Реферат: Хром 22

Поделиться:
Нет комментариев

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Все поля обязательны для заполнения.

Название: Хром 22
Раздел: Рефераты по астрономии

Хром

Хром був відкритий Л. Н. Вокленом у 1797 р.

Перебування в природі
. Природні сполуки хрому: хромистий залізняк FеО·Сr2
О3
і свинцева червона руда РbСrО4
. Великі поклади хромових руд зустрічаються на Уралі.

Фізичні властивості
. Хром — білий блискучий метал, що відрізняється твердістю і тендітністю, з густотою 7,2 р/см3
, температурою плавлення 1903°С и температурою кипіння біля 2570°С. На повітрі поверхня хрому покривається оксидной плівкою, що охороняє його від подальшого окислювання. Добавка вуглецю до хрому ще більше збільшує його твердість.

Хімічні властивості
. Хром на холоду дуже інертний. При нагріванні він взаємодіє з киснем, галогенами, азотом, вуглецем, сіркою й ін.:

4 Cr + 3 O2
= 2 Cr2
O3

2 Cr + 3 Cl2
= 2 CrCl3

2 Cr + 3 S = Cr2
S3

2 Cr + N2
= 2 CrN

Сульфід хрому може існувати тільки в сухому виді. При контакті з водою, навіть із її парами, він цілком гідролізується:

Сr2
S3
+ 6 Н2
О = 2 Сr(ОН)3
+ 3 Н2
S

При нагріванні хром розчиняється в соляною і сарною кислотах:

Сr + Н2
4
= СrSO4
+ Н2

Сr + 2 HСl = СrСl2
+ Н2

Сполуки хрому (II) хитливі і легко окисляються до сполук хрому (III):

4 СrСl2 + O2 + 4 НСl = 4 СrСl3 + 2 Н2
О

У нитратній кислоті і царській горілці на холоду хром зовсім не розчиняється, а при кип’ятінні розчиняється дуже слабко. Це пояснюється тим, що нитратна кислота пасивує хром. Хром пасивується й іншими сильними окислювачами.

Отримання
. У промисловості одержують як чистий хром, так і його сплав із залізом (ферохром). Чистий хром одержують відновленням його оксиду алюмінієм:

Сг2
О3
+ 2 Аl = 2 Сr + Аl2
O3

Ферохром буває двох видів: що містить і вуглець, що не містить. Перший одержують відновленням хромистого залізняка коксом:

FеО·Сr2
О3
+ 4 С = Fе + 2 Сr + 4 СО

другий — відновленням хромистого залізняка алюмінієм:

3 FеО·Сr2
О3
+ 8 Аl = 3 Fе + 6 Сr + 4 Аl2
O3

Застосування
. Хромом покривають залізні і сталеві деталі й інструменти, що використовуються в промисловості. Хромування деталей здійснюється електролітичним методом.

Найбільша кількість хрому застосовується в металургії для одержання хромистих сталей, що відрізняються великою твердістю і тривкістю, тому використовуються для виготовлення інструментів, шарикоподшипників і деталей машин, що несуть велике навантаження. Добавка хрому до бронзи, латуні й інших сплавів значно підвищує їхню твердість. Сплав хрому з нікелем і залізом (нихром) має високий електричний опір і застосовується для виготовлення спіралей електронагрівальних приладів.

Кисневі сполуки хрому (III)
. Оксид хрому (III) Сr2
О3
є амфотерним. У звичайних умовах це порошок зеленого кольору. Він не розчиняється у воді, дуже слабко розчиняється в кислотах і лугах, а при сплавці з лугами або карбонатами лужних металів утворює розчинні у воді солі хромистої кислоти — хроміти
:

Сг2
О3
+ 2 NаОН = 2 NаСrО2
+ Н2
О

Сr2
О3
+ К2
СО3
= 2 КСгО2
+ СО2

Оксид хрому (III) при сплавці з лугами при кисню повітря може окислятися до хроматів
:

2 Сr2
О3
+ 8 КОН + 3 O2
= 4 К2
СгО4
+ 4 Н2
О

У лабораторних умовах оксид хрому (III) можна одержати термічним розкладанням дихромата амонію:

(NН4
)2
Сr2
O7
= Сr2
О3
+ N2
+ 4 Н2
О

У промисловості оксид хрому (III) одержують відновленням дихромата калію коксом або сіркою:

2 К2
Сr2
О7
+ 3 С = 2 Сr2
О3
+ 2 К2
СО3
+ СО2

К2
Сr2
О7
+ S = Сr2
О3
+ К2
SO4

Оксид хрому (III) застосовується для одержання хрому, а також для виготовлення масляних і акварельних фарб. Хромові фарби стійкі до дії вологи і нагріванню. Солі хрому (III) застосовуються в промисловості для одержання хромової шкіри.

При дії лугів на розчини солей хрому (III) випадає осад гидроксида хрому (III) Сr(ОН)3
сірувато-блакитного цвіту. Гидроксид хрому (III) має амфотерні властивості. На відміну від оксиду гидроксид хрому легкорозчинним як у кислотах, так і в лугах:

2 Сr(ОН)3
+ 3 Н2
SO4
= Сr2
(SO4
)3
+ 6 Н2
О

Cr(ОН)3
+3 NаОН = Nа3
[Сг(ОН)6
].

тому його можна осадити, тільки якщо не добавляти надлишку лугу. При нагріванні гидроксид хрому (III) утрачає воду, перетворюючись в оксид:

2 Сr(ОН)3
= Сr2
О3
+ 3 Н2
О

Більшість солей хрому (III) добре розчиняється у воді, але легко піддається гидролізу. Сульфат хрому разом із сульфатами розжарюємо, амонію, рубидію або цезію викристалізовується у виді квасцов
Ме2
SO4
·Сr2
(SO4
)3
·24Н2
О або МеСг(SO4
)2
·12Н2
О,, де Ме — катіон калію, амонію, рубидію або цезію.

Хромовий ангідрид і хромові кислоти
— сполуки, у яких хром утримується у вищому валентному стані: +6. Триоксид хрому СгО3
— кислотний оксид, що взаємодіє з водою, основними оксидами й основами:

СrО3
+ Н2
О = Н2
СrO4

2 СrО3
+ Н2
О = Н2
Сr2
О7

СrО3
+ СаО = СаСrО4

СrО3
+ 2 КОН = К2
СrО4
+ Н2
О

Хромовий ангідрид може утворювати як хромову, так і двухромову кислоти і їхньої солі. Стан рівноваги

2 СrО4
2

+ 2 Н+
Û 2 НСrО
Û Cr2
О7
2

+ Н2
О

залежить від кислотності середовища: у кислому розчині основна маса хрому знаходиться у виді дихромата, а в лужному, де концентрація іонів водню дуже мала, — у виді хромата.

Хромовий ангідрид — дуже сильний окислювач. Реакції його з деякими органічними речовинами при сірчаної кислоти протікають із вибухом:

8 СrО3
+ 3 СН3
СОСН3
+ 12 Н2
4
= 4 Сr2
(SО4
)з + 9 СО2
+ 9 Н2
О

Хромовий ангідрид можна одержати дією концентрованої сульфатної кислоти на сухі хромати або дихроматы:

K2
CrO4
+ H2
SO4
= K2
SO4
+ CrO3
+ H2
O

K2
Cr2
O7
+ H2
SO4
= K2
SO4
+ 2 CrO3
+ H2
O

Хромовий ангідрид застосовується як окислювач при різноманітних органічних синтезах.

Солі лужних металів і амонію хромових кислот добре розчинні у воді. Солі інших металів розчиняються важко. Дихромат калію К2
Сг2
О7
, (хромпик) широко застосовується як окислювач у лабораторній практика і хімічної технології. Дія хроматів і дихроматів як окислювачів виявляється в кислому середовищі:

К2
Сг2
О7
+ 6 FеSO4
+ 7 Н2
SO4
= К2
4
+ Сr2
(SO4
)3
+ 3 Fе2
(SO4
)3
+ 7 Н2
О

При додаванні розчину залізного купоросу до розчину дихромата калію жовтогаряче фарбування зникає і з’являється зеленим, обумовлена утворенням гидратированих іонів Сг3
+
.

Броміии і йодиди окисляються дихроматом калію до вільних галогенів:

К2
Сr2
О7
+ 6 КI + 7 Н2
SO4
= Сr2
(SO4
)3
+ 3I2
+ 4 К2
SO4
+ 7 Н2
О

При взаємодії дихромата калію з йодоводневої і бромоводневої кислотами подкисляти розчин не потрібно, тому що необхідну кислотність створюють самі відновлювачі, що є сильними кислотами:

К2
Сr2
О7
+ 14 НВr = 2 КВr + 2 СrВr3
+ 3 Вr2
+ 7 Н2
О

йод , що виділяється , або бром маскує перехід жовтогарячого фарбування розчину в зелену.

У аналітичній хімії реакція окислювання хроматом або дихроатом калію різноманітних іонів використовується для їхнього визначення. Цей метод аналізу називається хроматометрією
.

Розчин дихромата калію в концентрованої сульфатній кислоті називається хромовою сумішшю і використовується в лабораторній практицідля миття посуду. Він легко видаляє жир з поверхні скла, окислюючи його хромовим ангідридом, що утвориться, і змиваючи концентрованою сульфатною кислотою.