Реферат: Хром 22
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 SО4 = 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 SО4 = 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 SО4 + 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 + .
--> ЧИТАТЬ ПОЛНОСТЬЮ <--