Реферат на тему:


Воспользуйтесь поиском к примеру Реферат        Грубый поиск Точный поиск






Загрузка...
хром

Реферат

на тему

Химический элемент хром

Хром был открыт Л. Н. Вокленом в 1797

Пребывание в природе. Природные соединения хрома: хромистый железная FеОСr2О3 и свинцовая красная руда РbСrО4. Большие залежи хромовых руд встречаются на Урале.

Физические свойства. Хром - белый блестящий металл, отличается твердостью и хрупкостью, с плотностью 7,2 г / см3, температурой плавления 1903С и температурой кипения около 2570С. На воздухе поверхность хрома покрывается оксидной пленкой, предохраняющей его от дальнейшего окисления. Добавка углерода к хрому еще больше увеличивает его жесткость.

Химические свойства. Хром на холоду очень инертный. При нагревании он взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, углеродом, серой и др.

4 Cr + 3 O2 = 2 Cr2O3

2 Cr + 3 Cl2 = 2 CrCl3

2 Cr + 3 S = Cr2S3

2 Cr + N2 = 2 CrN

Сульфид хрома может существовать только в сухом виде. При контакте с водой, даже с ее парами, он полностью гидролизуется:

Сr2S3 + 6 Н2О = 2 Сr (ОН) 3 + 3 Н2S

При нагревании хром растворяется в соляной и серной кислотах:

Сr + Н2SО4 = СrSO4 + Н2

Сr + 2 HСl = СrСl2 + Н2

Соединения хрома (II) неустойчивы и легко окисляются до соединений хрома (III):

4 СrСl2 + O2 + 4 НСl = 4 СrСl3 + 2 Н2О

В азотной кислоте и царской водке на холоду хром вовсе не растворяется, а при кипячении растворяется очень слабо. Это объясняется тем, что азотной кислоты пассивирующий хром. Хром пассивируется и другими сильными окислителями.

Получение. В промышленности получают как чистый хром, так и его сплав с железом (феррохром). Чистый хром получают восстановлением его оксида алюминием:

Сг2О3 + 2 Аl = 2 Сr + Аl2O3

Феррохром бывает двух видов: содержит и углерод, не содержит. Первый получают восстановлением хромистого железняка коксом:

FеОСr2О3 + 4 С = Fе + 2 Сr + 4 СО

второй - восстановлением хромистого железняка алюминием:

3 FеОСr2О3 + 8 Аlкислотах, так и в лугах

2 Сr (ОН) 3 + 3 Н2SO4 = Сr2 (SO4) 3 + 6 Н2О

Cr (ОН) 3 + 3 NаОН = Nа3 [Сг (ОН) 6].

поэтому его можно осадить, только если не добавлять избытка щелочи. При нагревании гидроксид хрома (III) теряет воду, превращаясь в оксид

2 Сr (ОН) 3 = Сr2О3 + 3 Н2О

Большинство солей хрома (III) хорошо растворяется в воде, но легко подвергается гидролизу. Сульфат хрома вместе с сульфатами Кали, аммония, рубидия или цезия выкристаллизовывается в виде квасцов Ме2SO4Сr2 (SO4) 324Н2О или МеСг (SO4) 212Н2О ,, где Ме - катион калия, аммония, рубидия или цезия.

Хромовый ангидрид и хромовые кислоты - соединения, в которых хром содержится в высшем валентной состоянии: +6. Триоксида хрома СгО3 - кислотный оксид, который взаимодействует с водой, основными оксидами и основаниями:

СrО3 + Н2О = Н2СrO4

2 СrО3 + Н2О = Н2Сr2О7

СrО3 + СаО = СаСrО4

СrО3 + 2 КОН = К2СrО4 + Н2О

Хромовый ангидрид может образовывать как хромовую, так и двухромовую кислоты и их соли. Состояние равновесия

2 СrО42 + 2 Н 2 НСrО Cr2О72 + Н2О

зависит от кислотности среды: в кислом растворе основная масса хрома находится в виде дихромата, а в щелочном, где концентрация ионов водорода очень мала - в виде хромата.

Хромовый ангидрид - очень сильный окислитель. Реакции его с некоторыми органическими веществами при серной кислоты протекают со взрывом:

8 СrО3 + 3 СН3СОСН3 + 12 Н2SО4 = 4 Сr2 (SО4) с + 9 СО2 + 9 Н2О

Хромовый ангидрид можно получить действием концентрированной серной кислоты на сухие хроматы или дихроматы

K2CrO4 + H2SO4 = K2SO4 + CrO3 + H2O

K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + 2 CrO3 + H2O

Хромовый ангидрид применяется как окислитель при различных органических синтезах.

Соли щелочных металлов и аммония хромовых кислот хорошо растворимы в воде. Соли других металлов растворяются трудно. Дихромат калия К2Сг2О7, (хромпик) широко применяется как окислитель в лабораторной практика и химической технологии. Действие хроматов и дихроматов как окислытелей оказывается в кислой среде:

К2Сг2О7 + 6 FеSO4 + 7 Н2SO4 = К2SО4 + Сr2 (SO4) 3 + 3 Fе2 (SO4) 3 + 7 Н2О

При добавлении раствора железного купороса к раствору дихромата калия оранжевая окраска исчезает и появляется зеленая, обусловленная образованием гидратированных ионов Сг3.

Бромиды и йодиды окисляются дихромат калия в свободных галогенов:

К2Сr2О7 + 6 КI + 7 Н2SO4 = Сr2 (SO4) 3 + 3I2 + 4 К2SO4 + 7 Н2О

При взаимодействии дихромата калия с йодоводневои и бромоводневои кислотами подкислять раствор не нужно, потому что необходимую кислотность создают сами восстановители, которые являются сильными кислотами:

К2Сr2О7 + 14 НВr = 2 КВr + 2 СrВr3 + 3 Вr2 + 7 Н2О

йод, выделяется, или бром маскирует переход оранжевой окраски раствора в зеленую.

В аналитической химии реакция окисления хроматом или дихроатом калия различных ионов используется для их определения. Этот метод анализа называется хроматометриею.

Раствор дихромата калия в концентрированной серной кислоте называется хромовой смесью и используется в лабораторной практике для мытья посуды. Он легко удаляет жир с поверхности стекла, окисляя его хромовым ангидридом, который образуется, и смывая концентрированной серной кислотой.

Загрузка...