Hroms ir 4. perioda 6. grupas sekundārās apakšgrupas elements periodiskā tabula D.I.Mendeļejeva ķīmiskie elementi, ar atomskaitli 24. Apzīmē ar simbolu Cr (lat. Chromium). Vienkāršā viela hroms ir ciets metāls ar zilgani baltu krāsu.
Hroma ķīmiskās īpašības
Normālos apstākļos hroms reaģē tikai ar fluoru. Augstās temperatūrās (virs 600°C) tas mijiedarbojas ar skābekli, halogēniem, slāpekli, silīciju, boru, sēru, fosforu.
4Cr + 3O 2 – t° → 2Cr 2 O 3
2Cr + 3Cl 2 – t° → 2CrCl 3
2Cr + N 2 – t° → 2CrN
2Cr + 3S – t° → Cr 2 S 3
Sildot, tas reaģē ar ūdens tvaikiem:
2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H2
Hroms izšķīst atšķaidītās stiprās skābēs (HCl, H 2 SO 4)
Ja nav gaisa, veidojas Cr 2+ sāļi, bet gaisā - Cr 3+ sāļi.
Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2
2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H2
Aizsargājošas oksīda plēves klātbūtne uz metāla virsmas izskaidro tā pasivitāti attiecībā pret koncentrētiem skābju šķīdumiem - oksidētājiem.
Hroma savienojumi
Hroma (II) oksīds un hroma(II) hidroksīds pēc būtības ir bāziski.
Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O
Hroma (II) savienojumi ir spēcīgi reducējoši līdzekļi; atmosfēras skābekļa ietekmē pārvēršas par hroma (III) savienojumiem.
2CrCl2 + 2HCl → 2CrCl3 + H2
4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Cr(OH)3
hroma oksīds (III) Cr 2 O 3 ir zaļš, ūdenī nešķīstošs pulveris. Var iegūt, kalcinējot hroma(III) hidroksīdu vai kālija un amonija dihromātus:
2Cr(OH) 3 – t° → Cr 2 O 3 + 3H 2 O
4K 2 Cr 2 O 7 – t° → 2Cr 2 O 3 + 4K 2 CrO 4 + 3O 2
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 – t° → Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O (vulkāna reakcija)
Amfoteriskais oksīds. Kad Cr 2 O 3 sakausē ar sārmiem, soda un skābju sāļiem, tiek iegūti hroma savienojumi ar oksidācijas pakāpi (+3):
Cr 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NaCrO 2 + H 2 O
Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaCrO 2 + CO 2
Sakausējot ar sārmu un oksidētāja maisījumu, tiek iegūti hroma savienojumi oksidācijas stāvoklī (+6):
Cr 2 O 3 + 4KOH + KClO 3 → 2K 2 CrO 4 + KCl + 2H 2 O
Hroma (III) hidroksīds C r (OH) 3. Amfoteriskais hidroksīds. Pelēks zaļš, karsējot sadalās, zaudējot ūdeni un veidojot zaļu metahidroksīds CrO(OH). Nešķīst ūdenī. No šķīduma izgulsnējas kā pelēkzils un zilgani zaļš hidrāts. Reaģē ar skābēm un sārmiem, nesadarbojas ar amonjaka hidrātu.
Tam ir amfoteriskas īpašības - tas šķīst gan skābēs, gan sārmos:
2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O Cr(OH) 3 + ZH + = Cr 3+ + 3H 2 O
Cr(OH) 3 + KOH → K, Cr(OH) 3 + ZON - (konc.) = [Cr(OH) 6 ] 3-
Cr(OH) 3 + KOH → KCrO 2 + 2H 2 O Cr(OH) 3 + MOH = MSrO 2 (zaļš) + 2H 2 O (300–400 °C, M = Li, Na)
Cr(OH) 3 →(120 o C – H 2 O) CrO(OH) →(430-1000 0 C –H 2 O) Cr2O3
2Cr(OH) 3 + 4NaOH (konc.) + ZN 2 O 2 (konc.) = 2Na 2 CrO 4 + 8H 2 0
Kvīts: izgulsnēšana ar amonjaka hidrātu no hroma(III) sāļu šķīduma:
Cr 3+ + 3(NH 3 H 2 O) = ARr(OH) 3 ↓+ ЗNН 4+
Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH → 2Cr(OH) 3 ↓+ 3Na 2 SO 4 (sārma pārpalikumā - nogulsnes izšķīst)
Hroma (III) sāļiem ir purpursarkana vai tumši zaļa krāsa. To ķīmiskās īpašības atgādina bezkrāsainus alumīnija sāļus.
Cr(III) savienojumiem var būt gan oksidējošas, gan reducējošas īpašības:
Zn + 2Cr + 3 Cl 3 → 2Cr + 2 Cl 2 + ZnCl 2
2Cr +3 Cl3 + 16NaOH + 3Br2 → 6NaBr + 6NaCl + 8H2O + 2Na2Cr +6O4
Sešvērtīgie hroma savienojumi
Hroma (VI) oksīds CrO 3 - spilgti sarkani kristāli, šķīst ūdenī.
Iegūst no kālija hromāta (vai dihromāta) un H 2 SO 4 (konc.).
K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → 2 CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
CrO 3 ir skābs oksīds, ar sārmiem tas veido dzeltenos hromātus CrO 4 2-:
CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O
Skābā vidē hromāti pārvēršas oranžos dihromātos Cr 2 O 7 2-:
2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O
Sārmainā vidē šī reakcija notiek pretējā virzienā:
K 2 Cr 2 O 7 + 2 KOH → 2 K 2 CrO 4 + H 2 O
Kālija dihromāts ir oksidētājs skābā vidē:
K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3Na 2 SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 4H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3NaNO 2 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3 NaNO 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6KI = Cr 2 (SO 4) 3 + 3I 2 + 4K 2 SO 4 + 7H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6FeSO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
Kālija hromāts K 2 Kr O 4 . Oksosols. Dzeltens, nehigroskopisks. Kūst bez sadalīšanās, termiski stabils. Ļoti labi šķīst ūdenī ( dzeltensšķīduma krāsa atbilst CrO 4 2- jonam), nedaudz hidrolizē anjonu. Skābā vidē tas pārvēršas par K 2 Cr 2 O 7 . Oksidētājs (vājāks par K 2 Cr 2 O 7). Iekļūst jonu apmaiņas reakcijās.
Kvalitatīva reakcija uz CrO 4 2- jona - bārija hromāta dzeltenu nogulšņu nogulsnēšanās, kas sadalās stipri skābā vidē. To izmanto kā kodinātāju audumu krāsošanai, ādas miecvielu, selektīvu oksidētāju un reaģentu analītiskajā ķīmijā.
Svarīgāko reakciju vienādojumi:
2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 (30 %) = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O
2K 2 CrO 4 (t) +16HCl (koncentrācija, horizonts) = 2CrCl 3 +3Cl 2 +8H 2 O+4KCl
2K 2 CrO 4 + 2H 2 O + 3H 2 S = 2Cr(OH) 3 ↓+3S↓+4KOH
2K 2 CrO 4 + 8H 2 O + 3K 2 S = 2K [Cr(OH) 6 ] + 3S↓ + 4KOH
2K 2 CrO 4 + 2AgNO 3 =KNO 3 + Ag 2 CrO 4 (sarkans) ↓
Kvalitatīva reakcija:
K 2 CrO 4 + BaCl 2 = 2KCl + BaCrO 4 ↓
2BaCrO 4 (t) + 2HCl (dil.) = BaCr 2 O 7 (p) + BaC1 2 + H 2 O
Kvīts: hromīta saķepināšana ar potašu gaisā:
4(Cr 2 Fe ‖‖)O 4 + 8K 2 CO 3 + 7O 2 = 8K 2 CrO 4 + 2Fe 2 O 3 + 8СO 2 (1000 °C)
Kālija dihromāts K 2 Kr 2 O 7 . Oksosols. Tehniskais nosaukums hroma smaile. Oranžsarkans, nehigroskopisks. Kūst nesadaloties un sadalās tālāk karsējot. Ļoti labi šķīst ūdenī ( apelsīnsŠķīduma krāsa atbilst Cr 2 O 7 2- jonam. Sārmainā vidē tas veido K 2 CrO 4 . Tipisks oksidētājs šķīdumā un saplūšanas laikā. Iekļūst jonu apmaiņas reakcijās.
Kvalitatīvas reakcijas- ēteriskā šķīduma zilā krāsa H 2 O 2 klātbūtnē, zila ūdens šķīduma krāsa atomu ūdeņraža iedarbībā.
To izmanto kā ādas miecvielu, kodinātāju audumu krāsošanai, pirotehnisko kompozīciju sastāvdaļu, reaģentu analītiskajā ķīmijā, metālu korozijas inhibitoru, maisījumā ar H 2 SO 4 (konc.) - ķīmisko trauku mazgāšanai.
Svarīgāko reakciju vienādojumi:
4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 + 3O 2 (500–600 o C)
K 2 Cr 2 O 7 (t) + 14HCl (konc.) = 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 7H 2 O + 2KCl (vārīšanās)
K 2 Cr 2 O 7 (t) + 2H 2 SO 4 (96%) ⇌2KHSO 4 + 2CrO 3 + H 2 O (“hroma maisījums”)
K 2 Cr 2 O 7 + KOH (konc.) = H 2 O + 2K 2 CrO 4
Cr2O72- +14H + +6I - =2Cr3+ +3I2↓+7H2O
Cr2O72- +2H + +3SO2 (g) = 2Cr3+ +3SO42- +H2O
Cr 2 O 7 2- +H 2 O +3H 2 S (g) =3S↓+2OH - +2Cr 2 (OH) 3 ↓
Cr 2 O 7 2- (konc.) +2Ag + (atšķ.) =Ag 2 Cr 2 O 7 (sarkans) ↓
Cr 2 O 7 2- (dil.) +H 2 O +Pb 2+ =2H + + 2PbCrO 4 (sarkans) ↓
K 2 Cr 2 O 7 (t) + 6HCl + 8H 0 (Zn) = 2CrCl 2 (syn) + 7H 2 O + 2KCl
Kvīts: K 2 CrO 4 apstrāde ar sērskābi:
2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 (30%) = K 2Kr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O
DEFINĪCIJA
Chromium atrodas Periodiskās sistēmas sekundārās (B) apakšgrupas VI grupas ceturtajā periodā. Apzīmējums – Kr. Vienkāršas vielas veidā - pelēcīgi balts spīdīgs metāls.
Hromam ir uz korpusu vērsta kubiskā režģa struktūra. Blīvums - 7,2 g/cm3. Kušanas un viršanas temperatūra ir attiecīgi 1890 o C un 2680 o C.
Hroma oksidācijas stāvoklis savienojumos
Hroms var pastāvēt vienkāršas vielas - metāla veidā, un metālu oksidācijas pakāpe elementārā stāvoklī ir vienāda ar nulle, jo elektronu blīvuma sadalījums tajos ir vienmērīgs.
Oksidācijas stāvokļi (+2) Un (+3) hroms parādās oksīdos (Cr +2 O, Cr +3 2 O 3), hidroksīdos (Cr +2 (OH) 2, Cr +3 (OH) 3), halogenīdos (Cr +2 Cl 2, Cr +3 Cl 3 ), sulfāti (Cr +2 SO 4, Cr +3 2 (SO 4) 3) un citi savienojumi.
Hromu raksturo arī tā oksidācijas pakāpe (+6) : Cr +6 O 3, H 2 Cr +6 O 4, H 2 Cr +6 2 O 7, K 2 Cr +6 2 O 7 utt.
Problēmu risināšanas piemēri
1. PIEMĒRS
2. PIEMĒRS
| Vingrinājums | Fosforam ir vienāds oksidācijas stāvoklis šādos savienojumos: a) Ca3P2 un H3PO3; b) KH 2 PO 4 un KPO 3; c) P4O6 un P4O10; d) H3PO4 un H3PO3. |
| Risinājums | Lai sniegtu pareizo atbildi uz uzdoto jautājumu, mēs pārmaiņus noteiksim fosfora oksidācijas pakāpi katrā piedāvāto savienojumu pārī. a) Kalcija oksidācijas pakāpe ir (+2), skābekļa un ūdeņraža – attiecīgi (-2) un (+1). Ņemsim fosfora oksidācijas pakāpes vērtību kā “x” un “y” piedāvātajos savienojumos: 3 × 2 + x × 2 = 0; 3 + y + 3 × (-2) = 0; Atbilde ir nepareiza. b) Kālija oksidācijas pakāpe ir (+1), skābekļa un ūdeņraža pakāpe ir attiecīgi (-2) un (+1). Ņemsim hlora oksidācijas pakāpes vērtību kā “x” un “y” piedāvātajos savienojumos: 1 + 2 × 1 + x + (-2) × 4 = 0; 1 + y + (-2) × 3 = 0; Atbilde ir pareiza. |
| Atbilde | (b) iespēja. |
Mērķis: padziļināt skolēnu zināšanas par stundas tēmu.
Uzdevumi:
- raksturot hromu kā vienkāršu vielu;
- iepazīstināt skolēnus ar dažādu oksidācijas pakāpju hroma savienojumiem;
- parādīt savienojumu īpašību atkarību no oksidācijas pakāpes;
- parādīt hroma savienojumu redoksīpašības;
- turpināt attīstīt studentu prasmes ķīmisko reakciju vienādojumu pierakstīšanā molekulārā un jonu formā un elektroniskā līdzsvara veidošanā;
- turpināt attīstīt prasmes novērot ķīmisko eksperimentu.
Nodarbības forma: lekcija ar studentu patstāvīgā darba elementiem un ķīmiskā eksperimenta novērošanu.
Nodarbības gaita
I. Materiāla atkārtošana no iepriekšējās nodarbības.
1. Atbildiet uz jautājumiem un izpildiet uzdevumus:
Kādi elementi pieder hroma apakšgrupai?
Uzrakstiet atomu elektroniskās formulas
Kāda veida elementi tie ir?
Kādi oksidācijas stāvokļi ir savienojumiem?
Kā mainās atoma rādiuss un jonizācijas enerģija no hroma uz volframu?
Varat lūgt studentiem aizpildīt tabulu, izmantojot tabulā norādītās atomu rādiusu, jonizācijas enerģijas vērtības un izdarīt secinājumus.
Tabulas paraugs:
2. Klausieties studenta referātu par tēmu “Hroma apakšgrupas elementi dabā, sagatavošana un pielietošana”.
II. Lekcija.
Lekcijas konspekts:
- Chromium.
- Hroma savienojumi. (2)
- hroma oksīds; (2)
- Hroma hidroksīds. (2)
- Hroma savienojumi. (3)
- hroma oksīds; (3)
- Hroma hidroksīds. (3)
- Hroma savienojumi (6)
- hroma oksīds; (6)
- Hromskābes un dihromskābes.
- Hroma savienojumu īpašību atkarība no oksidācijas pakāpes.
- Hroma savienojumu redoksīpašības.
1. Chrome.
Hroms ir balts, spīdīgs metāls ar zilganu nokrāsu, ļoti ciets (blīvums 7,2 g/cm3), kušanas temperatūra 1890˚C.
Ķīmiskās īpašības: Hroms normālos apstākļos ir neaktīvs metāls. Tas izskaidrojams ar to, ka tā virsma ir pārklāta ar oksīda plēvi (Cr 2 O 3). Sildot, oksīda plēve tiek iznīcināta, un hroms reaģē ar vienkāršām vielām, kad paaugstināta temperatūra:
- 4Сr +3О 2 = 2Сr 2 О 3
- 2Сr + 3S = Сr 2 S 3
- 2Сr + 3Cl 2 = 2СrСl 3
Vingrinājums: sastādīt vienādojumus hroma reakcijām ar slāpekli, fosforu, oglekli un silīciju; Sastādiet elektronisko svaru vienam no vienādojumiem, norādiet oksidētāju un reducētāju.
Hroma mijiedarbība ar sarežģītām vielām:
Ļoti augstā temperatūrā hroms reaģē ar ūdeni:
- 2Сr + 3Н2О = Сr2О3 + 3Н2
Vingrinājums:
Hroms reaģē ar atšķaidītu sērskābi un sālsskābi:
- Cr + H 2 SO 4 = CrSO 4 + H 2
- Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2
Vingrinājums: sastādīt elektroniskos svarus, norādīt oksidētāju un reducētāju.
Koncentrētas sērskābes sālsskābes un slāpekļskābes pasivizē hromu.
2. Hroma savienojumi. (2)
1. Hroma oksīds (2)- CrO ir cieta, spilgti sarkana viela, tipisks bāzes oksīds (tas atbilst hroma (2) hidroksīdam - Cr(OH) 2), nešķīst ūdenī, bet šķīst skābēs:
- CrO + 2HCl = CrCl 2 + H 2 O
Vingrinājums: sastādīt reakcijas vienādojumu molekulārā un jonu formā hroma oksīda (2) mijiedarbībai ar sērskābi.
Hroma oksīds (2) viegli oksidējas gaisā:
- 4CrO+ O 2 = 2Cr 2 O 3
Vingrinājums: sastādīt elektroniskos svarus, norādīt oksidētāju un reducētāju.
Hroma oksīds (2) veidojas, oksidējot hroma amalgamu ar atmosfēras skābekli:
2Сr (amalgama) + O 2 = 2СrО
2. Hroma hidroksīds (2)- Cr(OH) 2 ir dzeltena viela, slikti šķīst ūdenī, ar izteiktu bāzes raksturu, tāpēc mijiedarbojas ar skābēm:
- Cr(OH)2 + H2SO4 = CrSO4 + 2H2O
Vingrinājums: sastādīt reakcijas vienādojumus molekulārā un jonu formā hroma oksīda (2) mijiedarbībai ar sālsskābi.
Tāpat kā hroma (2) oksīds, hroma (2) hidroksīds tiek oksidēts:
- 4 Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Cr(OH) 3
Vingrinājums: sastādīt elektroniskos svarus, norādīt oksidētāju un reducētāju.
Hroma hidroksīdu (2) var iegūt, sārmiem iedarbojoties uz hroma sāļiem (2):
- CrCl 2 + 2KOH = Cr(OH) 2 ↓ + 2KCl
Vingrinājums: uzrakstiet jonu vienādojumus.
3. Hroma savienojumi. (3)
1. Hroma oksīds (3)- Cr 2 O 3 – tumši zaļš pulveris, ūdenī nešķīstošs, ugunsizturīgs, pēc cietības tuvu korundam (tam atbilst hroma hidroksīds (3) – Cr(OH) 3). Hroma oksīds (3) pēc būtības ir amfotērisks, bet slikti šķīst skābēs un sārmos. Sapludināšanas laikā notiek reakcijas ar sārmiem:
- Cr2O3 + 2KOH = 2KSrO2 (hromīts K)+ H2O
Vingrinājums: sastādīt reakcijas vienādojumu molekulārā un jonu formā hroma oksīda (3) mijiedarbībai ar litija hidroksīdu.
Ir grūti mijiedarboties ar koncentrētiem skābju un sārmu šķīdumiem:
- Cr 2 O 3 + 6 KOH + 3H 2 O = 2K 3 [Cr(OH) 6 ]
- Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O
Vingrinājums: sastāda reakcijas vienādojumus molekulārā un jonu formā hroma oksīda (3) mijiedarbībai ar koncentrētu sērskābi un koncentrētu nātrija hidroksīda šķīdumu.
Hroma oksīdu (3) var iegūt, sadalot amonija dihromātu:
- (NН 4) 2Сr 2 О 7 = N 2 + Сr 2 О 3 + 4Н 2 О
2. Hroma hidroksīds (3) Cr(OH) 3 iegūst, sārmiem iedarbojoties uz hroma sāļu šķīdumiem (3):
- CrCl 3 + 3KOH = Cr(OH) 3 ↓ + 3KCl
Vingrinājums: uzrakstiet jonu vienādojumus
Hroma hidroksīds (3) ir pelēkzaļas nogulsnes, kuru saņemšanas gadījumā ir jāuzņem sārms. Šādā veidā iegūtais hroma hidroksīds (3) atšķirībā no atbilstošā oksīda viegli mijiedarbojas ar skābēm un sārmiem, t.i. piemīt amfoteriskas īpašības:
- Cr(OH)3 + 3HNO3 = Cr(NO3)3 + 3H2O
- Cr(OH)3 + 3KOH = K3 [Cr(OH)6] (heksahidroksohromīts K)
Vingrinājums: sastādīt reakcijas vienādojumus molekulārā un jonu formā hroma hidroksīda (3) mijiedarbībai ar sālsskābi un nātrija hidroksīdu.
Kad Cr(OH)3 sakausē ar sārmiem, tiek iegūti metahromīti un ortohromīti:
- Cr(OH)3 + KOH = KCrO 2 (metahromīts K)+ 2H2O
- Cr(OH) 3 + KOH = K 3 CrO 3 (ortohromīts K)+ 3H2O
4. Hroma savienojumi. (6)
1. Hroma oksīds (6)- CrO 3 – tumši sarkana kristāliska viela, labi šķīst ūdenī – tipisks skābs oksīds. Šis oksīds atbilst divām skābēm:
- CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4 (hromskābe – veidojas, ja ir lieks ūdens)
- CrO 3 + H 2 O = H 2 Cr 2 O 7 (dihromskābe – veidojas augstā hroma oksīda koncentrācijā (3)).
Hroma oksīds (6) ir ļoti spēcīgs oksidētājs, tāpēc tas enerģētiski mijiedarbojas ar organiskām vielām:
- C 2 H 5 OH + 4CrO 3 = 2CO 2 + 2Cr 2 O 3 + 3H 2 O
Oksidē arī jodu, sēru, fosforu, ogles:
- 3S + 4CrO 3 = 3SO 2 + 2Cr 2 O 3
Vingrinājums: sastāda hroma oksīda (6) ķīmisko reakciju vienādojumus ar jodu, fosforu, akmeņoglēm; izveidot elektronisko līdzsvaru vienam no vienādojumiem, norādīt oksidētāju un reducētāju
Sildot līdz 250 0 C, hroma oksīds (6) sadalās:
- 4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2
Hroma oksīdu (6) var iegūt, iedarbojoties ar koncentrētu sērskābi uz cietiem hromātiem un dihromātiem:
- K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2 CrO 3 + H 2 O
2. Hromskābes un dihromskābes.
Hromskābes un dihromskābes pastāv tikai ūdens šķīdumos un veido attiecīgi stabilus sāļus, hromātus un dihromātus. Hromāti un to šķīdumi ir dzeltenā krāsā, dihromāti ir oranži.
Hromāts - CrO 4 2- joni un dihromāts - Cr 2O 7 2- joni viegli pārvēršas viens par otru, mainoties šķīduma videi
Skābā šķīdumā hromāti pārvēršas dihromātos:
- 2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O
Sārmainā vidē dihromāti pārvēršas hromātos:
- K 2 Cr 2 O 7 + 2 KOH = 2 K 2 CrO 4 + H 2 O
Atšķaidot, dihromskābe pārvēršas hromskābē:
- H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = 2H 2 CrO 4
5. Hroma savienojumu īpašību atkarība no oksidācijas pakāpes.
| Oksidācijas stāvoklis | +2 | +3 | +6 |
| Oksīds | CrO | Cr 2 O 3 | СrО 3 |
| Oksīda raksturs | pamata | amfotērisks | skābe |
| Hidroksīds | Cr(OH)2 | Cr(OH) 3 – H 3 CrO 3 | H 2 CrO 4 |
| Hidroksīda būtība | pamata | amfotērisks | skābe |
|
→ bāzisko īpašību vājināšanās un skābju īpašību nostiprināšanās→ |
|||
6. Hroma savienojumu redoksīpašības.
Reakcijas skābā vidē.
Skābā vidē Cr +6 savienojumi reducējošo aģentu iedarbībā pārvēršas par Cr +3 savienojumiem: H 2 S, SO 2, FeSO 4
- K 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 = 3S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
- S -2 – 2e → S 0
- 2Cr +6 + 6e → 2Cr +3
Vingrinājums:
1. Izlīdziniet reakcijas vienādojumu, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi, norādiet oksidētāju un reducētāju:
- Na 2 CrO 4 + K 2 S + H 2 SO 4 = S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O
2. Pievienojiet reakcijas produktus, izlīdziniet vienādojumu, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi, norādiet oksidētāju un reducētāju:
- K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 =? +? +H2O
Reakcijas sārmainā vidē.
Sārmainā vidē hroma savienojumi Cr +3 oksidētāju iedarbībā pārvēršas par savienojumiem Cr +6: J2, Br2, Cl2, Ag2O, KClO3, H2O2, KMnO4:
- 2KCrO2 +3 Br2 +8NaOH =2Na2CrO4 + 2KBr +4NaBr + 4H2O
- Cr +3 - 3e → Cr +6
- Br2 0 +2e → 2Br -
Vingrinājums:
Izlīdziniet reakcijas vienādojumu, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi, norādiet oksidētāju un reducētāju:
- NaCrO 2 + J 2 + NaOH = Na 2 CrO 4 + NaJ + H 2 O
Pievienojiet reakcijas produktus, izlīdziniet vienādojumu ar elektroniskā līdzsvara metodi, norādiet oksidētāju un reducētāju:
- Cr(OH) 3 + Ag 2 O + NaOH = Ag + ? + ?
Tādējādi oksidējošās īpašības konsekventi palielinās, mainoties oksidācijas pakāpēm sērijā: Cr +2 → Cr +3 → Cr +6. Hroma savienojumi (2) ir spēcīgi reducētāji un viegli oksidējas, pārvēršoties hroma savienojumos (3). Hroma savienojumi (6) ir spēcīgi oksidētāji un viegli reducējas līdz hroma savienojumiem (3). Hroma savienojumiem (3), mijiedarbojoties ar spēcīgiem reducētājiem, piemīt oksidējošas īpašības, pārvēršoties par hroma savienojumiem (2), un, mijiedarbojoties ar spēcīgiem oksidētājiem, tiem piemīt reducējošas īpašības, pārvēršoties hroma savienojumos (6)
Uz lekcijas metodiku:
- Lai veicinātu studentu izziņas aktivitāti un saglabātu interesi, lekcijas laikā vēlams veikt demonstrācijas eksperimentu. Atkarībā no izglītības laboratorijas iespējām studentiem var demonstrēt šādus eksperimentus:
- hroma oksīda (2) un hroma hidroksīda (2) iegūšana, to pamatīpašību pierādīšana;
- hroma oksīda (3) un hroma hidroksīda (3) iegūšana, pierādot to amfoteriskās īpašības;
- hroma oksīda (6) iegūšana un šķīdināšana ūdenī (hromskābes un dihromskābes sagatavošana);
- hromātu pāreja uz dihromātiem, dihromāti uz hromātiem.
- Patstāvīgā darba uzdevumus var diferencēt, ņemot vērā skolēnu reālās mācīšanās spējas.
- Lekciju var pabeigt, izpildot šādus uzdevumus: uzrakstiet ķīmisko reakciju vienādojumus, ar kuriem var veikt šādas pārvērtības:
.III. Mājasdarbs: uzlabot lekciju (pievienot ķīmisko reakciju vienādojumus)
- Vasiļjeva Z.G. Laboratorijas darbi vispārējā un neorganiskajā ķīmijā. -M.: “Ķīmija”, 1979 – 450 lpp.
- Egorovs A.S. Ķīmijas pasniedzējs. – Rostova pie Donas: “Fēnikss”, 2006.-765 lpp.
- Kudrjavcevs A.A. Ķīmisko vienādojumu rakstīšana. - M., “Augstskola”, 1979. - 295 lpp.
- Petrovs M.M. Neorganiskā ķīmija. – Ļeņingrada: “Ķīmija”, 1989. – 543 lpp.
- Uškalova V.N. Ķīmija: konkursa uzdevumi un atbildes. - M.: “Apgaismība”, 2000. – 223 lpp.
Hroms (Cr), Mendeļejeva periodiskās sistēmas VI grupas ķīmiskais elements. Tas ir pārejas metāls ar atomskaitli 24 un atommasu 51,996. Tulkojumā no grieķu valodas metāla nosaukums nozīmē “krāsa”. Metāls ir parādā savu nosaukumu krāsu dažādībai, kas raksturīga tā dažādajiem savienojumiem.
Hroma fizikālās īpašības
Metālam vienlaikus ir pietiekama cietība un trauslums. Pēc Mosa skalas hroma cietība ir novērtēta ar 5,5. Šis indikators nozīmē, ka hromam ir maksimālā cietība no visiem mūsdienās zināmajiem metāliem pēc urāna, irīdija, volframa un berilija. Vienkāršajai vielai hromam raksturīga zilgani balta krāsa.
Metāls nav retums. Tā koncentrācija zemes garozā sasniedz 0,02 masas%. akcijas Hroms nekad nav atrodams tīrā veidā. Tas ir atrodams minerālos un rūdās, kas ir galvenais metālu ieguves avots. Hromīts (hroma dzelzs rūda, FeO*Cr 2 O 3) tiek uzskatīts par galveno hroma savienojumu. Vēl viens diezgan izplatīts, bet mazāk svarīgs minerāls ir krokoīts PbCrO 4 .
Metālu var viegli izkausēt 1907 0 C (2180 0 K vai 3465 0 F) temperatūrā. 2672 0 C temperatūrā tas vārās. Metāla atomu masa ir 51,996 g/mol.
Hroms ir unikāls metāls, pateicoties tā magnētiskajām īpašībām. Istabas temperatūrā tam piemīt antiferomagnētiskā secība, savukārt citiem metāliem tas ir ārkārtīgi zemā temperatūrā. Taču, ja hromu karsē virs 37 0 C, hroma fizikālās īpašības mainās. Tādējādi būtiski mainās elektriskā pretestība un lineārās izplešanās koeficients, elastības modulis sasniedz minimālo vērtību, un ievērojami palielinās iekšējā berze. Šī parādība ir saistīta ar Neela punkta pāreju, kurā materiāla antiferomagnētiskās īpašības var mainīties uz paramagnētiskām. Tas nozīmē, ka pirmais līmenis ir izturēts, un vielas apjoms ir strauji palielinājies.
Hroma struktūra ir uz ķermeni centrēts režģis, kura dēļ metālu raksturo trauslā-kaļamā perioda temperatūra. Taču šī metāla gadījumā liela nozīme ir tīrības pakāpei, tāpēc vērtība ir robežās -50 0 C - +350 0 C. Kā liecina prakse, kristalizētajam metālam nav nekādas plastiskuma, bet gan mīksts. atkausēšana un formēšana padara to kaļamu.
Hroma ķīmiskās īpašības
Atomam ir šāda ārējā konfigurācija: 3d 5 4s 1. Parasti savienojumos hromam ir šādi oksidācijas pakāpes: +2, +3, +6, starp kuriem Cr 3+ ir vislielākā stabilitāte. Turklāt ir arī citi savienojumi, kuros hromam ir pilnīgi atšķirīgs oksidācijas stāvoklis, proti, : +1, +4, +5.
Metāls nav īpaši ķīmiski reaģējošs. Kad hroms tiek pakļauts normālos apstākļos, metāls izrāda izturību pret mitrumu un skābekli. tomēr šī īpašība neattiecas uz hroma un fluora savienojumu - CrF 3, kas, pakļaujoties temperatūrai, kas pārsniedz 600 0 C, mijiedarbojas ar ūdens tvaikiem, reakcijas rezultātā veidojot Cr 2 O 3, kā arī slāpekli, oglekli un sēru. .
Karsējot hroma metālu, tas reaģē ar halogēniem, sēru, silīciju, boru, oglekli un dažiem citiem elementiem, kā rezultātā rodas šādas hroma ķīmiskās reakcijas:
Cr + 2F 2 = CrF 4 (ar CrF 5 piejaukumu)
2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3
2Cr + 3S = Cr 2 S 3
Hromatus var iegūt, karsējot hromu ar izkausētu sodu gaisā, sārmu metālu nitrātiem vai hlorātiem:
2Cr + 2Na 2CO 3 + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2.
Hroms nav toksisks, ko nevar teikt par dažiem tā savienojumiem. Kā zināms, šī metāla putekļi, nonākot organismā, var kairināt plaušas, caur ādu tie neuzsūcas. Bet, tā kā tas nenotiek tīrā veidā, tā iekļūšana cilvēka ķermenī nav iespējama.
Ienāk trīsvērtīgais hroms vidi hroma rūdas ieguves un pārstrādes laikā. Hroms, visticamāk, tiek ievadīts cilvēka ķermenī uztura bagātinātāja veidā, ko izmanto svara zaudēšanas programmās. Hroms, kura valence ir +3, ir aktīvs glikozes sintēzes dalībnieks. Zinātnieki ir noskaidrojuši, ka pārmērīgs hroma patēriņš cilvēka ķermenim īpašu kaitējumu nenodara, jo tas netiek absorbēts, taču tas var uzkrāties organismā.
Savienojumi, kas satur sešvērtīgo metālu, ir ārkārtīgi toksiski. To iekļūšanas iespējamība cilvēka ķermenī parādās hromātu ražošanas, priekšmetu hromēšanas un dažu metināšanas darbu laikā. Šāda hroma uzņemšana organismā ir saistīta ar nopietnām sekām, jo savienojumi, kuros ir sešvērtīgais elements, ir spēcīgi oksidētāji. Tādēļ tie var izraisīt asiņošanu kuņģī un zarnās, dažreiz ar zarnu perforāciju. Kad šādi savienojumi nonāk saskarē ar ādu, rodas spēcīgas ķīmiskas reakcijas apdegumu, iekaisuma un čūlu veidā.
Atkarībā no hroma kvalitātes, kas jāiegūst izejā, ir vairākas metāla iegūšanas metodes: koncentrētu hroma oksīda ūdens šķīdumu elektrolīze, sulfātu elektrolīze un reducēšana ar silīcija oksīdu. Tomēr pēdējā metode nav īpaši populāra, jo tā ražo hromu ar milzīgu daudzumu piemaisījumu. Turklāt tas nav ekonomiski izdevīgi.
| Oksidācijas stāvoklis | Oksīds | Hidroksīds | Raksturs | Šķīdumos dominējošās formas | Piezīmes |
| +2 | CrO (melns) | Cr(OH)2 (dzeltens) | Pamata | Cr2+ (zilie sāļi) | Ļoti spēcīgs reducētājs |
| Cr2O3 (zaļš) | Cr(OH)3 (pelēki zaļš) | Amfotērisks |
Cr3+ (zaļi vai purpursarkani sāļi) |
||
| +4 | CrO2 | neeksistē | Neveido sāli | - |
Reti sastopams, neraksturīgs |
| +6 | CrO3 (sarkans) |
H2CrO4 |
Skābe |
CrO42- (hromāti, dzeltens) |
Pāreja ir atkarīga no vides pH. Spēcīgs oksidētājs, higroskopisks, ļoti toksisks. |
Hroma savienojumu redoksīpašības ar dažādu oksidācijas pakāpi.
Chromium. Atoma struktūra. Iespējamie oksidācijas stāvokļi. Skābju-bāzes īpašības. Pieteikums.
Cr +24)2)8)13)1
Hromam ir oksidācijas pakāpe +2, +3 un +6.
Palielinoties oksidācijas pakāpei, palielinās skābās un oksidējošās īpašības. Hroma Cr2+ atvasinājumi ir ļoti spēcīgi reducētāji. Cr2+ jons veidojas hroma šķīdināšanas pirmajā posmā skābēs vai Cr3+ reducēšanas laikā skābā šķīdumā ar cinku. Dehidrējot, hidroksīds Cr(OH)2 pārvēršas par Cr2O3. Cr3+ savienojumi ir stabili gaisā. Tie var būt gan reducētāji, gan oksidētāji. Cr3+ var reducēt skābā šķīdumā ar cinku līdz Cr2+ vai oksidēt sārmainā šķīdumā līdz CrO42- ar bromu un citiem oksidētājiem. Hidroksīds Cr(OH)3 (vai drīzāk Cr2O3 nH2O) ir amfotērisks savienojums, kas veido sāļus ar Cr3+ katjonu vai hromskābes HCrO2 sāļus - hromītus (piemēram, KSrO2, NaCrO2). Cr6+ savienojumi: hromanhidrīds CrO3, hromskābes un to sāļi, starp kuriem svarīgākie ir hromāti un dihromāti - spēcīgi oksidējošie sāļi.
Izmanto kā nodilumizturīgu un skaistu galvanisku pārklājumu (hromēšana). Hromu izmanto sakausējumu ražošanai: hroms-30 un hroms-90, kas ir neaizstājami jaudīgu plazmas lāpu sprauslu ražošanā un kosmosa rūpniecībā.
Hroms ir ķīmiski neaktīvs. Normālos apstākļos tas reaģē tikai ar fluoru (no nemetāliem), veidojot fluorīdu maisījumu.
Hromāti un dihromāti
Hromāti veidojas, mijiedarbojoties CrO3 vai hromskābju šķīdumiem ar sārmiem:
СгО3 + 2NaOH = Na2CrO4 + Н2О
Dihromātus iegūst, skābēm iedarbojoties uz hromātiem:
2 Na2Cr2O4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O
Hroma savienojumiem ir raksturīgas redoksreakcijas.
Hroma (II) savienojumi ir spēcīgi reducētāji un viegli oksidējas
4(5gCl2 + O2 + 4HCI = 4CrCl3 + 2H2O
Hroma savienojumiem (!!!) ir raksturīgas reducējošas īpašības. Oksidētāju ietekmē viņi iet:
uz hromātiem - sārmainā vidē,
dihromātos - skābā vidē.
Cr(OH)3. CrOH + HCl = CrCl + H2O, 3CrOH + 2NaOH = Cr3Na2O3 + 3H2O
Hromāti (III) (vecais nosaukums: hromīti).
Hroma savienojumiem ir raksturīgas reducējošas īpašības. Oksidētāju ietekmē viņi iet:
uz hromātiem - sārmainā vidē,
dihromātos - skābā vidē.
2Na3 [Cr(OH)6] + 3Br2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O
5Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 11H2O = 3K2Cr2O7 + 2H2Cr2O7 + 6MnSO4 + 9H2SO4
Hromskābju sāļi skābā vidē ir spēcīgi oksidētāji:
3Na2SO3 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O