O) = Cr(OH)3 + 3Nh5Cl Лабораторный опыт № 1К раствору хлорида хрома (III) прилейте раствораммиака. Что наблюдаете?
Слайд №46
	Лабораторный опыт № 2Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, кодной из них добавьте раствор соляной кислоты, а к другой –щелочь. Что происходит?Какими свойствами обладает гидроксид хрома (III)? Cr(OH)3CrCl3Na3[Cr(OH)6]NaOHHCl
Слайд №47
	+h3SO4+NaOHОсадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, кодной из них добавьте серной кислоты, а к другой – щелочь.Что происходит?
Слайд №48
	Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами.При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III):Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (III) с солянойкислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД.Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3h3OCr(OH)3 + 3H+ + 3Cl– = Cr3+ + 3Cl– + 3h3OCr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3h3O
Слайд №49
	Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]Cr(OH)3 + 3Na+ + 3OH– = 3Na+ + [Cr(OH)6]3–Cr(OH)3 + 3OH– = [Cr(OH)6]3–2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3h3Ot°Гидроксид хрома (III) растворяется в щелочахПри нагревании гидроксид хрома (III) разлагается:гексагидроксохромат (III) натрия(изумрудно-зеленый)
Слайд №50
	Соли хрома (III)Хроматы (III) устойчивы в щелочной среде. Они легко реагируют с кислотами:недостаток кислоты:избыток кислоты:В растворе подвергаются полному гидролизу: NaCrO2 + HCl + h3O = Cr(OH)3 + NaCl NaCrO2 + 4HCl = CrCl3 + NaCl + 2h3O с угольной кислотойNa3[Cr(OH)6] + 3CO2 = Cr(OH)3 + 3NaHCO3 Cr2S3 + 6h3O = 2Cr(OH)3 + 3h3S В водных растворах катион Cr3+ встречается тольков виде гидратированного иона [Cr(h3O)6] 3+, которыйпридает раствору сине-фиолетовый цвет. раствору сине-фиолетовый цвет.
Слайд №51
	Сульфат хрома (III) образует двойные соли – хромовые квасцы.Из смешанного раствора сульфата хрома (III) и сульфата калиякристаллизуется двойная соль – KCr(SO4)2·12h3Oсине-фиолетового цвета.Применяются в качестве дубящего вещества приизготовлении эмульсий, а также в дубящих растворахи дубящих фиксажах.
Слайд №52
	Соединения хрома (III) могут проявлять как окислительныетак и восстановительные свойства. Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительныеРасставьте коэффициенты.Назовите окислитель и восстановитель.K3[Cr(OH)6] + Br2 + KOH ? K2CrO4 + KBr + h3O CrCl3 + h3O2 + KOH ? K2CrO4 + KCl + h3OKCrO2 + PbO2 + KOH ? K2CrO4 + K2PbO2 + h3OCr2(SO4)3 + Cl2 + NaOH ? Na2CrO4 + NaCl + h3O + Na2SO4CrCl3 + Zn ? CrCl2 + ZnCl2
Слайд №53
	K3[Cr+3(OH)6] + Br20 + KOH ? K2Cr+6O4 + KBr– + h3O Cr+3 – 3e ? Cr+6 2 окисление, восстановительBr20 + 2e ? 2Br–1 3 восстановление, окислитель2K3[Cr(OH)6] + 3Br2 + 4KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 8h3O Cr+3Cl3 + Zn0 ? Cr+2Cl2 + Zn+2Cl2Cr+3 + 1e ? Cr+2 2 восстановление, окислительZn0 – 2e ? Zn+2 1 окисление, восстановитель 2CrCl3 + Zn = 2CrCl2 + ZnCl2KCr+3O2 + Pb+4O2 + KOH ? K2Cr+6O4 + K2Pb+2O2 + h3OCr+3 – 3e ? Cr+6 2 окисление, восстановительPb+4 + 2e ? Pb–2 3 восстановление, окислитель2KCrO2 + 3PbO2 + 8KOH = 2K2CrO4 + 3K2PbO2 + 4h3O
Слайд №54
	Cr+3Cl3 + h3O2–1 + KOH ? K2Cr+6O4 + KCl + h3O–2Cr+3 – 3e ? Cr+6 2 окисление, восстановитель2O–1 + 2e ? 2O–2 3 восстановление, окислитель2CrCl3 + 3h3O2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8h3OCr2+3(SO4)3 + Cl20 + NaOH ? Na2Cr+6O4 + NaCl– + h3O + Na2SO4Cr+3 – 3e ? Cr+6 2 окисление, восстановительCl20 + 2e ? 2Cl–1 3 восстановление, окислительCr2(SO4)3 +3Cl2 +16NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8h3O +3Na2SO4
Слайд №55
	Получают CrO3 действием избыткаконцентрированной серной кислотына насыщенный водный раствордихромата натрия:Na2Cr2O7 + 2h3SO4 = 2CrO3 + 2NaHSO4 + h3O Оксид хрома (VI) очень ядовит.4CrO3 ? 2Cr2O3 + 3O2?.При нагревании выше 250 °C разлагается: Оксид хрома (VI) CrO3 — хромовый ангидрид,представляет собой темно-красныеигольчатые кристаллы.
Слайд №56
	CrO3 — кислотный оксид. С избытком воды образуется хромоваякислота h3CrO4CrO3 + Н2O = Н2CrO4При большой концентрации CrO3 образуется дихромоваякислота Н2Cr2О72CrO3 + Н2O = Н2Cr2O7которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту:Н2Cr2О7 + Н2О = 2Н2CrO4При растворении в воде образует кислоты.Эти кислоты – неустойчивые. Существуют только в растворе.Между ними в растворе устанавливается равновесие 2Н2CrO4 ? Н2Cr2O7 + Н2O При взаимодействии CrO3 со щелочами образуются хроматыCrO3 + 2KOH ? K2CrO4 + h3O.
Слайд №57
	CrO3 является сильным окислителемНапример этанол, ацетон и многие другие органические вещества самовоспламеняются или даже взрываются при контакте с ним. Окисляет йод, серу, фосфор, уголь.4CrO3 + 3S = 2Cr2O3 + 3SO2?.CrO3 + C2H5OH ? CO2 + Cr2O3 + h3OC2H5OH + 3h3O – 12e ? 2CO2 + 12H+ 12CrO3 + 6H+ + 6e ? Cr2O3 + 3h3O 24CrO3 + C2H5OH ? 2CO2 + 2Cr2O3 + 3h3OC2H5OH + 3h3O + 4CrO3 + 12H+ = 2CO2 + 12H+ + 2Cr2O3 + 6h3O
Слайд №58
	Если поместить оксид хрома на фарфоровую пластинку и капнуть на него несколько капель ацетона,то через несколько секунд ацетон загорается. При этом оксид хрома (VI) восстанавливается до оксида хрома (III), а ацетон окисляется до углекислого газа и воды. Окисление ацетона хромовым ангидридом.16CrO3 + 3Ch4– С – Ch4 ? 9CO2 + 8Cr2O3 + 9h3O О
Слайд №59
	Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты –хромовая Н2CrO4 и дихромовая Н2Cr2O7
Слайд №60
	Хромовая кислота — кристаллическое вещество красного цвета; выделена в свободном состоянии при охлаждении насыщенных водных растворов CrO3; хромовая кислота — электролит средней силы. Изополихромовые кислоты существуют в водных растворах, окрашенных в красный цвет
Слайд №61
	хроматы – соли хромовой кислоты устойчивы в щелочной среде, приподкислении переходят в оранжевыедихроматы, соли двухромовой кислоты. Реакция обратима, поэтому при добавлении щелочи желтая окраска хромата восстанавливается. 2CrO42– + 2H+ ? Cr2O72– + h3OхроматыдихроматысолиОН–Н+
Слайд №62
	Лабораторный опыт № 3К раствору дихромата калия добавьте гидроксид калия.Как изменилась окраска? Чем это вызвано? К полученному раствору добавьтесерной кислоты до восстановленияжелтой окраски.Напишите уравнения реакций.
Слайд №63
	2K2CrO4 + h3SO4(разб.) = K2Cr2O7 + K2SO4 + h3O K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + h3O 2K2CrO4 + 2HCl(разб.) = K2Cr2O7 + 2KCl + h3O 2K2CrO4 + h3O + CO2 = K2Cr2O7 + KHCO3
Слайд №64
	Взаимопревращение хроматов и дихроматовОксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты – хромовая Н2CrO4 и дихромовая Н2Cr2O7, Хромат калия K2CrO4 и дихромат калия K2Cr2O7 – соли этих кислот. Хроматы – желтого цвета, дихроматы – оранжевого. В кислой среде хромат-ион превращается в дихромат-ион. В присутствии щелочи дихроматы снова становятся хроматами. Хромат калия превращаем в дихромат, добавляя кислоту. Желтый раствор становится оранжевым.2K2CrO4 + h3SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + h3OВ стакан с дихроматом калия добавляем щелочь, оранжевый раствор становится желтым – дихроматы превращаются в хроматы.K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + h3O
Слайд №65
	Соединения хрома (VI) –сильные окислители Cr2O72–Cr3+Cr(OH)3[Cr(OH)6]3–H+h3OOH–Cr2O72– + 14H+ + 6e ? 2Cr3+ + 7h3OCr2O72– + 7Н2О + 6e ? 2[Cr(OH)6]3– + 2ОН–
Слайд №66
	Окислительные свойства дихроматовДихроматы, например дихромат калия K2Cr2O7 – сильные окислители. Под действием восстановителей дихроматы в кислой среде переходят в соли хрома (III). Примером такой реакции может служить окисление сульфита натрия раствором дихромата калия в кислой среде. К раствору дихромата калия добавляем серную кислоту и раствор сульфита натрия.K2Cr2O7 +3Na2SO3+4h3SO4 =Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4+ K2SO4 + 4h3OОранжевая окраска, характерная для дихроматов, переходит в зеленую. Образовался раствор сульфата хрома (III) зеленого цвета. Соли хрома — ярко окрашены, именно поэтому элемент получил такое название: «хром», что в переводе с греческого означает «цвет, краска». опыт
Слайд №67
	Zn + K2Cr2O7 + h3SO4 ? ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +h3O K2Cr2O7 + h3S + h3SO4 ? S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +h3O K2Cr2O7 + h3O2 + h3SO4 ? O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +h3O K2Cr2O7 + h3O + h3S ? S + Cr(OH)3 + KOH K2Cr2O7 + h3O + K2S ? S + K3[Cr(OH)6] + KOH Дихроматы проявляют окислительные свойства не только врастворах, но и в твердом виде:K2Cr2O7 + S ? K2SO4 + Cr2O3 K2Cr2O7 + С ? K2СO3 + СО + Cr2O3 K2Cr2O7 + Al ? Cr + KAlO2 + Al2O3 Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительныеРасставьте коэффициенты. K2Cr2O7 + KOH + (Nh5)2S ? S + K3[Cr(OH)6] + Nh4
Слайд №68
	Zn0 + K2Cr2+6O7 + h3SO4 ? Zn+2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 +h3O Cr+6 + 3e ? Cr+3 2 восстановление, окислительZn0 – 2e ? Zn+2 3 окисление, восстановитель 3Zn + K2Cr2O7 + 7h3SO4 = 3ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7h3O K2Cr2+6O7 + h3S–2 + h3SO4 ? S0 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 + h3O Cr+6 + 3e ? Cr+3 2 восстановление, окислительS–2 – 2e ? S0 3 окисление, восстановитель K2Cr2O7 + 3h3S + 4h3SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7h3O K2Cr2+6O7 + h3O2–1 + h3SO4 ? O20 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 +h3O Cr+6 + 3e ? Cr+3 2 восстановление, окислитель2O–1 – 2e ? O20 3 окисление, восстановитель K2Cr2O7 + 3h3O2 + 4h3SO4 = 3O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7h3O
Слайд №69
	K2Cr2+6O7 + h3O + h3S–2 ? S0 + Cr+3(OH)3 + KOH K2Cr2+6O7 + h3O + K2S–2 ? S0 + K3[Cr+3 (OH)6] + KOH K2Cr2+6O7 + KOH +h3O + (Nh5)2S–2 ? S0 + K3[Cr+3(OH)6] + Nh4 2Cr+6 + 6e ? 2Cr+3 1 восстановление, окислительS–2 – 2e ? S0 3 окисление, восстановитель 2Cr+6 + 6e ? 2Cr+3 1 восстановление, окислительS–2 – 2e ? S0 3 окисление, восстановитель 2Cr+6 + 6e ? 2Cr+ 1 восстановление, окислительS–2 – 2e ? S0 3 окисление, восстановитель K2Cr2O7 + h3O + 3h3S = 3S + 2Cr(OH)3 + 2KOH K2Cr2O7 + 7h3O + 3K2S = 3S + 2K3[Cr(OH)6] + 2KOH K2Cr2O7 + 4KOH + h3O + 3(Nh5)2S = 3S + 2K3[Cr(OH)6] + 6Nh4
Слайд №70
	K2Cr2+6O7 + S0 ? K2S+6O4 + Cr2+3O3 K2Cr2O7 + S = K2SO4 + Cr2O3 K2Cr2+6O7 + С0 ? K2С+4O3 + С+2О + Cr2+3O3 K2Cr2O7 + 2С = K2СO3 + СО + Cr2O3 K2Cr2+6O7 + Al0 ? Cr0 + KAlO2 + Al2+3O3 K2Cr2O7 + 4Al = 2Cr + 2KAlO2 + Al2O3 Cr+6 + 3e ? Cr+3 2 восстановление, окислительS0 – 6e ? S+6 1 окисление, восстановитель Cr+6 + 3e ? Cr+3 3 2 восстановление, окислительС0 – 4e ? С+4 4 1 окисление, восстановительС0 – 2e ? С+2 2 1 2Cr+6 + 6e ? 2Cr+3 1 восстановление, окислительAl0 – 3e ? Al+3 2 окисление, восстановитель
Слайд №71
	Дихромат калия (хромпик) широко применяется как окислительорганических соединений:3С2H5OH + K2Cr2O7 + 4h3SO4 Ch4– CHO + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7h3O3С3H7OH + K2Cr2O7 + 4h3SO4 3Ch4– C–Ch4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7h3O?O
Слайд №72
	Хроматы щелочных металлов плавятся без разложения, адихроматы при высокой температуре превращаются в хроматы.Дихромат аммония разлагается при нагревании:(Nh5)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4h3O180°C
Слайд №73

volna.org

Все о химии - Хром

Периодическая система элементов Менделеева - Хром


Cr	24	Хром
		to кип. (oС)	2680	Степ.окис.	+2 +3 +6 (+4 +5 +1)
	51,9961	to плав.(oС)	1890	Плотность	7140
3d44s2		ОЭО	1,56	в зем. коре	0,0200 %

Перелистайте любой металлургический справочник, и среди многочисленных марок сталей вы, безусловно, не раз встретите такие, в которые входит буква «X»: Х18Н10Т, Х12М, ОХ23Ю5, ШХ15, 8Х4В4Ф1, Х14Г14НЗТ, 12Х2НВФА, ЗОХМЮА и многие другие. Для несведущего в этой области человека такой «тайный шифр» понятен не больше, чем китайские иероглифы. Но, как музыкант, читая ноты, слышит притаившуюся в них музыку, так и металлург легко разбирается в этих на первый взгляд случайных комбинациях букв и цифр. Даже беглого взгляда достаточно, чтобы увидеть общее для перечисленных марок сталей: все они в том или ином количестве содержат элемент хром (о чем свидетельствует буква «X»).

Вместе со своими «коллегами» по легированию—никелем, вольфрамом, молибденом, ванадием, титаном, цирконием, ниобием и другими элементами — хром позволяет выплавлять стали самого разнообразного назначения. Применяемая в современной технике сталь должна многое «уметь»: сопротивляться колоссальным давлениям, противостоять химическим «агрессорам», не зная усталости, выдерживать длительные перегрузки, обладать хорошей обрабатываемостью, не бояться ни жары и ни холода. В эту богатую гамму свойств стали вносит свою лепту и хром.

...Еще в 1766 году петербургский профессор химии И. Г. Леман описал новый минерал, найденный на Урале на Березовском руднике, в 15 километрах от Екатеринбурга (ныне Свердловск). Обрабатывая камень соляной кислотой, Леман получил изумрудно-зеленый раствор, а в образовавшемся белом осадке обнаружил свинец. Спустя несколько лет, в 1770 году, Березовские рудники описал академик П. С. Паллас. «Березовские копи, — писал он, — состоят из четырех рудников, которые разрабатываются с 1752 года. В них наряду с золотом добываются серебро и свинцовые руды, а также находят замечательный красный свинцовый минерал, который не был обнаружен больше ни в одном другом руднике России. Эта свинцовая руда бывает разного цвета (иногда похожего на цвет киновари), тяжелая и полупрозрачная... Иногда маленькие неправильные пирамидки этого минерала бывают вкраплены в кварц подобно маленьким рубинам. При размельчении в порошок она дает красивую желтую краску...». Минерал был назван «сибирским красным свинцом». Впоследствии за ним закрепилось название «крокоит».

Образец этого минерала был в конце XVIII века привезен Палласом в Париж. Крокоитом заинтересовался известный французский химик Луи Никола Воклен. В 1796 году он подверг минерал химическому анализу. «Все образцы этого вещества, которые имеются в нескольких минералогических кабинетах Европы, — писал Воклен в своем отчете, — были получены из этого (т. е. Березовского.—С. В.) золотого рудника. Раньше рудник был очень богат этим минералом, однако говорят, что несколько лет назад запасы минерала в руднике истощились и теперь этот минерал покупают на вес золота, в особенности если он желтый. Образцы минерала, не имеющие правильных очертаний или расколотые на кусочки, годятся для использования их в живописи, где они ценятся за свою желто-оранжевую окраску, не изменяющуюся на воздухе... Красивый красный цвет, прозрачность и кристаллическая форма сибирского красного минерала заставила минералогов заинтересоваться его природой и местом, где он был найден; большой удельный вес и сопутствующая ему свинцовая руда, естественно, заставляли предполагать о наличии свинца в этом минерале...»

В 1797 году Воклен повторил анализ. Растертый в порошок крокоит он поместил в раствор углекислого калия и прокипятил. В результате опыта ученый получил углекислый свинец и желтый раствор, в котором содержалась калиевая соль неизвестной тогда кислоты. При добавлении к раствору ртутной соли образовывался красный осадок, после реакции со свинцовой солью появлялся желтый осадок, а введение хлористого олова окрашивало раствор в зеленый цвет. После осаждения соляной кислотой свинца Воклен выпарил фильтрат, а выделившиеся красные кристаллы (это был хромовый ангидрид) смешал с углем, поместил в графитовый тигель и нагрел до высокой температуры. Когда опыт был закончен, ученый обнаружил в тигле множество серых сросшихся металлических иголок, весивших в 3 раза меньше, чем исходное вещество. Так впервые был выделен новый элемент. Один из друзей Воклена предложил ему назвать элемент хромом (по-гречески «хрома» — окраска) из-за яркого разнообразного цвета его соединений. Между прочим, слог «хром» в значении «окрашенный» входит во многие термины, не связанные с элементом хромом: слово «хромосома», например, в переводе с греческого означает «тело, которое окрашивается»; для получения цветного, изображения пользуются прибором хромоскопом; фотолюбителям хорошо известны пленки «изопанхром», «панхром», «ортохром»; яркие образования в атмосфере Солнца астрофизики называют хромосферными вспышками и т. д.

Фортуна оказалась достаточно благосклонной к новому металлу. Высокая температура плавления хрома, его чрезвычайно большая твердость, легкость образования сплавов с другими металлами, в частности с железом, заинтересовали прежде всего металлургов. Годы не охладили этого интереса: и в наши дни среди разнообразных направлений использования хрома металлургия по-прежнему продолжает занимать ведущее место.

В качестве нагревательных элементов успешно служат сплавы хрома с никелем — нихромы. Добавка к хромоникелевым сплавам кобальта и молибдена придает металлу способность переносить большие нагрузки при| 650—900° С. Из этих сплавов делают, например, лопатки газовых турбин.1 Сплав кобальта, молибдена и хрома («комохром») безвреден для человеческого организма и поэтому используется в восстановительной хирургии.

Одна из американских фирм недавно создала новые материалы, магнитные свойства которых изменяются под влиянием температуры. Эти материалы, основу которых составляют соединения марганца, хрома и сурьмы, по мнению ученых, найдут применение в различных автоматических устройствах, чувствительных к колебаниям температуры, и смогут ^ заменить более дорогие термоэлементы.

В своих воспоминаниях он рассказывает о любопытном разговоре, который произошел у него с одним из металлургов: «В 1933 году на небольшом немецком заводе я спросил главного инженера:

Кому вы продаете изготовляемый на заводе феррохром?

Он принялся перечислять:

— Примерно пять процентов всего производства мы поставляем близлежащим химическим заводам, два процента у нас покупает завод Беккера, около трех процентов...

Перебив его, я спросил:

— Ну, а много ли у вас покупает Советский Союз?

— А Советский Союз когда как. Семьдесят пять—восемьдесят процентов нашей продукции мы отправляем на ваши заводы. Да мы и работаем-то на уральской хромистой руде».

Выступая на XVII съезде партии, нарком тяжелой промышленности Серго Орджоникидзе сказал: «...если бы у нас не было качественных сталей, у нас не было бы автотракторной промышленности. Стоимость расходуемых нами сейчас качественных сталей определяется свыше 400 миллионов рублей. Если бы их надо было ввозить—это 400 миллионов рублей ежегодно, — мы бы, черт побери, в кабалу попали к капиталистам».

Каждый вечер над Москвой вспыхивают рубиновые звезды Кремля. В мире драгоценных камней рубину принадлежит второе место после алмаза. По древнему индийскому преданию, рубины образовались из капель крови, пролитой богами: «Падают капли тяжелой крови на лоно реки, в глубокие воды, в отражение прекрасных пальм. И назвалась река с тех пор Раванагангой, и загорелись с тех пор эти капли крови, превращенные в камни рубина, и горели они с наступлением темноты сказочным огнем, горящим внутри, и пронизывались воды этими огненными лучами...», — так рассказывает о происхождении рубина древняя восточная легенда. В наши дни технология получения чудесного красного камня значительно упростилась и богам уже не надо проливать свою священную кровь: для этого в окись алюминия вводят дозированную добавку окиси хрома, — ему-то и обязаны рубиновые кристаллы своим чарующим цветом. Но искусственные рубины ценятся не только за свои «внешние данные»: рожденный с их помощью лазерный луч способен буквально творить чудеса. Подобно волшебному лучу, созданному гиперболоидом инженера Гарина и богатой фантазией Алексея Толстого, луч лазера может разрезать любые металлы с той же легкостью, с какой ножницы режут бумагу, или прошивать в алмазах, корундах и других «крепких орешках» тончайшие отверстия, не проявляя при этом ни малейшего почтения к их всемирно известной твердости.

Фотоматериалы и лекарства, катализаторы для химических процессов и металлические покрытия—всюду хром оказывается «при деле». О хромовых покрытиях следует, пожалуй, рассказать подробнее.

Давно было замечено, что хром не только отличается большой твердостью (в этом отношении у него нет конкурентов среди металлов), но и хорошо сопротивляется окислению на воздухе, не взаимодействует с кислотами. Тонкий слой этого металла попробовали электролитически осаждать на поверхность изделий из других материалов, чтобы предохранить их от коррозии, царапин и прочих «травм». Однако хромовые покрытия оказались пористыми, легко отслаивались и не оправдывали возлагаемых на них надежд.

Литовские химики разработали способ создания многослойной «кольчуги» для особо ответственных деталей. Тончайший верхний слой этого покрытия (под микроскопом его поверхность и в самом деле напоминает кольчугу) состоит из хрома: в процессе службы он первым «принимает огонь на себя», но пока хром окисляется, проходят многие годы. Тем временем деталь спокойно несет свою ответственную службу.

...Прежде чем закончить рассказ о хроме, мы вновь обратимся к воспоминаниям В. С. Емельянова. «Года два назад,—писал ученый в 1967 году, — я узнал глубоко взволновавшую меня новость, оставшуюся в нашей стране — увы! — незамеченной. Мы продали партию феррохрома Англии — стране, которая всегда была для нас символом технического прогресса. И вот теперь Англия покупает наш феррохром! Англичане понимают толк в том, что покупают».

himya.ucoz.ru