Kyslý vzorec oxidu chrómu. Chróm a jeho zlúčeniny. Chemické vlastnosti chrómu

Národný výskum Tomsk Polytechnic University

Ústav geoekológie a geochémie prírodných zdrojov

Chróm

Podľa disciplíny:

Chémia

Dokončené:

študent skupiny 2G41 Tkacheva Anastasia Vladimirovna 29.10.2014

Skontrolované:

učiteľ Stas Nikolay Fedorovich

Pozícia v periodickom systéme

Chróm - prvok bočnej podskupiny 6. skupiny 4. obdobia periodického systému chemických prvkov D.I. Mendelejeva s atómovým číslom 24. Je označený symbolom Cr(lat. Chróm). Jednoduchá látka chróm - pevný kov, modro-biely. Chróm sa niekedy označuje ako železné kovy.

Štruktúra atómu

17 Cl) 2) 8) 7 - diagram atómovej štruktúry

1s2s2p3s3p- elektronický vzorec

Atóm sa nachádza v období III a má tri energetické úrovne

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

Vlastnosti prvkov

Fyzikálne vlastnosti

Chróm je biely lesklý kov s kubickou mriežkou vystredenou na telo, a \u003d 0,28845 nm, charakterizovaný tvrdosťou a krehkosťou, s hustotou 7,2 g / cm 3, jedným z najtvrdších čistých kovov (druhý za berýlium, volfrám a urán), s teplotou topenia 1903 stupňov. A s bodom varu asi 2570 stupňov. C. Na vzduchu je povrch chrómu pokrytý oxidovým filmom, ktorý ho chráni pred ďalšou oxidáciou. Prídavok uhlíka k chrómu ďalej zvyšuje jeho tvrdosť.

Chemické vlastnosti

Chróm je za normálnych podmienok inertný kov, ktorý sa pri zahrievaní stáva celkom aktívnym.

Interakcia s nekovmi

Pri zahriatí na viac ako 600 ° C chróm horí v kyslíku:

4Cr + 3O2 \u003d 2Cr203.

Reaguje s fluórom pri 350 ° С, s chlórom - pri 300 ° С, s brómom - pri teplote červeného tepla a vytvára halogenidy chrómu:

2Cr + 3Cl2 \u003d 2CrCl3.

Reaguje s dusíkom pri teplotách nad 1 000 ° C za tvorby nitridov:

2Cr + N2 \u003d 2CrN

alebo 4Cr + N2 \u003d 2Cr2N.

2Cr + 3S \u003d Cr2S3.

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

Cr + 2B \u003d CrB 2 (je možná tvorba Cr 2 B, CrB, Cr 3 B 4, CrB 4),

2Cr + 3C \u003d Cr 2 C 3 (je možný vznik Cr 23 C 6, Cr 7 B 3),

Cr + 2Si \u003d CrSi 2 (je možná tvorba Cr 3 Si, Cr 5 Si 3, CrSi).

Neinteraguje priamo s vodíkom.

Interakcia s vodou

V jemne rozdelenom žiarovke chróm reaguje s vodou a vytvára oxid chromitý a vodík:

2Cr + 3H20 \u003d Cr203 + 3H2

5interakcie s kyselinami

V elektrochemickej sérii napätí kovov je chróm až vodík, vytláča vodík z roztokov neoxidujúcich kyselín:

Cr + 2HCl \u003d CrCl2 + H2;

Cr + H2S04 \u003d CrS04 + H2.

V prítomnosti atmosférického kyslíka sa tvoria soli chrómu (III):

4Cr + 12HCl + 3O 2 \u003d 4CrCl3 + 6H20.

Koncentrovaná kyselina dusičná a sírová pasivujú chróm. Chróm sa v nich môže rozpúšťať iba pri silnom zahriatí, tvoria sa soli chrómu a produkty redukcie kyselín:

2Cr + 6H2S04 \u003d Cr2 (SO4) 3 + 3SO2 + 6H20;

Cr + 6HNO3 \u003d Cr (NO3) 3 + 3NO2 + 3H20.

Interakcia s alkalickými činidlami

Vo vodných roztokoch alkálií sa chróm nerozpúšťa, pomaly reaguje s alkalickými taveninami za tvorby chromitov a uvoľňovania vodíka:

2Cr + 6KOH \u003d 2KCrO2 + 2K20 + 3H 2.

Reaguje s alkalickými taveninami oxidačných činidiel, napríklad s chlorečnanom draselným, zatiaľ čo chróm prechádza do chromanu draselného:

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

Získavanie kovov z oxidov a solí

Chróm je aktívny kov, je schopný vytlačiť kovy z roztokov ich solí: 2Cr + 3CuCl2 \u003d 2CrCl3 + 3Cu.

Vlastnosti jednoduchej látky

Stabilný na vzduchu v dôsledku pasivácie. Z rovnakého dôvodu nereaguje s kyselinou sírovou a dusičnou. Horí pri 2 000 ° C za vzniku zeleného oxidu chromitého (Cr) O3, ktorý má amfotérne vlastnosti.

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

Zlúčeniny Cr (+2)

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

Všetky tieto soli Cr 2+ sú silné redukčné činidlá do tej miery, že odstraňujú vodík z vody státím. Kyslík vo vzduchu, najmä v kyslom prostredí, oxiduje Cr 2+, v dôsledku čoho modrý roztok rýchlo zmení farbu na zelenú.

Po pridaní alkálií do roztokov solí chrómu sa vyzráža hnedý alebo žltý hydroxid Cr (OH) 2.

Syntetizovali sa halogenidy chrómu CrF2, CrCl2, CrBr2 a CrI2

Cr (+3) zlúčeniny

Oxidačný stav +3 zodpovedá amfotérnemu oxidu Cr203 a hydroxidu Cr (OH) 3 (oba sú zelené). Toto je najstabilnejší oxidačný stav chrómu. Zlúčeniny chrómu v tomto oxidačnom stave majú farbu od špinavého šeříku (ión 3+) po zelenú (anióny sú prítomné v koordinačnej sfére).

Cr 3+ má tendenciu vytvárať dvojité sulfáty ako M I Cr (SO 4) 2 12H 2 O (kamenec)

Hydroxid chromitý sa získava pôsobením amoniaku na roztoky solí chrómu:

Cr + 3NH + 3H20 → Cr (OH) ↓ + 3NH

Môžete použiť roztoky alkálií, ale v ich nadbytku sa vytvorí rozpustný hydroxokomplex:

Cr + 3OH → Cr (OH) ↓

Cr (OH) + 3OH →

Tavením Cr 2 O 3 s alkáliami sa získavajú chromity:

Cr203 + 2NaOH → 2NaCr02 + H20

Nekalcinovaný oxid chromitý sa rozpúšťa v alkalických roztokoch a kyselinách:

Cr203 + 6HCI → 2CrCl3 + 3H20

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

2Na + 3HO → 2NaCrO + 2NaOH + 8HO

To isté sa stane, keď sa oxid chromitý roztaví s alkalickými a oxidačnými činidlami alebo s alkalickými látkami na vzduchu (v takom prípade sa tavenina zmení na žltú):

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

Zlúčeniny chrómu (+4)[

Pri opatrnom rozklade oxidu chromitého (Cr) 3 CrO3 za hydrotermálnych podmienok sa získa oxid chromitý (Cr) 2, ktorý je feromagnetický a má kovovú vodivosť.

Medzi tetrahalogenidmi chrómu je CrF 4 stabilný, chlorid chromitý CrCl4 existuje iba vo výparoch.

Zlúčeniny chrómu (+6)

Oxidačný stav +6 zodpovedá kyslému oxidu chrómu (VI) CrO3 a množstvu kyselín, medzi ktorými je rovnováha. Najjednoduchšie z nich sú chrómový H 2 CrO 4 a dvojchrómový H 2 Cr 2 O 7. Tvoria dve série solí: žlté chromany a oranžové dichromany.

Oxid chromitý (VI) CrO3 vzniká interakciou koncentrovanej kyseliny sírovej s roztokmi dichrómanu. Typický kyslý oxid pri interakcii s vodou vytvára silné nestabilné kyseliny chrómové: chrómový H 2 CrO 4, dichrómový H 2 Cr 2 O 7 a ďalšie izopolykyseliny so všeobecným vzorcom H 2 Cr n O 3n + 1. Zvýšenie stupňa polymerizácie nastáva so znížením pH, to znamená so zvýšením kyslosti:

2CrO + 2H → Cr20 + H20

Ale ak sa k oranžovému roztoku K 2 Cr 2 O 7 pridá zásaditý roztok, farba sa zmení na žltú, pretože sa opäť vytvorí chroman K 2 CrO 4:

Cr20 + 2OH → 2CrO + HO

Nedosahuje vysoký stupeň polymerizácie, ako sa to deje vo volfráme a molybdéne, pretože kyselina polychrómová sa rozkladá na oxid chromitý (VI) a vodu:

H2CrnO3n + 1 → H2O + nCrO3

Rozpustnosť chromanov zhruba zodpovedá rozpustnosti síranov. Po pridaní solí bárnatého do roztokov chromanu a do roztokov dichromanu sa predovšetkým vyzráža žltý chromát bária BaCr04.

Ba + CrO → BaCrO ↓

2Ba + CrO + H2O → 2BaCrO ↓ + 2H

Tvorba krvavočerveného, \u200b\u200bzle rozpustného chromanu strieborného sa používa na detekciu striebra v zliatinách pomocou testovacej kyseliny.

Známy pentafluorid chrómu CrF 5 a nestabilný hexafluorid chrómu CrF 6. Získali sa tiež prchavé oxyhalogenidy chrómu CrO2F2 a CrO2CI2 (chromylchlorid).

Zlúčeniny chrómu (VI) sú silné oxidačné činidlá, napríklad:

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

Pridanie peroxidu vodíka, kyseliny sírovej a organického rozpúšťadla (éter) k dichromátom vedie k tvorbe modrého peroxidu chrómu CrO 5 L (L je molekula rozpúšťadla), ktorý sa extrahuje do organickej vrstvy; táto reakcia sa používa ako analytická.

Niekoľko chemických zlúčenín pozostávajúcich z dvoch jednoduchých prvkov - Cr a O - patrí do triedy anorganických zlúčenín - oxidov. Ich všeobecný názov je oxid chrómu, potom v zátvorkách je zvykom označovať valenciu kovu rímskymi číslicami. Ich ďalšie názvy a chemické vzorce:

oxid chrómový - oxid chrómový, CrO;
oxid chrómitý - chrómová zeleň, seskriumxid chrómu, Cr203;
oxid chrómový - oxid chrómový, CrO2;
oxid chromitý - anhydrid chrómu, oxid chrómový, CrO3.

Zlúčeninou, v ktorej je kov šesťmocný, je vyšší oxid chromitý. Jedná sa o pevnú látku bez zápachu, ktorá naoko je (na vzduchu sa šíri kvôli silnej hygroskopickosti). Molárna hmotnosť je 99,99 g / mol. Hustota pri 20 ° C je 2,70 g / cm3. Teplota topenia - 197 ° С, teplota varu - 251 ° С. Pri 0 ° C sa 61,7 g / 100 rozpúšťa vo vode, pri 25 ° C - 63 g / 100 ml, pri 100 ° C - 67,45 g / 100 ml. Oxid sa tiež rozpúšťa v kyseline sírovej (to je chrómová zmes, ktorá sa používa v laboratórnej praxi na umývanie chemického riadu) a v etylalkohole, etyléteri, kyseline octovej, acetóne. Rozkladá sa na Cr203 pri 450 ° C.

Oxid chromitý sa používa v procese elektrolýzy (na získanie čistého chrómu) na chromátovanie pozinkovaných výrobkov pri elektrolytickom chrómovaní ako silné oxidačné činidlo (na výrobu indiga a izatínu). chróm sa používa na zistenie alkoholu v dychu. Interakcia prebieha podľa schémy: 4CrO3 + 6H2SO4 + 3C2H5OH → 2Cr2 (SO4) 3 + 3CH3COOH + 9H20. Prítomnosť alkoholu je indikovaná zmenou farby roztoku (stáva sa zelenou).

Oxid chromitý, podobne ako všetky šesťmocné zlúčeniny Cr, je silný jed (smrteľná dávka - 0,1 g). Vďaka svojej vysokej aktivite spôsobuje CrO3 pri kontakte s nimi horenie (s výbuchmi). Napriek nízkej prchavosti je vyšší oxid chrómu pri vdýchnutí nebezpečný, pretože spôsobuje rakovinu pľúc. Pri kontakte s pokožkou (aj keď je čoskoro odstránená) spôsobuje podráždenie, dermatitídu, ekzémy a vyvoláva vznik rakoviny.

Vzhľad štvormocného oxidu chrómu CrO2 je tuhá látka vo forme čiernych štvorbokých feromagnetických kryštálov. Oxid chromitý 4 má molárnu hmotnosť 83,9949 g / mol a hustotu 4,89 g / cm3. Látka sa topí pri rozklade pri teplote 375 ° C. Nerozpúšťa sa vo vode. Používa sa v magnetických záznamových médiách ako pracovná látka. S nárastom popularity CD a DVD sa znižovalo použitie oxidu chromitého. Prvýkrát ho syntetizoval v roku 1956 chemik Norman L. Cox z EI DuPont rozkladom oxidu chrómu v prítomnosti vody pri 640 ° C a tlaku 200 MPa. Vyrobené na základe licencie od spoločnosti Sony v Japonsku a spoločnosti BASF v Nemecku, DuPont.

Oxid chromitý 3 Cr2O3 je tuhá jemná kryštalická látka svetlej až tmavozelenej farby. Molárna hmotnosť je 151,99 g / mol. Hustota - 5,22 g / cm3. Teplota topenia - 2435 ° С, teplota varu - 4000 ° С. Index lomu čistej látky je 2,551. Tento oxid sa nerozpúšťa vo vode, alkohole, acetóne, kyseline. Pretože sa jeho hustota blíži hustote korundu, zavádza sa do kompozícií leštiacich prostriedkov (napríklad pasty GOI). Je to jeden z chrómu, ktorý sa používa ako pigment. Prvýkrát sa pomocou tajnej technológie získal v roku 1838 vo forme priehľadnej hydratovanej formy. Prirodzene sa vyskytuje vo forme železnej chrómy FeO.Cr2O3.

Dvojmocný oxid chrómu je čierna alebo červená pevná látka s teplotou topenia 1550 ° C. Taví sa za rozkladu. Molárna hmotnosť je 67,996 g / mol. Červený oxid chrómový nie je samozápalný, zatiaľ čo rovnaká čierna látka je samozápalná. Prášok sa vznieti spontánne na vzduchu, takže sa môže skladovať iba pod vrstvou vody, pretože s ním neinteraguje. Získať čierny oxid chrómu v čistej forme je veľmi ťažké.

Pre oxidy chrómu s nižšou mocenstvom sú charakteristické základné vlastnosti a pre oxid s vyššou mocennosťou kyslé.

] molekula CrO sa pripisuje početným R-tieňovaným pásmom pozorovaným v rozmedzí 4800 - 7100 Á v emisnom spektre elektrického oblúka vo vzduchu, keď je do neho vložený kovový chróm alebo soľ Cr2CI6. Vibračná analýza ukázala, že pásy patria do rovnakého systému (elektronický prechod) s pásmom 0-0 pri asi 6000 Å a boli určené vibračné konštanty horného a dolného elektronického stavu. „Oranžový“ systém tiež zahrnuje pásma v rozsahu 7100 - 8400 Å, merané v [32FER]. V [55NIN] bola vykonaná čiastočná analýza rotačnej štruktúry pásiem, na základe ktorej bol stanovený typ elektronického prechodu 5 Π - 5. V referenčnej knihe [84XYU / GER] je dolný stav systému označený ako základný stav molekuly X 5 Π.

Kompletná rotačná analýza piatich pásiem systému (2-0, 1-0, 0-0, 0-1 a 0-2) sa vykonáva v [80HOC / MER]. Pásy sa zaznamenali s vysokým rozlíšením v emisnom spektre výboja a v spektre laserovej excitácie molekúl CrO v prúde inertného nosného plynu. Dolný stav systému bol potvrdený ako základný stav molekuly (laserové excitačné spektrum bolo získané pri teplote nosného plynu mierne pod teplotou miestnosti).

Ďalšia slabšia sústava pásiem CrO sa našla v emisnom spektre blízkeho infračerveného výboja [84CHE / ZYR]. Spektrum sa získalo pomocou Fourierovho spektrometra. Rotačná analýza pásma 0-0 umiestneného na asi 8000 cm ‑ 1 ukázala, že systém patrí do prechodu 5 Σ - X 5 Π.

Tretí systém pásiem CrO, sústredený na asi 1 800 cm-1, sa našiel v chemiluminiscenčnom spektre reakcie atómov chrómu s ozónom [89DEV / GOL]. Pásy tohto systému sú tiež uvedené v atlase [57GAT / JUN]. V [93BAR / HAJ] sa pásy 0-0 a 1-1 získali s vysokým rozlíšením v laserovom excitačnom spektre. Bola vykonaná rotačná analýza, ktorá ukázala, že systém je tvorený prechodom 5 Δ - X 5 Π.

V chemiluminiscenčnom spektre [89DEV / GOL] bol nájdený systém pásov v oblasti 4510 Å (ν 00 \u003d 22163 cm -1); bola uskutočnená vibračná analýza. Systém pravdepodobne patrí k prechodu na elektronický prenos poplatkov, pretože vibračný rozsah v hornom stave je oveľa menší ako vibračný rozsah v iných stavoch CrO. Predbežný elektronický prechod je označený ako C 5 Π - X 5 Π.

Fotoelektrónové spektrá CrO - aniónu boli získané v [96WEN / GUN] a [2001GUT / JEN]. Najkompletnejšia a najspoľahlivejšia interpretácia spektier založená na výpočtoch aniónov a molekúl MRCI je uvedená v dokumente [2002BAU / GUT]. Podľa výpočtu má anión základný stav X 4 Π a prvý excitovaný stav 6 Σ +. Spektrá vykazujú prechody jedného elektrónu z týchto stavov do základného stavu a 5 excitovaných stavov neutrálnej molekuly: 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). Energie stavov kvinteta CrO súhlasia s údajmi optického spektra. V optických spektrách sa nepozorovali tripletové stavy 3 0. - (0,6 eV), 3 Π (1,06 eV) a 3 Φ (1,81 eV).

Kvantovo-mechanické výpočty CrO sa uskutočňovali v [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 / AND, 2003DAI / DEN, 2006FUR / PER, 2007JEN / ROO, 2007WAG / MIT]. Výpočet [85BAU / NEL] ukázal a v následných výpočtoch potvrdil, že základný stav molekuly je 5 Á. Energie excitovaných stavov sú dané priamo alebo nepriamo (vo forme disociačnej energie alebo elektrónovej afinity) v [85BAU / NEL, 85NEL / BAU, 96BAK / STI, 2000BRI / ROT, 2001GUT / JEN, 2002BAU / GUT, 2003DAI / DEN ].

Výpočet termodynamických funkcií zahŕňal: a) spodnú zložku Ω \u003d -1 stavu X 5 Π ako základný stav; b) ďalšie Ω-komponenty X 5 Π ako samostatné excitované stavy; c) excitované stavy, ktorých energie sú určené experimentálne alebo vypočítané; d) syntetické stavy, ktoré zohľadňujú všetky ostatné stavy molekuly s odhadovanou energiou do 40 000 cm -1.

Rovnovážné konštanty pre stav X 5 Cr CrO boli získané v [80HOC / MER]. Sú uvedené v tabuľke Cr.D1 ako konštanty pre spodnú zložku X 5 Π –1, hoci sa vzťahujú na celý stav ako na celok. Rozdiely v hodnotách ω e pre zložky stavu X 5 Π sú nevýznamné a zohľadňujú sa pri chybe ± 1 cm -1.

Energie excitovaných stavov sú dané podľa spektroskopických údajov [84CHE / ZYR] (5 0.5 0,5 Π 1,5 2,5 3, A 5 Σ +), [93 BAR / HAJ] ( A΄ 5A), [80HOC / MER] (B5), [89DEV / GOL] (C5); interpretácia fotoelektrónových spektier [2002BAU / GUT] (3 Σ -, 3 Π, 3 Φ); podľa výpočtov [2002BAU / GUT] (5 Σ -, 3 Δ) a [2003DAI / DEN] (3 Σ).

Vibračné a rotačné konštanty excitovaných stavov CrO neboli použité pri výpočtoch termodynamických funkcií a sú uvedené v tabuľke Cr.D1 ako referencia. Pre štáty A 6 Σ +, A΄ 5 Δ, B 5 Π, C.(5 Π) ukazuje spektroskopické konštanty podľa údajov [84CHE / ZYR, 93BAR / HAJ, 80HOC / MER, 89DEV / GOL]. Pre stavy 3 Σ -, 3 Π, 3 Φ sú uvedené hodnoty ω e získané z fotoelektrónového spektra aniónu v [96WEN / GUN]. Hodnoty ω e pre stavy 5 Σ -, 3 Δ a r e pre 3 Σ -, 3 Π, 3 Φ, 5 Σ -, 3 Δ sú uvedené podľa výsledkov výpočtu MRCI [2002BAU / GUT].

Štatistické hmotnosti syntetických stavov boli odhadnuté pomocou iónového modelu. Pozorované a vypočítané stavy CrO sú priradené k trom iónovým konfiguráciám: Cr 2+ (3d 4) O 2-, Cr 2+ (3d 3 4 s) O 2- a Cr + (3d 5) 0-. Energie ďalších stavov týchto konfigurácií boli odhadnuté pomocou údajov [71MOO] o pozíciách pojmov jednotlivo a dvojnásobne nabitých iónov chrómu. Použili sme tiež odhady [2001GUT / JEN] pre energie 7 Π, 7 Σ + stavov konfigurácie Cr + (3d 5) O.

Termodynamické funkcie CrO (r) boli vypočítané pomocou rovníc (1.3) - (1.6), (1.9), (1,10), (1,93) - (1,95). Hodnoty Q ext a jeho deriváty boli vypočítané pomocou rovníc (1,90) - (1,92) s prihliadnutím na devätnásť vzrušených štátov za predpokladu, že Q count.vr ( i) = (p i / p X) Q count.vr ( X). Vibračno-rotačná deliaca funkcia stavu X 5 Π -1 a jeho derivátov sa vypočítala pomocou rovníc (1,70) - (1,75) priamym súčtom cez vibračné úrovne a integráciou cez úrovne rotačnej energie pomocou rovnice typu (1,82). Výpočty zohľadňovali všetky energetické úrovne s hodnotami J< J max, v, kde J max, v bolo zistené z podmienok (1,81). Vibračno-rotačné hladiny stavu X 5 Π -1 boli vypočítané pomocou rovníc (1,65), hodnôt koeficientov Y kl v týchto rovniciach boli vypočítané pomocou vzťahov (1,66) pre izotopovú modifikáciu zodpovedajúcu prírodnej zmesi izotopov chrómu a kyslíka z molekulárnych konštánt 52Cr16O uvedených v tabuľke Cr. Dl. Hodnoty koeficientov Y kl, ako aj množstvá v max a J Lim sú uvedené v tabuľke Cr D2.

Pri izbovej teplote sa získavajú tieto hodnoty:

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

Hlavný príspevok k chybe vypočítaných termodynamických funkcií CrO (g) pri teplotách 298,15 a 1 000 K pochádza z výpočtovej metódy. Pri 3 000 a 6 000 K je chyba spôsobená hlavne neistotou v energiách excitovaných elektronických stavov. Chyby v hodnotách Φº ( T) o T \u003d298,15, 1 000, 3 000 a 6 000 K sa odhaduje na 0,02, 0,04, 0,2 a 0,4 J × K-1 × mol-1.

Predtým sa termodynamické funkcie CrO (r) počítali pre tabuľky JANAF [85CHA / DAV], Schneider [74SCH] (T \u003d 1000 - 9000 K), Brewer a Rosenblatt [69BRE / ROS] (Φº ( T) pre T ≤ 3000 K). Nezrovnalosti medzi tabuľkami JANAF a tab. CrO pri nízkych teplotách z dôvodu, že autori [85CHA / DAV] nemohli brať do úvahy multipletové rozdelenie stavu X 5 Π; odchýlka v hodnotách Φº (298,15) je 4,2 J × K ‑1 × mol –1. V rozmedzí 1000 - 3000 K sa rozdiely v hodnotách Φº ( T) nepresahujú 1,5 J × K ‑ 1 × mol ‑ 1, ale o 6 000 K dosiahnu 3,1 J × K ‑ 1 × mol ‑ 1 z dôvodu, že v [

Objav chrómu sa týka obdobia rýchleho rozvoja chemického a analytického výskumu solí a minerálov. V Rusku chemici prejavili mimoriadny záujem o analýzu minerálov nachádzajúcich sa na Sibíri a takmer neznámych v západnej Európe. Jedným z týchto minerálov bola sibírska červená olovená ruda (krokodit), ktorú opísal Lomonosov. Minerál bol skúmaný, ale nenašli sa v ňom nič iné ako oxidy olova, železa a hliníka. V roku 1797 však Vauckelin, ktorý uvaril jemne zomletú vzorku minerálu s potašom a vyzrážaným uhličitanom olovnatým, dostal oranžovo-červený roztok. Z tohto roztoku vykryštalizoval rubínovo červenú soľ, z ktorej sa izoloval oxid a voľný kov, odlišné od všetkých známych kovov. Vaukelen ho pomenoval Chróm (Chrome ) z gréckeho slova- sfarbenie, farba; pravda tu nebola majetkom kovu, ale jeho pestrofarebných solí.

Byť v prírode.

Najdôležitejšou chrómovou rudou praktického významu je chromit, ktorého približné zloženie zodpovedá vzorcu FeCrO \u200b\u200b4.

Nachádza sa v Malej Ázii, na Urale, v Severnej Amerike, v južnej Afrike. Vyššie uvedený minerál crocoite, PbCrO 4, má tiež technický význam. Oxid chromitý a niektoré z jeho ďalších zlúčenín sa tiež vyskytujú v prírode. V zemskej kôre je obsah chrómu v kovu 0,03%. Chróm sa nachádza na Slnku, vo hviezdach, v meteoritoch.

Fyzikálne vlastnosti.

Chróm je biely, tvrdý a krehký kov, ktorý je mimoriadne chemicky odolný voči kyselinám a zásadám. Oxiduje na vzduchu a na povrchu má tenký priehľadný oxidový film. Chróm má hustotu 7,1 g / cm 3, jeho teplota topenia je +1875 0 С.

Príjem.

Pri silnom zahriatí chromovej železnej rudy uhlím sa redukuje chróm a železo:

FeO * Cr203 + 4C \u003d 2Cr + Fe + 4CO

V dôsledku tejto reakcie vzniká zliatina chrómu so železom, ktorá sa vyznačuje vysokou pevnosťou. Na získanie čistého chrómu sa redukuje z oxidu chrómu (3) hliníkom:

Cr203 + 2Al \u003d Al203 + 2Cr

Pri tomto procese sa zvyčajne používajú dva oxidy - Cr203 a CrO3

Chemické vlastnosti.

Vďaka tenkému ochrannému oxidovému filmu pokrývajúcemu povrch chrómu je vysoko odolný voči agresívnym kyselinám a zásadám. Chróm nereaguje s koncentrovanými kyselinami dusičnými a sírovými, ako aj s kyselinou fosforečnou. Chróm reaguje s alkáliami pri t \u003d 600 - 700 ° C. Chróm však interaguje so zriedenou kyselinou sírovou a chlorovodíkovou a vytláča vodík:

2Cr + 3H2S04 \u003d Cr2 (SO4) 3 + 3H2
2Cr + 6HCl \u003d 2CrCl3 + 3H2

Pri vysokých teplotách chróm horí v kyslíku a vytvára oxid (III).

Horúci chróm reaguje s vodnou parou:

2Cr + 3H20 \u003d Cr203 + 3H2

Chróm pri vysokých teplotách tiež reaguje s halogénmi, halogénom - s vodíkom, sírou, dusíkom, fosforom, uhlím, kremíkom, bórom, napríklad:

Cr + 2HF \u003d CrF2 + H2
2Cr + N2 \u003d 2CrN
2Cr + 3S \u003d Cr2S3
Cr + Si \u003d CrSi

Vyššie uvedené fyzikálne a chemické vlastnosti chrómu našli svoje uplatnenie v rôznych oblastiach vedy a techniky. Napríklad napríklad chróm a jeho zliatiny sa používajú na získanie vysokopevnostných antikoróznych povlakov v strojárstve. Zliatiny ferochrómu sa používajú ako nástroje na rezanie kovov. Chrómované zliatiny našli uplatnenie v lekárskej technike, pri výrobe zariadení na chemické spracovanie.

Pozícia chrómu v periodickej tabuľke chemických prvkov:

Chróm stojí v čele podskupiny VI skupiny periodickej tabuľky prvkov. Jeho elektronický vzorec je nasledovný:

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

Pri plnení orbitalov elektrónmi na atóme chrómu sa porušuje zákonitosť, podľa ktorej by sa orbitál 4S mal najskôr naplniť do stavu 4S 2. Avšak vďaka tomu, že 3d - orbitál zaujíma priaznivejšiu energetickú pozíciu v atóme chrómu, je naplnený na hodnotu 4d 5. Tento jav sa pozoruje v atómoch niektorých ďalších prvkov sekundárnych podskupín. Chróm môže vykazovať oxidačné stavy od +1 do +6. Najstabilnejšie sú zlúčeniny chrómu s oxidačnými stavmi +2, +3, +6.

Dvojmocné zlúčeniny chrómu.

Oxid chromitý (CrO) je pyroforický čierny prášok (pyroforicita je schopnosť vznietiť sa na vzduchu v jemne rozdelenom stave). CrO sa rozpúšťa v zriedenej kyseline chlorovodíkovej:

CrO + 2HCl \u003d CrCl2 + H20

Na vzduchu sa pri zahriatí nad 100 ° C zmení CrO na Cr 2 O 3.

Soli dvojmocného chrómu vznikajú rozpustením kovového chrómu v kyselinách. Tieto reakcie prebiehajú v atmosfére nízkoaktívneho plynu (napríklad H2), pretože za prítomnosti vzduchu sa Cr (II) ľahko oxiduje na Cr (III).

Hydroxid chrómu sa získa vo forme žltej zrazeniny pôsobením alkalického roztoku na chlorid chrómu:

CrCl2 + 2NaOH \u003d Cr (OH) 2 + 2NaCl

Cr (OH) 2 má základné vlastnosti a je redukčným činidlom. Hydratovaný ión Cr2 + je bledomodrý. Vodný roztok CrCl2 má modrú farbu. Na vzduchu vo vodných roztokoch sa zlúčeniny Cr (II) premieňajú na zlúčeniny Cr (III). Toto je zvlášť výrazné pre hydroxid Cr (II):

4Cr (OH) 2 + 2H20 + 02 \u003d 4Cr (OH) 3

Zlúčeniny trojmocného chrómu.

Oxid chromitý Cr203 je zelený žiaruvzdorný prášok. Tvrdosť je blízka korundu. V laboratóriu sa dá získať zahrievaním dichrómanu amónneho:

(NH4) 2Cr207 \u003d Cr203 + N2 + 4H2

Cr 2 O 3 - amfoterný oxid, keď sa pri fúzii s alkáliami vytvárajú chromity: Cr 2 O 3 + 2 NaaOH \u003d 2 NaCrO 2 + H 2 O

Hydroxid chrómu je tiež amfotérna zlúčenina:

Cr (OH) 3 + HCl \u003d CrCl3 + 3H20
Cr (OH) 3 + NaOH \u003d NaCr02 + 2H20

Bezvodý CrCl3 má vzhľad tmavo fialových listov, je úplne nerozpustný v studenej vode a pri varení sa rozpúšťa veľmi pomaly. Bezvodý síran chromitý (Cr) (SO4) 3 ružový, tiež zle rozpustný vo vode. V prítomnosti redukčných činidiel vytvára fialový síran chrómový Cr2 (SO4) 3 * 18H20. Sú tiež známe zelené hydráty síranu chrómového, ktoré obsahujú menej vody. Kamenec chrómu KCr (SO4) 2 * 12H20 kryštalizuje z roztokov obsahujúcich fialový síran chrómový a síran draselný. Roztok kamencového chrómu po zahriatí zmení farbu na zelenú v dôsledku tvorby síranov.

Reakcie s chrómom a jeho zlúčeninami

Takmer všetky zlúčeniny chrómu a ich roztoky sú intenzívne sfarbené. Ak máme bezfarebný roztok alebo bielu zrazeninu, môžeme s najväčšou pravdepodobnosťou dospieť k záveru, že chróm neexistuje.

Silne zahrejte v plameni horáka na porcelánovej šálke také množstvo dichrómanu draselného, \u200b\u200bktoré sa zmestí na hrot noža. Soľ nebude uvoľňovať kryštalizačnú vodu, ale bude sa topiť pri teplote asi 400 ° C za tvorby tmavej kvapaliny. Zohrejeme ju ešte pár minút na silnom plameni. Po ochladení sa na črepe vytvorí zelená zrazenina. Časť z nej rozpustíme vo vode (zožltne), druhú časť necháme na črepe. Soľ sa pri zahrievaní rozpadla, čo viedlo k vytvoreniu rozpustného žltého chromanu draselného K2Cr04 a zeleného Cr203.
3 g práškového dichrómanu draselného sa rozpustí v 50 ml vody. Do jednej časti pridajte trochu uhličitanu draselného. Rozpustí sa, aby sa uvoľnil CO 2, a roztok sa zmení na svetlo žltý. Chromičnan je tvorený z dichrómanu draselného. Ak teraz po častiach pridáte 50% roztok kyseliny sírovej, potom sa dichroman znovu objaví červeno-žltá.
Nalejte 5 ml do skúmavky. roztokom dvojchrómanu draselného, \u200b\u200bsa varí s 3 ml koncentrovanej kyseliny chlorovodíkovej za prievanu. Z roztoku sa uvoľňuje žltozelený toxický plynný chlór, pretože chromát oxiduje HCl na Cl2 a H20. Samotný chromát sa zmení na zelený chlorid trojmocného chrómu. Môže sa izolovať odparením roztoku a potom sa roztaví so sódou a dusičnanom a prevedie sa na chroman.
Po pridaní roztoku dusičnanu olovnatého sa vyzráža žltý chroman olovnatý; pri interakcii s roztokom dusičnanu strieborného sa vytvorí červenohnedá zrazenina chromanu strieborného.
K roztoku dichrómanu draselného sa pridá peroxid vodíka a roztok sa okyslí kyselinou sírovou. Roztok získava tmavomodré sfarbenie v dôsledku tvorby peroxidu chrómu. Po pretrepaní peroxidu s určitým množstvom éteru peroxid prejde do organického rozpúšťadla a zafarbí ho na modro. Táto reakcia je špecifická pre chróm a je veľmi citlivá. Dokáže detekovať chróm v kovoch a zliatinách. Prvým krokom je rozpustenie kovu. Pri dlhodobom varení s 30% kyselinou sírovou (možno pridať aj kyselinu chlorovodíkovú) sa chróm a veľa ocelí čiastočne rozpúšťajú. Výsledný roztok obsahuje síran chromitý. Aby sme mohli vykonať detekčnú reakciu, najskôr ju neutralizujeme hydroxidom sodným. Vyzráža sa šedozelený hydroxid chromitý, ktorý sa rozpúšťa v prebytku NaOH a vytvára zelený chromit sodný. Roztok sa prefiltruje a pridá sa 30% peroxid vodíka. Po zahriatí roztok zožltne, pretože chromit sa oxiduje na chroman. Výsledkom okyslenia bude modrá farba roztoku. Farebná zlúčenina sa môže extrahovať trepaním s éterom.

Analytické reakcie na ióny chrómu.

Pridajte 2M roztok NaOH k 3-4 kvapkám roztoku chloridu chromitého CrCl3, kým sa pôvodne vyzrážaná zrazenina nerozpustí. Všimnite si farbu výsledného chromitu sodného. Výsledný roztok sa zahrieva na vodnom kúpeli. Čo sa potom stane?
Pridajte rovnaký objem 8M roztoku NaOH a 3-4 kvapky 3% roztoku H202 do 2-3 kvapiek roztoku CrCl3. Reakčná zmes sa zahrieva na vodnom kúpeli. Čo sa potom stane? Aká zrazenina sa vytvorí, ak sa výsledný zafarbený roztok neutralizuje, pridá sa k nemu CH3COOH a potom Pb (N03) 2?
Do skúmavky nalejte 4-5 kvapiek roztokov síranu chrómového Cr 2 (SO 4) 3, IMH 2 SO 4 a KMnO 4. Reakčná zmes sa zahrieva niekoľko minút na vodnom kúpeli. Všimnite si zmenu farby v roztoku. Čo to spôsobilo?
Pridajte 2 - 3 kvapky roztoku H 2 O 2 k 3 - 4 kvapkám roztoku K 2 Cr 2 O 7 okysleným kyselinou dusičnou a premiešajte. Objavujúce sa modré sfarbenie roztoku je spôsobené výskytom kyseliny perchrómovej H 2 CrO 6:

Cr207 2- + 4H202 + 2H + \u003d 2H2CrO6 + 3H20

Dbajte na rýchly rozklad H 2 CrO 6:

2H 2CrO6 + 8H + \u003d 2Cr 3+ + 3O2 + 6H20
modro zelená

Kyselina chloristá je v organických rozpúšťadlách podstatne stabilnejšia.

Pridajte 5 kvapiek izoamylalkoholu, 2-3 kvapky roztoku H202 k 3-4 kvapkám roztoku K2Cr207 okysleného kyselinou dusičnou a pretrepte reakčnou zmesou. Vrstva organického rozpúšťadla, ktorá vypláva na vrch, je sfarbená jasne modro. Farba bledne veľmi pomaly. Porovnajte stabilitu H2CrO6 v organickej a vodnej fáze.
Počas interakcie iónov CrO4 2- a Ba 2+ sa vyzráža žltá zrazenina chrómanu bárnatého BaCr04.
Dusičnan strieborný sa tvorí s iónmi CrO 4 2 - zrazenina chromanu strieborného tehlovočerveného pôvodu.
Vezmite tri skúmavky. Do jednej z nich vložte 5-6 kvapiek roztoku K 2 Cr 2 O 7, do druhého - rovnaký objem roztoku K 2 CrO 4 a do tretej - tri kvapky oboch roztokov. Potom do každej skúmavky pridajte tri kvapky roztoku jodidu draselného. Vysvetlite svoj výsledok. Roztok okyslite v druhej skúmavke. Čo sa potom stane? Prečo?

Zábavné experimenty so zlúčeninami chrómu

Zmes CuS04 a K2Cr207 sa po pridaní zásady zmení na zelenú a v prítomnosti kyseliny zožltne. Zahriatím 2 mg glycerínu s malým množstvom (NH4) 2Cr207, po ktorom nasleduje pridanie alkoholu, sa po filtrácii získa svetlozelený roztok, ktorý po pridaní kyseliny zožltne a zmení sa na zelenú neutrálne alebo zásadité médium.
Vložte do stredu plechovky s termitovou „rubínovou zmesou“ - dôkladne rozomlejte a vložte do hliníkovej fólie Al 2 O 3 (4,75 g) s prídavkom Cr 2 O 3 (0,25 g). Aby nádoba dlhšie nevychladla, je potrebné ju zakopať pod horný okraj do piesku a po zapálení termitov a začiatku reakcie ju prikryť železným plechom a zasypať pieskom. Vykopajte nádobu za deň. Vďaka tomu sa vytvorí rubínovo červený prášok.
10 g dvojchrómanu draselného sa trituruje s 5 g dusičnanu sodného alebo draselného a 10 g cukru. Zmes sa navlhčí a zmieša s kolódiom. Ak je prášok stlačený v sklenenej trubici, a potom vytiahnite tyčinku a zapálte ju od konca, potom sa začne plaziť „had“, najskôr čierny a po ochladení - zelený. Tyč s priemerom 4 mm horí rýchlosťou asi 2 mm za sekundu a predĺži sa 10-krát.
Ak zmiešate roztoky síranu meďnatého a dvojchrómanu draselného a pridáte trochu roztoku amoniaku, vytvorí sa amorfná hnedá zrazenina zloženia 4CuCrO4 * 3NH 3 * 5H20, ktorá sa rozpustí v kyseline chlorovodíkovej za vzniku žltého roztoku a v nadbytku amoniaku sa získa zelený roztok. Ak sa k tomuto roztoku pridá ďalší alkohol, vytvorí sa zelená zrazenina, ktorá sa po filtrácii zmení na modrú a po vysušení - modrofialovú s červenými iskrami, zreteľne viditeľnú pri silnom svetle.
Oxid chrómu zostávajúci po experimentoch „sopka“ alebo „faraónov had“ sa dá regenerovať. K tomu je potrebné roztopiť 8 g Cr 2 O 3 a 2 g Na 2 CO 3 a 2,5 g KNO 3 a ochladenú zliatinu upraviť vriacou vodou. Získa sa rozpustný chroman, ktorý sa môže previesť na ďalšie zlúčeniny Cr (II) a Cr (VI), vrátane východiskového dichromanu amónneho.

Príklady redoxných prechodov zahŕňajúcich chróm a jeho zlúčeniny

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

a) (NH4) 2Cr207 \u003d Cr203 + N2 + 4H20 b) Cr203 + 2NaOH \u003d 2NaCr02 + H20
c) 2NaCrO2 + 3Br 2 + 8NaOH \u003d 6NaBr + 2Na2CrO4 + 4H20
d) 2Na2CrO4 + 2HCl \u003d Na2Cr207 + 2NaCl + H20

2. Cr (OH) 2 - Cr (OH) 3 - CrCl3 - Cr207 2- - CrO4 2-

a) 2Cr (OH) 2 + 1 / 2O2 + H20 \u003d 2Cr (OH) 3
b) Cr (OH) 3 + 3HCl \u003d CrCl3 + 3H20
c) 2CrCl3 + 2KMnO4 + 3H20 \u003d K2Cr207 + 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 CrCl2 + H20
b) CrO + H20 \u003d Cr (OH) 2
c) Cr (OH) 2 + 1 / 2O2 + H20 \u003d 2Cr (OH) 3
d) Cr (OH) 3 + 3HN03 \u003d Cr (N03) 3 + 3H20
e) 4Cr (N03) 3 \u003d 2Cr203 + 12NO2 + 02
f) Cr203 + 2 NaOH \u003d 2NaCr02 + H20

Chrome prvok ako umelec

Chemici sa pomerne často obracali k problému vytvárania umelých pigmentov na maľovanie. V XVIII-XIX storočí bola vyvinutá technológia na získanie mnohých maliarskych materiálov. Louis Nicolas Vauquelin v roku 1797, ktorý objavil predtým neznámy prvok chrómu v sibírskej červenej rude, pripravil nový, pozoruhodne stabilný náter - chrómovú zelenú. Jeho chromoforom je vodný oxid chromitý. Na trh bola uvedená pod názvom „smaragdovo zelená“ v roku 1837. Neskôr L. Vauquelen navrhol niekoľko nových farieb: barytové, zinkové a chrómové žlté. Postupom času ich nahradili vytrvalejšie žlté, oranžové pigmenty na báze kadmia.

Chrómová zeleň je najsilnejšia a najstálejšia farba, odolná voči atmosférickým plynom. Chrómovaná zelenina mletá v oleji má veľkú kryciu schopnosť a je preto schopná rýchleho vysušenia už od 19. storočia. je široko používaný v maľbe. Má veľký význam pri maľovaní na porcelán. Faktom je, že výrobky z porcelánu môžu byť zdobené maľbou podglazúrovanou farbou aj maľbou nad glazúrou. V prvom prípade sa farby nanášajú na povrch iba mierne vypáleného produktu, ktorý sa potom pokryje vrstvou glazúry. Potom nasleduje hlavné vysokoteplotné vypaľovanie: na spekanie porcelánovej hmoty a opätovné nalievanie glazúry sa výrobky zahrejú na 1350 - 1450 0 C. Len veľmi málo farieb vydrží takúto vysokú teplotu bez chemických zmien a v starom dni boli iba dva - kobalt a chróm. Čierny oxid kobaltu nanesený na povrch porcelánu sa pri pálení spojí s glazúrou a chemicky s ňou spolupracuje. Vďaka tomu sa tvoria jasne modré kobaltové kremičitany. Takýto modrý porcelánový riad vyzdobený kobaltom je všetkým dobre známy. Oxid chromitý nereaguje chemicky so zložkami glazúry a jednoducho leží medzi porcelánovými črepmi a priehľadnou glazúrou s „matnou“ vrstvou.

Okrem chrómovej zelenej používajú umelci aj farby získané z wolkonskoitu. Tento minerál zo skupiny montmorillonitov (ílový minerál podtriedy komplexných silikátov Na (Mo, Al), Si 4 O 10 (OH) 2 bol objavený v roku 1830 ruským mineralógom Kemmererom a pomenovaný po MN Volkonskaja, dcére hrdina bitky pri Borodine, generál N. N. Raevskij, manželka decembristu SG Volkonského. Volkonskoit je hlina obsahujúca až 24% oxidu chrómu, ako aj oxidy hliníka a železa (III). Variabilita zloženia minerálu, ktorý sa nachádza na Urale, v Permskej a Kirovskej oblasti, určuje jeho rozmanitú farbu - od farby tmavej zimnej jedle po jasne zelenú farbu močiarnej žaby.

Pablo Picasso požiadal geológov našej krajiny, aby preskúmali zásoby wolkonskoitu, ktorý dodáva farbe jedinečne svieži tón. V súčasnosti je vyvinutá metóda výroby umelého wolkonskoitu. Je zaujímavé poznamenať, že podľa údajov moderného výskumu ruskí maliari ikon používali farby z tohto materiálu v stredoveku, dávno pred jeho „oficiálnym“ objavom. Guinierova zeleň (vytvorená v roku 1837) bola populárna aj medzi umelcami, ktorej chromoformom je hydrát oxidu chrómu Cr 2 O 3 * (2-3) H 2 O, kde je časť vody chemicky viazaná a časť adsorbovaná. Tento pigment dodáva farbe smaragdový odtieň.

s úplným alebo čiastočným kopírovaním materiálu, je potrebný odkaz na zdroj.

Medzi rôznymi chemickými prvkami a ich zlúčeninami je ťažké vyčleniť najužitočnejšiu látku pre ľudstvo. Každá z nich je jedinečná svojimi vlastnosťami a možnosťami použitia. Technologický pokrok značne uľahčuje proces výskumu, ale kladie mu aj nové výzvy. Chemické prvky, objavené pred niekoľkými stovkami rokov a študované vo všetkých formách, sa v modernom svete používajú v technologickejších smeroch. Tento trend sa rozširuje na zlúčeniny existujúce v prírode a vytvorené ľuďmi.

Oxid

V zemskej kôre a v rozľahlosti vesmíru existuje veľa chemických zlúčenín, ktoré sa líšia triedami, typmi, charakteristikami. Jedným z najbežnejších typov zlúčenín je oxid (oxid, oxid). Zahŕňa piesok, vodu, oxid uhličitý, to znamená základné látky pre existenciu ľudstva a celej biosféry Zeme. Oxidy sú látky, ktoré obsahujú atómy kyslíka s oxidačným stavom -2, zatiaľ čo väzba medzi prvkami je binárna. Ich tvorba nastáva v dôsledku chemickej reakcie, ktorej podmienky sa líšia v závislosti od zloženia oxidu.

Charakteristické znaky tejto látky sú tri polohy: látka je zložitá, skladá sa z dvoch atómov, jedným z nich je kyslík. Veľký počet existujúcich oxidov sa vysvetľuje skutočnosťou, že veľa chemických prvkov tvorí niekoľko látok. Majú rovnaké zloženie, ale atóm, ktorý reaguje s kyslíkom, vykazuje niekoľko stupňov mocenstva. Napríklad oxid chrómu (2, 3, 4, 6), dusík (1, 2, 3, 4, 5) atď. Ich vlastnosti navyše závisia od stupňa valencie prvku, ktorý vstupuje do oxidačnej reakcie.

Podľa prijatej klasifikácie sú oxidy zásadité a kyslé. Vyniká aj amfotérny druh, ktorý vykazuje vlastnosti zásaditého oxidu. Oxidy kyselín sú zlúčeniny nekovov alebo prvkov s vysokou valenciou, kyseliny sú ich hydráty. Medzi zásadité oxidy patria všetky látky s väzbou kyslík + kov, zásadami sú ich hydráty.

Chróm

V 18. storočí objavil chemik I.G. Lehmann neznámy minerál, ktorý dostal meno sibírske červené olovo. Profesor parížskej školy mineralógie Vauquelin uskutočnil so získanou vzorkou sériu chemických reakcií, v dôsledku ktorých bol izolovaný neznámy kov. Hlavné vlastnosti identifikované vedcom boli jeho odolnosť voči kyslému prostrediu a žiaruvzdornosť (tepelná odolnosť). Názov „chróm“ (Chróm) vznikol zo širokej škály farieb, ktorú charakterizujú zlúčeniny prvku. Kov je dosť inertný, v prírodných podmienkach sa nevyskytuje v čistej forme.

Hlavnými minerálmi obsahujúcimi chróm sú chromit (FeCr204), melanochroit, vokelenit, ditzeit, tarapakait. Chemický prvok Cr sa nachádza v 6. skupine periodického systému DI Mendelejeva, má atómové číslo 24. Elektronická konfigurácia atómu chrómu umožňuje, aby mal prvok valenciu +2, +3, +6, s najstabilnejšími zlúčeninami trojmocného kovu. Možné sú reakcie, pri ktorých je oxidačný stav +1, +5, +4. Chróm je chemicky neaktívny; kovový povrch je pokrytý filmom (pasivačný účinok), ktorý za normálnych podmienok zabraňuje reakciám s kyslíkom a vodou. Oxid chrómu, ktorý sa vytvára na povrchu, bráni kovu v interakcii s kyselinami a halogénmi bez prítomnosti katalyzátorov. Zlúčeniny s jednoduchými látkami (nie s kovmi) sú možné pri teplotách od 300 ° C (chlór, bróm, síra).

Pri interakcii s komplexnými látkami sú potrebné ďalšie podmienky, napríklad pri alkalickom roztoku nedochádza k reakcii, k procesu dochádza pri tavení veľmi pomaly. Chróm reaguje s kyselinami za prítomnosti vysokej teploty ako katalyzátor. Oxid chrómu sa dá získať z rôznych minerálov pôsobením teploty. Koncentrované kyseliny sa používajú v závislosti od budúceho oxidačného stavu prvku. V tomto prípade sa valencia chrómu v zlúčenine pohybuje od +2 do +6 (najvyšší oxid chromitý).

Aplikácia

Zliatiny na báze chrómu majú veľký praktický význam vďaka svojim jedinečným protikoróznym vlastnostiam a tepelnej odolnosti. Zároveň by v percentuálnom vyjadrení nemal jeho podiel presiahnuť polovicu z celkového objemu. Veľkou nevýhodou chrómu je jeho krehkosť, ktorá znižuje možnosti spracovania zliatin. Najčastejšie sa používa kov na výrobu povlakov (pochrómovanie). Ochranná fólia môže mať hrúbku 0,005 mm, ale spoľahlivo ochráni kovový výrobok pred koróziou a vonkajšími vplyvmi. Zlúčeniny chrómu sa používajú na výrobu žiaruvzdorných štruktúr v metalurgickom priemysle (taviace pece). Na svetových trhoch je dopyt po antikoróznych dekoratívnych povlakoch (cermetoch), špeciálnej legovanej oceli, elektródach pre zváracie stroje, zliatinách na báze kremíka a hliníka. Oxid chromitý vďaka svojmu nízkemu oxidačnému potenciálu a vysokej tepelnej odolnosti slúži ako katalyzátor mnohých chemických reakcií prebiehajúcich pri vysokých teplotách (1 000 ° C).

Dvojmocné zlúčeniny

Oxid chromitý (2) CrO (oxid dusný) je jasne červený alebo čierny prášok. Je nerozpustný vo vode, za normálnych podmienok neoxiduje a vykazuje výrazné základné vlastnosti. Látka je pevná, žiaruvzdorná (1550 ° C) a nie je toxická. V procese zahrievania na 100 ° C sa oxiduje na Cr203. Nerozpúšťa sa v slabých roztokoch kyselín dusičných a sírových, reakcia prebieha s kyselinou chlorovodíkovou.

Príjem, žiadosť

Táto látka sa považuje za nižší oxid. Má dosť úzky rozsah pôsobnosti. V chemickom priemysle sa oxid chrómu 2 používa na čistenie uhľovodíkov z kyslíka, ktorý priťahuje pri oxidácii pri teplotách nad 100 ° C. Dvojmocný oxid chrómu môžete získať tromi spôsobmi:

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

Trojmocné zlúčeniny

Pre oxidy chrómu je oxidačný stav +3 najstabilnejšou formou látky. Cr 2 O 3 (chrómová zeleň, sesquioxid, eskolaid) je chemicky inertný, nerozpustný vo vode, má vysokú teplotu topenia (viac ako 2 000 ° C). Oxid chromitý 3 je zelený žiaruvzdorný prášok, veľmi tvrdý, ktorý má amfotérne vlastnosti. Látka je rozpustná v koncentrovaných kyselinách, reakcia s alkáliami nastáva v dôsledku fúzie. Môže byť redukovaný na čistý kov interakciou so silným redukčným činidlom.

Príjem a použitie

Vďaka svojej vysokej tvrdosti (porovnateľnej s korundom) je najbežnejším používaním látky v abrazívnych a leštiacich materiáloch. Oxid chrómu (vzorec Cr 2 O 3) má zelenú farbu, preto sa používa ako pigment pri výrobe okuliarov, farieb a keramiky. Pre chemický priemysel sa táto látka používa ako katalyzátor reakcií s organickými zlúčeninami (syntéza amoniaku). Oxid trojmocného chrómu sa používa na výrobu umelých drahokamov a spinel. Na získanie sa používa niekoľko druhov chemických reakcií:

Oxidácia oxidu chrómu.
Zahrievanie (kalcinácia) dichromanu alebo chromanu amónneho.
Rozklad hydroxidu trojmocného chrómu alebo oxidu šesťmocného.
Kalcinácia chromanu alebo dichrómanu ortuti.

Šesťmocné zlúčeniny

Najvyšší vzorec oxidu chrómu je CrO 3. Látka fialovej alebo tmavo červenej farby môže existovať vo forme kryštálov, ihiel, platní. Chemicky aktívny, toxický, pri interakcii s organickými zlúčeninami existuje nebezpečenstvo samovznietenia a výbuchu. Oxid chromitý 6 - anhydrid chrómu, oxid chrómový - dobre rozpustný vo vode, za normálnych podmienok interaguje so vzduchom (nátierky), teplota topenia - 196 o C. Látka má výrazné kyslé vlastnosti. Pri chemickej reakcii s vodou vzniká kyselina chrómová alebo chrómová, bez ďalších katalyzátorov interaguje s alkáliami (žlté chromany). Pre halogény (jód, síra, fosfor) je to silné oxidačné činidlo. Výsledkom zahrievania nad 250 ° C je voľný kyslík a oxid trojmocný chrómu.

Ako sa získava a kde sa používa

Oxid chromitý 6 sa získava spracovaním chrómanu sodného alebo draselného (dichromany) koncentrovanou kyselinou sírovou alebo reakciou chromanu strieborného s kyselinou chlorovodíkovou. Vysoká chemická aktivita látky určuje hlavné smery jej aplikácie:

Získanie čistého kovu - chrómu.
V procese pochrómovania povrchov vrátane elektrolytickej metódy.
Oxidácia alkoholov (organických zlúčenín) v chemickom priemysle.
V raketovej technike sa používa ako roznetka paliva.
V chemických laboratóriách čistí riad od organických zlúčenín.
Používa sa v pyrotechnickom priemysle.