Реферат: Хром 22
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 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 СrО42- + 2 Н+ Û 2 НСrО- Û Cr2 О72- + 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+.
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.