Formula kiselog hromoksida. Krom i njegovi spojevi. Hemijska svojstva hroma

Nacionalno istraživanje Politehničko sveučilište Tomsk

Institut za geoekologiju i geokemiju prirodnih resursa

Krom

Po disciplini:

Hemija

Završeno:

student grupe 2G41 Tkacheva Anastasia Vladimirovna 29.10.2014

Provjereno:

učitelj Stas Nikolay Fedorovich

Položaj u periodičnom sistemu

Krom - element bočne podskupine 6. grupe 4. perioda periodičnog sistema hemijskih elemenata D.I. Mendeleeva sa atomskim brojem 24. Označen je simbolom Cr(lat. Krom). Jednostavna supstanca krom - čvrsti metal, plavkasto-bijeli. Krom se ponekad naziva i crnim metalima.

Struktura atoma

17 Cl) 2) 8) 7 - dijagram strukture atoma

1s2s2p3s3p- elektronička formula

Atom se nalazi u III periodu i ima tri energetska nivoa

Atom se nalazi u VII u grupi, u glavnoj podskupini - na vanjskom energetskom nivou od 7 elektrona

Svojstva elementa

Fizička svojstva

Krom je bijeli sjajni metal s kubnom rešetkom usredotočenom na tijelo, a \u003d 0,28845 nm, karakteriziran tvrdoćom i lomljivošću, gustoće 7,2 g / cm 3, jedan je od najtvrđih čistih metala (drugi samo nakon berilija, volframa i urana ), sa tačkom topljenja od 1903 stepeni. I sa tačkom ključanja od oko 2570 stepeni. C. U zraku je površina hroma prekrivena oksidnim filmom koji je štiti od dalje oksidacije. Dodatak ugljenika hromu dodatno povećava njegovu tvrdoću.

Hemijska svojstva

Krom je u normalnim uvjetima inertni metal; zagrijavanjem postaje prilično aktivan.

    Interakcija s nemetalima

Kada se zagrije iznad 600 ° C, hrom sagorijeva u kisiku:

4Cr + 3O 2 \u003d 2Cr 2 O 3.

Reaguje sa fluorom na 350 ° C, sa hlorom - na 300 ° C, sa bromom - na temperaturi crvene toplote, stvarajući hromov halid (III) halogenide:

2Cr + 3Cl 2 \u003d 2CrCl 3.

Reaguje sa dušikom na temperaturama iznad 1000 ° C sa stvaranjem nitrida:

2Cr + N2 \u003d 2CrN

ili 4Cr + N2 \u003d 2Cr 2 N.

2Cr + 3S \u003d Cr 2 S 3.

Reaguje sa borom, ugljenikom i silicijumom da bi stvorio boride, karbide i silicide:

Cr + 2B \u003d CrB 2 (moguće je stvaranje Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 4),

2Cr + 3C \u003d Cr 2 C 3 (moguće je stvaranje Cr 23 C 6, Cr 7 B 3),

Cr + 2Si \u003d CrSi 2 (moguće je stvaranje Cr 3 Si, Cr 5 Si 3, CrSi).

Ne reaguje direktno sa vodonikom.

    Interakcija s vodom

U fino podijeljenom stanju sa žarnom niti, hrom reagira s vodom, stvarajući hrom (III) oksid i vodonik:

2Cr + 3H 2 O \u003d Cr 2 O 3 + 3H 2

    5 interakcije s kiselinama

U elektrokemijskim serijama metalnih napona, hrom je do vodonika, istiskuje vodonik iz otopina neoksidirajućih kiselina:

Cr + 2HCl \u003d CrCl2 + H2;

Cr + H2S04 \u003d CrSO4 + H2.

U prisustvu atmosferskog kiseonika nastaju soli hroma (III):

4Cr + 12HCl + 3O 2 \u003d 4CrCl 3 + 6H 2 O.

Koncentrovana azotna i sumporna kiselina pasiviraju hrom. Krom se u njima može otopiti samo jakim zagrijavanjem, stvaraju se soli hroma (III) i proizvodi za redukciju kiseline:

2Cr + 6H2S04 \u003d Cr2 (SO4) 3 + 3SO2 + 6H2O;

Cr + 6HNO 3 \u003d Cr (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

    Interakcija s alkalnim reagensima

U vodenim rastvorima alkalija, hrom se ne rastvara, polako reagira sa alkalnim topljenima stvaranjem hromita i oslobađanjem vodonika:

2Cr + 6KOH \u003d 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2.

Reaguje s alkalnim topljenjima oksidirajućih sredstava, na primjer kalijum-kloratom, dok se hrom pretvara u kalijum-hromat:

Cr + KClO 3 + 2KOH \u003d K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O.

    Oporavak metala iz oksida i soli

Krom je aktivni metal koji može istisnuti metale iz rastvora njihovih soli: 2Cr + 3CuCl 2 \u003d 2CrCl 3 + 3Cu.

Osobine jednostavne supstance

Stabilan u zraku zbog pasivizacije. Iz istog razloga ne reagira sa sumpornom i azotnom kiselinom. Gori na 2000 ° C sa stvaranjem zelenog hrom (III) oksida Cr 2 O 3, koji ima amfoterna svojstva.

Sintetizovani su spojevi hroma i bora (boridi Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 2, CrB 4 i Cr 5 B 3), sa ugljenikom (karbidi Cr 23 C 6, Cr 7 C 3 i Cr 3 C 2 ), sa silicijumom (silicidi Cr 3 Si, Cr 5 Si 3 i CrSi) i azotom (nitridi CrN i Cr 2 N).

Cr jedinjenja (+2)

Stanje oksidacije +2 odgovara osnovnom oksidu CrO (crni). Soli Cr 2+ (plave otopine) dobijaju se redukcijom soli Cr 3+ ili dihromata sa cinkom u kiselom mediju („vodonikom u vreme izolacije“):

Sve ove Cr 2+ soli snažni su redukcijski agensi do te mjere da istiskuju vodonik iz vode stajanjem. Kiseonik u zraku, posebno u kiselom okruženju, oksidira Cr 2+, uslijed čega plava otopina brzo postaje zelena.

Smeđi ili žuti hidroksid Cr (OH) 2 precipitira kada se u otopine hromovih (II) soli dodaju lužine.

Sintetizovani su hromi dihalidi CrF 2, CrCl 2, CrBr 2 i CrI 2

Cr (+3) jedinjenja

Stanje oksidacije +3 odgovara amfoternom oksidu Cr 2 O 3 i hidroksidu Cr (OH) 3 (oba su zelena). Ovo je najstabilnije oksidaciono stanje hroma. Spojevi kroma u ovom oksidacionom stanju imaju boju od prljave jorgovane (jon 3+) do zelene (anioni su prisutni u koordinacijskoj sferi).

Cr 3+ teži stvaranju dvostrukih sulfata tipa M I Cr (SO 4) 2 12H 2 O (stipsa)

Hrom (III) hidroksid se dobija dejstvom amonijaka na otopine soli hroma (III):

Cr + 3NH + 3H2O → Cr (OH) ↓ + 3NH

Možete koristiti otopine lužina, ali u njihovom višku nastaje topivi hidrokso kompleks:

Cr + 3OH → Cr (OH) ↓

Cr (OH) + 3OH →

Spajanjem Cr 2 O 3 sa lužinama dobijaju se hromiti:

Cr2O3 + 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O

Nekalcinisani hrom (III) oksid se rastvara u alkalnim rastvorima i kiselinama:

Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O

Kada se spojevi hroma (III) oksidiraju u alkalnom mediju, nastaju spojevi hroma (VI):

2Na + 3HO → 2NaCrO + 2NaOH + 8HO

Isto se dešava kada se hrom (III) oksid stopi sa alkalijama i oksidantima ili sa lužinama u vazduhu (talina u ovom slučaju postaje žuta):

2Cr2O3 + 8NaOH + 3O2 → 4Na2CrO4 + 4H2O

Spojevi kroma (+4)[

Pažljivom razgradnjom hrom (VI) oksida CrO 3 u hidrotermalnim uslovima, dobija se hrom (IV) oksid CrO 2, koji je feromagnetni i ima metalnu provodljivost.

Među hrom tetrahalidima, CrF 4 je stabilan, hrom tetrahlorid CrCl 4 postoji samo u parama.

Spojevi kroma (+6)

Stanje oksidacije +6 odgovara kiselom hromovom (VI) oksidu CrO 3 i brojnim kiselinama između kojih postoji ravnoteža. Najjednostavniji od njih su hromični H 2 CrO 4 i dvokromni H 2 Cr 2 O 7. Oni tvore dvije serije soli: žuti hromat, odnosno narandžasti dihromat.

Kromov oksid (VI) CrO 3 nastaje interakcijom koncentrovane sumporne kiseline sa rastvorima dihromata. Tipični kiseli oksid, u interakciji s vodom, stvara jake nestabilne hromne kiseline: hrom H 2 CrO 4, dihrom H 2 Cr 2 O 7 i druge izopolikiseline opšte formule H 2 Cr n O 3n + 1. Povećanje stepena polimerizacije događa se sa smanjenjem pH, odnosno porastom kiselosti:

2CrO + 2H → Cr2O + H2O

Ali ako se u narančastu otopinu K 2 Cr 2 O 7 doda alkalna otopina, boja ponovo postaje žuta, jer se ponovo stvara hromat K 2 CrO 4:

Cr2O + 2OH → 2CrO + HO

Ne postiže visok stupanj polimerizacije, kao što se to događa u volfram i molibden, jer se polihromna kiselina razlaže na hrom (VI) oksid i vodu:

H2CrnO3n + 1 → H2O + nCrO3

Topljivost hromata otprilike odgovara topljivosti sulfata. Konkretno, žuti hromat barijuma BaCrO 4 precipitira kada se dodaju barijeve soli, kako rastvorima kromata, tako i otopinama dihromata:

Ba + CrO → BaCrO ↓

2Ba + CrO + H2O → 2BaCrO ↓ + 2H

Stvaranje krvavocrvenog, slabo topljivog srebrnog kromata koristi se za otkrivanje srebra u legurama pomoću probne kiseline.

Poznati hrom pentafluorid CrF 5 i nestabilni hrom heksafluorid CrF 6. Takođe su dobijeni isparljivi hromi oksihalogenidi CrO 2 F 2 i CrO 2 Cl 2 (hromil hlorid).

Hromovi (VI) spojevi su jaka oksidaciona sredstva, na primjer:

K2Cr2O7 + 14HCl → 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O

Dodavanje vodonik-peroksida, sumporne kiseline i organskog rastvarača (etra) dihromatima dovodi do stvaranja plavog hrom-peroksida CrO 5 L (L je molekul otapala), koji se ekstrahuje u organski sloj; ova reakcija se koristi kao analitička.

Nekoliko hemijskih jedinjenja, koja se sastoje od dva jednostavna elementa - Cr i O, pripadaju klasi anorganskih jedinjenja - oksida. Njihov je uobičajeni naziv hromov oksid, a zatim je u zagradama uobičajeno da se valencija metala označava rimskim brojevima. Njihova druga imena i hemijske formule:

  • hrom (II) oksid - hrom oksid, CrO;
  • hrom (III) oksid - hrom zeleni, hrom seskvioksid, Cr2O3;
  • hrom (IV) oksid - hrom oksid, CrO2;
  • hrom (VI) oksid - hrom anhidrid, hrom trioksid, CrO3.

Spoj u kojem je metal šestovalentan je viši hromov oksid. To je čvrsta supstanca bez mirisa koja je izgleda (u zraku se širi zbog jake higroskopnosti). Molarna masa je 99,99 g / mol. Gustina na 20 ° C je 2,70 g / cm3. Tačka topljenja - 197 ° S, tačka ključanja - 251 ° S. Na 0 ° C, 61,7 g / 100 ml se rastvara u vodi, na 25 ° C - 63 g / 100 ml, na 100 ° C - 67,45 g / 100 ml. Oksid se takođe otapa u sumpornoj kiselini (ovo je smeša hroma koja se koristi u laboratorijskoj praksi za pranje hemijskog posuđa) i etilnom alkoholu, etil eteru, sirćetnoj kiselini, acetonu. Razlaže se na Cr2O3 na 450 ° C.

Krom (VI) oksid koristi se u procesu elektrolize (za dobivanje čistog hroma), za hromiranje pocinkovanih proizvoda, u elektrolitičkom hromiranju, kao snažni oksidans (za proizvodnju indiga i izatina). hrom se koristi za otkrivanje alkohola u dahu. Interakcija se odvija prema shemi: 4CrO3 + 6H2SO4 + 3C2H5OH → 2Cr2 (SO4) 3 + 3CH3COOH + 9H2O. Prisustvo alkohola pokazuje promjena boje otopine (postaje zelena).

Kromov (VI) oksid je, kao i sva heksavalentna Cr jedinjenja, jak otrov (smrtonosna doza - 0,1 g). Zbog svoje visoke aktivnosti CrO3 izaziva požar (s eksplozijama) kada je u kontaktu s njima. Uprkos maloj isparljivosti, viši hromov oksid je štetan udisanjem, jer uzrokuje rak pluća. Nakon dodira s kožom (čak i ako se uskoro ukloni) uzrokuje iritaciju, dermatitis, ekcem i provocira razvoj raka.

Četverovalentni hromov oksid CrO2 po izgledu je čvrsta supstanca u obliku crnih tetraedričnih feromagnetnih kristala. Kromov oksid 4 ima molarnu masu 83,9949 g / mol i gustinu 4,89 g / cm3. Supstanca se topi raspadajući se na temperaturi od 375 ° C. Ne rastvara se u vodi. Koristi se u magnetnim medijima za snimanje kao radna supstanca. S porastom popularnosti CD-a i DVD-a, upotreba hrom (IV) oksida je opala. Prvi ga je sintetizirao 1956. godine Norman L. Cox, kemičar iz EI DuPont, razlaganjem hrom trioksida u prisustvu vode na 640 ° C i pritisku od 200 MPa. Proizvedeno pod licencom DuPont od strane Sonyja u Japanu i BASF-a u Njemačkoj.

Kromov oksid 3 Cr2O3 je čvrsta finokristalna supstanca od svijetle do tamnozelene boje. Molarna masa je 151,99 g / mol. Gustoća - 5,22 g / cm³. Tačka topljenja - 2435 ° C, tačka ključanja - 4000 ° C. Indeks loma čiste supstance je 2,551. Ovaj oksid se ne rastvara u vodi, alkoholu, acetonu, kiselini. Budući da se njegova gustina približava gustoći korunda, on se uvodi u sastave sredstava za poliranje (na primjer, GOI paste). To je jedan od hroma koji se koristi kao pigment. Prvi put je korištenjem tajne tehnologije dobiven 1838. godine u obliku prozirnog hidratiziranog oblika. Prirodno se javlja u obliku hromove željezne rude FeO.Cr2O3.

Dvovalentni hromov oksid je crna ili crvena čvrsta supstanca sa tačkom topljenja od 1550 ° C. Topi se raspadanjem. Molarna masa je 67,996 g / mol. Crveni kromov (II) oksid nije piroforni, dok je ista crna supstanca piroforna. Prašak se spontano zapali na zraku, pa se može čuvati samo pod slojem u vodi, jer s njim ne stupa u interakciju. Vrlo je teško dobiti crni hromov oksid u čistom obliku.

Za okside hroma niže valencije karakteristična su osnovna svojstva, a za oksid veće valencije kisela.

] molekuli CrO dodijeljeni su brojni pojasevi zasjenjeni R koji su uočeni u opsegu 4800 - 7100 Å u spektru emisije električnog luka u zraku kada je u njega smješten metalni hrom ili sol Cr2Cl6. Vibracijska analiza pokazala je da opsezi pripadaju istom sistemu (elektronički prijelaz) s opsegom 0-0 na oko 6000 Å, a utvrđene su i vibracijske konstante gornjeg i donjeg elektroničkog stanja. "Narandžasti" sistem takođe uključuje opsege u opsegu 7100 - 8400 Å, mereno u [32FER]. U [55NIN] izvršena je djelomična analiza rotacijske strukture opsega, na osnovu koje je uspostavljen tip elektronskog prijelaza 5 Π - 5 Π. U referentnoj knjizi [84XYU / GER], donje stanje sistema označeno je kao osnovno stanje molekule X 5 Π.

Kompletna rotacijska analiza pet opsega sistema (2-0, 1-0, 0-0, 0-1 i 0-2) vrši se u [80HOC / MER]. Opsezi su zabilježeni s velikom rezolucijom u emisionom spektru pražnjenja i u spektru laserskog uzbuđivanja molekula CrO u protoku inertnog gasa nosača. Donje stanje sistema potvrđeno je kao osnovno stanje molekule (laserski pobudni spektar dobijen je na temperaturi nosioca plina nešto ispod sobne temperature).

Još jedan slabiji sistem CrO opsega pronađen je u spektru emisija bliskog infracrvenog pražnjenja [84CHE / ZYR]. Spektar je dobijen pomoću Fourierovog spektrometra. Rotacijska analiza opsega 0-0 smještenog na oko 8000 cm -1 pokazala je da sistem pripada prijelazu 5 Σ - X 5 Π.

Treći sistem CrO traka, centriran na oko 11800 cm -1, pronađen je u hemiluminescentnom spektru reakcije atoma hroma sa ozonom [89DEV / GOL]. Opsezi ovog sistema takođe su zabeleženi u atlasu [57GAT / JUN]. U radu [93BAR / HAJ] dobiveni su opsezi 0-0 i 1-1 s visokom rezolucijom u laserskom spektru pobude. Izvršena je rotacijska analiza koja je pokazala da sustav nastaje prijelazom 5 Δ - X 5 Π.

U spektru hemiluminescencije [89DEV / GOL] pronađen je sistem traka u području od 4510 Å (ν 00 \u003d 22163 cm −1), a izvršena je vibraciona analiza. Sistem vjerovatno pripada elektroničkom prijelazu s prijenosom naboja, budući da opseg vibracija u gornjem stanju je mnogo manji od raspona vibracija u drugim stanjima CrO. Preliminarni elektronički prijelaz označen je kao C 5 Π - X 5 Π.

Fotoelektronski spektri CrO - aniona dobijeni su u [96WEN / GUN] i [2001GUT / JEN]. Najcjelovitija i najpouzdanija interpretacija spektra na temelju MRCI izračuna aniona i molekule predstavljena je u [2002BAU / GUT]. Prema proračunu, anion ima osnovno stanje X 4 Π i prvo pobuđeno stanje 6 Σ +. Spektri pokazuju prelaze elektrona iz ovih stanja u osnovno stanje i 5 pobuđenih stanja neutralnog molekula: X 5 Π ← 6 Σ + (1,12 eV), X 5 Π ← X 4 Π (1,22 eV), 3 Σ - ← X 4 Π (1,82 eV), 5 Σ + ← 6 Σ + (2,13 eV), 3 Π ← X 4 Π (2,28 eV), 5 Δ ← 6 Σ + (2,64 eV), 3 Φ ← X 4 Π ( 3,03 eV). Energije stanja CrO kvinteta slažu se sa podacima optičkih spektra. Stanja tripleta 3 Σ - (0,6 eV), 3 Π (1,06 eV) i 3 Φ (1,81 eV) nisu opažena u optičkim spektrima.

Kvantno-mehanički proračuni CrO izvedeni su u [82GRO / WAH, 84HUZ / KLO, 85BAU / NEL, 85NEL / BAU, 87AND / GRI, 87DOL / WED, 88JAS / STE, 89STE / NAC, 95BAU / MAI, 96BAK / STI, 2000BRI / ROT, 2000GUT / RAO, 2001GUT / JEN, 2002BAU / GUT, 2003GUT / I, 2003DAI / DEN, 2006FUR / PER, 2007JEN / ROO, 2007WAG / MIT]. U proračunu [85BAU / NEL], prikazano je i potvrđeno u kasnijim proračunima da je osnovno stanje molekule 5 Å. Energije pobuđenih stanja daju se direktno ili indirektno (u obliku energije disocijacije ili afiniteta elektrona) u [85BAU / NEL, 85NEL / BAU, 96BAK / STI, 2000BRI / ROT, 2001GUT / JEN, 2002BAU / GUT, 2003DAI / DEN ].

Izračun termodinamičkih funkcija uključivao je: a) donju komponentu Ω \u003d -1 stanja X 5 Π, kao osnovno stanje; b) ostale Ω-komponente X 5 Π, kao zasebna pobuđena stanja; c) pobuđena stanja, čije se energije određuju eksperimentalno ili izračunavaju; d) sintetička stanja koja uzimaju u obzir sva ostala stanja molekule s procjenjenom energijom do 40 000 cm -1.

Konstante ravnoteže za stanje X 5 Π CrO dobivene su u [80HOC / MER]. U tablici Cr.D1 dati su kao konstante za donju komponentu X 5 Π –1, iako se odnose na cijelo stanje u cjelini. Razlike u vrijednostima ω e za komponente stanja X 5 Π su neznatne i uzimaju se u obzir pri pogrešci od ± 1 cm -1.

Energije pobuđenih stanja date su prema spektroskopskim podacima [84CHE / ZYR] (5 Π 0,5 Π 1,5 Π 2,5 Π 3, A 5 Σ +), [93BAR / HAJ] ( A΄ 5 Δ), [80HOC / MER] (B 5), [89DEV / GOL] (C 5); interpretacija spektra fotoelektrona [2002BAU / GUT] (3 Σ -, 3 Π, 3 Φ); prema proračunima [2002BAU / GUT] (5 Σ -, 3 Δ) i [2003DAI / DEN] (3 Σ).

Konstante vibracija i rotacije pobuđenih stanja CrO nisu korištene u proračunima termodinamičkih funkcija i date su u tablici Cr.D1 za referencu. Za države A 6 Σ +, A΄ 5 Δ, B 5 Π, C(5 Π) prikazuje spektroskopske konstante prema podacima [84CHE / ZYR, 93BAR / HAJ, 80HOC / MER, 89DEV / GOL]. Za stanja 3 Σ -, 3 Π, 3 Φ date su vrijednosti ω e dobijene iz fotoelektronskog spektra aniona u [96WEN / GUN]. Vrijednosti ω e za stanja 5 Σ -, 3 Δ i r e za 3 Σ -, 3 Π, 3 Φ, 5 Σ -, 3 Δ dati su prema rezultatima MRCI izračuna [2002BAU / GUT].

Statističke težine sintetičkih stanja procijenjene su pomoću jonskog modela. Uočena i izračunata stanja CrO dodijeljena su trima jonskim konfiguracijama: Cr 2+ (3d 4) O 2-, Cr 2+ (3d 3 4s) O 2- i Cr + (3d 5) O -. Energije ostalih stanja ovih konfiguracija procijenjene su pomoću podataka [71MOO] o položajima članaka jednostruko i dvostruko nabijenih jona hroma. Također smo koristili [2001GUT / JEN] procjene za energije 7 Π, 7 Σ + stanja Cr + (3d 5) O - konfiguracije.

Termodinamičke funkcije CrO (r) izračunate su pomoću jednačina (1.3) - (1.6), (1.9), (1.10), (1.93) - (1.95). Vrijednosti Q ext i njegovi derivati \u200b\u200bizračunati su pomoću jednačina (1,90) - (1,92) uzimajući u obzir devetnaest pobuđenih stanja pod pretpostavkom da Q count.vr ( i) = (p i / p X) P count.vr ( X). Vibracijsko-rotacijska particijska funkcija stanja X 5 Π -1 i njenih derivata izračunati su pomoću jednačina (1.70) - (1.75) izravnim zbrajanjem preko nivoa vibracija i integracijom preko rotacijskih nivoa energije koristeći jednadžbu tipa (1.82). Proračuni su uzeli u obzir sve nivoe energije sa vrijednostima J< J max, v, gdje J max, v je nađeno iz uvjeta (1.81). Vibraciono-rotacijski nivoi stanja X 5 Π -1 izračunati su pomoću jednačina (1.65), vrijednosti koeficijenata Y. kl u ovim jednadžbama izračunate su koristeći relacije (1.66) za izotopsku modifikaciju koja odgovara prirodnoj smjesi izotopa hroma i kiseonika iz molekularnih konstanti 52 Cr 16 O dane u Tabeli Cr.D1. Vrijednosti koeficijenta Y. kl, kao i količine v max i J lim dati u Tabeli Cr D2.

Na sobnoj temperaturi dobijaju se sledeće vrednosti:

C p o (298,15 K) \u003d 32,645 ± 0,26 J × K ‑1 × mol ‑1

S o (298,15 K) \u003d 238,481 ± 0,023 J × K ‑1 × mol ‑1

H o (298,15 K) - H o (0) \u003d 9.850 ± 0.004 kJ × mol ‑1

Glavni doprinos grešci izračunatih termodinamičkih funkcija CrO (g) na temperaturama od 298,15 i 1000 K dolazi iz metode proračuna. Na 3000 i 6000 K greška je uglavnom zbog nesigurnosti u energijama pobuđenih elektroničkih stanja. Greške u vrijednostima Φº ( T) u T \u003d298,15, 1000, 3000 i 6000 K procjenjuju se na 0,02, 0,04, 0,2 i 0,4 J × K ‑1 × mol ‑ 1, respektivno.

Prethodno su izračunate termodinamičke funkcije CrO (r) za tablice JANAF [85CHA / DAV], Schneider [74SCH] (T \u003d 1000 - 9000 K), Brewer i Rosenblatt [69BRE / ROS] (Φº ( T) za T ≤ 3000 K). Odstupanja između JANAF tablica i kartica. CrO na niskim temperaturama zbog činjenice da autori [85CHA / DAV] nisu mogli uzeti u obzir višestruko cijepanje stanja X 5 Π; odstupanje u vrijednostima Φº (298,15) iznosi 4,2 J × K ‑1 × mol ‑1. U rasponu od 1000 - 3000 K, razlike u vrijednostima ofº ( T) ne prelaze 1,5 J × K ‑1 × mol ‑ 1, ali sa 6000 K dosežu 3,1 J × K ‑1 × mol ‑ 1 zbog činjenice da u [

Otkriće hroma odnosi se na period brzog razvoja hemijskih i analitičkih istraživanja soli i minerala. U Rusiji su kemičari pokazali posebno zanimanje za analizu minerala pronađenih u Sibiru i gotovo nepoznatih u zapadnoj Evropi. Jedan od ovih minerala bila je sibirska crvena olovna ruda (krokoit), koju je opisao Lomonosov. Mineral je istražen, ali u njemu nisu pronađeni ništa osim oksida olova, gvožđa i aluminijuma. Međutim, 1797. godine, Vauckelin je, prokuhavši fino mljeveni uzorak minerala s kalijem i istaloženim olovnim karbonatom, dobio narančasto-crvenu otopinu. Iz ove otopine kristalizira rubin-crvenu sol iz koje su izolirani oksid i slobodni metal, različiti od svih poznatih metala. Vauquelen ga je imenovao Krom (Chrome ) iz grčke riječi- bojanje, boja; istina ovdje nije bila svojstvo metala, već njegovih jarko obojenih soli.

Biti u prirodi.

Najvažnija hromova ruda od praktičnog značaja je hromit čiji približni sastav odgovara formuli FeCrO \u200b\u200b4.

Nalazi se u Maloj Aziji, na Uralu, u Sjevernoj Americi, na jugu Afrike. Spomenuti mineral crocoite, PbCrO 4, takođe je od tehničke važnosti. Krom (3) oksid i neka njegova druga jedinjenja takođe se nalaze u prirodi. Sadržaj hroma u metalu u zemljinoj kori je 0,03%. Krom se nalazi na Suncu, zvijezdama, meteoritima.

Fizička svojstva.

Krom je bijeli, tvrdi i lomljivi metal, izuzetno kemijski otporan na kiseline i lužine. Oksidira u zraku, a na površini ima tanak prozirni oksidni film. Krom ima gustinu od 7,1 g / cm 3, tačka topljenja mu je +1875 0 S.

Prijem.

Snažnim zagrijavanjem hromove željezne rude ugljem, hrom i željezo se smanjuju:

FeO * Cr 2 O 3 + 4C \u003d 2Cr + Fe + 4CO

Kao rezultat ove reakcije nastaje slitina hroma sa gvožđem koja se odlikuje velikom čvrstoćom. Da bi se dobio čisti hrom, on se redukuje iz hrom (3) oksida sa aluminijumom:

Cr 2 O 3 + 2Al \u003d Al 2 O 3 + 2Cr

U ovom procesu obično se koriste dva oksida - Cr 2 O 3 i CrO 3

Hemijska svojstva.

Zahvaljujući tankom zaštitnom oksidnom filmu koji prekriva površinu hroma, vrlo je otporan na agresivne kiseline i lužine. Krom ne reaguje sa koncentrovanom azotnom i sumpornom kiselinom, kao ni sa fosfornom kiselinom. Krom komunicira s lužinama na t \u003d 600-700 ° C. Međutim, hrom komunicira s razrijeđenom sumpornom i solnom kiselinom, istiskujući vodonik:

2Cr + 3H2S04 \u003d Cr2 (SO4) 3 + 3H2
2Cr + 6HCl \u003d 2CrCl 3 + 3H 2

Na visokim temperaturama, hrom sagorijeva u kiseoniku, stvarajući oksid (III).

Vrući krom reaguje sa vodenom parom:

2Cr + 3H 2 O \u003d Cr 2 O 3 + 3H 2

Krom na visokim temperaturama reaguje i sa halogenima, halogen - sa vodonikom, sumporom, azotom, fosforom, ugljem, silicijumom, borom, na primer:

Cr + 2HF \u003d CrF 2 + H2
2Cr + N2 \u003d 2CrN
2Cr + 3S \u003d Cr 2 S 3
Cr + Si \u003d CrSi

Gore navedena fizička i hemijska svojstva hroma našla su svoju primenu u raznim oblastima nauke i tehnologije. Na primjer, hrom i njegove legure koriste se za dobivanje prevlaka otpornih na koroziju visoke čvrstoće u mašinstvu. Ferokromne legure koriste se kao alati za rezanje metala. Hromirane legure našle su primenu u medicinskoj tehnologiji, u proizvodnji opreme za hemijsku obradu.

Položaj hroma u periodnom sustavu hemijskih elemenata:

Krom je na čelu podskupine VI grupe periodnog sistema. Njegova elektronska formula je kako slijedi:

24 Cr IS 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 5 4S 1

Pri popunjavanju orbitala elektronima na atomu hroma, narušava se pravilnost, prema kojoj 4S orbitalu prvo treba napuniti do stanja 4S 2. Međutim, s obzirom na činjenicu da 3d - orbitala zauzima povoljniji energetski položaj u atomu hroma, ona se puni do vrijednosti 4d 5. Ovaj fenomen se uočava u atomima nekih drugih elemenata sekundarnih podskupina. Krom može pokazivati \u200b\u200boksidacijska stanja od +1 do +6. Najstabilnija su jedinjenja hroma sa oksidacionim stanjem +2, +3, +6.

Dvovalentna jedinjenja hroma.

Krom (II) oksid CrO je piroforni crni prah (piroforičnost je sposobnost paljenja u zraku u fino podijeljenom stanju). CrO se rastvara u razblaženoj solnoj kiselini:

CrO + 2HCl \u003d CrCl 2 + H20

U zraku, kada se zagrije iznad 100 ° C, CrO se pretvara u Cr 2 O 3.

Dvovalentne soli hroma nastaju otapanjem metalnog hroma u kiselinama. Te se reakcije odvijaju u atmosferi gasa sa niskom aktivnošću (na primjer, H2), jer u prisustvu vazduha, Cr (II) se lako oksidira u Cr (III).

Krom hidroksid se dobija u obliku žutog taloga dejstvom lužne otopine na hrom (II) hlorid:

CrCl 2 + 2NaOH \u003d Cr (OH) 2 + 2NaCl

Cr (OH) 2 ima osnovna svojstva i redukcijsko je sredstvo. Hidrirani Cr2 + ion je blijedoplave boje. Vodena otopina CrCl 2 je plave boje. U zraku, u vodenim rastvorima, spojevi Cr (II) pretvaraju se u spojeve Cr (III). Ovo je posebno izraženo za Cr (II) hidroksid:

4Cr (OH) 2 + 2H 2 O + O 2 \u003d 4Cr (OH) 3

Trovalentna jedinjenja hroma.

Krom (III) oksid Cr 2 O 3 je zeleni vatrostalni prah. Tvrdoća je blizu korunda. U laboratoriju se može dobiti zagrijavanjem amonijevog dihromata:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4 H 2

Cr 2 O 3 - amfoterni oksid, kada fuzija sa alkalijama stvara hromite: Cr 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaCrO 2 + H 2 O

Krom hidroksid je takođe amfoterno jedinjenje:

Cr (OH) 3 + HCl \u003d CrCl 3 + 3H 2 O
Cr (OH) 3 + NaOH \u003d NaCrO 2 + 2H 2 O

Bezvodni CrCl 3 ima izgled tamnoljubičastih listova, potpuno je nerastvorljiv u hladnoj vodi i vrlo sporo se otapa kad se prokuha. Bezvodni hrom (III) sulfat Cr 2 (SO 4) 3 ružičasti, takođe slabo rastvorljiv u vodi. U prisustvu redukcionih sredstava, on takođe stvara violet hrom sulfat Cr 2 (SO 4) 3 * 18H 2 O. Poznati su i hidrati zelenog hrom sulfata koji sadrže manje vode. Alum krom KCr (SO 4) 2 * 12H 2 O kristalizira iz otopina koje sadrže violet hrom sulfat i kalijum sulfat. Otopina hrom stipsa postaje zelena kada se zagrije zbog stvaranja sulfata.

Reakcije sa hromom i njegovim jedinjenjima

Gotovo svi spojevi hroma i njihove otopine su intenzivno obojeni. Imajući bezbojnu otopinu ili bijeli talog, najvjerojatnije možemo zaključiti da nema hroma.

  1. Snažno zagrijavamo u plamenu plamenika na porculanskoj šalici takvu količinu kalijum-dihromata koja će stati na vrh noža. Sol neće ispuštati kristalizacijsku vodu, već će se topiti na temperaturi od oko 400 ° C uz stvaranje tamne tečnosti. Zagrijavat ćemo ga još nekoliko minuta na jakom plamenu. Nakon hlađenja na krhotini nastaje zeleni talog. Dio ćemo rastvoriti u vodi (postaje žuta), a drugi dio ostaviti na krhotini. Sol se razgrađuje zagrijavanjem, što rezultira stvaranjem topljivog žutog kalijum kromata K 2 CrO 4 i zelenog Cr 2 O 3.
  2. Otopiti 3g praškastog kalijumovog dihromata u 50ml vode. U jedan deo dodajte malo kalijum karbonata. Otopit će se razvojem CO 2, a boja otopine će postati svijetlo žuta. Kromat nastaje od kalijum-dihromata. Ako sada u obroke dodate 50% otopinu sumporne kiseline, tada će se opet pojaviti crveno-žuta boja dihromata.
  3. U epruvetu ulijte 5 ml. rastvora kalijum-dihromata, prokuhati s 3 ml koncentrirane solne kiseline. Iz otopine se oslobađa žutozeleni toksični gasoviti klor, jer će hromat oksidirati HCl do Cl 2 i H 2 O. Sam hromat će se pretvoriti u zeleni hlorid trovalentnog hroma. Može se izolirati isparavanjem otopine, a zatim, rastopiti soda i šalitrom, pretvoriti u hromat.
  4. Kad se doda otopina olovnog nitrata, istaloži se žuti olovni hromat; pri interakciji sa otopinom srebrnog nitrata nastaje crveno-smeđi talog srebrnog kromata.
  5. U otopinu kalijum-dihromata dodajte vodonik-peroksid i rastvor zakiselite sumpornom kiselinom. Otopina poprima tamnoplavu boju zbog stvaranja hromovog peroksida. Kada se peroksid protrese sa određenom količinom etera, prelazi u organsko otapalo i postaje plavo. Ova reakcija je specifična za hrom i vrlo je osjetljiva. Može detektovati hrom u metalima i legurama. Prije svega, morate otopiti metal. Uz produženo ključanje sa 30% sumporne kiseline (može se dodati i solna kiselina), hrom i mnogi čelici se delimično rastvaraju. Dobijena otopina sadrži hrom (III) sulfat. Da bismo mogli provesti reakciju detekcije, prvo je neutraliziramo kaustičnom soda. Precipitira se sivozeleni hrom (III) hidroksid koji će se otopiti u suvišku NaOH i stvoriti zeleni natrijum hromit. Filtrirati rastvor i dodati 30% vodonik-peroksida. Kada se zagrije, otopina postaje žuta, jer se hromit oksidira u hromat. Zakiseljavanje će rezultirati plavom bojom otopine. Obojeni spoj se može ekstrahirati potresanjem sa eterom.

Analitičke reakcije na jone hroma.

  1. Dodajte 2M otopinu NaOH u 3-4 kapi otopine hromovog klorida CrCl3 dok se prvotaloženi talog ne otopi. Obratite pažnju na boju dobijenog natrijum-hromita. Dobivenu otopinu zagrijte u vodenoj kupelji. Šta se onda događa?
  2. Dodajte jednak volumen 8M otopine NaOH i 3-4 kapi 3% rastvora H2O2 u 2-3 kapi rastvora CrCl3. Zagrijte reakcijsku smjesu u vodenoj kupelji. Šta se onda događa? Koji talog nastaje ako se nastala obojena otopina neutralizira, doda joj se CH 3 COOH, a zatim Pb (NO 3) 2?
  3. U epruvetu ulijte 4-5 kapi rastvora hrom sulfata Cr 2 (SO 4) 3, IMH 2 SO 4 i KMnO 4. Zagrijte reakcijsku smjesu nekoliko minuta u vodenoj kupelji. Obratite pažnju na promjenu boje otopine. Šta je uzrokovalo?
  4. Dodajte 2-3 kapi rastvora H2O2 u 3-4 kapi rastvora K2Cr2O7 zakiseljene dušičnom kiselinom i promiješajte. Pojava plave boje otopine posljedica je pojave perkromne kiseline H 2 CrO 6:

Cr 2 O 7 2- + 4H 2 O 2 + 2H + \u003d 2H 2 CrO 6 + 3H 2 O

Obratite pažnju na brzo razlaganje H 2 CrO 6:

2H 2 CrO 6 + 8H + \u003d 2Cr 3+ + 3O 2 + 6H 2 O
plavo zeleno

Perkromna kiselina je znatno stabilnija u organskim rastvaračima.

  1. Dodajte 5 kapi izoamil alkohola, 2-3 kapi rastvora H 2 O 2 u 3-4 kapi rastvora K 2 Cr 2 O 7 zakiseljene dušičnom kiselinom i protresite reakcionu smešu. Sloj organskog rastvarača koji pluta na vrh obojan je jarko plavom bojom. Boja blijedi vrlo sporo. Uporedite stabilnost H 2 CrO 6 u organskoj i vodenoj fazi.
  2. Interakcija jona CrO 4 2- i Ba 2+ taloži žuti talog barijevog kromata BaCrO 4.
  3. Srebrni nitrat stvara ciglastocrveni talog srebrnog hromata sa ionima CrO 4 2.
  4. Uzmite tri epruvete. U jedan od njih stavite 5-6 kapi rastvora K 2 Cr 2 O 7, u drugi - isti volumen rastvora K 2 CrO 4, au treći - tri kapi oba rastvora. Zatim dodajte po tri kapi rastvora kalijum jodida u svaku epruvetu. Objasnite svoj rezultat. Zakiselite otopinu u drugoj epruveti. Šta se onda događa? Zašto?

Zabavni eksperimenti sa spojevima hroma

  1. Smeša CuSO 4 i K 2 Cr 2 O 7 postaje zelena kada se doda alkalija i postaje žuta u prisustvu kiseline. Zagrijavanjem 2 mg glicerina sa malom količinom (NH 4) 2 Cr 2 O 7, nakon čega slijedi dodavanje alkohola, nakon filtracije dobija se svijetlozelena otopina koja, kad se doda kiselina, postaje žuta i postaje zelena u neutralnom ili alkalnom mediju.
  2. Stavite u sredinu limenke sa termitom "rubin mešavinom" - temeljito istucite i stavite u aluminijumsku foliju Al 2 O 3 (4,75 g) uz dodatak Cr 2 O 3 (0,25 g). Da se tegla duže ne hladi, potrebno ju je zakopati ispod gornjeg ruba u pijesak, a nakon paljenja termita i početka reakcije prekriti željeznom pločom i prekriti pijeskom. Iskopajte teglu za jedan dan. Kao rezultat, nastaje rubin-crveni prah.
  3. 10 g kalijum dihromata triturira se sa 5 g natrijuma ili kalijum nitrata i 10 g šećera. Smeša se navlaži i pomeša sa kolodijom. Ako se prah pritisne u staklenu cijev, a zatim potisne štap i zapali od kraja, tada će početi puzati "zmija", prvo crna, a nakon hlađenja - zelena. Štap promjera 4 mm gori brzinom od oko 2 mm u sekundi i produžava se 10 puta.
  4. Ako pomiješate otopine bakarnog sulfata i kalijum dihromata i dodate malo otopine amonijaka, tada će nastati amorfni smeđi talog sastava 4CuCrO 4 * 3NH 3 * 5H 2 O, koji se otapa u klorovodičnoj kiselini dajući žutu otopinu i dobije se zelena otopina u suvišku amonijaka. Ako se ovoj otopini doda dodatni alkohol, stvorit će se zeleni talog koji nakon filtracije postaje plav, a nakon sušenja - plavo-ljubičasta s crvenim iskričavima, jasno vidljiva pod jakim svjetlom.
  5. Hromov oksid koji ostaje nakon eksperimenata "vulkan" ili "faraonove zmije" može se obnoviti. Da biste to učinili, potrebno je otopiti 8 g Cr 2 O 3 i 2 g Na 2 CO 3 i 2,5 g KNO 3 i ohlađenu leguru tretirati kipućom vodom. Dobija se topljivi hromat, koji se može pretvoriti u druge spojeve Cr (II) i Cr (VI), uključujući izvorni amonijum dihromat.

Primjeri redoks prijelaza koji uključuju hrom i njegove spojeve

1. Cr 2 O 7 2- - Cr 2 O 3 - CrO 2 - - CrO 4 2- - Cr 2 O 7 2-

a) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4 H 2 O b) Cr 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaCrO 2 + H 2 O
c) 2NaCrO 2 + 3Br 2 + 8NaOH \u003d 6NaBr + 2Na 2 CrO 4 + 4H 2 O
d) 2Na 2 CrO 4 + 2HCl \u003d Na 2 Cr 2 O 7 + 2NaCl + H 2 O

2. Cr (OH) 2 - Cr (OH) 3 - CrCl 3 - Cr 2 O 7 2- - CrO 4 2-

a) 2Cr (OH) 2 + 1 / 2O 2 + H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3
b) Cr (OH) 3 + 3HCl \u003d CrCl 3 + 3H 2 O
c) 2CrCl 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 O \u003d K 2 Cr 2 O 7 + 2Mn (OH) 2 + 6HCl
d) K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH \u003d 2K 2 CrO 4 + H 2 O

3. CrO - Cr (OH) 2 - Cr (OH) 3 - Cr (NO 3) 3 - Cr 2 O 3 - CrO - 2
Cr 2+

a) CrO + 2HCl \u003d CrCl 2 + H20
b) CrO + H20 \u003d Cr (OH) 2
c) Cr (OH) 2 + 1 / 2O 2 + H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3
d) Cr (OH) 3 + 3HNO 3 \u003d Cr (NO 3) 3 + 3H 2 O
e) 4Cr (NO 3) 3 \u003d 2Cr 2 O 3 + 12NO 2 + O 2
f) Cr 2 O 3 + 2 NaOH \u003d 2NaCrO 2 + H 2 O

Chrome element kao umjetnik

Kemičari su se često obraćali problemu stvaranja umjetnih pigmenata za slikanje. U XVIII-XIX veku razvijena je tehnologija za dobivanje mnogih slikovnih materijala. Louis Nicolas Vauquelin 1797. godine, koji je otkrio ranije nepoznati element hrom u sibirskoj crvenoj rudi, pripremio je novu, izuzetno stabilnu boju - hrom zelenu. Njegov hromofor je hidrov hrom (III) oksid. Pokrenut je pod imenom "smaragdno zelena" 1837. godine. Kasnije je L. Vauquelen predložio nekoliko novih boja: barit, cink i hrom žuta. Vremenom su ih istisnuli postojaniji žuti, narančasti pigmenti na bazi kadmijuma.

Hromirano zelena je najjača i najlakša svjetlost, otporna na atmosferske plinove. Kromovo zelje mljeveno u ulju ima veliku pokrivnu moć i stoga se može brzo sušiti od 19. stoljeća. široko se koristi u slikarstvu. Od velike je važnosti za slikanje porculana. Činjenica je da se porculanski proizvodi mogu ukrašavati i podglazbenim i nadglaznim bojanjem. U prvom slučaju, boje se nanose na površinu samo blago pečenog proizvoda, koji je zatim prekriven slojem glazure. Nakon toga slijedi glavno pečenje na visokim temperaturama: za sinterovanje porculanske mase i ponovno punjenje glazure proizvodi se zagrijavaju na 1350 - 1450 0 C. Vrlo malo boja može izdržati tako visoku temperaturu bez kemijskih promjena, a u stara vremena bile su ih samo dvije - kobalt i hrom. Crni kobaltov oksid, nanesen na površinu porculana, stopljen je sa glazurom tokom pečenja, kemijski u interakciji s njom. Rezultat su jarkoplavi silikati kobalta. Takav plavi porculanski pribor za jelo, ukrašen kobaltom, svima je dobro poznat. Krom (III) oksid ne reagira kemijski sa komponentama glazure i jednostavno leži između porculanskih krhotina i prozirne glazure s "mutnim" slojem.

Uz krom zelenu, umjetnici koriste boje dobivene od volkonskoita. Ovaj mineral iz skupine montmorilonita (glineni mineral potklase složenih silikata Na (Mo, Al), Si 4 O 10 (OH) 2 otkrio je 1830. godine ruski mineralog Kemmerer i nazvan po M. N. Volkonskoj, herojskoj kćeri bitke kod Borodina, general N. N. Raevsky, supruga decembrista SG Volkonsky. Volkonskoite je glina koja sadrži do 24% hromoksida, kao i oksidi aluminijuma i gvožđa (III). Varijabilnost sastava Mineral pronađen na Uralu, u Permskoj i Kirovskoj regiji, određuje njegovu raznoliku boju - od boje potamnele zimske jele do jarko zelene boje močvarne žabe.

Pablo Picasso zatražio je od geologa naše zemlje da prouče rezerve volkonskoita, koji boji daje jedinstveno svjež ton. Trenutno je razvijena metoda za proizvodnju umjetnog volkonskoita. Zanimljivo je primijetiti da su se prema modernim istraživanjima ruski slikari ikona koristili bojama iz ovog materijala u srednjem vijeku, mnogo prije njegovog "službenog" otkrića. Guinierovo zelenilo (stvoreno 1837. godine) bilo je popularno i među umjetnicima, čiji je hromoform hromov oksid hidrat Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O, gdje je dio vode kemijski vezan, a dio adsorbiran. Ovaj pigment daje boji smaragdnu nijansu.

web lokacija, s potpunim ili djelomičnim kopiranjem materijala, potrebna je veza do izvora.

Među raznolikošću hemijskih elemenata i njihovih jedinjenja teško je izdvojiti najkorisniju supstancu za čovečanstvo. Svaka je jedinstvena po svojim svojstvima i mogućnostima primjene. Tehnološki napredak uvelike olakšava proces istraživanja, ali i postavlja nove izazove za njega. Hemijski elementi, otkriveni prije nekoliko stotina godina i proučavani u svim oblicima, koriste se na tehnološkiji način u modernom svijetu. Ovaj se trend proteže na spojeve koji postoje u prirodi, a stvorili su ih ljudi.

Oksid

U zemljinoj kori i u prostranstvima Svemira postoji mnogo hemijskih spojeva koji se razlikuju po klasama, vrstama, karakteristikama. Jedna od najčešćih vrsta spojeva je oksid (oksid, oksid). Uključuje pijesak, vodu, ugljični dioksid, odnosno temeljne tvari za postojanje čovječanstva i cijele biosfere Zemlje. Oksidi su supstance koje sadrže atome kiseonika sa oksidacionim stanjem -2, dok je veza između elemenata binarna. Njihovo stvaranje nastaje kao rezultat hemijske reakcije čiji se uvjeti razlikuju ovisno o sastavu oksida.

Karakteristična obilježja ove supstance su tri položaja: supstanca je složena, sastoji se od dva atoma, jedan od njih je kisik. Veliki broj postojećih oksida objašnjava se činjenicom da mnogi hemijski elementi tvore nekoliko supstanci. Po sastavu su identični, ali atom koji reagira s kisikom pokazuje nekoliko stepeni valencije. Na primjer, hromov oksid (2, 3, 4, 6), azot (1, 2, 3, 4, 5) itd. U ovom slučaju njihova svojstva ovise o stupnju valencije elementa koji ulazi u oksidacijsku reakciju .

Prema prihvaćenoj klasifikaciji, oksidi su bazični i kiseli. Takođe se razlikuje amfoterna vrsta koja pokazuje svojstva osnovnog oksida. Kiseli oksidi su spojevi nemetala ili elementi sa visokom valencijom; kiseline su njihovi hidrati. Osnovni oksidi uključuju sve supstance sa vezom kisik + metal, njihovi hidrati su baze.

Krom

U 18. stoljeću kemičar I. G. Lehman otkrio je nepoznati mineral nazvan sibirsko crveno olovo. Profesor Pariške mineraloške škole Vauquelin izveo je niz hemijskih reakcija sa dobijenim uzorkom, uslijed čega je izoliran nepoznati metal. Glavna svojstva koja je znanstvenik utvrdio bile su njegova otpornost na kiselo okruženje i vatrostalnost (otpornost na toplotu). Naziv "hrom" nastao je iz širokog raspona boja, koje karakteriziraju spojevi elementa. Metal je prilično inertan, ne pojavljuje se u čistom obliku u prirodnim uvjetima.

Glavni minerali koji sadrže hrom su hromit (FeCr 2 O 4), melanohroit, vokelenit, ditzeit, tarapakait. Hemijski element Cr nalazi se u 6. grupi periodičnog sistema DI Mendelejeva, ima atomski broj 24. Elektronska konfiguracija atoma hroma omogućava elementu da ima valenciju +2, +3, +6, dok su najstabilniji spojevi trovalentnog metala. Moguće su reakcije u kojima je stanje oksidacije +1, +5, +4. Krom je kemijski neaktivan, metalna površina je prekrivena filmom (efekt pasivizacije), koji u normalnim uvjetima sprječava reakcije s kisikom i vodom. Kromov oksid, koji nastaje na površini, sprečava interakciju metala s kiselinama i halogenima u odsustvu katalizatora. Jedinjenja sa jednostavnim supstancama (ne metalima) moguća su na temperaturama od 300 ° C (hlor, brom, sumpor).

Pri interakciji sa složenim tvarima potrebni su dodatni uvjeti, na primjer, reakcija se ne događa s otopinom lužine, a njenim se topljenjem proces odvija vrlo sporo. Krom reagira s kiselinama kada je visoka temperatura prisutna kao katalizator. Kromov oksid može se dobiti iz različitih minerala izlaganjem temperaturi. Koncentrirane kiseline se koriste ovisno o budućem oksidacijskom stanju elementa. U ovom slučaju, valencija hroma u spoju varira od +2 do +6 (najviši hromov oksid).

Primjena

Zbog jedinstvenih antikorozivnih svojstava i otpornosti na toplotu, legure na bazi hroma imaju veliku praktičnu važnost. Istovremeno, u procentima, njegov udio ne bi trebao prelaziti polovinu ukupne zapremine. Veliki nedostatak hroma je njegova krhkost, što smanjuje mogućnosti obrade legura. Najčešća upotreba metala je za izradu premaza (hromiranje). Zaštitni film može biti debljine 0,005 mm, ali će pouzdano zaštititi metalni proizvod od korozije i vanjskih utjecaja. Hromovi spojevi se koriste za proizvodnju vatrostalnih konstrukcija u metalurškoj industriji (topioničke peći). Dekorativni premazi protiv korozije (kermeti), specijalni legirani čelik, elektrode za aparate za zavarivanje, legure na bazi silicija, aluminij traženi su na svjetskim tržištima. Kromov oksid, zbog svog niskog oksidacijskog potencijala i velike otpornosti na toplotu, služi kao katalizator mnogih hemijskih reakcija koje se javljaju na visokim temperaturama (1000 ° C).

Dvovalentna jedinjenja

Kromov oksid (2) CrO (dušikov oksid) je svijetlo crveni ili crni prah. Netopljiv je u vodi, ne oksidira u normalnim uvjetima i pokazuje izražena osnovna svojstva. Supstanca je čvrsta, vatrostalna (1550 o C) i nije toksična. U procesu zagrijavanja na 100 ° C, oksidira se u Cr 2 O 3. Ne otapa se u slabim otopinama azotne i sumporne kiseline, reakcija se javlja sa solnom kiselinom.

Primanje, prijava

Ova supstanca se smatra nižim oksidom. Ima prilično uski opseg. U hemijskoj industriji, hromov oksid 2 koristi se za pročišćavanje ugljovodonika od kiseonika, koji privlači tokom oksidacije na temperaturama višim od 100 ° C. Dvovalentni hromov oksid možete dobiti na tri načina:

  1. Razgradnja karbonil Cr (CO) 6 u prisustvu visoke temperature kao katalizatora.
  2. Redukcija oksida hroma fosfornom kiselinom 3.
  3. Kromov amalgam se oksidira kiseonikom ili azotnom kiselinom.

Trovalentna jedinjenja

Za okside hroma, stanje oksidacije +3 je najstabilniji oblik supstance. Cr 2 O 3 (hrom zeleni, seskvioksid, eskolaid) je kemijski inertan, nerastvorljiv u vodi, ima visoku tačku topljenja (više od 2000 o C). Kromov oksid 3 je zeleni vatrostalni prah, vrlo tvrd, ima amfoterna svojstva. Tvar je topljiva u koncentriranim kiselinama, reakcija s lužinama nastaje kao rezultat fuzije. Može se reducirati u čisti metal interakcijom s jakim redukcijskim sredstvom.

Prijem i upotreba

Zbog visoke tvrdoće (usporedive s korundom), najčešća upotreba supstance u abrazivnim materijalima i materijalima za poliranje. Kromov oksid (formula Cr 2 O 3) ima zelenu boju, pa se koristi kao pigment u proizvodnji naočala, boja, keramike. Za hemijsku industriju ova supstanca se koristi kao katalizator za reakcije sa organskim spojevima (sinteza amonijaka). Trovalentni hromov oksid koristi se za stvaranje umjetnih dragog kamenja i spinela. Za dobivanje se koristi nekoliko vrsta hemijskih reakcija:

  1. Oksidacija hromoksida.
  2. Zagrijavanje (kalciniranje) dihromata ili amonijevog kromata.
  3. Razgradnja trovalentnog hrom hidroksida ili heksavalentnog oksida.
  4. Kalcinirajući hromat ili dikromat žive.

Šestovalentna jedinjenja

Formula za najveći hromov oksid je CrO 3. Supstanca ljubičaste ili tamnocrvene boje može postojati u obliku kristala, igala, ploča. Kemijski aktivan, toksičan, u interakciji sa organskim spojevima postoji opasnost od spontanog sagorevanja i eksplozije. Kromov oksid 6 - hrom anhidrid, hrom trioksid - lako rastvorljiv u vodi, u normalnim uslovima u interakciji sa vazduhom (širi se), tačka topljenja - 196 o C. Supstanca ima izražene kisele karakteristike. U hemijskoj reakciji s vodom nastaje dikromna ili hromna kiselina, koja bez dodatnih katalizatora stupa u interakciju s lužinama (žutim kromatima). Za halogene (jod, sumpor, fosfor) snažno je oksidaciono sredstvo. Kao rezultat zagrijavanja na 250 ° C nastaju slobodni kiseonik i trovalentni hromov oksid.

Kako se dobija i gdje se koristi

Hromov oksid 6 se dobija tretiranjem natrijum ili kalijum hromata (dihromata) koncentrovanom sumpornom kiselinom ili reakcijom srebrnog hromata sa hlorovodoničnom kiselinom. Visoka hemijska aktivnost supstance određuje glavne pravce njene primene:

  1. Dobivanje čistog metala - hroma.
  2. U procesu kromiranja površina, uključujući elektrolitsku metodu.
  3. Oksidacija alkohola (organskih jedinjenja) u hemijskoj industriji.
  4. U raketnom pogonu koristi se kao upaljač goriva.
  5. U hemijskim laboratorijama čisti posuđe od organskih jedinjenja.
  6. Koristi se u pirotehničkoj industriji.


Preporučeno za čitanje